Edição Química Mortimer & Machado - Volume 2

Química

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ENSINO MÉDIO

EDUARDO FLEURY MORTIMER ANDRÉA HORTA MACHADO

MANUAL DO PROFESSOR

Química

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ENSINO MÉDIO

Eduardo FlEury MortiMEr andréa Horta MacHado

MANUAL DO PROFESSOR

Eduardo Fleury Mortimer Professor Titular da Faculdade de Educação da Universidade Federal de Minas Gerais. Bacharel e Licenciado em Química pela Universidade Federal de Minas Gerais. Mestre em Educação pela Universidade Federal de Minas Gerais. Doutor em Educação pela Universidade de São Paulo. Pós-doutorado na Washington University, em St. Louis, EUA. Pesquisador do CNPq na área de Educação em Ciências.

Andréa Horta Machado Professora Associada do Colégio Técnico da Universidade Federal de Minas Gerais. Bacharel e Licenciada em Química pela Universidade Federal de Minas Gerais. Mestre e Doutora em Educação – Metodologia de Ensino de Química, pela Faculdade de Educação da Universidade Estadual de Campinas – SP.

2ª edição São Paulo, 2013

Diretoria editorial: Angélica Pizzutto Pozzani Gerência de produção editorial: Hélia de Jesus Gonsaga Editoria de Ciências da Natureza, Matemática e suas Tecnologias: José Roberto Miney Editora assistente: Regina Melo Garcia Assessoria técnica: Giovana Pasqualini da Silva

Mestre em Ciências, área de Tecnologia Nuclear – aplicações, pela Universidade de São Paulo-IPEN-SP. Bacharel em Ciências, com habilitação em Química, pela Faculdade Oswaldo Cruz-SP

Supervisão de arte e produção: Sérgio Yutaka Suwari Editor de arte: Edson Haruo Toyota Diagramação: Avits Estúdio Gráfico Ltda. e Walmir S. Santos Supervisão de criação: Didier Moraes Design gráfico: Homem de Melo & Troia Design (capa e miolo) Revisão: Rosângela Muricy (coord.), Arnaldo R. Arruda, Vanessa de Paula Santos e Gabriela Macedo de Andrade (estag.) Supervisão de iconografia: Sílvio Kligin Pesquisador iconográfico: Douglas Cometti Cartografia: Allmaps

Versão digital

Diretoria de tecnologia de educação: Ana Teresa Ralston Gerência de desenvolvimento digital: Mário Matsukura Gerência de inovação: Guilherme Molina Coordenadores de tecnologia de educação: Daniella Barreto e Luiz Fernando Caprioli Pedroso Coordenadora de edição de conteúdo digital: Regina Melo Editores de tecnologia de educação: Cristiane Buranello e Juliano Reginato Editores assistentes de tecnologia de educação: Aline Oliveira Bagdanavicius, Drielly Galvão Sales da Silva, José Victor de Abreu e Michelle Yara Urcci Gonçalves Assistentes de produção de tecnologia de educação: Alexandre Marques, Gabriel Kujawski Japiassu, João Daniel Martins Bueno, Paula Pelisson Petri, Rodrigo Ferreira Silva e Saulo André Moura Ladeira Desenvolvimento dos objetos digitais: Agência GR8, Atômica Studio, Cricket Design, Daccord e Mídias Educativas Desenvolvimento do livro digital: Digital Pages

Tratamento de imagem: Cesar Wolf e Fernanda Crevin Ilustrações: Antônio Robson, Avits, Luis Moura e Paulo César Pereira Direitos desta edição cedidos à Editora Scipione S.A. Av. Otaviano Alves de Lima, 4400 6o andar e andar intermediário ala B Freguesia do Ó – CEP 02909-900 – São Paulo – SP Tel.: 4003-3061 www.scipione.com.br/[email protected] Dados Internacionais de Catalogação na Publicação (CIP) (Câmara Brasileira do Livro, SP, Brasil) Mortimer, Eduardo Fleury Química : ensino médio / Eduardo Fleury Mortimer, Andréa Horta Machado. – 2. ed. – São Paulo: Scipione, 2013. Obra em 3 v. 1. Química (Ensino médio) I. Machado, Andréa Horta. II. Título. 13–02530 CDD–540.07

Índice para catálogo sistemático: 1. Química: Ensino médio 540.07

2013 ISBN 978 85262 9114-0 (AL) ISBN 978 85262 9115-7 (PR) Código da obra CL 712760

Uma publicação

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16/07/2013 08:56

Apresentação Prezado aluno, Este livro contém atividades e textos destinados ao estudo introdutório da Química. As atividades aqui propostas estão estruturadas de modo a possibilitar que vocês, alunos, discutam em grupo e apresentem interpretações para fenômenos simples que são importantes para o entendimento da Química. A realização dos experimentos aqui propostos não requer equipamentos sofisticados e pode ser desenvolvida em uma sala de aula comum. O objetivo é promover uma integração entre teoria e prática, usando os experimentos como forma de interrogar a natureza e gerar discussões sobre os fenômenos de interesse da Química. A sua participação nas discussões é fundamental, pois aprender Química é, de certa forma, aprender a dialogar com e sobre a Química. Então, não tenha medo de errar! Ao expressar seu pensamento e submeter suas opiniões à crítica construtiva dos colegas e do professor, você terá oportunidade de aprimorar suas concepções sobre a Química e se aproximar cada vez mais do mundo da ciência. Afinal, essa é a forma como a ciência tem se desenvolvido ao longo da História. Hipóteses e teorias, hoje consideradas válidas, poderão, no futuro, parecer tão ingênuas quanto os enganos que cometemos. Por isso, não há que se temer os erros, mas aprender a conviver com eles, percebendo-os como uma etapa no caminho da aprendizagem da Química. Os autores

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Como a obra está A obra O conteúdo deste volume é dividido em 6 capítulos, em que são tratados temas fundamentais para a construção de uma base conceitual que possibilita uma visão ampla, interdisciplinar e contextualizada da Química.

Capítulos Os temas são desenvolvidos ao longo de cada capítulo, conforme seções descritas a seguir.

1 CAPÍTULO

Soluções e solubilidade André S

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Além de ser fonte de vida e prazer, a água é fundamental para a agricultura, e nos parece impossível viver sem o conforto da água potável. O simples ato de abrir uma torneira envolve uma verdadeira indústria que capta, purifica e distribui a água, algo que existe há pouco mais de duzentos anos na História da humanidade. Essa aparente facilidade, porém, é também responsável pelo aumento do desperdício de água, o que pode acarretar problemas significativos a médio e longo prazos.

Esta seção propõe atividades (experimentais, de pesquisa, de elaboração de texto, de raciocínio lógico, entre outras) acompanhadas de questões que promovem o diálogo dos alunos com os fenômenos em foco.

Na superfície da Terra, além da crosta, existem oceanos, lagos e rios, que, com a água retida em fendas e fissuras do solo e das rochas próximas à superfície, constituem a hidrosfera. Apesar de ocupar dois terços da superfície, essa camada da Terra representa apenas 0,025% de sua massa total. A água é, sem dúvida, o recurso mais importante da hidrosfera para a vida no planeta e para a humanidade.

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Projeto

Ácidos e bases na linguagem cotidiana Um exemplo de equilíbrio que é fundamental para entender o comportamento de vários sistemas, como o sangue e os oceanos, é o equilíbrio ácido-base. Várias palavras associadas a esse tipo de equilíbrio passaram a povoar o nosso cotidiano. Nesta atividade, vamos resgatar alguns usos dessas palavras e discutir seus significados.

Questões preliminares Q30. Certamente vocês já ouviram falar de pH, xampu neutro, ácidos, alcalinos e antiácidos. Citem alguns contextos ou situações em que vocês já se depararam com algumas dessas palavras sendo utilizadas.

Q32. Nosso estômago é um órgão que está em contato com uma secreção muito ácida, o suco gástrico. Quando uma pessoa se alimenta mal ou tem algum problema emocional, a produção do suco gástrico pode aumentar, causando o que se conhece como azia. Para aliviar esse sintoma, as pessoas costumam consumir os chamados antiácidos. Em uma farmácia, selecionem e pesquisem algumas embalagens de antiácidos e determinem seus princípios ativos. É interessante que vocês indiquem o nome dos medicamentos consultados.

Figura 1.1 A água é conhecida como o solvente universal. Os oceanos são um exemplo natural de uma grande solução aquosa.

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atividade 4

Q31. Façam uma pesquisa em revistas, jornais e na internet e selecionem reportagens e/ou anúncios em que as palavras relacionadas em Q30 aparecem.

Rich Carey/ Shutterstock/Glow Images

Um importante ponto que o estudo das soluções aquosas coloca em destaque é a necessidade de expressar a quantidade relativa de soluto dissolvida numa determinada solução – a concentração da solução. Neste capítulo, você estudará esses aspectos quantitativos da Química, usando grandezas como massa, volume e quantidade de matéria.

Não se esqueçam de indicar a(s) fonte(s) consultada(s) na pesquisa.

4

Questões preliminares

texto 1 Fabio Colombini/Acervo do fotógrafo

Ácidos e bases e o comportamento químico da água Na linguagem cotidiana, utilizamos as palavras ácido e base como atributos de uma determinada substância ou material. Assim, por exemplo, dizemos que uma laranja é muito ácida porque há componentes nela que a qualificam como mais ou como menos ácida.

Figura 4.6 Na linguagem cotidiana, dizemos que a laranja é ácida. Uma introdUção ao estUdo do eqUilíbrio qUímico capítulo 4

Os projetos têm como objetivo trabalhar o tema de forma mais ampla e contextualizada. Têm um caráter de atividade integradora, pois promovem a interação do conhecimento químico com outras áreas do conhecimento.

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Questões que antecedem o estudo de um tema, permitindo ao aluno formular hipóteses sobre fênomenos cotidianos, tornando mais fácil e atraente o ensino da Química.

projeto 1 L.M.V/Shutterstock/Glow Images

Atividade

Outro aspecto importante sobre a água está relacionado a uma propriedade já estudada anteriormente: a solubilidade. Os oceanos, que contêm 70,8% da superfície da Terra, são um exemplo natural de uma grande solução aquosa. Com profundidade média de 4 quilômetros, eles constituem importante fonte de outros recursos vitais. Atuam também como coletores para muitos dos materiais solúveis, que vão sendo carregados dos continentes e que, através dos tempos, deram origem a essa imensa solução, com 3,5% em massa de sólidos dissolvidos.

A água como produto industrial É tão natural abrirmos a torneira do chuveiro e nos deliciarmos com um banho após um dia quente e exaustivo que dificilmente pensamos no que significa, nos centros urbanos, ter a facilidade da água chegando, limpa e “pura”, às nossas casas. Essa facilidade é relativamente recente na História da humanidade. Em meados do século XVIII, no tempo da Revolução Francesa, François-Yves Besnard escrevia sobre o problema da água em Paris:

Figura 1.2 Nem sempre temos consciência do caminho percorrido pela água até chegar às nossas casas.

Naquele tempo, o uso de filtros para a água era desconhecido; pessoas recém-chegadas a Paris usualmente sofriam de cólica, diarreia, etc. Eu mesmo sofri bastante. Para tornar a água menos perigosa, eu tive a ideia de colocar dois jarros no meu quarto e deixar a água parada em um deles por 24 horas; no final desse período, no tempo das cheias, frequentemente era o caso de 5 cm de lama terem se depositado no fundo do jarro. BESNARD, François-Yves. Souvenirs d’un nonagénaire, 1880. v. 1. p. 210-211, apud GOUBERT, Jean-Pierre. The conquest of water. Princeton: Princeton University Press, 1986. p. 171.

É do final do século XVIII a instalação da primeira companhia privada para produzir e vender água purificada na França. Um jornal da época saudava o fato com a seguinte nota: Uma Companhia está sendo instalada para nos vender água do Rio Sena! A Companhia está fabricando um tipo de líquido que ela afirma ter sido purificado. O que isso prova? Que durante três quartos do ano o Sena é barrento. A água do Sena tem de ser purificada nas próprias casas se alguém deseja beber água pura, saudável. Há vinte anos nós bebíamos água sem dar muita atenção a isso; entretanto, desde que a família dos gases e a raça de ácidos e sais apareceram no horizonte, muito mais atenção tem sido dada aos pronunciamentos dos químicos. Nós começamos por analisar a água e agora nós pensamos nisso quando nós bebemos um copo de água, algo que nossos desavisados pais não faziam. MERCIER, Louis-Sébastien. Tableau de Paris, apud GOUBERT, Jean-Pierre. The conquest of water. Princeton: Princeton University Press, 1986. p. 171.

Apesar de a questão sobre a qualidade da água já fazer parte da preocupação de alguns políticos e cientistas da segunda metade do século XVI, apenas em agosto de 1778 foi iniciada a construção dessa primeira companhia de fornecimento de água tratada em Paris. Desde então, a água se tornou, mais e mais, um produto industrial fundamental para a melhoria da qualidade de vida das pessoas. Neste projeto, cada grupo de alunos vai ser responsável por uma investigação sobre a produção de água tratada em sua cidade.

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organizada >>>>>>>> texto 5

Exercícios

Algumas informações sobre a vitamina C

Aqui são apresentados exercícios mais simples, diretamente relacionados ao que foi abordado em Texto ou em Atividade.

E3. Algumas pessoas têm o hábito de jogar sal nos cubos de gelo com o objetivo de resfriar as bebidas mais rapidamente. A partir do que discutimos sobre propriedades coligativas, esse procedimento faz sentido? Justifique sua resposta no caderno.

5 Fabio Colombini/Acervo do fotógrafo

Delfim Martins/Pulsar Imagens

e

E2. Nos países frios, no inverno, é comum adicionar-se um aditivo especial à água dos radiadores dos carros para evitar que a água congele. Explique esse fato.

Figura 5.18 A vitamina C é conhecida como ácido ascórbico e pode ser comercializada como comprimidos efervescentes.

c

Texto A seção inclui textos que constituem um fechamento para a seção Atividade, em que são respondidas as questões das atividades. Inclui também outros textos que abordam aspectos teóricos e conceituais e, por fim, textos retirados de periódicos ou de páginas da internet, os quais apresentam informações mais amplas e contextualizadas.

A. Parramon/AP Photo

d

b

Rubens Chaves/Arquivo da editora

Rubens Chaves/Arquivo da editora João Prudente/Pulsar Imagens

a

Sérgio Dotta Jr./Arquivo da editora

Aspectos históricos A vitamina C, a mais comum das vitaminas, é a substância quimicamente conhecida como ácido ascórbico, um ácido de natureza orgânica. O seu nome vem de um termo latino – scorbutus – que era usado para designar os sintomas decorrentes de sua falta no organismo. Até cerca de 200 anos atrás, eram comuns viagens marítimas que duravam meses no mar. Exploradores, marinheiros ou outras pessoas nelas envolvidas só comiam alimentos de provisões estocadas. Não faltavam carboidratos nem proteínas, mas muitos sentiam falta de frutas frescas e vegetais que os proveriam com a vitamina C. A falta dessa vitamina provocava sangramento nas gengivas, dor nos ossos e, quando se agravava, surgiam micro-hemorragias debaixo da pele, podendo levar à morte. Conta-se que Vasco da Gama (1469-1524), o navegante português que, em 1497, foi o primeiro europeu a contornar o Cabo da Boa Esperança (sul da África), perdeu mais da metade de seus homens por uma doença que era, muito provavelmente, o escorbuto. Por volta de 1500, contudo, alguns navegantes holandeses e ingleses detectaram o poder de frutas frescas e de suco de limão na prevenção daquele mal em longas viagens. Durante muito tempo, o limão foi presença obrigatória nas dietas dos marinheiros e navegantes.

EXERCÍCIOS E1. É comum adicionar-se um aditivo especial à água dos radiadores dos carros para evitar que a água “ferva”. Dê uma explicação para esse fato.

f

Figura 5.19 Alimentos ricos em vitamina C: a) limas-da-pérsia; b) pimentões; c) morangos; d) tomates; e) brócolis; e f) mexericas.

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MoviMento de elétrons: uMa introdução ao estudo da eletroquíMica capítulo 5

Questões Q22. Considerando a figura 5.40, descreva o que ocorreu com os íons que formam as soluções de sulfato de zinco (ZnSO4) e de sulfato de cobre (CuSO4).

Questões Esta seção traz questões relacionadas ao que foi abordado em Texto ou em Atividade. Muitas vezes são propostas para ajudar o aluno a compreender o conteúdo apresentado em Texto, envolvendo respostas mais diretas; em outras, são questões que buscam fazer o aluno utilizar conceitos abordados para pensar um pouco mais para elaborar as respostas.

Q23. Na pilha de Daniell, a ponte salina tem a função de permitir a migração de íons de uma solução para outra, de modo que o número de íons positivos e negativos na solução de cada eletrodo permaneça em equilíbrio. Considerando o que você descreveu sobre o que ocorre com os íons das soluções, como deve ser o movimento dos íons no interior da ponte salina? Q24. Represente em seu caderno uma pilha de Daniell identificando: • os eletrodos de zinco e cobre; • as soluções dos eletrólitos; • o sentido do fluxo de elétrons; • o sentido do fluxo de íons na ponte salina; • os polos positivo e negativo; • o catodo e o anodo. Q25. Considere um sistema no qual a lâmina de zinco seja mergulhada em solução de CuSO4. Esse sistema pode ser considerado uma pilha?

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Na internet

Questões de exames Todas as questões devem ser respondidas em seu caderno. Não escreva no livro.

Questões FeCHADAs Q32. (Cefet-PB) A reação de oxidação do brometo de hidrogênio:

4 HBr (g)  O2 (g) → 2 Br2 (g)  2 H2O (g) ocorre em 3 etapas distintas: I. HBr (g)  O2 (g) → HOOBr (g) (etapa lenta) II. HBr (g)  HOOBr (g) → 2 HOBr (g) (etapa rápida) III. HOBr (g)  HBr (g) → Br2 (g)  H2O (g) (etapa rápida) Sabendo-se que a reação se realiza com velocidade V, se, simultaneamente, a concentração de HBr for duplicada e a concentração de O2 for reduzida à metade, então a reação, nessa nova condição, se realizará com velocidade igual a: a) V.

c) 1/2 V.

b) 1/4 V.

d) 4 V.

Indique a alternativa que contém a(s) afirmação(ões) correta(s) formulada(s) pelo estudante: a) Afirmação I. b) Afirmações I e II. c) Afirmações III e IV. d) Afirmações II e IV. Q34. (Uerj) Em um experimento, em condições adequadas,

foram medidas as velocidades de reação V de uma enzima, em função do aumento da concentração de seu substrato S. O gráfico a seguir indica variações de V em função de S. 1 V

3

Esta seção traz sugestões de páginas da internet que se referem ao conteúdo estudado no capítulo.

na internet Neste endereço você vai assistir a um vídeo e observar se faz diferença esquentar água em uma panela com tampa ou sem tampa. Acesso em: 28 nov. 2012.

Neste endereço você vai assistir a um vídeo que mostra um experimento realizado com esferas que ficam invisíveis quando dentro da água. No vídeo você vai observar o que acontece com as esferas quando a concentração da solução é alterada. Acesso em: 28 nov. 2012.

Neste endereço você vai encontrar um artigo que apresenta um experimento simples sobre osmose que você poderá fazer na cozinha de sua casa. Acesso em: 28 nov. 2012.

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W X

e) 2 V.

Q33. (UEMG) Ácidos fortes, ao entrarem em contato com me-

tais, como o ferro, produzem gás hidrogênio. O quadro a seguir apresenta os resultados de um experimento realizado com uma solução aquosa diluída de ácido clorídrico (HCl) e amostras de ferro.

Y Z S

Número de bolhas de H2 em 30 segundos

Sistema

Solução de HCl diluído (em mL)

Objetos feitos de ferro

Temperatura (em ºC)

1

20

prego (2 g)

20

4

2

20

prego (2 g)

40

12

Figura 3.39 Questão Q34.

A curva que deve representar o resultado experimental é a identificada por: a) W. b) X. c) Y. d) Z. Q35. (Ufal) Estudando os fatores que influenciam na velocidade

3

20

esponja de aço (2 g)

40

40

Quadro 3.1 Questão Q34.

Ao analisar os resultados, um estudante fez as seguintes observações: I. A reação será mais lenta no sistema 2, pois a temperatura é maior. II. A massa de ferro usada é um fator determinante para a variação da velocidade dessa reação. III. A superfície de contato possibilita uma maior interação entre os reagentes, em 3. IV. O número de bolhas produzido ao final da reação será o mesmo para os três sistemas.

das reações, os cientistas imaginaram uma explicação simples para o modo pelo qual são quebradas as moléculas dos reagentes e são formadas as moléculas dos produtos. É a chamada teoria das colisões. De acordo com essa teoria: 1. todas as colisões entre os reagentes são efetivas; 2. a velocidade da reação é diretamente proporcional ao número de colisões efetivas; 3. existem colisões que não são favoráveis à formação de produtos; 4. quanto maior for a energia de ativação, maior será a velocidade da reação. Das afirmações acima, estão corretas apenas: a) 1, 2 e 3. c) 2 e 3. e) 3 e 4. b) 2, 3 e 4. d) 1 e 3.

CinétiCa químiCa: Controlando a veloCidade das reações químiCas capítulo 3

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Questões de exames São propostas questões extraídas dos vestibulares de universidades brasileiras e do Enem, relacionadas ao que foi abordado no capítulo.

Este ícone indica Objetos Educacionais Digitais relacionados aos conteúdos do livro.


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Sumário 10 O que você vai estudar neste volume Vamos aprender Química falando e fazendo Química?

Capítulo 1

12 Soluções e solubilidade Projeto 1 > A água como produto industrial, 14

Texto 1 > Recordando o conceito de solubilidade, 16

Texto 2 > Formação de grutas de calcário, 17

Atividade 1 > Soluções: a formação de cavernas calcárias, 21 Parte A – Soprando água de cal, 21 Parte B – Estalactites de sulfato de magnésio, 22 Parte C – Jardim de cristais, 23

Texto 3 > Soluções: a formação de cavernas calcárias, 24

Atividade 2 > Compreendendo um rótulo de alvejante, 25 Parte A – Compreendendo a composição do produto: concentração percentual, 27 Parte B – Compreendendo o modo de usar: diluição, 28 Parte C – Compreendendo os cuidados de conservação e as precauções necessárias, 28

Texto 4 > Alvejantes, 29

Capítulo 2

Atividade 3 > Compreendendo um rótulo de água mineral, 31 Parte A – Analisando a composição química, 32 Parte B – Comparando a composição química de águas minerais, 32 Parte C – Analisando as características físico-químicas, 33

Texto 5 > Compreendendo um rótulo de água mineral, 34

Texto 6 > Refrigerantes: gás carbônico dissolvido e muito mais, 36

Atividade 4 > Avaliando a liberação de gás do refrigerante, 38

Atividade 5 > Estudando a concentração das soluções, 40 Parte A – Concentrando e diluindo soluções, 41 Parte B – Expressando concentrações, 42

Atividade 6 > Brincando de “detetive químico”: usando a solubilidade diferenciada de sais para descobrir o conteúdo de soluções incolores, 43 Parte A – Preparando o material, 44 Parte B – Encontrando e executando o procedimento para descobrir o conteúdo dessas soluções, 44 Parte C – Discutindo os resultados e refazendo o procedimento (se necessário), 45 Parte D – Comentários finais, 47

Na internet, 48 Questões de exames, 49

56 Termoquímica: energia nas mudanças de estado físico e nas transformações químicas Texto 1 > Combustíveis e formas alternativas de energia, 58

Projeto 1 > Combustíveis fósseis e fontes renováveis de energia, 63

Atividade 1 > Temperatura e termômetros, 64

Texto 2 > Temperatura e termômetros, 65 Um pouco sobre termômetros, 66

Atividade 2 > Temperatura e sensação de quente e frio, 67

Atividade 3 > Temperatura e calor, 69 Parte A – Primeira parte da experiência, 70 Parte B – Segunda parte da experiência, 70 Parte C – Tratamento de dados, 70

Atividade 4 > Condições para a ebulição da água, 71

Texto 3 > Calor e temperatura na linguagem cotidiana e na ciência, 73 O modelo cinético-molecular, 75

Texto 4 > Calor e energia nas mudanças de estado físico e nas transformações químicas: as leis da termodinâmica, 77 As leis da termodinâmica, 78

Texto 5 > Calor e energia nas mudanças de estado físico e nas transformações químicas: processos exotérmicos e endotérmicos, 79


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Texto 6

> Calor e energia nas mudanças de estado físico e nas transformações químicas: quantidades termodinâmicas relacionadas à energia interna de um sistema, 82

Texto 7

> Energia solar, atmosfera, hidrosfera e o clima da Terra, 84 Atmosfera e oceanos – o sistema de aquecimento do planeta, 84 Nuvens de energia, 87 Armazenando energia, 88

Texto 2

> A velocidade das reações químicas no nosso dia a dia, 127 Reações rápidas: a química de um airbag e a explosão do TNT, 127 Reação lenta: a formação de ferrugem, 130 Reações que interessam ser retardadas: escurecimento de frutas, 131 Reações que interessam ser aceleradas: a obtenção industrial de produtos químicos, 131

Texto 3

> Os calores nas transformações químicas e nas mudanças de estado físico, 91 Parte A – Determinando o calor de combustão do álcool etílico (etanol) e do querosene, 93 Parte B – Estimando a quantidade de energia fornecida por um amendoim, 95 Parte C – Determinando o calor de solidificação da naftalina, 99

> Um modelo para compreender a velocidade das transformações químicas, 133 A distribuição da energia cinética entre as partículas, 134 Variação da energia cinética das partículas em função da temperatura, 137 Colisão entre moléculas: orientação adequada, 139 Energia de ativação, 139

Texto 8

Texto 4

Atividade 5

> Alguns aspectos sobre equações termoquímicas, 101 Estado-padrão e lei de Hess, 102 Energia de ligação, 105

Texto 9

> Processos espontâneos, entropia e energia livre, 106 Energia livre, 112

Texto 10

> O fato de um processo ser espontâneo significa que ele realmente ocorre?, 114


> Catalisadores e a diminuição da camada de ozônio, 141 O buraco na camada de ozônio, 143

Atividade 1

> Fatores que afetam a velocidade de uma reação, 148 Parte A – Investigando a dissolução de um comprimido efervescente, 148 Parte B – Investigando a decomposição da água oxigenada, 149

Texto 5

> Qual a influência da temperatura e da superfície de contato sobre a velocidade das reações químicas?, 151

Texto 6 > Como a concentração dos reagentes e os catalisadores afetam a velocidade de uma reação química?, 153

Capítulo 3

124 Cinética química: controlando a velocidade das reações químicas Texto 1

> Velocidade de uma reação química: por que é importante conhecê-la e controlá-la?, 126

Texto 7 > Como funcionam os conversores catalíticos usados em automóveis?, 154 Sobre a fabricação dos conversores catalíticos, 155 Reduzindo a poluição nos centros urbanos brasileiros, 156

Texto 8 Enzimas: catalisadores naturais com grande potencial, 157

Capítulo 4

164 Uma introdução ao estudo do equilíbrio químico Atividade 1 > Reações reversíveis e o estado de equilíbrio químico, 166 Parte A – Reações reversíveis, 166 Parte B – Sistemas reversíveis e equilíbrio químico, 168

Atividade 2 > O equilíbrio químico é estático ou dinâmico?, 170

Atividade 3 > Relações matemáticas entre concentrações das espécies presentes no equilíbrio, 172

Atividade 4 > Ácidos e bases na linguagem cotidiana, 175

Texto 1 > Ácidos e bases e o comportamento químico da água, 175

Atividade 5 > Construindo uma escala de pH, 179 Parte A – Preparando o indicador de repolho roxo, 180 Parte B – Preparando a escala-padrão de pH, 180 Parte C – Testando o pH de diferentes materiais de uso doméstico, 181 Considerações finais, 182

Texto 2 > Condições que afetam o estado de equilíbrio químico, 182

Texto 3 > O comportamento químico dos oceanos e os sistemas-tampão, 186

Texto 4 > Equilíbrio químico no sangue?, 187




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Capítulo 5

Texto 8

196

Texto 9

Movimento de elétrons: uma introdução ao estudo da eletroquímica Texto 1 > Introdução ao estudo das reações de oxirredução, 198

Atividade 1 > Vitamina C como agente redutor – interação com iodo, 199

Texto 2 > Substâncias oxidantes e redutoras, 201 Cálculo do número de oxidação (nox), 202

Texto 3 > Algumas informações sobre o grupo do iodo – os halogênios, 205

Texto 4 > Algumas regras de nomenclatura de sais e ácidos mais comuns, 206

Atividade 2 > Vitamina C como agente redutor – interação com permanganato de potássio, 209

Texto 5 > Algumas informações sobre a vitamina C, 211 Aspectos históricos, 211 Considerações sobre a estrutura da vitamina C, 212

Atividade 3 > Maçãs especiais, 212 Parte A – Evidências de transformações na maçã, 212 Parte B – Interações entre pregos e maçã, 213

Texto 6 > Maçãs especiais, 214

Atividade 4 > Compreendendo a tabela de potenciais de eletrodos-padrão de redução, 215

> Células eletroquímicas, pilhas e baterias, 221 > Pilha de Daniell, 222 Como funciona a pilha de Daniell?, 223 Que fenômenos ocorridos na pilha de Daniell levam à produção de energia?, 224

Capítulo 6

250 Propriedades coligativas Atividade 1

Atividade 5

> Pressão e líquidos, 252

> Um procedimento para o cálculo da diferença de potencial, 227

Texto 1

Texto 10

> A volatilidade e a pressão máxima de vapor, 254

> Balanceamento de equações que envolvem oxidação e redução, 228

Texto 2

Atividade 6

Atividade 2

> Investigando uma pilha comum, 229 Abrindo uma pilha e identificando seus componentes, 230 Os constituintes da pilha comum, 231 A pilha alcalina, 231

> Observando as temperaturas de ebulição de soluções, 258

Projeto > Pesquisa sobre baterias, 232

Atividade 7

> Umidade relativa do ar, 256

Atividade 3 > Observando o congelamento de soluções, 260 Parte A – Gelo doce e gelo salgado, 260 Parte B – Pescando um cubo de gelo, 260

> Um exemplo de eletrólise, 233 Considerações finais, 234

Atividade 4

Texto 11

Texto 3

> Alguns exemplos que envolvem o uso da eletrólise para obtenção de materiais, 235

> A osmose e o processo de dessalinização de águas, 264

Texto 12 > Estudando o alumínio – vantagens e riscos, 237

> Alimentos e soluções, 262


Atividade 8 > Investigação sobre a corrosão do ferro, 240


Potenciais de eletrodos-padrão a 25 ºC, 274 Tabela periódica, 276 Valores da primeira energia de ionização, 277 Respostas, 278 Sugestões de leitura, 286 Bibliografia consultada, 286

Texto 7 > Potenciais-padrão de redução, 217

Índice remissivo, 287


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Sumário — Volume 1 Capítulo 1 – O que é Química? Capítulo 2 – Introdução ao estudo das propriedades específicas dos materiais Capítulo 3 – Materiais: estudo de processos de separação e purificação Capítulo 4 – Aprendendo sobre o lixo urbano Capítulo 5 – Um modelo para os estados físicos dos materiais Capítulo 6 – Modelos para o átomo e uma introdução à tabela periódica Capítulo 7 – Introdução às transformações químicas Capítulo 8 – Quantidades nas transformações químicas Capítulo 9 – Ligações químicas, interações intermoleculares e propriedades dos materiais

Sumário – Volume 3 Capítulo 1 – A química das drogas e medicamentos e as funções orgânicas Capítulo 2 – Alimentos e nutrição: Química para cuidar da saúde Capítulo 3 – Água nos ambientes urbanos: Química para cuidar do planeta Capítulo 4 – Efeito estufa e mudanças climáticas: Química para cuidar do planeta Capítulo 5 – Plástico, papel, vidro e alumínio: aprofundando a química dos materiais recicláveis


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O que você vai estudar neste volume Fotos: Bruce Benedict/Transtock/ Cobris/Latinstock

-choques e saias dos para-lamas, e painéis, caixas de bateria, tapetes, etc. Muitos materiais podem ser descobertos acidentalmente, mas a pesquisa por esses materiais normalmente segue uma certa sequência lógica, a qual é possível determinar previamente.

Figura A.2 A Química ajudou a desenvolver novos materiais que tornaram os automóveis mais baratos, mais econômicos e mais seguros.

A indústria, nesse caso a automobilística, estabelece quais seriam as propriedades ideais dos materiais que poderiam substituir os metais na fabricação dos carros. Com isso, solicita dos cientistas a síntese dos materiais que possuam tais propriedades. Os químicos, especialistas que conhecem essas propriedades, já tinham ideia de um grupo de materiais que possuía propriedades semelhantes àquelas solicitadas pela indústria: os polímeros (nesse caso particular, o polipropileno). Conhecendo a constituição desses materiais e como obtê-los por meio de transformações químicas, foram capazes então de desenvolver variedades desse polímero adequadas especificamente às necessidades da indústria automobilística. Marco de Bari/Arquivo da editora

Vamos aprender Química falando e fazendo Química? Neste livro, procuramos abordar temas que julgamos fundamentais para a construção de uma base conceitual que possibilite uma visão de conjunto da Química. Procuramos abordar esses temas de forma contextualizada, buscando articular a construção do conhecimento químico e sua aplicação a problemas sociais, ambientais e tecnológicos. Ele está estruturado em torno de três temas fundamentais, cuja relação pode ser ilustrada com a figura A.1. Esse triângulo expressa, esquematicamente, a ideia de que a Química é uma ciência que estuda as propriedades, a constituição e as transformações das substâncias e dos materiais. Nesse mundo tecnológico em que vivemos, o químico é um grande “artífice da matéria”, pois é capaz de transformá-la para obter produtos com constituição e propriedades específicas que permitem sua utilização para finalidades bem determinadas. As mudanças que propriedades ocorreram nas carrocerias dos automóveis nos últimos anos são um substâncias exemplo que pode ajue materiais dar você a entender co- constituição transformações mo a Química funciona Figura A.1 e como se relacionam os Triângulo 1 – focos de interesse da Química. focos de interesse dessa ciência. Se você comparar um automóvel construído nas décadas de 1960 ou 1970 com um construído hoje, poderá verificar que nos antigos quase todas as peças da lataria eram feitas de metal: os para-choques, as saias dos para-lamas, o painel, etc. Nos carros atuais, a maioria dessas peças de metal foi substituída por peças de plástico, ainda que a pintura metálica aplicada sobre elas esconda sua verdadeira natureza. Essas mudanças têm várias vantagens econômicas (os plásticos são mais baratos e mais leves do que os metais) e de segurança (os plásticos se desmancham mais facilmente no caso de colisões). A substituição dos metais por plásticos só foi possível graças às pesquisas científicas desenvolvidas pelos químicos. Em 1951, dois químicos, trabalhando para uma companhia norte-americana, fabricaram pela primeira vez o polipropileno. Transformaram o gás propileno em um sólido que se assemelhava a uma bala “puxa-puxa”. Os vários tipos de polipropileno são usados na fabricação de muitas peças de automóvel, incluindo os já citados para-

Figura A.3 Os automóveis do final do século XX são repletos de peças fabricadas com diferentes variedades de polipropileno. Izmostock/Alamy/OtherImages


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Publius Vergilius/Folha Imagem

Figura A.5 Os conceitos de calor e temperatura têm significados diferentes na linguagem científica.

No capítulo 2 também serão estudados os principais combustíveis utilizados pela humanidade, hoje e ao longo de sua História. No capítulo 6 você estudará outro tipo de propriedade com nome pouco familiar – propriedades coligativas – que ajuda a entender coisas tão simples e saborosas como sorvete e maionese! Larry Lilac/Alamy/Other Images

Gilberto do Vale Rodrigues/Arquivo da editora

Neste livro você vai aprofundar o que já aprendeu até agora em Química. No capítulo 1 retomaremos o estudo das propriedades, o conceito de solubilidade e de soluções. Você vai aprender a identificar e entender as informações contidas nos rótulos de produtos vendidos em supermercados, que são exemplos de soluções. Vai também ampliar seu conhecimento sobre as transformações das substâncias e dos materiais. Nos capítulos 2, 3 e 4, vai estudar aspectos relacionados ao que mais interessa aos “artífices da matéria”: as reações químicas. Estudando os capítulos 7 e 8 do volume 1 você já respondeu a uma questão básica: o que são as reações químicas? Agora, no volume 2, vamos responder a outras questões relacionadas às transformações químicas, tais como: Em que condições elas ocorrem (capítulo 2)? Em que extensão (capítulo 4)? Qual é, e como podemos alterar a velocidade de uma reação química (capítulo 3)?

Figura A.6 Por meio do estudo das propriedades coligativas, você vai compreender coisas simples e saborosas do nosso dia a dia, como o sorvete. Figura A.4 Muitas reações químicas proporcionam um belo espetáculo.

Além disso, você vai aprender que as reações químicas não geram apenas novas substâncias e materiais, mas também energia (capítulos 2 e 5). Vai ter oportunidade de aprender que calor e temperatura são palavras usadas na ciência com significados diferentes daqueles a que estamos habituados em nossa vida cotidiana. Também vai aprender que a Química é uma chave para a obtenção de energia elétrica a partir de reações de oxidação e redução, que permitem a construção de pilhas e baterias (capítulo 5).

Os Textos e Atividades aqui reunidos são frutos de um longo trabalho de pesquisa, em sala de aula e fora dela. Por meio dessa pesquisa, procuramos entender como os alunos constroem conceitos químicos e quais são as principais dificuldades a serem superadas no processo de ensino-aprendizagem. Acreditamos que, ao traduzir os resultados dessas pesquisas em sala de aula em uma proposta curricular e didática para o ensino da Química, estamos contribuindo para a melhoria da Educação em nossas escolas e para a formação de cidadãos aptos a participar da nossa sociedade e a transformá-la, preservar o ambiente e lutar pela melhoria da qualidade de vida de todos os brasileiros.


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CAPÍTULO

1

Soluções e solubilidade André S

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Além de ser fonte de vida e prazer, a água é fundamental para a agricultura, e nos parece impossível viver sem o conforto da água potável. o simples ato de abrir uma torneira envolve uma verdadeira indústria que capta, purifica e distribui a água, algo que existe há pouco mais de duzentos anos na História da humanidade. Essa aparente facilidade, porém, é também responsável pelo aumento do desperdício de água, o que pode acarretar problemas significativos a médio e longo prazos. outro aspecto importante sobre a água está relacionado a uma propriedade já estudada anteriormente: a solubilidade. os oceanos, que contêm 70,8% da superfície da terra, são um exemplo natural de uma grande solução aquosa. com profundidade média de 4 quilômetros, eles constituem importante fonte de outros recursos vitais. Atuam também como coletores para muitos dos materiais solúveis, que vão sendo carregados dos continentes e que, através dos tempos, deram origem a essa imensa solução, com 3,5% em massa de sólidos dissolvidos. um importante ponto que o estudo das soluções aquosas coloca em destaque é a necessidade de expressar a quantidade relativa de soluto dissolvida numa determinada solução – a concentração da solução. Neste capítulo, você estudará esses aspectos quantitativos da Química, usando grandezas como massa, volume e quantidade de matéria.

Na superfície da Terra, além da crosta, existem oceanos, lagos e rios, que, com a água retida em fendas e fissuras do solo e das rochas próximas à superfície, constituem a hidrosfera. Apesar de ocupar dois terços da superfície, essa camada da Terra representa apenas 0,025% de sua massa total. A água é, sem dúvida, o recurso mais importante da hidrosfera para a vida no planeta e para a humanidade.

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Rich Carey/ Shutterstock/Glow Images

Figura 1.1 A água é conhecida como o solvente universal. Os oceanos são um exemplo natural de uma grande solução aquosa.


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L.M.V/Shutterstock/Glow Images

projeto 1 A água como produto industrial É tão natural abrirmos a torneira do chuveiro e nos deliciarmos com um banho após um dia quente e exaustivo que dificilmente pensamos no que significa, nos centros urbanos, ter a facilidade da água chegando, limpa e “pura”, às nossas casas. Essa facilidade é relativamente recente na História da humanidade. Em meados do século XVIII, no tempo da Revolução Francesa, François-Yves Besnard escrevia sobre o problema da água em Paris:

Figura 1.2 Nem sempre temos consciência do caminho percorrido pela água até chegar às nossas casas.

Naquele tempo, o uso de filtros para a água era desconhecido; pessoas recém-chegadas a Paris usualmente sofriam de cólica, diarreia, etc. Eu mesmo sofri bastante. Para tornar a água menos perigosa, eu tive a ideia de colocar dois jarros no meu quarto e deixar a água parada em um deles por 24 horas; no final desse período, no tempo das cheias, frequentemente era o caso de 5 cm de lama terem se depositado no fundo do jarro. BESNARD, François-Yves. Souvenirs d’un nonagénaire, 1880. v. 1. p. 210-211, apud GOUBERT, Jean-Pierre. The conquest of water. Princeton: Princeton University Press, 1986. p. 171.

É do final do século XVIII a instalação da primeira companhia privada para produzir e vender água purificada na França. Um jornal da época saudava o fato com a seguinte nota: Uma Companhia está sendo instalada para nos vender água do Rio Sena! A Companhia está fabricando um tipo de líquido que ela afirma ter sido purificado. O que isso prova? Que durante três quartos do ano o Sena é barrento. A água do Sena tem de ser purificada nas próprias casas se alguém deseja beber água pura, saudável. Há vinte anos nós bebíamos água sem dar muita atenção a isso; entretanto, desde que a família dos gases e a raça de ácidos e sais apareceram no horizonte, muito mais atenção tem sido dada aos pronunciamentos dos químicos. Nós começamos por analisar a água e agora nós pensamos nisso quando nós bebemos um copo de água, algo que nossos desavisados pais não faziam. MERCIER, Louis-Sébastien. Tableau de Paris, apud GOUBERT, Jean-Pierre. The conquest of water. Princeton: Princeton University Press, 1986. p. 171.

Apesar de a questão sobre a qualidade da água já fazer parte da preocupação de alguns políticos e cientistas da segunda metade do século XVI, apenas em agosto de 1778 foi iniciada a construção dessa primeira companhia de fornecimento de água tratada em Paris. Desde então, a água se tornou, mais e mais, um produto industrial fundamental para a melhoria da qualidade de vida das pessoas. Neste projeto, cada grupo de alunos vai ser responsável por uma investigação sobre a produção de água tratada em sua cidade.


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Orientações iniciais A seguir vocês encontrarão algumas questões e exercícios para elaborar um projeto de investigação. Esse tipo de atividade envolve trabalho em grupo por um período de tempo maior, que será determinado pelo professor. Seu grupo será solicitado a buscar diversas informações, a criar um experimento, a montar uma apresentação, etc. Tentem realizar o que é pedido da forma mais independente possível, procurando o professor apenas quando não houver outra maneira de obter a informação necessária. No entanto, nunca deixem de consultá-lo, no caso de preparação de experimentos que envolvam o uso e a manipulação de substâncias tóxicas ou desconhecidas por vocês. Vejam a seguir algumas questões e alguns exercícios para orientar a pesquisa de seu grupo: P1

Quando sua cidade foi fundada? Quando ela foi inaugurada já havia uma companhia de tratamento de água? Quando essa companhia foi instalada? Onde ela captava água? Qual era sua capacidade de produção? Quais eram os métodos usados, então, para purificar a água?

P2

Que porcentagem da população de sua cidade recebe água tratada em casa? Como a água tratada chega aos diferentes pontos da cidade? Quem não recebe água tratada, como faz para obter água potável? Obtenham in formações para traçar um mapa ou esquema que mostre a circulação da água da estação de captação, passando pela estação de tratamento, até a distribuição doméstica. Usem sua escola como ponto de referência para mostrar a chegada da água.

P3

Pensem em uma maneira de determinar o volume de água que sai de uma torneira após uma hora pingando. Calculem o volume de água desperdiça do em um dia com a torneira pingando. Agora, calculem o volume após um mês. Façam os cálculos do consumo total de água considerando que todos os alunos da turma têm em casa uma torneira que “pingue”. Vocês acham que faz diferença evitar deixar a torneira aberta enquanto escovam os den tes? E se diminuirem um pouco o tempo que gastam para tomar banho? Pequenas atitudes fazem a diferença no consumo de água? Se aparece rem opiniões diferentes no grupo, anotem-nas e procurem chegar a uma conclusão.

P4

Qual é o custo de 1 000 L de água tratada? Quanto de água uma pessoa gasta, em média, em um banho? Como vocês poderiam medir isso? O custo é o mesmo para pessoas que consomem quantidades diferentes de água?

P5

1

Não esqueçam de registrar, no final do relatório a ser entregue, as fontes utilizadas na pesquisa: sites, jornais, revistas e livros consultados, além dos nomes e cargos dos profissionais entrevistados, caso seu grupo tenha optado pela visitação a uma companhia de tratamento de água.

Que substâncias são adicionadas no tratamento da água? Qual é a fun ção de cada uma delas? Em que quantidade são adicionadas para cada 1 000 L (ou outra quantidade qualquer) de água? Descrevam a sequên cia de operações pelas quais passa a água no tratamento, da captação ao produto final. Como as substâncias usadas no tratamento são adiciona das? Qual a concentração de cloro na água que chega às residências? Essa concentração permanece a mesma muitos dias após o tratamento da água? Toda a água de sua cidade é fluoretada? Se sim, qual é a con centração de flúor? Soluções e solubilidade capítulo 1

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P6

Tentem reproduzir, em escala de laboratório, as diversas etapas do tratamento da água. Preparem a sequência de operações e façam uma lista do material necessário. Conversem com o professor para obter reagentes que vocês não conseguirem encontrar em depósitos de construção civil, farmácias ou lojas de piscinas.

Ao final do projeto, cada grupo deve entregar um relatório com todas as questões anteriores respondidas e marcar a apresentação de seu trabalho e de sua “estação de tratamento” com o professor. Seu grupo receberá um desses relatórios, e será o responsável pela elaboração de questões que serão dirigidas ao grupo autor do relatório no dia de sua apresentação. Essas questões serão avaliadas com o relatório e a apresentação do grupo.

Todos os

Tenha experimentos devem cuidado! ser realizados com cuidado e segurança. Por mais simples que o material a ser utilizado pareça, peça sempre orientações ao professor antes de manuseá-lo.

texto 1 Recordando o conceito de solubilidade Lembrando o que foi estudado nos capítulos 2 e 5 do volume 1, a solubilidade é uma propriedade específica que depende da natureza das substâncias envolvidas (soluto e solvente) e da temperatura do sistema. Por causa da extensa utilização desse tipo de propriedade, para um grande número de substâncias o valor da solubilidade em várias temperaturas já foi determinado com grande precisão. As tabelas de solubilidade são bastante específicas: para cada substância elas fornecem um valor de solubilidade em água, álcool e outros líquidos mais comuns, em várias temperaturas. A solubilidade é normalmente definida como a quantidade máxima (em massa) de determinada substância que é possível dissolver num volume determinado do solvente. Para uma temperatura definida, a solubilidade de uma substância sólida pode ser expressa em gramas de soluto por litro de solução (g/L) ou em gramas de soluto por centímetro cúbico de solução (g/cm3). Como você deve ter notado, a solubilidade pode apresentar as mesmas unidades de grandeza da densidade (g/cm3). A diferença é que a densidade expressa a massa por unidade de volume para um único material (uma substância ou uma mistura). Já a solubilidade indica a quantidade, em massa, de um soluto que é possível dissolver num determinado volume de solução. Com relação à influência da temperatura na solubilidade de uma substância, um aspecto importante merece ser destacado: observamos, na maioria das substâncias, um aumento da solubilidade com o aumento da temperatura. Essa, entretanto, é apenas uma regra geral. Com algumas substâncias acontece exatamente o inverso, ou seja, uma diminuição da solubilidade com o aumento da temperatura. As razões desse comportamento diferente das substâncias não serão estudadas agora. Nesse momento, o importante é destacar que a solubilidade varia com a temperatura.


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Outro aspecto importante é o fato de a solubilidade não ser definida apenas para sistemas sólido-líquido. Você já pensou, por exemplo, em como os peixes respiram? O oxigênio que eles utilizam não é o que compõe a água, mas sim o oxigênio gasoso, exatamente igual ao que respiramos, que se encontra dissolvido nela. Portanto, faz sentido falar em solubilidade de gases em líquidos. Um líquido pode também ser solúvel em outro líquido. Você sabia, por exemplo, que a gasolina que movimenta parte dos veículos brasileiros atualmente é uma mistura de vários componentes, entre eles o álcool etílico? Essa mistura é homogênea justamente pelo fato de o álcool ser solúvel na gasolina.

texto 2

Substância

Solubilidade

sal comum (NaCl)

36,0

sacarose (C12H22O11)

33,0

cloreto de chumbo (PbCl2)

0,99

hidróxido de cálcio [Ca(OH)2]

0,16

sulfato de bário (BaSO4)

2,53  1024

talco (silicato de magnésio)

≈0

iodo sólido (I2)

0,016

bicarbonato de sódio1 (NaHCO3)

9,6

sulfato de cobre (CuSO4)

20,7

cloreto de potássio (KCl)

7,4

éter dietílico (CH3CH2OCH2CH3)

222,0

parafina

≈0

1

Quadro 1.1 Solubilidade de diferentes substâncias em g por 100 g de água a 20 oC.

1

Formação de grutas de calcário

André Seale/Pulsar Imagens

A formação de grutas de calcário é um dos exemplos de processos que envolvem a dissolução e a recristalização de algumas substâncias em água. Inúmeras grutas são encontradas no Brasil, principalmente na bacia do Rio de Velhas (MG) e na bacia do Rio Ribeira (SP). Nessas regiões, encontram-se belas formações de grutas calcárias, constituídas basicamente de carbonato de cálcio (CaCO3). Muitas dessas grutas foram destruídas em função de o calcário ser matéria-prima para a fabricação de diversos produtos, como cimento, papel, tintas e pigmentos, pasta de dentes, fármacos, etc.

Para a substância representada pela fórmula NaHCO3, a Iupac recomenda a nomenclatura hidrogenocarbonato de sódio. No entanto, essa substância é popularmente conhecida como bicarbonato de sódio. Em nossos textos, optamos por manter o nome popular para a substância.

Figura 1.3 A maioria das grutas em Minas Gerais é formada por calcário. SoluçõeS e Solubilidade cApítulo 1

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Eneida Serrano/Arquivo da editora

Radius Images/Latinstock

Kevpix/Alamy/Otherimages

O calcário pode ser usado diretamente nos solos cuja acidez precisa ser corrigida: o calcário dolomítico (que contém também magnésio) é muito bom para esse fim. Em geral, as regiões calcárias são próprias para o plantio, principalmente pela interação que esse tipo de solo tem com águas de chuva. A água pluvial não se perde por atravessar completamente as camadas do solo (como no caso dos solos de arenito) nem empoça sem penetração (como nos argilosos). Há, nos terrenos de calcário, possibilidade de formar bolsões ou reservas que, aqui e ali, vão brotar como pequenas nascentes à flor da terra.

No norte do estado de Minas Gerais há regiões, tombadas pelo Patrimônio Histórico (Peruaçu e Montalvânia), situadas em fazendas ou em áreas indígenas (reserva Xacriabá), que, além de belíssimas grutas, se constituem em sítios arqueológicos, apresentando muitos desenhos e inscrições rupestres famosos no mundo inteiro. Perto da cidade de Belo Horizonte, Cerca Grande e Santana do Riacho são também lugares de registros preciosos de nossa História antiga e de arte rupestre.

Leo Drumond/Nitro

Figura 1.4 O calcário é matéria-prima para a fabricação de diversos produtos.

Figura 1.5 Muitas das grutas calcárias de Minas Gerais são sítios arqueológicos e apresentam pinturas rupestres mundialmente famosas. Na foto, caverna no Parque Nacional Cavernas de Peruaçu, em Januária, Minas Gerais.


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O processo de formação das grutas é relativamente simples, embora muito lento. Em uma de suas etapas iniciais, a água das chuvas dissolve pequenas quantidades de gás carbônico (CO2) disponível no ar atmosférico e também no solo. A solução formada, aqui representada por CO2  H2O, tem caráter ácido mais acentuado do que a água. Em contato com as rochas contendo carbonato de cálcio, transforma-se em hidrogenocarbonato de cálcio, comercialmente chamado de bicarbonato de cálcio. A equação que representa essa transformação pode ser escrita como:

1

CO2  H2O (l)  CaCO3 (s) → Ca(HCO3)2 (aq) Ao encontrar condições adequadas (espaço e temperatura, por exemplo), a solução de Ca(HCO3)2 (aq) pode transformar-se novamente em CaCO3 (s), processo que pode ser representado por:

• o quartzo é mais claro e translúcido que o cristal de carbonato de cálcio – a calcita; • a calcita pode ser quebrada por golpes leves; • fragmentos menores apresentam a geometria romboédrica e não hexagonal, como a do quartzo; • reagem com soluções ácidas (vinagre) decompondo-se em gás carbônico e água. Uma gotinha de solução ácida na rocha provoca efervescência. A solubilidade do quartzo é insignificante em qualquer substância, a não ser em ácido fluorídrico (de manipulação extremamente perigosa). A aragonita é instável e, na maior parte das vezes, se transforma em calcita, que apresenta a geometria romboédrica (como um paralelepípedo inclinado), e, pelo aglomerado de seus cristais, surgem lindos efeitos e grande reflexão da luz.

a

cristais de aragonita

cristais de calcita

b

Figura 1.6 A calcita é um cristal formado pelo carbonato de cálcio. A diferença entre a aragonita (a) e a calcita (b) está no arranjo geométrico dos cátions de Ca2 e dos ânions CO322 que compõem sua estrutura cristalina. SoluçõeS e Solubilidade cApítulo 1


José Manuel Sanchis Calvete/Corbis/Latinstock

Nessa circunstância, em que o carbonato de cálcio se recristaliza lentamente, pode ocorrer a formação de cristais muito benfeitos: aragonita e calcita. Grandes cristais agregados podem ser confundidos com quartzo (óxido de silício – SiO2). Uma observação atenta ou alguns testes podem, contudo, ajudar na diferenciação:

Phil Degginger/Jack Clark Collection/Alamy/Other Images/Alamy

Ca(HCO3)2 (aq) → CaCO3 (s)  H2O (l)  CO2 (g)

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Edson Sato/Pulsar Imagens

Quando já se formaram cavidades nos terrenos, por dissolução do calcário, as águas que atravessam as rochas, impregnadas de carbonato monoácido de cálcio, afloram na parte superior dos buracos, ou através de regatos, na parte inferior. Se, por condições de temperatura, pressão e ventilação, essas “águas” forem “secando”, vão ocorrer formações de estalactites (no teto) e de estalagmites (no chão).

As estalagmites se formam principalmente pela deposição de gotas que pingam da recristalização que vai ocorrendo nas estalactites. O movimento dessas “águas”, a presença de outros sais dissolvidos e a existência de microrganismos no ambiente promovem as formas peculiares cujos desenhos e cores compõem raros espetáculos naturais, diferentes em cada região. A presença do ser humano nessas grutas, embora fundamental para nos revelar tamanhas belezas, sempre afeta o contínuo processo de sua formação. O ambiente se perturba em função dos danos físicos e das variações de temperatura, da concentração de gás carbônico, da iluminação. Quando bem cuidadas pelos órgãos públicos ou particulares, as grutas abertas à visitação apresentam passarelas especiais e iluminação controlada, para que parte do dano seja H2O (chuva) e CO2 (ar) minimizado. A figura 1.8 representa, de marocha de CaCO3 neira aproximada, o processo de formação das grutas de calcário, supondo solução de Ca(HCO3)2 um corte vertical no terreno.

Figura 1.8 Representação para o processo de formação das grutas de calcário, supondo um corte vertical no terreno.

Ca(HCO3)2 (aq)

Luís Moura/Arquivo da editora

Figura 1.7 As estalactites e as estalagmites são formações que ocorrem nas grutas em função da decomposição do bicarbonato de cálcio dissolvido na água, levando à recristalização do calcário.

CaCO3 (s) 1 H2O (l) 1 CO2 (g)


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atividade 1

1

Soluções: a formação de cavernas calcárias2

2

Atividade elaborada com a colaboração de Alfredo Luiz Mateus, Luciano E. Faria e grupo Guano Speleo, do Instituto de Geociências da Universidade Federal de Minas Gerais (UFMG).

parte a 4 Soprando água de cal “Água de cal” é o nome da solução obtida ao se colocar cal viva, nome popular para o óxido de cálcio (CaO), em água. Neste experimento, começaremos por soprar água de cal para verificar o que ocorre.

Material Dois béqueres de 50 mL, um béquer de 100 mL, um funil, um papel de filtro, um canudo de refresco, um bastão de vidro, uma seringa, uma balança, cal viva (óxido de cálcio – CaO), água destilada, solução de ácido clorídrico 0,1 mol/L (HCl) e solução alcoólica de fenolftaleína.

O que fazer

Essa experiência

a1

Adicionem cerca de 1 g de cal viva (CaO) em 100 mL de água destilada. Agitem bem a mistura com o bastão de vidro e filtrem o excesso de cal viva com papel de filtro adaptado no funil para a obtenção de uma solução límpida e homogênea (água de cal). Com a seringa, injetem um pouco de ar dentro da solução obtida. Dividam a solução obtida nos dois béqueres de 50 mL (nomeiem-nos como béquer 1 e béquer 2).

a2

Com o canudo de refresco, soprem dentro da solução no béquer 1 e anotem os resultados.

a3

No béquer 2, adicionem algumas gotas da solução alcoólica de fenolftaleína (indicador ácido-base). Observem o que ocorre e anotem os resultados.

a4

Adicionem 20 mL de solução de HCl aos dois béqueres. Observem o que ocorre e anotem os resultados.

Tenha deve ser realizada cuidado! com a supervisão do professor. Cuidado ao manipular o ácido clorídrico (HCl), pois ele é corrosivo. O ideal é que essa reação seja realizada em ambiente bastante ventilado ou numa capela. Não inspire os vapores. No caso de contato com a pele, lave com água em abundância. No caso de ingestão, não provoque vômito e beba grandes quantidades de água. Procure imediatamente um médico.

Questões Q1. Qual deve ser a substância formada ao se misturar a cal viva em água? Escrevam a equação balanceada da reação química que ocorreu. Q2. O que acontece se soprarmos com o canudinho dentro da solução formada ao se misturar cal viva em água? Qual equação balanceada da reação química ocorreu? Q3. Expliquem o que acontece quando adicionamos ácido clorídrico (HCl) nos dois béqueres. SoluçõeS e Solubilidade cApítulo 1


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parte B 4 Estalactites de sulfato de magnésio

Ignacio Aronovich/Arquivo da editora

Denominamos estalactites os depósitos cristalinos de carbonato de cálcio (CaCO3) que crescem no teto de algumas cavernas, principalmente, devido ao gotejamento de água. Mas esse tipo de depósito não é típico apenas de ambientes subterrâneos. Também podemos ver estalactites em garagens de prédios antigos, formadas por causa de vazamentos de água nas instalações de concreto.

Figura 1.9 As estalactites também podem ser vistas em garagens de prédios antigos.

Nesta atividade vamos obter algumas estalactites de sulfato de magnésio (MgSO4) usando uma solução saturada desse sal.

Material Um béquer de 200 mL, barbante, uma garrafa PET, um bastão de vidro, uma tesoura ou um estilete, uma balança, uma lamparina (sistema de aquecimento), sulfato de magnésio (MgSO4) e água destilada.

Tenha Cuidado ao cuidado! manipular

a5

Em um béquer contendo 100 mL de água destilada, adicionem cerca de 75 g de MgSO4, aquecendo a mistura até obter uma solução homogênea.

a6

Cortem o fundo de uma garrafa PET de modo que obtenham um recipiente com 3 cm de altura. Coloquem nesse recipiente a solução saturada de sulfato de magnésio, preparada em A5.

a7

Mergulhem um pedaço do barbante na solução, deixando a outra parte pendurada para fora do recipiente, de forma que o barbante não encoste em nada.

a8

Deixem o sistema em local com pouca movimentação e não mexam no experimento por uma semana. Após esse tempo, anotem o que aconteceu.


O que fazer

instrumentos cortantes.

Figura 1.10 Montagem do experimento.


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Questões Q4. Qual deve ser a solubilidade aproximada do MgSO4 em água? Expressem seu resultado em gramas por mililitro (g/mL).

1

Q5. Escrevam uma equação química para o processo de formação da estalactite do MgSO4. Q6. Utilizando equações químicas, descrevam o processo de formação de grutas calcárias.

parte C 4 Jardim de cristais Quando visitamos uma caverna, além de belíssimas estalactites e estalagmites, vemos ainda algumas formações cristalinas nas paredes. Elas podem ter o formato de corais ou formar cristais que podem se alongar contra o sentido de gotejamento. A formação desse tipo de espeleotema (do grego spelaion: caverna; e thema: depósitos, ou seja, deposições que são formadas exclusivamente no interior de cavernas) se dá pela exsudação da solução rica em bicarbonato de cálcio das paredes das cavernas. Essa exsudação se dá por capilaridade, o mesmo fenômeno responsável por fazer uma quantidade de água subir contra a gravidade em um papel parcialmente mergulhado em um recipiente. Podemos reproduzir alguns desses cristais em laboratório usando brita, uma rocha calcária utilizada na construção civil em colunas de concreto. A brita também é utilizada em ruas e estradas.

João Prudente/Pulsar Imagens

Q7. Qual é a diferença entre uma estalactite e uma estalagmite? Como elas são formadas?

Material Uma garrafa PET, um palito de madeira (picolé), brita, uma concha, mármore, casca de ovo, vinagre.

O que fazer a9

Coloquem algumas britas no fundo da garrafa PET e vinagre suficiente para cobri-las quase que totalmente. Observem e anotem no caderno o que ocorre.

a10

Mergulhem o palito de madeira e deixem-no em pé no recipiente. Coloquem o experimento em local tranquilo por uma semana. Após esse intervalo, verifiquem o que aconteceu e anotem os resultados.

a11

Coloquem um pouco de vinagre sobre os seguintes materiais: concha, mármore e casca de ovo. Observem o que aconteceu e anotem os resultados. Deixem os materiais em repouso por uma semana; depois, observem e anotem novamente o que ocorreu.

Figura 1.11 Formação de cristais em parede de caverna. Na foto, caverna Morro Preto, Iporanga, SP, 2009.

Questões Q8. Que gás foi liberado ao se adicionar vinagre aos materiais sólidos? Como vocês fariam para testar sua hipótese? Q9. Vocês consideram que o processo ocorrido com os diferentes materiais tem alguma relação? Por quê? Q10. Escrevam a equação química das reações que ocorreram. SoluçõeS e Solubilidade cApítulo 1


23 3/26/13 6:32 PM

texto 3 Soluções: a formação de cavernas calcárias Na Atividade 1 você pôde realizar alguns experimentos com reações químicas que ocorrem no processo de formação de cavernas. Na parte A você foi solicitado a misturar a cal viva em água. Neste processo ocorreu a formação de hidróxido de cálcio aquoso. Essa reação pode ser como representada pela equação:

CaO (s)  H2O (l) → Ca(OH)2 (aq) Quando você soprou com o canudinho dentro da solução de hidróxido de cálcio o sistema ficou turvo, o que indica a formação de um precipitado. Nesse caso, a reação envolveu o hidróxido de cálcio e o gás carbônico expelido no sopro e formou o carbonato de cálcio. O carbonato de cálcio é um sal pouco solúvel em água e, por isso, apresenta-se no estado sólido. Essa reação pode ser como representada pela equação: Ca(OH)2 (s)  CO2 (g) → CaCO3 (s) + H2O (l) A adição da solução alcoólica de fenolftaleína (indicador ácido-base) no béquer 2 ocasionou o aparecimento da coloração rosa, indicando que o meio era básico, devido à presença do Ca(OH)2. Quando a solução de HCl foi adicionada ao béquer 1 – no qual havia a presença do carbonato de cálcio – foi possível observar que ocorreu desprendimento de um gás. Neste caso, a reação pode ser representada por: CaCO3 (s)  2 HCl (aq) → CaCl2 (aq)  CO2 (g)  H2O (l) Quando a solução de HCl foi adicionada ao béquer 2 – no qual havia a presença do hidróxido de cálcio –, foi possível observar que a cor rosa da fenolftaleína desapareceu e a solução ficou incolor. Isso se deu porque o meio deixou de ser básico e, com excesso de ácido adicionado, ficou ácido. Neste caso, a reação ocorrida pode ser representada por: Ca(OH)2 (s)  2 HCl (aq) → CaCl2 (aq)  2 H2O (l) Na parte B você obteve algumas estalactites de sulfato de magnésio (MgSO4), que foram obtidas a partir de uma solução saturada. A solução foi absorvida pelo barbante e, quando a água evaporou, o sulfato de magnésio se tornou sólido novamente.


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Na parte C você utilizou brita mergulhada em vinagre. A brita é uma rocha calcárea, ou seja, é constituída por carbonato de cálcio, CaCO3, em contato com a solução de ácido acético, CH3COOH, que é o vinagre. Então, houve a formação do acetato de cálcio, (CH3COO)2Ca. Este processo pode ser representado pela equação:

1

CaCO3 (s)  CH3COOH (aq) → (CH3COO)2Ca (s)  CO2 (g)  H2O (l)

atividade 2 compreendendo um rótulo de alvejante

Fotos: Sérgio Dotta Jr./Arquivo da editora

A água é o solvente que entra na composição de muitos produtos comerciais à venda em supermercados. Muitas vezes, no entanto, a simples leitura dos rótulos desses produtos não revela que eles são, na verdade, soluções aquosas. Um estudo mais atento sobre a composição de produtos como alvejantes, detergentes, água mineral, etc. pode ser um bom caminho para entendermos melhor as soluções aquosas e como elas estão presentes no nosso dia a dia.

Uma boa forma de termos acesso às informações sobre tais produtos é lendo seus rótulos. Os consumidores brasileiros estão se tornando cada vez mais exigentes em relação a seus direitos. Isso se aplica também ao direito à informação. A Química pode nos ajudar a compreender um pouco mais o significado das informações contidas nos rótulos e dá uma importante contribuição para nos tornarmos consumidores mais conscientes e críticos em relação aos produtos que usamos em nosso cotidiano. Os alvejantes são produtos muito utilizados para o branqueamento de tecidos e a limpeza de pisos, paredes e sanitários. São popularmente conhecidos como “água sanitária”. A seguir, você e seu grupo vão trabalhar na análise de um rótulo desse produto.

Figura 1.12 Muitas soluções aquosas estão presentes no nosso dia a dia.

SoluçõeS e Solubilidade cApítulo 1


25 3/26/13 6:32 PM

Rótulo de alvejante perfumado

Lavagem de roupas: para alvejar, adicione um copo (200 mL) de alvejante para cada 20 L de água, deixando de molho por 1 hora. Enxágue bem e faça a lavagem normal no tanque ou na máquina. Para a remoção de manchas difíceis, adicione um copo (200 mL) de alvejante para cada porção de 5 L de água, deixe de molho por 15 minutos e faça a lavagem normal. Observação: não use alvejante em tecidos de lã, seda, couros, roupas coloridas e roupas brancas com este sinal. Limpeza do lar: para limpar pisos, azulejos, mármores e louças, adicione um copo (200 mL) de alvejante para cada porção de 10 L de água. Para remover manchas ou incrustações de pisos e paredes, use alvejante puro, enxaguando após alguns minutos. Em ralos e vasos sanitários, coloque dois copos (400 mL) de alvejante puro semanalmente.

Reprodução: Arquivo da editora

instruções de uso

Figura 1.13 Representação utilizada em Limpeza em geral: para lavagem e desodorização de vasilhas e tecidos, que significa “não utensílios, adicione uma colher de sopa (10 mL) de alvejante por 1 L de utilizar alvejante”. água, deixando-os mergulhados por no mínimo 10 minutos nessa solução, e enxágue em seguida. Em vasos sanitários e pias, use alvejante puro, deixando agir por 30 minutos.

alvejante perfumado à base de cloro de uso geral – filtrado Composição: hipoclorito de sódio, hidróxido de sódio, cloreto de sódio, água e perfume. teor de cloro ativo: entre 2,0% e 2,5% p/p. Cuidados de conservação e precauções: mantenha o produto no frasco original. Para conservação da qualidade do produto, mantenha o frasco fechado em local protegido do sol e do calor. Mantenha fora do alcance das crianças e dos animais domésticos. Não misture alvejante com produtos à base de amônia. .

Questão Q11. No texto do rótulo, ao descrevermos o modo de usar o produto, destacamos o termo “solução”. Que significados essa palavra tem para vocês? Em Química, a palavra “solução” tem um significado bem peculiar. Pela própria palavra, podemos imaginar que uma solução deve estar relacionada a uma propriedade dos materiais: a solubilidade. E está mesmo! Uma solução é um material composto de mais de uma substância, de forma que essas substâncias sejam solúveis entre si. Há, entretanto, outra característica importante em um material para que ele seja considerado uma solução: ter a mesma composição, em termos das quantidades das substâncias que a compõem, em qualquer fração do material. Assim, em uma solução, as substâncias devem estar distribuídas de forma homogênea por todas as porções.

exerCíCios E1. Escrevam a equação química que representa a formação da solução de alvejante. E2. Utilizando bolinhas para representar as substâncias, elaborem um modelo que represente a solução de alvejante.


3/26/13 6:32 PM

parte a 4 Compreendendo a composição do produto:

concentração percentual

1

Questões preliminares Observem no rótulo do produto apresentado anteriormente as informações referentes à sua composição.

Consulte o rótulo de alvejante perfumado que está na página 26 para responder a essas questões.

Q12. Que substâncias compõem o alvejante em questão? Quais são suas fórmulas químicas? Q13. Qual dessas substâncias é a responsável pelo branqueamento dos tecidos? Uma informação do rótulo está bastante clara: Teor de cloro ativo: entre 2,0% e 2,5% p/p. Esse dado é muito importante, pois está indicando a concentração do produto (cloro ativo) responsável pelo alvejamento. O cloro ativo, no entanto, não se encontra originalmente na solução, mas é formado a partir da decomposição dos hipocloritos e cloretos aí presentes (no Texto 4, a seguir, trataremos da equação desse processo). O rótulo destaca, portanto, a composição da solução em termos do componente que é mais importante do ponto de vista prático e comercial. Num laboratório químico, expressaríamos a concentração dessa solução em termos dos solutos que foram adicionados à água, como a massa de hipoclorito de sódio em 100 g da solução. A expressão da quantidade de soluto em relação à quantidade total de solução é chamada de concentração da solução. Há várias formas de expressar a concentração. Como nosso interesse é estudar essas formas, vamos considerar, no caso do rótulo do alvejante, o cloro ativo como se fosse o soluto e não um produto de reação. Assim, a partir da informação oferecida pelo rótulo, sabemos que em 100 g de solução temos entre 2,0 e 2,5 g de cloro ativo. Por isso, essa forma de expressar a relação entre a quantidade de soluto e a quantidade de solução é chamada de concentração percentual em peso por peso (p/p). Vale destacar que 100 g, 2,0 g e 2,5 g são medidas de massa e não de peso. Essas expressões, peso por peso e p/p, ainda são muito usadas, embora impropriamente. Talvez o mais adequado fosse substituir a expressão p/p por m/m, já que esta indica massa. Poderíamos também expressar a relação considerando a quantidade de cloro ativo em função do volume de solução. Assim, uma solução cuja concentração é 3,0% p/V (peso por volume) deve ter 3,0 g de soluto para cada 100 mL de solução, que é o mesmo que 3 kg de soluto para cada 100 L de solução. Outra forma muito comum de expressar essa relação é a concentração em gramas por litro (g/L). SoluçõeS e Solubilidade cApítulo 1


27 3/26/13 6:32 PM

parte B 4 Compreendendo o modo de usar: diluição Vamos analisar o modo de usar esse produto tendo em vista as concentrações sugeridas pelo fabricante para determinados usos.

Questões Leiam no rótulo as instruções de uso para lavagem de roupas. Considerem que a densidade do alvejante é praticamente igual à da água (1 g/cm3).

Q14. Façam o que é pedido: a) Calculem a concentração percentual em peso por peso (% p/p) de cloro ativo presente na solução sugerida para a lavagem normal de roupas. b) Por que é preciso saber a densidade da solução de alvejante para calcular a concentração do item a?

Não escreva no livro.

Q15. Calculem a concentração % p/p de cloro ativo presente na solução sugerida para a remoção de manchas difíceis. Q16. Qual das duas soluções é mais concentrada? Por quê? Q17. Como vocês podem explicar, do ponto de vista químico, a relação entre concentração e eficácia no alvejamento? parte C 4 Compreendendo os cuidados de conservação e as

precauções necessárias Leiam atentamente no rótulo as informações sobre cuidados de conservação e precauções. As recomendações veiculadas pelos rótulos estão diretamente relacionadas a propriedades físicas e químicas do produto. Vamos tentar compreender mais rigorosamente essas recomendações.

Questões Q18. Por que não se deve retirar o produto do frasco original?

concentração (g) de cloro ativo/L

Q19. Observem o gráfico a seguir:

180

T  25 oC

150 T  60 oC

140 130

0

5

10

15

25

30 tempo (dias)

Figura 1.14 Gráfico representando a variação da concentração de cloro ativo, Cl2. proveniente da decomposição do hipoclorito em função do tempo (em dias) para duas temperaturas diferentes.

Q20. Com base na análise do gráfico, como vocês podem explicar os efeitos do Sol e da temperatura sobre a solução alvejante? Q21. Por que se deve manter essa solução fora do alcance das crianças e dos animais domésticos? Q22. Recomenda-se não misturar o alvejante com produtos à base de amônia. Por quê?


3/26/13 6:32 PM

texto 4

1 Fotos: Sérgio Dotta Jr./Arquivo da editora

Alvejantes Os alvejantes são soluções constituídas por hipoclorito de sódio e outras substâncias, normalmente utilizadas para o branqueamento de tecidos e para a limpeza de ambientes. As soluções de hipoclorito de sódio (NaClO) podem ter concentração variada, dependendo de seu uso. O hipoclorito de sódio existe somente em solução, pois se decompõe quando está no estado sólido. Os alvejantes são, muitas vezes, produzidos de maneira artesanal. Industrialmente, podem ser obtidos por diferentes processos químicos, dependendo das matérias-primas disponíveis e das questões econômicas envolvidas. Uma das formas de obter o hipoclorito (ClO2) é com a eletrólise de uma solução de cloreto de sódio (NaCl). Podemos representar esse processo pela seguinte equação: 2 Na (aq)  2 Cl2 (aq)  H2O (l) → 2 Na (aq)  Cl2 (aq)  ClO2 (aq)  H2 (g) Outra forma de obter o hipoclorito é pela reação de hidróxido de sódio (NaOH) ou carbonato de sódio (Na2CO3) com cloro gasoso (Cl2), como representado na equação a seguir: 2 NaOH (aq)  Cl2 (g) → NaClO (aq)  NaCl (aq)  H2O (l) Há ainda a possibilidade de partir do carbonato de sódio (Na2CO3) e do hipoclorito de cálcio [Ca(ClO)2]:

Figura 1.15 Veja nas fotos o resultado do uso de alvejantes em tecidos.

Na2CO3  Ca(ClO)2 → CaCO3  2 NaClO O efeito descorante da água sanitária deve-se ao cloro ativo – Cl2 (g). Esse, por sua vez, é formado a partir da decomposição dos hipocloritos e cloretos constituintes da solução. Uma equação que pode representar essa decomposição é: NaClO (aq)  NaCl (aq)  H2SO4 (aq) → Na2SO4 (aq)  H2O (l)  Cl2 (g) O hipoclorito é uma espécie química que se decompõe com grande facilidade, principalmente na presença de luz. Por isso, essas soluções são comercialiazadas em recipientes plásticos opacos. Em geral, adicionam-se à solução de hipoclorito carbonato de sódio (Na2CO3), soda cáustica (NaOH) e outras substâncias, para atribuir ao produto maior estabilidade à luz e ao calor, tornando mais lento e gradual o efeito descorante. SoluçõeS e Solubilidade cApítulo 1


29 3/26/13 6:32 PM

A temperatura também é um fator importante. A decomposição do hipoclorito é lenta à temperatura ambiente, mas se acelera sensivelmente a partir de 30 ºC. Só para se ter uma ideia, a uma temperatura de 60 ºC uma solução de concentração 100 g/L reduz a quantidade de hipoclorito em 50% em um período de sete dias. Ao entrar em contato com sais orgânicos de amônio, formam-se as cloraminas, que são vapores irritantes para os olhos e para as vias respiratórias. Por isso, não se deve misturar soluções de hipoclorito de sódio com produtos à base de amônia. A decomposição do hipoclorito provoca a liberação de gás cloro (Cl2), que pode ocasionar irritação das mucosas, tosse e vômito. Por isso, deve-se manipular o alvejante em ambiente ventilado. Se o hipoclorito entrar em contato com os olhos ou com a pele, poderá provocar danos. Caso isso ocorra, deve-se realizar a lavagem da área atingida com água, continuamente, durante 15 minutos e consultar um médico.

Um pouco de História Karl Wilhelm Scheele (1742-1786), um químico sueco, é considerado o descobridor do gás cloro, em 1774, ao notar, durante suas experiências, que soluções aquosas de cloro possuíam um elevado poder branqueador. Tentativas comerciais de aproveitamento dessas soluções não foram, no entanto, bem-sucedidas por causa da ação prejudicial dos ácidos clorídrico e hipocloroso, que se formavam quando o cloro era dissolvido em água. O ácido hipocloroso era o responsável pelas propriedades branqueadoras da solução. Em 1789, o químico francês Claude Berthollet (1748-1822) conseguiu clorar uma solução de potassa cáustica (hidróxido de potássio), formando uma solução de hipoclorito de potássio. Apesar de essa solução, pela ausência de ácido clorídrico livre, ser um branqueador melhor para tecidos, não teve maior sucesso graças ao preço da potassa cáustica. Em 1798, o escocês Charles Tennant (1768-1838), na Inglaterra, preparou uma solução de hipoclorito de cálcio, adicionando gás cloro a uma suspensão de cal em água. No ano seguinte, ele patenteou um processo para a fabricação de cal clorada, em que o gás cloro era absorvido em cal hidratada seca. Na França, em 1820, Antoine Germaine Labarraque (1777-1850) preparou o hipoclorito de sódio, adicionando cloro a uma solução de soda cáustica. Até hoje, esse processo é o mais utilizado em escala industrial.

exerCíCios E3. Qual é a concentração de uma solução em % p/p, se temos 40 g de soluto em 200 g de solução? E4. Quantos mL de solução 50% V/V poderão ser preparadas com 400 mL de soluto? E5. Qual é a massa de soluto existente em 500 mL de uma solução 30% p/V? E6. Quais as massas de cloreto de sódio (NaCl) e de água necessárias para preparar 500 g de solução a 10% em massa de soluto? E7. Qual a concentração percentual, em volume, de uma solução constituída por 2 mL de hexano (C9H12) dissolvidos em 8 mL de benzeno (C6H6)?


3/26/13 6:32 PM

E8. Considere as seguintes soluções: I. 10 g de NaCl em 100 g de água. II. 10 g de NaCl em 100 mL de água. III. 20 g de NaCl em 180 g de água. IV. 10 mol de NaCl em 90 mol de água.

1

Apresenta concentração de 10% em massa de cloreto de sódio apenas: a) a solução I. b) a solução IV. c) as soluções I e II. d) as soluções III e IV. E9. Uma solução aquosa de ácido sulfúrico tem concentração de 34,0% em massa de soluto e densidade igual a 1,25 g  mL21. Quantos gramas desse ácido estão dissolvidos em 1,0 litro da solução?

atividade 3 compreendendo um rótulo de água mineral As águas minerais também são soluções cujo solvente é a água. Qualquer água de nascente pode ser considerada água mineral por conter sais minerais dissolvidos. Alguns tipos de água mineral, no entanto, contêm sais que as tornam particularmente interessantes. Existem águas sulfurosas, como as encontradas em Araxá (MG), que são recomendadas para banhos.

Estâncias hidrominerais Figura 1.16 O maior complexo de estâncias hidrominerais do Brasil encontra-se em Minas Gerais. Na foto, vemos uma fonte em São Lourenço (MG).



Jacek/kino.com.br

O maior complexo de estâncias hidrominerais do Brasil está situado em Minas Gerais e inclui cidades como Caxambu (que tem 14 diferentes tipos de águas consideradas medicinais), São Lourenço e Lambari. Nessas estâncias, os turistas encontram recantos de paz e tranquilidade nas termas e balneários, onde há banhos de águas de várias espécies – gasosas, sulfurosas, etc. –, ou até mesmo de lama, que fazem bem ao corpo e à mente. É cada vez mais comum a indicação de tratamentos médicos para diferentes enfermidades com águas minerais e banhos em estâncias hidrominerais, sendo a crenoterapia a técnica que utiliza águas com propriedades medicamentosas como recurso terapêutico. A seguir, reproduzimos as informações de um rótulo de embalagem de água mineral. As perguntas das partes A e B referem-se a essas informações e devem ser respondidas em grupo.

31 3/26/13 6:32 PM

Rótulo de água mineral Água mineral gaseificada artificialmente com gás natural.

Composição química provável (em mg/L):

Sulfato de bário: 0,61; sulfato de estrôncio: 0,10; sulfato de cálcio: 3,42; bicarbonato de cálcio: 106,5; bicarbonato de magnésio: 53,49; bicarbonato de potássio: 58,86; bicarbonato de sódio: 92,78; nitrato de sódio: 1,37; cloreto de sódio: 0,33; fluoreto de sódio: 0,04; óxido de ferro: 0,07; óxido de manganês: 0,24; óxido de alumínio: 0,18; óxido de silício: 16,20; gás carbônico: 2 554,20.

Características físico-químicas: Aspecto in natura e após fervura: límpido e incolor; odor a frio e a quente: nenhum; temperatura da água na fonte: 20 ºC; pH a 25 ºC = 5,9; condutividade a 25 ºC = 3,95  1024 mohm/cm (miliohm por centímetro); resíduo de evaporação a 180 ºC  220,0 mg/L.

parte a 4 Analisando a composição química a12

Sob que forma as diversas substâncias se encontram na água mineral?

a13

Desenhem um modelo que represente a constituição da água mineral.

a14

As concentrações aqui são expressas em mg/L. Por que optou-se por essas unidades? Seria possível expressá-las de outra forma? Escolham algumas das concentrações e representem-nas em g/L e em % p/V.

parte B 4 Comparando a composição química de águas minerais Você já parou para observar rótulos de águas minerais? Muitas vezes temos a impressão que todas as águas minerais são iguais. Nesta parte da atividade vamos analisar com mais detalhes a composição de diferentes águas minerais.

O quadro a seguir apresenta dados da composição química de águas minerais de diferentes países.

a15

Íons (mg/L)

Portugal

Itália

República Tcheca

França

Argentina

Marrocos

Cuba

Brasil – Região Norte

Brasil – Região Sudeste

sílica

9,6

4,2

—

—

—

—

10

—

—

cloreto

3,3

6,2

12,0

—

—

14,20

92

—

—

bicarbonato

4,5

330

528

399

79

103,70

210

4

188

nitrato

1,5

3,0

, 0,5

4,3

—

0,1

—

1,9

1,5

sódio

2,6

4,6

69,9

5

10

25,5

37

5

59

magnésio

0,33

18,4

25,0

43,1

3

8,7

22

1

18

cálcio

1,2

88,4

84,5

203,8

30

12,02

52

1

3,4

potássio

—

1,3

—

—

4

2,8

—

0,6

14

sulfato

—

24,1

40,0

328,9

44

41,7

16

5,7

—

fluoreto

—

0,2

—

—

1,2

—

—

—

—

pH

6,01

7,20

—

—

—

—

—

4,10

9,35

Quadro 1.2 Composição química de águas minerais de diferentes países.


3/26/13 6:32 PM

Questões Q23. Compare as concentrações de bicarbonato nas águas minerais apresentadas no quadro em questão. Em qual país podemos observar maior concentração de bicarbonato? Qual das águas apresenta a menor concentração de bicarbonato?

1

Q24. A concentração de cátions cálcio e magnésio está relacionada com a dureza da água. A dureza da água é um aspecto regional. As águas são classificadas como duras (teores acima de 150 mg/L), moles (teores abaixo de 75 mg/L ) ou moderadas (entre 75 e 150 mg/L). Compare os valores para a concentração de cálcio e indique o país que apresenta água mineral dura, mole e moderada. Q25. Observe os valores para as concentrações de cálcio e bicarbonato. O que você conclui? parte C 4 Analisando as características físico-químicas Os dados referentes ao pH da água indicam que seu valor é 5,9.

Questões Q26. O que a informação anterior, acerca do pH da água, significa em termos de acidez/basicidade da água? Q27. O rótulo nos informa o valor da condutividade da água. Que espécies seriam responsáveis por essa característica físico-química? Q28. Expliquem o significado de “resíduo de evaporação a 180 ºC = 220,0 mg/L”. Q29. Em outra parte do rótulo analisado está escrito: Água mineral gaseificada artificialmente com gás natural.

Discutam essa informação considerando os conceitos de estados físicos dos materiais. Sugiram uma maneira mais adequada de fornecer a mesma informação.

Dissolução de gases em água

Figura 1.17 Por que conseguimos sentir gostos diferentes nas águas que bebemos? Alexander Korobov/Shutterstock/Glow Images

As substâncias gasosas presentes na atmosfera dissolvem-se na água e em outros líquidos em maior ou menor grau, dependendo da pressão do ar e da temperatura do ambiente. Normalmente, se diz que a água é um líquido incolor, inodoro e insípido. Sentimos, no entanto, gostos diferentes nas águas que bebemos. Quando dizemos que a água que bebemos está “gostosa” é porque, nessa água, estão dissolvidos principalmente CO2 e O2, além de baixíssima quantidade de substâncias sólidas. É possível comprarmos água mineral com gás, que tem sabor diferente pela presença de maior quantidade de CO2 dissolvido. SoluçõeS e Solubilidade cApítulo 1


33 3/26/13 6:32 PM

texto 5 Compreendendo um rótulo de água mineral O Departamento Nacional de Produção Mineral – DNPM –, por meio do Decreto-Lei n. 7841, de 8/8/1945, instituiu o Código de Águas Minerais. No Artigo 1o do texto encontramos uma definição para águas minerais: Águas minerais são aquelas provenientes de fontes naturais ou de fontes artificialmente captadas que possuam composição química ou propriedades físicas ou físico-químicas distintas das águas comuns, com características que lhes confiram uma ação medicamentosa.

pH

Como foi possível observar na atividade anterior, a concentração dos íons varia muito de água dependendo das rochas presentes na região onde se encontra a nascente da água mineral. A presença de íons bicarbonato (HCO32) está relacionada à interação do gás carbônico com a água. A presença de íons cálcio e magnésio – mais comuns nas águas duras – é uma característica da água que pode ter repercussões. O controle da dureza da água é de fundamental importância na indústria, pois sais formados por estes cátions podem acumular-se no interior das tubulações, levando a obstruções e consequentes prejuízos. Em locais que possuem águas duras a limpeza com sabão é afetada. Os sais de cálcio ou magnésio alteram as propriedades tensoativas do sabão. Nesse tipo de águas ocorrem interações entre as moléculas do sabão e os sais de cálcio ou magnésio, formando um precipitado de um sal insolúvel. Para isso ser contornado, foram desenvolvidos produtos que não apresentam as desvantagens citadas em grau tão acentuado. Os mais utilizados atualmente, preparados em pó para lavar roupas, são os alquilbenzenossulfonatos de sódio de cadeia linear. Em alguns dos rótulos observados havia uma informação sobre o pH da água. O gráfico a seguir apresenta valores para pH de diferentes marcas de águas brasileiras. 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10 11 12 13 14

Fonte: Daiane albrecht, D. et al. Água mineral: o que há dentro da garrafa? Disponível em: . acesso em: 4 nov. 2012.

34

Figura 1.18 Gráfico dos valores de pH de diferentes marcas de águas minerais brasileiras.

Como é possível observar, o pH assume valores de aproximadamente 5 a 9. O pH das águas pode ser relacionado à concentração dos cátions cálcio, magnésio e sódio e ânion bicarbonato. Essa correlação resulta da a maior alcalinidade desses sais e a maior quantidade deles na composição das águas mais alcalinas.

1

A condutividade das águas minerais é uma característica físico-química relacionada ao fato de esse tipo de água ser uma solução que apresenta inúmeros íons dissolvidos. O resíduo de evaporação representa o “peso seco” da massa mineral da água. Quanto menor o resíduo de sais e sólidos na evaporação do líquido menor a quantidade de sais dissolvidos na água. Dizer que a água é gaseificada artificialmente significa dizer que ocorreu a dissolução de gás carbônico. Existem águas minerais nas quais há certa quantidade de gás carbônico dissolvido por processos naturais.

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Água é tudo igual? Diferenças entre as marcas mais vendidas É fato: as águas minerais deixaram de ser coadjuvantes na mesa dos brasileiros. No mercado nacional, o setor está em franco crescimento e, segundo a Associação Brasileira de Indústria de Água Mineral (Abinam), de 2007 até 2011 cresceu 23%, com 8,4 bilhões de litros engarrafados. Por isso mesmo algumas multinacionais abraçaram a indústria de bebidas minerais e disputam a liderança com diversas marcas locais.

Figura 1.19 Água pronta para consumo jorrando de fonte.

Nos próximos meses, a novidade vem da cidade mineira de Cambuquira: uma das pioneiras do setor no país, a água vai voltar a ser engarrafada. Considerada a segunda melhor do mundo, ficando atrás apenas da produzida em Ceredigion, no País de Gales, a água de Cambuquira volta às prateleiras após 10 anos fora do mercado. Como a concorrente britânica deixou de ser engarrafada, a água de Cambuquira se destaca no mercado mundial como uma das mais leves. Em Minas Gerais são encontrados os tipos mais leves do Brasil. O que determina esse grau de leveza da água é a quantidade de sais encontrados em sua composição. Quanto menor o resíduo de sais e sólidos na evaporação do líquido (a uma temperatura de 180 °C), mais leve a água será. Essa característica vem do tipo de rocha de onde brotam as fontes minerais e é denominada RE (resíduo de evaporação). Águas leves, com menor teor de sal (salinidade menor), são indicadas para hidratar o organismo, matar a sede e para pessoas que sofrem de hipertensão, devido a seus potenciais diuréticos. Adaptado de: CAMPOS, Rafael. Água é tudo igual? Encontro. Disponível em: . Acesso em: 22 nov. 2012.



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Características das águas carbogasosas

 Diuréticas e digestivas, são ideais para acompanhar as refeições, abrem o apetite e são indicadas para combater a hipertensão arterial. fluoretadas

 I ndicadas para a saúde dos dentes e ossos. É o caso da grande maioria das águas brasileiras. bicarbonatadas sódicas

 Indicadas no combate a doenças estomacais, como gastrites e úlceras gastroduodenais, hepatite e diabetes. radioativas

 Indicadas para dissolver cálculos renais e biliares. Favorece a digestão. alcalinoterrosas

 Podem ser cálcicas ou magnesianas. Indicadas como digestivo natural.

Figura 1.20 A maioria das águas tem mais de uma característica em sua composição. Preste sempre atenção às informações contidas no rótulo das embalagens.

oligominerais

 Indicadas para higienização da pele, diurese, intoxicações hepáticas, ácido úrico elevado, inflamações das vias urinárias, alergias e estafa. Fonte: Associação Brasileira de Indústria de Água Mineral (Abinam).

texto 6

Refrigerantes: gás carbônico dissolvido e muito mais Os refrigerantes são bebidas não alcoólicas, constituídas basicamente por água, xarope e gás carbônico (CO2). O gás carbônico é o responsável por seu sabor refrescante. Em geral, ingerimos o refrigerante gelado, então a temperatura do líquido aumenta no caminho que vai da boca ao estômago. A solubilidade dos gases diminui com o aumento da temperatura; já o aumento dela e o meio ácido estomacal favorecem a eliminação do CO2. A sensação de frescor resulta da expansão desse gás. A solubilidade dos gases é maior em temperaturas menores. Por isso, quando abrimos uma garrafa de refrigerante e a conservamos em geladeira seu sabor se mantém por mais tempo. Se a garrafa for deixada à temperatura ambiente, o refrigerante perderá todo o seu sabor característico, que é resultante da presença do CO2, e ficará com um sabor muito adocicado, como um xarope. A solubilidade do CO2 em água é pequena. No entanto, se essa dissolução é feita a alta pressão, consegue-se dissolver uma quantidade bem maior. É isso o que acontece no refrigerante. A dissolução do CO2 é feita na água a alta pressão antes que o xarope seja adicionado. Nas condições de pressão ambiente não se conseguiria dissolver CO2 em quantidade necessária para dar o sabor característico dos refrigerantes.

36

Fernando Favoretto/Acervo do fotógrafo

Quando abrimos uma garrafa de refrigerante e escutamos um chiado característico, obtemos uma evidência de que a dissolução foi feita a alta pressão, e esse som indica que o CO2 está sendo liberado para o ambiente. A dissolução do CO2 na água usada na fabricação do refrigerante envolve reações químicas em equilíbrio. Isso significa que após a dissolução estão presentes os reagentes e os produtos. Você estudará sistemas como este mais profundamente no capítulo 4.

1

Podemos representar esses equilíbrios, simplificadamente, por duas equações: H2O

CO2 (g)

CO2 (aq)

CO2 (aq)  H2O (l)

H2CO3 (aq)

O que essas equações nos mostram é que, em água, o gás carbônico apresenta-se sob a forma aquosa (dissolvido), e em etapa posterior o CO2 dissolvido reage com a água, e parte dele se transforma em ácido carbônico (H2CO3). Sabe-se, no entanto, que a quantidade de CO2 na forma aquosa é muito maior do que a quantidade de ácido carbônico formada.

Figura 1.21 Com a diferença de pressão externa e interna, o CO2 contido no refrigerante é liberado quando a garrafa é aberta.

Além do gás carbônico, os refrigerantes contêm um xarope que apresenta composição variada, dependendo do tipo de refrigerante. O açúcar cristal, constituído por sacarose – um dissacarídio de fórmula C12H22O11 –, é o principal componente do xarope e, depois da água, é o segundo em maior quantidade nos refrigerantes. Além de açúcar, um refrigerante possui ainda um concentrado que confere sabor característico a ele. A composição dos concentrados é um segredo comercial guardado a sete chaves pelos fabricantes, principalmente os do tipo cola. Depois do CO2, é o principal responsável pelo sabor característico dos refrigerantes, que são, portanto, refrescantes (graças ao CO2), adocicados (graças à sacarose) e de sabor característico (graças ao concentrado). Além desses produtos, o xarope contém ainda acidulantes, antioxidantes e conservantes. Os refrigerantes têm pH ácido devido à presença de acidulantes, usados para realçar o paladar e evitar a proliferação de microrganismos. Cada tipo de refrigerante usa um acidulante específico para realçar seu sabor. Assim, os de limão e laranja usam ácido cítrico, os de cola, ácido fosfórico, e os de uva, ácido tartárico. Os antioxidantes são usados na fabricação de refrigerantes para impedir a ação do oxigênio sobre a bebida, que pode reagir com alguns compostos presentes, como ésteres e aldeídos. A luz solar e o calor aceleram essas reações. Os antioxidantes mais usados são os ácidos ascórbico (o mesmo da vitamina C) e isoascórbico. Já os conservantes são usados para impedir a ação de microrganismos tolerantes a ácidos, como algumas bactérias, mofo e leveduras. Nos refrigerantes são usados como conservantes o benzoato de sódio (um derivado do ácido benzoico, solúvel em água) e o sorbato de potássio (derivado do ácido sórbico). As duas substâncias têm uso regulado pelas autoridades de saúde. SoluçõeS e Solubilidade cApítulo 1


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Fernando Favoretto/Acervo do fotógrafo

Os teores máximos permitidos de uso para cada 100 mL de refrigerante são: de ácido benzoico  500 mg; de ácido sórbico  30 mg. Finalmente, há os edulcorantes, que substituem a sacarose na fabricação de refrigerantes diet ou light. São usados os edulcorantes comuns, como a sacarina, o ciclamato de sódio e o aspartame, além do acesulfame-K. A água usada na fabricação dos refrigerantes deve ser tratada, para evitar a presença de cloro e fenóis, que alteram o gosto e provocam a descoloração do líquido. Além disso, evita-se também a presença de metais como o ferro, o cobre e o manganês, que aceleram as reações de oxidação tão indesejáveis nesse processo. A água deve ser isenta de microrganismos. Fabricar um refrigerante, depois de ter a água tratada, uma fonte de CO2 de alta pressão e um xarope com todas as substâncias que relacionamos, consiste em preparar a água com CO2 dissolvido sob pressão e misturá-lo ao xarope, tudo isso a uma temperatura baixa para garantir a solubilidade do gás. Nas fábricas de refrigerantes são produzidas também as embalagens PET que serão usadas para acomodá-los.

Figura 1.22 O PET é um material que conserva as propriedades organolépticas dos refrigerantes. Apesar do baixo custo de produção, leva muito tempo para ser degradado no ambiente, se descartado de forma incorreta. O mais adequado é sempre encaminhá-lo para reciclagem.

atividade 4 Avaliando a liberação de gás do refrigerante Em Química, é possível fazer avaliações de composição, massa, pureza, entre outros, utilizando métodos indiretos. Nesta atividade, vamos avaliar a solubilidade de forma indireta, observando a liberação do gás no refrigerante.

Material • 6 béqueres de 100 mL; • 2 espátulas; • gral e pistilo;

• refrigerante; • gelo; • açúcar cristal;

• sal refinado.

O que fazer parte a 4 a16

Identifique os béqueres com as letras A, B, C, D, E e F.

a17

Com o auxílio da espátula, coloque no béquer A uma pequena quantidade de gelo.

a18

Adicione aos béqueres A e B, simultaneamente, cerca de 30 mL de refrigerante. Observe o que aconteceu e faça suas anotações no caderno.

a19


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Questões Q30. Observe como foi proposto o procedimento na parte A e responda:

1

a) Qual é a função do gelo? b) Onde foi notada maior liberação do gás? Q31. Com base no que foi observado, responda: Qual é a influência da temperatura na solubilidade do gás no refrigerante? parte B 4 a20

Coloque uma pequena quantidade de açúcar cristal em um gral de porcelana ou de vidro e, com o auxílio de um pistilo, reduza a granulometria da substância.

a21

Ponha cerca de 30 mL de refrigerante nos béqueres C e D.

a22

Adicione uma medida de açúcar cristal (sem reduzir a granulometria) no béquer C.

a23

No béquer D, coloque uma medida do açúcar cristal que está no gral de vidro.

a24

Observe o que aconteceu e faça suas anotações no caderno.

Questões Q32. Qual é a diferença entre utilizar o açúcar cristal e o açúcar refinado? Q33. Onde foi observada maior liberação de gás? Q34. Explique por que a diferença na granulometria do açúcar interfere na liberação do gás no refrigerante. parte C 4 a25

Coloque cerca de 30 mL de refrigerante nos béqueres E e F.

a26

Adicione açúcar do gral no béquer E e sal no béquer F, tomando o cuidado de colocar as mesmas quantidades das substâncias.

a27

Observe o que aconteceu e faça suas anotações no caderno.

Questão Q35. Na parte C, comparamos a liberação de gás de um refrigerante ao adicionarmos uma substância molecular e uma substância iônica. As substâncias moleculares não se dissociam em água, enquanto as substâncias iônicas se dissociam em cátions e ânions. Com base nessa informação e na observação experimental, responda: a) Onde foi observada maior liberação de gás? b) De acordo com as suas observações, as interações influenciam a solubilidade? SoluçõeS e Solubilidade cApítulo 1


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exerCíCios 150

E10. A curva de solubilidade de um sal é demonstra-

140

da através do gráfico ao lado:

130 120 Gramas de sal/100 g de água

a) Qual é a quantidade de água necessária para dissolver 60 gramas do sal a 35 ºC? b) Imagine que sejam misturados 50 gramas de água com 50 gramas de sal a 20 ºC. Se a temperatura for elevada para 30 ºC, qual massa de sal não será dissolvida? c) Suponha que existam duas soluções, uma contendo 30 g de sal com 100 g de água a 30 ºC, e outra contendo 40 g de sal com 50 g de água a 10 ºC. Ao misturar as duas soluções, verificou-se que a temperatura final da mistura foi de 20 º C. todo o sal estará dissolvido? Em caso negativo, qual a quantidade, em gramas, que não estará dissolvida?

110 100 90 80 70 60 50 40 30 20 10 0

0

10

20

30 40 Temperatura (ºC)

E11. O coeficiente de solubilidade de um sal é de 60 g por 100 g de água a 80 ºC. a) Qual a massa desse sal, nessa temperatura, necessária para saturar 80 g de H2O? b) Qual a concentração percentual p/V da solução obtida? (Dada a densidade da solução: 1,28 g/mL.) c) Qual a concentração da solução em g/L?

50

60

70

Figura 1.23 Gráfico de curva de solubilidade.

E12. Evapora-se totalmente o solvente de 250 mL de uma solução aquosa de MgCl2 (cloreto de magnésio) de concentração 8,0 g/L. Quantos gramas de MgCl2 são obtidos? E13. O gás oxigênio pode estar dissolvido na água na concentração de 0,05 g/L, em condição ambiente. Determine a massa de oxigênio existente em um aquário com volume de 100 L de capacidade. E14. Em 200 mL de determinado leite em pó integral há, depois de dissolvido em água, 240 mg de cálcio. Calcule a concentração em g/L de cálcio desse leite.

atividade 5 Estudando a concentração das soluções Nas atividades anteriores, estudamos algumas formas de expressar a concentração das soluções. Uma diferença marcante é que as formas de expressar a concentração que foram encontradas em rótulos de produtos comerciais quase sempre usam grandezas bastante familiares, como massa e volume. Assim, você viu que a concentração de cloro ativo no alvejante foi expressa em gramas de soluto por 100 g de solução, que é conhecida como porcentagem p/p. No rótulo de água mineral, elas foram expressas em miligramas por litro (mg/L), o que indica que a quantidade de solutos por unidade de volume dessa solução é baixa. Já trabalhamos também com concentrações de iodeto de potássio e nitrato de chumbo em mol por litro (mol/L), outra forma possível de expressar a concentração de uma solução.


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Vamos aprofundar esse estudo enfatizando agora a concentração em mol/L. Aplicaremos também o conceito de solubilidade para brincar de “detetive químico” e descobrir o conteúdo de soluções incolores não identificadas. Já discutimos o conceito de solução e os modelos que utilizamos para explicar sua constituição, além de algumas formas de expressar sua concentração. Agora você vai discutir com seus colegas outras maneiras de expressar a concentração de uma solução.

1

parte a 4 Concentrando e diluindo soluções Um experimento foi realizado seguindo os passos descritos de A16 a A19. Leiam-nos com atenção e observem a figura 1.24 antes de responder às questões. a28

Colocou-se em um béquer 4,5 g de dicromato de potássio (K2Cr2O7), um sal laranja-avermelhado, solúvel em água, utilizado, entre outras coisas, na produção de tintas. Acrescentou-se cuidadosamente água ao béquer até que o volume total fosse de 150 mL. Agitou-se até que o sistema se tornasse homogêneo. Esse sistema foi identificado como solução 1.

a29

Transferiram-se 20 mL da solução 1 para outro béquer. Em seguida, o sistema foi aquecido até que o volume total da solução atingisse 10 mL. Esse sistema foi identificado como solução 2.

a30

Transferiram-se 20 mL da solução 1 para um terceiro béquer e, em seguida, acrescentaram-se 20 mL de água. Agitou-se até que o sistema se tornasse homogêneo. Esse sistema foi identificado como solução 3.

a31

Transferiram-se 20 mL da solução 3 para um quarto béquer. Em seguida, acrescentaram-se 40 mL de água à solução. Agitou-se até que o sistema se tornasse homogêneo. Esse sistema foi identificado como solução 4.

Questões Gilberto do Vale Rodrigues/Arquivo da editora

Q36. A solução 2 apresenta coloração mais ou menos intensa que a solução 1? Qual delas é mais concentrada? Justifiquem a resposta. Q37. Que outro procedimento poderia ter sido realizado para tornar a solução 2 mais concentrada? Q38. Qual é a diferença entre as cores das soluções 1 e 3? A solução 1 é mais ou menos concentrada que a solução 3? Quantas vezes? Justifiquem a resposta.

Figura 1.24 As quatro soluções de dicromato de potássio que fizeram parte do experimento. SoluçõeS e Solubilidade cApítulo 1


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parte B 4 Expressando concentrações A concentração de uma solução pode ser expressa quantitativamente se relacionarmos a quantidade de soluto dissolvida com a quantidade de solvente utilizada ou de solução obtida. Na maioria dos casos, relaciona-se a quantidade de soluto com a da solução. Dessa forma, considerando as quantidades utilizadas na preparação da solução 1, poderemos determinar sua concentração.

exerCíCios E15. Qual é a massa de dicromato de potássio (K2Cr2O7) utilizada na preparação da solução 1?


E16. Qual é o volume obtido na preparação da solução 1? E17. Qual é a concentração da solução 1 se a expressarmos em g/mL, ou seja, gramas de soluto por mililitro de solução? Demonstrem o raciocínio. E18. Qual é a concentração da solução 1 se a expressarmos em g/L, ou seja, gramas de soluto por litro da solução? Demonstrem o raciocínio. E19. Determinem as concentrações das soluções 2, 3 e 4 em g/L. E20. Vimos que a concentração de uma solução pode ser expressa em várias unidades diferentes. Calculem então a concentração da solução 1 em mol/L. Demonstrem o raciocínio. E21. Construam um quadro, no caderno, com os seguintes títulos em cada coluna: Solução

Massas do soluto (g)

Volume de solução (mL)

Concentração (g/L)

Concentração (mol/L)

Intensidade da coloração*

*Numerem da solução de cor menos intensa até a solução de cor mais intensa. **Indiquem quantas vezes a solução é mais ou menos concentrada que a solução 1.

Completem o quadro com os dados referentes às soluções 1, 2, 3, e 4.

Concentração em relação à solução 1** Quadro 1.3 Relação entre concentração e intensidade de coloração para diferentes soluções.

Questões Q39. Expliquem como ocorre a dissolução do dicromato de potássio (K2Cr2O7) em água. Q40. Representem, por meio de uma equação química, a dissolução do K2Cr2O7 em água. Q41. As soluções aquosas de K2Cr2O7 são boas condutoras de eletricidade? Justifiquem a resposta. Q42. Qual é a concentração (em mol/L) de íons potássio na solução 1? Demonstrem o raciocínio. Q43. Qual é a concentração (em mol/L) de íons dicromato na solução 1? Q44. Expliquem o que significa diluir e concentrar uma solução. Relacionem essas ideias aos procedimentos utilizados na preparação das soluções 2, 3 e 4.


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Exercício E22. Observem a tabela nutricional ao lado, apresentada no rótulo de uma bebida considerada repositor eletrolítico, cujo conteúdo da embalagem é 473 mL. a) O que é um repositor eletrolítico? Pesquisem em livros ou na internet. Não se esqueçam de indicar a fonte consultada. b) Se uma pessoa beber o conteúdo total da embalagem, quantas calorias estará ingerindo? c) Qual é a concentração de potássio em % p/V? d) Qual é a concentração de cloreto em g/L? e) De acordo com sua pesquisa, com que finalidade essas bebidas devem ser usadas?

Informações nutricionais

Cada porção de 100 mL do produto contém

calorias

22,8 quilocalorias (kcal)

carboidratos

6,0 g

proteínas

0,0 g

lipídios

0,0 g

sódio

45,0 mg

potássio

10,0 mg

cloreto

42,0 mg

1

Quadro 1.4 Tabela nutricional de bebida (repositor eletrolítico).

atividade 6 Já falamos sobre concentrações de soluções e, em todos os casos, já conhecíamos as soluções de que dispúnhamos. Mas você já pensou que, em alguns casos, podemos não saber do que as coisas são feitas? O conhecimento químico construído ao longo dos anos é um instrumento poderoso para nos dar pistas sobre esta importante questão: “De que são feitas as coisas?”. As pistas podem nos ser oferecidas pelas propriedades dos materiais ou pela mudança dessas propriedades quando ocorre uma transformação química. Como já estudamos, uma das evidências de que uma reação química ocorre é a formação de um precipitado quando misturamos duas soluções. Você já pensou por que ocorre a formação desse precipitado? Isso está relacionado à solubilidade diferenciada das substâncias químicas. Já vimos que existem sais bastante solúveis, sais mais ou menos solúveis e sais insolúveis em água. Quando uma reação entre duas soluções aquosas forma um precipitado, isso significa que os sais reagentes eram solúveis em água e que a reação formou pelo menos um sal que é insolúvel em água. Nesse sentido, se conhecemos a solubilidade de alguns sais, podemos prever que reações poderão resultar na formação de precipitados.


Brincando de “detetive químico”: usando a solubilidade diferenciada de sais para descobrir o conteúdo de soluções incolores

Figura 1.25 Quando duas soluções entram em contato pode ocorrer uma reação química e ser formado um precipitado.

