São misturas homogêneas de duas ou mais substâncias. Nas soluções o disperso recebe o nome de soluto e o dispersante de solvente. De acordo com a Fase de Agregação Soluções sólidas: aliança de ouro Soluções líquidas: água mineral Soluções gasosas: ar atmosférico De acordo com a natureza do soluto Soluções moleculares: quando as partículas dispersas são moléculas, Ex: moléculas de açúcar (C12H22O11) em água. Soluções iônicas: quando as partículas dispersas são íons. Ex: os íons do sal de cozinha Na+ e Clem água. São sistemas nos quais uma substância esta disseminada sob a forma de pequenas partículas numa segunda substância. Disperso é a primeira substância e a segunda e o Dispersante. Soluto: Em uma solução, as partículas do soluto são átomos, íons ou moléculas totalmente dissolvidas no solvente. Solvente: é aquele que dissolve o Soluto. Exemplo: água mineral Ca(HCO3)2 H2O As dispersões podem ser classificadas, com base na dimensão média das partículas da fase dispersa. Quando as partículas dispersas têm até 1nm (10-9 m) de diâmetro. Não é possível ver as partículas dissolvidas nem com microscopia eletrônica. Exemplos: Solução de sal em água; solução de açúcar em água. Colóides ou dispersão coloidal: quando as partículas dispersas têm entre 1nm e 100nm de diâmetro. São misturas que a olho nu aparentam ser homogêneas, mas na realidade não o são. Ex: sangue humano, fumaça, gelatina. Mg(HCO3)2 NaHCO3 KHCO3 Polaridade: Semelhante dissolve semelhante Uma substância polar tende a se dissolver num solvente polar e uma substância apolar num solvente apolar. Exemplo: NaCl em H2O (ambos são polares). I2 em CCl4 (ambos são apolares). Quando as partículas dispersas têm mais de 100nm de diâmetro. É possível ver as partículas a olho nu. Ex: água e areia. Observação: 1 nm (nanômetro) = 10-9 metros 1 nm (angstron) = 1O Å = 10-10 metros É a quantidade máxima de soluto capaz de se dissolver em uma quantidade fixa de solvente sob certas condições de temperatura e pressão. Ex: o coeficiente de solubilidade do KNO3 em água é 31,6g de KNO3 para 100g de H2O a 20ºC. 51 Com base no coeficiente de solubilidade de um soluto em determinado solvente se classifica as soluções em: É a representação gráfica dos coeficientes de solubilidade de uma solução em função da temperatura (a) Solução Insaturada: Dizemos que uma solução é insaturada, quando ela contém uma quantidade de soluto inferior ao seu coeficiente de solubilidade na temperatura que se encontra a solução. Supersaturada Saturada Insaturada Observação: todos os pontos do gráfico que estão abaixo da curva de solubilidade correspondem a concentrações de soluções insaturadas Dependendo da quantidade de soluto em relação à quantidade de solvente, uma solução insaturada pode ser classificada em: - Solução Diluída: A quantidade de soluto dissolvida na solução é bem abaixo do coeficiente de solubilidade. - Solução Concentrada: A quantidade de soluto dissolvido na solução é bem próximo do coeficiente de solubilidade. (b) Solução Saturada: Dizemos que uma solução é saturada quando ela contém uma quantidade de soluto igual ao seu coeficiente de solubilidade na temperatura em que se encontra a solução. Se acrescentarmos 36,0g de NaCl a 20ºC todo o sal irá se dissolver na água e a solução será saturada sem a presença de corpo de fundo. Se acrescentarmos 38,0g de NaCl em 100g de água a 20ºC, apenas 36,0g do sal irá se dissolver na água e 2,0g do sal precipitará para o fundo do recipiente. A solução obtida será saturada com presença de corpo de fundo. (c) Solução Supersaturada: Uma solução é supersaturada quando contém uma quantidade de soluto superior ao seu coeficiente de solubilidade na temperatura que se encontra. A solução supersaturada é instável, e a mínima perturbação do sistema faz com que o Excesso de soluto sofra cristalização. Nesse caso, a solução torna-se saturada em presença de corpo de fundo. 52 Temperatura/ºC Gráfico de dissolução Endotérmica Curva de solubilidade do KNO3 em água em função da temperatura 160 140 120 100 80 60 40 20 0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100 Temperatura/ºC Quando o aumento da temperatura provoca um aumento da solubilidade ou do coeficiente de solubilidade. A dissolução endotérmica ocorre com absorção de energia e é favorecida pelo aumento da temperatura. Gráfico de dissolução Exotérmica Curva de solubilidade do Ca(OH)2 em água em função da temperatura 0.200 0.180 0.160 0.120 0.100 0.060 0.040 0.020 0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100 Temperatura/ºC Quando o aumento da temperatura provoca uma diminuição da solubilidade ou do coeficiente de solubilidade. Ocorre com liberação de energia e por isso é inibida pelo fornecimento de energia térmica. Gráfico de Compostos Hidratados Curva de solubilidade Na2SO4 .10 H2O e do Na2SO4 50 - Nas expressões adotamos a seguinte convenção para diferenciar soluto, solvente e solução. Ponto de Inflexão Soluto Índice (1) Soluto Índice (2) Solução não terá índice 40 30 - 20 - 10 - n1 = Quantidade de matéria do soluto m2 = massa do solvente V = Volume da solução Temperatura/ºC O 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100 Gráfico da solubilidade de gases em líquidos Os gases em geral são poucos solúveis em líquidos. Podemos tomar como exemplo lL de água dissolve apenas 19mL de ar em condições ambientes. Efeito da Temperatura Essa convenção está relacionada ao procedimento correto em laboratório. O soluto (1) é colocado primeiro no recipiente o solvente (2) é acrescentado depois para complementar determinado volume da solução. 1) Titulo ou Porcentagem em massa ou volume a) Titulo em massa: É a relação entre a massa do soluto e a massa da solução. T = A solubilidade do gás no líquido sempre diminui com o aumento da temperatura. Por isso os peixes não vivem bem em águas quentes, pois tem pouco oxigênio dissolvido. 0,006 0,005 0.004 0,003 0,002 0,001 O - O2 N2 10 20 30 40 50 Logo A pressão só influi na solubilidade de solutos gasosos. Praticamente não influi na solubilidade de solutos sólidos ou líquidos. Aumentando-se a pressão sobre o gás estaremos empurrando o gás para dentro do líquido, portanto, a solubilidade do gás aumenta. Em temperaturas constantes a solubilidade de um gás é diretamente proporcional à pressão do gás. Em que T= m = m1 + m2 m1 m1 + m2 b) Titulo Percentual ou Percentagem em massa: É a relação entre o volume do soluto e o volume da solução. T % = 100 . T ou T % = 100 . m1 m c) Titulo em volume: é a relação entre o volume do soluto e o volume da solução. T = Efeito da Pressão m1 m v1 V Onde V ≠ V1 + V2 Como a relação entre a massa é feita sempre numa mesma unidade o título sempre será um número puro e menor que a unidade, pois a massa do soluto é sempre menor que a massa da solução. Quando dizemos que uma solução possui um título igual a 0,25, isso significa que a unidade de massa do solvente é de 0,75. É um valor que varia entre 0 e 1. Por este motivo que geralmente é escrito na forma percentual ou percentagem em massa do soluto. 53 Quando calculamos o titulo em volume, o volume da solução (V) não é sempre igual à soma do volume do soluto com o volume do solvente, porque ao misturarmos água e álcool etílico ocorre uma contração de volume, ou seja, o volume da solução V é menor que a soma dos volumes. Quando dizemos, por exemplo, que uma solução de água dissolvida em álcool etílico apresenta título em volume igual a 0,04 ou 4% isso significa que, de cada 100 unidades de volume da solução, apenas 4 unidades de volume são de soluto nesse caso, a água. 2) Concentração Comum ou Concentração em g/l A concentração em massa (C) indica a quantidade de soluto (m1) que se encontra dissolvida em um volume-padrão de solução (V). Simplificamente podemos escrever: C = m1 g/L V Quando dizemos, por exemplo, que uma solução possui concentração igual a 150g/L, isso significa que em cada litro de solução, há 150g de soluto dissolvido. Acompanhe: m1 m T = Portanto, podemos escrever: . m1 = T m m d= Portanto, podemos escrever: V V= m d Substituindo na expressão da concentração em massa, teremos: C= m1 C= V . T m m d . . C= T m d m C = T. d Se a concentração estiver expressa em g/L e a densidade em g/mL, basta multiplicar a densidade por 1000, pois 1L = 1000mL. Nesse caso, temos: C (g/L) = 1000. d (g/mL) .T 3) Densidade A densidade (d) de uma solução é a relação entre a massa (m) e o volume (V) dessa solução. 4) Concentração em quantidade de matéria por volume, concentração molar, concentração mol/L ou simplesmente molaridade Simplificamente podemos escrever: d= m V g/mL A densidade da solução é geralmente expressa em g/mL, mas também pode ser expressa em g/L, g/cm3, etc. Quando dizemos que uma solução apresenta, por exemplo, densidade igual a 0,8g/mL, isso significa que cada 1 mL da solução tem massa igual a 0,8g. Relação entre as expressões físicas Observando atentamente as expressões da concentração (C), da densidade (d) e do título em massa (T), verificamos que é possível relacionar todas elas numa única expressão. 54 É a razão entre o número de mols de soluto e o volume de solução dado em L. n1 m1 Então: M= Como n1 = V(L) M1 M= m1(g) . Unidade Mol/L ou Molar M1 (g/mol) V(L) M = Molaridade; n1= número de mols de soluto; V= Volume da solução (litros); m1= massa do soluto (gramas); M1 ou Mol = massa molar do soluto. Quando se diz, por exemplo, que uma solução apresenta concentração em quantidade de matéria igual a 2,5 mol/L, isso significa que existem 2,5 mol de soluto a cada litro de solução. Relação entre concentração comum e molaridade m1 e m1 M= M1 V V Dividindo a concentração comum pela molaridade temos: C= . m1 C = M V m1 M1 V . .. . m1 V M1 C = M m1 V Simplificando a massa pelo volume C = M1 M . C = M1 M 5) Fração em quantidade de matéria ou Fração Molar Se uma solução é feita de dois ou mais solutos diferentes, cada soluto terá a sua respectiva fração em quantidade de matéria na solução. 6) Equivalente-grama (Eq-g) Equivalente-grama para um elemento químico K é o nox do elemento químico em módulo Ex: cálcio Ca E = M1/K E = 40/2 = 20g Equivalente-grama para uma substância simples K é a valência do elemento que forma a substância, multiplicada pelo número de vezes que ele aparece na fórmula. Ex: gás flúor F2 E = M1/K E = 38/1.2 E = 19g Equivalente-grama de um ácido A fração em quantidade de matéria de soluto (X1) em uma solução é a relação entre a quantidade de matéria do soluto (n1) é a quantidade de matéria da solução (n). X1 = n1 n X1 = n1 + M1 X2 = E= M1 m1 X2 = M2 M2 m1 M1 + M1 K unidade eq-g m2 n2 X2 = n1 + n2 m2 n2 n E = Equivalente-grama M1 = Massa Molar K = número de hidrogênios ionizáveis n1 + n2 m1 X1 = Pode ser calculado pela razão entre a massa molar do composto anidro (não ionizado) e o número de hidrogênios ionizáveis. m2 Equivalente-grama de uma base O equivalente-grama de uma base é calculado pela razão entre a massa molar dessa base e o número de grupos hidróxidos, OH-1. E = Equivalente-grama M1 = Massa Molar K = número de grupos OH-1 E= M1 K unidade eq-g M2 Equivalente-grama de um sal X1 = Fração molar do soluto X2 = Fração molar do solvente n1 = número de mols de soluto n2 = número de mols de solvente Por ser uma relação entre quantidades de matéria, X1 e X2 são sempre números adimensionais e menores que a unidade. O equivalente-grama de um sal é calculado pela razão entre a massa molar desse sal e a carga total de cátion ou de ânions em módulo. E = Equivalente grama M1 = Massa molar K = módulo do produto x.y E= M1 K unidade eq-g X1 + X 2 = 1 55 7) Número de equivalente-grama (eq-g) Calcula-se o número de equivalentes-gramas em uma massa qualquer de determinada substância pela razão entre essa massa (m) em gramas e a massa de 1 equivalente-grama (E) da substância. m (g) e = E (g/eq) e = nº de equivalente grama m = massa da substância(g) E = 1 equivalente grama Diluição de Soluções Diluir uma solução significa acrescentar solvente a essa solução de modo a diminuir a sua concentração. A quantidade de soluto permanece inalterada. C1.V1 = C2.V2 N1.V1 = N2.V2 M1.V1 = M2.V2 8) Normalidade 1 A normalidade (N) é a relação entre o número de equivalentes-gramas do soluto (e1) e o volume da solução em litro (V). e1 V (L) N= N= V2 = V1 + Vadicionado C1 > C2 V1 < V2 m1 E1 e1 = 2 m1(soluto) = m2(soluto) m1(g) E1(g/eq).V(L) Misturas de Soluções Quando se diz que a normalidade, por exemplo, possui 2,5 eq/L ou que a solução é 2,5 normal (2,5 N), isso significa que em cada litro de solução há 2,5 equivalentes-gramas de soluto. Na mistura de soluções de um mesmo soluto, sem reação química, obtemos uma nova solução, onde a solução é intermediária as concentrações misturadas. Relação entre Normalidade (N) e Molaridade (M) A N= m1 E1. V(L) e M= . M1 V (L) K m1 N= M1 .V(L) K B C m1 M1 Sabendo que: E1 = N= + K . m1 M1.V(L) Cc.Vc = Ca.Va + Cb.Vb Mc.Vc = Ma.Va + Mb.Vb Nc.Vc = Na.Va + Nb.Vb O volume final é a soma dos volumes de todas Soluções intermediárias N = K. M Portanto: Titulação Relação entre Normalidade (N) e (C) concentração em massa Temos que: N = Portanto: N = C E1 56 m1 m1 e C= E1. V(L) V(L) ou C =N.E1 Titulação: Em geral utiliza-se um ácido para titular uma base e vice-versa. No instante em que ocorre a neutralização ácido-Base total (ponto de viragem), verifica-se a mudança de cor de um indicador (geralmente Fenolftaleína). A = ácido B = base n° eq-g = V. N Na.Va = Nb.Vb Xa.ma.Va = Xb. mb.Vb Crioscopia Propriedades coligativas das soluções Significado: A água pura mantém temperatura constante durante a ebulição 100ºC ao nível do mar, o que não acontece se a ela misturarmos sal. Nesse caso a água inicia a ebulição a temperatura superior a 100ºC. Dizemos que a temperatura de ebulição é uma propriedade coligativa. Propriedades coligativas: São aquelas que surgem com a presença de um soluto e dependem única e exclusivamente do número de partículas que estão dispersas na solução, não dependendo da natureza do soluto. Isso significa dizer que a quantidade de partículas que estão dispersas na solução é que irá influenciar na intensidade das propriedades coligativas. Pressão máxima de vapor: É a pressão que seu vapor exerce num recipiente fechado quando se está em equilíbrio com o líquido, a uma certa temperatura. - Quanto maior a temperatura, maior a pressão de vapor de uma substância. - Quanto mais volátil uma substância, maior a sua pressão de vapor, ou seja, entram em ebulição antes. - Maior pressão de vapor implica atingir o ponto de ebulição mais rápido. - Quando a pressão de vapor se iguala a pressão externa local o líquido entra em ebulição. - A pressão atmosférica diminui conforme a altitude aumenta, ou seja, quanto maior a altitude menor a pressão atmosférica. - O tempo de cozimento dos alimentos aumenta quando a pressão externa diminui. Efeitos coligativos Tonoscopia Abaixamento do ponto de solidificação do solvente causado pela adição de um soluto nãovolátil. Osmocopia Pressão osmótica: Líquidos podem aparecer separados por uma membrana semipermeável. A membrana semipermeável é uma barreira fina que permite a passagem de certas espécies atômicas, mas de outras não neste caso, permite a passagem de moléculas do solvente e do Soluto não. Osmose: Passagem do solvente do meio mais diluído para o meio mais concentrado através de uma membrana semipermeável. Diagrama de fases Diagrama de fases e o ponto triplo característico de cada substância. O ponto exato em que as curvas da variação das temperaturas de ebulição e de solidificação em função da pressão de vapor coincidem é denominado ponto triplo da substância e representa o equilíbrio entre as fases sólida, líquida e vapor. Exemplo: Para a água, isso ocorre quando a pressão é igual a 4,579mmHg e a temperatura é igual a 0,0098ºC. 760 4,579 0 0.0098 100 t/ºC No ponto triplo coexistem as 3 fases fase sólida fase líquida fase vapor Na curva de sublimação coexistem as fases fase sólida fase vapor Abaixamento da pressão máxima de vapor de um solvente causado pela adição de um soluto não-volatil. Na curva da solidificação coexistem as fases Ebulioscopia Na curva de ebulição coexistem as fases Aumento do ponto de ebulição do solvente causado pela adição de um soluto não-volátil. fase sólida fase líquida fase líquida fase vapor 57 A termoquímica é a parte de uma ciência denominada termodinâmica que estuda as trocas de calor entre o sistema e o meio ambiente. Desenvolvida durante uma reação química. » Conceitos » Sistema: parte isolada do universo físico cujas propriedades estão sendo estudadas. » Fronteira: são os limites que definem o espaço físico do sistema, separando-o do resto do universo. » Meio ambiente: é a porção do universo que rodeia as fronteiras do sistema e que pode, na maioria dos casos, interagir com o sistema. » Calor: é a energia que é diretamente transferida de um sistema para outro, ou entre o sistema e o meio. Normalmente é medido em cal ou Kcal. » Temperatura: medida da energia cinética média das partículas de um corpo qualquer que estamos considerando. São aquelas que liberam energia na forma de calor. A + B → C + D + calor Numa reação exotérmica, a entalpia dos reagentes é maior do que a entalpia dos produtos uma vez que ocorre liberação de energia. Reação exotérmica: Sendo, Concluímos que: HR > HP ΔH = HP - HR ΔH < O (-) Reação exotérmica representada em gráfico. H A+ B HR AH < O C+D HP Caminho da Reação Entalpia (H) É o calor trocado a pressão constante Variação da entalpia (ΔH) É o calor liberado ou absorvido em uma reação a pressão constante. Variação de entalpia ΔH: é a diferença entre a entalpia dos produtos e a entalpia dos reagentes. Reagente → Produto ↓ ↓ Inicio Fim ΔH = H(fim) – H(inicio) ΔH = H(produto) – H(reagente) ΔH = HP – HR Unidades: Caloria (cal) e Joule (J) ou em um dos seus múltiplos como quilojoule (KJ). 1 cal = 4,18J ou 1 Kcal = 1 KJ Classificação 58 As reações podem ser classificadas como endotérmicas ou exotérmicas. São aquelas que absorvem energia na forma de calor. A + B + calor → C + D Numa reação endotérmica a entalpia dos produtos é maior que a entalpia dos reagentes uma vez que ocorre absorção de energia. Reação endotérmica: HR < HP Sendo, ΔH = HP - HR Concluímos que ΔH > O (+) Reação endotérmica representada em gráfico. H C+ D HP A + B AH > O HR Caminho da reação Há um princípio fundamental da Termoquímica, determinado por Thompsen e Berthelot (1867). Segundo o qual: “Dentre um conjunto de reações químicas possíveis ocorrerá primeiro, espontaneamente, aquela que for mais exotérmica”. Equação Termoquímica Como o valor do ΔH de uma reação varia em função de vários fatores, é preciso fornecer na equação as seguintes informações. ► As substâncias que reagem e que são produzidas, com os respectivos coeficientes. ► A temperatura e a pressão. ► A fase de agregação (sólido-líquido-gasoso). ► A variedade alotrópica. ► A quantidade de calor que foi liberada ou absorvida durante a reação. Notações utilizadas Para informar que uma reação é exotérmica ou endotérmica, utiliza-se uma das notações indicadas nos exemplos a seguir. Reação exotérmica O calor é liberado, portanto é um produto da reação retirado dos reagentes: 2H2(g) + 1O2(g) → 2H2O(L) ΔH = - 136,6 Kcal 2H2(g) + 1O2(g) → 2H2O(L) + 136,6 Kcal 2H2(g) + 1O2(g) - 136,6 Kcal → 2H2O(L) Reação endotérmica O calor é absorvido, integrando aos reagentes da reação. 4C(graf) + 1S8(romb) → 4CS2(L) ΔH= + 104,4 Kcal 4C(graf) + 1S8(romb) → 4CS2(L) -104,4 Kcal 4C(graf) + 1S8(romb) + 104,4 Kcal → 4CS2(L) Fatores que influenciam o ΔH de uma reação » Temperatura: O aumento da temperatura provoca um aumento da quantidade de calor liberado. CH4 + 2O2 → CO2 + 2 H2O ΔH = - 210,8 Kcal/mol (20ºC) CH4 + 2O2 → CO2 + 2 H2O ΔH = - 212,8 Kcal/mol (25ºC) » Quantidade de matéria. A quantidade de calor envolvida em uma reação é proporcional à quantidade de reagentes e produtos que participam da reação (ou seja, dependem da massa). Se, por exemplo, dobrarmos a quantidade de reagentes e produtos, a quantidade de calor irá dobrar igualmente. 1H2 + 1Cl2 → 2HCl 2H2 + 2Cl2 → 4HCl ΔH = - 44,2 Kcal ΔH = - 88,4 Kcal » Dissolução (presença ou não de solvente) Quando dissolvemos uma substância em um solvente qualquer, ocorre liberação ou absorção de energia na forma de calor. 1H2 + 1Cl2 → 2HCl(g) ΔH = - 44,2 Kcal 2H2 + 2Cl2 → 4HCl(aq) ΔH = - 80,2 Kcal A diferença 80,2 – 44,2 = 36,0 Kcal é igual à energia liberada na dissolução de 2 mol de HCl em água (cada 1 mol de HCl dissolvido em água liberada 18,0 Kcal). Entalpia Padrão (HO) Para Toda substância simples, no estado padrão possui entalpia (H) igual a zero. » Fase de agregação. fase sólida < fase líquida < fase gasosa H2 + ½ O2 → H2O(g) ΔH = - 57,8 Kcal/mol H2 + ½ O2 → H2O(l) ΔH = - 68,3 Kcal/mol » A forma alotrópica. Entre as formas alotrópicas de um mesmo elemento, há aquela mais estável e, portanto, menos energética, e a menos estável, portanto, mais energética. Em geral, quanto maior a estabilidade, menor a energia e vice-versa. C(grafite) + O2 → CO2 C(diamante) + O2 → CO2 ΔH = - 94,0 Kcal ΔH = - 94,45 Kcal O estado padrão obedece à seguinte condição. ► condições ambientes de 25ºC e 1 atm; ► estado alotrópico mais estável; Variações de entalpia de uma reação Para simplificar o estudo, classificam-se as variações de entalpia que ocorrem nas reações termoquímicas conforme o tipo de fenômeno químico envolvido, a saber: ΔH de combustão, ΔH de neutralização, ΔH de formação. Em todos os casos, convenciona-se que o valor de ΔH deve ser medido em condições padrão. O ΔH para combustão, neutralização, ou formação de 1 mol de determinada substância é indicado pela notação ΔH0. 59 Entalpia padrão de combustão Denomina-se entalpia-padrão de combustão a variação de entalpia, ΔH0, envolvida na combustão completa de l mol de determinada substância em que todos os participantes da reação se encontram em condições padrão. Observe que o ΔHN de neutralização entre ácidos fortes e bases fortes é constante e igual a -13,8 Kcal/equivalente. Isso se justifica porque todos os ácidos fortes e as bases fortes se encontram praticamente 100% ionizados ou dissociados em soluções aquosas diluídas. Energia de Ligação Ex: Combustão completa do metano. CH4. 