1
SUMÁRIO
CAPÍTULO 1- Dispersões e soluções ..................................................................................................... 06
1.1 Dispersões ....................................................................................................................................... 06
1.1.1 Classificação das dispersões ......................................................................................................... 06
1.2 Soluções verdadeiras ou Soluções .................................................................................................. 06
1.2.1 Classificação das soluções ............................................................................................................ 06
1.2.2 Regras de solubilidade ................................................................................................................. 07
1.2.3 Saturação da solução ................................................................................................................... 07
1.2.4 Curvas de solubilidade ................................................................................................................. 07
1.3 Concentrações das soluções ........................................................................................................... 08
1.3.1 Concentração comum (Concentração) ........................................................................................ 08
1.3.2 Título em massa ........................................................................................................................... 08
1.3.3 Molaridade ................................................................................................................................... 09
1.3.4 Fração molar ................................................................................................................................ 09
1.3.5 Partes por milhão ......................................................................................................................... 09
1.3.6 Concentração da água oxigenada ................................................................................................ 09
1.3.7 Densidade ..................................................................................................................................... 09
1.3.8 Relação entre concentração e título ............................................................................................ 09
1.3.9 Relação entre concentração e molaridade .................................................................................. 09
1.4 Contando íons em solução ............................................................................................................. 09
1.5 Diluições de soluções ..................................................................................................................... 10
1.6 Diluições de soluções ..................................................................................................................... 10
1.6.1 Mistura de duas soluções de um mesmo soluto ......................................................................... 10
1.6.2 Soluções de solventes iguais e solutos diferentes sem que haja reação química ....................... 10
1.6.3 Mistura de soluções com solventes iguais e solutos diferentes que reagem entre si ................. 10
Sessão Leitura ....................................................................................................................................... 11
Exercícios de fixação ............................................................................................................................. 11
Pintou no ENEM .................................................................................................................................... 15
Exercício comentado ............................................................................................................................. 19
CAPÍTULO 2- Propriedades Coligativas ............................................................................................... 19
2.1 Relação das mudanças de estado físico .......................................................................................... 19
2.1.1 Evaporação dos líquidos puros .................................................................................................... 19
2.1.2 Ebulição dos líquidos puros .......................................................................................................... 20
2
2.1.3 Congelamento de líquidos puros ................................................................................................. 20
2.1.4 Diagrama de fases ........................................................................................................................ 21
2.2 Os efeitos coligativos ...................................................................................................................... 21
2.2.1 Efeito tonométrico ....................................................................................................................... 21
2.2.2 Efeito ebuliométrico..................................................................................................................... 21
2.2.3 Efeito criométrico ......................................................................................................................... 22
2.3 Osmometria .................................................................................................................................... 22
2.3.1 Conceitos gerais ........................................................................................................................... 22
2.3.2 Leis gerais da osmometria............................................................................................................ 22
2.3.3 Classificação das soluções ............................................................................................................ 23
2.4 Propriedades coligativas das soluções iônicas ................................................................................ 23
Sessão Leitura ....................................................................................................................................... 23
Exercícios de fixação ............................................................................................................................. 24
Pintou no ENEM .................................................................................................................................... 26
Exercício comentado ............................................................................................................................. 28
CAPÍTULO 3- Termoquímica ................................................................................................................ 30
3.1 Calor ................................................................................................................................................ 30
3.2 Processos que liberam e absorvem calor ........................................................................................ 30
3.3 Entalpia e variação de entalpia ....................................................................................................... 30
3.4 Fatores que influenciam nas entalpias das reações ....................................................................... 31
3.5 Equação termoquímica ................................................................................................................... 32
3.6 Casos particulares das entalpias de reação .................................................................................... 32
3.6.1 Entalpia padrão de formação de uma substância ........................................................................ 32
3.6.2 Entalpia de combustão de uma substância ................................................................................. 33
3.6.3 Energia de ligação ........................................................................................................................ 33
3.7 A Lei de Hess ................................................................................................................................... 33
3.7.1 Consequências da lei de Hess ...................................................................................................... 34
3.8 Aspectos estequiométricos ............................................................................................................. 34
Sessão Leitura ....................................................................................................................................... 34
Exercícios de fixação ............................................................................................................................. 34
Pintou no ENEM .................................................................................................................................... 38
Exercício comentado ............................................................................................................................. 40
3
CAPÍTULO 4- Cinética química ............................................................................................................. 40
4.1 Velocidade das reações químicas ................................................................................................... 41
4.2 Como as reações ocorrem............................................................................................................... 41
4.2.1 Condições indispensáveis ............................................................................................................. 41
4.2.2 A teoria das colisões ..................................................................................................................... 41
4.2.3 Energia de ativação ...................................................................................................................... 41
4.3 Fatores que afetam a rapidez das reações .................................................................................... 42
4.3.1 Superfície de contato ................................................................................................................... 42
4.3.2 Temperatura ................................................................................................................................ 42
4.3.3 Concentração ............................................................................................................................... 42
4.3.4 Catalisadores ................................................................................................................................ 42
4.3.5 Pressão ......................................................................................................................................... 42
4.3.6 Luz ................................................................................................................................................ 42
4.4 Lei cinética ....................................................................................................................................... 43
Sessão leitura ........................................................................................................................................ 43
Exercícios de fixação ............................................................................................................................. 44
Pintou no ENEM .................................................................................................................................... 47
Exercício comentado ............................................................................................................................. 50
CAPÍTULO 5- Equilíbrios químicos ....................................................................................................... 51
5.1 Reversibilidade das reações ............................................................................................................ 51
5.2 Grau de equilíbrio ........................................................................................................................... 51
5.3 Constante de equilíbrio ................................................................................................................... 51
5.4 Princípio de Le Chatelier ................................................................................................................. 52
5.4.1 Deslocamento de equilíbrio ......................................................................................................... 52
5.4.2 Pressão ......................................................................................................................................... 52
5.4.3 Temperatura ................................................................................................................................ 53
5.4.4 Catalisadores ................................................................................................................................ 53
5.5 Equilíbrio iônico ............................................................................................................................... 53
5.5.1 Equilíbrio iônico ácido-base ......................................................................................................... 53
5.5.2 O efeito do íon comum ................................................................................................................ 53
5.5.3 Equilíbrio iônico da água .............................................................................................................. 54
5.5.4 Os conceitos de pH e pOH ............................................................................................................ 54
5.5.5 Indicadores do pH ........................................................................................................................ 54
5.6 Hidrólise de sais .............................................................................................................................. 54
4
5.6.1 Constante de hidrólise ................................................................................................................. 55
5.7 Produto de solubilidade .................................................................................................................. 55
Sessão leitura ........................................................................................................................................ 55
Exercícios de fixação ............................................................................................................................. 56
Pintou no ENEM .................................................................................................................................... 59
Exercício comentado ............................................................................................................................. 60
CAPÍTULO 6- Eletroquímica ................................................................................................................. 64
6.1 Oxirredução ..................................................................................................................................... 64
6.1.1 Regras práticas para a determinação do Nox .............................................................................. 64
6.1.2 Definição de reação oxirredução ................................................................................................. 64
6.1.3 Agente oxidante e agente redutor ............................................................................................... 64
6.2 Pilhas ............................................................................................................................................... 64
6.2.1 Potencial do eletrodo ................................................................................................................... 65
6.2.2 Diferença de potencial da pilha e sua espontaneidade ............................................................... 66
6.2.3 Pilhas e baterias comerciais ......................................................................................................... 66
6.3 Eletrólise .......................................................................................................................................... 67
6.3.1 Eletrólise em solução aquosa ....................................................................................................... 68
6.3.2 Aspectos quantitativos ................................................................................................................. 69
Sessão leitura ........................................................................................................................................ 69
Exercícios de fixação ............................................................................................................................. 69
Pintou no ENEM .................................................................................................................................... 75
Exercício comentado ............................................................................................................................. 77
CAPÍTULO 7- Reações nucleares .......................................................................................................... 78
7.1 A descoberta da radioatividade ...................................................................................................... 78
7.2 Natureza das emissões .................................................................................................................... 78
7.2.1 Radiação alfa (α)........................................................................................................................... 78
7.2.2 Radiação beta ............................................................................................................................... 79
7.2.3 Radiação gama ............................................................................................................................. 79
7.2.4 Emissão de pósitrons ................................................................................................................... 79
7.3 Transmutação artificial.................................................................................................................... 79
7.4 Meia-vida ou período de semidesintegração ................................................................................. 79
7.5 Datação com carbono-14 ................................................................................................................ 80
7.6 Fissão nuclear .................................................................................................................................. 80
5
7.7 Fusão nuclear .................................................................................................................................. 80
Sessão leitura ........................................................................................................................................ 80
Exercícios de fixação ............................................................................................................................. 81
Pintou no ENEM .................................................................................................................................... 83
Exercício comentado ............................................................................................................................. 86
6
Capítulo 1- Dispersões e soluções
1.1 Dispersões
Temos diferentes classificações para
misturas. Podemos ter um sistema (mistura)
homogêneo, quando temos a solubilidade de uma
substância em outra, ou um sistema (mistura)
heterogêneo, quando uma substância não se
solubiliza na outra. Como um caso intermediário a
esses dois, podemos ter algumas substâncias que
se disseminam em maior quantidade ou em menor
quantidade.
Dispersão é um sistema com uma
substância se disseminando, como pequenas
partículas, em outra substância.
O que se distribui uniformemente como
pequenas partículas é chamado de disperso, e a
substância em que o disperso é disseminado é
chamada dispersante ou dispergente.
1.1.1 Classificação das
dispersões
A classificação das dispersões é feita de
acordo com o diâmetro médio das partículas
dispersas:
Tabela 1: Classificação das dispersões
Classificação Diâmetro médio
das partículas
dispersas
Exemplo
Soluções
verdadeiras
Inferior a 10-7
cm Água +
glicose
Soluções
coloidais
Entre 10-7
e 10-4
cm
Água +
gelatina
Suspensões Superior a 10-4
cm
Água +
enxofre
Tabela 2: Principais características dos sistemas
dispersos
Soluções
verdadeira
s
Soluções
coloidais
Suspensões
Natureza
das
partículas
Átomos,
íons ou
moléculas.
Aglomera
dos de
átomos,
Grandes
aglomerados
de átomos,
dispersas íons ou
moléculas,
além de
moléculas
gigantes e
íons
gigantes.
íons ou
moléculas.
Homogen
eidade do
sistema
As
partículas
não são
visíveis
com
nenhum
aparelho
(sistema
homogêneo
).
As
partículas
são
visíveis ao
ultrami-
croscópio
(sistema
heterogê-
neo).
As partículas
são visíveis
ao
microscópio
comum.
Sediment
ação das
partículas
As
partículas
não se
sedimen-
tam.
As
partículas
sedimen-
tam-se por
meio de
ultracentrí-
fugas.
Há
sedimenta-
ção
espontânea
ou por meio
de
centrífugas
comuns.
Separaçã
o por
filtração
A
separação
não é
possível.
As
partículas
são
separadas
por meio
de
ultrafiltros.
As partículas
são
separadas
por meio de
filtros
comuns.
1.2 Soluções verdadeiras ou Soluções
O grupo mais importante dentro de
dispersões é o grupo das soluções verdadeiras ou
soluções. Podemos fazer uma associação de
dispersão com soluções: o que chamamos de
disperso em dispersões, chamamos de soluto em
soluções, e, o que chamamos de dispersante, em
soluções chamamos de solvente.
1.2.1 Classificação das soluções
Podemos classificar as soluções de acordo
com 4 critérios: condução de corrente elétrica,
estado de agregação da solução, proporção
soluto/solvente, e natureza do soluto.
Condução de corrente elétrica
Soluções eletrolíticas ou iônicas: Uma solução
eletrolítica conduz corrente elétrica, pois contêm
7
íons livres que são gerados pela ionização ou
dissociação do soluto. Exemplo: Água e cloreto de
sódio.
Soluções não-eletrolíticas ou moleculares: Uma
solução não-eletrolítica não conduz corrente
elétrica, pois não apresenta íons livres e sim,
moléculas. Exemplo: Água e etanol.
Estado de agregação da solução
Soluções sólidas
Soluções líquidas
Soluções gasosas
Proporção entre soluto e solvente
Soluções diluídas: são as que contêm uma
quantidade pequena de soluto em relação à
quantidade de solvente.
Soluções concentradas: são as que contêm uma
quantidade grande de soluto em relação à
quantidade de solvente.
Natureza do soluto
Soluções moleculares: quando moléculas
constituem as partículas dispersas.
Soluções iônicas: quando íons constituem as
partículas dispersas.
1.2.2 Regras de solubilidade
Substância polar tende a dissolver
substância polar e substância apolar tende a
dissolver substância apolar.
Obs.: Em geral, temos que as substâncias
inorgânicas são polares e as substâncias orgânicas
são apolares.
Obs2.: Substâncias inorgânicas em água: ácidos
são solúveis em geral, bases são insolúveis em
geral, sais têm solubilidade variada, óxidos
metálicos são insolúveis em geral e óxidos não-
metálicos dissolvem-se reagindo com a água em
geral.
1.2.3 Saturação da solução
Quando adicionamos soluto continuamente,
em um momento, ele não irá mais se dissolver. A
partir daí, todo o sólido ficará depositado no fundo
do recipiente e dizemos que a solução está
saturada ou que a solução atingiu o ponto de
saturação. A saturação de uma solução depende
do soluto e do solvente que a compõem, bem como
das condições físicas. Temperatura e pressão
influem no ponto de saturação. Cada solução
apresenta um coeficiente ou grau de solubilidade,
que é a quantidade necessária de uma substância
para saturar uma quantidade de solvente, em
determinadas condições físicas de temperatura e
de pressão.
Quanto menor o coeficiente de solubilidade,
menos solúvel a substância é naquele solvente. No
caso de dois líquidos, dizemos que as substâncias
são imiscíveis. Caso da água com óleo.
Podemos classificar as soluções em função
do seu ponto de saturação:
Não-saturadas: menos soluto que o determinado
pelo coeficiente de solubilidade;
Saturadas: quando atingem o coeficiente de
solubilidade;
Supersaturadas: mais soluto que o determinado
pelo coeficiente de solubilidade.
Figura 1: Classificação e estabilidade das soluções
Disponível em:
http://vagnerbertoloto.blogspot.com.br/2012/01/solucoes.html. Acesso 23
mai. 2014.
1.2.4 Curvas de solubilidade
As curvas de solubilidade representam a
variação dos coeficientes de solubilidade das
substâncias em função da temperatura.
8
Figura 2: Curva de solubilidade KNO3 em água
Disponível em:
http://vagnerbertoloto.blogspot.com.br/2012/01/solucoes.html. Acesso em
23 mai. 2014.
Existem três tipos de curva:
Ascendentes: representam as substâncias cujo
coeficiente de solubilidade aumenta com a
temperatura.
Descendentes: representam substâncias cujo
coeficiente de solubilidade diminui com a
temperatura. Percebemos esse comportamento na
dissolução de gases em líquidos, onde a
solubilidade do gás aumenta com a elevação da
pressão e, consequentemente, diminui com a
elevação da temperatura.
Curvas com inflexões: representam as substâncias
que sofrem modificações em sua estrutura com a
variação da temperatura.
Geralmente a presença de pontos de
inflexão ao longo da curva, indica que está
ocorrendo a desidratação do soluto mediante
aumento de temperatura.
1.3 Concentração das soluções
Concentração de uma solução nada mais é
que expressar a quantidade de soluto dissolvido em
um certo volume de solução. Essas grandezas
podem ser expressas em massa, volume ou mol.
1.3.1 Concentração comum
(Concentração)
Concentração comum, ou concentração
(C), é a massa do soluto (mg, g, kg, t etc.) dividido
pelo volume da solução (cm3, mL, dm
3, L, m
3 etc.).
𝐶 =𝑚𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
Exemplo: Qual a concentração em g/L de uma
solução de nitrato de potássio que contem 60g do
sal em 300cm3 de água.
1.3.2 Título em massa
Título em massa () é a massa do soluto
dividido pela massa da solução (massa do soluto +
massa do solvente). Assim, título em massa é uma
grandeza adimensional (sem unidade).
𝜏 =𝑚𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑚𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
Podemos expressar o título em massa em
porcentagem (porcentagem em massa).
𝜏 % =𝑚𝑠𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑚𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜𝑥 100
Exemplo: Uma solução de cloreto de potássio (KCl)
10% possui 10 g de soluto em 100 g de solução ou
90 g de água.
Obs.: O título ainda pode ser escrito em termos de
volume. As definições são idênticas às anteriores,
trocando apenas massa por volume.
9
1.3.3 Molaridade
Molaridade (ɱ) é a quantidade de soluto
em mols, dividido pelo volume da solução.
𝔪 =𝑛
𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
Mas,
𝑛 =𝑚
𝑀𝑀
Logo,
𝔪 =𝑚
𝑀𝑀𝑥𝑉(𝐿)
Exemplo: Qual a concentração em mol/L de uma
solução de iodeto de sódio que contem 45g do sal
em 400mL de solução?
Massas atômicas: Na = 23; I = 127.
1.3.4 Fração molar
Fração molar (X) é o número de mols do
soluto dividido pelo número de mols da solução
(soluto + solvente).
Denotamos o índice 1 para soluto e 2 para
solvente
𝑋 =𝑛𝑖
𝑛𝑇
1.3.5 Partes por milhão
Partes por milhão (ppm) expressa a
concentração de soluções extremamente diluídas.
O soluto se apresenta em quantidade muito
pequena, dissolvido em uma quantidade muito
grande de solvente.
1.3.6 Concentração da água
oxigenada
A água oxigenada é uma solução de
peróxido de hidrogênio em água. Normalmente sua
concentração é expressa em volumes. Isso
significa a quantidade de litros de oxigênio que se
obtém a partir da decomposição completa do
peróxido de hidrogênio contido em 1,0 litro de
solução, nas condições normais de temperatura e
pressão.
1.3.7 Densidade
É a razão entre a massa e o volume de
uma solução.
𝑑 =𝑚𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
𝑉𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜
Unidade: gramas por mL (g/mL)
1.3.8 Relação entre concentração
e título
𝐶 = 𝜏 𝑑
Com a densidade expressa em g/L
Para densidade em mg/L, temos:
𝐶 = 𝜏 𝑑 1000
1.3.9 Relação entre concentração
e molaridade
𝐶 = 𝔪 𝑀𝑀
Exemplo: Qual a concentração em mol/L de uma
solução de HCl que apresenta concentração igual a
146g/L?
Massas atômicas: H = 1; Cl = 35,5
1.4 Contando íons em solução
Para determinar a quantidade de moléculas
ou íons numa solução precisamos considerar a
natureza do soluto e o seu comportamento na
presença do solvente, no caso a água.
10
Consideremos uma solução 2mol/L de
ácido nítrico. O ácido nítrico é um eletrólito forte
e,em água, se ioniza de acordo com a equação:
HNO3(l) → H+(aq) + NO-
3(aq)
Portanto, nessa solução não existem mais
moléculas de soluto, mas íons. Como cada
molécula origina um mol de íons H+ e um mol de
íons NO-3, em 1L de solução 2mol/L desse ácido,
há 2mol de íons H+ e 2mol de íons NO
-3.
Essa condição só é verdadeira para solutos
que sofrem ionização (principalmente ácidos) ou
dissociação (sais e alguns hidróxidos) em água.
1.5 Diluição e mistura de soluções
1.5.1- Diluição de soluções
A diluição consiste em adicionar mais
solvente à solução, e, portanto, diminuir sua
concentração.
A quantidade de soluto é a mesma antes e
depois da diluição:
m1 = m2
Sabemos que m = C . V, portanto:
C1 . V1 = C2 . V2
onde V2 é igual ao volume inicial da solução mais o
volume de solvente adicionado.
Exemplo: Um volume de 500mL de uma solução
aquosa de CaCl2 0,3mol/L é diluída até o volume
final de 1500mL. Qual a concentração final da
solução?
1.6 Mistura de soluções
1.6.1- Mistura de duas
soluções de um mesmo
soluto
Se misturarmos duas soluções de mesmo
soluto:
Figura 3: Mistura de soluções de mesmo solvente.
Disponível em:
http://aprendaquimicarenatojr.blogspot.com.br/2012/05/exercicios-
diluicao-e-misturas-de.html. Acesso em 23 mai. 2014.
A massa total do soluto será a soma das
massas do soluto das soluções iniciais. O mesmo
acontece com o solvente, o volume final é a soma
dos iniciais. Assim a concentração final é a razão
entre a quantidade final de soluto e o volume final:
𝐶 =𝑚
𝑉=
320𝑔
0,300𝐿= 1067𝑔/𝐿
1.6.2- Mistura de soluções
de solventes iguais e
solutos diferentes sem
que haja reação química
Ao se misturar soluções de solutos
diferentes sem ocorrer reação química entre eles, a
quantidade de cada soluto permanece inalterada,
antes e após a mistura.
1.6.3- Mistura de soluções
com solventes iguais e
solutos diferentes que
reagem entre si
Normalmente ocorre com a mistura de uma
solução de um ácido com uma solução de uma
base; ou solução de um oxidante com uma solução
de um redutor; ou com soluções de dois sais que
reagem um com o outro. Quando soluções com
solutos diferentes reagem entre si ao se misturar,
se trata de um problema relacionado com cálculo
estequiométrico.
11
2 Sessão leitura
O risco do monóxido de carbono
O monóxido de carbono se combina com a
hemoglobina nos glóbulos vermelhos no sangue e
a inutiliza para sua função essencial, que é de
transportar oxigênio pelo corpo. Sem oxigênio,
morremos rapidamente. E nosso cérebro é o
primeiro a morrer. O monóxido de carbono é um
gás incolor, inodoro e altamente tóxico.
Todos estamos expostos a ele porque está
presente em quantidades muito pequenas traço
na atmosfera. Os maiores níveis são encontrados
no ar das cidades, provenientes da combustão
nos motores dos veículos. A maior parte dos
átomos de carbono existentes em um combustível
transforma-se em CO2 com dois oxigênios na
molécula, porém um pouco do combustível
queimado em um motor ou aquecedor pode
encontrar pouco oxigênio para sua combustão
completa, e o carbono acaba se combinando com
apenas um oxigênio por molécula. O monóxido de
carbono no ar que respiramos pode se combinar
com até 5% de hemoglobina de nosso sangue e,
se fumarmos, esse valor pode subir para
valores de ordem de 10%. Se chegar a 30%
percebemos os sintomas do envenenamento por
monóxido de carbono: naúseas, dores de cabeça,
indolência e dores no peito. A principal fonte
humana de monóxido de carbono são os
escapamentos de carros, que podem produzir
nivéis tão altos como 50 ppm (0,005%) em locais
de tráfego intenso. (Fonte: John Emsley. Molecules
at na exhibition. Portraits of intriguing materials in everyday life.
Oxford University, 1998, p.108).
3 Exercícios de fixação
1-(Mackenzie) A concentração em g/L, da solução
obtida ao se dissolverem 4g de cloreto de sódio
em 50cm3 de água é:
a) 200 g/L
b) 20 g/L
c) 0,08 g/L
d) 12,5 g/L
e) 80 g/L.
2- (Cesgranrio-RJ) Considere o quadro a seguir:
Logo, podemos afirmar que:
a. A = solução verdadeira; B = suspensão; C
= solução coloidal.
b. A = suspensão; B = solução coloidal; C =
solução verdadeira.
c. A = solução coloidal; B = solução
verdadeira; C = suspensão.
d. A = solução coloidal; B = suspensão; C =
solução verdadeira.
e. A = solução verdadeira; B = solução
coloidal; C = suspensão.
3- Considere este gráfico:
12
As soluções indicadas pelos pontos A,
B e C podem ser classificadas quanto à saturação,
respectivamente, como:
a. Insaturada, saturada com corpo de chão,
supersaturada.
b. Saturada, insaturada, saturada com corpo
de chão.
c. Saturada com corpo de chão, saturada,
insaturada.
d. Supersaturada, insaturada, saturada.
e. Saturada com corpo de chão,
supersaturada, insaturada.
4- Certa substância X pode ser dissolvida em até
53g a cada 100 mL de água (H2O). As soluções
formadas por essa substância, descritas a seguir,
podem ser classificadas, respectivamente, como:
1. 26,5g de X em 50 mL de H2O
2. 28g de X em 100 mL de H2O
3. 57,3g de X em 150 mL de H2O
4. 55g de X em 100 mL de H2O
a) Insaturada, Insaturada, Saturada com
precipitado e Saturada.
b) Saturada, Saturada, Saturada com
precipitado e Insaturada.
c) Saturada com precipitado, Insaturada,
Saturada e Saturada.
d) Saturada com precipitado, Insaturada,
Insaturada e Saturada.
e) Saturada, Insaturada, Insaturada e Saturada
com precipitado.
5- Um técnico resolveu misturar sobras de
soluções num laboratório para serem
reaproveitadas. Ele misturou 100 mL de uma
solução de NaCl 0,02 mol/L com 200 mL de uma
solução de NaCl 0,05 mol/L. Qual é a
concentração da solução originada da mistura?
a) 0,04 mol/L
b) 0,07 mol/L
c) 0,035 mol/L
d) 0,05 mol/L
e) 0,025 mol/L.
6- A água de coco é uma solução rica em potássio
e outros sais minerais. A concentração de íons
potássio nessa solução é cerca de 320 mg em 200
mL de água de coco. Qual é a concentração
aproximada de potássio em mol/L?
a) 41,0
b) 51,6
c) 1,6
d) 0,041
e) 0,052
7- (MED – ITAJUBA) Quantos gramas de Na3PO4
(PM = 164) são necessárias para preparar 5,0 litros
de uma solução 3 molar?
a)10,9
b)65,6
c)98,4
13
d)273
e) 2460
8- Um mL de suco de laranja contém cerca de 400
ppm de vitamina C. Quantos mL de suco de laranja
uma pessoa deve ingerir para suprir a necessidade
diária de 60 mg de vitamina C? Considere que a
densidade do suco de laranja seja 1,00 g/mL.
a) 0,15
b) 150
c) 0,015
d) 1500
e) 1,50
9- A concentração em mol/L de Cl – em uma
solução aquosa 0,1 mol/L de FeCl3 é:
a) 0,5 mol/L.
b) 0,4 mol/L.
c) 0,3 mol/L.
d) 0,2 mol/L.
e) 0,1 mol/L.
10- Uma solução aquosa de NaCl apresenta
porcentagem em massa de 12,5%. Isso significa
que, para cada 100g de solução, teremos ........ g
de soluto e .......... g de solvente. Completa-se
corretamente a afirmação acima, respectivamente,
com:
a) 12,5g e 100 g.
b) 12,5g e 87,5g.
c) 87,5g e 12,5g.
d) 100g e 12,5g.
e) 58,5g e 41,5g.