Soluções e solubilidade capítulo 1

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parte a 4 Preparando o material Nesta atividade, vamos usar alguns conhecimentos sobre solubilidade e reações químicas para descobrir o conteúdo de alguns líquidos incolores, todos idênticos.

Material Seis tubos de ensaio, um suporte para tubos de ensaio, um conta-gotas, 500 mL de soluções aquosas 0,1 mol/L de: nitrato de prata (AgNO3), cloreto de sódio (NaCl), ácido clorídrico (HCl), ácido sulfúrico (H2SO4), carbonato de sódio (Na2CO3) e cloreto de bário (BaCl2).

Atenção: evite o

Tenha contato das cuidado! soluções com a pele. Se possível, use luvas de borracha ou cirúrgicas.

O que fazer A32

Coloquem, em seis tubos de ensaio, soluções aquosas 0,1 mol/L das substâncias indicadas na lista de materiais anterior.

A33

Peçam ao professor que mude os tubos de lugar sem que vocês vejam. Depois, identifiquem cada tubo por letras de A a F. Para descobrir o conteúdo de cada solução, vocês deverão usar as seguintes informações sobre solubilidade:

Regras simples para a solubilidade de alguns sais em água à temperatura ambiente • A maioria dos sais contendo ânions nitrato (NO3) é muito solúvel. • A maioria dos sais de íons de metais alcalinos (Li, Na, K, Cs, Rb) e do íon amônio (NH4) é muito solúvel. • A maioria dos sais contendo ânions cloreto (Cl), brometo (Br) e iodeto (I) é muito solúvel. Os sais desses ânions contendo cátions Ag, Pb2 e Hg 2 2 , no entanto, são muito pouco solúveis. • A maioria dos sais contendo ânions sulfato (SO 2 4 ) é muito solúvel. Os sais desses ânions contendo cátions Ba2, Pb2, Ca2, Ag, Sr2 e Hg2, no entanto, são muito pouco solúveis. • A maioria dos sais contendo ânions sulfeto (S2), carbonato (CO 2 3 ), 3 cromato (CrO 2 ) e fosfato (PO ) é pouco solúvel. 4 4 • A maioria dos hidróxidos é pouco solúvel. Os hidróxidos solúveis mais importantes são NaOH e KOH. Os hidróxidos Ca(OH)2, Ba(OH)2 e Sr(OH)2 são ligeiramente solúveis.

Lembrem-se da reação entre carbonato de cálcio sólido e ácido clorídrico, que produz uma efervescência (bolhas) correspondente ao aparecimento de CO2. Outros ácidos, quando reagem com carbonatos, produzem o mesmo efeito.

parte B 4 Encontrando e executando o procedimento para

descobrir o conteúdo dessas soluções A34

Com base nas informações fornecidas, discuta com seus colegas e encontrem um procedimento adequado para identificar as seis soluções. Para isso, vocês podem misturar as soluções entre si, duas a duas, prevendo quais vão reagir e qual será o resultado da reação, se for o caso. Descrevam esse procedimento com detalhes, em uma folha de papel separada, para que ele possa ser realizado por outro grupo. Se necessário, sugiram quadros para prever e anotar os resultados. Escrevam, também, as equações de todas as reações que vocês esperam obter, explicitando qual é a evidência de que a reação ocorrerá.

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a35

Troquem a folha em que seu grupo descreveu o procedimento em A34 com outro grupo (guardem uma cópia do seu próprio procedimento). Leiam o procedimento do outro grupo e comparem-no com o do seu grupo. a) Que modificações vocês sugerem no seu próprio procedimento a partir dessa comparação? b) E nos procedimentos dos colegas? Escrevam essas sugestões na folha entregue por seus colegas.

a36

Devolvam a folha do outro grupo e leiam as modificações, no seu procedimento, sugeridas por seus colegas. A partir dessas sugestões (suas e dos colegas do outro grupo), discuta com seu grupo e modifiquem o procedimento, se necessário.

a37

Executem o procedimento modificado em A36, usando os líquidos incolores identificados pelas letras de A a F, e identifiquem (nome e fórmula) as substâncias de cada tubo.

1

parte C 4 Discutindo os resultados e refazendo o procedimento

(se necessário) a38

Transponham os resultados obtidos por seu grupo para o quadro e explicitem para a classe o procedimento adotado.

a39

Todos os grupos encontraram os mesmos resultados? A que se deve a discrepância, quando for o caso?

a40

Há discrepâncias entre os resultados obtidos e aqueles que foram previstos por seu grupo?

a41

Refaçam o procedimento ou algumas reações com base na discussão de toda a classe, se for o caso.

exerCíCios E23. Escrevam a equação balanceada para todas as reações que ocorreram no procedimento adotado. Lembrem-se de usar os símbolos (s) para indicar um produto sólido (precipitado), (g) para produtos gasosos (bolhas) e (aq) para produtos aquosos. E24. Calculem a massa de todos os precipitados (sólidos) formados, supondo que vocês tenham usado 10 mL de cada líquido nas reações. Lembrem-se de que a concentração de todas as soluções é 0,1 mol/L.

Vamos dar um exemplo para ajudá-los a resolver este exercício. Suponham que vocês queiram calcular a massa do carbonato de prata, Ag2CO3, formada a partir da reação entre nitrato de prata e carbonato de sódio. Se vocês escreveram corretamente a equação dessa reação no exercício E23, terão escrito o seguinte: 2 AgNO3 (aq)  Na2CO3 (aq) → Ag2CO3 (s)  2 NaNO3 (aq) 2 mols

1 mol

1 mol

2 mols

(equação I)

Notem que, nessa reação, são necessários 2 mols de AgNO3 (aq) para reagir com 1 mol de Na2CO3 (aq). Se vocês usaram 10 mL de solução 0,1 mol/L de cada reagente, qual é a quantidade de cada um, em mol? SoluçõeS e Solubilidade cApítulo 1


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É simples calcular essa quantidade. Uma vez que a concentração é expressa em mol/L, basta multiplicar o volume usado da solução, em L, pela sua concentração. Sabemos que 1 mL é a milésima parte de 1 litro. Então, 1 mL  1  1023 L e 10 mL  10  1023 L  1  1022 L. Portanto, as quantidades, em mol, de AgNO3 (aq) e Na2CO3 (aq) (que são iguais, pois o volume e a concentração das soluções são os mesmos) são: (0,1mol/L)  (1  1022 L) = 1  1023 mol Note que a dimensão do resultado é mol por causa do cancelamento do L do volume com o 1/L da concentração. Usando esses valores, podemos escrever: 2 AgNO3 (aq)  Na2CO3 (aq) → Ag2CO3 (s)  2 NaNO3 (aq) 1  1023 mol 1  1023 mol Note que, se não houvesse o coeficiente estequiométrico 2 para o AgNO3 (aq), a quantidade de carbonato de prata formada sairia diretamente, como ocorrerá em muitas das reações. Sabemos, no entanto, que para cada 1 mol de Na2CO3 (aq) necessitamos de 2 mols de AgNO3 (aq). O nitrato de prata é, nesse caso, o reagente limitante, pois necessitamos do dobro de sua quantidade, em mol, em relação ao carbonato de sódio e temos a mesma quantidade dos dois nos 10 mL da solução 0,1 mol/L. Isso significa que todo o nitrato de prata será consumido e que sobrará metade do carbonato de sódio. Assim, podemos reescrever as quantidades certas: 2 AgNO3 (aq)  Na2CO3 (aq) → Ag2CO3 (s)  2 NaNO3 (aq) 1  1023 mol 0,5  1023 mol 0,5  1023 mol 1  1023 mol Note que, pela leitura dos coeficientes estequiométricos (reveja a equação I), sabemos que a quantidade de precipitado formado, no caso, o carbonato de prata, Ag2CO3, é a mesma do carbonato de sódio usado. Há, portanto, uma sobra de carbonato de sódio, que permanece em solução, pois não havia quantidade suficiente de nitrato de prata para reagir com ele quando se misturaram 10 mL de cada um. Se tivessem sido usados 20 mL de nitrato de prata e 10 mL de carbonato de sódio, não haveria essa sobra. Para calcular a massa de carbonato de prata formada, com base na quantidade em mol obtida, basta saber a massa molar do Ag2CO3. Consultando a tabela periódica, obtemos: massa molar de Ag  107,9 g/mol; massa molar de C  12,0 g/mol; massa molar de O  16,0 g/mol. Portanto, a massa molar do Ag2CO3 é: (2  107,9 g/mol)  12,0 g/mol  (3  16,0 g/mol)  275,8 g/mol Para se obter a massa de carbonato de prata formada na reação, basta multiplicar a quantidade, em mol, encontrada (0,5  1023 mol) pelo valor da massa molar. A seguir, segue o cálculo da massa do precipitado formado: 0,5  1023 mol  275,8 g/mol  137,9  1023 g  0,14 g Notem que a grandeza mol se cancela e a resposta é em gramas. Imaginamos que talvez a maior dificuldade envolvida neste problema


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está relacionada à existência de um reagente limitante. Se pensarmos, no entanto, na nossa vida cotidiana, é muito comum encontrarmos combinações de coisas em que umas entram em maior quantidade do que outras. Suponham que vocês estejam preparando uma receita que pede duas xícaras de chá de farinha e uma xícara de leite. Se vocês tiverem 10 xícaras de farinha e 10 xícaras de leite, só poderão usar 5 xícaras de leite, pois para cada uma delas serão necessárias duas de farinha. Aqui, a farinha funciona como o reagente limitante, e o leite estará em excesso. Acreditamos que, com esse exemplo, vocês poderão encontrar a massa de todos os outros precipitados formados.

1

exerCíCios E25. Calculem, quando for o caso, a quantidade (em mol) de reagente que ficou sem reagir. Lembrem-se de que isso acontece quando há, como no exemplo anterior, um reagente limitante. E26. Calculem a concentração de todos os sais aquosos formados, supondo que vocês tenham usado 10 mL de cada reagente. Lembrem-se de que o volume final da solução é igual à soma dos volumes usados, ou seja, 20 mL. E27. Calculem a perda de massa dos sistemas em que foi formado gás, no caso, o CO2. Essa perda corresponde à quantidade de gás carbônico formada?

parte D 4 Comentários finais Nesta atividade, o conhecimento sobre a solubilidade de alguns sais permitiu que vocês fizessem previsões sobre os produtos das reações entre esses sais. Vocês foram convidados a criar um procedimento para identificar seis líquidos incolores idênticos, contendo diferentes sais iônicos, todos na mesma concentração: 0,1 mol/L. Além disso, usaram essa forma de expressar a concentração de soluções líquidas – em mol/L – para calcular as massas dos precipitados formados, a concentração dos sais solúveis formados e a perda de massa em sistemas em que foi produzido gás carbônico. Vocês usaram soluções de concentração 0,1 mol/L. Trabalhar com a concentração usando a grandeza quantidade de matéria – o mol – possibilitou a simplificação de muitos cálculos, pois os coeficientes das equações químicas revelam as relações entre quantidades de átomos, moléculas e íons. Portanto, a concentração em quantidade de matéria – mol/L – é a mais usada em laboratórios químicos, justamente por permitir essas facilidades nos cálculos a partir de equações químicas. O conhecimento sobre as quantidades envolvidas em reações químicas é de extrema importância na maioria das aplicações industriais da Química. Conhecer a quantidade correta de cada reagente a se adicionar numa mistura reagente resulta em economia para a indústria, em menor desperdício e num produto mais barato para o consumidor. Como já tivemos oportunidade de verificar em atividades anteriores, a maioria das soluções encontradas em supermercados tem suas concentrações expressas de maneiras diferentes – gramas por litro, percentagem em massa ou em volume, entre outras. SoluçõeS e Solubilidade cApítulo 1


47 3/26/13 6:32 PM

Essas formas de expressar a concentração são mais diretas e facilitam a preparação de soluções, mas não revelam, como a concentração em mol/L, a quantidade de matéria de soluto presente, apenas sua massa. Supomos que agora vocês já tenham condições de diferenciar massa e quantidade de matéria.

exerCíCios E28. Você possui 1,0 L (litro) de uma solução de concentração 1,0 mol/L. responda: a) Se você pegar uma parcela de 100 mL dessa solução, qual será a sua concentração em quantidade de matéria? b) E se a solução fosse separada em duas parcelas, uma de 200 mL e outra de 800 mL, qual seriam as concentrações de cada uma delas? c) Qual a quantidade de matéria (ou seja, em mol) de cada uma dessas parcelas informadas na letra B? d) Sabendo que a massa molar do composto contido nessa solução é 35,0 g/mol, calcule a massa (em gramas) de cada uma das parcelas indicadas na letra B. E29. Uma solução aquosa destinada à administração intravenosa foi preparada dissolvendo-se 30 g de um medicamento sólido em água até um volume de 200 mL. a) Expresse a concentração dessa solução em g/L. b) Qual volume dessa solução deve ser administrado em um paciente de maneira que ele receba uma dose de 750 mg do medicamento? c) A massa molar do medicamento é 120 g/mol. Qual a concentração molar da solução preparada? E30. Considere as quatro soluções aquosas de hidróxido de sódio descritas no quadro ao lado. Qual das soluções apresenta concentração 1 mol/L? Justifique sua resposta. E31. testes revelaram que determinada marca de refrigerante do tipo “cola” contém 2,0  1023 mol/L de ácido fosfórico, H3PO4. a) Qual a quantidade de ácido fosfórico, em mol e em g, ingerida por uma pessoa que bebe um copo de 250 mL desse refrigerante? b) Na indústria, para preparar 1 m3 do refrigerante, quantos mol de ácido fosfórico são necessários? A quantos quilos essa quantidade de ácido fosfórico corresponde? E32. Calcule a quantidade de matéria de cátions e de ânions que estão contidos em 100 mL de uma solução aquosa carbonato de sódio 0,1 mol/L.

Solução

Volume da solução

Massa de NaOH

I

500 mL

20 g

II

1 000 mL

20 g

III

0,5 L

40 g

IV

1,0 L

60 g

Quadro 1.5 Soluções aquosas de hidróxido de sódio.

na internet Na página do Projeto Ponto Ciência, você vai encontrar várias sugestões de experimentos que envolvem soluções. Acesso em: 5 set. 2012.

Nesta página, você vai encontrar uma simulação na qual poderá observar a mudança de cor de uma solução. Na simulação, é possível verificar a concentração em mol/L com o medidor de concentração e alterar a concentração da solução. Você poderá simular soluções a partir de solutos diferentes e descobrir quanto de soluto pode adicionar até obter uma solução saturada. Acesso em: 5 nov. 2012.

Nesta página, você vai encontrar uma simulação na qual poderá determinar a concentração de uma solução. Nessa simulação, você pode aprender sobre as relações entre mols, litros e concentração em mol/L, ajustando a quantidade do soluto e do volume de solução. É possível alterar as substâncias para comparar soluções formadas por diferentes solutos em água. Acesso em: 5 nov. 2012.


3/26/13 6:32 PM

Questões de exames

1

Todas as questões devem ser respondidas em seu caderno. Não escreva no livro.

QueSTõeS fechadaS

KBr (aq)

Na2SO4 (aq)

Q45. (UFrGS-rS) O soro fisiológico é uma solução aquosa que

AgNO3 (aq)





contém 0,9% em massa de NaCl. Para preparar 200 mL dessa solução, a quantidade necessária de NaCl é de, aproximadamente: a) 0,45 g. d) 0,18 mol. b) 1,8 g. e) 10,6 g. c) 0,09 mol.

NaNO3 (aq)





KCl (aq)



—

BaCl2 (aq)



—

Q46. (UFMG) O rótulo de um produto usado como desinfetante

apresenta, entre outras, a seguinte informação: Cada 100 mL de desinfetante contém 10 mL de solução de formaldeído 37% V/V (volume de formaldeído por volume de solução). A concentração de formaldeído no desinfetante, em porcentagem volume por volume, é: a) 1,0%. c) 10%. b) 3,7%. d) 37%. Q47. (UFMG) Ácido clorídrico de alta pureza pode ser obtido

pela reação entre cloro e hidrogênio, seguida pela dissolução do cloreto de hidrogênio em água. Esses processos podem ser representados pelas equações: Cl2 (g)  H2 (g) → 2 HCl (g) HCl (g)  H2O (l) → HCl (aq) Considere a situação em que 1,0 mol de Cl2 seja posto para reagir com 2,0 g de H2 e o cloreto de hidrogênio obtido seja totalmente dissolvido em 1,0 L de água. Nessa situação, a afirmativa falsa é: a) A concentração da solução de ácido obtida é 2,0 mol/L. b) A massa de cloro que reage é 71 g. c) A quantidade de HCl (g) produzida é 73 g. d) O reagente em excesso é H2 (g). Q48. (UFMG) Precipitados poderão ser formados quando, em

solução aquosa, íons que formem compostos pouco solúveis forem colocados em contato. brometo de prata é um composto pouco solúvel em água. O mesmo ocorre com o sulfato de bário. Por outro lado, todos os sais comuns dos metais alcalinos são solúveis em água. Considere o quadro seguinte, referente à formação ou não de precipitados pela mistura das soluções indicadas, todas na concentração de 0,1 mol/L. A formação de precipitado é indicada pelo sinal  e a não formação, pelo sinal –; um  indica que a experiência não foi realizada.


O número total de erros contido na tabela é: a) 0. b) 1. c) 2. d) 3. Q49. (UFMG) Na embalagem de um produto usado para desentu-

pir pias e ralos, à base de soda cáustica (hidróxido de sódio – NaOH), são encontradas, entre outras, as instruções: Cuidado: em caso de contato, lavar imediatamente os olhos ou a pele com água em abundância durante quinze minutos. Se ingerido, não provocar vômito. Dar grande quantidade de água e também vinagre diluído em um copo de água. A seguir, dar uma colher de óleo comestível. Não reaproveitar a embalagem vazia. Lavar a colher utilizada como medida com bastante água corrente antes de reutilizá-la. Não adicionar água à embalagem do produto. O quadro seguinte relaciona algumas dessas instruções com as justificativas para o uso desses procedimentos, com base nas propriedades da soda cáustica e das outras espécies envolvidas. Indique a alternativa que contém uma justificativa incorreta para a instrução relacionada. Instrução

Justificativa

Dar vinagre diluído em um copo de água.

O vinagre diluído neutraliza a soda cáustica por meio de reação ácido-base.

b)

Lavar a colher utilizada como medida com bastante água corrente antes de reutilizá-la.

A utilização de grande quantidade de água deve-se ao fato de a soda cáustica ser insolúvel na água.

c)

Não adicionar água à embalagem com o produto.

A adição de água à embalagem com produto provoca forte aquecimento.

Não reaproveitar a embalagem vazia.

A embalagem pode estar contaminada com resíduos de soda cáustica.

a)

d)

Quadro 1.7 Questão Q49. SoluçõeS e Solubilidade cApítulo 1

QUIMICA_Mort_Cap-01_V Mortimer_Quimica_V2_PNLD2015_012a055_C1.indd 49

vits

49 3/26/13 6:32 PM

Q50. (UFMG) O rótulo de uma garrafa de vinagre indica que a

Q53. (Cefet-Pb) Na prática, para preparar uma solução muito

concentração de ácido acético (CH3COOH) é 42 g/L. A fim de verificar se a concentração da solução ácida corresponde à indicada no rótulo, 10,0 mL da mesma solução foram titulados com hidróxido de sódio 0,100 mol/L, gastando-se 25,0 mL da base para a neutralização. Quatro grupos de estudantes realizaram os cálculos de ambas as concentrações, a indicada no rótulo e a obtida por meio da titulação. Os resultados encontrados pelos quatro grupos estão apresentados no quadro a seguir:

diluída, é aconselhável realizar uma série sucessiva de diluições de um reagente, em vez de pesar uma massa muito pequena ou medir um volume muito pequeno da solução estoque; tal procedimento funciona como uma forma de minimizar os erros sistemáticos.

Grupo

Concentração indicada no rótulo (mol/L)

Concentração calculada com a titulação (mol/L)

1

0,25

0,25

Uma solução foi preparada transferindo-se 29,4 g de dicromato de potássio (K2Cr2O7), em um balão volumétrico de 500,0 mL, e diluída com água destilada até a marca de aferição. Uma alíquota de 25,0 mL desta solução foi transferida para um balão volumétrico de 250,0 mL e diluída com água até a referida marca. Depois, 10,0 mL da solução diluída foram transferidos para um balão de 100,0 mL e diluídos com água até o traço de aferição.

2

0,25

0,70

A concentração final da solução (em mol/L) é:

3

0,70

0,25

a) 0,002 mol/L.

c) 0,2 mol/L.

4

0,70

0,70

b) 0,02 mol/L.

d) 2,0 mol/L.


e) 20,0 mol/L.

Q54. (Uece) Suponha que 500 mL de solução de iodeto de po-

Ambas as concentrações foram calculadas corretamente pelo grupo: a) 2. b) 4. c) 1. d) 3.

tássio, com concentração em quantidade de matéria de 1,0 mol/L, reajam com nitrato de chumbo (II), conforme a reação: 2 KI (aq) + Pb(NO3)2 (aq) → PbI2 (s) + 2 KNO3 (aq)

Q51. (UFMS) Um único cristal de um sólido é adicionado a um

a

b

Luis Moura/ Arquivo da editora

béquer contendo uma solução daquele mesmo sólido. Considerando as situações a seguir, qual das alternativas é a correta? c


O iodeto de chumbo (II) produzido tem massa, aproximadamente, igual a: a) 57,63 g. b) 115,25 g. c) 166,00 g. d) 230,50 g. Q55. (UEMG) O quadro a seguir apresenta os efeitos do etanol

a) A situação B aconteceria caso a solução inicial fosse insaturada. b) A situação B aconteceria caso a solução inicial fosse saturada. c) A situação A ocorreria caso a solução inicial fosse saturada. d) Ocorreria o demonstrado em C caso a solução inicial estivesse supersaturada. e) Caso a solução inicial estivesse insaturada, poderíamos observar a situação A após a adição do cristal. Q52. (Cefet-AL) Em um experimento de laboratório, um estu-

dante misturou 70 mL de uma solução aquosa, 0,2 mol/L de NaCl, com 30 mL de uma solução 0,1 mol/L do mesmo soluto e solvente. A solução resultante apresentou concentração de: a) 1,7 mol/L. b) 0,2 mol/L. c) 1,1 g/L d) 0,15 g/L. e) 0,17 mol/L.

(C2H6O) em um indivíduo, em função da concentração no sangue (em g/L). Concentração do etanol no sangue (g/L)

Efeito

até 0,16

nenhum efeito aparente

0,20 a 0,30 0,30 a 0,50 0,50 a 0,80 1,50 a 3,00 3,00 a 5,00 mais de 5,00

falsa estimativa de distância e velocidade começo de risco de acidente euforia de condutor, risco de acidente multiplicado por quatro visão dupla, condução perigosíssima embriaguez profunda, condução impossível coma, podendo levar à morte DER-MG (Folheto álcool e volante)


50 QUIMICA_Mort_Cap-01_V Mortimer_Quimica_V2_PNLD2015_012a055_C1.indd 50

vits

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Considerando a densidade do etanol igual a 0,8 g/mL e analisando os dados apresentados no quadro, indique a alternativa que traz uma afirmação incorreta: a) Se um indivíduo apresenta, em média, 5 L de sangue, a massa de álcool que poderá causar a sua morte deverá ser superior a 25 g. b) Com uma concentração de álcool igual a 0,1 mol/L de sangue, um indivíduo se encontra em estado de euforia. c) Ao ingerir duas latas de cerveja de 350 mL com teor alcoólico igual a 5% em volume, um indivíduo que apresenta 5 L de sangue se encontra em risco de acidente. d) A concentração, em g/L de álcool, para que não haja risco de acidente, deve ser inferior a 0,30. Q56. (UEMS) Uma solução de 20 mL de fosfato de sódio

(Na3PO4) na concentração de 0,40 mol  L quantos mols de íons Na?

21

apresenta

Fórmula

Ponto de fusão (ºC)

Ponto de ebulição (ºC)

difosgênio

ClCOOCCl3

257

127

cloropicrina

CCl3NO2

269

DM – adamsita

Ph22NAsClH

195

,1

30 000

PD

Ph2AsCl2

216

404

2 600

CN

Ph2COCH2Cl

55

105

11 000

CS

Ph2CHC(CN)2

95

310

10

2 500

HD (gás mostarda)

Cl(CH2)2S(CH2)2Cl

14

215

610

1 500

lewisita

ClCHCHAsCl2

218

2 300

1 300

GA – tabun

C5H11N2PO2

250

400

400

GB – sarin

C4H10PO2F

256

12 100

100

GD – soman

C7H16PO2F

3 000

70

VX

C11H26PO2SN

10

36

Substância

1

Irritantes pulmonares 54 300

3 200

170 000 20 000

Gases do vômito

Gases lacrimogênicos

a) 0,0080. b) 0,024. c) 0,050.

VolatiDL50 lidade (mg  (20 ºC min21  mg  m23) m–3)

Gases vesicantes

d) 0,10. e) 0,20. Q57. (UEPb) O Vibrio cholerae é uma bactéria, classificada

como vibrião por aparentar-se com uma vírgula, e é encontrado em águas contaminadas por fezes humanas. A doença cólera é caracterizada por uma diarreia profusa e bastante líquida. Uma forma de combater o vibrião é adicionar um material popularmente conhecido por “cloro líquido”, isto é, hipoclorito de sódio a 20% (m/V ), mantendo o pH próximo de 7,0 e com uma concentração de 5 000 ppm (m/V ) de cloro na água que se quer tratar. Qual o volume, em mL, de “cloro líquido” que se deve adicionar, no mínimo, para obter 1 L de água não susceptível à presença do vibrião colérico? a) 10,5 mL.

Gases neurotóxicos 240

167 ,250

* O quadro traz algumas propriedades de substâncias usadas como armas químicas. Quadro 1.10 Questão Q58.

b) 52,5 mL. c) 100 mL. d) 20 mL. e) 1 000 mL. Q58. (UEPb) O Japão sofreu seu pior ataque terrorista em 1995,

quando membros da seita Aum Shinrikyo liberaram gás “sarin” no metrô de tóquio. Supondo que um dos vagões do metrô atacado tenha a forma de um paralelepípedo com um volume de 70 m3, qual a menor quantidade de matéria (em mols) e quantas granadas carregadas de gás “sarin” foram necessárias para tornar letal a atmosfera no interior deste vagão, de acordo com os valores de DL50 do quadro* a seguir? Suponha que cada granada pode carregar 100 g deste gás.

a) 5  1025 mols e cinco granadas. b) 5  1022 mols e uma granada. c) 5  10210 mols e três granadas. d) 5  102 mols e duas granadas. e) 5  10220 mols e vinte granadas. Q59. (Unimontes-MG) Uma solução foi preparada pela mistura

de 0,0250 mol de KH2PO4 com 0,0300 mol de KOH e diluída a 1,00 L. A concentração total (em mol/L) dos íons K+, em solução, é igual a: a) 0,0250. b) 0,0300. c) 0,0800. d) 0,0550. SoluçõeS e Solubilidade cApítulo 1


vits

51 3/26/13 6:32 PM

QueSTõeS do enem Q60. (Enem) O botulismo, intoxicação alimentar que pode levar

ções de íons cobre (representados por Cu2). Os gráficos relacionam a mortandade de camarões com a concentração de Cu2+ e com o tempo de exposição a esses íons.

à morte, é causado por toxinas produzidas por certas bactérias, cuja reprodução ocorre nas seguintes condições: é inibida por pH inferior a 4,5 (meio ácido), temperaturas próximas a 100 ºC, concentrações de sal superiores a 10% e presença de nitritos e nitratos como aditivos. % de camarões mortos

Levando-se em conta os fatores que favorecem a reprodução das bactérias responsáveis pelo botulismo, mencionadas anteriormente, conclui-se que as toxinas que o causam têm maior chance de ser encontradas: a) em conservas com concentração de 2 g de sal em 100 g de água. b) nas linguiças fabricadas com nitrito e nitrato de sódio. c) nos alimentos logo após terem sido fervidos. d) no suco de limão, cujo pH varia de 2,5 a 3,6. e) no charque (carne salgada e seca ao sol).

gráfico 1 100

80

60 tempo de exposição = 14 h

40

20

Q61. (Enem) O gráfico a seguir refere-se às variações das con-

0,2 0,4 0,7 1 2 5 10

centrações de poluentes na atmosfera, no decorrer de um dia útil, em um grande centro urbano.

20

40

60

2

concentração de íons Cu (mg/L)

concentração de poluentes

gráfico 2 167

3

6

9

O2

12

15

18

21

24

horário

Adaptado de NOVAIS, Vera. Ozônio: aliado e inimigo. São Paulo: Scipione, 1998. Figura 1.27 Questão Q61.

tempo de exposição (horas)

NO2

0

96

CO

NO

24

1,7

As seguintes explicações foram dadas para essas variações: I. A concentração de NO diminui e a de NO2 aumenta em razão da conversão de NO em NO2. II. A concentração de monóxido de carbono no ar está ligada à maior ou à menor intensidade de tráfego. III. Os veículos emitem óxidos de nitrogênio apenas nos horários de pico de tráfego do período da manhã. IV. Nos horários de maior insolação, parte do ozônio da estratosfera difunde-se para camadas mais baixas da atmosfera. Dessas explicações, são plausíveis somente: a) I e II. b) I e III c) II e III d) II e IV. e) III e IV.

1

2 3 4 5 7 10 20 40 60 100

concentração de íons Cu21, que causa 50% de mortalidade dos camarões (mg/L) Adaptado de VOWLES, P. D.; CONNEL, D. W. Experiments in environmental Chemistry: a laboratory manual. Oxford: Pergamon Press, 1980. Figura 1.28 Questão Q62.

Se os camarões utilizados na experiência fossem introduzidos num tanque de criação contendo 20 000 L de água tratada com sulfato de cobre, em quantidade suficiente para fornecer 50 g de íons cobre, estariam vivos, após 24 horas, cerca de: a) 1/5. b) 1/4.

Q62. (Enem) Para testar o uso do algicida sulfato de cobre em

tanques para criação de camarões, estudou-se, em aquário, a resistência desses organismos a diferentes concentra-

c) 1/2. d) 2/3. e) 3/4.


vits

3/26/13 6:32 PM

Q63. (Enem) Um dos índices de qualidade do ar diz respeito à

concentração de monóxido de carbono (CO), pois esse gás pode causar vários danos à saúde. O quadro a seguir mostra a relação entre a qualidade do ar e a concentração de CO. Qualidade do ar

Concentração de CO  ppm* (média de 8 h)

inadequada

15 a 30

péssima

30 a 40

crítica

acima de 40

* ppm (parte por milhão)  1 micrograma de CO por grama de ar 106 g Quadro 1.11 Questão Q63.

Para analisar os efeitos do CO sobre os seres humanos, dispõe-se dos seguintes dados: Concentração de CO (ppm)

Sintomas em seres humanos

10

nenhum

15

diminuição da capacidade visual

60

dores de cabeça

100

tonturas e fraqueza muscular

270

inconsciência

800

morte

No processo de produção do ferro, dependendo do minério utilizado, forma-se mais ou menos SO2, um gás que contribui para o aumento da acidez da chuva. Considerando esse impacto ambiental e a quantidade de ferro produzida, pode-se afirmar que seria mais conveniente o processamento do minério da(s) região(ões): a) 1, apenas. b) 2, apenas. c) 3, apenas. d) 1 e 3, apenas. e) 2 e 3, apenas.

1

Q65. (Enem) Determinada estação trata cerca de 30 000 litros

de água por segundo. Para evitar riscos de fluorose, a concentração máxima de fluoretos nessa água não deve exceder a cerca de 1,5 miligrama por litro de água. A quantidade máxima dessa espécie química que pode ser utilizada com segurança, no volume de água tratada em uma hora, nessa estação, é: a) 1,5 kg. b) 4,5 kg. c) 96 kg. d) 124 kg. e) 162 kg. Q66. (Enem) O álcool hidratado utilizado como combustível vei-


Suponha que você tenha lido em um jornal que na cidade de São Paulo foi atingido um péssimo nível de qualidade do ar. Uma pessoa que estivesse nessa área poderia: a) não apresentar nenhum sintoma. b) ter sua capacidade visual alterada. c) apresentar fraqueza muscular e tontura. d) ficar inconsciente. e) morrer. Q64. (Enem) O ferro pode ser obtido a partir da hematita, minério

rico em óxido de ferro, pela reação com carvão e oxigênio. O quadro a seguir apresenta dados da análise de minério de ferro (hematita) obtido de várias regiões da Serra de Carajás. Minério da região

Teor de enxofre (S)/% em massa

Teor de ferro (Fe)/% em massa

Teor de sílica (SiO2)/% em massa

1

0,019

63,5

0,97

2

0,020

68,1

0,47

3

0,003

67,6

0,61

ABREU, S. F. Recursos minerais do Brasil. São Paulo: Edusp, 1973. v. 2. Quadro 1.13 Questão Q64.

cular 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%.

QueSTõeS aberTaS Q67. (Unicamp-SP) “Os peixes estão morrendo porque a água

do rio está sem oxigênio, mas nos trechos de maior corredeira a quantidade de oxigênio aumenta.” Ao ouvir essa informação de um técnico do meio ambiente, um estudante que passava pela margem do rio ficou confuso e fez a seguinte reflexão: “Estou vendo a água no rio e sei que a água contém, em suas moléculas, oxigênio; então, como pode ter acabado o oxigênio do rio?”. a) Escreva a fórmula das substâncias mencionadas pelo técnico. b) Qual é a confusão cometida pelo estudante em sua reflexão? SoluçõeS e Solubilidade cApítulo 1


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Q68. (Unicamp-SP) Conta-se que, durante a 2a Guerra Mundial, es-

piões alemães mandavam mensagens com uma tinta invisível que era essencialmente uma solução de nitrato de chumbo, Pb(NO3)2. Descreva, justificando sua resposta, um procedimento para tornar a escrita com nitrato de chumbo visível, com base nas seguintes informações: • O sulfato de chumbo é um sólido branco, pouco solúvel em água. • O iodeto de chumbo é um sólido amarelo, pouco solúvel em água. • O sulfeto de chumbo é um sólido preto, pouco solúvel em água. • O cloreto de chumbo é um sólido branco, pouco solúvel em água. • O nitrato de potássio é branco e solúvel em água. • Todos os sais de sódio são solúveis em água. Q69. (Unicamp-SP) “O jogo das soluções”: na figura a seguir

Luis Moura/Arquivo da editora

está representada uma estante onde há béqueres que contêm o mesmo volume V de solução de HCl ou de NaOH (solução diferenciada pela tonalidade avermelhada, na figura). As concentrações, em mol/L, são as mesmas numa mesma linha e estão indicadas ao lado do quadro. Usando um béquer de volume suficientemente grande, podem-se nele misturar os conteúdos de vários béqueres do quadro. 1

2

3

4

5

0,1 mol/L

A

b) Qual será a concentração do ácido ou da base na solução final do item a? c) Misturando-se todas as soluções que estão na sequência indicada pela linha contínua, indo da A1 até a D5 inclusive, qual será o pH da solução final? Q70. (Unicamp-SP) Um dos grandes problemas das navega-

ções do século XVI referia-se à limitação de água potável que era possível transportar numa embarcação. Imagine uma situação de emergência em que restaram apenas 300 L de água potável (considere-a completamente isenta de eletrólitos). A água do mar não é apropriada para o consumo devido à grande concentração de NaCl (25 g/L), porém o soro fisiológico (10 g NaCl/L) é. Se os navegantes tivessem conhecimento da composição do soro fisiológico, poderiam usar a água potável para diluir água do mar de modo a obter soro e assim teriam um volume maior de líquido para beber. a) Que volume total de soro seria obtido com a diluição se todos os 300 L de água potável fossem usados para esse fim? b) Considerando-se a presença de 50 pessoas na embarcação e admitindo-se uma distribuição equitativa do soro, quantos gramas de NaCl teriam sido ingeridos por cada pessoa? c) Uma maneira que os navegadores usavam para obter água potável adicional era recolher água da chuva. Considerando-se que a água da chuva é originária, em grande parte, da água do mar, como se explica que ela possa ser usada como água potável? Q71. (UFF-rJ) O ácido nítrico é um importante produto indus-

B

0,2 mol/L

C

0,3 mol/L

D

0,4 mol/L

E

0,5 mol/L

trial. Um dos processos para a obtenção do ácido nítrico é fazer passar amônia e ar, sob pressão, por um catalisador acerca de 850 ºC, ocorrendo a formação de monóxido de nitrogênio e água. O monóxido de nitrogênio, em presença do oxigênio do ar, se transforma no dióxido que reagindo com a água forma o ácido nítrico e monóxido de nitrogênio. a) Escreva as equações balanceadas que representam as diferentes etapas de produção do ácido nítrico através do processo mencionado. b) Uma solução de ácido nítrico concentrado, de densidade 1,40 g/cm3, contém 63,0 % em peso de ácido nítrico. Informe por meio de cálculos: 1) a molaridade da solução; 2) o volume dessa solução que é necessário para preparar 250 mL de solução 0,5 mol/L. Q72. (Vunesp-SP) Estudos recentes indicam que as águas do


a) Misturando-se todas as soluções que estão no caminho indicado pela linha tracejada, indo da posição A1 até D5 inclusive, a solução final será ácida ou básica? Explique.

Aquífero Guarani (um dos maiores reservatórios subterrâneos de água doce conhecidos no planeta) estão sendo contaminadas. O teor de nitrogênio já atinge, em determinados locais, valores acima do nível de tolerância do organismo humano. Em adultos, o nitrogênio, na forma de nitrito, atua na produção de nitrosaminas e nitrosamidas, com elevado poder cancerígeno.


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Considerando as equações químicas a seguir: HNO2 (aq) NO22 (aq)  H (aq) (produção do ácido nitroso no estômago) O2 (aq)  (CH3)2NH (aq) (CH3)2NNO (aq)  H2O (l) (produção da nitrosamina)

b) Calcule o volume de álcool, em mL, que corresponde à massa calculada no item 1. A densidade do álcool é 0,80 g/mL.

Determine a massa da nitrosamina que pode ser produzida a partir de 1 L de água cujo teor em nitrito seja igual a 9,2 mg.

Q76. (UFMG) Na produção de vinho, o dióxido de enxofre, SO2 (g),

Dados: massas molares, em g  mol21: NO22  46; (CH3)2 NNO  74.

é usado como conservante, a fim de, reagindo com o oxigênio do ar, impedir que este oxide o vinho, transformando-o em vinagre.

Q73. (UFtM-MG) Usando um balão volumétrico de 1 000 mL, foi

preparada uma solução 0,1 molar de Na3PO4. responda e faça o que se pede a seguir: a) Qual a quantidade (massa) de soluto presente na solução? b) Escreva a equação de dissociação do soluto presente na solução. c) Qual a concentração molar de íons Na na solução? Q74. (UFMG) Um dos métodos comerciais de descascar batatas

consiste em mergulhá-las em uma solução de hidróxido de sódio. A concentração dessa solução, calculada de acordo com a expressão: [massa do soluto (g)/ volume da solução (mL)]  100 deve estar situada entre 11 e 22%. Depois de permanecerem nessa solução por alguns minutos, as cascas são removidas por um jato de ar. Após um dia de trabalho, o encarregado de uma seção de descascamento, desejando saber se a solução poderia ser reaproveitada no dia seguinte, determinou sua concentração através de sua reação com HCl 0,300 mol/L. Foram necessários 40 mL dessa solução de ácido para a neutralização completa de 5,0 mL de solução de hidróxido. a) Escreva a equação balanceada da reação de neutralização total de 1 mol de ácido clorídrico por hidróxido de sódio. b) Calcule a concentração, em mol/L, da solução de hidróxido de sódio analisada pelo encarregado. c) Calcule a concentração dessa mesma solução de hidróxido utilizando a expressão: [massa do soluto (g)/ volume da solução (mL)]  100%. Indique se essa solução poderia ser reaproveitada. Justifique sua resposta. Q75. (UFMG) Um uísque possui, em média, um teor alcoólico de

40% volume por volume. Sabe-se, ainda, que o limite de álcool permitido legalmente no sangue de um motorista, em muitos países, é de 0,0010 g/mL. a) Calcule, em gramas, a massa total de álcool que deve estar presente no sangue de uma pessoa para produzir uma concentração de 0,0010 g/mL. Sabe-se que o volume médio de sangue em um ser humano é 7,0 L.

a) Escreva a equação química balanceada da reação do SO2 (g) com o oxigênio do ar. b) Calcule a massa do produto formado na oxidação completa de 192 mg de SO2. (Deixe seus cálculos registrados, explicitando, assim, seu raciocínio.) c) Suponha que a massa de 192 mg de SO2 é adicionada a uma garrafa de 1 litro de vinho. Calcule a concentração de SO2 em mol/L nessa garrafa, antes que ocorra a oxidação de SO2. (Deixe seus cálculos registrados, explicitando, assim, seu raciocínio.) Q77. (UFMG) A presença do oxigênio dissolvido é de funda-

mental importância para a manutenção da vida em sistemas aquáticos. Uma das fontes de oxigênio em águas naturais é a dissolução do oxigênio proveniente do ar atmosférico. Esse processo de dissolução leva a uma concentração máxima de oxigênio na água igual a 8,7 mg/L, a 25 ºC e 1 atm. Um dos fatores que reduz a concentração de oxigênio na água é a degradação de matéria orgânica. Essa redução pode ter sérias consequências – como a mortandade de peixes, que só sobrevivem quando a concentração de oxigênio for de, no mínimo, 5 mg/L. a) Calcule a massa de oxigênio dissolvido em um aquário que contém 52 litros de água saturada com oxigênio atmosférico, a 25 ºC e 1 atm. (Deixe seus cálculos registrados, explicitando, assim, seu raciocínio.) b) Calcule a massa de oxigênio que pode ser consumida no aquário descrito, no item a desta questão, para que se tenha uma concentração de 5 mg/L de oxigênio dissolvido. (Deixe seus cálculos registrados, explicitando, assim, seu raciocínio.) c) A glicose (C6H12O6), ao se decompor em meio aquoso, consome o oxigênio segundo a equação: C6H12O6 (aq)  6 O2(aq) → 6 CO2 (aq)  6 H2O (l) Calcule a maior massa de glicose que pode ser adicionada ao mesmo aquário, para que, após completa decomposição da glicose, nele permaneça o mínimo de 5 mg/L de oxigênio dissolvido. (Deixe seus cálculos registrados, explicitando, assim, seu raciocínio.) SoluçõeS e Solubilidade cApítulo 1


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c) Calcule o volume, em mL, de uísque necessário para provocar o teor alcoólico de 0,0010 g/mL. Sabe-se que cerca de 13% do álcool ingerido vai para a corrente sanguínea.

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Termoquímica: energia nas mudanças de estado físico e nas transformações químicas low k/G oc

Não é simples definir energia, apesar de ser um conceito básico para o entendimento da maioria dos fenômenos de interesse da ciência.

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CAPÍTULO

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Neste capítulo, vamos estudar as transferências de energia que estão associadas às transformações químicas e às mudanças de estado físico. Conheceremos alguns processos que envolvem a produção e o consumo de energia, destacando a fotossíntese, um processo fundamental pelo qual as plantas produzem fontes de energia, na forma de combustíveis e de alimentos, usando a luz solar. É desses alimentos que nosso corpo obtém a energia necessária para executar suas funções vitais. Grande parte da energia usada nos transportes é obtida de combustíveis fósseis, como o petróleo e seus derivados. Despendemos energia para produzir a maioria dos metais a partir de seus minerais.

vingue/Phototake/Easy Dele pix nel Lio

Veremos que o estudo desses processos envolve alguns conceitos – energia, calor, temperatura e trabalho – que estamos acostumados a usar em nosso dia a dia, e que agora vamos interpretar sob o ponto de vista científico.

A energia desempenha um papel fundamental na maioria das transformações químicas, mas sua obtenção e uso têm sido a causa de muitos problemas ambientais como, por exemplo, o aumento do efeito estufa e a chuva ácida.

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Nadiya/Shutterstock/Glow Images

Figura 2.1 Exceto pela energia nuclear, muitas formas de energia que conhecemos dependem, direta ou indiretamente, da energia luminosa que recebemos do Sol.


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texto 1 A conversão de energia e trabalho em calor sempre acompanhou a história do nosso planeta. O processo contrário, de converter calor e energia armazenada em trabalho, é muito mais recente e se evidencia na utilização, pelo homem, do vento para movimentar moinhos e barcos, ou de animais, incluindo o próprio homem – que transformam a energia obtida da digestão dos alimentos em trabalho mecânico –, para realizar trabalhos domésticos e agrícolas. No entanto, a utilização do calor em grande escala para produzir trabalho originou-se na época da Revolução Industrial, com a invenção da primeira máquina térmica, em que a energia química de combustível, como madeira ou carvão, era usada para a produção de vapor, que movimentava essas máquinas. Dessa forma, as mudanças na sociedade foram se tornando cada vez mais rápidas, pois a humanidade, desde então, não se limita mais aos animais ou a outros processos naturais para produzir trabalho. O aprendizado de como produzir o fogo, e não depender mais dos incêndios naturais para obtê-lo, significou um salto qualitativo no estilo de vida dos povos primitivos. Desde então, o ser humano vem produzindo energia em abundância pela queima de combustíveis. Processos mais sofisticados pelos quais a energia de combustíveis pode ser artificialmente convertida em trabalho têm, no entanto, menos de trezentos anos. A diferença no grau de sofisticação entre produzir calor ou trabalho a partir do mesmo combustível é evidente. Para produzir calor, precisamos de combustível, ar e a energia inicial de uma fagulha ou pequena chama. Uma vez iniciada, a combustão produz energia em abundância. Para produzir trabalho a partir de um combustível, necessitamos de equipamentos muito mais sofisticados, como um motor a explosão existente nos automóveis ou as turbinas de um avião a jato. Embora a humanidade em seus primórdios não o soubesse, a queima da vegetação liberava energia que havia sido obtida do Sol, não muito tempo antes de sua utilização, por meio dos processos de fotossíntese. Como a demanda por energia não era muito grande, a queima da vegetação existente era suficiente. Antes mesmo da Revolução Industrial, o aumento da demanda por energia fez com que o homem procurasse outra possível fonte – o carvão – na qual a energia solar havia se acumulado em eras anteriores.

Reprodução/Coleção particular

Combustíveis e formas alternativas de energia

Figura 2.2 Nas primeiras máquinas térmicas, a energia química dos combustíveis era utilizada para a produção do vapor.


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Marco Antonio Sá/kino.com.br

Gabor Nemes/kino.com.br

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Rodrigo Baleia/Folhapress

Figura 2.3 A queima da vegetação supria inicialmente a demanda de energia; depois, o carvão passou a ser necessário.

Figura 2.4 Queimadas e desmatamento em região do estado do Mato Grosso, em 2011.

Cláudio Rossi/Arquivo da editora

Marcelo Sayao/Petrobras

Atualmente, o homem explora o petróleo, provavelmente constituído por remanescentes de organismos marinhos que viveram há aproximadamente 500 milhões de anos e que também capturavam a energia solar. Também são usados como combustível o carvão mineral e o gás natural. As demandas por energia da civilização moderna nos obrigaram a explorar outras fontes de energia, como os átomos de urânio, que são usados na produção de combustível nuclear para os reatores nucleares.

Figura 2.5 O petróleo e o urânio são exemplos de fontes de energia utilizadas pela civilização moderna.

TermoQuímicA: energiA nAs mudAnçAs de esTAdo físico e nAs TrAnsformAções QuímicAs CapíTulo 2


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Nasa/Photoresearch/Latinstock

Nasa/Getty Images

Esses átomos foram formados na agonia de uma geração anterior de estrelas, quando átomos de menor massa foram violentamente lançados uns contra os outros com tanta energia que se fundiram em átomos progressivamente mais pesados. Essas estrelas antigas explodiram, espalhando esses átomos pesados pelo Universo. Alguns deles acabaram sendo incorporados durante o processo de formação da Terra. Estamos, dessa forma, adentrando cada vez mais no passado para encontrar formas de energia mais poderosas e convenientes. O dia em que a humanidade conseguir realizar a fusão do hidrogênio, a exemplo do que faz o Sol para obter essa imensa quantidade de energia, terá ido ainda mais longe no tempo ao utilizar “as cinzas do Big Bang”, já que hidrogênio e hélio foram os primeiros elementos que se formaram Figura 2.6 nessa grande explosão que, acredita-se, deu oriAs estrelas são a origem de átomos de urânio usados hoje como combustível em reatores nucleares. gem ao Universo. As pessoas que vivem na sociedade contemporânea assistem à explosão do uso da energia, o que tem gerado impactos ambientais de resultados imprevisíveis para o futuro da vida no planeta. O aumento da concentração de CO2 na atmosfera, resultante da queima em grande escala de combustíveis fósseis, está associado claramente ao aumento do efeito estufa, que pode resultar no aquecimento global do planeta.

Figura 2.7a Indícios do aquecimento global. As imagens mostram o derretimento da Antártida. As áreas derretidas aumentam a cada ano, como podem ser observadas em A, B, C e D.

60

aumento de temperatura (oC)

5 projeção do aquecimento global

4 3

Figura 2.7b O gráfico evidencia o aumento da temperatura global e mostra a projeção desse aumento caso não sejam tomadas medidas preventivas e corretivas.

2 1

1850

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Igor Kostin/Sygma Corbis/Latinstock

A obtenção de energia nuclear, embora muito eficiente, envolve sérios riscos ambientais. Acidentes nucleares como o da Pensilvânia, nos Estados Unidos, em 1979; o de Chernobyl, na Ucrânia, em 1986; o de Goiânia, no Brasil, em 1987; e o mais recente em Fukushima, no Japão, em 2011, deixaram muitos mortos e feridos ou com sequelas graves, como o câncer. Há ainda a preocupação com o risco envolvido no despejo do lixo nuclear. Soluções alternativas à obtenção de formas de energia necessitam de muita pesquisa e desenvolvimento para que se tornem viáveis em grande escala.

Air Photo Service/Reuters/Latinstock

Figura 2.8 O uso da energia nuclear precisa ser muito bem monitorado para evitar acidentes como o ocorrido em Chernobyl, em 1986, o pior da História. A foto mostra as ruínas de um reator nuclear da usina.

Figura 2.9 Acidente nuclear ocorrido na cidade de Fukushima (Japão), em 2011. Termoquímica: energia nas mudanças de esTado físico e nas Transformações químicas capítulo 2


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Nasa/JPL/SPL/Latinstock

O consumo de energia é muito desigual entre os países do mundo. Os norte-americanos, por exemplo, consomem muito mais energia do que qualquer outro povo. Essa diferença em relação a países em desenvolvimento como o Brasil, é ainda maior. Quem paga o custo ambiental de tanto desperdício é todo o planeta.

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Reprodução/NOAA’S National Geophysical Data Center.

Figura 2.10a Imagem gerada por computador mostrando a distribuição de dióxido de carbono (em ppmV) gerado por combustão de combustível fóssil (a concentração é maior nas áreas mais vermelhas e menor nas azuis).

Figura 2.10b O consumo de energia no mundo é desigual, conforme se pode observar nesta fotomontagem que mostra uma representação do planeta Terra como se fosse noite nele todo. Percebe-se claramente que os países do hemisfério norte consomem muito mais energia elétrica e fóssil do que os países do hemisfério sul.


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projeto 1 Combustíveis fósseis e fontes renováveis de energia

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Neste projeto, faremos um estudo dos combustíveis do ponto de vista químico, ambiental e social. Cada grupo de alunos deverá trabalhar com um dos grupos de combustíveis ou fontes de energia relacionados a seguir: • combustíveis fósseis: petróleo, carvão mineral e gás natural; • combustíveis nucleares (geralmente urânio e plutônio); • fontes renováveis: madeira e carvão vegetal; • fontes renováveis: etanol e metanol; • fontes renováveis: biogás e biodiesel; • fontes renováveis: energia solar e eólica; • fontes renováveis: hidrelétrica e de marés. P1

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Cada grupo deverá preparar um relatório escrito e uma série de argumentos sobre as vantagens e desvantagens da fonte de energia ou combustível escolhido, levando em consideração eficiência energética, custos de produção, facilidade de obtenção, impacto ambiental e social decorrente de sua produção e utilização. Lembrando que para as energias hidrelétrica, de marés, solar e eólica, vocês terão de fazer algumas adaptações ao responder às questões. Na preparação do relatório, o grupo deverá responder às questões e atender às demandas a seguir: a) Qual é a origem do combustível ou fonte de energia considerada? Como esse recurso é produzido/extraído? Qual o potencial de uso desse recurso no Brasil e no mundo? b) Descrevam todas as fases dos processos de obtenção/extração e de produção industrial do combustível ou fonte escolhida. Qual é o impacto ambiental/social de sua obtenção/produção/extração? c) Qual é o valor energético desse recurso ou dos seus derivados por mol (em termos de variação de entalpia de combustão)? Qual é o valor energético em quilo e litro? E em reais (R$)? d) Descrevam o funcionamento de uma máquina em que esse combustível (ou fonte de energia) é usado, evidenciando os mecanismos envolvidos na conversão de calor em trabalho (por exemplo, no motor de explosão para gasolina ou álcool, no forno de uma siderúrgica para o carvão vegetal, etc.). Qual é a eficiência dessas máquinas? Quanto do calor produzido é desperdiçado? e) Como está distribuído o consumo dessa fonte de energia ou combustível pelos diferentes países, em termos absolutos e em termos relativos (litro ou quilo de combustível por habitante)? E entre os estados brasileiros?

Não esqueçam de citar as fontes consultadas na pesquisa no final do seu relatório.

Termoquímica: energia nas mudanças de esTado físico e nas Transformações químicas capítulo 2


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Cada grupo deverá preparar os argumentos a favor e contra a fonte de energia ou combustível trabalhado. Esses argumentos serão preparados para um debate com toda a turma, em que cada grupo deverá defender o uso da “sua” fonte ou combustível e questionar o uso de uma das outras fontes. Para isso, cada grupo entregará ao professor, com alguma antecedência em relação ao dia do debate, os argumentos contrários ao uso de sua fonte de energia ou combustível. O professor distribuirá esses argumentos entre os outros grupos. É importante que cada grupo prepare a contra-argumentação levando em consideração os argumentos contrários que ele próprio levantou sobre a fonte de energia ou combustível analisado.

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O debate se iniciará com a defesa sobre o uso da fonte de energia ou combustível, seguida por uma réplica contra o seu uso, cada uma (defesa e réplica) tendo sido preparada com antecedência.

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Para que o debate prossiga, cada grupo deverá preparar um número razoável de perguntas que coloquem o grupo “adversário” em dificuldades na defesa do uso da fonte de energia ou combustível analisado por ele.

atividade 1 Temperatura e termômetros Estamos tão habituados ao uso de termômetros – principalmente os clínicos e aqueles usados para medir a temperatura de um ambiente – que raramente questionamos como eles funcionam e quais são as ideias científicas relacionadas a esse funcionamento. Nesta atividade, tentaremos entender um pouco melhor o funcionamento dos termômetros, comparando um termômetro clínico com um termômetro de laboratório.

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Art Directors & TRIP/Alamy/Other Images

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f) Quais são os principais impactos ambientais e sociais decorrentes do uso dessa fonte de energia ou combustível (por exemplo: em relação ao impacto social, deve-se considerar o problema dos congestionamentos no trânsito das grandes cidades, entre outros)? Que medidas têm sido tomadas para minimizar esse impacto? Que outras poderiam ser tomadas? g) Como o uso dessa fonte de energia ou combustível pode contribuir (ou não) para o desenvolvimento sustentável? h) Selecionem, preparem e apresentem algum experimento relacionado à fonte de energia ou combustível escolhido.

Material Um termômetro clínico e um termômetro de laboratório.

O que fazer A1

Observem atentamente a estrutura e o funcionamento dos termômetros de que dispuserem para responder às questões a seguir.

Figura 2.11 Existem diferentes tipos de termômetros, entre eles: a) termômetro clínico; b) termômetro de laboratório.


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Questões Q1. Um termômetro comum de laboratório (não digital) não precisa ser agitado para ser usado e não pode ser retirado do sistema cuja temperatura queremos conhecer. Já um termômetro clínico (que mede a temperatura do corpo humano) precisa ser agitado antes de ser usado e pode ser retirado do sistema (o corpo da pessoa) cuja temperatura se quer conhecer. Qual é a razão dessa diferença de comportamentos?


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Q2. Observem e desenhem o bulbo e o capilar de um termômetro de laboratório e de um termômetro clínico. Q3. Quais seriam as desvantagens de usar um termômetro clínico num laboratório de Química? Respondam no caderno.

texto 2 Temperatura e termômetros Como podemos afirmar que um termômetro mede a temperatura de um corpo? Com base nas observações feitas na Atividade 1, você deve ter notado que, por causa de um detalhe na sua fabricação, o termômetro clínico pode ser retirado do corpo da pessoa para efetuar a leitura, enquanto o termômetro de laboratório deve, durante a leitura, permanecer em contato com o sistema no qual estamos efetuando a medida. De qualquer forma, só podemos afirmar que a temperatura lida no termômetro é a mesma temperatura do sistema porque há uma transferência de energia do sistema para o termômetro quando o primeiro está a uma temperatura mais alta, e do termômetro para o sistema na situação inversa. Por que ocorre essa transferência? Porque dois corpos, objetos ou sistemas em contato tendem a igualar suas temperaturas e atingir o estado de equilíbrio térmico. Nesse estado, há sempre transferência de energia do corpo, objeto ou sistema à maior temperatura para aquele à menor temperatura. O princípio que está “por trás” do funcionamento dos termômetros é conhecido como a Lei Zero da Termodinâmica. Uma outra maneira de formular esse princípio é a seguinte: Se um sistema A está em equilíbrio térmico com um sistema B e B está em equilíbrio térmico com C, então C também está em equilíbrio térmico com A.

Esse princípio já contém algo que é estranho à nossa visão cotidiana dos fenômenos que envolvem calor e temperatura. Esse “algo estranho” é a ideia de que a transferência de calor sempre ocorre do corpo à maior temperatura para o corpo à menor temperatura. Afinal, estamos acostumados a dizer que colocamos uma pedra de gelo numa bebida para esfriar essa bebida. Essa maneira de falar sugere que o gelo transfere “frio” para a bebida. Em ciência, ao contrário do que supomos na vida Termoquímica: energia nas mudanças de esTado físico e nas Transformações químicas capítulo 2


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cotidiana, não admitimos a existência desses dois processos de transferência de energia – calor e frio –, mas apenas de um deles – o calor. Isso significa que a bebida se esfria porque transfere energia para a pedra de gelo até que todo o sistema esteja a uma mesma temperatura.

Questões Q4. Certos sistemas – nosso corpo, uma chapa elétrica, um ferro de passar roupa, uma lâmpada, uma vela, entre outros – aparentemente não seguem o princípio que acabamos de estudar. Esses sistemas não entram em equilíbrio térmico com o ambiente que os rodeia. Discuta com seus colegas uma possível explicação para esse fato. Q5. Dê outros exemplos de sistemas que se comportam de forma semelhante.

SPL/Latinstock

Galileu Galilei (1564-1642) foi o primeiro a associar o fato de os materiais se expandirem quando aquecidos à possibilidade de efetuar uma medida do “quão quente” está um material. A partir disso, consb truiu o que se pode considerar o primeiro termômetro, por volta de 1592. O instrumento construído por Galileu era simples e baseava-se na expansão do ar. A maioria dos termômetros comuns a que usamos atualmente não difere muito daqueles da época de Galileu. Basicamente, os termômetros comuns são constituídos por um bulbo de vidro contendo um líquido (usualmente álcool ou mercúrio) ligado a um longo tubo capilar cuja extremidade é selada após o ar ter sido retirado. Os termômetros clínicos são diferentes daqueles utilizados para medir a temperatura de sistemas nos laboratórios. No caso dos termômetros clínicos, após efetuar a medida da temperatura, a coluna de mercúrio não volta para o bul- Figura 2.12 bo, ao contrário do que se verifica em Na figura, vemos Galileu (a) e o termômetro desenvolvido por ele (b). outros termômetros. Por que isso ocorre? Ao observar um termômetro clínico, você vai perceber que há um estreitamento na coluna capilar. Quando o termômetro é aquecido, o mercúrio se dilata e, pelo efeito da capilaridade, sobe. Quando a medida termina, o mercúrio não pode continuar seu caminho ascendente e, por causa do estreitamento, também não retorna ao bulbo. O estreitamento do capilar cria condições físicas para que se estabeleça um “jogo de forças”, de tal forma que o peso da coluna de mercúrio não seja suficiente para vencer a tensão superficial na interface entre a parte mais larga e a parte mais estreita do capilar. Por isso, o fluxo do mercúrio cessa, e a coluna permanece marcando a temperatura, como é desejável para um termômetro clínico.


Um pouco sobre termômetros


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DK Limited/Corbis/Latinstock

A medida e o controle de temperatura são fundamentais em uma série de atividades científicas e industriais. Atualmente, existem outros tipos de instrumentos de medida de temperatura que são construídos a partir de outros princípios de funcionamento, dependendo da necessidade de seu uso. Um dos mais importantes, principalmente para o uso industrial, é o termopar. Esse tipo de termômetro é muito utilizado quando é preciso que se tenham controle e registro contínuos da temperatura. Seu funcionamento se baseia na medida de voltagem existente nas junções de ligas ou fios metálicos de materiais diferentes. Esses termômetros são, em geral, muito sensíveis.

2

Figura 2.13 O termopar é um tipo de termômetro muito sensível, utilizado para controle e registro contínuos da temperatura.

atividade 2 Temperatura e sensação de quente e frio

Jamie Wilson/Shutterstock/Glow Images

Nesta atividade, vamos discutir a diferença entre a temperatura e a sensação de quente e frio. Usamos nosso corpo como um termômetro em várias situações. Os pais sabem avaliar se o leite da mamadeira do bebê está na temperatura ideal pingando algumas gotas no dorso das mãos. De maneira semelhante, eles sabem avaliar se seu filho está febril ou não colocando a palma da mão sobre a testa da criança. Essas sensações, no entanto, podem, muitas vezes, nos iludir.

Figura 2.14 As sensações de quente e frio nos ajudam a avaliar a temperatura sem utilizar termômetros, mas podemos ser iludidos. Termoquímica: energia nas mudanças de esTado físico e nas Transformações químicas capítulo 2


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Nesta atividade vamos investigar se a sensação de quente e frio sempre corresponde a uma real diferença de temperatura. Respondam e anotem o que se pede no caderno.

Material Um bloco de metal e outro de madeira (pequenos), ambos com um orifício para encaixar um termômetro; um termômetro de laboratório.

A2

Segurem o bloco de metal com uma das mãos e o bloco de madeira com a outra. Anotem suas observações em relação à sensação de quente e frio.

A3

Respondam à seguinte pergunta partindo das sensações que vocês tiveram: A temperatura do bloco de madeira é maior, menor ou igual à temperatura do bloco de metal? Justifiquem a resposta.

A4

Coloquem um termômetro no furo de um dos blocos. Aguardem algum tempo e anotem a temperatura. Repitam o mesmo procedimento com o outro bloco.


O que fazer

Figura 2.15 Qual a sensação ao segurar um bloco de madeira e um de metal em cada uma das mãos?

Q6. Como vocês interpretam a diferença dos resultados da sensação de quente e frio, ao segurar os blocos, e das medidas de temperatura feitas com o termômetro? Q7. O gráfico da página 69 representa a variação de temperatura dos dois blocos usados na atividade se eles tivessem ficado em contato com suas mãos por tempo suficiente para atingir a temperatura de seu corpo. a) Considerando a variação da temperatura dos blocos em função do tempo, deduzam de que material são feitos o bloco A e o bloco B. b) Houve aumento ou diminuição da temperatura dos blocos? c) Qual é o valor aproximado da temperatura Tf? d) Façam um gráfico para a situação em que dois blocos estejam a uma mesma temperatura inicial, maior que a de seu corpo. Nesse caso, o bloco de metal vai parecer mais quente ou mais frio que o de madeira?


Questões

Figura 2.16 Vocês vão medir a temperatura dos blocos.


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T Tf

B A

tempo

Figura 2.17 Gráfico da variação da temperatura em função do tempo para os blocos de madeira e de metal em contato com as mãos de uma pessoa.

2

comentários Nesta atividade, vimos que nem sempre a sensação de quente e frio corresponde à temperatura do objeto. No caso estudado, o que ocorre é que sua mão está a uma temperatura diferente da temperatura dos blocos. Quando dois corpos – sua mão e um dos blocos – a temperaturas diferentes entram em contato, há uma modificação dessas temperaturas. Essa modificação acontece à medida que a energia do corpo à maior temperatura é transferida para o corpo à menor temperatura. Na situação estudada, nosso corpo estava em uma temperatura maior que a temperatura ambiente, que é também a temperatura dos blocos. Nesse caso, houve transferência de energia do nosso corpo para os blocos. A temperatura do metal se modifica mais rapidamente do que a da madeira, o que provoca a sensação de que o metal está mais frio do que a madeira. Esse comportamento diferenciado do metal e da madeira está associado a uma propriedade chamada condutividade térmica. Os metais são bons condutores de calor, ao passo que a madeira é um isolante térmico. Por isso, é comum utilizarmos objetos de madeira como aparadores para travessas quentes que são colocadas à mesa, e panelas de ferro, aço ou alumínio para cozinhar os alimentos.

atividade 3 Temperatura e calor Na linguagem cotidiana, estamos acostumados a considerar o calor como diretamente proporcional à temperatura. De acordo com essa concepção, sempre “há mais calor” no material com a temperatura mais elevada. Lembrem, porém, como já comentamos, que as ideias científicas de calor e temperatura nem sempre correspondem a essas impressões cotidianas. Nesta atividade, calcularemos as quantidades de calor transferidas entre dois sistemas a temperaturas diferentes, procurando verificar se há uma relação direta entre calor e temperatura, isto é, se sempre há mais “calor” quando a temperatura é mais alta. TermoQuímicA: energiA nAs mudAnçAs de esTAdo físico e nAs TrAnsformAções QuímicAs CapíTulo 2


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Material Três béqueres de 250 mL, um termômetro de laboratório capaz de realizar medidas entre 10 ºC e 110 ºC (sensibilidade de 1 ºC), água, diversas folhas de jornal, fita-crepe, uma proveta de 50 mL, um bastão de vidro para agitar a água (não use o termômetro para isso!) e um sistema para aquecimento de água.

Tenha Esta atividade deve cuidado! ser realizada com a supervisão de seu professor. Cuidado ao manipular sistemas de aquecimento e água quente, pois há o risco de queimaduras.

O que fazer Primeira parte da experiência

A5

Revistam um béquer por baixo e do lado de fora com jornal, fixando-o com a fita-crepe. Coloquem, nesse béquer, 50 mL de água à temperatura ambiente. Se a água não estiver à temperatura ambiente, agitem e aguardem alguns minutos para que a água e o béquer estejam na mesma temperatura. Meçam a temperatura (T1) e anotem.

A6

Em outro béquer, coloquem 50 mL de água à temperatura aproximada de 20 ºC acima da temperatura ambiente. Esperem até que a água e o béquer estejam em equilíbrio térmico, agitando a água. Meçam a temperatura (T2), anotem seu valor e, imediatamente, despejem com cuidado a água mais quente dentro do béquer revestido com jornal.

A7

Agitem o sistema “água à temperatura ambiente + água aquecida” para que a temperatura fique homogênea. Anotem a temperatura final (T3).

parte B A8

Figura 2.18 Béquer revestido com jornal.

Segunda parte da experiência

Repitam os itens A5 e A6, utilizando agora duas novas amostras de 50 mL de água. Coloquem a primeira amostra no béquer revestido com jornal. Essa amostra deve estar em torno de 50 ºC (T4). A outra amostra deve estar em torno de 60 ºC (T5), aproximadamente. O importante é que exista uma diferença de 10 ºC na temperatura entre uma amostra e a outra. Agitem o sistema “água a 50 ºC + água a 60 ºC” para que a temperatura fique homogênea. Meçam a temperatura final (T6). Anotem as temperaturas (T4, T5, T6), como indicado nos itens anteriores.

parte C A9


parte a

Tratamento de dados

Cálculo do calor perdido: calcularemos o calor em calorias. A caloria é definida como a quantidade de calor que eleva a temperatura de 1 grama de água em 1 ºC (mais exatamente, a quantidade de calor que faz um grama de água passar de 15 ºC para 16 ºC).


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Em cada caso, o calor perdido (QP) pela água mais quente é: QP  m1  cágua  ∆T

em que m1 é a massa de água quente, ∆T é a variação de temperatura sofrida pela água quente (Tmistura  Tágua quente) e a constante cágua é chamada calor específico da água, sendo seu valor considerado constante para temperaturas em torno de 25 ºC e à pressão de 1 atm.

2

cal

cágua  1 g ºC  A10

Cálculo do calor ganho: o calor ganho (QG) pela água fria pode ser calculado de forma análoga. Para efetuar esse cálculo, respondam: Quanto vale ∆T nesse caso?

A11

Calculem QP e QG para as duas experiências feitas.

Questões Q8. Como vocês encontraram as massas das porções de água? Q9. As experiências feitas confirmam a ideia de que “calores” maiores correspondem a temperaturas mais altas? Q10. Na parte A, o calor ganho foi igual ao calor perdido? Deveria ser? Q11. Na parte B, o calor ganho foi igual ao calor perdido? Deveria ser? Q12. Caso tenha havido diferenças entre calor ganho e perdido, como se explicam essas diferenças? Q13. O que indicam os sinais diferentes obtidos para o calor ganho e para o calor perdido?

atividade 4 Sabemos que a temperatura na qual a água entra em ebulição depende da pressão atmosférica e, portanto, da altitude da região onde a ebulição ocorre. Quanto maior a altitude, menor a pressão atmosférica e menor a temperatura em que a água entra em ebulição. Os fabricantes de panelas de pressão utilizam-se desse princípio para conseguir que os alimentos em seu interior atinjam temperaturas de cozimento mais altas que a temperatura de ebulição da água, uma vez que a pressão dentro da panela pode atingir valores superiores ao da pressão atmosférica.


Condições para a ebulição da água

Figura 2.19 Nas panelas de pressão, as temperaturas de cozimento são mais altas porque a pressão interna pode atingir valores superiores aos da pressão atmosférica.



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Nesta atividade, vamos estudar um sistema constituído por água sob aquecimento, no qual introduzimos um tubo de ensaio em “banho-maria”, técnica muito utilizada para cozinhar alimentos. Ao final da atividade, esperamos que vocês saibam explicar o porquê do uso dessa técnica.

Material Um béquer de 50 mL, um tubo de ensaio, um tripé, uma tela de amianto1, uma lamparina, um suporte com uma garra, dois termômetros capazes de realizar medidas entre 10 ºC e 110 ºC.

1

As telas de amianto não são mais fabricadas com o disco central em amianto, pois este é um material cancerígeno. Ele foi substituído por cerâmica. O nome, no entanto, foi mantido.

Tenha Esta atividade deve ser realizada com a supervisão de seu cuidado! professor. Cuidado ao manipular sistemas de aquecimento e água quente, pois há o risco de queimaduras.

A12

Coloquem água no béquer. Coloquem o béquer sobre o tripé coberto pela tela de amianto.

A13

Introduzam água no tubo de ensaio até um terço de sua altura, aproximadamente.

A14

Usando o suporte e a garra, prendam esse tubo de ensaio de modo que ele fique mergulhado na água do béquer sem encostar nas paredes ou no fundo desse béquer (observem o esquema da montagem na figura 2.20).

A15

Observem se a água dentro do tubo de ensaio está no mesmo nível ou um pouco abaixo do nível da água no béquer. Caso isso não ocorra, retirem um pouco de água do tubo de ensaio.

A16

Acendam a lamparina e introduzam um termômetro no béquer e o outro no tubo de ensaio. Enquanto aguardam o aquecimento do sistema, respondam às questões preliminares no caderno.

Questões preliminares


O que fazer

Figura 2.20 Montagem para a execução do experimento.

Q14. A que temperatura vocês esperam que a água ferva no béquer? Justifiquem sua resposta. Q15. Vocês esperam que a água no tubo de ensaio atinja essa mesma temperatura? Justifiquem sua resposta. Q16. Vocês esperam que a água ferva também dentro do tubo de ensaio? Justifiquem sua resposta.

Observações A17

Observem o sistema até que a água do béquer comece a ferver. Anotem a temperatura da água do béquer e da água do tubo de ensaio neste momento.


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A18

Observem a água dentro do tubo de ensaio após decorridos 5 minutos do início da ebulição da água do béquer e anotem sua temperatura.

A19

Aguardem mais 5 minutos e repitam a observação do item A18.

Questões Q17. Suas respostas às questões preliminares foram confirmadas pelos resultados experimentais? Como vocês explicam esse fato?

2

Q18. Se dentro do tubo de ensaio houvesse etanol – cuja temperatura de ebulição é 78,5 ºC – no lugar de água, vocês obteriam os mesmos resultados? Justifiquem a resposta. Q19. Considerando os resultados desse experimento, por que é mais aconselhável esquentar café em banho-maria do que fazê-lo diretamente na “boca” do fogão?

texto 3 Calor e temperatura na linguagem cotidiana e na ciência



Publius Vergilius/Folhapress

Nas atividades anteriores, tivemos a oportunidade de discutir como os conceitos científicos de calor e de temperatura são diferentes dos nossos conceitos cotidianos. No dia a dia, associamos calor diretamente à temperatura, considerando que a uma temperatura mais alta corresponde uma maior quantidade de calor. Verificamos, na Atividade 3, que o conceito científico de calor se relaciona com a diferença de temperatura entre dois sistemas. Isso é importante para entender os conceitos de calor e temperatura do ponto de vista científico. Em primeiro lugar, só há calor quando há diferença de temperatura, pois o calor é o processo de transferência de energia de um sistema, a uma temperatura mais alta, para outro, a uma temperatura mais baixa. Além disso, a quantidade de calor transferida é proporcional à diferença de temperatura e não à temperatura. Isso implica que pode haver mais calor sendo transferido entre sistemas a baixas temperaturas do que entre sistemas a temperaturas mais altas. Isso ocorrerá se a diferença de temperatura entre os sistemas a baixa temperatura for maior do que entre os sistemas a uma temperatura mais alta, desde que as massas dos Figura 2.21 Na vida cotidiana, associamos calor diretamente à temperatura. sistemas sejam as mesmas.

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A necessidade de comparar massas iguais quando se quer comparar o calor envolvido nos processos é importante porque a quantidade de calor necessária para elevar a temperatura de um corpo depende do calor específico do material de que é feito o corpo e de sua massa. Quanto maior o calor específico do material, mais energia é necessária para aquecer o corpo. O mesmo se pode dizer em relação à sua massa: quanto maior a massa, mais energia é necessária para aquecer o corpo. Esse conjunto de informações está, de certa forma, sintetizado na fórmula matemática que usamos para calcular a quantidade de calor transferida.

Assim, quando aquecido, a quantidade de calor que um corpo pode receber depende da diferença de temperatura entre o corpo e a fonte de calor, do calor específico do material de que é feito o corpo e de sua massa. O conceito científico de calor é, portanto, bem diferente da concepção cotidiana, que associa calor a temperatura e considera que quanto maior a temperatura, mais calor um corpo ou sistema tem. Do ponto de vista científico, um corpo não possui calor. Ele possui energia interna que pode ser transferida sob a forma de calor desde que haja contato com um corpo a uma temperatura menor. Espontaneamente, a transferência de calor só ocorre do sistema de maior temperatura para o de menor temperatura. Essa ideia também contraria a forma de pensar cotidiana, que admite que um corpo quente pode transferir calor e um corpo frio pode transferir frio. Do ponto de vista científico, quando colocamos gelo num copo com água à temperatura ambiente, há resfriamento do sistema porque a água cede calor para o gelo e não porque o gelo cede “frio” para a água. Vimos também que a sensação de quente e frio nem sempre corresponde a uma real diferença de temperatura, como no caso da madeira e do metal na Atividade 2. Gostaríamos de enfatizar que essas situações são importantes para evidenciar a grande diferença que existe entre nossas noções cotidianas e a noção científica de calor. Enquanto nas primeiras o calor e o frio são tratados como atributos dos materiais, a noção científica estabelece que o calor depende da relação entre dois sistemas. Por isso, não tem sentido, do ponto de vista da ciência, falar do calor de um corpo ou de um sistema, já que só existirá calor quando existir diferença de temperatura entre dois sistemas ou entre duas partes de um mesmo sistema. Sobre o conceito de temperatura, podemos dizer que, do ponto de vista dos fenômenos, esse conceito deriva da observação de que a energia é transferida de um corpo a outro quando eles estão em contato. A temperatura é a propriedade que nos mostra a direção do fluxo de energia. Assim, se a energia flui de um corpo A para um corpo B, podemos dizer que A tem uma temperatura maior do que B. Essa maneira de definir a temperatura também estabelece a relação entre calor e temperatura. O calor, como fluxo de energia, sempre passa de um sistema a


Q  m  c  ∆T

Figura 2.22 Transferência de calor da água para o gelo.


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a


uma maior temperatura para um outro a uma menor temperatura quando os dois estão em contato. Mais uma vez deve-se destacar que só há fluxo de energia e, portanto, calor quando há diferença de temperatura. Esses conceitos podem ser explicados, em termos de comportamento molecular, por meio do modelo cinético-molecular. Assim, sendo todos os materiais constituídos por moléculas, íons ou átomos, a temperatura pode ser associada à energia cinética média dessas moléculas, íons ou átomos. Em outras palavras, pode-se considerar que a temperatura expressa o grau de agitação térmica das moléculas de um corpo. Quanto maior a temperatura, maior a agitação térmica dessas moléculas.

b

2 Figura 2.23 A figura mostra duas representações para as moléculas de um corpo em diferentes temperaturas. Quando o termômetro marca a temperatura menor (a), as moléculas são representadas de forma a indicar uma menor agitação em comparação ao termômetro que marca a maior temperatura (b).

Questões Q20. A partir do que foi discutido anteriormente sobre a relação entre temperatura, agitação térmica e energia cinética das partículas, como você explicaria a transmissão de calor por condução térmica utilizando o modelo cinético-molecular da matéria? Q21. Explique por que a expressão “feche a porta para o frio não entrar” não corresponde exatamente ao conceito científico de transferência de calor.

O modelo cinético-molecular concebe que os materiais são constituídos por partículas e espaços vazios. Tais partículas são infinitamente pequenas e se movimentam continuamente nesses espaços. Esse modelo pode ser usado para explicar a transmissão de calor por condução térmica. Quando uma fonte quente entra em contato com uma panela de alumínio, por exemplo, ela aumenta a agitação térmica e, portanto, a energia cinética dos átomos da superfície do metal em contato com a fonte. Por meio do movimento de alguns elétrons de valência e da vibração dos átomos na rede cristalina do metal, parte da energia cinética dos átomos da região aquecida é transferida para os átomos da região vizinha, e assim sucessivamente, até atingir todos os átomos da panela. Nesse processo, o calor é transmitido de átomo para átomo sem que eles sofram deslocamentos em todo o metal. Em outras palavras, a energia é transferida sem que haja transporte de matéria. De forma semelhante, a panela transmite o calor para os alimentos no seu inte2.24 rior. O fluxo de calor continuará enquanto existir Figura Quando uma fonte quente entra em contato com uma panela de alumínio, há transferência de calor. uma diferença de temperatura. TermoQuímicA: energiA nAs mudAnçAs de esTAdo físico e nAs TrAnsformAções QuímicAs CapíTulo 2


Ulga/Shutterstock/Glow Images

o modelo cinético-molecular

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Sobre esse último aspecto, nos surpreendemos quando, na Atividade 4, a água no interior do tubo de ensaio, em banho-maria dentro do béquer, não entrou em ebulição apesar de ter atingido a temperatura necessária para tal. Nesse caso, não há fluxo de calor entre a água do béquer e a água do tubo de ensaio, pois elas estão em equilíbrio térmico. Como não há fluxo de energia, não está sendo fornecida a energia para romper as interações intermoleculares (as ligações de hidrogênio) entre as moléculas de água, condição necessária para que a água entre em ebulição. Essa experiência nos dá uma dimensão do que é o assim chamado calor de vaporização da água, que pode ser definido como a quantidade de calor que é necessário fornecer a 1 grama de água para que ela entre em ebulição.

Um pouco de História

Fotos: Pixtal/Arquivo da editora

O calor, sendo um processo de transferência de energia, não é uma substância. A noção de que o calor é uma substância está por trás da ideia de que um corpo pode conter calor, ou seja, de que calor e frio são atributos dos materiais. Essa ideia já foi aceita por muitos cientistas no passado, que consideravam que todos os corpos possuíam, em seu interior, uma substância fluida invisível e de massa desprezível a qual denominavam “calórico”. Um corpo à maior temperatura possuía mais calórico do que um corpo à menor temperatura. Lavoisier (1743-1794), por exemplo, listava o calórico como uma das substâncias elementares. Hoje sabemos que uma substância pode conter energia, mas não calor. A teoria do calórico, pensado como substância, foi abandonada em favor da teoria do calor, pensado como energia transferida entre sistemas a diferentes temperaturas, principalmente pelo fato de a primeira não conseguir explicar o aquecimento de objetos por outras formas que não uma fonte de calor, por exemplo, por atrito. O Conde Rumford (1753-1814), engenheiro americano exilado na Inglaterra, introduziu, em 1798, a ideia de que calor era energia e não substância ao atribuir o aquecimento de peças metálicas, quando perfuradas, à energia mecânica empregada em sua perfuração. A teoria do calórico, no entanto, permaneceu viva por muitos anos ainda. Sadi Carnot (1796-1832), um dos pioneiros no estudo de máquinas térmicas, considerado um dos fundadores da termodinâmica – o ramo da Física e da Química que estuda o calor e o trabalho –, descrevia os ciclos de uma máquina térmica por analogia aos moinhos de água, usando a ideia de que o calor era um fluido sem massa que fluía de uma fonte quente, termicamente “mais alta”, para um reservatório frio, termicamente “mais baixo”.

Figura 2.25 Lavoisier, Conde Rumford e Sadi Carnot.


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exerCÍCios E1. Considere a seguinte situação: você põe a mão dentro de um forno quente para retirar


uma fôrma de bolo de alumínio e queima os dedos ao tocar na fôrma. O ar de dentro do forno possui a mesma temperatura da fôrma (equilíbrio térmico), mas não queima a sua mão. Explique. E2. Explique por que seus dedos aderem a uma fôrma de gelo de metal quando você a reti-

ra do congelador.

2

E3. Nina é uma adolescente sempre preocupada em manter o peso ideal. Vive fazendo die-

tas: dieta da lua, das frutas e outras tantas. Estudando Química, Nina pensou na possibilidade de fazer uma dieta baseada na ingestão de água gelada. Sua teoria para o emagrecimento é que, ingerindo água gelada, o corpo precisaria queimar calorias o suficiente para aumentar a temperatura da água de 0 ºC até a temperatura do corpo, aproximadamente a 37 ºC. Quantos litros de água gelada (0 ºC) Nina deveria beber para queimar 454 g de gordura corporal? Suponha que a queima dessa massa equivale a 3 500 kcal. A teoria de emagrecimento de Nina é viável? E4. Vamos considerar um anel de ouro (cp  25,4 J/mol  K; 197,0 g/mol) à temperatura do

corpo (37 ºC) jogado em um copo com 20,0 g de água (cp  75,2 J/mol  K; 18,0 g/mol) a 10 ºC. Se a temperatura final for de 11 ºC, qual será a massa do anel?

E5. Vamos considerar que uma peça de ferro (cp  25,1 J/mol  K; 55,8 g/mol) pesando 25 g e

à temperatura de 14,9 ºC tenha sido colocada em contato com uma peça de ouro (cp = 25,4 J/mol  K; 197,0 g/mol) pesando 35 g à temperatura de 64,1 ºC. Admitindo que o sistema como um todo não perde calor, qual será a temperatura final?

texto 4 Calor e energia nas mudanças de estado físico e nas transformações químicas: as leis da termodinâmica Nas atividades seguintes, vamos realizar alguns experimentos que nos permitirão calcular o calor liberado em reações de combustão do etanol e de um grão de amendoim, bem como o calor de solidificação da naftalina. Em todos esses processos, calcularemos esses “calores” indiretamente, medindo a variação da temperatura da água, resultado de seu aquecimento quando em contato com as chamas do etanol ou do grão de amendoim, ou em contato com a naftalina fundida que se solidifica. Antes de realizarmos esses procedimentos experimentais, é conveniente conversarmos um pouco sobre alguns conceitos envolvidos nos cálculos que serão efetuados, principalmente os de energia, entalpia, processos exotérmicos e endotérmicos. Estamos estudando, neste capítulo, a energia envolvida nas transformações físicas e químicas, algo geralmente conhecido como termoquímica. A termoquímica pode ser pensada como um ramo da termodinâmica, que surgiu primeiro na história da ciência e originalmente englobava os TermoQuímicA: energiA nAs mudAnçAs de esTAdo físico e nAs TrAnsformAções QuímicAs CapíTulo 2


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estudos relacionados ao calor, mas atualmente inclui o estudo dos processos de transformação de energia em todas as suas formas. A termodinâmica baseia-se em afirmações que são “sumários sucintos da experiência das pessoas com a forma como a energia se comporta no curso de suas transformações” (ATKINS, P. W. The 2nd Law: energy, chaos, and form. New York: Scientific American Books, 1994. p. 8). Esses “sumários” são conhecidos como as leis da termodinâmica.

A Lei Zero da Termodinâmica, que já tivemos oportunidade de comentar, permite definir temperatura como a propriedade que nos informa a direção do fluxo de calor. Assim, se o calor flui de um corpo A para um corpo B, podemos dizer que A tem uma temperatura maior do que B. O calor é, portanto, um processo de transferência de energia, pois, de acordo com a interpretação do conceito de temperatura como reflexo da energia cinética média das moléculas, um corpo a uma temperatura mais elevada tem maior energia que um corpo a uma temperatura mais baixa. A Primeira Lei da Termodinâmica estabelece que a energia é conservada nas transformações. A energia pode ser convertida de uma forma para outra, mas não pode ser criada nem destruída. Assim, a energia do Universo seria constante. “Energia” é uma palavra tão familiar que às vezes não nos damos conta de sua importância como um conceito central nas ciências da natureza e da dificuldade que é definir exatamente o que ela significa, apesar de todo mundo ter uma ideia desse significado. Como já vimos, a definição clássica nos diz que “energia é a capacidade de realizar trabalho”. O conceito de Universo também é interessante: sendo abstrato em teoria, na prática o Universo pode ser interpretado como o sistema de interesse  suas vizinhanças. As vizinhanças sentem diretamente a influência dos processos que ocorrem no sistema e são controladas durante um experimento. Em um balão – no qual está ocorrendo uma reação química – em banho-maria, por exemplo, se reconhece como sistema o próprio balão  reagentes  produtos, e como vizinhança os componentes do banho-maria. A Segunda Lei da Termodinâmica está relacionada a uma assimetria nas transformações que ocorrem na natureza, à qual estamos, de certa forma, bastante familiarizados. Objetos quentes esfriam, mas objetos frios não se tornam quentes espontaneamente. Uma xícara cai da mesa e se quebra em muitos pedaços, porém, na vida real, nunca observaremos o movimento contrário: os cacos se juntando e voltando para cima da mesa. Um pedaço de papel queima-se na chama de um fósforo produzindo gás carbônico, água, cinzas e liberando energia na forma de calor. Mas, se juntarmos gás carbônico, água e cinzas e aquecermos, Figura 2.26 A queima do papel produz substâncias que, se forem reunidas, não veremos o papel se recompor novamente. não originarão o papel novamente.

g215/Shutterstock/Glow Images

As leis da termodinâmica


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Um gás de cozinha vazando de um botijão espalha-se por toda a sala. Nunca presenciaremos, no entanto, o gás se reunindo num canto da sala. A Segunda Lei resume essas observações nos dizendo que, embora a quantidade de energia seja conservada em qualquer processo, ela muda de forma irreversível. Assim, a Segunda Lei diz respeito à direção natural da mudança da distribuição de energia – algo que é até certo ponto independente de sua quantidade total –, ou seja, à direção na qual as mudanças ocorrem espontaneamente. A propriedade do sistema que a Segunda Lei define é a entropia, que pode ser entendida, de forma aproximada, como a medida da desordem de um sistema, assim como de sua vizinhança. Um processo é espontâneo quando ele colabora para o aumento da entropia do Universo. Assim como a Primeira Lei define que a energia do Universo é constante, a Segunda Lei define que sua entropia é crescente. A Terceira Lei da Termodinâmica, finalmente, nos diz que há um limite inferior de temperatura, que é impossível levar a matéria ao zero absoluto de temperatura (0 K, ou zero grau na escala Kelvin, que corresponde a aproximadamente 273 ºC). A essa temperatura, toda vibração molecular cessaria. Pode-se formular a Terceira Lei da Termodinâmica como segue: a 0 K, a entropia de um cristal puro e perfeito é zero.

2

texto 5 Itaipu Binacional/Arquivo da editora

Calor e energia nas mudanças de estado físico e nas transformações químicas: processos exotérmicos e endotérmicos A energia pode ser classificada em dois tipos: energia cinética ou energia potencial. A energia potencial deve-se à posição ou à composição. As águas de uma barragem têm energia potencial – por se encontrarem numa posição mais elevada – que pode ser convertida em trabalho mecânico quando a água cai e passa pelas turbinas, convertendo-se aí em eletricidade.

Figura 2.27 Nas usinas hidrelétricas a energia potencial é convertida em trabalho mecânico e eletricidade. Na foto, usina hidrelétrica de Itaipu.



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energia potencial

Forças atrativas e repulsivas entre núcleos e elétrons em moléculas também resultam em energia potencial. Lembre-se de que, como estudado no capítulo 9 do volume 1, representamos a formação da ligação entre dois átomos de hidrogênio por meio de um diagrama de energia potencial.

IV núcleos ainda mais próximos

III

II

I

moléculas de hidrogênio

átomos se aproximando

átomos isolados

distância internuclear

Figura 2.28 Diagrama de energia potencial 3 distância internuclear na formação de uma molécula de hidrogênio.


Examinando o diagrama de energia potencial em função da distância internuclear na formação de uma molécula de hidrogênio, podemos observar que a formação das ligações químicas entre os átomos de hidrogênio resulta em liberação de energia correspondente à diminuição da energia potencial. Essa liberação de energia ocorre sempre que uma ligação química é formada. Para que a ligação seja desfeita, é necessário que se forneça energia. Quando um combustível é queimado – por exemplo, o etanol –, podemos dizer que as moléculas dos reagentes (etanol e oxigênio) têm maior energia potencial do que as moléculas dos produtos (gás carbônico e água).

Figura 2.29 Após a queima do etanol, as moléculas dos produtos têm menor energia potencial que os reagentes: a reação liberou energia.

Isso significa que a energia liberada na formação das ligações químicas nos produtos foi maior que a energia gasta na quebra das ligações dos reagentes. Pensando em termos de poços de potencial, é como se eles fossem mais fundos nos produtos que nos reagentes. Essa diferença de energia é liberada para a vizinhança sob a forma de calor. Todas as reações químicas ou mudanças de estado físico que envolvem

80

energia potencial


energia potencial

liberação de energia do sistema para a vizinhança C2H5OH  3 O2 na forma de calor são chamadas processos exotérmicos (exo = fora). Podemos representar esse processo por meio do diagrama 1 (figura 2.30). Todos os energia liberada para processos exotérmicos apresentarão a mesma forma a vizinhança sob a Ep forma de calor geral para o diagrama de variação de energia potencial, sejam eles uma reação química ou uma mudança de estado físico, como no caso da liquefação, 2 CO2  3 H2O solidificação e muitas das dissoluções. Já as reações químicas ou mudanças de estado físico em que o sistema absorve energia da viziFigura 2.30 Diagrama 1: A combustão de etanol em termos de nhança na forma de calor são chamadas processos energia potencial. endotérmicos (endo = dentro). Por exemplo, para obtermos hidrogênio e oxigênio com a água, necessitamos fornecer energia ao sistema. Normalmente, essa energia é fornecida sob a forma de eletricidade, no processo conhecido como eletrólise da água. No diagrama 2 (figura 2.32), representamos a variação da energia potencial nesse processo.

2

H2(g) + O2(g)

Ep

energia absorvida da vizinhança

H2O (l)

Figura 2.32 Diagrama 2: A decomposição da água em termos de energia potencial.

Figura 2.31 Reações químicas podem absorver energia.

exerCÍCios E6. Construa o diagrama de variação de energia potencial para as seguintes transformações e classifique-as em exotérmicas ou endotérmicas: a) solidificação da água líquida no congelador; b) reação entre soluções concentradas de um ácido forte e de uma base forte; c) reação entre zinco e ácido clorídrico concentrado. E7. Dê exemplos de processos que correspondem à assimetria nas transformações que

ocorrem na natureza, expressas pela Segunda Lei da Termodinâmica.



81 3/26/13 5:59 PM

texto 6 Calor e energia nas mudanças de estado físico e nas transformações químicas: quantidades termodinâmicas relacionadas à energia interna de um sistema As quantidades termodinâmicas sempre têm duas partes: um número, que expressa a magnitude da variação, e um sinal, que indica a direção do fluxo. Nos exemplos de variação de energia potencial que representamos nos diagramas 1 e 2 do Texto 5, a combustão do etanol apresentaria um valor negativo para ∆Ep, e a decomposição da água, um valor positivo para ∆Ep. Note que tomamos como referência o sistema, ou seja, quando a energia flui da vizinhança para o sistema, como nos processos endotérmicos, aumenta a energia do sistema, e essa mudança tem um sinal positivo. Quando ocorre o contrário, com a energia fluindo do sistema para a vizinhança, como nos processos exotérmicos, há uma diminuição de energia do sistema, e essa mudança tem então um sinal negativo. Nas reações químicas e nas mudanças de estado físico que nos interessam, a maioria dos fluxos observados entre o sistema e a vizinhança se dão na forma de calor. Esses fluxos de calor são conhecidos como “calor de reação” (que assume nomes específicos, como “calor de combustão”, quando a reação é de combustão, por exemplo, no caso do etanol), “calor de vaporização”, “calor de liquefação”, etc., dependendo do processo que ocorre. A energia interna (E) de um sistema pode ser definida como a soma das energias cinética e potencial de todas as partículas do sistema. Além da energia potencial, relacionada à composição química e ao arranjo dos sistemas no espaço, as substâncias têm também uma energia cinética, relacionada ao movimento intrínseco das partículas. Como já vimos, a temperatura de um sistema pode ser interpretada como uma medida da agitação de suas partículas. Quanto mais agitadas as partículas, maior a sua energia cinética média e mais elevada a temperatura do sistema. Pode-se variar a energia interna de um sistema por meio da transferência de calor, de trabalho ou de ambos. Assim, podemos escrever: ∆E  Q  W em que ∆E representa a variação da energia interna do sistema, Q representa o calor e W, o trabalho. Essa é a expressão matemática que resume a Primeira Lei da Termodinâmica.


3/26/13 5:59 PM

Os calores de reação representam a variação da entalpia (∆H) do sistema, quando os processos ocorrem à pressão constante. A entalpia (H) de um sistema está relacionada à sua energia interna pela seguinte expressão: HEPV

2

em que E representa a energia interna, P, a pressão do sistema e V, o volume do sistema. Quando ocorre uma mudança no sistema à pressão constante, a variação da entalpia do sistema pode ser representada por: ∆H  ∆E  P  ∆V

Quando a entalpia dos produtos é menor que a dos reagentes, o sinal de ∆H é negativo, o que significa que houve um fluxo de calor do sistema para a vizinhança. A reação representada no diagrama 1 (figura 2.30), em termos de energia potencial, apresentaria praticamente o mesmo diagrama se representássemos o processo em termos de entalpia, como mostra o diagrama 3 (figura 2.33). Essa seria a forma geral dos diagramas de variação de entalpia para processos exotérmicos. Para os processos endotérmicos, como a decomposição da água, teríamos um diagrama semelhante ao diagrama 2 (figura 2.32). O valor de ∆H, nesse caso, seria positivo, o que significa que a entalpia dos produtos é maior do que a dos reagentes, ou seja, a energia foi transferida da vizinhança para o sistema. O diagrama 4 (figura 2.34) representa a variação de entalpia na decomposição da água. Todos os processos endotérmicos têm essa mesma forma geral para o diagrama de variação de entalpia. A entalpia, como a energia interna, a pressão, o volume e a temperatura, é uma função de estado.

C2H5OH + 3 O2

H<0

energia liberada para a vizinhança sob a forma de calor 2 C02 + 3 H2O

Figura 2.33 Diagrama 3: A combustão de etanol em termos de variação de entalpia.

entalpia (H )

∆H = Hprodutos  Hreagentes

entalpia (H )

Note que a pressão não vem acompanhada do sinal ∆, que representa “variação”, pois ela permanece constante no processo. Essa expressão é exatamente a mesma que obteríamos para o fluxo de calor do/para o sistema se usássemos a expressão ∆E  Q  W e considerássemos que o único trabalho possível de ser realizado pelo/sobre o sistema está relacionado à variação de volume (W  P  ∆V). Assim, do ponto de vista prático, trabalharemos nas próximas atividades com essa noção de variação de entalpia (∆H) que, para mudanças realizadas à pressão constante, como as mudanças de estado físico e reações químicas que estudaremos, equivale ao fluxo de calor do/para o sistema, ou seja, ∆H  Q à pressão constante. A variação da entalpia para reações químicas é dada pela equação:

H2(g) + O2 (g)

H>0

energia absorvida da vizinhança

H2O (I)

Figura 2.34 Diagrama 4: A decomposição da água em termos de variação de entalpia.



83 3/26/13 5:59 PM


Isso significa que seus valores dependem apenas do estado do sistema, não dependendo do caminho pelo qual se passou de um estado a outro. Já calor e trabalho não são funções de estado. Para entender o que é uma função de estado, vamos imaginar que você meça a temperatura da água de um recipiente e obtenha 25 ºC. Suponha que você saia da sala e, ao voltar alguns minutos depois, meça de novo a temperatura do mesmo sistema e obtenha o valor de 27 ºC. A água do recipiente é o sistema e, nesse momento, encontra-se em um estado termodinâmico diferente, pois o valor de sua temperatura e, consequentemente, de energia interna e entalpia é outro. Esse sistema, a água, pode ter chegado a essa nova temperatura por diferentes caminhos: a água pode ter sido aquecida pela chama de uma lamparina, pelo Sol ou pode ter sido batida num liquidificador, sofrendo um aumento de temperatura em função do trabalho realizado sobre o sistema pelas hélices desse Figura 2.35 aparelho. Por qual “caminho” a água chegou a esse novo estado Se não acompanhamos o que ocorreu, não po- termodinâmico? demos dizer qual foi o caminho pelo qual a água teve a temperatura aumentada. Ou seja, não sabemos qual foi o caminho que levou o sistema a atingir um novo estado termodinâmico, já que esse estado não depende do caminho.

texto 7 Energia solar, atmosfera, hidrosfera e o clima da Terra2 A circulação de energia solar pelo planeta envolve a atmosfera e a hidrosfera terrestre e está diretamente relacionada ao clima da Terra.

2

Informações obtidas de Salters Advanced Chemistry. Chemical history lines. Oxford: Heinemann, 1994.

Atmosfera e oceanos – o sistema de aquecimento do planeta A maior parte da energia usada na Terra vem de fora do planeta – mais precisamente da grande “usina” de fusão nuclear que é o Sol. Uma célula solar pode converter a luz solar em eletricidade, e esse é um processo que tem sido usado como fonte alternativa de energia. Grande parte das nossas fontes de energia, no entanto, é obtida por meio da fotossíntese – processo pelo qual as plantas usam a luz solar para sintetizar matéria orgânica por meio de gás carbônico e água. Muito dessa energia é utilizado imediatamente – seja como alimento, seja como madeira para combustível. Uma fração considerável dessa


3/26/13 5:59 PM

matéria orgânica tem se modificado ao longo de milhões de anos para dar origem ao petróleo, ao gás natural e ao carvão – outras importantes fontes de energia usadas atualmente. Quando os raios solares atingem a Terra, uma parte é absorvida pela atmosfera e pela superfície do planeta e o restante é refletido para o espaço. A cada ano, a Terra recebe aproximadamente 3  1024 Joules (J) de energia do Sol. O Joule (J) é uma unidade de energia igual a 0,24 calorias. Dessa energia, 30% é refletida e retorna ao espaço; 47% é absorvida pelo solo e pelos oceanos e 23% é absorvida pela atmosfera. Apenas 0,02% da energia solar é utilizada pelas plantas no processo de fotossíntese. (a) Menos de um bilionésimo da energia total do Sol chega à Terra pelo espaço; (b) 30%, ao chegar à atmosfera, é refletida e volta ao espaço;

(c) 23% é absorvida pela atmosfera;

(d) 47% é absorvida pelo solo e pelos oceanos;

(f) por fim, toda a energia solar volta ao espaço na forma de calor.

Se a Terra fosse um lugar seco, formado unicamente por rochas, sem oceanos e sem atmosfera, uma parte muito maior da energia solar seria refletida e a outra parte seria emitida durante a noite. As regiões tropicais seriam muito mais quentes do que são atualmente, e os polos, ainda mais frios. 0º

Avits Estúdio Gráfico/Arquivo da editora

2

(e) 0,02% é usada na fotossíntese;

Figura 2.36 Apenas 0,02% da energia solar que chega à Terra é usada na fotossíntese.

OCEANO GLACIAL ÁRTICO

Trópico de Câncer

Equador

Trópico de Capricórnio

Círculo Polar Antártico

Meridiano de Greenwich

0º

Allmaps/Arquivo da editora

Círculo Polar Ártico

ESCALA 0

3 110

6 220 km

Adaptado de: Atlas geográfico escolar. Rio de Janeiro: IBGE, 2009.

Figura 2.37 Principais correntes oceânicas da Terra.



85 3/26/13 5:59 PM

Joel Silva /Folhapress

A Terra, no entanto, não é seca, mas circundada por uma atmosfera gasosa e coberta por oceanos. Os gases que compõem a atmosfera e a água líquida que compõe os oceanos são fluidos e permitem que o calor se distribua pela Terra por meio das correntes atmosféricas e marítimas. Assim como o ar aquecido próximo a uma lareira se espalha por toda a sala, as correntes no mar e no ar transportam energia térmica dos trópicos para as regiões mais frias da Terra. O sistema formado pelos oceanos e pela atmosfera utiliza um processo ainda mais efetivo do que as correntes para fazer circular a energia térmica proveniente do Sol. A água, quando aquecida, pode mais do que simplesmente circular. Ela pode evaporar. O processo de evaporação consome energia. O processo inverso – quando o vapor de água se condensa – libera energia. Os trópicos são esfriados pela evaporação da água, e as correntes na atmosfera carregam muito desse vapor para regiões mais frias, de maior latitude, onde a condensação do vapor, para a formação de nuvens e de chuva, libera energia. Por esse processo de evaporação e condensação, cerca de 17% da energia solar recebida nos trópicos é transportada pelo vapor de água para regiões mais frias da Terra. Essas regiões de maior latitude recebem, portanto, mais energia do que é fornecida pelo Sol diretamente. Elas se tornam mais úmidas pela grande quantidade de vapor de água que aí se condensa, e também mais quentes do que seriam se não houvesse essa circulação de energia. Ainda assim, a parte equatorial e dos trópicos é mais úmida e quente que as regiões temperadas. Grande parte do vapor de água fica nessa região, onde há chuvas frequentes e temperatura elevada.

Figura 2.38 O processo de evaporação consome energia. O processo inverso – quando o vapor de água se condensa – libera energia.


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EXERCÍCIOS E8. Consulte o Texto 7 e desenhe um esquema mostrando a absorção e a reflexão da ener-

gia solar pela Terra. E9. Consulte novamente o texto e desenhe um esquema representando o papel da evapo-

ração e da condensação da água no resfriamento dos trópicos e no aquecimento das regiões mais frias.

2

H Como já vimos, o arranjo das moléculas não é H o mesmo na água no estado líquido e na água no O estado gasoso. No líquido, existem forças atrativas H H + entre as moléculas – forças intermoleculares – que H H O O O mantêm as moléculas próximas umas das outras. H H H Essas forças são pouco significativas no estado gasoH H + O so, e as moléculas podem se separar e ocupar um O H H volume muito maior. A água é um caso especial em H O que essa separação nunca é completa, mas os agruO H pamentos que se formam, de poucas moléculas, Figura 2.39 Representação para o arranjo das partículas na água comportam-se como moléculas individuais, sepalíquida. rando-se e ocupando um maior volume. Quando a água é evaporada, mudando de estado líquido para o gasoso, é necessário fornecer energia para minimizar as interações intermoleculares, sendo, portanto, um processo endotérmico. A variação de entalpia de vaporização, ∆Hvap, é usada para indicar a quantidade de energia envolvida nesse processo. No processo inverso (condensação), as moléculas se aproximam novamente e as atrações intermoleculares passam a ser mais intensas, liberando energia, caracterizando um processo exotérmico. A variação de entalpia é igual a ∆Hvap. O quadro 2.1 mostra a variação de entalpia de vaporização para alguns líquidos.

Substância

Fórmula

∆Hvap (em kJ/kg)

água

H2O

2 260

etanol

C2H5OH

840

propanona (acetona)

C3H6O

520

hexano

C6H14

330

mercúrio

Hg

300

H

Antonio Robson/Arquivo da editora

Nuvens de energia

Quadro 2.1 Variação de entalpia de vaporização para alguns líquidos.

Nem toda a água que evapora dos oceanos retorna a eles sob a forma de chuva ou neve. A cada ano, cerca de 36  1015 kg de vapor de água evaporada dos oceanos são transportados para outras regiões da Terra e se precipitam como chuva ou neve na sua superfície. Esse processo aumenta a umidade do solo e mantém o fluxo dos rios, sendo responsável também pelo aquecimento das regiões onde ocorre a conTermoquímica: energia nas mudanças de esTado físico e nas Transformações químicas capítulo 2

87

densação do vapor de água. Portanto, a evaporação e a condensação da água afetam a temperatura de diferentes partes da Terra por meio de dois processos: • transferindo energia de baixas para altas latitudes; • aquecendo o solo por meio da condensação de vapor de água que vem dos oceanos.

exerCÍCios E10. Use os dados do Texto 7 e do quadro 2.1 para calcular a quantidade de energia que é

liberada a cada ano quando o vapor de água formado nos oceanos se condensa sobre o solo. E11. Uma usina hidrelétrica de 2 000 megawatts (MW, unidade de potência) produz cerca

de 6  106 J de energia por ano. Quantas dessas usinas, aproximadamente, seriam necessárias para produzir a mesma quantidade de energia que é transferida dos oceanos para o solo por evaporação e condensação? E12. Se os oceanos da Terra fossem formados por acetona e não por água, quanto de ener-

gia seria liberada por ano quando o vapor de acetona formado nos oceanos se condensasse sobre o solo? Compare esse valor com aquele obtido para a água. O que você pode concluir?

André Seale/Pulsar Imagens

As propriedades da água fazem com que ela seja o líquido ideal para espalhar a energia solar pelo planeta. Sem a água, a vida provavelmente não seria possível na Terra. Ou, mesmo que fosse, os padrões climáticos seriam bem diferentes dos observados atualmente.

Figura 2.40 Sem a água, a vida provavelmente não seria possível na Terra.

Armazenando energia A água possui, ainda, uma outra propriedade importante para o processo de circulação de energia na Terra: sua capacidade calorífica específica à pressão constante, que é alta se comparada a outras substâncias. O quadro 2.2 (página 89) fornece os dados dessa capacidade calorífica (cp) para a água e para algumas outras substâncias.


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A capacidade calorífica é a medida da quantidade Capacidade calorífica Substância de energia que é necessário fornecer a 1 grama de detercp (J  g1  ºC1) minada substância para fazer com que sua temperatura se água 4,18 eleve 1 ºC (mais precisamente 1 K, mas por comodidade etanol 2,41 usaremos a temperatura na escala Celsius e não na escala hexano 2,26 termodinâmica – em kelvin). Essa propriedade já foi usapropanona (acetona) 2,17 da em algumas atividades deste capítulo, mas nos referigranito 0,82 mos a ela como calor específico. Observe que o valor do cobre 0,39 quadro é diferente daquele fornecido na Atividade 3, uma vez que lá a unidade de energia usada era a caloria e aqui mercúrio 0,14 é usado o Joule (J). Como uma caloria é igual a 4,18 Joules, Quadro 2.2 a capacidade calorífica da água, que era 1 cal g1  ºC1 Capacidades caloríficas específicas da água e de outras substâncias. naquela atividade, aqui aparece como 4,18 J g1  ºC1. A capacidade calorífica é um parâmetro importante para o estabelecimento de relações entre as funções de estado. Por exemplo, a variação de entalpia, ∆H, pode ser escrita como uma função de temperatura à pressão constante:

2

∆H = m  cp  ∆T No caso de experimentos conduzidos à pressão constante, em que o calor é a forma de troca de energia que faz variar diretamente a entalpia do sistema, pode-se escrever: Q = m  cp  ∆T

exerCÍCios E13. Usando os valores tabelados e a relação Q  m  cp  ∆T, calcule a quantidade de energia,

em Joules, necessária para elevar a temperatura de 100 g de água de 20 ºC para 40 ºC. E14. Calcule qual seria a variação de temperatura se a quantidade de energia calculada no

exercício E13 fosse usada para aquecer 100 g de mercúrio. Considerando que a temperatura inicial fosse 20 ºC, qual seria a temperatura final do mercúrio? E15. Calcule qual seria a variação de temperatura se a quantidade de energia calculada no

exercício E13 fosse usada para aquecer 100 g de acetona. Considerando que a temperatura inicial fosse 20 ºC, qual seria a temperatura final da acetona?