1 CH4(g) + 2 O2(g) → 1 CO2(g) + 2 H2O(L) ΔH0combustão = -212,8 Kcal Note que a combustão completa de qualquer composto que possua apenas carbono e hidrogênio ou carbono, hidrogênio e oxigênio irá produzir sempre gás carbônico e água. » Quebra de ligações: O processo de romper uma ligação química é sempre endotérmico. - Combustão: é a reação entre um combustível e um comburente, liberando calor. - combustível: pode ser qualquer substância. - comburente: o principal deles é o oxigênio. Ex: H – H(g) → H(g) + H(g) ΔH = +104,2 Kcal OBS: a combustão sempre é exotérmica. Ex: H(g) + H(g) → H – H(g) ΔH = -104,2 Kcal » Formação de ligações: O processo de formar uma ligação química é sempre exotérmico. Entalpia padrão de formação Calculando a entalpia de formação Denomina-se entalpia padrão de formação a variação de entalpia, ΔHf envolvida na reação de formação de 1 mol de moléculas de determinada substância, a partir de substâncias simples na forma alotrópica mais estável, em condições padrão. Ex: H2O; HCl, O3. ΔH = ΔHP - ΔHR 1 H2(g) + ½ O2 → 1 H2O(L) ΔHf = -68,3 Kcal ½ H2 + ½ Cl2(g) → 1 HCl(g) ΔHf = -22,1 Kcal 3/2 O2(g) → 1 O3(g) ΔHf = +34,0 Kcal Pela definição de entalpia padrão de formação, concluímos que a entalpia padrão de qualquer substância simples, na forma alotrópica mais estável e em condições padrão, é zero. Ex: H2(g) → H2(g) ΔHf = 0,0 Kcal O2(g) → O2(g) ΔHf = 0,0 Kcal 60 É a medida pela energia média (ΔH) que é necessária para romper 1 mol de ligações covalentes (simples, dupla ou tripla) entre 2 átomos de modo a obter esses átomos na fase gasosa. Ex: Reação de obtenção do ferro a partir da hematita: A partir das entalpias de formação das substâncias: ΔHf ΔHf ΔHf ΔHf Fe2O3(S) = - 196,5 Kcal CO(g) = - 26,4 Kcal Fe(S) = 0,0 Kcal CO2(g) = - 94,1 Kcal 1 Fe2O3(S) + 3CO(g) → 2 Fe(S) + 3 CO2(g) - 196,5 + 3x (-26,4) → 2x (0) + 3x (-94,1) - 275,7 → - 282,3 ΔH = ΔHP - ΔHR ΔH = -282,3 - (- 275,7) ΔH = - 6,6 Kcal Entalpia padrão de neutralização Calculando a energia de ligação Denomina-se entalpia padrão de neutralização a variação de entalpia, (ΔHN), envolvida na neutralização de 1 equivalente-grama de um ácido, por um equivalente-grama de uma base, ambos em soluções aquosas diluídas. O ΔH pode ser calculado através das energias de ligação das substâncias compostas, a partir da seguinte equação: 1HCl(aq) + 1NaOH(aq) →1NaCl(aq) + 1 H2O(L) ΔHN = -13,8 Kcal 1HNO3(aq) + 1KOH(aq) → 1KNO3(aq) + 1 H2O(L) ΔHN = -13,8 Kcal ΔH = ΣΔH ligações rompidas + ΣΔH ligações formadas dos reagentes dos produtos ΔH = ΣΔH0reagentes + ΔH = ΣΔH0produtos Ex: H2(g) + Cl2(g) → 2 HCl(g) ΔH = ? H – H(g) + Cl – Cl(g) → 2 H – Cl(g) 436KJ + 242,6KJ → 2x 431,8KJ + 678,6 - 863,6 ΔH = ΣΔH0reagentes + ΔH = ΣΔH0produtos ΔH = + 678,6 + (-868,6) ΔH = - 185 KJ LEI DE HESS A quantidade de calor liberada ou absorvida numa reação química depende unicamente do estado inicial e final da mesma e não dos estados intermediários. Ex: A reação de combustão incompleta do carbono produzindo apenas CO(g): Equação x: 2C(graf) + 1O2(g) → 2CO(g) ΔH = ? Equação I. 1C(graf) + 1O2(g) → 1CO2(g) ΔH = -94,1 Kcal A Cinética Química estuda a velocidade das reações e os fatores que a influenciam. Estuda ainda a possibilidade de controlar essa velocidade, tornando as reações mais rápidas ou mais lentas. O termo velocidade em Química não tem o mesmo sentido que em Física ou seja, espaço percorrido em função do tempo. Em química o termo velocidade está relacionado a quanto uma reação química se desenvolve mais rapidamente ou mais lentamente. Classificação quanto à velocidade ► Reações Lentas: Formação do petróleo. ► Reações Moderadas: Digestão dos alimentos. ► Reações Rápidas: A combustão do TNT. Velocidade Média das substâncias Equação II. 2C(graf) + 1O2(g) → 2CO2(g) ΔH = - 135,4 Kcal Obedecendo algumas regras matemáticas podemos “manipular” as equações I e II, de modo que ao somá-la o resultado seja a equação x. Na equação I devemos multiplicar toda a equação por 2. Importante: ao multiplicar ou dividir os coeficientes de uma reação termoquímica por um número qualquer, deve-se multiplicar ou dividir o valor de ΔH dessa reação pelo mesmo número. Na equação II devemos inverter a reação para que possamos obter a reação x. Importante: Ao inverter uma reação termoquímica , deve-se trocar o sinal do ΔH, pois, se em determinado sentido a reação libera calor, em sentido contrário a reação terá de absorver a mesma quantidade de calor que havia liberado e vice-versa. A velocidade média, Vm, calculada em função de uma das substâncias participantes da reação é a razão entre a quantidade consumida ou produzida da substância e o intervalo de tempo, Δt, em que isso ocorreu. Vm = Quantidade t Vm = Velocidade média a reação em função de qualquer substância participante. Δ|substância| = variação da concentração molar. Δt = intervalo de tempo. Δt = tfinal - tinicial Velocidade Média da reação A velocidade média da reação é o módulo da velocidade de consumo de um dos reagentes, ou da velocidade de formação de um dos produtos, dividido pelo respectivo coeficiente da substância na equação da reação corretamente balanceada. Se considerarmos a equação genérica: aA + bB → cC + dD Somando-se a equação I e II, após a aplicação das regras iremos obter a equação x. Vm = - [A] = Vm = a t 2C(graf) + 2O2(g) → 2CO2(g) Vm = + [C] = Vm = + [D] c t d t ΔH = -188,2 Kcal 2CO2(g) → 2CO(g) + 1O2(g) ΔH = +135,4 Kcal 2C(graf) + 1O2(g → 2CO(g) ΔH = - 52,8 Kcal - [B] = b t OBS: Podem ser expressas também em variação de massa Δm, variação de quantidade de matéria Δn, ou em variação de pressão Δp. 61 Gráfico: Velocidade da Reação Antes que uma reação tenha início, a quantidade de reagentes é máxima e a quantidade de produtos é zero. À medida que a reação se desenvolve, os reagentes vão sendo consumidos e, portanto, a quantidade de reagentes vai diminuindo até se tornar mínima (ou eventualmente zero). Ao mesmo tempo, os produtos vão sendo formados. Logo, a quantidade de produtos, que no inicio é baixa começa a aumentar, até que no final da reação, se torna máxima. Energia de ativação (Ea) É a quantidade mínima de energia necessária para que ocorra uma reação. Ex: faísca elétrica. Complexo ativado Estado intermediário ou estado de transição formado entre reagentes e produtos, cuja estrutura existe ligações fracas nos reagentes permitindo a formação de novas ligações ocorrendo assim à formação dos produtos. Gráfico da Reação Endotérmica produtos Complexo ativado reagentes Produtos Ea ΔH > 0 Reagentes Gráfico da velocidade em função do tempo para uma reação genérica: caminho da reação Gráfico da Reação Exotérmica Complexo ativado Reagentes Ea ΔH < 0 Produtos Condições fundamentais para que ocorra uma reação química Há duas condições que são fundamentais (embora não sejam suficientes) para que uma reação química possa ocorre: OBS: Quanto menor a Ea maior a velocidade da reação e vice-versa. ► Contato entre os reagentes (colisão efetiva) ► Afinidade química Fatores que influenciam a velocidade da reação Além disso é necessário que as partículas (moléculas,íons) dos reagentes colidam entre si, e a colisão entre as partículas dos reagentes deve ocorrer numa orientação favorável, com energia suficiente para romper as ligações existentes. Teoria das colisões: Quanto maior o número de colisões efetivas maior será a velocidade da reação. 62 caminho da reação ► Superfície de Contato: Em reações das quais participa um sólido, a velocidade será tanto maior quanto maior for à superfície de contato desse sólido. ► Temperatura: Quanto maior a temperatura, maior a energia cinética das moléculas reagentes, aumentando o número de colisões, portanto maior a velocidade de reação. Regra de Vant’Hoff Um aumento de 10ºC faz com que a velocidade da reação dobre. Temperatura 5ºC 15ºC 25ºC Velocidade V 2V 4V ►Concentração dos reagentes: Quanto maior o número de partículas de reagente por unidade de volume, maior a chance de haver colisão efetiva entre essas partículas e maior a velocidade da reação. ►Pressão: A pressão só provoca a variação na velocidade de uma reação onde exista pelo menos um reagente gasoso. Caso esta condição exista, o aumento da pressão provoca a redução no volume do sistema, provocando um aumento na concentração dos reagentes, o que aumenta a velocidade da reação. ►Natureza dos reagentes: Reações que envolvem a separação de muitos átomos tendem a ser mais lentas e as que envolvem a separação de poucos átomos tendem a ser mais rápidas. Exemplos: - Não sofre alteração permanente na sua massa ou na sua composição, ele será integralmente recuperado no final da reação. - A ação catalítica só é possível quando existe afinidade química entre os reagentes. Isso significa que não há catalisador que faça ocorrer uma reação não espontânea, por exemplo, a água reagir com o monóxido de carbono. - Se a reação for reversível, os produtos reagem entre si formando novamente os reagentes. reação direta Reagentes Produtos reação indireta A adição de um catalisador irá aumenta igualmente as velocidades das reações direta e inversa não alterando o ΔH das reações. Podemos representar graficamente a ação de um catalisador. Gráfico da Reação Endotérmica Sem catalisador Com catalisador Ea Reação muito lenta a 20ºC 1C3H6(s) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4 H2O(v) Reação muito rápida a 20ºC caminho da reação Gráfico da Reação Exotérmica 1HCl(aq) + 1NaOH(aq) → 1NaCl(aq) + 1 H2O(L) ►Luz e Eletricidade: Muitas reações só são ativadas na presença de luz (reações fotoquímicas) ou de eletricidade (eletrólise). Quanto maior o fornecimento de luz e de eletricidade maior a velocidade das reações. Sem catalisador Ea caminho da reação * Fotossíntese 6CO2 + 6H2O Com Catalisador Luz clorofila C6H12O6 + 6O2 * Fotólise 2H2O(L) faísca 2H2(g) + O2(g) ►Catalisador: o catalisador é uma substância que interage com os reagentes fornecendo um caminho mais fácil para que a reação se efetive. Todo catalisador possui em comum as seguintes características: Catálise São reações que ocorrem na presença de catalisadores tais como: Metais (Co, Ni ,Pd ,Pt), óxidos metálicos Al2O3 Fe2O3,V2O5, ácidos,bases, enzimas. Catálise homogênea Quando o catalisador forma com os reagentes um sistema monofásico. NO2(g) 2 SO2(g) + 1O2(g) 2SO3(g) 63 Catálise heterogênea Nesse tipo de reação, os reagentes e o catalisador formam um sistema com mais de uma fase. V2O5(S) 2SO2(g) + 1O2(g) 2SO3(g) A LEI DA AÇÃO DAS MASSAS DE GULDBERG E WAAGE Condisere a equação genérica, corretamente balanceada abaixo: aA + Bb → cC + dD Autocatálise É um tipo de reação na qual um dos produtos reage como catalisador. Ex: reação entre cobre metálico e ácido nítrico catalisada pelo monóxido de nitrogênio que é um dos produtos da reação: 3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO A velocidade dessa reação pode ser calculada pela equação: V = K.[A]a . [B]b Na qual K é uma constante que só depende da temperatura. Reação elementar: Quando uma reação química se desenvolve em uma única etapa. H3O+1(aq) + OH-1(aq) → 2 H2O(L) Outros conceitos - Inibidor: também chamado de catalisador negativo, é a substância que diminui a velocidade de uma reação. Ex: o nitrito de sódio, NaNO2(s) diminui a velocidade da reação de decomposição das carnes. - Ativador: também chamado de promotor do catalisador, é a substância que intensifica o efeito do catalisador que sozinha, não exerceria nenhum efeito sobre a reação. Ex: a fabricação da amônia que utiliza o ferro como catalisador e é ativada pelo óxido de potássio K2O(s) e óxido de alumínio Al2O3(S). - Veneno do catalisador: é a substância que diminui ou mesmo anula o efeito do catalisador. Ex: Arsênio As(s) anula a ação catalítica da platina. - Catálise enzimática: Algumas reações que seriam lentas em um tubo de ensaio ocorrem rapidamente em organismos vivos pela presença de catalisadores denominados enzimas. Também chamados de catalisadores biológicos, as enzimas são moléculas de proteínas com grande massa molar. A ação de uma enzima é altamente específica, ou seja, geralmente cada enzima catalisa uma única reação. Ex: A enzima maltase catalisa apenas o processo de transformação da maltose em glicose. maltase C12H22O11 + H2O maltose 64 2C6H12O6 glicose V = K. [H3O+].[ OH-1] Reação não elementar: Quando a reação se desenvolve em duas ou mais etapas distintas, a velocidade da reação depende apenas da velocidade da etapa lenta. A etapa lenta é a etapa determinante da velocidade da reação Etapa I H2 + 2NO → N2O + H2O (lenta) Etapa II H2 + N2O → N2 + H2O (rápida) 2H2 + NO → N2 + 2H2O A velocidade da reação será determinada pela velocidade da etapa I, que é a etapa lenta. V = K.[H2].[NO]2 Ordem de uma reação: Chamamos de ordem de uma reação à soma de todos os expoentes que aparecem na expressão da velocidade da reação. V = K.[H2].[NO]2 Ordem da reação: 1+ 2 = 3 (3ª ordem) Ordem da reação em relação ao H2: 1ª ordem Ordem da reação em relação ao NO: 2ª ordem Isso significa que se dobrarmos a concentração de H2(g) e mantivermos a concentração do NO(g) constante, a velocidade da reação dobra. Por outro lado, se dobrarmos a concentração de NO(g) e mantivermos constante a concentração do H2(g) a velocidade da reação quadruplica. Gráfico da Velocidade x Tempo Velocidade Muitas das reações químicas, realizadas em determinadas condições são reversíveis, nos quais os reagentes dão origem a produtos e os produtos reagem entre si, reconstituindo os reagentes. Reagentes (Velocidade direta) = V1 V1 = V2 ≠ 0 Produtos (Velocidade indireta) = V2 Reações irreversíveis: Queima de um fósforo. Reações reversíveis: H2O(s) ↔ H2O(L) O equilíbrio químico ocorre em: ► Sistema fechado: Não há troca de matéria com o meio ambiente. ► Temperatura constante: Não há troca de energia com o meio ambiente. Ex: reação realizada em ambiente fechado e a pressão constante. te Tempo OBS: A adição de um catalisador em um sistema em equilíbrio químico aumenta igualmente as velocidades das reações direta e inversa, sem favorecer nenhuma das reações. Gráfico da Concentração x Tempo [ ] mol.L-1 [Reagentes] = [Produtos] Reação direta H2(g) + CO2(g) H2O(L) + CO(g) Reação indireta te Característica do equilíbrio 1ª) Velocidade direta = Velocidade indireta No equilíbrio químico no inicio da reação, têm-se apenas as substância reagentes. A quantidade de produtos é igual a zero. A reação inicia-se e a velocidade da reação direta é máxima, pois a concentração de reagentes é máxima. Os produtos vão sendo formados. A reação inversa inicia-se. Em certo instante, as velocidades das reações direta igualam-se e o equilíbrio é atingindo. Reação direta Reagentes Produtos Reação indireta [ ] mol.L-1 [Reagentes] > [Produtos] te Tempo [r] > [p] 2ª) O equilíbrio é dinâmico As propriedades macroscópicas de um sistema em equilíbrio químico, permanecem constantes. As propriedades microscópicas de um sistema em equilíbrio tais como transformação de uma substância em outra, permanecem em evolução, ou seja, não para. Tempo [r] = [p] Reação direta Reagentes Produtos Reação inversa [ ] mol/L-1 [Reagentes] < [Produtos] 3ª) As concentrações permanecem constante No inicio da reação, a concentração dos reagentes é máxima com o passar do tempo, a concentração dos reagentes vai diminuindo e a dos produtos aumentando, até atingir o tempo de equilíbrio e as concentrações de reagentes e produtos se estabilizarem. te Tempo [r] < [p] Reação direta Reagentes Produtos Reação inversa 65 Exemplo: N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g) onstante em termos de Concentração Dada a equação genérica Kc = ( pNH3) 2 ( pN2) . ( pH2) 3 = (atm) 2 = (atm) -2 (atm). (atm) 3 V1 aA + bB cC + dD V2 V1 = K1. [A]a. [B]b V2 = K1. [C]c. [D]d Sabendo que no equilíbrio V1 = V2 K1. [A]a. [B]b = K2. [C]c. [D]d Isolando as constantes K1/K2 K1 = [C]c. [D]d - Na expressão de Kp só entram gases, pois a pressão parcial de sólidos e líquidos é desprezível. - A constante de equilíbrio é característica de cada reação e também da temperatura, ou seja, o valor de Kc ou de Kp para uma mesma reação, só irá variar se a temperatura variar. - Um valor alto de Kc ou de Kp indica que a quantidade de produtos é alta em relação à quantidade de reagentes, sendo assim, o equilíbrio tende para a direita, ou seja, no sentido de formação dos produtos. Relação entre Kc e Kp K2 = [A]a. [B]b Convencionou-se chamar K1/K2 = K Genericamente, temos: Kc = [PRODUTO] [REAGENTE] Ex: N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g) Kc = Unidade = [NH3] 2 [N2]. [H2] 3 (mol/L) 2 (mol/L) . (mol/L)3 Kp = Kc . (R.T)Δn Kp = constante de pressões parciais Kc = constante de concentrações molares R = constante universal (0,082 atm.L.mol-1.k-1) T = temperatura absoluta (Kevin) T/K = T/ºC + 273 Δn = (nº de mol produtos ) - (nº de mol reagente) Exemplo: N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g) Δn = 2 – (1+3) → Δn = -2 Grau de equilíbrio (α) = (mol/L) - 2 - Na expressão do Kc não entra sólido somente substâncias que se encontram no estado líquido e gasoso. Denomina-se grau de equilíbrio α de uma reação química em relação a um reagente o quociente entre a quantidade de matéria consumida desse reagente e a quantidade de matéria que havia no inicio. α= quantidade de matéria inicial Constante em termos de ressão parcial A definição da constante de equilíbrio em termos de pressão parcial, Kp, é análoga à definição de Kc. Dada a reação genérica: V1 aA + bB cC + dD V2 Kc = 66 ( pC)c . ( pD ) d ( pA) a. ( pB )b quantidade de matéria consumida ou α= quantidade de matéria que sofreu dissociação quantidade de matéria inicial Ex: Na reação A(g) + B(g) ↔ C(g) + D(g) temos no inicio da reação 50 mol de A e, ao chegarmos ao equilíbrio, ainda sobram 20 mol de A sem reagir, isso indica que reagiram: 50 – 20 = 30 mol α = 30 ÷ 50 = 0,6 É comum expressar α em porcentagem, logo no exemplo citado teríamos α = 60%. Quando um sistema de reação atinge o equilíbrio químico, ele tende a permanecer dessa maneira indefinidamente, desde que não seja perturbado por algum fator externo, que pode ser uma mudança na concentração das substâncias participantes da reação, na pressão ou na temperatura. Le Chatelier, estudando o comportamento de sistemas em equilíbrio químico quando sujeitos à variação de um desses três fatores, chegou à conclusão experimental. Quando se provoca uma perturbação sobre um sistema em equilíbrio, este se desloca no sentido que tende a anular essa perturbação, procurando se ajustar a um novo equilíbrio. Fatores que deslocam o equilíbrio » Concentração ► Quando aumentamos a concentração de um lado da reação, deslocamos o equilíbrio para o lado oposto. ► Quando reduzimos a concentração de um lado da reação, deslocamos o equilíbrio para o mesmo lado. » Pressão ► Quando aumentamos a pressão sobre o sistema o equilíbrio é deslocado no sentido do maior número de mols gasosos para o menor. ► Quando reduzimos a pressão sobre o sistema, o equilíbrio é deslocado no sentido do menor número de mols gasosos para o maior. Equilíbrio Iônico é um caso particular de equilíbrio químico onde aparecem íons. Como em qualquer equilíbrio, aqui também serão definidos um α e um K, que agora recebem nomes definidos: α = Grau de ionização ou dissociação iônica. Ki = Constante de ionização ou dissociação iônica. ÁCIDOS Considere, por exemplo, a reação reversível de ionização de um ácido genérico: + HA + H2O H3O - A + A expressão de kc para essa reação é: + Kc = [H3O ].[A-] [HA].[H2O] Como a água também atua como solvente, podemos considerar sua concentração praticamente constante e incluir o valor [H2O] no valor do kc. + - Kc . [H2O] = [H3O ].[A ] [HA] Se chamarmos kc.[H2O] = Ki No caso dos ácidos Ki = ka + Ka = [H3O ].[A-] [HA] BASES Da mesma maneira como definimos cons-tante de ionização para ácidos, podemos fazê-lo para bases fracas. BOH + H2O + B + - OH » Temperatura ► Quando aumentamos a temperatura de um sistema, favorecemos a reação endotérmica, deslocando o equilíbrio no sentido da mesma. ► Quando reduzimos a temperatura de um sistema, favorecemos a reação exotérmica, deslocando o equilíbrio no sentido da mesma. A reação direta é exotérmica e a reação inversa é endotérmica. Influencia do Catalisador O catalisador faz com que o equilíbrio seja atingido mais depressa, mas não o desloca no sentido de nenhuma das reações. No caso das bases Ki também é simbolizado por Kb. + Kb = [B ] . [OH-] [BOH] Observações sobre ácidos e bases » Quanto maior for o valor de Ka, maior a ionização do ácido; portanto, maior a sua força e vice-versa. » Quanto maior o valor de Kb, maior a dissociação da base; portanto, maior a sua força e vice-versa. » Os valores de ka e Kb assim como os valores de Kc só dependem da temperatura. 67 ÁGUA Produto Iônica da água Sabe-se que a água sofre auto-ionização em escala muito pequena, ou seja, a água é um eletrólito fraco que apresenta valores baixos de α e de kc o que significa a baixa condutibilidade elétrica da água pura. ► Potencial Hidrogeniônico (pH) pH = - log [H+] ► Potencial hidroxiliônico (pOH) pOH = - log [OH-] Equação que representa a auto ionização da água 2H2O(L) ↔ 1H3O+ + 1OH- Assim se Kw = 1,0 x 10-14 podemos afirmar: pH + pOH = 14 Expressando kc para essa reação, temos: Kc = [H3O+].[OH-] Escala de pH e pOH [H2O] 2 Simplificando: H2O(L) ↔ H+(aq) + OH-(aq) + Neutro Ácido Básico - Kc = [H ].[OH ] [H2O] Como a auto-ionização da água é extremamente pequena, podemos considerar a concentração em quantidade de matéria da água praticamente constante e, desse modo, embutir seu valor de kc. Kc . [H2O] = [H+] . [OH-] O produto [H+].[OH-] é denominado produto iônico da água e é simbolizado por kW (W = Walter, água). Indicadores São substâncias orgânicas que mudam de cor na presença de ácido ou base. kW = [H+].[OH-] 10-14 = 10-7. 10-7 Assim como o Kc e Ki, o produto iônica da água, Kw, só varia com a temperatura. Dentro deste contexto, definem-se o meio neutro, ácido e básico. Indicadores Fenolftaleina Meio ácido Incolor Papel Tornassol Vermelho Azul Metilorange Vermelho Laranja Azul de bromotimol Amarelo Meio básico Vermelho Azul Peagâmetro 68 Neutro [H+] = [OH-] [H+] =10-7 Ácido [H+] > [OH-] [H+] >10-7 Básico [H+] < [OH-] [H+] <10-7 Aparelho que medem a condutividade elétrica da solução e possuem uma escala já graduada em valores de pH. Nas piscinas, para controle de pH, se usam aparelhos menos sofisticados. Deslocando equilíbrios ácido-base Solução Tampão Por envolverem a presença de íons, os equilíbrios ácido-base pertencem à categoria dos equilíbrios iônicos. Um equilíbrio iônico pode ser deslocado para um dos lados por meio da remoção ou adição de algum íon presente na solução. Por exemplo: Considere a dissolução em meio ácido dos sais cromato de potássio, K2CrO4(S) que forma solução de cor amarela, e dicromato de potássio, K2Cr2O7(S) que forma solução de cor laranja, representada pela equação iônica. Denomina-se solução-tampão a solução que praticamente não sofre variação de pH ou de pOH pela adição de pequenas quantidades de ácidos fortes ou de bases fortes. tende para o laranja -2 CrO4 + 2 H3O+ Amarelo -2 tende para o amarelo Cr2O7 + 3 H2O Laranja Se adicionarmos um ácido como o ácido clorídrico ao sistema ele irá se ionizar formando o íon hidrônio. 