11- Um vidro de medicamento contendo 200 mL
de antiácido possui 11,6 g de Mg(OH)2. Quantos
gramas de ácido clorídrico podem ser
neutralizados pelo uso de duas colheres de sopa
deste medicamento (volume total de 10,0 mL)?
Considere a massa molar do HCl igual a 36,5
g/mol, e do Mg(OH)2 igual a 58 g/mol.
a) 3,65 g.
b) 7,3 g.
c) 14,6 g.
d) 0,58 g.
e) 0,73 g.
12- Numa diluição de uma solução, podemos
afirmar que:
a) A massa do solvente permanece constante.
b) A massa do soluto permanece constante.
c) O volume da solução permanece constante.
d) A molaridade da solução permanece constante.
e) A molalidade da solução permanece constante.
13- – Uma solução contendo 5 mL de NaCl 1mol/L
é diluída com água suficiente para atingir o volume
de 500mL. A concentração desta nova solução é:
a) 0,002 mol/L
b) 0,01 mol/L
c) 0,05 mol/L
d) 0,50 mol/L
e) 10 mol/L
14- Para um determinado alimento ser
considerado light, o mesmo deve apresentar
redução mínima de 25% em gordura, proteína ou
carboidratos em relação ao convencional.
Considerando que um copo de 200 mL de suco de
laranja convencional possui 20 gramas de
carboidratos, qual é a concentração máxima de
carboidratos, em g.L-1, presente em um copo de
200 mL de suco de laranja light?
a) 5,0
b) 75,0
14
c) 100,0
d) 0,5
e) 7,5
15-100g de solução de um certo sal tem a
concentração de 30% em massa. A massa de água
necessária para diluí-la a 20% em massa é: a) 25g.
b) 50g.
c) 75g.
d) 100g.
e) 150g.
16- Qual a molaridade de uma solução de NaOH
formada pela mistura de 60 mL de solução 5 mol/L
com 300 mL de solução 2 mol/L, da mesma base ?
a) 1,5 mol/L.
b) 2,0 mol/L.
c) 2,5 mol/L.
d) 3,5 mol/L.
e) 5,0 mol/L.
17- Qual a molaridade de uma solução de ácido
sulfúrico obtida pela mistura de 30 mL do ácido
1,3%, densidade de 1,5 g/mL e 20 mL do mesmo
ácido 0,5 mol/L ?
Dados: H = 1 u.; O = 16 u.; S = 32 u
a) 0,64 mol/L.
b) 0,32 mol/L.
c) 0,48 mol/L.
d) 0,10 mol/L.
e) 0,50 mol/L.
18- Quando se adiciona uma solução de cloreto de
cálcio a uma solução de carbonato de sódio forma-
se uma solução de carbonato de cálcio insolúvel
(utilizado como giz), de acordo com a equação:
CaCl2 + Na2CO3 → CaCO3 + 2NaCl
Para reagir completamente com 50 mL de solução
0,15 mol/L de Na2CO3, é necessário um volume de
solução 0,25 mol/L de CaCl2 igual a:
a) 15,0 mL.
b) 25,0 mL.
c) 30,0 mL.
d) 50,0 mL.
e) 75,5 mL.
19- A tabela seguinte fornece dados sobre a
solubilidade do KCl em diversas temperaturas.
Analisando essa tabela pode-se prever que a
adição de 60 g de KCl em 200 g de água sob
temperatura constante de 50ºC formará uma
solução aquosa ............... e ............... corpo de
fundo. Resfriando-se o sistema a 10ºC, a solução
se apresentará ............... e ............... corpo de
fundo.
Para completar corretamente o texto, as lacunas
devem ser preenchidas, na ordem em que
aparecem, por:
a) saturada – sem – insaturada – com b) insaturada
– sem – saturada – sem c) insaturada – sem –
saturada – com
d) insaturada – sem – insaturada – sem e) saturada
– com – saturada – com
20- O “soro caseiro” consiste em uma solução
aquosa de cloreto de sódio 3,5g/L e de sacarose
15
11g/L. A massa de cloreto de sódio e de sacarose
necessárias para preparar 500mL de soro caseiro
são respectivamente:
a) 17,5g e 55g
b) 175g e 550g
c) 1750mg e 5500mg d) 17,5mg e 55mg
e) 175mg e 550mg
Gabarito:
1-E
2- E
3. C
4. E
5. A
6. D
7. E
8. B
9. C
10. B
11. E
12. B
13. B
14. B
15. B
16. A
17. B
18. C
19. C
20. C
4 Pintou no ENEM
1- No Japão, um movimento nacional para a
promoção da luta contra o aquecimento global leva
o slogan: 1 pessoa, 1 dia, 1 kg de CO2 a menos! A
ideia é cada pessoa reduzir em 1 kg a quantidade
de CO2 emitida todo dia, por meio de
pequenos gestos ecológicos, como diminuir a
queima de gás de cozinha.
Um hamburguer ecológico? É pra já! Disponível em: http://lqes.iqm.unicamp.br.
Acesso em: 24 fev. 2012 (adaptado).
Considerando um processo de combustão completa
de um gás de cozinha composto exclusivamente
por butano (C4H10), a mínima quantidade desse gás
que um japonês deve deixar de queimar para
atender à meta diária, apenas com esse gesto, é de
Dados: CO2 (44 g/mol); C4H10 (58 g/mol)
A 0,25 kg.
B 0,33 kg.
C 1,0 kg.
D 1,3 kg.
E 3,0 kg.
2- Aspartame é um edulcorante artificial (adoçante
dietético) que apresenta potencial adoçante 200
vezes maior que o açúcar comum, permitindo seu
uso em pequenas quantidades. Muito usado pela
indústria alimentícia, principalmente nos
refrigerantes diet, tem valor energético que
corresponde a 4 calorias/grama. É contraindicado a
portadores de fenilcetonúria, uma doença genética
rara que provoca o acúmulo da fenilalanina no
organismo, causando retardo mental. O IDA (índice
diário aceitável) desse adoçante é 40 mg/kg de
massa corpórea.
Disponível em: http://boaspraticasfarmaceuticas.blogspot.com. Acesso
em: 27 fev. 2012.
Com base nas informações do texto, a quantidade
máxima recomendada de aspartame, em mol, que
uma pessoa de 70 kg de massa corporal pode
ingerir por dia é mais próxima de
Dado: massa molar do aspartame = 294 g/mol
A 1,3 × 10–4
.
B 9,5 × 10–3
.
C 4 × 10–2
.
D 2,6.
E 823.
3- Certas ligas estanho-chumbo com composição
específica formam um eutético simples, o que
significa que uma liga com essas características se
comporta como uma substância pura, com um
ponto de fusão definido, no caso 183ºC. Essa é
uma temperatura inferior mesmo ao ponto de fusão
dos metais que compõe esta liga (o estanho puro
16
funde a 232ºC e o chumbo puro a 320ºC), o que
justifica sua ampla utilização na soldagem de
componentes eletrônicos, em que o excesso de
aquecimento deve sempre ser evitado. De acordo
com as normas internacionais, os valores mínimo e
máximo das densidades para essas ligas são de
8,74 g/mL e 8,82 g/mL, respectivamente. As
densidades do estanho e do chumbo são 7,3 g/mL
e 11,3 g/mL, respectivamente.
Um lote contendo 5 amostras de solda estanho-
chumbo foi analisado por um técnico, por meio da
determinação de sua composição percentual em
massa, cujos resultados estão mostrados no
quadro a seguir.
Amostra Porcentagem
de Sn(%)
Porcentagem
de Pb(%)
I 60 40
II 62 38
III 65 35
IV 63 37
V 59 41
Disponível em: www.eletrica.ufpr.br.
Com base no texto e na análise realizada pelo
técnico, as amostras que atendem às normas
internacionais são
A) I e II.
B) I e III.
C) II e IV.
D) III e V.
E) IV e V.
4- A eutrofização é um processo em que rios, lagos
e mares adquirem nível altos de nutrientes,
especialmente fosfatos e nitratos, provocando
posterior acúmulo de matéria orgânica em
decomposição. Os nutrientes são assimilados pelos
produtores primários e o crescimento desses é
controlado pelo nutriente limítrofe, que é o
elemento menos disponível em relação à
abundância necessária à sobrevivência dos
organismos vivos. O ciclo representado na figura
seguinte reflete a dinâmica dos nutrientes em um
lago.
SPIRO, T.G.; STIGLIANI, W.M. Química Ambiental. São Paulo: Pearson Education do
Brasil, 2008 (adaptado).
A análise da água de um lago que recebe a
descarga de águas residuais provenientes de
lavouras adubadas revelou as concentrações dos
elementos carbono (21,2 mol/L), nitrogênio (1,2
mol/L) e fósforo (0,2 mol/L). Nessas condições, o
nutriente limítrofe é
A) C.
B)N.
C)P.
D)CO2.
E) PO43-
5- O peróxido de hidrogênio é comumente utilizado
como antisséptico e alvejante. Também pode ser
empregado em trabalhos de restauração de
quadros enegrecidos e no clareamento de dentes.
Na presença de soluções ácidas de oxidantes,
como o permanganato de potássio, este óxido
decompõe-se, conforme a equação a seguir:
5 H2O2 (aq) + 2 KMnO4 (aq) + 3 H2SO4 (aq) → 5 O2 (g) +
2 MnSO4 (aq) + K2SO4 (aq) + 8 H2O (l)
ROCHA-FILHO, R. C. R.; SILVA, R. R. Introdução aos Cálculos da Química.
São Paulo: McGraw-Hill, 1992.
De acordo com a estequiometria da reação
descrita, a
quantidade de permanganato de potássio
necessária para reagir completamente com 20,0 mL
17
de uma solução 0,1 mol/L de peróxido de
hidrogênio é igual a
A 2,0×100 mol.
B 2,0×10-3
mol.
C 8,0×10-1
mol.
D 8,0×10-4
mol.
E 5,0×10-3
mol..
6- Todos os organismos necessitam de água e
grande parte deles vive em rios, lagos e oceanos.
Os processos biológicos, como respiração e
fotossíntese, exercem profunda influência na
química das águas naturais em todo o planeta. O
oxigênio é ator dominante na química e na
bioquímica da hidrosfera. Devido a sua baixa
solubilidade em água (9,0 mg/L a 20ºC) a
disponibilidade de oxigênio nos ecossistemas
aquáticos estabelece o limite entre a vida aeróbica
e anaeróbica. Nesse contexto, um parâmetro
chamado Demanda Bioquímica de Oxigênio (DBO)
foi definido para medir a quantidade de matéria
orgânica presente em um sistema hídrico. A DBO
corresponde à massa de O2 em miligramas
necessária para realizar a oxidação total do
carbono orgânico em um litro de água.
BAIRD, C. Química Ambiental. Ed. Bookmam, 2005 (adaptado).
Dados: Massas molares em g/mol: C = 12; H = 1; O
= 16.
Suponha que 10 mg de açúcar (fórmula mínima
CH2O e massa molar igual a 30 g/mol) são
dissolvidos em um litro de água; em quanto a DBO
será aumentada?
A) 0,4 mg de O2/litro
B) 1,7 mg de O2/litro
C) 2,7 mg de O2/litro
D) 9,4 mg de O2/litro
E) 10,7 mg de O2/litro
7- A composição média de uma bateria automotiva
esgotada é de aproximadamente 32% Pb, 3% PbO,
17% PbO2 e 36% PbSO4. A média de massa da
pasta residual de uma bateria usada é de 6 kg,
onde 19% é PbO2, 60% PbSO4 e 21% Pb. Entre
todos os compostos de chumbo presentes na
pasta, o que mais preocupa é o sulfato de chumbo
(II), pois nos processos pirometalúrgicos, em que
os compostos de chumbo (placas das baterias) são
fundidos, há a conversão de sulfato em dióxido de
enxofre, gás muito poluente. Para reduzir o
problema das emissões de SO2(g), a indústria pode
utilizar uma planta mista, ou seja, utilizar o
processo hidrometalúrgico, para a dessulfuração
antes da fusão do composto de chumbo. Nesse
caso, a redução de sulfato presente no PbSO4 é
feita via lixiviação com solução de carbonato de
sódio (Na2CO3) 1M a 45ºC, em que se obtém o
carbonato de chumbo (II) com rendimento de 91%.
Após esse processo, o material segue
para a fundição para obter o chumbo metálico.
PbSO4 + Na2CO3 → PbCO3 + Na2SO4
Dados: Massas Molares em g/mol Pb = 207; S =
32; Na = 23; O = 16; C = 12.
Segundo as condições do processo apresentado
para a obtenção de carbonato de chumbo (II) por
meio da lixiviação por carbonato de sódio e
considerando uma massa de pasta residual de uma
bateria de 6 kg, qual quantidade aproximada, em
quilogramas, de PbCO3 é obtida?
A) 1,7 kg
B) 1,9 kg
C) 2,9 kg
D) 3,3 kg
E) 3,6 kg
8- Ao colocar um pouco de açúcar na água e mexer
até a obtenção de uma só fase, prepara-se uma
solução. O mesmo acontece ao se adicionar um
pouquinho de sal à água e misturar bem. Uma
substância capaz de dissolver o soluto é
denominada solvente; por exemplo, a água é um
solvente para o açúcar, para o sal e para várias
18
outras substâncias. A figura a seguir ilustra essa
citação
Suponha que uma pessoa, para adoçar seu
cafezinho, tenha utilizado 3,42g de sacarose
(massa molar igual a 342 g/mol) para uma xícara
de 50 mL do líquido. Qual é a concentração final,
em mol/L, de sacarose nesse cafezinho
A 0,02
B 0,2
C 2
D 200
E 2000
9- O álcool hidratado utilizado como combustível
veicular é obtido por meio da destilação fracionada
de soluções aquosas geradas a partir da
fermentação de biomassa. Durante a destilação, o
teor de etanol da mistura é aumentado, até o limite
de 96% em massa.
Considere que, em uma usina de produção de
etanol, 800 kg de uma mistura etanol/água com
concentração 20% em massa de etanol foram
destilados, sendo obtidos 100 kg de álcool
hidratado 96% em massa de etanol. A partir desses
dados, é correto concluir que a destilação em
questão gerou um resíduo com uma concentração
de etanol em massa
A de 0%.
B de 8,0%.
C entre 8,4% e 8,6%.
D entre 9,0% e 9,2%.
E entre 13% e 14%
10-Diesel é uma mistura de hidrocarbonetos que
também apresenta enxofre em sua composição.
Esse enxofre é um componente indesejável, pois o
trióxido de enxofre gerado é um dos grandes
causadores da chuva ácida. Nos anos 1980, não
havia regulamentação e era utilizado óleo diesel
com 13 000 ppm de enxofre. Em 2009, o diesel
passou a ter 1 800 ppm de enxofre (S1800) e, em
seguida, foi inserido no mercado o diesel S500
(500ppm). Em 2012, foi difundido o diesel S50, com
50 ppm de enxofre em sua composição.
Atualmente, é produzido um diesel com teores de
enxofre ainda menores. Os impactos da má
qualidade do óleo diesel brasileiro. Disponível em
www.cnt.org.br Acesso em 20 dez.: 2012
(adaptado). A substituição do diesel usados nos
anos 1980 por aquele difundido em 2012 permitiu
uma redução percentual de emissão SO3 de
a) 86,2%
b) 96,2%
c) 97,2%
d) 99,6%
e) 99,9%
12-A utilização de processos de biorremediação de resíduos gerados pela combustão incompleta de compostos orgânicos tem se tornado crescente, visando minimizar a poluição ambiental.
Para a ocorrência de resíduos de naftaleno, algumas legislações limitam sua concentração em até 30 mg/kg para solo agrícola e 0,14 mg/L para água subterrânea. A quantificação desse resíduo foi realizada em diferentes ambientes, utilizando-se amostras de 500g de solo e 100 mL de água, conforme apresentado no quadro.
a) Solo I b) Solo II c) Solo III
19
d) Água II
e) Agua III
Gabarito:
1. B
2. B
3. D
4. C
5. B
6. D
7. E
8. C
9. B
10.D
11.D
12-B
5 Exercício Comentado
(UFPI) A nova legislação de trânsito prevê um limite máximo de 6 decigramas de álcool –C2H5OH –por litro de sangue do motorista (0,6 g/L). Considerando que a porcentagem média de álcool ingerida que fica no sangue é de 15% em massa, indique, para um adulto com peso médio de 70 kg cujo volume de sangue é de 5 litros, o número máximo de latas de cerveja (volume = 350 mL) ingeridas sem que o limite estabelecido seja ultrapassado. Dados complementares: a cerveja tem 5% de álcool em volume, e a densidade do álcool é de 0,8 g/mL.
RESOLUÇÃO:
Concentração máxima de etanol no sangue: 0,6 g/L.
Volume de sangue: 5 L.
Massa de etanol máxima no sangue:
C = m/v
0,6=m/5
m=3,0 g de álcool.
Nem todo etanol ingerido é absorvido chega a corrente sanguínea. Do total ingerido, apenas 15% vai para a corrente sanguínea. Assim, a massa de álcool ingerida é:
3,0 g álcool ----- 15% (absorvido)
x ----- 100% (ingerido)
x = 20 g de álcool ingerido.
O álcool ingerido vem da cerveja, onde esse corresponde a 5% do volume total.
Volume de álcool:
dálc= málc/válc
0,8= 20/válc
válc= 25 mL
Volume de cerveja:
25 mL ----- 5% (Válc)
y ----- 100% (Vcerveja)
y = 500 mL de cerveja.
Cada lata de cerveja tem um volume de 350 mL. Se um indivíduo ingerisse duas latas de cerveja, o volume seria de 700 mL de cerveja e a concentração de álcool na corrente sanguínea seria maior do que 0,6 g/L. Dessa forma, a quantidade máxima de latas que pode ser ingerida é uma lata.
OBS: tente calcular a concentração de álcool no sangue se fossem ingeridas duas latas de cerveja.
Capítulo 2- Propriedades Coligativas
Propriedades coligativas são propriedades
que dependem apenas do número de partículas
dispersas na solução, independente da natureza
delas. Existem quatro propriedades coligativas, são
elas tonometria, ebuliometria, criometria e
osmometria.
Antes de entrar em cada propriedade
coligativa, vamos discutir alguns pontos importantes
das mudanças de estado físico.
2.1 Relação das mudanças de estado
físico
2.1.1 Evaporação dos líquidos
puros
Todos já vimos uma poça de água secar
(evaporar), assim como também sabemos que o
ponto de ebulição da água é 100°C. Logicamente,
não temos a temperatura do ambiente tão elevada.
Como essa poça evapora?
20
A evaporação ocorre em qualquer
temperatura, pois as moléculas não ficam paradas,
estão sempre em movimento. Nem todas as
moléculas têm a mesma velocidade, e algumas,
então, conseguem “escapar” do líquido e irem para
a atmosfera. A esse fenômeno damos o nome de
evaporação.
Ao imaginarmos um recipiente fechado com
o líquido colocado, e que anteriormente havia
apenas vácuo. No início, a evaporação é rápida,
depois mais lenta, até que parece cessar. Acontece
que como o recipiente é fechado, as moléculas na
têm para onde ir, e como as moléculas gasosas
têm maior velocidade, elas começam a se chocar e
voltam para a fase líquida. Assim, parece que a
evaporação cessou, mas o que ocorreu foi um
equilíbrio dinâmico entre as fases, ou seja, a
velocidade de evaporação do líquido tornou-se
igual à velocidade de condensação de seus
vapores. Quando isso acontece, dizemos que os
vapores do líquido alcançaram o estado dos
vapores saturados e a pressão máxima de vapor do
líquido foi alcançada, na temperatura em que a
experiência foi realizada. Pressão máxima de vapor
de um líquido é a pressão exercida pelos vapores
saturados quando estão em equilíbrio dinâmico
com o líquido.
A pressão máxima de vapor depende do
líquido e da temperatura em que a experiência é
feita.
Figura 1: Gráfico pressão de vapor da água x
temperatura
Disponível em: http://www.mundoeducacao.com/quimica/fatores-que-
alteram-pressao-vapor-um-liquido.htm (adaptado). Acesso em: 23 mai.
2014.
2.1.2 Ebulição dos líquidos puros
Existem duas formas para uma substância
passar do estado líquido para o gasoso.
Evaporação: Ocorre lentamente e apenas na
superfície do líquido;
Ebulição: Ocorre de forma turbulenta, com
formação de bolhas de vapor que se formam no
líquido, se expandem, vão até a superfície do
líquido e “explodem”.
Para isso acontecer, a pressão de vapor no
interior de cada bolha tem que ser igual ou um
pouco superior que a pressão externa, que no caso
de um recipiente aberto, é a pressão atmosférica.
2.1.3 Congelamento de líquidos
puros
A temperatura de solidificação varia muito
pouco com a variação da pressão externa, ao
contrário da temperatura de ebulição.
21
Figura 2: Gráfico de solidificação da água
Disponível em: http://hifisicoquimica.wordpress.com/category/tema-2-
pressao-de-vapor/ (adaptada). Acesso em: 23 mai. 2014.
2.1.4 Diagrama de fases
Todas as substâncias apresentam um
diagrama de fases, mas o da água é o mais
conhecido, por isso, vamos colocá-lo como
ilustração.
http://entendame.wordpress.com/2013/01/30/evapo
racao/
Esse diagrama nos mostra as regiões dos
três estados físicos da água e as linhas de fronteira,
onde 1T marca a passagem do gelo para água
líquida e vice-versa; 2T marca a passagem da água
líquida para a forma de vapor e vice-versa; e 3T
marca a passagem do gelo para a forma de vapor e
vice-versa.
O ponto T é a temperatura e pressão onde
os três estados físicos coexistem e é chamado de
ponto triplo.
Conhecidas as relações de mudanças de
estado físico, vamos estudar as propriedades
coligativas propriamente ditas.
2.2 Os efeitos coligativos
2.2.1 Efeito tonométrico
Tonometria é a diminuição ou abaixamento
da pressão máxima de vapor do solvente pela
dissolução de um soluto não-volátil.
𝑝0 − 𝑝
𝑝0
=∆𝑝
𝑝0
onde p0 é a pressão máxima de vapor do
líquido puro, à uma temperatura t; p é a pressão
máxima de vapor da solução, na mesma
temperatura t; p é o abaixamento absoluto da
pressão máxima de vapor da solução.
O abaixamento da pressão máxima de
vapor de uma solução é, normalmente, calculado
pela Lei de Raoult, que diz que a pressão de vapor
do solvente em uma solução de soluto não-eletrólito
e não-volátil, é igual ao produto da fração em
quantidade de matéria do solvente pela pressão de
vapor do solvente puro, numa dada temperatura.
𝑃𝑠𝑜𝑙𝑢çã𝑜 = 𝑋𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒𝑃𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 𝑝𝑢𝑟𝑜
Exemplo: A pressão de vapor da água pura, a
25°C, é 3,2 kPa. Utilize a Lei de Raoult para prever
a pressão de vapor, a 25°C, de uma solução de
0,10 mol de glicose em 0,90 mol de água.
2.2.2 Efeito ebuliométrico
Ebuliometria é o aumento ou elevação da
temperatura de ebulição do solvente pela
dissolução de um soluto não-volátil.
∆𝑡𝑒 = 𝑡𝑒 − 𝑡0
onde te é a temperatura inicial de ebulição
da solução e t0 é a temperatura de ebulição do
líquido puro.
22
Exemplo:Considere três soluções aquosas obtidas
dissolvendo em 100 g de água:
I- 18,0 g de glicose (C6H12O6)
II- 17,1 g de sacarose (C12H22O11)
III- 13,5 g de frutose (C6H12O6)
Dentre essas soluções, sob mesma pressão, a de
maior e a de menor temperatura de ebulição são,
respectivamente
Dados: Massas molares:
Glicose = 180 g/mol
Sacarose = 342 g/mol
Frutose 180 g/mol
2.2.3 Efeito criométrico
Criometria é a diminuição ou abaixamento
da temperatura de solidificação pela dissolução de
um soluto não-volátil.
∆𝑡𝑐 = 𝑡0 − 𝑡𝑐
onde t0 é a temperatura de solidificação do
solvente puro e tc é a temperatura de de início da
solidificação do solvente na solução.
Exemplo: Qual é a temperatura de solidificação de
uma solução contendo 8,9 g de antraceno (C14H10)
em 256 g de benzeno? (Temperatura de
solidificação do benzeno puro = 5,42°C; constante
criométrica do benzeno = 5,12°C; massas
atômicas: H=1; C=12.)
2.3 Osmometria
2.3.1 Conceitos gerais
Quando adicionamos açúcar a um copo
com água e não agitamos, inicialmente o açúcar vai
para o fundo, mas com o passar do tempo, ele se
dissolve e se distribui uniformemente pela solução.
Chamamos esse fenômeno de difusão. Logo, a
difusão se caracteriza pelo movimento espontâneo
entre partículas de naturezas diferentes que se
misturam e dão origem a uma solução.
Podemos imaginar um obstáculo que
impeça a passagem do açúcar, mas não da água. A
esse obstáculo podemos dar o nome de membrana
semipermeável, que permite a passagem do
solvente, mas não do soluto.
Se temos um recipiente dividido por uma
membrana semipermeável, podemos colocar de um
lado água pura e do uma solução saturada de
açúcar até igualar os níveis. Após um tempo,
vamos perceber que a parte com água pura
diminuiu o volume, enquanto que parte da solução
saturada de açúcar aumentou o volume.
Como dito, a membrana impede a
passagem do soluto, e, portanto o açúcar não pôde
se difundir por todo o recipiente. Então, a água
atravessou a membrana “à procura” do açúcar. O
movimento que a água fez de atravessar a
membrana semipermeável, é chamado de osmose
e a pressão que impulsiona a água, chama-se
pressão osmótica. Pressão osmótica é então
definida como a pressão exercida sobre a solução
saturada para impedir sua diluição pela passagem
do solvente através da membrana semipermeável.
Com o tempo de ocorrência da osmose, o
volume da solução mais concentrada aumenta e
exerce sobre a membrana semipermeável uma
pressão, impedindo a continuação da passagem do
solvente. Por isso, aplica-se a pressão osmótica,
para que a osmose sequer comece.
2.3.2 Leis da osmometria
Existem duas leis que regem a osmometria.
1alei: A pressão osmótica é diretamente
proporcional à molaridade da solução, quando em
temperatura constante.
2alei: A pressão osmótica é diretamente
proporcional à temperatura absoluta da solução, em
molaridade constante.
Como essas leis se assemelham muito às
leis dos gases ideais, a equação fundamental da
23
osmometria, para soluções moleculares e diluídas,
é idêntica à equação dos gases ideais.
𝜋𝑉 = 𝑛𝑅𝑇
onde é a pressão osmótica da solução, V é o
volume da solução, T a temperatura absoluta da
solução, n quantidade de mols do soluto e R a
constante universal dos gases ideais.