A solução desses exercícios permite concluir que a água necessita de uma quantidade muito maior de energia, quando comparada a outras substâncias, para que sua temperatura sofra a mesma variação. Podemos pensar a capacidade calorífica de maneira inversa, isto é, não apenas como a quantidade de energia necessária para elevar em 1 ºC a temperatura de 1 grama de uma substância, mas como a quantidade de energia que é liberada quando 1 grama de uma substância é esfriado em 1 ºC. O valor alto da capacidade calorífica da água indica que essa substância, comparada a outras, libera muito mais energia quando sua temperatura sofre uma pequena variação. Para fornecer a mesma enerTermoQuímicA: energiA nAs mudAnçAs de esTAdo físico e nAs TrAnsformAções QuímicAs CapíTulo 2


89 3/26/13 5:59 PM

gia esfriando a mesma massa de acetona, por exemplo, seria necessária uma variação de temperatura cerca de duas vezes maior. No caso do mercúrio, essa variação teria que ser cerca de trinta vezes maior.

Nasa/GSFC-SVS/SPL/Latinstock

Dessa maneira, a água é um dos melhores líquidos para transportar energia. As correntes marítimas desempenham um importante papel na distribuição da energia pelo globo terrestre. A Corrente do Golfo, por exemplo, é responsável pelos invernos muito menos rigorosos na Europa do que na América do Norte. Essa corrente transporta energia dos trópicos e do Caribe para a Europa.

A América do Norte não recebe essa energia, de modo que, no inverno, cidades americanas e canadenses têm temperaturas médias muito mais baixas do que cidades europeias situadas na mesma latitude.

Figura 2.41 A Corrente do Golfo transporta energia dos trópicos e do Caribe para a Europa. Na foto, imagem de satélite da costa leste dos Estados Unidos e da Corrente do Golfo (área amarela).

Uma corrente marítima quente num “mar de acetona” forneceria apenas a metade da energia que é fornecida pela mesma corrente num mar de água. Se esse mar fosse de mercúrio, a quantidade de energia seria cerca de trinta vezes menor.

exerCÍCio E16. Considerando que a capacidade calorífica específica da água é cerca de quatro vezes

maior que a do ar, responda: por que a água de uma piscina, no verão, geralmente é mais fria do que o ar durante o dia e mais quente durante a noite?


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atividade 5 os calores nas transformações químicas e nas mudanças de estado físico

2

Ana Ce/SambaPhoto

Nossa vida na sociedade ocidental urbana e tecnológica está relacionada à obtenção de energia dos combustíveis e dos alimentos e às mudanças de estado físico das substâncias, principalmente da água, que afetam diretamente o clima do planeta. Conhecer sistematicamente os calores de reação e de mudanças de estado físico é uma importante tarefa realizada pelos químicos e que pode ajudar as pessoas a decidir entre diferentes combustíveis e alimentos e a entender as mudanças climáticas. O Texto 7 mostrou como o conhecimento de alguns desses dados pode ser importante para entendermos a dinâmica climática do planeta.


Sérgio Sade/Arquivo da editora

Figura 2.42 Nossa vida na sociedade urbana e tecnológica está relacionada à obtenção de energia dos combustíveis e dos alimentos e às mudanças de estado físico das substâncias.



91 3/26/13 5:59 PM

Alfredo Franco/Arquivo da editora

Agostinho de Paula/Arquivo da editora Agostinho de Paula/Arquivo da editora



Nesta atividade, vamos utilizar uma forma de determinar calores de reação e de mudanças de estado físico com o objetivo de obter dados sobre diferentes combustíveis, alimentos e materiais. Para determinar esses “calores”, vocês vão usar novamente a expressão que relaciona calor à variação de temperatura e à massa do sistema medidas à pressão atmosférica constante (Q  m  cp  ∆T), para medir a variação de entalpia para algumas reações químicas e mudanças de estado físico. Obteremos essas variações de entalpia por meio de medidas de temperatura numa quantidade de água que se situa na vizinhança do sistema e recebe um fluxo de calor a partir dele. Esperamos que esses experimentos contribuam para que vocês possam entender um pouco mais sobre a energia envolvida nas reações químicas e mudanças de estado físico. Cada grupo de alunos deverá trabalhar na determinação da entalpia de reação ou da entalpia de solidificação de um dos tipos de material relacionados a seguir: • combustíveis: querosene e álcool; • alimentos: amendoim, castanha-do-pará e castanha-de-caju; • naftalina e cânfora.

A seguir, estão relacionadas três atividades que exemplificam o que vocês deverão fazer em cada caso. Vocês deverão ater-se à atividade que se relaciona ao tema de seu grupo. Ao final, deverão apresentar os seus dados e o resultado das discussões sugeridas em cada atividade para toda a turma. Tentem realizar as atividades da forma mais independente possível. Façam os cálculos, analisem os resultados obtidos, comparem com os valores tabelados e, se necessário, retornem ao laboratório para refazer algumas medidas. Como as atividades experimentais sugeridas contêm muitas fontes de erro, estejam atentos para minimizá-las.

Figura 2.43 Materiais utilizados na determinação de entalpias.


3/26/13 5:59 PM

parte a

Determinando o calor de combustão do álcool etílico (etanol) e do querosene

O procedimento experimental descrito a seguir refere-se à determinação do calor de combustão do etanol. Para determinar o calor de combustão do querosene, sigam o mesmo procedimento, usando querosene no lugar do etanol. Para resolver as questões, procurem os dados relativos ao querosene. Lembrem-se de que, ao contrário do etanol, o querosene é uma mistura, e vocês deverão fazer aproximações quanto à massa molar, calor de combustão, etc.

2

Material

Tenha Atenção: Este cuidado! procedimento


Uma lamparina, um termômetro de laboratório, álcool etílico, uma balança, um erlenmeyer de 250 mL, uma proveta de 50 mL, um suporte, uma tela de amianto, uma garra, fita-crepe, folhas de jornal.

deve ser feito somente com o acompanhamento do professor. O álcool etílico é inflamável. Cuidado ao manipular sistemas de aquecimento.

Figura 2.44 Materiais necessários para a execução do experimento.

A20

Preparem a lamparina colocando uma quantidade suficiente de álcool etílico para que a combustão possa ser realizada. Não coloquem muito pouco, pois é importante perceber uma diferença de massa após a combustão ter sido realizada.

A21

Determinem a massa do sistema “álcool + lamparina” antes da combustão e anotem no caderno.

A22

Determinem a massa do erlenmeyer vazio e anotem no caderno a massa obtida.


O que fazer

Figura 2.45 Montagem do experimento.



93 3/26/13 5:59 PM

A23

Meçam 100 mL de água em uma proveta e transfiram para o erlenmeyer. Envolvam as paredes laterais do erlenmeyer com jornal e prendam com a fita-crepe. Prendam-no no suporte utilizando a garra.

A24

Meçam a temperatura da água e anotem o valor.

A25

Acendam a lamparina e coloquem-na sobre o suporte com a tela de amianto, para aquecer a água do erlenmeyer durante aproximadamente 5 minutos. Após esse tempo, apaguem a lamparina e meçam a temperatura da água, anotando seu valor. Deixem a lamparina esfriar e determinem a massa do sistema “álcool + lamparina” após a combustão.

Cálculos Calculem a massa de álcool etílico utilizada: málcool  mi  mf Calcularemos o calor de combustão em quilocalorias por grama de álcool etílico. O calor de combustão do álcool etílico pode ser calculado por:

(m

água

Q

1

cal cal  ∆T  ∆T  merlenmeyer  0,2 g  ºC g  ºC

) (

)

málcool

em que mágua é a massa de água, merlenmeyer é a massa do erlenmeyer vazio, málcool é a massa de álcool que foi utilizado no experimento e ∆T é a variação de temperatura sofrida pela água em consequência do aquecimento: Tf (água aquecida) – Ti (água à temperatura ambiente) A constante 1 cal/g  ºC é a capacidade calorífica ou calor específico da água. A constante 0,2 cal  g–1  ºC–1 corresponde ao valor aproximado do calor específico do vidro. Cada tipo de vidro apresenta um valor diferente de calor específico. Por isso, estamos usando esse valor como uma aproximação. Note que a primeira expressão entre parênteses corresponde à parte do calor de combustão do álcool que foi gasta no aquecimento da água, ao passo que a segunda expressão entre parênteses corresponde ao que foi gasto com o aquecimento do erlenmeyer. Estamos supondo que tanto o vidro do erlenmeyer como a água atingiram a mesma temperatura final, o que é razoável.

Questões Q22. Escrevam a equação que representa a reação de combustão do etanol. Q23. Vocês calcularam o calor de combustão do álcool etílico em calorias por grama. Considerando que a massa molar do álcool etílico é 46 g/mol, calculem o valor do calor de combustão em kcal/mol. Q24. Considerando que 1 cal  4,18 Joule, calculem o valor do calor de combustão do álcool etílico em kJ/mol.


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Q25. O valor tabelado do calor de combustão do álcool é 1 369 kJ/mol. Comparem esse valor com o obtido pelo seu grupo e discutam as possíveis causas de erro no experimento que podem ter levado a um resultado com grande desvio. Q26. Por que o calor de combustão tem um sinal negativo? Q27. Qual é a função do jornal usado para envolver as paredes laterais do erlenmeyer?

2

Q28. Representem a variação de entalpia da combustão do etanol por meio de um diagrama, semelhante aos apresentados no Texto 6 (página 83). parte B

Estimando a quantidade de energia fornecida por um amendoim

Fotos: Jorge Botsuem/Arquivo da editora

Os alimentos fornecem várias substâncias importantes para nossa sobrevivência, como proteínas, carboidratos, fibras, etc. Gorduras e carboidratos são nossas principais fontes de energia.

Figura 2.46 Como calcular a quantidade de energia que um dado alimento pode fornecer ao nosso corpo?

Essas substâncias são metabolizadas em nosso organismo, que delas obtém a energia necessária para nos manter vivos e ativos. Quando comemos mais alimentos do que precisamos, nosso organismo acumula o excesso sob a forma de gorduras, cuja presença no organismo é importante, mas que em excesso podem causar obesidade e vários problemas de saúde. O balanço entre o consumo e o gasto de energia é, portanto, essencial para uma dieta sadia. TermoQuímicA: energiA nAs mudAnçAs de esTAdo físico e nAs TrAnsformAções QuímicAs CapíTulo 2


95 3/26/13 5:59 PM

Nesta atividade, vamos calcular a quantidade de energia que um grão de amendoim pode fornecer ao corpo. Para isso, vamos queimar um grão de amendoim e usar o calor produzido nesse processo para aquecer uma quantidade conhecida de água. Isso irá provocar um aumento na temperatura da água e, com esse dado, será possível calcular a energia fornecida pelo amendoim. Ou seja: iremos medir a variação de temperatura da água aquecida pela queima do amendoim. Ao fazer seus cálculos, considere que as gorduras são responsáveis por cerca de 55% da composição do amendoim. Para determinar a energia fornecida por uma castanha-do-pará e por uma castanha-de-caju, siga o mesmo procedimento. Ao fazer seus cálculos, considere que as gorduras são responsáveis por cerca de 74% da composição desses dois tipos de castanhas.

Material Uma lata pequena, um abridor, uma balança, uma caixa de fósforos, um erlenmeyer de 125 mL, um clipe de papel, uma proveta de 50 mL, um suporte, uma garra, um tripé, um termômetro de laboratório e folhas de jornal. Nesta atividade, vocês devem usar uma lata pequena com a tampa e o fundo removidos e pequenas aberturas laterais na parte inferior para a entrada do ar. Envolvam essa lata com jornal para obter um melhor resultado.

Tenha Cuidado ao cuidado! manipular sistemas de aquecimento.

A26

Pesem um grão de amendoim sem casca. Anotem o valor da massa no caderno.

A27

Meçam 100 mL de água e transfiram para o erlenmeyer que está dentro da lata.

A28

Com o clipe, façam um suporte para o amendoim, como mostrado na figura 2.47.

A29

Prendam o erlenmeyer com a garra, presa ao suporte, ou coloquem-no no tripé, de modo que possa ficar próximo do amendoim sem, no entanto, tocá-lo.

A30

Se possível, usem a garra também para prender o termômetro. Na falta dessa garra, vocês devem segurar o termômetro dentro da água do erlenmeyer durante a queima do amendoim, sem deixar que ele encoste no fundo.

A31

Meçam e anotem no caderno a temperatura da água dentro do erlenmeyer.

A32

Coloquem o amendoim sob o erlenmeyer e aproximem um palito de fósforo aceso, de modo que o amendoim comece a queimar.

A33


O que fazer

Figura 2.47 Montagem para a queima do amendoim.

Coloquem o termômetro dentro da água contida no erlenmeyer e observem o aumento de temperatura. Anotem o valor da temperatura ao final da queima. Qual foi a variação de temperatura da água?


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Cálculos Vamos calcular a quantidade de energia fornecida pelo amendoim e expressar essa quantidade em calorias. Uma caloria, como já vimos, é a quantidade de energia requerida para aumentar em 1 ºC a temperatura de 1 grama (aproximadamente 1 mL) de água. Sabemos que a quantidade de energia fornecida, sob a forma de calor, pelo amendoim, é: Q  mágua  cágua  ∆T

2

Nessa fórmula, cágua é a capacidade calorífica, que no caso da água é igual a 1 cal/g  ºC. Podemos usar essa fórmula porque estamos calculando a quantidade de calor fornecida pelo amendoim indiretamente, por meio do aumento da temperatura observado na água.

Questões Q29. Vocês não mediram a massa, e sim o volume de água que foi aquecido pelo amendoim. Por que vocês podem considerar que a massa da água, em g, vai ser igual ao seu volume, em mL? Q30. Calculem a quantidade de energia, em calorias, fornecida pelo amendoim, considerando a porcentagem de gorduras em sua composição. Q31. Calculem a quantidade de energia por grama do grão de amendoim. Q32. Sabendo que uma pessoa do sexo masculino que trabalha numa atividade sedentária gasta, em média, 2 300 kcal por dia, calculem a quantidade de amendoim, em g, que forneceria essa energia para a pessoa.

Questões para discussão Q33. A queima do amendoim é uma reação química? Por quê? Q34. Respondam aos itens a seguir: a) Qual é a função da lata nesse experimento? b) Por que foi conveniente envolvê-la com jornal? c) Por que foi necessário fazer aberturas laterais na lata? Q35. Se em vez de 100 mL tivéssemos usado uma quantidade maior de água, o que aconteceria no experimento? Q36. Se em vez da água tivéssemos usado um outro líquido, o que aconteceria no experimento? Q37. Quais são as principais fontes de erro nesse experimento? TermoQuímicA: energiA nAs mudAnçAs de esTAdo físico e nAs TrAnsformAções QuímicAs CapíTulo 2


97 3/26/13 5:59 PM

exerCÍCio


E17. Faça o que se pede a seguir: a) Anote o tipo de alimento e a quantidade aproximada que você ingere durante um dia. b) Procure informações sobre a quantidade de energia fornecida pelos diversos alimentos que você ingeriu em um dia. Para conseguir essa informação quando ela não estiver disponível nas embalagens, consulte a internet ou livros especializados. Calcule, então, a quantidade de energia (em kcal) que você ingeriu nesse dia.

Figura 2.48 Nas embalagens de diversos alimentos podem-se encontrar informações sobre a quantidade e energia fornecida por porção.

José Antonio/Arquivo da editora

c) Para adolescentes, o consumo calórico varia de 2 200 a 2 500 calorias por dia. Compare o que você encontrou no item b com esse valor. O que você poderia fazer para aumentar ou diminuir o valor de energia que você ingere? d) O valor calórico das refeições de um adolescente deve ser distribuído da seguinte forma: 10 a 15% de proteínas; 30% de gorduras e 55 a 60% de carboidratos. Analise os alimentos que você ingeriu durante um dia e veja se está de acordo com esses dados. O que você poderia fazer para ter uma dieta mais equilibrada, se for o caso?

Figura 2.49 Alimentos que ajudam em uma dieta mais equilibrada.


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parte C

Determinando o calor de solidificação da naftalina

Nesta parte da atividade vocês irão determinar o calor de solidificação da naftalina, a partir da variação de temperatura provocada numa massa conhecida de água pela introdução de um tubo de ensaio com naftalina líquida na temperatura de ebulição. Usaremos, para o cálculo, a mesma expressão usada nas partes A e B. O procedimento experimental descrito a seguir refere-se à determinação do calor de solidificação da naftalina. Para determinar o calor de solidificação da cânfora, siga o mesmo procedimento.

2

Material Esta atividade deve

Tenha ser realizada com a cuidado! supervisão de seu

professor. Cuidado ao manipular sistemas de aquecimento e água quente, pois há o risco de queimaduras. Não deixe a naftalina entrar em contato com a pele. Faça o experimento em ambiente bem arejado.


Um tubo de ensaio grande, dois béqueres de 250 mL, um termômetro de laboratório, uma proveta de 50 mL, um bico de gás ou uma lamparina, um tripé, uma tela de amianto, pinça para o tubo de ensaio, água, cinco bolinhas de naftalina, uma balança, um suporte para tubos de ensaio.

Figura 2.50 Materiais necessários para a execução do experimento.

A34

Preparem um béquer de 250 mL (béquer 1), transferindo para ele 150 mL de água medidos na proveta.

A35

Adicionem água até 2/3 no outro béquer de 250 mL (béquer 2) e coloquem esse béquer para aquecer no tripé com a tela de amianto, usando a lamparina ou bico de gás para o aquecimento. Enquanto a água está sendo aquecida, preparem as etapas A36 e A37.

A36

Pesem, na balança, cinco bolinhas de naftalina (ou cerca de 10 g).

A37

Coloquem-nas, previamente trituradas, em um tubo de ensaio e disponham o tubo em banho-maria na água previamente aquecida no béquer 2, até que toda a naftalina sólida se transforme em líquido. Não continuem a aquecer a naftalina líquida.

A38

Utilizando o termômetro, meçam a temperatura da água que está no béquer 1, preparado em A34, e anotem no caderno.


O que fazer

1

Figura 2.51 Montagem utilizada na execução do experimento.



2

99 3/26/13 5:59 PM

A39

Assim que toda a naftalina tiver se transformado em líquido, retirem o tubo de ensaio do banho-maria e deixem-no esfriar. Deixem a naftalina resfriar até perceber o primeiro sinal de turvação, que indica que a solidificação está começando. Imediatamente, coloquem o tubo de ensaio com a naftalina no béquer 1, preparado em A34, cuja temperatura vocês mediram em A38. Tenham o cuidado de garantir que a naftalina dentro do tubo esteja abaixo do nível da água. Agitem a água continuamente usando o próprio tubo de ensaio. Observem a temperatura da água até que ela atinja um valor máximo, o que deve coincidir com a solidificação de toda a naftalina dentro do tubo. Anotem esse valor máximo da temperatura da água.

Cálculos Calcularemos o calor de solidificação da naftalina em calorias. Podemos considerar que o calor ganho pela água ao entrar em contato com a naftalina tem o mesmo valor do calor perdido pela naftalina em consequência da solidificação, mas com sinal trocado. O calor ganho pela água é: Q  mágua  cágua  ∆T em que mágua é a massa de água e ∆T, a variação de temperatura sofrida pela água em consequência do aquecimento: Tf (água aquecida)  Ti (água temperatura ambiente) A constante 1 cal/g  ºC é a capacidade calorífica ou calor específico da água. Para efetuar esses cálculos, inicialmente desprezaremos o fato de que o tubo de ensaio também cede calor à água. 1. Calculem o valor do calor ganho pela água e obtenham o valor do calor de solidificação da naftalina. 2. Calculem o calor de solidificação da naftalina por grama (cal/g) dividindo o valor do calor de solidificação encontrado no item 1 pela massa de naftalina usada.

Questões Q38. O valor tabelado do calor de solidificação da naftalina é –35,06 cal/g. Comparem esse valor com o resultado obtido pelo seu grupo e discutam as possíveis causas de erro no experimento que podem ter levado a um valor diferente. Q39. Para não desprezar o efeito do tubo de ensaio, teríamos que proceder como na parte A: considerar a massa do tubo de ensaio e calcular o calor absorvido por ele, usando essa massa, o calor específico do vidro e a mesma diferença de temperatura usada para o cálculo indicado. O valor encontrado seria subtraído do calor ganho pela água. a) Calculem o calor de solidificação da naftalina por grama (cal/g) considerando o efeito do tubo de ensaio. Considerem o calor específico do vidro igual a 0,2 cal/(g  ºC). b) Comparem a correção que esse procedimento introduz nos dados com outras fontes de erro presentes no experimento e decidam se é conveniente adotá-lo.


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Q40. Por que o calor de solidificação da naftalina tem um sinal negativo? Q41. Qual seria o valor do calor de fusão da naftalina? Justifiquem sua resposta. Q42. Por que é possível dizer que o calor de solidificação da naftalina tem o mesmo valor da variação de entalpia para o processo de solidificação da naftalina? Q43. Representem a variação de entalpia no processo de solidificação da naftalina por meio de um diagrama, semelhante aos apresentados no Texto 6 (página 83).

2

texto 8 alguns aspectos sobre equações termoquímicas Já discutimos, no Texto 6, o conceito de variação de entalpia de um sistema em uma reação química, ∆H, e concluímos que: ∆H  Hprodutos  Hreagentes Quando estamos lidando com equações químicas que representam transformações nas quais estão envolvidos aspectos termoquímicos, é interessante que alguns detalhes sejam explicitados. Nessa situação, é importante que sejam destacados aspectos como o estado físico dos reagentes e dos produtos, os coeficientes estequiométricos, as variedades alotrópicas (quando for o caso), a temperatura e a pressão, bem como a variação da entalpia da reação. Assim, a equação de combustão do álcool etílico, que utilizamos na parte A da Atividade 5, por exemplo, poderia ser escrita como: C2H5OH (l)  3 O2 (g) → 2 CO2 (g)  3 H2O (l) que teria ∆H  1 369 kJ  mol1 (a 25 ºC, 1 atm). Por que é interessante que se registre a reação química com tantos detalhes? Será que as quantidades e os estados físicos das substâncias envolvidas afetam a variação da entalpia do sistema? E a temperatura e a pressão nas quais a transformação ocorreu?

Questões Q44. A combustão de 1 mol de H2 (g), formando água líquida, libera uma quantidade de energia equivalente a 286 kJ. A mesma reação, quando forma vapor de água, libera 242 kJ de energia. Escrevam as equações termoquímicas para os dois processos e proponham uma maneira de calcular a variação de entalpia, ∆H, envolvida na vaporização da água. Com base na resposta, discutam a importância de indicar os estados físicos das substâncias em uma equação termoquímica. TermoQuímicA: energiA nAs mudAnçAs de esTAdo físico e nAs TrAnsformAções QuímicAs CapíTulo 2


101 3/26/13 5:59 PM

Samuel Iavelberg/Arquivo da editora

Reprodução/Arquivo da editora

Q45. A combustão de 1 mol de grafite libera 394 kJ de energia, enquanto a combustão de 1 mol de diamante libera 395,9 kJ. Escrevam as duas equações termoquímicas e calculem ∆H no processo de conversão de grafite em diamante. Com base na sua resposta, discutam a importância de indicar os estados alotrópicos das substâncias em uma equação termoquímica. Quem é o mais estável termodinamicamente: a grafite ou o diamante?

Q46. A combustão de 1 mol de metano a 20 ºC e 25 ºC libera 881,1 kJ e 889,5 kJ, respectivamente. Discutam a importância de indicar a temperatura na qual uma reação foi realizada em uma equação termoquímica. Q47. Vocês viram anteriormente que a queima de 1 mol de etanol líquido libera 1 369 kJ de energia. Suponham que vocês dispõem de 1 L de etanol (MM  46 g/mol; d  0,8 g/mL). Que quantidade de energia vocês conseguem obter queimando-o? Discutam como varia a energia liberada em uma reação em função da quantidade dos reagentes.


Figura 2.52 Diamante e grafite são formados por átomos de carbono, mas sua combustão libera quantidades diferentes de energia.

Figura 2.53 Etanol queimando em vidro de relógio.

Estado-padrão e Lei de Hess Um dos aspectos mais importantes da termoquímica é o fato de ela fornecer uma maneira de calcular a variação de energia envolvida em uma transformação química. Como já vimos anteriormente, não podemos determinar a entalpia (H) de uma substância, mas podemos medir a variação de entalpia (∆H) para uma reação na qual essa substância está envolvida. Esse já é um dado importante, mas teríamos que medir a variação de entalpia para todas as reações conhecidas e tabelá-las. Podemos imaginar que essa tabela seria bem grande, não é mesmo? Na tentativa de resolver o problema, convencionou-se como igual a zero a entalpia-padrão de formação dos elementos nos seus estados de referência em todas as temperaturas. A entalpia-padrão de formação


3/26/13 5:59 PM

(∆H 0f ), em que a letra f representa formação e o símbolo zero, colocado como expoente do H, indica que se trata de um valor-padrão, é a variação de entalpia obtida na reação de formação de 1 mol de uma substância a partir de seus elementos no estado de referência. Desse modo, a entalpia-padrão de formação para elementos no seu estado de agregação mais estável (estado de referência), a 1 atm e 25 ºC, é ∆H 0f 0,0 kJ/mol. Podemos, então, calcular a entalpia de qualquer substância que possa ser formada a partir de substâncias simples no estado-padrão3. Os valores de ∆H 0f podem ser tabelados e permitem calcular as variações de entalpia de vários processos. A seguir, há um quadro com alguns valores de entalpia de formação, também chamados de calores de formação.

3

O estado-padrão de uma substância pura é atualmente especificado à pressão de 1 bar, que é aproximadamente igual a 1 atm.

∆H 0f

Substância kcal/mol

(kJ/mol)

Al2O3 (s)

-400,5

(-1 676)

Br2 (l)

0,00

(0,00)

+7,39

(+30,9)

+0,45

(+1,88)

CO (g)

-26,4

(-110)

CO2 (g)

-94,1

(-394)

CH4 (g)

-17,9

(-74,9)

C2H6 (g)

-20,2

(-84,5)

C2H4 (g)

+12,4

(+51,9)

C2H2 (g)

+54,2

(+227)

C3H8 (g)

-24,8

(-104)

C6H6 (l)

+11,7

(+49,0)

CH3OH (l)

-57,0

(-238)

CS2 (l)

+21,4

(+89,5)

CS2 (g)

+28,0

(+117)

CCl4 (l)

-32,1

(-134)

C2H5OH (l)

-66,4

(-278)

CH3CHO (g)

-39,8

(-167)

CH3COOH (l)

-116,4

(-487,0)

CaO (s)

-151,9

(-635,5)

Ca(OH)2 (s)

-235,8

(-986,6)

CaSO4 (s)

-342,4

(-1 433)

CuO (s)

-37,1

(-155)

Fe2O3 (s)

-196,5

(-822,8)

HCOOH (g)

-86,7

(-363)

H2O (l)

-68,3

(-286)

H2O (g)

-57,8

(-242)

H2SO4 (l)

-194,5

(-813,8)

HF (g)

-64,8

(-271)

HCl (g)

-22,1

(-92,5)

▲

Br2 (g) C (s, diamante)



2

103 3/26/13 5:59 PM

▲

∆H 0f

Substância kcal/mol

kJ/mol

HBr (g)

-8,7

(-36)

Hl (g)

+6,3

(+26)

KCl (s)

-104,2

(-436,0)

LiCl (s)

-97,7

(-408,8)

MgCl2 (s)

-153,4

(-641,8)

MgCl2  2 H2O (s)

-306,0

(-1 280)

Mg(OH)2 (s)

-221

(-924,7)

NH3 (g)

-11,0

(-46,0)

N2O (g)

+19,5

(+81,5)

NO (g)

+21,6

(+90,4)

NO2 (g)

+8,1

(+34)

NaF (s)

-136,5

(+571)

NaCl (s)

-98,6

(-413)

NaBr (s)

-86,0

(-360)

NaI (s)

-68,8

(-288)

Na2O2 (s)

-120,6

(-504,6)

NaOH (s)

-102,0

(-426,8)

O3 (g)

+34,1

(+143)

PbO2 (s)

-66,3

(-277)

PbSO4 (s)

-219

(-920,1)

SO2 (g)

-70,9

(-297)

SO3 (g)

-94,6

(-396)

SiO2 (s)

-217,7

(-910,9)

SiH4 (g)

+8,2

(+34)

ZnO (s)

-83,2

(-348)

Zn(OH)2 (s)

-153,5

(-642,2)

Quadro 2.3 Entalpias de formação (H 0f ).

Questões Q48. A combustão de 1 mol de grafite libera 394 kJ. No caderno, escrevam a equação termoquímica desse processo e calculem a entalpia de formação do CO2 (g). Q49. Algumas substâncias não podem ter sua entalpia-padrão determinada diretamente por não ser possível prepará-la com substâncias simples. O etanol é um exemplo. Se misturarmos C (grafite), H2 (g) e O2 (g), não obteremos etanol líquido. Escrevam no caderno a equação de formação do etanol e as equações de combustão da grafite e do hidrogênio. Observem que essas equações são de formação das substâncias dióxido de carbono e água. Verifiquem no quadro 2.3 os valores de entalpia para essas substâncias. O calor de combustão do etanol já foi usado anteriormente. Juntem todos os dados mencionados e proponham uma maneira de calcular o calor de formação do etanol.


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Vocês usaram o que chamamos de Lei de Hess, nome dado em homenagem ao químico suíço Germain Henri Hess (1802-1850), que em 1840 estabeleceu que a variação de entalpia de uma reação química é a mesma, quer ela esteja ocorrendo em uma única ou em várias etapas. A entalpia, como a energia interna, a pressão, o volume e a temperatura, é uma função de estado. Isso significa que seus valores dependem apenas do estado inicial e final do sistema, não dependendo de todos os estados pelos quais passou quando se foi do estado inicial ao final. Já calor e trabalho não são funções de estado. Já discutimos e exemplificamos o que é uma função de estado no Texto 6. É justamente o fato de a entalpia ser uma função de estado que possibilita que a variação de entalpia de uma reação química tenha sempre o mesmo valor, independentemente das etapas que foram usadas como intermediárias para o seu cálculo.

2

Energia de ligação Já vimos que é necessário fornecer energia para quebrar ligações químicas. Esse processo, portanto, é sempre endotérmico. Outro aspecto importante é que a energia necessária para quebrar uma ligação entre dois átomos específicos pouco varia quando se muda a substância que contém a ligação. Assim, podemos tabelar os valores médios de uma energia de ligação qualquer. Os valores fornecidos no quadro serão positivos no caso de processos envolvendo a quebra das ligações e negativos no caso de sua formação.

Questão Q50. Com base nos valores das energias de ligação química, calculem a variação de entalpia nos processos a seguir: a) H2 (g)  Cl2 (g) → 2 HCl (g) b) CH4 (g)  3 Cl2 (g) → CHCl3 (g)  3 HCl (g) Energia de ligação kcal/mol de ligações

kJ/mol de ligações

H-H

104,2

436,0

H-F

134,6

563,2

H - Cl

103,2

431,8

H - Br

87,5

366,1

H-I

71,4

298,7

C-H

98,8

413,4

C-O

84,5

353,5

C-F

103,8

434,3

C - Cl

78,2

327,2

C - Br

67,1

280,7

C-I

57,7

241,4

C-C

82,9

346,8

C=C

146,8

614,2

C≡ C

199,2

833,4

▲

Ligação



105 3/26/13 5:59 PM

▲

Energia de ligação Ligação

kcal/mol de ligações

kJ/mol de ligações

C = O (carbonita)

178,0

745,3

C = O (CO2)

192,1

804,3

H-O

110,8

463,5

O-O

33,2

138,9

O=O

119,1

468,6

N≡N

225,8

945,4

N-H

93,4

391,0

N-I

65,0

272,1

N - Cl

46,0

192,6

F-F

36,6

153,1

Cl - Cl

58,0

242,6

Br - Br

46,1

192,8

I-I

36,1

151,0

Quadro 2.4 Valores de energia de ligação.

texto 9 processos espontâneos, entropia e energia livre4 Nas atividades anteriores, usamos o Princípio de Conservação de Energia, estabelecido na Primeira Lei da Termodinâmica, para respondermos a questões como: • Qual é a energia envolvida numa transformação? • O sistema libera energia para a vizinhança ou a absorve dela? • Que forma a energia liberada/absorvida assume? Apesar de a Primeira Lei permitir todas essas considerações sobre a energia de um sistema, ela não diz nada sobre por que alguns processos ocorrem espontaneamente numa determinada direção. Aqui entra em cena a Segunda Lei da Termodinâmica e uma propriedade chamada entropia. Já oferecemos alguns exemplos de processos espontâneos no Texto 4, em que discutimos a Segunda Lei da Termodinâmica. Essa lei está relacionada a uma assimetria nas transformações que ocorrem na natureza, à qual estamos, de certa forma, bastante familiarizados: objetos quentes esfriam-se, mas objetos frios não se tornam quentes espontaneamente. Já comentamos que, na vida real, é bem possível que nunca consigamos observar o movimento contrário de os pedaços da casca do ovo se juntarem. Dissemos também que se um pedaço de papel queima-se na chama de um fósforo produzindo gás carbônico, água, cinzas e liberando energia na forma de calor, não será possível ver o papel se recompor novamente ao simplesmente juntarmos gás carbônico, água e cinzas e aquecermos.

4

Este texto foi elaborado com a participação das professoras Edenia Maria Ribeiro do Amaral, do Departamento de Química – Universidade Federal Rural de Pernambuco –, e Lílian Borges Brasileiro, do Colégio Técnico da UFMG, às quais agradecemos pela colaboração.


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SPL/Latinstock

Se um gás de cozinha vazar de um botijão espalhando-se por toda a sala, nunca presenciaremos, no entanto, o gás se reunindo num canto da sala. A Segunda Lei resume essas observações nos dizendo que, embora a quantidade de energia seja conservada em qualquer processo, a possibilidade de usá-la diminui de maneira irreversível. Assim, a Segunda Lei diz respeito à direção natural da mudança da qualidade da energia, algo que é, até certo ponto, independente de sua quantidade total. Ela diz respeito à direção na qual as mudanças ocorrem espontaneamente. A propriedade do sistema que a Segunda Lei define é a entropia, que pode ser definida de maneira aproximada como a medida de desordem do sistema. Um processo é espontâneo quando ele contribui com o aumento da entropia do Universo. Assim como a Primeira Lei define que a energia do Universo é constante, a Segunda define que sua entropia é crescente. Podemos dar um outro exemplo de processo espontâneo: a formação de ferrugem. Quando expostos ao ar e à umidade, objetos de ferro enferrujam espontaneamente. A ferrugem, todavia, não se transforma espontaneamente em ferro, oxigênio e água.

2

Figura 2.54 Um ovo quebrado não volta, espontaneamente, a ser um ovo inteiro.

exerCÍCio E18. Dê dois outros exemplos de processos espontâneos, diferentes dos apresentados até agora.

Fabio Colombini/Acervo do fotógrafo

Como a termodinâmica explica a ocorrência desses processos espontâneos? Uma explicação possível não seria que todos eles são exotérmicos? Se lembrarmos que o gelo se converte espontaneamente em água à temperatura ambiente (lembre-se de que a fusão do gelo é um processo endotérmico, ou seja, absorve calor), fica evidente que nem todos os processos espontâneos são exotérmicos. Essa resposta é tentadora, pois sabemos que muitos processos espontâneos são exotérmicos, o que de certa forma dá uma pista de que esse aspecto tem alguma importância para determinar se um processo é ou não espontâneo. O exemplo do gelo, no entanto, nos mostra que essa não é a resposta completa. Figura 2.55 O gelo se converte espontaneamente em água à temperatura ambiente. TermoQuímicA: energiA nAs mudAnçAs de esTAdo físico e nAs TrAnsformAções QuímicAs CapíTulo 2


107 3/26/13 5:59 PM

vácuo

Paulo César Pereira/Arquivo da editora

Para entendermos um pouco mais o porquê desse fato, consideremos o exemplo do gás de botijão quando vaza. Ele se espalha por toda a cozinha, porque esse é o estado que corresponde ao maior número possível de distribuições termodinamicamente equivalentes das moléculas. Mesmo que fosse possível ao gás se concentrar num dos cantos da cozinha (um estado a que corresponde um número menor de distribuições equivalentes entre as moléculas, que tem pouca probabilidade de existir espontaneamente), as colisões ao acaso rapidamente levariam as moléculas a se espalharem novamente por todo o ambiente. Isso significa que a natureza, espontaneamente, tende para os estados que têm a maior probabilidade de existirem. Essa é uma forma mais precisa de enunciar o conceito de entropia do que a associação de aumento de entropia com o aumento de desordem que fizemos anteriormente. Assim, normalmente, as mudanças espontâneas estão relacionadas ao aumento de entropia, e esse aumento nada mais é do que a passagem para um estado com um maior número de configurações equivalentes entre as moléculas. Para entender melhor o que significam essas ideias, vamos examinar como se comporta um sistema, tendo como referência um modelo como o descrito na figura 2.56. No sistema inicial, quatro moléculas de um gás se encontram inicialmente num dos compartimentos e há vácuo no outro. Quando a torneira está fechada, os dois compartimentos estão separados. Quando abrimos as torneiras, as moléculas de um compartimento podem passar para o outro. Colorimos as esferas representando as moléculas para ajudar a entender o significado do aumento da entropia.

Figura 2.56 A expansão de um “gás” num tubo com vácuo.

Vamos ver quantos estados (ou configurações) são possíveis obter para cada distribuição diferente das moléculas, por meio desse estado inicial. Considere, como estados diferentes possíveis de se obter, os seguintes arranjos: I. quatro moléculas no lado esquerdo (figura 2.57(a)); II. três moléculas no lado esquerdo e uma no lado direito (figura 2.57(b)); III. duas moléculas no lado esquerdo e duas no direito (figura 2.57(c)).


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a c

b

2

Qual desses arranjos é o mais provável de ocorrer? Aquele que pode ser alcançado por meio do maior número possível de alternativas. Assim, o arranjo III é o mais provável, pois pode ocorrer de seis modos diferentes. Ou seja, há seis maneiras diferentes de duas moléculas do gás saírem do recipiente da esquerda para o da direita. No arranjo II, há quatro maneiras diferentes de uma molécula sair do recipiente da esquerda para o da direita, e, no arranjo I, apenas uma maneira de todas as moléculas permanecerem no frasco da esquerda. As probabilidades relativas entre os arranjos III, II e I são, respectivamente, 6:4:1. Assim, podemos explicar por que o processo de difusão de um gás é espontâneo. O gás atinge um estado em que suas moléculas estão distribuídas de maneira uniforme no recipiente que o contém, pois há maior probabilidade de se obter o gás distribuído dessa maneira. Esse é o estado em que as moléculas estão distribuídas na configuração mais provável e que corresponde, no exemplo dado, ao arranjo III. As consequências desse princípio para um grande número de moléculas são muito mais significativas. A probabilidade de encontrar um mol de moléculas de um gás, todas localizadas no compartimento da esquerda, como no arranjo I, é algo da ordem de 1023, uma probabilidade infinitamente pequena. Assim, esse estado pode ser considerado muito improvável, justamente porque há apenas uma possibilidade, entre 1023 estados possíveis, que leva a esse estado. Esse tipo de raciocínio, em termos de probabilidade de estados, pode ser usado para pensar em uma entropia relativa, quando comparamos os arranjos moleculares de uma mesma substância nos estados sólido, líquido e gasoso. No estado sólido, uma substância ocupa um volume menor do que no estado gasoso, o que significa que as moléculas estão muito mais próximas umas das outras no sólido. Além disso, no estado sólido elas praticamente ocupam posições definidas num retículo cristalino, enquanto no estado gasoso elas podem ocupar qualquer posição. Por esse raciocínio, podemos concluir que a entropia, que passaremos a designar pela letra S, cresce quando a substância passa do estado sólido para o gasoso. A partir desse raciocínio, podemos supor que Ssólido  Slíquido  Sgás.

Figura 2.57 Na figura, vemos os três arranjos citados anteriormente: a) arranjo I; b) arranjo II; c) arranjo III.



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Reprodução/Revista Veja

Reprodução/Agência O Globo

Reprodução/Arquivo do jornal O Estado de S. Paulo

Ao observarmos a natureza, podemos perceber que várias transformações ocorrem naturalmente sob certas condições. Uma determinada quantidade de água (de um lago, por exemplo) pode ser convertida em vapor por meio do calor de uma fonte disponível (o Sol), mas ela pode também ser transformada em gelo quando em contato com uma grande massa de ar polar. Portanto, é evidente que ambas as transformações parecem ser igualmente espontâneas no mundo natural à nossa volta. Nos dois casos, há uma fonte ou corpo quente que cede calor para o corpo frio, e isso está de acordo com o Segunda Lei da Termodinâmica. Consequentemente, embora a energia do Universo possa ser constante, sua distribuição nesse Universo é tal que trocas ou transformações espontâneas são possíveis apenas na direção estabelecida pela Segunda Lei da Termodinâmica. Clausius (1822-1888), físico e matemático alemão, chamou a capacidade para transformar de “o valor de transformação do calor”; contudo, é preferível falar no valor de transformação da energia, já que o calor é apenas uma das formas de energia. As constantes transformações que ocorrem no Universo diminuem o valor de transformação da energia do Universo, continuamente degradado como resultado das trocas constantes de energia nas transformações na natureza. Se toda a energia do Universo se tornar uniforme um dia, não podendo mais ser trocada, ocorrerá o que Clausius chama de “a morte térmica do Universo”. Observe que a degradação no valor de transformação de energia corresponde ao aumento de entropia. Quando lemos os jornais ou vemos os noticiários na televisão, costumamos deparar com expressões como “crises de energia”, “degradação da energia” e “consumo de energia”, entre outras. Vimos, porém, que, de acordo com a Primeira Lei da Termodinâmica, a energia do Universo é constante. Como falar então em “consumo” ou “degradação de energia”? Essas expressões aparecem porque nem todas as formas que a energia assume são igualmente disponíveis para utilização em processos úteis ao homem.

Figura 2.58 Se a energia do universo é constante, por que falamos em consumo de energia?


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a

Petrenko Andriy/Shutterstock/Glow Images

Mauricio Simonetti/Pulsar Imagens

Como toda a nossa sociedade está centrada nos interesses humanos – antropocentrismo –, expressamos essa transformação da energia, de formas disponíveis a formas não disponíveis, como uma degradação da energia. As formas disponíveis são, por exemplo, a energia elétrica e a energia química dos combustíveis. A forma não disponível é, basicamente, o calor. b

Dessa maneira, a energia de um sistema, ao “ser consumida” ou “degradar-se”, perde seu valor de transformação, aquilo que Clausius chamou de “valor de transformação da energia”, ou seja, a entropia do sistema está aumentando. Observe que a energia, na verdade, não está sendo consumida ou degradada, apenas está se transformando numa forma em que não é mais disponível para o uso humano. Como vimos, a propriedade que exprime essa tendência natural à degradação da energia é a entropia. Os processos espontâneos contribuem para o aumento da entropia do Universo, pois a maioria deles ocorre com “degradação” dessa energia para uma forma menos disponível para utilização humana. Baron (1824-1907) extraiu do trabalho de Clausius um outro conceito, que é o de valor de desagregação. Ele não falava em moléculas, mas acreditava que a ação do calor sobre os corpos tendia a aumentar a sua desagregação. Sabemos hoje que essa ação do calor resulta no aumento do estado de desagregação das moléculas ou partículas dos corpos. Essa desagregação também pode ser relacionada à ideia de desordem, que abordamos anteriormente. A entropia de um sólido – que é mais agregado e mais organizado do que o líquido e o gás do mesmo material – é menor do que a entropia do líquido, que, por sua vez, é menor do que a entropia do gás. Ambos, “valor de transformação” e “valor de desagregação”, representam uma propriedade simples, uma qualidade ou um “conteúdo” do sistema. Clausius procurou um nome para esse conceito, de forma que pudesse ser facilmente reconhecido e manuseado, e escolheu a palavra “entropia”, derivada do grego e que significa transformação. Assim, a entropia pode ser definida como a medida do valor (ou conteúdo) de transformação ou valor de desagregação de um sistema, representando a sua capacidade, ou a falta dela, para se transformar. Nas palavras de Clausius, “a energia do Universo tem a capacidade de fluir como um resultado da sua distribuição não homogênea, e entropia é a medida dessa capacidade”.

Figura 2.59 Exemplos de transformação da energia: a) forma disponível (torre de distribuição de energia elétrica); b) forma não disponível (o calor proveniente de uma fogueira).



2

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Energia livre Uma última função termodinâmica que merece ser mencionada no nosso estudo de termoquímica é a energia livre, também bastante útil para prever se um processo é espontâneo ou não. A energia livre (G) é dada pela expressão: G  H  TS em que H é a entalpia, T é a temperatura absoluta (na escala Kelvin, em que 0 ºC equivale a 273 K) e S é a entropia. Para um processo que ocorre à temperatura constante, a variação de energia livre, ∆G, é fornecida pela expressão: ∆G  ∆H  T∆S Assim, a energia livre pode ser usada para prever se um processo que ocorre à temperatura e pressão constantes é espontâneo ou não. A conveniência dessa última função é que ela permite a definição da espontaneidade a partir da variação de entalpia e da variação de entropia do sistema, propriedades que já estudamos. O exame dos sinais na expressão de variação de energia livre permite prever os casos em que os processos serão espontâneos ou não. Quando a variação da energia livre é negativa (∆G  0), pode-se afirmar que o processo ocorre espontaneamente. Essa previsão está resumida no quadro 2.5. Caso

Resultado

Exemplo de processo

∆H negativo, ∆S positivo (∆H  0, ∆S  0)

processo espontâneo em qualquer temperatura

dissolução (exotérmica) de uma substância

∆H negativo, ∆S negativo (∆H  0, ∆S  0)

processo espontâneo a baixas temperaturas, em que o fato de o processo ser exotérmico é dominante

maioria das mudanças de estado líquido-sólido

∆H positivo, ∆S positivo (∆H  0, ∆S  0)

processo espontâneo a altas temperaturas, em que o fato de o processo ser endotérmico é relativamente pouco importante

maioria das mudanças de estado líquido-gás

∆H positivo, ∆S negativo (∆H  0, ∆S  0)

processo não espontâneo em qualquer temperatura (o processo inverso é espontâneo em todas as temperaturas)

precipitação do soluto em uma solução não saturada

Quadro 2.5 Exame dos sinais na expressão de variação de energia livre.

A ideia de que os processos que ocorrem com diminuição de energia livre são espontâneos e a associação da energia livre com a entalpia e a entropia do sistema nos ajudam a entender um pouco melhor o significado dessa função termodinâmica. O exame dos sinais na expressão de variação de energia livre ∆G  ∆H  T∆S mostra que a variação de energia livre é negativa (o que indica um processo espontâneo), independentemente de qualquer outra consideração, quando o processo for ao mesmo tempo exotérmico, isto é, quando ∆H  0, e corresponder ao aumento de entropia do sistema, isto é, ∆S  0.


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Sabemos que, à pressão constante, a variação de entalpia (∆H) é equivalente ao calor fornecido para o sistema e cedido por ele. Num processo exotérmico, que corresponde a uma variação negativa da entalpia (∆H  0), o sistema estará fornecendo calor para a vizinhança e, na maioria das vezes, haverá uma diminuição no valor da energia interna do sistema. Entretanto, já mostramos que, aproximadamente, o aumento da entropia corresponde a um aumento da desordem do sistema. Portanto, poderíamos concluir que a variação de energia livre expressa uma característica dos processos naturais, de serem espontâneos quando ocorre uma diminuição de energia interna e o aumento da “desordem”. Poderíamos generalizar essas tendências dizendo que, no Universo, os sistemas tendem à mínima energia interna e à máxima entropia (“desordem”). Nas condições termodinâmicas do nosso planeta, essas tendências são contraditórias e opostas, pois a diminuição de energia interna quase sempre coincide com a diminuição da desordem, e vice-versa, ou seja, o aumento da desordem ocorre concomitantemente com o aumento da energia interna. Ao analisarmos a definição da variação da energia livre (∆G), podemos verificar que, em condições de temperatura muito elevada, há uma predominância do termo T∆S na expressão ∆G  ∆H  T∆S e, nessas condições, são espontâneos os processos que acontecem com o aumento da desordem no sistema. Em condições de temperaturas muito baixas, próximas do zero absoluto, o termo T∆S tende ao valor zero e prevalece, portanto, a condição de diminuição de energia interna para que o processo seja espontâneo.

2

exerCÍCios E19. Existem certas regras básicas para prever a variação de entropia: Ssólido  Slíquido  Sgás

e Ssolução  Ssoluto  solventes separados quando duas substâncias são solúveis. Além disso, combustões são reações exotérmicas e mudanças de estado sólido-líquido e líquido-gás são endotérmicas (portanto, as mudanças inversas são exotérmicas).

Considerando essas regras, faça a previsão de qual será o sinal de ∆H e ∆S para os processos listados a seguir e conclua sobre a espontaneidade ou não do processo na temperatura relacionada. Considere todos os processos listados à temperatura e à pressão ambientes. Explique sua resposta. a) combustão do etanol: C2H5OH (l)  3 O2 (g) → 2 CO2 (g)  3 H2O (g); b) dissolução do sal de cozinha em água; c) fusão do gelo; d) vaporização da água; 3 e) formação de ferrugem: 2 Fe (s)  O2 (g)  n H2O (l) → Fe2O3  n H2O (s); 2 f) liquefação do oxigênio do ar; g) precipitação do iodeto de chumbo a partir de nitrato de chumbo e iodeto de potássio: Pb(NO3)2 (aq)  2 KI (aq) → PbI2 (s)  2 KNO3 (aq); h) reação entre um comprimido antiácido efervescente e água, produzindo uma solução e CO2 gasoso. E20. Em que condições os processos não espontâneos encontrados na questão anterior

poderiam ser espontâneos?



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texto 10 o fato de um processo ser espontâneo significa que ele realmente ocorre?

Fotos: Gilberto do Vale Rodrigues/Arquivo da editora

Essa pergunta é importante para finalizarmos nosso estudo de termoquímica e percebermos que ainda não temos o quadro completo para prever a ocorrência de reações. Uma reação pode ser espontânea e, ainda assim, não ocorrer. Isso está relacionado a uma área da Química importante para o estudo das reações: a cinética química, que estuda os caminhos pelos quais os processos químicos se processam e pode determinar se processos espontâneos ocorrem rápida ou lentamente. Há várias reações que são espontâneas e, no entanto, não ocorrem a não ser que haja um “empurrão inicial”. As reações de combustão são um exemplo de reações espontâneas que não ocorrem sem que um fator as desencadeie. Se você respondeu corretamente ao item a do exercício E19 na página anterior, terá concluído que a queima do álcool é um processo espontâneo. No entanto, temos álcool na nossa cozinha, nos postos de gasolina, nos automóveis; ele está em contato com o oxigênio do ar e a reação não ocorre. Isso pode, em parte, ser explicado pelo diagrama energia 3 progresso da reação (figura 2.61). A barreira inicial de energia que é preciso vencer para que o processo ocorra é muito alta, de modo que só o “empurrão inicial” de uma faísca ou de uma chama permite o começo da reação de combustão. Tenha Cuidado ao lidar cuidado! com álcool, principalmente perto do fogo. Ele é altamente inflamável.

Figura 2.60 Superação da barreira de energia para que ocorra a combustão do álcool.


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energia

Figura 2.61 Diagrama energia x progresso da reação.

2

reagentes produtos progresso da reação

Outras reações são espontâneas, mas muito lentas. A reação entre monóxido de carbono (CO) e monóxido de nitrogênio (NO), dois produtos muito tóxicos da combustão da gasolina, para produzir nitrogênio (N2) e dióxido de carbono (CO2), inofensivos, é espontânea, mas muito lenta. Para que ela ocorra a taxas significativas, é necessário o uso de conversores catalíticos nos automóveis. Uma conclusão importante dessas considerações é que a energia das reações químicas e das mudanças de estado físico é estudada pela termoquímica, e o progresso da reação é estudado pela cinética química. Enquanto a termoquímica nos auxilia a entender os dois extremos do diagrama, em que são apresentados os estados iniciais e finais dos processos, reagentes e produtos, a cinética nos ajuda a entender a parte do meio do diagrama, indicada pela barreira de energia. Só de posse dessas duas ferramentas podemos prever a ocorrência de transformações químicas e mudanças de estado físico. Esperamos que o estudo deste capítulo tenha permitido a você compreender como funciona e como se usa uma dessas ferramentas.

na internet Na página do Projeto Ponto Ciência você vai encontrar várias sugestões de experimentos relacionados à termoquímica. Acesso em: 12 set. 2012.

Página (em inglês) do Departamento de Química e Bioquímica da Universidade de Windsor (Canadá), em que você terá acesso a uma animação relacionada à transferência de calor entre diferentes metais e água. Acesso em: 22 nov. 2012.

Neste endereço você vai poder assistir ao vídeo: Pílula de Ciência – energia dos alimentos (parte 2). O vídeo mostra uma maneira de determinar os valores de energia mostrados nos rótulos de alimentos, utilizando um calorímetro. Acesso em: 13 nov. 2012.



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QuesTões fecHAdAs Q51. (UFMG) Um béquer aberto, contendo acetona, é mergulha-

do em outro béquer maior, isolado termicamente, o qual contém água, conforme mostrado na figura a seguir.

‡gua

acetona


A temperatura da água é monitorada durante o processo de evaporação da acetona, até que o volume desta se reduz à metade do valor inicial. Indique a alternativa cujo gráfico descreve qualitativamente a variação da temperatura registrada pelo termômetro mergulhado na água, durante esse experimento. temperatura

c)

tempo

Q54. (UFMG) Um dos principais poluentes produzidos pelos auto-

móveis é o monóxido de carbono que resulta da queima parcial do combustível. Uma proporção correta entre o combustível e o ar, injetados no motor, é fundamental no controle da emissão desse poluente. Em condições normais de uso do motor, a alternativa que apresenta, qualitativamente, a quantidade de CO produzida em função da proporção ar/combustível é: a) c)

temperatura

d) temperatura

b)

automotores e nas indústrias e as grandes queimadas nas regiões de florestas tropicais são duas das principais causas do aumento da concentração de dióxido de carbono na atmosfera. Esse aumento – cerca de 11% nos últimos trinta anos – contribui para a elevação da temperatura média do globo terrestre, através do efeito estufa. Desse ponto de vista, o uso do álcool como combustível em automóveis é interessante, porque não contribui, de forma permanente, para o aumento da concentração atmosférica de dióxido de carbono. A alternativa que melhor explica essa vantagem do uso do álcool etílico é: a) A queima do etanol é completa. b) A queima do etanol não produz CO2. c) O catalisador usado nos carros a etanol impede a formação de CO2. d) O replantio de cana-de-açúcar consome CO2.

quantidade de CO produzida

tempo

Q53. (UFMG) A queima de combustíveis fósseis nos veículos


temperatura

a)

Sobre essas situações, pode-se afirmar que a evaporação ocorre devido a um fluxo de calor em (justifique sua resposta no caderno): a) I e II. b) I. c) I, II e III. d) II e III.

proporção ar/combustível


tempo

tempo

Q52. (UFMG) A evaporação da água líquida é um processo que

pode ocorrer como consequência de diversas ações. Dentre elas podem ser citados o contato com um outro sistema de temperatura mais alta, a incidência de radiação eletromagnética e o arraste por um fluxo de gás. Considere três situações em que ocorre a evaporação da água líquida:

d) quantidade de CO produzida

b)

Figura 2.63 Itens da questão Q51.



isolante tŽrmico


term™metro

I. na chama de um fogão a gás; II. em um forno de micro-ondas em funcionamento; III. pela ação do vento.



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Q55. (UFMG) Nos diagramas apresentados nas alternativas, as

linhas horizontais correspondem a entalpias de substâncias ou de misturas de substâncias. O diagrama que, qualitativamente, indica as entalpias relativas de 1 mol de etanol líquido, 1 mol de etanol gasoso e dos produtos da combustão de 1 mol desse álcool, 2 CO2 + 3 H2O, é:

a)

2 CO2  3 H2O

c)

H

etanol gasoso etanol l’quido

H ø

2 CO2  3 H2O H

2 CO2  3 H2O

d)

etanol líquido etanol gasoso

H ø

ø

etanol líquido etanol gasoso

2 CO2  3 H2O


Q56. (UFMG) Um palito de fósforo não se acende, esponta-

neamente, enquanto está guardado. Basta, porém, um ligeiro atrito com uma superfície áspera para que ele, imediatamente, entre em combustão, com emissão de luz e calor. Considerando-se essas observações, é correto afirmar que a reação: a) é endotérmica e tem energia de ativação maior que a energia fornecida pelo atrito. b) é endotérmica e tem energia de ativação menor que a energia fornecida pelo atrito. c) é exotérmica e tem energia de ativação maior que a energia fornecida pelo atrito. d) é exotérmica e tem energia de ativação menor que a energia fornecida pelo atrito. Q57. (Ufpel-RS) Seja o quadro a seguir com as entalpias-padrão

de combustão a 25 ºC: Substância

Q58. (UFG-GO) Leia o trecho a seguir e marque verdadeiro (V)

ou falso (F) para as alternativas apresentadas.

ø

etanol gasoso etanol líquido

b)

Dos combustíveis do quadro 2.6, o que libera maior quantidade de energia por grama é o: a) etanol. b) hidrogênio. c) propano. d) butano. e) metano.

∆H 0C (kJ/mol)

hidrogênio ou H2 (g)

-286

metano ou CH4 (g)

-891

propano ou C3H8 (g)

-2 219

butano ou C4H10 (g)

-2 878

etanol ou C2H6O (l)

-1 367

Tito e Canto. Química na abordagem do cotidiano, vol. 2, 2003. Quadro 2.6 Questão Q57.

Q59. (Cefet-AL) Considere as equações termoquímicas a seguir:

I. C (grafite)  O2 (g) → CO2 (g) ∆H = -393,5 kJ/mol 1 ∆H = -282,9 kJ/mol II. CO (g)  O2 → CO2 (g) 2 Utilizando os conhecimentos sobre a Lei de Hess, podemos concluir que o calor de formação do CO (g) é: a) 110, 6 kJ/mol. b) 221,2 kJ/mol. c) 221,2 kJ/mol. d) 110,6 kJ/mol. e) 534,1 kJ/mol. Q60. (Uece) O conhecimento da energia livre é aplicado na in-

dústria para a redução de gastos e otimização de alguns processos de produção. Considerando a reação: COCl2 (g) → CO (g) + Cl2 (g) e os valores ∆H  108,28 kJ e ∆S = 131,63 J/K a 25 ºC, indique a alternativa que indica a temperatura na qual a reação é espontânea: a) 549 ºC. b) 627 ºC. c) 727 ºC. d) 823 ºC. Q61. (Fuvest-SP) Pode-se calcular a entalpia molar de vaporiza-

ção do etanol a partir das entalpias das reações de combustão representadas por: C2H5OH (l)  3 O2 (g) → 2 CO2 (g)  3 H2O (l)

∆H1

C2H5OH (g)  3 O2 (g) → 2 CO2 (g)  3 H2O (g)

∆H2


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2

O organismo humano utiliza a energia mediante um processo semelhante à combustão. O ∆H de combustão de um carboidrato típico, C6H12O6, é 671 kcal  mol1; o ∆H de combustão de um lipídio típico, C45H86O6, é 6 656 kcal  mol1; e: a) 1 g desse carboidrato e 1 g dessa gordura fornecem 12,9 kcal. b) a reação que representa a combustão desse lipídio típico e sua entalpia-padrão de combustão são dadas por: 2 C45H86O6 (s)  127 O2 (g) → 90 CO2 (g)  86 H2O (l) → → ∆H0  6 656 kcal. c) a reação dessas substâncias com oxigênio, no interior das células, é um processo exotérmico. d) a combustão desse carboidrato produz mais energia que a combustão desse lipídio, por mol de CO2 produzido.

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Para isso, basta que se conheça, também, a entalpia molar de: a) vaporização da água. b) sublimação do dióxido de carbono. c) formação da água líquida. d) formação do etanol líquido. e) formação do dióxido de carbono gasoso. Q62. (Ufal) Em nosso cotidiano, ocorrem processos que podem

ser endotérmicos ou exotérmicos. Indique a alternativa que contém apenas processos exotérmicos. a) Formação de nuvens; secagem de roupas; queima de carvão. b) Formação de geada; combustão em motores de automóveis; evaporação da água dos lagos. c) Evaporação da água dos lagos; secagem de roupas; explosão de fogos de artifício. d) Queima de carvão; formação de geada; derretimento do gelo. e) Combustão em motores de automóveis; explosão de fogos de artifício; formação de geada.

Q66. (UEMS) É correto afirmar que o ∆H 0 para a reação balan-

ceada: 2 Ag2S (s)  2 H2O (l) → 4 Ag (s)  2 H2S (g)  O2 (g), considerando os respectivos ∆H f , em kJ/mol, de H2S (g)   20,6, de Ag2S (s)  32,6 e de H2O (l) = 285,8, será: 0

a) 485,6 kJ. b) 495,6 kJ. c) 585,6 kJ. d) 595,6 kJ. e) 600,0 kJ. Q67. (Unifor-CE) A produção de gelo-seco se dá pela transfor-

mação: CO2 (g) → CO2 (s) Essa transformação: I. exemplifica a mudança de estado conhecida como sublimação; II. envolve destruição de ligações intermoleculares; III. é exotérmica.

Q63. (Ufam) Considere os dois fenômenos:

I. Rompimento das ligações covalentes numa molécula de água. II. Calcinação do carbonato de cálcio.

É correto o que se afirma em:

Termoquimicamente estes processos são, respectivamente: a) adiabático e isotérmico. b) exotérmico e endotérmico. c) endotérmico e exotérmico. d) exotérmico e exotérmico. e) endotérmico e endotérmico.

c) I e II, somente.

Q64. (Ufes) Um atleta, ao sair da piscina, devido ao corpo mo-

lhado, sente frio quando se encontra em um lugar aberto. O corpo do atleta é considerado um sistema. É incorreto afirmar que esse sistema: a) apresenta uma variação de entalpia menor que zero. b) contribui favoravelmente para a evaporação da água. c) sofre um processo endotérmico. d) transfere calor para a água. e) libera calor.

a) I, somente. b) III, somente. d) II e III, somente. e) I, II e III. Q68. (UFRGS-RS) O gás natural veicular (GNV) é um combustí-

vel alternativo, menos poluente, de menor custo por quilômetro, em que o metano (CH4) é o componente predominante. Sabe-se que um mol de metano libera cerca de 890 kJ/mol, em uma combustão completa. A energia liberada, em kJ, na combustão total de 800 g de metano no motor de um automóvel movido por GNV, é de, aproximadamente: a) 2 700. b) 12 800. c) 14 240. d) 44 500. e) 712 000. Q69. (Unesp) Em uma cozinha, estão ocorrendo os seguintes

Q65. (Unimontes-MG) A oxidação da glicose encontra-se repre-

sentada pela seguinte equação:

processos: I. gás queimando em uma das “bocas” do fogão;

C6H12O6 (s)  6 O2 (g) → 6 CO2 (g)  6 H2O (l)  2 820 kJ Considerando-se que 40% da energia liberada se encontra disponível para atividade muscular, a quantidade de energia obtida pela oxidação de 360 g de glicose equivale a: a) 5 640 kJ. b) 1 128 kJ. c) 2 256 kJ. d) 3 800 kJ.

II. água fervendo em uma panela que se encontra sobre esta “boca” do fogão. Com relação a esses processos, pode-se afirmar que: a) I e II são exotérmicos. b) I é exotérmico e II é endotérmico. c) I é endotérmico e II é exotérmico. d) I é isotérmico e II é exotérmico.

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Q70. (UnB-DF) O fósforo P4, exposto ao ar, queima espontanea-

mente e forma P4O10. O ∆H para essa reação é -712 kcal/ mol de P4. A quantidade de calor produzida, quando 2,48 g de fósforo são queimados, é: a) 71,20 kcal. b) 10,40 kcal. c) 14,24 kcal. d) 17,65 kcal. e) 20,24 kcal.

Q71. (Unirio-RJ) A reação a seguir corresponde à produção da

amônia a partir de hidrogênio e oxigênio que são encontrados na atmosfera e usados como matéria-prima. Com base na equação e no quadro a seguir, podemos afirmar que a sua variação de entalpia será: 3 H2 (g) + N2 (g) → 2 NH3 (g) Ligação

Energia média de ligação (kJ/mol)

H

H

436

N

H

389

N

N

946

Está(ão) correta(s) somente as afirmativas: a) I, II e III. d) IV. b) I e II. e) III. c) II e IV.

QuesTões do enem Q74. (Enem) Leia o texto a seguir:

O alumínio se funde a 666 ºC e é obtido à custa de energia elétrica, por eletrólise – transformação realizada a partir do óxido de alumínio a cerca de 1 000 ºC. A produção brasileira de alumínio, no ano de 1985, foi da ordem de 550 000 toneladas (t), tendo sido consumidos cerca de 20 kWh de energia elétrica por quilograma do metal. Nesse mesmo ano, estimou-se a produção de resíduos sólidos urbanos brasileiros formados por metais ferrosos e não ferrosos em 3 700 t/dia, das quais 1,5% estima-se corresponder ao alumínio. FIGUEIREDO, P. J. M. A sociedade do lixo: resíduos, a questão energética e a crise ambiental. Piracicaba: Unimep, 1994. Texto adaptado.

Suponha que uma residência tenha objetos de alumínio em uso cuja massa total seja de 10 kg (panelas, janelas, latas, etc.). O consumo de energia elétrica mensal dessa residência é de 100 kWh. Sendo assim, na produção desses objetos utilizou-se uma quantidade de energia elétrica que poderia abastecer essa residência por um período de:


a) 0,84 kJ. b) 80 kJ. c) 2 250 kJ. d) 94 kJ. e) 74 kJ. Q72. (Vunesp) Dadas as equações termoquímicas:

a) um mês.

d) quatro meses.

b) dois meses.

e) cinco meses.

c) três meses.

I. Pb (s)  Cl2 (g) → PbCl2 (s) ∆H  359,4 kcal II. Pb (s)  2 Cl2 (g) → PbCl4 (l) ∆H  329,3 kcal

Instrução: utilize o diagrama da figura 2.66 para a realização das questões Q75, Q76 e Q77.

Para a reação: PbCl2 (s)  Cl2 (g) → PbCl4 (l), a variação de entalpia ∆H0 é: a) 30,1 kJ. b) 30,1 kJ. c) 688,7 kJ. d) 688,7 kJ. e) 60,2 kJ.

O diagrama da figura 2.66 representa a energia solar que atinge a Terra e sua utilização na geração de eletricidade. A energia solar é responsável pela manutenção do ciclo da água, pela movimentação do ar e pelo ciclo do carbono que ocorre através da fotossíntese dos vegetais, da decomposição e da respiração dos seres vivos, além da formação de combustíveis fósseis. proveniente do Sol 200 bilhões de MW

Q73. (Ufam) Considere a reação de combustão completa de

11,60 g de butano, com todos seus componentes no estado gasoso, conforme a reação a seguir. C4H10  13/2 O2 → 4 CO2  5 H2O A respeito da mesma são feitas quatro afirmações (dados: C  12 g/mol, H  1 g/mol, O  16 g/mol): I. Há o consumo de 41,6 g de oxigênio. A reação é exotérmica. II. Ocorre a formação de 18,16 L de gás carbônico nas CNTP. III. É produzido um mol de água e a reação cede calor. IV. É uma reação com absorção de calor.

aquecimento do solo

evaporação da água

aquecimento do ar

absorção pelas plantas

energia potencial (chuvas)

petróleo, gás e carvão

usinas hidrelétricas 100 000 MW

usinas termelétricas 400 000 MW eletricidade 500 000 MW

Figura 2.66 Diagrama relativo às questões Q75, Q76 e Q77.


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manidade aproveita, na forma de energia elétrica, uma fração da energia recebida como radiação solar correspondente a: a) 4  109. b) 2,5  106. c) 4  104. d) 2,5  103. e) 4  102. Q76. (Enem) De acordo com o diagrama da figura 2.66, uma

das modalidades de produção de energia elétrica envolve combustíveis fósseis. A modalidade de produção, o combustível e a escala de tempo típica associada à formação desse combustível são, respectivamente: a) hidroelétricas

chuvas

um dia

b) hidroelétricas

aquecimento do solo

um mês

c) termoelétricas

petróleo

200 anos

d) termoelétricas

aquecimento do solo

1 milhão de anos

e) termoelétricas

petróleo

500 milhões de anos


Q77. (Enem) No diagrama da figura 2.66 estão representadas

as duas modalidades mais comuns de usinas elétricas, as hidroelétricas e as termelétricas. No Brasil, a construção de usinas hidrelétricas deve ser incentivada porque elas: I. utilizam fontes renováveis, o que não ocorre com as termelétricas, que utilizam fontes que necessitam de bilhões de anos para serem reabastecidas. II. apresentam impacto ambiental nulo, pelo represamento das águas no curso normal dos rios. III. aumentam o índice pluviométrico da região de seca do Nordeste, pelo represamento de águas. Das três afirmações, somente: a) I está correta. b) II está correta. c) III está correta. d) I e II estão corretas. e) II e III estão corretas.

reservatório de água fria

radiação solar


Q75. (Enem) De acordo com o diagrama da figura 2.66, a hu-

coletor reservatório de água quente

vidro

água quente para o consumo placa escura

PALZ, Wolfgang. Energia solar e fontes alternativas. Curitiba: Hemus, 1981. Figura adaptada. Figura 2.67 Questão Q78.

São feitas as seguintes afirmações quanto aos materiais utilizados no aquecedor solar: I. O reservatório de água quente deve ser metálico para conduzir melhor o calor. II. A cobertura de vidro tem como função reter melhor o calor, de forma semelhante ao que ocorre em uma estufa. III. A placa utilizada é escura para absorver melhor a energia radiante do Sol, aquecendo a água com maior eficiência. Das afirmações pode-se dizer que apenas está(ão) correta(s): a) I. d) I e III. b) I e II. e) II e III. c) II. Q79. (Enem) Ao beber uma solução de glicose (C6H12O6), um

corta-cana ingere uma substância: a) que, ao ser degradada pelo organismo, produz energia que pode ser usada para movimentar o corpo. b) inflamável que, queimada pelo organismo, produz água para manter a hidratação das células. c) que eleva a taxa de açúcar no sangue e é armazenada na célula, o que restabelece o teor de oxigênio no organismo. d) insolúvel em água, o que aumenta a retenção de líquidos pelo organismo. e) de sabor adocicado que, utilizada na respiração celular, fornece CO2 para manter estável a taxa de carbono na atmosfera.

Q78. (Enem) O resultado da conversão direta de energia solar

Q80. (Enem) Nos últimos anos, o gás natural (GNV: gás natural

é uma das várias formas de energia alternativa de que se dispõe. O aquecimento solar é obtido por uma placa escura coberta por vidro, pela qual passa um tubo contendo água. A água circula, conforme mostra a figura a seguir:

veicular) vem sendo utilizado pela frota de veículos nacional, por ser viável economicamente e menos agressivo do ponto de vista ambiental. O quadro a seguir compara algumas características do gás natural e da gasolina em condições ambiente.


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Densidade (em kg/m3)

Poder calorífico (em kJ/kg)

GNV

0,8

50 200

gasolina

738

46 900


Apesar das vantagens do uso de GNV, sua utilização implica algumas adaptações técnicas, pois, em condições ambiente o volume de combustível necessário, em relação ao de gasolina, para produzir a mesma energia, seria: a) muito maior, o que requer um motor muito mais potente. b) muito maior, o que requer que ele seja armazenado a alta pressão. c) igual, mas sua potência será muito menor. d) muito menor, o que torna o veículo menos eficiente. e) muito menor, o que facilita sua dispersão para a atmosfera.

Algumas das propriedades físicas desses combustíveis são mostradas no quadro abaixo. Álcool

Densidade a 25°C (g/mL)

Calor de combustão (kJ/mol)

metanol (CH3OH)

0,79

726,0

etanol (CH3CH2OH)

0,79

1 367,0


Dados: Massas molares em g/mol: H  1,0; C  12,0; O  16,0.

Substância

Fórmula

∆H 0C (kJ/mol)

benzeno

C6H6 (L)

3 268

etanol

C2H5OH (L)

1 368

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.

glicose

C6H12O6 (s)

2 808

Q83. (Enem) Vários combustíveis alternativos estão sendo pro-

metano

CH4 (g)

890

octano

C8H18 (L)

5 471

Q81. (Enem) Um dos problemas dos combustíveis que contêm

carbono é que sua queima produz dióxido de carbono. Portanto, uma característica importante, ao se escolher um 0 combustível, é analisar seu calor de combustão (∆H C ), definido como a energia liberada na queima completa de um mol de combustível no estado padrão. O quadro seguinte relaciona algumas substâncias que contêm carbo0 no e seu ∆H C .


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. Q82. (Enem) No que tange à tecnologia de combustíveis alter-

nativos, 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.

curados para reduzir a demanda por combustíveis fósseis, cuja queima prejudica o meio ambiente devido à produção de dióxido de carbono (massa molar igual a 44 g mol–1). Três dos mais promissores combustíveis alternativos são o hidrogênio, o etanol e o metano. A queima de 1 mol de cada um desses combustíveis libera determinadas quantidades de calor, que estão apresentadas na tabela a seguir. Combustível

Massa molar (g mol–1)

Calor liberado na queima (kJ mol–1)

H2

2

270

CH4

16

900

C2H5OH

46

1 350


Considere que foram queimadas massas, independentemente, desses três combustíveis, de forma tal que em cada queima foram liberados 5 400 kJ. O combustível mais econômico, ou seja, o que teve a menor massa consumida, e o combustível mais poluente, que é aquele que produziu a maior massa de dióxido de



2

121 3/26/13 5:59 PM

carbono (massa molar igual a 44 g mol–1), foram, respectivamente: a) o etanol, que teve apenas 46 g de massa consumida, e o metano, que produziu 900 g de CO2. b) o hidrogênio, que teve apenas 40 g de massa consumida, e o etanol, que produziu 352 g de CO2. c) o hidrogênio, que teve apenas 20 g de massa consumida, e o metano, que produziu 264 g de CO2. d) o etanol, que teve apenas 96 g de massa consumida, e o metano, que produziu 176 g de CO2. e) o hidrogênio, que teve apenas 2 g de massa consumida, e o etanol, que produziu 1 350 g de CO2. Q84. (Enem) Nas últimas décadas, o efeito estufa tem-se in-

tensificado 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 a seguir traz as entalpias-padrão 0 de combustão a 25 ºC (∆H25 ) do metano, do butano e do octano. Composto

Fórmula molecular

Massa molar (g/mol)

0 ΔH25 (kJ/mol)

metano

CH4

16

890

butano

C4H10

58

2 878

octano

C8H18

114

5 471

do apenas pela água. Em uma experiência realizada para se determinar o calor de combustão da sacarose, C12H22O11, queimou-se uma amostra de 684 miligramas (mg) e observou-se que a temperatura do banho de água, de volume igual a 2,0 L, aumentou de 1,3 ºC. a) Escreva a equação balanceada que representa a reação de combustão completa da sacarose. b) Calcule a quantidade de calor absorvida pelos 2,0 L de água do banho, supondo que a densidade da água líquida seja igual a 1,0 g/mL e que seu calor específico seja igual a 1,0 cal/(g  ºC). (Deixe seus cálculos registrados, de modo a explicitar o seu raciocínio.) c) Calcule o valor do calor de combustão da sacarose em cal/mol. (Deixe seus cálculos registrados, de modo a explicitar o seu raciocínio.) Q86. (Unicamp-SP) As variações de entalpia (H) do oxigênio,

do estanho e dos seus óxidos, a 298 K e 1 bar, estão representadas no diagrama a seguir: Sn (s) 1 O2 (g)

2286 kJ/mol

2581 kJ/mol


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. b) gás natural, gasolina e GLP. c) gasolina, gás natural e GLP. d) gás natural, GLP e gasolina. e) GLP, gás natural e gasolina.

QuesTões ABerTAs Q85. (UFMG) O calor de combustão de uma substância or-

gânica é determinado fazendo-se essa substância reagir com oxigênio, no interior de um recipiente hermeticamente fechado. Esse recipiente está mergulhado numa quantidade conhecida de água, que é aquecida pelo calor liberado pela combustão. Num cálculo aproximado, pode-se considerar que todo o calor é absorvi-

SnO (s) 1 0,5 O2 (g)

H

SnO2 (s) Figura 2.68 Questão Q86.

Assim, a formação do SnO (s), a partir dos elementos, corresponde a uma variação de entalpia de 286 kJ/mol. a) Calcule a variação de entalpia (H1) correspondente à decomposição do SnO2 (s) nos respectivos elementos, a 298 K e 1 bar. b) Escreva a equação química e calcule a respectiva variação de entalpia (H2) da reação entre o óxido de estanho II e o oxigênio, produzindo o óxido de estanho IV, a 298 K e 1 bar. Q87. (UFRJ) O metanol, um combustível líquido, tem sido

utilizado como substituto da gasolina e pode ser produzido a partir do metano, conforme a reação representada a seguir: I. 2 CH4 (g)  O2 (g) → 2 CH3OH (l) Dado que: II. CH4 (g)  H2O (g) → CO (g)  3 H2 (g) → H 206 kJ III. 2 H2 (g)  1 CO (g) → CH3OH (l) → H  128 kJ IV. 2 H2 (g)  O2 (g) → 2 H2O (g) → H  483 kJ


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a) Calcule a variação de entalpia (H) da reação I, a partir dos dados fornecidos. b) Determine o calor liberado na reação III, quando 280 g de monóxido de carbono são consumidos. Q88. (Uerj) A fotossíntese é uma reação muito importante e

pode ser expressa, simplificadamente, pela equação: 6CO2 6H2O

luz clorofila

C6H 12O6  6O2

Considerando-se as entalpias de formação a seguir, calcule a variação de entalpia, por mol de glicose, da reação de fotossíntese, nas mesmas condições. Entalpias de formação (25 ºC, 1 atm) em kJ/mol: H2O  242; CO2 394; C6H12O6 1 013. Q89. (UFPE) O fluoreto de magnésio é um composto inorgânico

que é transparente numa larga faixa de comprimento de onda, desde 120 mm (região do ultravioleta) até 8 mm (infravermelho próximo), sendo por isso empregado na fabricação de janelas óticas, lentes e prismas. Dados: ∆H 0f (kJ/mol) Mg2 (aq)

467

F(aq)

335

MgF2(s)

1 124

Mg

Q91. (Unesp) Considere a decomposição da água oxigenada,

em condições normais, descrita pela equação: H2O2(l) → H2O(l)  1 O2(g) H  98,2 kJ/mol 2 Com base na informação sobre a variação de entalpia, classifique a reação como exotérmica ou endotérmica e justifique sua resposta.

(aq)  2F (aq) → MgF2(s)



a) Escreva as equações químicas associadas às entalpias de formação fornecidas na tabela e mostre como calcular a entalpia da reação de formação do fluoreto de magnésio a partir de seus íons hidratados, utilizando a Lei de Hess. b) Calcule a entalpia para a reação de formação do fluoreto de magnésio a partir de seus íons hidratados (equação fornecida nos dados acima), com base nos dados de entalpia de formação padrão fornecidos. Q90. (UFTM-MG) O cloreto de cálcio é um composto que tem

grande afinidade com água, por isso é utilizado como agente secante nos laboratórios químicos e como antimofo nas residências. Este sal pode ser produzido na reação de neutralização do hidróxido de cálcio com ácido clorídrico. A entalpia dessa reação pode ser calculada utilizando as seguintes equações termoquímicas: CaO(s)  2HCI (aq) → CaCl2(aq)  H2O(l)

HO  186 kJ

CaO(s)  H2O(l) → Ca(OH)2(s)

HO  65 kJ

Ca(OH)2(s) → Ca(OH)2(aq)

HO  13 kJ

a) Calcule a entalpia da reação de neutralização da solução de hidróxido de cálcio com solução de ácido clorídrico.

Calcule a variação de entalpia na decomposição de toda a água oxigenada contida em 100 mL de uma solução aquosa antisséptica que contém água oxigenada na concentração de 3 g/100 mL. Q92. (UFG-GO) Os processos metabólicos que ocorrem em

diferentes partes do organismo permitem a obtenção da energia necessária às funções vitais. A energia química liberada nesses processos pode ser dissipada na forma de calor ou armazenada para que o organismo possa usá-la quando necessário. Na oxidação total (aeróbica) de 1 mol de glicose C6H12O6 são liberados 700 kcal, formando dióxido de carbono e água. O processo de oxidação parcial (anaeróbica) ocorre nas leveduras, e a glicose é convertida em etanol e dióxido de carbono, liberando 30 kcal.

a) escreva as equações químicas balanceadas relacionadas aos dois processos de oxidação da glicose; b) calcule a energia relacionada à combustão de 2 mols de etanol. Q93. (Unifesp) Considere a reação orgânica representada na equa-

ção e os valores de entalpia-padrão de formação (∆H 0f ) das substâncias participantes da reação. CH3OH (l)  CH3COOH (l) → X (l)  H2O (l) Substância

∆H 0f (kJmol1)

CH3OH (l)

239

CH3COOH (l)

484

X (l)

442

H2O (l)

286


A substância X é um líquido inflamável usado como solvente na fabricação de colas. a) Escreva a fórmula estrutural da substância X e indique a função orgânica à qual ela pertence. b) Calcule a entalpia da reação descrita. Como essa reação é classificada quanto ao calor de reação?



2

Ante o exposto,

Quadro 2.14 Questão Q89. 2

b) Calcule a energia envolvida na neutralização de 280 g de óxido de cálcio sólido com solução de ácido clorídrico. Essa reação é endotérmica ou exotérmica?

123 3/26/13 5:59 PM

CAPÍTULO

3

Cinética química: controlando a velocidade das reações químicas

assim como a termoquímica, a cinética química é essencial para lidar com as transformações e gerar uma série de produtos importantes para a vida, em grandes quantidades e de maneira limpa e menos prejudicial ao meio ambiente.

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para o conhecimento das transformações químicas, a velocidade com que uma reação se processa é um fator fundamental. também é importante conhecermos as barreiras que impedem que uma reação espontânea ocorra. Há situações em que uma reação é favorecida termodinamicamente, ou seja, ela necessita de um “facilitador” para que ocorra. Esse é o caso, por exemplo, da gasolina que fica armazenada em contato com o oxigênio do ar, em que a reação de combustão não ocorre espontaneamente: é necessária uma faísca para iniciá-la.

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Neste capítulo, estudaremos uma área da Química que tem tido um grande progresso nos últimos anos: a cinética química.

A cinética química envolve o estudo da velocidade das reações químicas e das formas que podemos utilizar para aumentar ou diminuir essa velocidade.


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Opção Brasil/Arquivo da editora

Figura 3.1 Reações químicas rápidas fazem parte do mundo em que vivemos.


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texto 1 Velocidade de uma reação química: por que é importante conhecê-la e controlá-la?

Figura 3.2 É importante controlarmos a velocidade das reações químicas indesejáveis, como a formação de ferrugem. Ruzanna/Shutterstock/Glow Images

Em nosso cotidiano convivemos com uma série de reações químicas que ocorrem com velocidades bastante diferentes. As imagens dos aviões chocando-se com as torres gêmeas do World Trade Center, em Nova York, que foram transmitidas para o mundo inteiro no atentado de 11 de setembro de 2001, mostram que as combustões, em geral, são extremamente rápidas. No entanto, no interior do cilindro dos motores à combustão, usados nos automóveis, essa mesma reação ocorre a uma velocidade controlada, com a queima de quantidades adequadas de combustível. O controle da velocidade de reação é uma ferramenta de trabalho importante para o químico. Em alguns casos, como na produção de materiais de interesse comercial, é importante aumentar a velocidade de reação, para otimizar a produção. Já no caso de reações indesejáveis, como a formação de ferrugem, interessa diminuir o máximo possível a velocidade de reação. A área da Química que estuda a velocidade das reações químicas e as formas de controlá-las, seja acelerando-as ou retardando-as, é chamada de cinética química. A velocidade das reações químicas pode ser medida experimentalmente de várias maneiras: pela variação da concentração, no caso de reagentes em soluções líquidas ou sólidas; pela variação da pressão, no caso de reagentes gasosos; pela variação da cor do sistema, no caso de um reagente colorido; etc.

Velocidade Na verdade, o termo “velocidade” não é o melhor para designar a grandeza relacionada ao tempo que uma reação química leva para se completar. Na Física, velocidade é uma grandeza vetorial, o que significa que, além de módulo, tem também direção e sentido. A grandeza química, ao contrário, é apenas escalar, não tendo direção ou sentido. Em inglês, usa-se a palavra speed para a grandeza física e rate para a grandeza química. Em português, tem-se preferido usar o termo “rapidez”. No entanto, como o uso consagrou a expressão “velocidade de reação química”, optamos por continuar a usá-la, já que, além disso, o termo “rapidez” pode induzir à ideia de que todas as reações são rápidas, o que não é verdade.

Questão Q1. Responda no caderno: entre as reações a seguir, quais interessam ser aceleradas e quais interessam ser retardadas? Discuta com seus colegas maneiras de efetuar essa alteração da velocidade: a) queima da madeira para obter energia; b) corrosão provocada pela maresia; c) apodrecimento de frutas; d) amadurecimento de bananas muito verdes para venda.


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texto 2 a velocidade das reações químicas no nosso dia a dia Muitas vezes é interessante interferir na velocidade das reações químicas, seja para retardá-las – como no apodrecimento de frutas –, seja para acelerá-las – por exemplo, para a obtenção mais rápida de produtos industriais. Neste texto abordaremos algumas dessas reações químicas para que você tenha uma ideia de como a velocidade é um fator importante nesse processo, podendo ser controlada.

3

Reações rápidas: a química de um airbag e a explosão do TNT

Figura 3.3 Airbags acionados em painel de carro.

CinétiCa QuímiCa: Controlando a veloCidade das reações QuímiCas capítulo 3


Sony Ho/Shutterstock/Glow Images

Em março de 2009 foi sancionada a lei que torna o airbag equipamento obrigatório em todos os automóveis de passeio e utilitários no Brasil. A partir de 2014, todos os carros produzidos no país deverão sair da fábrica com airbag duplo. Isso significa que os carros terão obrigatoriamente airbags, tanto para o motorista quanto para o passageiro. Os demais tipos de airbag – por exemplo, os laterais – continuarão sendo opcionais. Para se ter uma ideia do quanto estamos atrasados, em 1998 os Estados Unidos já adotavam a obrigatoriedade do airbag duplo. Em 2009, o valor médio desse equipamento era bastante elevado, acima de 2 mil reais. No entanto, a expectativa é de que sua demanda em grande escala faça com que esse valor caia bastante. Mas como funciona um airbag? O airbag é um dispositivo constituído por uma bolsa inflável de poliamida que é acionada quando o carro bate. Ele foi projetado para absorver o choque de uma colisão em acidentes automobilísticos, diminuindo o impacto que uma forte desaceleração pode provocar na coluna vertebral, na cabeça ou no dorso do motorista e do passageiro, por causa da tendência do corpo de continuar o movimento para a frente quando o veículo é desacelerado. A localização dos airbags no carro é projetada levando-se em conta os possíveis movimentos do corpo quando o carro colide. No caso do motorista, existe a possibilidade de o corpo chocar-se violentamente contra o volante do carro e, por isso, nesse caso, os airbags

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Divulgação/Arquivo da editora

estão no centro do volante. Já no lado do passageiro, eles situam-se no painel do carro, acima do porta-luvas. Para que um airbag cumpra sua função, é vital que ele infle em apenas 4 centésimos de segundo após a ocorrência do choque. Além disso, a pressão da bolsa inflada deve começar a baixar imediatamente após o impacto, pois, caso contrário, se tornará algo duro, o que pode agravar os ferimentos. Os sensores de choque e a velocidade da reação química que produz os gases que inflam os airbags são dois itens fundamentais para garantir o seu bom funcionamento. Os sensores de choque, normalmente localizados na frente do carro, são ligados a um microprocessador que analisa os padrões de velocidade, de aceleração, dos choques e das freadas e compara-os com padrões relacionados a acidentes. Quando acontece a colisão, o microprocessador avalia a gravidade do choque e, conforme o caso, dispara a reação química.

A reação química é produzida num dispositivo ligado à bolsa de poliamida. Neste dispositivo há uma mistura de azida de sódio (NaN3), nitrato de potássio (KNO3) e dióxido de silício (SiO2). Quando o microprocessador detecta o choque, ele provoca uma faísca elétrica que aumenta a temperatura até 300 ºC e faz com que a azida de sódio produza sódio metálico, Na (s), e nitrogênio gasoso, N2 (g), na quantidade necessária para inflar a bolsa (equação 1, na página seguinte). O sódio metálico (Na) é muito reativo: reage com o nitrato de potássio (KNO3), produzindo óxido de potássio (K2O), óxido de sódio

Figura 3.4 A sequência de figuras mostra o acionamento de um airbag.


3/26/13 6:30 PM

(Na2O) e mais nitrogênio gasoso (N2) (equação 2). Por sua vez, o óxido de potássio (K2O) e o óxido de sódio (Na2O) reagem com o dióxido de silício (SiO2), produzindo um silicato alcalino, que é um produto estável e seguro (equação 3). Essas três reações químicas podem ser assim representadas: 300 oC

Na (s) 1 3/2 N2 (g)

(equação 1)

10 Na (s) 1 2 KNO3 (s) → K2O (s) 1 5 Na2O (s) 1 N2 (g)

(equação 2)

K2O (s) 1 Na2O (s) 1 SiO2 (s) → silicato alcalino

(equação 3)

Sistema de inflação do airbag

airbag gás nitrogênio

airbag inflador

inflador

sensor de colisão

sensor de colisão

gás nitrogênio filtros azida de sódio

Avits/Arquivo da editora

NaN3 (s)

3

acendedor

Figura 3.5 Esquema do funcionamento de um airbag.

Divulgação/ContRAn/Divulgação/ContRAn

A azida de sódio (NaN3), porém, é altamente tóxica, e isso gera um problema adicional: como a maior parte dos airbags não são acionados durante a vida útil de um carro, 150 g de NaN3 – o conteúdo previsto para cada veículo equipado com dois airbags – podem ter um destino incerto quando o carro for para o ferro-velho. Como a partir de 2014 está prevista a obrigatoriedade do uso desse equipamento para os carros novos brasileiros, há que se garantir a reciclagem dos airbags para minimizar esse problema. A reação de formação de nitrogênio a partir de NaN3 é um tipo de reação de explosão bastante controlada que ocorre com a formação de um número pequeno de moléculas no estado gasoso.

Figura 3.6 Os dispositivos de um airbag.



129 3/26/13 6:30 PM

Em outras reações que são propriamente de explosão, a quantidade de gases formada é muito superior, e a explosão torna-se, com isso, violenta. O trinitrotolueno (TNT), por exemplo, é um dos explosivos derivados do tolueno, o nome comum do metilbenzeno. Ele é obtido a partir de uma reação na qual se adiciona três grupos NO2 ao tolueno. A figura ao lado representa a estrutura para a molécula de TNT. O produto formado é bastante estável, insensível a fricção, agitação ou impacto e ainda de fácil armazenamento, o que facilita seu uso, ao contrário da nitroglicerina, por exemplo. O poder explosivo do TNT deriva do fato de que sua reação de explosão – veja a seguir – produz grandes quantidades de moléculas gasosas. Uma molécula de TNT produz dez moléculas de gases, segundo a equação:

O2N

NO2

NO2 Figura 3.7 Representação para a estrutura da molécula de TNT.

C6H2CH3 (NO2)3 (s) → 6 CO (g) 1 5/2 H2 (g) 1 3/2N2 (g) + C(s) A grande e rápida expansão de volume causada por essa reação desencadeia a explosão.

Reação lenta: a formação de ferrugem Jim Batty/Alamy/otherimages

A formação de ferrugem é uma reação química na maioria das vezes indesejável. E mesmo que ocorra lentamente, quando a intenção é a manutenção de peças metálicas, o ideal é retardá-la ainda mais ou impedir sua ocorrência. No entanto, há casos em que a ferrugem é usada propositadamente, como em trabalhos artísticos, peças decorativas ou projetos arquitetônicos. A figura ao lado mostra um edifício em Londres, na Inglaterra, cuja fachada é toda de ferro enferrujado, com o objetivo de dar uma cor castanho-clara característica da ferrugem. A ferrugem é resultado de uma reação do ferro com oxigênio, que ocorre na presença de água. Ela pode ser representada pela seguinte equação: 2 Fe (s) 1 3/2 O2 (g) 1 n H2O (l) → Fe2O3  n H2O (s) Para evitá-la, o modo mais simples é não deixar os reagentes em contato. Como é praticamente impossível impedir o contato do oxigênio do ar ou da água das chuvas com as grades de ferro, por exemplo, a melhor solução acaba sendo pintá-las, para que a estrutura de ferro não tenha contato com o oxigênio e a água. As tintas ainda são, portanto, a melhor solução contra a ferrugem para o caso de grades e portões de ferro. Uma outra solução é o chamado eletrodo de sacrifício, usado para preservar peças de ferro ou de outros metais que estão em contato constante com a água do mar. Nesse caso, usa-se um material que se oxida mais facilmente do que o ferro e que, dessa forma, vai se oxidar no lugar dele. Trabalharemos esse assunto no capítulo 5 deste volume.

Figura 3.8 Prédio em Londres (Inglaterra) cuja fachada é enferrujada propositadamente.


3/26/13 6:30 PM

Reações que interessam ser retardadas: escurecimento de frutas Um dos problemas para a indústria de alimentos é a reação de escurecimento em frutas, responsável por cerca de 50% da perda de frutas tropicais no mundo. Esse escurecimento é provocado por uma reação química iniciada pela presença de uma enzima chamada polifenol oxidase (PFO) e oxigênio molecular, o que leva à formação de uma substância orgânica denominada quinona. A reação química é conhecida como escurecimento enzimático e é uma reação oxidativa, pois ocorre na presença de oxigênio. Retardar essa degradação é importante para evitar o aparecimento de sabor desagradável e também pela toxidez do produto formado. Trata-se, portanto, de uma questão de economia para a indústria alimentícia. Para que essa reação de escurecimento enzimático ocorra, é preciso que estejam presentes a enzima, o substrato e o oxigênio. A velocidade de reação diminui se uma dessas substâncias não estiver presente. Substâncias ácidas podem ser utilizadas, pois causam a diminuição do pH dos tecidos vegetais, provocando uma diminuição da velocidade da reação de escurecimento. Isso ocorre porque as enzimas possuem o que chamamos de pH ótimo de atuação. Ou seja, nesse pH a enzima atuará na reação química de uma forma bem eficiente. Em outros valores de pH, mais ácidos ou mais básicos, a atuação da enzima será menor e, assim, a velocidade da reação química será menor. O pH ótimo de atuação da PFO está entre 6 e 7, e abaixo de 3 não há nenhuma atividade enzimática. Em geral os ácidos utilizados para a prevenção do escurecimento são o ácido ascórbico – também conhecido como vitamina C – e o ácido cítrico. Essas substâncias funcionam como inibidores dessa reação química, pois diminuem a velocidade com que ela ocorre.

Reações que interessam ser aceleradas: a obtenção industrial de produtos químicos

Sérgio Dotta Jr/Arquivo da editora

3

Figura 3.9 As frutas escurecem com o tempo em virtude da reação iniciada pela enzima PFO.

Aumentar a velocidade das reações em escala industrial de um grande número de produtos químicos é uma das aplicações básicas da Química, pois a indústria é uma atividade econômica em que o tempo é um dos componentes essenciais. Em geral, mais de 80% dos produtos químicos são obtidos utilizando-se catalisadores, alguns dos quais são componentes bastante caros do processo industrial. A palavra catalisador se tornou de uso geral e tem, nesse caso, o sentiCinétiCa QuímiCa: Controlando a veloCidade das reações QuímiCas capítulo 3


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Zenphotography/Shutterstock/Glow Images

do de facilitador de um processo, o que nos dá uma boa ideia do seu sentido químico: é uma substância que atua nas reações químicas proporcionando um aumento na sua velocidade. No Texto 4 definiremos mais precisamente os catalisadores. A importância dos catalisadores tem se tornado ainda maior com o advento da Química verde ou Química sustentável, que é definida como aquela resultante do processo de criação, desenvolvimento e aplicação de processos e produtos químicos para reduzir ou eliminar o uso e a geração de substâncias tóxicas. A preocupação com a qualidade de vida e com o meio ambiente fez com que fossem estabelecidos doze princípios da Química verde, entre os quais destacamos: • a prevenção; • o uso do mínimo de substâncias possível (a economia de átomos); • a síntese com compostos de menor toxicidade; • o desenvolvimento de compostos seguros; • a diminuição de solventes e outras substâncias auxiliares; • a eficiência energética; • o uso de substâncias recicladas e a catálise; • a área da Química responsável pelo uso de catalisadores para aumentar a velocidade;

Figura 3.10 A Química verde tem o propósito de reduzir o impacto ambiental dos processos industriais.

• o rendimento das reações químicas. A redução na emissão de substâncias tóxicas tem na catálise uma forte aliada, pois os catalisadores podem ser utilizados para facilitar a separação dos produtos finais da mistura reagente. Uma das áreas de pesquisa de grande destaque nos últimos anos é a preparação de catalisadores sólidos para a remoção de contaminantes dispersos em efluentes líquidos. Também têm sido pesquisados catalisadores que impedem a formação de subprodutos indesejáveis durante as reações químicas utilizadas em escala industrial. A biocatálise é outra área de desenvolvimento muito promissora. As atividades microbianas têm sido usadas para catalisar várias sínteses de produtos químicos que utilizavam rotas clássicas de síntese. A utilização da biocatálise diminui sensivelmente os impactos ambientais gerados por essas rotas clássicas. Como exemplo, podemos listar a produção da vitamina B3 pela conversão da 3-cianopiridina, catalisada pela bactéria Rhodococcus rhodochrous, segundo a equação abaixo: CN N

Rhodococcus rhodochrous

CONH2 N

Figura 3.11 Reação de produção da vitamina B3, catalisada pela bactéria Rhodococcus rhodochrous.


3/26/13 6:30 PM

Questões Q2. Que características deve ter uma reação química para ser usada nos airbags?


Q3. Por que é necessário preocupar-se com a reciclagem de airbags? Q4. Procure se informar sobre a fórmula da nitroglicerina e proponha uma reação de explosão para essa substância, levando em consideração a reação de explosão do TNT dada no texto. Q5. Quando você pinta um portão de ferro para evitar a ferrugem, que tipo de ação você está executando sobre os produtos da reação que a provocariam? Q6. Que outra alternativa, além da redução de pH, poderia ser usada para diminuir a velocidade de escurecimento de frutas?

3

Q7. Por que os catalisadores que estão sendo pesquisados para tratar efluentes líquidos com contaminantes dispersos têm que ser sólidos, e não líquidos?

texto 3 um modelo para compreender a velocidade das transformações químicas Para compreendermos a velocidade das transformações químicas, é preciso retomar e aprofundar alguns aspectos teóricos. Já discutimos no capítulo 5 do volume 1 o modelo cinético-molecular e, com base nele, explicamos vários fenômenos. Consideramos que os materiais são constituídos por partículas e espaços vazios, que as partículas possuem movimento e que a esse movimento associamos uma energia: a energia cinética. Quanto maior o movimento, maior a energia cinética das partículas. Um outro aspecto importante que discutimos naquele capítulo diz respeito à interpretação macroscópica do movimento das partículas. Consideramos que a temperatura de um material é proporcional ao movimento de suas partículas e, nesse sentido, o aumento de temperatura provoca um aumento na agitação das partículas e, portanto, na sua energia cinética. Naquele momento não fizemos nenhuma consideração sobre como essa energia cinética estaria distribuída entre as partículas e que relações poderíamos estabelecer entre ela e a velocidade de uma transformação química. Vamos iniciar nosso aprofundamento teórico discutindo um pouco mais sobre a distribuição da energia cinética entre as partículas que constituem um material. CinétiCa QuímiCa: Controlando a veloCidade das reações QuímiCas capítulo 3


133 3/26/13 6:30 PM

Questões

NH4OH (aq)

tufo de algodão com solução de NH4OH

tufo de algodão com solução de HCI

HCI (aq)

Ilustrações: Avits/Arquivo da editora

Dois tufos de algodão umedecidos com soluções aquosas de ácido clorídrico (HCl (aq)) e hidróxido de amônio (NH4OH (aq)) foram colocados nos extremos opostos de um tubo de vidro fechado de 51 cm de comprimento, como mostra a figura a seguir:

Figura 3.12 No tubo de vidro são colocados dois tufos de algodão embebidos em soluções aquosas de ácido clorídrico (HCl (aq)) e hidróxido de amônio (NH4OH (aq)).

Após cerca de 30 min observou-se a formação de um anel constituído por uma substância sólida branca finamente dispersa no ar, formando uma fumaça branca dentro do tubo, como representado a seguir:

anel de fumaça branca

tufo de algodão com solução de NH4OH

tufo de algodão com solução de HCI

Figura 3.13 No tubo de vidro ocorre a formação de um anel de substância sólida finamente dispersa no ar, uma fumaça branca.

O anel foi formado a 30,6 cm do ponto no qual o NH3 (g) foi colocado e a 20,4 cm do local onde o ácido clorídrico (HCl (g)) foi colocado. Com base nos dados acima, faça as questões a seguir: Q8. Escreva a equação que representa a reação de formação da substância sólida que constitui o anel. Q9. Cite dois materiais que tenham em sua constituição essa substância sólida formada. Q10. Calcule a massa molar para o HCl e o NH3. Q11. Considerando o experimento descrito, o que você pode concluir sobre a velocidade das partículas de NH3 (g) em comparação com a velocidade das partículas de HCl (g)? Q12. A que você atribui essa diferença de velocidade?

A distribuição da energia cinética entre as partículas Nas questões que foram respondidas anteriormente vimos que o cloreto de amônio (NH4Cl (s)), formado pela reação entre a amônia NH3 (g) e o ácido clorídrico (HCl (g)), era a substância branca que constituía o anel de fumaça branca formado. Como os dois reagentes utilizados são voláteis, os gases saem do algodão e tendem a ocupar todo o espaço dentro do tubo. Ao se encontrarem, ocorre a reação representada pela equação: NH3 (g) 1 HCl (g) → NH4Cl (s)


3/26/13 6:30 PM

número de partículas

Como foi visto, o anel branco não foi formado no centro do tubo. Ele formou-se mais próximo da região na qual estava o HCl (g) que da região onde estava o NH3 (g). Isso nos levou a concluir que a velocidade de deslocamento das partículas de NH3 (g) era maior do que a velocidade de deslocamento das partículas de HCl (g). Isso se relaciona diretamente à massa dessas moléculas, pois sendo a amônia (NH3 (g)) mais leve do que o cloreto de hidrogênio (HCl (g)), ela se desloca mais rapidamente do que este. A velocidade das partículas foi objeto de estudo para Maxwell (1831-1879) em 1859 e mais tarde para Boltzmann (1844-1906). Esses dois cientistas, de forma independente, propuseram que as velocidades das partículas em qualquer gás deveriam variar consideravelmente, pois ocorreriam colisões entre elas. Essas colisões envolveriam a transferência de energia e isso faria com que a distribuição de energia entre as partículas de um gás não fosse homogênea e pudesse ser representada como no gráfico a seguir (figura 3.14). velocidade Neste gráfico podemos observar que apenas média uma pequena fração das partículas possui velocidade baixa ou velocidade alta. A maior parte das partículas possui velocidades em torno de uma média. Essa proposta para a distribuição das velocidades das partículas foi feita antes da realização de experimentos que pudessem oferecer evidências que sustentassem as afirmações dos dois cientistas. Vários cientistas desenvolveram experimentos que buscavam evidências para os dados obtidos por Maxwell e Boltzmann. Muitos deles velocidade conseguiram obter resultados bem próximos aos Figura 3.14 propostos, mas foi um trabalho realizado por Gráfico do número de partículas I. F. Zartmann, e publicado em 1931 em Physical Review, um perió- em função da velocidade das partículas. dico da área de Física, que possibilitou um estudo mais detalhado e rigoroso sobre as velocidades possíveis para diferentes moléculas. Zartmann utilizou um aparelho que pode ser descrito, de forma geral, como constituído por dois discos, colocados em um tubo de vidro com vácuo. Esse tubo de vidro também continha um pequeno recipiente no qual poderiam ser colocadas substâncias para o estudo. No caso do estudo realizado por Zartmann, em 1931, a substância utilizada foi o bismuto (Bi (g)). O aparelho está representado a seguir: forno colimador Avits/Arquivo da editora

Bi (g)

Bi (l)

tubo com vácuo

Bi (s)

Figura 3.15 Representação esquemática e aproximada para o aparelho utilizado por Zartmann em seu experimento para medida da velocidade média das partículas.

CinétiCa químiCa: Controlando a veloCidade das reações químiCas capítulo 3

135

3


Observe que o aparelho é constituído por um forno, um colimador e dois discos giratórios. O forno é o dispositivo que vai aquecer o bismuto fundido (Bi (l)) e aumentar a quantidade de bismuto gás (Bi (g)) formado dentro dele. O forno possui uma abertura que permite a saída de partículas de Bi (g). Assim que saem do forno, essas partículas passam pelo colimador, cuja função é constituir um feixe de partículas do gás. O primeiro disco contém uma fenda que também funciona como um colimador de partículas, produzindo um feixe de partículas de Bi (g) a cada vez que a fenda passa na direção da saída do forno. O feixe de partículas 12 1 11 2 de bismuto no estado gasoso passa pela fenda e vai se depositar como Bi (s) no segundo disco. 10 3 O segundo disco possui doze divisões numeradas e 9 4 funciona como um aparador no qual as partículas de Bi (g) vão se depositar. Esses dois discos – o colimador e o apa8 5 6 7 rador – giram em torno de um eixo comum, em um mesmo sentido e com a mesma velocidade. O resultado dessa experiência está registrado na figura 3.16. É possível medir-se a massa de bismuto depositada em cada uma das doze frações do disco giratório aparador. Figura 3.16 Representação para o segundo disco, no qual as A figura 3.17 (a seguir) mostra a massa de bismuto partículas de bismuto se depositaram após várias (Bi (s)) depositada em cada fração do disco (marcadas de revoluções. 1 a 12 no gráfico).

Questões

massa de bismuto

Q13. Observando o gráfico da figura 3.17, o que você pode concluir em relação à velocidade das partículas de bismuto? 9 8 10 7 6 5 11 12

4

3 2

1

Figura 3.17 Representação para a distribuição da massa de bismuto (Bi (s)) nas diferentes partes do segundo disco, no qual as partículas de bismuto se depositaram.

velocidade crescente dos átomos de bismuto

Q14. Se as partículas de bismuto são iguais, como se pode explicar o padrão apresentado pelo gráfico? Q15. A velocidade é a mesma para todas as partículas? Qual a evidência empírica disso? Se todas as partículas de bismuto tivessem a mesma velocidade, teríamos, no disco aparador, todo o bismuto depositado num único ponto. No entanto, não é isso que se observa. O que observamos é que algumas partículas de bismuto chegam ao segundo disco mais rápido do que outras. Como podemos compreender esse fato?


3/26/13 6:30 PM

A velocidade das partículas está associada à energia cinética por uma relação que inclui a massa. Assim, temos que: Ec 5

1 mν 2 2

em que m é a massa atômica, e v, a velocidade da partícula. Se a massa das partículas é a mesma, então a velocidade das partículas está associada à sua energia cinética. E se a velocidade das partículas é diferente, então a energia cinética dessas partículas também não é a mesma para todas as partículas. Como pudemos observar no gráfico da figura 3.14, a maioria dos átomos possui energia cinética em valores intermediários; poucos átomos possuem energia cinética muito alta ou muito baixa.

Reveja o gráfico 3.14 na página 135.

3

Variação da energia cinética das partículas em função da temperatura

número de átomos

A velocidade das partículas está associada também à temperatura. Assim, um aumento ou diminuição nos valores de temperatura altera a forma das curvas de velocidade, como podemos observar no gráfico a seguir.