1HCl + 1H2O ↔ 1H3O+ + 1ClO equilíbrio, então irá se deslocar no sentido da reação direta, de modo a consumir o excesso de íons H3O+. A coloração final do sistema é diferente da coloração inicial porque, a concentração de cada íon no equilíbrio foi alterada. Se adicionarmos no sistema uma base como, por exemplo, o NaOH o equilíbrio se deslocará para o sentido inverso de modo a repor os íons H3O+. Efeito do íon comum É o deslocamento da posição de equilíbrio de um eletrólito, causado pela adição de um segundo eletrólito possuidor de um íon comum com o primeiro. Exemplo: HF(aq) ↔ H+(aq) + F-(aq) Adicionando NaF à solução, ocorrerá a dissociação do sal. NaF(S) + H2O(L) ↔ Na+(aq) + F-(aq) Os dois processos possuem o íon fluoreto, ou seja, F- é comum ao ácido e ao sal. HF(aq) H+ + F- De acordo com o princípio de Le Chatelier é possível prever que a adição de F- deslocará o equilíbrio do ácido para a esquerda. Há dois tipos de soluções-tampão mais comuns: ► Um ácido fraco e um sal dele derivado. HCN e NaCN (ânion comum CN-) ► Uma base fraca e um sal dela derivado. NH4OH e NH4Cl (cátion comum NH4+) O sangue é um exemplo de solução-tampão cujo pH se mantém praticamente constante e igual a 7,4 mesmo quando ingerimos pequenas quantidades de ácidos fortes ou bases fortes. Hidrólise de Sais Hidrólise de um sal é a reação entre o sal e água produzindo o ácido e a base correspondentes. SAL + ÁGUA ↔ ÁCIDO + BASE Considerações importantes: ► Sal: Se dissocia muito (é iônico) ► Água: Se ioniza muito pouco (é molecular) ► Somente sofrem hidrólise os sais solúveis que liberam seus íons para reagir com a água formados por um cátion proveniente de uma base fraca e/ou um ânion proveniente de um ácido fraco. Sais formados pela reação entre um ácido forte e uma base forte não sofrem hidrólise. 1. Sal de ácido fraco e base fraca. » caráter neutro Kw Kh = Ex: NH4CN Ka . Kb 2. Sal de ácido fraco e base forte. » caráter básico (alcalino) Kw Ex: NaCN K = h Ka 3. Sal de ácido forte e base fraca. » caráter ácido Kw Kh = Ex: NH4Cl Kb 4. Sal de ácido forte e base forte. » não ocorre a Hidrólise » caráter neutro Ex: NaCl 69 Produto de Solubilidade (KPS,KS,PS) Cálculo do KPS Ocorrem em soluções saturadas de sais pouco solúveis, onde existe um equilíbrio químico entre a solução e o precipitado (equilíbrio Heterogêneo). Ex: Cloreto de prata sólido, AgCl, é adicionado em água pura a 25ºC. O sistema é deixado em repouso por alguns dias, para que se tenha certeza de que foi atingido o equilíbrio entre o sólido e os íons Ag+ e Cl- em solução. Qual o KPS do cloreto de prata. O estudo de compostos poucos solúveis é fundamental a várias situações ligadas a saúde das comunidades. Exemplo: 1,34.10-5mol/L + Ag Cl Al(OH)3 O hidróxido de alumínio, um precipitado branco e gelatinoso, bastante utilizado no tratamento de águas para as cidades. BaSO4 O sulfato de bário, devido a sua pouca solubilidade ele é aproveitado em exames do sistema gastro-intestinal, para formar contrastes em raios x. Vamos analisar o cloreto de prata,AgCl, que precipita facilmente a partir de uma mistura de nitrato de prata, AgNO3, e cloreto de sódio NaCl. Note que deve haver um equilíbrio dinâmico entre os íons do sólido e os íons dissolvidos. 1 AgCl(S) + - Ag(aq) + Cl (aq) 2 1: dissolução 2: precipitado Temos então, a expressão da constante de equilíbrio. + [Ag ].[Cl ] K= [AgCl] Lembre-se, porém que nessa expressão devemos considerar como constante a concentração molar dos participantes sólidos assim temos: Precipitado → [Ag+].[Cl-] = k’ + K= 1,34.10-5 mol/L - AgCl(s) A expressão do KPS é [Ag+].[Cl-] Substituindo na expressão os valores apresentados temos: KPS = [1,34.10-5].[1,34.10-5] = 1,8.10-10 Outro exemplo: Suponha a concentração da solução igual a 1 mol/L, qual o valor de KPS? Ca3(PO4)2(S) ↔ 3Ca2+(aq) + 2PO42-(aq) 1 mol/L 3 mol/L 2 mol/L Portanto: KPS = [Ca2+]3.[PO42-]2 » (3mol/L)3. (2mol/L)2 KPS = 108 (mol/L)5 OBS: BA ↔ B+ + A- » quando [B+].[A+] < solução insaturada » quando [B+].[A+] = solução saturada » quando [B+].[A+] > solução super saturada » quanto menor o valor de KPS de um eletrólito, menos solúvel será esse eletrólito e vice-versa. - [Ag ].[Cl ] [AgCl] + - K.K' = KPS = [Ag ].[Cl ] Logo AgCl(S) ↔ Ag+(aq) + Cl-(aq) Introdução a eletroquímica KPS = [Ag+].[Cl-] Outro exemplo: Equilíbrio BaSO4 (S) -2 Ba +2(aq) + SO4 (aq) KPS = [Ba+2].[SO-2 4] Produto de solubilidade: É o produto das concentrações em mol/L dos íons existentes numa solução saturada, estando cada concentração elevada à potência igual ao coeficiente do íon na equação de dissolução iônica correspondente. 70 A eletroquímica estuda o aproveitamento prático do fenômeno de transferência de elétrons entre diferentes substâncias para converter energia química em energia elétrica e vice-versa. A conversão de energia química em energia elétrica é um processo espontâneo, denominado pilha ou célula galvânica. A conversão de energia elétrica em energia química é um processo não-espontâneo, denominado eletrólise. Pilha: Processo espontâneo Eletrólise: Processo não-espontâneo Processo espontâneo: É aquele que ocorre naturalmente. Ex: combustão da madeira. Processo não-espontâneo: Necessita de um fornecimento constante de energia. Ex: Empurrar um carro ladeira acima. Em 1791 Luigi Galvani estava dissecando uma rã e amarrou um de seus nervos a um fio de cobre. Acidentalmente o fio tocou uma placa de ferro e a rã morta entrou em violentas convulsões. Galvani não soube explicar o fato. O cientista italiano Alessandro Volta certamente não imaginava a enorme agitação que iria provocar no mundo científico quando em, 1800, empilhou alternadamente discos de zinco e de cobre, separando-os por pedaços de tecido embebidos em solução de ácido sulfúrico. A pilha de Volta, como ficou conhecida produzia energia elétrica sempre que um fio condutor era ligado aos discos de zinco e de cobre, colocados nas extremidades da pilha. Volta apresentando a sua pilha a Napoleão Bonaparte diante dos membros da Academia de Ciências em 1801. Dessa data em diante, todos os aparelhos que produziam eletricidade a partir de processos químicos passaram a ser chamados de celas voltaicas ou, simplesmente, pilhas. PILHA DE DANIELL anôdo (-) R cátado (+) Cu Zn ZnSO4 CuSO4 Em 1836, Jonh Frederic Daniell construiu uma pilha diferente, substituindo as soluções ácidas utilizadas por Alessandro Volta que produziam gases tóxicos por soluções de sais, tornando as experiências com pilha menos arriscadas. Eletrodos da pilha: ânodo [-] e cátodo [+] ► Ânodo ou pólo negativo da pilha: é o eletrodo de onde saem os elétrons, no qual ocorre oxidação. No esquema, o zinco metálico da placa doa 2 elétrons que “correm” pelo fio condutor em direção ao eletrodo de cobre e se transforma em cátion zinco, Zn+2(aq) que passa a fazer parte da solução. Zn (S) oxidação e- + +2 Zn (aq) 2 ► Cátodo ou pólo positivo da pilha: é o eletrodo para onde vão os elétrons, no qual ocorre redução. No esquema, o cátion cobre, Cu2+(aq) que estava em solução, recebe os 2 elétrons doados pelo zinco que vieram pelo fio condutor até a placa de cobre e se transforma em Cu(S), que passa a fazer parte da placa metálica. +2 Cu (aq) + 2 e redução Cu (S) A reação global da pilha (de óxido-redução) é a soma das reações parciais de cada eletrodo: Zn(S) +2 - Cu (aq) + 2 e Zn(S) + Cu+2 (aq) - 2e + Zn+2(aq) Cu (S) +2 Zn (aq) + Cu (S) Representação da pilha Zn/Zn+2//Cu+2/Cu Ponte salina: Em consequência dos fenômenos descritos na pilha de Daniell, teremos: » No ânodo: a placa de zinco diminui de massa ao mesmo tempo em que a concentração de cátions zinco em solução aumenta. » No cátodo: a placa de cobre aumenta de massa ao mesmo tempo em que a concentração de cátions cobre em solução diminui. Neste processo, as soluções de ambos os eletrodos vão perdendo a neutralidade elétrica e interromperiam precocemente o funcionamento da pilha se não fosse adaptada ao sistema uma ponte salina. A ponte salina é constituída de um tubo de vidro em U contendo uma solução aquosa concentrada de um bastante solúvel, como por exemplo, KCl(aq) cloreto de potássio. A função da ponte salina é permitir a migração de íons de uma solução para a outra, de modo que o número de íons positivos e negativos na solução de cada eletrodo permaneça em equilíbrio. 71 Medida de potencial de um eletrodo A capacidade de perder elétrons ou sofrer oxidação é diferente para cada substância, dizemos que um metal é reativo quando ele possui grande facilidade em doar elétrons. O funcionamento de uma pilha depende principalmente de conectarmos metais com diferentes capacidades de sofrer oxidação, ou melhor, de diferentes potencias de oxidação. Quanto maior a diferença de potencial (ddp) dos eletrodos de uma pilha, maior será a intensidade de corrente elétrica produzida. Exemplo: 1,10 V Zn(S) CU(S) Zn+2 CU+2 Eº red = - 0,76 V oxidação Eº red = + 0,34 V redução potencial padrão (Eº) O potencial padrão de um eletrodo varia com a temperatura e a concentração da solução. Convencionou-se o potencial de cada eletrodo em relação a um eletrodo padrão descrito a seguir. ΔEº = Eºred maior - Eºred menor ΔEº = (+0,34) – (-0,76) = 1,10V Algumas conclusões sobre potenciais: » 25ºC; » gases participantes com pressão de 1 atm » íons participantes com concentração molar igual a 1M » o eletrodo escolhido como referência para servir de padrão de comparação para os demais foi o eletrodo de hidrogênio. Por convenção, foi atribuído a este eletrodo o valor zero. ● Em uma pilha, a espécie que apresenta maior Eºred sofre redução e portanto, a outra espécie, de maior Eºoxi sofre oxidação. ● Os melhores agentes oxidantes são aqueles que apresentam maior potencial de redução. ● Os melhores agentes redutores são aqueles que apresentam maior potencial de oxidação. Potencial de Redução e Oxidação (Eº) Nas pilhas, os elétrons fluem do eletrodo onde ocorre oxidação (ânodo) para o eletrodo onde ocorre a redução (cátodo), através do fio externo, se colocarmos, nesse fio externo, um aparelho denominado voltímetro conseguiremos medir a força eletromotriz (f.e.m. ou E) da pilha. U = E - r.i Considerando as pilhas como geradores ideais, r = zero. Assim temos: U=E A diferença de Potencial da pilha (ΔEº) ΔEº = Eºred cátado - Eºred ânado ΔEº = Eºoxid ânado - Eºoxid cátado Em termos práticos, o valor de ΔEº sempre pode ser calculado pela diferença algébrica entre o potencial maior e o menor. ΔEº = Eºred maior - Eºred menor ΔEº = Eºoxid maior - Eºoxid menor 72 Por que as pilhas deixam de funcionar? No caso das pilhas, a ddp diminui com o passar do tempo, até chegar praticamente a zero. Nesse momento, as pilhas deixam de funcionar e uma das razões mais importantes para que isso ocorra não é o esgotamento dos reagentes, mas a variação das concentrações dos íons participantes. Por exemplo: à medida que a pilha ZnCu for sendo utilizada, [Zn2+] aumenta e a [Cu2+] diminui. Outros tipos de pilhas As pilhas feitas em solução aquosa só apresentam aplicação em termos de pesquisa. A pilha seca, entretanto, além de ser muito prática, fornece uma corrente elétrica razoável por um período de tempo prolongado. Esse tipo de pilha foi desenvolvida pelo engenheiro francês Georges Leclanché, por volta de 1866. A reação química numa pilha seca é considerada irreversível, ou seja, uma vez que todos os reagentes foram transformados em produtos, a pilha cessa seu funcionamento. As pilhas comum possuem voltagem de 1,5V. O esquema a seguir ilustra a composição de uma pilha comum. barra de grafite: polo positivo pasta externa ZnCl (aq) + NH4Cl (aq) H2O + amido pasta interna MnO2 (aq) + NH4Cl (aq) H2O + amido A eletrólise é um processo não-espontâneo de descarga de íons, no qual, à custa de energia elétrica, se faz o cátion receber elétrons e o ânion doar elétrons, de modo que ambos fiquem com carga elétrica zero e com energia química acumulada. Para efetuar o processo de eletrólise, é nece-ssário que haja íons livres no sistema, o que só pode ser conseguido de duas maneiras: ► Pela Fusão de uma substância iônica ► Pela dissociação ou ionização de certas substâncias em meio aquoso. A eletrólise permite obter uma série de substâncias que não são encontradas na natureza, como cloro, iodo, soda cáustica e outros. envoltório de Zn (s) polo negativo ►Pilhas alcalinas: As pilhas comuns são consideradas ácidas porque o cloreto de amônio, NH4Cl(aq) sofre hidrólise tornando o meio ácido, Assim, se na pasta externa, no lugar do cloreto de amônio, for utilizada uma substância de caráter básico, como o hidróxido de potássio, KOH(aq), por exemplo, temos uma pilha alcalina. As pilhas alcalinas possuem rendimento de cinco a oito vezes maior que o de uma pilha comum. Porque as pilhas alcalinas duram mais que as pilhas comuns? Na pilha alcalina não ocorre à formação de amônia que “dificulta” a passagem dos elétrons ao redor da barra de grafite, além disso, o hidróxido de potássio é melhor condutor eletrolítico resultando numa resistência interna menor que na pilha de lecanché e por este motivo possuem voltagem praticamente constante de 1,5V. Acumuladores ou baterias Quando associamos um conjunto de pilhas em série, ou seja, ligamos o pólo positivo de uma pilha ao negativo de outra de modo que a primeira e a última pilha sejam ligadas a um aparelho que consuma energia elétrica, formamos uma bateria ou um acumulador capaz de adicionar esse aparelho. ● Bateria do automóvel: é composta de 6 pilhas cada uma planejada para apresentar uma força eletromotriz de 2 volts, produzindo 12V no total. Porque uma bateria de automóvel dura tanto? Em uso contínuo, a bateria de chumbo duraria poucas horas, mas no automóvel, ela é recarregada pelo gerador, através da aplicação de uma diferença de potencial superior a da bateria em sentido contrário (eletrólise). A eletrólise ígnea é feita com a substância iônica na fase líquida (fundida). Na ausência da água. O recipiente onde ocorre a eletrólise é denominado célula ou cuba eletrolítica e é construído de modo a suportar temperaturas bastante elevadas, pois o ponto de fusão das substâncias iônicas em geral é muito alto. Ânado: onde ocorre a oxidação. É o eletrodo ligado ao pólo positivo do gerador, é do ânado que saem os elétrons e, portanto, é onde os ânions se descarregam. Catado: onde ocorre a redução: é o eletrodo ligado ao pólo negativo que chegam os elétrons e, portanto, é onde os cátions descarregam. (+) (-) (+) (-) Na+ Cl- Na temperatura de 800,4ºC, a eletrólise ígnea do cloreto de sódio, passa do estado solido para a fase líquida. No estado líquido o cloreto de sódio se dissocia-se em íons Na+ + Cl-. Na+ + 1e- ↔ Na 2Cl- ↔ 2e- + Cl2 Ered = - 2,71 Ered = + 1,36 ΔE = Ered do cátado - Ered do ânado ΔE = - 2,71 – (+1,36) → ΔE = - 4,07 Por se tratar de uma reação não-espontânea, o sinal da força eletromotriz é negativo. 73 Cálculos que envolvem a eletrólise Considere uma solução aquosa de NaCl. Quais íons estarão presentes nessa solução? 1 mol de elétrons corresponde a 6,02.1023 eCarga elétrica de um elétron é igual a 1,6.10-19C 1 elétrons → 1,6.10-19C 23 6,02.10 elétrons → X X = (6,02.1023)(1,6.10-19C) = 96500C + OH Na+ Cl- H - - + A ionização da água é muito fraca são necessários 555 milhões de moléculas de água para apenas uma se ionizar. Ocorrendo a ionização esses íons vão “competir” com os íons provenientes da dissociação do NaCl. » entre o Na+ e o H+, o pólo negativo (catado) “prefere” descarregar o H+; » entre o Cl- e o OH-, o pólo positivo (ânado) “prefere” descarregar o Cl-. Através da eletrólise do NaCl pode se obter três substâncias de grande valor comercial: NaOH, H2 e Cl2. O valor 96500C foi denominado unidade faraday (F) Uma das relações fundamentais de eletricidade: Q=i.t Q = carga Coulomb i = intensidade da corrente (A) ampères t = tempo segundos Leis da eletroquímica: 1ª e 2ª Lei de Faraday Michael Faraday (1791-1867) Formulou as duas leis que regem a parte quantitativa dos fenômenos ligados à eletrólise. Essas leis relacionam a quantidade de eletricidade que percorre o sistema com a massa e o equivalentegrama das substâncias formadas nos eletrodos. Ordem de preferência (prioridade) de descarga. cátion 1º) Grupo B 2º) H+ 3º) Família 1A 4º) Família 2A 5º) Família 3A ânion 1º) ânion desoxigenados 2º) OH3º) ânion oxigenados 4º) Flúor OBS: a eletrólise do hidrogênio produz gás hidrogênio. A eletrólise da hidroxila produz água e oxigênio gasoso. A descarga de um cátion produz o metal correspondente. A descarga de um ânion simples libera o próprio ânion. 1ª Lei : A massa ,m, de determinada substância, formada ou transformada pela eletrólise, é diretamente proporcional à carga elétrica, Q, que atravessa o sistema de um eletrodo a outro. m = k’.Q Deste modo, podemos escrever: m = k’. i . t 2ª Lei : A massa, m, de determinada substância formada ou transformada por eletrólise, na passagem de uma carga elétrica, Q, entre os eletrodos, é diretamente proporcional ao equivalente-grama, E, dessa substância. m = k”. E K” é uma constante de proporcionalidade. Equação Geral da Eletrólise m= Q.E 96 500 O ato de recobrir uma superfície de metal com uma camada fina de outro metal é conhecido como galvanização. Como Q = i.t, Podemos escrever: m = i. t . E 96 500 Equivalente eletroquímico: Massa da substância formada, liberada ou depositada num eletrodo, quando numa eletrólise passa pela solução uma carga de 1 Coulomb. 74 e= E 96 500 m=eQ ou m=eit Denomina-se radioatividade a atividade que certos átomos possuem em emitir radiações eletromagnéticas e partículas de seus núcleos instáveis com o propósito de adquirir estabilidade. Radiações nucleares naturais Em 1896 o físico Antoine Henri becquerel, ao fazer pesquisa sobre os raios X, que havia sido recentemente descoberto por Röetgen, descobriu a possibilidade de um elemento químico emitir radiações naturalmente. Maria Sklodowska Curie, jovem física polonesa, ao pesquisar a radioatividade de um minério de urânio descobriu o polônio elemento com maior capacidade de emitir radiações, ela e seu marido Pierre Curie dedicaram sua vida ao estudo de tal fenômeno. Ernest Rutherford realizou em 1903 um experimento através no qual pode separar as radiações emitidas determinando a natureza delas. Material fluorescente γ β α Poder de penetração: pequeno, são detidos por uma folha de papel ou pela camada de células mortas que reveste o corpo humano, podendo no máximo causar queimaduras. Emissões Beta ( -1β0 ) Características: partículas leves, com carga elétrica negativa e massa desprezível (semelhante a elétrons). Velocidade: varia de 100 000 Km/s até 290 000 Km/s (95% da velocidade da luz). Poder de ionização: médio, como as partículas beta possuem carga elétrica menor que a das partículas alfa, a ionização que provoca é menor. Poder de penetração: médio, são detidas por uma chapa de chumbo de 2 mm, podem penetrar até 2 cm do corpo humano e causar sérios danos. 0 Emissões Gama ( 00 γ ) -1 Características: São radiações eletromagnéticas semelhantes aos raios X. Não possuem carga elétrica e não possuem massa. Velocidade: possuem velocidade igual à da luz, ou seja, aproximadamente 300 000 Km/s. Poder de ionização: pequeno, o poder de ionização depende quase que exclusivamente da carga elétrica; por isso, a radiação gama praticamente não forma íons. Poder de penetração: Alto, são detidas por placas de chumbo de pelo menos 5 cm. São mais penetrantes que os raios X. Atravessam o corpo humano e causam danos irreparáveis. Leis da Radioatividade Chumbo material radioativo α desviada para a placa negativa β desviada para a placa positiva γ não ocorre desvio Emissões Alfa ( 24 α ) Características: são partículas pesadas com carga elétrica positiva constituída de 2 prótons e de 2 nêutrons (como o núcleo de um átomo de Hélio. Velocidade: de 3000 até 30 000 Km/s (5% da velocidade da luz). Poder de Ionização: alto, a partícula alfa captura 2 elétrons do meio ambiente, transformando-se em um átomo de hélio. 4 2α - + 2e → 4 2He A emissão de partículas do núcleo de um átomo instável, isto é, o decaimento radioativo, ocorre de acordo com algumas leis básicas, estabelecidas por Ernest Rutherford e pelo físico-químico Frederick Soddy. ►Quando um átomo de determinado elemento químico emite uma partícula 42α ou uma partícula 0-1 β ele se transforma em um átomo de outro elemento químico. ►Na radioatividade natural, a radiação 00γ nunca é emitida sozinha, mas sempre acompanhando a emissão de uma partícula 42α e 0-1 β. ► A intensidade da emissão de partículas é proporcional à quantidade de elemento radioativo presente. Soddy determinou exatamente o que ocorre com um átomo que se desintegra emitindo partícula α ou β e elaborou as leis da radioatividade. 75 Primeira Lei de Soddy Período de meia-vida Quando um átomo emite uma partícula 42α seu número atômico (Z) diminui de 2 unidades e seu número de massa (A) diminui de 4 unidades. ZX Ex: A → 238 92U 4 2 α + Z - 2Y A–4 Denomina-se período de meia vida ou período de semi-desintegração ( P ou T1/2 ) o tempo necessário para que a metade dos núcleos radioativos se desintegre, ou seja, para que uma amostra radioativa se reduza a metade. 234 90Th → 42α + P Segunda Lei de Soddy Quando um átomo emite uma partícula -1β0 seu número atômico (Z) aumenta de 1 unidade e seu número de massa (A) permanece constante. ZQ Ex: 55Cs A 137 0 → -1β → 0 -1β + + Z + 1R mo mo/2 (massa inicial) 137 56Ba ► O próton fica no núcleo e, como a massa do próton é praticamente igual à massa do nêutron, a massa total do núcleo atômico não se altera. ►A partícula -1β0 é expulsa do núcleo com radiação 0γ0 e uma outra partícula chamada neutrino (0ν0), de carga, elétrica igual a zero e massa desprezível. ► O pósitron ou partícula beta positiva, +1β0 é na verdade uma antipartícula beta negativa -1β0 quando um pósitron e uma partícula beta se chocam, há extinção de matéria e liberação de energia na forma de radiação gama. Ex: 15P30 → +1β 0 + +1β -1β 0 0 + 14Si 10 30 5 2,5 0 2 4 6 tempo (min) No gráfico, uma amostra inicial de 20 mg de 15 O após 2 minutos, se reduz a 10 mg que , após 8 2 minutos se reduz a 5 mg e assim sucessivamente, logo, podemos concluir que a meia vida do isótopo 8O15 é de 2 minutos, ou seja, cada 2 minutos a amostra se reduz à metade. A meia-vida não depende da quantidade inicial e também não é afetada por variações de pressão e temperatura, já que essas transformações envolvem um processo nuclear. As curvas de decaimento sempre apresentam o mesmo aspecto, mas os tempos de meia-vida podem variar de frações de segundo a bilhões de anos, como mostra a tabela abaixo: → 0γ Elemento Transmutação polônio Natural: através de emissões sucessivas alfa e beta os radioisótopos pesados sofrem transformações originando uma série de elementos intermediários, resultando como produto final um isótopo estável do chumbo. Artificial: obtida por bombardeamento de núcleos estáveis com partículas alfa, prótons, nêutrons, etc. 76 mo/8 20 0 + 0γ0 + 0ν0 -1β são eliminados do núcleo + mo/4 Curva de decaimento do radioisótopo oxigênio 15. ►A partícula -1β0 é emitida quando um nêutron instável se desintegra convertendo-se em um próton. 