Exemplo: Calcule a pressão osmótica, a 27°C, de
uma solução aquosa que contém 6 g de glicose
(MM = 180 g/mol) em 820 mL de solução.
2.3.3 Classificação das
soluções
Sejam duas soluções, A e B, à mesma
temperatura, compressões osmóticas A e B:
Hipertônica: A solução A é hipertônica em relação à
solução B se A>B;
Isotônica: As soluções A e B são isotônicas entre si,
se A=B;
Hipotônica: A solução A é hipotônica em relação à
solução B se, A<B.
2.4 Propriedades coligativas nas
soluções iônicas
Os efeitos coligativos são maiores nas
soluções iônicas do que nas soluções moleculares
nas mesmas condições.
Isso ocorre porque as propriedades
coligativas dependem do número de partículas do
soluto dispersas na solução. Como solutos iônicos
sofrem ionização e dissociação, o número de
partículas é maior nesses casos, aumentando os
efeitos coligativos.
O fator de aumento dos efeitos coligativos
nas soluções iônicas é chamado de fator de Van’t
Hoff e é representado pela letra i.
𝑖 = 1 + 𝛼(𝑞 − 1)
onde α é o grau de dissociação do eletrólito e q é o
número de partículas formadas pela ionização de
cada moléculas.
Basta, então, aplicar i às fórmulas
anteriores para que elas possam ser usadas nas
soluções iônicas.
Exemplo: Em uma solução aquosa, o grau de
dissociação do ácido sulfúrico é 85%. Calcule o
fator de Van’t Hoff.
2 Sessão leitura
O cloreto de sódio e a osmose
“Qual deve ser a concentração adequada
de soluto no soro que é administrado em
pacientes?
Por que o sal ajuda a conservar a carne-
seca?
As respostas a essas perguntas
relacionam-se ao conceito de osmose.
O sangue é formado por elementos
celulares (glóbulos brancos, glóbulos vermelhos e
plaquetas) e por uma solução aquosa de vários
componentes, que é o soro sanguíneo. O soro
sanguíneo apresenta uma pressão osmótica bem
definida, que é a mesma pressão osmótica do
líquido presente no interior das células sanguíneas.
Um glóbulo vermelho, por exemplo, se for
colocado em uma solução de pressão osmótica
maior que ele, denominado meio hipertônico,
perderá água por osmose e murchará. Se for
colocado em um meio com pressão osmótica
menor, um meio hipotônico, ganhará água por
osmose e inchará até estourar. Só em um meio
com a pressão osmótica igual àquela de seu
interior, um meio isotônico, um glóbulo vermelho
não corre o risco de murchar ou estourar.
Assim, ao administrar na circulação de um
paciente grandes volumes de líquido, é necessário
24
que esse líquido apresente a mesma pressão
osmótica do plasma sanguíneo.
O soro glicosado é uma solução aquosa 5%
em massa de glicose, que é uma solução isotônica
ao sangue. Não oferece, portanto, risco às células
sanguíneas. O soro fisiológico é uma solução
aquosa de NaCl a 0,9% e também apresenta a
mesma pressão osmótica do sangue. Seu uso
consiste numa maneira de hidratar o paciente
(repor água que foi perdida), sem risco de afetar as
células sanguíneas.
Na conservação da carne pela salga,
produzindo a carne-seca (jabá, charque, carne-se-
sol), o cloreto de sódio retira a água da carne, por
osmose. Também retira água de microrganismos
eventualmente presentes, impedindo seu
crescimento e sua atividade. Assim, a carne é
preservada por mais tempo. A salga do pescado
(por exemplo, bacalhau seco) baseia-se no mesmo
princípio”. PERUZZO, F.M.; CANTO, E.L: Química na abordagem do
cotidiano. 4a edição. São Paulo: Moderna, 2006. Volume 2.
3 Exercícios de fixação
1- (PUC) Qual das soluções abaixo apresenta
maior grau de dissociação iônica?
a) CaCl2 com fator Vant’Hoff igual a 2,5
b) FeCl3 com fator Vant’Hoff igual a 3
c) NaCl com fator Vant’Hoff igual a 1,9
d) Na2CO3 com fator Vant’Hoff igual a 2,6
e) N. D. A.
2- (UEL) O ponto de ebulição determinado
experimentalmente numa amostra de certa
substancia mostrou-se maior do que o valor
encontrado em tabelas. Esta diferença pode ser
atribuída ao fato de que, no experimento, usou-se:
a) Um combustível de alto poder calorifico
b) Uma quantidade de substancia muito grande.
c) Uma quantidade de substância muito pequena.
d) Uma substância composta.
e) Uma substância contendo impurezas.
3- (OSEC) A pressão do vapor de um líquido
puro molecular depende:
a) Apenas da estrutura de suas moléculas.
b) Apenas da massa específica do líquido.
c) Apenas da temperatura do líquido. d) Da estrutura de suas moléculas e da
temperatura do líquido.
e) Da estrutura de suas moléculas e do volume
do vapor.
4-(UFG-2007) Ao preparar uma sopa, um cozinheiro colocou mais sal do que o necessário. Para reduzir a quantidade de sal no caldo, ele acrescentou batatas descascadas. Após algum tempo, as batatas foram removidas e a sopa voltou a ter um gosto agradável. O fenômeno, que levou à redução da quantidade de sal no caldo, foi: a) a osmose. b) a difusão. c) a variação de pH. d) o aumento da pressão de vapor. e) a adsorção.
5- (ITA) A dissolução de um solido iônico em certa quantidade de água com que, em relação a água pura e nas mesmas condições de temperatura e pressão, a solução apresente:
I. Pressão osmótica menor. II. Pressão de vapor menor. III.Temperatura de fusão menor. IV.Temperatura de inicio de ebulição menor.
V.Densidade maior. Das afirmações acima, estão corretas: a) Apenas I, II e V. b) Apenas II,III e IV. c) Apenas II, III e V. d) Apenas I, II, III e V. e) Apenas I, II, IV e V.
6- Em países onde os invernos são rigorosos, coloca-se sobre o leito de ruas consideradas prioritárias ao trânsito, uma mistura de sal (NaCl), cloreto de cálcio (CaCl2) e areia, para diminuir os riscos de derrapagens dos veículos, durante os períodos de nevadas. Cada um desses produtos tem uma função definida, que associadas são
25
muito eficientes. Indique a afirmação correta. a) O sal abaixa o ponto de congelamento da água, o cloreto de cálcio quando se dissolve, absorve calor, e a areia aumenta a aderência dos pneus ao solo. b) O sal eleva o ponto de congelamento da água, o cloreto de cálcio quando se dissolve, absorve calor, e a areia aumenta a aderência dos pneus ao solo. c) O sal abaixa o ponto de congelamento da água, o cloreto de cálcio quando se dissolve, libera calor, e a areia aumenta a aderência dos pneus ao solo. d) O sal abaixa o ponto de congelamento da água, o cloreto de cálcio dissolve-se através de uma reação endotérmica, e a areia aumenta a aderência dos pneus ao solo. e) O sal eleva o ponto de congelamento da água, o cloreto de cálcio dissolve-se através de uma reação endotérmica, e a areia aumenta a aderência dos pneus ao solo.
7- (UCDB-MT) As propriedades coligativas das
soluções dependem:
a) Da pressão máxima de vapor do líquido.
b) Da natureza das partículas dispersas na
solução.
c) Da natureza do solvente, somente.
d) Do número de partículas dispersas na
solução.
e) Da temperatura de ebulição do líquido.
8- (VUNESP/96 – Conhec. Gerais) Comparando-se
os pontos de congelação de três soluções aquosas
diluídas de KNO3, MgSO4 e Cr(NO3)3, de mesma
concentração em mol/L, verifica-se que:
a) as três soluções têm o mesmo ponto de
congelação.
b) os pontos de congelação decrescem na seguinte
ordem:
KNO3 < MgSO4 < Cr(NO3)3.
c) a solução de Cr(NO3)3 tem ponto de congelação
mais baixo que as soluções dos outros dois sais.
d) o ponto de congelação de cada solução depende
de seu volume.
e) as três soluções têm pontos de congelação
maiores que o da água.
(Quanto maior a concentração de partículas, menor
o ponto de congelação ou solidificação.
Considerando α = 100% para todos os casos)
9- (Vunesp-2003) Uma das formas de se conseguir
cicatrizar feridas, segundo a crença popular, é a
colocação de açúcar ou pó de café sobre elas. A
propriedade coligativa que melhor explica a retirada
de líquido, pelo procedimento descrito, favorecendo
a cicatrização, é: estudada pela
a) osmometria.
b) crioscopia.
c) endoscopia.
d) tonoscopia.
e) ebuliometria
10-(Mack) A pressão osmótica do soro fisiológico
que é injetado num paciente deve ser:
a) igual à pressão atmosférica.
b) igual à pressão osmótica do sangue.
c) menor que a pressão osmótica do sangue.
d) menor que a pressão atmosférica.
e) maior que a pressão osmótica do sangue.
11- Adicionando-se agua em células animais, como os glóbulos vermelhos, observa-se que incham até arrebentarem. Esse fenômeno pode ser explicado pela:
a) Migração de ions de dentro da célula para a
água pura a fim de igualar as temperaturas de
ebulição da solução celular.
b) Passagem de moléculas de água para dentro da
célula a fim de aumentar a pressão da solução
celular.
c) Diminuição da temperatura de congelamento da
água pura devido a adição de um soluto volátil.
d) Migração de ions da solução celular para água
pura, pois a temperatura de ebulição da solução é
menor do que a da agua pura.
e) Passagem de moléculas de água para dentro da
célula devido à diferença de pressão osmótica no
26
interior e exterior da membrana celular.
12- A adição de 150g de sacarose na água pura:
a) Causará diminuição da pressão de vapor.
b) Passará a conduzir corrente elétrica.
c) Aumentará a pressão de vapor.
d) Diminuirá o ponto de ebulição.
e) Aumentará o ponto de congelamento.
13- (FEI-SP) A temperatura de solidificação de uma
solução que contém dissolvido 0,5 mol de um
composto molecular em 1500 g de benzeno é:
a) 0°C
b) 1,7°C
c) -1,7°C
d) 3,8°C
e) 7,2°C
Dados: temperatura de solidificação do benzeno =
5,5°C. Constante crioscópica do benzeno =
5,1°C/mol.
Gabarito:
1. C
2. E
3. D
4. A
5. C
6. C
7. D
8. C
9. A
10. B
11. E
12. C
13. D
4 Pintou no ENEM
1- A cal (oxido de calcio, CaO), cuja suspensão em
água e muito usada como uma tinta de baixo custo,
da uma tonalidade branca aos troncos de árvores.
Essa é uma prática muito comum em praças
públicas e locais privados, geralmente usada para
combater a proliferação de parasitas. Essa
aplicação, também chamada de caiação, gera um
problema: elimina microrganismos benéficos para a
árvore.
Disponivel em: http://super.abril.com.br. Acesso em: 1 abr. 2010 (adaptado).
A destruição do microambiente, no tronco de
arvores pintadas com cal, e devida ao processo de:
A difusão, pois a cal se difunde nos corpos dos
seres do microambiente e os intoxica.
B osmose, pois a cal retira água do microambiente,
tornando-o inviável ao desenvolvimento de
microrganismos.
C oxidação, pois a luz solar que incide sobre o
tronco ativa fotoquimicamente a cal, que elimina os
seres vivos do microambiente.
D aquecimento, pois a luz do Sol incide sobre o
tronco e aquece a cal, que mata os seres vivos do
microambiente.
E vaporização, pois a cal facilita a volatilização da
água para a atmosfera, eliminando os seres
vivosdo microambiente.
2- Sob pressão normal (ao nível do mar), a água
entra em ebulição à temperatura de 100°C. Tendo
por base essa informação, um garoto residente em
uma cidade litorânea fez a seguinte experiência:
• Colocou uma caneca metálica
contendo água no fogareiro do fogão
de sua casa.
• Quando a água começou a
ferver, encostou cuidadosamente a
extremidade mais estreita de uma
seringa de injeção, desprovida de agulha, na
superfície do líquido e, erguendo o êmbolo da
seringa, aspirou certa quantidade de água para seu
interior, tapando-a em seguida.
• Verificando após alguns instantes
que a água da seringa havia
27
parado de ferver, ele ergueu o êmbolo
da seringa, constatando, intrigado,
que a água voltou a ferver após
um pequeno deslocamento do
êmbolo.
Considerando o procedimento anterior, a água volta
a ferver porque esse deslocamento
A) permite a entrada de calor do ambiente externo
para o interior da seringa.
B) provoca, por atrito, um aquecimento da água
contida na seringa.
C) produz um aumento de volume que aumenta o
ponto de ebulição da água.
D) proporciona uma queda de pressão no interior
da seringa que diminui o ponto de ebulição da
água.
E) possibilita uma diminuição da densidade da
água que facilita sua ebulição.
3- É muito comum o uso de aditivos químicos para
a preservação e conservação de produtos
alimentícios
por um tempo maior e, também, para melhorar o
aspecto visual, o odor e o sabor de alimentos. Dois
bons exemplos são o processo de salgamento da
carne e a utilização de fermentos químicos e
biológicos nas massas para bolos. Os
microorganismos presentes na carne são a causa
da decomposição natural. Com o processo de
salgamento, o meio se torna hipertônico e, por isso,
ela se conserva por um tempo maior. Já a utilização
de fermentos químicos à base de bicarbonato de
sódio (hidrogeno carbonato de sódio) faz com que
a massa cresça em virtude do gás carbônico
oriundo do fermento, o que torna o bolo mais
saboroso e atraente.
A conservação da carne pelo processo citado
impede o desenvolvimento de agentes
decompositores que morrem em decorrência da(o):
a) osmose, pois as suas células desidratam.
b) osmose, pois as suas células ganham água
provocando o rompimento da membrana
plasmática.
c) difusão, pois a perda de sais de suas células
torna o meio intracelular mais hipotônico.
d) difusão facilitada, pois a perda de sais de suas
células torna o meio mais hipotônico.
e) transporte ativo, pois as suas células ganham
sais tornando o meio intracelular hipertônico.
4- Um béquer de vidro, com meio litro de
capacidade, em condições normais de temperatura
e pressão, contém 300 mL de água líquida e 100 g
de gelo em cubos.
Adicionando-se, nesse mesmo béquer, uma porção
de sal de cozinha (NaCl), deve-se esperar que,
durante a dissolução, ocorra
a) aumento da fase sólida.
b) elevação da temperatura.
c) abaixamento da temperatura.
d) diminuição da fase líquida.
5- Durante o processo de produção da "carne de
sol" ou "carne seca", após imersão em salmoura
(solução aquosa saturada de cloreto de sódio), a
carne permanece em repouso em um lugar coberto
e arejado por cerca de três dias. Observa-se que,
mesmo sem refrigeração ou adição de qualquer
conservante, a decomposição da carne é
retardada.
Assinale a alternativa que relaciona corretamente o
processo responsável pela conservação da "carne
de sol".
a) Formação de ligação hidrogênio entre as
moléculas de água e os íons Na+ e Cl
−.
b) Elevação na pressão de vapor da água contida
no sangue da carne.
c) Redução na temperatura de evaporação da
água.
d) Elevação do ponto de fusão da água.
28
e) Desidratação da carne por osmose.
6- A cafeína é um estimulante muito consumido na
forma do tradicional cafezinho. O infuso de café,
preparado pela passagem de água fervente sobre o
pó, contém inúmeras espécies químicas, e o teor
de cafeína (190 g/mol) é de 1,50 % (m/m) no café
torrado e moído. Em relação ao café preparado, é
correto afirmar:
a) Para requentar este café até a fervura, é
necessária uma temperatura superior à da ebulição
da água pura.
b) A temperatura de fervura do café preparado é
igual à da água pura quando está sob as mesmas
condições de altitude e, conseqüentemente, sob a
mesma pressão atmosférica.
c) Como a concentração da cafeína é baixa, a
variação na temperatura de ebulição do cafezinho
preparado independe desta concentração.
d) Pelo fato de os compostos estarem dissolvidos
no infuso, a temperatura para levá-los à fervura
será menor que a da água pura.
e) A temperatura requerida até a fervura do infuso
adoçado é menor que o isento de açúcar sob a
mesma pressão.
7- Osmose é a difusão do solvente através de uma
membrana semipermeável do meio menos
concentrado para o meio mais concentrado. A
pressão osmótica () de uma determinada solução
é a pressão externa a qual essa solução deve ser
submetida para garantir o equilíbrio osmótico com o
solvente puro. A osmose é uma propriedade
coligativa, ou seja, depende somente do número de
partículas dispersas em solução e não da natureza
do soluto. Preparou-se as seguintes soluções
aquosas:
Solução 1 - HCl(aq) 0,01 mol/L;
Solução 2 - H3CCOOH(aq) 0,01 mol/L;
Solução 3 – C2H22O (aq) 0,01 mol/L;
Solução 4 – MgCl2(aq) 0,01 mol/L.
Considerando-se a natureza dessas soluções,
pode-se concluir a respeito de suas pressões
osmóticas que
a) 3 < = 2 < 4
b) 4 < 3 < 2 <
c) 2 = 3 < 4 =
d) = 2 = 3 < 4
e) 3 < 2 < < 4
Gabarito:
1. B
2. D
3. A
4. C
5. E
6. A
7. E
5 Exercício comentado
Os médicos aconselham às mães a dar soro caseiro para os filhos quando estes estão com diarreia ou vômito, pois isso faz com que o organismo das crianças perca muita água. Para fazer soro caseiro, a mãe mistura, em um litro de água fervida, uma colher de chá de açúcar e meia colher de chá de sal.
a) Por que é importante seguir exatamente essas medidas?
b) Que propriedade coligativa está relacionada com esse processo?
RESOLUÇÃO:
a) Com a diarreia ou vômito ocorre perda de água e sais minerais pelo organismo. A função do soro caseiro, por via oral, é a de reposição desses elementos perdidos. A criança irá absorver certa quantidade de líquido, que, juntamente com as demais substâncias, será essencial para hidratá-la. Essa concentração é importante porque ela torna a solução isotônica, isto é, seus sais minerais apresentam a mesma concentração ou concentração semelhante à concentração dos sais nos líquidos ou fluidos do corpo humano, como o suor, por exemplo. É importante tomar bebidas assim, pois elas são absorvidas de forma mais fácil e rápida pelo organismo. Entretanto, se houver a ingestão de soluções com concentração
29
muito superior às de nosso organismo, isto é, soluções hipertônicas, problemas podem surgir; as células de nosso corpo perderão água, desidratando-se. O contrário também traz danos ao organismo. A ingestão de soluções hipotônicas – com concentração muito inferior a do organismo – faz com que as células inchem até explodirem.
b) Osmose.
30
Capítulo 3- Termoquímica
A energia é um assunto de grande
importância não apenas nos meios científicos, mas
também para a sociedade em geral.
Entre as fontes energéticas mais
importantes estão os combustíveis, substâncias
que ao sofrerem combustão, liberam energia na
forma de calor.
Grande parte dos processos utilizados para
obter energia provoca sérios problemas ambientais.
No entanto, do conhecimento cada vez maior a
respeito do fluxo de energia e dos fenômenos
energéticos podem resultar novas formas de obter
energia.
A busca por fontes energéticas menos
poluentes, ou até mesmo não poluentes, é uma das
prioridades das pesquisas na área da
termoquímica.
3.1 Calor
A noção mais simplificada que temos de
calor está ligada a quente e frio. Todos têm a idéia
de que um corpo quente transfere calor para um
corpo mais frio.
Mas precisamos tomar alguns cuidados. A
idéia de calor está associada à idéia de
temperatura, mas um corpo não possui calor. Ao
receber calor, esta energia se transforma e pode
aumentar a agitação das moléculas. Isso quer dizer
que o calor recebido se transformou em energia
cinética e por isso a temperatura se eleva.
Logo, podemos definir calor como a energia
que é transferida entre dois corpos, ou partes
diferentes do mesmo corpo, que têm diferentes
temperaturas.
A calorimetria serve para medir a
quantidade de calor liberada ou absorvida durante
um fenômeno, e é expressa em cal/kcal ou joule
(J)/kJ.
1 𝑘𝑐𝑎𝑙 = 1000 𝑐𝑎𝑙
1 𝑐𝑎𝑙 = 0,00418 𝑘𝐽 = 4,18𝐽
Para que fique mais claro a definição de
calor: não podemos confundir a temperatura de um
objeto com a quantidade de calor do mesmo objeto,
que depende da variação de temperatura, da
massa e de uma característica própria do material
chamada calor específico.
A fórmula a seguir traduz bem esse
conceito:
𝑄 = 𝑚. 𝑐. ∆𝑇
onde Q é a quantidade de calor liberada ou
absorvida pelo objeto, m é a massa do objeto, c é o
calor específico do objeto e T é a variação de
temperatura do objeto.
Exemplo: Que quantidade de calor é liberada por
uma reação química que é capaz de elevar de 20°C
para 28°C a temperatura de 2 kg de água? (Calor
específico da água = 1 cal/g.°C).
3.2 Processos que liberam e absorvem
calor
A formação e a ruptura de ligações
envolvem a interação da energia com a matéria.
Assim como na mudança de estados físicos, as
transformações da matéria ocorrem com absorção
ou liberação de energia.
São dois os processos em que há troca de
energia na forma de calor:
Processo exotérmico: o sistema libera calor e o
ambiente é aquecido.
Processo endotérmico: o sistema absorve calor e o
ambiente se resfria.
3.3 Entalpia e variação de entalpia
A entalpia (H) de um sistema é uma
grandeza dada em unidade de energia que informa
31
a quantidade de energia desse sistema que poderia
ser transformada em calor em um processo à
pressão constante. A entalpia está relacionada à
sua energia interna e, na prática, não pode ser
determinada. Entretanto consegue- se medir a
variação de entalpia (ΔH) de um processo através
de aparelhos chamados calorímetros.
O cálculo da variação de entalpia é dado
pela expressão genérica:
𝐻 = 𝐻𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙 − 𝐻𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙
Ou
∆𝐻 = 𝐻𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 − 𝐻𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠
Reações endotérmicas: R + calor → P
Figura 1: Gráfico da entalpia x caminho da reação para
reações endotérmicas.
Disponível em:
http://pt.wikipedia.org/wiki/Rea%C3%A7%C3%A3o_endot%C3%A9rmica.
Acesso em: 24 de mai. 2014
Nesse caso, há absorção de calor no
processo, portanto a Hprodutos é maior do que a
Hreagentes e ΔH é positivo.
Reações exotérmicas: R → P + calor
Figura 2: Gráfico da entalpia x caminho da reação para
reações exotérmicas.
Disponível em:
http://guiadoestudante.abril.com.br/estudar/quimica/resumo-quimica-
reacoes-endotermicas-exotermicas-647102.shtml. Acesso em 24 de mai.
2014.
Nesse caso há liberação de calor, portanto
a Hprodutos é menor do que a Hreagentes e ΔH é
negativo.
3.4 Fatores que influenciam nas
entalpias das reações
A quantidade de calor que é liberada ou
absorvida em uma reação depende das
quantidades de reagentes e produtos que
participam da reação. O valor de H escrito ao lado
de uma reação química é referente às quantidades
molares escritas na equação.
Assim, devemos considerar a variação de
entalpia como um componente da própria equação,
podendo participar dos cálculos estequiométricos.
A entalpia de uma reação depende também
de fatores físicos, como: estado físico dos
reagentes e produtos da reação, a forma alotrópica
dos reagentes e produtos da reação, o fato dos
reagentes e produtos estarem ou não em solução e
a concentração da mesma, e a temperatura na qual
a reação é efetuada.
As mudanças de estado físico de uma
substância também envolvem trocas de calor. A
quantidade de energia envolvida está relacionada
com as modificações nas atrações entre as
32
partículas da substância, ou seja, com as
interações intermoleculares.
Figura 3: Esquema de entalpia e mudança de estados
físicos
Disponível em: http://www.alunosonline.com.br/quimica/variacao-entalpia-
nas-mudancas-estado-fisico.html. Acesso em 24 mai. 2014
Na fusão e na vaporização, as interações
moleculares são reduzidas, a entalpia da
substância aumenta caracterizando processos
endotérmicos.
Na liquefação há formação de interações
moleculares do estado líquido e na solidificação as
interações moleculares ficam mais intensas. A
entalpia da substância diminui, caracterizando um
processo exotérmico.
3.5 Equação termoquímica
Os processos que são feitos em
calorímetros e os dados experimentais são
representados pelas equações termoquímicas.
A representação completa de uma reação
termoquímica deve conter os coeficientes
estequiométricos de todos os participantes, os
estados físicos e o H do processo.
C(diamante) + O2(g) → CO2(g) H = -94,512 cal
H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g) H = -44,056 cal
Exemplo: Sabendo-se que:
HCl(aq) + NaOH(aq)→NaCl(aq) + H2O(l) H=-13,8kcal
Pergunta-se
a) A reação é exotérmica ou endotérmica?
b) Qual é a quantidade de calor envolvida na
neutralização de 146 g de HCl (aq), segundo a
equação acima?
3.6 Casos particulares das entalpias de
reação
Para a medição das entalpias
convencionou-se arbitrariamente considerar um
estado padrão. Um elemento ou composto químico
está num estado padrão quando se apresenta em
seu estado físico e alotrópico mais comum e
estável, a 25°C e 1 atm de pressão. Ainda por
convenção temos que toda substância simples, no
estado padrão, tem entalpia igual a zero.
Grafite: H0
= 0, pois é a forma alotrópica mais
estável;
Diamante: H0 = 2,0 kJ/mol, pois o diamante é
menos estável.
3.6.1 Entalpia padrão de
formação de uma substância
A entalpia padrão de formação, ΔHf°, é a
variação de entalpia para a formação de uma
substância composta a partir de seus elementos
constituintes na forma de substâncias simples no
estado padrão.
H2(g)+S(rômbico)+2O2(g)→H2SO4(l) ΔHf°=-813,0 kJ/mol
Entalpias padrão de formação podem ser
combinadas para obter a entalpia padrão de
qualquer reação:
Exemplo: Considere os dados da tabela abaixo, a
25°C e 1atm.
33
Substância Entalpia de formação
(kJ/mol)
Amônia (gás) -46
Ácido clorídrico (gás) -92
Cloreto de amônio
(sólido)
-314
3.6.2 Entalpia de combustão de
uma substância
A entalpia de combustão, ΔHc°, é a
variação de entalpia na combustão completa de 1
mol de uma substância no estado-padrão.
Reações de combustão são aquelas em
que uma substância denominada combustível,
reage com o gás oxigênio (O2). Numa combustão
completa os produtos da reação são somente CO2
e H2O.
CH4(g)+2O2(g)→CO2(g)+2H2O(l) ΔHc°=-889,5 kJ/mol
Nessas reações, ΔH é sempre negativo,
ou seja, são reações exotérmicas.