0 ºC

1000 ºC

2000 ºC

Figura 3.18 Representação para a distribuição das velocidades dos átomos em temperaturas diferentes. velocidade

Questões Q16. O que ocorre com a distribuição de velocidade quando a temperatura passa de 1 000 ºC para 2 000 ºC? Q17. O que ocorre com a distribuição de velocidade quando a temperatura passa de 1 000 ºC para 0 ºC? Q18. Baseado nas informações fornecidas pelo gráfico da figura 3.18, o que você pode dizer sobre a relação entre a distribuição de energia cinética e a variação de temperatura? CinétiCa QuímiCa: Controlando a veloCidade das reações QuímiCas capítulo 3


137 3/26/13 6:30 PM

número de partículas com uma dada energia cinética

A distribuição da energia cinética das partículas é modificada em função da temperatura, como se pode perceber na figura a seguir: T1

T2 T3

E

Figura 3.19 Representação da distribuição da energia cinética das partículas em temperaturas diferentes. energia cinética

Nesta figura observamos a distribuição das energias cinéticas para moléculas de oxigênio gasoso (O2 (g)), em três temperaturas diferentes: T1 = 100 K, T2 = 273 K e T3 = 5 000 K. Podemos observar que, à medida que a temperatura aumenta, a curva que representa a distribuição de energia cinética é achatada e alargada. Isso significa que, considerando temperaturas mais altas, passam a existir poucas moléculas com baixas energias e aumenta o número de moléculas de oxigênio com energia cinética mais alta. Como as moléculas de oxigênio estão em movimento, elas têm grande possibilidade de colidir umas com as outras. Em muitos casos, essas colisões ocorrem sem que nada aconteça ao material. As colisões entre as partículas de reagentes que resultam em transformações químicas são denominadas colisões efetivas. Como nem todas as colisões resultam em reação química, temos também as denominadas colisões não efetivas. Em todas, no entanto, haverá uma transferência de energia entre as moléculas, e isso é importante em relação à distribuição da energia cinética entre as moléculas. No gráfico da figura 3.19, representamos pela letra E o valor de energia necessário para que ocorram colisões efetivas. Isso quer dizer que colisões entre moléculas que possuam energia maior que E têm grande possibilidade de resultar em transformação química, formando, por exemplo, moléculas de ozônio (O3 (g)).

Questões Q19. O que você observa em relação ao número de partículas que possuem energia cinética com valor superior ao valor de energia necessário para que ocorram colisões efetivas (E ), à medida que a temperatura aumenta? Q20. Que relação você pode estabelecer entre o aumento da temperatura de um sistema e a velocidade com que uma reação química ocorre? À medida que a temperatura aumenta, observamos que aumenta o número de partículas que possuem energia cinética com valor superior ao valor de energia necessário para que ocorram colisões efetivas (E ).


3/26/13 6:30 PM

Colisão entre moléculas: orientação adequada Para que ocorra uma transformação química, não basta apenas que a energia cinética das partículas seja maior que E. Além disso, é importante que as colisões ocorram numa orientação adequada. As moléculas possuem tamanho e forma e, assim, os detalhes de suas constituições atômicas e sua reatividade química podem ser muito diferentes. Moléculas grandes podem ter algumas partes ocupadas por átomos não reativos, e outras partes por átomos altamente reativos. Assim, se a colisão entre duas moléculas ocorrer na parte reativa, haverá reação química. Se, no entanto, a colisão ocorrer em uma parte pouco reativa, não ocorrerá formação de uma nova substância. Mesmo reações mais simples podem apresentar algum impedimento por causa da orientação das colisões entre as partículas de reagentes. Vamos utilizar como exemplo a reação entre o hidrogênio (H2 (g)) e o iodo (I2 (g)) gasosos, que formam o iodeto de hidrogênio (HI (g)), também gasoso:

3

H2 (g) + I2 (g) → 2 HI (g)


O mecanismo ou caminho desta reação envolve a colisão simples entre uma molécula de hidrogênio e uma molécula de iodo, com a formação simultânea de duas moléculas de iodeto de hidrogênio. Para que essa colisão dê origem a duas moléculas de HI, é preciso que ela ocorra com uma orientação apropriada. Na figura 3.20 podem-se observar duas representações para a colisão entre as moléculas de H2 e I2. Na primeira delas ocorre uma orientação favorável. Na segunda, uma orientação desfavorável. É interessante observar que existem muito mais possibilidades de colisões desfavoráveis do que de colisões favoráveis.

1

2

Figura 3.20 Representação para duas possibilidades de colisões entre moléculas de hidrogênio (H2 (g)) e iodo (I2 (g)). Na primeira (1), ocorre uma colisão com orientação favorável. Na segunda (2), uma colisão com orientação desfavorável.

Energia de ativação Como já vimos anteriormente, para que uma reação química ocorra, é necessário que aconteçam choques entre as partículas reagentes. Além disso, é preciso que os choques ocorram com uma orientação adequada, e que as partículas envolvidas possuam um valor mínimo de energia cinética. No gráfico da figura 3.19, essa energia mínima foi indicada por E. Esse valor mínimo de energia, necessário para que a transformação química ocorra, é chamado de energia de ativação (Ea). A energia de ativação está associada ao caminho pelo qual a reação vai ocorrer, ou seja, o mecanismo que se dará durante o processo da transformação química. Para uma determinada reação química existem CinétiCa QuímiCa: Controlando a veloCidade das reações QuímiCas capítulo 3


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energia

muitos caminhos (ou mecanismos) possíveis. O caminho com energia de ativação menor geralmente será o mais rápido. Ou seja, se existir um mecanismo que requeira menos energia que outro, este ocorrerá mais frequentemente que o outro. Durante uma transformação química, as partículas dos reagentes se chocam e, para acontecer uma transformação química, será preciso que ligações químicas se rompam e novas ligações sejam formadas. A maioria das reações químicas ocorre por meio de mecanismos que envolvem moléculas intermediárias, nas quais novas ligações começam a se formar antes mesmo que as antigas se rompam. Quando as condições de energia são suficientes e os choques ocorrem com orientação adequada, é muito comum que se estabeleça um estado intermediário, de curta duração, chamado de complexo ativado. Essa etapa intermediária da reação é chamada de estado de transição. A seguir apresentamos um gráfico que ilustra esses aspectos em uma transformação química:

Ea

reagentes Figura 3.21 Gráfico que representa a energia dos reagentes, a energia dos produtos e a energia de ativação (Ea) em uma reação química.

produtos caminho da reação

Vamos, agora, retomar a reação que discutimos anteriormente (a formação do HI gasoso). Considerando as moléculas reagentes e o produto formado, podemos representar o que ocorre na reação entre o hidrogênio e o iodo pela figura a seguir:

I2 H2 Avits/Arquivo da editora

HI

HI

partículas reagentes se aproximando

complexo ativado

Figura 3.22 Colisão entre moléculas de hidrogênio e iodo que resulta na formação de um complexo ativado.

partícula dos produtos

Na figura (3.22), observamos que existe uma colisão efetiva e de orientação adequada para a reação, a qual resulta na formação do iodeto de hidrogênio (HI). Também é possível observar a formação do complexo ativado.


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No caso da formação do HI, a colisão ocorre entre apenas duas partículas. Mas há casos mais complexos no qual mais de duas partículas devem colidir para formar os produtos. Nesses casos, pode-se verificar mais de uma etapa entre o estado inicial e o final da transformação química. O conjunto de todas essas etapas é que constitui o mecanismo da reação. Cada etapa se dará com a formação de um complexo ativado diferente. No caso de várias etapas intermediárias, podemos ter algumas com a energia de ativação menor do que outras, o que pode alterar a velocidade de cada uma das etapas. Quando isso ocorre, a mais lenta delas é que vai determinar a velocidade da reação química.

texto 4

3

Vimos no Texto 2 que existem algumas substâncias que podem ser utilizadas para acelerar reações químicas, os catalisadores. Eles atuam nas reações químicas fazendo com que a energia de ativação seja menor e, portanto, a velocidade seja maior, oferecendo assim um caminho alternativo para a produção industrial e até para a resolução de problemas ambientais. Porém, os processos catalíticos também podem causar danos ao ambiente, sendo um exemplo a ação dos clorofluorcarbonos (CFCs), na reação de decomposição do ozônio (O3) em oxigênio molecular (O2) e oxigênio atômico (O). Os CFCs eram muito usados como propelentes em aerossóis, gás para refrigeração e na produção de plásticos. Trata-se de compostos muito estáveis, podendo, eventualmente, atingir a estratosfera, onde vão participar da reação de decomposição do ozônio, e permanecer nela por anos ou até décadas. A diminuição da camada de ozônio aumenta a incidência de radiação ultravioleta na Terra. Essa incidência maior pode gerar consequências danosas, como o aumento de casos de pessoas com câncer de pele e catarata. Apesar de a produção de CFCs ter diminuído nos últimos anos, a camada de ozônio continua ameaçada. Mesmo com a redução do uso desses gases, eles ainda estão presentes nas geladeiras e aparelhos de ar condicionado antigos, e se não forem devidamente recolhidos serão liberados para a atmosfera em algum momento. O ozônio (O3) é formado na estratosfera em duas etapas: na primeira, moléculas de oxigênio (O2) são quebradas em átomos (O) pela luz do Sol, um processo conhecido como fotodissociação. Esses átomos de oxigênio (O), que são espécies muito reativas, reagem com o oxigênio molecular (O2) para formar o ozônio (O3), sendo esta a segunda etapa.

Linear photo/Alamy/other Images

catalisadores e a diminuição da camada de ozônio

Figura 3.23 Os CFCs já foram muito utilizados, principalmente em aparelhos de refrigeração e nas embalagens aerossóis. Atualmente esse gás não é mais utilizado.



141 3/26/13 6:30 PM

Esses processos podem ser representados pelas equações a seguir: O2 (g) luz do sol,  , 340 nm O (g) 1 O (g) O (g) + O2 (g) → O3 (g)

(etapa 1) (etapa 2)

O ozônio é decomposto pela radiação ultravioleta (UV), formando oxigênio molecular, O2 e oxigênio atômico. Esse processo pode ser representado pela equação: UV,  , 310 nm

O3 (g)

O2 (g) 1 O (g)

Os átomos de oxigênio produzidos nessa etapa podem reagir com outras moléculas de oxigênio para produzir mais ozônio. Assim, normalmente a concentração de ozônio na estratosfera permanece constante, com variações sazonais. Como a decomposição do ozônio absorve radiação ultravioleta, esse ozônio estratosférico forma uma camada que protege a Terra dessa radiação, que pode ser perigosa. A ação catalítica do cloro sobre o ozônio pode ser descrita por uma equação de duas etapas: O3 (g) 1 Cl (g) ClO (g) 1 O (g)

ClO (g) 1 O2 (g) Cl (g) 1 O2 (g)

O3 (g) 1 O (g)

2 O2 (g)

(etapa 1) (etapa 2) (equação global)

Note que o átomo de cloro (Cl) reage com o ozônio (O3), formando um intermediário, ClO, que por sua vez reage com um átomo de oxigênio (O), regenerando o cloro (Cl) e produzindo o oxigênio molecular (O2). Por esse mecanismo, um átomo de cloro pode destruir milhares de átomos de ozônio. Quando comparamos as energias de ativação da reação global não catalisada e dessa reação catalisada em duas etapas (figura 3.24), podemos observar que a energia de ativação da reação não catalisada, 17,1 kJ, é muito maior que a da reação catalisada, que na etapa 1 é de 2,1 kJ e na etapa 2, 0,4 kJ. É importante notar que o ∆H da reação global é o mesmo: –392 kJ. energia

17,1 kJ

2,1 kJ 0,4 kJ

O3 1O

O31O1CI

DH 5 2392 kJ 2O2 2O2 1 CI

Figura 3.24 Gráfico do caminho de reação versus a energia que representa a ação catalítica do cloro sobre o ozônio.

caminho da rea•‹o


3/26/13 6:30 PM

Questão Q21. Explique como funcionam os catalisadores em termos da energia de ativação de uma reação química.

O buraco na camada de ozônio A situação da camada de ozônio atualmente é estável. Desde 1998 o tamanho do buraco nessa camada não tem aumentado, graças à redução das emissões de substâncias que provocam a diminuição da quantidade de ozônio. Está previsto que, entre 2050 e 2075, o ozônio sobre a Antártida recupere os níveis de 1980. Os gráficos a seguir mostram a evolução do buraco na camada de ozônio de 1979 a 2008:

O Programa das Nações Unidas para o Meio Ambiente elegeu o dia 15 de setembro como o Dia Internacional para a Preservação da Camada de Ozônio.

2006: 27

3

2008: 25

1979: 0

milhões de km2 média (7 set.-13 out.) da área do buraco na camada de ozônio 1980

1990

2000

1979: 225

1994: 92 2008: 112

milhões de km2 média (21 set.-16 out.) mínimo de ozônio (unidades Dobson) 1980

1990

2000

Figura 3.25 Evolução do buraco na camada de ozônio, de 1979 a 2008.

Nota: não foram coletados dados em 1995.

Fonte: Nasa. Disponível em: . Acesso em: 22 set. 2009.

Na série de figuras a seguir mostramos a evolução do buraco na camada de ozônio de julho a dezembro de 2008. A primeira figura dá uma dimensão do que é esse buraco e indica (na legenda) as concentrações de ozônio em unidades Dobson. A unidade Dobson é utilizada nas medidas da concentração de ozônio e refere-se ao número de moléculas dessa substância necessário para compor uma camada de ozônio puro de 0,01 milímetro (mm) de espessura, à temperatura de 0 ºC e à pressão de 1 atm (pressão do ar na superfície da Terra). Uma coluna de ar com a concentração de ozônio de 1 unidade CinétiCa QuímiCa: Controlando a veloCidade das reações QuímiCas capítulo 3


143 3/26/13 6:30 PM

buraco de ozônio

Fotos: Reprodução/nasa

Dobson contém cerca de 2,69  1016 moléculas de ozônio por centímetro quadrado de área, a partir da base da coluna. Acima da superfície da Terra, a espessura média da camada de ozônio é cerca de 300 unidades Dobson ou uma camada de aproximadamente 3 mm de espessura.

Figura 3.26 A figura ao lado nos dá uma ideia do que é o buraco na camada de ozônio, e na legenda vemos as concentrações em unidades Dobson. Nas figuras abaixo vemos a evolução desse buraco de julho a dezembro de 2008.

220 unidades Dobson

ozônio total (unidades Dobson)

Julho

Agosto

Setembro

Outubro

Novembro

Dezembro

Fonte: Nasa. Disponível em: . Acesso em: 22 set. 2009.


3/26/13 6:30 PM

Analisando as figuras 3.25 e 3.26, podemos notar que o tamanho do buraco não aumentou, mas também não diminuiu desde 1998. O fenômeno é sazonal, pois se intensifica nos meses que seguem o inverno antártico. Por que isso ocorre? Sob condições atmosféricas normais, a maior parte do cloro presente na atmosfera encontra-se sob forma de substâncias pouco reativas e, portanto, muito estáveis, como o ácido clorídrico (HCl). Após longos meses de escuridão polar no inverno antártico, as condições atmosféricas se tornam pouco usuais. Os vórtex polares, que são ventos que circulam na estratosfera, tornam-se muito frios e se formam nuvens, embora o ar antártico seja extremamente seco e pouco denso. Nesse ambiente ocorrem reações químicas que não se verificariam nas condições atmosféricas normais. Dessa forma, os cloretos estáveis presentes, por exemplo, no ácido clorídrico tornam-se espécies ativas, principalmente na forma de cloro gasoso (Cl2). Quando a luz volta ao polo sul, normalmente em setembro a radiação ultravioleta rapidamente quebra a ligação entre os átomos de cloro presentes no cloro gasoso, liberando átomos de cloro que vão atuar como catalisadores na destruição do ozônio. O buraco então atinge um máximo e começa a diminuir com o aumento das temperaturas, que fazem com que o vórtex polar se enfraqueça. No final da primavera as condições atmosféricas voltam ao normal, e o buraco vai diminuindo até praticamente desaparecer.

3

O Brasil e o Protocolo de Montreal: ações brasileiras para eliminação de SDOs1 O Brasil age para proteger e recuperar a camada de ozônio há quase duas décadas, a partir da publicação da Portaria 01/10.08.1988, da Secretaria Nacional de Vigilância Sanitária. O órgão foi extinto em abril de 1999 com a criação da Agência Nacional de Vigilância Sanitária (Anvisa), vinculada ao Ministério da Saúde. Na época, a portaria regulamentou informações em rótulos de embalagens de aerossóis livres de CFCs. Adiante, com a Portaria 534/19.09.1988, do Ministério da Saúde, foram proibidas a fabricação e a comercialização de produtos cosméticos, de higiene, de uso sanitário doméstico e perfumes sob a forma de aerossóis que contivessem CFCs. Dois anos depois, o Brasil aderiu à Convenção de Viena e ao Protocolo de Montreal, por meio do Decreto 99.280/06.06.1990, comprometendo-se a eliminar completamente os CFCs até janeiro de 2010, entre outras medidas. Todas as emendas e alterações quanto a aspectos técnicos realizados no texto do Protocolo, a partir de reuniões realizadas em Londres (1990), Copenhagen (1992), Montreal (1997) e Beijing (1999), foram prontamente ratificadas pelo Brasil. Em 1991, o Governo Federal criou o Grupo de Trabalho do Ozônio (GTO) – Portaria Interministerial 929 de 04.10.1991 –, abrindo espaço para a implementação do Protocolo de Montreal no país. O grupo estabeleceu diretrizes e coordenou a implementação do tratado, elaborando o Programa Brasileiro para Eliminação da Produção e do Consumo das SDOs (PBCO) em 1994 e analisando projetos que pleiteavam recursos do Fundo Multilateral do Protocolo de Montreal (FML). 1

SDOs: substâncias que destroem a camada de ozônio.



145 3/26/13 6:30 PM

A partir da experiência com o PBCO, foi possível aprovar a Resolução 13/1995, do Conselho Nacional do Meio Ambiente (Conama), que priorizou a conversão tecnológica industrial para a eliminação de CFCs. Naquele mesmo ano, o governo brasileiro instituiu o Comitê-Executivo Interministerial para Proteção da Camada de Ozônio (Prozon), com os Ministérios do Meio Ambiente (coordenador), da Agricultura, das Relações Exteriores, do Desenvolvimento, Indústria e Comércio, do Planejamento, Orçamento e Gestão, da Ciência e Tecnologia e da Saúde. Para reforçar o trabalho de eliminação das SDOs, o Brasil revogou a Resolução 13/1995 do Conama e adotou a Resolução 267/2000, que proibiu o uso de CFCs em novos produtos e passou a permitir a importação instituindo cotas para o setor de manutenção de equipamentos e alguns usos essenciais, como fabricação de medicamentos. Tais limites sofreram reduções anuais. Os dados oficiais sobre importações e exportações são fornecidos pelo Cadastro Técnico Federal, do Instituto Brasileiro do Meio Ambiente e dos Recursos Naturais Renováveis (Ibama). Desde 1999, já não se produzem mais veículos e condicionadores de ar com CFCs. A partir de 2001, não se fabricam mais refrigeradores domésticos e comerciais com esses gases. Mas para eliminar os CFCs remanescentes e gerenciar seu passivo, em julho de 2002 o governo brasileiro apresentou ao Comitê-Executivo do Protocolo de Montreal o Plano Nacional para a Eliminação de CFCs (PNC). A ação é baseada em treinamento e assistência técnica, implementação de novas tecnologias, mudanças legislativas e de processos industriais para reduzir ainda mais o uso e os estoques de gases agressivos ao meio ambiente. O PNC prioriza o banimento de substâncias como CFC-11, CFC-12, CFC-113, CFC-114 e CFC-115, até janeiro de 2010, com foco em duas ações: seguir implementando projetos de conversão industrial; e gerenciamento do passivo de CFC com a instalação de Centrais de Regeneração, treinamento de refrigeristas e distribuição de equipamentos para recolhimento de CFCs para regeneração. Também prevê atividades nos setores de ar-condicionado automotivo e industrial, visando o recolhimento e reciclagem de gases durante manutenções periódicas e reparos. Para a eliminação das SDOs, o Brasil aprovou inicialmente US$ 26,7 milhões junto ao FML, internalizados em parcelas, sem circular pelo Orçamento Geral da União. A agência responsável pela implementação do plano é o Programa das Nações Unidas para o Desenvolvimento (PNUD), em cooperação bilateral com a Alemanha por meio da Cooperação Técnica Alemã (GTZ) em projetos de treinamento de refrigeristas, de oficiais de alfândega e de técnicos do Ibama. A Organização das Nações Unidas para o Desenvolvimento Industrial (Unido) colabora com o programa de eliminação de brometo de metila. O Fundo Global para o Meio Ambiente (GEF) e o Banco Interamericano de Desenvolvimento (BID) vêm colaborando com o projeto de substituição de resfriadores centrífugos. Com o trabalho desenvolvido no país, desde os anos 1980 e posteriormente ao lançamento do PNC, é possível afirmar que o Brasil está cumprindo rigorosamente e até antecipando obrigações assumidas junto ao Protocolo de Montreal, como demonstram os gráficos a seguir: Limites e consumo de CFCs no Brasil – na forma de CO2 equivalente 120 000

consumo (kt)*

100 000

Limite Brasileiro para A-I – Protocolo de Montreal Resolução Conama 267 (CFCs) Consumo Brasileiro de CFCs (A-I)

80 000 60 000 40 000 20 000 0 2000

2002

2004

2006

2008

2010

Figura 3.27 Limites e consumo de CFCs no Brasil de 2000 até 2009 e a projeção para 2010.

ano * 1 kt = 1 000 toneladas.


3/26/13 6:30 PM

Consumo de CFC no Brasil 3 metas do Protocolo de Montreal

14000

ton ODP/ano

12000 10000 8000 6000 4000 2000

consumo

meta do Protocolo de Montreal

20 10

20 08

20 06

20 04

20 02

20 00

19 98

19 96

19 94

19 92

19 90

0

ano

Figura 3.28 Toneladas métricas multiplicadas por um fator de Potencial de Deterioração do Ozônio (ODP) em relação ao consumo de CFCs no Brasil e às metas do Protocolo de Montreal.

3

Hoje, a maior parte da indústria é livre de CFCs e o consumo e uso remanescentes desses gases estão praticamente limitados à manutenção de equipamentos domésticos e comerciais de refrigeração, condicionadores de ar automotivos, chillers (resfriadores centrífugos) e para os chamados inaladores de dose medida, bombinhas para asmáticos, por exemplo. Quando o PNC foi aprovado, o maior consumo, basicamente de CFC-12, encontrava-se no setor de serviços de refrigeração, principalmente comercial. Logo, a estratégia para eliminar a maioria de seu consumo foi promover a conservação de CFCs com a adoção de boas práticas em serviços e do recolhimento de gases para regeneração e reciclagem. Foram elaborados projetos visando ao treinamento de mecânicos para recolhimento de fluidos refrigerantes, associado à distribuição de equipamentos e à implantação de centrais de regeneração de gases. Até 2002, um total de 3 475 toneladas/ano de CFCs havia sido eliminado por meio de projetos em andamento, aprovados e financiados pelo FML. O PNC é responsável pela eliminação de outras 5 801 toneladas/ano de CFCs, somando 9 276 toneladas/ano de gases prejudiciais à camada de ozônio. Com isso, tem-se uma relação custo-benefício de US$ 4,6 para cada quilo eliminado de CFCs no âmbito do PNC. Com as ações que vêm sendo executadas e no âmbito do plano, o Brasil passou de um consumo de aproximadamente 10 mil toneladas de CFCs, em 1995, para aproximadamente 480 toneladas, em 2006 – uma redução superior a 95%. PROTOCOLO DE MONTREAL (coord. pelo Ministério do Meio Ambiente). O Brasil e o Protocolo de Montreal: ações brasileiras para eliminação de SDOs. Disponível em: . Acesso em: 17 out. 2012.

O que é CO2 equivalente? Como os gases do efeito estufa têm efeitos diversos no clima, foi preciso estabelecer uma moeda de padronização. O carbono equivalente é calculado multiplicando-se a quantidade de emissões de um determinado gás pelo seu efeito no clima. Um exemplo: o metano tem 21 vezes mais impacto no clima do que o CO2. Por isto, 1 tonelada de metano corresponde a 21 toneladas de CO2 equivalente. FÓRUM BRASILEIRO DE MUDANÇAS CLIMÁTICAS. Disponível em: . Acesso em: 17 out. 2012.



147 3/26/13 6:30 PM

atividade 1 Fatores que afetam a velocidade de uma reação A velocidade com que ocorrem as reações químicas depende de uma série de fatores, como estado físico dos reagentes, temperatura em que a reação ocorre, concentração dos reagentes, presença de catalisador ou inibidor, superfície de contato (no caso de reagentes sólidos) e pressão do sistema, no caso de haver reagentes no estado gasoso.

parte a 4 Investigando a dissolução de um comprimido

efervescente Nesta parte da atividade vamos usar a reação que ocorre com um Tenha comprimido efervescente para investigar como a temperatura e a su- cuidado! perfície de contato do reagente sólido afetam a velocidade da reação.

Materiais Um copo, um termômetro, uma proveta de 50 mL, dois comprimidos efervescentes (partidos ao meio: uma metade “inteira” e a outra, pulverizada), um cronômetro, água quente e água gelada.

Esta atividade deve ser realizada com a supervisão de seu professor. Cuidado ao manipular sistemas de aquecimento e água quente, pois há o risco de queimaduras.

O que fazer Formem grupos e construam, em seu caderno, um quadro com cinco colunas e três linhas. Na primeira coluna, coloquem o título Comprimidos; na segunda, Evidências do início da reação; na terceira, Evidências do fim da reação; na quarta, Tempo de reação com água quente; e na quinta, Tempo de reação com água gelada. Na segunda linha da primeira coluna, coloquem o título Comprimido não pulverizado e, logo abaixo, na terceira linha da primeira coluna, Comprimido pulverizado.

a2

Coloquem a metade do comprimido efervescente não pulverizada em um copo com 25 mL de água previamente aquecida a uma temperatura de aproximadamente 60 ºC e iniciem, imediatamente, a contagem de tempo da reação. Sérgio Dotta Jr./Arquivo da editora

a1

Figura 3.29 Vocês devem medir o tempo total da reação.


3/26/13 6:30 PM

a3

Quando todo o comprimido tiver reagido, anotem, no quadro, o tempo total da reação.

a4

Repitam o procedimento A2, usando a metade do comprimido pulverizada (moída até tornar-se um pó homogêneo). Tomem o cuidado de usar as mesmas quantidades de reagentes e o mesmo critério para assinalar os tempos inicial e final. Anotem o tempo total da reação no quadro.

a5

Repitam os procedimentos A2 e A3 (com a metade inteira e a pulverizada do outro comprimido), usando água gelada no lugar da água quente.

a6

Completem o quadro com os dados obtidos.

Questões para discussão

3

Q22. Comparem os tempos de reação que seu grupo obteve com os obtidos pelos outros grupos. Como vocês explicam as diferenças? Q23. Comparem os tempos de reação obtidos em água quente para o comprimido não pulverizado e para o pulverizado. A que vocês atribuem a diferença? Q24. Façam o que se pede a seguir: a) Comparem os tempos de reação para o comprimido não pulverizado, em água quente e em água fria. A que vocês atribuem a diferença? b) Ao comparar os tempos de reação para o comprimido pulverizado em água quente e em água fria, vocês observam o mesmo comportamento do item a? c) Utilizando o modelo para a velocidade de uma reação química apresentado neste capítulo, tentem explicar por que a reação é mais lenta quando realizada com água gelada. d) Como a temperatura em que os reagentes se encontram pode influenciar na velocidade dessa reação? Q25. Respondam às questões: a) Que fatores, entre os que afetam a velocidade dessa reação, foram investigados nesse experimento? b) Expliquem, resumidamente, como esses fatores influenciam a velocidade das reações químicas. parte B 4 Investigando a decomposição da água oxigenada A água oxigenada é uma solução aquosa de peróxido de hidrogênio (H2O2), muito usada como substância oxidante porque se decompõe com certa facilidade, produzindo oxigênio e água. Por isso, é usada para tratar ferimentos, para descolorir cabelos, etc. A água oxigenada é vendida em farmácias em forma de soluções, cujas concentrações são expressas em volumes, o que corresponde ao volume de oxigênio liberado por um litro de água oxigenada. Assim, um litro de água oxigenada de 20 volumes libera 20 litros de oxigênio, ao passo que um litro de 10 volumes libera 10 litros de oxigênio. CinétiCa QuímiCa: Controlando a veloCidade das reações QuímiCas capítulo 3


149 3/26/13 6:30 PM


Figura 3.30 Água oxigenada em diversos volumes.

É possível coletar o oxigênio produzido e, desse modo, investigar a velocidade da reação, bem como o efeito da concentração sobre ela. Essa reação é acelerada pela presença de determinadas substâncias, como algumas enzimas encontradas no sangue. É por isso que observamos a formação de bolhas quando passamos água oxigenada em um machucado, fato que indica grande desprendimento de oxigênio. Esse tipo de substância, que pode acelerar uma reação química, é o catalisador, que já estudamos neste capítulo. O catalisador, apesar de participar da reação, não é consumido e pode ser obtido novamente ao final da reação.

Material Água oxigenada a 10 volumes e a 20 volumes, cloreto de ferro (III), um kitasato, uma rolha (para tampar o kitasato), um frasco para colocar água e coletar o gás, uma mangueira de borracha para promover a saída do gás do kitasato, uma proveta de 50 mL, uma proveta de 10 mL, um cronômetro, uma colher de café.

a7

Construam no caderno um quadro com três colunas e quatro linhas. Na primeira coluna, coloquem o título Sistemas; na segunda, Volume de gás obtido; na terceira, Velocidade média de reação (volume de gás obtido por unidade de tempo). Na segunda linha da primeira coluna, o título deve ser Água oxigenada 10 volumes; na terceira linha da primeira coluna, Água oxigenada 10 volumes + cloreto de ferro (III); e abaixo, Água oxigenada 20 volumes + cloreto de ferro (III).

a8

Montem a aparelhagem de reação, utilizando a mangueira para conectar a saída lateral do kitasato a um frasco coletor cheio de água. A mangueira deve ser colocada sob a proveta, que deverá estar cheia de água e emborcada no frasco coletor.


O que fazer

Figura 3.31 Sistema utilizado para recolher o gás produzido pela reação de decomposição da água oxigenada.


3/26/13 6:31 PM

a9

Adicionem 3 mL de água oxigenada 10 volumes ao kitasato (não deve ser usada água oxigenada cremosa).

a10

Tampem o frasco imediatamente e iniciem a contagem de tempo de reação.

a11

Após 5 min de reação, observem se foi produzido algum gás. Em caso afirmativo, façam a leitura do volume de gás no tubo coletor e anotem o resultado no quadro.

a12

Adicionem uma colher (de café) de cloreto de ferro (III) ao kitasato contendo 10 mL de água oxigenada 10 volumes.

a13

Tampem o frasco imediatamente e iniciem a contagem de tempo, agitando o kitasato de tempos em tempos.

a14

Após 5 min de reação, façam a leitura do volume de gás no tubo coletor e anotem o resultado no quadro.

a15

Repitam o experimento usando volumes idênticos de água oxigenada (a 20 volumes) e de cloreto de ferro (III). Calculem a velocidade média da reação (volume médio de gás produzido por unidade de tempo) e transfiram os dados obtidos para o quadro.

3

Questões para discussão Q26. Comparem as velocidades da reação com e sem catalisador (cloreto de ferro (III)). O que vocês podem constatar? Q27. Qual é a evidência de que o catalisador provavelmente não foi consumido na reação? Q28. Comparem a velocidade da reação para diferentes concentrações de água oxigenada. O que vocês podem constatar? Q29. Respondam à questão e façam o que se pede a seguir: a) Que fatores, entre os que afetam a velocidade dessa reação, foram investigados nesse experimento? b) Façam um resumo de como esses fatores influenciam as velocidades das reações químicas.

texto 5 Qual a influência da temperatura e da superfície de contato sobre a velocidade das reações químicas? Na parte A da Atividade 1 estudamos dois fatores que influenciam a velocidade de uma reação química: a temperatura e a superfície de contato. É fácil verificar como esses fatores influenciam a velocidade de uma reação química levando em consideração a teoria das colisões, que estudamos no Texto 3. Temos de considerar que, nesta reação, CinétiCa QuímiCa: Controlando a veloCidade das reações QuímiCas capítulo 3


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o comprimido tem todos os reagentes em estado sólido e, em contato com água, esses reagentes entram em solução e então reagem entre si. Vamos considerar, simplificando, que apenas o ácido acetilsalicílico e o bicarbonato de sódio estejam presentes no comprimido efervescente. Portanto, na reação que ocorre com o comprimido efervescente em água, esses componentes se dissolvem na água e reagem entre si. Veja a seguir como essa reação pode ser representada:

OH

O

ONa

O

C

C O C

CH3 (aq) 1 NaHCO3 (aq)

O C

O

CH3 (aq) 1 CO2 (g) 1 H2O (l)

O

ácido acetilsalicílico

bicarbonato de sódio

acetilsalicilato de sódio

número de partículas com uma dada energia cinética

Em relação ao aumento de temperatura, um maior número de colisões efetivas entre o ácido acetilsalicílico e o bicarbonato de sódio se realiza a uma maior temperatura pelo simples fato de que há um aumento na frequência de todas as colisões e, portanto, também das colisões efetivas. Se pensarmos na distribuição da energia cinética das partículas, podemos imaginar que um aumento de temperatura deslocará essa distribuição para a direita do gráfico da figura 3.33:

gás carbônico

água

Figura 3.32 Reação de comprimido efervescente em água.

T1

T2 Figura 3.33 Gráfico da energia cinética de um dado número de partículas em duas temperaturas diferentes.

energia cinética

Podemos associar a curva do gráfico da temperatura T1 à dissolução do comprimido em água gelada e a curva do gráfico da temperatura T2 à dissolução do comprimido em água quente. Note que a energia cinética média das moléculas de ácido acetilsalicílico e bicarbonato de sódio aumenta em T2. Nesta temperatura, um maior número de colisões ocorrerá e, portanto, também um maior número de colisões efetivas. O outro fator estudado na atividade foi o da superfície de contato. Quando pulverizamos o comprimido efervescente, aumentamos consideravelmente sua superfície de contato. Esse aumento faz com que um maior número de partículas de ácido acetilsalicílico e bicarbonato de sódio possam entrar em contato com a água, se dissolver e, dessa forma, reagir entre si.

152

texto 6 como a concentração dos reagentes e os catalisadores afetam a velocidade de uma reação química? Na parte B da Atividade 1 estudamos dois outros fatores que influenciam a velocidade de uma reação química: a concentração dos reagentes e a presença de um catalisador. A reação de decomposição da água oxigenada pode ser representada pela equação:

3

H2O2 (l) → H2O (l) 5 ½ O2 (g) Note que, no experimento que realizamos, aumentamos a concentração de água oxigenada usando a de 20 volumes, que é duas vezes mais concentrada do que a de 10 volumes. Também nesse caso a aplicação da teoria das colisões para entender o que ocorreu é imediata: se aumentarmos a concentração, aumentamos o número de moléculas disponíveis de água oxigenada (nesse caso, dobra-se o número de moléculas). Com esse aumento, aumenta também o número de colisões total e, como decorrência, o número de colisões efetivas. Essa relação, entre velocidade de uma reação química e concentração dos reagentes, possibilita que se escreva uma expressão matemática conhecida como equação de velocidade. Para a maioria das reações químicas, essa equação é determinada empiricamente, ou seja, por meio de experimentos. No caso da decomposição da água oxigenada, a velocidade em qualquer concentração será dada pela expressão: velocidade 5 k [H2O2]1 5 k [H2O2] Note que a equação de decomposição da água oxigenada é: H2O2 (l) → H2O (l) 1 ½ O2 (g) Nesse caso temos uma coincidência entre o coeficiente estequiométrico (1 para o H2O2) e o expoente da expressão de velocidade. Mas isso nem sempre ocorre. Esse expoente, chamado ordem de reação, é determinado experimentalmente para cada reagente específico, que aqui é apenas a espécie H2O2. A ordem de reação indica um possível mecanismo pelo qual a reação ocorre. Por exemplo, uma reação de ordem 2 normalmente vai envolver duas espécies na formação de seu complexo ativado. Mas não vamos aprofundar essa questão, pois envolve conhecimentos que não consideramos relevantes para o nosso curso de Química. Na expressão de velocidade, k é uma constante de proporcionalidade. Como algumas reações são de ordem zero, nesse caso a velocidade da reação independe da concentração. CinétiCa QuímiCa: Controlando a veloCidade das reações QuímiCas capítulo 3


153 3/26/13 6:31 PM

reação não catalisada

energia

Já o efeito dos catalisadores pode ser analisado pelo uso de um gráfico (figura 3.34), em que representamos a energia de ativação da reação não catalisada e da reação catalisada. Observe que no gráfico da reação não catalisada a energia de ativação é alta e, portanto, a reação se passa numa velocidade bastante pequena. Quando adicionamos o catalisador, nesse caso o cloreto de ferro (III), a energia de ativação diminuiu, e a reação se processou muito mais rapidamente, como você pôde observar.

reação catalisada

Hr

H2O2

H2O 1 1/2 O2

Hp

sentido da reação Figura 3.4 Gráfico da variação de energia em função do sentido de reação, representando a energia de ativação para a reação catalisada e para a reação não catalisada.

texto 7 Como já vimos no início do capítulo, os catalisadores desempenham um papel muito importante na luta contra a poluição do ar nos centros urbanos. Uma característica interessante do seu uso é que, diferentemente dos reagentes, os catalisadores não são consumidos nas reações químicas e podem ser recuperados ao final do processo. Essa é uma importante característica econômica, pois significa que um conversor catalítico pode durar um tempo relativamente grande, podendo ser usado várias vezes para catali- Figura 3.35 Catalisador utilizado em automóveis. sar uma reação. Dois componentes da fumaça expelida pelos canos de descarga dos automóveis estão envolvidos na formação do chamado smog fotoquímico, responsável pela deterioração da qualidade do ar nos centros urbanos: os óxidos de nitrogênio e os resíduos de hidrocarbonetos. Além disso, a descarga dos automóveis contém quantidades consideráveis de monóxido de carbono (CO), outro gás venenoso e nocivo à saúde. Mesmo com o desenvolvimento de motores com injeção eletrônica e com o aumento da qualidade dos combustíveis, continua sendo impossível, sob condições normais de uso dos veículos, reduzir a concentração desses poluentes nos gases de descarga a níveis aceitáveis. É necessário, portanto, remover esses poluentes antes que os gases da descarga sejam lançados na atmosfera. É aqui que entra em ação o conversor catalítico. A reação dos resíduos venenosos de hidrocarbonetos e do monóxido de carbono com o oxigênio do ar, produzindo os inofensivos gás carbônico e água, ocorre espontaneamente na atmosfera. No entanto,


como funcionam os conversores catalíticos usados em automóveis?


3/26/13 6:31 PM

Pharaoh/Alamy/other Images

essa reação é muito lenta, pois sua energia de ativação é alta. O mesmo ocorre com os venenosos óxidos de nitrogênio, que formam o inofensivo gás nitrogênio. A função do catalisador, montado no sistema de descarga do automóvel, é diminuir a barreira de ativação dessas reações, fazendo com que elas ocorram em frações de segundo. Dessa forma, o uso do conversor catalítico possibilita que a maior parte dos resíduos de hidrocarbonetos e monóxido de carbono seja convertida em gás carbônico e água, e que os óxidos 3.36 de nitrogênio sejam transformados em nitrogênio ga- Figura A descarga de gases pelos automóveis é responsável por soso de forma rápida, reduzindo, assim, a poluição grande parte da poluição do ar nos centros urbanos. atmosférica. Sua eficiência é comprovada pelos números: 96% dos hidrocarbonetos e monóxido de carbono são convertidos em gás carbônico e água, ao passo que a emissão de óxidos de nitrogênio é reduzida em 76%.

3

Sobre a fabricação dos conversores catalíticos A fabricação de um conversor catalítico é complicada pelo fato de que os dois processos descritos anteriormente requerem o uso de catalisadores diferentes. Além disso, eles devem funcionar num intervalo de temperatura relativamente grande, já que a temperatura dos sistemas de descarga dos automóveis está sujeita a variações. Outra complicação é o fato de que eles devem resistir à ação envenenadora dos vários aditivos da gasolina emitidos na descarga, tendo de ser suficientemente robustos e duradouros para suportar a turbulência dos gases da descarga e os choques mecânicos, que advêm do uso do automóvel em condições variadas, por milhares de quilômetros. Existe ainda o alto custo de sua produção, já que são feitos de metais mais caros que o ouro. Os catalisadores que promovem a combustão dos resíduos de hidrocarbonetos e do monóxido de carbono são, em geral, os óxidos de metais de transição, ou metais nobres, como a platina e o ródio. Uma mistura de óxidos de cobre e de cromo, por exemplo, pode ser usada. A estrutura do conversor deve permitir o maior contato possível dos gases com a superfície do catalisador, sendo muito comum o uso de uma estrutura formada por orifícios hexagonais, à semelhança de colmeias. O conversor é normalmente feito de aço inoxidável e as estruturas hexagonais são revestidas por uma camada fina de alumina, um óxido de alumínio (Al2O3). Essa estrutura é então impregnada com os catalisadores (metais nobres ou misturas de óxidos metálicos) que estes irão adsorver as moléculas de oxigênio (O2), também presente nos gases de descarga, e enfraquecer as ligações entre os átomos de oxigênio, fazendo com que esses átomos fiquem disponíveis para reagir com o monóxido de carbono (CO) e formar o dióxido de carbono (CO2). A reação entre os hidrocarbonetos e o oxigênio ocorre de uma maneira semelhante. Os hidrocarbonetos também são adsorvidos pelo catalisador, o que enfraquece as ligações entre os átomos de carbono, e entre eles e os de hidrogênio, e favorece a reação com o oxigênio, produzindo gás carbônico (CO2) e água (H2O). CinétiCa QuímiCa: Controlando a veloCidade das reações QuímiCas capítulo 3


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Os catalisadores mais efetivos para a redução dos óxidos de nitrogênio também são os óxidos metálicos e os metais nobres, o mesmo tipo de material usado para a conversão do monóxido de carbono e dos hidrocarbonetos. No entanto, os catalisadores mais eficientes num processo normalmente são menos efetivos em outros, de modo que é necessário construir os conversores com uma mistura adequada de dois catalisadores diferentes. Figura 3.37 Detalhes de um catalisador.

Questões

Q30. Explique, resumidamente, como funcionam os catalisadores nos automóveis. Q31. Por que a maioria dos catalisadores é fabricada com a forma parecida com colmeias?

Reduzindo a poluição nos centros urbanos brasileiros A implantação dos conversores catalíticos nos automóveis que circulam nas cidades brasileiras é objeto de legislação específica, que exigiu que as indústrias passassem a fabricar automóveis com catalisadores a partir de 1994, e que até 1996 todos os automóveis novos deveriam sair de fábrica com esse equipamento. Apenas esse tipo de medida, porém, não é suficiente para garantir a melhoria da qualidade do ar nas cidades. Há alguns anos, sob a alegação de que os automóveis equipados com catalisadores tinham o rendimento do motor diminuído e um maior consumo de gasolina, alguns proprietários retiravam esse equipamento do seu veículo. Outro argumento usado é o fato de os catalisadores, nos carros brasileiros, produzirem um cheiro desagradável, em decorrência do alto teor de enxofre presente na gasolina brasileira. O enxofre compete com os outros gases no processo catalítico, e sua combinação com o hidrogênio produz o gás sulfídrico (H2S), também venenoso e cujo odor lembra o de um ovo podre. Portanto, para que o uso dos catalisadores no Brasil possa ser efetivo, deve ser melhorada a qualidade de nosso combustível, reduzindo-se os teores de enxofre. Igualmente faz-se necessária a realização de campanhas de educação dos motoristas, alertando sobre a importância do uso do catalisador para a melhoria da qualidade do ar e, consequentemente, da saúde das pessoas.

exercícios E1. Considere uma reação química representada pela seguinte equação geral:

A 1 B → AB As soluções dos reagentes A e B são incolores, enquanto a substância AB forma uma solução azul. A seguir, são mostradas representações para dois frascos que contêm as soluções dos reagentes A e B antes do início da reação.


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substância B solvente catalisador frasco 1


substância A

Figura 3.38 Exercício E1.

frasco 2

a) Coloque os frascos em ordem crescente de velocidade de reação. Justifique sua resposta. b) A massa de produtos formada no frasco 1 será maior, menor ou igual à massa de produtos formada no frasco 2 após terminada a reação? Explique. c) Faça uma representação para o frasco 2 ao fim da reação. d) Que evidência de reação pode ser observada nos frascos 1 e 2?

3

E2. Para remover uma mancha de um prato de porcelana fez-se o seguinte: cobriu-se a

mancha com meio copo de água fria, adicionaram-se algumas gotas de vinagre e deixou-se por uma noite. No dia seguinte, a mancha havia clareado levemente. a) Usando apenas água e vinagre, sugira duas alterações no procedimento de tal modo que a remoção da mancha possa ocorrer em menos tempo. Justifique cada uma das alterações propostas. b) Sabendo que o vinagre é uma solução 5% em ácido acético (CH3COOH), calcule a concentração, em quantidade de matéria, do ácido acético no vinagre. E3. A descarga dos automóveis contém quantidades apreciáveis de monóxido de carbono

(CO), um gás venenoso e nocivo à saúde. A reação do monóxido de carbono com o oxigênio do ar produzindo o inofensivo gás carbônico (CO2) ocorre espontaneamente na atmosfera. Essa reação, no entanto, é muito lenta, e para evitar que o monóxido de carbono seja lançado na atmosfera é usado o conversor catalítico. a) Proponha uma equação química para a reação entre o monóxido de carbono e o oxigênio. b) Sugira uma explicação para o fato de essa reação ser lenta na atmosfera. Como o conversor catalítico aumenta a velocidade dessa reação?

texto 8 Enzimas: catalisadores naturais com grande potencial Nosso modelo para compreender a velocidade das reações químicas apresentou os catalisadores e o modo como eles atuam promovendo caminhos diferentes para que a reação ocorra. Nos sistemas vivos também existem substâncias que aceleram as transformações bioquímicas. Essas substâncias são as enzimas. Enzimas são proteínas constituídas por longas cadeias de aminoácidos unidas por ligações peptídicas e articuladas em estruturas tridimensionais. Possuem em suas estruturas grupos polares como carboxilatos (COOH), hidroxilas (OH), aminas (NH2), mercaptana (SH) e amida (CONH2), que auxiliam na catálise enzimática. CinétiCa químiCa: Controlando a veloCidade das reações químiCas capítulo 3

157

As enzimas são catalisadores muito eficientes: em relação aos processos com catalisadores não enzimáticos, os que ocorrem por meio de catálise enzimática podem ter sua velocidade aumentada até vinte vezes. O primeiro modelo para explicar o poder catalítico das enzimas foi proposto em 1894 pelo químico alemão Hermann Emil Fischer (1852-1919) e ficou conhecido como a hipótese da “chave e fechadura”. A partir daí, o conhecimento sobre o mecanismo catalítico das enzimas vem sendo estudado por muitos grupos de pesquisadores, em diferentes áreas do conhecimento. Mas há ainda muita controvérsia sobre a importância de cada mecanismo e as teorias propostas para explicar o poder catalítico das enzimas. Hoje se sabe que as enzimas são específicas em relação aos substratos, e por isso sua atividade é controlável e seletiva. Também se sabe que cada enzima tem um funcionamento específico no processo de catálise. Como as enzimas podem ser utilizadas em diferentes processos industriais, o interesse por tecnologias enzimáticas vem aumentando, e para elas existe um mercado crescente e promissor. Um tipo de enzima conhecida como lípase, por exemplo, vem sendo muito utilizado na indústria de formulação de detergentes. Em geral essa enzima é utilizada em combinação com outras, como as proteases e as celulases. Essas enzimas são responsáveis, por exemplo, pela remoção de manchas de gordura e sujeira acumulada em tecidos. Uma das mais recentes tecnologias para o tratamento biológico de efluentes envolve a utilização de processos enzimáticos. Nesse caso são utilizadas enzimas como a lignina peroxidase e a manganês peroxidase, que possuem a possibilidade de degradar um grande número de substâncias tóxicas e difíceis de serem eliminadas por outros métodos. As enzimas também vêm sendo utilizadas em diferentes áreas da agroindústria de alimentos, já que apresentam várias características interessantes, como o fato de serem compostos naturais, biodegradáveis e capazes de participar de reações específicas sem dar origem a produtos secundários. Elas têm sido utilizadas, por exemplo, na extração enzimática de óleos vegetais, processo que aumenta o rendimento de obtenção de óleo. As áreas do conhecimento que procuram estudar os mecanismos de atuação das enzimas e suas aplicações são inúmeras e vêm se desenvolvendo a cada dia. Mas ainda há muito o que ser estudado.

na internet Animação que apresenta o conceito da concentração do substrato como fator de interferência na velocidade de uma reação catalisada por uma enzima. Acesso em: 4 out. 2012.

Nesta página da Nasa (em inglês), você vai poder acompanhar a evolução do buraco na camada de ozônio. Existem fotos e materiais (alguns em espanhol) sobre o tema. Acesso em: 4 out. 2012.


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Questões FeCHadas Q32. (Cefet-PB) A reação de oxidação do brometo de hidrogênio:

4 HBr (g) 1 O2 (g) → 2 Br2 (g) 1 2 H2O (g) ocorre em 3 etapas distintas: I. HBr (g) 1 O2 (g) → HOOBr (g) (etapa lenta) II. HBr (g) 1 HOOBr (g) → 2 HOBr (g) (etapa rápida) III. HOBr (g) 1 HBr (g) → Br2 (g) 1 H2O (g) (etapa rápida) Sabendo-se que a reação se realiza com velocidade V, se, simultaneamente, a concentração de HBr for duplicada e a concentração de O2 for reduzida à metade, então a reação, nessa nova condição, se realizará com velocidade igual a: a) V.

c) 1/2 V.

b) 1/4 V.

d) 4 V.

Indique a alternativa que contém a(s) afirmação(ões) correta(s) formulada(s) pelo estudante: a) Afirmação I. b) Afirmações I e II. c) Afirmações III e IV. d) Afirmações II e IV.

3

Q34. (Uerj) Em um experimento, em condições adequadas,

foram medidas as velocidades de reação V de uma enzima, em função do aumento da concentração de seu substrato S. O gráfico a seguir indica variações de V em função de S. 1 V

W X

e) 2 V.

Q33. (UEMG) Ácidos fortes, ao entrarem em contato com me-

tais, como o ferro, produzem gás hidrogênio. O quadro a seguir apresenta os resultados de um experimento realizado com uma solução aquosa diluída de ácido clorídrico (HCl) e amostras de ferro.

Y Z S

Sistema

Solução de HCl diluído (em mL)

Objetos feitos de ferro

Temperatura (em ºC)

Número de bolhas de H2 em 30 segundos

1

20

prego (2 g)

20

4

2

20

prego (2 g)

40

12

20

esponja de aço (2 g)


A curva que deve representar o resultado experimental é a identificada por: a) W. b) X. c) Y. d) Z. Q35. (Ufal) Estudando os fatores que influenciam na velocidade

3

40

40


Ao analisar os resultados, um estudante fez as seguintes observações: I. A reação será mais lenta no sistema 2, pois a temperatura é maior. II. A massa de ferro usada é um fator determinante para a variação da velocidade dessa reação. III. A superfície de contato possibilita uma maior interação entre os reagentes, em 3. IV. O número de bolhas produzido ao final da reação será o mesmo para os três sistemas.

das reações, os cientistas imaginaram uma explicação simples para o modo pelo qual são quebradas as moléculas dos reagentes e são formadas as moléculas dos produtos. É a chamada teoria das colisões. De acordo com essa teoria: 1. todas as colisões entre os reagentes são efetivas; 2. a velocidade da reação é diretamente proporcional ao número de colisões efetivas; 3. existem colisões que não são favoráveis à formação de produtos; 4. quanto maior for a energia de ativação, maior será a velocidade da reação. Das afirmações acima, estão corretas apenas: a) 1, 2 e 3. c) 2 e 3. e) 3 e 4. b) 2, 3 e 4. d) 1 e 3.


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Q39. (Acafe-SC) No preparo de pão caseiro, é comum deixar a

sageiros durante choques, através de um determinado mecanismo de uma reação química. O gráfico a seguir representa um mecanismo de reação, cuja alternativa correta é:

massa “descansar” em algum lugar mais aquecido para que ela “cresça”. Isso é feito com o objetivo de: a) evitar a rancificação das gorduras presentes na massa, que seria prejudicial à saúde. b) evitar a fermentação da massa, que lhe conferiria sabor azedo. c) favorecer a ação de fermentos, que aumentam a produção de gás carbônico. d) acelerar o processo de degradação das gorduras, favorecendo o crescimento da massa. e) deixar a massa mais homogênea.

energia armazenada

Q36. (Uece) Airbags de automóveis protegem motoristas e pas-

III I produtos II reagentes

caminho da reação Figura 3.40 Questão Q36.

a) A etapa III é a mais lenta deste mecanismo. b) A etapa I é mais rápida que a etapa II. c) As etapas I e III são as mais rápidas deste mecanismo. d) A etapa II é mais lenta que a etapa III. Q37. (UFJF-MG) Considere o diagrama de energia da reação de energia

decomposição do H2O2 representado a seguir: A B

H2O2 (aq) Z

H2O (l) 1 0,5 O2 (g)

Q40. (UFPE) Analise as afirmativas a seguir.

I. A energia de ativação de uma reação química aumenta com o aumento da temperatura do sistema reacional. II. A velocidade de uma reação química é determinada pela etapa mais lenta. III. A variação de entalpia de uma reação independe do uso de catalisadores. IV. Todas as colisões entre as moléculas de um reagente são efetivas, excetuando-se quando os reagentes são líquidos e em temperaturas baixas. Indique a alternativa que contempla as afirmativas corretas: a) I, II e IV, apenas. b) II, III e IV, apenas. c) I, III e IV, apenas. d) II e III, apenas. e) I e III, apenas. Q41. (Unimontes-MG) O ferro reage com ácido clorídrico, de

acordo com a equação representada a seguir: caminho da reação Figura 3.41 Questão Q37.

Indique a alternativa incorreta: a) A reação de decomposição do H2O2 é exotérmica. b) A curva A apresenta maior energia de ativação que a curva B. c) A presença de um catalisador afeta o H da reação. d) A curva B representa a reação com a presença de um catalisador. e) A letra Z representa o H da reação de decomposição do H2O2. Q38. (UFRGS-RS) No filme “O náufrago”, o personagem teve de

iniciar uma fogueira a partir do aquecimento de cascas secas de coco através do calor gerado pelo atrito de pedaços de madeira. Quimicamente, o atrito desses pedaços de madeira serve de: a) entalpia inicial; b) catalisador; c) calor de combustão; d) inibidor; e) energia de ativação.

Fe 1 2 HCl → FeCl2 1 H2 Para calcular a velocidade dessa reação, a concentração de HCl, em função do tempo, foi medida e os valores obtidos estão no quadro a seguir: Tempo (em min)

[HCl] (em mol  L21)

0

0,2

5

0,115

8

0,1


Indique a alternativa que apresenta o valor correto da velocidade média da reação (em mol  L21  min21) no intervalo de 5 min a 8 min. a) 3,8  1022. b) 3  1023. c) 1,9  1023. d) 5  1023. e) 2,5  1023.

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Q42. (PUC-SP) O pentóxido de dinitrogênio decompõe-se se-

gundo a equação: 2 N2O5 (g)→ 4 NO2 (g) 1 O2 (g)

a)

[O2] (mol/L)

A cinética dessa decomposição é acompanhada a partir da variação da concentração de gás oxigênio (O2) em função do tempo. Foram feitos dois experimentos, um a 45 ºC (linha cheia) e outro a 55 ºC (linha tracejada). O gráfico que representa corretamente os dois ensaios é: 1,0 0,8 0,6 0,4 0,2

b)

[O2] (mol/L)

0,0

0

100

200

300

400

500 600 tempo (s)

1,0 0,8 0,6

[O2] (mol/L)

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. Entre as explicações, está correto apenas o que se propõe em a) I. d) I e II. b) II. e) II e III. c) III.

3

abaixo, referente a uma determinada reação elementar entre as moléculas A e B.

0,2

c)

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:

Q45. (UEPG-PR) Considere o esquema (em nível microscópico)

0,4 0,0

Q44. (Fuvest-SP) Ao abastecer um automóvel com gasolina, é

0

100

200

300

400

500 600 tempo (s)

1

2 A

0,5

3 C

B

D

0,4 0,3 0,2 0,1

d)

[O2] (mol/L)

0,0


0

100

200

300

400

500 600 tempo (s)

1,0 0,8 0,6 0,4 0,2 0,0

0

100

200

300

400

500 600 tempo (s)

Figura 3.42 Alternativas da questão Q42.

Q43. (Unimontes-MG) O íon iodeto (I2) é oxidado a iodo, usando-se

peróxido de hidrogênio (H2O2) conforme a seguinte equação: 2 I2 (aq) 1 H2O2 (aq) 1 2 H1 (aq) → I2 (aq) 1 2 H2O (l) Algumas modificações no sistema podem alterar a velocidade da reação de oxidação do iodeto, exceto: a) diluições da solução de peróxido de hidrogênio. b) volume de água adicionado ao meio reacional. c) volume do recipiente usado para executar a reação. d) temperatura em que o experimento foi realizado.

De acordo com esse esquema, assinale o que for correto: 01) Se as concentrações de ambos os reagentes no item 1 forem duplicadas a uma temperatura constante, a velocidade da reação também será duplicada. 02) O esquema representa uma colisão eficaz, pois as moléculas mostradas no item 3 são diferentes das do item 1. 04) A equação da velocidade para essa reação depende da concentração de apenas um dos reagentes. 08) No item 2 é mostrado o complexo ativado da reação. Q46. (Unesp) Um professor de Química apresentou a figura a

seguir como sendo a representação de um sistema reacional espontâneo. intermedi‡rios

reagentes

r‡pida

produtos

lenta




vits

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d)

energia

a)

energia

Em seguida, solicitou aos estudantes que traçassem um gráfico da energia em função do caminho da reação, para o sistema representado. Para atender corretamente à solicitação do professor, os estudantes devem apresentar um gráfico como o que está representado em

caminho de reação

Considerando-se as diferentes características desejadas, as uvas podem ser colhidas: a) mais cedo, para a obtenção de vinhos menos ácidos e menos alcoólicos. b) mais cedo, para a obtenção de vinhos mais ácidos e mais alcoólicos. c) mais tarde, para a obtenção de vinhos mais alcoólicos e menos ácidos. d) mais cedo e ser fermentadas por mais tempo, para a obtenção de vinhos mais alcoólicos. e) mais tarde e ser fermentadas por menos tempo, para a obtenção de vinhos menos alcoólicos.

caminho de reação

Q48. (Enem) O milho verde recém-colhido tem um sabor adoci-

caminho de reação

energia

caminho de reação

c)

cado. Já o milho verde comprado na feira, um ou dois dias depois de colhido, não é mais tão doce, pois cerca de 50% dos carboidratos responsáveis pelo sabor adocicado são convertidos em amido nas primeiras 24 horas. Para preservar o sabor do milho verde pode-se usar o seguinte procedimento em três etapas:

energia

e)

energia

b)

1o descascar e mergulhar as espigas em água fervente por alguns minutos; 2o resfriá-las em água corrente; 3o conservá-las na geladeira.

caminho de reação Figura 3.45 Questão Q46.

Questões do enem Q47. (Enem) As características dos vinhos dependem do grau

concentração

de maturação das uvas nas parreiras porque as concentrações de diversas substâncias da composição das uvas variam à medida que as uvas vão amadurecendo. O gráfico a seguir mostra a variação da concentração de três substâncias presentes em uvas, em função do tempo. O teor alcoólico do vinho deve-se à fermentação dos açúcares do suco da uva. Por sua vez, a acidez do vinho produzido é proporcional à concentração dos ácidos tartárico e málico.

A preservação do sabor original do milho verde pelo procedimento descrito pode ser explicada pelo seguinte argumento: a) O choque térmico converte as proteínas do milho em amido até a saturação; este ocupa o lugar do amido que seria formado espontaneamente. b) A água fervente e o resfriamento impermeabilizam a casca dos grãos de milho, impedindo a difusão de oxigênio e a oxidação da glicose. c) As enzimas responsáveis pela conversão desses carboidratos em amido são desnaturadas pelo tratamento com água quente. d) Microrganismos que, ao retirarem nutrientes dos grãos, convertem esses carboidratos em amido, são destruídos pelo aquecimento. e) O aquecimento desidrata os grãos de milho, alterando o meio de dissolução onde ocorreria espontaneamente a transformação desses carboidratos em amido.

Questões aBertas açúcares

Q49. (UFPB) Leia as informações a seguir:

ácido tartárico ácido málico tempo Figura 3.46 Questão Q47.

I. Em um copo, com 100 mL de água fria, dissolveu-se um comprimido. Num segundo copo, com a mesma quantidade de água, porém morna, dissolveu-se outro comprimido. II. Utilizando-se mais uma vez dois comprimidos e copos com o mesmo volume de água, à mesma temperatura, comparou-se a velocidade da reação usando um comprimido inteiro e outro finamente triturado.

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A partir das informações observadas nos testes realizados, responda: a) No teste I, em que copo o comprimido se dissolveu mais rápido? b) No teste II, em que caso a reação foi mais rápida? Por que isso acontece? Q50. (UFPR) O níquel de Raney é um material poroso constituído

de níquel metálico que possui diversas aplicações industriais. É produzido a partir de uma liga níquel-alumínio tratada com soda cáustica, que causa a dissolução do alumínio e ativação do material poroso formado. Uma das aplicações desse material é na hidrogenação de dextrose, um açúcar simples, em sorbitol, segundo equação química abaixo. OH OH O HO

Raney Ni H 1 H2

OH OH HO OH

OH OH

OH OH

dextrose

sorbitol


Q52. (UFRN) A corrosão é um processo irreversível, envolvendo

reações do tipo redox que ocorrem na interface entre um material metálico e um agente oxidante. Numa experiência de laboratório, pesquisou-se o comportamento de uma liga metálica constituída por 89% de alumínio e 6% de zinco, na presença de dois meios corrosivos, ácido (solução de ácido clorídrico) e básico (solução de hidróxido de sódio), de igual concentração. A velocidade da corrosão foi determinada a partir da variação, no tempo, da perda da espessura média (PEM) da camada superficial do material. Considere que a superfície da liga metálica, constituída fundamentalmente de alumínio, está coberta por uma camada fina de óxido de alumínio (AlO3), que reage, respectivamente, com as soluções aquosa ácida (HCl(aq)) e básica (NaOH(aq)). A formação da camada superficial de óxido de alumínio protege a liga da corrosão e, quando ela é dissolvida, diminui essa proteção. O gráfico abaixo mostra como varia a PEM (em mm) com o tempo de imersão para as mesmas concentrações iniciais em cada meio. Perda da Espessura Média (PEM) em função do tempo velocidade de corrosão

HCl velocidade de corrosão

NaOH T1 tempo (h) Figura 3.49 Questão Q52.

a) Escreva a equação da reação do óxido de alumínio com a solução aquosa de ácido clorídrico. b) Descreva o comportamento da velocidade de corrosão da liga metálica em cada meio, a partir do tempo T1. c) Explique o porquê desses diferentes comportamentos da velocidade de corrosão. Q53. (Ufop-MG) Considere o gráfico a seguir, que mostra a va-

riação de energia de uma reação que ocorre na ausência e na presença de catalisador.

Ea

energia potencial

energia potencial

cesso Ostwald pode ocorrer em duas etapas pela reação da amônia (NH3) com o oxigênio do ar. Entretanto, esse processo só é viável em escala industrial quando essa reação é realizada sobre a superfície de platina, pois a cinética reacional é favorecida. Na figura, é representado o diagrama da energia potencial, considerando-se a primeira etapa do processo na ausência da platina.

PEM (mm)

O sorbitol possui diversas aplicações, tais como: adoçante, laxante e na indústria de cosméticos. A reação de hidrogenação da dextrose é bastante lenta na ausência de níquel de Raney e se torna economicamente viável na presença desse material. a) Qual a função do níquel de Raney na reação de hidrogenação de dextrose? b) Utilizando o modelo de estado de transição, como o níquel de Raney atua na velocidade de reação? Q51. (UFTM-MG) A formação do ácido nítrico (HNO3) pelo pro-

3

reagentes produto progresso da reação

200

reagentes

150 100 80

I II

produto


a) Apresente a variação do número de oxidação do átomo de nitrogênio na conversão de amônia em ácido nítrico. Quanto ao calor de reação, como se classifica a primeira etapa do processo Ostwald? Justifique. b) Qual é a função da platina no processo da síntese do ácido nítrico? Refaça o desenho do diagrama de energia apresentado na figura, considerando dois caminhos de reação, com e sem o uso da platina.

caminho da reação Figura 3.50 Questão Q53.

a) Qual das duas curvas refere-se à reação não catalisada? b) Qual a função do catalisador nesse processo? c) Qual a energia do complexo ativado na reação catalisada? d) Calcule o calor de reação, H, dessa reação.



vits

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CAPÍTULO

4

Uma introdução ao estudo do equilíbrio químico

as transformações químicas são essenciais para todos os seres vivos existentes em nosso planeta. Neste curso de Química, já estudamos alguns aspectos das transformações químicas e tivemos a oportunidade de verificar que elas estão relacionadas com a formação de novos materiais, que podem ocorrer com diferentes velocidades e que envolvem transformações de energia. também vimos que o fato de uma transformação ser espontânea por si só não garante sua ocorrência. Há também casos, como a reação dos combustíveis com o oxigênio, em que, para ocorrer, o sistema necessita de uma energia inicial. as transformações podem ser muito lentas e praticamente não ocorrerem; ou muito rápidas, como uma explosão. até o momento, tratamos as transformações considerando que, se misturados nas proporções adequadas, todos os reagentes se convertem em produtos. No entanto, há transformações nas quais coexistem reagentes e produtos mesmo depois de cessarem as alterações macroscópicas no sistema. Neste capítulo, vamos estudar essas transformações, em que reagentes e produtos coexistem num estado chamado equilíbrio químico. Olive ro m g/ S

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O equilíbrio químico pode ser visto em várias situações. Em muitos momentos, as pessoas interagem com sistemas nos quais o estado de equilíbrio está presente.

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Fabio Colombini/ Acervo do fotógrafo

Figura 4.1 Na natureza podemos observar vários exemplos de equilíbrio químico. Praia de Foles, Ilha do Cardoso. Cananeia, SP, 2012.

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atividade 1 Muitas reações químicas são reversíveis, embora em certos casos essa característica não possa ser observada experimentalmente e ficamos com a impressão de que a reação é irreversível. Isso significa que os produtos da reação também reagem entre si, formando novamente os reagentes. Esse fato Figura 4.2 O funcionamento das lentes fotossensíveis é tem grandes implicações quanbaseado no princípio de reações reversíveis: quando do se trata de reações de interesa luz incide sobre a lente, o equilíbrio se desloca no sentido da formação de prata metálica (Ag°) que se tecnológico, e por conseguinte escurece a lente. Na ausência de luz, a lente volta a de importância econômica. Afificar clara, pois o equilíbrio se desloca para a formação do cátion de prata (Ag1). nal, o interesse é que a maior quantidade possível de reagentes se transforme em produtos no menor tempo possível. Esse controle normalmente é feito alterando-se as condições em que a reação se processa – por exemplo, variando a pressão, a temperatura ou a concentração dos reagentes. Nesta atividade, vamos investigar uma dessas reações reversíveis, com o objetivo de verificar se reagentes e produtos convivem em solução após a reação ter aparentemente terminado.

PARTE A

Reações reversíveis

Material Soluções de: cromato de potássio (K2CrO4 0,1 mol/L), dicromato de potássio (K2Cr2O7 0,1 mol/L), ácido clorídrico (HCl 1 mol/L), hidróxido de sódio (NaOH 1 mol/L), quatro tubos de ensaio numerados de 1 a 4, um suporte para tubos de ensaio, uma proveta de 10 mL, um conta-gotas.

O que fazer A1

Coloquem cerca de 5 mL de cromato de potássio (K2CrO4 0,1 mol/L) em um dos tubos de ensaio (tubo 1). Coloquem agora cerca de 5 mL de dicromato de potássio (K2Cr2O7 0,1 mol/L) no outro tubo de ensaio (tubo 2). Anotem no caderno a cor de cada uma das soluções. Deixem os tubos de ensaio reservados, pois essas soluções servirão de referência para algumas comparações que faremos ao longo desta atividade.

PR Newswire/Glow Images

Reações reversíveis e o estado de equilíbrio químico

Todos os reagentes

Tenha devem ser cuidado! manipulados em

local ventilado e sempre com a supervisão do professor. Evite o contato das soluções de cromato de potássio (K2CrO4) e dicromato de potássio (K2Cr2O7) com a pele. Em caso de contato com a pele, lave-a com água em abundância. Em caso de ingestão, beba bastante água e provoque vômito. Procure imediatamente um médico. Cuidado ao manipular o hidróxido de sódio (NaOH) e o ácido clorídrico (HCl). Evite contato com a pele e não inale os vapores. Em caso de contato com a pele, lave-a com água em abundância. Em caso de ingestão, não provoque vômito e beba grandes quantidades de água. Procure imediatamente um médico.

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Repitam o procedimento A1, para preparar dois outros tubos de ensaio. O tubo 3 deve conter o cromato de potássio. O tubo 4 deve conter o dicromato de potássio.

A3

No tubo 3, adicionem ácido clorídrico (HCl 1 mol/L), gota a gota, até observarem mudança de cor do sistema. Anotem no caderno a cor da solução (K2CrO4 1 HCl) e as espécies presentes.

A4

No tubo 4, adicionem hidróxido de sódio (NaOH 1 mol/L), gota a gota, até observarem mudança de cor do sistema. Anotem no caderno a cor da solução (K2Cr2O7 1 NaOH) e as espécies presentes.

A5

No tubo 3, ao qual vocês adicionaram inicialmente HCl, adicionem NaOH 1 mol/L, gota a gota. Observem o que ocorre e anotem no caderno a cor da solução (K2CrO4 1 HCl 1 NaOH) e as espécies presentes.

A6

No tubo 4, ao qual vocês adicionaram inicialmente NaOH, adicionem HCl 1 mol/L, gota a gota. Observem o que ocorre e anotem no caderno a cor da solução (K2Cr2O7 1 NaOH 1 HCl) e as espécies presentes.


A2

Figura 4.3 Observe a cor do cromato de potássio e do dicromato de potássio.

4


questões Q1. Quando vocês adicionaram HCl ao tubo 3, que contém K2CrO4, que espécie foi formada? Q2. Tentem representar, por meio de uma equação química, o que pode ter ocorrido no tubo 3 quando vocês adicionaram HCl, considerando que há sempre a formação de água. Q3. Quando vocês adicionaram NaOH ao tubo 4, com K2Cr2O7, que espécie foi formada? Q4. Tentem representar, por meio de uma equação química, o que pode ter ocorrido no tubo 4 quando vocês adicionaram NaOH, considerando que há sempre a formação de água. Q5. Quando vocês adicionaram (em A5) NaOH ao tubo 3, que continha inicialmente K2CrO4 e ao qual havia sido adicionado HCl, que espécie foi formada? Q6. Tentem representar, por meio de uma equação química, o que pode ter ocorrido no tubo 3 quando vocês adicionaram NaOH (em A5), considerando que há sempre a formação de água. Q7. Quando vocês adicionaram (em A6) HCl ao tubo 4, que continha inicialmente K2Cr2O7 e ao qual havia sido adicionado NaOH, que espécie foi formada? Q8. Tentem representar, por meio de uma equação química, o que pode ter ocorrido no tubo 4 quando vocês adicionaram HCl (em A6), considerando que há sempre a formação de água.

UmA introdUção Ao estUdo do eqUilíbrio qUímico capítulo 4


167 3/27/13 8:47 AM

Ao realizar essa parte da atividade, foi possível observar que o cromato de potássio (K2CrO4) pode ser transformado em dicromato de potássio (K2Cr2O7), ao interagir com o ácido clorídrico (HCl). Também foi possível observar que o dicromato de potássio pode ser transformado em cromato de potássio ao interagir com hidróxido de sódio (NaOH). Além disso, foi possível obter novamente o cromato de potássio ao qual havia sido acrescentado HCl, pela adição de NaOH. Do mesmo modo, pôde-se obter novamente o dicromato de potássio ao qual havia sido adicionado NaOH, pela adição de HCl. Seria possível continuarmos a transformar uma substância na outra indefinidamente, desde que adicionássemos o reagente necessário para que a transformação pudesse ocorrer. Essas são transformações químicas reversíveis. A transformação do cromato em dicromato, pela adição de HCl, pode ser representada pela seguinte equação (equação I): 2 K2CrO4 (aq) 1 2 HCl (aq) → K2Cr2O7 (aq) 1 H2O (l) 1 2 KCl (aq)

(equação I)

Já a transformação do dicromato em cromato, pela adição de NaOH, pode ser representada como segue: K2Cr2O7 (aq) 1 2 NaOH (aq) → K2CrO4 (aq) 1 H2O (l) 1 Na2CrO4 (aq)

(equação II)

questão Q9. No caderno, reescrevam a equação II considerando que o reagente utilizado seja o hidróxido de potássio (KOH) em vez do hidróxido de sódio (NaOH). PARTE B

Sistemas reversíveis e equilíbrio químico

Na parte A, retomamos a ideia de que uma reação química é, teoricamente, reversível, ou seja, de que é possível obter novamente um reagente a partir dos produtos e vice-versa. A ideia de equilíbrio químico aplica-se a esses sistemas reversíveis. Na discussão sobre as reações químicas, até agora, fizemos a seguinte consideração: Se uma reação química é espontânea, se ocorre num tempo relativamente pequeno e se os reagentes estão presentes em quantidades estequiométricas, então todos os reagentes se transformarão em produtos.

A ideia de equilíbrio químico surge associada ao problema de “em que extensão a reação ocorre”. Ou seja, existem reações, algumas de grande importância econômica, que, mesmo quando ocorrem num tempo relativamente pequeno, são espontâneas e os reagentes estão presentes em proporções estequiométricas, não levam à completa transformação de reagentes e produtos. Nesta atividade, vamos examinar um pouco mais o sistema químico cromato/dicromato para entender esse comportamento.


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Material Solução de cromato de potássio (K2CrO4 0,1 mol/L), solução de dicromato de potássio (K2Cr2O7 0,1 mol/L), solução de ácido clorídrico (HCl 1 mol/L), solução de hidróxido de sódio (NaOH 1mol/L), solução de nitrato de bário (Ba(NO3)2 0,1 mol/L), quatro tubos de ensaio e um conta-gotas.

O ácido clorídrico é Tenha cuidado! corrosivo e deve ser manipulado com muito cuidado.

O que fazer A7

Coloquem 10 gotas (cerca de 0,5 mL) de K2CrO4 0,1 mol/L em um dos tubos de ensaio. Acrescentem 2 gotas de NaOH 1 mol/L. Adicionem, gota a gota, nitrato de bário (Ba(NO3)2 0,1 mol/L), até perceberem alguma alteração. Anotem o resultado no caderno. Guardem esse tubo de ensaio para a etapa A9.

A8

Coloquem 10 gotas (cerca de 0,5 mL) de K2Cr2O7 0,1 mol/L em outro tubo de ensaio. Acrescentem 2 gotas de HCl 1 mol/L e, depois, 10 gotas de Ba(NO3)2 0,1 mol/L. Anotem o resultado. Guardem esse tubo de ensaio para a etapa A10.

A9

Ao tubo de ensaio da etapa A7 acrescentem, gota a gota, HCl 1 mol/L até notar alguma alteração. Anotem no caderno suas observações.

A10

Acrescentem, gota a gota, ao tubo de ensaio da etapa A8, NaOH 1 mol/L até notar alguma modificação. Anotem suas observações no caderno.

A11

Coloquem 10 gotas (cerca de 0,5 mL) de K2Cr2O7 0,1 mol/L em um tubo de ensaio e a mesma quantidade de K2CrO4 0,1 mol/L em outro. Acrescentem algumas gotas de Ba(NO3)2 0,1 mol/L a cada um dos tubos de ensaio. Observem e anotem o resultado.

4

questões Q10. Qual é o propósito de colocar NaOH na etapa A7? Q11. Escrevam uma equação balanceada que represente o que vocês observaram na etapa A7. Q12. Qual é o propósito de colocar HCl na etapa A8? Q13. Escrevam no caderno uma equação balanceada que represente o que vocês observaram na etapa A8. Q14. O que vocês podem concluir a respeito da solubilidade do BaCrO4 (s) em relação à solubilidade do BaCr2O7 (s), de acordo com suas observações nas etapas A7 e A8? Q15. Qual é o propósito de colocar HCl na etapa A9? Q16. Qual é o propósito de colocar NaOH na etapa A10? Q17. Sugiram uma maneira de inverter as alterações e reações observadas nas etapas A9 e A10. Testem essas experiências. Q18. O que vocês podem concluir em relação ao que foi observado na etapa A11? Q19. Utilizando um modelo, façam uma representação para o que ocorreu nos dois tubos da etapa A11. UmA introdUção Ao estUdo do eqUilíbrio qUímico capítulo 4


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Nesta parte da atividade, foi possível concluir que, nos casos analisados, reagentes e produtos coexistem em um mesmo recipiente. Mesmo quando a solução estava laranja, o que nos levaria a concluir que apenas o dicromato estaria presente, o teste com nitrato de bário (Ba(NO3)2) mostrou que existia uma certa quantidade de cromato no recipiente.

atividade 2 o equilíbrio químico é estático ou dinâmico? A palavra equilíbrio é usada em vários contextos, assumindo significados diferentes. A experiência com situações de equilíbrio começa muito cedo em nossas vidas quando, ainda bebês, aprendemos a sentar e a andar. Nesta atividade, vamos diferenciar as situações de equilíbrio dinâmico das situações de equilíbrio estático. Na Química, um sistema está em equilíbrio dinâmico quando está aparentemente estabilizado em um certo estado, mas trocas ou compensações entre partes do sistema ou entre o sistema e sua vizinhança continuam a ocorrer. Um sistema está em equilíbrio estático quando atinge a estabilidade em um certo estado e cessam as trocas ou compensações entre partes do sistema ou entre o sistema e sua vizinhança.

questões Q20. Listem seis palavras diferentes que podem ser usadas para especificar um tipo de equilíbrio. Neste capítulo, por exemplo, usamos a expressão equilíbrio químico.

O equilíbrio químico é um exemplo de equilíbrio dinâmico. Para entender um pouco melhor esse tipo de equilíbrio, vamos examinar o que acontece em uma garrafa fechada de água mineral com gás. A garrafa com água mineral é um sistema fechado, pois nada pode entrar na garrafa ou sair dela. Nesse sistema, o dióxido de carbono está presente em dois estados: como um gás (CO2 (g)), na parte sem líquido, e dissolvido em água, (CO2 (aq)). Vamos supor que a garrafa seja deixada imóvel por algum tempo a uma temperatura constante. Se medirmos a pressão do CO2 (g), encontraremos um valor constante. Se medirmos a concentração de CO2 (aq), também encontraremos um valor constante. Assim, podemos dizer que o sistema está em equilíbrio. Nenhuma mudança pode ser observada ou medida, pelo

Sergio Dotta Jr./Arquivo da editora

Q21. Entre os exemplos listados na questão Q20, quais vocês classificariam como equilíbrio estático e quais como equilíbrio dinâmico? Utilizando as ideias de trocas e/ou compensações, como vocês justificariam essa classificação?

Figura 4.4 Na garrafa de água mineral com gás, o CO2 (g) está em equilíbrio com o CO2 (aq).


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menos na escala macroscópica. Se pudéssemos observar como as moléculas individuais estão se comportando, isto é, na escala submicroscópica, a imagem seria bem diferente. Nesse nível, teríamos uma passagem constante de partículas de CO2 da solução para o gás e do gás para a solução.

questão Q22. Com base no que vocês já sabem sobre o modelo cinético-molecular para os gases e o modelo cinético para as transformações químicas, elaborem uma explicação para o fato de a pressão e a concentração de CO2 no equilíbrio químico não mudarem, mas as partículas transitarem continuamente de um estado para o outro.

Figura 4.5 O modelo representa o CO2 (g) em equilíbrio com o CO2 (aq) na garrafa de água mineral.

Vocês já sabem que, em qualquer gás, as moléculas apresentam um movimento constante, rápido e aleatório, em todas as direções. Inevitavelmente, algumas moléculas do gás vão colidir com moléculas existentes na superfície do líquido. Algumas delas vão permanecer na parte gasosa e outras podem se dissolver na parte líquida. Como as moléculas em solução também apresentam movimento constante e aleatório, da mesma forma, algumas moléculas de CO2 que estão em solução atingem a superfície do líquido. Algumas delas permanecerão no líquido e outras terão energia suficiente para escapar para a parte gasosa. Então, teremos moléculas entrando e saindo da solução constantemente. Esses dois processos ocorrem à mesma velocidade, o que pode ser evidenciado em uma escala macroscópica, pois a pressão e a concentração permanecem inalteradas. Podemos representar esse estado de equilíbrio por meio da equação: CO2 (g)  CO2 (aq)

4

questão Q23. Retomem o modelo que vocês formularam na questão Q19. Sabendo que, naquele sistema, cromato e dicromato estão em equilíbrio dinâmico, refaçam o modelo levando em consideração essa informação. Em uma reação química, como a que ocorreu na Atividade 1 entre cromato de potássio (K2CrO4) e dicromato de potássio (K2Cr2O7), quando o sistema atinge o estado de equilíbrio, cessam todas as alterações macroscópicas perceptíveis. No entanto, como nesse estado coexistem reagentes e produtos, dizemos que a atividade submicroscópica do sistema continua, o que implica que as duas reações – entre os reagentes para formar produtos e entre os produtos para formar reagentes – continuam a ocorrer, mas as velocidades das reações nos dois sentidos são iguais. Uma introdUção ao estUdo do eqUilíbrio qUímico capítulo 4


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atividade 3 Relações matemáticas entre concentrações das espécies presentes no equilíbrio Nesta atividade, vamos estudar como as concentrações das espécies presentes no equilíbrio podem estar relacionadas e que informações podemos obter a partir dessas relações. Considerem os dados de concentração para as espécies hidrogênio (H2), iodo (I2) e iodeto de hidrogênio (HI) envolvidas na seguinte transformação: H2 (g) + I2 (g)  2 HI (aq) Concentrações (em mol/L) I Experiência

II

[H2]

III

[I2]

[HI]

1,8313 ? 10

3

2

2,2423 ? 10

3

3

3,5600 ? 103

1,2500 ? 103

15,588 ? 103

4

4,5647 ? 10

3

3

13,544 ? 103

5

1,1409 ? 103

1,1409 ? 103

8,410 ? 103

6

3

3

3,655 ? 103

1

0,4953 ? 10

3,1292 ? 10

3

17,671 ? 103

2,3360 ? 10

3

16,850 ? 103

0,7378 ? 10

0,4953 ? 10

Quadro 4.1 Investigação empírica dos dados de concentrações (em mol/L) no equilíbrio para H2, I2 e HI em uma mesma temperatura.

questões Q24. Observem atentamente os dados das experiências 1, 2, 3 e 4, no quadro 4.1, e respondam no caderno: a) O que vocês podem concluir em relação à variação dos valores para as concentrações de HI no equilíbrio? b) O que vocês podem concluir em relação à variação dos valores para as concentrações de H2 no equilíbrio? c) O que vocês podem concluir em relação à variação dos valores para as concentrações de I2 no equilíbrio? Q25. Observem atentamente os dados das experiências 5 e 6 e respondam no caderno: a) O que vocês podem concluir em relação à variação dos valores para as concentrações de HI no equilíbrio? b) O que vocês podem concluir em relação à variação dos valores para as concentrações de H2 no equilíbrio? c) O que vocês podem concluir em relação à variação dos valores para as concentrações de I2 no equilíbrio?


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Ao analisar os dados do quadro 4.1, vocês observaram que a concentração do HI diminui ao longo das experiências 1, 2, 3 e 4. Nessas mesmas experiências, vocês devem ter notado também que um aumento na concentração de H2 foi acompanhado por uma diminuição na concentração do I2. Da mesma forma, nas experiências 5 e 6, quando a concentração de HI diminuiu, as concentrações de H2 e I2 também diminuíram. Quando tais regularidades são observadas, é interessante que se procure uma forma de expressá-las utilizando uma equação matemática. Provavelmente, as concentrações das espécies presentes no equilíbrio estão relacionadas. Qual seria, então, essa relação?

questões Q26. Reproduzam o quadro 4.1 no caderno substituindo as colunas I, II e III pelas colunas IV ([H2] ? [I2]/[HI]) e V ([HI]2/[H2] ? [I2]). Efetuem os cálculos necessários. Q27. O que vocês observam em relação aos valores obtidos ao efetuar os cálculos indicados na coluna IV? Essa relação matemática possibilita sistematizar algum tipo de comportamento?

4

Q28. O que vocês observam em relação aos valores obtidos ao efetuar os cálculos indicados na coluna V? Essa relação matemática possibilita sistematizar algum tipo de comportamento? Quando vocês substituíram os valores das concentrações na relação matemática proposta na coluna IV, observaram que os valores obtidos diminuem à medida que a concentração de HI diminui. Ao preencher a coluna V, entretanto, outra regularidade pode ser evidenciada: os quocientes foram constantes. Isso nos indica que aquela relação possibilita sistematizar uma característica do sistema em equilíbrio. Esse quociente constante sempre aparece quando as concentrações das espécies no equilíbrio são relacionadas da seguinte forma: 1. multiplicam-se as concentrações das espécies representadas do lado direito da seta na equação química (produtos), elevadas ao expoente correspondente ao índice estequiométrico de cada espécie; 2. divide-se o resultado pelo produto das concentrações dos reagentes, representados do lado esquerdo da dupla seta na equação química, também elevadas ao expoente correspondente ao índice estequiométrico de cada espécie. Por exemplo, para a equação: H2 (g) 1 I2 (g)  2 HI (g) teremos: [HI]2/[H2] ? [I2] Esse quociente, K, é conhecido como constante de equilíbrio. Essa relação foi proposta com base em dados empíricos no final do século XIX, mas sua completa interpretação teórica só foi possível na segunda década do século XX. Uma introdUção ao estUdo do eqUilíbrio qUímico capítulo 4


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Como a constante de equilíbrio é uma relação entre concentrações de produtos sobre a concentração dos reagentes, seu valor nos informa a extensão com que uma transformação ocorre. A constante de equilíbrio é calculada para uma dada temperatura. Alterações na temperatura acarretam uma modificação na constante de equilíbrio do sistema.

A constante de equilíbrio (K) é adimensional, ou seja, é um número puro, sem qualquer unidade de grandeza, ou relação entre grandezas.

No exemplo estudado, se o valor da constante é menor do que 1, podemos concluir que o estado de equilíbrio é tal que a quantidade de reagentes é maior que a quantidade de produtos, ou seja, a reação direta processa-se em menor extensão do que a reação inversa. Se o valor da constante é maior do que 1, podemos concluir que a quantidade de produtos é maior do que a quantidade de reagentes, ou seja, a reação direta processa-se em maior extensão do que a reação inversa. Vale comentar que é muito comum encontrar a comparação do valor de constantes de equilíbrio com o valor 1 para decidir se a reação está deslocada para os produtos (K  1) ou para os reagentes (K  1). Essa comparação com a unidade para o fim citado somente pode ser feita se a ordem (soma das potências) do numerador for igual à do denominador na expressão da constante de equilíbrio da reação considerada, como é o caso estudado. Por exemplo, para a reação A  2 B, cuja expressão para a constante de equilíbrio é: K5

[B]2 [A]

se o equilíbrio fosse alcançado quando as concentrações de A e de B fossem idênticas e diferentes da unidade, então a constante de equilíbrio seria igual à referida concentração e não igual a 1. Portanto, não faz sentido sempre comparar K com a unidade para saber se as concentrações dos produtos são maiores ou menores que a dos reagentes. Mas é possível dizer com segurança que, se a constante de equilíbrio é muito maior que a unidade, então o equilíbrio está deslocado no sentido de favorecer a formação dos produtos, e vice-versa.

questão Q29. A água se decompõe a 25 ºC segundo a equação a seguir: 2 H2O (g)  2 H2 (g) + O2 (g) a) Escrevam no caderno a expressão para a constante de equilíbrio da decomposição da água. b) Sabendo que o valor de K nesse caso é de 1,0 ? 1081, o que vocês podem dizer em relação à quantidade de hidrogênio e de oxigênio formados na decomposição da água?


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atividade 4 Ácidos e bases na linguagem cotidiana Um exemplo de equilíbrio que é fundamental para entender o comportamento de vários sistemas, como o sangue e os oceanos, é o equilíbrio ácido-base. Várias palavras associadas a esse tipo de equilíbrio passaram a povoar o nosso cotidiano. Nesta atividade, vamos resgatar alguns usos dessas palavras e discutir seus significados.

questões preliminares Q30. Certamente vocês já ouviram falar de pH, xampu neutro, ácidos, alcalinos e antiácidos. Citem alguns contextos ou situações em que vocês já se depararam com algumas dessas palavras sendo utilizadas. Q31. Façam uma pesquisa em revistas, jornais e na internet e selecionem reportagens e/ou anúncios em que as palavras relacionadas em Q30 aparecem. Q32. Nosso estômago é um órgão que está em contato com uma secreção muito ácida, o suco gástrico. Quando uma pessoa se alimenta mal ou tem algum problema emocional, a produção do suco gástrico pode aumentar, causando o que se conhece como azia. Para aliviar esse sintoma, as pessoas costumam consumir os chamados antiácidos. Em uma farmácia, selecionem e pesquisem algumas embalagens de antiácidos e determinem seus princípios ativos. É interessante que vocês indiquem o nome dos medicamentos consultados.

Não se esqueçam de indicar a(s) fonte(s) consultada(s) na pesquisa.

4

texto 1 Fabio Colombini/Acervo do fotógrafo

Ácidos e bases e o comportamento químico da água Na linguagem cotidiana, utilizamos as palavras ácido e base como atributos de uma determinada substância ou material. Assim, por exemplo, dizemos que uma laranja é muito ácida porque há componentes nela que a qualificam como mais ou como menos ácida.

Figura 4.6 Na linguagem cotidiana, dizemos que a laranja é ácida. Uma introdUção ao estUdo do eqUilíbrio qUímico capítulo 4


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b

Lifdiz/Shutterstock/Glow Images

Vivite/Shutterstock/Glow Images

a

c Vinicius Tupinambá/ Shutterstock/Glow Images

Em Química, definimos ácidos e bases de maneira diferente. Uma substância só é considerada ácida ou básica em função das possíveis interações com outras substâncias. Isso quer dizer que a definição de ácidos e bases é uma definição relacional. Vamos entender isso melhor? Para compreender o equilíbrio ácido-base, vamos começar por discutir o comportamento da água pura. No estado líquido, uma pequena fração de moléculas de água pode se dissociar produzindo H1 (aq) e OH (aq). Essas espécies podem interagir e formar água líquida novamente. Dessa forma, a dissociação da água caracteriza um estado de equilíbrio dinâmico, chamado de equilíbrio iônico da água. Na verdade, os íons H1 não existem isolados em solução aquosa, mas, combinados com moléculas de água, formam o íon hidrônio (H3O1 (aq)). No entanto, para simplificar, continuaremos representando os íons hidrônio simplesmente por H1 (aq). Podemos representar o equilíbrio iônico da água pela equação: H2O (l)  H1 (aq) 1 OH (aq)

Figura 4.7 Exemplo de frutas com características básicas: (a) caquis; (b) bananas; (c) cajus.

questões Q33. Escreva no caderno a expressão da constante de equilíbrio iônico da água, K. Q34. Considerando que a concentração da água líquida praticamente não se altera em função da pequena dissociação que ela sofre, reescreva a constante de equilíbrio iônico da água, Kw. Pense que, se a concentração da água permanece constante, o seu valor pode ser incorporado ao próprio valor da constante de equilíbrio. Q35. O valor de Kw , a 25 ºC, é igual a 1 ? 1014. A partir desse valor e considerando a equação de dissociação da água, calcule as concentrações de H1 (aq) e de OH (aq) na água pura. Q36. Suponha agora que você adicione, à água pura, ácido clorídrico (HCl) de forma a obter uma solução 0,01 mol/L. Considerando que o ácido clorídrico se ioniza totalmente em água: a) Escreva a equação de ionização do ácido clorídrico (HCl). Qual será o valor da concentração de H1 (aq) na solução 0,01 mol/L de HCl? b) Compare o valor da concentração de H1 (aq) obtido no item anterior com o valor da concentração de H1 (aq) na água pura, que foi calculado na questão Q35. O que você pode constatar? c) Considerando que não houve alteração na temperatura, o valor de Kw permanece o mesmo. Use esse valor e o valor da concentração de H1 (aq) para calcular a concentração de OH (aq) no equilíbrio obtido quando se adiciona HCl à água para formar uma solução 0,01 mol/L.


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Q37. Suponha agora que você adicione, à água pura, hidróxido de sódio (NaOH) de forma a obter uma solução 0,01 mol/L. Considerando que o hidróxido de sódio se ioniza totalmente em água: a) Escreva a equação de ionização do hidróxido de sódio (NaOH). Qual será o valor da concentração de OH (aq) na solução 0,01 mol/L de NaOH? b) Compare o valor da concentração de OH (aq) obtido no item anterior com o valor da concentração de OH (aq) na água pura, que foi calculado na questão Q35. O que você pode constatar? c) Considerando que não houve alteração na temperatura, o valor de Kw permanece o mesmo. Use esse valor e o valor da concentração de OH (aq) para calcular a concentração de H (aq) no equilíbrio obtido quando se adiciona NaOH à água para formar uma solução 0,01 mol/L. Por meio dos cálculos efetuados, você pode perceber que na água pura a concentração de H1 (aq) (1 ? 107 mol/L) é igual à concentração de OH (aq) (1 ? 107 mol/L). Nesse caso, podemos dizer que a água pura é neutra. A adição de um ácido à água muda essa situação. No caso estudado, da solução 0,01 mol/L de HCl, você pode constatar que a concentração de H1 (aq), cujo valor era igual a 1 ? 102 mol/L, era maior do que a concentração de OH (aq), igual a 1 ? 1012 mol/L. Nesse caso, dizemos que a solução de HCl é ácida. No caso em que se adiciona um hidróxido à água, tem-se a situação inversa. No caso estudado, da solução 0,01 mol/L de NaOH, você pode constatar que a concentração de OH (aq), cujo valor era igual a 1 ? 102 mol/L, era maior que a concentração de H1 (aq), igual a 1 ? 1012 mol/L. Nesse caso, dizemos que a solução de NaOH é básica. A partir dessa discussão, podemos chegar a uma definição de ácido e base que leva em consideração como a substância ácida ou básica se comporta em relação a um solvente – no caso a água –, que é considerado neutro. A vantagem dessa definição é que ela considera que a propriedade de ser ácido ou de ser base não é algo inerente à substância, mas define-se como um comportamento da substância em relação à água. Essa definição foi proposta por Arrhenius (1859-1927), em 1887, como parte de sua teoria de dissociação eletrolítica. Segundo essa teoria, ácido é toda substância que em água produz íons H1, e base é aquela que produz íons OH. A neutralização de um ácido por uma base, ou vice-versa, seria, portanto, a reação entre essas duas espécies iônicas produzindo água:


4

H1 (aq) 1 OH (aq)  H2O (l) A definição de Arrhenius foi a primeira definição de ácido e base que teve esse caráter relacional, ou seja, definiu ácido e base como um comportamento em relação a alguma outra espécie, e não como uma propriedade que depende unicamente da constituição da substância. Antes de Arrhenius, pensava-se que as substâncias ácidas seriam aquelas que continham hidrogênio.

Figura 4.8 Arrhenius contribuiu para a construção de conhecimento sobre ácidos e bases.

Uma introdUção ao estUdo do eqUilíbrio qUímico capítulo 4


177 3/27/13 8:47 AM

A teoria de Arrhenius permite, por exemplo, considerar o cloro como ácido, apesar de ele não conter hidrogênio. Veja a equação da reação do cloro com a água: Cl2 (aq)  H2O (l) 

1 O (g)  2 H (aq)  2 Cl2 (aq) 2 2


A partir da teoria de Arrhenius, várias outras teorias ácido-base foram propostas, todas elas com o mesmo caráter relacional, ou seja, definindo ácido e base como um comportamento de uma espécie em relação a outras espécies. Uma consequência importante da teoria de Arrhenius é que podemos considerar que nem todos os ácidos e bases são igualmente fortes, ou seja, nem todos se dissociam em água na mesma extensão. Nesse texto, lidamos com ácido clorídrico (HCl) e hidróxido de sódio (NaOH), um ácido e uma base que, em água, dissociam-se totalmente, sendo por isso considerados respectivamente um ácido e uma base fortes. A maioria das substâncias ácidas com que lidamos diariamente na cozinha – o suco de frutas cítricas, o vinagre, entre outros – contém, todavia, ácidos que não se dissociam totalmente. A dissociação desses ácidos resulta num estado de equilíbrio químico, em que os íons dissociados convivem com o ácido não dissociado.

OH HOOC

CH2

C

CH2 COOH

COOH Um exemplo de base fraca é o hidróxido de amônio (NH4OH), que resulta da dissolução de amônia (NH3) em água. Figura 4.10 Produtos de limpeza que contêm amônia apresentam comportamento básico.

178

Figura 4.9 A maioria das substâncias ácidas do nosso cotidiano contém ácidos que não se dissociam totalmente.


As substâncias que têm esse comportamento são conhecidas como ácidos fracos; da mesma forma, também existem bases fracas. São exemplos de ácidos fracos o ácido acético (CH3COOH), constituinte do vinagre, e o ácido cítrico, constituinte das frutas cítricas cuja estrutura é:

atividade 5 construindo1 uma escala de pH

1

Uma consequência importante da teoria ácido-base de Arrhenius é a possibilidade de estabelecer uma escala para medir a acidez e a basicidade. Essa escala é conhecida como escala de pH. Atualmente, a ideia de pH associada à medida de acidez e basicidade já está incorporada na linguagem cotidiana, como você teve oportunidade de verificar na Atividade 4. Existem substâncias que são particularmente importantes para determinar a acidez ou a basicidade de uma espécie. Essas substâncias, conhecidas como indicadores ácido-base, mudam de cor conforme o meio se torne ácido ou básico. A escala de pH é construída a partir de uma operação matemática que envolve a concentração do íon hidrônio (H3O1) na solução. Você deve se lembrar de que a concentração do cátion hidrogênio (H1) na água pura, neutra, é igual a 1 ? 107 mol/L. O pH da água pura, como o de qualquer espécie neutra, é igual a 7. Para determinar o valor do pH, usa-se a expressão matemática em que [H1] é a concentração, em mol/L, de hidrogênio.

Esta atividade foi inspirada em: GEPEQ (1995). Estudando o equilíbrio ácido-base. Química nova na escola. n. 1, p. 32-33.

4

pH = log [H1]

Na escala de pH, as substâncias que apresentam pH menor que 7 são consideradas ácidas, e as que apresentam pH maior que 7 são consideradas básicas.

ácido de baterias suco de limão suco de laranja café

peixes adultos morrem reprodução de peixes prejudicada

neutro leite sangue água do ar leite de magnésia Avits/Arquivo da editora

Se você calcular o pH das duas soluções (HCl 0,01 mol/L e NaOH 0,01 mol/L) com as quais trabalhamos no Texto 1, achará os valores 2 e 12. Normalmente, a escala de pH não é usada O para medir a acidez e a basicidade de soluções 1 ácidas e básicas muito concentradas. Soluções 2 fortemente ácidas apresentariam pH menor que chuvas mais 3 zero. Soluções fortemente básicas apresentaácidas ácido 4 riam pH maior que 14. Portanto, a escala de pH 5 é, em geral, usada para substâncias que apresenchuva não 6 contaminada tam valores de pH entre 0 e 14. Nesta atividade, vamos construir uma espH normal 7 de rios 8 cala aproximada de pH usando materiais co9 muns e um indicador à base de repolho roxo. As partes A, B e C desta atividade devem ser mais 10 básico realizadas no mesmo dia, pois o extrato de re11 polho se decompõe com facilidade. 12

lixívia

13 Figura 4.11 Escala de pH.

14



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PARTE A 4 Preparando o indicador de repolho roxo

Material Um pedaço pequeno de repolho roxo, um liquidificador, uma peneira fina, uma proveta de 5 mL, dois béqueres de 250 mL, um béquer de 1 L. Na escala de pH, as substâncias que apresentam pH menor que 7 são consideradas ácidas, e as que apresentam pH maior que 7 são consideradas básicas.

O que fazer A12

Preparem o extrato de repolho roxo cortando um pedaço pequeno do repolho e batendo no liquidificador com 1 L de água. A seguir, coem a mistura numa peneira fina. O extrato deve ser usado imediatamente, pois se decompõe com facilidade.

PARTE B 4 Preparando a escala-padrão de pH

Material 5 mL de vinagre branco, 5 mL de álcool etílico comercial, 20 mL de água destilada, 5 mL de detergente à base de amoníaco, extrato de repolho roxo (preparado na Parte A), solução 0,1 mol/L de ácido clorídrico (HCl), solução 0,1 mol/L de hidróxido de sódio (NaOH), sete tubos de ensaio, um suporte para tubos de ensaio, um conta-gotas.

O que fazer A13

Preparem sete tubos de ensaio com as soluções indicadas no quadro 4.2: Solução

Preparo

Valor do pH (aproximado)

1

5 mL de HCl diluído + 5 mL do extrato de repolho roxo

1

2

5 mL de água destilada + 5 gotas de vinagre branco + 5 mL do extrato de repolho roxo

3

3

5 mL de álcool etílico comercial + 5 mL do extrato de repolho roxo

5

4

5 mL de água destilada + 5 mL do extrato de repolho roxo

6

5

5 mL de água destilada + 1 gota de detergente à base de amoníaco + 5 mL do extrato de repolho roxo

9

6

5 mL de água destilada + 5 gotas de detergente à base de amoníaco + 5 mL do extrato de repolho roxo

11

7

5 mL de NaOH diluído + 5 mL do extrato de repolho roxo

12

Todos os reagentes Tenha cuidado! devem ser

manipulados em local ventilado e sempre com a supervisão do professor. Cuidado ao manipular o hidróxido de sódio (NaOH) e o ácido clorídrico (HCl). Evite contato com a pele e não inale os vapores. Em caso de contato com a pele, lave-a com água em abundância. Em caso de ingestão, não provoque vômito e beba grandes quantidades de água. Procure um médico imediatamente.

Quadro 4.2 Preparação da escala-padrão de pH. A escala-padrão deve ser preparada imediatamente antes de ser usada, pois a solução de repolho roxo se decompõe com facilidade.


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Figura 4.12 A escala de pH usando extrato de repolho roxo.

PARTE c 4 Testando o pH de diferentes materiais de uso

4

doméstico Nesta parte da atividade, vocês vão testar o pH de alguns materiais.

Material Um conta-gotas e um tubo de ensaio para cada substância que será testada: xampu, leite, suco de limão, suco de laranja, clara de ovos, detergente líquido, solução de bateria de automóveis, saliva; extrato de repolho roxo (preparado na parte A) e água destilada. Se vocês desejarem, poderão testar outros materiais.

O que fazer A14

Para testar cada material, coloquem, em um tubo de ensaio, 5 mL de água destilada, 5 mL de extrato de repolho roxo e 5 gotas do material a ser testado. Comparem a cor obtida com a escala-padrão, preparada na parte B.

questões Q38. Façam uma lista no caderno, colocando os materiais que vocês testaram em ordem crescente de acidez, mostrando quais são ácidos e quais são básicos. Q39. Façam uma outra lista, colocando os materiais testados em ordem crescente de basicidade. Q40. Por que não é correta, do ponto de vista científico, a frase, em algumas propagandas de xampu: xampu com pH neutro? Uma introdUção ao estUdo do eqUilíbrio qUímico capítulo 4


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considerações finais


Nesta atividade, vocês construíram uma escala de pH utilizando como indicador o repolho roxo. Existem várias substâncias que funcionam como indicadores. Para cada um deles, podemos construir uma escala de pH à qual corresponderá uma variação de cores. É muito comum utilizar, nesses casos, o que se chama de indicador universal, que é uma mistura de vários indicadores. Normalmente um indicador universal contém uma mistura de alfa-naftolftaleína, azul de bromotimol, fenolftaleína, timolftaleína e vermelho de metilo. Uma escala de pH construída com o uso de indicador universal é representada na figura 4.13. É possível ainda realizarmos medidas de pH utilizando aparelhos conhecidos como peagômetros. escala de pH 1

2

ácido

3

4

5

6

7

8

9

10

neutro

11

12

13

14

alcalino escala de indicador universal

Figura 4.13 Escala de pH construída com um indicador universal.

Figura 4.14 O peagômetro é um aparelho utilizado para medir o pH de materiais.

Alamy/Other Images

texto 2 condições que afetam o estado de equilíbrio químico Na Atividade 1, discutimos que existe interesse econômico em fazer com que uma reação química se processe com a maior extensão possível no sentido de formar os produtos. Dissemos que, muitas vezes, isso é possível alterando as condições em que a reação se processa; por exemplo, variando a pressão e a temperatura. Um exemplo interessante é o desenvolvimento do processo industrial de produção de amônia (NH3 (g)). No início do século XX, a questão da produção de alimentos era muito importante para a Europa, onde a área disponível para a agricultura é muito reduzida. Era importante, naquela época, aumentar a eficiência na produção de alimentos com o uso de fertilizantes. O uso de nitratos (NO3 ) para fertilizar os solos já era uma prática comum no século XIX. Com a descoberta de

Figura 4.15 Fábrica produtora de amônia. A produção de amônia é um exemplo importante da necessidade do controle da extensão na qual uma transformação química ocorre.


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Ricardo Azoury/Pulsar Imagens

que a amônia (NH3 (g)) poderia ser utilizada como matéria-prima para a produção de fertilizantes nitrogenados, alguns cientistas começaram a estudar as possibilidades de transformar o gás nitrogênio (N2) do ar em nitratos (NO3 ) ou NH3 (g) assimiláveis pelas plantas. Alguns processos foram desenvolvidos, mas em todos eles o rendimento da produção de NH3 (g) era baixo e envolvia um grande gasto energético. Desde 1795, já se sintetizava NH3 (g) a partir dos gases hidrogênio (H2) e nitrogênio (N2). No entanto, à pressão e temperatura ambientes, a reação produzia uma quantidade muito pequena de NH3 (g), e a elevação da temperatura parecia não contribuir para aumentar significativamente sua produção.

4

Foi Fritz Haber (1868-1934), químico alemão, quem resolveu, do ponto de vista da Química, o problema da síntese de NH3 (g) a partir de nitrogênio e hidrogênio. Isso lhe valeu o Prêmio Nobel de Química de 1918. Já os problemas técnicos para a produção industrial de NH3 (g) foram resolvidos por Carl Bosch (1874-1940). Até hoje, praticamente toda a produção mundial da amônia utiliza o processo conhecido como Haber-Bosch. A solução do problema químico de produção de NH3 (g) a partir de nitrogênio e hidrogênio é um exemplo clássico de como a variação das condições de temperatura e pressão em que ocorre uma reação pode afetar a quantidade de produto obtida ou a extensão em que a reação ocorre. A equação da reação de produção de NH3 (g) a partir de nitrogênio e hidrogênio pode ser escrita da seguinte forma:

Fotos: Album/akg-images/Latinstock

Figura 4.16 O processo Haber-Bosch possibilitou a produção industrial de fertilizantes, aumentando a produtividade agrícola.

a

b

N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g) H 5 45,9 kJ/mol de amônia, a 298 K (25 ºC) O exame da equação permite perceber que todas as espécies envolvidas são gasosas, que o número de moléculas gasosas é maior nos reagentes do que nos produtos e que a reação é exotérmica, portanto libera energia sob a forma de calor para o ambiente.

Figura 4.17 Fritz Haber (a) e Carl Bosch (b) desenvolveram o processo conhecido como Haber-Bosch.



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questão Q41. Considerando as informações disponíveis na equação química de formação de NH 3 (g) e que a reação se passa em recipiente fechado, responda: a) A produção de NH3 (g) aumenta ou diminui a pressão do sistema? Por quê? Com base nos dados do quadro ao lado, que relaciona porcentagens de NH3 (g) formada a partir de uma mistura de H2 (g) e N2 (g) na proporção de 3:1 em diferentes temperaturas e pressões, responda aos itens b e c. b) Considerando cada valor de temperatura, o que acontece com a porcentagem de NH3 (g) formada quando se aumenta a pressão sobre o sistema? c) Considerando cada valor de pressão, o que acontece com a porcentagem de NH3 (g) formada quando se aumenta a temperatura do sistema?