1 1P P A Hipótese de Fermi Ex: 0n1 → P potássio iodo cobalto urânio carbono Isótopo T1/2 214 0,001 s 218 3 min 210 138 dias 42 12,4 horas 131 8 dias 60 5,27 anos 710milhões de anos 235 4,5bilhões de anos 238 14 5730 anos Aplicações da radioatividade Uma aplicação importante para o conceito de meia-vida é o método de datação baseado no isótopo 14 do carbono. Qualquer fóssil, animal ou vegetal, ou mesmo um objeto arqueológico que seja um subproduto de um ser vivo, como um pedaço de madeira ou um pedaço de pano, podem ter sua idade determinada com certa precisão por esse método. O carbono 14 forma-se naturalmente no ar atmosférico quando nêutrons dos raios cósmicos colidem com núcleos de nitrogênio: 14 7N Fissão Nuclear ( A quebra do núcleo atômico ) Fissão Nuclear é a partição de um núcleo atômico pesado e instável provocada por um bombardeamento de nêutrons com velocidade moderada, originando 2 núcleos atômicos médios, ocorrendo liberação de 2 ou 3 nêutrons e uma quantidade muito grande de energia e de outros neutros, que poderão repetir o processo originando uma reação em cadeia. + 0n1 → 6C14 + 1P1 O carbono 14 reage então com o oxigênio do ar formando gás carbônico radioativo, *CO2(g) Esse *CO2(g) radioativo é absorvido pelos vegetais por meio da fotossíntese e pelos animais por meio da alimentação composta por esses vegetais ou por animais que os ingeriram.’’. Assim a quantidade de carbono 14 nos tecidos vegetais e animais vivos é praticamente constante, pois, ao mesmo tempo em que o carbono é absorvido pela alimentação, ele também decai por emissão de partículas beta negativa. 14 6C → -1β 0 + 14 7N Quando o organismo morre, o 6C14 deixa de ser reposto e a quantidade desse elemento no organismo começa a decrescer. Com base nesse fato e conhecendo o período de meiavida do carbono 14 que é de aproximadamente 5730 anos. Os cientistas conseguem determinar a idade de um fóssil ou de um objeto a partir da relação entre a quantidade de 6C14 restante e a quantidade que existe em uma espécie semelhante atual. 235 92U + 0n 1 A fissão nuclear tem como principais aplicações as bombas atômicas, como as que foram lançadas em Hiroshima e Nagasaki, e as atuais usinas nucleares, onde reatores nucleares usam a fissão controlada para fornecer calor para a água. A água, transformada em vapor move uma turbina, “gerando” energia elétrica. Fusão Nuclear (União de núcleos atômicos) Fusão Nuclear é a junção de dois ou mais núcleos leves originando um único núcleo e a liberação de uma quantidade colossal de energia. 2 1H Aplicação na medicina deutério Vários radioisótopos podem ser usados na medicina nuclear, com o auxílio da física médica, tanto no diagnóstico quanto no tratamento de doenças. Por exemplo: Isótopo Radiação 51 Cr γ 60 Co Na β, γ β, γ 24 59 Tc γ Usos Determinação de volume do sangue. Tratamento do câncer Detecção de obstrução no sistema circulatório. Imagem do cérebro, tireóide, fígado, rins. → 38Sr94 + 54Xe139 + 3 10n + energia 3 1H 4 2H trítio n 1 0 nêutron hélio Exemplo: 2 1H + 31H → 42He + 1 0n + energia Atualmente existem pesquisas para o aproveitamento da energia liberada na fusão nuclear em reatores nucleares mais eficientes que os atuais, movidos por fissão. Entretanto os reatores de fusão nuclear ainda são um sonho. No estágio tecnológico atual. 77 Nitração H + NO2 HO NO2 benzeno H2SO4 HOH + nitrobenzeno Sulfonação Reações de Substituição SO3H Troca de um átomo ou radical por outro átomo ou radical H3C Cl + NaOH + H3C OH + NaCl HO SO3H ác.benzeno-sulfônico benzeno Radicais Dirigentes nos Aromáticos Halogenação Substituição de alcanos ( Cl2 e Br2) H H H C H + Cl2 Luz H metano H C Cl + HCl H ác. clorídrico clorometano Quando um radical ou grupo funcional estiver ligado ao anel benzênico, estes dirigiram a substituição (radicais dirigentes). As posições 1,2; 1,3; 1,4 nos compostos aromáticos são chamadas respectivamente de orto, meta, para. Radicais Orto e Para dirigentes: Orientam a substituição para as posições orto e para. Os principais radicais orto-para-dirigentes são: Nitração (HNO3 ácido nítrico) -NH2, -OH, -OCH3, -CH3-CH2-CH3... F,Cl,Br,I. H H H C H H metano HONO2 ác.nítrico + H C NO2 H nitrometano + H2O Ex: Grupo orto-para-dirigente água OH Cl2 OH + HCl Sulfonação (H2SO4 = HOSO3H) + Cl2 H H H C H H metano + HOSO3H ác.sulfúrico OH H C SO3H + H2O + HCl água H ác. metanossulfônico OBS: carbonos terciários reagem mais rápidamente que carbonos secundários e carbonos secundários mais rapidamente que carbonos primários. As reações orgânicas são em geral lentas e reversíveis. Cl2 Radicais Meta dirigentes: Orientam a substituição para a posição meta. Os principais radicais meta-dirigentes são: -NO2, -SO3H, -CHO, -COOH, -CN. Substituição em aromáticos O Halogenação O H H C C Cl + 78 Cl2 + Cl2 AlCl3 + HCl + HCl Cl2 Reações de Adição Reações de Oxidação Consiste em adicionar compostos, átomos ou radicais. Ocorrendo a quebra da ligação dupla e tripla (ligações do tipo π) ligações mais fracas. Hidrogenação catalítica Essa reação ocorre entre os hidrocarbonetos alcenos, alcinos e dienos e o gás hidrogênio na presença de catalisadores metálicos apropriados, tais como Ni, Pt,Pd. eteno H H etano H H H C C H + H H Ni H C C H Combustão: São reações exotérmicas que utilizam como combustível os compostos orgânicos e como comburente o gás oxigênio presente no ar atmosférico. Combustão completa: Ocorre produção de gás carbônico e água como produtos finais. CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O + calor Combustão incompleta: Em geral, ocorrem por deficiência de oxigênio, ocorrendo a formação de substâncias como o monóxido de carbono (CO), fuligem (C), CO2, etc. CH4 + O2 → C + 2H2O + calor H H Oxidação de Alcenos Reação de Oxidação Branda Regra de Markovnikov O hidrogênio adiciona-se ao carbono que está mais hidrogenado. Reagentes H-X ( onde X = Cl; Br; I) e H2O. Cl H3C C CH2 + HCl Ni H3C H C CH3 H A oxidação Branda ocorre com hidrocarbonetos insaturados e o elemento oxigênio é obtido, geralmente, a partir do permanganato de potássio (KMnO4) em meio neutro ou ligeiramente básico, diluído e a frio. Nessas condições o KMnO4 é o agente oxidante, denominado reativo de Baeyer. - 2 KMNO 4 violeta Halogenação H3C Br Br H2C CH2 eteno + Br2 H2C CH2 1,2 dibromoetano OH H2O + 2 KOH + 2 MnO2 + 3 [O] castanho OH OH [O]/H2O CH CH2 alceno H3C branda Oxidação energética de alcenos: Os dois oxidantes mais utilizados na reação é o KMnO4 e o K2Cr2O7 em meio ácido e a quente. alceno → ácido + cetona H Adição de H-X (HCl,HBr,HI) H3C + HCl H2C CH cloroeteno Reação de Hidratação Essas reações consistem na adição de água (H2O ou HOH), na presença de catalisadores e em meio ácido. OH H2C CH2 eteno + HOH H3C CH2 etanol C C CH3 CH3 Cl HC CH etino CH CH2 diálcool energética 2-metilbut-2-eno O O [O] CH3 H3C + C C CH3 OH ác. etanóico propanona Ozonólise de alcenos:A ozonólise utiliza ozônio (O3) na presença de água e zinco que evita que a água oxigenada formada oxide os aldeídos. H H3C C C CH3 + O3 CH3 2-metilbut-2-eno H2O Zn O O CH3 C + H etanal H3C C + H2O CH3 propanona Carbono primário e secundário: produz aldeído. Carbono terciário: produz cetona. 79 Oxidação de álcoois OH H3C C H O [O] H [O] H3C C H2O -1 etanol Desidratação de álcoois O H OH H3C C H OH +2 +3 etanal H C C H H H etanol ác. etanóico álcool primário → aldeído → ác. carboxílico Oxidação de álcool secundário OH H3C C O CH3 [O] H3C C CH3 [O] não reage H Propan-2-ol propanona álcool secundário → cetona A oxidação de álcool terciário não ocorre. Por não apresentar hidrogênio ligado ao carbono do grupo funcional, esses álcoois não sofrem oxidação, mas apenas, combustão. Oxidação em aldeídos e Cetonas As reações de oxidação podem ser feitas utilizando agentes oxidantes, tais como KMnO4, K2Cr2O7, etc. O R C H aldeído O R C R cetona O [O] R C OH H3C CH2 OH H3C CH2 OH H2 SO 4 Conc CH2 O CH2 CH3 + H2O éter dietílico H3C 140 ºC ácido + álcool esterificação hidrólise éster + água A reação de esterificação ocorre quando um ácido reage com um álcool, produzindo éster e água, o processo inverso é denominado hidrólise. O O + HO OH CH2 CH3 + H3C C HOH O CH2 CH3 etanol ác.acético acetato de etila Reação de Saponificação O O R1 C OH O R2 C 80 H H etileno H2O Reação de Esterificação não reage Reativo de Tollens: solução aquosa amoniacal de nitrato de prata (AgNO3/NH4OH). O poder redutor dos aldeídos é identificado pela formação de um espelho de prata, pelo depósito de prata metálica. Reativo de Fehling: solução aquosa de sulfato cúprico pentahidratado em meio básico e tartarato duplo de sódio e potássio. O poder redutor dos aldeídos é identificado pela formação de um precipitado laranja de Cu2O. Reativo de Benedict: solução aquosa de sulfato de cobre em meio básico e citrato de sódio. O poder redutor dos aldeídos é identificado pela formação de um precipitado laranja de Cu2O. 170 ºC + etanol H3C C Em laboratório, para diferenciar aldeídos de cetonas através de reações de oxidação, são usadas algumas misturas oxidantes que identificam o poder redutor dos aldeídos. H C C H Desidratação intramolecular: Nessa reação ocorre à saída de uma molécula de água de “dentro” de cada molécula de álcool. Nesse tipo de reação ocorre a saída do grupo OH, e do carbono vizinho sai o outro hidrogênio, originando um alceno e água. Desidratação intermolecular: Nessa reação ocorre a saída de uma molécula de água a partir de duas moléculas de álcool, que interagem pelos grupos OH devido a ligação de hidrogênio que ocorre. ácido carboxílico [O] H2 SO4 conc OH O R1 C HO CH2 + HO CH hidrólise R3 C O R2 C R3 C O CH2 O O CH + 3 NaOH base forte O O CH2 glicerídeos R2 C O CH O + 3 H 2O água R3 C HO CH2 OH triálcool ácidos graxos R1 C O CH2 O esterificação O CH2 triésteres O R1 C R2 C O-Na+ O CH2 OH + O-Na+ O CH OH O-Na+ sais de ácidos carboxílicos (sabão) CH2 OH triálcool glicerina R3 C Os glicerídeos são triésteres formados a partir de três moléculas de ácidos graxos e uma molécula do triálcool glicerina (propanotriol). 3) Isomeria plana de posição É o fenômeno caracterizado pela ocorrência de duas ou mais substâncias diferentes, que apresentam a mesma fórmula molecular, mas diferentes fórmulas estruturais. Isomeria Plana A isomeria plana é dividida em cinco casos: 1) Isomeria plana de função A diferença entre os isômeros está no grupo funcional H3C CH2 OH etanol C2H6O H3C CH3 propanona C3H6O OH CH2 CH2 OH H3C CH CH3 C3H8O C3H8O Propan-1-ol propan-2-ol Diferente posição de uma insaturação H2C CH CH2 CH3 H3C CH CH CH3 C4H8 C4H8 but-1-eno but-2-eno Diferente posição de um substituinte H3C H CH3 O H3C CH2 C propanal C3H6O H CH3 C C H H2C CH2 C5H10 O C Diferente posição de um grupo funcional H3C Mesma fórmula molecular compostos diferentes H3C O CH3 metoximetano C2H6O A diferença entre os isômeros está na posição de um grupo funcional, de uma insaturação ou de um substituinte. 1,1-dimetilciclopropano CH3 C H C H C5H10 1,2-dimetilciclopropano 4) Compensação ou metameria A diferença entre os isômeros está apenas na posição de um heteroátomo. 2) Isomeria plana de cadeia A diferença entre os isômeros está no tipo de cadeia carbônica Cadeia fechada e cadeia aberta H3C CH2 O CH2 CH3 etoxietano 5) Dinâmica ou tautomeria CH2 H2C CH CH3 propeno H2C CH2 C3H6 ciclopropano C3H6 Cadeia ramificada e cadeia normal H3C CH CH3 H3C CH2 CH2 CH3 CH3 butano metilpropano C4H10 C4H10 Cadeia heterogênea e cadeia homogênea H3C N CH3 H dimetilamina C3H6 H3C O CH2 CH2 CH3 metoxipropano Esse tipo de isomeria ocorre quando dois compostos de mesma fórmula molecular e grupos funcionais diferentes coexistem em equilíbrio dinâmico no qual um deles está continuamente se transformando no outro e viceversa. Tautomeria aldo-enólica (enol ↔ aldeído) H OH C C H H H C2H4O etenol H H C2H4O etanal Tautomeria ceto-enólica (enol ↔ cetona) O H OH H3C CH2 NH2 etilamina C3H6 O H C C H3C C CH2 C3H6O Prop-1-eno H3C C C C3H6O H propanona H 81 Isomeria Espacial A isomeria espacial, também chamada estereoisomeria, é um outro tipo de isomeria que pode ocorrer em compostos orgânicos, onde seus isômeros apresentam a mesma fórmula molecular, mas as ligações entre os átomos estão dispostas (orientadas) de maneira diferente no espaço. Existem dois tipos de isomeria espacial. Traçando uma linha imaginária no sentido da ligação dos átomos de carbono que possuem ligantes diferentes, definimos os isômeros cis e trans. Considere por exemplo, o hidrocarboneto 1,2dimetilciclopropano - Isomeria geométrica - Isomeria óptica cis-1,2-dimetilciclopentano Isomeria Geométrica ou Cis-Trans H H H C H3C CH3 C C H TRANS CIS Os isômeros cis e trans apresentam propriedades físicas ligeiramente diferentes. Isômero Cis Trans densidade 1,282 1,257 PE ≡ 59 ≡ 48 Isomeria geométrica de cadeia acíclica » é necessário que os ligantes de cada carbonos sejam diferentes entre si, pois se forem iguais não haverá isomeria. H Ex: H CH3 H é igual a C C H OH O C OH C C C H H H Br Br Br Br H cis-1,2-dibromociclopropano trans-1,2-dibromociclopropano Isomeria óptica A isomeria óptica estuda o comportamento das substâncias quando submetidas a um feixe de luz polarizada, que pode ser obtida a partir da luz natural (não polarizada). Esse fenômeno só ocorre quando a molécula é assimétrica, ou seja, quando não é possível dividi-la de modo que os dois lados resultantes dessa divisão fique iguais. CH3 O H C C OH C C Isomeria geométrica em compostos de cadeia cíclica A estrutura cíclica é “rígida”, logo para que haja isomeria geométrica basta que pelo menos dois átomos de carbono do ciclo possuam ligantes diferentes entre si e iguais aos de um outro átomo de carbono. 82 H H CH3 OH O ácido cis butenodióico ácido trans butenodióico ácido maléico ácido fumárico H H C C As moléculas acima representam um único composto. ►Isomeria cis-trans é o que ocorre no ácido butenodióico. H OBS: Toda molécula cíclica que sofre isomeria trans é assimétrica (não tem plano de simetria). C CH3 CH3 trans-1,2-dimetilciclopentano Moléculas com um carbono assimétrico Um modo de verificarmos se a molécula de determinado composto é assimétrica e, portanto, se possui atividade óptica, é observar se essa molécula possui átomo de carbono assimétrico. Átomos de carbono assimétrico, C*, é aquele que sofre hibridação sp3 e possui todos os 4 ligantes diferentes entre sí. H H3C CH2 C CH2 CH2 CH3 CH3 Ligantes do C* : etil ≠ metil ≠ n-propil ≠ hidrogênio A presença de um carbono assimétrico (quiral) em uma molécula garante a existência de duas estruturas não sobreponíveis, as quais correspondem a duas substâncias denominadas isômeros ópticos, Esses isômeros têm a capacidade de desviar o plano da luz polarizada de mesmo ângulo, mas em sentidos opostos, e são denominados opticamente ativos. A Bioquímica estuda os processos químicos que ocorrem nos organismos vivos, animais e vegetais, os compostos bioquímicos e sua importância industrial. De modo simplificado, para efeito de estudo, dividimos os compostos bioquímicos em três classes principais: - Glicídios - Lipídios - Proteínas Glicídios (Carboidratos) A molécula assimétrica e seu isômero óptico não são sobreponíveis e por isso, são chamados de moléculas quirais. A palavra quiral vem de mão (em grego). Utilizando um polarímetro, verifica-se que ambos os isômeros provocam o mesmo desvio angular, mas em sentido opostos. O isômero que produz o desvio para a direita é denominado isômero dextrogiro (d), enquanto o outro, que provoca o desvio para a esquerda, é denominado isômero levogiro (l). Se misturarmos partes iguais de dois antípodas ópticos (dextrogiro e levogiro), obteremos uma mistura racêmica, que é opticamente inativa por compensação externa. Regra de van’t Hoff Indica o número de isômeros opticamente ativos (IOA) e inativos ou racêmicos (IOI) IOA = 2n onde n é o número de carbonos assimétricos. IOI = 2n-1 O número de misturas racêmicas é sempre a metade do número de isômeros ópticos ativos. OH H H3C C C CH2 CH3 H CH3 O composto 3-metilpentan-2-ol possui 2 átomos de carbono assimétricos diferentes logo possuem 4 isômeros ópticos ativos e duas misturas racêmicas. Composto meso: Quando um composto apresenta 2 carbonos assimétricos iguais, ou seja apresentando os mesmos grupos ligantes. OH OH O C HO O 2,3-dihidroxibutanodióico C C C ácido tartárico OH H H Os Glicídios ou açucares também são chamados de carboidratos ou hidratos de carbonos. O nome hidrato de carbono é devido ao fato de que praticamente todos os compostos dessa classe obedecem à seguinte fórmula geral: Cx(H2O)y. Os hidratos de carbonos são usados pelos organismos vivos essencialmente na produção de energia. As plantas fabricam os hidratos de carbono por meio da reação de fotossíntese. Na qual, utilizando a clorofila para reter a energia luminosa, combinam água e gás carbônico para produzir glicose, C6H12O6. 6CO2 + 6 H2O luz e clorofila C6H12O6 + 6O2 A reação de fotossíntese acima é simplificada. Na verdade a reação entre o gás carbônico e água não ocorre diretamente, mas desenvolve-se por meio de uma série de reações, com a participação de várias enzimas catalisadoras. A fotossíntese pode ser dividida em duas fases: uma que se processa em presença da luz, a etapa de claro, e outra que independe da luz, a etapa de escuro. Os compostos ou hidratos de carbono são compostos de função mista, poliálcool-aldeído ou poliálcool-cetona, ou qualquer outro que, ao sofrer hidrólise, se transforme num composto desse tipo. As fontes de carboidratos na alimentação são as massas, os pães e os alimentos ricos em amido (arroz, milho, batata). Classificação de Glicídios Oses ou monossacarídios Aldoses Cetoses Glicídios Osídios Holosídios Oligossacarídios Polissacarídios Dissacarídios Trissacarídios Heterosídios 83 OSES e OSÍDEOS As oses são unidades básica de carboidratos não sofrem hidrólise (monossacarídeos). Os osídeos sofrem hidrólise (dissacarídeos, tri, polissacarídeos). Os carboidratos (glicídios) são compostos de função mista poliálcool ou poliálcool cetona. O C H C OH OH C H H2 C OH C O OH C H H C OH H C OH H C OH H C OH H2 C OH H2 C OH H Glicose (C6H12O6) aldo-hexose Frutose (C6H12O6) ceto-hexose C12H22O11 + H2O → C6H12O6 + C6H12O6 Sacarose água glicose frutose osídeo ose ose dissacarídeo monossacarídeo Nomenclatura monossacarídeos (oses) 1º Prefixo “aldo” (função mista polialcoolaldeído). 2º Prefixo “ceto” (função mista poliálcoolcetona). 3º Indicar o número de carbonos. 3-C- Triose 4-C- Tetrose 5-C- Pentose 6-C- Hexose (separa-se por hífen) OBS: Série “D” direita (hidroxila à direita no penúltimo carbono). Série “L” esquerda (hidroxila a esquerda no penúltimo carbono). O H O H C C HO C H H C OH H2C OH H2C OH aldotriose aldotriose D-gliceraldeido L-gliceraldeido H2C OH C O HO C H H C OH H2C OH 84 cetopentose L-cetopentose Nas oses ocorre um fenômeno muito importante de ciclização da molécula, o grupo aldeído ou cetona pode reagir com uma hidroxila da própria molécula, dando uma cadeia fechada ou cíclica. Quando α-glicose pura e β-glicose pura são colocadas em água, uma transforma-se na outra espontaneamente, essa transformação chama-se mutarrotação. Oligossacarídeos e Polissacarídeos Oligossacarídeos: Sofrem hidrólise produzindo um número pequeno de oses. Ex: sacarose, rafinose. C18H34O17 + H2O → C6H12O6 + C6H12O6 + C6H12O6 Rafinose glicose frutose galactose Trissacarídeo mono mono mono Osídeo ose ose ose Polissacarídeos: Sofrem hidrólise produzem um número muito grande de oses. Ex: amido, celulose. 1(C6H10O5)n + nH2O → nC6H12O6 amido α-glicose 1(C6H10O5)n + nH2O → nC6H12O6 celulose β-glicose Sacarose: dissacarídeo formado pela condensação de uma molécula de glicose e uma molécula de frutose. É o açúcar comum obtido da cana de açúcar. Formula molecular C12H22O11 Amido: Polissacarídeo, formado pela condensação de 30 a 3000 moléculas de α-glicose. Reserva energética dos vegetais. Celulose: Polissacarídeo, formado pela condensação de 1200 a 12000 moléculas de β-glicose. Importante componente estrutural dos vegetais é o polissacarídeo mais abundante na natureza. Maltose: dissacarídeo (açúcar da cerveja) galactose + glicose. Lactose: dissacarídeo (açúcar do leite) glicose + glicose. Glicogênio: polissacarídeo (armazenamento de energia dos animais. Glicogênese: ocorre quando ingerirmos um alimento que é ingerido e produz glicose. A glicose obtida é transformada em glicogênio. Glicogenólise: Ocorre quando o nível de glicose diminui na corrente sanguínea. LIPÍDIOS Glicerídeos A palavra lipídio vem do grego lipos, que significa gordura. Os lipídios são altamente energéticos e pouco solúveis em água e se dissolvem em solventes orgânicos (como clorofórmio, éter e benzeno), por isso constituem a maior forma de armazenamento de energia do organismo. O tecido adiposo (gorduroso) ajuda a manter os órgãos e nervos no lugar, protegendo-os contra choques e lesões traumáticas. A camada subcutânea de gordura isola o organismo, preservando o calor do corpo e mantendo a temperatura constante. Os lipídios ainda auxiliam no transporte e na absorção de vitaminas lipossolúveis (A, D e E). As fontes de lipídios na alimentação são óleos, azeites, margarina maionese, amendoim, chocolate, etc. Cerídeos São conhecidos como ceras e podem ser de origem animal ou vegetal. Os glicerídeos são óleos ou gorduras e podem ser de origem animal ou vegetal. Os glicerídeos são triésteres formados a partir de três moléculas de ácidos graxos superiores (iguais ou diferentes) e uma molécula do triálcool glicerina (propanotriol). O O R1 C OH O R2 C OH O R1 C HO CH2 esterificação + HO CH R2 C hidrólise R3 C O CH2 O O CH O + 3 H 2O água R3 C HO CH2 OH ácidos graxos triálcool O CH2 triésteres Óleos: são derivados predominantemente de ácidos graxos insaturados e apresentam-se na fase líquida em condições ambientes. Gorduras: são derivados predominantemente de ácidos graxos saturados e apresentam-se na fase sólida em condições ambientes. Hidrogenação Os cerídeos são ésteres formados a partir de um ácido graxo superior e de um álcool graxo superior. Ácidos graxos: é todo ácido obtido a partir de óleos e gordura animais e vegetais. Os ácidos graxos são compostos monocarboxílicos, ou seja, que apresentam um único grupo –COOH na extremidade da cadeia. Os compostos que apresentam mais de 10 átomos de carbono são chamados de ácidos graxos superiores. Exemplo: H3C H2 CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 C C C H O H2 C CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 C OH H Ácido oléico ou ácido cis-9-octadecenóico (constitui 83% azeite de oliva) Álcoois graxos: são alcoóis com mais de 8 átomos de carbono na cadeia, que geralmente é linear, compostos com mais de 16 átomos de carbono são denominados alcoóis graxos superiores. Os cerídeos são utilizados na fabricação de cosméticos, velas, sabões, graxa de sapato etc. Exemplo: palmitato de merissila encontrado nos favos de cera de abelha. O O H3C C C H2 + OH ácido palmítico ácido graxo superior 14 HO CH2 C CH3 H2 29 álcool merissílico álcool graxo superior + H2O O CH2 C CH3 água H2 29 palmitato de merissila H3C C C H2 14 Como a insaturação é a única diferença química entre um óleo e uma gordura, é possível transformar óleos em gorduras pela adição catalítica de hidrogênio, que é o método que a indústria utiliza para fabricar margarina (gordura vegeta) a partir de óleos vegetais. C H C + H2 Ni (pó) H C H H C H H margarina óleo vegetal Saponificação As gorduras animais como os sebos de porco ou de boi são usadas na fabricação de sabão. Sabões são sais de ácido graxo obtido (junto com a glicerina) pela reação entre um glicerídeo e uma base forte (NaOH ou KOH). O R1 C R2 C R3 C O CH2 O O CH + 3 NaOH base forte O O CH2 glicerídeos O R1 C R2 C O-Na+ O CH2 OH + O-Na+ O CH OH O-Na+ sais de ácidos carboxílicos (sabão) CH2 OH triálcool glicerina R3 C O sabão é biodegradável, isto é, consumido e destruído por microorganismos existentes na água, que deste modo não fica poluída. 