3.6.3 Energia de ligação
A energia de ligação mede o calor
necessário para quebrar 1 mol de uma determinada
ligação, supondo as substâncias no estado gasoso,
a 25° e 1 atm.
A quebra de ligações é um processo
endotérmico, portanto ΔH é positivo.
H2(g) → 2H(g) ΔH° = + 436KJ
A energia absorvida na quebra de uma
ligação é numericamente igual à energia liberada
na sua formação.
2H(g) → H2(g) ΔH° = - 436KJ
Na ocorrência de uma reação química, há
ruptura das ligações dos reagentes e formação de
ligações para resultar em produtos. O saldo
energético entre a energia absorvida na ruptura das
ligações e a energia liberada na formação de
ligações determina o ΔH de uma reação. Portanto,
a variação de entalpia de uma reação pode ser
estimada usando as entalpias de ligação
envolvidas.
Exemplo: Calcule a ΔH na reação:
2HBr(g) + Cl2(g) → 2HCl(g) + Br2(g)
conhecendo as seguintes energias de ligação:
Tipo de ligação Energia de ligação
(kcal/mol)
H-Br 87,4
Cl-Cl 57,9
H-Cl 103,1
Br-Br 46,1
3.7 Lei de Hess
A entalpia de muitas reações químicas não
pode ser determinada experimentalmente. Assim, a
entalpia desse tipo de reação pode ser calculada a
partir da entalpia de outras reações, utilizando-se a
lei de Hess:
A variação de entalpia para qualquer
processo depende somente da natureza dos
reagentes e dos produtos e independe do número
de etapas do processo ou da maneira como é
realizada a reação.
De acordo com essa lei, é possível calcular
a variação de entalpia de uma reação por meio da
soma algébrica de equações químicas de reações
que possuam ΔH conhecidos.
Exemplo: Formação de dióxido de carbono.
C(grafite) + 1/2 O2(g) → CO(g) H1=-110,3 kJ
CO(g) + 1/2 O2(g) → CO2(g) H2=-283,0 kJ
C(grafite) + O2(g) → CO2(g) H=-393,3 kJ
34
3.7.1 Consequências da lei de
Hess
As equações podem ser somadas como se
fossem equações matemáticas;
Invertendo uma equação, devemos trocar o
sinal de H;
Multiplicando ou dividindo uma equação por
um número diferente de zero, o valor de H
será também multiplicado ou dividido por
esse número.
3.8 Aspectos estequiométricos
Cálculos estequiométricos que envolvem
energia relacionam a quantidade de substância (em
massa, em mols, em volume, em número de
moléculas etc.) com a quantidade de calor liberada
ou absorvida em uma reação química.
Exemplo: A entalpia-padrão de combustão do
etanol (C2H6O) líquido é -1367 kJ/mol e sua
densidade é 0,80 g/mL. Qual a energia liberada na
queima de 1,0 L de etanol?
2 Leitura complementar
Os diamantes artificiais
“Já vimos que:
C(grafite) → C(diamante) H = 2 kJ
O valor de apenas 2 kJ pode nos dar a
falsa ideia de que é fácil transformar grafita em
diamante. Afinal, essa é a energia necessária para
vaporizar cerca de 1 grama de água.
Mas, infelizmente, não é assim. A
companhia norte-americana General Eletric produz
anualmente cerca de 30.000 kg de diamantes
artificiais, utilizando um processo que emprega
pressão e temperatura muito elevadas – cerca de
105 atm e 2.000°C. Observe que essas drásticas
condições são necessárias para romper as fortes
estruturas da grafita existentes em cada camada.
Uma vez obtido o diamante, a pressão e a
temperatura são reduzidas para condições
ambientes, isto é, 25°C e 1 atm.
Apesar de a grafita ser mais estável em
condição ambiente, o diamante não se transforma
facilmente em grafita, pois a velocidade do
processo é extremamente baixa. Por esse motivo,
diamantes existem em zonas profundas do planeta,
sujeitas a pressão elevada, podem aflorar em
regiões próximas da superfície como resultado de
processos geológicos naturais e, dessa forma,
continuar a existir por milhões de anos.
Na passagem da grafita para o diamante,
ou vice-versa, o carbono precisa ser praticamente
vaporizado e isso torna essas transformações muito
difíceis. Recentemente, foi descoberto um método
chamado deposição química de vapor, no qual uma
película de diamante artificial é depositada, a partir
do estado gasoso, em baixa pressão e a uma
temperatura situada entre 600°C e 900°C. Essas
finas camadas de diamante já estão sendo
utilizadas em avançados sistemas de aparelhos de
som e em sistemas de orientação de mísseis”.
LEMBO, A.; CARVALHO, G.C.; USBERCO, J.: Química. Sistema anglo
de ensino.
3 Exercícios de fixação
1- Numa sauna a vapor, o calor envolvido na
condensação do vapor d’água é, em parte,
responsável pelo aquecimento da superfície da
pele das pessoas que estão em seu interior, de
acordo com o diagrama abaixo:
35
De acordo com as informações fornecidas, o que
ocorrerá na transformação de 1 mol de água
vaporizada em 1 mol de água líquida?
a) liberação de 44 kJ;
b) absorção de 44 kJ;
c) liberação de 527,6 kJ;
d) absorção de 527,6 kJ;
e) nenhuma das respostas anteriores.
2- Considere a reação de fotossíntese e a reação
de combustão da glicose, representadas a seguir:
6CO2(g) + 6H2O(l) → C6H12O6(s) + 6O2(g)
C6H12O6(s) + 6O2(g) → 6CO2(g) + 6H2O(l)
Sabendo que a energia envolvida na combustão de
1mol de glicose é de 2,8x106 J, ao sintetizar
0,5 mol de glicose, a planta:
a) libera 1,4x106 J
b) libera 2,8x106 J
c) absorve 1,4x106 J
d) absorve 2,8x106 J
e) absorve 5,6x106 J
3- A fabricação do diamante pode ser feita
comprimindo grafita a uma temperatura elevada
empregando catalisadores metálicos como tântalo e
cobalto. Analisando os dados obtidos
experimentalmente em calorímetros:
C(grafite) + O2(g) → CO2(g) ΔH = -393,5KJ/mol
C(diamante) + O2(g) → CO2(g) ΔH = -395,6KJ/mol
a) A formação de CO2 é sempre endotérmica.
b) A conversão da forma grafita na forma
diamante é exotérmica.
c) A forma alotrópica estável do carbono nas
condições da experiência é a grafita.
d) A variação de entalpia da transformação do
carbono grafita em carbono diamante nas
condições da experiência é ΔH = -2,1KJ/mol.
e) A forma alotrópica grafita é o agente oxidante e o
diamante é o agente redutor das reações de
combustão.
4- O peróxido de hidrogênio (H2O2) é um composto
de uso comum devido a suas propriedades
alvejantes e antissépticas. Esse composto, cuja
solução aquosa e conhecida no comercio como
“água oxigenada”, e preparado por um processo
cuja equação global é:
H2(g) + O2(g) → H2O2(l)
Considere os valores de entalpias fornecidos para
as seguintes reações:
O valor da entalpia padrão de formação do
peróxido de hidrogênio líquido e:
a) - 474 kJ mol-1
b) - 376 kJ mol-1
c) - 188 kJ mol-1
d) + 188 kJ mol-1
5- Como é possível notar através de uma análise
do gráfico, o cristal de KCl tem energia mais baixa
do que os átomos isolados de potássio, K(g) e
cloro, Cl(g), e mesmo em relação às substâncias
simples, gás cloro, Cl2(g) e potássio metálico, K(s).
Observando os valores das variações de entalpia
de cada etapa do ciclo, ΔH, marque a opção que
apresenta o valor CORRETO para o ΔH
correspondente à formação do KCl(s).
36
a) -717 kJ mol-1
b) -349 kJ mol-1
c) -437 kJ mol-1
d) +280 kJ mol-1
e) -177 kJ mol-1
6- Uma solução de ácido clorídrico pode ser
neutralizada utilizando-se hidróxido de sódio. A
partir da tabela de ΔH de formação, calcule a
variação de entalpia dessa reação de
neutralização.
7- A equação química a seguir representa a
formação de enxofre a partir de gases vulcânicos.
a) Escreva a equação química balanceada que
representa a reação entre o SO2 e a água bem
como o nome da substância formada.
b) Sabendo-se que o ΔHformação das espécies
envolvidas nessa reação são -296,8 kJ/mol para o
SO2(g), -20,60 kJ/mol para o H2S(g), -285,8 kJ/mol
para H2O(l) e 0,00 kJ/mol para o S(s), calcule o
valor do ΔH da reação de formação do enxofre a
25°C.
c) Com o valor de ΔH obtido anteriormente,
classifique a reação como endotérmica ou
exotérmica. Justifique.
8- Por energia de ligação entende-se a variação de
entalpia necessária para quebrar 1 mol de uma
dada ligação. Esse processo é sempre
endotérmico. Assim, no processo representado pela
equação
CH4(g) → C(g) + 4H(g), ΔH = 1663 kJ/mol
são quebrados 4 mol de ligações C-H, sendo a
energia de ligação, portanto 416 kJ/mol. Sabendo
que no processo
C2H6(g) → 2C(g) + 6H(g), ΔH = 2826 kJ/mol
são quebradas ligações C-C e C-H, qual o valor da
energia de ligação C-C? Indique os cálculos.
9- Considere uma gasolina constituída apenas de
etanol e de n-octano, com frações molares iguais.
As entalpias de combustão do etanol e do n-octano
são –1368 e –5471 kJ/mol, respectivamente. A
densidade dessa gasolina é 0,72 g/cm3 e a sua
massa molar aparente, 80,1 g/mol.
a) Escreva a equação química que representa a
combustão de um dos componentes dessa
gasolina.
b) Qual a energia liberada na combustão de 1,0 mol
dessa gasolina?
c) Qual a energia liberada na combustão de 1,0 litro
dessa gasolina?
10- – Agora sou eu que vou me deliciar com um
chocolate – diz Naná. E continua: – Você sabia que
uma barra de chocolate contém 7% de proteínas,
59% de carboidratos e 27% de lipídios e que a
energia de combustão das proteínas e dos
carboidratos é de 17 kJ/g e dos lipídios é 38 kJ/g
aproximadamente?
a) Se essa barra de chocolate tem 50 g, quanto de
energia ela me fornecerá?
37
b) Se considerarmos o “calor específico” do corpo
humano como 4,5 J g–1
K–1
, qual será a variação de
temperatura do meu corpo se toda esta
energia for utilizada para o aquecimento? O meu
“peso”, isto é, a minha massa, é 60 kg. Admita que
não haja dissipação do calor para o ambiente.
11- Considere os seguintes processos envolvidos
na dissolução de sulfato de potássio em água:
I. Ruptura, pelo menos parcial, das ligações
iônicas do sulfato de potássio sólido.
II. Ruptura, pelo menos parcial, das ligações de
hidrogênio na água líquida.
III. Formação das interações entre os íons
provenientes do sulfato de potássio aquoso e as
moléculas polares da água (solvatação).
É correto afirmar que esses processos são,
respectivamente,
(A) endotérmico endotérmico e exotérmico.
(B) endotérmico, exotérmico e endotérmico.
(C) exotérmico, endotérmico e endotérmico.
(D) endotérmico, endotérmico e endotérmico.
(E) exotérmico, exotérmico e endotérmico.
12- De acordo com a Coordenadoria Municipal de
Agricultura, o consumo médio carioca de coco
verde é de 8 milhões de frutos por ano, mas a
produção do Rio de Janeiro é de apenas 2 milhões
de frutos.
Dentre as várias qualidades nutricionais da água-
de-coco, destaca-se ser ela um isotônico natural. A
tabela acima apresenta resultados médios de
informações nutricionais de uma bebida isotônica
comercial e da água-de-coco.
a) Uma função importante das bebidas isotônicas é
a reposição de potássio após atividades físicas de
longa duração; a quantidade de água de um coco
verde (300 mL) repõe o potássio perdido em duas
horas de corrida.
Calcule o volume, em litros, de isotônico comercial
necessário para repor o potássio
perdido em 2 h de corrida.
b) A tabela a seguir apresenta o consumo
energético médio (em kcal/min) de diferentes
atividades físicas.
Calcule o volume em litros de água-de-coco
necessário para repor a energia gasta após 17
minutos de natação
Gabarito
1- a
2- c
3- c
4- a
5- c
6- -57,31 kJ/mol
7- a) SO2 + H2O → H2SO3
Ácido sulforoso
b) -233,6KJ/mol
c) Exotérmica
8- 330 kJ/mol
9- a) C8H18(l) + 25O2(g) → 8CO2(g) + 9H2O(g)
Ou C2H5OH(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(g)
b) -3419,5KJ/mol
c) 3,07x104 KJ
10- a) 1074,0kJ
b) 4°C ou 4K
11- a
12- a) 6L
b) 0,25 L
38
4 Pintou no ENEM
1- Um dos problemas dos combustíveis que contem
carbono e que sua queima produz dióxido de
carbono. Portanto, uma característica importante,
ao se escolher um combustível, e analisar seu calor
de combustão (Hc0), definido como a energia
liberada na queima completa de um mol de
combustível no estado padrão. O quadro seguinte
relaciona algumas substancias que contém carbono
e seu (Hc0)
ATKINS, P. Princípios de Química. Bookman, 2007 (adaptado).
Neste contexto, qual dos combustíveis, quando
queimado completamente, libera mais dióxido de
carbono no ambiente pela mesma quantidade de
energia produzida?
A Benzeno.
B Metano.
C Glicose.
D Octano.
E Etanol.
2- Em nosso cotidiano, utilizamos as palavras
“calor” e “temperatura” de forma diferente de como
elas são usadas no meio científico. Na linguagem
corrente, calor é identificado como “algo quente” e
temperatura mede a “quantidade de calor de um
corpo”. Esses significados, no entanto, não
conseguem explicar diversas situações que podem
ser verificadas na prática.
Do ponto de vista científico, que situação prática
mostra a limitação dos conceitos corriqueiros de
calor e temperatura?
A A temperatura da água pode ficar constante
durante o tempo em que estiver fervendo.
B Uma mãe coloca a mão na água da banheira do
bebê para verificar a temperatura da água.
C A chama de um fogão pode ser usada para
aumentar a temperatura da água em uma panela
D A água quente que está em uma caneca é
passada para outra caneca a fim de diminuir sua
temperatura.
E Um forno pode fornecer calor para uma vasilha
de água que está em seu interior com menor
temperatura do que a dele.
3- O abastecimento de nossas necessidades
energéticas futuras dependerá certamente do
desenvolvimento de tecnologias para aproveitar a
energia solar com maior eficiência. A energia solar
é a maior fonte de energia mundial. Num dia
ensolarado, por exemplo, aproximadamente 1 kJ de
energia solar atinge cada metro quadrado de
superfície terrestre por segundo. No entanto, o
aproveitamento dessa energia é difícil porque ela é
diluída (distribuída por uma área muito extensa) e
oscila com o horário e as condições climáticas. O
uso efetivo da energia solar depende de formas de
estocar a energia coletada para o uso posterior.
BROWN, T. Química e Ciência Central. São Paulo: Pearson Prentice Hall,
2005.
Atualmente, uma das formas de se utilizar a energia
solar tem sido armazená-la por meio de processos
químicos endotérmicos que mais tarde podem ser
revertidos para liberar calor. Considerando a
reação:
CH4(g) + H2O(v) + calor CO(g) + 3H2(g)
e analisando-a como potencial mecanismo para
aproveitamento posterior da energia solar, conclui-
se que se trata de uma estratégia
A. insatisfatória, pois a reação apresentada não
permite que a energia presente no meio externo
seja absorvida pelo sistema para ser utilizada
39
posteriormente.
B. insatisfatória, uma vez que há formação de
gases poluentes e com potencial poder explosivo,
tornando-a uma reação perigosa e de difícil
controle.
C. insatisfatória, uma vez que a a formação do gás
CO que não possui conteúdo energético passível
de ser aproveitado posteriormente e é considerado
um gás poluente.
D. satisfatótia, uma vez que a reação direta ocorre
com absorção de calor e promove a formação das
substâncias combustíveis que poderão ser
utilizadas posteriormente para a obtenção de
energia e realização de trabalho útil.
E. satisfatória, uma vez que a reação direta ocorre
com liberação de calor havendo ainda a formação
das substâncias combustíveis que poderão ser
utilizadas posteriormente para a obtenção de
energia a realização de trabalho útil.
4- No que tange à tecnologia de combustíveis
alternativos, muitos especialistas em energia
acreditam que os alcoóis vão crescer em
importância em um futuro próximo. Realmente,
alcoóis como metanol e etanol têm encontrado
alguns nichos para uso doméstico como
combustíveis há muitas décadas e, recentemente,
vêm obtendo uma aceitação cada vez maior como
aditivos, ou mesmo como substitutos para gasolina
em veículos. Algumas das propriedades físicas
desses combustíveis são mostradas no quadro
seguinte.
Considere que, em pequenos volumes, o custo de
produção de ambos os alcoóis seja o mesmo.
Dessa forma, do ponto de vista econômico, é mais
vantajoso utilizar
a) metanol, pois sua combustão completa fornece
aproximadamente 22,7 kJ de energia por litro de
combustível queimado.
b) etanol, pois sua combustão completa fornece
aproximadamente 29,7 kJ de energia por litro de
combustível queimado.
c) metanol, pois sua combustão completa fornece
aproximadamente 17,9 MJ de energia por litro de
combustível queimado.
d) etanol, pois sua combustão completa fornece
aproximadamente 23,5 MJ de energia por litro de
combustível queimado.
e) etanol, pois sua combustão completa fornece
aproximadamente 33,7 MJ de energia por litro de
combustível queimado.
5- Nas últimas décadas, o efeito estufa tem-se
intensificado de maneira preocupante, sendo esse
efeito muitas vezes atribuído à intensa liberação de
CO2 durante a queima de combustíveis fósseis para
geração de energia. O quadro traz as entalpias-
padrão de combustão a 25 ºC (ΔH 025 ) do metano,
do butano e do octano.
À medida que aumenta a consciência sobre os
impactos ambientais relacionados ao uso da
energia, cresce a importância de se criar políticas
de incentivo ao uso de combustíveis mais
eficientes. Nesse sentido, considerando-se que o
metano, o butano e o octano sejam representativos
do gás natural, do gás liquefeito de petróleo (GLP)
e da gasolina, respectivamente, então, a partir dos
dados fornecidos, é possível concluir que, do ponto
de vista da quantidade de calor obtido por mol de
CO2 gerado, a ordem crescente desses três
combustíveis é
A gasolina, GLP e gás natural.
40
B gás natural, gasolina e GLP.
C gasolina, gás natural e GLP.
D gás natural, GLP e gasolina.
E GLP, gás natural e gasolina.
Gabarito
1- C
2- A
3- D
4- D
5- A
5 Exercicio Comentado
(Vunesp) O gás natural, o etanol e a gasolina
são três dos principais combustíveis utilizados no
Brasil. A seguir, são apresentados as equações
termoquímicas para a combustão de cada um
deles.
a) Qual destes combustíveis libera a maior
quantidade energia por unidade de massa?
Apresente seus cálculos.
b) A queima de 1L de gasolina produz cerca de
34.100 kJ. Calcule a massa de etanol
necessária para a produção desta mesma
quantidade de calor. Apresente seus
cálculos.
RESOLUÇÃO:
a) Cálculo da energia formada:
Portanto, o combustível que libera mais energia
por unidade de massa é o gás natural (CH4)
b) Cálculo da massa de etanol:
Capítulo 4- Cinética química
Toda reação química necessita de certo
tempo para se completar. Algumas reações são
extremamente rápidas, como por exemplo, a
neutralização entre um ácido e uma base em
solução aquosa. Existem, por outro lado, reações
extremamente lentas.
A velocidade com que ocorrem as reações
depende de uma série de fatores, como estado
físico dos reagentes, temperatura, concentração
dos reagentes, presença de catalisador ou inibidor,
superfície de contato (no caso de reagentes
sólidos) e a pressão do sistema, no caso de haver
reagentes no estado gasoso.
O estudo da cinética inclui a compreensão
dos modelos que explicam as reações químicas,
bem como os fatores que nelas interferem.
41
4.1 Velocidade das reações químicas
Rapidez ou velocidade de uma reação é
uma grandeza que indica como as quantidades de
regente ou produto dessa reação variam com o
passar do tempo. É expressa pela variação da
concentração, da quantidade de matéria, da
pressão, da massa ou do volume, por unidade de
tempo.
A unidade associada à velocidade da
reação depende da propriedade do sistema e da
unidade de tempo consideradas.
A rapidez da reação diminui com o tempo,
ou seja, à medida que os reagentes são
consumidos, a reação torna-se mais lenta. Umadas
razões para isso é que à medida que a quantidade
de reagentes diminui o número de colisões efetivas
também diminui.
4.2 Como as reações ocorrem
4.2.1- Condições indispensáveis
Para que uma reação entre duas ou mais
substâncias ocorra, são necessárias duas
condições: as partículas têm que ser colocadas em
contato, o mais eficaz possível (por isso os
reagentes sólidos devem ser pulverizados ou
postos em solução); tem que haver entre os
reagentes uma certa afinidade química, uma certa
tendência natural para reagir.
4.2.2 A teoria das colisões
Para as reações químicas ocorrerem é
necessário haver aproximação e contato entre as
partículas reagentes. Essa é a idéia básica da
teoria das colisões.
Sabemos que as partículas de uma
substância química possuem energia própria que
faz com que elas fiquem em movimento. Tal
movimento dá origem a colisões, e a partir dessas
colisões pode ocorrer uma reação química.
Para que haja uma reação é necessário
que a colisão ocorra com uma energia capaz de
provocar um rearranjo de átomos dos reagentes,
formando novas ligações. Além do fator energia os
choques devem ocorrer segundo uma orientação
favorável.
A teoria das colisões ainda prevê que a
velocidade da reação depende:
Da freqüência dos choques entre as moléculas: um
maior número de choques por segundo implicará
um número maior de moléculas reagindo;
Da energia desses choques: uma colisão eficaz
terá mais chance de provocar a reação entre as
moléculas;
De uma orientação apropriada das moléculas no
instante do choque: uma colisão frontal será mais
eficaz que uma colisão não-frontal e isso
dependerá do tamanho e do formato das moléculas
reagentes.
No instante em que ocorre o choque efetivo
forma-se uma estrutura que recebe o nome de
complexo ativado e que pode ser definido como um
estágio intermediário em que todas as partículas
dos reagentes estão agregadas. A energia mínima
necessária para formar o complexo ativado é
chamada de energia de ativação (Ea).
4.2.3 Energia de ativação
Energia de ativação é a energia mínima
que as moléculas devem possuir para reagir após
um choque.
A energia de ativação funciona como uma
“barreira” a ser vencida pelos reagentes para que a
reação ocorra. Assim, quanto maior for essa
energia de ativação, mais lenta será a reação e
vice-versa.
42
Figura 1: Gráficos de energia x caminho de reação
Disponível em: http://www.colegioweb.com.br/trabalhos-
escolares/quimica/cinetica-quimica/analise-grafica-da-energia-de-
ativacao.html?PageSpeed=noscript. Acesso em: 24 mai. 2014.
Somente uma energia de ativação baixa
indica que a reação pode ocorrer com velocidade
considerável.
4.3 Fatores que afetam a rapidez das
reações
4.3.1 Superfície de contato
No caso de reações em que participam
substâncias em diferentes fases, verifica-se que a
rapidez da reação depende da superfície de
contato entre essas fases. Assim, quanto mais
fragmentado for esse reagente, maior será o
número de choques, e maior será a velocidade da
reação.
4.3.2 Temperatura
O aumento da temperatura é o principal
fator de aumento da velocidade das partículas de
um sistema material. Quando a temperatura de um
sistema em reação aumenta, a energia cinética
média das partículas aumenta o que faz com que
tanto a freqüência de colisões como a energia
envolvida em cada colisão aumentem.
Consequentemente, a quantidade de colisões
efetivas aumenta, provocando aumento da rapidez
da reação.
4.3.3 Concentração
Aumentando a concentração dos reagentes
iremos aproximar suas moléculas, aumentar a
freqüência dos choques efetivos e,
consequentemente, aumentar a velocidade da
reação. Verifica-se experimentalmente que dada
uma reação química genérica, sua velocidade será
expressa por
𝑣 = 𝑘[𝐴]𝑎[𝐵]𝑏[𝐶]𝑐 …
4.3.4 Catalisadores
Os catalisadores são substâncias que
aceleram uma reação sem serem consumidas, ou
seja, são regenerados no final do processo.
Aumentam a velocidade de uma reação, pois
abaixam a energia de ativação.
Catálise é o aumento da velocidade da
reação provocado pelo catalisador.
Existem dois tipos de catálise: homogênea
e heterogênea. A homogênea ocorre quando o
catalisador forma uma única fase com o sistema. Já
a catálise heterogênea ocorre quando o catalisador
tem estado físico diferente do sistema, formando
duas fases distintas.
Figura 2: Gráfico da entalpia x caminho de reação com e
sem catalisador
Disponível em: http://www.brasilescola.com/quimica/como-atuam-as-
substancias-catalisadoras.htm. Acesso em: 24 mai. 2014.
4.3.5 Pressão
Um aumento da pressão favorece
principalmente as reações entre gases,
aproximando as moléculas, aumentando a
freqüência dos choques entre as moléculas e,
portanto, aumentando a velocidade das reações.
4.3.6 Luz
A luz é uma forma de energia e pode
interferir na velocidade de algumas reações
43
químicas. Ao atingir os reagentes, ela transfere
para eles parte sua energia. Dessa forma, como as
partículas reagentes possuem energia maior, a
reação ocorre com maior rapidez.
As reações que são influenciadas pela luz
são chamadas de reações fotoquímicas. Podem ser
classificadas em:
Fotossíntese: quando obtemos moléculas maiores
a partir de moléculas menores;
Fotólise: quando obtemos moléculas menores a
partir de moléculas maiores.
4.4 Lei cinética
A maneira pela qual a concentração dos
reagentes interfere na rapidez de uma reação deve
ser determinada experimentalmente, pois cada
reação tem sua rapidez alterada de maneira
diferente.
De forma geral, para uma dada reação
química:
aA + bB + cC → xX + yY + zZ + ...
a velocidade é expressa pela fórmula:
v = k[A]a[B]
b[C]
c
onde k é a constante de velocidade da
reação e a, b e c são as ordens de ligação de A, B
e C, respectivamente. Essa fórmula é chamada Lei
da Velocidade da reação.
Para uma reação que ocorre em duas ou
mais etapas, a velocidade da reação global é igual
à velocidade da etapa mais lenta. Portanto, para
escrever a lei de velocidade global, consultamos a
etapa lenta e não a equação global.