Pressão (em atm)  200

300

400

500

400

38,7

47,8

58,9

60,6

450

27,4

35,9

42,9

48,8

500

18,9

26,0

32,2

37,8

550

12,8

18,4

23,5

28,3

600

8,80

13,0

17,0

20,8

Temperatura (em ºC) 

Respondendo às questões anteriores, você pode observar que, quando há produção de NH3 (g), ocorre uma diminuição na pressão do sistema. Isso ocorre porque, para cada duas moléculas de NH3 (g) produzidas, são consumidas quatro moléculas: uma de nitrogênio (N2) e três de hidrogênio (H2). Assim, a formação de NH3 (g) diminui o número total de moléculas existentes e, portanto, a pressão que elas exercem no recipiente. Ao analisar os dados do quadro 4.3, você pôde observar que o aumento da pressão no sistema favorece a formação de NH3 (g). Portanto, pode-se concluir que o aumento da pressão sobre o sistema favorece a reação que resulta na diminuição da pressão total do sistema ou, em outras palavras, a reação que resulta na produção de um menor número de moléculas no estado gasoso. A reação direta de produção de NH3 (g) é exotérmica. Quando realizada em um sistema não isolante térmico, libera energia na forma de calor transferido para as vizinhanças. A reação inversa, de formação de H2 (g) e N2 (g) a partir de NH3 (g), portanto, é endotérmica e absorve energia. Ao analisar o quadro 4.3, você pôde constatar que o aumento da temperatura do sistema não favorece a formação de NH3 (g) ou, em outras palavras, favorece a reação inversa, de produção de H2 (g) e N2 (g). Portanto, pode-se concluir que o aumento da temperatura favorece a reação endotérmica. Levando em consideração como a variação nas condições de pressão e temperatura favoreceu ou não a produção de amônia, podemos concluir que:

Quadro 4.3 Porcentagens de amônia formada a partir de uma mistura de H2 (g) e N2 (g) na proporção de 3:1.


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• ao se aumentar a pressão, o sistema reagiu no sentido de diminuir a pressão sobre o sistema, produzindo mais NH3 (g); • ao se aumentar a temperatura, o sistema reagiu no sentido de absorver energia, produzindo H2 (g) e N2 (g). Portanto, quando as condições de pressão e temperatura de um sistema em equilíbrio são alteradas, esse sistema responde de modo a minimizar os efeitos da alteração produzida.

O que observamos em relação à produção de NH3 (g) pode ser generalizado para outras situações em que se alteram as condições nas quais se estabelece um equilíbrio químico. Essas alterações podem ser feitas na pressão e na temperatura em que a reação ocorre, como vimos no caso da produção de NH3 (g), mas podem também ocorrer na concentração de reagentes ou produtos. Science Photo Library/Latinstock

Ao estudar um grande número de dados sobre alterações na condição de equilíbrio, para um grande número de reações, Henri Le Chatelier (1850-1936) propôs, em 1888, uma regra geral que ficou conhecida como Princípio de Le Chatelier.

4

Se um sistema está em equilíbrio e alguma alteração é feita em qualquer das condições de equilíbrio, o sistema reage de forma a neutralizar ao máximo a alteração introduzida.

Nesse texto, enfatizamos a variação de pressão e temperatura e como o sistema em equilíbrio responde a essas variações. Como dissemos, porém, um sistema em equilíbrio também responderá às variações que forem introduzidas na concentração de reagentes e produtos, no sentido de consumir o que foi adicionado ao sistema. Na Atividade 1, tivemos a oportunidade de verificar essas alterações quando trabalhamos com o equilíbrio cromato/dicromato. Vamos considerar a equação que representa aquela transformação:

Figura 4.18 Henri Le Chatelier.

Cr2O72– (aq) + H2O (l)  2 CrO42– (aq) + 2 H+ (aq) laranja amarelo Observamos que, ao adicionarmos ácido ao sistema de cor amarela, conseguíamos obter um aumento da concentração de dicromato, fazendo com que a cor da solução ficasse laranja. Ou seja, aumentando a concentração de H1, o sistema reagiu no sentido de neutralizar essa alteração, consumindo o H1 adicionado e produzindo o dicromato, de cor laranja. Da mesma forma, ao adicionarmos OH ao sistema, conseguíamos obter um aumento da concentração de cromato, fazendo com que a cor da solução ficasse amarela. A adição de OH diminui a concentração de H1, pois ambos se neutralizam formando água. Para compensar essa diminuição, o sistema reagiu produzindo mais H1 e, consequentemente, mais cromato. Uma introdUção ao estUdo do eqUilíbrio qUímico capítulo 4


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texto 3 o comportamento químico dos oceanos e os sistemas-tampão

MacDuff Everton/Corbis/Latinstock

Os oceanos são sistemas complexos e neles as transformações químicas ocorrem em profusão. Dentre essas transformações, algumas contribuem para a circulação do carbono pelo planeta, o chamado ciclo do carbono. A maior parte do carbono que se encontra nos oceanos está sob a forma do que costumamos chamar de carbono inorgânico. O dióxido de carbono (CO2 (g)) dissolve-se em água formando o CO2 (aq), o qual forma uma mistura em equilíbrio que contém íons carbonato (CO 23 ) e bicarbonato (HCO–3).

Figura 4.19 Os oceanos são importantes na circulação de carbono pelo planeta.

Em sistemas nos quais os valores de pH são menores do que aqueles encontrados nas águas dos oceanos, também está presente o ácido carbônico (H2CO3). As equações das reações envolvidas são: CO2 (g)  CO2 (aq) CO2 (aq) + H2O (l)  H2CO3 (aq) H2CO3 (aq)  H1 (aq) 1 HCO 3 (aq) HCO 3 (aq)  H1 (aq) 1 CO 23 (aq) As águas dos oceanos, em geral, apresentam pH entre 8 e 8,3 pelo fato de conterem mais íons hidróxido do que íons hidrogênio. Além disso, contêm uma mistura de carbonato e bicarbonato com cerca de 13% de carbonato: CO2 (aq) 1 OH– (aq)  HCO –3 (aq) – – CO 2– 3 (aq) 1 H2O (l)  HCO 3 (aq) 1 OH (aq)


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Podemos então representar o que ocorre quando o gás carbônico se dissolve em água por:

Nessa transformação química, os íons carbonato (CO 322 ) e bicarbonato (HCO 23 ) estão em equilíbrio e isso tem um papel importante no controle de pH das águas naturais. Esse controle é fundamental, pois, por exemplo, os peixes não sobrevivem a grandes variações na acidez do meio e morrem se o pH atinge valores entre 4,5 e 5. Os oceanos são sistemas interessantes, pois é possível adicionar quantidades relativamente grandes de ácidos e bases sem que isso resulte em variações significativas no pH de suas águas. Por isso, consideramos que os oceanos são sistemas tamponados. No caso das águas de rios e lagos, nem sempre isso vai ocorrer. Por isso, em rios e lagoas, observa-se mortandade de peixes quando há variações abruptas de pH em decorrência do lançamento de determinados tipos de efluentes. Os oceanos estão menos sujeitos a essas variações, pois o volume de água é enorme. O sistema-tampão dos oceanos é muito complexo e, além de envolver as transformações das espécies carbonato, gás carbônico e bicarbonato, as águas do mar também contêm fosfatos, silicatos, boratos e outras espécies que também funcionam como tampão. O principal responsável pelo controle de pH é, entretanto, o sistema carbonato/bicarbonato. Alterações ambientais podem ter impacto na manutenção das concentrações de CO2 nas águas. No entanto, ainda não se conhecem muito bem quais podem ser esses efeitos, principalmente em grandes corpos de água, como é o caso dos oceanos. Esse é um campo de investigação no qual os químicos podem oferecer contribuições significativas.

Apu Gomes/Folhapress

CO2 (aq)  H2O (l)  CO 232 (aq)  2HCO 23 (aq)

Figura 4.20 A alteração do pH das águas pode provocar a morte dos peixes, como ocorrido no rio das Balsas, em Balsas, Maranhão, em 2012.

4

texto 4 Equilíbrio químico no sangue? O equilíbrio químico e os sistemas-tampão têm um papel importante para o funcionamento do organismo humano e de outros animais. Nos seres humanos, o pH do plasma sanguíneo normalmente está entre 7,35 e 7,45. Se, por algum distúrbio ou doença, o valor do pH ficar acima de 7,8 ou abaixo de 6,8, a pessoa pode sofrer danos irreversíveis em seu cérebro ou até falecer. Felizmente, o sangue humano é um sistema tamponado e essa característica está associada à presença das espécies bicarbonato/ácido carbônico (HCO–3/H2CO3). Se alguma espécie ácida entrar na corrente sanguínea, os íons hidrônio (H3O (aq)) reagem com os íons bicarbonato (HCO 23 (aq)) formando ácido carbônico (H2CO3 (aq)), o que pode ser representado pela equação: H3O (aq)  HCO 23 (aq) → H2CO3 (aq)  H2O (l) Uma introdução ao estudo do equilíbrio químico capítulo 4

QUIMICA_Mort_Vol_2_Cap-04_pg164a195.indd_2a._Prova_ avits Mortimer_Quimica_V2_PNLD2015_164a195_C4.indd 187

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Como o H2CO3 (aq) é um ácido fraco, existe um equilíbrio entre os HCO 3 (aq) e o H2CO3 (aq). H2CO3 (aq) 1 H2O (l)  H3O1 1 HCO 3 (aq) Se alguma espécie básica entrar na corrente sanguínea, reagirá com os íons hidrônio (H3O1 (aq)) para formar água. Assim, uma maior quantidade de moléculas de H2CO3 (aq) ionizará para repor os H3O1 (aq) que interagiram e mais H2CO3 (aq) será formado a partir do dióxido de carbono (CO2) dissolvido no sangue: CO2 (aq) 1 H2O (l)  H2CO3 (aq) O sistema fosfato/monoidrogenofosfato (H2PO 4 /HPO 24 ) também atua como tampão no sangue. HPO 24 (aq) 1 H3O1 (aq)  H2PO 4 (aq) 1 H2O (l)

Getty Images/Arquivo da editora

Além dos dois sistemas citados anteriormente, as proteínas também atuam como tampão no sangue. Isso ocorre porque, em sua estrutura, as proteínas contêm grupos COO, que podem funcionar como receptores de H1, e grupos NH 13 , que podem funcionar como doadores de H1. Esses três sistemas-tampão são os responsáveis pela manutenção do pH do sangue. Eles são capazes de suportar alguma variação nas quantidades de ácidos e bases, mas essa capacidade tem limite. Você já sentiu dor muscular depois de uma atividade física prolongada? Essa dor é consequência da sobrecarga dos sistemas-tampão pela liberação de ácido lático produzido pela contração muscular. O excesso de ácido lático não é absorvido e o pH do sangue diminui. As células nervosas respondem a essa diminuição do pH enviando uma mensagem de dor ao cérebro.

Figura 4.21 A dor muscular vem depois de uma atividade física prolongada, como consequência da sobrecarga dos sistemas-tampão pela liberação de ácido lático produzido pela contração muscular.

Outro exemplo de sistema em equilíbrio no sangue é aquele envolvido na respiração celular. A oxiemoglobina é a responsável pelo transporte de oxigênio dos pulmões às células. Esse transporte envolve uma interação química entre o oxigênio do ar e a hemoglobina.


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Stefan Kolumban/Pulsar Imagens

O complexo resultante é conhecido como oxiemoglobina e encontra-se em equilíbrio com a hemoglobina, podendo ser assim representado: hemoglobina 1 O2  oxiemoglobina Ao chegar às células, o oxigênio é liberado e a hemoglobina livre poderá novamente transportar o oxigênio. Em localidades de maior altitude, a concentração de oxigênio é menor e o equilíbrio é deslocado no sentido de produzir mais reagentes, diminuindo a concentração de oxiemoglobina presente no sangue. Após algum tempo, o organismo vai se adaptando e produzindo mais hemoglobina, o que desloca o equilíbrio no sentido da formação dos produtos. A falta de oxiemoglobina é a responsável pelos desconfortos que sentimos em locais de altitude elevada, como dores de cabeça, náuseas e fadiga intensa.

4

Figura 4.22 Quando jogam em La Paz, na Bolívia, por exemplo (com cerca de 3 600 m de altitude), alguns times de futebol chegam com antecedência para se adaptar às condições ambiente.

na internet Nesta página você tem acesso a uma simulação que envolve a reversibilidade das reações químicas. Acesso em: 18 set. 2012.

Nesta página (em inglês), do Departamento de Química da Universidade do Estado de Iowa (EUA), há uma simulação do estado de equilíbrio químico no nível microscópico para a reação: NO2  N2O4. Acesso em: 17 set. 2012.

Neste endereço você vai encontrar uma simulação que pode ajudar na compreensão da diferença entre ácidos fortes e fracos. Por meio da simulação, você poderá simular o uso de um medidor de pH (peagômetro) em soluções para medir o pH, ou usar os eletrodos para medir a condutividade. Você verá como a concentração e a força afetam o pH. Acesso em: 14 nov. 2012.



189 3/27/13 8:47 AM


Com relação a essas soluções aquosas, a 25 ºC, a que apresenta maior concentração de H1 é:

qUestÕes FecHAdAs Q42. (UFV-MG) Ao se misturar vapor de iodo (um gás violeta)

com gás hidrogênio (incolor), ocorre uma reação química que resulta na formação do gás iodeto de hidrogênio (incolor).

concentração (em mol/L)

O gráfico a seguir mostra a variação das concentrações de reagentes e produtos durante um experimento em que foram utilizados 1,0 mol de I2 e 1,0 mol de H2, a 400 ºC, em um frasco de 1,0 L.

HI

H2 e I2

0

1 2 3

4 5 6 7

c) HCN.

b) HCl.

d) H2S.

Q44. (Fuvest-SP) Em condições industrialmente apropriadas

I2 (g) 1 H2 (g)  2 HI (g)

2,0 1,8 1,6 1,4 1,2 1,0 0,8 0,6 0,4 0,2

a) CH3COOH.

para obter amônia, juntaram-se quantidades estequiométricas dos gases N2 e H2: N2 (g) 1 3 H2 (g)  2 NH3 (g) Depois de alcançado o equilíbrio químico, uma amostra da fase gasosa poderia ser representada corretamente por: a)

d)

b)

e)

8 9 10 11 12

tempo (em unidades arbitrárias)


Em relação a esse experimento, indique a afirmativa correta: a) Ao final do experimento, o sistema gasoso contido no recipiente se apresenta incolor. b) A constante de equilíbrio dessa reação, a 400 ºC, é 64. c) Ao final do experimento, a concentração de HI é 2,0 mol/L. d) Ao final do experimento, as concentrações de H2 e I2 são iguais a 0 (zero). e) A reação atinge o estado de equilíbrio no tempo 2. Q43. (UFMG) O quadro a seguir informa o pH aproximado de

algumas soluções ácidas de concentração igual a 10 1 mol/L, a 25 ºC. Solução

pH

HCl

1,0

CH3COOH

3,0

H2S

4,0

HCN

5,0


c)

legenda N H


Q45. (Ufscar-SP) As equações apresentadas a seguir represen-

tam equilíbrios químicos estabelecidos separadamente no interior de cilindros dotados de êmbolos móveis. Considerando que cada cilindro terá seu volume reduzido à metade do valor inicial, mantida a temperatura constante, indique a alternativa que representa o equilíbrio afetado por essa alteração. a) C (s) 1 O2 (g)  CO2 (g). b) H2 (g) 1 Br2 (g)  2 HBr (g). c) CH4 (g) 1 2 O2 (g)  CO2 (g) 1 2 H2O (g). d) CaCO3 (s)  CaO (s) 1 CO2 (g). e) FeO (s) 1 CO (g)  Fe (s) 1 CO2 (g).

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vits

3/27/13 8:47 AM

Q46. (UFJF-MG) O quadro a seguir fornece o pH de alguns

produtos:

Produtos

água do mar

urina

suco de limão

vinagre

pH

8,2

5,6

2,2

3,0

A modificação que causa aumento no valor da constante de equilíbrio K é a indicada pelo seguinte número: a) 1. b) 2. c) 3. d) 4. Q49. (UFMG) Considere certa quantidade de água e suco de li-

Indique a alternativa incorreta: a) O papel de tornassol em contato com a água do mar fica azul. b) A concentração de OH na urina é de 108,4 mol/L. c) O indicador fenolftaleína no suco de limão fica incolor. d) No vinagre, [H1]  [OH], qualquer que seja a temperatura. Q47. (Acafe-SC) Nos oceanos, há uma quantidade imensa de

seres marinhos que produzem carbonato de cálcio (CaCO3), seja na forma de conchas, carapaças, esqueletos ou coralitos (estruturas que fixam os corais). A dissolução do carbonato de cálcio provoca a fragilização da base que os corais utilizam para se fixar, o que pode significar sua morte.

mão, misturados, contida em um copo. Analise estas três afirmativas concernentes a esse sistema: I. O sistema é ácido. II. O pH do sistema é maior que 7. III. No sistema, a concentração dos íons H1 é maior que a dos OH. A partir dessa análise, é correto afirmar que: a) apenas as afirmativas I e II estão certas. b) apenas as afirmativas I e III estão certas. c) apenas as afirmativas II e III estão certas. d) as três afirmativas estão certas. Q50. (UFMG) O galinho do tempo, representado a seguir, é um obje-

to que indica as condições meteorológicas, pois sua coloração muda de acordo com a temperatura e a umidade do ar.

4

Gabor Nemes/kino.com.br


O carbonato de cálcio, em contato com a água e com o gás carbônico dissolvido, estabelece o seguinte equilíbrio químico: endotérmica

CaCO3 (s) 1 CO2 (g) 1 H2O (l)  Ca21 (aq) 1 2 HCO 3 (aq) exotérmica

Alguns fatores podem abalar seriamente o delicado equilíbrio desse ecossistema, fazendo com que haja dissolução do carbonato de cálcio. Indique a afirmativa verdadeira: a) Uma diminuição de CO2 dissolvido na água do mar provoca dissolução do CaCO3 (s). b) Uma diminuição de temperatura das águas dos oceanos provoca um deslocamento do equilíbrio para a direita. c) O aquecimento global não interfere no equilíbrio acima. d) Um aumento de temperatura das águas dos oceanos provoca dissolução do CaCO3 (s). e) A dissolução do carbonato de cálcio não interfere na vida marinha. Q48. (Uerj) Hidrogênio e iodo, ambos em fase gasosa, foram

misturados em condições reacionais adequadas. A reação, em estado de equilíbrio, é representada por: H2 (g) 1 I2 (g) 1 calor  2 HI (g)

K = 50

Em seguida, quatro modificações independentes foram impostas a esse sistema: 1. aumento da temperatura; 2. aumento da pressão; 3. diminuição da concentração de I2; 4. diminuição da concentração de H2.


Nesse caso, a substância responsável por essa mudança de coloração é o cloreto de cobalto, CoCl2, que, de acordo com a situação, apresenta duas cores distintas – azul ou rosa –, como representado na equação a seguir: CoCl2 1 6 H2O  CoCl2 1 6 H20 azul

H  0

rosa

Considerando-se essas informações, é correto afirmar que as duas condições que favorecem a ocorrência, no galinho do tempo, da cor azul são: a) alta temperatura e alta umidade. b) alta temperatura e baixa umidade. c) baixa temperatura e alta umidade. d) baixa temperatura e baixa umidade.

UmA introdUção Ao estUdo do eqUilíbrio qUímico capítulo 4

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vits

191 3/27/13 8:47 AM

Q51. (UFMG) A uma temperatura elevada, 10 mol de PCl5 (g)

foram adicionados a um recipiente, que, imediatamente, foi fechado e mantido em temperatura constante. Observou-se, então, que o PCl5 (g) se decompôs, transformando-se em PCl3 (g) e Cl2 (g). A quantidade de matéria de PCl5 (g), em mol, variou com o tempo, até o sistema alcançar o equilíbrio, como mostrado no quadro a seguir: Tempo

Quantidade de matéria de PCl5/mol

t1

10

t2

6

t3

4

t4

4


Considerando-se essas informações, é correto afirmar que: a) em qualquer instante após t1, a pressão do sistema é maior que em t1. b) em qualquer instante, as reações direta e inversa têm velocidades iguais. c) no equilíbrio, a velocidade da reação direta é igual a zero. d) no equilíbrio, a quantidade de matéria das três substâncias é igual. Q52. (Vunesp-SP) Quando o pH da água da chuva fica abaixo de

5,0, ocorre o fenômeno denominado chuva ácida. Indique a alternativa na qual a concentração de HNO3 (massa molar 5 63 g ? mol1), isoladamente, seria suficiente para que se considerasse a chuva como ácida. a) 7 ? 102 mg ? L1. d) 7 ? 106 % (m/m). 3 e) 2 ? 107 M. b) 10 mM. c) 7 ? 103 g ? L1. Q53. (Vunesp-SP) Dada a reação exotérmica:

2 H2O2 (aq)  2 H2O (l) 1 O2 (g)

Indique a alternativa que completa correta e respectivamente as afirmações anteriores. a) OH; H2O; aumente. b) Ca12; Ca(OH)2; diminua. c) OH; H2O; diminua. d) Ca12; Ca(OH)2; aumente. e) PO 3 4 ; H3PO4; aumente. Q55. (PUC-MG) Uma reação química está em equilíbrio químico

quando a proporção entre as quantidades de reagentes e produtos se mantém constante ao longo do tempo. O sulfato de zinco em solução aquosa saturada está em equilíbrio com os íons sulfato e zinco na reação a seguir: 

ZnSO4 (s) Zn12 (aq) 1 SO24 (aq)  Admitindo que a solução permaneça saturada, indique a ação que provocará alteração do valor da constante de equilíbrio. a) Aumento da temperatura. b) Adição de água. c) Adição de CuSO4. d) Retirada de ZnSO4. Q56. (UFPI) A chuva ácida resulta, principalmente, da poluição

produzida pela queima de carvão e combustíveis fósseis que liberam óxidos para a atmosfera, os quais são transformados em ácidos. Esses ácidos, ao se dissolverem em gotas de chuva, diminuem o seu pH. É importante frisar, no entanto, que a água da chuva já é, naturalmente, levemente ácida, em face da presença, na atmosfera, de: d) NO2. a) N2. e) SO2. b) O2. c) CO2.

qUestÕes do enem Q57. (Enem) Suponha que um agricultor esteja interessado em

fazer uma plantação de girassóis. Procurando informação, leu a seguinte reportagem: Solo áCIdo não faVorECE PlanTIo

A alteração que favorece a formação dos produtos é a elevação da: a) temperatura. b) pressão parcial de O2. c) concentração de H2O. d) pressão. e) concentração de H2O2.

Alguns cuidados devem ser tomados por quem decide iniciar o cultivo do girassol. A oleaginosa deve ser plantada em solos descompactados, com pH acima de 5,2 (que indica menor acidez da terra). Conforme as recomendações da Embrapa, o agricultor deve colocar, por hectare, 40 kg a 60 kg de nitrogênio, 40 kg a 80 kg de potássio e 40 kg a 80 kg de fósforo.

Q54. (UFPel-RS) O esmalte dos dentes contém hidroxiapatita

O pH do solo, na região do agricultor, é de 4,8. Dessa forma, o agricultor deverá fazer a calagem.

insolúvel que, na saliva bucal, estabelece o seguinte equilíbrio químico: Ca5(PO4)3 OH (s) 1 nH2O (l)   5 Ca21 (aq) 1 3 PO 2 (aq) 1 OH (aq) 4 Alimentos ácidos, ou que na boca formam ácidos, reagem com o íon //////// formando ////////. Com isso, ocorre um deslocamento no equilíbrio, fazendo com que a quantidade de hidroxiapatita no dente /////////.

Folha de S.Paulo, 25 set. 1996.

Suponha que o agricultor vá fazer calagem (aumento do pH do solo por adição de cal virgem, CaO). De maneira simplificada, a diminuição da acidez se dá pela interação da cal (CaO) com a água presente no solo, gerando hidróxido de cálcio (Ca(OH)2), que reage com os íons H1 (dos ácidos), ocorrendo, então, a formação de água e deixando íons Ca21 no solo.


3/27/13 8:47 AM

Considere as seguintes equações: I. CaO 1 2 H2O → Ca(OH)3 II. CaO 1 H2O → Ca(OH)2 III. Ca(OH)2 1 2 H1 → Ca21 1 2 H2O IV. Ca(OH)2 1 H1 → CaO 1 H2O

Algumas soluções foram testadas com esse indicador, produzindo os seguintes resultados: Material

O processo de calagem descrito anteriormente pode ser representado pelas equações: a) I e II. c) II e III. e) III e IV. b) I e IV. d) II e IV. Q58. (Enem) Um estudo caracterizou cinco ambientes aquáticos,

nomeados de A a E, em uma região, medindo parâmetros físico-químicos de cada um deles, incluindo o pH nos ambientes. O gráfico 1 representa os valores de pH dos cinco ambientes. gráfico 1 10

pH

8 6

0

A

B

número de espécies

C ambientes

D

E

II. leite de magnésia

azul

III. vinagre

vermelho

IV. leite de vaca

rosa

Quadro 4.7 Quadro para as questões Q59 e Q60.

Q59. (Enem) De acordo com esses resultados, as soluções I, II,

III e IV têm, respectivamente, caráter: a) ácido/básico/básico/ácido. b) ácido/básico/ácido/básico. c) básico/ácido/básico/ácido. d) ácido/ácido/básico/básico. e) básico/básico/ácido/ácido. caxi e de limão, pode-se esperar como resultado as cores: a) rosa ou amarelo. d) rosa ou vermelho. b) vermelho ou roxo. e) roxo ou azul. c) verde ou vermelho.

4

Q61. (Enem) O pH informa a acidez ou a basicidade de uma so-

gráfico 2

40

lução. A escala a seguir apresenta a natureza e o pH de algumas soluções e da água pura, a 25 ºC.

30

neutro

ácido

básico

20 0

10 0

3

4

5

6 7 8 9 pH ótimo de sobrevida

10

11

Utilizando o gráfico 2, que representa a distribuição estatística de espécies em diferentes faixas de pH, pode-se esperar um maior número de espécies no ambiente: a) A. b) B. c) C. d) D. e) E. Instrução: utilize as informações a seguir para realizar as questões Q59 e Q60. O suco extraído do repolho roxo pode ser utilizado como indicador do caráter ácido (pH entre 0 e 7) ou básico (pH entre 7 e 14) de diferentes soluções. Misturando-se um pouco de suco de repolho e da solução, a mistura passa a apresentar diferentes cores, segundo sua natureza ácida ou básica, de acordo com a escala a seguir. vermelho 1

1

2

3

4

suco de limão


pH:

verde

Q60. (Enem) Utilizando-se o indicador citado em sucos de aba-

4 2

cor:

Cor

I. amoníaco

2

3 4

rosa 5

roxo 6 7

8

azul

verde

amarelo

9 10 11 12 13 14

Figura 4.27 Escala de pH para as questões Q59 e Q60.

5

saliva

6

7 água pura

8

9

10 11 12 13 14

clara de ovo

sabão


Uma solução desconhecida estava sendo testada no laboratório por um grupo de alunos. Esses alunos decidiram que deveriam medir o pH dessa solução como um dos parâmetros escolhidos na identificação da solução. Os resultados obtidos estão no quadro a seguir. aluno

Valor de pH

Carlos

4,5

Gustavo

5,5

Simone

5,0

Valéria

6,0

Paulo

4,5

Wagner

5,0

Renata

5,0

Rodrigo

5,5

Augusta

5,0

Eliane

5,5




193 3/27/13 8:47 AM

Da solução testada pelos alunos, o professor retirou 100 mL e adicionou água até completar 200 mL de solução diluída. O próximo grupo de alunos a medir o pH deverá encontrar para o mesmo: a) valores inferiores a 1,0. d) valores entre 5 e 3. b) os mesmos valores. e) sempre o valor 7. c) valores entre 5 e 7.

Q64. (UFMG) Os refrigerantes e outras bebidas gasosas contêm

CO2 dissolvido em uma mistura líquida, cujo solvente é a água. O equilíbrio de solubilidade do CO2 em água pode ser representado pela equação: CO2 (g) H2O CO2 (aq) Sabe-se que pequena parte do CO2 aquoso reage com a água, conforme o equilíbrio representado pela equação: CO2 (aq) 1 H2O (l)  HCO3 (aq) 1 H1 (aq)

Q62. (Enem) Às vezes, ao abrir um refrigerante, percebe-se que

uma parte do produto vaza rapidamente pela extremidade do recipiente. A explicação para esse fato está relacionada à perturbação do equilíbrio químico existente entre alguns dos ingredientes do produto, de acordo com a equação: CO2 (g) 1 H2O (l)  H2CO3 (aq) A alteração do equilíbrio anterior, relacionada ao vazamento do refrigerante nas condições descritas, tem como consequência a a) liberação de CO2 para o ambiente. b) elevação da temperatura do recipiente. c) elevação da pressão interna no recipiente. d) elevação da concentração de CO2 no líquido. e) formação de uma quantidade significativa de H2O.

qUestÕes AbertAs Q63. (Unicamp-SP) Alcalose e acidose são dois distúrbios fisio-

lógicos caracterizados por alterações do pH no sangue: a alcalose corresponde a um aumento, enquanto a acidose corresponde a uma diminuição do pH. Essas alterações de pH afetam a eficiência do transporte de oxigênio pelo organismo humano. O gráfico a seguir mostra a percentagem de oxigênio transportado pela hemoglobina, em dois pH diferentes em função da pressão do O2.

% de O2 transportado

100

pH = 7,6 pH = 7,2

0 pressão de O2 Figura 4.29 Questão Q63.

a) Em qual dos dois pH há uma maior eficiência no transporte de oxigênio pelo organismo? Justifique. b) Em casos clínicos extremos, pode-se ministrar solução aquosa de NH4Cl para controlar o pH do sangue. Em qual desses distúrbios (alcalose ou acidose) pode ser aplicado esse recurso? Explique.

Considerando o exposto e desprezando qualquer outra reação que possa ocorrer, responda se o pH da mistura líquida presente em um refrigerante aumenta, diminui ou não se altera nas duas situações seguintes. Justifique suas respostas. a) Ao se abrir o refrigerante. b) Ao se adicionar bicarbonato de sódio (NaHCO3) ao refrigerante. Q65. (Unicamp-SP) Nas lâmpadas comuns, quando estão ace-

sas, o tungstênio do filamento sublima, depositando-se na superfície interna do bulbo. Nas chamadas lâmpadas halógenas existe, em seu interior, iodo para diminuir a deposição de tungstênio. Estas, quando acesas, apresentam uma reação de equilíbrio que pode ser representada por: W (s) 1 3 I2 (g)  WI6 (g) Na superfície do filamento (região de temperatura elevada), o equilíbrio está deslocado para a esquerda. Próximo à superfície do bulbo (região mais fria), o equilíbrio está deslocado para a direita. a) Escreva a expressão para a constante de equilíbrio. b) A formação do WI6 (g), a partir dos elementos, conforme a equação apresentada, é exotérmica ou endotérmica? Justifique a resposta. Q66. (UFMG) Um ácido é classificado como forte ou fraco, con-

forme sua capacidade de dissociar-se, quando dissolvido em água. Ácidos fortes são aqueles que se dissociam completamente, enquanto os ácidos fracos se dissociam apenas parcialmente. Sabe-se que o ácido clorídrico é um ácido forte e o ácido acético, um ácido fraco. Considere as soluções aquosas descritas no quadro a seguir. Solução

Soluto

Quantidade de soluto

Volume da solução

I

HCl

0,025 mol

250 mL

II

CH3COOH

0,025 mol

250 mL


a) Calcule o pH da solução I. Deixe seus cálculos registrados, de modo a explicitar o seu raciocínio. b) Responda se o pH da solução II é menor, igual ou maior que o da solução I. Justifique sua resposta. c) Entre as espécies químicas citadas a seguir, uma delas não se encontra presente na solução I. Cite qual é essa espécie e justifique sua resposta. Espécies: HCl (aq), H1 (aq), OH (aq), Cl (aq), H2O.


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Q67. (UFMG) O ácido cítrico é o principal responsável pelo sa-

bor ácido das frutas cítricas. Em reações de neutralização com NaOH 0,10 mol/L de sucos de dois tipos de laranja, foram anotados os seguintes resultados: Tipo de laranja

Alíquotas do suco/mL

Volume total de NaOH gasto na reação/mL

serra-d’água

5,0

6,0

pera

5,0

9,0


a) Considerando os dados do quadro, porém sem efetuar cálculos, indique qual dos sucos de laranja é o mais ácido. Justifique a sua resposta. b) O ácido cítrico se dissocia em água liberando três íons H, podendo, por isso, ser representado por H3Ci. Usando essa representação, escreva a equação balanceada da reação de neutralização total desse ácido por hidróxido de sódio. c) Admitindo que as propriedades ácidas do suco de laranja provenham apenas do ácido cítrico, calcule a concentração, em mol/L, desse ácido no suco de laranja-pera. Deixe indicadas todas as etapas dos cálculos, incluindo as unidades. Q68. (UFJF-MG) O cloro é comumente utilizado como desinfe-

tante nas estações de tratamento de água para torná-la apropriada para o consumo humano. A reação que ocorre entre o cloro e a água, na sua forma mais elementar, é: Cl2 (g) H2O (l)  HCl (aq) HClO (aq)

Q70. (UFTM-MG) A água dos oceanos tem pH próximo de 8, que

se mantém por meio do equilíbrio entre os íons carbonato e bicarbonato, representado na equação. (aq)  2HCO 3 (aq) CO2 (g) H2O (l) CO 2 3 Os corais são formados de carbonato de cálcio, substância praticamente insolúvel em água. Algumas pesquisas recentes indicam que o aumento da concentração de CO2 na atmosfera pode provocar o aumento da concentração de CO2 nos oceanos, o que contribuiria para o desaparecimento dos corais dos oceanos e perturbaria o equilíbrio ecológico da vida marinha. a) Estime a concentração de íons OH numa amostra de água dos oceanos, considerando Kw 1014. b) A partir do equilíbrio químico apresentado, explique como o aumento da concentração de CO2 atmosférico pode contribuir para o desaparecimento dos corais dos oceanos.

4

Q71. (Fuvest-SP) O experimento descrito a seguir foi planejado

com o objetivo de demonstrar a influência da luz no processo de fotossíntese. Em dois tubos iguais, colocou-se o mesmo volume de água saturada com gás carbônico e, em cada um, um espécime de uma mesma planta aquática. Os dois tubos foram fechados com rolhas. Um dos tubos foi recoberto com papel-alumínio e ambos foram expostos à luz produzida por uma lâmpada fluorescente (que não produz calor). tubo completamente recoberto com papel-alumínio

Pergunta-se: a) Qual é o número de oxidação do cloro no composto HClO?


b) Classificando os ácidos formados como ácido de Arrhenius, quais seriam as equações químicas? c) Em que sentido se deslocaria o equilíbrio da reação química que ocorre entre o Cl2 e a H2O se considerarmos as seguintes situações: 1) o ácido hipocloroso é consumido na destruição de microrganismos; 2) uma base é adicionada para controlar o pH da água? d) Sabendo que o ácido clorídrico é um ácido mais forte que o ácido hipocloroso, escreva a expressão da constante de ionização do ácido que apresenta maior Ka. Q69. (Ufscar-SP) O volume do estômago de um adulto varia de

50 mL, quando vazio, a 1 L, quando cheio. Considerando-se que o volume do estômago é 450 mL e que seu conteúdo é uma solução aquosa com pH igual a 2, calcule: a) quantos mols de H estão contidos no estômago; b) quantos gramas de hidrogenocarbonato de sódio serão necessários para neutralizar a acidez do estômago, supondo-se que todo H é proveniente do ácido clorídrico, um ácido forte. Dados: massas molares (em g/mol): Na 23,0; H 1,00; C 12,0; 0 16, O; Cl 35,4.

lâmpada fluorescente Figura 4.30 Questão Q71.

a) Uma solução aquosa saturada com gás carbônico é ácida. Como deve variar o pH da solução no tubo não recoberto com papel-alumínio, à medida que a planta realiza fotossíntese? Justifique sua resposta. No tubo recoberto com papel-alumínio, não se observou variação de pH durante o experimento. b) Em termos de planejamento experimental, explique por que é necessário utilizar o tubo recoberto com papel-alumínio, o qual evita que um dos espécimes receba luz.

UMA INTRODUÇÃO AO ESTUDO DO EQUILÍBRIO QUÍMICO CAPÍTULO 4

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195 02/04/2013 08:23

CAPÍTULO

5

Movimento de elétrons: uma introdução ao estudo da eletroquímica

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6

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tt e

rs

to

ck

Neste capítulo, vamos estudar transformações químicas que envolvem a transferência de elétrons entre as espécies reagentes, ou seja, analisaremos como a energia, na forma de energia elétrica, se transforma nas reações químicas.

w

Im

ag

es

as transformações dos materiais podem envolver diversos tipos de reações químicas. como já estudamos, as transformações químicas estão relacionadas com a formação de novos materiais. também vimos que existem transformações nas quais coexistem reagentes e produtos mesmo depois de cessarem as alterações macroscópicas no sistema: são os sistemas em equilíbrio químico. as reações químicas que estudamos podem ocorrer com diferentes velocidades e envolvem transformações de energia. Já aprendemos também como a energia, na forma de calor, se transforma nessas reações.

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c o m.br

es

as atividades experimentais e os textos propostos neste capítulo têm por objetivo ilustrar vários aspectos dessas transformações químicas e bioquímicas, que envolvem a modificação do número de elétrons nos átomos das substâncias participantes.

Ha

ro

ld

o

d

Na indústria siderúrgica, por exemplo, a transformação do minério de ferro em ferro metálico está relacionada a um processo no qual elétrons são transferidos entre as substâncias envolvidas.


3/26/13 6:27 PM

Jordache/Shutterstock/Glow Images

Figura 5.1 A produção de alumínio metálico é uma transformação química que só ocorre com o fornecimento de energia elétrica.


3/26/13 6:27 PM

texto 1

Figura 5.2 Nas pilhas existem substâncias que podem contaminar o ambiente, por isso é preciso descartá-las de forma adequada.

Jan Tadeusz/Alamy/Other Images

A pilha é um artefato tecnológico de grande impacto em nossa sociedade. O uso de pilhas e/ou baterias para suprir de eletricidade aparelhos de pequeno e médio porte já é tão corriqueiro que raramente paramos para pensar em como são fabricadas, de que são constituídas, como funcionam e se há riscos de contaminação ou agressão ao ambiente quando descartadas. Quando nos preocupamos com as reações que ocorrem no organismo, lembramos, por exemplo, das recomendações que sempre ouvimos: “Precisamos comer alimentos que contenham vitaminas”, “Ferro é bom para anemia”, “É preciso repor sais minerais”. Seguimos a maioria delas, mesmo sem saber como essas substâncias atuam em nosso organismo. Será, porém, que esse ferro “bom para anemia” é o mesmo que constitui pregos e parafusos? Por que, a partir de certa idade, não bastam as vitaminas dos alimentos? O cálcio do leite é o mesmo do da casca do ovo? Por que é mais perigoso comer peixe contaminado por mercúrio do que beber a água na qual eles se contaminam? Há inúmeras situações que podem ser compreendidas ao estudar as transformações químicas envolvidas em tais casos. Ao nos aprofundarmos nesse estudo, constataremos o quanto é interessante conhecer o movimento de elétrons entre as espécies associadas a essas reações. A pilha é um exemplo de transformação química que gera energia elétrica. Há transformações, entretanto, que só ocorrem com o consumo de energia elétrica. São exemplos desse último caso reações usadas para aplicar camadas de prata, ouro, cobre ou cromo em objetos metálicos, processo chamado galvanoplastia. Outro exemplo é a produção de materiais por eletrólise, processo que também envolve o consumo de energia elétrica. Milhões de toneladas de cloro (Cl2), hidróxido de sódio (NaOH) e alumínio (Al) são produzidas todos os anos por eletrólise. O estudo das transformações ou reações químicas é, sem dúvida, um dos grandes eixos da Química. Há uma grande variedade de transformações, químicas e bioquímicas, que ocorrem como consequência da interação entre eletricidade e materiais. Essas reações envolvem mudanças no número de elétrons de valência de átomos ou de íons. Isso é possível porque átomos e íons podem perder ou ganhar elétrons. Quando isso acontece, o átomo ou o íon muda o seu estado de oxidação.

Ricardo T. Nowitz/Corbis/Latinstock

Introdução ao estudo das reações de oxirredução

Figura 5.3 Nas pilhas ocorrem transformações que geram energia.


3/26/13 6:27 PM

San Ogden/SPL/Latinstock

Para evitar o uso excessivo das palavras átomos e íons, vamos chamar esses átomos e íons de espécies químicas. Assim, se compreendermos o comportamento dos elétrons de valência, isto é, daqueles que estão envolvidos nas ligações químicas, poderemos fazer previsões sobre a formação e o rompimento de ligações e avançar no estudo sobre reações químicas. Há muitos exemplos desses tipos de reações disponíveis para nossos estudos. São conhecidas por reações de oxirredução, ou redox. Isso significa que essas reações envolvem a oxidação de uma substância e a redução de outra. Figura 5.4 A aplicação de camadas metálicas em objetos é um processo que envolve movimento de elétrons e gasto de energia elétrica.

atividade 1 A substância iodo (I2) é sólida à temperatura ambiente, diferentemente das outras substâncias simples formadas a partir dos elementos do mesmo grupo na tabela periódica (o flúor, F2, e o cloro, Cl2, são gases, e o bromo, Br2, é líquido). A substância simples iodo pode ser adquirida em solução alcoólica, em farmácias, sendo muito usada como agente germicida. Átomos do elemento iodo (I) podem ser encontrados em muitos compostos, apresentando-se em vários estados de oxidação. O suco de limão, da mesma forma que o suco de outras frutas cítricas, é muito rico em vitamina C. Estudaremos, aqui, a ação do ácido ascórbico, que é a própria vitamina C, sobre o iodo. A fórmula molecular da vitamina C é C6H8O6 e sua fórmula estrutural está representada na figura a seguir. b

Ed Viggiani/SambaPhoto

a

CH2OH O HOC H

HO

Charles D. Winters/Photoresearchers/Latinstock

Vitamina c como agente redutor – interação com iodo

5

Figura 5.5 O iodo é uma substância sólida, muito usada como germicida.

O OH

Figura 5.6 a) A vitamina C é um dos constituintes do limão. b) Fórmula estrutural da vitamina C.



199 3/26/13 6:27 PM

Material

Cuidado ao manusear Tenha cuidado! a faca, pois ela pode

Solução alcoólica de iodo (farmacêutica), um comprimido de vitamina C não efervescente, um limão de tamanho médio, três béqueres de 100 mL (ou copos transparentes), um conta-gotas, uma faca. Gilberto do Vale Rodrigues/Arquivo da editora

causar cortes.

Figura 5.7 Materiais necessários para a realização do experimento.

Coloquem água até a metade dos três béqueres (ou copos).

a2

Com o auxílio do conta-gotas, transfiram cerca de 10 gotas da solução alcoólica de iodo para cada um dos béqueres. Numerem-nos de 1 a 3, e mantenham o béquer 1 como referência.

a3

Coloquem, no béquer 2, meio comprimido de vitamina C. Comparem com a cor do béquer 1. Anotem o que foi observado em relação à interação da vitamina C com a solução de iodo. Gilberto do Vale Rodrigues/Arquivo da editora

a1


O que fazer

Figura 5.8 Vocês devem colocar gotas de iodo na água.

Figura 5.9 Observem a interação da vitamina C com a solução de iodo.

a4

Acrescentem gotas de suco de limão ao béquer 3. Comparem com a cor do béquer 1. Anotem suas observações no caderno.

questão Q1. Comparem as cores dos sistemas finais (com vitamina C e com suco de limão). A que vocês atribuem esse resultado?


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texto 2 Substâncias oxidantes e redutoras As substâncias químicas, em certas reações químicas, podem se comportar como oxidantes ou redutoras. Uma substância que atua como redutora transfere elétrons para outra substância que atua como oxidante. Nesse processo, a espécie redutora tem seu número de elétrons reduzido, e a espécie oxidante tem seu número de elétrons aumentado. No entanto é importante destacar que uma mesma substância pode atuar como oxidante ou redutora, dependendo da reação de que participa. Portanto, uma substância não é redutora ou oxidante em si mesma, mas em relação à outra substância com a qual interage. Quando uma substância se comporta como oxidante, em geral um ou mais de seus átomos ou íons ganham elétrons. O mesmo acontece em relação às substâncias que se comportam como redutoras, mas nesse caso um ou mais de seus átomos ou íons perdem elétrons. Os átomos ou íons que perdem ou ganham elétrons sofrem uma variação em sua carga. A carga elétrica resultante desse processo é definida como o número de oxidação (nox) do átomo. Considerando que a carga dos elétrons é negativa, o valor relativo do estado de oxidação de uma espécie que recebe elétrons, em uma reação química, diminuirá. Lembre-se de que um átomo neutro tem o número de prótons (de carga positiva) igual ao número de elétrons (de carga negativa). Portanto, um átomo que tem carga positiva – um cátion – perdeu elétrons e um átomo que tem carga negativa – um ânion – ganhou elétrons, já que a identidade dos átomos (ou seja, o número de prótons no núcleo) não se altera nas reações químicas.

5

Quando está na forma de I2, o nox dos átomos de iodo é zero (0). Ao ser reduzido, cada átomo de iodo ganha um elétron, de modo que ele passa a existir na forma I–, sendo, então, -1 o valor do nox. Considerando que o I2 é constituído por dois átomos de iodo, cada molécula de iodo recebe dois elétrons que darão origem a duas espécies I-. Ao receber esses elétrons nessa reação, a substância iodo (I2) está atuando como oxidante, pois outra substância, no caso a vitamina C, está doando esses elétrons e oxidando-se no processo. Podemos representar o fenômeno de redução do iodo da seguinte forma: I2 (s) 1 2e- → 2 I- (aq) O ânion I- chama-se iodeto. A transformação do iodo em iodeto depende, portanto, da obtenção de elétrons de alguma fonte. No caso do experimento feito na Atividade 1, a fonte de elétrons foi a vitamina C, presente no suco de limão ou no comprimido. MoviMento de elétrons: uMa introdução ao estudo da eletroquíMica capítulo 5


201 3/26/13 6:27 PM

Na Atividade 1, quando adicionamos a solução alcoólica de iodo à água, obtivemos um líquido alaranjado. Quando introduzimos o suco de limão ou a vitamina C contida no comprimido, observamos a descoloração da solução. Essa descoloração corresponde à transformação de iodo em iodeto. Uma última consideração é a de que se deve observar a presença de ligações duplas na molécula de vitamina C. As ligações covalentes simples são formadas por apenas um par de elétrons. Já as ligações duplas, que aparecem na estrutura da vitamina C, são formadas por dois pares de elétrons. Os elétrons da ligação dupla são mais disponíveis do que os elétrons das ligações simples. Na molécula da vitamina C há também a presença de pares de elétrons que não fazem parte de ligações químicas nos átomos de oxigênio. Esses pares de elétrons, chamados elétrons não ligantes, são também disponíveis para as reações de oxirredução. Durante o processo de oxirredução, esses elétrons mais disponíveis da molécula de vitamina C são cedidos aos átomos de iodo, ocorrendo a oxidação da vitamina C e a redução do iodo. Disso decorre, é claro, uma mudança do estado de oxidação de um ou mais de seus átomos de carbono. Como a vitamina C tem uma estrutura complexa, não é fácil determinar, como no caso do iodo, que átomos de carbono estão sofrendo variações nos seus nox. A figura 5.10 ilustra uma das oxidações possíveis. OH O

OH

O

HO

OH

OH

⫹

I2

OH

O

O O

⫹

O

A vitamina C é um exemplo de substância orgânica que se comporta como redutora. O comportamento das substâncias orgânicas em reações redox pode ser mais complexo que o das substâncias inorgânicas, pois a redução ou oxidação pode envolver vários átomos numa molécula, enquanto nas substâncias inorgânicas esse processo, em geral, envolve apenas um dos átomos.

2 HI Figura 5.10 Representação para uma das oxidações possíveis da vitamina C em interação com o iodo.

Cálculo do número de oxidação (nox) Vejamos, por exemplo, a reação entre permanganato de potássio (KMnO4) e ácido clorídrico (HCl), que pode ser expressa pela equação: 2 KMnO4 (aq) 1 16 HCl (aq) → 2 KCl (aq) 1 2 MnCl2 (aq) 1 8 H2O (l) 1 5 Cl2 (g) Para identificarmos se essa equação representa uma reação de oxirredução, é necessário identificar as espécies que são oxidadas e reduzidas. Para isso, precisamos calcular os números de oxidação (nox) dos átomos presentes para verificar que espécies sofreram mudanças nos estados de oxidação. Vamos começar por analisar as espécies reagentes, iniciando pelo caso do KMnO4.

202

O número de oxidação do potássio (noxK) é 11 e o do oxigênio (noxO) é -2 na maioria de seus compostos. A carga total do KMnO4 (noxKMnO4) é zero, pois não há indicação de cargas na fórmula. Portanto, em relação ao manganês, no KMnO4, temos: noxKMnO4 5 noxK 1 noxMn 1 4 nox0 ⇒ ⇒ 0 5 (11) 1 noxMn 1 4 (-2) ⇒ ⇒ 0 5 1 1 noxMn - 8 ⇒ ⇒ noxMn 5 -1 1 8 ⇒ ⇒ noxMn 5 17 Portanto, o nox do manganês, no KMnO4, é 17. Em relação ao HCl, o hidrogênio tem nox igual a 11 na maioria dos compostos de que participa. Portanto, para que o HCl tenha carga igual a zero, o nox do Cl tem que ser igual a -1. Vamos agora analisar as espécies que foram produzidas na reação. Note que, em relação ao KCl, o potássio tem nox 11 e o cloro, -1. Portanto, no KCl, não houve variação nos estados de oxidação do cloro e do potássio em relação ao cloro e potássio presentes nos reagentes. O mesmo ocorre com os átomos de hidrogênio e oxigênio presentes nas moléculas de água dos produtos. O hidrogênio permanece com nox 11 e o oxigênio, com nox -2. No caso do MnCl2, considerando que o nox do Cl é igual a -1, temos: noxMnCl2 5 noxMn 1 2 noxCl ⇒ ⇒ 0 5 noxMn 1 2 (-1) ⇒ ⇒ 0 5 noxMn 1 2 ⇒ ⇒ noxMn 5 12

5

Note que o nox do manganês mudou de 17 nos reagentes para 12 nos produtos. Portanto, ele foi reduzido (ganhou elétrons), o que evidencia que o KMnO4 se comporta como oxidante nessa reação. O cloro aparece nos produtos na forma de íons cloreto (Cl-), mas também na forma de gás cloro (Cl2). Em relação ao Cl2 o nox dos átomos numa substância simples é sempre igual a zero, pois os elétrons da ligação estão igualmente compartilhados entre os dois átomos. Portanto, o cloro tem nox 5 0 nessa espécie. O nox do cloro mudou de -1 nos reagentes para 0 numa das espécies do produto. Portanto, ele foi oxidado (perdeu elétrons), o que evidencia que o HCl se comporta como redutor nessa reação. Resumindo, na equação teríamos:

2 KMnO4 (aq) 1 16 HCl (aq) → 2 KCl (aq) 1 2 MnCl2 (aq) 1 8 H2O (l) 1 5 Cl2 (g)

17

mangânes foi reduzido 21

12

cloro foi oxidado

0

Portanto, nessa reação, o KMnO4 é o oxidante e o HCl, o redutor. MoviMento de elétrons: uMa introdução ao estudo da eletroquíMica capítulo 5

203

A nomenclatura usada pode originar confusão para compreender a diferenciação dos fenômenos, pois é a espécie oxidante a que se reduz na reação, enquanto a espécie redutora é a que se oxida. Portanto, na oxidante, o valor relativo do número de oxidação diminui – afinal, essa espécie recebe elétrons, se reduzindo –, ao passo que na espécie redutora o valor relativo do número de oxidação aumenta – pois essa espécie doa elétrons, se oxidando.

questões Q2. Na Atividade 1, a vitamina C promoveu um descoramento da solução de iodo (I2). Nesse caso, a vitamina C foi oxidada e o iodo foi reduzido. Quando está na forma de I2, o nox do iodo é zero. Ao ser reduzido, transformando-se em I- (iodeto), o nox do iodo passa para 1. a) Lembrando do que foi estudado no capítulo de ligações químicas, que tipo de substância é o I2? b) Explique por que o nox do iodo na forma de I2 é zero. c) Explique por que o nox do iodo na forma de I- é -1.


Reveja o conteúdo do capítulo 9, estudado no volume 1, que trata de ligações químicas.

Q3. Na reação entre I2 e vitamina C, qual é o agente redutor e qual é o agente oxidante? Justifique sua resposta. Q4. Escreva a equação que representa a transformação do iodo (I2) em iodeto (I-) e indique os nox do iodo nas espécies reagente e produto. Q5. Existe uma substância, o hipoclorito de sódio (NaClO), que, em solução aquosa, é muito utilizada para limpeza em geral e clareamento de roupas e como bactericida. Comercialmente, é conhecida como água sanitária. O hipoclorito, que em solução aquosa fica sob a forma de ClO-, é um agente oxidante. Quando interage com redutores, essa espécie se transforma em cloreto (Cl-) e, em presença de água, o oxigênio se reagrupa como OH-. Escreva a equação da transformação do hipoclorito em cloreto e indique os nox das espécies de cloro nos produtos e reagentes. O cloro foi oxidado ou reduzido? Q6. Considere, agora, o sistema final da reação do iodo com a vitamina C. Suponha que adicionemos, a esse sistema, solução de hipoclorito de sódio. Considerando que a reação que ocorre é a combinação desses processos, escreva a equação que representa a reação entre o iodeto e o hipoclorito, somando as equações obtidas nos itens Q4 e Q5. Qual é a evidência de que ocorreu essa reação? Q7. Neste texto comentamos que as propriedades redox de substâncias são propriedades relacionais. Isso significa que uma substância não é oxidante ou redutora em si, mas em relação à substância com a qual interage. Esse tipo de propriedade relacional não é exclusivo das espécies redox. Também nas reações ácido-base podemos afirmar que uma espécie não é ácida em si, mas em relação a outra espécie. a) Pesquise um exemplo de uma substância que possa atuar como oxidante em uma reação química e como redutora em outra reação. Indique as fontes utilizadas na pesquisa. b) Pesquise um exemplo de substância que possa atuar como ácido em uma reação química e como base em outra reação. Indique as fontes utilizadas na pesquisa.


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texto 3 A substância iodo (I2), que foi usada em solução na Atividade 1, é produzida como um sólido violeta-escuro, em forma de plaquetas brilhantes. É chamado de iodo metálico por ter o aspecto de um metal. Na tabela periódica, o elemento iodo está localizado na mesma coluna do flúor, do cloro e do bromo. Todos esses elementos formam substâncias simples com caráter oxidante. As substâncias simples do flúor e do cloro são gasosas e tóxicas à temperatura ambiente. Nessa mesma condição, o bromo é líquido e altamente tóxico. O poder oxidante dos halogênios (como são chamados) varia regularmente, desde o flúor, que é o mais forte, até o iodo, que é o mais fraco. Os halogênios, com exceção do flúor, podem ser oxidados a estados de oxidação positivos, encontrados mais frequentemente em uma série de compostos chamados oxiácidos (ácidos que contêm oxigênio), ou nos seus íons. No caso do cloro, por exemplo, já conhecemos o íon hipoclorito. O oxiácido correspondente é o ácido hipocloroso (HClO). Se, nesse ácido, o nox do hidrogênio é 11 e o do oxigênio é -2, é possível inferir que o nox do cloro é 11, uma vez que a carga elétrica resultante da substância é zero. Os outros estados de oxidação observados para o cloro são 13, 15 e 17. As fórmulas dos outros oxiácidos do cloro são HClO2 (ácido cloroso), HClO3 (ácido clórico) e HClO4 (ácido perclórico). A força desses ácidos varia conforme o estado de oxidação do halogênio. Nessa série, o ácido hipocloroso é o mais fraco e o perclórico é não somente o mais forte dentre eles como um dos ácidos minerais mais fortes que se conhece. Os nomes dos oxiácidos e dos íons correspondentes nos compostos de iodo e nos de bromo são análogos aos do cloro. Por exemplo, HBrO3 é a fórmula do ácido brômico. Nessa substância, o bromo apresenta o estado de oxidação 15. O íon correspondente, cuja fórmula é BrO3, chama-se bromato. Esse íon pode ser encontrado em vários sais (bromato de sódio ou de amônio, por exemplo). Sabe-se que, na produção de farinhas para o preparo de pães, são usados sais de bromato para deixar os pães mais fofos e crocantes. A quantidade de bromato introduzida deve ser controlada, pois sabe-se que ele é prejudicial à saúde. Todos os halogênios apresentam-se também no estado de oxidação –1, quando formam sais com os elementos dos grupos 1 e 2 (alcalinos e alcalinoterrosos) da tabela periódica. O cloreto de sódio (NaCl),


algumas informações sobre o grupo do iodo – os halogênios

Figura 5.11 Amostra de iodo metálico.



5

205 3/26/13 6:27 PM


principal constituinte do sal de cozinha, é um exemplo de composto do cloro com estado de oxidação -1, assim como brometo de sódio (NaBr) e iodeto de sódio (NaI), nos quais bromo e iodo também estão no estado de oxidação -1. Assim como no grupo do iodo, nos outros grupos dos não metais os elementos vão apresentar estados de oxidação de valores positivos, além de um valor negativo. O enxofre, por exemplo, pode ser encontrado no estado de oxidação -2 nos sulfetos ou no ácido sulfídrico (H2S), e ainda nos estados de oxidação 12, 14 e 16. No conhecido ácido sulfúrico (o ácido das baterias de automóveis), de fórmula H2SO4, o estado de oxidação do enxofre é o maior deles. No grupo do fósforo, os valores dos estados de oxidação são: -3, 13 e 15.

Figura 5.12 Nas baterias de automóveis encontra-se o ácido sulfúrico (H2SO4).

texto 4

Reprodução/Arquivo da editora

Neste capítulo estamos aprofundando o estudo dos estados de oxidação de átomos e íons em diversas substâncias. A nomenclatura de compostos químicos está diretamente relacionada a esses estados. Atualmente, a nomenclatura de substâncias químicas obedece a regras racionais, mas nem sempre foi assim. Até o fim do século XVIII, os compostos químicos eram nomeados geralmente segundo as tradições alquímicas ou segundo as teorias aceitas na época, como a teoria do flogístico. Uma das principais contribuições de Lavoisier à Química, que ajudou a incorporar definitivamente seu sistema de pensamento a essa ciência e a superar a teoria do flogístico, foi a elaboração de uma nomenclatura sistemática, baseada em critérios racionais. Desde então, a nomenclatura química tem sido objeto de debates e regulamentações internacionais, e atualmente a Iupac (sigla para o nome em inglês da União Internacional de Química Pura e Aplicada) estabelece regras que são seguidas por toda a comunidade química internacional.

Pixtal/Arquivo da editora

algumas regras de nomenclatura de sais e ácidos mais comuns

Figura 5.13 O químico francês Lavoisier elaborou uma nomenclatura sistemática para os compostos químicos no final do século XVIII.

Figura 5.14 Atualmente, a Iupac estabelece as regras de nomenclatura química. Na figura, vemos o logotipo oficial da Iupac.


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Uma forma comum de nomear os compostos químicos é por meio da atribuição de diferentes sufixos e prefixos que indicam o estado de oxidação do átomo central do ânion, no caso de sais, ou do átomo central do ácido. Tomando como exemplo os estados de oxidação do cloro, aos quais já nos referimos no Texto 3, podemos elaborar o quadro 5.1. Fórmula do ácido

Nome do ácido

Nox do cloro

Fórmula do sal correspondente

Nome do sal

HCl

ácido clorídrico

1

NaCl

cloreto de sódio

HClO

ácido hipocloroso

11

NaClO

hipoclorito de sódio

HClO2

ácido cloroso

13

NaClO2

clorito de sódio

HClO3

ácido clórico

15

NaClO3

clorato de sódio

HClO4

ácido perclórico

17

NaClO4

perclorato de sódio

Quadro 5.1 Nomenclatura de alguns compostos químicos.

A partir desse quadro, podemos generalizar algumas regras que podem ser aplicadas aos ácidos e sais mais comuns. Em primeiro lugar, é notável que o ácido formado com o cloro em estado de oxidação negativo (-1, neste caso) não contém oxigênio, sendo por isso chamado hidrácido. A nomenclatura de outros hidrácidos e de seus sais correspondentes seguirá essa mesma regra. Assim, por exemplo, no ácido sulfídrico (H2S), o enxofre tem nox -2 e o sal correspondente obedece à mesma regra do cloro, como o sulfeto de ferro (II) (FeS). Note que, como o ferro possui dois estados de oxidação (12 e 13), isso está indicado logo após o nome do elemento na fórmula. Uma alternativa seria chamar esse composto de sulfeto ferroso. Nesse caso, o sufixo oso indica o estado de oxidação mais baixo (12) do ferro. Os outros ácidos, formados com números de oxidação positivos, contêm oxigênio, sendo por isso chamados oxiácidos. Nem todos os elementos possuem a mesma gama de estados de oxidação do cloro. No caso do enxofre, por exemplo, temos dois oxiácidos: o ácido sulfuroso (H2SO3, nox do enxofre 14), cujo sal correspondente é, por exemplo, o sulfito de sódio (Na2SO3); e o ácido sulfúrico (H2SO4, nox do enxofre 16), cujo sal correspondente é, por exemplo, o sulfato de sódio (Na2SO4). Como regra geral, temos: Nox

Sufixo no ácido

Sufixo no sal

negativo

ídrico

eto

positivo de menor valor

oso

ito

positivo de maior valor

ico

ato

5

Quadro 5.2 Regra geral para a nomenclatura de ácidos e sais correspondentes.

No caso de uma gama maior de estados de oxidação positivos, usa-se o prefixo hipo para o menor deles, e per para o maior, como foi o caso do cloro. MoviMento de elétrons: uMa introdução ao estudo da eletroquíMica capítulo 5


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A seguir, fornecemos o quadro 5.3, com alguns números de oxidação, que você poderá consultar sempre que necessário. Elementos

Números de oxidação

coluna 1 (alcalinos)

11 (Li11, Na11, K11, etc.)

coluna 2 (alcalinoterrosos)

12 (Ca21, Mg21, etc.)

coluna 13 (do boro)

13 (Al31, B31, etc.)

coluna 14 (do carbono)

12, 14 (para o Ge, Sn e Pb)

coluna 15 (do nitrogênio)

3, 13, 15

coluna 16 (do oxigênio)

2, 14, 16

coluna 17 (halogênios)

1, 11, 13, 15, 17

Fe, Ni, Co

12 e 13

Cu

11 e 12

Au

11 e 13

Mn

12, 14, 16 e 17

Cr

12, 13, 16

ExErcícios E1. No seu caderno, escreva as fórmulas químicas das substâncias a seguir:

Quadro 5.3 Números de oxidação mais comuns de alguns elementos (nem todos os elementos de uma dada coluna da tabela periódica apresentam-se em todos os estados de oxidação).


a) óxido de alumínio; b) óxido férrico; c) óxido ferroso; d) dióxido de nitrogênio; e) hidróxido de cobalto (II); f) hidróxido de cobalto (III); g) fluoreto de zinco; h) cloreto de amônio; i) brometo cúprico; j) brometo cuproso; k) iodeto de lítio; l) fosfato de manganês (III). E2. Indique o número de oxidação (nox) dos átomos de cada substância ou íon no exercício E1. E3. Nas reações a seguir, indique as substâncias oxidantes e redutoras. Justifique sua res-

posta. a) H2O2 (aq) 1 2 I- (aq) 1 2 H1 (aq) → 2 H2O (l) 1 I2 (s) b) 5 H2O2 (aq) 1 2 MnO4- (aq) 1 6 H1 (aq) → 8 H2O (l) 1 5 O2 (g) 1 2 Mn21 (aq) c) H2S (aq) 1 I2 (s) → S (s) 1 2 HI (aq) d) Fe2O3 (s) 1 3 CO (g) → 2 Fe (s) 1 3 CO2 (g) e) Zn (s) 1 PbSO4 (s) → ZnSO4 (s) 1 Pb (s) f) Cu (s) 1 HNO3 (aq) → Cu(NO3)2 (aq) 1 NO (g) 1 H2O (l)


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atividade 2

Figura 5.15 Cristal de permanganato de potássio.

5

Lester V. Bergman/Corbis/Latinstock

O permanganato de potássio, de fórmula KMnO4, é um sal sólido muito solúvel em água. Seu uso farmacológico é como agente bactericida, recomendado para tratamento de feridas na pele – por exemplo, as que aparecem em consequência da catapora –, através de banhos com soluções bem diluídas. Pode ser encontrado em pequenos comprimidos em farmácias de bairro ou em farmácias de manipulação. Por sua ação oxidante, mancha facilmente a pele ao reagir com proteínas da epiderme. A cor da solução desse sal é violeta, mais ou menos intensa conforme a concentração da solução. O íon permanganato MnO4-, no qual o manganês se apresenta como Mn71, é o responsável por essa cor. Assim como outros elementos de transição, o manganês forma sais coloridos. O Mn71 pode ser reduzido com facilidade a Mn21 (sais rosados quase incolores), passando por Mn61 (sais verdes) e Mn41 (sais marrom-escuros). A espécie formada em consequência do processo de redução depende da acidez do meio de reação. Nesta atividade, acompanharemos as mudanças de tonalidades de uma solução de permanganato de potássio, à medida que provocamos a redução do Mn (VII).


Vitamina c como agente redutor – interação com permanganato de potássio

Figura 5.16 Solução de permanganato em diferentes concentrações. MoviMento de elétrons: uMa introdução ao estudo da eletroquíMica capítulo 5


209 3/26/13 6:27 PM

Material


Permanganato de potássio, um limão, um comprimido de vitamina C, três béqueres de 100 mL, uma faca (para cortar o limão).

Cuidado ao Tenha cuidado! manusear a faca,

pois ela pode causar cortes.

Figura 5.17 Materiais necessários para realizar a atividade.

O que fazer a5

Preparem 200 mL (cerca de um copo) de solução de permanganato de potássio bastante diluída. Para isso, utilizem alguns grãos desse sal (se vocês dispuserem dele em grãos) ou 1/6 de um comprimido. Dividam a solução em três béqueres (numerem-nos de 1 a 3) para que um deles contenha a solução original para ser usada como uma referência de cor (béquer 1). Anotem suas observações.

a6

Lentamente, acrescentem gotas de suco de limão ao béquer 2 e anotem suas observações.

a7

No béquer 3, acrescente meio comprimido de vitamina C e anotem suas observações. Sistema inicial

a) b) c)

Operação

solução de permanganato (béquer 1)

(a ser usado como padrão de cor)


adição de suco de limão


adição de vitamina C

Quadro 5.4 Anotem suas observações para cada uma das situações mostradas no quadro.

questões Q8. Tendo em vista as variações das cores no fenômeno que vocês observaram e as informações do início desta atividade, descrevam o que ocorreu em cada caso, especificando todos os acontecimentos. Q9. No experimento realizado, a vitamina C promoveu o descoramento da solução de permanganato de potássio (KMnO4). Nesse caso, a vitamina C foi oxidada e o átomo de manganês do KMnO4 foi reduzido. Na substância KMnO4, o nox do átomo de manganês é 17 e na solução incolor obtida ao final do experimento, após sua redução, o nox do átomo de manganês é 12. a) Lembrando do que foi estudado no capítulo de ligações químicas, que tipo de substância é o KMnO4? b) Identifiquem o nox do Mn na substância KMnO4. c) Quais são as evidências de que durante o experimento o Mn foi reduzido? d) Na reação entre KMnO4 e vitamina C, qual é o agente redutor e qual é o agente oxidante? Justifiquem sua resposta.


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texto 5 algumas informações sobre a vitamina c

d

e

5 Fabio Colombini/Acervo do fotógrafo


b

Figura 5.18 A vitamina C é conhecida como ácido ascórbico e pode ser comercializada como comprimidos efervescentes.

c

A. Parramon/AP Photo

João Prudente/Pulsar Imagens

a



A vitamina C, a mais comum das vitaminas, é a substância quimicamente conhecida como ácido ascórbico, um ácido de natureza orgânica. O seu nome vem de um termo latino – scorbutus – que era usado para designar os sintomas decorrentes de sua falta no organismo. Até cerca de 200 anos atrás, eram comuns viagens marítimas que duravam meses no mar. Exploradores, marinheiros ou outras pessoas nelas envolvidas só comiam alimentos de provisões estocadas. Não faltavam carboidratos nem proteínas, mas muitos sentiam falta de frutas frescas e vegetais que os proveriam com a vitamina C. A falta dessa vitamina provocava sangramento nas gengivas, dor nos ossos e, quando se agravava, surgiam micro-hemorragias debaixo da pele, podendo levar à morte. Conta-se que Vasco da Gama (1469-1524), o navegante português que, em 1497, foi o primeiro europeu a contornar o Cabo da Boa Esperança (sul da África), perdeu mais da metade de seus homens por uma doença que era, muito provavelmente, o escorbuto. Por volta de 1500, contudo, alguns navegantes holandeses e ingleses detectaram o poder de frutas frescas e de suco de limão na prevenção daquele mal em longas viagens. Durante muito tempo, o limão foi presença obrigatória nas dietas dos marinheiros e navegantes.


Aspectos históricos

f

Figura 5.19 Alimentos ricos em vitamina C: a) limas-da-pérsia; b) pimentões; c) morangos; d) tomates; e) brócolis; e f) mexericas. MoviMento de elétrons: uMa introdução ao estudo da eletroquíMica capítulo 5


211 3/26/13 6:27 PM

Considerações sobre a estrutura da vitamina C A vitamina C é solúvel em água. Observando a sua estrutura, pode-se constatar a presença dos grupos –OH, que favorecem sua dissolução em água. Sua fórmula estrutural está representada na figura 5.20. As ligações entre os átomos são covalentes. O poder redutor da vitamina C está associado à sua facilidade em se oxidar. Por isso devemos considerar que a exposição de alimentos ricos em vitamina C à presença de ar ou ao calor provoca a perda de seu poder redutor. Na Atividade 1 citamos um dos produtos da oxidação da vitamina C. O mecanismo da oxidação do ácido ascórbico é bastante complicado. Por isso não o examinaremos aqui. Basta-nos, por enquanto, reconhecer e utilizar o grande poder redutor dessa substância, tão facilmente disponível.

CH2OH O HOC H

HO

O OH

Figura 5.20 Fórmula estrutural da vitamina C.

atividade 3 As pessoas fazem uso das frutas em sua alimentação de maneira bem variada. Você, por exemplo, gosta de suco de laranja? Você o toma logo após preparar, ou o deixa guardado na geladeira para bebê-lo mais tarde? Quase ninguém guarda bananas descascadas, mas é comum guardar abacaxi já sem casca na geladeira. Há muitas diferenças na constituição das frutas, mas não é preciso mais do que nossa própria experiência ao consumi-las para saber como melhor aproveitá-las. Depois desta atividade, esperamos estabelecer critérios adequados para decidir como guardar uma maçã depois de partida. Além disso, acreditamos que você tomará iniciativas para fazer outras experiências relacionadas à conservação de alimentos.


Maçãs especiais

Figura 5.21 Materiais necessários para a atividade.

partE a 4 Evidências de transformações na maçã

Material Uma maçã, um limão, açúcar (uma colher de sopa), três pires, uma faca.

Cuidado ao Tenha cuidado! manusear a faca,

pois ela pode causar cortes.

O que fazer a8

Cortem a maçã em fatias.

a9

Escolham três fatias que apresentem uma superfície grande da polpa e disponham-nas, uma a uma, nos três pires.

a10

Coloquem suco de limão sobre uma das fatias, cobrindo toda a sua superfície.


3/26/13 6:28 PM

a11

Da mesma forma, espalhem açúcar sobre outra fatia.

a12

Deixem a terceira fatia exposta ao ar, sem qualquer proteção.

a13

Mantenham esse conjunto em local protegido, para que não seja manipulado por ninguém.

a14

Anotem a hora em que tudo foi preparado e passem a fazer observações de 4 em 4 horas, ou quando puderem, até o dia seguinte. Façam um registro de cada observação anotando todas as modificações sofridas pelo sistema.

Como já discutimos, há muitas variações de cor e de aspecto que são evidências de reações químicas. O escurecimento da maçã, quando exposta ao ar, é uma dessas evidências de que há substâncias na constituição da maçã que reagem com o oxigênio do ar, oxidando-se. O produto formado pode, às vezes, ser considerado como resultante da decomposição da maçã. Quase todos os materiais orgânicos decompõem-se quando oxidados, gerando gás carbônico (CO2). O escurecimento da maçã (ou mesmo o da banana ou de outras frutas) é uma evidência de que novas substâncias são formadas, nem sempre desejáveis.


Considerações

Figura 5.22 Quando exposta ao ar, a maçã escurece.

partE B 4 Interações entre pregos e maçã

5

Material Dois pregos (ou pedaços de ferro) de aproximadamente 8 cm, detergente, uma maçã inteira.

O que fazer a15

Lavem bem os pregos com detergente para eliminar a gordura que pode estar aderida à sua superfície.

a16

Deixem um dos pregos exposto ao ar.

a17

O outro prego deve ser fincado em uma maçã inteira. Deixem esse sistema (prego + maçã) por dois dias em um local protegido, para que não seja manipulado por ninguém.

a18

Ao final desse tempo, cortem a maçã para observar o aspecto interno dela e do prego.

a19

Registrem todas as suas observações sobre o prego isolado, o prego na maçã e a maçã.

Fique atento ao Tenha cuidado! manusear os pregos, pois eles podem causar ferimentos.

questões Q10. Comparem os processos que ocorreram com as maçãs na parte A e na parte B desta atividade e respondam se eles são semelhantes. Q11. Escrevam um texto a partir das observações feitas, tendo em vista o que vocês já aprenderam neste capítulo. MoviMento de elétrons: uMa introdução ao estudo da eletroquíMica capítulo 5


213 3/26/13 6:28 PM

texto 6 Maçãs especiais A maçã é uma fruta cuja casca pode ser utilizada como indicador natural ácido-base. Sua polpa, quando exposta ao ar, escurece facilmente, por oxidação de alguma ou algumas de suas substâncias constitutivas. O limão e o açúcar, colocados sobre a polpa, vão prevenir essa oxidação por dois motivos. Primeiro, porque protegem a superfície da polpa, dificultando seu contato com o oxigênio do ar. Segundo, porque existem substâncias no limão (ácido ascórbico) e no açúcar (sacarose) que podem agir como redutoras e que, na presença do oxigênio do ar, se oxidam no lugar de substâncias da polpa. Na segunda parte do experimento, o que foi observado deve-se à ação do ácido málico (C4H6O5), presente na maçã, cuja estrutura está representada a seguir:

HO

OH OH O

Figura 5.23 Fórmula estrutural do ácido málico.

Esse ácido reage com o ferro do prego, oxidando-o a Fe21. A substância formada, o malato ferroso, é azulada e, à medida que se forma, escurece a polpa da maçã. Observando o prego (ou pedaço de ferro) imediatamente após retirá-lo da maçã, pode-se constatar que ele quase não mudou de cor. Seu aspecto é muito parecido com o do prego deixado fora da maçã, apenas um pouco menos brilhante. Após algumas horas, contudo, podem-se observar sinais de ferrugem – uma cor amarelada – justamente na parte que estava dentro da maçã. Assim, torna-se mais evidente que houve oxidação do ferro pela maçã. Esse processo ocorre no interior da fruta, na ausência do oxigênio do ar. Por isso, é formado o Fe21, que se associa ao grupo maleato, de cor azul-escuro. Quando o prego é retirado da maçã, a superfície que reagiu fica exposta ao ar. Provavelmente mais vulnerável do que antes de entrar em contato com a maçã, o ferro dessa superfície se oxida ao ar, produzindo óxidos de ferro (com estado de oxidação 13, provavelmente), amarelos. Como se pode constatar, na primeira parte do experimento a maçã é oxidada na presença do oxigênio do ar, e na segunda parte a maçã oxida o ferro. De fato, são as substâncias presentes na maçã que se comportam, no primeiro caso, como redutoras e, no segundo, como oxidantes. O interessante é considerar que esses comportamentos dependem das circunstâncias – e das substâncias presentes no sistema. Esse fato ilustra a ideia de que não há, de forma absoluta, uma substância redutora ou oxidante.


O

Figura 5.24 Após alguns dias observa-se o escurecimento da maçã onde o prego foi fincado.


3/26/13 6:28 PM

atividade 4 Compreendendo a tabela de potenciais de eletrodos-padrão de redução Na Atividade 3, vimos que uma mesma substância pode se comportar como oxidante ou como redutora, dependendo da outra substância com a qual ela reage. Será que há uma forma de prever se uma substância se comporta como redutora ou oxidante diante de outra? Nesta atividade, vamos introduzir uma importante ferramenta que pode ser usada para fazer esse tipo de previsão, pelo menos em relação a muitas das substâncias simples e dos sais mais comuns: a Tabela de potenciais de eletrodos-padrão, a 25ºC, na coluna Potencial de redução Eº (V). O uso dessa tabela permite prever se uma reação é ou não espontânea – a exemplo da expressão da energia livre, que usamos no capítulo 2 do volume 2 para fazer esse tipo de previsão a partir de variações de entalpia e de entropia de uma dada reação. Aqui, no entanto, prever se uma reação é espontânea não significa dizer que ela ocorre imediatamente, pois isso depende da velocidade da reação, que pode ser lenta. Para entendermos a lógica de organização da tabela de potenciais de redução, vamos trabalhar, inicialmente, com três metais e três soluções com íons desses mesmos metais, testando que soluções reagem com cada metal.

Material

5 Evite o contato das Tenha cuidado! soluções com a

pele. Se isso ocorrer, lave com água em abundância.


Placas de magnésio (Mg), zinco (Zn) e cobre (Cu); soluções 1 mol/L de: cloreto de magnésio (MgCl2), sulfato de zinco (ZnSO4), sulfato de cobre (CuSO4), três béqueres de 100 mL e três conta-gotas.

Consulte a Tabela de potenciais de eletrodos-padrão na página 274.

Figura 5.25 Materiais a serem utilizados. na atividade. Movimento de elétrons: uma introdução ao estudo da eletroquímica capítulo 5

QUIMICA_V2_Mort_Cap-05_pg196a249.indd_2a._Prova_ avits Mortimer_Quimica_V2_PNLD2015_196a237_C5.indd 215

215 02/04/2013 08:26

O que fazer a20

Coloquem a placa de magnésio sobre uma folha de papel e escrevam na folha, paralelamente ao lado mais comprido da placa, o símbolo dos íons Mg21, Zn21 e Cu21, deixando algum espaço entre dois símbolos consecutivos. Observem a figura 5.26.

Figura 5.26 Placa de magnésio sobre folha de papel.

a21

Usando um conta-gotas diferente para cada solução, coloquem duas gotas de cada solução sobre a placa de metal, no lugar próximo àquele onde vocês escreveram o símbolo correspondente ao íon presente na solução. Reproduzam o quadro 5.5 no caderno e anotem os resultados, usando o sinal “1” para indicar que houve alguma reação entre a solução e a placa de metal, e o sinal “–” para indicar que essa reação não ocorreu. Íon ⇒

Mg2

Zn2

Cu2

Mg

///////////////////////

///////////////////////

///////////////////////

Zn

///////////////////////

///////////////////////

///////////////////////

Cu

///////////////////////

///////////////////////

///////////////////////

Metal ⇓

a22

Quadro 5.5 Observações realizadas no experimento.

Repitam os procedimentos A20 e A21 para as placas de zinco e cobre.

questões Q12. Que metal reagiu com todos os outros íons metálicos? Considerando que todas as reações neste experimento são de oxirredução, esse metal é capaz de oxidar ou de reduzir todos os íons? Q13. Qual dos íons em solução reagiu com todos os outros metais? Considerando que todas as reações neste experimento são de oxirredução, esse íon é capaz de oxidar ou de reduzir todos os metais?


3/26/13 6:28 PM


Q14. Escrevam no caderno as equações de todas as reações que ocorreram no experimento.

Figura 5.27 Que soluções reagem com cada placa metálica?

Q15. Escrevam, agora, apenas as reações de redução que ocorreram, por exemplo: Cu21 (aq) 1 2e → Cu (s) Usando os dados obtidos, coloquem essas reações em ordem, do oxidante mais “potente” para o menos “potente”. Lembrem-se de que qualquer espécie que é oxidante se reduz na reação de oxirredução.

5

Q16. Escrevam, agora, apenas as reações de oxidação que ocorreram, por exemplo: Mg (s) → Mg21 (aq) 1 2e Usando os dados obtidos, coloquem essas reações em ordem, do redutor mais “potente” para o menos “potente”. Lembrem-se de que qualquer espécie que é redutora se oxida na reação.

texto 7 potenciais-padrão de redução Na Atividade 4 verificamos que a força redutora de metais ou força oxidante de cátions metálicos é sempre relativa. No caso estudado, o magnésio metálico foi capaz de reduzir todos os outros cátions, sendo, portanto, o mais forte redutor de todos os metais investigados. Por sua vez, o cátion metálico Cu21 foi capaz de oxidar todos os outros metais, sendo, portanto, o mais forte oxidante de todos os cátions investigados. As reações de oxirredução podem ser escritas separadamente e são chamadas de semirreações. MoviMento de elétrons: uMa introdução ao estudo da eletroquíMica capítulo 5


217 3/26/13 6:28 PM

O que fizemos nessa atividade para três metais e três soluções contendo cátions metálicos pode ser feito para um grande número de espécies químicas, não só as metálicas. Ou seja, é possível colocá-los em ordem, do mais redutor para o menos redutor ou do mais oxidante para o menos oxidante. Esse ordenamento das espécies em função da força redutora ou força oxidante relativas dá origem a tabelas que permitem prever que reações de oxirredução ocorrem espontaneamente. Esse conhecimento é importante, pois permite a fabricação de pilhas, que nada mais são do que dispositivos capazes de fornecer corrente e diferença de potencial a partir de reações químicas de oxirredução. Toda vez que uma reação entre duas espécies (no nosso exemplo, um metal e uma solução contendo um cátion metálico) é espontânea, esse par pode ser usado para a construção de uma pilha. As tabelas podem trazer, além da simples ordenação, um valor para cada espécie listada. Eles são conhecidos como potencial de redução (em volts), se a tabela é de potenciais-padrão de redução, ou como potencial de oxidação (em volts), se a tabela é de potenciais-padrão de oxidação. Atualmente, o recomendado pela Iupac é fornecer tabelas com potenciais-padrão de redução, o que significa que a reação escrita para cada espécie é a reação de redução da espécie. Nas tabelas de potenciais de redução estão apresentadas as semirreações. Como foram construídas essas tabelas? Considerando que a redução de uma espécie só ocorre quando outra espécie se oxida ao mesmo tempo, qual é o sentido em falar de potencial de redução? O potencial-padrão ou potencial normal, medido em volts (V), é o que se obtém quando um metal é imerso numa solução 1 mol/L de seus íons. Um eletrodo constituído por uma substância simples em contato com uma solução 1 mol/L de seus íons é chamada de eletrodo-padrão. No caso, por exemplo, de uma placa de zinco metálico mergulhada numa solução contendo cátions Zn21 em concentração 1 mol/L, temos um eletrodo-padrão de zinco, que pode ser representado por:

H2 (g) 1 atm

Zn

platina 1 mol/L de Zn2+ (aq)

1 mol/L de H+ (aq)


A medida de potencial de um eletrodo-padrão, como o Zn | Zn21 (1 mol/L), só pode, no entanto, ser realizada em relação a um segundo eletrodo-padrão. Para o estabelecimento dos potenciais de eletrodo-padrão encontrados nas tabelas, essa medida foi realizada em relação ao eletrodo-padrão ou normal de hidrogênio, que foi escolhido como referência e cujo valor de potencial foi estabelecido, arbitrariamente, como sendo igual a zero. Assim, a voltagem lida no voltímetro do dispositivo representado ao lado corresponde ao potencial do eletrodo-padrão de zinco.

elétrons

Zn|Zn21 (1 mol/L)

Figura 5.28 Medindo o potencial de eletrodo-padrão para o zinco.


3/26/13 6:28 PM

Assim, pode-se definir o potencial de eletrodo-padrão de um elemento químico qualquer como a diferença de potencial, expressa em volts, entre a substância elementar e uma solução de seus íons de concentração 1 mol/L, em relação ao eletrodo normal de hidrogênio, ao qual foi atribuído potencial igual a zero. Esse mesmo procedimento descrito em relação ao zinco é usado para várias outras espécies. O resultado é a tabela de potenciais-padrão de redução em que são apresentadas as semirreações.

EXERCÍCIOS E4. (UFV-MG) Considere as semiequações e os potenciais-padrão (E) de redução:

Ag1 1 e- → Ag

⇒

E 0 5 10,79 volts

Cu21 1 2e- → Cu

⇒

E 0 5 10,34 volts

Ni21 1 2e- → Ni

⇒

E 0 5 -0,25 volts

Fe21 1 2e- → Fe

⇒

E 0 5 -0,44 volts

Zn21 1 2e- → Zn

⇒

E 0 5 -0,76 volts

Quadro 5.6 Exercício E4.

Para armazenar uma solução de sulfato de níquel (NiSO4), poder-se-ia empregar um recipiente de: a) Zn apenas. b) Ag, Cu, Fe ou Zn. c) Ag apenas. d) Ag ou Cu. e) Fe ou Zn.

5

E5. (PUC-RJ) É dada a seguinte célula galvânica: Zn (s)|Zn21 (aq)||Cd21 (aq)|Cd (s)

Sabendo que os potenciais das semirreações são: Cd21 (aq) 1 2e- → Cd (s)

E 0 5 -0,40 V

Zn (aq) 1 2e → Zn (s)

E 5 -0,76 V

21

-

0

Quadro 5.7 Potenciais-padrão de redução para os íons cádmio e zinco.

Indique a única afirmativa correta em relação à reação espontânea que ocorre na célula: a) O potencial da reação é -1,16 V. b) O potencial da reação é de -0,36 V. c) O potencial da reação é de 11,16 V. d) A reação é: Cd21 (aq) 1 Zn (s) → Zn21 (aq) 1 Cd (s). e) A reação é: Zn21 (aq) 1 Cd (s) → Cd21 (aq) 1 Zn (s).

E6. (UFSCar-SP) Filtros de piscinas, construídos em ferro, são muito afetados pela corrosão. No processo de corrosão ocorre a dissolução lenta do metal, com a formação de íons Fe21 em solução aquosa. Para a proteção dos filtros são utilizados os chamados “eletrodos de sacrifício”. Esses eletrodos são barras de metais convenientemente escolhidos que, colocados em contato com o filtro, sofrem corrosão no lugar do ferro. Com base nos dados do quadro a seguir: Movimento de elétrons: uma introdução ao estudo da eletroquímica capítulo 5


219 02/04/2013 08:28

Semirreação

E 0 (volt)

Mg21 1 2e → Mg0

-2,37

Fe21 1 2e- → Fe0

-0,44

Ni21 1 2e- → Ni0

-0,26

Cu21 1 2e- → Cu0

10,34

Quadro 5.8 Potenciais-padrão de redução para os íons magnésio, ferro, níquel e cobre.

Pode-se prever que são “eletrodos de sacrifício” adequados barras de: a) magnésio, apenas. b) cobre, apenas. c) níquel, apenas. d) cobre e níquel, apenas. e) cobre, níquel e magnésio.


E7. (Unicamp-SP) Um corpo metálico quando exposto ao ar e à umidade pode sofrer um processo de corrosão (oxidação), o que pode deixá-lo impróprio para a função a que se destinava. a) Uma das formas de minimizar esse processo é a “proteção catódica”: prende-se um “metal de sacrifício” no corpo que se deseja proteger do processo de oxidação. Suponha que você deseja fazer a proteção catódica de uma tubulação em ferro metálico.

solo

Figura 5.29 Placas utilizadas para a proteção catódica em uma tubulação de ferro metálico.

placas para proteção catódica Qual das substâncias do quadro a seguir você usaria? Justifique. Potenciais-padrão de redução Semirreação de redução

E º/volts

Semirreação de redução

E º/volts

F2 (g) 1 2e → 2 F (aq)

12,87

Ni21 (aq) 1 2e → Ni(s)

0,25

Br2 (g) 1 2e → 2 Br (aq)

11,08

Ag1 (aq) 1 e → Ag (s)

10,80

Fe21 (aq) 1 2e → Fe(s)

0,44

Cu21 (aq) 1 2e → Cu (s)

10,34

Mg21 (aq) 1 2e → Mg(s)

2,37

Quadro 5.9 Potenciais-padrão de redução.

b) Outra forma de evitar a corrosão é a galvanização: deposita-se sobre o corpo metálico uma camada de outro metal que o proteja da oxidação. Das substâncias do quadro 5.9, qual você usaria para galvanizar uma tubulação em ferro metálico? Justifique.


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texto 8 Um sistema no qual ocorre uma reação de oxidação e outra de redução, simultaneamente, é chamado de célula eletroquímica. Esse tipo de reação envolve trocas de elétrons. Isso pode acontecer espontaneamente, quando as espécies naturalmente mudam de estado de oxidação, gerando corrente elétrica, mas também pode não ser espontâneo. Nesses casos, a aplicação de uma corrente elétrica a um sistema promove, às vezes, as variações de estado de oxidação nas espécies, uma oxidando-se e outra reduzindo-se.

FOTOS: Gilberto do Vale Rodrigues/Arquivo da editora

células eletroquímicas, pilhas e baterias

Figura 5.30 Na célula eletroquímica ocorrem reações de oxidação e redução simultaneamente.

Se introduzirmos uma peça de alumínio, até mesmo um pedaço de “folha” de alumínio, em uma solução de sulfato de cobre (comercial) azul, perceberemos que, aos poucos, a solução descolore. Enquanto isso, na peça de alumínio, se deposita uma fina camada de pó marrom-escuro, que é o cobre metálico. A equação que representa esse fenômeno é:

5

3 Cu21 (aq) 1 2 Al (s) → 3 Cu (s) 1 2 Al31 (aq)

Figura 5.31 A reação entre o alumínio e o cobre é uma reação de oxirredução.

Chamamos de semirreação a reação de redução do cobre ou a de oxidação do alumínio, isoladamente. As semirreações estão representadas nas tabelas de potenciais de redução, mas nunca ocorrem isoladamente na natureza. Dessa maneira, só ocorre redução se ocorrer, simultaneamente, uma oxidação. A combinação de duas semirreações pode levar à constituição da célula eletroquímica. Chamamos de pilha um sistema constituído por dois eletrodos e um eletrólito, que produz energia elétrica. Esses eletrodos podem ser conectados a um aparelho elétrico. Nesse caso uma corrente elétrica flui pelo circuito. Isso ocorre porque no material de um dos eletrodos vai acontecer um processo de oxidação que libera elétrons. Esse eletrodo, no qual ocorre a oxidação, é denominado anodo ou eletrodo negativo. Simultaneamente no material do outro eletrodo MoviMento de elétrons: uMa introdução ao estudo da eletroquíMica capítulo 5


221 3/26/13 6:28 PM

ocorre o processo de redução a partir dos elétrons liberados no processo de oxidação. Esse eletrodo, no qual ocorre a redução, é chamado de catodo ou eletrodo positivo. No caso de uma pilha, a reação de oxirredução é espontânea. Se conectarmos duas ou mais pilhas, estaremos constituindo uma bateria. Na prática, as duas expressões são usadas indistintamente. Originalmente, a palavra “pilha” surgiu para designar esses aparatos justamente pela necessidade de empilhamento de várias semicélulas para gerar energia elétrica em quantidades aproveitáveis.

texto 9 Como vimos no texto anterior, uma pilha é um dispositivo que produz energia elétrica. Em 1836, John Frederic Daniell (1790-1845), um químico inglês, construiu um dispositivo que produzia energia elétrica interligando eletrodos que eram constituídos por um metal imerso em uma solução de seus íons. Esse dispositivo constitui a base do funcionamento das pilhas que ainda hoje utilizamos e, em homenagem a Daniell, todas as pilhas que são constituídas apenas por metais e soluções de seus respectivos sais são denominadas pilhas de Daniell. Vamos descrever a constituição e o funcionamento da pilha de Daniell como referência para compreendermos o funcionamento de outras pilhas. A chamada pilha de Daniell é constituída por um eletrodo de zinco metálico (Zn) – que funciona como anodo – mergulhado em um eletrólito, uma solução aquosa de sulfato de zinco (ZnSO4), e outro eletrodo de cobre metálico (Cu), que funciona como catodo, imerso em uma solução de sulfato de cobre (CuSO4). Os dois eletrodos são unidos por fio metálico e as duas soluções de eletrólito são unidas por uma ponte salina, como representado na figura 5.33. Na pilha de Daniell, a ponte salina é um tubo em forma de “U”, preenchido com algodão embebido em uma solução de cloreto de potássio (KCl).

Sheila Terry/SPL/Latinstock

pilha de Daniell

Figura 5.32 John Frederic Daniell.

Andrew Lambert Photography/SPL/Latinstock

fio metálico ponte salina

Cu


Zn

Zn2+ Zn2+

Zn2+ Zn2+

Zn2+ Zn2+

Cu2+ Cu2+ Cu2+ Cu2+ Cu2+ Cu2+ Cu2+

Figura 5.33 Representação esquemática para uma pilha de Daniell.

Figura 5.34 Na figura, vemos uma pilha de Daniell.


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Como funciona a pilha de Daniell? Para compreendermos como funciona a pilha de Daniell, vamos analisar cada um dos eletrodos antes que o circuito seja fechado.

O eletrodo de zinco Ilustrações: Avits/Arquivo da editora

O eletrodo de zinco é um sisteZn ma constituído por uma placa de zinco metálico (Zn), mergulhada em uma solução aquosa de algum sal de zinco solúvel em água, como o sulfato de zinco Zn2+ (ZnSO4). Essa solução contém cátions zinco (Zn21). Podemos representar o eletrodo esquematicamente pela figura ao lado. Nesse eletrodo, antes de o circuito elétrico ser fechado, estão presentes átomos de zinco metálico, da placa Zn0, e cátions zinco, da solução Zn21. Pode ocorrer a transformação do zinco metálico em cátion zinco. Essa transformação é representada pela seguinte equação:

Figura 5.35 Representação para o eletrodo de zinco, um dos constituintes da pilha de Daniell.

Zn0 (s) → Zn21 (aq) 1 2ePode também ocorrer a transformação inversa e o cátion zinco, da solução, receber os dois elétrons do zinco metálico e se transformar em zinco metálico:

5

Zn21 (aq) 1 2e- → Zn0 (s)

O eletrodo de cobre O eletrodo de cobre é um sisteCu ma constituído por uma placa de cobre metálico (Cu), mergulhada em uma solução aquosa de algum sal de cobre solúvel em água, como o sulCu2+ fato de cobre (CuSO4). Essa solução contém cátions cobre (Cu21). Podemos representar esse eletrodo esquematicamente pela figura ao lado. De forma análoga ao que foi descrito para o eletrodo de zinco, no eletrodo de cobre as seguintes transformações podem ocorrer: Cu0 (s) Cu21 (aq) 1 2e-

Figura 5.36 Representação para o eletrodo de cobre, um dos constituintes da pilha de Daniell.

→ Cu21 (aq) 1 2e→ Cu0 (s)

Na pilha de Daniell, os eletrodos de zinco e de cobre, mergulhados em soluções de seus respectivos íons, são conectados por um fio condutor. Assim que a conexão é feita, se estabelece a passagem de corrente elétrica pelo fio condutor e o voltímetro marca uma diferença de potencial de 1,1 V. Ao fechar-se o circuito, haverá passagem de elétrons do eletrodo de zinco para o eletrodo de cobre. MoviMento de elétrons: uMa introdução ao estudo da eletroquíMica capítulo 5


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Se observarmos o sistema por algum tempo, vamos perceber que: • a placa de zinco começa a se corroer e sua massa diminui; • a massa da placa de cobre aumenta; • a intensidade da cor da solução azul de Cu21 começa a diminuir. A figura a seguir representa a pilha de Daniell após o circuito elétrico ser fechado. interruptor


Zn

fio condutor

Cu

ponte salina KCI (aq)

Zn2+

SO422

SO422

Cu2+

Figura 5.37 Representação para os constituintes da pilha de Daniell: eletrodos de zinco e cobre, soluções de sulfato de zinco (ZnSO4) e sulfato de cobre (CuSO4), ponte salina e fio condutor, após o circuito ser fechado.

questões Q17. Discuta com seus colegas e elabore uma possível explicação para o fato de a massa da placa de zinco diminuir. Escreva a equação química que representa o que ocorreu. Q18. Discuta com seus colegas e elabore uma possível explicação para o fato de a placa de cobre aumentar de massa. Escreva a equação química que representa o que ocorreu. Q19. Discuta com seus colegas e elabore uma possível explicação para o fato de a intensidade da cor da solução azul de Cu21 diminuir. Escreva a equação química que representa o que ocorreu. Q20. Na pilha de Daniell temos uma solução de ZnSO4 (aq). Antes de o circuito ser fechado, o número de íons Zn21 na solução é igual ao número de íons SO42. O que ocorre com a quantidade de íons, após o circuito ser fechado, à medida que o tempo passa? Q21. Na pilha de Daniell temos uma solução de CuSO4 (aq). Antes de o circuito ser fechado, o número de íons Cu21 na solução é igual ao número de íons SO42. O que ocorre com a quantidade de íons, após o circuito ser fechado, à medida que o tempo passa?

Que fenômenos ocorridos na pilha de Daniell levam à produção de energia? Quando um fio condutor é conectado aos eletrodos de zinco e cobre, o circuito é fechado. Nesse momento os átomos de zinco que constituem a placa metálica começam a perder elétrons, ou seja, tem início um processo de oxidação.


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Cada átomo de zinco perde dois elétrons e se transforma no íon Zn . Os elétrons sobem pela lâmina e vão em direção à lâmina de cobre pelo fio condutor. Os cátions zinco (Zn21) formados dissolvem-se na solução e aumentam sua concentração. Esse processo está representado na figura a seguir: 21

elétrons

+

Zn

+

Zn2⫹

+

+

+ +

+ +

+ +


+

+ + + + íons Zn2+

Figura 5.38 Representação para o processo de oxidação que ocorre no eletrodo de zinco após se fechar o circuito elétrico na pilha de Daniell.

SO2⫺ 4

O processo de oxidação pode ser representado por: Zn0 (s) → Zn21 (aq) 1 2eOs elétrons liberados na oxidação do zinco chegam à placa de cobre que está imersa em uma solução de Cu21. Quando esses elétrons chegam até a superfície da lâmina de cobre, cada cátion Cu21 que se aproxima dessa lâmina recebe dois elétrons, transformando-se em cobre metálico (Cu0). Assim, no eletrodo de cobre vai ter início o processo de redução que pode ser representado pela equação:

5

Cu21 (aq) 1 2e- → Cu0 (s) O cobre metálico (Cu0) que vai sendo formado se deposita na lâmina. A figura 5.39 representa o processo de redução que ocorre no eletrodo de cobre, após certo tempo de funcionamento da pilha.

+ +

+ + + +

Cu

+

+ +

+ +

+ + íons Cu2+

+

elétrons

+

+ +

SO422

Cu2+

Figura 5.39 Representação para o processo de redução que ocorre no eletrodo de cobre, após algum tempo de funcionamento da pilha.



225 3/26/13 6:28 PM

Após algum tempo de funcionamento, poderemos representar a pilha de Daniell como na figura a seguir: -

fechado

-

-

-


ponte salina

Cu0

Zn0 SO422

Cu21

Zn211 Zn21

Zn21 ZZn21

Zn21 22 4

SO

Zn21

2 22 4

SO

excesso de Zn21

Cu21 SO422

SO422

SO422 22 4

SO

22 4

SO

Figura 5.40 Representação para a pilha de Daniell após algum tempo de funcionamento.

excesso de SO422

Existe uma convenção para a representação de uma pilha. No caso da pilha de Daniell, a representação é: Zn (s) | Zn21 (aq) 1 mol/L || Cu21 (aq) 1 mol/L | Cu (s) Nesse tipo de representação convenciona-se posicionar os constituintes do anodo à esquerda da dupla barra e os constituintes do catodo à direita da dupla barra.

questões Q22. Considerando a figura 5.40, descreva o que ocorreu com os íons que formam as soluções de sulfato de zinco (ZnSO4) e de sulfato de cobre (CuSO4). Q23. Na pilha de Daniell, a ponte salina tem a função de permitir a migração de íons de uma solução para outra, de modo que o número de íons positivos e negativos na solução de cada eletrodo permaneça em equilíbrio. Considerando o que você descreveu sobre o que ocorre com os íons das soluções, como deve ser o movimento dos íons no interior da ponte salina? Q24. Represente em seu caderno uma pilha de Daniell identificando: • os eletrodos de zinco e cobre; • as soluções dos eletrólitos; • o sentido do fluxo de elétrons; • o sentido do fluxo de íons na ponte salina; • os polos positivo e negativo; • o catodo e o anodo. Q25. Considere um sistema no qual a lâmina de zinco seja mergulhada em solução de CuSO4. Esse sistema pode ser considerado uma pilha?


3/26/13 6:28 PM

atividade 5 Um procedimento para o cálculo da diferença de potencial No Texto 9 apresentamos a constituição da pilha de Daniell — que é composta de um eletrodo de zinco mergulhado em um eletrólito de sulfato de zinco e um eletrodo de cobre metálico imerso em uma solução de sulfato de cobre, ambos unidos por uma ponte salina — e consideramos alguns fenômenos que ocorrem em seu funcionamento. Nesta atividade, vamos aprender um procedimento para calcular a diferença de potencial para a pilha de Daniell. Esse procedimento também pode ser utilizado para o cálculo de diferença de potencial para outras pilhas.

O que fazer A23

No caderno, escrevam a semirreação que representa o que ocorre no eletrodo de zinco.

A24

Agora, escrevam a semirreação que representa o que ocorre no eletrodo de cobre.

A25

Por fim, escrevam a equação total somando as semirreações.

Ao escrever a equação total balanceada para a pilha de Daniell, vocês podem observar que a quantidade de átomos, a quantidade de cargas e o número de elétrons são conservados.

Como comentamos no Texto 9, a diferença de potencial para essa pilha é de 1,1 V. Mas como esse valor é obtido?

A26

Verifiquem na Tabela de potenciais de eletrodos-padrão, na coluna Potencial de redução, o valor para o potencial da semirreação que ocorre no catodo (processo de redução).

A27

Verifiquem também na Tabela de potenciais de eletrodos-padrão, na coluna Potência de oxidação, o valor para o potencial da semirreação que ocorre no anodo (processo de oxidação).

A28

Para obter o valor da força eletromotriz (DE ), façam o cálculo da diferença entre o potencial de redução do catodo e o potencial de redução do anodo.

5

Consulte a Tabela de potenciais de eletrodos-padrão, na página 274.

Essa diferença entre os potenciais encontrada na atividade A28 é chamada de força eletromotriz (fem). A medida da fem é feita com um voltímetro e corresponde ao valor calculado, desde que a pilha se encontre na condição-padrão. Esse procedimento pode ser utilizado também para o cálculo da força eletromotriz de outras pilhas.

Movimento de elétrons: uma introdução ao estudo da eletroquímica capítulo 5


227 02/04/2013 08:29

texto 10 Balanceamento de equações que envolvem oxidação e redução Vocês já aprenderam a balancear equações químicas nas quais não existe variação do número de oxidação das espécies envolvidas na transformação. Agora já sabem que em alguns tipos de reação química o número de oxidação das espécies pode variar. Para acertar os coeficientes dessas equações, existe um procedimento um pouco diferente. A essência desse procedimento consiste em igualar a variação total do nox da espécie que reduz com a variação total do nox da espécie que oxida. Vamos acompanhar um exemplo: HNO3 (aq) 1 H2S (aq) → NO (g) 1 S (s) 1 H2O (l) Passo 1 – Identificar os nox de todas as espécies participantes: H 11

N 15

O3 -2

1

H2 11

S -2

→

N 12

O -2

1

S 0

1 H2 O 11 -2

Passo 2 – Identificar a variação de nox das espécies que sofrem redução e oxidação: • O nitrogênio é a espécie que sofre redução, passando de 15 para 12. 15 HNO3

→

12 NO

Dnox 5 3

• O enxofre é a espécie que sofre oxidação, passando de -2 para 0 (zero). -2 H2S

→

0 S

Dnox 5 2

Passo 3 – Multiplicar o valor de Dnox pelo índice do elemento envolvido: • Neste caso, o índice do nitrogênio e do enxofre é igual a 1. Passo 4 – Igualar a variação do nox: 2 HNO3 → NO 3 H 2S → S Passo 5 – Reescrever a equação com os novos coeficientes e acertar os outros coeficientes por tentativa: 2 HNO3 (aq) 1 3 H2S (aq) → 2 NO (g) 1 3 S (s) 1 4 H2O (l)


3/26/13 6:28 PM

ExErcício E8. Faça, no caderno, o balanceamento das equações a seguir:

a) Pb (s) 1 PbO2 (s) 1 H2SO4 (aq) → PbSO4 (s) 1 H2O (l) b) KNO2 (aq) 1 KMnO4 (aq) 1 H2SO4 (aq) → K2SO4 (aq) 1 MnSO4 (s) 1 KNO3 (aq) 1 H2O (l) c) K2Cr2O7 (aq) 1 H2SO4 (aq) 1 KI (aq) → K2SO4 (s) 1 Cr2(SO4)3 (aq) 1 H2O (l) 1 I2 (s) d) KMnO4 (aq) 1 SnCl2 (aq) 1 HCl (aq) → KCl (aq) 1 MnCl2 (aq) 1 SnCl4 (aq) 1 H2O (l) e) NO2 (g) 1 H2O (l) → HNO3 (aq) 1 NO (g) f) CuS (s) 1 HNO3 (aq) → CuSO4 (aq) 1 NO (g) 1 H2O (l)

atividade 6 Investigando uma pilha comum


Atualmente, há uma infinidade de objetos que funcionam com a energia elétrica gerada por pilhas ou baterias descartáveis. Encontramos essas pilhas em todos os lugares: em supermercados, padarias, lojas de materiais eletrônicos, etc. Telefones celulares, brinquedos, relógios, rádios portáteis e lanternas são alguns exemplos de objetos cujo funcionamento depende de pilhas e baterias. O controle remoto do aparelho de TV funciona por tanto tempo com duas pilhas pequenas que, às vezes, essas se estragam, vazam e oxidam partes do controle remoto sem nos darmos conta e, ainda assim, o comando da TV funciona. Por isso, é recomendável trocá-las de seis em seis meses. Há muitos tipos de pilhas e baterias. Vamos considerar, nesta etapa, um tipo de pilha comum: a de óxido de zinco e manganês, também conhecida como pilha de Leclanché.

5

Atenção: Procure não jogar pilhas usadas no lixo doméstico. O descarte deve ser feito preferencialmente em local apropriado. Alguns estabelecimentos comerciais que possuem receptores de pilhas para descarte costumam se encarregar de receber esse tipo de lixo, para posterior encaminhamento aos fabricantes que farão o respectivo descarte da forma mais adequada.

Figura 5.41 Existem vários tipos de pilhas e baterias. MoviMento de elétrons: uMa introdução ao estudo da eletroquíMica capítulo 5


229 3/26/13 6:28 PM

Abrindo uma pilha e identificando seus componentes


Vocês já devem ter percebido a diferença, no aspecto externo, entre uma pilha nova e uma usada, ao verificar, eventualmente, o vazamento de um material líquido e viscoso da pilha velha. Mesmo quando isso não é visível, contudo, é possível que esse material já tenha sido formado e esteja retido dentro da pilha, por causa da embalagem. Portanto, muito cuidado com vazamentos súbitos, ao trabalhar com pilhas usadas. Para enriquecer suas observações, trabalhem com uma pilha nova e uma usada.

Figura 5.42 Pilhas usadas e novas apresentam aspectos diferentes.

Material Pilhas não alcalinas novas e usadas, jornal, alicates com ponta de corte, luvas grossas de borracha. a29

Preparem, em uma mesa ou equivalente, um espaço forrado de jornal.

a30

Observem o corpo da pilha. Ele tem a forma de um cilindro com uma das bases chatas. Fica mais fácil começar a abrir a pilha pela sua parte oposta, que apresenta uma protuberância. Tentem, com a ponta do alicate, levantar a bainha da capa metálica que contorna a pilha. Aqui a habilidade é mais importante do que a força.

a31

Exponham as partes da pilha aberta e façam um desenho das seções que a compõem, observando rigorosamente as partes. Com base nas informações do texto a seguir (Os constituintes da pilha comum), identifiquem todas as partes do desenho que fizeram.

a32

Terminada a operação, recolham separadamente as partes da pilha, colocando-as em recipientes específicos. Cada material deve ter um encaminhamento. Perguntem ao professor como fazê-lo.

É sempre bom evitar

Tenha tocar em materiais cuidado! que lhes são

desconhecidos. É preciso lembrar a natureza tóxica e perigosa da maioria das partes que compõem a pilha: o zinco é um metal pesado e a pasta residual pode conter substâncias tóxicas. No caso de contato da pele com as substâncias produzidas na pilha já usada, lave com água em abundância; se ocorrer irritação, procure um médico.