85 Aminoácidos são compostos orgânicos de função mista: amina e ácido carboxílico. Sabão e Detergentes O uso de KOH no lugar do NaOH permite obter sabões moles que tem utilidade na fabricação de cremes para barbear. A glicerina ou (glicerol) é um subproduto da fabricação do sabão. Por esse motivo, toda fábrica de sabão vende também glicerina. Ela é adicionada aos cremes de beleza e sabonetes, pois é um umectante, isto é, mantém a umidade da pele. A água por si só não consegue remover certos tipos de sujeira, como, por exemplo, restos de óleo em um prato, isso acontece porque as moléculas de água são polares e as de óleo, apolares. O sabão exerce um papel importantíssimo na limpeza porque consegue, assim dizer, “jogar nos dois times”, no das substância polares e no das apolares. extremidade polar cadeia apolar O CH3CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2CH2 C + O Na capaz de interagir com a gordura capaz de interagir com a água Os detergentes sintéticos atuam da mesma maneira, porém diferem dos sabões na estrutura da molécula, Os sabões são sais de ácido carboxílico de cadeia longa, e os detergentes sintéticos, na grande maioria, sais de ácidos sulfônicos de cadeia longa. Os sabões em pó são, na verdade, detergentes (sais de ácidos sulfônicos). Contêm também outras substâncias, como Na2SO4, Na2CO3 etc. O O C C OH - O H2C OH NH2 H H3C C O (ácido) α-aminopropanóico C H H C C O C OH CH3NH2 α-amino-3-metilbutanóico valina Como o átomo de carbono 1 é sempre o que possui o grupo carboxila, é comum designar, alga,α; beta,β; gama,γ ;delta,δ ;epsílon,ε; etc. Assim, o α-amino valina, por exemplo, poderia ser chamado de α-amino- β-metilbutanóico. Ligação peptídica: É a ligação formada quando ocorre reação entre um ácido carboxílico e uma amina. Considere, por exemplo, dois α-aminoácidos genéricos em que R e R’ são radicais quaisquer. O O R' As proteínas desempenham um papel estrutural, ou seja, são responsáveis pelo desenvolvimento da estrutura do organismo e são formadas pela união de α-aminoácidos. As fontes de proteínas na alimentação são carnes, peixes, ovos e leguminosas, como feijão e soja α-aminoácidos Os α-aminoácidos (α indica que o grupo amina se encontra no carbono 2 contando a partir do grupo carboxila) são os monômeros que dão origem às proteínas, polímeros naturais. H3O CH C OH N H + H + R CH C + OH N H H O H3O O N CH C N H PROTEÍNAS 86 alanina OH NH2 H3C (ácido) α-aminoetanóico glicina C + detergente OH Nomenclatura ácido (opcional) + localização do grupo amina +amino + nome do ácido. SO3 Na SO3H C NH2 + sabão 1 O C R CH C O Na - 2 ou α H H + HOH OH ligação peptídica (grupo amida) As proteínas são compostos formados pela reação de polimerização (por condensação) de um número muito grande de α-aminoácidos, dando origem a mais de 100 ligações peptídicas. constituintes básicos dos músculos, do sangue, dos tecidos, da pele, hormônios e das enzimas que catalisam as reações que ocorrem no nosso organismo. As proteínas são constituídas pela interação de 20 aminoácidos, desses oito são essenciais ao organismo humano que não são capazes de sintetizá-los. Por isso, esses aminoácidos devem ser ingeridos durante o consumo de alimentos como ovos, carnes vermelhas e branca, arroz, milho e trigo. POLÍMEROS Polipropileno O polipropileno é obtido pela polimerização do propeno(propileno). POLÍMERO DE ADIÇÃO Os químicos na década de 30, através de reações de adição, unir várias moléculas de eteno(etileno) produzindo um composto de alta massa molecular, chamado de polímero. O reagente recebe o nome de monômero e a reação de polimerização. As palavras polímero e monômero vem do grego poli(muitas), mono(uma) e mero(partes). polímero monômero H H n C C H CH3 propileno H H P,T catalisador C C H CH3 n polipropileno É utilizado em pára-choques de automóvel, peças moldadas, tapetes, etc. Polietileno Teflon H n H H H P,T catalisador C C H H É o produto da polimerização do tetrafluoreteno ou tetrafluoretileno. C C H H polietileno etileno n F C C H C H polímero monômero H P,T n C C catalisador H O C CH3 acetato de vinila O H H P,T catalisador H O n poliacetato de vinila (PVA) Poliacrilonitrila polímero monômero H P,T Cl catalisador cloreto de vinila n monômero H H P,T C C catalisador H CN cianeto de vinila acrilonitrila H H C C H CN n policianeto de vinila poliacrilonitrila Borracha A borracha em geral, tanto as naturais como as sintéticas são denominadas elastômeros (polímeros que possuem alta elastidade). Policloreto de vinila (PVC) H O C CH3 H C O poliestireno é usado na produção de objetos moldados, como pratos, copos, xícaras, seringas e objetos transparentes. Quando sofre expansão provocada por gases, origina o isopor. C C H C C Utilizado em tintas, gomas de mascar, adesivos. H C n H n poliestireno estireno n F Poliacetato de vinila (PVA) Polímero obtido pela adição sucessiva do vinil-benzeno (estireno). C F Aplicado em revestimento de panelas e frigideiras, veda-rosca usado por encanadores. H n F C C politetrafluoretileno teflon Poliestireno H F F P,T F F catalisador tetrafluoretileno n Onde n varia de 2000 até 50000 O polietileno de cadeia reta origina material rígido, utilizado na fabricação de garrafas, brinquedos e outros objetos, enquanto o polietileno de cadeia ramificada produz um material macio e flexível, tais como sacos e embalagens. polímero monômero polímero H H Borracha Natural ou poliisopreno C C H Cl n policloreto de vinila Aplicado em tubos para encanamento, isolantes elétricos, pisos plásticos, etc. É obtido a partir do metilbut-1,3-dieno, conhecido como isopreno. H2C C CH CH2 CH3 isopreno catalisador H2C C CH CH2 CH3 poliisopreno (borracha natural) 87 Vulcanização da borracha COPOLÍMEROS O látex obtido da seringueira é precipitado, dando origem a uma massa viscosa que é a borracha natural. Essa borracha é prensada com o auxílio de cilindros, originando lâminas moles de pequena resistência e elasticidade. Essa borracha se torna quebradiça em dias frios e extremamente gosmenta em dias quentes. O aquecimento dessa massa viscosa com enxofre produz um material bastante elástico que praticamente não se altera com pequena variações de temperatura. A esse processo foi dado o nome de vulcanização. Aplicação 70% utilizada para produção de pneus. A borracha natural também é utilizada para fabricação de luvas cirúrgicas, balões de aniversários, borrachas escolares, etc. Formados a partir de mais de um monômero, através de reação de adição ou de condensação. É o caso em que o polímero é obtido a partir de dois ou mais monômeros diferentes. Simbolicamente, podemos imaginar como uma corrente formada por elos diferentes. H n H2C C C CH2 + n H2C CH H H eritreno (monômero) C H H H C H H C C C C H H buna S (copolímero de adição) estireno (monômero) n Energias Químicas no Cotidiano PETRÓLEO Borracha sintética A borracha sintética pode ser obtida a partir do acetileno, C2H2(g), de acordo com as seguintes etapas. Dimerização do acetileno: duas moléculas de acetileno associam-se para forma o vinil acetileno. H C C H + H C C H NH4Cl Cu2Cl 2 H C C C C H H H Reação do vinilacetileno com gás hidrogênio, produzindo o monômero but-1,3-dieno. H C C C C H cat H C C C C H H H H H H H O monômero que dá origem ao polibutadieno é o but-1,3-dieno. Reação de obtenção. H C C C C H H H H H cat P, C C C C H2 H H H2 n Semelhante às da borracha natural quando vulcanizada, maior resistência à abrasão e menor recuperação elástica que a borracha natural. Mesma aplicação que a borracha natural, exceto quando é necessário maior elasticidade. POLÍMEROS DE CONDENSAÇÃO Formados a partir de um único monômero, através de uma reação de condensação, com eliminação de outra molécula, H2O, HCl, NH3. nC6H12O6 → (C5H10O5)n + nH2O α-glicose monômero amido (polímero de condensação) nC6H12O6 → (C5H10O5)n + nH2O β-glicose celulose (polímero 88 monômero de condensação Como se Formou o Petróleo A teoria mais aceita é que tudo começou a milhares de anos, quando restos de animais e vegetais mortos se depositaram no fundo dos mares, nas vizinhanças de terra firme. Esses restos foram sendo lentamente cobertos por sedimentos (pó de calcário e areia) que com o passar dos anos, se transformaram em rocha, chamadas de rochas sedimentares (calcário e arenito). Abaixo da superfície, sob efeito da alta temperatura e da alta pressão aí, existentes, os restos orgânicos dos animais e vegetais sofreram, ao longo dos milhares de anos que se seguiram, transformações químicas bastante complicadas, formando o que hoje conhecemos como petróleo, um líquido viscoso e geralmente de coloração escura. Composição do Petróleo Constituído fundamentalmente por compostos que contém apenas carbono hidrogênio ou seja hidrocarbonetos, além dos hidrocarbonetos contém em pequenas quantidades, substâncias contendo nitrogênio, oxigênio e enxofre. Este último é a pior impureza existente no petróleo, estando presente na forma de substância simples (S8), de gás sulfídrico (H2S) e também na composição de substâncias orgânicas. O enxofre deve ser retirado dos combustíveis, pois é responsável pelo mau cheiro dos produtos na queíma, atrapalha o funcionamento do motor e faz com que o combustível fique corrosivo. É também um dos responsáveis pelo fenômeno da chuva ácida. Destilação do Petróleo O processo de separação utilizado chama-se destilação fracionada e é executado com o auxílio de uma torre de fracionamento, uma coluna de aço inoxidável cheia de “obstáculos em seu interior. O petróleo aquecido é introduzido próximo à base da coluna, às moléculas menores (hidrocarbonetos com baixo ponto de ebulição) conseguem contornar esses “obstáculos” e chega ao topo da coluna. Moléculas maiores (de hidrocarbonetos com ponto de ebulição mais alto) não conseguem chegar ao topo, acumulando-se nos diversos níveis da coluna. quebrar, uma molécula de óleo com 16 átomos de carbono em duas moléculas de 8, que correspondem à gasolina. Essa quebra é feita sob aquecimento (cerca de 500ºC) e utilizando um catalisador apropriado. É chamada de pirólise ou craqueamento catalítico. Hidrocarboneto molécula grande Óleo catalisador Hidrocarboneto Hidrocarboneto molécula pequena Gasolina Gasolina aditivada A gasolina aditivada, disponível em alguns poços, é uma gasolina comum acrescentada de aditivos detergentes dispersantes. Esses aditivos tem a finalidade a limpeza do sistema de alimentação de combustível, incluindo linha de combustível, bomba, injetores, válvulas, etc. Seu uso permite que o motor opere nas condições específicas pelo fabricante por mais tempo. A gasolina aditivada possui maior octanagem em relação a gasolina comum, possuindo melhor desempenho. Octanagem A destilação fracionada baseia-se na diferença de volatilidade entre os vários componentes do petróleo Fração Gases Éter de petróleo Benzina Gasolina Querosene Óleo diesel Óleo lubrificante Resíduos Carbonos Ebulição 1a4 Abaixo de 20 5a6 20 a 60 6a8 60 a 110 5 a 10 40 a 200 12 a 18 175 a 235 12 a 20 250 a 400 Acima de 20 300 a 500 Acima de 20 ------ Craqueamento catalítico Para obter ao grande consumo de gasolina, as refinarias processam muito petróleo e, em conseqüência, sobra óleo. Não haveria algum meio de transformar esse excesso de óleo em mais gasolina? A resposta é sim, bastando Uma gasolina é de baixa qualidade quando não espera a faísca da vela para explodir.Ela explode antes do momento adequado, reduzindo assim o rendimento do motor, que não funciona como deveria. A gasolina é uma mistura de hidrocarbonetos com um número de carbonos em torno de 8. A presença do heptano faz com que a gasolina seja ruim. Já o isooctano torna-a de ótima qualidade. A qualidade de uma gasolina é expressa através de um número chamado de octanagem ou índice de octanos. Ao heptano foi atribuído o valor (zero) e ao isoocatno 100. Há vários aditivos que aumentam a octanagem de uma gasolina, são chamados de antidetonantes, pois evitam a explosão antes da faísca da vela. Um exemplo desses aditivos é o etanol, usado no Brasil com essa finalidade desde a década de 80. 89 Gás Natural Carvão Vegetal Denomina-se gás natural a mistura de gases aprisionada em bolsões no subsolo de algumas regiões, aparece junto com o petróleo, evidenciando a origem comum de ambos, ou seja, a partir de resto de antigos organismos marinhos. Embora a sua composição seja bastante variável do local onde é encontrado, o constituinte majoritário é sempre o metano (CH4). Outros compostos são etano (C2H6), propano (C3H8) e geralmente em quantidades menores, butano (C4H10), metilbutano (C4H10), dióxido de carbono (CO2), sulfeto de hidrogênio (H2S), nitrogênio (N2) e outros. A principal aplicação do gás natural é como combustível. Para as indústrias, ele apresenta algumas vantagens em relação ao carvão e ao óleo combustível; seu transporte é bem mais simples, é levado através de uma tubulação (gasoduto) até o local de utilização e sua combustão não deixa resíduos nos fornos e caldeiras. No Brasil vem sendo utilizado em alguns automóveis, tais como táxis e ônibus. Carvão vegetal é uma substância de cor negra obtida pela carbonização da madeira ou lenha. É muito utilizado como combustível para aquecedores, lareiras, churrasqueiras e fogões a lenha. Hulha A hulha é uma variedade de carvão mineral que apresenta, aproximadamente, 80% em carbono e possui um grande interesse industrial. A destilação seca é o processo que permite que a hulha ao ser aquecida entre 1000ºC e 1300ºC, numa retorta e em presença de corrente de ar, obter três importantes frações: a fração gasosa, a líquida e a sólida. Fração gasosa: é usada como combustível doméstico e também na indústria. Fração liquida: formado por duas fases: águas amoniacais e alcatrão da hulha. Águas amoniacais; fase clara, menos densa que a água é rica em NH3, que é empregado na preparação de ácido nítrico (HNO3) e na produção de fertilizantes (agricultura). Alcatrão da hulha; fase escura e mais densa que a água, constitui-se na mais importante fonte natural de compostos aromáticos. Frações que se obtêm do alcatrão da hulha 1ª fração: óleo leve ( benzeno, tolueno, etc.) 2ª fração: óleo médio ( fenol, naftaleno, etc.) 3 fração: óleo pesado ( naftóis, cresóis, etc.) 4ª fração: óleo verde ( antraceno, fenantreno) 5ª fração: resíduo (piche) Fração sólida: Chamado carvão coque. Este carvão é utilizado na siderurgia para produção de ferro e aço e também na produção de gasolina sintética. 90 Biomassa A biomassa é recurso natural renovável, enquanto que os combustíveis fósseis não se renovam a curto prazo. A biomassa é utilizada na produção de energia a partir de processos como a combustão de material orgânico produzida e acumulada em um ecossistema, porém nem toda a produção primária passa a incrementar a biomassa vegetal do ecossistema. Parte dessa energia acumulada é empregada pelo ecossistema para sua própria manutenção. Suas vantagens: baixo custo, é renovável, permite o reaproveitamento de resíduos e é menos poluente que outras formas de energias como aquela obtida a partir de combustíveis fósseis. A queima de biomassa provoca a liberação de dióxido de carbono na atmosfera, mas como este composto havia sido previamente absorvido pelas plantas que deram origem ao combustível, o balanço de emissões de CO2 é nulo. Um exemplo de biomassa é a palha do arroz que pode ser queimada para a produção de energia. Biocombustíveis Os biocombustíveis são apresentados como alternativas aos combustíveis fosseis, visto que são energias renováveis derivados de matérias agrícolas como plantas oleaginosas, biomassa florestal, cana-de-açúcar e outras matérias orgânicas. Existem vários tipos de biocombustíveis mas os principais biocombustiveis são: a biomassa, o bioetanol, o biodiesel e o biogás. Bioetanol: O bioetanol é a obtenção do etanol através da biomassa, para ser usado diretamente como combustível ou se juntar com os ésteres do óleo vegetal e formar um combustível, a esse processo se dá o nome de transesterificação. Biogás é um tipo de mistura gasosa de dióxido de carbono e metano produzida naturalmente em meio anaeróbico pela ação de bactérias em matérias orgânicas, que são fermentadas dentro de determinados limites de temperatura, teor de umidade e acidez. OBS: As energias são consideradas energias renováveis quando a sua produção ultrapassa o seu consumo. Biodiesel Água Biodiesel é um combustível biodegradável derivado de fontes renováveis, Pode ser produzido a partir de gorduras animais ou de óleos vegetais, tais como mamona, dendê ( palma ), girassol, babaçu, amendoim, pinhão e soja, dentre outras. O biodiesel substitui total ou parcialmente o óleo diesel de petróleo em motores automotivos (de caminhões, tratores, camionetas, etc. Ou estacionários geradores de eletricidade, calor, etc. Pode ser usado puro ou misturado ao diesel em diversas proporções. A mistura de 2% de biodiesel ao diesel de petróleo é chamada de B2 e assim sucessivamente, até o biodiesel puro, denominado B100. Segundo a Lei nº 11.097, de 13 de janeiro de 2005, biodiesel é um “bicombustível derivado de biomassa renovável para uso em motores a combustão interna com ignição por compressão ou, conforme regulamento para geração de outro tipo de energia, que possa substituir parcial ou totalmente combustíveis de origem fóssil”. A transesterificação é o processo mais utilizado atualmente para a produção de biodiesel. Consiste numa reação química dos óleos vegetais ou gorduras animais com o álcool comum (etanol) ou o metanol, estimulada por um catalisador, da qual também se extrai a glicerina, produto com aplicações diversas na indústria química. Além da glicerina, a cadeia produtiva do biodiesel gera uma série de outros co-produtos (torta, farelo etc.) que podem agregar valor e se constituir em outras fontes de renda importantes para os produtores. A transesterificação é uma reação química entre um éster (RCOOR’) e um álcool (R’’OH) da qual resulta um novo éster (RCOOR’’) e um álcool (R’OH). O O R C + O R' R'' OH + R C O R' OH R'' onde R,R’ e R’’ são radicais orgânicos Esta reação, origina-se um éster de ácido graxo e glicerol como subproduto. O processo inicia-se juntando o óleo vegetal com um álcool (metanol, etanol, propanol, butanol) e catalisadores (que podem ser ácidos, básicos ou enzimáticos) para acelerar a reação. Nesse processo, obtém-se um éster de ácido graxo (biodiesel) e glicerina como subproduto. A água em termos químicos também designase por: hidróxido de hidrogênio, monóxido de di-hidrogênio ou ainda protóxido de hidrogênio é uma substância que, nas Condições Normais de Temperatura e Pressão (0°C; 1atm), encontrase em seu ponto de fusão. Em condições ambientes (25 °C; 1 atm) encontra-se no estado líquido, visualmente incolor (em pequenas quantidades), inodora e insípida. Função Biológica A água possui muitas propriedades incomuns que são críticas para a vida: é um bom solvente e possui alta tensão superficial. Por ser uma substância estável na atmosfera, desempenha um papel importante como absorvente da radiação infravermelha, crucial no efeito estufa da atmosfera. A água também possui um calor específico peculiarmente alto que desempenha um grande papel na regulação do clima global. A água dissolve vários tipos de substâncias polares e iônicas, como vários sais e açúcares, facilitando na interação química entre as diferentes substâncias fora e dentro dos organismos vivos apesar disso, algumas substâncias não se misturam bem com a água, incluindo óleos e outras, podendo ser classificadas como insolúveis e, em alguns casos, hidrofóbicas. As membranas celulares, compostas por lipídios e proteínas, levam vantagem das propriedades hidrofóbicas para controlar as interações entre os seus conteúdos e o meio externo. Propriedades Físicas e Químicas Uma característica incomum da água é a sua dilatação anômala. Ela se contrai com a queda de temperatura, mas a partir de 4°C começa a se expandir, voltando a se contrair após sua solidificação. Isso explica porque a água congela primeiro na superfície, pois a água que atinge a temperatura de 0°C se torna menos densa que a água a 4°C, consequentemente ficando na superfície. Esse fenômeno também é importante para a manutenção da vida nas águas frias, pois faz com que a água a 4°C fique no fundo e mantenha mais aquecidas as criaturas que ali vivem. Cerca de dois terços da superfície da Terra está coberta por água, 97,2% dos quais contêm os cinco oceanos. O aglomerado de gelo do Antártico contém cerca de 90% de toda a água potável existente no planeta. 