2 Sessão leitura
Temperatura, cinética química e seres vivos
“Todo ser vivo depende de muitas reações
químicas que ocorrem dentro de seu organismo. O
conjunto dessas reações químicas é chamado de
metabolismo. A velocidade de tais reações
depende da temperatura do organismo; quanto
maior a temperatura, maior a velocidade das
reações.
O ser humano tem uma temperatura que
permanece, em geral, constante ao redor de 37°C.
O aumento da temperatura, denominado
hipertermia, faz o nosso metabolismo se acelerar. É
o que acontece quando temos febre: nosso corpo
trabalha em ritmo acelerado, e graças a isso,
consome mais oxigênio e mais glicose. A febre é
um mecanismo de defesa; permite matar vírus e
bactérias mais rápido porque mobiliza o sistema de
defesa natural do organismo.
Contudo, temperatura corporal que se
mantenha acima de 41,7°C pode causar morte
porque acelera demais algumas reações que
destroem substâncias vitais, chamadas enzimas.
Quando a temperatura corporal decresce, o
consumo de glicose e oxigênio diminui graças à
diminuição da velocidade das reações químicas do
metabolismo. A redução da temperatura normal do
nosso organismo caracteriza a situação de
hipotermia. Ela pode acontecer, por exemplo, com
pessoas que permanecem em mares frios depois
de naufrágios ou queda de aeronaves.
Temperaturas corporais prolongadas inferiores a
30°C são fatais. Reduzem tanto o metabolismo que
as reações vitais passam a ter velocidade
insuficiente para manter a pessoa viva.
O uso controlado da hipotermia pode,
contudo, ser utilizado em medicina. Em certas
cirurgias cardíacas ou cerebrais, o paciente
anestesiado é resfriado a cerca de 30°C, por
contato com gelo. Isso reduz a chance de danos
causados pela falta de circulação sanguínea,
inevitável em alguns procedimentos cirúrgicos.
44
Aqueles animais que, ao contrário dos
humanos, não mantêm sua temperatura constante
(por exemplo, os répteis e os anfíbios) possuem um
metabolismo extremamente sensível à temperatura
ambiente. Em tais animais, a velocidade das
reações metabólicas aumenta durante o dia e
diminui à noite, de acordo com a variação de
temperatura do ambiente. Graças a isso, eles
precisam comer mais nos dias quentes de verão do
que nos dias mais frios do inverno. Nas regiões
mais distantes do equador e dos trópicos, onde os
invernos são rigorosos, alguns desses animais
costumam hibernar, o que reduz a velocidade de
seu metabolismo ao mínimo, entrando num “sono
profundo” e só acordando na primavera, quando a
temperatura ambiente volta a subir”. PERUZZO, F.M.;
CANTO, E.L.: Química na abordagem do cortidiano. 4a edição. São
Paulo: Moderna, 2006. Volume 2.
3 Exercícios de fixação
1- O gráfico mostrado abaixo foi construído com
dados obtidos no estudo de decomposição do íon
tiossulfato (S2O32–
), a temperatura constante em
meio ácido variando a concentração molar do íon
(diluição em água). A reação ocorre com maior e
menor velocidade média respectivamente nos
trechos:
a) II e III
b) I e IV
c) II e IV
d) III e IV
2- Um dos componentes presentes num
determinado xarope não apresenta mais efeito
terapêutico quando a sua concentração é igual ou
inferior a 0,25mol/L. Esse medicamento é vendido
como uma solução, cuja concentração desse
componente é igual a 1,00mol/L. Sabendo-se que a
velocidade de decomposição do medicamento é de
0,5 mol/L por ano, qual é a validade do
medicamento?
a) 3 anos
b) 2 anos
c) 18 meses
d) 12 meses
e) 15 meses
3- Um químico realizou um experimento para
estudar a velocidade de dissolução (solubilização
em função do tempo) de comprimidos
efervescentes em relação ao estado do comprimido
e à temperatura da água. Utilizando sempre a
mesma quantidade de água, registrou os tempos
aproximados (em segundos) de dissolução, e os
resultados estão representados no gráfico abaixo.
Com base no gráfico são feitas as seguintes
afirmações:
I. Para o comprimido amassado, a velocidade de
dissolução é maior.
II. A velocidade de dissolução do comprimido
diminui conforme aumenta a temperatura.
III. A quantidade de comprimidos nos experimentos
não influencia a velocidade de sua
dissolução.
45
IV. A uma temperatura de 40°C, um comprimido
inteiro demoraria cerca de 19s para se dissolver. V.
Com o aumento da temperatura, a aceleração da
dissolução é maior para o comprimido amassado.
São corretas apenas as afirmações
a) I, III e IV.
b) II, IV e V.
c) I, II e III.
d) I, IV e V.
e) II, III e IV.
4- Quando a manteiga é exposta ao ar à
temperatura ambiente, ocorre uma mudança no seu
sabor e odor, dando origem à manteiga rançosa. A
substância química responsável pelo ranço na
manteiga é o ácido butírico ou butanoico. Esse
ácido é formado pela reação de hidrólise dos
glicerídeos (ésteres) presentes na manteiga.
Considerando a total formação da manteiga
rançosa, é CORRETO afirmar que:
a) a temperatura não afeta a velocidade de
hidrólise dos glicerídeos presentes na manteiga.
b) armazenar a manteiga na geladeira diminui a
velocidade da reação de hidrólise dos glicerídeos.
c) a diminuição do pH da manteiga evita a formação
do ácido butanoico.
d) a adição de um catalisador acarreta o aumento
da quantidade final obtida de ácido butanoico.
e) ao se dividir a manteiga em quatro pedaços,
diminui-se a velocidade de formação do ácido
butanoico.
5- Ao abastecer um automóvel com gasolina, é
possível sentir o odor do combustível a certa
distância da bomba. Isso significa que, no ar,
existem moléculas dos componentes da gasolina,
que são percebidas pelo olfato. Mesmo havendo,
no ar, moléculas de combustível e de oxigênio, não
há combustão nesse caso. Três explicações
diferentes foram propostas para isso:
I. As moléculas dos componentes da gasolina e as
do oxigênio estão em equilíbrio químico e, por isso,
não reagem.
II. À temperatura ambiente, as moléculas dos
componentes da gasolina e as do oxigênio não têm
energia suficiente para iniciar a combustão.
III. As moléculas dos componentes da gasolina e as
do oxigênio encontram-se tão separadas que não
há colisão entre elas.
Dentre as explicações, está correto apenas o que
se propõe em
a) I.
b) II.
c) III.
d) I e II.
e) II e III.
6- Analise as curvas mostradas a seguir. Nelas,
encontram-se descritos graficamente alguns
padrões idealizados de variação da entalpia no
decorrer de reações químicas, abrangendo quatro
diferentes possibilidades. Escolha a alternativa na
qual se encontra enunciada uma previsão correta
para a velocidade de reação e a energia liberada
esperadas tendo em vista os valores registrados na
curva descrita.
a) Curva I: traduz uma maior velocidade de reação
associada a uma menor energia liberada
b) Curva II: traduz uma maior velocidade de reação
associada a uma maior energia liberada
c) Curva III: traduz uma menor velocidade de
reação associada a uma maior energia liberada
d) Curva IV: traduz uma menor velocidade de
reação associada a uma menor energia liberada
7- A água oxigenada é uma substância oxidante
que, em meio ácido, permite a obtenção de iodo, a
46
partir de iodetos existentes nas águas-mães das
salinas, como mostra a reação escrita abaixo:
H2O2 + 2H3O+ + 2l
- → 4H2O + l2
Quando se faz um estudo cinético dessa reação
em solução aquosa e se examina, separadamente,
a influência da concentração de cada reagente, na
velocidade da reação (v), obtêm-se os gráficos
seguintes:
A expressão da lei de velocidade da reação é:
a) v = k . [H2O2] . [I–]
b) v = k . [H3O+]
c) v = k . [H2O2] . [H3O+]
d) v = k . [H3O+] . [I
-]
8- O NO2 proveniente dos escapamentos dos
veículos automotores é também responsável pela
destruição da camada de ozônio. As reações que
podem ocorrer no ar poluído pelo NO2, com o
ozônio, estão representadas pelas equações
químicas I e II, e pela equação química global III.
Com base nessas informações e nos
conhecimentos sobre cinética química, pode-se
afirmar:
a) A expressão de velocidade para a equação
química global III é representada por V =
k[NO2][O3].
b) A adição de catalisador às etapas I e II não
altera a velocidade da reação III.
c) Duplicando-se a concentração molar de NO2(g)
a velocidade da reação quadruplica.
d) A velocidade das reações químicas exotérmicas
aumenta com a elevação da temperatura.
e) A equação química III representa uma reação
elementar.
9- A figura a seguir apresenta projeções,
resultantes de simulações computacionais, da
concentração de dióxido de carbono, em ppm, na
atmosfera terrestre até o ano de 2200. As projeções
dependem do aumento anual da velocidade de
emissão de dióxido de carbono.
a) Determine a velocidade média de emissão do
dióxido de carbono entre os anos de 2020 e 2050
para o pior cenário de emissão apresentado no
gráfico.
b) Sabe-se que a massa total de ar na atmosfera é
de 5 x 1021
g. Calcule a quantidade (em kg) de
dióxido de carbono que estaria presente na
atmosfera terrestre no ano de 2060 usando a
projeção em que a velocidade de emissão é
constante.
10- Compostos naturais são muito utilizados na
denominada Medicina Naturalista. Povos indígenas
amazônicos há muito fazem uso da casca da Quina
(Coutarea hexandra) para extrair quinina, princípio
ativo no tratamento da malária. Antigos relatos
chineses também fazem menção a uma substância,
a artemisina, encontrada no arbusto Losna
(Artemisia absinthium), que também está
relacionada ao tratamento da malária.
Em estudos sobre a cinética de degradação da
quinina por ácido, foram verificadas as seguintes
velocidades em unidades arbitrárias:
47
A partir desses dados, pode-se concluir que a lei de
velocidade assume a forma
A) V = k [quinina]2
B) V = k [quinina]2 / [ácido]
C) V = k 2 [quinina]2
D) V = k [quinina] [ácido]2
E) V = k [ácido]2 / [quinina]
Gabarito
1- b
2- c
3- d
4- b
5- b
6- b
7- a
8- a
9- a) vm = 10ppm/ano b) 2 . 1015
Kg
10- d
4 Pintou no ENEM
1- O benzeno é um hidrocarboneto aromático
presente no petróleo, no carvão e em condensados
de gás natural. Seus metabólitos são altamente
tóxicos e se depositam na medula óssea e nos
tecidos gordurosos. O limite de exposição pode
causar anemia, câncer (leucemia) e distúrbios do
comportamento. Em termos de reatividade química,
quando um eletrófilo se liga ao benzeno, ocorre a
formação de um intermediário, o carbocátion. Por
fim, ocorre a adição ou substituição eletrofílica.
Disponível em: www.sindipetro.org.br. Acesso em: 1 mar. 2012
(adaptado).
Com base no texto e no gráfico do progresso da
reação apresentada, as estruturas químicas
encontradas em I, II e III são, respectivamente:
2- A energia envolvida nos processos industriais é
um dos fatores determinantes da produção de um
produto. O estudo da velocidade e da energia
envolvida nas reações é de fundamental
importância para a otimização das condições de
processos químicos, pois alternativas como a alta
pressurização de reagentes gasosos, a elevação
de temperatura, ou ainda o uso de catalisadores
podem tornar economicamente viável determinados
processos, colocando produtos competitivos no
mercado.
O estudo da reação reversível: A + B C + D,
revelou que ela ocorre em uma única etapa. A
48
variação de entalpia da reação direta é de –25 kJ.
A energia de ativação da reação inversa é + 80 kJ.
Então, a energia de ativação da reação direta é
igual a
a) – 80 kJ.
b) – 55 kJ.
c) + 55 kJ.
d) + 80 kJ.
e) + 105 kJ
3- A sabedoria popular diz que o “fogo de palha
queima rápido”. Quando se compara a queima de
um tronco de árvore com a da palha derivada de
um vegetal nota-se a veracidade desse dito
popular. O aumento da velocidade de reação de
combustão da palha quando comparada à
combustão do tronco deve-se
a) à formação de produtos diferentes de reação.
b) à diferente composição da celulose nas células
vegetais.
c) ao maior conteúdo de água na palha.
d) à presença de substâncias voláteis na palha.
e) à maior superfície de contato entre os reagentes
(celulose e oxigênio).
4- No dia 25 de outubro de 1988, uma emissora de
rádio transmitiu a seguinte notícia: “Em Santos –
SP, ocorreu grande incêndio em uma indústria de
torrefação e moagem de café. Todos os estoques
foram destruídos”.
Independentemente da causa do incêndio, sua
rápida propagação foi favorecida:
I. pelo aumento de temperatura local que se
estabeleceu com o início do incêndio;
II. pelo grau de subdivisão em que se encontrava o
café;
III. pelo elevado grau de umidade do ar, geralmente
verificado em cidades litorâneas.
Dessas afirmações, apenas:
A - I é correta;
B - II é correta;
C - III é correta;
D - I e II são corretas;
E - I e III são corretas.
5- As reações de combustão do carvão, da
madeira, do fósforo, do álcool, da gasolina, enfim,
das substâncias combustíveis de modo geral, são
espontâneas. No entanto, apesar de estarem em
contato com o oxigênio do ar e de se queimarem
com alta velocidade, nenhuma delas se extinguiu
da natureza por combustão.
Qual a melhor explicação para esse fato?
a)Ocorrer influencia de catalisadores negativos de
reação
b)serem as referidas reações endotérmicas
c) serem as referidas reações Exotérmicas.
d)Haver necessidade de fornecer energia de
ativação para que as reações ocorram
e)Ocorre influência da baixa concentração de
anidrido carbônico, dificultando as reações.
6- “Yves Chauvin, ganhador do prêmio Nobel de
química de 2005 contribuiu intensamente para a
área da catálise. (...) Entre os processos por ele
estudados estão o de produção de olefinas e a
catálise homogênea, que permitiu a realização de
reações bastante seletivas e a substituição de
catalisadores prejudiciais ao meio ambiente.”
Ciência Hoje, 2005
Os catalisadores são substâncias que
a) diminuem a velocidade da reação, ao
aumentarem a energia de ativação do sistema.
b) aceleram a velocidade da reação química, ao
reagirem com os reagentes da reação.
c) diminuem a velocidade da reação química, ao
anularem a energia de ativação da reação.
d) estão sempre no mesmo estado físico das
substâncias participantes da reação.
e) aceleram a velocidade da reação química, ao
diminuir a energia de ativação do sistema.
49
7- A indústria petroquímica é comumente dividida
em três segmentos: as empresas de primeira, de
segunda e de terceira geração. As empresas de
primeira geração são produtoras de petroquímicos
básicos denominados commodities. Nessas
empresas, o esforço tecnológico atual é fortemente
voltado para o aumento de eficiência de processo,
tanto para aumento de produtividade como para
melhoria no grau de pureza do produto, através,
principalmente, do desenvolvimento de melhores
catalisadores e do controle de processo.
Referente a atuação de um catalisador em um
processo químico, afirma-se que o catalisador:
I. diminui a energia de ativação da reação;
II. aumenta a velocidade da reação;
III. desloca o equilíbrio da reação favorecendo a
formação do produto;
IV. torna o processo exotérmico.
Dessas afirmativas, são corretas aquelas citadas
apenas em
a) I e II.
b)I, III e IV.
c) I e IV.
d)II e III.
e) II e IV.
8- A conservação de alimentos pode ser feita de
diferentes modos: pelo uso de um meio fortemente
salgado, capaz de promover a desidratação dos
microorganismos, como na carne seca; pela
utilização de conservantes, como o benzoato de
sódio, que reduzem a velocidade de oxidação e
decomposição; ou pela diminuição da temperatura,
reduzindo a velocidade da reação, uma vez que o
aumento de 10°C aproximadamente duplica a
velocidade da reação. Supondo apenas o efeito da
temperatura e considerando que, à temperatura
ambiente (25°C), a validade de um alimento é de 4
dias, sobre a sua durabilidade, quando conservado
em geladeira a 5°C, é correto afirmar:
a) A velocidade de decomposição seria reduzida
em aproximadamente um quarto.
b) A velocidade de decomposição seria reduzida
pela metade.
c) O alimento teria um prazo de validade
indeterminado.
d) A durabilidade deste alimento é imprevisível.
e) O alimento se deteriorará em uma semana.
9- Foram realizados quatro experimentos. Cada um
deles consistiu na adição de solução aquosa de
ácido sulfúrico de concentração 1 mol/L a certa
massa de ferro. A 25 °C e 1 atm, mediram-se os
volumes de hidrogênio desprendido em função do
tempo. No final de cada experimento, sempre
sobrou ferro que não reagiu. A tabela mostra o tipo
de ferro usado em cada experimento, a temperatura
e o volume da solução de ácido sulfúrico usado. O
gráfico mostra os resultados.
Experi-
mento
Material Temperatur
a (°C)
Volume da
solução de
H2SO4 (mL)
A Pregos 60 50
B Limalha 60 50
C Limalha 60 80
D limalha 40 80
As curvas de 1 a 4 correspondem, respectivamente,
aos experimentos:
1 2 3 4
A) D C A B
B) D C B A
C) B A C D
D) C D A B
50
E) C D B A
Gabarito
1- a
2- c
3- e
4- d
5- d
6- e
7- a
8- a
9- e
5 Exercicio Comentado:
(Uerj 2011) A irradiação de micro-ondas vem sendo utilizada como fonte de energia para determinadas reações químicas, em substituição à chama de gás convencional. Em um laboratório, foram realizados dois experimentos envolvendo a reação de oxidação do metilbenzeno com KMnO4
em excesso. A fonte de energia de cada um, no entanto, era distinta: irradiação de micro-ondas e chama de gás convencional. Observe, no gráfico abaixo, a variação da concentração de metilbenzeno ao longo do tempo para os experimentos:
Observe, agora, a equação química que
representa esses experimentos:
Para o experimento que proporcionou a maior taxa de reação química, determine a velocidade média de formação de produto, nos quatro minutos iniciais, em g.L-1.min-1.Em seguida, calcule o rendimento da reação.
RESOLUÇÃO:
Com base no gráfico, observa-se que, com a irradiação de micro-ondas, em apenas 4 minutos, alcançou-se uma concentração de 1,2 mol.L-1, e, com o aquecimento convencional, a mesma concentração só foi alcançada após 20 minutos de reação. Logo, o experimento que proporcionou a maior taxa de reação foi o que utilizou a fonte de energia do micro-ondas. Para o experimento em micro-ondas, em 4 minutos, foram consumidos 2,0 - 1,2 = 0,8 mol.L-1 de reagente, o que acarretou a formação de 0,8 mol.L-1 de produto.
51
Capítulo 5- Equilíbrios químicos
Equilíbrio químico é a situação na qual as
concentrações dos componentes da reação não
se alteram, pois as reações direta e inversa estão
acontecendo com velocidades iguais.
5.1 Reversibilidade das reações
Da mesma forma que as mudanças de
fase, as reações químicas tendem a um
equilíbrio no qual a reação direta e a inversa
ainda estão ocorrendo, mas na mesma
velocidade.
Considerando o equilíbrio:
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
A velocidade da reação direta
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)
é dada por:
v1 = k1 [N2][H2]3
Essa velocidade é máxima no início da
reação, e depois diminui com o tempo, pois N2 e
H2 vão sendo consumidos.
A velocidade da reação inversa
2NH3(g) → N2(g) + 3H2(g)
é dada por:
v2 = k2[NH3]2
Essa velocidade é nula no início da
reação e depois aumenta com o tempo, à
proporção que NH3 vai sendo formado.
Após certo tempo as duas velocidades se
igualam e dizemos que foi atingido o equilíbrio
químico.
Figura 1: Gráfico de velocidade x tempo de reação
Disponível em: http://pt.wikipedia.org/wiki/Equil%C3%ADbrio_qu%C3%ADmico.
Acesso em: 24 mai. 2014
5.2 Grau de equilíbrio
Indica a relação entre o número de mols
de moléculas que reagem até atingir o equilíbrio e
o número de mols inicial da mesma substância.
Exemplo: Consideramos a reação x → y + z, em
que, no início, encontramos 2,00 mols de x e no
equilíbrio são encontrados 0,80 mols de x sem
reagir. O grau de equilíbrio fica?
Obs.: Quanto maior for o grau de equilíbrio, mais
terá caminhado a reação até chegar ao equilíbrio,
ou seja, maior o rendimento da reação.
5.3 Constante de equilíbrio
No equilíbrio temos v1 = v2. No caso da
reação de formação da amônia:
k1 [N2][H2]3 = k2[NH3]
2
Kc é chamado constante de equilíbrio
em termos de concentrações molares. A
constante é o valor que relaciona as
concentrações dos produtos e dos reagentes no
momento em que ocorre o equilíbrio.
Generalizando:
aA + bB + ... cC + dD + ...
52
Quando Kc > 1 a concentração dos
produtos é maior que a dos reagentes, ou seja, a
reação direta prevalece sobre a inversa. E quanto
maior for esse Kc, maior será a extensão da
ocorrência da reação direta.
Quando Kc < 1 a concentração dos
reagentes é maior que a dos produtos, ou seja, a
reação inversa prevalece sobre a direta. E quanto
menor for esse Kc, maior será a extensão da
ocorrência da reação inversa.
Para sistemas gasosos em equilíbrio
químico, podemos trabalhar com a constante de
equilíbrio em termos de pressões parciais (Kp):
Pode-se inclusive demonstrar que existe
a relação:
Kp = Kc (RT)Δn
onde R = constante universal dos gases, T =
temperatura (K), Δn = (número total de moléculas
produzidas) – (número total de moléculas
reagentes).
Obs.: Uma reação é mais favorecida (mais
espontânea), a uma certa temperatura, quanto
maior for o valor da sua constante de equilíbrio,
nessa temperatura.
5.4 Princípio de Le Chatelier
5.4.1 Deslocamento de
equilíbrio
A perturbação do equilíbrio é toda e
qualquer alteração da velocidade da reação direta
ou da inversa, provocando modificações nas
concentrações das substâncias e levando o
sistema a um novo estado de equilíbrio, ou seja
provoca deslocamento do equilíbrio.
O princípio geral que trata dos
deslocamentos dos estados de equilíbrio é
chamado Princípio de Le Chatelier, cujo
enunciado diz:
Quando uma perturbação exterior é
aplicada a um sistema em equilíbrio ele tende a si
reajustar para minimizar os efeitos desta
perturbação.
A seguir vamos analisar a influência de
cada um dos fatores que podem afetar o
equilíbrio.
5.4.1 Concentração
Adicionar ou retirar uma substância
presente em um sistema em equilíbrio significa
alterar sua concentração, o que altera o estado
de equilíbrio de um sistema.
A adição de uma substância desloca o
equilíbrio no sentido que irá consumi-la. Podemos
dizer então, que o equilíbrio é deslocado para o
lado oposto ao da substância adicionada.
A retirada de uma substância desloca o
equilíbrio no sentido que irá restituí-la. Isto é, para
o mesmo lado da substância que foi retirada.
Exemplo: Considere o equilíbrio
4NH3(g) + 3O2(g) 2N2(g) + 6H2O(g)
Preveja o efeito sobre o equilíbrio quando há (a)
adição de N2 e (b) remoção de NH3.
5.4.2 Pressão
Quando aumentamos a pressão sobre um
sistema em equilíbrio, à temperatura constante,
ele se desloca no sentido em que há redução do
número de moléculas em fase gasosa (menor
volume).
Uma diminuição de pressão desloca o
equilíbrio no sentido em que há aumento do
53
número de moléculas em fase gasosa (maior
volume).
Exemplo: Preveja o efeito da compressão sobre o
equilíbrio na reação
5.4.3 Temperatura
Além de provocar deslocamento do
equilíbrio, a temperatura é o único fator que altera
a constante de equilíbrio.
Quando aumentamos a temperatura de
um sistema em equilíbrio, favorecemos a reação
que absorve calor, a reação endotérmica. Por
outro lado, quando diminuímos a temperatura,
favorecemos a reação exotérmica, que libera
calor.
Exemplo: Preveja como a composição de trióxido
de enxofre, no equilíbrio abaixo, tenderá a mudar
com o aumento da temperatura.
2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) Hf0 = -197,78 kJ/mol
5.4.4 Catalisadores
Um catalisador pode acelerar a
velocidade na qual uma reação atinge o
equilíbrio, mas não afeta o próprio estado de
equilíbrio, ou seja, não altera o rendimento obtido
no processo (que é representado pelo grau de
equilíbrio) nem o valor das constantes de
equilíbrio.
5.5 Equilíbrio iônico
É o caso particular de equilíbrio no qual,
além de moléculas, estão presentes íons.
Aqui também serão definidos um α e um
K que agora recebem nomes particulares: grau de
ionização e constante de ionização
respectivamente.
5.5.1 Equilíbrio iônico ácido-
base
De acordo coma teoria de Brϕnsted-
Lowry, um ácido é um doador de prótons (H+) e
uma base é um receptor de prótons(H+).
Exemplos:
As expressões das constantes de
ionização são representadas por Ka para ácidos,
e Kb para bases.
Quanto maior a concentração de íons,
maior será o valor das constantes de ionização e
mais forte será o ácido ou a base.
As constantes de acidez e basicidade são
comumente indicadas pelos seus logaritmos
negativos:
Quanto maior o valor de pKa e pKb
menor serão os valores de Ka e Kb, e portanto
mais fraco é o ácido ou a base.
5.5.2 O efeito do íon comum
A adição de um íon comum desloca o
equilíbrio de ionização de um ácido. A constante
de ionização do ácido não se altera, pois depende
apenas da temperatura, a concentração de íons
H+ diminui e o grau de ionização do ácido diminui.
Os efeitos para as bases são análogos.
Logo, a adição de um íon comum diminui
o grau de ionização de um ácido ou base em
solução.
54
5.5.3 Equilíbrio iônico da água
A água pura se ioniza segundo a
equação:
H2O(l) H+
(aq) + OH-(aq)
E sua constante de ionização é expressa
por:
𝐾𝑐 =[𝐻]+[𝑂𝐻]−
𝐻2𝑂
𝐾𝑤 = [𝐻]+[𝑂𝐻]−
onde Kw é chamado produto iônico da água.
Medidas experimentais mostram que, a
25°C, Kw vale aproximadamente 10-14
.
5.5.4 Os conceitos de
pH e pOH
Para evitar o uso de expressões
matemáticas com expoentes negativos, o químico
Sörensen propôs as seguintes definições:
pH: potencial hidrogeniônico, expressa a acidez
em termos da concentração [H+];
pOH: potencial hidroxiliônico, expressa a
bacisidade em termos da concentração [OH-]
Podemos relacionar o pH e o pOH:
pH + pOH = 14
Concluímos então, que em uma solução:
Escala de pH:
Figura 2: Escala de pH
Disponível em:
http://www.quimica.seed.pr.gov.br/modules/galeria/detalhe.php?foto=14
89&evento=4. Acesso em 24 mai. 2014.