3/26/13 6:28 PM

Figura 5.43 Parte externa de uma pilha.

Lesler V. Bergman/Corbis/Latinstock

As pilhas comuns (não alcalinas) são pilhas de dióxido de manganês e zinco. A parte externa, que tem a forma cilíndrica, é feita de zinco, envolvida na superfície com um papel plastificado, em que a marca e outras informações compõem o rótulo. O interior desse recipiente é cheio de uma pasta escura e úmida de cloreto de amônio (NH4Cl) e cloreto de zinco (ZnCl2). Essa pasta fica em contato com uma mistura de dióxido de manganês (MnO2) e pó de grafita prensado, que envolve um bastão de grafita, disposto ao longo e no centro da pilha. No topo desse bastão fica uma tampinha metálica, feita de zinco, que constitui um dos contatos. Um pouco abaixo, dentro do corpo da pilha, pode existir uma arruela para manter o bastão de carbono na posição central. O fundo desse recipiente de zinco constitui o outro contato. A tampinha superior que está ligada ao carbono fica completamente isolada do cilindro externo da pilha que é de zinco, como já informamos. Apesar do uso generalizado desse tipo de pilha, as reações são complexas e alguns detalhes ainda não foram completamente compreendidos. A reação global principal é:

Dima Sobko/Shutterstock/Glow Images

Os constituintes da pilha comum

Figura 5.44 Pilha comum.

5

Zn (s) 1 2 MnO2 (s) 1 2 NH4Cl (aq) → Zn(NH3)2Cl2 (s) 1 2 MnOOH (s) Normalmente, a voltagem que se obtém com essa pilha é de aproximadamente 1,5 V. Atualmente, foram desenvolvidas técnicas para a purificação do óxido de manganês (MnO2) usado em pilhas. O MnO2 eletrolítico, assim chamado depois de tratado, fica isento (ou quase) de metais como o cobre e outros mais, existentes no óxido natural. Esses metais, em contato com o zinco do corpo da pilha, destruíam-no rapidamente, pois reagiam facilmente com ele.

A pilha alcalina A pilha alcalina é bem parecida com a pilha comum. A diferença é que a pasta escura, que na pilha comum é feita de NH4Cl e de ZnCl2, na pilha alcalina é constituída por uma solução aquosa de hidróxido de potássio (KOH) e óxido de zinco (ZnO). Essa pasta é altamente cáustica. A reação global para a pilha alcalina é: Zn (s) 1 2 MnO2 (s) 1 2 H2O (l) → Zn(OH)2 (s) 1 2 MnOOH (s) MoviMento de elétrons: uMa introdução ao estudo da eletroquíMica capítulo 5


231 3/26/13 6:28 PM

Descarte de pilhas No Brasil, a Resolução 257 do Conselho Nacional de Meio Ambiente (Conama), publicada em 22 de julho de 1999, determina que pilhas comuns e alcalinas podem ser descartadas no lixo doméstico, sem qualquer risco ao meio ambiente. Isto é possível pois os fabricantes nacionais e os importadores legalizados já comercializam no mercado brasileiro pilhas que atendem perfeitamente às determinações do Conama no que se refere aos limites máximos de metais pesados que entram em sua constituição. De acordo com esta resolução, também podem ser dispostas no lixo doméstico as pilhas/baterias de: • Níquel-Metal-Hidreto (NiMH): utilizadas em celulares, telefones sem fio, filmadoras e notebooks; • Íon de lítio: utilizadas em celulares e notebooks; • Zinco-ar: utilizadas em aparelhos auditivos; • Lítio: equipamentos fotográficos, agendas eletrônicas, calculadoras, filmadoras, relógios, computadores, notebooks. Além dessas, também podem ir para o lixo doméstico as pilhas/baterias especiais dos tipos “botão” e “miniatura”, utilizadas em equipamentos fotográficos, agendas eletrônicas, calculadoras, filmadoras, relógios e sistemas de segurança e alarmes. Devem ser encaminhadas aos fabricantes e importadores as pilhas/baterias de: • Níquel/cádmio: utilizadas em alguns celulares, telefones sem fio e aparelhos que usam sistemas recarregáveis; • Chumbo/ácido: utilizadas em veículos (baterias de carro, por exemplo) e pelas indústrias (comercializadas diretamente entre os fabricantes e as indústrias), além de algumas filmadoras de modelo antigo. Essas baterias já possuem um sistema de recolhimento e reciclagem, há muito tempo; • Óxido de mercúrio: utilizadas em instrumentos de navegação e aparelhos de instrumentação e controle (são pilhas especiais que não são encontradas no comércio). Informações obtidas de: ABINEE, Jorge Alberto Soares Tenório; ESPINOSA, Denise Crocce Romano. Disponível em: Ambiente Brasil . Acesso em: 24 out. 2012.

projeto pesquisa sobre baterias Apresentamos, a seguir, alguns temas para um trabalho de pesquisa sobre baterias. Vocês devem escolher um deles: a) A bateria chumbo/ácido: seus componentes, o funcionamento, as principais reações do processo de gerar a carga. b) A bateria chumbo/ácido: origem da matéria-prima; destino dado ao chumbo e a outros materiais. c) A bateria chumbo/ácido: condições de trabalho dos empregados das fábricas e lojas que vendem e recarregam baterias. d) A bateria níquel/cádmio: seus componentes, o funcionamento, as principais reações do processo de gerar a carga.


3/26/13 6:28 PM

e) A bateria níquel/cádmio: origem da matéria-prima; destino final. f) A bateria de íons lítio: seus componentes, o funcionamento, as principais reações do processo de gerar a carga. g) A bateria de íons lítio: origem da matéria-prima; destino final. P1

Primeiramente, apresentem ao professor um planejamento do trabalho do grupo que envolva: consulta a livros, revistas, internet, etc., visitas, entrevistas, correspondência com empresas ou instituições que estejam envolvidas com o tema.

P2

Após a discussão e aprovação do planejamento pelo professor, desenvolvam o trabalho por escrito, anexando ilustrações, fotos e/ou outros materiais disponíveis. Não se esqueçam de indicar as fontes consultadas.

P3

Planejem e preparem, após conversa com o professor, uma apresentação oral para a turma sobre o trabalho realizado pelo grupo.

atividade 7 um exemplo de eletrólise A eletrólise é outro exemplo de reação de oxirredução que se passa numa célula eletroquímica, a exemplo do que ocorre com as pilhas e baterias. Ao contrário dessas, nas quais a energia elétrica é produzida, pois a reação de oxirredução é espontânea, no caso da eletrólise é necessário o fornecimento de energia para que a reação ocorra, pois ela não é espontânea. Para melhorar nossa compreensão desses sistemas, vamos discutir alguns conceitos. Uma célula eletroquímica é normalmente composta por dois eletrodos, onde vão ocorrer as duas semirreações: uma de oxidação e outra de redução. O eletrodo no qual ocorre a oxidação é chamado de anodo. O eletrodo em que ocorre a redução, catodo. Além desses eletrodos, a célula é composta ainda por um eletrólito, que é o meio (geralmente uma solução) em que estão imersos os eletrodos e é responsável pela condução da corrente elétrica, na forma de íons, do anodo para o catodo. Para fechar o circuito, há ainda uma ligação entre os eletrodos, por onde os elétrons migram do anodo para o catodo.

5

elétrons


anodo

catodo

eletrólito Figura 5.45 Esquema de célula eletroquímica. MoviMento de elétrons: uMa introdução ao estudo da eletroquíMica capítulo 5


233 3/26/13 6:28 PM


Nesta atividade, vocês vão investigar a eletrólise de uma solução aquosa de iodeto de potássio (KI) e depois identificar os produtos formados nos eletrodos.

Material Um béquer de 250 mL, dois eletrodos de grafita, uma fonte de corrente contínua (ou uma bateria de 9 V) e fios para conexão, solução de iodeto de potássio (KI) 0,5 mol/L, papel indicador universal, fenolftaleína, um conta-gotas.

O que fazer a33

Montem o dispositivo para a eletrólise utilizando o béquer. Usem, como modelo, o esquema para célula eletroquímica, apresentado na figura 5.45.

a34

Utilizando o papel indicador, verifiquem se a solução de KI é ácida, básica ou neutra (pH). Registrem o resultado no caderno.

a35

Encham o béquer até chegar a 2 cm das bordas com a solução de KI e adicionem 10 gotas de fenolftaleína.

a36

Coloquem os dois eletrodos de grafita no béquer, de modo que fiquem diametralmente opostos, ou seja, em lados opostos.

a37

Seguindo as orientações do professor, façam as ligações e deixem a eletrólise se processar durante aproximadamente 15 minutos. Consultem o professor para realizar as ligações.

a38

Observem o processo e anotem no caderno as modificações que forem evidentes para os dois eletrodos. Descrevam o aspecto das soluções de KI antes da eletrólise, do eletrodo positivo e do eletrodo negativo, relacionando com o pH da solução.

Figura 5.46 Alguns materiais necessários para a atividade. A fonte pode ser substituída por uma bateria de 9 V. Evite o contato da Tenha cuidado! solução de KI com a

pele. Se isso ocorrer, lave com bastante água.

questões Q26. Listem as espécies iônicas presentes na solução antes de o processo de eletrólise ser iniciado. Q27. Consultando a tabela de potenciais no final do livro, sugiram as possíveis reações de oxirredução que envolvem os íons presentes inicialmente. Q28. Considerando os resultados obtidos após a eletrólise (em A37), escrevam as equações que representem os processos que ocorreram nos eletrodos positivo e negativo. Q29. Verifiquem o número de elétrons envolvidos em cada equação e ajustem o coeficiente das espécies para balancear as cargas e as massas em cada equação. Q30. Escrevam a equação que representa o processo completo da eletrólise do iodeto de potássio (KI), somando as equações obtidas para os processos de redução e de oxidação.

Considerações finais Como já comentamos, a eletrólise é um processo químico não espontâneo que ocorre graças ao fornecimento de energia elétrica, por meio de uma fonte. Nessa atividade submetemos uma solução de iodeto de potássio (KI) à passagem de corrente elétrica.


3/26/13 6:28 PM

Sofrerá redução a espécie de maior potencial de redução. Consultando a tabela de potenciais-padrão de redução, vocês perceberão que, para a redução do K1, o valor de E 0red. é -2,93 V, enquanto para a redução da H2O o valor de E 0red é -0,83 V. Portanto, a água sofre redução mais facilmente que os íons K1. Assim, no catodo ocorrerá a semirreação: 2 H2O (l) 1 2e- → H2 (g) 1 2 OH- (aq) Com a redução da água, aumenta a concentração dos íons OHem torno do catodo. Esses íons, em presença de fenolftaleína, dão à solução a coloração rosa. Sofrerá oxidação o íon iodeto (I-). Assim, no anodo ocorrerá a semirreação: 2 I- (aq) → I2 (s) 1 2eem que I2 apresenta coloração castanha característica, que foi observada em torno do anodo. O processo global que ocorre nessa eletrólise pode ser obtido somando-se as semirreações: 2 H2O (l) 1 2e → H2 (g) 1 2 OH (aq) 2 I (aq) → I2 (s) 1 2e

1

2 H2O (l) 1 2 I (aq) → H2 (g) 1 I2 (s) 1 2O H (aq)

texto 11

5

alguns exemplos que envolvem o uso da eletrólise para obtenção de materiais Todos os dias, direta ou indiretamente, nossas vidas estão relacionadas a produtos de reações de eletrólise. Na maioria das cidades, em que a água é tratada, utiliza-se cloro para matar as bactérias. O cloro elementar não existe livre na natureza e é obtido por um processo de eletrólise. e– (1) (anodo)

Na

+

Cl–

gás cloro (Cl2)

+

Na

Cl–

eletrodos da célula eletrolítica Figura 5.47 a) O cloro é obtido por eletrólise do NaCl, o sal de cozinha. b) Imagem em microscopia eletrônica do cristal de NaCl.

Ampliação: 4153

Paulo César Pereira/ Arquivo da editora

() (catodo)

sódio metálico (Na)

b

Andrew Syred/SPL/Latinstock

e–

a



235 3/26/13 6:28 PM

2 Al2O3 (s) → 4 Al (s) 1 3 O2 (g)

mistura fundida de Al2O3 e criolita

eletrodos de grafita parede de ferro

alumínio fundido suporte de aço Figura 5.48 Eletrólise do alumínio. Eduardo Anizelli/Folhapress

O óxido de alumínio é obtido pelo processamento da bauxita, um minério de alumínio.

anodo (+) catodo (–)


Muitos dos metais que utilizamos são obtidos através da eletrólise. Quantidades comerciais de alumínio são produzidas por meio da eletrólise de óxido de alumínio (Al2O3). Esta reação de obtenção do alumínio pode ser representada pela seguinte equação:

Até pouco tempo, na fabricação de automóveis, vários acessórios, como os para-choques de aço, eram revestidos de cromo. Esse revestimento era feito por eletrodeposição, não só para o embelezamento das peças, mas também para sua proteção contra a corrosão. As peças cromadas em para-choques de aço praticamente desapareceram dos automóveis modernos. Foram substituídas por outras feitas de material plástico. No entanto, a cromagem de peças de aço continua a ser usada para produzir peças resistentes a corrosão, para uso em móveis, eletrodomésticos, etc. Uma forma muito pura do silício, necessária para a produção de chips de computadores, é também obtida a partir de uma reação de oxirredução entre triclorosilano (SiHCl3) e hidrogênio de alta pureza, e pode ser representada pela seguinte equação:

Oleksandr Kalinichenko/Shutterstock/Glow Images

Figura 5.49 Produção de alumínio.

Figura 5.50 Peças cromadas de uma moto.

SiHCl3 (l) 1 H2 (g) → Si (s) 1 3 HCl (l)


3/26/13 6:28 PM

texto 12 Estudando o alumínio – vantagens e riscos

Werner Rudhart/kino.com.br

Nosso contato com reações que envolvem oxirredução não se limita ao uso de baterias ou agentes desinfetantes como o hipoclorito. Considerando o poder redutor da vitamina C, muitas reações desse tipo devem ocorrer em nosso organismo. Muitos metais são obtidos por reações de oxirredução. Como dissemos, o alumínio metálico é obtido por eletrólise. Entre os metais, o alumínio é o mais abundante na crosta terrestre. Considerando-se todos os elementos, é o terceiro em abundância depois do oxigênio e do silício. Apesar disso, as reservas conhecidas de alumínio são menores do que as de ferro.

Figura 5.51 O alumínio é obtido por eletrólise.

Elementos

% em massa

oxigênio (O)

45,20

silício (Si)

27,20

alumínio (Al)

8,00

ferro (Fe)

5,80

cálcio (Ca)

5,06

magnésio (Mg)

2,77

sódio (Na)

2,32

potássio (K)

0,86

titânio (Ti)

0,86

hidrogênio (H)

0,14

manganês (Mn)

0,10

fósforo (P)

0,10

outros elementos

0,77

total

100,0

5

Quadro 5.10 Abundância em porcentagem de massa dos elementos da crosta da Terra.

O alumínio, junto com o sódio e o magnésio, está entre os agentes redutores mais fortes de que se dispõe. A forte tendência dos metais, comparada aos não metais, para perder elétrons e transformar-se em íons positivos em solução aquosa, resulta – em parte – do fato de seus elétrons de valência não estarem fortemente ligados e possuírem, portanto, baixa energia de ionização (veja tabela de “Valores da primeira energia de ionização” no final do livro, na página 276). MoviMento de elétrons: uMa introdução ao estudo da eletroquíMica capítulo 5


237 3/26/13 6:28 PM


Os três elementos citados anteriormente são sempre encontrados na natureza na forma de compostos e nunca no estado livre, pois seus átomos geralmente perdem elétrons ao reagir com átomos de outros elementos. Os três reagem com a água desprendendo gás hidrogênio (H2). Com o sódio a reação é violenta e muito rápida, o que torna necessário acondicioná-lo em querosene para evitar o contato com a umidade do ar. Para o magnésio e o alumínio, a reação produz uma fina camada de óxido sobre a superfície metálica, a qual adere fortemente ao metal, formando uma camada protetora que impede o contato entre ele e a água (ou o ar). Essa proteção explica a notável resistência do alumínio aos agentes atmosféricos, propriedade responsável por sua aplicação tão diversa. Um composto de alumínio é também usado no tratamento de água das grandes cidades. Emprega-se sulfato de alumínio (Al2(SO4)3) como agente coagulante para as impurezas em suspensão. Com a precipitação de Al(OH)3, é muito baixa a quantidade de alumínio residual na água.

Figura 5.52 A precipitação de hidróxido de alumínio é utilizada no processo de tratamento de água.

Se, por um lado, encontramos aplicações muito bem-vindas do alumínio em nosso cotidiano, por outro há os perigos decorrentes de sua produção industrial. A instalação de fábricas de alumínio acarreta várias transformações nas regiões próximas e configura uma situação de risco para os seres vivos. O processo de produção demanda muita energia e libera, para a atmosfera, compostos de flúor (provenientes da criolita), além de outros compostos danosos à saúde humana. Atingidas por materiais


3/26/13 6:26 PM

particulados que ficam em suspensão no ar, as folhas das vegetações ficam queimadas e a qualidade do ar é prejudicada. São muito bem-vindas, portanto, as iniciativas e os estímulos ao reaproveitamento do alumínio por meio da reciclagem das latas de refrigerantes e outras bebidas.

Marcos Peron/kino.com.br

O alumínio não é um elemento essencial ao organismo humano. Ao contrário, é tido como altamente tóxico. Os sintomas associados à presença de alumínio no organismo foram, até então, detectados como anemia, distúrbios nos ossos e problemas nas funções cerebrais.

Michal Besser/Alamy/Other images

Jacek/kino.com.br

5 Figura 5.53 A produção de alumínio pode ser muito poluente

Figura 5.54 O alumínio apresenta propriedades interessantes para o uso em diversos objetos.

No entanto, é muito difícil prescindirmos, atualmente, das vantagens oferecidas pelo alumínio. Ele é leve, duro, tem boa aparência e não se oxida como o ferro. É raro o planejamento de casas, prédios ou equipamentos que não inclua partes ou peças de alumínio. O mesmo acontece com outros materiais, transformados ou não, que retiramos da natureza, como o plástico e o papel. Queremos pias de mármore ou granito, bonitas e duráveis, eletrodomésticos da melhor qualidade, móveis de madeira forte. E nos esquecemos de que isso tem um custo. Ao escrever no papel e ler o texto deste livro, por exemplo, não nos lembramos de que isso envolve a destruição de florestas. Não é fácil alcançar o equilíbrio entre o conforto, a qualidade de vida e as implicações das interferências do homem na natureza. Mas é importante MoviMento de elétrons: uMa introdução ao estudo da eletroquíMica capítulo 5


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a

Lucas Lacaz Ruiz/Folhapress

refletirmos sempre sobre como cada um de nós pode contribuir para esse equilíbrio. Como consumidores, por exemplo, podemos mudar nossos hábitos, responsabilizando-nos pelo descarte dos materiais, por meio da reciclagem, e diminuindo o consumo de embalagens descartáveis. b

vidro

papel

alumínio

plástico

Figura 5.55 A reciclagem de materiais é essencial atualmente. a) Reciclagem do alumínio. b) Símbolos de reciclagem para diversos produtos.

atividade 8 Investigação sobre a corrosão do ferro

Almeida Rocha/Folhapress

A corrosão do ferro ocasiona anualmente enormes prejuízos financeiros para a sociedade. Mas quais são os fatores responsáveis por essa perda e o que se pode fazer para reduzi-la? “Corrosão” é um termo genérico aplicado aos processos pelos quais os metais são transformados em óxidos ou outros compostos. Isso provoca a deterioração gradativa dos metais. Embora mecanismos associados à corrosão do ferro não estejam ainda completamente esclarecidos, é certo que envolvem oxidação por meio de agentes oxidantes. Nesta atividade, investigaremos alguns fatores envolvidos na corrosão e tentaremos correlacioná-los por meio de algumas generalizações.

Figura 5.56 A corrosão causa enormes prejuízos. Na foto, trens em processo de corrosão em Paranapiacaba, município de Santo André, SP, 2011.


3/26/13 6:26 PM

Material


Duas placas de Petri, quatro pregos de ferro grandes bem limpos, fita de zinco de aproximadamente 10 cm, arame de cobre descascado de 10 cm, dois alicates, uma caixa de gelatina incolor em folhas ou em pó, um conta-gotas, ferricianeto de potássio (K3[Fe(CN)6]) 0,1 mol/L e fenolftaleína 0,1%.

Figura 5.57 Alguns materiais necessários para a atividade.

O que fazer Preparo da gelatina: preparem a gelatina como indicado na embalagem, usando uma quantidade um pouco menor de água para que ela fique mais consistente.

A40

Preparo das placas de Petri: coloquem a gelatina preparada nas placas de Petri. Acrescentem à gelatina cerca de dez gotas da solução de ferricianeto de potássio e vinte gotas da solução de fenolftaleína. Misturem muito bem.

A41

Enquanto a solução estiver esfriando, preparem os pregos limpos e polidos para a atividade. Primeiro, entorte um dos pregos, como mostra a figura 5.58.

A42

Agora, enrolem um dos pregos com o fio de cobre e o outro, com a tira de zinco. Utilizem um alicate para enrolar a fita de zinco e o fio de cobre, tendo o cuidado de mantê-los em contato bem justo aos pregos.

A43

Após preparados, os pregos devem ser colocados nas placas de Petri: o prego reto e o prego torto em uma delas, e o prego com cobre e o prego com zinco na outra placa.

A44

Quando a solução de gelatina estiver morna, mas ainda fluida, derramem-na cuidadosamente nas placas de Petri até que os pregos fiquem completamente cobertos.

A45

Façam observações das duas placas (placa 1: com o prego reto e o torto; placa 2: com os pregos enrolados pelo cobre e pelo zinco), no início da experiência, depois de 30 minutos e no dia seguinte. Registrem todas as observações no caderno.

5


A39

Figura 5.58 Vocês devem entortar um dos pregos utilizando um alicate.



241 3/26/13 6:26 PM

Questões Em relação à placa 1 Q31. O que vocês observaram em relação às reações na cabeça, na ponta e na região encurvada, em comparação com o resto do prego? Expliquem isso em função do tratamento mecânico do prego durante sua manufatura. Q32. A que vocês atribuem o aparecimento de uma cor rosa em algumas regiões do prego? Q33. Consultem a Tabela de potenciais de eletrodos-padrão, na coluna Potencial de redução, e destaquem a semirreação que pode ocorrer com a água e que justifique sua resposta em Q32. Q34. O íon ferroso (Fe21) reage com ferricianeto de potássio (K3[Fe(CN)6]) formando um precipitado de coloração azul. Consultando novamente a Tabela de potenciais de eletrodos-padrão de redução, escrevam a semirreação que representa o que ocorre com o prego.

Você encontra a Tabela de potenciais de eletrodos-padrão na página 274.

Q35. Em função do que vocês já elaboraram sobre os fenômenos de oxidação e redução que ocorrem no prego, determinem que tipo de fenômeno (oxidação ou redução) ocorreu nas regiões do prego (que ficaram mais evidentes) e as semirreações correspondentes. Q36. Por que um prego pode permanecer muitos dias na prateleira de uma casa de ferragens sem enferrujar, ao passo que, quando colocado em água, enferruja rapidamente?

Em relação à placa 2 Q37. Considerando o que vocês observaram na placa 2 e as semirreações de oxidação dos metais ferro, zinco e cobre, sugiram uma possível explicação para as diferenças que ocorreram na oxidação dos pregos. Q38. De que maneira uma camada de zinco sobre o ferro (galvanizado) o protege da corrosão? Q39. Consultem a Tabela de potenciais de eletrodos-padrão de redução e sugiram outro metal que possa ser utilizado na proteção da corrosão do ferro.

Considerações finais

Fe (s) → Fe21 (aq) 1 2e-


Na primeira placa que montamos, pudemos observar que, considerando o prego reto, nas regiões nas quais foi submetido a uma deformação (ponta e cabeça do prego), houve o aparecimento de uma coloração azul, por causa da formação de um complexo entre o íon ferro (II) (Fe21) e o ferricianeto de potássio (K3[Fe(CN)6]). No restante do prego, a coloração observada é avermelhada por causa da interação dos íons hidroxila com a fenolftaleína. Podemos explicar o que foi observado considerando que as áreas deformadas funcionam como anodo, região na qual ocorre a oxidação do ferro, que passa de ferro metálico a íon ferro (II): Figura 5.59 Placa 1 após a transformação.

242 QUIMICA_V2_Mort_Cap-05_pg196a249.indd_2a._Prova_ avits Mortimer_Quimica_V2_PNLD2015_238a249_C5.indd 242

02/04/2013 08:30

As outras regiões do prego funcionam, então, como catodo e a reação que ocorre pode ser representada por: H2O (l) 1 O2 (g) 1 2 e → 2 OH (aq)


Na segunda placa, o que observamos foi a ausência de corrosão no prego que estava em contato com a fita de zinco. Ao consultarmos a Tabela de potenciais de eletrodos-padrão de redução, podemos verificar que o valor para o potencial de redução do zinco é igual a -0,76 V, enquanto o potencial de redução do ferro (II) é -0,44 V. Para raciocinarmos em termos de oxidação, é necessário inverter os sinais desses valores. Assim, teremos para o zinco o potencial de oxidação igual a 0,76 V e, para o ferro (II), igual a 0,44 V. Portanto, o zinco se oxida mais facilmente que o ferro, funcionando como uma proteção. O mesmo não ocorre com o cobre, pois o seu potencial de redução é 10,34 V; portanto, o ferro se oxida mais facilmente que o cobre. No mercado, você terá a opção de comprar pregos, canos, chapas e outras peças de ferro galvanizadas, que são revestidas por uma camada de zinco. Figura 5.60 Placa 2 após a transformação.

Questão Q40. A reação de oxidação do ferro, que se passa em processos normais de enferrujamento, é complexa e normalmente envolve o oxigênio do ar e a água. Podemos considerar que uma das possibilidades é representada pela equação: 4 Fe (s) 1 3 O2 (g) 1 H2O (l) → 2 Fe2O3  H2O (s) Discuta com seu grupo e proponham dois procedimentos experimentais para provar que essa reação não ocorre: a) na ausência de oxigênio; b) na ausência de água.

5

na internet Na página do Projeto Ponto Ciência você vai encontrar várias sugestões de experimentos relacionados ao estudo da eletroquímica. Acesso em: 18 set. 2012.

Simulação que envolve a representação do processo de oxirredução, seus potenciais e a energia obtida na reação em várias pilhas eletroquímicas. Acesso em: 18 set. 2012.

Nesta página você vai ter acesso a uma animação sobre a eletrólise do ácido sulfúrico. Acesso em: 18 set. 2012.

Neste endereço você vai encontrar um artigo que apresenta algumas ideias sobre a corrosão de metais em regiões litorâneas afetadas pela maresia.



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Questões FechAdAs dio metálico é a eletrólise de cloreto de sódio puro fundido. Com relação à preparação de 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.

(02) A amostra doa elétrons para o fio de cobre. (04) O fio de cobre torna-se prateado devido ao depósito de prata metálica. (08) O fio de cobre doa elétrons para a amostra. (16) Ag1 é o agente oxidante da reação. Dados: E 0 Ag1 5 10,80 V, E 0 Cu21 5 10,34 V. Q44. (Fuvest-SP) Uma solução aquosa de iodeto de potássio

(KI) foi eletrolisada, usando-se a aparelhagem esquematizada na figura a seguir. 2

Q42. (UFMG) Pilhas a combustível são dispositivos eletroquími-

1

tensão elétrica externa

cos em que a reação de um combustível com oxigênio produz energia elétrica. A figura a seguir representa, simplificadamente, uma pilha a combustível, que envolve a reação entre os gases hidrogênio e oxigênio, conforme a equação:

bastões de grafite

2 H2 (g) 1 O2 (g) → 2 H2O (l)

A

lâmpada acesa

oxigênio

hidrogênio

solução aquosa de hidróxido de sódio eletrodos de platina Figura 5.61 Questão Q42.

Com relação a essa pilha, todas as afirmativas a seguir estão corretas, exceto: a) O circuito externo transporta, para o oxigênio, elétrons retirados do hidrogênio. b) O transporte de carga através da solução é feito por íons. c) A reação torna iguais os números de oxidação do hidrogênio e do oxigênio. d) O hidrogênio atua na reação como o agente redutor. Q43. (UFMS) Um químico queria saber se uma amostra de água

estava contaminada com um sal de prata (Ag1) e, para isso, mergulhou um fio de cobre (Cu) na amostra. Com relação a essa análise, dê como resposta a soma das alternativas verdadeiras: (01) A amostra torna-se azulada e isso foi atribuído à presença de íons Cu12.

B solução aquosa de Kl

Ilustrações: Paulo César Pereira/Arquivo da editora

Q41. (UFMG) Um método industrial utilizado para preparar só-

Figura 5.62 Questao Q44.

Após algum tempo de eletrólise, adicionaram-se algumas gotas de solução de fenolftaleína na região do eletrodo A e algumas gotas de solução de amido na região do eletrodo B. Verificou-se o aparecimento da cor rosa na região de A e da cor azul (formação de iodo) na região de B. Nessa eletrólise: I. no polo negativo, ocorre redução da água com formação de OH e de H2; II. no polo positivo, o iodeto ganha elétrons e forma iodo; III. a grafite atua como condutora de elétrons. Dessas afirmações, apenas a: a) I é correta. d) I e III são corretas. b) II é correta. e) II e III são corretas. c) III é correta. Q45. (FGV-RJ) Numa pilha Ni/Ni21//Ag/Ag1, sabemos que o ní-

quel cede elétrons para o eletrodo de prata e, daí, para os cátions prata (Ag1). Logo: a) a equação da reação é: 2 Ag 1 Ni21 → 2 Ag1 1 Ni. b) o eletrodo de prata é o polo negativo. c) o eletrodo de prata será corroído. d) o eletrodo de níquel irá aumentar. e) a concentração de Ni21 na solução irá aumentar.


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Q46. (Cefet-PB) O ferro em presença de ar úmido ou de água, con-

Q49. (UEPB) A respeito do processo de cromagem de superfí-

tendo oxigênio dissolvido, pode sofrer corrosão. A proteção do ferro pode ser feita por meio de recobrimentos que visam impedir o contato do ferro com esses materiais. A pintura e a galvanização são exemplos de recobrimento. Uma outra forma de proteger o ferro da corrosão é mantê-lo em contato com um metal que seja mais propenso à corrosão que ele. Esse metal é conhecido como metal de sacrifício. Com base nos potenciais de redução mostrados no quadro a seguir, qual metal é o mais indicado para ser utilizado na proteção do ferro? Semirreação

E 0 (V)

Cu21 1 2e- → Cu

10,34

cies de aço e ferro com uma camada de Cr metálico, para aumentar a sua durabilidade, dê como resposta a soma do que for correto, considerando as seguintes semirreações: E0 5 -0,74V Cr31 (aq) 1 3 e- → Cr (s) E0 5 -0,44V Fe21 (aq) 1 2 e- → Fe (s) (01) O potencial global da reação de oxirredução entre o Cr e os íons Fe21 é E0 5 -1,18V. (02) A reação de oxirredução entre o Cr e os íons Fe21 é: 2 Cr (s) 1 3 Fe21 (aq) → 2 Cr31 (aq) 1 3 Fe (s) (04) O Cr oxida mais facilmente que o Fe, o que significa que a presença do Cr retarda o enferrujamento do Fe. (08) O Cr é um agente redutor mais forte que o Fe.

Pb 1 2e → Pb

-0,13

Q50. (Uerj) O nitrogênio atmosférico, para ser utilizado pelas

Sn 1 2e → Sn

-0,14

Ni21 1 2e- → Ni

-0,25

Fe21 1 2e- → Fe

-0,44

Mg21 1 2e- → Mg

-2,38

21

21

-

-


a) Cu. b) Pb.

plantas na síntese de substâncias orgânicas nitrogenadas, é inicialmente transformado em compostos inorgânicos, por ação de bactérias existentes no solo. No composto inorgânico oxigenado principalmente absorvido pelas raízes das plantas, o número de oxidação do nitrogênio corresponde a: a) 0. b) 11. c) 12. d) 15. Q51. (UFF-RJ) A primeira pilha elétrica produzida pelo italiano

c) Sn. d) Ni.

e) Mg.

Q47. (UEMG) Um pedaço de lã de aço foi mergulhado em uma

solução de sulfato de cobre (II) (CuSO4) e um estudante fez as seguintes observações sobre o que ocorreu: I. A coloração azul da solução de CuSO4 diminuiu. II. A lã de aço ficou recoberta por uma camada sólida avermelhada. III. A solução começou a apresentar coloração amarela. A respeito do fenômeno descrito e das observações do estudante, é correto afirmar que: a) a cor amarela é devida aos íons Fe13. b) a camada sólida é composta por Fe2O3. c) a concentração de íons cobre aumenta. d) o ferro é o agente oxidante. Q48. (UEMS) A reação de formação da hematita a partir de ferro

e oxigênio é representada pela equação: 4 Fe (s) 1 3 O2 → 2 Fe2O3 (s) 1 1 640 kJ Nessa reação pode-se afirmar que: a) o Fe atua como agente redutor, sendo exotérmica com DH 5 -1 640 kJ. b) o Fe atua como agente oxidante, sendo endotérmica com DH 5 11 640 kJ. c) o Fe atua como agente redutor, sendo endotérmica com DH 5 -1 640 kJ. d) o O2 atua como agente oxidante, sendo exotérmica com DH 5 11 640 kJ. e) o O2 atua como agente redutor, sendo exotérmica com DH 5 -1 640 kJ.

Alessandro Volta em 1800 consistia em discos de Zn e Ag metálicos, separados por discos de papelão molhados com solução aquosa de cloreto de sódio. Desde então, vários outros modelos e combinações de elementos foram sendo propostos. Uma das pilhas mais simples é a de Daniell, a qual é obtida da montagem adequada das semicélulas Cu21/Cu0 e Zn21/Zn0. Semirreação

E (V)

Zn21 1 2 e → Zn0

0,76 V

Cu21 1 2 e → Cu0

10,34 V


Considerando as informações, assinale a alternativa correta: a) O potencial-padrão da pilha é de -1,10 V. b) O potencial-padrão da pilha é de 0,76 V. c) O anodo de cobre tem polaridade negativa. d) O potencial E 0 (Cu/Cu21) é 0,34 V. e) O anodo é formado pela semicélula do zinco. Q52. (Unimontes-MG) Um determinado elemento químico, per-

tencente à família dos alcalinoterrosos e ao terceiro período da tabela periódica, forma um composto binário com o fósforo (P). Sobre esse composto, pode-se dizer que: a) o fósforo tem nox igual a -5. b) sua fórmula química é Mg3P2. c) o cálcio é o metal constituinte. d) o composto é o fosfato de cálcio. Q53. (Unimontes-MG) Os potenciais-padrão de redução das rea-

ções de semipilha do chumbo (Pb) e alumínio (Al) são dados a seguir: Pb21 1 2e-  Pb E0 5 -0,13 V 31 E0 5 -1,67 V Al 1 3e  Al



5

0

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Montando-se uma pilha eletroquímica com eletrodos de Pb e de Al, pode-se afirmar que: a) a força eletromotriz da pilha é -1,54V. b) o fluxo de elétrons é no sentido Al → Pb. c) o alumínio funciona como ponte salina. d) o chumbo é mais facilmente oxidado. Q54. (UFMG) Num laboratório, foram feitos testes para avaliar a

reatividade de três metais: cobre (Cu), magnésio (Mg) e zinco (Zn). Para tanto, cada um desses metais foi mergulhado em três soluções diferentes: uma de nitrato de cobre (Cu(NO3)2), uma de nitrato de magnésio (Mg(NO3)2), e uma de nitrato de zinco (Zn(NO3)2). No quadro a seguir, estão resumidas as observações feitas ao longo dos testes: Soluções

Cu

Mg

Zn

Cu(NO3)2

não reage

reage

reage

Mg(NO3)2

não reage

não reage

não reage

Zn(NO3)2

não reage

reage

não reage


Considerando-se essas informações, é correto afirmar que a disposição dos três metais testados, segundo a ordem crescente de reatividade de cada um deles, é: a) Cu / Mg / Zn. c) Mg / Zn / Cu. b) Cu / Zn / Mg. d) Zn / Cu / Mg. Q55. (PUC-MG) Observe as semirreações a seguir.

E0 5 11,36 V Cl2 (g) 1 2e- → 2 Cl- (aq) 31 21 E0 5 10,77 V Fe (aq) 1 e → Fe (aq) O potencial-padrão da reação a seguir será: 2 Fe21 (aq) 1 Cl2 (g) → 2 Fe31 (aq) 1 2 Cl (aq) a) 10,08 V. c) 10,59 V. b) -0,08 V. d) -0,59 V. Q56. (PUC-MG) Uma bateria muito comum utilizada na Medicina

é o marca-passo, que é colocado sob a pele de pessoas com problemas cardíacos, com a finalidade de regular as batidas do coração. A reação responsável pela produção de corrente elétrica pode ser representada pela equação: HgO (s) 1 Zn (s) 1 H2O (l) → Zn(OH)2 (aq) 1 Hg (l) A partir dessas informações, indique a afirmativa incorreta: a) O mercúrio do HgO sofre uma redução. b) O metal zinco atua como agente oxidante. c) A variação do número de oxidação do mercúrio na reação é de 12 para 0. d) O zinco aumenta o seu número de oxidação na reação. Q57. (UFPI) A eletrólise do cloreto de sódio fundido, a 808 ºC, é,

atualmente, o método empregado para a obtenção de sódio metálico. Nesse processo, a reação que ocorre no anodo é: a) Na1 (l) 1 e- → Na (l). b) Cl2 (g) 1 2e- → 2 Cl- (l). c) 2 Cl- (l) → Cl2 (g) 1 2e-.

d) 2 Na (l) → Na1 (l) 1 e-. e) 2H2O (l) → O2 (g) 1 4H1 (aq) 1 4e-. Q58. (Fuvest-SP) Observe o quadro de reatividade a seguir: Soluções (1 mol/L)

Eletrodo de Mg

Eletrodo de Cu

Eletrodo de Cr

Mg(NO3)2

———

não reage

não reage

CuSO4

reage

———

reage

Cr2(SO4)3

reage

não reage

———


Se forem montadas pilhas nas quais o magnésio seja sempre um dos eletrodos, é correto afirmar que: a) o eletrodo de magnésio terá sua massa aumentada. b) os elétrons irão fluir do cobre ou do cromo para o magnésio. c) numa das pilhas a solução de sulfato de cromo (III) irá se concentrar. d) o eletrodo de magnésio atuará como anodo. e) a solução de nitrato de magnésio irá diluir-se em qualquer uma das pilhas. Q59. (Cefet-ES) Com o passar do tempo, objetos de prata geral-

mente adquirem manchas escuras que são películas de sulfeto de prata (Ag2S) formadas na reação da prata com compostos que contém enxofre encontrados em vários alimentos. Um dos processos para limpar o objeto escurecido consiste em colocá-lo em um recipiente de alumínio contendo água e detergente e aquecer até a fervura. O detergente retira a gordura do objeto facilitando a reação do alumínio da panela com o sulfeto de prata, regenerando a prata com seu brilho característico. 2 Al 1 3 Ag2S → Al2S3 + 6 Ag Sobre o assunto relativo ao texto acima, escreva V para as afirmativas verdadeiras ou F para as afirmativas falsas. (///) A prata ao adquirir manchas escuras sofre oxidação. (///) Na reação entre alumínio e o sulfeto de prata, o alumínio é o ânodo do processo. (///) A prata possui maior potencial de oxidação do que o alumínio. (///) A presença do detergente na água diminui o potencial de oxidação do alumínio. (///) O alumínio é menos reativo do que a prata. Q60. (Cefet-ES) As células primárias são células galvânicas

(pilhas) com os reagentes selados dentro de um invólucro. Elas não podem ser recarregadas e quando descarregam-se são descartadas, tornando-se um problema ao meio ambiente. Uma célula seca é um tipo de célula primária mais popular, conhecida simplesmente por pilha. Nesta pilha, a região cilíndrica de zinco serve como ânodo, e no centro fica o cátodo, um bastão de carbono. O interior da pilha é forrado com papel que serve como barreira porosa. O eletrólito é uma mistura pastosa e úmida de cloreto de


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amônio, NH4Cl, óxido de manganês (IV), MnO2, carbono finamente pulverizado e um suporte inerte, usualmente goma. A amônia, NH3, proveniente dos íons amônio, forma o complexo Zn(NH3)42+ com os íons Zn2+, e impede seu aumento e consequentemente redução do potencial. Essas células secas são largamente utilizadas em diversos aparelhos, tais como lanternas, brinquedos e relógios. Quanto à pilha citada, é correto afirmar que a) produz energia através de um processo espontâneo. b) o zinco metálico é reduzido a Zn2+. c) o fluxo de elétrons parte do cátodo para o ânodo. d) a diferença de potencial dessa pilha é um valor negativo. e) no ânodo ocorre a oxidação do Zn2+.

Questões do enem Q61. (Enem) As baterias de Ni-Cd muito utilizadas no nosso co-

tidiano não devem ser descartadas em lixos comuns uma vez que uma considerável quantidade de cádmio é volatilizada e emitida para o meio ambiente quando as baterias gastas são incineradas como componente do lixo. Com o objetivo de evitar a emissão de cádmio para a atmosfera durante a combustão é indicado que seja feita a reciclagem dos materiais dessas baterias. Uma maneira de separar o cádmio dos demais compostos presentes na bateria é realizar o processo de lixiviação ácida. Nela, tanto os metais (Cd, Ni e eventualmente Co) como os hidróxidos de íons metálicos Cd(OH)2 (s), Ni(OH)2 (s), Co(OH)2 (s) presentes na bateria, reagem com uma mistura ácida e são solubilizados. Em função da baixa seletividade (todos os íons metálicos são solubilizados), após a digestão ácida, é realizada uma etapa de extração dos metais com solventes orgânicos de acordo com a reação: M21(aq) 1 2 HR (org) → MR2 (org) 1 2 H1(aq) Onde: M21 5 Cd21, Ni21 ou Co21 HR 5 C16H34 — PO2H: identificado no gráfico por X HR 5 C12H12 — PO2H : identificado no gráfico por Y O gráfico mostra o resultado da extração utilizando os solventes orgânicos X e Y em diferentes pH. Ni Cd Co

Q62. (Enem) Para que apresente condutividade elétrica ade-

quada a muitas aplicações, o cobre bruto obtido por métodos térmicos é purificado eletroliticamente. Nesse processo, o cobre bruto impuro constitui o ânodo da célula, que está imerso em uma solução de CuSO4. À medida que o cobre impuro é oxidado no ânodo, íons Cu21 da solução são depositados na forma pura no cátodo. Quanto às impurezas metálicas, algumas são oxidadas, passando à solução, enquanto outras simplesmente se desprendem do ânodo e se sedimentam abaixo dele. As impurezas sedimentadas são posteriormente processadas, e sua comercialização gera receita que ajuda a cobrir os custos do processo. A série eletroquímica a seguir lista o cobre e alguns metais presentes como impurezas no cobre bruto de acordo com suas forças redutoras relativas. Ouro Platina Prata Cobre Chumbo Níquel Zinco

5

Força redutora Figura 5.64 Questão Q62.

Entre as impurezas metálicas que constam na série apresentada, as que se sedimentam abaixo do ânodo de cobre são: a) Au, Pt, Ag, Zn, Ni e Pb. d) Au e Zn. b) Au, Pt e Ag. e) Ag e Pb. c) Zn, Ni e Pb.

Y

X

extração (%)

100 90 80 70 60 50 40 30 20 10 0

A reação descrita no texto mostra o processo de extração dos metais por meio da reação com moléculas orgânicas, X e Y. Considerando-se as estruturas de X e Y e o processo de separação descrito, pode-se afirmar que: a) as moléculas X e Y atuam como extratores catiônicos uma vez que a parte polar da molécula troca o íon H1 pelo cátion do metal. b) as moléculas X e Y atuam como extratores aniônicos uma vez que a parte polar da molécula troca o íon H1 pelo cátion do metal. c) as moléculas X e Y atuam como extratores catiônicos uma vez que a parte apolar da molécula troca o íon PO2– 2 pelo cátion do metal. d) as moléculas X e Y atuam como extratores aniônicos uma vez que a parte polar da molécula troca o íon PO21 2 pelo cátion do metal. e) as moléculas X e Y fazem ligações com os íons metálicos resultando em compostos com caráter apolar o que justifica a eficácia da extração.

Q63. (Enem) Pilhas e baterias são dispositivos tão comuns em 0

1

2

3 4 pH de equilíbrio

5

6

7

Disponível em: Acesso em: 28 abr. 2010. Figura 5.63 Questão Q61 Extração de níquel, cádmio e cobalto em função do pH da solução utilizando solventes orgânicos X e Y.

nossa sociedade que, sem percebermos, carregamos vários deles junto ao nosso corpo; elas estão presentes em aparelhos de MP3, relógios, rádios, celulares, etc. As semirreações descritas a seguir ilustram o que ocorre em uma pilha de óxido de prata: Zn(s) 1 OH (aq) → ZnO (s) 1 H2O (l) 1 e Ag2O (s) 1 H2O (l) 1 e → Ag (s) 1 OH (aq)



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Pode-se afirmar que esta pilha a) é uma pilha ácida. b) apresenta o óxido de prata como o ânodo. c) apresenta o zinco como o agente oxidante. d) tem como reação da célula a seguinte reação: Zn(s) 1 Ag2O(s) → ZnO(s) 1 2 Ag(s). e) apresenta fluxo de elétrons na pilha do eletrodo de Ag2O para o Zn.

Questões ABeRtAs

Potenciais-padrão de redução

Volts

Zn11 1 2e- → Zn

-0,76

Fe11 1 2e- → Fe

-0,44

11

-

1 2e → Ni

-0,23

11

-

1 2e → Pb

-0,13

11

1 2e → Cu

10,34

Ag 1 1e → Ag

10,80

Ni Pb Cu

1

-

-


Q64. (Vunesp) Uma das vantagens da utilização de reagentes

oxidantes na purificação da água, comparando com outros tipos de tratamento, é que os produtos da oxidação química de compostos orgânicos são apenas o dióxido de carbono e a água. No quadro a seguir são listados alguns agentes oxidantes com seus potenciais-padrão de redução.

a) Utilizando as informações do quadro, identifique o metal Y da pilha 2. Justifique sua resposta. b) De acordo com os potenciais de redução apresentados, verifica-se que a reação Zn 1 CuCl2 → ZnCl2 1 Cu é espontânea. Indique o agente oxidante dessa reação. Justifique sua resposta. Q66. (UFPB) Com base nos potenciais de eletrodo-padrão a seguir:

Agente oxidante

Potencial-padrão de redução (em meio ácido) E0 (V)

Cl2

1,36

H2O2

1,78

OCl

-

1,63

MnO4-

1,51

Justifique se a afirmativa “Cobalto metálico tende a dissolver-se em solução ácida (presença de H1) 1 M” está correta ou incorreta.

O3

2,07

Q67. (Fuvest-SP) Foi realizado o seguinte experimento, em qua-


Considerando apenas os parâmetros termodinâmicos apresentados, forneça o nome do agente que é menos eficiente para a oxidação de material orgânico e escreva a equação que representa a semirreação de redução desse agente. Q65. (UFRJ) Duas pilhas são apresentadas esquematicamente

a seguir; os metais X e Y são desconhecidos. pilha 1 X

∆E0 = 10,23 V pilha 2 X

Y

Ilustrações: Paulo César Pereira/Arquivo da editora

H2

catodo anodo ∆E0 5 10,21 V Figura 5.65 Questão Q65.

O quadro a seguir apresenta alguns potenciais-padrão de redução:

Co21 (aq) 1 2e- → Co (s) 2 H1 (aq) 1 2e- → H2 (g)

E0 5 -0,28 V E0 5 0,00 V

tro etapas: I. Em um copo de vidro, contendo alguns pregos de ferro lixados, foi colocada uma solução de tintura de iodo (iodo em solução de água e álcool comum, de cor castanho-avermelhada), em quantidade suficiente para cobrir os pregos. Depois de algumas horas, observou-se a descoloração da solução. II. A solução descolorida foi despejada em um outro copo, separando-se dos pregos. III. À solução descolorida, foram adicionadas algumas gotas de água sanitária (solução aquosa de hipoclorito de sódio, cujo pH é maior que 7). Observou-se o reaparecimento imediato da cor castanho-avermelhada e formação de um precipitado. IV. Adicionaram-se, à mistura heterogênea obtida em III, algumas gotas de ácido clorídrico concentrado. A solução continuou castanho-avermelhada, mas o precipitado foi dissolvido. a) Escreva a equação química balanceada para a reação que ocorre na etapa I. b) Quais os produtos das transformações que ocorreram na etapa III? c) Escreva a equação química balanceada para a reação que ocorre na etapa IV. Observações: Hipoclorito (ClO-) é um oxidante que se reduz a cloreto (Cl-) em meio aquoso. O precipitado da etapa III envolve o cátion formado na etapa I. Na tintura de iodo, o álcool está presente apenas para aumentar a solubilidade do iodo.


3/26/13 6:26 PM

v

Q68. (Ufes) A corrosão, processo eletroquímico espontâneo, é

responsável pela deterioração de utensílios e eletrodomésticos em nossos lares, pelos custos de manutenção e substituição de equipamentos, pela perda de produtos e por impactos ambientais decorrentes de vazamentos em tanques e tubulações corroídos, nas indústrias. Em equipamento feito de aço, ligas formadas de ferro e carbono, a corrosão pode ser ocasionada pela oxidação do ferro e a redução da água, em meio neutro ou básico. a) Escreva as equações químicas balanceadas que descrevem a oxidação do ferro em meio aquoso neutro e a formação de hidróxido ferroso. b) Explique a influência do pH na formação do hidróxido ferroso. c) Calcule o potencial da reação de oxidação de ferro e justifique a espontaneidade desse processo eletroquímico. d) Dê a configuração eletrônica do átomo de ferro e do íon ferroso. Dados: Semirreações: O2 (g) 1 2 H2O (l) 1 4e → 4 OH (aq)

E0 5 0,40 V

Fe21 (aq) 1 2e → Fe (s)

E0 5 0,44 V

Q69. (UFTM-MG) As estruturas de concreto dos edifícios têm no


seu interior barras de aço que estão sujeitas à corrosão, pela ação do ar e da umidade. Metais mais reativos que o ferro do aço, como o zinco, podem ser inseridos nessas estruturas, garantindo sua integridade. Com isso, ocorre a formação de uma pilha, mas a ação de corrosão ocorre preferencialmente no zinco. A figura representa uma estrutura de concreto. contato elétrico 4 e2

O2 1 H2O Zn21

4 e2 4 OH2

concreto hidrogel

chapa de zinco


Ni12(aq) 1 M Cu12(aq) 1 M membrana semipermeável Figura 5.67 Questão Q70.

A 25 ºC e 1 atm, quando as duas semicélulas foram ligadas entre si, a célula completa funcionou como uma célula galvânica com DE 5 0,59 V. A reação prosseguiu durante a noite e, no dia seguinte, os eletrodos foram pesados. O eletrodo de níquel estava mais leve e o eletrodo de cobre, mais pesado, em relação às suas massas iniciais. Considerando Cu12(aq) 1 2 e → Cu (s) e E0red 5 10,34 V, escreva a equação da reação espontânea que ocorre na pilha representada na figura e calcule o potencial de redução da semicélula de Ni12/Ni. Defina qual eletrodo é o cátodo e qual eletrodo é o ânodo. Q71. (UFTM-MG) Possivelmente, o cobre foi o primeiro metal usa-

do pelo homem. Acredita-se que, por volta de 13 000 a.C., tenha sido encontrado na superfície da Terra em forma de “cobre nativo”, o metal puro em seu estado metálico. Usado inicialmente para substituir a pedra como ferramenta de trabalho e na confecção de armas e de objetos de decoração, o cobre tornou-se, pelas suas propriedades, uma descoberta fundamental na história da civilização humana.



Zn (aq) 1 2e → Zn (s) O2 (g) 1 2 H2O (l) 1 4e → 4 OH (aq) Zn21 (aq) 1 2 OH (aq) → Zn (OH)2 (s)

O cobre na indústria é obtido por processo eletrolítico a partir do cobre impuro. Na figura é representada uma cuba eletrolítica contendo duas placas metálicas, uma de cobre puro e outra de cobre impuro, mergulhadas em solução aquosa de CuSO4. 1

E 5 0,76 V E0 5 10,40 V

2

0

a) Na ausência de proteção pode ocorrer a formação do óxido de ferro (III), um dos produtos da corrosão do ferro da estrutura de concreto. Escreva a fórmula deste óxido e indique o tipo de ligação química envolvida nesse composto. b) Considerando que o hidróxido de zinco é muito pouco solúvel, escreva a equação global e determine a diferença de potencial da pilha formada no processo de corrosão do zinco. Q70. (Vunesp-SP) Um estudante montou a célula eletroquímica

ilustrada na figura, com eletrodos de Cu (s) e Ni (s) de massas conhecidas.

1

2


a) Qual das placas representadas na figura corresponde ao cobre impuro? Justifique. b) Escreva as equações das reações químicas que ocorrem no cátodo e no ânodo, considerando somente as espécies de cobre.



5

(www.eletrica.ufpr.br. Adaptado.)

Considere as equações: 21

Ni (s)

Cu (s)

249 3/26/13 6:26 PM

CAPÍTULO

6

Propriedades coligativas

Já observamos algumas vezes que a temperatura de ebulição da água em lugares acima do nível do mar, como Belo Horizonte, por exemplo, não é exatamente 100 ºc, como poderíamos esperar. apesar de não ser habitual vermos neve no Brasil, já ouvimos dizer que, em países nos quais o inverno é rigoroso, é comum jogar cloreto de sódio (Nacl) ou cloreto de cálcio (cacl2) para derreter a neve acumulada nas ruas e estradas. as propriedades das substâncias e das soluções são importantes para que possamos compreender seu comportamento. algumas dessas propriedades são modificadas quando se introduz um soluto em um solvente puro. Elas são chamadas de propriedades coligativas e serão tema de nossas discussões neste capítulo.

Ja

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o. c

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Você já viu alguém utilizar uma panela de pressão para cozinhar alimentos? Já se perguntou por que é interessante utilizá-la? E por que o sal é usado na conservação da carne-seca e outros alimentos?

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3/26/13 6:25 PM

Sean Gallup/Getty Images

Figura 6.1 Algumas substâncias, como o cloreto de sódio, derretem a neve acumulada.

251 QUIMICA_V2_Mort_Cap-06_pg250a271.indd_2a. prova_ AVITS Mortimer_Quimica_V2_PNLD2015_250a273_C6.indd 251

02/04/2013 08:33

atividade 1 Pressão e líquidos

Maigi/Shutterstock/Glow Images

Em nossa vida diária, muitas vezes não temos consciência de que muitas substâncias evaporam. Nossas roupas são lavadas e secam. Se abrimos um frasco de perfume, logo o cheiro se espalha. Ao utilizar removedor de esmalte de unhas à base de acetona, uma manicure rapidamente fecha o frasco, pois ela sabe que esse removedor evapora muito rápido. Não nos preocupamos, entretanto, em fechar os recipientes que contêm óleo ou azeite quando temperamos uma salada. A facilidade com que uma substância evapora é chamada volatilidade. Assim, uma substância é considerada mais volátil que outra se evapora mais rapidamente que ela.


Figura 6.2 A evaporação da água é responsável pelo fato de as roupas secarem no varal.

Figura 6.3 Perfume e acetona evaporam mais rápido que a água.

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vits

3/26/13 6:25 PM

Será que podemos aprofundar nossa compreensão sobre o que ocorre nesses sistemas, utilizando o que já sabemos e o que vamos aprender aqui?

Material Quatro chumaços de algodão, água, álcool comum, éter etílico e removedor de esmalte à base de acetona.

Tenha Evite o contato com cuidado! os vapores dessas substâncias.

a1

Dividam o quadro de giz da sala de aula em quatro partes e escrevam na parte superior o nome de cada uma das quatro substâncias indicadas na lista de materiais (água, álcool comum, éter etílico e removedor de esmalte).

a2

Umedeçam cada pedaço de algodão com um dos quatro líquidos e distribuam para quatro colegas diferentes. Cada um desses colegas vai, simultaneamente, apertar o algodão contra o quadro de giz de modo a fazer um traço vertical o mais longo possível. Evite inalar os vapores dessas substâncias.

a3

Marquem o tempo decorrido para que cada um dos líquidos seque totalmente e façam suas anotações no caderno.


O que fazer

Figura 6.4 Os chumaços de algodão umedecidos com as substâncias devem ser esfregados no quadro de giz.

Questões Q1. Como vocês podem explicar o que observaram? Utilizem os modelos que vocês já conhecem para a estrutura das moléculas e para as interações intermoleculares das substâncias envolvidas nessa atividade.

6

Q2. Algumas duplas de substâncias listadas no quadro a seguir podem ser comparadas em termos de volatilidade. Expliquem as diferenças observadas, considerando os modelos que vocês já conhecem para a estrutura das moléculas e das substâncias em questão. Dupla

Mais volátil

Menos volátil

1

éter dimetílico

etanol

2

tetracloreto de carbono

tetrabrometo de carbono

3

propano

acetaldeído

Quadro 6.1 Comparação da volatilidade de algumas substâncias.

Q3. Vamos imaginar um experimento no qual esses mesmos líquidos estivessem dentro de recipientes fechados, aos quais fossem conectados manômetros para medir a pressão interna sobre o líquido. Após certo tempo, o que poderíamos dizer em relação à pressão medida com os manômetros? ProPriedades coligativas caPítulo 6


253 3/26/13 6:25 PM

texto 1 a volatilidade e a pressão máxima de vapor Na Atividade 1 fizemos um pequeno experimento para centrarmos nossa atenção na questão da velocidade de evaporação de líquidos diferentes. Pudemos perceber que, ao espalharmos pelo quadro de giz as quatro substâncias, o éter foi a que evaporou em menos tempo, seguido do removedor de esmalte à base de acetona, do álcool e da água. Como podemos explicar isso? Nossa explicação inclui uma análise das estruturas das moléculas que compõem essas substâncias e, principalmente, a análise das interações intermoleculares presentes nos sistemas. Na água e no álcool, existe a possibilidade de formação de ligações de hidrogênio, o que dificulta a evaporação.

H H C

O


O

Figura 6.5 Modelo para a água e o álcool. Observe a possibilidade de formação de ligações de hidrogênio.

Para efeito de análise, vamos considerar que o removedor de esmalte à base de acetona seja composto só de acetona. No caso do éter e da acetona, isso não ocorre. Com interações intermoleculares mais fracas, o éter e a acetona evaporam mais facilmente.

Figura 6.6 Modelo para a acetona e o éter.


3/26/13 6:25 PM

estado inicial

após certo tempo a 25 oC

água

álcool

acetona

éter

17,5 mmHg

44 mmHg

200 mmHg

442 mmHg

As pressões indicadas pelos manômetros são exercidas pelas partículas das substâncias que se transformaram em vapor. Como já tivemos oportunidade de discutir no capítulo 4 do volume 2, as moléculas no vapor estão em equilíbrio com as moléculas nos respectivos líquidos. Essa pressão exercida pelo vapor é conhecida como pressão de vapor. A pressão de vapor de um líquido está relacionada com a intensidade de suas interações intermoleculares. No quadro 6.2, podemos comparar os valores das pressões de vapor para alguns dos líquidos que utilizamos nesta atividade. Substância

Pressão de vapor (mmHg) a 25 ºC

água

17,5

álcool

44

acetona

200

éter

442


Se realizássemos outro experimento semelhante a esse, utilizando recipientes fechados conectados a um manômetro para medir a pressão interna sobre o líquido, poderíamos verificar que a pressão indicada no frasco que contivesse o éter seria maior do que aquela marcada no manômetro que contivesse a acetona. Por sua vez, a pressão do recipiente contendo álcool seria maior do que a do recipiente contendo água e a pressão dos frascos contendo essas duas últimas substâncias seria menor do que a dos frascos contendo as duas primeiras.

Figura 6.7 A pressão dos recipientes depende de cada substância.

6

Quadro 6.2 Pressão de vapor de algumas substâncias.

A pressão de vapor de um líquido não depende do volume desse líquido, mas da temperatura. Observando o quadro 6.2, podemos perceber que a pressão de vapor de cada líquido veio especificada para a temperatura de 25 ºC. ProPriedades coligativas capítulo 6


255 3/26/13 6:25 PM

texto 2 umidade relativa do ar O texto a seguir foi retirado do site do Centro de Pesquisas Meteorológicas e Climáticas Aplicadas à Agricultura (Cepagri) da Universidade Estadual de Campinas (Unicamp) e contém uma série de recomendações sobre como agir quando a umidade relativa do ar atinge níveis muito baixos.

Umidade relativa do ar Significa, em termos simplificados, quanto de água na forma de vapor existe na atmosfera no momento, com relação ao total máximo que poderia existir, na temperatura observada. A umidade do ar é mais baixa principalmente no final do inverno e início da primavera, no período da tarde, entre 12 e 16 horas. A umidade fica mais alta sempre que chove, devido à evaporação que ocorre posteriormente em áreas florestadas ou próximas aos rios ou represas e quando a temperatura diminui (orvalho).

Problemas decorrentes da baixa umidade do ar •

Complicações alérgicas e respiratórias devido ao ressecamento de mucosas.

•

Sangramento pelo nariz.

•

Ressecamento da pele.

•

Irritação dos olhos.

•

Eletricidade estática nas pessoas e em equipamentos eletrônicos.

•

Aumento do potencial de incêndios em pastagens e florestas.

Cuidados a serem tomados Entre 20 e 30% – estado de atenção: •

Evitar exercícios físicos ao ar livre entre 11 e 15 horas.

•

midificar o ambiente através de vaporizadores, toalhas molhadas, recipientes com U água, molhamento de jardins, etc.

•

empre que possível, permanecer em locais protegidos do sol, em áreas com vegeS tação, etc.

•

Consumir água à vontade.

Entre 12 e 20% – estado de alerta: •

Observar as recomendações do estado de atenção.

•

Suprimir exercícios físicos e trabalhos ao ar livre entre 10 e 16 horas.

•

Evitar aglomerações em ambientes fechados.

•

Usar soro fisiológico para olhos e narinas.

Abaixo de 12% – estado de emergência: •

Observar as recomendações para os estados de atenção e de alerta.

•

eterminar a interrupção de qualquer atividade ao ar livre entre 10 e 16 horas D como aulas de educação física, coleta de lixo, entrega de correspondência, etc.


3/26/13 6:25 PM

•

eterminar a suspensão de atividades que exijam aglomerações de pessoas em recinD tos fechados como aulas, cinemas, etc., entre 10 e 16 horas.

•

Durante as tardes, manter úmidos os ambientes internos, principalmente quartos de crianças, hospitais, etc.

Inverno e saúde – informação Baixa temperatura, baixa umidade do ar e ventos frios provocam o aumento das moléstias respiratórias durante o inverno e a primavera. A causa principal é a ação de poeiras e de microinsetos (ácaros) que se desenvolvem junto ao mofo e se acumulam nas roupas, cobertores, etc., guardadas por longo tempo nos armários. Algumas recomendações que podem atenuar o efeito são: •

Manter arejados os ambientes internos. No inverno, abrir as janelas entre 10 da manhã e 5 da tarde é uma boa medida.

•

O uso de aparelhos para purificação do ar também pode ser recomendado.

•

Evitar carpetes ou cortinas que acumulem poeira.

•

Evitar roupas e cobertores de lã ou com pelos. Agasalhos recomendados: malha, moletom ou couro.

•

Colocar as roupas típicas de inverno (blusas de lã, cobertores, etc.) no sol.

•

ecobrir colchões, travesseiros e almofadas com plásticos. A cama deve estar afasR tada da parede. Coloque livros e objetos em armários fechados. Limpar a casa com pano úmido (principalmente os cantos do quarto, beiradas e estrados da cama). Evite produtos de limpeza com cheiro ativo, preferindo o álcool.

•

Evitar permanecer em cômodos úmidos, fechados, lidar com papéis, roupas e objetos guardados por muito tempo.

•

Evitar animais de pelo ou pena dentro de casa.

•

Não permitir que fumem em ambientes internos. CENTRO DE PESQUISAS METEOROLÓGICAS E CLIMÁTICAS APLICADAS À AGRICULTURA. Disponível em: . Acesso em: 27 set. 2012.

6

O texto que você acabou de ler tem relação com o conceito de pressão de vapor que discutimos anteriormente. Normalmente, a água existente no ambiente evapora e suas moléculas vão espalhar-se pela atmosfera, na qual pode haver uma quantidade máxima de moléculas de água. No texto são listadas uma série de faixas de umidade relativa do ar e as medidas que devem ser tomadas quando a umidade atinge alguma delas. O texto diz, por exemplo, que se a umidade relativa do ar está abaixo de 12%, devemos considerar estado de emergência. Esses valores têm um significado preciso. Dizer que a umidade do ar está igual a 12% significa dizer que a quantidade de vapor de água presente no ar, naquele momento, é 12% do máximo que poderia estar presente no ar naquela temperatura. Quando a quantidade de vapor é maior do que esse máximo, o ar fica saturado de vapor de água, formando a neblina. Isso também ocorre dentro de uma sauna a vapor, pois o ar da sauna está saturado de vapor, ou seja, a quantidade de vapor já atingiu o máximo possível. ProPriedades coligativas capítulo 6


257 3/26/13 6:25 PM

Iano Andrade/CB/D. A. Press

Quando a quantidade de moléculas de água presentes no ar é muito pequena, temos uma situação na qual sentimos que o ar está “seco”. Essa sensação é muito comum nas regiões Centro-Oeste e Sudeste do Brasil, durante o inverno. Brasília é a cidade mais comumente citada por apresentar esse problema: lá a umidade relativa do ar já chegou a 12%, atingindo, portanto, o estado de emergência. A roupa, em lugares como Brasília, seca muito rapidamente no varal. O suor da pele evapora tão depressa que a pele e os lábios ficam ressecados e, principalmente, os pulmões perdem muito mais umidade do que deveriam, o que causa problemas respiratórios, como bronquite asmática. Quando isso acontece, é recomendável, na hora de dormir, colocar uma bacia com água perto da cama para umidificar o ar. Em casos mais graves (para pessoas que sofrem de bronquite, por exemplo), é bom colocar um vaporizador no quarto (aparelho que produz vapor de água por aquecimento ou por ultrassom). Na falta desse aparelho, é recomendável esticar uma corda ao lado da cama (como se fosse um varal) e pendurar nela um lençol molhado.

Figura 6.8 Brasília (DF), em foto de 2011.

atividade 2

Alex Silva/Arquivo da editora

No estado de Minas Gerais, ao se fazer café, é comum adicionar-se o açúcar à água que será usada. Normalmente, essa adição ocorre quando a água já ferveu e faz com que a ebulição da água seja interrompida.


observando as temperaturas de ebulição de soluções

Figura 6.9 A adição de açúcar à água em ebulição faz com que ela seja interrompida.

Nesta atividade, vamos realizar medidas de temperaturas de ebulição de diferentes soluções para tentar explicar esse fato.


3/26/13 6:25 PM

Material Água destilada, açúcar, sal de cozinha, um termômetro, três béqueres de 300 mL, uma lamparina.

O que fazer a4

a5

Cuidado ao manipular

Preparem os três sistemas indicados no quadro 6.3. Em seguida, aqueçam os sistemas, utilizando a lamparina, e meçam a temperatura de ebulição, utilizando o termômetro. Experimento

Sistema

1

250 mL de água destilada

2

250 mL de água 1 50 g de açúcar

3

200 mL de água 1 50 g de sal

Tenha a lamparina e água cuidado! quente, pois há o risco de queimaduras.

Quadro 6.3 Três sistemas para investigação.

Reproduzam o quadro 6.3 no caderno e acrescentem mais uma coluna intitulada Temperatura de ebulição. Nela, anotem os resultados de suas medidas.

Questões Q4. Discutam com seus colegas de grupo as medidas de temperaturas de ebulição obtidas. Q5. Com base nessas observações, tentem explicar por que a adição de açúcar à água em ebulição, que comentamos em relação ao preparo do café, faz com que a água pare de ferver. Ao realizar essa atividade, vocês puderam constatar que as temperaturas de ebulição das soluções foram maiores que a da água destilada. Essa é uma das razões pelas quais a adição de açúcar à água, no preparo do café, interrompe a ebulição da água. Esse fenômeno é observado sempre que se adiciona um soluto não volátil a um solvente. A explicação para esse fenômeno é que a adição de um soluto não volátil à solução diminui a pressão de vapor do solvente puro. Vocês se lembram de como a temperatura de ebulição está relacionada à pressão de vapor do líquido? Na temperatura de ebulição, a pressão de vapor do líquido iguala a pressão atmosférica. Se a adição de um soluto não volátil diminui a pressão de vapor do solvente, será necessário fornecer mais energia ao sistema até que a pressão de vapor iguale a pressão atmosférica. Assim, a temperatura de ebulição da solução é maior quando comparada à do solvente puro. Por que, porém, a pressão de vapor do solvente diminui com a adição do soluto não volátil? Para entender o que aconteceu, vamos utilizar o conceito de entropia, estudado no capítulo 2 do volume 2. Quando o solvente líquido puro passa para o estado gasoso, há um aumento de entropia, pois a entropia do vapor é maior do que a entropia do líquido. Essa diferença ProPriedades coligativas capítulo 6


6

259 3/26/13 6:25 PM

de entropia entre o líquido e o vapor é diminuída quando se adiciona um soluto não volátil, pois a solução formada tem uma entropia maior do que o solvente líquido puro. Essa diminuição na diferença da entropia entre o sistema líquido e o vapor está, portanto, correlacionada a diminuição da pressão de vapor do líquido, responsável pelo aumento da temperatura de ebulição.

atividade 3

Massimo Di Nonno/Getty Images

observando o congelamento de soluções No início deste capítulo, comentamos que em países nos quais o inverno é rigoroso é comum jogar cloreto de sódio (NaCl) ou cloreto de cálcio (CaCl2) para derreter a neve acumulada nas ruas ou estradas. Nesta atividade, vamos estudar esse fenômeno.

parte a

Gelo doce e gelo salgado

Material Água destilada, dois béqueres e uma solução saturada de cloreto de sódio (NaCl).

O que fazer a6

Coloquem um pouco de água destilada em um béquer. No outro béquer, coloquem a mesma quantidade da solução saturada de NaCl previamente preparada.

a7

Identifiquem os frascos (“água destilada” e “solução saturada de NaCl”) e coloquem-nos no congelador. Observem o que ocorre após 30 minutos de espera. Como vocês explicam o acontecido?

parte B

Figura 6.10 Neve sendo derretida nas ruas pela ação do NaCl (Milão, Itália, 2009).

Pescando um cubo de gelo

Vocês conseguiriam levantar um cubo de gelo sem tocar nele e sem prendê-lo com uma linha dando um nó?

Material Água, sal de cozinha (cloreto de sódio, NaCl), um cubo de gelo, linha de bordar ou barbante bem fino.

O que fazer a8

Deixem a linha de molho na água e, em seguida, coloquem-na em cima do cubo.

a9

Joguem um pouco de sal ao longo da linha. Aguardem cerca de 30 segundos.


3/26/13 6:25 PM

Virem o cubo, retirem-no da mesa e segurem na linha, soltando o cubo de maneira que ele fique pendurado pela linha. a

b

Fotos: Gilberto do Vale Rodrigues/Arquivo da editora

a10

Figura 6.11 a) Coloquem a linha sobre o gelo, após deixá-la de molho na água. b) Vejam como o gelo ficou pendurado pela linha.

Questão para discussão Q6. Vocês seriam capazes de explicar o que observaram? Ao colocar a água destilada e a água com sal no congelador, vocês observaram que a água pura congelou mais rapidamente que a água com sal. Isso ocorre porque a adição do sal diminui a temperatura de congelamento da água. Esse fenômeno é observado sempre que se adiciona um soluto não volátil a um solvente. É por isso que se adiciona cloreto de sódio (NaCl) ou cloreto de cálcio (CaCl2) para derreter a neve acumulada nas ruas ou estradas. Como as temperaturas nos países frios, no inverno, permanecem por vários dias abaixo de 0 ºC, a neve acumulada não derrete espontaneamente. A adição de sal diminui a temperatura de fusão da água, fazendo com que a neve derreta mesmo a temperaturas abaixo de 0 ºC. Por que, contudo, a adição de um soluto não volátil a um solvente provoca a diminuição de sua temperatura de fusão? Para entender o que acontece, vamos utilizar novamente o conceito de entropia. Quando o solvente líquido puro passa para o estado sólido, há uma diminuição da entropia do sistema, pois a entropia do líquido é maior do que a entropia do sólido. Essa diferença de entropia entre o líquido e o sólido é aumentada quando se adiciona um soluto não volátil ao solvente, já que a solução formada tem uma entropia maior do que o solvente líquido puro. Como a diminuição de entropia não favorece uma transformação, esse aumento na diferença da entropia entre o sistema líquido e a solução faz com que fique mais difícil congelar a solução, o que implica a diminuição da temperatura de congelamento/fusão. ProPriedades coligativas capítulo 6


6

261 3/26/13 6:25 PM

alimentos e soluções É usual, no preparo de doces e tortas que levam ameixas-pretas e uvas-passas, deixar as frutas em água por um tempo, para torná-las mais macias. Se vocês observarem bem, notarão que, além de mais macias, as frutas aumentam de tamanho. Por que isso ocorre? Nesta atividade, vamos tentar responder a essa pergunta. Essa atividade deve ser feita em casa, pois envolve o acompanhamento de sistemas por um longo período.


atividade 4 a

b

Material Água destilada, três béqueres de 500 mL, uma lamparina, dois ovos de tamanhos semelhantes, duas ameixas secas, uma cenoura pequena, 250 g de açúcar, 250 mL de vinagre, solução concentrada de água com sal, dois recipientes grandes e uma colher (de sopa).

Figura 6.12 Ameixas antes (a) e depois (b) de serem mergulhadas em água.

O que fazer a11

Coloquem a cenoura em um recipiente, que deve conter a solução concentrada de água com sal (o suficiente para cobrir a cenoura). Deixem o sistema em repouso durante 24 horas. Acompanhem o que está acontecendo de 2 em 2 horas e anotem suas observações no caderno.

a12

Adicionem água destilada ao outro recipiente e, em seguida, coloquem as ameixas secas. Observem o sistema de 2 em 2 horas, por um período de 12 horas. No caderno, anotem o que ocorreu e escrevam uma explicação para o que vocês observaram.

a13

Lavem um dos ovos somente com água e coloquem-no em um dos béqueres contendo 250 mL de vinagre. Verifiquem se o ovo está totalmente coberto pelo vinagre e deixem-no em repouso. No início, observem o experimento por 20 minutos. A seguir, deixem o ovo em repouso por alguns dias e observem-no duas vezes ao dia. Anotem o que forem observando.

a14

Comparem o tamanho desse ovo com o que não foi colocado no vinagre. O que ocorreu?

a15

Com cuidado para não romper a membrana do ovo, retirem o vinagre e o ovo do béquer. Lavem esse ovo com água e devolvam-no para outro béquer, contendo apenas água, de modo que a água cubra completamente o ovo. Observem por alguns minutos e anotem no caderno.

a16

Preparem uma solução supersaturada de açúcar em água, adicionando 250 g de açúcar em 250 mL de água quente. Continuem o aquecimento e agitem a solução até que a dissolução seja completa. Deixem resfriar e coloquem o ovo que ficou imerso no vinagre em contato com a solução por pelo menos um dia. O que vocês observaram?

Cuidado ao manipular

Tenha a lamparina e água cuidado! quente, pois há o risco de queimaduras.


3/26/13 6:25 PM

Fotos : Sérgio Dotta Jr. /Arquivo da editora

Questões

a

Q7. Escrevam no caderno uma equação que represente o que ocorreu quando o ovo entrou em contato com a solução de vinagre. Q8. O ovo flutuou após interagir com o vinagre? Como vocês podem explicar isso?

Considerações finais

b

Ao fazer a atividade, vocês colocaram um dos ovos em contato com o vinagre. Com o passar dos dias, vocês puderam observar que a casca do ovo foi ficando “mais fina”. Isso ocorreu porque o carbonato de cálcio, que constitui a casca do ovo, reagiu com o ácido acético do vinagre, como mostra a equação a seguir: 2H⫹ (aq) ⫹ CaCO3 (s)

CO2 (g) ⫹ H2O (l) ⫹ Ca2⫹ (aq)

Figura 6.13 A foto (a) apresenta o ovo em seu estado natural; (b) mostra o ovo depois de mergulhado no vinagre.

Ao colocar o ovo no vinagre, nosso objetivo foi conseguir uma membrana semipermeável para prosseguirmos nosso estudo sobre uma outra propriedade coligativa: a osmose. Dizemos que essa membrana é semipermeável, pois ela permite a passagem da água de uma solução mais diluída para uma mais concentrada. Ao longo de nossa atividade, observamos que o ovo diminuiu de tamanho inicialmente e aumentou de novo quando colocado em água pura. Em seguida, ao ser colocado em uma solução saturada de açúcar, ele diminuiu de tamanho outra vez. Observamos fenômenos semelhantes com as ameixas secas que foram mergulhadas em um frasco com água destilada, aumentando de tamanho, e com as cenouras, que “murcharam” ao serem colocadas na solução concentrada de sal de cozinha (cloreto de sódio, NaCl). Em todos esses casos, o que ocorreu foi uma transferência de água para dentro ou fora dos alimentos considerados, através de membranas semipermeáveis.

6

A osmose é o processo de transferência da água, ou outro solvente, de uma solução pouco concentrada para outra solução mais concentrada, através da membrana semipermeável.

No caso do ovo que perdeu a casca imerso no vinagre, o interior do ovo perdeu água, pois a solução aquosa externa de vinagre estava mais concentrada em ácido do que a solução aquosa interna. No caso do ovo inchado com água, em contato com a solução de açúcar, a água saiu do interior do ovo porque a concentração de solutos no ovo era menor do que na solução. O que esses fenômenos, porém, tinham em comum? O fato de termos colocado os alimentos em questão em soluções de concentrações diferentes. Não importa qual é essa solução, de vinagre, açúcar ou sal, nos casos em que observamos uma diminuição ou aumento do volume do alimento em questão. O que interessa é a diferença de concentração entre a solução dentro e fora do alimento. ProPriedades coligativas capítulo 6


263 3/26/13 6:25 PM

O processo de osmose também pode ser observado em mecanismos de transporte celular, principalmente entre células vegetais e microrganismos unicelulares. No caso dos vegetais, ocorre o transporte de água do solo úmido (meio menos concentrado) para o interior da raiz (meio mais concentrado). No caso de microrganismos unicelulares de água doce, esses geralmente possuem concentrações de solutos bem maiores que o meio externo (água doce), ocorrendo transporte contínuo de água para o seu interior. Para não estourarem, os microrganismos precisam bombear para fora o excesso de água. O contrário ocorre em microrganismos unicelulares de água salgada, que gastam energia para repor a perda de água para o meio exterior mais concentrado, para impedir que o microrganismo murche.

Questões Q9. Com relação ao aspecto físico, qual é a diferença entre um milho verde cozido em água com sal e um outro cozido somente em água? Justifiquem. Q10. Como vocês podem usar o fenômeno da osmose para a conservação de alimentos? Q11. Vocês acham que um peixe de água doce sobreviveria no mar? E o contrário, um peixe de água salgada sobreviveria em água doce? Justifiquem. Q12. Do ponto de vista biológico, por que a membrana do ovo tem que ser semipermeável? Q13. Vocês observaram que o ovo que perdeu a casca ficou submerso na solução de vinagre e flutuou na solução saturada de açúcar. Expliquem essa observação.

a osmose e o processo de dessalinização de águas A dessalinização é um processo contínuo e natural, envolvido no ciclo da água. Por necessidade de sobrevivência, o homem copiou a natureza e desenvolveu métodos e técnicas de dessalinização das águas com elevado conteúdo salino para obter água doce. Em geral, um sistema de desmineralização de águas contém uma unidade denominada dessalinizador, que separa água salgada em água doce e salmoura. Esse processo tem uma longa história. Há muitos séculos, marinheiros e soldados já utilizavam diferentes técnicas para a obtenção de água doce a partir da água do mar.

Figura 6.14 Um dessalinizador obtém água doce a partir de água salgada. José Luis Roca/AFP/Getty Images

texto 3


3/26/13 6:25 PM

Classic Image/Alamy/Other Images

Louvre, Dpt. des Peintures, Paris, France.

Aristóteles (384-332 a.C.) já havia observado o fenômeno da dessalinização, assim como os sacerdotes egípcios, que aplicavam o princípio da osmose. São Basílio (330-370 d.C.), em uma homilia, registrou que os navegadores bebiam o vapor de água do mar, o qual era recolhido com esponjas. Em 721 d.C., um alquimista árabe escreveu o primeiro tratado sobre dessalinização de águas.

Figura 6.15 Aristóteles e São Basílio.

Um método de dessalinização utiliza o princípio da osmose inversa. A osmose, como vimos, é um processo natural de caráter físico-químico, identificado há mais de duzentos anos. Nela, quando duas soluções, com diferentes concentrações, são separadas em um mesmo recipiente por uma membrana semipermeável, ocorre espontaneamente a passagem do solvente da solução de menor concentração no sentido da solução de maior concentração, até que se estabeleça um equilíbrio. O fluxo ocorre, inicialmente, porque a solução mais concentrada se encontra em um estado de menor energia. No ponto de equilíbrio, a coluna da solução menos concentrada estará, relativamente, abaixo da coluna do lado da solução mais concentrada. A essa diferença de altura entre as colunas das soluções dá-se o nome de pressão osmótica. A osmose inversa é um processo induzido, obtido por intermédio da aplicação mecânica de uma pressão superior à pressão osmótica, do lado da solução mais concentrada, fazendo com que ocorra um fluxo do solvente no sentido da solução de menor concentração salina. Esse princípio físico é utilizado na concepção de operação dos dessalinizadores, nos quais são utilizadas membranas sintéticas. a

6

b pressão osmótica

solução diluída

solução concentrada

membrana semipermeável fluxo osmótico

solução diluída

solução concentrada

membrana semipermeável equilíbrio estável

Figura 6.16 a) O solvente da solução de menor concentração passa para a solução de maior concentração. b) O solvente da solução de maior concentração passa para a solução de menor concentração.

ProPriedades coligativas caPítulo 6


265 3/26/13 6:25 PM

permeado turbo coletor permeado

anel de vedação

fluxo de entrada


A aplicação de membranas sintéticas tornou-se comercialmente viável nos últimos quarenta anos e vem evoluindo rapidamente. Uma membrana, como a utilizada em equipamentos de osmose inversa, consiste basicamente de uma película fina e densa que recobre um substrato poroso.

rejeito espaçador

fluxo de entrada

permeado

membrana transportador de permeado

Figura 6.17 Representação esquemática de membrana de osmose reversa.

Atualmente, em escala mundial, esse processo já responde por cerca de 34% dos cerca de 15 milhões de metros cúbicos de água que são dessalinizados por dia. A demanda de energia de um equipamento de médio porte é de 2 a 4 kWh/m3 de água potável obtida.

eXerCÍCIOS E1. É comum adicionar-se um aditivo especial à água dos radiadores dos carros para evitar que a água “ferva”. Dê uma explicação para esse fato. E2. Nos países frios, no inverno, é comum adicionar-se um aditivo especial à água dos radiadores dos carros para evitar que a água congele. Explique esse fato. E3. Algumas pessoas têm o hábito de jogar sal nos cubos de gelo com o objetivo de resfriar as bebidas mais rapidamente. A partir do que discutimos sobre propriedades coligativas, esse procedimento faz sentido? Justifique sua resposta no caderno.

na internet Neste endereço você vai assistir a um vídeo e observar se faz diferença esquentar água em uma panela com tampa ou sem tampa. Acesso em: 28 nov. 2012.

Neste endereço você vai assistir a um vídeo que mostra um experimento realizado com esferas que ficam invisíveis quando dentro da água. No vídeo você vai observar o que acontece com as esferas quando a concentração da solução é alterada. Acesso em: 28 nov. 2012.

Neste endereço você vai encontrar um artigo que apresenta um experimento simples sobre osmose que você poderá fazer na cozinha de sua casa. Acesso em: 28 nov. 2012.


vits

3/26/13 6:25 PM

Questões de exames Todas as questões devem ser respondidas em seu caderno. Não escreva no livro. Q16. (UEMS) Na cozinha, as panelas de pressão são bastante

QUestÕes FecHadas Q14. (UFMG) Estudaram-se as variações das pressões de vapor

760

solução água pura

0 100 temperatura (em oC)

pressão de vapor (em mmHg)

b) 760

água pura e solução

Q17. (UFMG) Analise o gráfico a seguir, em que estão representa-

das as curvas de pressão de vapor em função da temperatura para três solventes orgânicos: éter etílico (CH3CH2OCH2CH3), etanol (CH3CH2OH) e tetracloreto de carbono (CCl4):



c) 760

água pura solução



da água pura e de uma solução aquosa diluída de sacarose (açúcar de cana), em função da temperatura. O gráfico que descreve, qualitativamente, essas variações é: a)

utilizadas por facilitarem o processo de cozimento dos alimentos. É correto afirmar que o cozimento em uma panela de pressão é mais rápido porque: a) o material da panela de pressão tem alta condutividade térmica, o que ocasiona uma transferência de calor mais eficiente. b) na panela de pressão, a água entra em ebulição em uma temperatura menor do que em uma panela aberta. c) na panela de pressão, a pressão interna pode atingir valores maiores que a pressão atmosférica. d) como a panela de pressão é um sistema adiabático perfeito, ocorre menos perda de calor para o ambiente. e) a válvula da panela de pressão impede que haja perda de calor para o ambiente, permitindo a obtenção de temperaturas maiores no seu interior.


etanol tetracloreto de carbono

6

temperatura (em ºC) Figura 6.19 Questão Q17.

d) pressão de vapor (em mmHg)

éter etílico

760

A partir da análise desse gráfico, é correto afirmar que: a) o CCl4 apresenta maior pressão de vapor. b) o CCl4 apresenta menor temperatura de ebulição. c) o etanol apresenta interações intermoleculares mais fortes. d) o éter etílico apresenta maior volatilidade.

água pura solução 0 100 temperatura (em oC)

Q18. (UFTO) Um estudante colocou volume idêntico de água des-


Q15. (Uece) Os nossos ancestrais descobriram que a carne,

quando era tratada com cloreto de sódio, ficava preservada do ataque bacteriano. Esse processo primitivo de conservação é usado até hoje e a conservação é por: a) oxirredução. c) ação bactericida. b) anticatálise. d) osmose.

tilada em três recipientes (500 mL). No primeiro recipiente foi adicionado 1 mol de NaCl, no segundo foram colocados 2 mols de sacarose e no terceiro 0,5 mol de FeCl3. Considerando que os solutos foram completamente dissolvidos: a) Identifique a solução que deverá apresentar o maior aumento na temperatura de ebulição. b) Calcule a concentração em quantidade de matéria para os íons existentes na solução. ProPriedades coligativas caPítulo 6

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267 3/26/13 6:25 PM

mar, água potável, água destilada e água da chuva. À mesma temperatura, qual(is) dessa(s) água(s) terá(ão) a menor pressão de vapor de água? a) Água potável. b) Água da chuva. c) Água do mar. d) Água destilada e água da chuva. e) Água potável e água do mar. Q20. (UFRJ) Para dessalinizar a água, um método ultimamente

empregado é o da osmose reversa. A osmose ocorre quando se separa a água pura e a água salgada por uma membrana semipermeável (que deixa passar moléculas de água, mas não de sal). A água pura escoa através da membrana, diluindo a salgada. Para dessalinizar a água salobra é preciso inverter o processo, através da aplicação de uma pressão no lado com maior concentração de sal. Para tal, essa pressão exercida deverá ser superior à: a) densidade da água. b) pressão atmosférica. c) pressão osmótica. d) pressão de vapor. e) concentração do sal na água.

A adição de um soluto não volátil à água pura provoca os seguintes efeitos, exceto: a) elevação do seu ponto de congelamento. b) aumento do seu ponto de ebulição. c) abaixamento da pressão de vapor. d) aumento da faixa líquida da solução. Q23. (UFRGS-RS) Indique a alternativa que apresenta uma situa-

ção em que se faz uso de uma propriedade coligativa: a) Adição de álcool anidro à gasolina. b) Uso de sulfato de alumínio para tratamento de água. c) Abaixamento da temperatura da água para adicionar CO2. d) Adição de suco de limão para talhar o leite. e) Preparação de charque por adição de sal à carne. Q24. (Unimontes-MG) Marcos e Mateus resolveram fazer a se-

guinte experiência na cozinha: colocaram a mesma quantidade de água em três recipientes de mesma capacidade. Em seguida, adicionaram açúcar em um deles e sal em outro. Colocaram, então, os três recipientes para aquecer até a ebulição, no mesmo intervalo de tempo, acompanhando o processo com um termômetro e um cronômetro. Avits/Arquivo da editora

Q19. (UFMT) Considere os diferentes tipos de água: água do

Q21. (UFCSPA-RS) Uma das especiarias culinárias do Marrocos

é o “limão em conserva”. Para prepará-lo, insere-se sal no interior de limões parcialmente cortados, que são colocados em um pote e cobertos com mais sal e um pouco de água. O pote é lacrado e guardado durante algumas semanas. O resultado é um limão ressecado do qual se retira a polpa e se aproveita o restante para iguarias. A propriedade diretamente envolvida na preparação desse tipo de conserva é a: a) desidratação de sais. b) cristalização de sais. c) hidrólise de sais. d) pressão osmótica. e) reação de salificação. Q22. (Unimontes-MG) A figura a seguir relaciona o efeito de um

soluto não volátil sobre o diagrama de fase da água:

1

água

água com sal

água com açúcar


Em relação ao observado por Marcos e Mateus, é correto afirmar que a: a) água com sal entra em ebulição mais rapidamente do que a água pura. b) temperatura da água, na ebulição, não varia com a adição de açúcar. c) água sem sal ou açúcar entra em ebulição em temperatura menor. d) temperatura permanece invariável durante a ebulição, em todos os casos.

pressão (atm)

Q25. (UFPB) A escassez de água própria para o consumo hu-

mano tem provocado a busca pelo aproveitamento das águas de oceanos e mares. Para aproveitamento da água salgada, foram desenvolvidos equipamentos de dessalinização que se baseiam na aplicação da osmose reversa. Esses equipamentos têm permitido que bilhões de litros de água potável sejam produzidos anualmente no mundo inteiro. Por definição, a osmose é a passagem de um solvente através de uma membrana semipermeável (MS). Os processos de osmose e osmose reversa estão representados na figura a seguir.

água pura solução

temperatura Figura 6.20 Questão Q22.


vits

3/26/13 6:25 PM

A MS

MS

Água doce Água salgada B MS Água salgada


Água doce

Água salgada

Considerando essas informações e observando a figura, verifica-se: a) Em A e B, os sais conseguem atravessar a membrana semipermeável. b) Em A, o fluxo através da membrana ocorreu no sentido da água salgada para a água doce. c) Em A, a concentração de sais na água salgada foi aumentada. d) Em B, o fluxo de água, no sentido da água salgada para água doce, exigiu aplicação de pressão externa. e) Em A, está representado o processo que ocorre nos dessalinizadores.

Q28. (Unimontes-MG) Os gráficos a seguir mostram os diagramas

de fases da água (gráfico 1) e do gás carbônico (gráfico 2). gráfico 1

Q26. (UEM-PR) Ao se preparar uma salada de folhas de alface,

B

1 atm

C

gelo (sólido) vapor de água (gás)

A

0

100

gráfico 2 Z

73 atm

5,11 atm

X

1 atm

vits

6

CO2 (l)

CO2 (s)

CO2 (g)

Y –78,5

–56,4 temperatura (em ºC)

31,1


Em análise dos diagramas, é incorreto afirmar que: a) o ponto de fusão do gás carbônico aumenta com o aumento da pressão. b) o ponto triplo da água se encontra a uma pressão inferior à do gás carbônico. c) a água (gelo) sofre sublimação a uma pressão de vapor inferior a 4,58 torr. d) o gás carbônico apresenta um ponto de fusão normal igual a 278,5 ºC. ProPriedades coligativas caPítulo 6


374

0,0098 temperatura (em ºC)

Q27. (UFRN) Sorvete em cinco minutos.

Uma receita rápida, prática e que parece mágica para o preparo de um sorvete de morango recomenda o seguinte procedimento: Despeje o leite, o açúcar e a essência de morango num saco de plástico de 0,5 litro e certifique-se de que ele fique bem fechado. Coloque 16 cubos de gelo e 6 colheres de sopa de sal comum (NaCl) num outro saco plástico de 1 litro. Insira o saco de 0,5 litro dentro do saco de 1 litro e feche muito bem. Agite as bolsas de plástico por 5 minutos e, após esse tempo, remova o saco de 0,5 litro de dentro do outro. Em seguida, corte um dos bicos inferiores do saco de 0,5 litro e despeje o sorvete no recipiente de sua preferência.

água líquida (líquido)

4,58 torr

pressão

utilizando sal e vinagre, devemos temperá-la e comê-la imediatamente, pois, ao ser deixada em repouso por alguns minutos, as folhas de alface murcham, dando à salada um aspecto indesejado. Considerando o exposto, é correto dizer que o fato pode ser explicado 01) pelo efeito ácido do vinagre, que contém ácido acético, que é um ácido forte que “queima” as folhas do alface fazendo-as murchar. 02) pelo efeito do calor liberado pela dissolução do sal no vinagre. 04) pelo efeito osmótico, no qual ocorre um movimento da água contida nas folhas da alface para a solução resultante do tempero. 08) pelo efeito de tonoscopia, no qual ocorre um abaixamento da pressão máxima de vapor da água contida nas folhas da alface. 16) pelo aumento da pressão osmótica no interior das células da folha da alface, que aumentam de volume até se romperem, levando ao murchamento das folhas.

D

218 atm

pressão

Água doce

O que parece mágica, ou seja, o congelamento do sorvete a uma temperatura (220 °C) mais baixa que 0 °C, pela solução aquosa de NaCl é explicado pela propriedade coligativa de diminuição da temperatura de início de solidificação. Outro soluto que pode produzir a mesma diminuição da temperatura que o NaCl é a) cloreto de potássio(KCl). b) cloreto de cálcio (CaCl2). c) glucose (C6H12O6). d) glicerina (C3H8O3).

269 3/26/13 6:25 PM

Q29. (UFTM) Três soluções aquosas de nitrato de sódio, nitrato

de alumínio e glicose, com concentrações 0,5 mol/L, foram aquecidas em três béqueres, sob as mesmas condições ambientes, até a ebulição. As temperaturas das três soluções foram monitoradas com três termômetros devidamente calibrados.

16) uma mistura de água com açúcar tem ponto de ebulição maior que água pura. 32) o Mar Morto, na Jordânia, localiza-se a uma altitude de 2395 metros, assim, o ponto de ebulição da água neste local deve ser maior que 100 °C. Q31. (Ufu-MG) O estudo das propriedades coligativas das solu-

Al(NO3)3

ções permite-nos prever as alterações nas propriedades de seu solvente.

C6H12O6 Avits/Arquivo da editora

NaNO3


A solução que a 25 ºC apresenta maior pressão de vapor e a solução que apresenta maior temperatura de ebulição são, respectivamente, a) glicose e nitrato de alumínio. b) glicose e nitrato de sódio. c) nitrato de alumínio e glicose. d) nitrato de alumínio e nitrato de alumínio.

A respeito das propriedades coligativas, assinale a alternativa correta: a) Se for colocada água com glutamato de monossódio dissolvido para congelar em uma geladeira, a temperatura de fusão da água na solução permanecerá a mesma que a da água pura. b) As propriedades coligativas independem do número de partículas do soluto na solução, da natureza das partículas e de sua volatilidade. c) Se forem preparadas duas soluções aquosas de mesma concentração, uma de glutamato de monossódio e outra de açúcar, a temperatura de ebulição da água na solução será maior que a da água na solução de açúcar. d) Em uma panela tampada, a pressão de vapor da solução aquosa de glutamato de monossódio é maior do que a pressão de vapor da água pura porque a presença do sal facilita a evaporação do solvente. Q32. (UFRGS) Assinale a alternativa que completa corretamente

as lacunas no texto a seguir, na ordem em que aparecem.

Texto para a questão Q30:

Dois copos contendo igual volume de líquido são colocados sob uma campânula impermeável, como na figura que segue:

Dois amigos, Carlos e Eduardo, viajam de carro da cidade de Urubici, localizada na serra catarinense a 927 metros de altitude em relação ao nível do mar, para a cidade de Florianópolis. Os rapazes estão se preparando para o vestibular e várias situações ocorrem durante a viagem, nas quais seus conhecimentos de Química são testados por eles mesmos, conforme se pode verificar na questão a seguir.

1

Q30. (UFSC) Chegando ao apartamento dos pais em Florianópo-

lis, Carlos resolve fazer um café. Coloca água para ferver e aguarda. Algum tempo depois comenta: “2 Essa água parece que demora mais para ferver aqui do que em Urubici!”. Com base nas propriedades físicas das substâncias, é correto afirmar que: 01) numa altitude menor a camada de ar sobre o local é maior, logo a temperatura de ebulição da água é maior. 02) a pressão de vapor de um líquido não é dependente da temperatura. 04) devido às forças intermoleculares, o ponto de ebulição da água é maior que o do H2S. 08) um líquido entra em ebulição quando sua pressão de vapor é menor que a pressão atmosférica.

2


e) nitrato de sódio e glicose.


O copo 1 contém água do mar e o copo 2 água pura. Com o tempo, o líquido do copo 1 apresentará um volume //////////////// líquido do copo 2. Esse fato se explica pelo efeito /////////////////. a) maior que o – tonoscópico b) menor que o – tonoscópico c) igual ao – osmótico d) maior que o – osmótico e) menor que o – osmótico


vits

3/26/13 6:25 PM

QUestÕes do eNeM em diferentes altitudes e o gráfico relaciona a pressão de vapor da água em função da temperatura: Altitude (km)

0

1

2

4

6

8

10

líquido


Q33. (Enem) O quadro a seguir registra a pressão atmosférica

válvula de segurança

pressão (em atm)

diagrama de fase da água vapor

5 4 3

líquido

2

vapor

1 0 0

20 40 60 80 100 120 140 160

temperatura (em ºC)

Pressão atmosférica (mmHg)

760 600 480 300 170 120 100

A vantagem do uso de panela de pressão é a rapidez para o cozimento de alimentos e isso se deve a) à pressão no seu interior, que é igual à pressão externa. b) à temperatura de seu interior, que está acima da temperatura de ebulição da água no local. c) à quantidade de calor adicional que é transferida à panela. d) à quantidade de vapor que está sendo liberada pela válvula. e) à espessura da sua parede, que é maior que a das panelas comuns.

pressão de vapor da água em mmHg


800 700 600 500 400 300 200 100 0


Q35. (Enem) Se, por economia, abaixarmos o fogo sob uma pa0

20

40

60

80

100 120 temperatura


Um líquido, num frasco aberto, entra em ebulição a partir do momento em que a sua pressão de vapor se iguala à pressão atmosférica. Considerando os seguintes locais: Cidade

Altitude

Natal (RN)

0 m (nível do mar)

Campos do Jordão (SP)

1 628 m

Pico da Neblina (RR)

3 014 m


Considerando os quadros, o gráfico e os dados apresentados, a temperatura de ebulição: a) será maior em Campos do Jordão. b) será menor em Natal. c) será menor no Pico da Neblina. d) será igual em Campos do Jordão e Natal. e) não dependerá da altitude. Q34. (Enem) A panela de pressão permite que os alimentos se-

jam cozidos em água muito mais rapidamente do que em panelas convencionais. Sua tampa possui uma borracha de vedação que não deixa o vapor escapar, a não ser através de um orifício central sobre o qual assenta um peso que controla a pressão. Quando em uso, desenvolve-se uma pressão elevada no seu interior. Para a sua operação segura, é necessário observar a limpeza do orifício central e a existência de uma válvula de segurança, normalmente situada na tampa. O esquema da panela de pressão e um diagrama de fase da água são apresentados a seguir:

nela de pressão logo que se inicia a saída de vapor pela válvula, de forma simplesmente a manter a fervura, o tempo de cozimento: a) será maior porque a panela “esfria”. b) será menor, pois diminui a perda de água. c) será maior, pois a pressão diminui. d) será maior, pois a evaporação diminui. e) não será alterado, pois a temperatura não varia. Q36. (Enem) A adaptação dos integrantes da seleção brasileira de

futebol à altitude de La Paz foi muito comentada em 1995, por ocasião de um torneio, como pode ser lido no texto a seguir. A seleção brasileira embarca hoje para La Paz, capital da Bolívia, situada a 3 700 metros de altitude, onde disputará o torneio Interamérica. A adaptação deverá ocorrer em um prazo de 10 dias, aproximadamente. O organismo humano, em altitudes elevadas, necessita desse tempo para se adaptar, evitando-se, assim, risco de um colapso circulatório. Adaptado da revista Placar, fev. 1995.

A adaptação da equipe foi necessária principalmente porque a atmosfera de La Paz, quando comparada à das cidades brasileiras, apresenta: a) menor pressão e menor concentração de oxigênio. b) maior pressão e maior quantidade de oxigênio. c) maior pressão e maior concentração de gás carbônico. d) menor pressão e maior temperatura. e) maior pressão e menor temperatura. Q37. (Enem) Em certas regiões litorâneas, o sal é obtido da água

do mar pelo processo de cristalização por evaporação. Para o desenvolvimento dessa atividade, é mais adequado um local: a) plano, com alta pluviosidade e pouco vento. b) plano, com baixa pluviosidade e muito vento. c) plano, com baixa pluviosidade e pouco vento. d) montanhoso, com alta pluviosidade e muito vento. e) montanhoso, com baixa pluviosidade e pouco vento. ProPriedades coligativas caPítulo 6


vits

6

271 3/26/13 6:25 PM

Q38. (Enem) A cal (óxido de cálcio, CaO), cuja suspensão em

água é muito usada como uma tinta de baixo custo, dá 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. Disponível em: . Acesso em: 1 abr. 2010 (adaptado).

A destruição do microambiente, no tronco de árvores pintadas com cal, é 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 vivos do microambiente. Q39. (Enem) Sob pressão normal (ao nível do mar), a água en-

dos, por exemplo, para o cultivo de arroz. As plantas retiram a água do solo quando as forças de embebição dos tecidos das raízes são superiores às forças com que a água é retida no solo. WINKEL, H.L.; TSCHIEDEL, M. Cultura do arroz: salinização de solos em cultivos de arroz. Disponível em: . Acesso em: 25 jun. 2010 (adaptado).

A presença de sais na solução do solo faz com que seja dificultada a absorção de água pelas plantas, o que provoca o fenômeno conhecido por seca fisiológica, caracterizado pelo(a) a) aumento da salinidade, em que a água do solo atinge uma concentração de sais maior que a das células das raízes das plantas, impedindo, assim, que a água seja absorvida. b) aumento da salinidade, em que o solo atinge um nível muito baixo de água, e as plantas não têm força de sucção para absorver a água. c) diminuição da salinidade, que atinge um nível em que as plantas não têm força de sucção, fazendo com que a água não seja absorvida. d) aumento da salinidade, que atinge um nível em que as plantas têm muita sudação, não tendo força de sucção para superá-la. e) diminuição da salinidade, que atinge um nível em que as plantas ficam túrgidas e não têm força de sudação para superá-la.

tra 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 cuidadosaQUestÕes aBertas mente a extremidade mais estreita de uma seringa de injeção, desprovida de agulha, na superfície do líquido Q41. (UFPA) Considerando um sistema construído por uma e, erguendo o êmbolo da seringa, aspirou certa quantimembrana permeável apenas para o soluto e com 200 mL dade de água para seu interior, tapando-a em seguida. em cada compartimento, responda os itens: • Verificando após alguns instantes que a água da seringa compartimento 1 compartimento 2 havia 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. Q40. (Enem) A lavoura arrozeira na planície costeira da região

Sul do Brasil comumente sofre perdas elevadas devido à salinização da água de irrigação, que ocasiona prejuízos diretos, como a redução de produção da lavoura. Solos com processo de salinização avançado não são indica-

solução de NaCl 4,0 mol/L

água destilada

membrana Figura 6.28 Questão Q41.

a) Qual deve ser a concentração final nos dois compartimentos? b) Qual o sentido de migração do soluto no sistema? Q42. (UFTM-MG) Construiu-se uma câmara selada (figura A, a

seguir), contendo dois béqueres, um deles com solvente puro e o outro contendo 125 mL de solução saturada com concentração 148g/L preparada com o mesmo solvente. Após algumas horas, verificou-se a transferência do solvente (figura B). O fenômeno observado na câmara é semelhante ao que ocorre quando duas soluções são separadas por uma membrana semipermeável.


vits

3/26/13 6:25 PM


a) se A e B forem compostos diferentes, explique qual deles é mais volátil; transferência de solvente

figura A

figura B

b) se A e B forem soluções do mesmo solvente e soluto, em diferentes concentrações, explique o que irá acontecer se dois compartimentos idênticos contendo quantidade igual das duas soluções forem separados por uma membrana semipermeável. Q45. (ITA-SP) Foram realizadas duas experiências com dois


a) Compare e justifique as diferenças de pressões de vapor dos dois líquidos que estavam na câmara indicada na figura A. Dê o nome do fenômeno descrito no texto. b) Sabendo-se que o volume de solvente transferido foi 75 mL calcule a concentração da solução, em g/L, que está na câmara indicada na figura B. Q43. (UFTM-MG) Considere duas soluções aquosas:

solução I: 500 mL de solução de cloreto de cálcio 0,1 mol · L21 solução II: 500 mL de solução de glicose 0,2 mol · L21

pressão de vapor

Na figura está representada a curva de pressão de vapor d’água em função da temperatura: H2 O



a) Calcule a massa de cloreto de cálcio utilizada na preparação da solução I. b) Inclua no gráfico, em seu caderno, mais duas curvas referentes às soluções I e II. Q44. (UEG-GO) O gráfico abaixo mostra a pressão de vapor de

pressão de vapor/mmHg

dois sistemas diferentes em função da temperatura.

A

B Figura 6.31 Questão Q44.