91 Relações de Química com as Tecnologias a Sociedade e o Meio Ambiente Química no cotidiano O ensino de Química deve ser um facilitador da leitura do mundo. Gabriel Gouveia Desde muitos séculos se sabe que muitos materiais podem emitir luz quando excitados. Isto ocorre quando os elétrons dos átomos absorvem energia e passam para níveis mais altos. Quando os elétrons voltam para os níveis mais baixos, liberam a diferença de energia. E esta liberação pode ocorrer na forma de emissão de luz. Este fenômeno é usado, por exemplo, na confecção dos fogos de artifício. Quando os fabricantes desejam produzir fogos de artifício coloridos, misturam à pólvora compostos de certos elementos químicos apropriados, utilizam sais de diferentes metais na mistura explosiva (pólvora) para que, quando detonados, produzam cores diferentes. Para se obter a cor amarela, por exemplo, adicionam sódio (Na), para conseguir o vermelho-carmim, colocam estrôncio (Sr). Quando querem o azul-esverdeado, utilizam cobre (Cu). Na hora em que a pólvora explode, a energia produzida excita os elétrons desses átomos, ou seja, os elétrons "saltam" de níveis de menor energia (mais próximos do núcleo) para níveis de maior energia (mais distantes). Quando retornam aos níveis de menor energia, liberam a energia, na forma de luz colorida. As diferentes cores são observadas quando os elétrons dos íons metálicos retornam para níveis menores de energia (mais internos), emitindo radiações com a coloração característica de cada "salto" energético (diferentes comprimentos de onda). Lembre-se do que acontece na sua cozinha, quando a água com sal do arroz escorre na panela e atinge a chama azul do fogo. Aparece uma coloração amarela bem forte. O sal de cozinha é o cloreto de sódio, e a cor característica do sódio é amarela. Os luminosos de neônio (Ne) e as lâmpadas de vapor de sódio ou mercúrio (Hg), utilizadas em iluminação pública, são dispositivos baseados em tubos de raios catódicos. Estes tubos são ampolas de vidro com um gás no seu interior, a baixa pressão, e que possuem extremidades metálicas onde se aplica uma diferença de potencial elétrico. Eles são semelhantes aos tubos de imagem dos televisores. Nestes, há uma substância no estado gasoso, cujos elétrons são excitados por ação da corrente elétrica. Quando esses elétrons retornam, há a emissão e luz. Nos luminosos de gás neônio, a luz emitida é vermelha, e nas lâmpadas de vapor de sódio é amarela. 92 Reações químicas utilizam a energia dos alimentos para excitar elétrons de alguns átomos. Quando os elétrons voltam ao estado fundamental, há emissão de luz. Esse fenômeno é chamado de bioluminescência. O caso mais conhecido de bioluminescência é o dos vaga-lumes (ou pirilampos). Há evidências de que eles utilizam os sinais luminosos para se comunicarem com os parceiros do sexo oposto. Alguns materiais, quando absorvem radiação, emitem de volta luz visível. Esse fenômeno é chamado genericamente de luminescência. Quando a emissão ocorre imediatamente após a incidência da radiação, o fenômeno é chamado de fluorescência. Se, por outro lado, a emissão demorar alguns segundos ou até mesmo algumas horas, chamamos de fosforescência. Portanto as lâmpadas são fluorescentes e os interruptores de luz são fosforescentes. Podemos notar que a química está mesmo presente em tudo, desde a fabricação de fogos de artifício, até a comunicação entre os insetos. Estes fenômenos aparentemente são bem diferentes, mas, na realidade, utilizam as mesmas propriedades básicas da matéria como a espectroscopia, estrutura atômica, etc. Química na agricultura O solo agrícola tem profundidade em torno de 20 cm a 40 cm e é constituído de uma mistura complexa de matéria orgânica (vegetais e húmus) e de minerais proveniente da desagregação de rochas, como areias grossa ou finas, argila, calcário e óxido de ferro. O húmus é o produto de decomposição parcial de restos de vegetais e animais e é importante como fonte de matéria orgânica para a nutrição vegetal além de possui alta capacidade de reter a água. O primeiro fertilizante utilizado provavelmente foi o estrume, pois somente no século XVII que ficou constatado os benefícios do uso do salitre (NaNO3) nitrato de sódio e do nitrato de potássio (KNO3), o que difundiu a utilização de nitrato como fertilizantes. Na primeira metade do século XIX, a agricultura científica identificou o desempenho dos nutrientes, nitrogênio, fósforo e potássio (NPK) no desenvolvimento dos vegetais considerados atualmente como macronutrientes. Macronutrientes: são os nutrientes de que as plantas necessitam em maiores quantidades para se desenvolver plenamente. Podem ser primários: nitrogênio, fósforo e potássio; ou secundários: magnésio, cálcio e enxofre. Além dos macronutrientes as plantas necessitam em menor quantidades dos Micronutrientes para se desenvolver plenamente: ferro, manganês, cloro, cobre, boro, molibdênio, cobalto e níquel. Entretanto, é preciso muito cuidado na aplicação dos micronutrientes pelo fato de as plantas as exigiram em quantidades mínimas. No entanto, a deficiência de nutrientes pode comprometer o rendimento da lavoura. Poluição por fertilizantes Usados em grandes quantidades para aumentar as colheitas, os fertilizantes que contêm principalmente os íons nitrato, NO31-, nitrito, NO2-1, fosfatomonoácido HPO42- e fosfato diácido,H2PO4-1(muito solúveis) são arrastados pela irrigação e pelas chuvas para os lençóis subterrâneos, lagos e rios. Quando esses íons alcançam as águas de lagos, rios e represas passam a nutrir a população microscopia de algas que constituem o chamado fitoplancto. Bem nutrida, essa população de algas se reproduz numa velocidade acima do normal. Muitas vezes, os nutrientes também favorecem a multiplicação de algas macroscópicas, que formam um tapete cobrindo a superfície, isolando a água do oxigênio do ar, o que diminui as chances de preservação da vida no sistema aquático. Além disso, quando as algas morrem, produzem grandes quantidades de detritos que são decompostos por microorganismos aeróbicos, ou seja, utilizam as reservas de oxigênio da água para realizar seu trabalho. Isso provoca a morte das plantas aquáticas e de peixes num processo que vai se agravando até atingir todo o ecossistema. A esse fenômeno é dado o nome de eutrofização. Química na Saúde Analgésicos e Antitérmicos: Os analgésicos aliviam a dor, e os antitérmicos diminuem a febre. Unindo essas duas características, temos os medicamentos mais vendidos no mundo a aspirina, que corresponde quimicamente ao ácido acetilsalicílico (AAS). COOH ácido acetilsalicílico O C CH3 O Em estado puro, um pó cristalino branco ou cristais incolores, pouco solúvel na água, solúvel no álcool e no éter. Medicamentos contra infecções:Quando uma pessoa é vítima de uma infeccção, isso significa que os microorganismos que a invadiram estão se multiplicando mais depressa do que o tempo que as células brancas do sangue levam para devorá-los. E significa também que as toxinas produzidas por esses microorganismos aumentam mais depressa do que o tempo que os anticorpos (proteínas do organismo) gastam para neutralizá-las. No início do século XX, as infecçõess eram as maiores causadoras de mortes. Atualmente, porém, a maior parte das infecções pode ser controlada. Um dos primeiros medicamentos de grande sucesso no combate às infecções foram as SULFAS, como por exemplo, a sulfanilamida, a sulfadiazina, etc. N H2N SO2 NH2 H2N SO2 NH C sulfanilamida Desde a mais remota antiguidade, o homem primitivo procurou alívio para suas dores e enfermidades em extratos vegetais, poções, etc. Com as descobertas de muitos medicamentos, a incidência de epidemias pelo mundo diminuiu bastante. No entanto, em muitos países várias doenças consideradas “antigas” persistem em forma endêmica, epidemia ocorre quando a doença surge e rapidamente atinge um número muito grande de pessoas; endemia, quando a doença persiste por longo tempo num lugar, mas atingindo um número menor de pessoas. No Brasil temos muitos exemplos de situações endêmicas. Podendo citar como exemplo a Febre amarela: causada por um vírus, transmitido pelo Aedes aegypti (existe vacina). Passando agora falar em medicamentos, podemos dizer que droga é qualquer substância que, por sua natureza química, altera a estrutura ou o funcionamento de um organismo vivo. Além disso, devemos lembrar que um determinado composto químico pode ser remédio ou veneno, dependendo da dose utilizada. Dentre os medicamentos mais comuns podemos citar: Antiácidos: Produtos que combatem a hiperacidez estomacal(azia). Eles contêm substâncias de caráter básico como o bicarbonato de sódio NaHCO3, o hidróxido de magnésio, Mg(OH)2 etc. capaz de neutralizar o excesso de ácido clorídrico do suco gástrico. sulfadiazina N Posteriormente surgiu os ANTIBIÓTICOS, que são compostos químicos produzidos por microorganismos e que conseguem retardar o crescimento ou mesmo matar outros microorganismos. Como exemplo, podemos citar o caso da primeira penicilina (penicilina G). As penicilinas são usadas no combate à pneunomia, à furunculose, às infecções urinárias, à sífilis, etc. Anestésicos: Anestésicos são medicamentos que causam a perda da sensação de dor. O óxido nitroso (N2O), chamado de “gás hilariante” e o éter comum (C2H5-O-C2H5) já foi utilizado como anestésicos na época que o tratamento era feita a sangue frio ou seja o paciente aguentava toda a dor acarretada pela intervenção. Posteriormente foram descobertos outros anestésicos, mais poderosos e com menos efeitos colaterais. Como por exemplo, o clorofórmio (CHCl3), o ciclopropano, o metoxiflurano (CH3-OCF2-CHCl2) o halonato (CHClBr-CF3), etc. São conhecidos também os chamados anestésicos locais,como, por exemplo, a novocaína (cloridrato de procaína) e a benzocaína. C2H5 H2N C O CH2 N O novocaina C2H5 Cl H2N C O CH2 CH3 Benzocaína O Atualmente, o número de medicamentos é muito grande, e a maiorias deles é vendida livremente em farmácias e drogarias. Isso leva muitas pessoas a criarem o hábito da automedicação, o que é muito perigoso. 93 BIOTECNOLOGIA Biotecnologia é o conjunto de técnicas e processos que utilizam organismos vivos na fabricação de produtos de importância agrícola, industrial, farmacêutica, e também em serviços de utilidade pública, como tratamento de águas. A biotecnologia é uma área multidisciplinar que engloba setores da Bioquímica, da Genética, da Microbiologia, da Biologia Molecular, da Farmacologia, etc. Ela se desenvolve a passos largos e causará, sem dúvida, um grande impacto econômico num futuro próximo. Alguns exemplos da Biotecnologia clássica são: a) as fermentações que visam a fabricação de: - produtos alimentícios, como bebidas, iogurtes, pães, queijo, etc. - produtos químicos: como etanol, acetona, etc. - produtos farmacêuticos, como antibióticos, vitaminas, etc. - enzimas: que são catalisadores biológicos, muitos dos quais usados nas indústrias de alimentos, de medicamentos, de detergentes, etc. b) Fabricação de vacinas: usadas na prevenção de doenças, como o sarampo, coqueluche, paralisia infantil, etc. c) Fabricação de soro: usados no tratamento de pacientes atacados pela raiva, por picadas de cobras, etc. d) O uso de biodigestores: que provocam a fermentação de resíduos, vegetais e de fezes de animais, produzindo o biogás (mistura de CH4 e CO2), que é usado como combustível. Ainda dentro dos processos da Biotecnologia clássica podemos citar a seleção e o cruzamento de animais e vegetais. Assim como é possível colocar uma floresta dentro do tubo de ensaio para produzir um determinado produto químico capaz de combater o câncer como é o caso do taxol encontrada em árvores raras. No entanto, o maior avanço no campo da Biotecnologia ocorreu na década de 1970 com o advento da Engenharia genética. Que entre outras técnicas, possibilitou a produção da insulina humana. (Insulina é um hormônio produzido no pâncreas que controla o metabolismo do açúcar no corpo humano; sua falta acarreta o tipo comum de diabete). Hoje é extraída do Pâncreas do boi ou do porco, a preços elevados. Poluição e Tratamento das águas A água potável é a que pode ser consumida pelas pessoas, sem pôr em risco sua saúde, e que apresenta certas características físicas, químicas e bacteriológicas que são padronizadas nas Estações de Tratamento (ETAs). A água que evapora para a atmosfera proveniente de oceanos, lagos, rios etc. entra em contato com os gases poluentes produzidos pelos veículos de transporte e pelas indústrias como os óxidos de enxofre e nitrogênio. Quando essa água precipita ela reage com compostos tóxicos, dando origem às chuvas ácidas. 94 que vão contaminar as águas destinadas às ETAs. A água proveniente de precipitações, ao atravessar a atmosfera, arrasta compostos químicos tóxicos e matéria orgânica das mais diversas origens, poluindo as reservas subterrâneas. Muitas vezes, as águas de rios e represas destinada às ETAs recebem diretamente resíduos domésticos, que são recolhidos por sistemas de esgotos oficiais ou clandestinos, causando turvação e contaminação da água. Diante de todos esses fatores antes de ser distribuída para as residências, a água precisa passar por uma série de tratamentos para melhor seu aspecto e eliminar os tipos mais comuns de contaminantes. Coagulação ou floculação: Muitas das impurezas contidas na água ficam dispersas uniformemente não sofrendo sedimentação pela ação da gravidade, esse fenômeno pode ser explicado pelo fato de essas partículas possuírem a mesma carga elétrica e, portanto sofrem repulsão mutua impedindo que se choquem e formem aglomerados de dimensões maiores que poderiam precipitar naturalmente. Para resolver o problema coloca-se coagulantes químicos que neutralizam a carga elétrica das partículas promovendo a colisão entre elas. O coagulante mais utilizado no Brasil é o sulfato de alumínio Al2(SO4)3 que é adicionado à água com óxido de cálcio CaO. 1CaO(S) + 1H2O(L) → 1Ca(OH)2(aq) Al2(SO4)3 + 3Ca(OH)2 → 2Al(OH)3 + 3CaSO4 As reações acima promovem o aglutinação das partículas em suspensão ou dispersão coloidal, facilitando sua deposição sobre a forma de flóculos. Sedimentação ou decantação: A água contendo os flóculos de impurezas segue diretamente para os decantadores ou tanques de sedimetação. Ficando cerca de quatro horas, tempo suficiente para que os flóculos, lama, e microorganismos se sedimentem, um vez que apresentam densidade maior que a água. Filtração em areia e cascalho: A água isenta praticamente de flóculos passa por filtros constituídos de uma camada de areia, geralmente 75 cm de altura, depositada sob uma camada de cascalho, com cerca de 30 cm de altura, que por sua vez encontra-se sob uma base de tijolos especiais dotados de orifícios drenantes. Após a água é levada a grandes reservatórios para o tratamento final com cloro para matar as bactérias. Arejamento da água: O arejamento da água tem por objetivo introduzir gás oxigênio que atua removendo o gosto ruim e o cheiro desagradável. Neste processo a água é geralmente pulverizada ou projetadas por fios através do ar. ÁGUAS RESIDUAIS (ESGOTOS) Estação de Tratamento de Águas Residuais (ETAR) que, no Brasil, se designa oficialmente também por Estação de Tratamento de Efluentes (ETE), são estações que tratam as águas residuais de origem doméstica ou industrial, comumente chamadas de esgotos sanitários ou despejos industriais , para depois serem escoadas para o mar ou rio com um nível de poluição aceitável (ou então, serem "reutilizadas" para usos domésticos). Numa ETAR as águas residuais passam por vários processos de tratamento com o objectivo de separar ou diminuir a quantidade da matéria poluente da água. Fases do tratamento Tratamento Preliminar: O esgoto é sujeito aos processos de separação dos sólidos mais grosseiros tais como a gradagem (no Brasil, chamado de gradeamento) que pode ser composto por grades grosseiras, grades finas ou peneiras rotativas, o desarenamento nas caixas de areia e o desengorduramento nas chamadas caixas de gordura ou em pré-decantadores. Nesta fase, o esgoto é, desta forma, preparado para as fases de tratamento subsequentes, podendo ser sujeito a um préarejamento dos poluentes. Tratamento Primário: Apesar do esgoto apresentar um aspecto ligeiramente mais razoável após a fase do tratamento preliminar, possui ainda praticamente inalteradas as suas características poluidoras. Segue-se, pois, o tratamento propriamente dito. onde a matéria poluente é separada da água por sedimentação Este processo exclusivamente de ação física pode, em alguns casos, ser ajudado pela adição de agentes químicos que através de uma floculação possibilitam a obtenção de flocos de matéria poluente de maiores dimensões e assim mais facilmente decantáveis. Após o tratamento primário, a matéria poluente que permanece na água é de reduzidas dimensões, normalmente constituída por colóides, não sendo por isso passível de ser removida por processos exclusivamente físico-químicos. A eficiência de um tratamento primário pode chegar a 60% ou mais dependendo do tipo de tratamento e da operação da ETE. Tratamento Secundário: constitui num processo biológico, do tipo iodo ativado ou do tipo filtro biológico, onde a matéria orgânica (poluente) é consumida por microorganismos nos chamados reatores biológicos. Estes reatores são normalmente constituídos por tanques com grande quantidade de microorganismos aeróbios, havendo por isso a necessidade de promover o seu arejamento. O esgoto saído do reator biológico contem uma grande quantidade de microorganismos, sendo muito reduzida a matéria orgânica remanescente. A eficiência de um tratamento secundário pode chegar a 95% ou mais dependendo da operação da ETE. Os microorganismos sofrem posteriormente um processo de sedimentação. sedimentadores (decantadores) secundários. Finalizado o tratamento secundário, as águas residuais tratadas apresentam um reduzido nível de poluição por matéria orgânica, podendo na maioria dos casos, serem despejadas no meio ambiente receptor. Tratamento Terciário: Antes do lançamento final no corpo receptor, é necessário pro-ceder à desinfecção das águas residuais tratadas para a remoção dos organismos patogênicos ou, em casos especiais, à remoção de determinados nutrientes, como o nitrogênio (azoto) e o fósforo, que podem potenciar, isoladamente ou em conjunto, a eutrofização das águas receptoras. Remoção de Nutrientes: Águas residuárias podem conter altos níveis de nutrientes como nitrogênio e fósforo. A emissão em excesso destes pode levar ao acúmulo de nutrientes, fenômeno chamado de eutrofização, que encoraja o crescimento excessivo (chamado bloom) de algas e cianobactérias (algas azuis). A maior parte destas algas acaba morrendo, porém a decomposição das mesmas por bactérias remove oxigênio da água e a maioria dos peixes morrem. Além disso, algumas espécies de algas produzem toxinas que contaminam as fontes de água potável (as chamadas cianotoxinas). processos para remoção de nitrogênio e fósforo A Desnitrificação requer condições anóxicas (ausência de oxigênio) para que as comunidades biológicas apropriadas se formem. A desnitrificação é facilitada por um grande número de bactérias. Métodos de filtragem em areia, lagoa de polimento, etc. pode reduzir a quantidade de nitrogênio. O sistema de lodo ativado, se bem projetado, também pode reduzir significante parte do nitrogênio. A Remoção de fósforo, que pode ser feita por precipitação química, geralmente com sais de ferro cloreto férrico ou alumínio sulfato de alumínio). O lodo químico resultante é difícil de tratar e o uso dos produtos químicos torna-se caro. Apesar disso, a remoção química de fósforo requer equipamentos muito menores que os usados por remoção biológica. Desinfecção: A desinfecção das águas residuais tratadas objetiva a remoção dos organismos patogênicos. O método de cloração também tem contribuído significativamente na redução de odores em estações de tratamento de esgoto. Revelou-se entre os processos artificiais o de menor custo e de elevado grau de eficiência em relação a outros processos como a ozonização que é bastante dispendiosa e a radiação ultra-violeta que não é aplicável a qualquer situação. Neutralização: Utiliza produtos de caráter básico ou ácido, como cal, CaO, carbonato de sódio, Na2CO3, hidróxido de ´sodio, NaOH, e dolomita, CaMg(CO3)2 ácido sulfúrico, H2SO4, para neutraliar a água, que pod estar levemente ácida ou alcalina, A água é considerada neutra quando possui a 25ºC um índice de acidez (PH) igua a 7. Antes da água ser devolvida para o meio ambiente deve ser submetida a uma desinfecção, por meio de cloração, a fim de perder a cor e as bactérias causadoras de doenças. 95 OBTENÇÃO OU PRODUÇÃO DE SUBSTÂNCIAS QUÍMICA - Oxidação do SO2: Essa etapa é mais difícil do processo, já que o rendimento em SO3 é baixo: SO2(S) + O2(g) ↔ SO3(g) ∆H < 0 (exotérmica) Cloro O cloro é obtido principalmente a partir do cloreto de sódio, NaCl, em solução aquosa através de um proceso denominado eletrólise. Principais aplicações - Um processo de purificação de águas amplamente utilizado é a cloração. O agente é o ácido hipocloroso , HClO , que se produz dissolvendo cloro na água e regulando o pH. - Outra aplicação que vem ampliando sobremaneira os níveis de qualidade de vida das populações que usufruem deste processo, é a aplicação de cloro em estações de tratamento de esgoto. - Na produção de papel se emprega cloro no branqueamento da polpa, apesar de estar sendo substituído pelo díoxido de cloro, ClO2. - Uma grande parte de cloro é empregada na produção de cloreto de vinila, composto orgânico usado como matéria-prima para a obtenção de policloreto de vinila, conhecido como PVC. - Também é utilizado na síntese de numerosos compostos orgânicos e inorgânicos como, por exemplo, o tetracloreto de carbono (CCl4), o clorofórmio (CHCl3) e diferentes halogenetos metálicos. - Preparação de cloreto de hidrogênio puro, que pode ser obtido por síntese direta: H2 + Cl2 → 2HCl - O cloro é usado como desinfetante (no tratamento de água, na desinfecção de verduras). Hidróxido de Sódio O hidróxido de sódio (NaOH), é uma base forte devido a seu baixo custo. No comércio é vendida com o nome de soda cáustica. É um sólido branco que ataca a pele, o vidro e alguns metais (Al, Zn). Por sua grande afinidade com a água (higroscópico), absorve o vapor de água do ar. O NaOH é obtido por eletrólise do NaCl(aq). Utilizado na preparação de sabões e detergentes, na refinação de petróleo nas indústrias de papel e têxtil. Ácido Sulfúrico O ácido sulfúrico, H2SO4, é um ácido mineral forte, e solúvel na água em qualquer concentração. O ácido sulfúrico tem várias aplicações industriais e é produzido em grande quantidade. Obtenção do SO2: Pode ser feita por queima do enxofre, naturalmente livre na natureza, de sulfe- tos metálicos, como a pirita, FeS2. S(S) + O2(g) → SO2(g) ∆H < 0 (exotérmica) 4FeS2(S) + 11O2(g) → 8 SO2(g) + 2FeO3(g) 96 O SO3 em contato com água ou H 2SO4 em solução completará a síntese: SO3 + H2O → H2SO4 Principais Usos: O ácido sulfúrico é uma fonte barata de íons H+. Tem largo emprego em obtenção de ácidos voláteis, através de dupla troca. 