5.5.5 Indicadores de pH
Normalmente, a medida do pH pode ser
feita com aparelhos eletrônicos ou com auxílio
dos chamado indicadores ácido-base.
Indicadores ácido-base são substâncias,
geralmente ácidos ou bases fracas, que mudam
de cor, dependendo do meio estar ácido ou
básico. Esta mudança de cor é decorrência do
deslocamento do equilíbrio químico. Tomemos,
por exemplo, o indicador ácido-base genérico
HIn:
Se adicionarmos ao equilíbrio um ácido
qualquer, haverá um aumento na concentração
de íons H+, o que provoca um deslocamento para
a esquerda, fazendo com que a solução se torne
amarela. No entanto, se adicionarmos uma base,
há uma diminuição dos íons H+ (que são
captados pelo OH- da base formando água) e,
portanto, o equilíbrio se desloca para a direita,
tornando a solução vermelha.
5.6 Hidrólise de sais
Chamamos hidrólise salina a reação entre
um sal e a água produzindo o ácido e a base
correspondentes. A hidrólise do sal é, portanto, a
reação inversa da neutralização.
55
É importante saber que: quem sofre
hidrólise não é o sal todo, mas apenas o íon
correspondente ao ácido ou à base fracos; o íon
que hidrolisa liberta da água o íon de carga
elétrica de mesmo sinal (H+ ou OH
-); a liberação
de H+
ou OH- vai mudar o pH da solução.
Resumindo
Tabela 1: Tipo de sal e caráter do sal
Disponível em:
http://www.profpc.com.br/equil%C3%ADbrio_qu%C3%ADmico.htm.
Acesso em: 24 de mai. 2014.
5.6.1 Constante de hidrólise
Devemos fazer duas ressalvas quanto à
constante de hidrólise: considerar sempre a
equação “iônica” de hidrólise e simplificar a
fórmula de K, admitindo que a concentração da
água já está anexada ao valor de K por ser
praticamente constante.
𝐾ℎ =[𝐻]+𝑋
[𝐻𝑋]+
Relação entre constante
de hidrólise e Ka e Kb
Para um sal de ácido forte e base fraca:
𝐾ℎ =𝐾𝑤
𝐾𝑏
Para um sal de ácido fraco e base forte:
𝐾ℎ =𝐾𝑤
𝐾𝑎
Para um sal de ácido e base fracos:
𝐾ℎ =𝐾𝑤
𝐾𝑎𝐾𝑏
5.7 Produto de solubilidade
Em qualquer solução aquosa saturada de
sal ou base pouco solúvel, o produto das
concentrações dos íons – cada um elevado a um
expoente igual a seu coeficiente na equação
devidamente balanceada – é uma constante
representada por Kps.
Quanto menor o Kps menor a solubilidade
da substância em questão e vice-versa.
2 Sessão leitura
Desconforto à altitude e deslocamento de
equilíbrio
“No sangue, as moléculas de
hemoglobina e de gás oxigênio dissolvido estão
em equilíbrio com a oxiemoglobina (hemoglobina
combinada com oxigênio). Essa última é
responsável pela oxigenação do organismo,
essencial à vida. O equilíbrio pode ser
representado por:
Hemoglobina + oxigênio oxiemoglobina
Nas localidades de maior altitude há uma
menor concentração de oxigênio no ar e,
consequentemente, o equilíbrio mencionado é
deslocado para a esquerda. Isso reduz a
quantidade de oxiemoglobina presente no
sangue, acarretando dores de cabeça, náuseas e
fadiga intensa.
Após algum tempo de permanência no
local de maior altitude, o organismo começa a se
aclimatar, produzindo mais hemoglobina. Isso
desloca o equilíbrio para a direita, aumentando a
concentração de oxiemoglobina no sangue.
Escaladas a locais muito altos exigem
que os alpinistas passem semanas se
56
aclimatando, a fim de atenuarem os desconfortos
produzidos pela altitude”. PERUZZO, F.M.; CANTO, E.L.:
Química na abordagem do cotidiano. 4a edição. São Paulo: Moderna,
2006. Volume 2.
3 Exercícios de fixação
1- Na tabela abaixo estão mostrados os dados
referentes à reação química.
Os valores de X, Y e Z são, respectivamente:
a) 0,40; 0,40 e 0,60
b) 0,80; 0,50 e 0,60
c) 0,80; 0,40 e 0,50
d) 0,40; 0,25 e 0,30
e) 0,60; 0,30 e 0,60
2- Observe o gráfico abaixo, relativo ao
estabelecimento do equilíbrio de uma reação, a
298K, do tipo:
O valor de constante de equilíbrio (Kc) para essa
reação, a 298K, é:
a) 3
b) 6
c) 12
d) 24
3- Os gases CO2, H2 reagem entre si formando
CO e H2O segundo o equilíbrio:
CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2O(g)
Foram realizados dois experimentos envolvendo
esses gases em um recipiente fechado e, depois
de atingido o equilíbrio, determinou-se a
concentração de cada gás. A tabela abaixo
resume os dados experimentais.
A análise desses dados permite afirmar que
a) a reação entre CO2 e H2 é um processo
endotérmico.
b) a reação entre CO2 e H2 apresenta Kc igual a
12,5 a 400 °C.
c) a reação entre CO2 e H2 apresenta Kc igual a
2,5 a 600 °C.
d) o Kc da reação entre CO2 e H2 independe da
temperatura.
e) o Kc da reação entre CO2 e H2 depende do
catalisador utilizado no sistema.
4- Uma das etapas de fabricação do ácido
sulfúrico e a conversão de SO2 a SO3, numa
reação exotérmica, que ocorre segundo a
equação abaixo:
Em relação ao equilíbrio dessa reação, é
CORRETO afirmar que:
a) o aumento da temperatura favorece a
formação de SO2.
b) o aumento da pressão, mantida a temperatura
constante, favorece a formação de SO2.
c) o aumento da velocidade de produção de SO3
aumenta sua concentração no equilíbrio.
d) o uso de um catalisador aumenta a
concentração de SO3 no equilíbrio.
5- No equilíbrio
N2O3(g) NO(g) + NO2(g), ΔH = + 39,7 KJ
57
indique o sentido do deslocamento quando
ocorrer.
I. Adição de N2O3(g).
II. Aumento da temperatura do sistema.
III. Aumento da pressão no sistema.
a) I direita, II esquerda, III esquerda.
b) I esquerda, II direita, III esquerda.
c) I esquerda, II direita, III esquerda.
d) I direita, II direita, III esquerda.
e) Em nenhum dos casos haverá deslocamento.
6- O gás incolor N2O4, em presença de calor,
decompõe-se em dióxido de nitrogênio gasoso
que possui coloração castanha. Em uma
experiência de laboratório, o gás N2O4 foi
colocado em um cilindro transparente fechado à
temperatura ambiente, e esperou-se que o
sistema atingisse o equilíbrio.
Para que seja observado aumento da coloração
castanha nesse sistema, é necessário:
a) colocar o cilindro em um banho de gelo.
b) adicionar um gás inerte no cilindro.
c) adicionar um catalisador.
d) diminuir o volume do cilindro.
e) diminuir a pressão dentro do cilindro.
7-
Com base nos dados da tabela, é correto afirmar:
a) O refrigerante apresenta a menor concentração
íons H+.
b) O leite tipo C e a lágrima apresentam
concentração de hidroxila igual a 1.10–7
mol/L.
c) A água de mar é mais ácida do que a água de
torneira.
d) O leite tipo C é o mais indicado para corrigir a
acidez estomacal.
e) O suco de laranja é mais ácido do que o
refrigerante.
8- Sabe-se que o pH de uma solução de ácido
clorídrico 0,1 mol/L é igual a 1,0. O que é possível
dizer sobre o pH de uma solução de ácido
acético, um ácido fraco, na mesma
concentração? Considere volumes iguais das
soluções.
a) Os valores de pH são iguais.
b) O pH da solução de ácido acético é maior do
que o da solução de ácido clorídrico, porque
libera uma concentração maior de íons H+.
c) O pH da solução de ácido acético é menor do
que o da solução de ácido clorídrico, porque
libera uma concentração menor de íons H+.
d) O pH da solução de ácido acético é maior do
que o da solução de ácido clorídrico, porque
libera uma concentração menor de íons H+.
e) O pH da solução de ácido acético é menor do
que o da solução de ácido clorídrico, porque
libera uma concentração maior de íons H+
9- Alguns animais aquáticos apresentam limites
de resistência em relação ao pH da água onde
habitam. Por exemplo, a faixa de pH de
sobrevivência de camarões é 5,5-5,8 e a dos
caramujos é 7,0-7,5. Considere as concentrações
de H+ nas soluções A, B e C apresentadas na
tabela a seguir
Sobre a sobrevivência desses animais nessas
soluções, é CORRETO afirmar que:
a) somente os camarões sobreviveriam na
solução A.
b) os camarões sobreviveriam na solução B. c) os
caramujos sobreviveriam na solução C.
58
d) somente os caramujos sobreviveriam na
solução A.
e) ambos os animais sobreviveriam em qualquer
das três soluções A, B ou C.
10- Considere a seguinte tabela:
Para saber o pH de uma solução adicionou-se a
quatro tubos de ensaio contendo uma pequena
quantidade da solução em cada um, algumas
gotas de indicadores, anotando a cor resultante
na solução.
Pode-se afirmar, em relação ao pH da referida
solução, que
a) é menor que 3,0
b) está entre 3,3 e 4,2
c) está entre 4,6 e 6,0
d) está entre 6,0 e 7,0
e) é igual a 7,0
11- O indicador azul de bromotimol fica amarelo
em soluções aquosas de concentração
hidrogeniônica maior do que 1,0 . 10-6
mol/L e em
soluções de concentração hidrogeniônica menor
do que 2,5 . 10-8
mol/L. Considere as três
soluções seguintes, cujos valores do pH são
dados entre parênteses: suco de tomate (4,8);
água da chuva (5,6); água do mar (8,2). As cores
apresentadas pelas soluções suco de tomate,
água de chuva e água do mar são,
respectivamente:
Dado: se necessário use log 2,5 = 0,4
a) amarelo, amarelo, amarelo.
b) amarelo, amarelo, azul.
c) amarelo, azul, azul.
d) azul, azul, amarelo.
e) azul, azul, azul.
12- A solubilidade do cloreto de prata é muito
pequena e pode ser representada por
Considere que 10 mL de solução de nitrato de
prata, de concentração igual a 1,0 mol.L-1
, são
diluídos até o volume de 1,0 L, com água de
torneira, a qual, devido aos processos de
tratamento, contém íons cloreto (suponha a
concentração destes íons igual a 3,55x10-4 g L-1
).
Dado: massa molar do cloro = 35,5 g
Com relação ao texto anterior, é correto afirmar:
a) A constante Kps do cloreto de prata é dada
pela expressão [Ag+] + [Cl
-] = 1,7 x 10
-10 mol L
-1.
b) Após a diluição da solução de nitrato de prata,
a expressão [Ag+] = [Cl
-] = 1,7 x 10
-5 mol L
-1 é
verdadeira.
c) A concentração dos íons cloreto na solução
diluída é maior que 1,0x10-5
mol L-1
.
d) Após a diluição da solução de nitrato de prata,
as concentrações dos íons prata e dos íons
e) Durante a diluição deve ocorrer precipitação de
cloreto de prata.
13- Se adicionarmos um pouco de cloreto de
cálcio, CaCl2, a uma solução saturada de
hidróxido de cálcio, Ca(OH)2, podemos afirmar
que:
1. ocorrerá um aumento do pH dessa solução.
2. ocorrerá uma diminuição do pH dessa solução.
3. não ocorrerá alteração do pH.
4. ocorrerá precipitação de Ca(OH)2.
Está(ao) correta(s) apenas a(s) alternativa(s):
a) 3 e 4
b) 1
59
c) 2
d) 3
e) 2 e 4
14-
A tabela mostra as concentrações, em mol/L, do
sistema em equilíbrio representado pela equação
PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g), que foram obtidas,
experimentalmente, a 297k.
Calcule o valor aproximado de Kp para essa
reação. Expresse o resultado indicando 50% do
valor de Kp.
15- Substâncias ácidas e básicas estão presentes
no nosso cotidiano e podem ser encontradas em
diversos produtos naturais ou comerciais. Alguns
exemplos são amoníaco (básico), limão (ácido) e
vinagre (ácido). Sobre esses produtos, responda
ao que se pede.
a) O vinagre é uma solução aquosa de ácido
acético em concentrações que podem variar de 4
a 6%. Em soluções aquosas, existe o seguinte
equilíbrio químico:
Qual substância você usaria (HCl ou NaOH) para
aumentar a concentração de ácido acético nessa
solução? Explique.
b) Calcule o pH do vinagre, a 25ºC, sabendo-se
que a concentração hidroxiliônica, [OH-], nesse
produto, é 1,0 x 10-11
mol/L.
c) O hidróxido de amônio é uma base solúvel e
fraca, que só existe em solução aquosa quando
se faz borbulhar amônia em água.
Escreva a expressão da constante de equilíbrio
da reação de formação do hidróxido de amônio e
calcule a massa do gás amônia necessária para
produzir 2,06 g de hidróxido de amônio.
Gabarito
1- b
2- c
3- a
4- a
5- d
6- e
7- b
8- d
9- d
10- c
11- b
12- e
13- e
14- 67
15- a) HCl
b) 3
c) K = [NH4OH] / [NH3] ; m = 1,0g
4 Pintou no ENEM
1- Os refrigerantes têm-se tornado cada vez mais
o alvo de políticas públicas de saúde. Os de cola
apresentam ácido-fosfórico , substância
prejudicial à fixação de cálcio, o mineral que é o
principal componente da matriz dos dentes. A
cárie é um processo dinâmico de desequilíbrio do
processo de desmineralização dentária, perda
de minerais em razão da acidez. Sabe-se que o
principal componente do esmalte do dente é um
sal denominado hidroxiapatita. O refrigerante,
pela presença da sacarose, faz decrescer o pH
do biofilme (placa bacteriana), provocando a
desmineralização do esmalte dentário. Os
mecanismos de defesa salivar levam de 20 a 30
minutos para normalizar o nível do pH,
remineralizando o dente. A equação química
seguinte representa esse processo:
60
GROISMAN, S. Impacto do refrigerante nos dentes é avaliado sem tirá-
lo da dieta. Disponível em: http://www.isaude.net. Acesso em: 1 maio
2010 (adaptado).
Considerando que uma pessoa consuma
refrigerantes diariamente, poderá ocorrer um
processo de desmineralização dentária, devido ao
aumento da concentração de
A OH−, que reage com os íons Ca
2+, deslocando
o equilíbrio para a direita.
B H+, que reage com as hidroxilas OH
−,
deslocando o equilíbrio para a direita.
C OH−, que reage com os íons Ca
2+, deslocando
o equilíbrio para a esquerda.
D H+, que reage com as hidroxilas OH
−,
deslocando o equilíbrio para a esquerda.
E Ca2+
, que reage com as hidroxilas OH−,
deslocando o equilíbrio para a esquerda.
2- As misturas efervescentes, em pó ou em
comprimidos são comuns para a administração
de vitamina C ou de medicamentos para azia.
Essa forma farmacêutica sólida foi desenvolvida
para facilitar o transporte, aumentar a estabilidade
de substâncias e, quando em solução, acelerar a
absorção do fármaco pelo organismo. As
matérias-primas que atuam na efervescência são,
em geral, o ácido tartárico ou o ácido cítrico que
reagem com um sal de caráter básico, como o
bicarbonato de sódio (NaHCO3), quando em
contato com a água. A partir do contato da
mistura efervescente com a água, ocorre uma
série de reações químicas simultâneas: liberação
de íons, formação de ácido e liberação de gás
carbônico – gerando a efervescência. As
equações a seguir representam as etapas da
reação da mistura efervescente de água, em que
foram omitidos os estados de agregação dos
reagentes, e H3A representa o ácido cítrico.
A ionização, a dissociação iônica, a formação de
um ácido e a liberação de um gás
ocorrem, respectivamente, nas seguintes etapas:
a)IV,I,II e III
b)I, IV, III e II
c) IV, III, I e II
d) I, IV, II eIII
e) IV, I, III e II
3- Uma dona de casa acidentalmente deixou cair
na geladeira a água proveniente do degelo de um
peixe, o que deixou um cheiro forte e
desagradável dentro do eletrodoméstico. Sabe-se
que o odor característico de peixe se deve às
aminas e que esses compostos se comportam
como bases. Na tabela são listadas as
concentrações hidrogeniônicas de alguns
materiais encontrados na cozinha, que a dona de
casa pensa em utilizar na limpeza da geladeira.
Dentre os materiais listados, quais são
apropriados para
amenizar esse odor?
A Álcool ou sabão.
B Suco de limão ou álcool.
C Suco de limão ou vinagre.
D Suco de limão, leite ou sabão.
E Sabão ou carbonato de sódio/barrilha.
4- Sabões são sais de ácidos carboxílicos de
cadeia longa utilizados com a finalidade de
61
facilitar, durante processos de lavagem, a
remoção de substâncias de baixa solubilidade em
água, por exemplo, óleos e gorduras. A figura a
seguir representa a estrutura de uma molécula de
sabão.
Em solução, os ânions do sabão podem hidrolisar
a água e, desse modo, formar o ácido carboxílico
correspondente. Por exemplo, para o estearato
de sódio, é estabelecido o seguinte equilíbrio:
CH3(CH2)16COO– + H2O CH3(CH2)16COOH +
OH–
Uma vez que o ácido carboxílico formado é pouco
solúvel em água e menos eficiente na remoção
de gorduras, o pH do meio deve ser controlado de
maneira a evitar que o equilíbrio acima seja
deslocado para a direita.
Com base nas informações do texto, é correto
concluir que os sabões atuam de maneira
A mais eficiente em pH básico.
B mais eficiente em pH ácido.
C mais eficiente em pH neutro.
D eficiente em qualquer faixa de pH.
E mais eficiente em pH ácido ou neutro.
5- A história da maioria dos municípios gaúchos
coincide com a chegadados primeiros
portugueses, alemães, italianos e de outros
povos. No entanto,através dos vestígios materiais
encontrados nas pesquisas arqueológicas,
sabemos que outros povos, anteriores aos
citados, protagonizaram a nossa história.
Diante da relevância do contexto e da vontade de
valorizar o nosso povo nativo, “o índio”, a Prova 1
selecionou a área temática CULTURA,
construindo as questões com base na obra “Os
Primeiros Habitantes do Rio Grande do
Sul” (Custódio, L. A. B., organizador. Santa Cruz do Sul: EDUNISC;
IPHAN,2004).
Os habitantes do litoral pescavam, caçavam à
beira das águas, faziam fogo, preparavam
alimentos integrados por peixes, aves, animais
terrestres e aquáticos, preocupando-se também
com a aparência, ao enfeitar-se com adornos.
Nos “sambaquis”, elevações formadas por
acúmulo de alimentos, compostos
predominantemente de conchas e moluscos, o
composto químico predominante é o carbonato de
cálcio. O gráfico que representa a reação de
decomposição do carbonato de cálcio,
desde o início da decomposição até atingir o
equilíbrio, é
6- A hidroxiapatita, Ca5(PO4)3OH (s), um dos
principais componentes dos dentes, participa do
sistema em equilíbrio representado pela equação
Ca5(PO4)3OH(s) 5Ca2+
(aq) + 3PO4(aq) + OH–(aq)
Na formação das cáries dentárias, ocorre a
desmineralização correspondente ao
deslocamento do equilíbrio para a direita.
A fluoretação dos dentes ajuda na prevenção das
cáries, porque favorece a formação de outro
mineral, a fluoroapatita, Ca5(PO4)3F (s), que é
mais duro e menos solúvel que a hidroxiapatita:
5Ca2+
(aq) + 3PO4-3
(aq) + F–(aq) Ca5(PO4)3F(s)
Com relação a esses processos, é INCORRETO
afirmar que
A) a desmineralização da hidroxiapatita é
dificultada por uma dieta rica em íons cálcio.
B) a desmineralização da hidroxiapatita é
favorecida por ácidos.
62
C) a fluoretação desloca o primeiro equilíbrio para
a esquerda.
D) o pH da saliva influi na estabilidade da
hidroxiapatita dos dentes.
7-Uma das etapas do tratamento de água é a
desinfecção, sendo a cloração o método mais
empregado. Esse método consiste na dissolução
dos gás cloro numa solução sob pressão e sua
aplicação na água a ser desinfectada. As
equações das reações químicas envolvidas são:
Cl2 (g) + 2 H2O (l) ⇋ HClO- (aq) + H3O
+ (aq) +
Cl- (aq)
HClO- (aq) + H2O (l) ⇋ H3O
+ + ClO
- (aq) pKa =
- log Ka = 7,53
A ação desinfetante é controlada pelo ácido
hipocloroso, que possui um potencial de
desinfecção cerca de 80 vezes superior ao
ânion hipoclorito. O pH do meio é importante,
porque influencia na extensão com que o ácido
hipocloroso se ioniza. Para que a desinfecção
seja mais efetiva, o pH da água a ser tratada
deve estar mais próximo de:
A) 0.
B) 5.
C) 7.
D) 9
E) 14.
8- Visando minimizar impactos ambientais, a
legislação brasileira determina que resíduos
químicos lançados diretamente no corpo
receptor tenham pH entre 5,0 e 0,0. Um
resíduo líquido aquoso gerado em um
processo industrial tem concentração de íons
hidroxila igual a 1,0 x 10-10 mol/L. Para
atender a legislação, um químico separou as
seguintes substâncias, disponibilizadas no
almoxarifado da empresa: CH3COOH, Na2SO4,
CH3OH, K2CO3 e NH4Cl.
Para que o resíduo possa ser lançado
diretamente no corpo receptor, qual substância
poderia ser empregada no ajuste do pH?
a) CH3COOH
b) Na2SO4
c) CH3OH
d) K2CO3
e) NH4Cl.
Gabarito
1- b
2- e
3- c
4- a
5- d
6- c
7- b
8- d
5 Exercicio comentado
Quando um atleta pratica exercícios físicos
vigorosos, o oxigênio disponível na corrente
sanguínea é rapidamente consumido, levando
seu metabolismo a trabalhar em condições
anaeróbicas. Nessas condições, o processo de
geração de energia para a contração de
músculos envolve a quebra de glicose
(C6H12O6), produzindo ácido lático (C3H6O3) e
provocando fadiga muscular. O gráfico a seguir
mostra a variação da concentração de ácido
lático no sangue de um atleta durante uma
competiçãoem função do tempo t.
63
a)Calcule a taxa de formação de ácido
lático entre o estado de repouso (t = 0s) e
o instante t = 200s.
b) Como o ácido lático é um ácido fraco, de
cada 100 moléculas de ácido lático
dissolvidas em água, apenas quatro
sofrem ionização. Calcule o pH de uma
solução aquosa de ácido lático com
concentração igual a 2,5 mMol/L.
RESOLUÇÃO:
a)Taxa de formação de ácido lático:
(3,0-0,5)/2=1,25.10-2 mMol/L.s
b) Como a cada 100 moléculas de ácido
lático dissolvidas em àgua, apenas quatro
sofrem ionização, então: α= 4/100= 2,5.10-
3.
[H+]= M. α; então [H+]= 2,5.10-3
x 4.10-2
=
1.10-4
pH= -log[H3O+]= 4,0.
64
Capítulo 6- Eletroquímica
A eletroquímica é o ramo da química que
trabalha com o uso de reações químicas
espontâneas para produzir eletricidade, e com o
uso da eletricidade para forçar as reações
químicas não-espontâneas acontecerem.
6.1 Oxirredução
As reações estudadas nesse capítulo são
particularmente reações de oxirredução.
A chave para escrever e balancear
equações de reações redox é considerar os
processos de redução e oxidação
separadamente. Demonstramos então as semi-
reações de ambos os processos.
Primeiramente vamos definir o que é
oxidação e o que é redução. Oxidação é a perda
de elétrons por uma espécie química (aumento do
Nox); e a redução é o ganho de elétrons por uma
espécie química (diminuição do Nox).
Nox ou número de oxidação é um número
que está associado aos átomos de um
determinado elemento, presente em uma
substância, que está relacionado à carga elétrica
que esses átomos apresentam nessa substância.
6.1.1 Regras práticas para a
determinação do Nox
Substâncias simples: Nox = zero;
Íons monoatômicos: Nox = própria carga
dos íons;
Molécula ou fórmula: somatório do Nox =
zero;
Elementos com Nox fixo:
Tabela 1: Principais espécies química e seus Nox
Nox
Metais alcalinos +1
Metais alcalino-terrosos +2
Zinco +2
Prata +1
Alumínio +3
Hidrogênio: maioria dos compostos Nox =
+1; hidretos metálicos Nox = -1;
Oxigênio: maioria dos compostos Nox = -
2; peróxidos Nox = -1; com flúor Nox =
+2.
6.1.2 Definição de reação
oxirredução
Quando um ou mais elementos sofrem
variações nos seus números de oxidação no
transcorrer de uma reação química, dizemos que
é uma reação de oxirredução.
Zn(s) + 2H+
(aq) → H2(g) + Zn+2
(aq)
6.1.3 Agente oxidante e agente
redutor
Agente oxidante é a espécie química que
faz com que algum elemento presente nos
reagentes sofra oxidação. Logo, ele recebe os
elétrons do elemento que oxidou e sofre a
redução.
Agente redutor é a espécie química que
faz com que algum elemento presente nos
reagentes sofra redução. Logo, ele doa os
elétrons para o elemento que reduziu e sofre a
oxidação.
6.2 Pilhas
As pilhas, conhecidas também por células
galvânicas, são dispositivos nos quais uma
reação química espontânea é usada para gerar
uma corrente elétrica.
Uma pilha consiste de dois eletrodos, ou
condutores metálicos, e um ou dois eletrólitos, um
meio condutor iônico. Uma das células galvânicas
cujo funcionamento é mais simples de entender é
a pilha de Daniell baseada na reação:
65
Zn(s) + CuSO4(aq) → ZnSO4(aq) + Cu(s)
Figura 1: Esquema de uma pilha de Danniel
Disponível em:
http://interna.coceducacao.com.br/ebook/pages/7827.htm. Acesso em :
25 de mai. 2014.
Os átomos de Zn são convertidos em
Zn2+ em um dos compartimentos, liberando
elétrons para o circuito externo, como mostra a
semirreação de oxidação:
Zn(s) → Zn+2
(aq) + 2e-
Dizemos então, que o eletrodo de zinco é
o pólo negativo ou ânodo.
Os elétrons transferidos do Zn passam
através do circuito externo até o outro
compartimento, onde os íons Cu2+ são
convertidos em Cu como mostra a semirreação
de redução:
Cu+2
(aq) + 2e- → Cu(s)
Dizemos então que o eletrodo de cobre é
o pólo positivo ou cátodo.