Após a análise do gráfico, responda aos itens a seguir.

ovos de galinha. Inicialmente, ambos foram imersos em vinagre até a dissolução total da casca, que pode ser considerada constituída prioritariamente por carbonato de cálcio. Os ovos envoltos apenas em suas membranas foram cuidadosamente retirados do vinagre e deixados secar por um breve período. A seguir, um ovo foi imerso em água pura e, o outro, numa solução saturada de sacarose, sendo ambos assim mantidos até se observar variação volumétrica de cada ovo. a) Escreva a equação química balanceada que descreve a reação de dissolução da casca de ovo. b) O volume dos ovos imersos nos líquidos deve aumentar ou diminuir? Explique sucintamente por que estas variações volumétricas ocorrem. Q46. (Ufscar-SP) Um tipo de sapo do Sudeste da Ásia, Rana can-

crivora, nasce e cresce em locais de água doce, tais como rios e lagos. Depois de atingir seu desenvolvimento pleno neste ambiente, o sapo adulto possui duas características marcantes. A primeira delas é ser dotado de uma pele com alta permeabilidade, que lhe permite trocar eficientemente O2 e CO2 gasosos, água e íons, entre seus tecidos e o meio aquático externo. A segunda característica é que na procura por alimentos ele se move para manguezais, onde o teor salino é muito mais elevado que o do seu meio aquático original. Para evitar os danos que poderiam resultar da mudança de ambientes, o sapo dispõe de recursos metabólicos, que podem envolver a diminuição da excreção de NaCl ou da ureia (H2N2CO2NH2) contidos em seu corpo, sendo que neste caso a ureia não sofre hidrólise. a) Supondo que o controle dos efeitos da mudança de ambiente fosse feito exclusivamente pela retenção de NaCl pelo organismo deste sapo, seria necessária a retenção de 2,63 g de NaCl por 100 mililitros de líquido corporal. Se o controle fosse feito exclusivamente pela retenção de ureia pelo organismo deste sapo, calcule a quantidade, em gramas, de ureia por 100 mililitros de líquido corporal para obter o mesmo efeito de proteção que no caso do NaCl. b) Considerando outra espécie de sapo, cuja pele fosse permeável apenas ao solvente água, escreva o que ocorreria a este sapo ao se mover da água doce para a água salgada. Justifique sua resposta. Dados: massas molares: NaCl 5 58,4 g mol21; ureia 5 60,0 g mol21. ProPriedades coligativas caPítulo 6


vits

6

273 3/26/13 6:25 PM

Potenciais de eletrodos-padrão 2 a 25 ºC Potência de oxidação E0 (V) 13,09 13,045 12,925 12,925 12,89 12,87 12,714 12,52 12,48 12,37 12,37 12,25 12,08 12,07 11,85 11,80 11,66 11,63 11,53 11,18 11,1 10,89 10,81 10,763 10,74 10,65 10,53 10,440 10,41 10,403 10,37 10,342 10,3363 10,277 10,255 10,250 10,2 10,136 10,13 10,126 10,09 0,000 20,1 20,102 20,13 20,141 20,15 20,152 20,153 20,16 20,222 20,32

Reação do eletrodo Solução aquosa ácida 3 N 1 e2 D N32 2 2 LI1 1 e2 D Li K1 1 e2 D K Rb1 1 e2 D Rb Sr21 1 2e2 D Sr Ca21 1 2e2 D Ca Na1 1 e2 D Na La31 1 3e2 D La Ce31 1 3e2 D Ce Mg21 1 2e2 D Mg Y31 1 3e2 D Y 1 H 1 e2 D H2 2 2 31 Sc 1 3e2 D Sc Pu31 1 3e2 D Pu Be21 1 2e2 D Be U31 1 3e2 D U Al31 1 3e2 D Al Ti21 1 2e2 D Ti Zr41 1 4e2 D Zr Mn21 1 2e2 D Mn Nb31 1 3e2 D Nb TiO21 1 2H1 1 4e2 D Ti 1 H2O Ta2O5 1 10H1 1 10e2 D 2Ta 1 5H2O Zn21 1 2e2 D Zn Cr31 1 3e2 D Cr Nb2O5 1 10H1 1 10e2 D 2Nb 1 5H2O Ga1 1 3e2 D Ga Fe1 1 2e2 D Fe Cr1 1 e2 D Cr2 Cd1 1 2e2 D Cd Ti31 1 e2 D Ti21 In31 1 3e2 D In Tl1 1 e2 D Tl Co21 1 2e2 D Co V31 1 e2 D V1 Ni21 1 2e2 D Ni Mo31 1 3e2 D Mo Sn21 1 2e2 D Sn O2 1 H1 1 e2 D HO2 Pb2 1 2e2 D Pb WO3 1 6 H1 1 6e2 D W 1 3H2O 2H1 1 2e2 D H2 TiO1 1 2H1 1 e2 D Ti31 1 H2O Si 1 4H1 1 4e2 D SiH4 C 1 4H1 1 4e2 D CH4 S 1 2H1 1 2e2 D H2S Sn41 1 2e2 D Sn21 Sb2O3 1 6H1 1 6e2 D 2Sb 1 3H2O Cu21 1 e2 D Cu1 BiOCl 1 2H1 1 3e2 D Bi 1 H2O 1 Cl2 AgCl 1 e2 D Ag 1 Cl2 BiO1 1 2H1 1 3e2 D Bi 1 H2O

Potencial de redução E0 (V) 23,09 23,045 22,925 22,925 22,89 22,87 22,714 22,52 22,48 22,37 22,37 22,25 22,08 22,07 21,85 21,80 21,66 21,63 21,53 21,18 21,1 20,89 20,81 20,763 20,74 20,65 20,53 20,440 20,41 20,403 20,37 20,342 20,3363 20,277 20,255 20,250 20,2 20,136 20,13 20,126 20,09 0,000 10,1 10,102 10,13 10,141 10,15 10,152 10,153 10,16 10,222 10,32

274 Mortimer_Quimica_V2_PNLD2015_274a288_Finais.indd 274

3/26/13 6:23 PM

20,337 20,45 20,521 20,536 20,564 20,682 20,72 20,771 20,789 20,799 20,8 20,920 20,987 21,065 21,229 21,33 21,360 21,50 21,5 21,51 21,63 21,7 21,77 21,82 21,9 21,98 22,07 22,65 22,8 23,00

Cu1 1 2e2 D Cu H2SO31 4H1 1 4e2 D S 1 3H2O Cu1 1 e2 D Cu I2 1 2e2 D 2I2 MnO421 e2 D MnO422 O2 1 2H1 1 2e2 D H2O2 H2O2 1 H1 1 e2 D OH 1 H2O Fe31 1 e2 D Fe21 Hg221 1 2e2 D 2Hg Ag1 1 e2 D Ag Rh31 1 3e2 D Rh 2Hg21 1 2e2 D Hg221 Pd21 1 2e2 D Pd Br2 (l) 1 2e2 D 2Br2 O2 1 4H1 1 4e2 D 2H2O 22 Cr2O7 1 14H1 1 6e2 D 2Cr31 1 7H2O Cl2 1 2e2 D 2Cl2 Au31 1 3e2 D Au HO21 H1 1 e2 D H2O2 2 MnO4 1 8H1 1 5e2 D Mn1 14H2O HClO 1 H1 1 e2 D 1/2 Cl2 1 H2O Au1 1 e2 D Au H2O2 1 2H1 1 2e2 D 2H2O Co31 1 e2 D CO21 22 FeO4 1 8H1 1 3e2 D Fe11 4H2O Ag211 e2 D Ag1 O3 1 2H1 1 2e2 D O2 1 H2O F2 1 2e2 D 2F2 OH 1 H1 1 e2 D H2O F2 1 2H1 12e2 D 2HF (aq) Solução aquosa básica

10,337 10,45 10,521 10,536 10,564 10,682 10,72 10,771 10,789 10,799 10,8 10,920 10,987 11,065 11,229 11,33 11,360 11,50 11,5 11,51 11,63 11,7 11,77 11,82 11,9 11,98 12,07 12,65 12,8 13,00

12,69 12,35 11,70 11,3 11,245 11,216 11,05 11,0 10,90 10,877 10,828 10,56 10,56 10,54 10,48 10,24 10,13 10,12 10,076 10,017 20,4 20,401 20,88 20,89 20,9 21,24 2 2,0

Mg(OH)2 1 2e2 → Mg 1 2OH2 H2AlO32 1 H2O 1 3e2 → Al 1 4OH2 SiO322 1 3H2O 1 4e2 → Si 1 6OH2 Cr(OH)3 1 3e2 → Cr 1 3OH2 Zn(OH)2 1 2e2 → Zn 12OH2 ZnO222 1 2H2O 1 2e2 → Zn 14OH2 MoO422 1 4H2O 1 6e2 → Mo 1 8OH2 In(OH)3 1 3e2 → In 1 3OH2 Sn(OH)622 1 2e2 → HSnO221 H2O 1 3O H2 Fe(OH)2 1 2e2 → Fe 1 2OH2 2H2O 1 2e2 → H2 1 2OH2 Fe(OH)3 1 e2 → Fe(OH)2 1 OH2 O2 1 e2 → O22 2 HPbO2 1 H2O 1 2e2 → Pb 1 3OH2 S 1 2e2 → S22 HO221 H2O 1 e2 → OH 1 2OH2 CrO422 1 4H2O 1 3e2 → Cr(OH)3 1 5OH2 Cu(NH3)21 1 e2 → Cu 1 2NH3 O2 1 H2O 1 2e2 → HO22 1 OH2 AgCN 1 e2 → Ag 1 CN2 2 O2 1 H2O 1 e2 → OH2 1 HO22 O2 1 2H2O 1 4e2 → 4OH2 HO22 1 H2O 1 2e2 → 3OH2 2 ClO 1 H2O 1 2e2 → Cl2 1 2OH2 Fe422 1 2H2O 1 3e2 → FeO221 4OH2 O3 1 H2O 1 2e2 → O2 1 2OH2 OH 1 e2 → OH2

22,69 22,35 21,70 21,3 21,245 21,216 21,05 21,0 20,90 20,877 20,828 20,56 20,56 20,54 20,48 20,24 20,13 20,12 20,076 20,017 10,4 10,401 10,88 10,89 10,9 11,24 12,0

Fonte: GENTIL, V. Corrosão. Rio de Janeiro: LTC, 1996. p. 345.


3/26/13 6:23 PM

276

Mortimer_Quimica_V2_PNLD2015_274a288_Finais.indd 276

3/26/13 6:23 PM

7

6

5

4

3

2

1

H

lítio

Li

rubídio

Rb

césio

Cs

4

—

394

—

27 677

270

0,7

377

1,93

28 671

265,4 235

0,8

402

1,53

39 688

berílio

Mg

cálcio

Ca

Sr

rádio

Ra

88

(226)

bário

1,0

591

1,54

842 1484

—

511

5

700 1140

223

0,9

503

3,62

727 1897

217,3 198

0,9

549

2,64

777 1382

215,1 192

Ba

56

137,33

1,0

737

1,74

650 1090

160 136

1,3

901

1,85

197,3 174

estrôncio

38

87,62

20

40,08

magnésio

12

24,31

Be

Sc

ítrio

Y

H

–259 –253

78 30

2,2

nome

89-103

SÉRIE DOS ACTINÍDIOS

57-71

densidade

temperaturas de fusão e ebulição

raio atômico e raio covalente

eletronegatividade

1ª- energia de ionização

número 1 0,09 atômico hidrogênio 1311

símbolo

1,01

599

4,47

1522 3345

181 162

1,2

633

2,99

SÉRIE DOS LANTANÍDIOS

39

88,91

1,4

1541 2836

160,6 144

escândio

21

44,96

3

Propriedade dos elementos dentro das células

frâncio

Fr

massa atômica relativa

87

(223)

55

132,91

37

—

0,8

247,5

85,47

0,89

419

K

63 759

227 203

0,8

494

0,97

98 883

—

0,9

520

0,53

89

1,6

1287 2471

2

113,3

9,01

181 1342

1,0

1311

0,09

potássio

19

39,10

sódio

30

2,2

152 123

153,7

Na

22,99

11

3

6,94

78

–259 –253

hidrogênio

1

1,01

1

Ti

titânio

Zr

háfnio

Hf Rf

1,3

658

4,51

—

—

V

tântalo

Ta

105

1,6

dúbnio

—

—

—

—

—

—

—

729

16,4

3017 5458

143 134

1,5

654

8,57

2477 4744

Db

(262)

73

180,95

nióbio

6,0 649

142,9 134

Nb

41

92,91

—

1,6 1910 3407

132,1

vanádio

23

50,94

5

Cr

W

La

1,1

58

cério

Ce

140,12 1,1

536

6,77

798 3443

182,5 165

89

187,8

actínio

—

1,1

499

tório

Th

232,04

10 90

1051 3198

Ac

(227) —

1,3

608

—

1,5

528

6,77

570

Tc

rênio

Re

Nd

U urânio

1,9

—

—

1,1

—

—

—

—

—

758

20,8

—

1,7

599

ferro

Fe rutênio

Ru 135 126

—

—

—

—

—

—

—

813

22,59

—

1,3

603

cobalto

Co ródio

Rh irídio

Ir

—

1,3

582

paládio

Pd platina

Pt

Eu

európio

—

—

—

—

amerício

578

cobre

Cu prata

ouro

Gd

cúrio

582

zinco

Zn cádmio

Cd Hg

—

—

—

—

—

170

berquélio

1050

603

boro

B

Al

índio

In tálio

Tl

Dy

1,8

578

5,91

30 2204

1,8

557

7,31

157 2072

900

169

carbono

608

C

Sn

Pb

1,2

—

—

—

—

860

203

620

N

P

arsênio

As

Sb

Bi

érbio

Er

férmio

selênio

Se

629

telúrio

Te polônio

Po

—

—

1,3

—

—

—

—

—

813

9,20

254 962

167 153

2,0

872

6,24

450 988

mendelévio

637

flúor

F

bromo

Br I

iodo

astato

At

itérbio

Yb

—

3,0

1253

3,11

–34

99

3,2

1684

1,67

2,7

1140

3,10

59

184 4,93

—

—

—

337

—

2,2

1010

nobélio

641

hélio

neônio

Ar

argônio

Kr

Xe

radônio

Rn

lutécio

Lu

—

—

174

—

—

2082

0,89

—

—

— 1627

—

—

—

—

—

524

9,84

1663 3 402

173,4 156

1,0

1039

9,74

–71 –62

—

1173

5,76

–112 –108

218 209

2,6

1353

3,68

–157 –153

— 189

—

1521

1,75

–189 –186

laurêncio

Lr

(262)

71

174,97

86

(222)

xenônio

54

131,29

—

2376

0,18

–249 –246

criptônio

36

83,80

18

39,95

Ne

20,18

—

— — –269

128

18

He 10

2

4,00

— 103

827 —

— —

—

603

6,90

819 1196

194 170

302

—

114

— 133,3

–7

— 114,2

–102

No

(259)

70

173,05

85

(210)

53

126,90

35

79,90

cloro

Cl

35,45

17

9

58

4,0 –220 –188

70,9

17 19,00

— 102

827 —

— —

—

599

9,32

1545 1950

Md

(258)

túlio

2,1

943

4,39

221 685

174,6 156

Tm 69

2,6

1001

2,07

115 445

143,2 137

Lv

168,93

2,6

1316

1,40

104 104

livermório

116

(292)

84

(209)

52

127,60

34

78,96

S

enxofre

66

215,2 117

oxigênio

O

32,07

16

8

—

3,4 –219 –183

16 16,00

— 101

1527 —

— —

—

591

9,07

1529 2868

175,7 157

1,2

704

9,79

271 1564

155 152

1,9

830

6,68

631 1587

Fm

(257)

68

167,26

bismuto

83

208,98

2,1

947

5,75

182 141

antimônio

51

121,76

33

121

2,2

1014

1,82 (b)

281

— 614***

125

fósforo 74,92

15

44

2,2

1404

1,23

93 (b) /115 (v)**110

30,97

nitrogênio

7

70

–210 –196

71

3,0

* Leia-se carbono grafite ** b – fósforo branco/ v – fósforo vermelho *** Temperatura de sublimação

15 14,01

— 100

—

—

—

582

8,80

1474 2700

einstênio

Es

(252)

hólmio

Ho 67

—

—

—

716

11,3

327 1749

176,6 158

fleróvio

Fl

164,93

114

(289)

1,8

708

7,27

232 2602

175,0 154

chumbo

82

207,21

2,0

763

5,32

938 2833

140,5 140

estanho

50

118,71

2,0

788

2,33

122,5 122

Ge

117 117

1,9

1085

2,2

77

3825***

2,6

1414 3265

germânio

32

72,64

silício

Si

28,09

14

6

*—

—

14 12,01

15,1 99

—

—

—

574

8,55

1412 2567

177,3 159

1,2

591

11,8

304 1473

170,4 155

califórnio

Cf

(251)

1,8

578

2,70

660 2519

162,6 150

disprósio

66

162,50

81

204,38

49

114,82

gálio

1,6

800

2,34

122,1 125

Ga

31

69,72

88

143,1 125

alumínio

13

26,98

14,78 98

—

—

—

566

8,23

1356 3230

178,2 159

Bk

(247)

térbio

Tb

158,93

65

—

—

—

1010

13,53

–39 357

160 144

1,9

867

8,69

321 767

copernício

Cn

112

(277)

1,7

905

7,14

148,9 141

mercúrio

80

200,59

48

112,41

30

1,7 420 907

133,2 125

12 65,38

13,51 97

1345 —

174 —

—

595

7,90

1313 3273

Cm

(247)

1,2

—

—

—

—

180,2 161

gadolínio

64

157,25

roentgênio

—

—

—

892

19,3

1064 2856

Rg

111

2,4

733

10,5

962 2162

144,2 134

Au

(272)

79

1,9

746

8,96

144,4 134

Ag

196,97

47

107,87

29

1,9 1085 2562

127,8 117

11 63,55

12 96

1176 2011

173

549

5,24

822 1529

204,2 185

—

—

—

—

—

—

863

21,5

1768 3825

138 129

2,2

804

12,0

1555 2963

Am

(243)

63

2,2

737

8,90

137,6 128

darmstádtio

151,96

1,9 1455 2913

124,6 115

Ds

110

(271)

78

195,08

46

19,7 95

640 3228

151

545

7,52

níquel

Ni

106,42

28

58,69

10

5

83

2,0 2075 4000

13 10,81

Gases nobres

Não metais

Metais

Os dados contidos nesta tabela periódica estão de acordo com as recomendações de 1º- junho 2012 da Iupac e da Iupap (International Union of Pure and Applied Chemistry/ International Union of Pure and Applied Physics ou, em português, União Internacional de Química Pura e Aplicada/União Internacional de Física Pura e Aplicada, respectivamente). Em 2005, esta tabela foi revisada e atualizada sob consultoria de Reiko Isuyama (ex-professora do Instituto de Química da Universidade de São Paulo e integrante do Comitê Executivo do Comitê de Ensino de Química da Iupac) com colaboração de Jorge A. W. Gut (professor da Escola Politécnica da Universidade de São Paulo). Em 2010, esta tabela foi revisada e atualizada sob consultoria de Álvaro Chrispino (atual professor do Cefet-RJ e Fellow Iupac e representante nacional do Comitê de Educação Química da Iupac – até 2007).

plutônio

Pu

(244)

samário

1074 1794

Sm

62

1,2

—

—

—

—

180,2 166

—

—

—

867

22,5

2446 4428

135,7 126

2,2

721

12,4

1964 3695

Mt

150,36

2,3

763

8,86

134,5 125

meitnério

109

(268)

77

192,22

45

1,9 1495 2927

125,3 116

9

102,91

27

58,93

20,2 94

644 3902

150

541

7,26

1042 3000

Np netúnio

—

—

181,0

Pm

(237)

2,2

712

12,1

3033 5012

promécio

61

(145)

hássio

134 124

2,2

763

7,87

2334 4150

Hs

108

(277)

ósmio

Os

76

190,23

44

1,8 1538 2861

124,1 116,5

8

101,07

26

55,85

19,1 93

1135 4131

154

532

7,01

1021 3074

182,1 164

bóhrio

238,03

11 704

3816 5596

neodímio

60

—

2,1

137,0 128

Bh

144,24

107

(264)

75

186,21

7,3 716

2157 4265

135,8

tecnécio

43

(98)

1,6 124 117

1246 2061

Mn

7

manganês

25

54,94

15,4 92

1572 4027

160,6

protactínio

Pa

231,04

11,7 91

1750 4787

179,8

1,1

—

—

—

—

931 3520

praseodímio

Pr

140,91

59

SÉRIE DOS ACTINÍDIOS

541

6,15

918 3464

187,7 169

lantânio

57

138,91

—

—

—

758

19,3

182,8 165

seabórgio

Sg

106

(266)

1,7 3422 5555

137,0 130

tungstênio

74

183,84

683

10,2

2623 4639

Mo

2,2

654

7,15

136,2 129

molibdênio

42

—

1,7 1907 2671

124,9

6

crômio 95,96

24

52,00

SÉRIE DOS LANTANÍDIOS

—

—

—

—

—

658

13,3

2233 4603

156,4 144

1,3

641

6,52

1855 4409

160 145

rutherfórdio

104

(261)

72

178,49

1,5 1668 3287

144,8 132

zircônio

40

91,22

22

47,87

4

Os elementos de números atômicos 113, 115, 117 e 118 não constam na tabela porque, apesar de relatados por pesquisadores, até junho de 2012 ainda não haviam sido referendados pela Iupac/Iupap. As massas atômicas relativas são listadas com arredondamento no último algarismo. As massas atômicas entre parênteses representam valores ainda não padronizados pela Iupac. Os valores de eletronegatividade estão na escala de Pauling. Nessa escala, a eletronegatividade do flúor, elemento mais eletronegativo, é 4,0. O valor para o frâncio, elemento menos eletronegativo, é 0,7. Os valores de raio atômico e raio covalente são dados em pm (picômetros): 1 pm = 10–12 m. Os valores de temperatura de fusão e de ebulição são dados em ºC (graus Celsius). Os valores de densidade para sólidos e líquidos são dados em g/cm3 (gramas por centímetro cúbico) e, para gases, em g/L (gramas por litro). Os valores da 1ª- energia de ionização são dados em kJ/mol (quilojoules por mol). Os traços indicam valores desconhecidos. As cores nos símbolos dos elementos indicam o estado físico a 25 ºC e a 1 atm de pressão: azul – estado líquido; roxo – estado gasoso; preto – estado sólido; cinza – estado físico desconhecido. A classificação dos elementos boro, silício, germânio, arsênio, antimônio, telúrio e polônio em semimetais ou metaloides não é reconhecida pela Iupac. Observação: As cores utilizadas nesta tabela não têm significado científico; são apenas recursos visuais pedagógicos.

Tabela periódica

Tabelas

QUIMICA_Mort_FINAIS_Volume 2_pg274a288.indd_1aprova_ avits Mortimer_Quimica_V2_PNLD2015_274a288_Finais.indd 277

277

11/04/2013 15:45

9,323

12

7,646

20

6,113

38

5,695

56

5,212

88

5,278

5,392

11

5,139

19

4,341

37

4,171

55

3,894

87

4,073

primeira energia de ionização (ev)

89/103

57/71

6,217

39

6,562

21

3 3B

símbolo

13,598

1

4

3

número atômico

2 2A

5,170

89

5,577

57

6,825

72

6,634

6,307

90

5,539

58

7,550

73

6,759

41

6,746

6,828 40

23

5 5B

22

4 4B

5,890

91

5,464

59

7,864

6,194

92

5,525

60

7,834

75

7,280

7,092 74

43

7,434

25

7 7B

42

6,767

24

6 6B

6,266

93

5,580

61

8,438

76

7,361

44

7,902

26

8 8B

Gases nobres

Não metais

Metais

11 1B

12 2B

13 3A

14 4A

15 5A

16 6A

17 7A

6,026

94

5,644

62

8,967

77

7,459

45

7,881

27

9 8B

5,974

95

5,670

63

8,959

78

8,337

46

7,640

28

10 8B

6,020

96

6,150

64

9,226

6,230

97

5,864

65

10,438

80

8,994

7,576 79

48

9,394

30

47

7,726

29

6,300

98

5,939

66

6,108

81

5,786

49

5,999

31

6,420

99

6,022

67

7,417

82

7,344

50

7,899

32

8,152

14

5,986

11,260

13

6

8,298

5

6,500

100

6,108

68

7,286

83

8,608

51

9,789

33

10,487

15

14,534

7

6,580

101

6,184

69

8,417

84

9,010

52

9,752

34

10,360

16

13,618

8

6,650

102

6,254

70

.

.

103

5,426

71

10,749

86

.

10,451 85

54

14,000

36

15,760

18

21,585

10

53

11,814

35

12,968

17

17,423

9

24,587

2

1

13,598

18 0 ou 8A

1 1A

Valores da primeira energia de ionização

Respostas Capítulo 1 – Soluções e solubilidade E21.

Exercícios E1. NaClO (s) 1 NaOH (s) 1 NaCl (s) 1 H2O (l) → NaClO (aq) 1 1 NaOH (aq) 1 NaCl (aq) 1 H2O (l) ou NaClO (s) 1 NaOH (s) 1 NaCl (s) 1 H2O (l) → → 3 Na1 (aq) 1 ClO2 (aq) 1 OH2 (aq) 1 Cl2 (aq) 1H2O (l) E2. Na

IntensiMassa Volume Concen- ConcenConcentração dade da Solu- do da tração tração em relação coloração soluto solução (g/L) (mol/L) à solução 1** * ção (g) (mL) 1

4,5

150

30

0,1

3

—

2

0,6

10

60

0,2

4

2 vezes mais

3

0,6

40

15

0,05

2

2 vezes menos

4

0,3

60

5

0,017

1

6 vezes menos

OH Na

ClO

Cl

Na

Na

Na

Na

OH

Cl

Figura R.1 Exercício E2.

E3. 20% p/p E4. 800 mL de solução E5. 150 g de soluto E6. 50 g NaCl E7. 20% v/v E8. c E9. 425 g de ácido sulfúrico. E10. a) 120 g b) 30 g de sal c) Não, 25 g de sal. E11. a) 48 g. b) 48% p/V. c) 480 g/L. E12. 2 g E13. 5 g E14. 1,2 g/L E15. 4,5 g E16. 150 mL E17. c 5 0,03 g/mL E18. c1 5 30 g/L E19. c2 5 60 g/L c3 5 15 g/L c4 ? 60 mL ⇒ c4 5 5 g/L E20. c15 0,102 mol/L ≈ 0,1 mol/L

ClO

Quadro R.1 * Numere da solução de cor menos intensa até a solução de cor mais intensa; ** Indique quantas vezes a solução é mais ou menos concentrada que a solução 1.

E22. a) É uma solução que contém eletrólitos (íons solúveis), e é capaz de repor os sais minerais perdidos pelo organismo por meio da transpiração quando, por exemplo, o indivíduo realiza exercícios físicos. 22,8 kcal · 473 mL = 107,8 kcal b) Q = 100 mL c) c(K1) 5 0,01% p/V d) c(Cl2) 5 0,42 g/L e) Como foi dito no item a, uma das finalidades possíveis é a de repor os sais minerais perdidos por indivíduos em exercícios físicos, por meio da transpiração. E23. AgNO3 (aq) 1 NaCl (aq) → AgCl (s) 1 NaNO3 (aq) AgNO3 (aq) 1 HCl (aq) → AgCl (s) 1 HNO3 (aq) 2 AgNO3 (aq) 1 H2SO4 (aq) → Ag2SO4 (s) 1 2 HNO3 (aq) 2 AgNO3 (aq) 1 Na2CO3 (aq) → Ag2CO3 (s) 1 2 NaNO3 (aq) 2 AgNO3 (aq) 1 BaCl2 (aq) → 2 AgCl (s) 1 Ba(NO3)2 (aq) 2 HCl (aq) 1 Na2CO3 (aq) → 2 NaCl (aq) 1 CO2 (g) 1 H2O (l) H2SO4 (aq) 1 Na2CO3 (aq) → Na2SO4 (aq) 1 CO2 (g) 1 H2O (l) H2SO4 (aq) 1 BaCl2 (aq) → BaSO4 (s) 1 2 HCl (aq) Na2CO3 (aq) 1 BaCl2 (aq) → BaCO3 (s) 1 2 NaCl (aq) E24. Massa de AgCl (s) formado na reação entre AgNO3 (aq) e NaCl(aq): 0,14 g. Massa de AgCl (s) formado na reação entre AgNO3 (aq) e HCl (aq): 0,14 g. Massa de AgCl (s) formado na reação de AgNO3 (aq) e BaCl2 (aq): 0,14 g. Massa de Ag2SO4 (s) formado na reação de AgNO3 (aq) e H2SO4 (aq): 0,16 g. Massa de Ag2CO3 (s) formado na reação entre AgNO3 (aq) e Na2CO3 (aq): 0,14 g. Massa de BaSO4 (s) formado na reação entre H2SO4 (aq) e BaCl2 (aq): 0,23 g. Massa de BaCO3 (s) formado na reação de Na2CO3 (aq) e BaCl2 (aq): 0,20 g. E25. Em todas as reações nas quais a proporção estequiométrica entre os reagentes foi de 2:1, o reagente cujo coeficiente de balanceamento foi 1 estava em excesso. As equações são: 2 AgNO3 (aq) 1 H2SO4 (aq) → Ag2SO4 (s) 1 2 HNO3 (aq) 2 AgNO3 (aq) 1 Na2CO3 (aq) → Ag2CO3 (s) 1 2 NaNO3 (aq)

278 QUIMICA_Mort_FINAIS_Volume 2_pg274a288.indd_1aprova_ avits Mortimer_Quimica_V2_PNLD2015_274a288_Finais.indd 278

11/04/2013 15:45

2 AgNO3 (aq) 1 BaCl2 (aq) → 2 AgCl (s) 1 Ba(NO3)2 (aq) 2 HCl (aq) 1 Na2CO3 (aq) → 2 NaCl (aq) 1 CO2 (g) 1 H2O (l) Como foram adicionados 1 ? 1023 mol de cada reagente, tem-se que, na proporção 2:1, reage 1 ? 1023 mol do reagente de coeficiente 2 com 0,5 ? 1023 mol do reagente de coeficiente 1. Os reagentes em excesso, de acordo com a ordem das reações citadas foram H2SO4, Na2CO3, BaCl2 e Na2CO3. Em cada caso, há um excesso de 0,5 ? 1023 mol desses reagentes. E26. • Na reação equacionada a seguir, a concentração do NaNO3 (aq) será: Ag 2NO3 (aq) + NaCl(aq)→ AgCl(s) + NaNO3 (aq) 1 ⋅10−3 mol

1 ⋅10−3 mol

1 ⋅10−3 mol

1 ⋅10−3 mol

0,001 mol 1 mmol = 0,05 mol/L, ou ainda: C = = 0,05 mol/L 0,020 L 20 mL • Na reação equacionada a seguir, a concentração do NaNO3 (aq) será: C=

2 AgNO3 (aq) + Na2CO3 (aq)→ Ag 2CO3 (s) + 2 NaNO3 (aq) 1 ⋅10−3 mol

0,5 ⋅10−3 mol

0,5 ⋅10−3 mol

1 ⋅10−3 mol

0,001 mol 1 mmol = 0,05 mol/L, ou ainda: C = = 0,05 mol/L 0,020 L 20 mL • Na reação equacionada a seguir, a concentração do Ba(NO3)2 (aq) será: C=

2 AgNO3 (aq) + BaCl2 (aq)→ 2 AgCl(s) + Ba(NO3 )2 (aq) 1 ⋅10−3 mol

0,5 ⋅10−3 mol

1 ⋅10−3 mol

0,5 ⋅10−3 mol

0,0005 mol = 0,025 mol/L, ou ainda: 0,020 L 0,5 mmol C= = 0,025 mol/L 20 mL • Na reação equacionada a seguir, a concentração do NaCl (aq) será: 2 HCl(aq) + Na2CO3 (aq)→ 2 NaCl(aq) + CO2 (g) + H2O() l C=

1 ⋅10−3 mol

0,5 ⋅10−3 mol

1 ⋅10−3 mol

0,5 ⋅10−3 mol

0,5 ⋅10−3 mol

0,001 mol 1 mmol = 0,05 mol/L, ou ainda: C = = 0,05 mol/L 0,020 L 20 mL • Na reação equacionada a seguir, a concentração do Na2SO4 (aq) será: H2SO4 (aq) + Na2CO3 (aq)→ Na2SO4 (aq) + CO2 (g) + H2O() l C=

1 ⋅10−3 mol

1 ⋅10−3 mol

1 ⋅10−3 mol

1 ⋅10−3 mol

1 ⋅10−3 mo

0,001 mol 1 mmol = 0,05 mol/L, ou ainda: C = = 0,05 mol/L 0,020 L 20 mL • Na reação equacionada a seguir, a concentração do NaCl (aq) será: Na2CO3 (aq) + BaCl2 (aq)→ BaCO3 (s) + 2 NaCl(aq) C=

1 ⋅10−3 mol

1 ⋅10−3 mol

1 ⋅10−3 mol

2 ⋅10−3 mol

0,002 mol 2 mmol = 0,10 mol/L, ou ainda: C = = 0,10 mol/L 0,020 L 20 mL E27. • Na reação: 2 HCl(aq) + Na2CO3 (aq)→ 2 NaCl(aq) + CO2(g) + H2O() l C=

1 ⋅10−3 mol

0,5 ⋅10−3 mol

1 ⋅10−3 mol

05 ⋅10−3 mol

0,5 ⋅10−3 mol

Formou-se 0,5 ? 1023 mol de CO2 (g). Considerando que a massa atômica do carbono é 12,0 g/mol e a do oxigênio é 16,0 g/mol, a massa molar do CO2 é: M 5 12,0 g/mol 1 (2 ? 16,0 g/mol) 5 44 g/mol. A perda de massa do sistema corresponde à massa de 0,5 ? 1023 mol de CO2: 0,022 g. • Na reação: H2SO4 (aq) + Na2CO3 (aq)→ Na2SO4 (aq) + CO2(g)+ H2O() l 1 ⋅10−3 mol

1 ⋅10−3 mol

23

1 ⋅10−3 mol

1 ⋅10−3 mol

1 ⋅10−3 mol

Formou-se 1 ? 10 mol de CO2 (g). A massa molar do CO2 é 44 g/ mol e a perda de massa do sistema corresponde à massa de 1 ? 1023 mol de CO2: 0,044 g. E28. a) 1 mol/L c) 0,2 mol/L e 0,8 mol/L b) 1 mol/L d) 7 g e 28 g

E29. a) 150 g/L b) 5 mL c) 1,5 mol/L E30. Solução I. E31. a) 5 ? 10–4 mol e 0,049 g. b) 2 mol e 0,196 kg. E32. 0,02 mol e 0,01 mol.

Questões de Exames Q45. b Q46. b Q47. d Q48. c Q49. b Q50. d Q51. c Q52. e Q53. a Q54. b Q55. b Q56. b Q57. b Q58. b Q59. d Q60. a Q61. a Q62. c Q63. b Q64. c Q65. e Q66. d Q67. a) Água: H2O; oxigênio: O2. b) O oxigênio que os peixes respiram é o gás oxigênio (O2), que se encontra dissolvido na água do rio, e não o oxigênio da água. Q68. As mensagens, escritas em papel com uma solução de Pb(NO3)2, poderiam ser lidas se as folhas fossem imersas em soluções de Nal ou Na2S, ambos solúveis em água. Seriam formados, respectivamente, Pbl2, sólido amarelo, e PbS, sólido preto, tornando as mensagens visíveis. Q69. a) A solução final será básica. b) c (NaOH) 5 0,025 mol/L. c) pH 5 7, a solução resultante é neutra. Q70. a) 500 L b) 100 g c) A água da chuva não contém sais dissolvidos como a água do mar. No processo de evaporação da água do mar, apenas as moléculas de água passam do estado líquido para o gasoso, enquanto os eletrólitos permanecem em solução. Então, quando chove, ocorre a condensação da água que está na atmosfera sob a forma de vapor. Q71.a) 4 NH3 1 5 O2 → 4 NO 1 6 H2O 2 NO 1 O2 → 2 NO2 3 NO2 1 H2O → 2 HNO3 1 NO b) c 5 14 mol/L; Vi 5 8,93 mL ≅ 9 mL Q72. 14,8 mg Q73. a) 16,4 g de Na3PO4 b) Na3PO4 (aq) → 3Na1 (aq) 1 PO432 (aq) c) 0,3 mol/L Q74. a) HCl (l) 1 NaOH (s) → NaCl (s) 1 H2O (l) b) 2,4 mol/L de NaOH c) 9,6%, não pode ser usada. Q75. a) 7 g de álcool. b) 8,75 mL de álcool. c) 168,3 mL de uísque. 1 Q76. a) SO2 (g) 1 O (g) → SO3 2 2 b) 0,240 g de SO3. c) 0,003 mol/L. Q77. a) 452,40 mg b) 192,40 mg ou 0,1924 g. c) 0,180 g de glicose. RESPOSTAS


279 3/26/13 6:23 PM

Capítulo 2 – Termoquímica: energia nas mudanças de estado físico e nas transformações químicas Exercícios E1. Porque o metal é melhor condutor térmico que o ar. E2. Porque ocorre uma rápida transferência de calor da mão para a fôrma de alumínio que congela as gotículas de água na superfície da pele, fazendo com que os dedos fiquem aderidos à fôrma. E3. Q 5 m1 ? cágua ? T ⇒ 3 500 cal 5 mágua ? 1 cal/g ºC ? (37 2 0) ºC ⇒ mágua 5 94 594 g, ou seja, aproximadamente 95 litros de água (dágua5 1,0 g/mL). Portanto, essa teoria não é viável. E4. manel 5 24,8 g E5. Tfinal 5 302 K 5 29 ºC E6. a) exotérmica H2O (l)

DEp H2O (s)


b) exotérmica c) exotérmica E7. O álcool se dissolve espontaneamente na água, mas a separação dessa mistura em seus componentes requer grande quantidade de energia (e não ocorre completamente, pois há formação de uma mistura azeotrópica). As águas dos rios descem as cachoeiras, nunca sobem. E8.

reflexão

absorção Figura R.3 Exercício E8.

E9.

condensação


condensação

polos

tropicos

polos


E10. São liberados 8,136 ? 1019 kJ por ano na condensação do vapor. E11. Serão necessárias aproximadamente 1,355 ? 1016 usinas. E12. 36 ? 1015 kg de acetona liberariam 1,9 ? 1019 kJ por ano. A água (8,13 ? 1019 kJ por ano) libera 4,35 vezes mais energia que a acetona. E13. Q 5 8 360 J E14. T 5 597 ºC e Tfinal 5 617 ºC E15. T 5 38,5 ºC e Tfinal 5 58,5 ºC E16. O ar, por ter menor capacidade calorífica que a água, absorve energia e se aquece mais rapidamente durante o dia, mas durante a noite, quando cessa a fonte de energia, se esfria rapidamente, enquanto a

água demora a se esfriar. Portanto, quanto maior a capacidade calorífica de um material, mais lentamente ele se aquece e se resfria. E17. Resposta pessoal. E18. Queima de uma vela, derretimento do gelo e a chuva, apodrecimento dos alimentos. E19. a) O processo é exotérmico; então, H < 0. O S > 0, pois a presença de maior quantidade de produtos gasosos justifica o aumento da entropia. Como G 5 H 2 T ? S, H < 0 e S > 0, o G será menor que zero para qualquer temperatura. Portanto, o processo é espontâneo. b) A dissolução do cloreto de sódio em água é um processo endotérmico; então, H > 0. O S > 0, porque a entropia da solução é maior que a entropia do soluto e do solvente separados. Então, G será menor que zero e, portanto, o processo será espontâneo, apenas quando o produto (T ? S) for maior, em módulo, que o valor do H. c) A fusão é um processo endotérmico, H > 0. A entropia do líquido é maior que a do sólido; portanto, S > 0. Então, G será menor que zero e, portanto, o processo será espontâneo, apenas quando o produto (T ? S) for maior, em módulo, que o valor do H. d) A vaporização da água é um processo endotérmico, H > 0. A entropia do gás é maior que a do líquido, portanto S > 0. Então, G será menor que zero e, portanto, o processo será espontâneo, apenas quando o produto (T ? S) for maior, em módulo, que o valor do H. e) A formação de ferrugem é um processo exotérmico, H < 0. O S < 0, pois os reagentes são sólidos e líquidos e o produto é sólido, o que faz diminuir a entropia. Então, G será menor que zero e, portanto, o processo será espontâneo, apenas quando o produto (T ? S ) for menor, em módulo, que o valor do H. f) A liquefação é um processo exotérmico, H < 0. O S < 0, pois passa do estado gasoso para o estado líquido, diminuindo a entropia. Então, G será menor que zero e, portanto, o processo será espontâneo, apenas quando o produto (T ? S) for menor, em módulo, que o valor do H. g) O S < 0, pois duas soluções levam a um produto sólido, diminuindo a entropia. No entanto, não temos informação sobre o H da reação. Sabe-se que a reação é espontânea, pois basta misturar as duas reações para que ocorra a precipitação imediata do iodeto de chumbo. Então, o G só poderá ser negativo se a reação for exotérmica. h) O S > 0. O mais provável é que H < 0, pois em geral as dissoluções são exotérmicas (mas não é regra). Portanto, G será menor que zero, espontâneo, a qualquer temperatura. E20. Tornando o valor do G negativo, ou seja, menor que zero. Em cada caso as condições foram informadas.

Questões de Exames Q51. d Q53. d Q55. c Q57. b Q58. a) V Q59. a Q61. a Q63. e Q65. c Q67. b Q69. b

Q52. b Q54. d Q56. d b) F Q60. Q62. Q64. Q66. Q68. Q70.

c) V

d) F

a e c d d c


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Q87. a) H 5 2327 kJ b) Q 5 21 280 kJ Q88. H 5 1 2 803 kJ/mol C6H12O6 Q89. a) A partir da tabela obtemos as seguintes equações: Htotal 5 (1467 1 2(1335) 2 1124) kJ 5 113 kJ

b) Teremos: H 5 Hp 2 Hr H 5 (–1124) – (–467 – 670))kJ H 5 +13 kJ Q90. a) Hfinal 2 108 kJ b) E(liberada) 5 930 kJ (Reação exotérmica). Q91. E 5 2 8,66 kJ e H5 2 8,66 kJ/3 g H2O2 (l) Q92. a) C6H12O6 → 6CO2 + 6H2O (oxidação total) C6H12O6 leveduras  →2C2H6O + 2CO2 (oxidação parcial) b) H 5 2670 kcal Q93. a) éster O H3C

C O

CH3

Interbits ®

Q71. b Q72. a Q73. a Q74. b Q75. b Q76. e Q77. a Q78. e Q79. a Q80. b Q81. c Q82. d Q83. b Q84. a Q85. a) C12H22O11 1 12 O2 → 12 CO2 1 11 H2O b) Q 5 2 600 cal c) Qcombustão 5 1 300 000 cal/mol 1 Q86. a) SnO2(s) → Sn (s) 1 2 O2(g) H 5 1581 kJ/mol 1 b) SnO(s) 1 2 O2 (g) → SnO2 (s) H2 5 2295 kJ/mol

Figura R.5 Questão Q93.

b) H 5 25 kJ a reação é exotérmica

Capítulo 3 – Cinética química: controlando a velocidade das reações químicas Exercícios

Questões de Exames

E1. a) velocidade de reação no frasco 1 < velocidade de reação no frasco 2 No frasco 2 observa-se a presença de catalisador, que acelera as reações químicas, diminuindo a barreira de energia de ativação. b) Após o término da reação, a massa de produtos formada nos dois frascos será a mesma. A reação se completará mais rapidamente no frasco 2 (maior velocidade), mas como o número de partículas reagentes (A e B) nos dois frascos é igual, a quantidade de produto (AB) formado será a mesma. c)

C

AB

AB AB

C AB

C


d) A solução torna-se azul devido à formação da substância AB. E2. a) 1a modificação: aumentar a quantidade de vinagre. O aumento da concentração de um dos reagentes promove um aumento na velocidade da reação. 2a modificação: aumentar a temperatura da água adicionada. O aumento da temperatura promove um aumento na velocidade de reação, em virtude do aumento da energia cinética média das partículas reagentes. b) Considerando que a concentração seja dada em p/V, constata-se que em cada 100 mL de solução existem 5 g de ácido acético e, portanto, 50 g/L. Da mesma forma, se considerarmos 1 000 mL de solução, teremos 50 g de ácido acético. A massa molar do ácido acético é 60 g/mol; logo, 50 g = 0,83 mol. n= 60 g/mol Essa quantidade (0,83 mol) está contida em 1 litro de vinagre e, portanto, sua concentração é 0,83 mol/L. 1 E3. a) CO (g) 1 O2 (g) CO2 (g) 2 b) Provavelmente, a energia de ativação para essa reação é muito alta. O conversor catalítico participa da reação (sem, entretanto, ser consumido) diminuindo a barreira de energia de ativação.

Q32. a Q34. d Q36. a Q38. e Q40. d Q42. e

Q33. Q35. Q37. Q39. Q41. Q43.

c c c c d c

Q44. b Q45. 218 5 10 Q46. d Q47. c Q48. c Q49. a) No teste I, o comprimido se dissolveu mais rápido em água morna, porque o aumento da temperatura aumenta a velocidade das reações químicas. b) No teste II, a reação ocorreu mais rapidamente usando-se o comprimido finamente triturado, porque com esse procedimento, há aumento da superfície de contato do sólido e, portanto, aumento da velocidade da reação. Q50. a) A função do níquel de Raney, na reação de hidrogenação de dextrose, é de catalisador. b) O catalisador (níquel de Raney) diminui a energia de ativação, consequentemente, a velocidade da reação aumenta. Q51. NH3

→

HNO3

−3  → +5 oxida•‹o

A primeira etapa do processo de Ostwald é exotérmica, pois a energia potencial dos produtos é inferior à dos reagentes. Q52. a) Al2O3(s) + 6HCl(aq) → 2AlCl3(aq) + 3H2O(l) ou Al2O3(s) + 6H+(aq) + 6Cl–(aq) → → 2Al3+(aq) + 6Cl–(aq) + 3H2O(l) ou Al2O3(s) + 6H+(aq) + 6Cl– (aq) → → 2Al3+(aq) + 6Cl–(aq) + 3H2O(l) Al2O2(s) + 6H+ (aq) → 2Al3+ (aq) + 3H2O(l) ou Al2O3(s) + 6H3O+ (aq) + 6Cl–(aq) → → 2Al3+(aq) + 6Cl–(aq) + 9H2O(l) RESPOSTAS


281 3/26/13 6:23 PM

b) Analisando o gráfico, a partir do tempo T1 a velocidade de corrosão da liga metálica aumenta na presença da solução de ácido clorídrico. Na presença da solução aquosa de hidróxido de sódio, a velocidade permanece constante. Q53. a) Curva I, pois apresenta a maior energia de ativação. b) O catalisador diminui a energia de ativação criando cami-

nhos alternativos para a reação, ou seja, acelera a reação. c) A energia de ativação da reação catalisada (II) será: Eat (II) 5 150 2 100 5 50 kJ. d) H 5 HPRODUTOS – HREAGENTES H 5 80 2 100 5 2 20 kJ.

Capítulo 4 – Uma introdução ao estudo do equilíbrio químico Questões de exames Q42. b

Q43. c

Q44. e

Q45. d

Q46. d

Q47. d

Q48. a

Q49. b

Q50. c

Q51. a

Q52. c

Q53. e

Q54. c

Q55. a

Q56. c

Q57. c

Q58. d

Q59. e

Q60. d

Q61. c

Q62. a Q63. a) Em pH 7,6. Nesse pH, para uma dada pressão de oxigênio, verifica-se uma maior percentagem de oxigênio transportado pela hemoglobina. b) Alcalose. No distúrbio da alcalose, a concentração dos íons OH2 é mais elevada. Quando é ministrada a solução de NH4Cl, esse sal se encontra dissociado: NH4Cl(aq) → NH–4(aq) + Cl–(aq). Os íons OH2 podem reagir com os íons NH41 formando H2O e diminuindo o pH: NH41 (aq) 1 OH2 (aq) → H2O (l) 1 NH3 (aq) Q64.a) O pH aumenta. Ao se abrir o refrigerante, ocorre uma perda de CO2(g), deslocando o equilíbrio da 1a equação no sentido de formação de mais CO2 (g). Assim, com a diminuição da concentração de CO2(aq) no sistema, o equilíbrio da 2a equação se desloca no sentido de formação de mais CO2 (aq), reduzindo a concentração de íons H1 (aq) e, portanto, aumentando o pH. b) O pH aumenta. O sistema reage a essa perturbação no sentido de consumir os íons HCO32 adicionados e o equilíbrio da 2a equação desloca-se para a esquerda, reduzindo também a concentração de íons H1 e, portanto, aumentando o pH. Q65. a) K =

[WI6] [I2]3

b) Exotérmica. Em reações exotérmicas, a diminuição da temperatura favorece o processo direto, ou seja, a formação dos produtos (direita). Assim, no bulbo, quando ocorre o resfriamento, o equilíbrio se encontra deslocado para a direita, favorecendo a formação do WI6.

Q66. a) [H1] 5 0,025 mol / 0,25 L 5 0,1 mol/L ⇒ ⇒ pH 5 2log [H1] 5 2log 0,1 ⇒ pH 5 1 b) Maior. Sendo um ácido fraco, o ácido acético, CH3COOH, não se dissocia totalmente e, nessa solução, a concentração de íons H1 será menor e, portanto, o pH será maior. c) HCl, pois esse é um ácido forte e encontra-se totalmente dissociado em solução. Q67.a) O suco mais ácido é o da laranja-pera, já que foi gasto um maior volume da base (NaOH) para a neutralização dos íons H1 presentes. b) H3Ci 1 3 NaOH (aq) → 3 Na1 (aq) 1 Ci32 (aq) 1 3 H2O (l) ou H3Ci 1 3 NaOH (aq) → Na3Ci (aq) 1 3 H2O (l) 3,0 ? 1024 mol n c) H3Ci = = 6,0 ? 10–2 mol/L = 5,0 ? 1023 L v Q68. a) 11. b) Substâncias classificadas como ácidos de Arrhenius produzem íons hidrogênio em solução. HCl (aq) → H1 (aq) 1 Cl2 (aq) H1 (aq) 1 ClO2 (aq) HClO (aq) c) 1. No sentido da formação de mais ácido hipocloroso (direita). 2. A base consome os ácidos presentes e o equilíbrio desloca-se no sentido de produção de mais ácidos clorídrico e hipocloroso (direita). [H1] ? [Cl2] d) Ka = [HCl] Q69. a) pH 5 2log [H1] ⇒ 2 5 2log [H1] ⇒ [H1] 5 1 ? 1022 mol/L Se há uma concentração de 1 ? 1022 mol em 1 L de H1, em 0,45 L haverá 4,5 ? 1023 mol. b) Equação da reação de neutralização de íons H1 por íons hidrogenocarbonato: H1 (aq) 1 HCO23 (aq) → H2O (l) 1 CO2 (g) Pela estequiometria da reação percebe-se que 1 mol de H1 reage com 1 mol de HCO23 . Portanto, para reagir com 4,5 ? 1023 mol de H1, presentes no estômago, são necessários 4,5 ? 1023 mol de hidrogenocarbonato de sódio. A massa molar do hidrogenocarbonato de sódio é 84 g/mol; logo, 4,5 ? 1023 mol terão massa de 0,378 g. Q70. a) [OH–] 5 10-6 mol/L b) O CO2(g) reage com os íons carbonato (CO32–(aq)) que são repostos pela degradação do carbonato de cálcio (CaCO3) presente nos corais. Q71.a) No tubo recoberto com papel alumínio, a luz será refletida, o sistema permanecerá em equilíbrio e o pH inalterado; no tubo não recoberto ocorrerá fotossíntese e, consequentemente, aumentará o consumo de gás carbônico (CO2). O equilíbrio existente: CO2(g) + H2O(l) H2CO3(aq) H+(aq) + HCO–3(aq)será deslocado para a esquerda e a concentração de H+(aq) diminuirá. Como o valor do pH é dado por: pH 5 - log[H1], conclui-se que o pH aumentará. b) Como no tubo recoberto com papel alumínio o espécime não recebe luz e não ocorre fotossíntese, pode-se estudar a relação entre a incidência de luz e este fenômeno.


3/26/13 6:23 PM

Capítulo 5 – Movimento de elétrons: uma introdução ao estudo da eletroquímica Exercícios E1. Comentário: os exercícios E1 e E2 estão respondidos no quadro a seguir. Item

Fórmula química (E1)

a)

Al2O3

Al 5 13

O 5 22

b)

Fe2O3

Fe 5 13

O 5 22

c)

FeO

Fe 5 12

O 5 22

d)

NO2

N 5 14

O 5 22

e)

Co(OH)2

Co 5 12

O 5 22

H 5 11

f)

Co(OH)3

Co 5 13

O 5 22

H 5 11

g)

ZnF2

Zn 5 12

F 5 21

h)

NH4Cl

N 5 23

H 5 11

i)

CuBr2

Cu 5 12

Br 5 21

j)

CuBr

Cu 5 11

Br 5 21

k)

LiI

Li 5 11

I 5 21

l)

MnPO4

Mn 5 13

P 5 15

Nox dos elementos (E2)

b) Qualquer dos metais da tabela que apresentasse potencial padrão de redução maior, tendo menor tendência à oxidação: níquel, cobre ou prata. O revestimento, entretanto, deve estar livre de falhas, pois na presença de eletrólitos forma-se uma pilha galvânica, ocorrendo rápida corrosão do material revestido. E8. a) Pb 1 PbO2 1 2 H2SO4 → 2 PbSO4 1 2 H2O

Cl 5 21

H2O2

→ 2 KCl 1 2 MnCl2 1 55 nCl4 1 8 H2O f) 3 CuS 1 8 HNO3 → 3 CuSO4 1 8 NO 1 4 H2O

Questões de exames O 5 22

E3. Em todos os casos, quando a espécie química é oxidante, um ou mais de seus átomos ganham elétrons. Se a espécie química é redutora, um ou mais de seus átomos perdem elétrons.

a)

c) K2Cr2O7 1 7 H2SO4 1 6 KI → 4 K2SO4 1 Cr2(SO4)3 1 7 H2O 1 3 I2

e) 3 NO2 1 H2O → 2 HNO3 1 NO

E2. Resposta no quadro do exercício E1.

Item

b) 5 KNO2 1 2 KMnO4 1 3 H2SO4 → K2SO4 1 2 MnSO4 1 5 KNO3 1 3 H2O d) 2 KMnO4 1 55 nCl2 1 16 HCl →

Quadro R.2 Exercícios E1 e E2.

Espécie química oxidante

E7. a) Para proteger o ferro da oxidação, é necessário utilizar um material que apresente o potencial padrão de redução menor do que do ferro, oxidando-se mais facilmente. Em outras palavras, o metal escolhido tem que ser um redutor mais potente do que o ferro, perdendo elétrons com mais facilidade. Verifica-se, portanto, que das substâncias da tabela, somente o magnésio poderia ser empregado com essa finalidade.

Variação de nox

Espécie química redutora

Variação de nox

(O): 21 → 22

I2

(I): 21 → 0

Q41. b

Q42. c

Q43. Soma: 29. São verdadeiras as afirmativas: (01), (04), (08), (16). Q44. d

Q45. e

Q46. e

Q47. a

Q48. a Q49. Soma: 14. São verdadeiras as afirmativas: (02), (04) e (08). Q50. d

Q51. e

Q52. b

Q53. b

Q54. b

Q55. c

b)

MnO4

(Mn): 17 → 12

H2O2

(O): 21 → 0

Q56. b

Q57. c

c)

I2

(I): 0 → 21

H2S

(S): 22 → 0

Q58. d

Q59. V / V /F / F / F

d)

Fe2O3

(Fe): 13 → 0

CO

(C): 12 → 14

Q60. a

Q61. a

Q62. b

Q63. d

e)

PbSO4

(Pb): 12 → 0

Zn

(Zn): 0 → 12

f)

HNO3

(N): 15 → 12

Cu

(Cu): 0 → 12

2

Quadro R.3 Exercício E3.

E4. Para armazenar a solução de NiSO4, o recipiente metálico não deve reagir com os cátions Ni21 da solução. Assim, como o Ni21 tem maior potencial de redução do que o ferro (Fe) e o zinco (Zn), provocando a oxidação desses metais. Já em relação ao cobre (Cu) e à prata (Ag), o Ni21 tem menor potencial de redução, não sendo capaz de oxidar esses metais, podendo, portanto, ser armazenado em um recipiente feito de cobre ou de prata. E5. O Cd21 reduz, oxidando o Zn, pois o cádmio tem o maior potencial de redução. O potencial da reação é E0 5 20,40 2 (20,76) 5 0,76 2 0,40 ⇒ E0 5 10,36 V. E6. a

Q64. O Cl2 (g), do ponto de vista termodinâmico, é o agente oxidante menos eficiente, pois apresenta o menor potencial de redução. Assim, ao oxidar a matéria orgânica, será o agente cuja reação de oxirredução terá a menor variação de potencial (E ). A semirreação de redução do cloro em meio ácido é: Cl2 (g) 1 2e2 2 Cl2 Q65. a) Na pilha 1, um dos eletrodos é o de hidrogênio, cujo potencial de redução é igual a zero. Como a diferença de potencial para a pilha é igual a 0,23 V, verificando o quadro, o metal X só pode ser níquel, cujo potencial de redução é igual a 20,23 V. Veja: E 0 5 0,00 2 (20,23) ⇒ E 0 5 1 0,23 V. Na pilha 2, a diferença de potencial é igual a 0,21 V. Como o metal X é o níquel (catodo, conforme a figura), para obter essa diferença de potencial, tem-se: E0 = E 0cátodo – E 0ânodo ⇒ 1 0,21 V = –0,23 V – E 0ânodo ⇒ E 0ânodo = = – 0,44V RESPOSTAS


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Consultando o quadro, vê-se que o anodo, ou seja, o metal Y, é o ferro (Fe).

b) A partir das equações fornecidas, teremos: Zn2+ (aq) + 2e− → Zn(s)

b) A substância oxidante dessa reação é o CuCl2, já que os íons Cu21 são reduzidos a cobre metálico.

e multiplicar por 2) −

−

O2(g ) + 2H2O( ) + 4e → 4OH

1

Q66. A afirmativa está correta. A semirreação de redução dos íons H apresenta um potencial de eletrodo maior do que a semirreação de redução dos íons cobalto. Portanto, no processo espontâneo, em que a diferença de potencial tem necessariamente um valor positivo, ocorre a oxidação do cobalto, formando íons Co21, que se solubilizam na solução ácida.

(aq)

2Zn(s) → 2Zn2+ (aq) + 4e− O2(g ) + 2H2O( ) + 4e− → 4OH− (aq) 2Zn(s)O2(g ) + 2H2O( ) → 2Zn2+ (aq) + 4OH− (aq)

l2

b) I2 (aq), Fe(OH)2 (s) e Cl2 (aq). c) Fe(OH)2 (s) 1 2 HClconc. → FeCl2 (aq) 1 2 H2O (l)

2Zn(s)O2(g ) + 2H2O( ) Global →2Zn(OH)2(aq)

Q68. a) Equações químicas balanceadas que descrevem a oxidação do ferro em meio aquoso neutro e a formação de hidróxido ferroso:

Cálculo da diferença de potencial:

Fe (s) → Fe (aq) 1 2e (oxidação)

E = Emaior – Emenor

O2 (g) 1 2 H2O (l) 1 4 e D 4 OH2 (aq) (redução)

E = +0,40 – (–0,76) = 1,16V

2

21

2

Multiplicando a primeira equação por 2 e somando com a segunda, vem: 2Fe(s) → 2Fe21(aq) 1 2e– (oxidação) O2(g) 1 2H2O(l) 1 4e– → 4OH–(aq) (redução) 2Fe(s) 1 O2(g) 1 2H2O(l) → 2Fe2+(aq) 1 4OH–(aq) Fe (aq) 1 OH (aq) → Fe(OH)2(s) 21

–

b) Como a formação do hidróxido ferroso depende da concentração de ânions hidróxido, quanto maior o pH maior a produção de Fe(OH)2. c) O potencial pode ser calculado por: E = Emaior – Emenor E = 0,40 – (–0,44) = 0,84 (V) O processo é espontâneo, pois E > zero.

E0 = +0,40 V

Então,

Q67. a) Fe (s) 1 I2 (aq) → Fe (aq) 1 2 (aq) 21

E0 = −0,76 V(inverter

Q70. Como no dia seguinte, o eletrodo de níquel estava mais leve e o de cobre mais pesado, concluímos que o eletrodo de níquel sofreu desgaste, ou seja, oxidação, logo, é o ânodo da pilha. Já o eletrodo de cobre teve sua massa aumentada, logo é o cátodo da pilha. Teremos as seguintes reações: Ni(s) → Ni+2(aq) + 2e– (perda de massa - oxidação) Ânodo Cu+2(aq) + 2e– → Cu(s) (ganho de massa - redução) Cátodo Ni(s) + Cu+2(aq) → Ni+2 (aq) + Cu(s) (equação global) Sabemos que: E = ERedução(maior) – ERedução (menor) E = ERedução (Cu

+2

/CU)

– ERedução(Ni

+2

0,59 V = 0,34 V – ERedução (Ni

/Ni)

+2

d) Teremos: Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 (átomo de ferro)

ERedução (Ni

Fe2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 (íon ferroso)

Conclusões:

/Ni)

/Ni) = –0,25V

+2

26

26

Q69. a) A fórmula do óxido de ferro (III) é Fe2O3. A ligação existente neste composto é a ligação iônica.

A reação espontânea que ocorre na pilha é: Ni(s) + Cu+2(aq) → Ni+2(aq) + Cu(s)

Capítulo 6 – Propriedades coligativas Exercícios E1. O aditivo forma, com a água, uma solução, cuja temperatura de ebulição é maior do que a temperatura de ebulição do solvente puro. Quando o solvente líquido puro passa para o estado gasoso, há um aumento de entropia, pois a entropia do vapor é maior do que a do líquido. Essa diferença de entropia entre o líquido e o vapor é diminuída quando se adiciona um soluto não volátil, pois a solução formada tem uma entropia maior do que o solvente líquido puro. Essa diminuição na diferença da entropia entre o sistema líquido e o vapor provoca a diminuição da pressão de vapor do líquido, responsável pelo aumento da temperatura de ebulição. E2. O aditivo forma, com a água, uma solução, cuja temperatura de fusão (ou de congelamento) é menor do que a temperatura de congelamento/fusão do solvente puro. Quando o solvente líquido puro passa para o estado sólido, há uma diminuição da entropia do sistema, pois a entropia do líquido é maior do que a do sólido. Essa diferença de entropia entre o líquido e o sólido é aumentada quando se adiciona um soluto não volátil ao solven-

te, já que a solução formada tem uma entropia maior do que o solvente líquido puro. Como a diminuição de entropia não favorece uma transformação, esse aumento na diferença da entropia entre o sistema líquido e a solução faz com que fique mais difícil congelar a solução, o que implica na diminuição da temperatura de congelamento/fusão. E3. Sim. Ao misturar sal no gelo, a mistura formada se funde, absorvendo calor do sistema que, então, fica a uma temperatura mais baixa. Como a temperatura do banho de gelo com sal é menor, as bebidas se esfriam mais rapidamente. Comentário: esse fenômeno é bastante acentuado no caso do cloreto de sódio e de outros sais cuja dissolução em água é um processo endotérmico. Assim, além do calor absorvido para a fusão, há o calor absorvido para a dissolução.

Questões de exames Q14. c

Q15. d

Q16. c

Q17. d


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Q18.a) As três soluções vão apresentar o mesmo aumento na temperatura de início da ebulição, pois a concentração efetiva de partículas em solução será a mesma para todas e igual a 4,0 mol/L. b) Apenas as soluções de NaCl e de FeCl3 se dissociam, liberando íons em solução. Para o NaCl, a dissociação iônica é: NaCl (aq) → → Na1 (aq) 1 Cl2 (aq). Como a equação de dissociação iônica mostra a proporção de 1:1:1 entre o sal e seus íons, tem-se que c(Na+) 5 c(Cl–) 5

1,0 mol = 2,0 mol/L. 0,5 L

Para o FeCl3, a dissociação iônica é: FeCl3 (aq) → Fe31 (aq) 1 3 Cl2 (aq). Como a equação de dissociação iônica mostra a proporção de 1:1:3 entre o sal e seus íons, tem-se que c(Fe ) = 0,5 mol = 1,0 mol/L e 0,5 L +3

c(Cl–) = 3 ?

0,5 mol = 3,0 mol/L 0,5 L

Q19. c

Q20. c

Q21. d

Q22. a

Q23. e

Q24. c

Q25. d

Q26. 04

Q27. a

Q28. d

Q29. a

Q30. 01 1 04 1 16 1 32 5 53

Q31. c

Q32. a

Q33. c

Q34. b

Q35. e

Q36. a

Q37. b

Q38. c

Q39. d

Q40. a

Q41. a) A concentração final nos dois compartimentos será igual, pois a passagem de soluto ocorre enquanto houver diferença de concentração entre os dois sistemas. b) O soluto migra da solução do compartimento 1 para o solvente puro do compartimento 2. Q42. a) Na câmara da figura A temos um recipiente com um líquido puro (maior pressão de vapor) e outro recipiente com uma solução saturada (menor pressão de vapor). Ocorre transferência de solvente do meio de maior pressão de vapor para o de menor pressão de vapor; este fenômeno é denominado osmose. b) Tem-se 125 mL de solução saturada com concentração 148 g/L.

Q43. a) Cálculo da massa de cloreto de cálcio utilizada na preparação da solução I: A solução I tem 500 mL de volume e concentração de 0,1 mol ? L21. 1000 mL (solução) –––––– 0,1 mol (CaCl2) 500 mL (solução) –––––– nCaCl2 nCaCl2 = 0,05 mol mCaCl2= 0,05 ? 111 = 5,55 g b) Teremos: Solução I (500 mL de solução de cloreto de cálcio 0,1 mol ? L21)

CaCl2 → Ca2+ + 2Cl− 0,05 mol

0,05 mol 2 ⋅ 0,05 mol 0,15 mol de partículas

Solução II (500 mL de solução de glicose 0,2 mol ? L21) 1000 mL (solução) –––––– 0,2 mol (glicose) 500 mL (solução) –––––– nglicose nglicose = 0,10 mol (C6H12O6 )1 → 1 C6H12O6 0,10 mol

0,10 mol 1 424 3

0,10 mol de partículas

Conclusão: a solução II é mais concentrada do que a solução I. Como a solução II é mais concentrada do que a água, sua curva aparece logo abaixo da curva da água. Já a solução I é mais concentrada do que a solução I, por isso sua curva aparece abaixo da curva II. Q44. a) O composto A é mais volátil do que o composto B, pois, conforme o gráfico, a uma mesma temperatura, o composto A apresenta maior pressão de vapor. b) O gráfico mostra que a solução A é menos concentrada do que a solução B. Portanto, quando essas soluções são colocadas em compartimentos separados por uma membrana semipermeável, havendo a passagem de solvente do meio menos concentrado para o mais concentrado, ou seja, do meio A para o meio B. Q45. a) Teremos: 2H3CCOOH 1 CaCO3 → [H3CCOO–]Ca21 1 HOH 1 CO2 b) O ovo colocado na água pura deverá inchar (aumentar), pois a pressão de vapor do solvente puro é maior do que no interior do ovo (osmose). O ovo colocado na solução de sacarose deverá murchar (diminuir), pois a pressão de vapor do solvente dentro do ovo é maior do que a do solvente da solução de sacarose (osmose). Q46. a) Sabemos que: 1 mol (NaCl) ———— 58,4 g n(NaCl) ———— 2,63 g n(NaCl) 5 0,045 mol Como o (NaCl) sofre dissociação iônica, teremos: NaCl

→

0,045 mol 75 mL da solução foram transferidos, ou seja, 148 –––––– 1 L msoluto –––––– 0,125 L msoluto= 18,5 g Vfinal = 125 + 75 = 200 mL Vfinal = 0,2 L 18,5 g –––––– 0,2 L m'soluto –––––– 1 L m'soluto = 92,5 g ⇒ Concentração (câmara 2) = 92,5 g/L

Na+ 0,045 mol

+

Cl– 0,045 mol

n(íons) 5 0,045 1 0,045 mol 5 0,090 mol Como a ureia não sofre hidrólise, ou seja, não “quebra” em íons, para obter o mesmo efeito de proteção do (NaCℓ) precisaremos de 0,090 mols de ureia. Então: 1 mol (ureia)

————

60,0 g

0,090 mol (ureia)

————

m(ureia)

m(ureia) 5 5,40 g b) Ao se mover o sapo da água doce para a água salgada ocorreria osmose, pois a água migraria do meio menos concentrado “sapo” para o meio mais concentrado “água salgada”. Ou seja, o solvente migraria da região de maior pressão de vapor para a de menor. RESPOSTAS


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Sugestões de leitura Livros BRANCO, S. M. Energia e meio ambiente. São Paulo: Moderna, 2004. MATEUS, A. L. Química na cabeça. Belo Horizonte: Ed. UFMG, 2001. 128 p. MOURÃO, R. R. de F. Sol e energia no terceiro milênio. São Paulo: Scipione, 2000. SILVA, E. R.; SILVA R. H. Álcool e gasolina: combustíveis do Brasil. São Paulo: Scipione, 1997.

QUADROS, S. A termodinâmica e a invenção das máquinas térmicas. São Paulo: Scipione, 1996. TUNDISI, H. S. Usos de energia. São Paulo: Atual, 1991.

Artigos

Artigos da revista Química Nova na Escola 2 os artigos estão disponíveis em: . Acesso em: 1 out. 2012.

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LIDE, D. R. (Ed). Handbook of Chemistry and Physics. 79. ed. Ohio: CRC, 1999. LUTFI, M. Cotidiano e educação em Química: os aditivos em alimentos como proposta para o ensino de Química no segundo grau. Ijuí: Ed. Unijuí, 1988. _________. Os ferrados e os cromados: produção social e apropriação privada do conhecimento químico. Ijuí: Ed. Unijuí, 1992. MALDANER, O. A. Química 1: construção de conceitos fundamentais. Ijuí: Ed. Unijuí, 1992. MÓL, G. de S.; SANTOS, W. L. P. dos (Coords.) et al. Química na sociedade. Brasília: Ed. da UnB, 1999. MORTIMER, E. F. Introdução ao estudo da Química: propriedades dos materiais, reações químicas e teoria da matéria. 4. ed. Belo Horizonte: Foco/Cecimig, 2000. _________; MACHADO, A. H. Introdução ao estudo da Química: transformações, energia e ambiente. 2. ed. Belo Horizonte: Foco/ Cecimig, 2000. O’CONNOR, R. Fundamentos de Química. São Paulo: Harbra, 1977. PARTINGTON, J. R. A History of Chemistry. London: Macmillan, 1964. PRIMAVESI, A. Manejo ecológico de solo. São Paulo: Nobel, 1982. ROCHA-FILHO, R. C. Grandezas e unidades de medida: o Sistema Internacional de Unidades. São Paulo: Ática, 1988. _________; SILVA, R. R. Introdução aos cálculos da Química. São Paulo: McGraw-Hill/Makron Books, 1992. ROMANELLI, L. I.; JUSTI, R. S. Aprendendo Química. Ijuí: Ed. Unijuí, 1998. ROITT, I. et al. Immunology. London: Mosdy, 1993. SALTERS Advanced Chemistry. Chemical Ideas. Oxford: Heinemann, 1994. _________. Chemical storylines. Oxford: Heinemann, 1994. SEGRÈ, E. Dos raios X aos quarks: físicos modernos e suas descobertas. Brasília: Ed. da UnB, 1980. SISLER, Harry H. Estrutura eletrônica, propriedades e a lei periódica. São Paulo: Polígono, 1970. SLABAUGH, W. H.; PARSONS, T. D. Química geral. São Paulo: LTC, 1982. SNYDER, C. H. The extraordinary Chemistry of ordinary things. New York: John Willey, 1995. VAN MELSEN, A. G. From atomos to atom: the history of the concept atom. Pittsburg: Dusquene University Press, 1952.


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Índice remissivo A Ácido 14, 24, 37, 131, 174-178, 187, 206-207 Água 13-20, 25, 31, 33, 35-38, 44, 71, 79, 85-86, 88, 90, 110, 164, 175-177, 186-187, 235, 238 de cal 21 dissolução de gases em 33 mineral 31-35, 40, 170 oxigenada 149-150, 153 sanitária 25, 29 Airbag 127-129 Alvejante 25-27, 29-30, 40 Anodo 221-222, 233 Aragonita 19 Atmosfera 33, 60, 84-86

B Base 175, 177-178, 187 Berthollet, Claude 30

C Calcário 17-18, 20 grutas de 17, 20 Calcita 19 Calor de combustão 82, 93-94 específico 74, 88 de solidificação 100 transferência de 65, 74, 82 Caloria 70, 89, 97 Capacidade calorífica 88-89, 94, 97 Carnot, Sadi 76 Catalisador 131-132, 141, 145, 150, 153-158 Catodo 222, 233 Cavernas 18, 22-24 calcárias 21, 24 Célula eletroquímica 221, 233 Ciclo do carbono 186 Cinética química 114-115, 124-126 Clima 84, 91, 147 Colisões 108, 135, 138-139, 151-153 efetivas 138, 152-153 entre moléculas 138-139 não efetivas 138 Combustíveis 58, 63, 91-92, 111, 154, 164 fósseis 56, 60, 63 nucleares 63 Complexo ativado 140-141, 153 Concentração da solução 12, 27, 40, 209 em gramas por litro (g/L) 27 em mol por litro (mol/L) 41 percentual 27 Condutividade térmica 69 Constante de proporcionalidade 153

Conversor catalítico 154-155 Corrosão 236, 240, 243 Cristais 19, 23, 79 jardim de 23

D Daniell John Frederic, 222 pilhas de 222-227 Dessalinização 264-265 Diluição 28 Dissolução 17, 178, 212 de calcário 20 de gases 33, 36-37 de um comprimido efervescente 148, 154

E Ebulição 71, 76, 250, 258-260 Eletrodo 219, 221-225, 227, 233 de sacrifício 130 negativo, ver Anodo -padrão 214-215, 218-219, 272-273 positivo, ver Catodo Elétrons de valência 75, 198-199, 237 Energia cinética 75, 78-79, 82, 133-134, 137-139, 152 de ativação 139-141, 154-155 de ionização 237, 275 interna 82 livre 106, 112-113, 215 nuclear 57, 61 solar 58-59, 63, 84-86, 88 Entalpia 77, 83-84, 87, 89, 92, 102-103, 105, 112 -padrão de formação 102-103 variação de 83, 87-88, 92, 101-102, 105, 113, 215 Entropia 79, 106-113, 215, 259-261 variação de 112 Enzima 131, 150, 157-158 celulase 158 lignina peroxidase 158 lípase 158 manganês peroxidase 158 polifenol oxidase 131 protease 158 Equação de velocidade 153 Equilíbrio constante de 173-174 dinâmico 170, 176 estático 170 químico 164, 166, 168, 170, 178, 182, 185, 187, 197 térmico 65, 76 Espeleotema 23

Estado de oxidação 201-202, 205-207, 221 de transição 140 Estalactite 20-24 Estalagmite 20, 23 Evaporação 86, 88, 254, 256

F Ferrugem 107, 214 formação de 107, 126, 130 Fontes renováveis de energia 63 Forças intermoleculares 87 Fotodissociação 141 Fotossíntese 56, 58, 84-85 Função de estado 105

G Galilei, Galileu 66 Gás carbônico 19-20, 36-37, 47, 66, 78, 106, 154-155, 186, 213

H Haber-Bosch 183 Halogênio 205 Hess lei de 102, 105 Germain Henri, 105 Hidrácido 207 Hidrosfera 12, 84

I Indicador ácido-base 179, 214 universal 182

L Labarraque, Antoine Germaine 30 Lavoisier 76, 206 Lei Zero da Termodinâmica 65

M Magnésio 18, 22, 34-35, 217, 237-238 Modelo cinético-molecular 75, 133

O Osmose 263-265 inversa 265-266 Oxiácidos 205 Oxiemoglobina 188-189 Ozônio 138, 141-142, 144-145 camada de 141, 143-147

P pH ácido 37 da água 34-35 escala de 179-180, 182 ótimo de atuação 131


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Pilha 198, 218, 221-222, 225, 229-233 de Daniell 222-227 de Leclanché 229 Ponte salina 222 Potencial de oxidação 218, 243 de redução 215, 218, 235, 243, 272-273 normal, ver Potencial-padrão -padrão 218 Pressão de vapor 255, 257, 259-260 osmótica 265 Processo endotérmico 79, 81-83, 107 exotérmico 77, 79, 81-83 Propriedades coligativas 250

R

lei zero da 65

Reações de oxirredução 198-199, 202, 217-218, 222, 233, 236-237 reversíveis 166 Reagente limitante 46-47 Redox, ver Reações de oxirredução Rumford, Conde 77

Primeira lei da 78, 82, 106, 110

Q

T

157-158, 215

Quartzo 19 Química sustentável, ver Química verde Química verde 113 Quinona 131

Temperatura de ebulição 71, 99, 250, 259-260 Tennant, Charles 30 Termodinâmica 76-78, 82, 89, 107-108, 112

das transformações químicas 133

Segunda lei da 78-79, 106, 110 Terceira lei da 79 Termômetro 64-67 Termopar 67 Termoquímica 77

S Sais 14, 20, 30-31, 34-35, 43-44, 47, 205-207, 209, 215, 222 Scheele, Karl Wilhelm 30 Semirreações 217-219, 221, 233, 235 Smog fotoquímico 154 Solubilidade 12, 16-17, 19, 26, 36, 38, 41, 43-44, 47

Transformações químicas 56, 77, 79, 82, 91, 115, 124, 133, 138, 164, 168, 186, 196, 198

V Velocidade das reações químicas 124, 126-128, 131-133, 135, 137, 141, 148, 151, 153,

equação de 153 Volatilidade 252, 254


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Química 2 ENSINO MÉDIO

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Sumário 1 O Ensino Médio e esta coleção

291

Refletindo sobre o ensino de Química “tradicional”

291

Fundamentos da nossa proposta: um ensino de Química inovador

293

Seleção e organização de conteúdos: focos de interesse da Química

296

Atividades e projetos interdisciplinares: planejando ações na fronteira das disciplinas

299

manual do professor

O trabalho em grupos 301 Sobre avaliação

302

Nossa proposta e os PCN 302 Para facilitar seu trabalho em sala de aula

303

Estrutura da obra 303 2 Painel da coleção

304

3 Orientações sobre manipulação e descarte de substâncias químicas

309

Lista de materiais e equipamentos necessários às atividades experimentais 309 4 Sugestões de aprofundamento 312 Bibliografia sugerida Livros Artigos

312

312 312

Sites 312 Cursos de pós-graduação

313

5 Reflexões sobre a prática pedagógica

314

6 Estratégias para trabalhar os capítulos Capítulo 1 Soluções e solubilidade

324

324

Capítulo 2 Termoquímica: energia nas mudanças de estado físico e nas transformações químicas

334

Capítulo 3 Cinética Química: controlando a velocidade das reações químicas 346 Capítulo 4 Uma introdução ao estudo do equilíbrio químico

353

Capítulo 5 Movimento de elétrons: uma introdução ao estudo da eletroquímica

361

Capítulo 6 Propriedades coligativas

373

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1 O Ensino Médio e esta coleção cada vez mais distante da ciência Química e de suas aplicações na sociedade.

Para que possamos refletir sobre novas formas de abordagem para o ensino de Química, é fundamental que façamos uma análise de como ele vem sendo ensinado nas escolas brasileiras nos últimos tempos. Os currículos tradicionais têm enfatizado, na maioria das vezes, aspectos formais da Química, apoiados em uma tendência que vem transformando a cultura química escolar em algo descolado de suas origens científicas e de qualquer contexto social ou tecnológico. Esses currículos apresentam um número excessivo de conceitos, cuja inter-relação é dificilmente percebida pelos alunos. É muito grande a quantidade de conceitos – ou seria melhor falar em definições? – e procedimentos introduzidos a cada página da maioria dos livros didáticos. Será que o aluno consegue, em tão pouco tempo, compreendê-los e ligá-los logicamente numa estrutura mais ampla que dê significado à aprendizagem da Química? Ou será que fica a impressão nos alunos de se tratar de uma ciência totalmente desvinculada da realidade, que requer mais memória que o estabelecimento de relações?

Classificação

Visão de aprendizagem Qual é a visão de aprendizagem subjacente aos currículos que enfatizam o ensino de conceitos? Se a aprendizagem é vista como dependente da interação entre estrutura conceitual e contexto de utilização, é possível pensar uma estrutura conceitual mínima que orientaria um currículo? Por que essa estrutura permanece oculta na maioria dos currículos e textos didáticos tradicionais? Nosso ensino de Química tradicional é fruto, na maioria das vezes, de um processo histórico de repetição de fórmulas que são bem-sucedidas do ponto de vista didático – fazer que o aluno aprenda alguns procedimentos relacionados à Química. Muitas vezes, contudo, isso transforma a disciplina num manejo de pequenos rituais. Distribuir elétrons por níveis, subníveis e orbitais; classificar cadeias carbônicas, substâncias simples e compostas, isômeros, ligações químicas: esses são apenas uns poucos exemplos desses rituais, que muitas vezes resumem-se a relacionar entre si aspectos formais da Química – como fórmulas e classificações. Ao aluno resta tentar achar algum fio oculto que possa desatar esse emaranhado de definições, classificações e fórmulas. A repetição acrítica de fórmulas didáticas, que dão resultado, acaba por transformar a Química escolar em algo

Nossa Química escolar alimenta-se principalmente da tradição, o que explica, por exemplo, que se encontrem conceitos e sistemas de classificação semelhantes em livros de 1830 e nos atuais. Um exemplo é a classificação das reações (ou equações?) químicas em dupla troca, simples troca ou deslocamento, etc. Esse sistema baseia-se no dualismo eletroquímico de Berzelius (1812)1. As reações de dupla troca (AB + CD = AD + CB) e de deslocamento (AB + C = CB + A) ocorreriam porque um radical mais eletropositivo deslocaria o radical menos eletropositivo. A partir da teoria de dissociação eletroquímica de Arrhenius (1883), as reações em meio aquoso não poderiam mais ser pensadas com dupla troca ou deslocamento, pois todas as espécies em solução estariam dissociadas e não haveria trocas ou deslocamentos, mas combinações entre íons para formar, por exemplo, sais pouco solúveis. Por exemplo, ao representarmos a equação: Pb(NO3)2 (aq) + 2 KI (aq) → PbI2 (s) + 2 KNO3 (aq) pelas espécies iônicas que realmente existem em solução: Pb2+ (aq) + 2 NO3– (aq) + 2 K+ (aq) + 2 I– (aq) → → PbI2 (s) + 2 K+ (aq) + 2 NO3– (aq) desaparece a ilusão da dupla troca, pois os íons potássio e nitrato nem participam da reação, apenas permanecem em solução aquosa. A reação poderia ser representada simplesmente por: Pb2+ (aq) + 2 I– (aq) → PbI2 (s) Ao tratar a Química unicamente do ponto de vista formal, o ensino tradicional deixa de lado os fenômenos reais. Nessa Química de quadro-negro tudo é possível, desde a reação entre dióxido de carbono e água para formar ácido carbônico (que ocorre apenas em pequenas proporções nas condições atmosféricas) até a “reação” entre dióxido de silício e água, para formar ácido silícico, que, se ocorresse nas condições atmosféricas, levaria a crosta terrestre, formada principalmente por silicatos, literalmente por água abaixo. Ao lado dessas classificações obsoletas permanecem outras sem nenhuma aplicação científica ou tecnológica, como a classificação de pares de espécies atômicas como isóbaros ou isótonos. A ênfase nas classificações baseia-se na ideia de que os conceitos podem ser definidos por atributos essenciais e acessórios. Segundo essa lógica, um determinado conceito 1

1 manual do professor

REFLETINDO SOBRE O ENSINO DE QUÍMICA “TRADICIONAL”

Lopes, A. R. C. Química Nova na Escola, 1995. n. 2.


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pertence a uma classe e compartilha, com todos os membros dessa classe, os mesmos atributos essenciais. Assim, todos os fenóis compartilham o fato de possuírem um grupo hidroxila (–OH) ligado ao anel de benzeno. Esses são os atributos essenciais da classe “fenóis”. Com base nessa mesma lógica classificam-se as ligações em iônicas, covalentes e metálicas; as substâncias, em simples e compostas; as reações, em dupla troca, simples troca, decomposição, síntese, etc. A esses exemplos somam-se inúmeros outros, presentes no ensino de Química, em que regras práticas, como a do octeto e a de distribuição eletrônica, ou ainda as regras para determinar os números quânticos de um determinado elétron, passam a ocupar o lugar dos princípios químicos que lhes deram origem. Os currículos tradicionais assumem que essas classificações são, de certa forma, absolutas e que aprender Química é principalmente aprender a classificar.

Conceitos ou definições? Na maioria dos currículos chamados “tradicionais”, os conceitos são confundidos com definições, que o aluno passa a usar de maneira mecânica em problemas de tipos bem determinados. O conceito de densidade, por exemplo, é introduzido, na maioria dos livros utilizados no Ensino Médio, por uma única linha em que se apresenta a fórmula da densidade, como d = m/V. A seguir, sugerem-se exercícios envolvendo a aplicação direta dessa fórmula, nos quais os valores de duas das variáveis são fornecidos, bastando usar a fórmula para se encontrar o valor da terceira variável. Dessa maneira, quando solicitamos ao aluno que explique o funcionamento dos densímetros, usados em postos de gasolina para determinar se o álcool vendido como combustível está dentro das especificações, descobrimos que, na maioria das vezes, ele não é capaz de reconhecer que esse problema pode ser resolvido usando o “conceito” de densidade. Na verdade, esse aluno não aprendeu um conceito, mas apenas sua definição, já que um conceito implica, ao mesmo tempo, a relação com objetos e com outros conceitos. Aprender a usar a definição de densidade não implica a aprendizagem do conceito, que só será possível após a aplicação do conceito a diferentes fenômenos, nos quais as relações entre densidade e outros conceitos vão se tornando explícitas.

Conhecimento ritual e conhecimento de princípios É importante, para a compreensão de nossa proposta, a distinção entre conhecimento ritual, ou de procedimentos, e conhecimento de princípios2. Conhecimento ritual é um tipo 2

Para a discussão sobre as questões de rituais e princípios no ensino, consulte: EDWARDS, D.; MERCER, N. Common Knowledge – The development of understanding in the classroom. London: Routledge, 1987. MORTIMER, E. F.; MOL, G. S.; DUARTE, L. P. Química Nova, 1994. n. 17. p. 243.

particular de conhecimento relacionado aos procedimentos, ao saber fazer alguma coisa. O conhecimento de princípios é essencialmente explicativo, orientado para o entendimento de como os procedimentos e os processos funcionam, por que certas conclusões são válidas e necessárias. Em muitos contextos, obviamente, os procedimentos são inteiramente adequados e necessários. Os procedimentos tornam-se rituais quando passam a ser um substituto para o entendimento dos princípios subjacentes. Parece-nos que isso é exatamente o que vem ocorrendo com vários tópicos no ensino de Química. No caso particular da regra do octeto, por exemplo, esse procedimento, útil para a previsão da valência e das fórmulas de compostos de elementos típicos da tabela periódica, se transforma num ri tual, um verdadeiro dogma para explicar a estabilidade dos compostos químicos, substituindo princípios mais gerais, como as variações de energia envolvidas na formação de ligações entre os átomos. Esse e outros fatos contribuem para aprofundar a má fama da Química entre os estudantes do Ensino Médio: algo desinteressante e sem sentido, que apenas exige esforço de memória.

Visão de ciência O ensino de ciências, de uma maneira geral, tem reforçado a visão da ciência como algo estático, um conjunto de verdades imutáveis, de estruturas conceituais congeladas no tempo. Muitas vezes, não tem nenhuma relação com os contextos históricos, sociais e tecnológicos em que a ciência é construída e aplicada. A ausência de fenômenos não favorece a percepção da natureza das construções teóricas e dos modelos científicos, como construções matemáticas e discursivas para interpretação e descrição de uma realidade muito mais complexa. A ausência de diálogo entre a realidade criada pela ciência e a realidade da vida cotidiana, entre a linguagem científica e a linguagem cotidiana, não possibilita ao aluno rever seu conhecimento à luz das novidades que aprende nas aulas de Química. Não há, também, diálogo entre as teorias científicas e os fenômenos, entre os princípios científicos e os contextos sociais e tecnológicos em que eles se materializam. Tudo isso torna a ciência escolar algo desinteressante e sem sentido para a grande maioria dos estudantes. Ao fracassarem nas disciplinas de Física, Química e Biologia no Ensino Médio, os alunos internalizam a incapacidade e o discurso de que a ciência é para alguns poucos iluminados.

O papel do experimento No ensino tradicional, o experimento, quando existe, é geralmente separado da teoria e serve apenas para comprová-la. As aulas práticas envolvem procedimentos muito bem definidos, que o aluno segue como uma receita para chegar a um resultado que já sabe qual é, antes mesmo de iniciar o experimento. Não há espaço para dúvidas, erros,


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FUNDAMENTOS DA NOSSA pROpOSTA: UM ENSINO DE QUÍMICA INOVADOR Explicitamos, até o momento, como compreendemos alguns aspectos do ensino tradicional de Química. Vamos, agora, explicitar nossas formas de conceber a abordagem da Química no Ensino Médio. O que apresentamos aqui são ideias resumidas, e seria desejável que você ampliasse sua compreensão sobre os processos envolvidos na aprendizagem e no ensino da Química, até para poder se posicionar com mais consciência sobre nossas ideias e reflexões. Estamos indicando vários textos de outros autores que podem auxiliar você a aprofundar seus conhecimentos.

Aspectos fundamentais do processo ensinoaprendi zagem Nossa formação como professores de Química e pesquisadores na área de Educação Química nos possibilitou o contato com muitos trabalhos científicos na área, elaborados no Brasil e no exterior. Várias dessas ideias foram inspiradoras para a elaboração desta proposta de abordagem que estamos apresentando a você. Procuramos destacar aquelas ideias que fundamentam nossas opções teórico-metodológicas. Valorizar o pensamento dos alunos: contribuições do construtivismo O construtivismo tem sido já bastante divulgado entre nós, professores de Química, como uma possibilidade interessante e inovadora para lidar com a questão da construção do conhecimento em sala de aula. Ao trabalharmos com professores que utilizam nosso material em suas aulas, uma pergunta é muito frequente: esse material é construtivista? Certamente, algumas ideias construtivistas fundamentam nossa proposta de trabalho com conceitos químicos, mas ela inclui muitas outras contribuições. O construtivismo, visto como uma teoria da aprendizagem, tem sido um marco importante na forma de conceber o ensino de ciências. Apesar da diversidade de concepções que pode abarcar, pelo menos dois pressupostos podem ser reconhecidos como gerais: O conhecimento não é transmitido, mas construído ativamente pelos indivíduos; e aquilo que o sujeito já sabe influencia na sua aprendizagem. Uma ideia importante é que as concepções trazidas pelos alunos para as salas de aula de ciências são muito diferentes daquelas “cientificamente aceitas” e que isso interfere na

aprendizagem dos conceitos científicos. Muitas vezes, esse fato é evidenciado nas dificuldades dos estudantes para internalizar modelos explicativos da ciência e aplicá-los corretamente. Essa contribuição do construtivismo é importante, pois, para nós, é fundamental considerarmos as ideias dos estudantes em nossas aulas. Assim, com o nosso livro, os alunos são estimulados a explicitar como estão pensando e a confrontar seu pensamento com a forma de pensar da ciência. Outras contribuições construtivistas importantes estão relacionadas à proposição de uma aprendizagem ativa, na qual os alunos estão sempre engajados em atividades experimentais, em discussões em grupo e em discussões conduzidas pelo professor. Nosso livro propõe, como regra geral, o trabalho em grupos em torno de atividades que envolvem fenômenos químicos, teorias e representações. Aprender Química: introdução a uma forma diferente de ver o mundo Nossas ideias sobre o que está envolvido na elaboração do conhecimento químico avançam um pouco em relação às contribuições construtivistas. Buscando incorporar contribuições mais recentes, destacamos um artigo publicado em 1994 por um grupo de pesquisadores, liderados pela Prof.ª Rosalind Driver, que aponta um redimensionamento fundamental a ser considerado em nossas percepções sobre o aprender ciências:


acaso e intuição. Os resultados, muitas vezes, são forjados para adaptá-los ao que estava previsto em teoria. Além disso, a principal função atribuída ao experimento é aumentar a motivação dos alunos, envolvê-los mais com a matéria. Estudos mostram que nem sempre isso acontece e que os alunos consideram esse tipo de aula experimental desinteressante.

[...] Aprender ciências não é uma questão de simplesmente ampliar o conhecimento dos jovens sobre os fenômenos – uma prática talvez denominada mais apropriadamente como estudo da natureza – nem de desenvolver ou organizar o raciocínio do senso comum dos jovens. Aprender ciências requer mais do que desafiar as ideias anteriores dos alunos, através de eventos discrepantes. Aprender ciências requer que crianças e adolescentes sejam introduzidos numa forma diferente de pensar sobre o mundo natural e de explicá-lo. Driver, Asoko, Leach, Mortimer e Scott, 1994.

O que seria essa “introdução a uma forma de pensar sobre o mundo natural e de explicá-lo”? Que movimentos, que processos constituem a construção dessa outra forma de pensar? Como é possível desenvolver isso nos alunos? Se aprender ciências implica a elaboração de novas formas de pensar, o que implicaria o ensinar ciências? Uma pesquisadora mexicana, Antônia Candela (1995), propõe que: [...] a construção do conhecimento científico para professores e alunos implica, além de apropriar-se dos padrões temáticos [...] a apropriação dos recursos discursivos, das maneiras de falar, de argumentar, debater e legitimar esse conhecimento e, em particular, os fatos científicos. Candela, 1995, p. 15.


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Então podemos pensar que o discurso, a linguagem, desempenha um papel importante em uma aula de Química. Mas o que está envolvido nessas relações entre a construção do conhecimento e o discurso? Investigações por nós realizadas evidenciam que os discursos que circulam nas salas de aula são fundamentais para a elaboração de uma certa forma de falar e pensar sobre o mundo, usando a Química. Nas interações que ocorrem em uma sala de aula, vários discursos estão circulando: do livro didático, do professor, dos colegas, dos fatos experimentais, do senso comum e da mídia. Na nossa perspectiva, toda compreensão é ativa. Poderíamos então dizer que, ao tentar atribuir sentido ao que está aprendendo, o aluno vai formular suas próprias “respostas”, suas próprias maneiras de combinar aquilo que está sendo ensinado com o que já sabia. Então, podemos perguntar: mas o que será incorporado pelos alunos? Resposta: os discursos e as visões de mundo que circularam durante as atividades propostas, as aulas do professor, a discussão com os colegas, as leituras, etc.

Interagindo e dialogando em sala de aula E como nós, professores, podemos ter algum controle sobre esse processo de incorporação de vários discursos e visões de mundo que circulam na sala de aula? Em primeiro lugar, é preciso pensar nas oportunidades que podemos criar para que essas muitas perspectivas entrem em contato umas com as outras, sejam explicitadas e possam contribuir para modificar e enriquecer os significados do que se diz e pensa sobre a Química. Para isso, não basta interagir com os alunos, permitir que eles falem ou expressem suas maneiras de pensar, suas próprias visões de mundo. Para que o aluno possa dar sentido ao que apreende, o professor precisa também contemplar essas formas de pensar no seu próprio discurso, possibilitando ao aluno comparar suas formas de pensar e falar com as do professor, colegas, livros, etc. Isso é mais do que interagir com os alunos, é dialogar com suas maneiras de ver o mundo. Se nós simplesmente ouvimos a forma de pensar dos alunos para dizer que está errada ou para ignorá-la, podemos até achar que estamos dialogando, mas esse diálogo não é real, pois não contempla a forma como o aluno pensa. Acreditamos que, para implementar essa pers pectiva dialógica em sala de aula, é necessário também contemplar a visão de mundo implícita na linguagem cotidiana e nos contextos sociais e tecnológicos em que a ciência se materializa. Uma aula expositiva ou um texto também podem ser profundamente dialógicos, desde que contemplem explicitamente essas outras perspectivas. Essa ideia também se aplica à atividade experimental, que pode, dessa maneira, ser caracterizada como um diálogo entre teoria e prática. Podemos dizer,

então, que, em nossa proposta, assumimos que aula de Química é muito mais que um tempo durante o qual o professor vai dedicar-se a ensinar Química, e os alunos, a aprender alguns conceitos e desenvolver algumas habilidades. Aula de Química é espaço de construção do pensamento químico e de (re)elaborações de visões de mundo; nesse sentido, é espaço de constituição de sujeitos que assumem perspectivas, visões e posições nesse mundo – sujeitos que aprendem várias formas de ver, de conceber e de falar sobre o mundo. Valorizar formas diferentes de pensar o mundo: o perfil conceitual As diferentes formas de ver, conceber e falar sobre o mundo podem ser pensadas como diferentes formas de conhecimento, que correspondem a diferentes realidades. Entre essas múltiplas realidades, há uma que se apresenta como a realidade por excelência: aquela da vida cotidiana. Quando alguém desloca sua atenção dessa realidade cotidiana para, por exemplo, o conhecimento científico, uma mudança radical tem lugar em sua consciência. Mesmo quando esse tipo de mudança radical tem lugar, contudo, a realidade da vida cotidiana ainda marca sua presença. Para falar dessas diferentes realidades, usamos linguagens variadas, mas todas elas são construídas com base na linguagem da vida cotidiana. Mesmo que se possam usar linguagens mais sofisticadas – como a Matemática e a Química –, é preciso que se estabeleçam relações entre as diferentes realidades, possibilitando sua coexistência num mesmo sujeito que vive num mundo tão diversificado. A própria ciência não é homogênea e pode oferecer múltiplas formas de ver o mundo. Essas ideias podem conviver em uma mesma pessoa, sendo usadas em contextos independentes e não relacionados. Não precisamos de uma noção científica do atomismo para lidarmos com materiais sólidos, líquidos e gasosos no cotidiano. A humanidade, no entanto, precisou de uma noção científica de átomo para produzir ciência e tecnologia, e um dos papéis da escola é promover a enculturação nessas noções científicas. A própria noção de átomo não é única. Nós, químicos, lidamos com o átomo como uma esfera rígida e indivisível em várias de suas explicações para as propriedades das substâncias. As próprias fórmulas estruturais representam os átomos dessa forma. Esse modelo, porém, não é suficiente para explicar vários fenômenos, como a reatividade química. Nesses contextos, lançamos mão de modelos mais sofisticados, incluindo os modelos da mecânica quântica. Essa diversidade de visões para um mesmo conceito é o que chamamos de perfil conceitual. Uma mesma pessoa pode ter várias formas de pensar e falar sobre um mesmo conceito, e usá-las em diferentes contextos. Essas diferentes formas vão desde aquelas muito


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Aprender, segundo essa visão, é adquirir novas zonas de um perfil conceitual qualquer e tomar consciência desse perfil. À medida que o aluno toma consciência de seu perfil conceitual, mesmo que inicialmente esse perfil contenha apenas umas poucas formas diferenciadas de ver e construir o mundo discursivamente, ele estará apto a perceber a dinâmica do conhecimento e admitir uma diferenciação ain-

da maior desse perfil no futuro, com a aprendizagem de conceitos mais sofisticados. Se o aluno aprender que a descrição científica do calor como energia, proporcional à diferença de temperatura, é complementar à sua ideia cotidiana de calor como substância, proporcional à temperatura, ele estará reconhecendo a existência de noções complementares que constituem, nesse momento, seu perfil para o conceito de calor. Se as noções são complementares, existem contextos em que uma das ideias é mais apropriadamente aplicável. O conjunto desses contextos diferenciados, que constituem a realidade em seus múltiplos níveis, só pode ser entendido por meio dessa perspectiva complementar. Afinal, chegar numa loja e pedir uma blusa de lã bem quente continuará a ser mais apropriado do que pedir um agasalho feito de um bom isolante térmico que impeça que o corpo troque calor com o ambiente. Por outro lado, se sabemos que esse “quente” da lã não significa que ela pode ser usada para esquentar um cafezinho – afinal, a lã não é uma fonte de calor –, estamos expressando a consciência desse perfil conceitual de calor, usando as ideias científicas e cotidianas numa perspectiva de complementaridade.


ligadas à vida cotidiana, impregnadas de realismo e de percepção sensorial imediata, até as muito sofisticadas, que expressam a realidade em termos puramente matemáticos. Entre esses extremos, há várias formas mais racionais de ver o mundo, em que a realidade imediata pode ser problematizada por meio de experiências empíricas ou deduzida de relações matemáticas entre diferentes variáveis. Essas diversas formas de ver o mundo podem ser pensadas como diferentes zonas num perfil conceitual. O conceito de massa nos ajuda a entender essa heterogeneidade conceitual. Na vida cotidiana, usamos a palavra “massa” para designar coisas grandes e pesadas. Falamos de uma “massa de ouvintes”, uma “massa de ar frio” que se aproxima ou até de uma “massa bruta”. Em todos esses casos, a massa é grande e pesada. Nesse sentido, “massa” está impregnada de realismo e impressões sensoriais, e seria um contrassenso pensar na massa de uma coisa tão pequena como um elétron. Quando usamos uma balança, nossa concepção de massa parece se refinar e começamos a expressar esse conceito com base em uma experiência empírica. A balança de precisão permite determinar a massa de alguns poucos miligramas. Nessa zona do perfil conceitual, o conceito de massa se liberta do realismo imediato. Se a humanidade, porém, tivesse se restringido a esses primeiros conceitos, nunca teria sido capaz de determinar a massa da Terra ou de um elétron. Afinal, não há balança que o faça. Para explorar a massa desses objetos, muito grandes ou muito pequenos, foi necessário conceber o conceito numa nova zona do perfil, em que ele faz parte de uma relação racional entre conceitos, que pode ser expressa por uma fórmula matemática. Nesse sentido, podemos pensar a massa como a relação entre densidade e volume, ou entre aceleração e força, dentre tantas possibilidades. A mente humana, contudo, foi capaz de ir ainda mais longe. Numa zona mais complexa ainda, a massa pode ser pensada como relativa. Para objetos se deslocando a uma velocidade próxima à da luz, a massa pode variar com a velocidade do objeto. É interessante notar que, à medida que se percorre esse perfil conceitual, qualquer conceito vai se tornando mais complexo e também mais racional. Além disso, a parte “realista” desse perfil pode ser relacionada às concepções cotidianas que as pessoas possuem, muitas vezes independentemente da formação escolar.

Visão de ciências Em nosso livro, procuramos mostrar a ciência como uma construção humana, sujeita à influência de fatores sociais, econômicos e culturais de seu tempo. Para isso, sempre que possível, abordamos fatos históricos que contribuíram para as mudanças nos paradigmas aceitos em determinada época, trazendo o próprio discurso dos cientistas para ilustrar essas mudanças, quando isso é apropriado. Essa abordagem tem por finalidade mostrar que a ciência não é um corpo de conhecimentos acabado, mas é dinâmica. Suas teorias estão sempre sujeitas a refutações, e esse processo é influenciado pelo desenvolvimento tecnológico e pelo aparecimento de novos fatos. O processo é também social, no sentido de que uma nova ideia, por mais racional que seja, só será aceita se convencer a maioria dos cientistas. Um exemplo que discutimos no capítulo 6 do volume 1 é a hipótese atômica, que só foi totalmente aceita no final do século XIX, apesar de ter fornecido a principal via de progresso da Química nesse século. Aprender Química é também aprender sobre a natureza dessa ciência, seus processos de investigação e seus métodos. Nesse sentido, é importante que nós, professores, chamemos a atenção para aspectos relacionados à natureza da ciência, destacando as formas como o conhecimento é produzido, as estratégias de verificação de hipóteses, as incertezas associadas às medidas, a forma como são determinadas as propriedades específicas de substâncias e materiais, etc.


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SELEÇÃO E ORGANIZAÇÃO DE CONTEÚDOS: FOCOS DE INTERESSE DA QUÍMICA

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Vivemos em uma época na qual tem sido muito comum o uso de materiais sofisticados, destinados a atividades cada vez mais específicas. A sociedade tecnológica exige das ciências dos materiais respostas precisas e específicas às suas demandas. A Química, ciência fundamental na concepção de novos materiais, pode oferecer respostas a essa diversidade de demandas, pelo conhecimento sobre a constituição, propriedades e transformações das substâncias. A produção e a utilização dos materiais têm, entretanto, provocado diversos problemas ambientais. Essa é uma preocupação recente e representa um desafio também para os químicos. Para contemplar o pensamento do aluno e os diferentes contextos nos quais a Química é relevante, é necessário que o programa seja bem dimensionado em relação à quantidade de conceitos a serem abordados e que promova o desenvolvimento dos conceitos científicos. Trabalhar com um número excessivo de conceitos, como acontece nos currículos tradicionais, tem como pressuposto que aprender Química é somente aprender o conteúdo químico. Nossa proposta de Química para o Ensino Médio busca contemplar aspectos conceituais fundamentais que permitam a compreensão da constituição, das propriedades e das transformações dos materiais, destacando implicações sociais relacionadas à sua produção e ao seu uso. A Química tem como objetos de investigação as propriedades, a constituição e as transformações dos materiais e das substâncias. O triângulo 1 representa as inter-relações entre os objetos e os focos de interesse da Química. Triângulo 1 propriedades

substâncias e matérias

constituição

transformações

Figura MP.1 Focos de interesse da Química.

O conhecimento das substâncias e dos materiais diz respeito às suas propriedades, como dureza, ductibilidade, temperaturas de fusão e ebulição, solubilidade, densidade e outras passíveis de serem medidas e que possuem uma relação direta com o uso que se faz dos materiais. Para compreender o comportamento dos materiais, alguns conhecimentos químicos são importantes: aqueles que envolvem os diversos modelos para o átomo e como esses átomos interagem para formar moléculas e íons, e ainda como essas moléculas, átomos e íons se agrupam para formar as substâncias e os materiais que conhecemos. Esses conhe-

cimentos oferecem subsídios para a compreensão, o planejamento e a execução das transformações dos materiais. Estabelecer inter-relações entre esses três aspectos nos parece fundamental, para que se possam compreender vários tópicos de conteúdo químico.

Formas de abordar os conceitos químicos Do ponto de vista didático, é útil distinguir três aspectos do conhecimento químico: fenomenológico, teórico e re presentacional. O aspecto fenomenológico diz respeito aos fenômenos de interesse da Química, sejam aqueles concretos e visíveis, como a mudança de estado físico de uma substância, sejam aqueles a que temos acesso apenas indiretamente, como as interações radiação-matéria que não provocam um efeito visível, mas podem ser detectadas na espectroscopia. Os fenômenos da Química não se limitam àqueles que podem ser reproduzidos em laboratório. Os fenômenos também podem estar materializados nas atividades sociais, como nos supermercados, nos postos de gasolina, nas farmácias, entre outros. São as relações sociais que o aluno estabelece por meio dessa ciência que dão significado à Química do seu ponto de vista, pois mostram que ela está na sociedade, no ambiente. Além disso, quando nós, professores, retomamos fenômenos já estudados ou vividos em sala de aula, possibilitamos que o aluno participe da conversa, pois passamos a falar de algo que eles compartilham conosco. A abordagem do ponto de vista fenomenológico também pode contribuir para promover habilidades específicas, tais como controlar variáveis, medir, analisar resultados, elaborar gráficos, etc. O aspecto teórico relaciona-se a informações de natureza atômico-molecular, envolvendo, portanto, explicações baseadas em modelos abstratos e que incluem entidades não diretamente observáveis, como átomos, moléculas, íons e elétrons. Os conteúdos químicos de natureza simbólica estão agrupados no aspecto representacional, que compreende informações inerentes à linguagem química, como fórmulas e equações químicas, representações dos modelos, gráficos e equações matemáticas. O triângulo 2 representa as inter-relações entre esses aspectos do conhecimento químico. Triângulo 2 fenomenológico

teórico

representacional

Figura MP.2 Aspectos do conhecimento químico.


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A ausência dos fenômenos nas salas de aula pode fazer que os alunos tomem por “reais” as fórmulas das substâncias, as equações químicas e os modelos para a matéria. É necessário, portanto, que os três aspectos compareçam igualmente. A produção de conhecimento na Química resulta sempre de uma dialética entre teoria e experimento, pensamento e realidade, mesmo porque não existe atividade experimental que não ofereça mais de uma possibilidade de interpretação. Ainda que o aluno não conheça a teoria científica necessária para interpretar determinado fenômeno ou resultado experimental, ele o fará com suas próprias teorias implícitas, suas ideias de senso comum, pois todo processo de compreensão é ativo. Para que a interpretação do fenômeno ou resultado experimental faça sentido para o aluno, é desejável manter essa tensão entre teoria e experimento, percorrendo constantemente o caminho de ida e volta entre os dois aspectos. O aspecto representacional também resulta dessa tensão, fornecendo as ferramentas simbólicas para representar a compreensão resultante desses processos de idas e vindas entre teoria e experimento. É importante ressaltar que, nesta proposta, o conceito de fenômeno e de experimento ultrapassa a dimensão do laboratório. Ir ao supermercado, fazer uma visita, investigar a corrosão do portão da garagem também são atividades que se caracterizam pela ação de experienciar, vivenciar, em geral de forma sistematizada. No caso das atividades de laboratório, são desenvolvidas habilidades específicas como as já citadas – controlar variáveis, organizar dados em quadros e construir gráficos, entre outras. Um experimento pode cumprir também o papel de mostrar essa forma de pensar em Química, em que teoria e realidade estão em constante interlocução. O aluno pode ser levado a formular hipóteses, desenvolver formas de testá-las, modificá-las de acordo com os resultados, etc. No caso das demais atividades, o aluno tem oportunidade de desenvolver essas mesmas habilidades e outras, como experienciar a forma como os conceitos químicos estão funcionando nas relações sociais. A visão da Química como atividade hipotético-dedutiva privilegia os aspectos já citados, como formular e testar hipóteses. Estudos em Sociologia da ciência revelam, no entanto, que o cerne da prática científica cotidiana é a resolução de problemas abertos. Ao encaminhar a solução de determinada questão, o cientista vai deparando com uma série de outros problemas. Um problema aberto não tem uma solução única e demanda do cientista avaliações constantes de custo e benefício, de riscos e de escolha de caminhos alternativos. Na abordagem por resolução de problemas, a intuição

desempenha um papel fundamental nas tomadas de decisão. Esse aspecto pode ser uma ferramenta importante para o aluno em todos os setores da atividade produtiva, e não apenas naqueles ligados à Química. O enfoque contextual sugerido nesta obra pretende privilegiar a resolução de problemas abertos, nos quais o aluno deverá considerar não só aspectos técnicos como também sociais, políticos, econômicos e ambientais, o que resulta numa demanda por abordagens interdisciplinares no Ensino Médio. Nossa preocupação, ao ressaltar esses aspectos, é formar cidadãos. A Química pode fornecer ao aluno instrumentos de leitura do mundo e, ao mesmo tempo, desenvolver certas habilidades básicas para ele viver em sociedade.