2NaCl + H2SO4 → 2HCl + Na2SO4 (obtenção de HCl) CaF2 + H2SO4 → 2HF + CaSO4 (obtenção de HF) É utilizado na fabricação de fertilizantes, na indústria petrolífera (para retirada de algumas impurezas), na produção de baterias, tintas, plásticos, detergentes, explosivos, entre inúmeras outras utilizações. Sendo utilizado como desidratante eficaz. Assim, a obtenção da nitroglicerina pode ser favorecida pela extração de água pelo ácido sulfúrico. Amônia Amoníaco, gás amoníaco ou amônia é um composto químico cuja molécula é constituída por um átomo de Nitrogênio e três átomos de hidrogénio de formula molecular NH3. A molécula não é plana, apresenta geometria piramidal. Esta geometria ocorre devido à formação de orbitais híbridos sp³. Em solução aquosa se comporta como uma base transformando-se num íon amônio, NH4+, com um átomo de hidrogênio em cada vértice do tetraédro: Obtenção: O processo de Haber (também conhecido como Processo Haber-Bosch) é uma reação entre nitrogênio e hidrogênio para produzir amoníaco. Esta reação é catalisada com o ferro, sob as condições de 250 atm de pressão e uma temperatura de 450ºC. N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g) + energia Aplicações: Matéria-prima na preparação de fertilizantes que fornecem o nitrogênio necessário ao crescimetno ds plantas. Atualmente, a amônia tem sido usada diretamete como fertilizantes. Ácido Nítrico Tem a fórmula molecular HNO3, é um ácido de elevado grau de ionização e volátil à temperatura ambiente. É produzido industrialmente pelo processo Ostwald. A amônia é aquecida com um catalisador (platina) para a formação do óxido nítrico (NO), que é oxidado para produzir dióxido de nitrogênio (NO2), que reage com a água produzida anteriormente originando finalmente o ácido nítrico: 4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O 2 NO + O2 → 2 NO2 4 NO2 + O2 + 2 H2O → 4 HNO3(aq) O nitrogênio fixado na amônia e ácido nítrico foi a chave para o desenvolvimento da produção de fertilizantes e explosivos. As fontes que originaram a utilização do nitrogênio para a produção de fertilizantes foi o salitre do Chile ( NaNO3 ). SOLUÇÕES Responda as questões 6 e 7 abaixo com base no gráfico em que constam as curvas de solubilidade de diversas substâncias em g/100g de H2O. 1) A principal característica de uma solução consiste no fato de ser: a) sempre uma mistura homogênea b) sempre um líquido com outra substância dissolvida. c) um sistema com mais de uma fase. d) homogênea ou heterogênea, dependendo da condições de pressão e temperatura. e) uma substância pura em um único estado físico. 160 140 120 100 80 60 40 20 0 2) Assinale a alternativa que contém exemplos de soluções. a) água de torneira, mar, granito. b) granito, mistura de água e óleo, ar. c) petróleo no mar, granito, água destilada d) água pura, gás nitrogênio, ouro e) ar, água de torneira, ouro de 18 quilates. Com relação ao texto abaixo, responda aos testes 3 e 4. “As soluções iônicas, ou eletrolíticas, conduzem eletricidade porque apresentam cátions e ânions com movimentos relativamente livres, Nessas soluções, o soluto é denominado eletrólito. O eletrólito é uma substância que, em presença de água, sofre ionização ou dissociação iônica.” 3) São eletrólitos: a) o sal de cozinha e o açúcar. b) o açúcar e o óleo. c) o sal de cozinha e a soda cáustica (NaOH). d) a soda cáustica e o açúcar. e) o ácido acético do vinagre e o óleo. 4. São soluções eletrolíticas; a) a água de torneira, água do mar e o granito. b) o ouro de 18 quilates e o ar. c) uma mistura de água e óleo e o granito. d) a água de torneira e o vinagre. NaNO3 NH4Cl KNO3 NaCl Ce2(SO4)3 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100 Temperatura/ºC 6) Quais as substâncias que sofrem dissolução endotérmica ao entrar em contato com a água. a) somente o KNO3 b) somente o NaNO3 c) somente o Ce2(SO4)3 d) KNO3, NaNO3, NH4Cl e NaCl e) todos 7) Quais as substâncias que sofrem dissolução exotérmica ao entrar em contato com a água. a) somente o KNO3 b) somente o NaNO3 c) somente o Ce2(SO4)3 d) KNO3, NaNO3, NH4Cl e NaCl e) todos 8) Um adulto possui em média, 5L de sangue com cloreto de sódio dissolvido na concentração de 5,8g/L. Qual a massa de NaCl no sangue de uma pessoa adulta. a) 29g b) 35g c) 37g d) 38g e) 39g 9) Sabendo que o leite bovino contém um açúcar(lactose) na concentração de 45g/L, determine a massa de lactose em uma xícara que contém 50 mL de leite. a) 225g b) 2,25g c) 325g d) 3,25g e) 4g 5) Adicionando-se soluto, a um solvente chega-se a um ponto em que o solvente não mais consegue dissolver o soluto. Neste ponto a solução torna-se: 10) o ar livre de poluição pode conter ozônio na concentração máxima de 80 microgramas(µg) por metro cúbico. Uma sala com dimensões de 5m x 4m x 3m, contendo 7,2mg de ozônio espalhados no ar. O ar da sala está poluido com: a) diluída b) concentrada c) fraca d) saturada a) 80µg b) 90µg c) 100µg d) 110µg e) 120µg 97 11) A secreção média de lágrimas de um ser humano é de 1mL por dia. Admitindo que as lágrimas possuam sais com concentração de 6g/L, indique a massa de sais em um dia. a) 0,6mg b) 0,6g c) 0,006g 18) Uma xícara contém 90g de café com leite. Considerando, que você adoce essa mistura com duas colheres de chá. Contendo 5g de açúcar cada uma; a porcentagem em massa de açúcar comum será. d) 0,06g a) 12,5% b) 6,25% c) 25% 12) A concentração de sais na água do mar, em media, é igual a 35g/L. Em uma salina, um tanque com dimensões de 10m x 5m x 1m foi completamente preenchido com água do mar. Após a evaporação, a massa de sal que restou no tanque foi de: (dado 1m3 = 1000L) d) 10% e) 5% 19) Uma xícara contém 200 cm3 de leite adoçado com 6,84g de açúcar comum, C12H22O11 (sacarose). Qual alternativa que contém a concentração molar do açúcar comum. (Dado: massa molar da sacarose = 342g/mol) a) 1750g b) 17,5Kg c) 700Kg d) 1750Kg 13) A sacarina é um adoçante artificial que possui um sabor centenas de vezes mais intenso que o açúcar comum. a) 0,5mol/L d) 0,2mol/L b) 0,4mol/L e) 0,1mol/L No rótulo de um refrigerante light, a concentração de sacarina deste refrigerante é igual a: (Dados: volume = 1,5L sacarina = 116mg) 20) Quando um gás é colocado em um líquido, o volume do líquido praticamente não se altera. Um químico preparou amoníaco, borbulhando 10g de gás amônia(NH3) em 500mL de água destilada. Qual alternativa que contém a concentração da amônia em g/L. a) 0,005 g/L b) 0,08g/L c) 1,0g/L d) 1,5g/L a) 80g/L b) 60g/L c) 40g/L d) 20g/L e) 10g/L 14) Um químico dissolveu 60g de açúcar em água suficiente para 800mL de solução. Em seguida, colheu uma amostra de 10mL dessa mistura. Qual a massa de açúcar contida na amostra. 21) Uma solução de 0,8M de CaCl2 apresenta: a) 0,25g b) 0,27g c) 0,30g d) 0,75g e) 1,0g 15) Sabendo que uma colher de chá contém cerda de 5g de açúcar comum, quantas colheres cheias devemos adicionar a um copo de laranjada com 200mL para que a concentração de açúcar comum seja de 50g/L. a) [Ca+2] = 1,6 M e [Cl-] = 0,8 M b) [Ca+2] = [Cl-] = 0,8 M c) [Ca+2] = [Cl-] = 1,6 M d) [Ca+2] = 0,8 M e [Cl-] = 1,6 M e) [Ca+2] = [Cl-] = 0,4 M 22) Admitindo que a concentração molar de íons cálcio no mar seja igual a 0,01M, cada litro de água do mar irá conter uma massa de cálcio igual a: a) 0,1g b) 0,2g c) 0,3g a) 1 colher b) 2 colheres c) 3colheres d) 5 colheres e) 10 colheres 16) Pode-se obter magnésio a partir da água do mar, que contém íons Mg+2 na concentração de 1,2g/L. Nessas condições, para obter 6,0Kg de magnésio uma indústria tem de utilizar quantos litros da água do mar: a) 5000L b) 7000L c) 9000L d) 20000L 17) sabendo que o soro fisiológico contém sal de cozinha na concentração de 9g/L, calcule o volume de soro que você pode preparar, com 45g de NaCl. a) 2 litros b) 3 litros c) 4litros d) 5 litros 98 c) 0,3mol/L d) 0,4g e) 0,5g 23) O vinagre contém ácido acético (C2H4O2) na concentração média de 50g/L. Nessas condições, indique a concentração molar aproximada desse ácido. a) 1,0 M b) 0,9 M c) 0,8 M d) 0,7 M 24) A bateria de um carro possui uma solução aquosa de ácido sulfúrico, cuja concentração é representada por [H2SO4] = 5,0 M a) cada litro contém 5,0 mol de H2SO4 b) cada litro contém 5,0g de H2SO4 c) cada mililitro contém 5,0g de H2SO4 d) cada mililitro contém 5,0 mol de H2SO4 e) cada litro contém 9,8g de H2SO4 25) A figura abaixo mostra o rótulo de um reagente muito importante para trabalhos desenvolvidos em laboratórios. 32) Qual volume de água deve ser adicionado a 50cm3 de solução de NaOH, cuja concentração é igual a 60g/L, para que seja obtida uma solução a 5,0 g/L. H2SO4 d = 1,84g/cm3 T = 95% Qual alternativa que representa a concentração correta do ácido sulfúrico em gramas por litro. a) 1500 g/L d) 1800 g/L b) 1748 g/L e) 1908 g/L a) 80 g/L e 0,6 mol/L b) 8 g/L e 0,3 mol/L c) 80 g/L e 0,3 mol/L d) 0,8 g/L e 0,6 mol/L c) 1848 g/L 26) Baseando-se no exercício anterior calcule a concentração em mols por litro e identifique a alternativa correta. a) 17,8 mol/L b) 19.7 mol/L c) 28 mol/L d) 28,48 mol/L e) 29,2 mol/L 27) As soluções aquosas concentradas de sal de cozinha são chamadas de salmouras. Considere que uma salmoura tenha densidade igual a 1,2g/cm3 e possua 20% em massa de sal. A concentração da salmoura será: a) 60 g/L b) 120 g/L c) 240 g/L d) 300 g/L a) 350cm3 b) 450cm3 c) 500cm3 d) 550cm3 33) Sabendo que 8cm3 de água destilada foram adicionados a 2cm3 de solução de H2SO4 3,0M, determine a concentração molar final da solução. a) 0,8M b) 0,4M c) 0,6M d) 3,5M e) 3,8M 34) Para diluir 100 mL de solução de HCl 1,8M de modo que a concentração diminua para 0,3M, você deverá adicionar: a) 600 mL de água b) 500 mL de água c) 400 mL de água d) 300 mL de água 35) Que volume de solução 0,5 M de KOH neutralizará completamente 500 mL de solução 0,1 M de HNO3. 28) Uma solução de H2SO4 cuja concentração é igual a 4,9g/L terá concentração molar igual a: a) 0,1 L b) 0,2 L c) 0,3 L d) 0,4 L e) 0,5 L a) 0,05 mol/L b) 0,1 mol/L c) 0,2 mol/L d) 0,3 mol/L e) 0,4 mol/L 36) Qual alternativa que engloba fatores que influem na evaporação de um líquido. 29) A “água de lavadeira” ou água sanitária pode ser considerada uma solução de hipoclorito de sódio (NaClO) a 5% em massa. Qual a concentração desse sal em g/L? (dados densidade da “água de lavadeira” = 1,0 g/mL) a) Massa e temperatura b) Superfície de contato com o ar e temperatura c) Superfície de contato e densidade d) Massa e densidade e) Temperatura e volume a) 10 g/L b) 20 g/L c) 30 g/L d) 50 g/L PROPRIEDADES COLIGATIVAS 37) No diagrama de fases da água: as temperaturas tA e tB correspondem respectivamente, aos: 30) As baterias novas possuem soluções aquosas de H2SO4 a 38% em massa e densidade de 1,3g/mL. A concentração molar dessa solução vale: 760 mmHg a) 1,5 M b) 5,0 M c) 7,0 M d) 0,05 M 31) O álcool iodado, usado como germicida, é uma solução de álcool etílico com 10% em massa de iodo. A concentração comum e a concentração molar do iodo nessa mistura são respectivamente iguais a: (Dados: massa molar do ido (I2) = 254 g/moL; densidade do álcool iodado = 0,8 g/mL). tA tB a) pontos normais de fusão e ebulição b) pontos normais de ebulição e fusão c) pontos de sublimação e fusão d) pontos de ebulição e sublimação 99 38) Sob pressão atmosférica, têm-se dois sistemas contendo, respectivamente, (I) H2O e (II) solução aquosa de NaCl. Comparando-se as temperaturas de ebulição (te) e de congelação (tc) inicias entre os sistemas, temos: te tc a) II > I e I > II c) II > I e II > I te tc b) I > II e I > II d) II = I e II = I Determine a alternativa que representa o calor absorvido na vaporização de 0,9g de água. a) 5,2 KJ b) 4,2 KJ c) 3,2 KJ d) 2,2 KJ 43) O mercúrio pode ser obtido pela reação de cinábrio, HgS (sulfeto de mercúrio), com o oxigênio do ar. HgS(S) + O2(g) → Hg(L) + SO2(g) ∆H = - 238KJ/mol 39) Considere as seguintes amostras, à mesma pressão: I - água pura II - solução aquosa 0,75 mol/L de glicose III - solução aquosa 0,50 mol/L de glicose IV - solução aquosa 0,25 mol/L de NaCl V - solução aquosa 0,25 mol/L de glicose. A amostra com maior temperatura de ebulição é a alternativa: a) I b) II c) III d) IV Determine a alternativa que representa o calor liberado na formação de 4,0 g de mercúrio. (Dado: Hg = 200) a) 5,24 KJ b) 4,76 KJ c) 3,22 KJ d) 2,24 KJ 44) Dado o diagrama de entalpia: H2O(L) ∆H = - 10Kcal/mol H2O(L) e) V TERMOQUÍMICA 40) Observe o esquema abaixo: Determine a alternativa que representa o valor de ∆H na solidificação de 900 mL da água líquida (Dados: d = 1,0 g/mL; massa molar = 18g/mol). a) 700Kcal b) 600Kcal c) 500Kcal d) 400Kcal De acordo com o esquema apresentado, podemos dizer que esse processo deverá ser. Combustíveis Massa Molar Entalpia Álcool etílico 46 g/mol - 1369 KJ/mol 32 g/mol - 763 KJ/mol Álcool metílico a) exotérmico e absorve 900 KJ b) exotérmico e liberar 200 KJ c) exotérmico com ∆H = - 900 KJ d) endotérmico com ∆H = + 200 KJ e) endotérmico com ∆H = - 200 KJ Qual desses combustíveis tem maior capacidade energética? 41) Uma lata de spray esfria quando é agitada ou quando lançamos no ambiente a substância contida no frasco. Esse fenômeno ocorre porque: a) o etanol tem maior capacidade energética b) o metanol tem maior capacidade energética c) a capacidade energética do metanol é de 44 kJ d) a capacidade energética do etanol é de 44 kJ a) há vaporização do líquido e esse processo é endotérmico. b) há liquefação do vapor e esse processo é exotérmico. c) há solidificação do líquido e esse processo é endotérmico. d) há ebulição do líquido e esse processo é exotérmico e) há sublimação. 46) É possível preparar gás oxigênio em laboraório pelo aquecimento cuidadoso de clorato de potássio, de acordo com a equação: 42) Observe o processo de vaporização da água: H2O(L) → H2O(g) ∆H = + 44 KJ/mol 100 45) Técnicos compararam a capacidade energética dos combustíveis em função do calor liberado por massas iguais dessas substâncias. Assim, montaram a tabela abaixo: 2KClO3 → 2KCl + 3O2 ∆H = - 90 KJ A entalpia do KCl vale – 436 KJ/mol, a entalpia do KClO3 deverá valer: a) –782 KJ/mol b) +782KJ/mol c) -391 KJ/mol d) + 391 KJ/mol e) -196 KJ/mol 47) A fotossíntese é a principal fonte de energia alimentar das plantas, ocorrendo até mesmo em alguns tipos de bactérias. A equação química da fotossíntese é dada por: 6CO(g) + 6H2O(L) → C6H12O6(S) + 6O2(g) Substância CO2(g) H2O(L) C6H12O6(S) Entalpia (kj/mol - 394 - 286 - 1275 Considerando a tabela de entalpias acima determine a alternativa que possui a variação de entalpia na produção de 1 mol de glicose. a) + 1275 b) + 286 c) + 394 d) + 2805 48) Na respiração celular a glicose reage com o oxigênio de acordo com a equação: C6H12O6(S) + 6O2(g) → 6CO2(g) + 6H2O(L) Qual o ∆H do processo. Dados: I) 6Cgraf + 6H2(g) + 3O2(g) → C6H12O6(S) ∆H = - 1275 KJ II) Cgraf + O2(g) → CO2(g) ∆H = - 394 KJ III) H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(L) ∆H = -286 KJ a) + 2010 KJ b) + 2009 KJ c) - 2010 KJ d) - 2009 KJ e) - 2805 KJ 49) O diborano (B2H6) é um hidreto de boro altamente reativo, considerado atualmente como possível combustível de foguetes em programas espaciais. Qual alternativa que possui o ∆H da síntese do diborano a partir dos elementos químicos, de acordo com a equação abaixo: a) as ligações F-F e Br-Br rompem-se com a mesma facilidade. b) a quebra da ligação F-F libera energia c) a união entre átomos de bromo absorve energia. d) a ligação F-F é mais fraca que a ligação Br-Br e) é impossível romper as duas ligações. 51) São conhecidos os seguintes valores de energia de ligação, a 25°C. Ligação Energia de ligação Cl - Cl 57,8 H - Cl 103,0 C-H 99,5 78,5 C - Cl Determine a alternativa que possui a variação de entalpia para a reação abaixo: CH4(g) + Cl2(g) → H3CCl(g) + HCl(g) a) - 74 Kcal b) + 74 Kcal c) - 24,2 Kcal d) + 24,2 Kcal e) + 338.8 Kcal CINÉTICA 52) No processo de hidrogenação do acetileno produzindo etano C2H2 + 2H2 → C2H6 é possível afirmar que a velocidade: a) de consumo de C2H2 é o dobro da velocidade de consumo de H2. b) de consumo de H2 é igual à de formação de C2H6. c) de consumo de C2H2 é diferente da velocidade de formação de C2H6. d) de formação de C2H6 é a metade da velocidade de consumo de H2. e) de consumo de C2H2 é igual à do H2. 53) A chama de um aquecedor está queimando 10L de propano a cada minuto, de acordo com a seguinte equação: 2B(S) + 3H2(g) → B2H6(g) C3H8(g) +5O2(g) → CO2(g) + H2O(g) I) 2B2(S) + 3/2O2(g) → B2O3(S) ∆H = - 1273KJ II) B2H6(g) + 3O2(g) → B2O3(S) + 3H2O(g) ∆H = - 2035KJ III) H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(g) ∆H = - 242KJ Nas mesmas condições de pressão e temperatura determine a alternativa que apresenta corretamente a velocidade de consumo de O2(g) em L/min e a velocidade de formação de CO2(g) em L/min. Respectivamente. a) + 36KJ b) + 336KJ c) - 2226 KJ d) - 3256 e) – 4894 50) Dadas as energias de ligação F–F -------------------- ∆H = 155 KJ Br – Br -------------------- ∆H = 193 KJ Pode-se concluir que: a) 30 L/min e 40 L/min b) 30 L/min e 50 L/min c) 50 L/min e 30 L/min d) 40 L/min e 50 L/min 101 58) Sobre o diagrama abaixo: 55) Considere o seguinte processo de formação de ozônio. 3O2(g) → 2O3(g) 134 KJ CO + NO2 Se a velocidade de consumo de O2(g) for igual a 6L/S, Qual é a alternativa que possui a velocidade de formação de 2O3(g) - 226 KJ CO2 + NO Caminho da reação a) 12L/S b) 8L/S c) 6L/S d) 4L/S e) 2L/S Um estudante afirmou. 56) A transformação de ozônio é dada pela equação abaixo: I. O processo é endotérmico II. O ∆H vale – 226 KJ III. A energia de aivação vale +134 KJ 2O3(g) → 3O2(g) Estão correta(s) somente a(s) afirmativas(s) Um químico obteve a curva de concentração de O3 mostrada abaixo: a) I b) II c) III d) I e II e) II e III 59) Um aumento da temperatura da reação geralmente provoca: [O3] (mol/L) 0,80 I) diminuição da agitação molecular II) aumento da agitação molecular III) diminuição da velocidade de reação IV) aumento da energia de ativação. 0,40 0,20 0 5 10 15 tempo No intervalo entre 10 e 15min, determine a alternativa correta que representa a velocidade média de decomposição do O3. a) 0,01 mol.L-1.min-1 b) 0,02mol.L-1.min-1 c) 0,03 mol.L-1.min-1 d) 0,04 mol.L-1.min-1 e) 0,05 mol.L-1.min-1 a) I b) II c) III d) IV e) I e III 60) O ferro reage com uma solução aquosa de HCl, originando gás hidrogênio e cloreto de ferro II. Assinale a alternativa que indica a reação mais rápida entre o ferro e uma solução de HCl 1,0 M. Fe(s) + 2HCl → FeCl2(aq) + H2(g) - 10 a) um prego de ferro, a 25ºC b) um prego de ferro, a 40ºC c) ferro em pó, a 40ºC d) ferro a 25ºC e) Essa reação não depende da superfície de contato ou da temperatura. - 40 61) Catalisador é: 57) Observe o diagrama de energia a seguir. + 90 caminho da reação É correto afirmar que: a) o processo é exotérmico b) a reação tem ∆H = -30KJ c) o complexo ativado é mais estável que os reagentes e o produto d) a energia de ativação vale +130KJ 102 Está(ão) correta(s) somente a(s) afirmativas(s): a) uma substância que não possui participação na reação. b) sinônimo de luz. c) sinônimo de calor d) uma substância que acelera a reação e, no final desaparece no sistema. e) uma substância que acelera a reação e, no final, apresenta massa constante. 62) Assinale a alternativa que traz agentes que tendem a aumentar a velocidade de uma reação: a) calor, obscuridade, catalisador. b) calor, maior superfície de contato entre reagentes, ausência de catalisador. c) calor, maior superfície de contato entre reagentes, catalisador d) Frio, obscuridade, ausência de catalisador. 63) Uma das reações mais importantes do smog fotoquímico, tipo de poluição que ocorre em cidades com muitos carros, é dada pelo mecanismo. NO2(g) → NO(g) + O(g) O2(g) + O(g) → O3(g) (etapa lenta) (etapa rápida) NO2(g) + O2(g) → NO(g) + O3(g) Qual alternativa que apresenta a lei da velocidade correta. a) V = K[NO2] b) V = K[NO] .[O] c) V = K[O2] d) V= K[NO2] .[O2] e) V = K[NO].