A soma das duas semirreações de
oxidação e de redução nos fornece a equação
geral da pilha:
Zn(s) → Zn+2
(aq) + 2e-
Cu+2
(aq) + 2e- → Cu(s)
Zn(s) + Cu+2
(aq) → Zn+2
(aq) + Cu(s)
As duas soluções eletrolíticas são ligadas
através de uma ponte salina fechando o circuito
interno. Essa ponte nada mais é que um tudo
contendo uma solução de um sal que não
interfere no processo, KCl por exemplo. Ela
impede o acúmulo de cargas elétricas nas
soluções eletrolíticas permitindo a migração dos
íons de uma semicélula à outra.
Após um tempo de funcionamento da
pilha notamos no ânodo a corrosão da chapa de
zinco e o aumento da concentração de íons Zn2+
na solução. No cátodo observa-se deposição de
cobre metálico e uma diminuição da concentração
de íons Cu2+
na solução.
A União Internacional de Química Pura e
Aplicada (IUPAC) propôs uma maneira
esquemática para representar uma cela galvânica
que permite descrever de modo rápido e simples
esse tipo de dispositivo. Para a pilha de Daniell:
Zn(s)|Zn+2
(aq)||Cu+2
(aq)|Cu(s)
6.2.1 Potencial do eletrodo
O potencial de oxidação (Eoxi) de um
eletrodo indica sua tendência a sofrer oxidação,
ou seja, a liberar elétrons. Já o potencial de
66
redução (Ered), indica a tendência do eletrodo a
ganhar elétrons sofrendo redução.
Devido a influencia da temperatura e da
concentração no potencial de eletrodo,
convencionou-se que sua medida fosse realizada
a 25°C, em solução 1mol/L e à pressão de 1atm.
Desse modo, tem-se o potencial padrão do
eletrodo (E°).
Um voltímetro é um aparelho que fornece
as diferenças de potencial elétrico entre os pólos
de uma pilha (ΔE). Para determinar os Eoxi e
Ered das diversas espécies, foi escolhido como
padrão o eletrodo de hidrogênio, ao qual foi
atribuído o potencial de 0 volt. Confrontando
todos os metais com o eletrodo padrão de
hidrogênio, obtiveram- se seus E° organizando-os
numa tabela.
Figura 2: Tabela de potenciais de redução e oxidação
Disponível em :
http://interna.coceducacao.com.br/ebook/pages/7834.htm. Acesso em
25 mai. 2014.
6.2.2 Diferença de potencial da
pilha e sua espontaneidade
A diferença de potencial padrão de uma
pilha corresponde à diferença entre os potenciais
de redução ou de oxidação das espécies
envolvidas:
ΔE° = E°catodo – E°anodo
Para a pilha de Daniell:
Zn2+
(aq) + 2e- → Zn(s) E° = -0,76V
Cu2+
(aq) + 2e- → Cu(s) E° = +0,34V
ΔE° = 0,34V – (-0,76V) = +1,10V
O valor positivo de ΔE° indica que a
reação ocorre espontaneamente no sentido
indicado pela equação. Valores negativos de ΔE°
indicam que a reação não é espontânea no
sentido indicado pela equação, ocorrendo
espontaneamente a reação inversa.
Como as reações que ocorrem em uma
pilha são espontâneas, o valor de ΔE° sempre
será positivo.
6.2.3 Pilhas e baterias
comerciais
I- Pilha seca ou pilha de
Leclanché
São as pilhas utilizadas em rádios,
lanternas, brinquedos etc. Constituídas por um
invólucro de zinco (ânodo); um bastão de grafite
revestido de uma mistura de carvão em pó e
dióxido de manganês (cátodo) e uma pasta úmida
de cloreto de amônio, cloreto de zinco e água
(eletrólito).
67
Figura 3: Figura esquemática de uma pilha seca
Disponível em: http://pilhasbaterias.blogspot.com.br/. Acesso em: 25
mai. 2014.
Quando está funcionando, a semirreação
do ânodo é:
Zn(s) → Zn+2
(aq) + 2e-
A semirreação catódica é:
2MnO2(s) + H2O(l) + 2e- → Mn2O3(s) + 2OH
-(aq)
Imediatamente seguida por:
NH4+
(aq) + OH-(aq) → NH3(g) + H2O(l)
A amônia gasosa formada ao redor do
bastão de grafite age como uma camada isolante,
o que acarreta uma redução drástica de
voltagem. A pilha cessa seu funcionamento
quando o MnO2 for totalmente consumido.
II- Pilhas alcalinas
São semelhantes às pilhas secas. A
diferença é que a mistura eletrolítica contem um
eletrólito alcalino, geralmente hidróxido de
potássio, no lugar do cloreto de amônio.
A pilha alcalina também traz algumas
vantagens frente à pilha seca: não se forma a
camada isolante de amônia ao redor do cátodo de
grafite, então, sua voltagem não cai
violentamente; a força eletromotriz de uma pilha
alcalina é 1,55 V, ou seja, oferece um
desempenho superior; a vida média é de cinco a
oito vezes maiores; podem ser armazenadas por
mais tempo sem sofrerem uma “autodescarga”
tão intensa como as pilhas secas.
III- Bateria de automóvel
É uma associação de pilhas ligadas em
série. A bateria de 12 V consiste na associação
de seis pilhas cada uma fornecendo 2 V.
Figura 4: Figura esquemática de uma bateria de
automóvel
Disponível em: http://geocities.ws/hifi_eventos/Como.html. Acesso em
25 mai. 2014.
Cada pilha é formada por placas de
chumbo (ânodo) e placas de óxido de chumbo IV
(cátodo), mergulhadas em solução de ácido
sulfúrico.
6.3 Eletrólise
A eletrólise é um processo de forçar uma
reação a ocorrer na direção não-espontânea pelo
uso da corrente elétrica.
Figura 5: Esquema de uma eletrólise
Disponível em: http://alfaconnection.net/pag_avsf/fqm0302.htm. Acesso
em 25 mai. 2014.
68
Os elétrons emergem da fonte e entram
na célula eletrolítica pelo cátodo, agora pólo
negativo, onde ocorre a redução. Os elétrons
saem da célula eletrolítica pelo ânodo, pólo
positivo, e entram novamente na fonte.
Cátodo: 2Cl-(fundido) → Cl2(g) + 2e
- E°red = +1,36 V
Ânodo: Mg+2
(fundido) + 2e- → Mg(l) E°red = -2,36 V
2Cl-(fundido) + Mg
+2(fundido) → Cl2(g) + Mg(l)
ΔE° = E°catodo – E°anodo
ΔE° = -2,36V – (1,36V) = -3,72V
O fato de essa diferença de potencial ser
negativa indica que a reação não é espontânea.
Para que a reação ocorra deverá ser fornecido à
célula eletrolítica um potencial de corrente elétrica
com valor igual à ΔE°.
No exemplo acima o MgCl2 está
fundido,ou seja, no estado líquido, fazendo os
íons Mg2+
e Cl- terem mais liberdade de
movimento. O processo eletrolítico descrito é
denominado eletrólise ígnea por não existir água
no sistema.
6.3.1 Eletrólise em solução
aquosa
É uma reação química provocada pela
passagem de corrente elétrica através de uma
solução aquosa de um eletrólito.
Nesse tipo de eletrólise devemos
considerar não só os íons provenientes da
dissociação do sal, mas também os da ionização
da água.
Na eletrólise aquosa do cloreto de sódio:
Figura 6: Ilustração da eletrólise aquosa do cloreto de
sódio
Disponível em:
http://interna.coceducacao.com.br/ebook/pages/9622.htm. Acesso em
25 mai. 2014.
Íons presentes na dissociação do sal:
NaCl(aq) → Na+
(aq) +Cl-(aq)
Ionização da água:
H2O → H+
(aq) + OH-(aq)
Somente um dos cátions e um dos ânions
sofre descarga nos eletrodos. O pólo negativo
descarrega, em primeiro lugar, o cátion com
maior potencial de redução. O pólo positivo
descarrega, também em primeiro lugar, o ânion
com maior potencial de oxidação.
Simplificando:
Figura 7: Fila de prioridade de descarga de cátions e
ânions
Disponível em: http://www.alunosonline.com.br/quimica/eletrolise-meio-
aquoso.html. Acesso em 25 mai. 2014.
No caso da eletrólise em meio aquoso do
NaCl, o íon H+ será reduzido e o íon Cl
- será
oxidado. Os íons Na+ e OH
- continuam presentes
na solução. A equação global do processo será:
69
6.3.2 Aspectos quantitativos
Faraday descobriu que íons de um metal
são depositados no estado sólido quando uma
corrente elétrica circula através de uma solução
iônica de um sal do metal. A massa, em gramas,
do metal eletrolisado é diretamente proporcional à
carga Q que o atravessa (m ~ Q,
consequentemente m ~ i . Δt).
Millikan determinou que a carga elétrica
de um elétron é igual a 1,6 . 10-19
C e, como
sabemos 1 mol de elétrons corresponde a 6,02 .
1023
e- (Constante de Avagadro), a quantidade de
carga transportada pela passagem de 1mol de
elétrons é dada pelo produto entre esses dois
valores:
1,6 . 10-19
C . 6,02 . 1023
= 9,65 . 104 C
Assim 9,65 . 104 C ou 96500C á a
quantidade de carga transportada por 1 mol de
elétrons e essa quantidade é denominada
constante de Faraday (F).
Exemplo: Na eletrólise de uma solução de
AgNO3, foi utilizada uma corrente de 20 A durante
9650 s. Calcule o número de mols de prata
depositados no cátodo.
2 Sessão leitura
Problemas causados por obturações dentárias
“Na Odontologia, um material ainda
bastante utilizado para obturar cáries dentais, ou
seja, para preencher cavidades de dentes é o
chamado amálgama dentário.
Um amálgama dentário é constituído por
uma mistura sólida na qual o mercúrio combina-
se com prata e estanho.
Na realidade esse tipo de amálgama é
constituído de três fases sólidas formadas pelas
seguintes substâncias: Ag2Hg3, Ag3Sn e Sn8Hg.
Veja a seguir três das semi-reações que
acontecem nesse preenchimento:
3Hg2+2
(aq) + 4Ag(s) + 6e- → 2Ag2Hg3(s)
1Sn+2
(aq) + 3Ag(s) + 2e- → 1Ag3Sn(s)
8Sn+2
(aq) + 1Hg(s) + 16e- → 1Sn8Hg(s)
Ao morder acidentalmente um pedaço de
papel alumínio (usado para embalar balas ou
caramelos), de forma que ele encoste numa
obturação dental, a pessoa poderá sentir uma dor
aguda momentânea.
Essa dor surge porque foi criada no
interior da boca uma pilha, tendo o alumínio como
ânodo, a obturação como cátodo e a saliva como
eletrólito. O contato entre o alumínio e a
obturação fecha o circuito, ocasionando um
pequeno fluxo de corrente entre os eletrodos.
Essa corrente é detectada por um nervo sensível
do dente provocando uma dor fina e
desagradável”. PERUZZO, F.M.; CANTO, E.L.:Química na
abordagem do cotidiano. 4a edição. São Paulo: Moderna, 2006. Volume
2.
3 Exercícios de fixação
1- As pilhas fazem parte do nosso dia a dia e são
fontes portáteis de energia, resultantes de
reações químicas que ocorrem no seu interior.
Para a montagem de uma pilha eletroquímica, é
necessário que dois eletrodos metálicos sejam
mergulhados nas soluções de seus respectivos
íons, conforme figura abaixo:
70
A seguir, estão representadas algumas
semirreações eletrolíticas e seus respectivos
potenciais de redução.
Considerando os dados fornecidos, assinale a
alternativa INCORRETA:
a) A força eletromotriz da pilha Ag|Ag+||Cu
+2|Cu é
+1,14 V.
b) O fluxo de elétrons ocorre do polo negativo
para o polo positivo.
c) Apenas 2 pilhas podem ser montadas a partir
desses metais.
d) Para funcionar um relógio de 1,2 V, pode-se
usar uma pilha com eletrodos de Fe e Ag.
e) A ponte salina permite o fluxo de íons e
completa o circuito elétrico.
2- As naves espaciais utilizam pilhas de
combustível, alimentadas por oxigênio e
hidrogênio, as quais, além de fornecerem a
energia necessária para a operação das naves,
produzem água, utilizada pelos tripulantes. Essas
pilhas usam, como eletrólito, o KOH(aq), de modo
que todas as reações ocorrem em meio alcalino.
A troca de elétrons se dá na superfície de um
material poroso. Um esquema dessas pilhas, com
o material poroso representado na cor cinza, é
apresentado a seguir.
Escrevendo as equações das semirreações que
ocorrem nessas pilhas de combustível, verifica-se
que, nesse esquema, as setas com as letras a e
b indicam, respectivamente, o sentido de
movimento dos:
a) íons OH- e dos elétrons.
b) elétrons e dos íons OH-.
c) íons K+ e dos elétrons.
d) elétrons e dos íons K+.
3- Uma célula combustível é uma bateria que
consome combustível e libera energia. Essas
células são muito eficientes e pouco poluentes,
entretanto, a produção desse tipo de célula ainda
é muito cara. Considerando uma célula descrita
pelas semirreações a seguir, assinale a
alternativa CORRETA.
a) O produto formado pela reação eletroquímica
entre o H2 e o O2 é a água oxigenada.
b) A diferença de potencial padrão (ΔE°) da célula
combustível é de -1,23V.
c) A reação global da célula combustível é
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(ℓ).
d) O gás hidrogênio é o agente oxidante da
reação.
e) O processo envolve a transferência de 2 mols
de elétrons entre redutor e oxidante.
4- Existem pilhas, constituídas de um eletrodo de
lítio e outro de iodo, que são utilizadas em marca-
71
passos cardíacos. Seu funcionamento baseia-se
nas seguintes semi-reações:
Li → Li+
(aq) + 1e- E = +3,04 V
2I-(aq) → I2(s) + 2e
- E= -0,54 V
Considerando esse tipo de pilha, assinale, no
quadro a seguir, a alternativa correta.
5- Considere a célula eletroquímica abaixo. Os
eletrodos imersos nas soluções são de platina,
portanto são inertes e não participam da reação
da célula, apenas transportam elétrons.
No decorrer do funcionamento da célula, é
CORRETO afirmar que:
a) a acidez aumenta na semicela (b).
b) os elétrons fluem da semicela (a) para a
semicela (b).
c) ocorre a redução do Fe3+
na semicela (a).
d) o íon MnO4- passa para a semicela (a) através
da ponte.
6- A equação abaixo representa a reação química
que ocorre em pilhas alcalinas que não são
recarregáveis.
Considere as afirmativas:
I - O Zn é o agente redutor e, portanto, é oxidado
no processo.
II - O MnO2 sofre redução para formar Mn2O3.
III - O KOH é o agente oxidante e a água é
oxidada, originando íons OH-.
IV - Essa pilha é chamada de alcalina, pois a
reação ocorre em meio básico.
V - A pilha alcalina é um dispositivo que produz
corrente elétrica.
Pode-se afirmar que:
a) I, III, IV e V estão corretas.
b) apenas a IV está correta.
c) I, II, IV e V estão corretas.
d) apenas a III está correta.
e) todas estão corretas.
7- O propano e o oxigênio podem ser utilizados
na obtenção de energia, sem que
necessariamente tenham que se combinar em
uma reação de combustão convencional. Esses
gases podem ser tratados eletroquimicamente
para produzir energia de forma limpa, barata e
eficiente. Um dos dispositivos onde esse
tratamento ocorre é conhecido como célula de
combustível ou pilha de combustível e funciona
como uma pilha convencional. A reação global de
uma pilha de propano é:
C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(l)
Dadas as semirreações de redução e os seus
potenciais:
3CO2(g) + 20H+
(aq) + 20e-
E° = 0,14V
O2(g) + 4H+
(aq) + 4e- → 2H2O(l)
E° = 1,23V
Pode-se afirmar que a voltagem, nas condições
padrão, de uma pilha de propano é:
a) -1,37V
72
b) -1,09V
c) 1,09V
d) 1,37V
e) 6,15V
8- A corrosão eletroquímica opera como uma
pilha. Ocorre uma transferência de elétrons
quando dois metais de diferentes potenciais são
colocados em contato. O zinco ligado à tubulação
de ferro, estando a tubulação enterrada por
exemplo. Pode-se, de acordo com os potenciais
de eletrodo, verificar que o anodo é o zinco, que
logo sofre corrosão, enquanto o ferro, que
funciona como cátodo, fica protegido.
Dados: potenciais-padrão de redução em solução
aquosa:
Temperatura = 25ºC; pressão = 1 atm;
concentração da solução no eletrodo = 1,0 M
Assinale a equação global da pilha com a
respectiva ddp da mesma:
a) Fe2+
+ 2e- → Zn
2+ + 2e
- ΔE = + 0,232V
b) Zn + Fe2+
→ Zn2+
+ Fe ΔE = + 0,323V
c) Fe2+
+ Zn → Zn + Fe2+
ΔE = – 0,323V
d) Fe + Zn → Zn2+
+ Fe2+
ΔE = + 0,323V
9- A corrosão eletroquímica opera como uma
pilha. Ocorre uma transferência de elétrons,
quando dois metais de diferentes potenciais são
colocados em contato. Considere uma lata de aço
revestida com estanho: se a camada de estanho
for riscada ou perfurada, o ferro funciona como
anodo, e o estanho, como catodo, o que acelera a
corrosão. Isso acontece porque:
a) o Fe tem maior capacidade de ganhar elétrons.
b) o Fe tem menor potencial de redução que o
Sn.
c) o Sn é um agente redutor.
d) o Fe tem maior potencial de redução que o Sn.
e) o Sn tem maior capacidade de doar elétrons.
10- Um método industrial utilizado para preparar
sódio metálico é a eletrólise do cloreto de sódio
puro fundido. Com relação à preparação do sódio
metálico, é incorreto afirmar que:
a) a formação de sódio metálico ocorre no
eletrodo negativo.
b) a eletrólise é uma reação espontânea.
c) a quantidade em mol de cloro (Cl2) formada é
menor que a de sódio metálico.
d) a quantidade de sódio metálico obtido é
proporcional à carga elétrica utilizada.
11- Um estudante apresentou um experimento
sobre eletrólise na feira de ciências de sua
escola. O esquema do experimento foi
representado pelo estudante em um cartaz como
o reproduzido abaixo:
Em outro cartaz, o aluno listou três observações
que realizou e que estão transcritas abaixo:
I. Houve liberação de gás cloro no eletrodo 1.
II. Formou-se uma coloração rosada na solução
próxima ao eletrodo 2, quando se adicionaram
gotas de solução de fenolftaleína.
III. Ocorreu uma reação de redução do cloro no
eletrodo 1.
Quais observações são corretas?
a) Apenas I.
b) Apenas II.
c) Apenas III.
73
d) Apenas I e II.
e) I, II e III.
12- A prateação pelo processo galvânico é de
grande utilidade, tendo em vista que com um
gasto relativamente pequeno consegue-se dar
uma perfeita aparência de prata aos objetos
tratados.
A massa de prata (em gramas), depositada
durante a prateação de uma pulseira de bijuteria,
na qual foi envolvida uma carga equivalente a
4.825C, corresponde aproximadamente a:
a) 54 g
b) 27 g
c) 10,8 g
d) 5,4 g
e) 1,08 g
13- O alumínio é obtido pela eletrólise da bauxita.
Nessa eletrólise, ocorre a formação de oxigênio
que reage com um dos eletrodos de carbono
utilizados no processo. A equação não
balanceada que representa o processo global é
Al2O3 + C → CO2 + Al
Para 2 mols de Al2O3, quantos mols de CO2 e Al,
respectivamente, são produzidos nesse
processo?
a) 3 e 2
b) 1 e 4
c) 2 e 3
d) 2 e 1
e) 3 e 4
14- A produção industrial de alumínio pela
eletrólise da bauxita fundida é um processo
industrial que consome grande quantidade de
energia elétrica. A semi-reação de redução do
alumínio é dada por: Al3+
+ 3e- → Al
Para se produzirem 2,7 g de alumínio metálico, a
carga elétrica necessária, em coulombs, é:
a) 9650
b) 28950
c) 32160
d) 57900
e) 19300
15- Observe o esquema abaixo representado e
responda:
Dados:
Zn2+
+ 2e– → Zn Eº = – 0,76 V
Cu2+
+ 2e– → Cu Eº = – 0,34 V
a) Sabendo-se que o béquer da esquerda contém
solução de ZnSO4 1 mol/L (solução incolor) e o
béquer da direita contém solução de CuSO4 1
mol/L (solução azul), o que se observa quando os
dois eletrodos entram em contato com as
soluções, após certo tempo de funcionamento da
pilha galvânica?
b) Qual a função da ponte salina neste processo
químico?
c) Identifique a espécie redutora e a oxidante.
16- Tanques reservatórios para combustíveis em
postos de abastecimento e tubulações para
oleodutos são fabricados a partir de aço. O aço
comum é basicamente constituído por ferro. Para
proteção desses tanques e tubulações
subterrâneas contra corrosões, eles são
revestidos por uma camada de magnésio que,
periodicamente, deve ser substituída.
a) Com base nos potenciais de redução da tabela
acima, explique qual é o processo que ocorre
74
para a proteção dos tanques e tubulações
confeccionados com aço comum.
b) O aço inoxidável é mais resistente a corrosões
do que o aço comum. Ele possui em sua
composição cerca de 20% de crômio. Como a
presença desse metal atribui ao aço inoxidável
essa propriedade?
c) Escreva a reação global balanceada da pilha
galvânica formada por ferro e crômio, indicando
os agentes, oxidante e redutor
17- O alumínio é o metal com maior índice de
reciclagem no lixo urbano, e o Brasil é o campeão
mundial de reciclagem de alumínio, recuperando
mais de 96% das latas descartadas. Uma das
aplicações mais interessantes para o alumínio é
sua utilização em pilhas alumínio-oxigênio. Essas
pilhas são muito compactas e têm grande
capacidade de gerar energia, embora apresentem
baixa eficiência de recarga.
Uma pilha alumínio-oxigênio é representada a
seguir.
Considere as semi-reações de redução dadas a
seguir:
a) Escreva a equação e calcule a força
eletromotriz da pilha alumínio-oxigênio.
b) Indique o sentido do fluxo de elétrons durante a
recarga da pilha. Justifique sua resposta
18- A prateação consiste na eletrólise de uma
solução de um sal de prata. O anel a ser prateado
é preso ao polo negativo do gerador, como
mostra a figura a seguir.
Sobre a prateação, pergunta-se:
a) O que ocorre no ânodo?
b) Qual o sentido do fluxo de elétrons?
c) Qual a semirreação que descreve essa
eletrólise?
d) Qual a diferença entre pilha e eletrólise?
19- Algumas moedas apresentam uma tonalidade
avermelhada obtido por eletroposição de cobre a
partir de uma solução de sulfato de cobre II.
Para recobrir um certo número de moedas foi
efetuada eletrólise, com uma corrente elétrica de
5 ampères, em 1L de solução 0,10mol/L em
CuSO4, totalmente dissociado.
a) Escreva a equação química que representa a
dissociação do sulfato de cobre II e calcule a
concentração dos íons sulfato, em mol/L, na
solução inicial.
b) Determine o tempo necessário para a
deposição de todo o cobre existente na solução,
considerando 1F = 96500C.
20- A palha de aço é uma liga metálica que
possui 99% de ferro, em massa.
75
Para oxidar esse metal, basta colocar a palha de
aço em contato com uma solução aquosa 1 mol
L−1
, a 25°C, de:
(A) ZnI2
(B) AlI3
(C) NaCl
(D) CrCl3
Gabarito
1- c
2- b
3- c
4- c
5- b
6- c
7- c
8- b
9- b
10- b
11- d
12- d
13- e
14- c
15- c) redutora: zinco metálico, oxidante:cobre (II)
16- c) 3Fe+2
+ 2Cr → 3Fe + 2Cr+3
. Agente
oxidante Fe+2
. Agente redutor Cr
17- a) 4Al(s) + 3O2(g) + 6H2O(l) → 4Al(OH)3(s) Ddp =
2,71V
b) De D para C.
18- a) Oxidação da prata. b) Do anodo para o
catodo. c) Ag+ + e
- → Ag
19- a) CuSO4 → Cu2+
+ SO4-2
; 0,1mol/L
b) 3860 segundos
20- a
4 Pintou no ENEM
1- A eletrólise é muito empregada na indústria
com o objetivo de reaproveitar parte dos metais
sucateados. O cobre, por exemplo, é um dos
metais com maior rendimento no processo de
eletrólise, com uma recuperação de,
aproximadamente, 99,9 %. Por ser um metal de
alto valor comercial e de múltiplas aplicações, sua
recuperação torna-se viável economicamente.
Suponha que, em um processo de recuperação
de cobre puro tenha-se eletrolisado uma solução
de sulfato de cobre (II) (CuSO4) durante 3 h,
empregando-se uma corrente elétrica de
intensidade igual a 10 A. A massa de cobre puro
recuperada é de, aproximadamente
Dados: Constante de Faraday F = 96.500 C/mol;
Massa molar em g/mol: Cu = 63,5.
A)0,02g.
B)0,04g.
C)2,40g.
D)35,5g.
E) 71,0 g
2- O boato de que os lacres das latas de alumínio
teriam um alto valor comercial levou muitas
pessoas a juntarem esse material na expectativa
de ganhar dinheiro com sua venda. As empresas
fabricantes de alumínio esclarecem que isso não
passa de uma “lenda urbana”, pois ao retirar o
anel da lata, dificulta-se a reciclagem do alumínio.
Como a liga do qual é feito o anel contém alto
teor de magnésio, se ele não estiver junto com a
lata, fica mais fácil ocorrer a oxidação do alumínio
no forno. A tabela apresenta as semirreações e
os valores de potencial padrão de redução de
alguns metais:
76
Com base no texto e na tabela, que metais
poderiam entrar na composição do anel das latas
com a mesma função do magnésio, ou seja,
proteger o alumínio da oxidação nos fornos e não
deixar diminuir o rendimento da sua reciclagem?
A Somente o lítio, pois ele possui o menor
potencial de redução.
B Somente o cobre, pois ele possui o maior
potencial de redução.
C Somente o potássio, pois ele possui potencial
de redução mais próximo do magnésio.
D Somente o cobre e o zinco, pois eles sofrem
oxidação mais facilmente que o alumínio.
E Somente o lítio e o potássio, pois seus
potenciais de redução são menores do que o do
alumínio.