[O3] 67) Em geral, o aumento de temperatura aumenta a velocidade: a) das reações exotérmicas b) das reações endotérmicas c) das reações endotérmicas e exotérmicas d) apenas de determinadas reações 68) Quando se leva uma esponja de aço à chama de um bico de gás, a velocidade da reação de oxidação é tão grande que incendeia o material. O mesmo não ocorre ao se levar uma lâmina de aço à chama. Nessas experiências, o fator que determina a diferença das velocidades da reação: a) pressão b) catalisador c) o estado físico d) a concentração e) a superfície de contado 69) Analise o gráfico referente a reação: M + N → P + Q Com temperatura a pressão constante. +100 I X II Y 0 M+N Z reagentes 64) Para uma determinada reação experimentalmente verificou-se que a velocidade era proporcional ao quadrado da concentração de gás hidrogênio V = K[H2]2. Assim se a concentração de H2 for triplicada, a velocidade da reação deverá: a) aumentar três vezes b) diminuir três vezes c) aumentar seis vezes d) aumentar nove vezes e) diminuir nove vezes 65) A quantidade mínima de energia necessária para que as moléculas possam reagir chama-se: a) energia de ionização b) energia de ligação c) energia de ativação d) energia de ionização 66) Uma reação química que apresenta energia de ativação extremamente pequena deve ser: a) lenta b) exotérmica c) endotérmica d) instantânea P+Q produto -100 coordenada da reação Entre as afirmativas que se seguem, referente ao gráfico, assinale a única errada. a) X representa a energia de ativação da reação direta não catalisada. b) Y representa a energia de ativação da reação direta catalisada. c) Z representa o calor liberado na reação exotérmica. d) A velocidade da reação representada pela curva I é a menor que a representada pela curva II. e) O calor de reação correspondente à curva II é menor que o correspondente à curva I. 70) A reação NO2(g) + CO(g) → CO2(g) + NO(g) é de segunda ordem em relação ao NO2(g) e de ordem zero em relação ao CO(g). Em determinadas condições de pressão e temperatura, essa reação ocorre com velocidade v. Se triplicarmos a concentração de NO2(g) e duplicarmos a concentração de CO(g), a nova velocidade será: a) 3v b) 6v c) 9v d) 12v e) 18v 103 Equilíbrio Químico 71) Em determinadas condições de pressão e temperatura, um frasco fechado contém 0,4mol/L de O3(g) em equilíbrio com 0,2mol de O2(g) de acordo com a seguinte equação: 3O2 ↔ 2O3 Determine a alternativa que apresenta o valor de Kc. 75) O diagrama abaixo mostra variações de concentração molar de NO2 e N2O, até atingirem o equilíbrio, dado pela reação 2NO2 ↔ N2O4. [ ] (mol/L) 4 3 [NO2] = constante a) Kc = 5 d) Kc = 20 b) Kc = 10 b) Kc = 25 c) Kc = 15 2 [N2O4] = constante 1 72) Considere as seguintes afirmações sobre equilíbrio químicos: I. As velocidades das reações opostas são iguais II. No equilíbrio não existem reações químicas III. As concentrações dos participantes são iguais entre si. IV. As concentrações dos participantes são constantes ao longo do tempo. Está(ão) correta(s) somente a(s) afirmativas(s) a) I e II d) II e III b) I e III e) III e IV c) I e IV 73) A expressão de equilíbrio do processo 3O2 ↔ 2O3 a) [O2] b) K = [O ] 3 d) K = [O ] 3 2 74) O fosfogênio COCl2 é um gás tóxico que foi usado como arma durante a Primeira Guerra Mundial. Atualmente, é utilizado na produção de alguns polímeros e inseticidas. No equilíbrio CO(g) + Cl2 ↔ COCl2(g) temos, a 100ºC. [CO] = 6.10-5 mol/L [Cl2 ] = 4.10-7 mol/L [COCl2] = 0,12 mol/L Identifique a alternativa que determina o valor de Kc. 104 a) [A] = 2[B] b) 2[A] = [B] c) [A] = [B] d) [A]2 = [B] 77) Considere o seguinte equilíbrio em um recipiente fechado: 3O2(g) ↔ 2O3(g) b) 20 c) 30 d) 40 e) 50 78) No equilíbrio 2NO + Cl2 ↔ 2NOCl o aumento da concentração de NO provocará: 2 b) 15.1012 76) O equilíbrio 2A ↔ B apresenta Kc = 1. Podemos concluir que: a) 10 3 [O3] b) K = 2 [O2] a) 5.109 a) Kc = 0,50 b) Kc = 0,25 c) Kc = 0,20 d) Kc = 0,15 e) Kc = 0,12 Sabendo que as pressões parciais de O2 e O3 valem, respectivamente 1,0.10-3 atm e 2,0.10-4 atm, determine o valor de Kp para esse equilíbrio. K = [O2]3[O3]2 [O3] Tempo c) 24.10-12 d) 12.1012 a) menor produção de NOCl b) aumento da concentração de Cl2 c) deslocamento do equilíbrio par a esquerda d) formação de maior número de moléculas NOCl 79) ocorre o equilíbrio químico quando: a) ocorre simultaneamente nos sentidos direto e inverso. b) as velocidades das reações direta e inversa são iguais. c) os reagentes são totalmente consumidos d) a temperatura do sistema é igual à do ambiente Equilíbrio Iônico 84) Na tabela abaixo, está representado o pH de alguns sistemas 80) Um alvejante de roupas, do tipo “ água de lavadeira” apresenta [OH-] aproximadamente igual a 1,0.10-4 mol/L Nessas condições, a concentração de H+ será da ordem de: a) 10-2 b) 10-3 c) 10-10 d) 10-14 e) zero 81) Observe o quadro atentamente os dados abaixo: Solução [H+] (25ºC) A 1,0.-3 M B 1,0.-7 M C 1,0.-10 M Com base nesses dados, assinale a alternativa que traz as conclusões corretas: a) a solução A tem pH = 11 é básica b) a solução B tem pH = 7 é ácida c) a solução C tem pH = 10 é neutra d) a solução A tem pH = 3 e é ácida e) a solução C tem pH = 4 e é ácida 82) A tabela abaixo fornece o intervalo aproximadamente de pH de alguns líquidos do nosso corpo. Observe: Líquido pH Suco gástrico 1a3 Saliva 6,2 a 6,9 Urina 4,8 a 7,5 (normal = 6) Leite 6,6 a 7,6 Sangue 7,3 a 7,5 Lágrima 7,3 Assinale a alternativa que traz os líquidos que estão na faixa das soluções alcalinas (básicas): a) suco gástrico e sangue b) sangue e lágrima c) saliva e leite d) suco gástrico e saliva e) urina e saliva 83) A análise de um suco de laranja revelou [H+] = 1,0.10-4 mol/L. pode-se concluir sobre esse suco que: a) é uma solução básica, com pH = 4 b) é uma solução ácida, com pH = 10 c) é uma solução ácida, com pH = 4 d) é uma solução neutra e) terá [OH-] também igual a 1,0.10-4 mol/L Sistema pH I Urina 6 II Saliva em repouso 6,4 – 6,9 III Saliva (refeição) 7,0 – 7,3 IV Água do mar 7,8 – 8,3 V Ovos frescos 7,6 – 8,0 Com base nessa tabela, podemos concluir que: a) I é o sistema mais básico. b) a saliva não participa da digestão dos alimentos. c) na água do mar tem-se [H+] > [OH-]. d) V é o sistema mais ácido, com pH < 7. e) na urina tem-se [H+] > [OH-]. 85) O fluoreto de sódio é usado na prevenção da cárie. A hidrólise desse sal produz. a) NaOH (forte) e HF (fraco). b) NaOH (fraco) e HF (fraco). c) NaOH (forte) e HF (forte). d) NaOH (fraco) e HF (fraco) 86) A análise de uma amostra de 500 mL de um refresco de laranja (fruta rica em vitamina C) mostrou a existência de 5.10-6 mol de íons H+. Sabendo que o pH do suco de laranja puro é 4, é correto afirmar que a concentração hidrogeniônica molar desse refresco é: a) superior à do suco de laranja puro, seu 5,0. b) inferior à do suco de laranja puro, seu 6,0. c) superior à do suco de laranja puro, seu 6,0. d) inferior à do suco de laranja puro, seu 5,0. pH é pH é pH é pH é 87) Dada a afirmação “a urina é uma solução aquosa que apresenta pH = 5”, podemos afirmar: a) a solução tem caráter básico. b) a concentração hidrogeniônica é 10-5 mol/L c) a concentração hidroxiliônica é de 10-7 mol/L d) a constante de ionização da água e 10-5 88) Sabendo que a clara do ovo tem [OH-] = 1,0.10-6 mol/L, determine o valor de seu pH. a) 8 b) 6 c) 4 d) 2 e) 1 105 Eletroquímica 89) Sobre as pilhas, um estudante afirmou: I. Sempre envolvem processos de oxirredução. II. Catado é o eletrodo em que há redução. III. Pólo negativo é aquele que emite elétrons para o circuito externo. 95) O cádmio é um elemento escasso na crosta terrestre. Aproximadamente três quartas partes desse metal produzido são empregadas na fabricação de baterias. Geralmente ele ocorre em minas misturado com zinco e, quando essa mistura entra em contato com água. Forma a célula galvânica representada a seguir. Zn(s)│Zn+2(aq) ║Cd+2(aq) │Cd(s) Está(ão) correta(s) a(s) afirmativa(s): Sabendo que os potenciais das semi-reações são: a) I b) II c) II e III d) I, II e III e) III +2 90) Na pilha Al│Al+3║Cu │Cu é correto Cd+2(aq) + 2e- → Cd(s) Eº = -0,40V Zn+2(aq) + 2e- → Zn(s) Eº = -0,76V afirmar que: a) o eletrodo de cobre é o ânodo b) o eletrodo de alumínio é o pólo positivo c) a massa da placa de alumínio aumenta d) a concentração de íons Cu+2 aumenta Responda as questões 91, 92 e 93 baseadas nas seguintes semi-reações abaixo: Pb+2 + 2e- ↔ Eºred = - 0,13V Al+3 + 3e- ↔ Eºred = - 1,66V O potencial da reação espontânea que ocorre na célula é: a) – 1,16V b) + 0,36V c) + 1,16V d ) - 0,36V 96) A cromagem consiste na eletrólise de uma solução de Cr2(SO4)3. O objeto a ser cromado é preso ao pólo negativo do gerador, como mostra a figura: (+) (-) (+) (-) 91) Em uma pilha com eletrodos de chumbo e alumínio, pode-se prever que: Cr+3 a) o eletrodo de alumínio é o cátodo b) o eletrodo de chumbo é o pólo negativo c) a massa da placa de chumbo diminuirá d) ∆Eº vale 1,53V SO42- 92) Em uma lista de potenciais, o melhor oxidante é a espécie que possui tendência de sofrer redução. Nas semi-reações acima, o melhor oxidante será: a) Pb+2 b) Pb0 c) Al+3 d) Al0 e) Pb+2 e Al+3 93) Nessa mesma lista, o melhor agente redutor será: +2 a) Pb 0 b) Pb +3 c) Al 0 d) Al +2 +3 e) Pb e Al 94) Na pilha Znº│Zn+2║Cu+2│Cuº ocorrem reações de oxirredução, Nesse sistema pode-se afirmar que : a) há oxidação de Cuº a Cu+2 no pólo negativo b) há oxidação de Znº a Zn+2 no pólo negativo c) há oxidação de Cuº a Cu+2 no pólo positivo d) há oxidação de Znº a Zn+2 no pólo positivo e) há redução de Zn+2 a Znº no pólo positivo 106 Sobre uma cromagem pode-se afirmar que: a) forma-se O2(g) no catado. b) forma-se uma película de crômio no catado. c) descarregará apenas H+ da água. d) o objeto a ser cromado funcionará como pólo positivo. e) não é um processo de oxirredução. 97) 1,0F corresponde a 96500C. Em uma eletrólise, 38600C atravessaram o circuito. Assim, em cada eletrodo passou uma quantidade de elétrons igual a: a) 0,1 mol b) 0,2 mol c) 0,3 mol d) 0,4 mol 98) A massa de sódio produzida na eletrólise ígnea de NaCl, após a passagem de 5,0F será igual a: (Dado Na = 23) a) 46g b) 2,3g c) 230g d) 115g e) 4,6g Radioatividade 99) (Enem-MEC) na música Bye, bye, Brasil de Chigo Buarque de Holanda e Roberto Menescal, os versos: “puseram uma usina no mar; Talvez fique ruim pra pescar”. Poderiam estar se referindo à usina de Angra dos Reis, no litoral do Estado do Rio de janeiro. No caso de trata-se dessa usina, em funcionamento normal, dificuldades para a pesca nas proximidades poderiam se causadas 101) Ao acessar a rede internet, procurando algum texto a respeito do tema radioatividade no “cadê” (http://www.cade.com.br), um jovem deparou-se com a seguinte figura, representativa do poder de penetração de diferentes tipos de radiação. I metal chapa chapa grossa fina chumbo II a) pelo aquecimento das águas, utilizadas para refrigeração da usina, que alteraria a fauna marinha. b) pela oxidação de equipamentos pesados e por detonações que espantariam os peixes. c) pelos rejeitos radioativos lançados continuamente no mar que provocariam a morte dos peixes. d) pela contaminação por metais pesados dos processos de enriquecimento do urânio. e) pelo vazamento de lixo atômico colocado em tonéis e lançado ao mar nas vizinhanças da usina. 100) (Enem-MEC) A energia térmica liberada em processos de fissão nuclear pode ser utilizada na geração de vapor para produzir energia elétrica. Com base no esquema de uma usina nuclear, são feitas as seguintes afirmações: I. A energia liberada na reação é usada para ferver a água que, como vapor a alta pressão, aciona a turbina. II. A turbina, que adquire uma energia cinética de rotação, é acoplada mecanicamente ao gerador para produção de energia elétrica. III. A água depois de passar pela turbina é préaquecida no condensador e bombeada de volta ao reator. IV. O aumento da temperatura da água do rio ou do mar, reduz a quantidade de O2(g) dissolvido, que é essencial para a vida aquática e para a decomposição da matéria orgânica. V. O aumento da temperatura da água modifica o metabolismo dos peixes. VI. O aumento na temperatura da água diminui o crescimento de bactérias e de algas, favorecendo a vegetação. Das afirmativas acima, somente estão corretas: a) todas b) I, II, III e IV c) II, IV, V e VI d) I, II, IV e V e) I,II, III e V III papel Com o auxilio da figura, julgue os itens abaixo: 1. A radiação esquematizada em II representa o poder de penetração das partículas beta. 2. A radiação esquematizada em III representa o poder de penetração das partículas alfa. 3. As partículas alfa e beta são neutras. 4. Quando um núcleo radioativo emite uma radiação do tipo I, o número atômico fica inalterado. a) 1(correto); 2(correto); 3(correto); 4(correto). b) 1(correto); 2(errado); 3(correto); 4(errado). c) 1(correto); 2(errado); 3(errado); 4(errado). d) 1(errado); 2(correto); 3(correto); 4(correto). 102) Assinale a alternativa incorreta: Quando um elemento emite uma partícula: a) “ α ” seu número atômico diminui em duas unidades; b) “ β ” seu número atômico aumenta de uma unidade; c) “ γ ” ocorre emissão de uma onda eletromagnética d) “ α ” seu número de massa diminui de quatro unidades; 103) A pedra filosofal, sonho dos alquimistas, consistia em uma fórmula secreta capaz de converter metais comuns em ouro. Um cientista moderno, mas não menos sonhador, afirma que encontrou a fórmula secreta e a propôs na seguinte versão: Diga quem é X: 206 4 + 82 Pb 2 He a) 5X13 b) 5X14 c) 6X15 d) 6X16 197 + 79 Au X isótopo do Boro. isótopo do Ouro isótopo do Hélio isótopo do Chumbo 107 Reações Orgânicas/Isomeria/Bioquímica 104) Para obter tetracloreto a partir do metano deve-se reagir esse gás com: a) cloro b) cloreto de hidrogênio c) cloreto de sódio d) diclorometano e) 1,2-diclorometano 110) Em condições adequadas, podemos hidratar o eteno. O produto dessa reação é o: a) acetileno b) etileno c) etano d) etanol e) etanal 105) É dada a Reação: + H2SO4 SO3H + H2O O texto abaixo serve de base para as questões 111,112 e 113. Que é classificada como uma reação de: a) adição b) ciclo adição c) condensação d) eliminação e) substituição 106) O fenol (C6H5OH) é encontrado na urina das pessoas expostas a ambientes poluídos por benzeno (C6H6). Na transformação do benzeno em fenol ocorre: a) substituição do anel aromático b) quebra da cadeia carbônica c) rearranjo no anel aromático d) formação de cicloalcanos e) não ocorre a transformação X + Y a) cloreto de hidrogênio b) 1-clorobutano c) 2-clorobutano d) 1,1-diclorobutano e) 2,2-diclorobutano 108) A hidrogenação das duplas ligações de 1 mol de benzeno produz: a) ½ mol de naftaleno b) 1 mol de fenol c) 2 mol de ciclopropano d) 1 mol de ciclo-Hexano e) 3 mol de etileno 109) Pode-se prever pela regra do químico russo Markovnikov que o produto da reação do 2-metilpropeno com cloreto de hidrogênio é a substância. a) 2-cloro-2-metilpropano 108 O ácido sórbico e seus sais de sódio e seus sais de sódio e de potássio são usados, principalmente, como conservantes na industria de alimentos para prevenir o crescimento de fungos em queijos e derivados, bolos, refrigerantes etc. A sua ação conservantes depende do pH do meio, sendo mais efetiva até 6,5. Também, em muitos alimentos, esse ácido é usado como acidulante. 111) Assinale a alternativa que completa, corretamente, as lacunas na seguinte frase: 107) Considere a reação de substituição do butano. CH3 CH2 CH2 CH3 + Cl2 O nome do composto X é: b) 1,1-dicloro-2-metilpropano c) 1-clorobutano d) 1-cloro-2-metilpropano e) 2-cloro-butano O ácido sórbico, segundo as regras oficiais da IUPAC, tem o nome de ________ e apresenta o grupo funcional _______ numa cadeia _______ a) ácido 1,3-hexadienóico ou (ácido hexa-1,3dienóico); hidroxila; homogênea, alifática e saturada. b) ácido hexanóico; carboxila; heterogênea, alifática e insaturada. c) ácido 2,4-hexadienóico ou (acido hexa-2,4dienóico); carboxila; heterogênea, alifática e saturada. d) ácido 2,4-hexadienóico ou (acido hexa-2,4dienóico); carboxila; homogênea, alifática e insaturada. e) ácido 1,3-hexadienóico ou (ácido hexa-1,3dienóico); carbonila; homogênea, alifática e saturada. 112) As reações do ácido sórbico com etano e com hidróxido de sódio levam, respectivamente, à formação de: a) éster e aldeído b) sal e álcool c) aldeído e cetona d) éster e sal e) ácido carboxílico e sal 113) O ácido sórbico pode apresentar (C6H10O5)n + nH2O → 3nCH4 + 3nCO2 a) isomeria geométrica, por apresentar um centro de assimetria. b) isomeria cis-trans, por ter ligantes diferentes em cada carbono da insaturação. c) isomeria espacial, por apresentar um centro quiral. d) isomeria óptica, por apresentar insaturação. e) esteroisomeria, por apresentar carbono assimétrico. 114) Segundo o texto, na fração gasosa da hulha aparecem compostos orgânicos da função _________ as águas amoniacais são encontradas aminas cujo grupo funcional é __________ e, no óleo médio, o fenol e os cresóis, que se caracterizam por apresentarem __________ ligada diretamente ao anel aromático. Assinale a alternativa que apresenta os termos que completam corretamente a frase acima. a) hidrocarboneto; –NH2; carbonila b) hidrocarboneto. –NH2; hidroxila c) hidrocarboneto; CONH2; hidroxila d) fenol; –NH2; carbonila e) fenol; CONH2; hidroxila 115) Considerando os compostos citados no texto como componentes dos diversos óleos oriundos d destilação fracionada do alcatrão da hulha, os que apresentam oito átomos de hidrogênio na fórmula molecular são. a) tolueno, o naftaleno e os cresóis. b) o benzeno, o tolueno e os xilenos. c) o fenol, o naftaleno e o antraceno. d) o tolueno, os xilenos e os cresóis. e) o benzeno, o antraceno e o fenol Processo semelhante acontece em biodigestores com restos de animais, de vegetais, sobras de comida e, até mesmo, fezes. A mistura gasosa resultante, nesse caso, é chamada de biogás, Algumas fazendas e cidades brasileiras já exploram esse recurso energético, cujo resíduo pode ser usado como adubo (fertilizante). 116) A equação apresentada no texto como fermentação da celulose resume as seguintes transformações: I. (C6H10O5)n + nH2O → nC6H12O6 II. C6H12O6 → 3nCH4 + 3nCO2 Essas equações representam, respectivamente, reações de: a) combustão e de oxi-redução. b) hidrólise e de redução. c) hidrogenação e de redução. d) polimerização e de combustão. e) neutralização e de redução. 117) Como o biogás é proveniente da fermentação de matéria orgânica pode se dizer que ele também é proveniente da fermentação anaeróbica de proteínas, que apresentam em suas estruturas aminoácidos, entre os quais, a metionina e a cisteína, fontes de enxofre para a produção do gás sulfídrico, cujas fórmulas são: H3C S NH2 HS O texto abaixo serve como subsídio para responder às questões 116 a 117. Num brejo, quando animais e vegetais morrem, acabam ficando dentro da lama (sem oxigênio) onde passam a sofrer decomposição (apodrecendo), transformação provocada por microorganismos e chamada de decomposição anaeróbica. Ela envolve muitas reações químicas, nas quais se formam, entre outros gases, CH4; H2S e CO2; desses gases apenas o metano e o gás sulfídrico são inflamáveis, Uma dessas reações é a fermentação da celulose, substância presente em grande quantidade nos vegetais e está representada pela equação a seguir: Metionina CH2 CH2 CH COOH Cisteína CH2 CH COOH NH2 A respeito desses compostos, assinale a afirmativa correta. a) A metionina é o antípoda óptico da cisteína b) A cisteína é isômero de posição da metionina c) Ambos possuem carbono assimétrico na estrutrutura; logo, apresentam atividade óptica. d) A metionina e a cisteina apresentam isomeria cis-trans. e) ambos constituem um par de isômeros entre si cuja isomeria é chamada de tautomeria. 109 118) Ainda considerando a metionina e a cisteína (fórmulas na questão anterior), assinale a afirmativa correta sobre suas estruturas. a) ambos os aminoácidos apresentam um átomo de carbono cuja hibridação é sp2 e cadeia carbônica homogênea. b) Ambos os aminoácidos apresentam um átomo de carbono cuja hibridização é sp2, mas a metionina tem cadeia carbônica heterogênea e a cisteína homogênea. c) Ambos os aminoácidos apresentam um átomo de carbono cuja hibridação é sp2 e cadeia carbônica heterogênea. d) Ambos os aminoácidos apresentam os átomos de carbono com hibridização sp, cadeia carbônica homogênea. e) Ambos os aminoácidos apresentam os átomos de carbonos com hibridização sp, mas a metionina tem cadeia carbônica homogênea e a cisteína heterogênea. 119) Observe os aminoácidos abaixo: Leucina: aminoácido de maior concentração de proteína CH3 CH CH2 CH COOH CH3 NH2 Isoleucina CH3 CH2 CH CH COOH CH3 NH2 Valina CH3 CH2 CH COOH CH3 NH2 Dos aminoácidos relacionados, podemos afirmar que: a) Isoleucina e valina são isômeros de cadeia e, por apresentarem carbono assi-métrico ambos são opticamente ativos. b) Leucina e Isoleucina são isômeros de posição e, por terem carbono assimétrico apresentam isomeria óptica. c) Leucina e Valina são isômeros de função e, por apresentarem carbono assi-métrico, ambos tem um par de enantio-meros. d) Leucina e Isoleucina são isômeros de função e não são opticamente ativos. e) Valina e Isoleucina são isômeros de cadeia, porém somente a valina é óptica-mente ativa. 110 120) O aldeído Glicérico, cuja fórmula estrutural é: a) Glicídios b) Lipídios c) Glicerídeos d) Protídios e) Aminoácidos 121) apresentam ligações peptídicas: a) Proteínas b) Aminas c) Lipídios d) Ácidos Carboxílicos e) Hidratos de carbonos 122) Margarinas são produtos comestíveis obtidos por: a) b) c) d) e) hidrogenação de gorduras animais dedução de proteínas vegetais hidrogenação de óleos vegetais hidrogenação de glicídeos oxidação de glicerídeos 123) As unidades constituintes das proteínas são compostos orgânicos que apresentam ao mesmo tempo, as funções: a) álcool e éster b) ácido carboxílico e amina c) ácido carboxílico e éter d) amina e álcool e) cetona e aldeído 124) O BIOGÁS, que é uma mistura gasosa formada pela atividade de bactérias sobre matéria orgânica em decomposição, tem como principal componente o: a) acetileno b) eteno c) metano d) naftaleno e) oxigênio 125) O craqueamento de uma molécula de tridecano pode originar: a) CH4 + 2C3H6 + 3C2H4 b) CH4 + C5H10 + C7H14 c) C7H14 + C6H12 + H2O d) C5H12 + C5H10+ C3H8 e) C7H16 + C5H12 + C2H2 Polímeros Podemos classificar essa substância como: 126) Náilon e borracha sintética podem ser citados como exemplos de: a) amina secundária e possui caráter básico. b) amina primária e possui caráter ácido. c) amina secundária e possui caráter neutro. d) amina primária e possui caráter básico. a) hidratos de carbonos b) proteínas c) lipídios d) polímeros e) enzimas GABARITO 127) Polímeros (do grego poli, “muitas partes”) são compostos naturais ou artificiais formadas por macromoléculas que, por sua vez, são constituídas por unidades estruturais repetitivas, denominadas ____________ assim entre outros exemplos, podemos citar que o amido é um polímero originado a partir da glicose que o polietileno se obtém o etileno, que a borracha natural, extraída da espécie vegetal Hevea brasilienses (seringueira), tem como unidade o ____________ e que o polipropileno é resultado da polimerização do ______________ As lacunas são preenchidas, correta e respectivamente, por: a) elastômeros, estirenos e propeno. b) monômero, isopreno e propeno. c) anômeros, cloropreno e neopreno. d) monômero, propeno e isopreno. e) elastômeros, eritreno e isopreno. 128) Os plásticos constituem uma classe de materiais que confere conforto ao homem. Sob ponto de vista químico, os plásticos e suas unidades constituintes são, respectivamente: a) hidrocarbonetos; peptídios; b) macromoléculas; ácidos graxos; c) polímeros; monômeros; d) polímeros; proteínas; e) proteínas; aminoácidos; 129) Esta é uma fibra conhecida como dácron. A estrutura de uma seção de sua molécula pode ser representada por: OOC COO CH2 CH2 OOC a) poliálcool b) poliamida c) poliéter d) poliéster 130) A Química do Amor ocorre quando uma pessoa se apaixona, o organismo sintetiza e libera muitos hormônios. Uma das substâncias responsáveis pela paixão é a (etilfenilamina). 1. A 2. E 3. C 4. D 5. E 6. D 7. C 8. A 9. B 10. E 11. C 12. D 13. B 14. D 15. B 16. A 17. D 18. D 19. E 20. D 21. D 22. D 23. C 24. A 25. B 26. A 27. C 28. A 29. D 30. B 31. C 32. D 33. C 34. C 35. C 36. B 37. B 38. A 39. B 40. B 41. A 42. D 43. B 44. C 45. A 46. C 47. D 48. E 49. A 50. D 51. C 52. D 53. C 54. D 55. B 56. D 57. E 58. E 59. B 60. C 61. E 62. C 63. A 64. D 65. C 66. D 67. D 68. E 69. E 70. C 71. D 72. C 73. E 74. A 75. B 76. D 77. D 78. D 79. B 80. C 81. D 82. B 83. E 95. B 96. B 97. D 98. B 99. A 100. A 101. C 102. E 103. A 104. A 105. E 106. A 107. C 108. D 109. A 110. D 111. D 112. D 113. B 114. B 115. A 116. B 117. C 118. B 119. B 120. A 121. A 122. A 123. B 124. C 125. B 126. D 127. B 128. C 129. D 130. A 84. C 85. A 86. D 87. B 88. A 89. D 90. A 91. D 92. D 93. D 94. B 111