3- Músculos artificiais são dispositivos feitos com
plásticos inteligentes que respondem a uma
corrente elétrica com um movimento mecânico. A
oxidação e redução de um polímero condutor
criam cargas positivas e/ou negativas no material,
que são compensadas com a inserção ou
expulsão de cátions ou ânions. Por exemplo, na
figura os filmes escuros são de polipirrol e o filme
branco é de um eletrólito polimérico contendo um
sal inorgânico. Quando o polipirrol sofre
oxidação, há a inserção de ânions para
compensar a carga positiva no polímero e o
polímero se expande. Na outra face do dispositivo
o filme de polipirrol sofre redução, expulsando
ânions, e o filme se contrai. Pela montagem, em
sanduíche, o sistema todo se movimenta de
forma harmônica, conforme mostrado na figura.III
A camada central de eletrólito polimérico é importante porque: a) Absorve a irradiação de partículas
carregadas, emitidas pelo aquecimento
elétrico do filme de polipirrol.
b) Permite a difusão dos ions promovida pela
aplicação de diferença de potencial,
fechando o circuito elétrico.
c) Mantém um gradiente térmico no material
para promover a dilatação/contração
térmica de cada filme de polipirrol.
d) Permite a condução de elétrons livres,
promovida pela aplicação de diferença de
potencial, gerando corrente elétrica.
e) Promove a polarização das moléculas
poliméricas, o que resulta no movimento
gerado pela aplicação de diferença de
potencial.
77
4-
Gabarito
1- d
2- e
3- b
4- d
5 Exercicio Comentado
(Unicamp) A Revista n. 126 veiculou uma
notícia sobre uma máquina de lavar que deixa
as roupas limpas sem a necessidade de usar
produtos alvejantes e elimina praticamente
todas as bactérias dos tecidos. O segredo do
equipamento é a injeção de íons prata durante
a operação de lavagem. A corrente elétrica
passa por duas chapas de prata, do tamanho
de uma goma de mascar, gerando íons prata,
que são lançados na água durante os ciclos de
limpeza.
a) No seu site, o fabricante informa que a
máquina de lavar fornece 100 quadrilhões (100
x 1015) de íons prata a cada lavagem.
Considerando que a máquina seja utilizada 3
vezes por semana, quantos gramas de prata
são lançados no ambiente em um ano (52
semana)?
b) Considere que a liberação de íons Ag+ em
função do tempo se dá de acordo com o gráfico
ao lado. Calcule a corrente em amperes (C/s)
em que a máquina está operando na liberação
dos íons. Mostre seu raciocínio.
Dado: F = 96.500 C mol-1, Constante de
Avogadro = 6,02 x 1023 mol-1
RESOLUÇÃO:
78
Capítulo 7- Reações nucleares
Embora conhecidas desde o início do
século XX, as reações nucleares chocaram o
mundo quando foram explodidas as primeiras
bombas atômicas no final da Segunda Guerra
Mundial. Podendo liberar grandes quantidades de
energia, as reações nucleares abriram uma nova
era, repleta de esperanças e preocupações.
Para podermos nos posicionar diante das
polêmicas questões suscitadas pela
radioatividade e pela energia nuclear, é
conveniente que tenhamos conhecimentos
científicos a respeito desses temas.
7.1 A descoberta da radioatividade
Em 1896, o físico francês Henri Becquerel
constatou que um composto de urânio – sulfato
de potássio e uranilo, K2UO2(SO4)2 – apresentava
a característica de causar uma mancha numa
chapa fotográfica mesmo sem ser estimulado
pela luz. Mais tarde, o casal Marie e Pierre Curie
verificou que o responsável pelas radiações
emitidas era o urânio.
Ao fenômeno constatado por Becquerel
deu- se o nome de radioatividade – propriedade
que alguns núcleos de átomos instáveis
apresentam de emitir energia e partículas
subatômicas, o que se convenciona chamar de
decaimento radioativo ou desintegração nuclear.
Em 1898 o casal Curie descobriu outros
dois elementos radioativos ainda não conhecidos:
orádio e o polônio.
Ainda em 1898, Ernest Rutherford criou
uma aparelhagem para detectar as radiações
provenientes de um material radioativo. Descobriu
que havia dois tipos de radiação: alfa (α), formada
por partículas de carga positiva, e beta (β),
formada por partículas positivas.
Figura 1: Experimento de Rutherford
Disponível em: http://www.brasilescola.com/quimica/radioatividade-
estrutura-atomo.htm. Acesso em 25 mai. 2014.
Em 1900 foi descoberta a radiação gama
(γ), que não apresenta carga elétrica.
7.2 Natureza das emissões
7.2.1 Radiação alfa (α)
As partículas α são constituídas por 2
prótons e 2 nêutrons (constituição idêntica aos
núcleos de Hélio) e têm carga +2. Quando um
núcleo as emite, perde 2 prótons e 2 nêutrons.
Figura 2: Emissão alfa
Disponível em: http://www.brasilescola.com/quimica/radioatividade-
estrutura-atomo.htm. Acesso em 25 mai. 2014.
A emissão α é a de menor “poder de
penetração” nos corpos, mas a que tem maior
“poder ionizante” no ar.
Durante essa emissão, ocorre o
desaparecimento gradual do elemento original e o
aparecimento de um novo elemento. Esse
processo é denominado transmutação.
79
Uma decorrência da emissão α é a
chamada
1° Lei da Radioatividade:
Quando um átomo emite uma partícula α,
o seu número atômico diminui de 2 unidades e o
seu número de massa diminui de 4 unidades.
7.2.2 Radiação beta
As partículas β são elétrons emitidos pelo
núcleo de um átomo instável.
Figura 3: Emissão beta
Disponível em: http://www.brasilescola.com/quimica/radioatividade-
estrutura-atomo.htm. Acesso em 25 mai. 2014.
A emissão ocorre quando um nêutron
decompõe-se originando um próton, que
permanece no núcleo, um elétron e um
antineutrino, que são emitidos.
Assim, formou-se a 2° Lei da
Radioatividade:
Quando um átomo emite uma partícula β,
o seu número atômico aumenta de 1 unidade e o
seu número de massa permanece inalterado.
As partículas β podem penetrar na pele,
causando queimaduras, mas são barradas antes
de atingir os órgãos mais internos do corpo.
7.2.3 Radiação gama
A radiação γ é formada por ondas
eletromagnéticas emitidas por núcleos instáveis
quando ocorrem as transmutações nucleares. Por
apresentar freqüência mais alta que os raios X, é
mais energética.
Evidentemente, uma emissão γ não altera
o número atômico nem o número de massa do
elemento.
7.2.4 Emissão de pósitrons
Os pósitrons (β+) são partículas de carga
positiva e massa próxima à do elétron.
Quando um radioisótopo emite um
pósitron, seu número atômico diminui em uma
unidade e seu número de massa permanece o
mesmo.
7.3 Transmutação artificial
Quando as transmutações são obtidas
por bombardeamento de núcleos estáveis com
partículas α, prótons, nêutrons etc., são
chamadas transmutações artificiais. A primeira
delas foi obtida por Rutherford:
7.4 Meia-vida ou período de
semidesintegração
Tempo de meia-vida ou período de
semidesintegração (t1/2 ou P) de um isótopo
radioativo é o tempo necessário para que a
metade dos núcleos radioativos se desintegre, ou
seja, para que uma amostra se reduza à metade.
Figura 4: Tempo de meia-vida
Disponível em: http://www.brasilescola.com/quimica/meia-vida-ou-
periodo-semidesintegracao.htm. Acesso em 25 mai. 2014.
A meia-vida pode ser relacionada com
certa massa ou com certo número de átomos, e
80
não depende nem da quantidade inicial nem de
fatores externos, pois é um fenômeno nuclear.
7.5 Datação com carbono-14
Na natureza existem três isótopos do
carbono. O menos abundante deles, o carbono-
14 (10ppb), é radioativo.
Ao examinar múmias, fósseis, ossos,
pergaminhos e outros achados arqueológicos
compostos por restos de antigos seres vivos, os
cientistas encontraram neles teores de carbono-
14 inferiores a10ppb, o que se deve ao
decaimento β ocorrido durante os anos que se
passaram desde a morte do ser vivo.
7.6 Fissão nuclear
A fissão nuclear é uma reação que ocorre
no núcleo de um átomo. Geralmente o núcleo
pesado é atingido por um nêutron, que, após a
colisão, libera uma imensa quantidade de
energia.
Figura 5: Fissão nuclear
Disponível em: http://www.colegioweb.com.br/trabalhos-
escolares/quimica/radioatividade/fissao-nuclear.html. Acesso em 25
mai. 2014.
No processo de fissão de um átomo, a
cada colisão são liberados novos nêutrons. Os
novos nêutrons irão colidir com novos núcleos,
provocando a fissão sucessiva de outros núcleos
e estabelecendo, então, uma reação que
denominamos reação em cadeia.
7.7 Fusão nuclear
Fusão nuclear é a união dos prótons e
nêutrons de dois átomos para formar um único
núcleo atômico, de peso superior àqueles que lhe
deram origem. Nesse processo, é liberada uma
quantidade de energia.
No sol, onde a fusão nuclear ocorre
naturalmente, os núcleos de tipos de gás
hidrogênio se fundem formando o gás hélio e
mais um nêutron.
Figura 6: Fusão nuclear
Disponível em: http://www.coladaweb.com/fisica/fisica-nuclear/fusao-
nuclear. Acesso em 25 mai. 2014.
Para que ocorra o processo de fusão, é
necessário superar a força de repulsão elétrica
entre os dois núcleos. Como isso só se consegue
mediante temperaturas extremamente elevadas,
essas reações também se denominam reações
termonucleares.
2 Sessão leitura
O acidente de Chernobyl
“Na manhã de 26 de abril de 1986, como
resultado de uma série de falhas de engenharia e
controle, ocorreu um superaquecimento do reator
número 4 da usina nuclear de Chernobyl, próximo
à cidade de Kiev, na Ucrânia (ex-URSS). O
81
superaquecimento provocou uma explosão que
deslocou a tampa do reator, de duas mil
toneladas, lançando na atmosfera uma nuvem
contendo isótopos radioativos. Tal nuvem subiu
até cerca de 5 km de altitude e se alastrou por
vários países da Europa, sendo detectada a
muitos quilômetros de distância. Esse foi o mais
grave acidente nuclear da história.
Muitos dos operários e bombeiros que
tentaram apagar o incêndio nas instalações
morreram pouco depois, por terem sido expostos
à radiação. O fogo só foi controlado quando
helicópteros jogaram cinco mil toneladas de areia
no topo do reator. Controlando o perigo mais
imediato, veículos-robôs foram usados na
tentativa de limpar a usina e eliminar os resíduos
radioativos. Esses robôs apresentaram falhas de
funcionamento, provavelmente devido aos altos
níveis de radiação no local. Finalmente, homens
foram enviados para fazer tal limpeza (muitos
deles também morreram). Mais de 115 mil
pessoas foram evacuadas das regiões vizinhas.
Ucrânia e Bielorrússia (atual Belarus)
enfrentam problemas a longo prazo. Muitos dos
seus habitantes não podem beber água do local
ou ingerir vegetais, carne e leite ali produzidos.
Cerca de 20% do solo agricultável e 15% das
florestas de Belarus não poderão ser ocupadas
por mais de um século devido aos altos índices
de radioatividade.
Especialistas estimam que oito mil
ucranianos já morreram como conseqüência da
tragédia. Há previsões de que até 17 mil pessoas
poderão morrer de câncer nos próximos setenta
anos devido à radiação espalhada no acidente”.
PERUZZO, F.M.; CANTO, E.L.: Química na abordagem do cotidiano. 4a
edição. São Paulo: Moderna, 2006. Volume 2.
3 Exercícios de fixação
1- O que acontece com o número de massa e
com o número atômico de um núcleo instável se
ele emite uma partícula beta?
2- Os valores da massa e carga de uma partícula
beta negativa (b-) indicam que esta é idêntica ao:
a) átomo de hidrogênio
b) átomo de hélio
c) próton
d) nêutron
e) elétron
3- Responda com relação às afirmações:
I. Uma reação química ocorre na eletrosfera do
átomo.
II. As partículas b têm massa igual a 4.
III. As reações nucleares ocorrem na eletrosfera
do átomo.
IV. Os raios g não são defletidos num campo
elétrico.
V. As partículas a têm a carga igual a +2.
As afirmações corretas são:
a) I, II e IV
b) III, IV e V
c) II, III e V
d) I, IV e V
e) II, IV e V
4- O reator atômico instalado em Angra dos Reis
gera energia através do fenômeno chamado
“fissão nuclear”, que consiste na divisão de
núcleos pesados em outros mais leves, com
liberação de grande quantidade de energia. Esse
fenômeno pode ser representado pela equação
nuclear:
𝑛01 + 𝑈92
235 → 𝐶𝑠55144 + 𝐴 + 2 𝑛0
1 + 𝑒𝑛𝑒𝑟𝑔𝑖𝑎
82
Os números atômicos e de massa do elemento A
são, respectivamente:
a) 37 e 90.
b) 37 e 92.
c) 39 e 90.
d) 42 e 91.
e) 42 e 94.
5- O decaimento radioativo do carbono−14 é de
primeira ordem, e sua meia-vida é de 5.800 anos.
Enquanto uma planta ou um animal estão vivos,
eles apresentam uma proporção constante de
carbono−14 (em relação ao carbono−12) em sua
composição. Quando o organismo morre, a
proporção de carbono−14 decresce como
resultado do decaimento radioativo, e a idade do
organismo pode ser determinada se a proporção
de carbono−14 remanescente for medida.
Considere que a proporção de carbono−14 em
um pedaço de madeira antiga foi determinada
como sendo um quarto daquela em árvores vivas.
Qual a idade da madeira?
A) 7.300 anos.
B) 8.500 anos.
C) 9.700 anos.
D) 10.200 anos.
E) 11.600 anos.
6- As células cancerosas são mais fracas que as
normais e, por esse motivo, uma dose controlada
de radiação incidindo apenas sobre o local do
tumor pode matar apenas as células cancerosas.
Esse é o princípio da chamada radioterapia do
câncer. O cobalto 60, usado no tratamento do
câncer, possui seu tempo de meia-vida de
aproximadamente 5 anos. Observou-se, por
exemplo, que uma amostra desse radionuclídeo
colocado em uma cápsula lacrada e aberta após
20 anos continha 750 mg de cobalto 60.
a) Qual a quantidade de cobalto 60 colocada
inicialmente na cápsula?
b) Qual a porcentagem de material que restou da
amostra inicial?
7- A irradiação é uma técnica eficiente para
desinfecção e preservação de alimentos. O
processo consiste em submeter o alimento à ação
de substâncias radioativas de rápida
desintegração e que não deixam resíduos,
permitindo a eliminação de microrganismos,
fungos, larvas ou ovos de insetos. O esquema a
seguir representa o comportamento das
radiações α, β e γ quando passam por um campo
elétrico.
A partir dessas informações e do conhecimento
sobre as radiações é correto afirmar que a
radiação:
a) γ é constituída por partículas neutras.
b) α é constituída, somente, por partículas
positivas.
c) γ é constituída por partículas positivas e
negativas, resultando numa carga igual a 0.
d) α não apresenta carga elétrica, apesar sofrer
desvio em sua trajetória.
e) β é constituída por partículas negativas.
8- Para diagnósticos de anomalias de glândulas
tireóide, por cintilografia, deve ser introduzido no
paciente, iodeto de sódio, em que o ânion iodeto
é proveniente de um radioisótopo do iodo
(número atômico 53 e número de massa
131). A meia-vida efetiva desse isótopo (tempo
que decorre para que metade da quantidade do
isótopo deixe de estar presente na glândula) é de
aproximadamente 5 dias.
83
a) O radioisótopo em questão emite radiação β-.O
elemento formado nessa emissão é 52Te, 127
I ou
54Xe? Justifique.
b) Suponha que a quantidade inicial do isótopo na
glândula (no tempo zero) seja de 1,000g e se
reduza, após certo tempo, para 0,125mg. Com
base nessas informações, trace a curva que dá a
quantidade do radioisótopo na glândula em
função do tempo, colocando os valores nas
coordenadas adequadamente escolhidas.
9- O aquecimento do planeta é o resultado,
dentre outros fatores, da dependência da
sociedade humana, cada vez maior, de
combustíveis fósseis. Em decorrência disso, a
energia nuclear voltou a ser apontada como uma
das soluções para o aquecimento global,
entretanto a utilização dessa forma de energia
ainda é polêmica porque apresenta
desvantagens, como:
a) O controle da velocidade de reação nuclear,
nos reatores de usinas nucleares, por
barras de cádmio e de boro.
b) O perigo de acidente que representam os
radioisótopos na datação de fósseis e na
medicina nuclear.
c) A dificuldade de descarte e de transporte do
lixo nuclear, mistura complexa de material
radioativo, que leva centenas de anos para se
desintegrar e atingir níveis de segurança
aceitáveis.
d) A frequência de vazamento de vapor de água
pesada, D2O(g), no reator, que movimenta as
turbinas, durante o processo de geração de
energia elétrica.
e) O processo de enriquecimento de urânio-
235 pelo urânio-238, que utiliza da oxidação de
U3O8 a UO2 na presença de hidrogênio.
10- A cafeína é um alcalóide do grupo das
xantinas, com fórmula molecular
C8H10N4O2 e com tempo de meia-vida de 6h.
Sabe-se, ainda, que uma xícara de café comum
contém 150,0 mg de cafeína e que a dose letal
para um indivíduo de 80 kg corresponde à
ingestão de 21,0 g. Um estudante de 80 kg, para
se manter desperto, tomou aproximadamente
uma quantidade equivalente a 20 xícaras de café
comum às 22h. Às 10h da manhã seguinte, ainda
resta no corpo do estudante uma quantidade de
cafeína correspondente a:
A)1/2 da dose letal.
B) 1/4da dose letal.
C)1/32 da dose letal.
D) 1/3 da dose letal.
E) 1/28 da dose letal.
Gabarito
1- a
2- e
3- d
4- a
5- e
6- a) 1200mg
b) Os 750mg de 60
Co que restaram correspondem
a 6,25% da amostra inicial.
7- e
8- a) 131
Xe
9- c
10- e
4 Pintou no ENEM
1- O acidente com o césio-137 em Goiânia, no dia
13 de setembro de 1987, foi o maior acidente
radioativo do Brasil e o maior do mundo ocorrido
em área urbana. A cápsula de cloreto de césio
(CsCl), que ocasionou o acidente, fazia parte de
um equipamento hospitalar usado para
radioterapia que utilizava o césio- 137 para
irradiação de tumores ou de materiais
sangüíneos. Nessa cápsula, havia
84
aproximadamente 19 g do cloreto de césio- 137
(t1/2 = 30 anos), um pó branco parecido com o sal
de cozinha, mas que, no escuro, brilha com uma
coloração azul. Admita que a massa total de
medicina nuclear tem finalidade diagnóstica,
sendo o 99m
Tc (m = metaestável) o radionuclídeo
cloreto de césio, contida na cápsula, tenha sido
recuperada durante os trabalhos de
descontaminação e armazenada no depósito de
rejeitos radioativos do acidente, na cidade de
Abadia de Goiás. Dessa forma, o tempo
necessário para que restem 6,25% da quantidade
de cloreto de césio contida na cápsula, e a massa
de cloreto de césio-137 presente no lixo
radioativo, após sessenta anos do acidente, são,
respectivamente:
a) 150 anos e 2,37 g.
b) 120 anos e 6,25 g.
c) 150 anos e 9,50 g.
d) 120 anos e 9,50 g.
e) 120 anos e 4,75 g.
2- O gráfico mostra a radioatividade numa
amostra de radiofármaco contendo Tl-201, usado
em diagnóstico por imagem do miocárdio. A
abscissa mostra o número de dias decorridos a
partir da produção desse fármaco e a ordenada
mostra a radioatividade correspondente naquele
dia.
Dados: Ai/Af = 2x, x = número de meias-vidas e
log 2 = 0,3.
A radioatividade nessa amostra (Af) será de cerca
de 1 milésimo da inicial (Ai), após:
a) 15 dias.
b) 30 dias.
c) 2 meses.
d) 4 meses.
e) 6 meses.
3- A análise de uma amostra de um meteorito
indicou que este contém 3 átomos de 206
Pb para
cada átomo de 238
U. Considerando que nenhum
átomo 206
Pb estaria presente na formação do
meteorito e que este é formado pelo decaimento
do 238
U, suja meia vida é 4,5.109 anos, marque a
alternativa correta para a idade do meteorito:
a) 4,5.109 anos
b) 9,0.109 anos
c) 13,5.109 anos
d) 18.109 anos
e) 22,3.109 anos
4- A era atômica trouxe grandes modificações em
vários setores de atividade humana. Entre eles, a
medicina que passou a contar com o uso de
radioisótopos artificiais, produzidos em reatores
atômicos, como é o caso do 𝑁𝑎1124 , emissor de
partículas -, utilizado para investigação de
problemas de circulação sangüínea. Sobre esse
radioisótopo foram feitas as seguintes afirmações:
I. Comporta-se quimicamente da mesma forma do
que o isótopo não radioativo do sódio.
II. Ao emitir radiação transforma-se em outro
elemento químico.
III. Cada um de seus nuclídeos possui 13
nêutrons.
É correto o que se afirma em:
(A) I, somente.
(B) II, somente.
(C) III, somente.
(D) I e III, somente.
(E) I, II e III.
5- O funcionamento de uma usina nucleoelétrica
típica baseia-se na liberação de energia
85
resultante da divisão do núcleo de urânio em
núcleos de menor massa, processo conhecido
como fissão nuclear. Nesse processo, utiliza-se
uma mistura de diferentes átomos de urânio, de
forma a proporcionar uma concentração de
apenas 4% de material físsil. Em bombas
atômicas, são utilizadas concentrações acima de
20% de urânio físsil, cuja obtenção é trabalhosa,
pois, na natureza, predomina o urânio não-físsil.
Em grande parte do armamento nuclear hoje
existente, utiliza-se, então, como alternativa, o
plutônio, material físsil produzido por reações
nucleares no interior do reator das usinas
nucleoelétricas. Considerando-se essas
informações, é correto afirmar que:
a) A disponibilidade do urânio na natureza está
ameaçada devido à sua utilização em armas
nucleares.
b) A proibição de se instalarem novas usinas
nucleoelétricas não causará impacto na oferta
mundial de energia.
c) A existência de usinas nucleoelétricas
possibilita que um de seus subprodutos seja
utilizado como material bélico.
d) A obtenção de grandes concentrações de
urânio físsil é viabilizada em usinas
nucleoelétricas.
e) A baixa concentração de urânio físsil em
usinas nucleoelétricas impossibilita o
desenvolvimento energético.
6- O debate em torno do uso da energia nuclear
para produção de eletricidade permanece atual.
Em um encontro internacional para a discussão
desse tema, foram colocados os seguintes
argumentos:
I. Uma grande vantagem das usinas nucleares é
o fato de não contribuírem para o aumento do
efeito estufa, uma vez que o urânio, utilizado
como “combustível”, não é queimado, mas sofre
fissão.
II. Ainda que sejam raros os acidentes com
usinas nucleares, seus efeitos podem ser tão
graves que essa alternativa de geração de
eletricidade não nos permite ficar tranquilos.
A respeito desses argumentos, pode-se afirmar
que:
a) O primeiro é válido e o segundo não é, já que
nunca ocorreram acidentes com usinas
nucleares.
b) O segundo é válido e o primeiro não é, pois de
fato há queima de combustível na geração
nuclear de eletricidade.
c) O segundo é valido e o primeiro é irrelevante,
pois nenhuma forma de gerar eletricidade produz
gases do efeito estufa.
d) Ambos são válidos para se compararem
vantagens e riscos na opção por essa
forma de geração de energia.
e) Ambos são irrelevantes, pois a opção pela
energia nuclear está se tornando uma
necessidade inquestionável.
7- Glicose marcada com nuclídeos de carbono-11 é utilizada na medicina para se obter imagens tridimensionais do cérebro, por meio de tomografia de emissão de pósitrons. A desintegração do carbono-11 gera um pósitron, com tempo de meia-vida de 20,4 min, de acordo com a equação da reação nuclear:
A partir da injeção de glicose marcada com esse nuclídeo, o tempo de aquisição de uma imagem de tomografia é de cinco meias-vidas.
Considerando que o medicamento contém 1,00 g do carbono-11, a massa, em miligramas, do nuclídeo restante, apos a aquisição da imagem, é mais próxima de:
86
a) 0,200.
b) 0,969.
c) 9,80.
d) 31,3.
e) 200.
Gabarito
1-E
2-B
3-B
4-E
5-C
6-D
7-D
5 Exercicio Comentado
A sequência simplificada abaixo mostra as etapas do decaimento radioativo do isótopo urânio-238:
Determine o número de partículas e ß emitidas na etapa III e identifique, por seus símbolos, os átomos isóbaros presentes na sequência.
RESOLUÇÃO:
Inicialmente, é preciso calcular a variação do número de massa na etapa III, que corresponde à diferença entre os números de massa dos átomos participantes:
234 - 210 = 24
Cada partícula apresenta número de massa igual a 4. Logo, o número de partículas emitidas equivale a:
24 : 4 = 6
Nesta mesma etapa, a variação do número atômico é dada por:
91 - 84 = 7
As partículas e ß apresentam número atômico igual a 2 e -1, respectivamente. Considerando y o número de partículas ß, tem-se:
6 x 2 = 7
y = 5
Na etapa III, portanto, são emitidas 6 partículas e 5 partículas ß.
Átomos isóbaros são aqueles que apresentam o mesmo número de massa. Na sequência apresentada, Th e Pa são isóbaros, pois ambos apresentam
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Referências
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente. 2. Ed. Porto Alegre: Bookman, 2001. FELTRE, R.: Fundamentos da Química. Volume único. 4. Ed. São Paulo: Moderna, 2005. LEMBO, A.; CARVALHO, G.C.; USBERCO, J. Química. Anglo Sistema de Ensino. LISBOA, J.C.F.: Química. Volume 2. 1. Ed.. São Paulo: Edições SM, 2010. MORTIMER, E.F.; MACHADO, A.H.: Química. Volume único. 1. Ed.. São Paulo: Scipione, 2008. NÓBREGA, O.S.; SILVA, E.R.; SILVA, R.H. Química. Volume único. 1. Ed. São Paulo: Ática, 2008. PERUZZO, F.M.; CANTO, E.L. Química na abordagem do cotidiano. Volume 2. 4
. Ed. São Paulo:
Moderna, 2006. USBERCO, J.; SALVADOR, E.: Química. 5. Ed. São Paulo: Saraiva, 2002. A Graça da Química. Disponível em: <http://www.agracadaquimica.com.br/index.php?ac ao=quimica/ms2&i=22&id=519>. Acesso em: 24 mai. de 2014 Teoria do Complexo Ativado. Disponível em: <http://www.infoescola.com/quimica/teoria-do complexo-ativado/>. Acesso em: 23 mai. 2014.
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