Instâncias de abordagem: o conceitual e o contextual Os currículos tradicionais, ao privilegiar aspectos conceituais da Química, têm como pressuposto a ideia de que a aprendizagem de conceitos antecede qualquer possibilidade de aplicação dos conhecimentos químicos. Além disso, supõe-se que a abordagem desses conceitos deva ser exaustiva. Por exemplo, o conceito de molécula só poderia ser introduzido quando se esgotasse o ensino do conceito átomo, tendo-se abordado todos os modelos atômicos, inclusive o atual. Dessa forma, há uma cadeia linear de pré-requisitos que deve ser seguida. O pressuposto de que se deve, no ensino, esgotar um conceito para poder aplicá-lo pode ser questionado, pois é justamente nas aplicações que se explicitarão as relações a serem estabelecidas entre os conceitos. Além disso, existem tendências na Psicologia contemporânea que consideram os conceitos inseparáveis dos contextos de aplicação, uma vez que o aluno tende a recuperar conceitos a partir desses contextos de aplicação, e não no vazio. Nesse sentido, nossa obra aborda os conceitos químicos diretamente relacionados aos contextos de aplicação. Para cada tema, duas instâncias de abordagem estarão presentes: a conceitual e a contextual. O objetivo é promover uma tensão dialética, no sentido de que, se um tema for predominantemente conceitual, de certa forma, é o conceito que organiza a estrutura de abordagem. Se o tema é mais contextual, é o contexto que organiza os desdobramentos conceituais. Para que isso seja possível, é necessário eleger alguns grandes temas que orientarão a seleção dos conceitos mais relevantes. Nesta obra, esses temas são as propriedades, a constituição e as transformações dos materiais e substâncias. A abordagem de conceitos ligados aos contextos de aplicação, como estamos propondo, não necessariamente precisa seguir uma cadeia linear de prérequisitos, pois a realidade não se estrutura dessa maneira. Os conceitos po dem ser abordados em diferentes momentos e níveis de profundidade. A exemplo dos golfinhos no oceano, os con-


A maioria dos currículos tradicionais e dos livros didáticos enfatiza sobremaneira o aspecto representacional, em detrimento dos outros dois.


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ceitos emergem, submergem e emergem novamente em diferentes momentos do curso. Esse movimento vai assegurar um aprofundamento progressivo, mais próximo à realidade dos fenômenos e das aplicações da Química. Esses princípios se traduzem numa abordagem dos conceitos mais horizontal e qualitativa nos capítulos do primeiro volume, numa verticalização e aprofundamento nos capítulos do segundo volume e numa nova ampliação para o estudo de temas no terceiro volume. Isso significa que, inicialmente, os alunos discutirão temas que envolvem a compreensão de princípios fundamentais da Química com uma ênfase qualitativa, tendo em vista prover uma base para o aprofundamento tanto dos conceitos como das aplicações. Na sequência, propomos um aprofundamento do estudo de temas químicos, incluindo aspectos quantitativos.

Linguagem comum e linguagem científica Nossa obra está organizada para possibilitar uma inte ração entre o discurso científico da Química e o discurso cotidiano. Para que isso aconteça, porém, é preciso que o discurso científico faça sentido para o aluno. Em nossa concepção, isso poderia ser alcançado tanto problematizando suas ideias informais quanto criando contextos que sejam significativos para ele. É importante percebermos com clareza que a linguagem científica tem características próprias que a distinguem da linguagem comum. Essas características não foram inventadas em um momento determinado. Ao contrário, foram sendo estabelecidas ao longo do desenvolvimento científico, como forma de registrar e ampliar o conhecimento. Essas características, muitas vezes, tornam a linguagem científica estranha e difícil para os alunos. Reconhecer essas diferenças implica admitir que a aprendizagem da ciência é inseparável da aprendizagem de sua linguagem. É interessante estabelecer uma tipologia que nos ajude a caracterizar, por um lado, a linguagem comum e, por outro, a linguagem científica. Acreditamos que exista um contínuo entre esses dois extremos. Enquanto na linguagem comum predominam narrativas que relatam sequências lineares de eventos, a linguagem científica congela os processos, transformando-os em grupos nominais que são então ligados por verbos que exprimem relações entre esses processos. A linguagem científica é, portanto, predominantemente estrutural, enquanto a linguagem cotidiana é linear, apresentando uma ordem sequencial que é estabelecida e mantida. Na linguagem científica, o agente em geral está ausente, o que faz que ela seja descontextualizada, sem a perspectiva de um narrador. Na linguagem cotidiana, o narrador está sempre presente. Para exemplificarmos essas distinções, podemos tomar um exemplo de como uma mesma frase poderia ser expres-

sa numa e noutra linguagem. Deve-se observar que a tradução entre um e outro tipo nem sempre é possível, pois as características da linguagem científica correspondem a uma forma diferenciada de se pensar e ver o mundo que essa cultura construiu. Ao nos referirmos ao modo como o aumento de temperatura afeta a dissolução de açúcar em água no nosso cotidiano, normalmente falamos: quando colocamos açúcar em água e aquecemos, conseguimos dissolver uma maior quantidade do que em água fria. Na linguagem científica, expressaríamos esse mesmo fato de uma forma diferente: o aumento de temperatura provoca um aumento da solubilidade do açúcar. Note-se que, na primeira frase, o agente (o pronome oculto nós) está presente, os verbos designam ações efetuadas por esse agente e os fatos são apresentados numa ordem sequencial que garante a linearidade do discurso. Já na segunda frase, o agente desapareceu em consequência da nominalização dos processos. Dessa forma, as ações antes designadas por verbos estão embutidas nos grupos nominais (aumento de temperatura e aumento da solubilidade do açúcar). O verbo (provocar) não mais indica uma ação, mas uma relação entre os dois processos nominados. A linguagem cotidiana é automática e muito mais próxima da fala. As pessoas não têm necessidade de refletir a todo momento sobre o que vão dizer. Já a linguagem científica exige uma reflexão consciente no seu uso e aproxima-se muito mais da linguagem escrita. A linguagem científica substitui os processos, expressos normalmente por verbos, por grupos nominais. “Quanto tempo uma reação química leva para completar-se” transforma-se, pela nominalização, em “velocidade de uma reação química”. Isso pode se constituir numa dificuldade para o aluno, acostumado a designar seres e coisas por nomes e processos por verbos. Ao usar a linguagem científica, ele começa a habitar um estranho mundo, em que os processos se transformaram em nomes ou grupos nominais e os verbos não expressam mais ações e sim relações. Todo esse processo não é algo que foi inventado pelos cientistas em um momento determinado. Esse gênero de discurso foi sendo construído ao longo do desenvolvimento da própria ciência para responder a uma necessidade do discurso científico de progredir passo a passo, com um movimento constante partindo do que já se conhece em direção a uma nova informação. As duas partes (“o que já se conhece” e a “nova informação”) têm de ser apresentadas de maneira que sua função no argumento fique clara. A melhor maneira de fazê-lo é agrupando essas duas partes numa única frase. Para isso, as duas partes devem ser transformadas em nomes ou em grupos nominais, e o verbo que se coloca entre elas deve mostrar como a segunda parte (“nova informação”) se relaciona com a primeira (“o que já se conhece”).


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Transformar a prática de sala de aula numa prática dialógica significa dar voz aos alunos, não apenas para que reproduzam as “respostas certas” do professor, mas para que expressem sua própria visão de mundo. Como a linguagem científica escolar e a linguagem cotidiana representam diferentes registros, correspondentes a diferentes grupos sociais, é fundamental que o aluno perceba que essa diferença não se restringe a um vocabulário técnico, presente numa linguagem e ausente na outra, mas se traduz em formas radicalmente diferentes de construir a realidade. Trazer a linguagem cotidiana para a sala de aula, na voz do aluno, não com o objetivo de substituí-la pela linguagem científica, mas para mostrar que essas duas formas de conhecer o mundo são complementares, abre a possibilidade de que o aluno entenda que qualquer forma de conhecimento é dinâmica e ao mesmo tempo parcial.

Conceitos relacionais Já apontamos anteriormente a ênfase que o ensino da Química tem dado a sistemas de classificação. Parece ter ficado claro que não pretendemos assumir essa abordagem classificatória, pois, sob nosso ponto de vista, essa lógica omite uma característica de muitos conceitos, que é particularmente importante na Química: os conceitos são relacionais. Isso significa que, para esses conceitos relacionais, os atributos de um sistema não existem em si, mas em relação a um outro com o qual interagem. Por exemplo, no conceito de oxirredução, uma espécie é oxidante em relação a outra. Não existe conceito na Química que respalde uma afirmação do tipo essa substância é redutora. Isto é ácido, isto é base são também exemplos dessa consideração. Uma espécie é oxidante em relação a outra que se comporta como redutora. Uma substância é ácida em relação a outra que se comporta como base. Na Química, existem conceitos que podem gerar esquemas de classificação. Nem sempre, no entanto, esses esquemas são apropriados. Quando se aborda o conceito ácido, por exemplo, logo se segue uma série de propriedades dos ácidos, tipos de ácidos, etc. Isso se deve ao caráter atributivo que os currículos tradicionais dão ao conceito ácido: ácidos corroem metais, ácidos produzem hidrogênio na reação com metais. Dessa maneira, são geradas redes de classificação e dicotomias na abordagem dos conceitos. Mesmo ácidos minerais fortes, considerados como “o” exemplo de ácidos (ácido clorídrico e sulfúrico) podem, no entanto, se comportar como bases diante de certas substâncias conhecidas como superácidos. Em vista do exposto, optamos por evitar o excesso de esquemas classificatórios na configuração de nosso livro, embora reconheçamos a existência e a importância de algumas dessas classificações. Elas não podem, contudo, esconder o caráter relacional dos conceitos químicos. É importante ainda destacar que a fronteira entre certas classes não é rígida. Assim, uma ligação covalente pode apresentar um certo caráter iônico, e um grande número de ligações se situa em algum ponto entre um caráter puramente iônico e outro puramente covalente. A recomendação curricular expressa nos PCN, com a qual concordamos – preparar o cidadão para a vida, para o trabalho e para continuar a aprender –, nos impõe essa reflexão. Não podemos ensinar a Química no século XXI com o pensamento do século XIX, no qual essas classificações absolutas prevaleciam.


Por exemplo, na frase: O átomo absorve e emite energia unicamente em quanta, ou unidades discretas. Cada absorção caracteriza uma transição para um estado de maior energia e cada emissão caracteriza uma transição para um estado de menor energia. No segundo período (sublinhado), cada frase contém: Uma parte “que já se conhece”, nominando o que havia sido dito antes: o átomo absorve energia ⇒ cada absorção o átomo emite energia ⇒ cada emissão Uma parte que contém a “nova informação”, também nominada: a transição para um estado de maior energia/menor energia Uma relação entre essas duas partes, na forma de um verbo: caracteriza. Na linguagem cotidiana, os processos (ações, eventos, processos mentais) se expressam por verbos; os participantes (pessoas, animais, objetos concretos e abstratos) desses processos se expressam por nomes e substantivos; as circunstâncias (tempo, lugar, modo, causa, condição) se expressam por advérbios e locuções adverbiais; e as relações entre os processos se expressam por conjunções. As dificuldades dos alunos em transitarem entre essas características da linguagem cotidiana e aquelas descritas para a linguagem científica são evidentes em nosso cotidiano como professores. Esse “diálogo” sempre ocorrerá na sala de aula, mesmo que não haja espaço para sua explicitação, mesmo que ele ocorra apenas na mente do aluno. Essa é uma característica inevitável da natureza dialógica do entendimento. Como a linguagem científica tem uma natureza bastante diferente da linguagem cotidiana, a ausência de explicitação desse diálogo pode levar o aluno a produzir uma amálgama indiferenciada entre conceitos científicos e cotidianos.

ATIVIDADES E pROJETOS INTERDISCIpLINARES: pLANEJANDO AÇÕES NA FRONTEIRA DAS DISCIpLINAS Finalmente, há que se pensar como combinar uma abordagem química e, ao mesmo tempo, interdisciplinar aos fenômenos da natureza. Esse tipo de tratamento se


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apresenta como uma alternativa viável cada vez que contex tualizamos um assunto. Quanto mais contextualizada for a abordagem desse assunto, maior a tendência de que essa abordagem considere também aspectos de outras disciplinas. Por exemplo, podemos tratar da qualidade das águas urbanas apenas pelo ponto de vista das propriedades físico-químicas que ajudam a definir o que seja água de qualidade. Mas se tentarmos contextualizar o problema das águas urbanas em relação ao que acontece com os rios, os lagos e os mares no Brasil, veremos que é impossível deixar de considerar alguns parâmentros biológicos de qualidade de água, como os coliformes fecais. Da mesma forma, teremos de abordar também o problema das bacias hidrográficas – conhecimento de Geografia –, pois um rio urbano sempre carrega a marca dos lugares por onde passa. É por ser na sua maior parte contextualizada que a abordagem do nosso livro é marcada por atividades interdisciplinares, distribuídas por várias entradas encontradas ao longo da coleção. No volume 3 quase todos os capítulos têm esse enfoque explícito. Esse volume foi preparado pensando-se na interface da Química com a saúde e com o ambiente. No capítulo 1 é estudada a Química das drogas e dos medicamentos; já no capítulo 2 é estudada a relação da Química com os alimentos e a nutrição. O estudo das drogas e dos medicamentos, assim como dos alimentos e da nutrição, exige a articulação de conhecimentos de diferentes áreas, como Química, Biologia, Fisiologia e Anatomia. Ao mesmo tempo, quando discute-se problemas causados pela falta de alimentos e pelo excesso deles, há uma grande interface com Sociologia e História. O texto apresentado explora bastante estas oportunidades, ao discutir a obesidade como uma epidemia latino-americana, pois, segundo as informações ali divulgadas, a obesidade atinge todos os países da região com índices médios de 18% – condição esta que abrange todas as faixas etárias e de ambos os sexos. Da mesma forma, no capítulo 3, intitulado “Água nos ambientes urbanos: Química para cuidar do planeta”, a interface mais notável é com a Biologia, pois este capítulo trata dos parâmetros físico-químicos e biológicos que permitem determinar a qualidade das águas urbanas. Como apenas parâmetros físico-químicos são insuficientes para essa determinação no caso das águas urbanas brasileiras – altamente contaminadas por esgoto doméstico –, a Biologia tem que ajudar a Química a determinar parâmetros vitais, por exemplo, os coliformes fecais, que dão uma indicação segura da contaminação dos rios, lagos e oceanos urbanos por esses esgotos. Mas também neste capítulo há muito de Geografia e Sociologia, pois o estudo das águas urbanas necessariamente traz considerações sobre as bacias hidrográficas, tema amplamente explorado pela Geografia, bem como sobre os problemas de poluição das águas, algo que no Brasil atinge proporções alarmantes. O texto 1 (ainda no capítulo 3), “As águas de nossa cidade e sua qualidade”, fornece um panora-

ma geral sobre a qualidade das águas urbanas no Brasil, em que essas diferentes disciplinas fornecem elementos centrais para o seu entendimento. Da mesma forma, o capítulo 4, ao explorar o efeito estufa e as mudanças climáticas, também faz interfaces importantes com a Física. Os balanços energéticos num sistema aberto como é a Terra conduzem a uma necessária explicação conjunta da Física e da Química para o seu entendimento. Ao mesmo tempo, ao situar o tema do aquecimento global como sujeito a polêmica, nosso livro o aproxima do debate atual, em que várias disciplinas estão envolvidas. Finalmente, o capítulo 5 explicita que os materiais recicláveis possuem um “ciclo de vida”, no qual são consideradas todas as matérias-primas utilizadas na fabricação dos produtos de consumo do dia a dia e que geram o lixo que produzimos. Essa abordagem propicia um entendimento mais amplo e, portanto, interdisciplinar dos problemas associados à geração e à reciclagem do lixo urbano. Portanto, podemos afirmar que o volume 3 da nossa coleção é todo interdisciplinar, contemplando não só as matérias da área de Ciências da Natureza e suas tecnologias – como a Física, a Biologia e as diversas tecnologias associadas –, mas também outras disciplinas como Geografia, História e Sociologia. Há que se ressaltar que essa interdisciplinaridade se manifesta não somente por meio de textos, mas também de atividades que envolvem o aluno com a sua realidade. É o caso, por exemplo, no capítulo 3, “Água nos ambientes urbanos: Química para cuidar do planeta”, no qual o próprio aluno vai investigar uma série de parâmetros físico-químicos e biológicos da água, se valendo de parte das atividades ali desenvolvidas.

projetos interdisciplinares No volume 2, “Termoquímica: energia nas mudanças de estado físico e nas transformações químicas”, a abordagem interdisciplinar fica mais evidente nos projetos. Esses projetos foram pensados para ser desenvolvidos ao longo do estudo de um capítulo, paralelamente à abordagem dos temas do capítulo. Um bom exemplo pode ser observado no Projeto 1, “Combustíveis fósseis e fontes renováveis de energia”, que faz parte do capítulo 2, no qual sugere-se que os estudantes trabalhem em grupo e escolham um combustível ou fonte renovável de energia para desenvolver a atividade. Cada grupo vai buscar uma série de informações relacionadas, tais como: a origem do combustível ou fonte renovável, como ele é obtido, quais as reservas disponíveis, qual a distribuição global de seu consumo, quais os impactos ambientais decorrentes de seu uso, etc. Ao final, os alunos deverão preparar um debate, em que cada grupo preparará argumentos favoráveis e contrários à fonte de energia ou ao combustível trabalhado. Da mesma forma, no capítulo 1 deste mesmo volume há o Projeto 1 – “A água como produto industrial” –, que, ao mesmo tempo em que aborda o tratamento de água do ponto de


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O TRABALHO EM GRUpOS É importante compreender alguns aspectos relacionados à organização do trabalho pedagógico nas aulas de Química. Gostaríamos de destacar a importância de abrirmos espaços para os trabalhos em grupo, para a diversificação das atividades propostas aos alunos e para uma abordagem que considere as relações do contexto social mais amplo nas discussões sobre conceitos químicos. O trabalho em grupo é efetivamente uma recomendação para a utilização do nosso livro em sala de aula. Pesquisas por nós realizadas tornaram visíveis a riqueza e a importância dessa forma de organizar o trabalho na aula de Química. As discussões realizadas entre os alunos organizados em grupo, sem a presença do professor, são fundamentais para que o aluno aprenda os conceitos, aprendendo também a falar sobre eles. Além disso, no grupo, o aluno tem a oportunidade de confrontar suas opiniões com as dos colegas, que muitas vezes são diferentes e até contraditórias. Assim ele não se sente constrangido em expressar suas opiniões na presença dos colegas, algo que muitas vezes ocorre com alunos mais tímidos nas discussões com toda a classe, organizadas pelo professor. A discussão em grupo promove o desenvolvimento das habilidades de ouvir, negociar consenso, respeitar a opinião do outro, argumentar e procurar justificativas racionais para as opiniões. Todas essas habilidades têm sido cada vez mais exigidas em diferentes atividades profissionais. Dessa forma, o ensino da Química também estará contribuindo para a formação do cidadão e do seu futuro profissional.

Explicitação da agenda e negociação de regras Neste item, gostaríamos de abordar um aspecto que diz respeito ao manejo das turmas. A organização das salas de aula, com o objetivo de garantir a participação ativa dos alunos, pode explicitar alguns conflitos. Esses conflitos, que podem permanecer ocultos numa sala de aula centrada no professor, normalmente emergem quando o aluno passa

a ser o centro do processo de ensino-aprendizagem. Dentre os vários aspectos geradores de conflitos, destaca-se o choque entre a cultura cotidiana dos estudantes e a cultura científica, pois os alunos entram em contato com um conjunto de conhecimentos, atitudes, procedimentos e formas de raciocínio que, muitas vezes, lhes são completamente estranhos. Quando se fala sobre a implementação de propostas centradas no aluno, tende-se a idealizar o espaço escolar como harmônico e consensual. As várias metáforas utilizadas para descrever o papel do professor, como coordenador, guia, etc., normalmente enfatizam o aspecto harmonioso da relação professor-aluno. É importante destacarmos que, mesmo em propostas que pressupõem a participação ativa dos alunos, há contradições e resistências. É preciso termos consciência de que isso vai ocorrer para lidarmos com essas situações com tranquilidade. A proposta de trabalho que apresentamos impõe à sala de aula uma dinâmica “alternativa”, o que a diferencia de outras mais tradicionais. A experiência que temos com a utilização do livro em nossas aulas nos mostra que é fundamental que estejamos convencidos de que a abordagem centrada nos alunos vai favorecer suas aprendizagens.


vista químico, também o faz do ponto de vista das ciências humanas, pois os alunos deverão pesquisar sobre a porcentagem de pessoas que recebem água tratada em suas casas, sobre o custo da água tratada, etc. Já no volume 1, a interdisciplinaridade está distribuída ao longo de capítulos e de atividades específicas. Assim, todo a capítulo 4 – “Aprendendo sobre o livro urbano” tem esse caráter interdisciplinar quando trata do problema do lixo urbano, atento a aspectos como: as mudanças no padrão de consumo das pessoas que afetam o lixo urbano; o que deveríamos levar a um acampamento selvagem para evitar a produção de lixo; o lixo como fonte de renda para famílias de catadores; o que as prefeituras gastam para manter uma cidade limpa; etc.

Nossa opção por essa forma de trabalho e as consequências que ela tem para as atividades cotidianas do aluno na sala de aula devem ser discutidas explicitamente com eles. Os alunos vão trabalhar em grupo em muitas aulas (por meio da seção “Atividade”, principalmente), uma prática que pode não ser comum nas demais disciplinas. O trabalho em grupo é um grande desafio para alunos e professores que não estão acostumados a essa dinâmica. É importante explicitarmos o quanto isso pode contribuir para a formação de cada um deles, não só na aquisição de conhecimentos mas no desenvolvimento de habilidades para o trabalho em equipe. Se você tiver acesso a um serviço de psicologia em sua escola pode, por exemplo, propor um trabalho orientado que envolva dinâmicas de grupo e a discussão sobre o funcionamento desse tipo de trabalho. De qualquer forma, o principal é que você dedique tempo para discutir essa dimensão do trabalho em sala de aula. É importante explicitar para os alunos as concepções de ensino que vão fundamentar suas ações. Isso significa principalmente explicar a eles a importância de se engajarem nas atividades. É essencial reforçar várias vezes esse ponto. Explique, sempre que necessário, que é importante fazer, e não copiar do colega. Que é impor tante ler os textos atentamente, procurando entender o que está escrito. Rapidamente, os alunos vão perceber que, ao final de cada atividade, existe um texto de fechamento, no


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qual todos os aspectos são retomados e discutidos, o que não é comum na cultura escolar que predomina hoje em nosso país, em que os alunos devem ler os textos e depois responder a questionários, e não a elaborar suas próprias respostas com base em atividades e questionamentos, tendo o texto como apoio para a articulação final das ideias. Deixe claro que você sabe que os textos têm as respostas, mas que é fundamental para o processo de aprendizagem que eles exercitem suas formas de pensar, que elaborem suas próprias hipóteses. Uma forma de resistência muito comum, principalmente nas turmas de primeiro ano, é a pouca disponibilidade para participar da discussão com toda a turma, quando são solicitados a expor suas opiniões aos colegas. É importante que você encoraje seus alunos a se manifestarem e a ouvirem com atenção e respeito. Coloque-se no lugar dos alunos e tente compreender como estão pensando. Assim, você poderá auxiliá-los a superar tanto a falta de confiança em falar quanto algum problema com a compreensão de ideias.

SOBRE AVALIAÇÃO A avaliação é um aspecto importante do processo de aprender. Em geral, todas as atividades realizadas sobre determinado conteúdo ensinado devem ser avaliadas. Isso promove uma diversificação das formas de avaliação e mostra aos alunos que o conjunto das atividades que realizam, e não apenas as provas, é valorizado. Permite também que a avaliação seja considerada na sua dimensão formativa e não apenas somativa. Em outras palavras, a avaliação pode e deve constituir uma prática constante de regulação das aprendizagens alcançadas. Para que essa dimensão seja alcançada, é importante fornecer informações constantes aos alunos sobre seus progressos, em cada atividade realizada. Isso pode ser realizado por meio da correção de relatórios, de textos, de exercícios e também por meio de comentários sobre as apresentações e projetos realizados. É importante também envolver os alunos nesse processo, promovendo constantemente, entre eles, uma reflexão sobre sua própria aprendizagem. Nosso livro, muitas vezes, facilita esse processo ao comparar formas de pensar que os alunos já utilizavam como parte de seu conhecimento cotidiano com as formas de pensar científicas que serão ensinadas. No entanto, sabemos que o professor precisa avaliar seus alunos também por meio de notas – a avaliação somativa. Em todas as atividades propostas nessa obra apresentamos questões que podem ser usadas como instrumento de avaliação ou como base para sua elaboração. A ideia central é a de avaliar o progresso dos alunos em termos do nível de elaboração dos conceitos, das atitudes, das formas de pensar. Em todas as atividades propostas é interessante que você, professor, estimule seus alunos a expressar o que

pensam e que aproveite esses momentos para avaliar os progressos que fizeram. Consideramos fundamental que as formas de avaliar sejam variadas. A avaliação individual do conhecimento é importante. É um momento de reflexão para os alunos e para o professor, mas não pode ser a única forma de avaliação. Testes em grupo, atividades experimentais, elaboração de textos, apresentação de trabalhos, apresentação de relatórios de projetos, relatórios de experimentos, relatórios de visitas, elaboração de exposições são formas que podem ser utilizadas. Nosso livro propõe todos esses tipos de atividade, e é fundamental que todas sejam igualmente avaliadas; do contrário, os alunos podem sentir-se desestimulados a realizá-las. Para a elaboração de provas, sugerimos que o professor consulte a página da Divisão de Ensino da Sociedade Brasileira de Química (SBQ) na internet, disponível em: (acesso em: 11 fev. 2013). Nessa página serão encontradas, entre outras coisas, questões de vestibulares de várias universidades importantes do país, classificadas por tema.

NOSSA pROpOSTA E OS pCN Nossa proposta de ensino de Química, materializada neste livro, segue várias recomendações dos Parâmetros Curriculares Nacionais (PCN), especialmente a discussão das relações da Química com aspectos econômicos, culturais, políticos e sociais. “Os objetivos educacionais do Ensino Médio, já sinalizados por subsídio produzido pela Semtec/MEC e encaminhado para a Câmara de Educação Básica do Conselho Nacional de Educação, foram interpretados e detalhados por Resolução recente (01/06/1998)... Tais referenciais já direcionam e organizam o aprendizado, no Ensino Médio, das Ciências da Natureza, Matemática e suas Tecnologias, no sentido de se produzir um conhecimento efetivo, de significado próprio, não somente propedêutico. De certa forma, também organizam o aprendizado de suas disciplinas, ao manifestarem a busca de interdisciplinaridade e contextualização e ao detalharem, entre os objetivos educacionais amplos desse nível de ensino, uma série de competências humanas relacionadas a conhecimentos matemáticos e científico-tecnológicos. Referenda-se uma visão do Ensino Médio de caráter amplo, de forma que os aspectos e conteúdos tecnológicos associados ao aprendizado científico e matemático sejam parte essencial da formação cidadã de sentido universal e não somente de sentido profissionalizante.” MEC, 1998.

Referindo-se mais especificamente ao ensino de Química, o texto elaborado pelo MEC nos diz:


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MEC, 1999.

Recomendamos que você leia na íntegra os textos dos PCN, dos PNC+ e das Matrizes de Referência do Exame Nacional do Ensino Médio (Enem), elaborados pelo MEC, disponíveis no site do Ministério, disponível em: (acesso em: 11 fev. 2013). Procuramos aqui explicitar nossos pressupostos e, ao mesmo tempo, chamar a atenção para o que você deve ter em mente para poder aproveitar ao máximo o potencial desta obra. Temos a convicção de estarmos contribuindo para o desenvolvimento do ensino da Química no Brasil e para que as propostas curriculares, como os PCN, não se transformem mais uma vez em letra morta, como já ocorreu com muitas outras.

ESTRUTURA DA OBRA A obra O conteúdo da obra foi dividido em capítulos, em que são tratados temas fundamentais para a construção de uma base conceitual que possibilita uma visão ampla, interdisciplinar e contextualizada da Química. Os capítulos foram estruturados por seções, as quais são descritas a seguir.

Atividade Esta seção propõe atividades (experimentais, de pesquisa, elaboração de texto, raciocínio lógico, entre outras) acompanhadas de questões que promovem o diálogo dos alunos com os fenômenos em foco.

Texto Inclui textos que apresentam um fechamento para as Atividades, em que são respondidas as questões das atividades. Inclui também outros textos que apresentam aspectos teóricos e conceituais e, por fim, textos retirados de periódicos ou de páginas da internet, os quais apresentam informações mais amplas e contextualizadas.


O aprendizado de Química pelos alunos de Ensino Médio implica que eles compreendam as transformações químicas que ocorrem no mundo físico de forma abrangente e integrada e assim possam julgar com fundamentos as informações advindas da tradição cultural, da mídia e da própria escola e tomar decisões autonomamente, enquanto indivíduos e cidadãos. Esse aprendizado deve possibilitar ao aluno a compreensão tanto dos processos químicos em si quanto da construção de um conhecimento científico em estreita relação com as aplicações tecnológicas e suas implicações ambientais, sociais, políticas e econômicas. Tal a importância da presença da Química em um Ensino Médio compreendido na perspectiva de uma Educação Básica.

projeto Propõe aos alunos o desenvolvimento de projetos relacionados ao tema estudado no capítulo. Os projetos têm como objetivo trabalhar o tema de forma mais ampla e contextualizada. Têm um caráter de atividade integradora e interdisciplinar, pois promovem a interação do conhecimento químico com outras áreas do conhecimento.

pARA FACILITAR SEU TRABALHO EM SALA DE AULA Nossa experiência com a utilização desta obra vem nos mostrando que pelo menos três aspectos favorecem a organização do trabalho em sala de aula: 1. A presença de um auxiliar para organizar e preparar os materiais necessários às atividades. Sugerimos que a escola procure a parceria de instituições de ensino profissional, na área de Química, para que os estágios dos futuros técnicos em Química sejam realizados em sua escola. 2. A organização de uma sala ambiente para que os materiais necessários fiquem sempre disponíveis. A sala ambiente pode ser constituída por mesas grandes, para que os trabalhos em grupo sejam realizados, e uma pia, além de estantes e armários para guardar os materiais. 3. A opção por horários conjugados. Em geral, as aulas têm a duração de 50 minutos. Seria interessante que se colocassem dois horários seguidos para a aula de Química. Essa forma de organizar o tempo facilita a realização das atividades e sua discussão.

Exercícios Exercícios mais simples, diretamente relacionados ao que foi abordado no Texto ou na Atividade.

Questões Esta seção traz questões relacionadas ao que foi abordado no Texto ou na Atividade. Muitas vezes são propostas para ajudar o aluno a compreender o texto, envolvendo respostas mais diretas; em outras, são questões que buscam fazer o aluno utilizar conceitos abordados para pensar um pouco mais para elaborar as respostas.

Na internet Esta seção traz sugestões de páginas da internet que se referem ao conteúdo estudado no capítulo.

Questões de exames Esta seção propõe questões de exames, como os vestibulares das universidades brasileiras e o Enem, relacionadas ao que foi abordado no capítulo.


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Para contemplar o pensamento do aluno e os diferentes contextos nos quais a Química é relevante, é necessário que o programa seja bem dimensionado em relação à quantidade de conceitos a serem abordados e que promova o desenvolvimento dos conceitos científicos numa perspectiva de Investi gação e Compreensão desses conceitos e dos diferentes contextos em que podem ser aplicados; promova também sua Contextualização Sociocultural, mostrando a Química como uma forma de pensar o mundo em meio a muitas outras que, juntas, permitem abordar problemas científicos, tecnológicos, sociais e ambientais diversos; e, finalmente, propicie o uso amplo de ferramentas de Representação e Comunica ção, no sentido de auxiliar a formação de um cidadão plenaObjetos de conhecimento no domínio “Representação e Comunicação”

mente letrado, que domine os códigos, os textos nos seus diferentes gêneros, e as diferentes formas de argumentar. Nossa proposta de Química para o Ensino Médio busca contemplar aspectos conceituais e contextuais fundamentais que permitam a compreensão da constituição, propriedades e transformações dos materiais, destacando implicações sociais relacionadas à sua produção e ao seu uso. Nesse sentido ela está completamente de acordo com as novas diretrizes curriculares, contidas nos Parâmetros Curriculares Nacionais para o Ensino Médio (PCNEM), nas Orientações Educacionais Complementares aos Parâmetros Curriculares Nacionais (PCN+) e nas Matrizes de Referência do Exame Nacional do Ensino Médio (Enem). Articulação interdisciplinar

As competências seguintes são consideradas fundamentais e, por isso, aparecem ao longo de toda a nossa coleção: • Articulação dos símbolos e códigos de ciência e tecnologia: Ler, articular e interpretar símbolos e códigos em diferentes linguagens e representações: sentenças, equações, esquemas, diagramas, tabelas, gráficos e representações geométricas. (PCN+, p. 234) e Dominar Linguagens (Enem 2009) • Análise e interpretação de textos e outras comunicações de ciência e tecnologia: Consultar, analisar e interpretar textos e comunicações de ciência e tecnologia veiculados em diferentes meios. (PCN+, p. 234) e Dominar Linguagens (Enem 2009) • Elaboração de comunicações: Elaborar comunicações orais ou escritas para relatar, analisar e sistematizar eventos, fenômenos, experimentos, questões, entrevistas, visitas, correspondências. (PCN+, p. 235) e Dominar Linguagens (Enem 2009)

Em todos os capítulos buscamos propor atividades e questões que envolvam o desenvolvimento das habilidades de: • Ler e interpretar informações e dados apresentados com diferentes linguagens ou formas de representação, como símbolos, fórmulas e equações químicas, tabelas, gráficos, esquemas, equações. • Selecionar e fazer uso apropriado de diferentes linguagens e formas de representação, como esquemas, diagramas, quadros (tabelas), gráficos, traduzindo umas nas outras. • Analisar e interpretar diferentes tipos de textos e comunicações referentes ao conhecimento científico e tecnológico. • Consultar e pesquisar diferentes fontes de informação, como enciclopédias, textos didáticos, manuais, teses, internet, entrevistas a técnicos e especialistas. • Descrever fenômenos, substâncias, materiais, propriedades e eventos químicos, em linguagem científica, relacionando-os a descrições na linguagem corrente. • Elaborar e sistematizar comunicações descritivas e analíticas pertinentes a eventos químicos, utilizando linguagem científica.

As habilidades do domínio Representação e Comunicação são, na sua maioria, habilidades que perpassam praticamente todas as disciplinas do conhecimento. A análise, interpretação e produção de textos, por exemplo, pode ser considerada uma habilidade específica da área de Linguagens, Códigos e suas tecnologias, mas de certa forma um bom leitor e produtor de textos tem que ter uma habilidade de reconhecer diferentes gêneros de discurso nos quais vai ler e produzir seus textos. Um desses gêneros é justamente o de textos científico-escolares. Dessa maneira, nossa coleção articula os conhecimentos da sua área com aquelas presentes em Linguagens, Códigos e suas tecnologias. Da mesma forma, a leitura de gráficos, tabelas e diagramas é uma habilidade comum às Ciências da Natureza e suas tecnologias e às Ciências Humanas e suas tecnologias.

• Símbolos, códigos e nomenclatura de ciência e tecnologia: Reconhecer e utilizar adequadamente, na forma oral e escrita, símbolos, códigos e nomenclatura da linguagem científica. (PCN+, p. 234) e Dominar Linguagens (Enem 2009)

Esta coleção dá ênfase a estas competências por meio do emprego de símbolos, códigos e nomenclatura da Química e da tecnologia química ao longo da coleção. Particularmente, no capítulo 1 do volume 2 – “Soluções e solubilidade” –, e no capítulo 2 do volume 3 – “Alimentos e nutrição: Química para cuidar da saúde” –, são desenvolvidas as habilidades de interpretar símbolos e termos químicos em rótulos de produtos alimentícios, águas minerais, produtos de limpeza e bulas de medicamentos; ou mencionados em notícias e artigos jornalísticos.

Os símbolos, os códigos e a nomenclatura permitem articular diferentes áreas das Ciências da Natureza e suas tecnologias. Além disso, essa nomenclatura é carregada de expressões e unidades de origem inglesa, o que permite a articulação com o estudo das Línguas Estrangeiras Modernas, como o inglês.

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O que esta obra oferece


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Particularmente, nos capítulos: 2 do volume 1 – “Introdução ao estudo das propriedades específicas dos materiais”, 1 do volume 2 – “Soluções e solubilidade”, 2 do volume 2 – “Termoquímica: energia nas mudanças de estado físico e nas transformações químicas” são trabalhadas as habilidades de identificar e relacionar unidades de medida usadas para diferentes grandezas, como massa, energia, tempo, volume, densidade, concentração de soluções. A argumentação também é uma habilidade geral que perpassa diferentes disciplinas. Além disso, nesta coleção há vários projetos e questões que extrapolam o uso puramente químico de temas e colocam-nos em relação com a sociedade, a tecnologia, as questões ambientais e toda uma gama de fatores que devem ser levados em consideração para a elaboração de argumentos convincentes.


Articulação interdisciplinar

Neste domínio consideramos as seguintes competências como fundamentais e que, por isso, são abordadas ao longo de toda a nossa coleção: • Modelos explicativos e representativos: Reconhecer, utilizar, interpretar e propor modelos para situações-problema, fenômenos ou sistemas naturais ou tecnológicos. (PCN+, p. 236 e 237) e Enfrentar Situações-problema (Enem 2009)

Em nossa coleção, ao longo de todos os capítulos buscamos articular modelos com fenômenos e suas representações. Para o desenvolvimento desta competência, ao longo dos três volumes são propostas atividades, questões, exercícios, projetos e textos com o objetivo de fazer que os alunos sejam capazes de: • reconhecer modelos explicativos de diferentes épocas sobre a natureza dos materiais e suas transformações; • elaborar e utilizar modelos macroscópicos e microscópicos para interpretar transformações químicas; • reconhecer, nas limitações de um modelo explicativo, a necessidade de alterá-lo; • elaborar e utilizar modelos científicos que modifiquem as explicações do senso comum.

Aprender ciências é, de certa forma, aprender a propor modelos consistentes para os vários fenômenos de interesse científico. Portanto, essa é uma parte da coleção que se articula plenamente com as outras disciplinas da área de Ciências da Natureza e suas tecnologias. Mas não é só isso. Ao propor a abordagem histórica dos modelos e como eles evoluíram, articulamos o conhecimento químico com o conhecimento histórico da área de Ciências Humanas.

• Relações entre conhecimentos discipli nares, interdisciplinares e interáreas: Articular, integrar e sistematizar fenômenos e teorias dentro de uma ciência, entre as várias ciências e áreas de conhecimento. (PCN+, p. 237) e Compreender Fenômenos (Enem 2009)

Em nossa coleção, ao longo de todos os capítulos buscamos propor atividades, questões, exercícios, projetos e textos que tivessem o objetivo de tornar os alunos capazes de: • construir uma visão sistematizada das diferentes linguagens e campos de estudo da Química, estabelecendo conexões entre seus diferentes temas e conteúdos; • adquirir compreensão do mundo, da qual a Química é parte integrante, por meio dos problemas que ela consegue resolver e dos fenômenos que podem ser descritos por seus conceitos e modelos; • articular o conhecimento químico e o de outras áreas no enfrentamento de situações-problema.

Objetos de conhecimento no domínio “Investigação e Compreensão”

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Diante de informações ou problemas relacionados à Química, argumentar apresentando razões e justificativas. A coleção dá ênfase a estas competências, particularmente nos capítulos: 4 do volume 1 – “Aprendendo sobre o lixo urbano”, capítulo 5 do volume 1 – “Um modelo para os estados físicos dos materiais” e em todos os capítulos do volume 3.

manual do professor

• Discussão e argumentação de temas de interesse de ciência e tecnologia: Analisar, argumentar e posicionar-se criticamente em relação a temas de ciência e tecnologia. (PCN+, p. 235) e Construir Argumentação (Enem 2009)


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• Estratégias para enfrentamento de situa çõesproblema: Identificar as informações ou variáveis relevantes em uma situação-problema e elaborar possíveis estratégias para equacioná-la ou resolvê-la. (PCN+, p. 235) e Enfrentar Situações-problema (Enem 2009)

manual do professor

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No desenvolvimento desta competência propõe-se que os alunos sejam capazes de identificar as informações relevantes para solucionar uma situação-problema, envolvendo diferentes dados de natureza química. Por exemplo, no capítulo 3 do volume 3 – “Água nos ambientes urbanos: Química para cuidar do planeta” – são propostas atividades e questões que possibilitam ao aluno a oportunidade de avaliar a viabilidade de uma fonte de água para consumo, identificando a grandeza e indicadores de qualidade, como pH, oxigênio dissolvido, turbidez, condutividade elétrica e concentrações de substâncias. Outra habilidade desenvolvida neste capítulo é a de reconhecer, propor ou resolver um problema, selecionando procedimentos e estratégias adequados para a sua solução. Esta obra dá ênfase à abordagem desta competência, por exemplo, ao propor que os alunos pesquisem sobre o contato primário com a água, definam critérios, façam medidas, análises e cálculos necessários. Essa competência é também considerada nos capítulos:

Enfrentar situações-problema é uma competência que não pode ser exercida isoladamente, dentro de uma disciplina específica. Quanto mais os problemas se aproximam da realidade, mais interdisciplinares vão se tornando. Nesta obra tratamos de uma série de problemas reais que devem ser equacionados numa perspectiva ampla, o que propicia a articulação com outras áreas das Ciências da Natureza, mas também com as Ciências Humanas e com as Linguagens e Códigos.

Do volume 1: capítulo 4 – “Aprendendo sobre o lixo urbano”. Do volume 2: capítulo 1 – “Soluções e solubilidade”; capítulo 2 – “Termoquímica: energia nas mudanças de estado físico e nas transformações químicas”. Do volume 3: capítulo 2 – “Alimentos e nutrição: Química para cuidar da saúde”; capítulo 4 – “Efeito estufa e mudanças climáticas: Química para cuidar do planeta”; capítulo 5 – “Química de materiais recicláveis”. • Interações, relações e funções; invarian tes e transformações: Identificar fenômenos naturais ou grandezas em dado domínio do conhecimento científico, estabelecer relações, identificar regularidades, invariantes e transformações. (PCN+, p. 236) e Compreender Fenômenos (Enem 2009)

No desenvolvimento desta competência propõe-se que os alunos sejam capazes de reconhecer e compreender fenômenos envolvendo interações e transformações químicas, identificando regularidades e invariantes. Enfatizamos a abordagem desta competência, por exemplo, ao propor atividades nas quais os alunos aprendam a reconhecer a conservação no número de átomos de cada substância. Isto se dá no capítulo 7 – “Introdução às transformações químicas” e no capítulo 8 – “Quantidades nas transformações químicas” do volume 1. Esta competência é também considerada nos capítulos: Do volume 1: capítulo 2 – “Introdução ao estudo das propriedades específicas dos materiais”; capítulo 3 – “Materiais: estudo de processos de separação e purificação”; capítulo 5 – “Um modelo para os estados físicos dos materiais”; capítulo 6 – “Modelos para o átomo e uma introdução à tabela periódica”; capítulo 9 – “Ligações químicas, interações intermoleculares e propriedades dos materiais”; Todos os capítulos do volume 2.

Esta é uma área das Ciências da Natureza por excelência. Nesse sentido, são feitas várias articulações com outras disciplinas, como a Física, as Geociências e a Biologia, ao longo da abordagem dos vários conceitos de interesse da Química.

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Objetos de conhecimento no domínio “Contextualização sociocultural” • Ciência e tecnologia na História: Compreender o conhecimento científico e tecnológico como resultados de uma construção humana, inseridos em um processo histórico e social. (PCN+, p. 237)

No desenvolvimento desta competência propõe-se que os alunos sejam capazes de fazer previsões e estimativas de quantidades ou intervalos esperados para os resultados de medidas. Esta competência é considerada nos capítulos: Do volume 1: capítulo 2 – “Introdução ao estudo das propriedades específicas dos materiais”; capítulo 6 – “Modelos para o átomo e uma introdução à tabela periódica”; capítulo 8 – “Quantidades nas transformações químicas”; capítulo 9 – “Ligações químicas, interações intermoleculares e propriedades dos materiais”. Do volume 2: capítulo 1 – “Soluções e solubilidade”; capítulo 2 – “Termoquímica: energia nas mudanças de estado físico e nas transformações químicas”; capítulo 3 – “Cinética química: controlando a velocidade das reações químicas”; capítulo 4 – “Uma introdução ao estudo do equilíbrio químico”. Do volume 3: capítulo 3 – “Água nos ambientes urbanos: química para cuidar do planeta”.

Esta também é uma área das Ciências da Natureza por excelência. Nesse sentido, são feitas várias articulações com outras disciplinas, como a Física, as Geociências e a Biologia ao longo da abordagem dos vários conceitos de interesse da Química.


Articulação interdisciplinar

Para o desenvolvimento desta competência, são propostas atividades, questões, exercícios, desenvolvimento de projetos e textos para que os alunos sejam capazes de: • reconhecer e compreender a ciência e tecnologia químicas como criação humana inseridas, portanto, na História e na sociedade em diferentes épocas; • perceber o papel desempenhado pela Química no desenvolvimento tecnológico e a complexa relação entre ciência e tecnologia ao longo da História. Nesta coleção, a ênfase à abordagem desta competência está principalmente: No volume 1: capítulo 6 – “Modelos para o átomo e uma introdução à tabela periódica”; capítulo 7 – “Introdução às transformações químicas”; capítulo 8 – “Quantidades nas transformações químicas”. No volume 2: capítulo 1 – “Soluções e solubilidade”; capítulo 2 – “Termoquímica: energia nas mudanças de estado físico e nas transformações químicas”; capítulo 3 – “Cinética química: controlando a velocidade das reações químicas”.

Para garantir as competências e habilidades do domínio Contextualização Sociocultural, é fundamental que o estudante seja exposto aos ambientes e discursos que circulavam quando determinados conhecimentos foram propostos. Só assim ele poderá perceber o valor desses contextos e tentar entendê-los não só na perspectiva da Química, mas também da História e da Filosofia. Nesse sentido, nossa obra oferece trechos em que são trazidos os discursos originais ou os contextos vividos pelos cientistas para ilustrar as descobertas de fenômenos e teorias.


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• Medidas, quantificações, grandezas e es calas: Selecionar e utilizar instrumentos de medição e de cálculo, representar dados e utilizar escalas, fazer estimativas, elaborar hipóteses e interpretar resultados. (PCN+, p. 236)

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manual do professor

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• Ciência e tecnologia na cultura contem porânea: Compreender a ciência e a tecnologia como partes integrantes da cultura humana contemporânea. (PCN+, p. 238) • Ciência e tecnologia na atualidade: Reconhecer e avaliar o desenvolvimento tecnológico contemporâneo, suas relações com as ciências, seu papel na vida humana, sua presença no mundo cotidiano e seus impactos na vida social. (PCN+, p. 238) • Ciência e tecnologia, ética e cidadania: Reconhecer e avaliar o caráter ético do conhecimento científico e tecnológico e utilizar esses conhecimentos no exercício da cidadania. (PCN+, p. 238)

Para o desenvolvimento desta competência propõe-se atividades, questões, exercícios, desenvolvimento de projetos e textos para que os alunos sejam capazes de: • identificar a presença do conhecimento químico na cultura humana contemporânea e em diferentes âmbitos e setores, como os domésticos, comerciais, artísticos; • compreender as formas pelas quais a Química influencia nossa interpretação do mundo atual, condicionando formas de pensar e interagir; • reconhecer o papel do conhecimento químico no desenvolvimento tecnológico atual, em diferentes áreas do setor produtivo, industrial e agrícola. Por exemplo, na fabricação de alimentos, corantes, medicamentos e novos materiais; • reconhecer aspectos relevantes do conhecimento químico e suas tecnologias na interação individual e coletiva do ser humano com o ambiente; • articular, integrar e sistematizar o conhecimento químico e o de outras áreas no enfrentamento de situações-problema;

Também se faz necessário pensar de forma articulada tanto os domínios das Ciências da Natureza quanto sua articulação com as Ciências Humanas, quando pensamos no desenvolvimento de uma ciência e tecnologia como parte da cultura contemporânea. Nesse sentido, nossa obra faz amplo uso de reportagens jornalísticas e páginas da internet para articular os diferentes setores em que os produtos químicos são consumidos e produzidos. Dessa forma, garantimos a compreensão das formas pelas quais a Química influencia nossa forma de interpretar o mundo, articulando-a com as outras formas de pensar presentes na cultura contemporânea.

• compreender e avaliar a ciência e tecnologia química sob o ponto de vista ético para exercer a cidadania com responsabilidade, integridade e respeito. Em nossa obra, a ênfase à abordagem destas competências está principalmente: No volume 1: capítulo 1 – “O que é química”; capítulo 4 – “Aprendendo sobre o lixo urbano”. No volume 2: capítulo 1 – “Soluções e solubilidade”. E em todos os capítulos do volume 3.


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3 Orientações sobre manipulação e descarte de substâncias químicas

LISTA DE MATERIAIS E EQUIpAMENTOS NECESSÁRIOS ÀS ATIVIDADES EXpERIMENTAIS As quantidades a seguir referem-se ao material necessário para todas as atividades experimentais (desenvolvidas nos três volumes) para um grupo de sete alunos. Material

Quantidade

açúcar

305 g

AgNO3 0,1 mol/L

20 mL

aguarrás

260 mL

algodão

10 chumaços

alicate

1

ameixa

2

amendoim

4

arame de cobre

80 cm

Ba(NO3)2 0,1 mol/L

30 mL

BaCl2 0,1 mol/L

30 mL

balão de borracha

2

blocos de madeira

3

blocos de metal

2

CaCl2 0,1 mol/L

10 mL

CaCO3

10 g

cano de ferro

1

canudinhos de refresco

1

cartucho de filme

4

cenoura

1

CH3COCH3

5 mL

CH3OCH3

5 mL

clipes de papel

6

CoCl2 0,5 mol/L

10 mL

colher comprimido efervescente


Você pode se informar mais consultando na internet: (acesso em: 11 fev. 2013).

1 3,5

CuSO4 0,1 mol/L

150 mL

CuSO4 0,5 mol/L

25 mL

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Mesmo que as experiências sejam simples e os materiais com os quais lidamos não ofereçam grandes riscos, esteja sempre atento. Alerte os alunos sobre cuidados básicos a serem tomados na manipulação das substâncias químicas e nos procedimentos de aquecimento. Às vezes achamos óbvio que se deva ter cuidado com materiais aquecidos, mas é sempre bom relembrar esses cuidados antes que se inicie cada atividade. Como regra geral, leia com os alunos todo o procedimento, explique cada detalhe e chame a atenção para todos os riscos envolvidos, mesmo que eles sejam mínimos. Uma regra básica para o trabalho com substâncias químicas é a de nunca comer, beber, fumar ou aplicar cosméticos durante sua manipulação. Nunca se deve aproximá-las da boca, nem tentar identificá-las pelo olfato. É importante termos acesso à ficha de segurança do produto. Essa ficha normalmente é mostrada nos rótulos e contém dados como identificação do produto e da empresa fornecedora ou fabricante, identificação de danos à saúde e ao ambiente, medidas de primeiros socorros em caso de ingestão ou contato, medidas de combate a incêndio, medidas a serem tomadas em caso de derramamento acidental ou vazamento, prescrição de manuseio e armazenagem, propriedades físico-químicas, informações toxicológicas, informações ambientais, etc. Os locais de armazenagem das substâncias químicas devem ser adequadamente ventilados. Todas as substâncias devem ser rotuladas, inclusive os resíduos segregados, para descarte apropriado. As atividades propostas neste livro são, em sua maioria, muito simples. Mas muitas geram resíduos. É importante que você, professor, esteja atento à questão do descarte desses resíduos. Não lance diretamente na pia ou no ralo substâncias químicas ou produtos de reações químicas. Procure guardar esses produtos até encontrar uma forma de descarte segura. Muitas universidades já dispõem de formas de tratamento de resíduos. Outra possibilidade é a queima em fornos de indústrias, por exemplo, de cimento. Se você leciona numa cidade que não dispõe de nenhum desses recursos, entre em contato com as autoridades locais. Nossa sugestão é que sempre que possível as situações de descarte sejam abordadas claramente com os alunos. É importante que você se informe sobre as condições que podem estar ao seu alcance e que promova sempre a inclusão de boas práticas de descarte. No livro, as atividades que oferecem riscos possuem um aviso de “Tenha cuidado”, bem destacado para ser facilmente visualizado pelos realizadores da atividade.


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manual do professor

3

detergente à base de amônia

5g

limão

3

eletrodos de cobre

1

linha de costura

eletrodos de grafite

2

maçã

2

eletrodos de zinco

1

mangueira de látex

3

etanol

105 mL

Na2CO3 0,1 mol/L

extrato de repolho roxo

10 mL

NaCl

FeCl3 fenolftaleína

10 g 20 gotas

1m

20 mL 50 g

NaCl 0,1 mol/L

20 mL

NaCl dil.

10 mL

filtro

1

NaCl saturada

350 mL

fios

2

naftalina

1 bola

fita de magnésio

5 cm

NaOH 0,1 mol/L

110 mL

fita de zinco

10 cm

NaOH 0,5 mol/L

25 mL

folha de papel

2

NaOH 5 mol/L

20 mL

folha de papel alumínio

1

NaOH conc.

1 mL

fonte de 12 V contínua

1

NaOH 1 mol/L

50 mL

fósforo garra de madeira gasolina gelatina em pó incolor

1 caixa

ovos

2

1

pano

1

papel de filtro

1

papel indicador universal

1

50 mL 5g

H2O2 10 V

20 mL

papel toalha

–

H2O2 20 V

20 mL

peneira

1

H2 SO2 conc.

5 mL

pente

1

H2 SO4 0,1 mol/L

20 mL

pilhas

1

HCl 0,1 mol/L

170 mL

placa de petri

2

HCl 1 mol/L

60 mL

pregos

6

HCl 5 mol/L

30 mL

refrigerante

HCl conc.

1 mL

régua

iodo sólido

10 g

sal grosso

20 mL 1 60 g

“jacarés”

2

K2Cr2O7

10 g

solução de iodo

10 mL

K2Cr2O7 0,1 mol/L

15 mL

SrCl2 0,1 mol/L

10 mL

K2Cr2O4 0,1 mol/L

15 mL

tampinha de garrafa

1

seringas

1

K3[Fe(CN)6]

10 gotas

termômetro de laboratório

2

Kl 0,5 mol/L

220 mL

termômetro clínico

1

tesoura

1

velas

1

KMnO4 KMnO4 dil.

1g 250 mL

lâmina de barbear

1

vinagre branco

lâmpada de 1,5 V

1

vitamina C

2

lâmpada de 1,5 V

1

zinco metálico

1

lata

1

ZnSO4

250 mL

150 mL


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2

médias

2

convencional

5

balão de destilação

250 mL

1

condensador

médio

1

funil de decantação

150 mL

1

2

funil

100 mL

1

250 mL

1

aro para funil

convencional

1

tubo de ensaio

pequeno

15

erlenmeyer

200 mL

1

tubo de ensaio

médio

5

suporte com mastro

60 cm

2

lamparina

média

1

garras

médias

3

tripé

médio

1

muflas

médias

3

tela de amianto

média

1

bureta

50 mL

1

termômetro de álcool

– 10 – 110

2

pipeta graduada

10 mL

1

convencional

1

rolhas

para balão volumétrico

1

média

2

rolhas

para balão de destilação

1

médio (40 tubos)

3

rolhas

para kitasato

1

Especificação

Quantidade

béquer

50 mL

2

béquer

100 mL

4

béquer

250 mL

2

béquer

600 mL

1

proveta

10 mL

2

proveta

100 mL

kitasato com rolha

termômetro clínico garra de madeira suporte para tubo de ensaio

bastões de vidro espátulas conta-gotas


médios (30 cm)

Equipamento


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4 Sugestões de aprofundamento BIBLIOGRAFIA SUGERIDA

manual do professor

4

Livros e artigos sobre Educação, edu cação ambiental e ensino de Química – aspectos metodológicos.

Livros CANDELA, A. A construção discursiva de contextos argumentativos no ensino de Ciências. In: SALVADOR, C. C.; EDWARDS, D. (Org.). Ensino, aprendizagem e discurso em sala de aula: aproximações ao estudo do discurso educacional. Porto Alegre: Artmed, 1998. CAPRA, F. A teia da vida. São Paulo: Cultrix, 1996. CHASSOT, A. Alfabetização científica: questões e desafios para a educação. Ijuí: Unijuí, 2000. 432 p. _________. Educação consciência. Santa Cruz do Sul: Edunisc, 2003. 243 p. DIAS, G. F. Educação ambiental: princípios e práticas. São Paulo: Gaia, 1992. DRIVER, R.; GUESNE, E.; TIBERGHIEN, A. (Ed.). Ideias científicas en la infancia y la adolescencia. Madrid: MEC e Ed. Morata, 1985. FONTANA, R. A. C. A mediação pedagógica na sala de aula. Campinas: Autores Associados, 1996. 176 p. _________. Elaboração conceitual: a dinâmica das interlocuções na sala de aula. In: SMOLKA, A. B.; GÓES, M. C. R. (Org.). A linguagem e o outro no espaço escolar: Vygotsky e a construção do conhecimento. Campinas: Papirus, 1993. GADOTTI, M. Pedagogia da terra. São Paulo: Peirópolis, 2000. GALIAZZI, M. C. FREITAS, J. V. (Org.), Metodologias emergentes de pesquisa em Educação ambiental. Ijuí: Unijuí, 2007. 216 p. GÓES, M. C. R. As relações intersubjetivas na construção de conhecimentos. In: SMOLKA, A. L. B.; GÓES, M. C. R. (Ed.). A significação nos espaços educacionais. Campinas: Papirus, 1997. LUTFI, M. Os ferrados e os cromados. Ijuí: Unijuí, 1992. MACHADO, A. H. Aula de Química: discurso e conhecimento. Ijuí: Unijuí, 1999. 200 p. MALDANER, O. A. A formação inicial e continuada de professores de Química. Ijuí: Unijuí, 2000. 419 p. _________, ZANON, L. (Org.). Fundamentos e propostas de ensino de Química para a Educação básica no Brasil. Ijuí: Unijuí, 2007. 224 p. MARTINS, I.; OGBORN, J.; KRESS, G. Explicando uma explicação. Ensaio. Belo Horizonte, v. 1, n. 1, 1999. MORTIMER, E. F.; MACHADO, A. H. Elaboração de conflitos e anomalias em sala de aula. In: MORTIMER, E. F.; SMOLKA, A. B. (Org.). Linguagem, cultura e cognição. Belo Horizonte: Autêntica, 2001. 223 p. PEDRINI, A. G. (Org.). Metodologias em Educação ambiental. Petrópolis: Vozes, 2007, 239 p. ROMANO FILHO, P. et al. Gente cuidando das águas. Belo Horizonte: Mazza Edições, 2002. 208 p. ROSA, M. I. P., ROSSI, A. V. (Org.). Educação Química no Brasil: memórias, políticas e tendências. Ed. Átomo, 2008, 296 p.

SANTOS, F. M. T., GRECA, I. M., A pesquisa em ensino de Ciências no Brasil e suas metodologias. Ijuí: Unijuí, 2006. 144 p. SCHNETZLER, R. P., SANTOS, W. L. P. Educação em Química – compromisso com a cidadania. Ijuí: Unijuí, 2000. 144 p. SMOLKA, A. L. B. Esboço de uma perspectiva teórico-metodológica no estudo de processos de construção de conhecimento. In: SMOLKA, A. L. B.; GÓES, M. C. R. A significação nos espaços educacionais. Campinas: Papirus, 1997. VOLOSHINOV, V. N. Marxismo e filosofia da linguagem. São Paulo: Hucitec, 1992. 196 p. VYGOTSKY, L. S. Pensamento e linguagem. São Paulo: Martins Fontes, 1987.

_________; MACHADO, A. H. A linguagem numa sala de aula de Ciências. Presença Pedagógica, Belo Horizonte, Dimensão, v. 2, n. 11, p. 49-57, 1996.

Artigos

ROMANELLI, L. I. O professor no ensino do conceito átomo. Química Nova na Escola, São Paulo, v. 3, 1996.

AMARAL, E. M. R.; MORTIMER, E. F. Uma proposta de perfil conceitual para o conceito de calor. Revista Brasileira de Pesquisa em Educação em Ciências, Porto Alegre, v. 1, n. 3, p. 5-18, 2001. DRIVER, R.; ASOKO, H.; LEACH, J.; MORTIMER, E. F.; SCOTT, P. Construindo conhecimento científico em sala de aula. Química Nova na Escola, São Paulo, n. 9, p. 31-40, 1999. GOMES, L. A. K. Propriedades específicas dos materiais. Química Nova na Escola, São Paulo, v. 8, 1998. LOPES, A. C. Reações químicas. Química Nova na Escola, São Paulo, v. 2, 1995. MACHADO, A. H.; MOURA, A. L. A. Concepções sobre o papel da linguagem no processo de elaboração conceitual em Química. Química Nova na Escola, São Paulo, v. 1, n. 2, 1995. MACHADO, A. H.; ARAGÃO, R. M. R. de. Como os alunos concebem o estado de equilíbrio químico? Química Nova na Escola, São Paulo, v. 1, n. 4, 1996. MORTIMER, E. F. Concepções atomistas dos estudantes. Química Nova na Escola, São Paulo, v. 1, 1995. _________. Linguagem e formação de conceitos no ensino de Ciências. Belo Horizonte: UFMG, 2000. 383 p. _________. Para além das fronteiras da Química: relações entre Filosofia, Psicologia e ensino de Química. Química Nova na Escola, São Paulo, v. 20, n. 2, p. 200-7, 1997. _________. Pressupostos epistemológicos para uma metodologia de ensino de Química: perfil epistemológico e mudança conceitual. Química Nova na Escola, São Paulo, v. 15, n. 3, p. 242-9, 1992. _________; AMARAL, L. O. F. Calor e temperatura no ensino da termoquímica. Química Nova na Escola, São Paulo, n. 7, 1998. _________; CHAGAS, A. N.; ALVARENGA, V. T. Linguagem científica versus linguagem comum nas respostas escritas de vestibulandos. Investigações em Ensino de Ciências, Porto Alegre, UFRGS, v. 3, n. 1, p. 1-13, 1998. _________; MIRANDA, L. Transformações: concepções dos estudantes sobre reações químicas. Química Nova na Escola, São Paulo, v. 2, 1995. _________; SANTOS, F. M. T. Estratégias, táticas e resistência nos primeiros dias de aula de Química. Química Nova na Escola, São Paulo, n. 8, p. 38-42, 1999.

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Sites páginas na internet sobre formação de profes sores de Química. Página do Grupo de Pesquisa em Educação Química (Gepeq) da Universidade de São Paulo (USP). Nela você vai encontrar informações sobre as atividades desenvolvidas pelo grupo e para documentos importantes relacionados ao ensino de Química. Acesso em: 11 maio 2012. Página do Centro de Ensino de Ciências e Matemática (Cecimig) da Faculdade de Educação da Universidade Federal de Minas Gerais (UFMG). Nela você vai encontrar informações sobre os projetos desenvolvidos; uma biblioteca virtual na qual terá acesso a várias publicações disponíveis para leitura e impressão. Acesso em: 11 maio 2012. Página do projeto FoCo, um programa de formação continuada de professores centrado na avaliação e produção de recursos para o ensino de Ciências (áreas de Química, Física e Astronomia), com base em resultados de pesquisas sobre o processo de ensino e aprendizagem em sala de aula. Acesso em: 11 maio 2012. http://www.iq.unb.br/ Página do Instituto de Química da Universidade de Brasília (UnB). Nela você encontra informações sobre assessoria e formação continuada de professores de Química. Acesso em: 11 maio 2012.


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Cursos de pós-graduação na subárea de ensino de ciências e na subárea de Educação, com linhas de pesquisa em Educação em ciências. Neste item, faremos comentários relacionados a cursos de pós-graduação na área de ensino de ciências. Todos os cursos de mestrado e doutorado listados são avaliados pela Comissão de Aperfeiçoamento do Pessoal de Ensino Superior (Capes), órgão do Ministério da Educação responsável pela avaliação da pós-graduação no Brasil. O sistema de avaliação da Capes é muito conceituado em todo o mundo e coloca nossa pós-graduação entre as melhores do planeta. Neste sistema, os programas são avaliados de 3 a 7. A nota 5 é reservada aos programas de excelência. As notas 6 e 7 são reservadas aos programas de excelência que têm inserção e padrão internacional de qualidade. Na lista que elaboramos a seguir constam apenas cursos com notas 4 ou acima de 4. Alguns programas oferecem curso na modalidade “mestrado profissional”, que procura habilitar os professores das várias áreas de ciências para atuarem nas suas escolas com qualidade. Para isso, são feitos trabalhos finais específicos, por exemplo, a produção de material didático. Região Sul O programa de pós-graduação Educação Científica e Tecnológica é oferecido nas modalidades de mestrado acadêmico e doutorado pela Universidade Federal de Santa Catarina. É um dos mais tradicionais na área de Ensino de Ciências e Matemática da Capes e tem nota 5 neste órgão. Tem uma ênfase importante em ciência, tecnologia e sociedade (CTS), que o diferencia de outros programas na área. O programa de pós-graduação Educação em Ciência Química, da Vida e Saúde, é oferecido nas modalidades de mestrado acadêmico e doutorado pela Universidade Federal de Santa Maria (UFSM) e pela Fundação Universidade do Rio Grande do Sul. Tem nota 4 na Capes. O programa de pós-graduação Educação nas Ciências é oferecido nas modalidades de mestrado acadêmico e doutorado pela Unijuí. Tem nota 4 na Capes. Região Sudeste Nesta região, existem importantes linhas de pesquisa em educação em ciências que estão dentro dos programas de pós-graduação em Educação e que, portanto, constituem outra área da Capes. A subárea de Educação é parte da área de Ciências Humanas, enquanto que a subárea de Ensino de Ciências e Matemática é parte da área multidisciplinar da Capes. O programa de pós-graduação em Educação da Universidade Federal de Minas Gerais (UFMG) oferece cursos de mestrado acadêmico e doutorado. O curso tem nota 6 na Capes e possui uma linha de pesquisa em Educação e Ciências com professores nas áreas de ensino de Química, Física e Biologia.

Na mesma UFMG, o Centro de Ensino de Ciências e Matemática (Cecimig) oferece um curso de especialização à distância, chamado de Ensino de Ciências por Investigação (Enci). Esse curso forma especialistas nas áreas de ensino de Química, Física, Biologia e Ciências. O programa de pós-graduação em Educação da Universidade de São Paulo (USP) oferece cursos de mestrado acadêmico e doutorado. O curso tem nota 5 na Capes e uma linha de pesquisa em Educação em Ciências, com professores das áreas de ensino de Química, Física e Biologia. O programa de pós-graduação em Educação da Universidade de Campinas (Unicamp) oferece cursos de mestrado acadêmico e doutorado. O curso tem nota 4 na Capes e uma linha de pesquisa em Educação em Ciências, com professores das áreas de ensino de Química, Física e Biologia. O programa de pós-graduação em Educação para a Ciência, da Universidade Estadual de São Paulo (Unesp), Campus de Bauru, oferece cursos de mestrado acadêmico e doutorado. O curso tem nota 5 na Capes. É um dos mais tradicionais na área de ensino de Ciências. O programa de pós-graduação em Ensino de Ciências – Modalidades Física, Química e Biologia – da USP oferece cursos de mestrado acadêmico e doutorado. O curso tem nota 4 da Capes.


Cursos de pósgraduação

O programa de pós-graduação em Ensino e História das Ciências da Terra, da Unicamp, é o único que oferece mestrado acadêmico e doutorado na área de ensino de Ciências da Terra. O curso tem nota 4 na Capes. O programa de pós-graduação em ensino de Ciências da Universidade Cruzeiro do Sul, em São Paulo, oferece o mestrado profissional e tem nota 4 na Capes. Região Nordeste O programa de pós-graduação em Ensino, Filosofia e História das Ciências, da Universidade Federal de Bahia, tem também um perfil próprio bem definido, atuando na interface entre ensino de ciências e Filosofia e História das ciências. São oferecidos mestrado acadêmico e doutorado, e o curso tem nota 5 na Capes. O programa de pós-graduação em ensino de Ciências, da Universidade Federal Rural de Pernambuco, oferece cursos de mestrado acadêmico e doutorado nas áreas de ensino de Química, Física, Biologia e Ciências. O curso tem nota 4 na Capes. Região Norte O programa de pós-graduação em ensino de Ciências e Matemática, da Universidade Federal do Pará, oferece cursos de mestrado acadêmico e doutorado nas áreas de ensino de Química, Física, Biologia, Ciências e Matemática. O curso tem nota 4 na Capes.


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5 Reflexões sobre a prática pedagógica A Editora oferece, a seguir, alguns artigos sobre temas atuais de interesse do professor.

1 Entrevista sobre Ensino Médio Inovador

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Mozart Neves Ramos

manual do professor

Professor da Universidade Federal de Pernambuco (UFPE) e membro do Conselho Nacional de Educação do Ministério de Educação (CNE-MEC)

A Lei de Diretrizes e Bases da Educação (LDB, 1996), em seu artigo 22, estabelece o Ensino Médio como etapa final da Educação Básica, definindo-o como a conclusão de um período de escolarização de caráter geral. A identidade do Ensino Médio, por sua vez, passa pela superação do dualismo entre ser preparatório para o Ensino Superior, propedêutico, ou ser profissionalizante; requer que seja capaz de articular a dimensões trabalho, ciência, tecnologia e cultura na perspectiva da emancipação humana, de forma igualitária para todos os cidadãos. O quadro atual do Ensino Médio no país mostra-se bastante preocupante neste início da década de 2010: baixos índices de aprendizagem e de conclusão escolar, escassez de professores, especialmente em disciplinas como Química, Física e Matemática, além de um currículo pouco motivador para os alunos. Para reverter esse quadro, o Ministério da Educação lançou, no início de 2009, o Programa Ensino Médio Inovador, associando-o ao novo modelo de Enem a ser aplicado no segundo semestre desse mesmo ano, com a clara expectativa de induzir mudanças curriculares no Ensino Médio. Espera-se, dessa forma, que a nova organização curricular busque a articulação interdisciplinar, ou seja, que as disciplinas se articulem por meio de atividades integradoras, a partir das inter-relações entre os eixos constituintes do Ensino Médio: o trabalho, a ciência, a tecnologia e a cultura. O Enem passou por mudanças importantes, tornando-se não apenas um exame de avaliação de desempenho escolar, mas também de acesso ao Ensino Superior, assumindo, portanto, um caráter seletivo. A proposta é sinalizar para o Ensino Médio outro tipo de formação, mais voltada para a solução de problemas, saindo do modelo vigente, que valoriza excessivamente o conteúdo e a memorização. Nesse contexto, o Enem – assim como o Ensino Médio Inovador – está organizado em quatro grandes áreas: Linguagens, Códigos e suas Tecnologias, incluindo redação/produção textual, Ciências Humanas e suas Tecnologias, Ciências da Natureza e suas Tecnologias, e Matemáticas e suas Tecnologias. 3

Entrevista concedida por e-mail em 17 de fevereiro de 2010.

Para conversar conosco, convidamos o ex-reitor da UFPE (1996-1999; 2000-2003) e ex-secretário de educação de Pernambuco (2003-2006), que fez parte da comissão do CNE que elaborou o Ensino Médio Inovador. Ele também exerce a função de presidente-executivo do Todos pela Educação, um movimento em prol do acesso à educação brasileira e de sua qualidade. EDITORA: O que é o Ensino Médio Inovador? MNR: É uma proposta lançada pelo Ministério da Educação que pressupõe uma nova perspectiva de articulação interdisciplinar, voltada para o desenvolvimento de saberes, conhecimentos, competências, valores e práticas. Apresenta-se como um experimento de inovação educacional para promover mudanças significativas no currículo das escolas públicas de Ensino Médio Inovador representa, nesse contexto, um incentivo à inovação pedagógica, ao mesmo tempo que procura induzir um novo paradigma educacional compatível com as realidades contemporâneas do conhecimento e dos sujeitos. Espera-se, dessa forma, colaborar para a superação das desigualdades de oportunidades educacionais, para a universalização do acesso ao Ensino Médio e para a permanência dos adolescentes de 15 a 17 anos nesse segmento de ensino. Consolidar a identidade dessa etapa educacional, considerando a diversidade do alunado, promover a aprendizagem adequada a essa etapa e reconhecer e priorizar a interlocução com as culturas juvenis são os outros objetivos desse programa. Como experimento de inovação educacional, o Programa Ensino Médio Inovador espera contribuir para o enfrentamento da tensão dialética entre pensamento científico e pensamento técnico, entre trabalho intelectual e trabalho manual, na busca de outras relações entre teoria e prática, visando instaurar outros modos de organização e delimitação dos conhecimentos. Dessa forma, o Ensino Médio Inovador procura estimular novas formas de organização das disciplinas articuladas com atividades integradoras, a partir das inter-relações existentes entre os eixos constituintes do Ensino Médio: o trabalho, a ciência, a tecnologia e a cultura, tendo o trabalho como princípio educativo. EDITORA: Como o projeto político-pedagógico de cada escola de Ensino Médio deve se relacionar com essas quatro dimensões? MNR: Há diversas formas de se realizar esse “entrelaçamento”, por exemplo: contemplar atividades integradoras de iniciação científica, promovendo o incentivo à pesquisa, à curiosidade pelo inusitado e ao desenvolvimento


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NÉRI, Marcelo. Motivos da evasão escolar. Rio de Janeiro: Fundação Getúlio Vargas, Centro de Políticas Sociais, 2009. Para acessar a pesquisa na íntegra, consulte: . Acesso em: 12 fev. 2013.

que, dos alunos que abandonam o Ensino Médio, 40% o fazem por falta de motivação. Foi exatamente pare reverter esse contexto que a proposta do Ensino Médio Inovador veio, procurando oferecer uma escola motivadora e acolhedora para esse jovem, capaz de instigar o gosto pelos estudos por meio de uma articulação melhor entre os diferentes saberes, pela oferta de um ensino que alinhe a teoria à prática, pela promoção de atividades complementares que despertem o espírito empreendedor desse jovem, dando-lhe assim uma escola que o prepare para a vida. EDITORA: Que proposições curriculares e condições básicas devem ser consideradas nas propostas para a implantação do Ensino Médio Inovador nas unidades escolares? MNR: Na elaboração do currículo do Ensino Médio Inovador devem ser levados em conta os seguintes fatores: – carga horária do curso com, no mínimo, 3 mil horas anuais; – centralidade da leitura como elemento basilar de todas as disciplinas, com elaboração e utilização de materiais motivadores e orientação docente voltados para essa prática; – estímulo às atividades teórico-práticas apoiadas em laboratórios de Ciências, Matemática e outros que promovam processos de aprendizagem nas diferentes áreas do conhecimento; – estímulo às atividades artísticas para ampliar o universo cultural do aluno; – mínimo de 20% de carga horária total do curso em atividades e disciplinas eletivas a serem escolhidas pelos estudantes; – atividade docente em tempo integral na escola; – projeto político-pedagógico implementado com participação efetiva da comunidade escolar e organização curricular articulada com os exames do Sistema Nacional de Avaliação do Ensino Médio, em particular o Exame Nacional de Ensino Médio (Enem). EDITORA: Por falar em Enem, quais são as principais diferenças entre o “velho” e o “novo” Enem? MNR: O “velho” Enem era uma prova clássica com 63 questões interdisciplinares, sem articulação direta com os conteúdos ministrados no Ensino Médio e sem a possibilidade de comparação das notas de um ano para outro. Já o “novo” Enem é uma prova estruturada na metodologia TRI (Teoria de Respostas ao Item), que possibilitará a comparação ao longo dos anos e também a comparação entre pessoas que fazem diferentes provas. Essas, por sua vez, abordam agora diretamente o currículo do Ensino Médio e são estruturadas em quatro áreas do conhecimento: Linguagens, Códigos e suas Tecnologias (incluindo redação/produção textual), Ciências Humanas e suas Tecnologias, Ciências da Natureza e suas Tecnologias e, por fim, Matemática e suas Tecnologias.


do espírito inventivo; promover a valorização da leitura em todos os campos do saber, desenvolvendo a capacidade de letramento dos alunos; articular teoria e prática, vinculando o trabalho intelectual a atividades práticas. Outros caminhos possíveis são promover a integração com o mundo do trabalho por meio de estágios direcionados ou garantir o acompanhamento da vida escolar dos estudantes, desde o diagnóstico preliminar, passando pelo desempenho escolar e chegando à sua integração com a família. Utilizar novas mídias e tecnologias educacionais, como processo de dinamização dos ambientes de aprendizagem, é um caminho praticamente obrigatório nos dias atuais. Um exemplo simples ocorreu recentemente em uma das minhas aulas de Química. Na oportunidade, estava trabalhando com capacidade calorífica e deduzi a equação de Kirchoff. Um aluno me perguntou se esse autor era o mesmo dos circuitos elétricos. Como eu não sabia, disse-lhe que na aula seguinte daria a resposta. Pouco depois, outro aluno pede permissão para contribuir com a discussão: naquela mesma hora ele havia entrado na internet pelo celular e verificado que, de fato, se tratava da mesma pessoa. É a informação em tempo real! EDITORA: Qual é o novo cenário que se coloca no momento da implantação do Ensino Médio Inovador? MNR: O mundo está passando por transformações importantes. O Brasil, em particular, ao longo desses últimos vinte anos, conseguiu domar o fantasma da inflação, sua economia começa a deslanchar no cenário mundial, gerando oportunidades crescentes de trabalho para nossa juventude. As “janelas de oportunidades” são inúmeras. Se antes o problema era o desemprego, hoje o desafio é ter jovens preparados e bem formados para aproveitar as oportunidades geradas. Infelizmente, os jovens estão concluindo o Ensino Médio público sem bagagem necessária para ingressar na universidade pública ou mesmo no mundo do trabalho. Por exemplo, nas metas de aprendizagem do movimento Todos Pela Educação, referente aos alunos que concluem o Ensino Médio, apenas 9% aprenderam o esperado em Matemática; em Língua Portuguesa, apenas 25%. Assim, não é à toa o baixo percentual de pessoas que concluem o Ensino Médio e ingressam no Ensino Superior. No Brasil, esse percentual para a população com menos de 30 anos de idade é de 38%. Se levarmos em conta o percentual de jovens na faixa etária entre 18 e 24 anos que estão no Ensino Superior, o número é apenas 13%, muito inferior àquele de países vizinhos, como Chile e Argentina. O jovem almeja uma escola que caiba na vida. E hoje ele não a encontra no Ensino Médio. Uma pesquisa do professor Marcelo Néri, da Fundação Getúlio Vargas (RJ),4 mostrou


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manual do professor

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Com essa nova estrutura, o Ministério da Educação espera que o “novo” Enem possa não apenas induzir a reestruturação do atual currículo do Ensino Médio na direção do Ensino Médio Inovador, mas acelerar essa mudança. Portanto, é de esperar que a matriz de referência para a elaboração do Enem – como um sistema não apenas de avaliação de desempenho, mas também de seleção ao Ensino Superior – seja cada vez mais articulada com as diretrizes do Ensino Médio, que, em 2010, estavam em processo de reformulação no Conselho Nacional de Educação. EDITORA: Que mudanças se farão necessárias na formação docente para que ela possa incorporar melhor o trabalho pedagógico por áreas de conhecimento? MNR: O Enem e o Ensino Médio Inovador não trazem proposta de acabar com as disciplinas, mas de promover uma integração maior entre elas por áreas de conhecimento, valorizando a interdisciplinaridade. As mudanças esperadas no Ensino Médio só vão de fato acontecer se a formação docente for profundamente mudada. Em primeiro lugar, é preciso que as universidades e faculdades, responsáveis pela formação, estejam dispostas a mudar os currículos das licenciaturas. Essas instituições precisam urgentemente repensar suas licenciaturas para que os professores formados por elas sejam capazes de responder aos desafios do “novo” Ensino Médio. Com relação aos atuais professores, os governos federal e estadual precisarão oferecer esforços de formação continuada na linha da proposta do atual Ensino Médio Inovador. Embora ainda poucas em relação ao total das escolas públicas, algumas experiências na linha do Ensino Médio inovador encontram-se em curso no Brasil e se mostram bem-sucedidas. A título de exemplo, citaria a experiência dos Centros de Ensino Experimentais – escolas de Ensino Médio em tempo integral –, implantados em Pernambuco, Ceará, Piauí e Sergipe. Esses centros seguem a linha pedagógica do Ensino Médio Inovador, com um forte caráter interdisciplinar. O projeto pedagógico trabalha com os eixos educação para valores, protagonismo e empreendedorismo juvenil, práticas e vivências, associativismo juvenil, cultura da trabalhabilidade e certificação profissional. Particularmente, eu não inventaria a roda, mas procuraria fazer essa formação continuada empregando os professores dessas escolas que já estão trabalhando nos moldes do Ensino Médio Inovador, até porque as universidades estão muito distantes das atuais necessidades do Ensino Médio. Por exemplo, para que a interdisciplinaridade seja de fato praticada e não fique apenas no papel, é absolutamente importante que os professores dessas escolas tenham um tempo destinado a reuniões regulares de planejamento e de articulação dos conteúdos. Considerar exemplos concretos do dia a dia e associá-los aos conteúdos

ensinados de forma articulada não é simples, mas é absolutamente desejável. Só assim o jovem poderá vislumbrar uma escola motivadora, que lhe permita dar sentido ao que ele está estudando. Isso requer tempo para planejamento, para discussões internas, e, talvez por isso, a proposta do Ensino Médio Inovador requer a presença do professor em tempo integral. Assim, no projeto pedagógico da escola é fundamental dar ênfase ao planejamento das atividades e dos conteúdos ensinados. O sucesso do Ensino Médio Inovador, e, por consequência, do desempenho do aluno no próprio Enem, passará pela formação docente com essa nova visão da interdisciplinaridade e da articulação de saberes por áreas de conhecimento, preservando a disciplina ministrada, porém articulando-a com as demais. Outro aspecto importante: é preciso que esse professor seja capaz de promover a curiosidade pelo inusitado e pelo espírito inventivo. É nesse contexto que se insere a importância da pesquisa científica associada à atividade de iniciação científica, como previsto no Ensino Médio Inovador. Assim, a formação pós-graduanda deve ser incentivada na formação docente, integrada às necessidades do Ensino Médio. Por fim, encerro esta nossa conversa contando uma das mais gratificantes experiências que vivi ao longo desses 33 anos dedicados à causa da educação. Fui professor de Física do Colégio de São Bento, em Olinda, onde ministrei os ensinos Fundamental II e Médio (naquela época, Ginásio e Científico). Ao terminar o primeiro semestre, o diretor do colégio me chamou para uma conversa, pois se deparava com o seguinte problema: minhas aulas eram muito bem avaliadas pelos alunos, porém mais da metade deles estaria, naquele momento, reprovada. A dificuldade estava na Matemática, pois os alunos não sabiam resolver as questões de Física por não conhecer a álgebra necessária. Como motivá-los a superar essa dificuldade? Não seria fácil, tínhamos pouco tempo pela frente. Os conteúdos das aulas de Física tratavam dos temas Termologia e Óptica, ou seja, calor e luz. Busquei a solução no cotidiano, pelo olhar da investigação. Resolvi montar um laboratório de energia solar no colégio, e tudo mudou. Os alunos, divididos em grupo, construíam fogões solares, coletores e destiladores, contando com a assessoria dos pesquisadores do Laboratório de Energia Solar (LES) da UFPB. Para a construção do fogão solar, era preciso calcular corretamente o ângulo de declive dos vidros, para coletar a água que foi destilada da água salgada, e por aí afora. Dessa forma, meus alunos ganharam uma motivação adicional para aprender a matemática necessária aos problemas de Física, e assim os resultados esperados foram alcançados, com todos aprendendo. Faz 34 anos, e até hoje trago comigo essa experiência.


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Prof a Dr a Edna Maura Zuffi Instituto de Ciências Matemáticas e de Computação – Universidade de São Paulo (USP)

Quando éramos alunos, muitas vezes criticávamos as formas de avaliação pelas quais tínhamos de passar na escola, fosse porque elas nos causavam um grande frio na barriga, ou porque não concordávamos com os critérios adotados por nossos professores para a atribuição de notas. De fato, o processo de avaliação da aprendizagem, que deve ser articulado com o planejamento e com o ensino propriamente, é complexo e sempre será passível de críticas e novas sugestões. Entretanto, o que vemos frequentemente é que, ao nos tornarmos professores, reproduzimos em nossas propostas avaliativas aquilo que vivenciamos no passado. Em geral, ainda é comum constatarmos nas escolas um enfoque meramente classificatório e meritocrático, com ênfase em propostas que não raras vezes reduzem a avaliação ao momento das provas mensais e bimestrais, sem proporcionar aos alunos uma real reflexão sobre sua aprendizagem. Uma restrição à aplicação única de provas tradicionais, nas quais se espera que os alunos resolvam questões ou problemas muito similares àqueles trabalhados em classe, com enunciados diretos e sem exigência de grande elaboração por parte dos estudantes – é que, em geral, por uma questão de tempo, apresentam um número mínimo de itens, entre perguntas, exercícios e problemas, conforme as características da disciplina. Quase sempre essas provas não apresentam a abrangência necessária dos conteúdos, habilidades e valores a serem avaliados. Se, por coincidência, um aluno tiver a sorte de ter estudado mais a matéria relativa às questões selecionadas, ele poderá obter sucesso, enquanto outro, em situação inversa, poderá obter uma nota baixa, mesmo que ambos tenham um nível equivalente de compreensão real do assunto. Muitos colegas professores utilizam outros mecanismos para ajudar a melhorar as notas dos alunos, como os trabalhos extraclasse ou a atribuição de pontos adicionais para os que têm frequência em aula. Esses mecanismos seriam muito importantes para a avaliação formativa dos estudantes se não fossem usados apenas como um paliativo superficial para a promoção dos alunos, acabando por camuflar seu real estado de aprendizagem. Em muitos casos, os trabalhos apresentados são apenas textos copiados da internet, sem nenhuma revisão ou reflexão por parte dos estudantes, e a mera adição de pontos pela frequência em sala de aula não deixa claro para eles como foi sua participação efetiva nas atividades. Outras vezes, os professores aplicam diversas “provinhas” com o intuito de favorecer a “avaliação continuada”, sem, entretanto, mudar o caráter das questões e das tarefas a serem realizadas. Assim, é

justificado o uso de tais artifícios como se fossem o que os autores costumam chamar de “avaliação formativa”, porém esta engloba muito mais! A avaliação formativa é um contraponto à visão daquela tecnicista e meramente classificatória. Alguns pesquisadores trazem considerações importantes sobre a avaliação como processo de mediação da aprendizagem. Uma ação avaliativa mediadora envolveria a análise, nas situações-problemas propostas ao educando, das hipóteses por ele formuladas, de suas ações e manifestações, visando essencialmente sua maior compreensão dos conceitos e das habilidades que estão em jogo. Tais processos mediadores objetivariam encorajar e orientar os alunos à produção de um saber qualitativamente superior, pelo aprofundamento das questões propostas, ao gerarem oportunidades de novas vivências, leituras ou quaisquer procedimentos enriquecedores do tema que se trouxe na avaliação. Nessa perspectiva, “ser avaliado” passa a ter outro significado. É a possibilidade que o aluno terá de refazer o que não fez certo, ou de melhorar o que foi feito. Os erros cometidos pelos estudantes não mais assumiriam um caráter de penalidade, mas se transformariam em tópicos de discussão e geração de novos saberes, ultrapassando dificuldades que se manifestaram numa primeira tentativa. Nessa nova proposta, o aluno não deve aceitar passivamente a correção do professor, sem saber qual seria um caminho alternativo para evitar os erros, ou por que eles ocorreram. Por sua vez, o professor deve traduzir em linguagem clara para os interessados os detalhes sobre o desempenho da classe, dizendo o que deveria ter sido feito para a melhoria dos resultados, indicando aspectos específicos sobre erros e também sobre formas consideradas adequadas de resposta. Um problema muito comum com a aplicação única de provas tradicionais é que, muitas vezes, os professores as veem como um fim em si mesmas e não aproveitam os momentos imediatamente posteriores à correção para gerar uma atividade investigativa e mediadora de novas aprendizagens. Com as práticas de avaliação formativa, propõe-se um foco maior na compreensão real dos conteúdos e procedimentos avaliados, e não somente para aqueles alunos que usualmente se saem bem nas provas, mas também para aqueles que não apresentam bom desempenho, os quais podem ter outras chances de aprender com seus erros. Relatamos, aqui, uma experiência realizada em universidade brasileira com professores do Ensino Fundamental e Médio, na qual se propôs que os alunos, após a resolução das provas, recebessem-na corrigidas e as refizessem, resolvendo as questões que deixaram em branco ou as que resolveram de modo incompleto ou incorreto, sem terem acesso aos gabaritos. Assim, os alunos teriam de estudar mais os conteúdos envolvidos nas provas, depois de repetidos retornos com indicação de erros e acertos, até que aprendessem o suficiente para resolvê-las integralmente.


2 O processo de avaliação


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Para isso, poderiam utilizar as fontes que quisessem: cadernos, livros didáticos ou outros materiais. Só receberiam auxílio dos professores caso não conseguissem resolver sozinhos alguma questão após várias tentativas. Essa experiência foi realizada em uma escola com as disciplinas de Língua Portuguesa e Matemática, mas poderia ter sido feita com qualquer outra. E os resultados foram muito positivos quanto ao desempenho desses alunos nas avaliações posteriores, tanto dentro da própria escola quanto em avaliações externas, ou em olimpíadas acadêmicas. Principalmente no Ensino Médio, é frequente vermos um enfoque excessivo à pedagogia do exame, na qual “resolver provas” para o preparo aos exames vestibulares, com seus modelos e suas propostas tecnicistas, torna-se a questão primordial, quase que independentemente do processo de ensino e aprendizagem. A nota domina quase tudo, e é em função dela que se vivencia a prática escolar. Na medida em que estiver polarizada pelos exames, a avaliação não cumprirá sua função de auxiliar nas decisões para a melhoria da aprendizagem. Não queremos dizer, com isso, que avaliações de caráter classificatório não possam ser realizadas, mas outras propostas também precisam ser vivenciadas pelos alunos. A avaliação educacional deve ter também um caráter de diagnóstico da situação de aprendizagem, tendo em vista o avanço e o crescimento dos educandos. Ela envolve juízo de valores, baseados em critérios preestabelecidos e caracteres relevantes da realidade em que se insere, considerando também as diferenças étnicas, socioculturais e econômicas que podem interferir nas condições de desempenho de certas classes ou escolas, o que demanda uma tomada de posição sobre o objeto avaliado e decisões sobre o andamento do processo de ensino e aprendizagem. A avaliação é neutra! Para se efetivar esse caráter diagnóstico, é muito importante que o professor tenha consciência dos objetivos que quer alcançar com determinadas unidades de ensino, para que possa inserir, no processo avaliativo, atividades que verifiquem se esses objetivos foram realmente atingidos. Para isso, a avaliação não pode deixar de ser racional, rigorosa e impessoal, em certo nível possível – aqui no sentido de que o professor deve deixar de lado preconceitos e julgamentos pessoais que possam interferir drástica e negativamente em sua forma de avaliar as atividades de cada aluno. Não deverá verificar a aprendizagem com base em mínimos possíveis, mas sim em mínimos necessários para tornar cada um mais qualificado, dentro da realidade social em que se insere. Luckesi nos fornece um ótimo exemplo para refletirmos: digamos que um aluno, numa escola de pilotagem de Boeing, fosse aprovado com nota 10 (dez) em decolagem e nota 2 (dois) em aterrissagem; portanto, média geral 6 (seis). Você viajaria com esse piloto? Se por um lado ele teve a média mínima atendida para sua aprovação, o conhecimento necessário para pilotar não foi alcançado. É nesse sentido que o autor coloca que, muitas vezes, os mínimos

possíveis não são suficientes na aprendizagem, principalmente quando esta envolve o desenvolvimento de questões técnicas que presumem a responsabilização do aprendiz. O mesmo se poderia dizer de um técnico de laboratório que deve aprender sobre o manejo de determinados produtos químicos: se ele aprende apenas o mínimo sobre as substâncias, suas propriedades e reações possíveis, e não o necessário para exercer sua função, poderá causar danos a outras pessoas ou aos equipamentos. É nesse sentido que o professor deve usar a avaliação como um diagnóstico realista das habilidades e dos conhecimentos adquiridos pelo estudante, dentro dos objetivos educacionais planejados para o contexto social em que a formação se insere. O que ocorre na prática da avaliação, em geral, é que dificilmente os professores definem com clareza o que se espera da conduta do aluno, após ter se submetido a uma determinada aprendizagem. Isso pode dar margem a uma variabilidade no processo que depende mais do estado de humor do professor do que de um julgamento das condições de progresso e potencialidades do aluno. Então, faz-se necessário delimitar quais são os dados relevantes que são compatíveis com o objetivo a ser avaliado e os objetivos previamente estabelecidos. Aí está o verdadeiro caráter da avaliação formativa, em sua faceta diagnóstica, pois esta leva em conta os rumos que já foram tomados e as perspectivas de ampliação das potencialidades dos alunos, com as tomadas de decisões sobre as próximas ações de ensino a serem desenvolvidas para que os alunos aprendam mais. Além da avaliação do professor, nesta perspectiva, também é interessante que os alunos se autoavaliem, a fim de estabelecerem um julgamento crítico sobre a própria aprendizagem, verificando as atividades que efetivamente realizaram, o nível de empenho que empregaram nelas, as dificuldades que apresentaram e por que acham que as tiveram. Também é interessante que o professor avalie os recursos disponíveis no processo de ensino, sua própria atuação nesse processo e por que uma atividade pode não ter atingido os objetivos esperados. O professor deve estar ciente de que o tipo de avaliação escolhida depende dos objetivos que quer atingir. Por exemplo, quando ele tem a necessidade de classificar muitos alunos e avaliar se estes dominam aspectos de algoritmos e técnicas da área em estudo, os testes de múltipla escolha podem ser uma boa opção. Já as questões de resposta discursiva devem ser propostas quando se deseja avaliar habilidades de expor, organizar e sintetizar conhecimentos. Outro recurso são as fichas de registro, que podem ser individuais ou de um pequeno grupo, para anotar comportamentos, problemas disciplinares, nível de participação e todo o processo de resolução de uma situação-problema ou de determinada tarefa investigativa. A avaliação feita por meio de trabalhos práticos em laboratórios ou com o uso de computadores e software educacional pode ser particularmente interessante para as áreas de Ciências da Natureza e de Matemática.


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Isso poderia ser realizado, por exemplo, durante um bimestre, em cinco fases: Com a aplicação de testes diagnósticos sobre os conhecimentos prévios dos alunos, no início de uma unidade de ensino, a fim de verificar se o planejamento realizado pelo professor necessita de algum ajuste previamente à sua execução; ■■ Com o uso da avaliação continuada, através de situações-problema em que os alunos teriam seus desempenhos parciais registrados em um diário do professor, ou de desenvolvimento de atividades de laboratórios e exercícios extraclasse, variando-se os procedimentos avaliativos; ■■ Com uma avaliação mais classificatória por testes ou questões dissertativas, que verifique se os objetivos mais globais do assunto dessa unidade de ensino foram alcançados; ■■ Com a retomada das questões tratadas na avaliação classificatória, para que os alunos tentem realizá-las novamente, por exemplo, em atividades extraclasse, com posterior discussão em sala de aula sobre erros, acertos e dificuldades encontradas; ■■ E, finalmente, com a avaliação pessoal do professor e dos alunos (autoavaliação) a respeito do próprio desempenho, assim como das dificuldades e facilidades pedagógicas encontradas no desenvolvimento desta unidade, por parte do professor. Os critérios de avaliação em cada etapa deverão ser estabelecidos com ciência prévia dos alunos e, se necessário, renegociando-os, conforme as especificidades dos conteúdos tratados naquela unidade e, também, levando-se em conta a realidade social e cultural dos estudantes, que deve se refletir nos objetivos de ensino. Fornecer uma receita para isso seria imprudente, uma vez que os professores é que detêm o conhecimento dessa realidade, mais do que ninguém, e essas condições variam infinitamente. É claro que, conhecendo a realidade das salas de aula brasileiras – em que o número de alunos é grande e os professores precisam se dedicar, muitas vezes, a diversas escolas simultaneamente, com uma carga horária de trabalho extensiva –, sabemos que se torna muito difícil realizar todas essas fases em todas as unidades de ensino. Nossa sugestão aplica-se a uma situação mais próxima do ideal, em que o trabalho extraclasse do professor seja valorizado adequadamente. Nos casos em que isso não seja possível, sugerimos que pelo menos em alguma unidade de ensino do ano se apliquem todas as etapas, a fim de que o professor possa verificar os efeitos de uma avaliação mais formativa, que os alunos possam ter experiências pedagógicas mais ricas e que lhes desenvolvam maior senso crítico. Ou ainda, quando isso também não for possível, que em cada unidade de ensino se diversifique o método de avaliação, aplicando-se duas ou três dessas etapas. ■■


Também as exposições orais de resultados de pequenos projetos podem ajudar o professor a avaliar aspectos mais amplos do desenvolvimento dos alunos, como sua capacidade de expressão oral e visual em público, os valores que eles destacam como relevantes na execução do projeto, sua capacidade de organização em grupos de trabalho, etc. Os exercícios a serem realizados como tarefa extraclasse podem ajudar a verificar se o aluno está tendo progressos parciais durante o desenvolvimento de um determinado conteúdo. Finalmente, o uso de provas tradicionais, mas com a retomada posterior de suas questões para uma atividade de reflexão dos alunos, individualmente ou em grupo, pode ser importante para dar um fechamento e promover a síntese de uma unidade de ensino. Outro recurso tecnológico de que algumas escolas dispõem são as filmadoras e os vídeos, para uso em determinadas aulas de caráter mais investigativo, que podem ajudar o professor a acompanhar mais detalhadamente o desenvolvimento de seus alunos durante essas atividades. A variação desses procedimentos, mas não necessariamente de todos, pode compor um panorama mais fiel sobre a situação de cada aluno ao longo de vários momentos do processo de ensino e aprendizagem, além de lhe fornecer oportunidades de mostrar o desenvolvimento de habilidades mais diversificadas. Pode também ajudar o professor a replanejar ações de ensino que envolvam determinados conteúdos que não foram assimilados de forma significativa, com a revisão do que foi selecionado, do método utilizado, das atividades realizadas e das relações estabelecidas em sala de aula. Além dessa variedade de procedimentos de avaliação, salientamos também a importância de dar um retorno mais detalhado aos alunos e seus pais sobre o desempenho em cada um desses momentos, ampliando com os primeiros os momentos de reflexão sobre a própria aprendizagem. Para finalizar, observamos que o professor precisa encontrar uma forma mais coesa de avaliar o aprendizado, levando em conta o projeto pedagógico de sua escola, e esta deve gerar mecanismos de planejamento, para tentar promover a recuperação daqueles que não foram capazes de aprender em algum período, conciliando diferentes lógicas de avaliação escolar, diferentemente do que ainda se vê no modelo tradicional, ainda o mais utilizado nas escolas. Para tanto, não podemos deixar de levar em conta a necessária preparação dos professores e da comunidade envolvida na escola, como pais, coordenadores e gestores. Sem isso, a chance de sucesso do uso da avaliação formativa para a aprendizagem significativa será muito reduzida. A coexistência complementar entre o processo classificatório e o formativo nas avaliações do Ensino Médio poderia ser uma prática sem conflitos, uma vez que, ao mesmo tempo em que atenderia às normas e determinações do sistema escolar vigente, com o preparo para exames classificatórios externos, poderia auxiliar o aluno para uma compreensão maior e mais duradora dos conteúdos.


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Ficam, então, estas sugestões para aqueles que desejam fazer a diferença em sua escola: com a discussão sobre novas práticas avaliativas, a formação e experimentação dos professores, com registros e reflexões sobre suas novas experiências e com o envolvimento dos pais e alunos, a avaliação poderá se tornar um processo mais prazeroso, realista e eficiente, dentro das disciplinas específicas e da escola como um todo.

Leituras complementares sobre o tema HAGA, M. S. et al. A avaliação e o seu potencial pedagógico para a mediação da aprendizagem. Anais do X CEPFE: Congresso Estadual Paulista sobre Formação de Educadores, p. 5585-97. HAGA. M. S.; HAGA, K. I. Fundamentos de avaliação formativa: os conflitos e as conciliações entre as diferentes lógicas. Anais do IX Congresso Estadual Paulista para Formação de Educadores. Águas de Lindoia, SP, CD-ROM. 2007. HOFFMANN, J. Avaliação: mito e desafios: uma perspectiva construtivista. Mediação: Porto Alegre, 1991. KRASILCHIK, M. As relações pessoais na escola e a avaliação. In: CASTRO, A. D.; CARVALHO, A. M. P. (Org.). Ensinar a ensinar: didática para a escola fundamental e média. São Paulo: Pioneira Thomson Learning, 2001. p. 165-76. PERRENOUD, P. A avaliação: da excelência à regulagem das aprendizagens – entre duas lógicas. Rio Grande do Sul: Artmed, 1999. _______. Não mexam na minha avaliação! Para uma abordagem sistêmica da mudança pedagógica. In: ESTRELA, A; NÓVOA, A. (Org.). Avaliações em educação: novas perspectivas. Portugal: Porto, 1993. p. 171-91.

3 Ciências Naturais e a Leitura Prof a. Angela B. Kleiman Ph. D. em Linguística pela University of Illinois, EUA, desenvolve pesquisas sobre leitura e ensino. É professora titular colaboradora do Instituto de Estudos da Linguagem da Unicamp.

A leitura é a atividade sem a qual nenhum plano de ensino e aprendizagem pode concretizar-se. Espera-se do aluno que cursa o Ensino Médio que seja um leitor com maior autonomia, capaz de ler com compreensão um alto volume de leitura, cerca de mil páginas de material didático, complexo, por ano, evidenciando bons hábitos de estudo e boas estratégias de leitura. Com esse fato em mente, parece óbvio e desnecessário afirmar o papel central da escola no ensino, promoção e valorização da leitura, em todos os níveis, a fim de formar leitores autônomos, que gostem de ler e que vejam no texto escrito um instrumento para a contínua aprendizagem na vida social. Mas nem sempre é óbvio que a escola alcança seus objetivos com o trabalho de todos os que aí convivem e, por isso, faz-se necessário reiterar que, quando se trata de for-

mar novos leitores, todo professor, qualquer que seja a disciplina que leciona, é também um professor de leitura. Acontece que o professor de Biologia, de Física ou de Química não foi preparado para ensinar a leitura. Entretanto, talvez queira ter algumas sugestões para saber como lidar com quem não consolidou seu hábito de ler no Ensino Fundamental. Foi levando isso em consideração que este texto foi produzido. Toda e qualquer atividade relativa à compreensão dos métodos e procedimentos das Ciências Naturais envolve habilidades ou capacidades que se sustentam na leitura e compreensão de textos. Tal é a orientação dos documentos oficiais que enfatizam a importância da interdisciplinaridade em geral, e, em especial, do aprendizado das Ciências da Natureza dar-se em estreita proximidade com Linguagens e Códigos. Não é possível resolver questões de Química, Biologia ou Física no ENEM, por exemplo, sem relacionar dados e informações provenientes de múltiplas linguagens – simbólicas, gráficas e verbais –, nem é possível, sem a leitura, aplicar conhecimentos dessas disciplinas para “solucionar problemas de ordem social, econômica ou ambiental”5, uma das habilidades que a prova visa avaliar. Se os alunos não entendem a linguagem científica, não entenderão os conceitos científicos, e sem eles fica inviabilizada a construção de relações – por exemplo, diferenciar o que é fato do que é opinião, o que é causa do que é consequência – com a finalidade de avaliar propostas baseadas na aplicação desses conhecimentos. Mais ainda, se o aluno não tem estratégias de leitura eficientes – tais como saber para que serve e como se lê o sumário; quando fazer uma leitura global e rápida; quando é importante ler detalhadamente – ele não conseguirá acompanhar as leituras exigidas nas aulas. O letramento científico, ou seja, o domínio de conhecimentos científicos e tecnológicos, é hoje em dia absolutamente necessário para o cidadão desenvolver-se no cotidiano, na sua vida diária. Para desenvolver esse tipo de letramento, o professor da disciplina científica precisa ensinar os alunos a ler o discurso científico e a fazer uso da argumentação científica. E, para fazer isso, é necessário entender que o processo não é natural, que pode e deve ser ensinado. Como isso pode ser feito? Dirigindo a atenção do aluno para questões que, para ele, professor, passam desapercebidas, de tão naturais e automáticas que viraram: questões como olhar o sumário do livro didático; perceber como estão organizados o capítulo e a unidade (evidentes nas cores e nos tamanhos diferentes de letras, por exemplo, nos títulos e subtítulos); perceber a função de fórmulas, esquemas, tabelas, diagramas e gráficos. 5

MEC. Instituto Nacional de Estudos e Pesquisas Educacionais Anísio Teixeira. Matriz de Referência para Ciências da Natureza e suas Tecnologias, ENEM 2009. Disponível em: . Acesso em: 18 mar. 2013.


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MEC. PCN (ENSINO MÉDIO). Parte III, Ciências da Natureza, Matemática e suas Tecnologias, 2000, p. 12. Disponível em: . Acesso em: 18 mar. 2013.

acompanham as imagens, relacionando partes do texto verbal com as imagens, entre possibilidades diversas. É possível elencar várias outras dessas estratégias, muito simples, que podem ser ensinadas ao leitor em formação: 1) Na seleção do texto, levar em consideração os conhecimentos prévios do aluno e as reais possibilidades de aplicação das informações científicas veiculadas no texto. 2) Determinar o que é mais importante num texto, o que é central para a compreensão. O professor pode ajudar o aluno a encontrar marcas ou guias sobre o que é importante, como a reiteração, o fato de uma determinada informação (ou conceito) aparecer mais de uma vez, por exemplo, no título, no resumo, na imagem, quando se trata de um texto didático, ou na manchete, na chamada e na foto, quando se trata de um texto jornalístico. 3) Ajudar o aluno a antecipar os conteúdos da unidade. Por exemplo, ler em voz alta as dicas do texto, como as perguntas no fim do capítulo (porque serão elas as que estarão respondidas no texto); ler os títulos e subtítulos mostrando que eles dão pistas dos conteúdos que serão desenvolvidos. 4) Explicitar a necessidade de estar sempre alerta durante a leitura, para evitar continuar “lendo” (isto é, passando os olhos) sem entender. Isso implica perceber que um trecho não está claro. Ensinar ao aluno que, uma vez percebido que uma determinada passagem não ficou clara, não foi compreendida, é possível tentar diversas estratégias para esclarecer o significado. Entre essas estratégias, o aluno pode: (a) ignorar o trecho e continuar lendo para ver se fica mais claro na continuação. De fato, essa técnica mostra também que é possível inferir significados e usos de palavras na leitura, com ajuda do contexto; (b) reler a parte que não está clara; (c) procurar alguma conexão entre o trecho que está confuso e algo que já é conhecido. Esta estratégia mostra também ao aluno a importância de estar constantemente mobilizando seu conhecimento prévio. Além de estratégias de leitura como as exemplificadas, o professor também pode ensinar bons hábitos de leitura e de estudo, enfatizando a importância de tais práticas para um jovem ou adolescente de quem se espera muita autonomia no estudo e uma capacidade ampliada de leitura de textos cada vez mais complexos. Para o autodesenvolvimento do aluno, a prática de leitura é essencial. Deve-se sugerir ao aluno que pratique a leitura todos os dias, de qualquer gênero, para qualquer objetivo. O aluno deverá conscientizar-se de que, quanto mais praticar, mais fácil ficará a leitura. Uma sugestão que com certeza será útil para o jovem e adolescente consiste em reiterar o valor de usar o tempo escolar desenvolvendo boas estratégias de leitura, pois à medida que os alunos vão avançando no Ensino Médio, os professores vão, provavelmente, concentrar-se muito mais nos conteúdos do currículo do que no desenvolvimento de capacidades de leitura, apesar de leitura e aprendizagem se constituírem mutuamente numa perspectiva de letramento científico como a que aqui adotamos.


Aprender a ler e entender os textos científicos implica aprender a fazer inferências; entender a relação entre argumento científico e uma teoria; avaliar os argumentos apresentados no texto. Significa, ainda, ser capaz de avaliar os textos da mídia, como os textos científicos em jornais e revistas, garantindo assim uma familiaridade do aluno com diversos gêneros de divulgação da ciência, o que também faz parte do letramento científico. De fato, documentos orientadores da estruturação curricular, como os PCNEM, já citados, apontam como um dos objetivos do ensino das Ciências Naturais (especificamente Física, Química e Biologia) e suas tecnologias o desenvolvimento de competências e habilidades intrínsecas à leitura, o que mostra a ligação inextricável entre letramento (uso e domínio da leitura e da escrita) e uso e aplicação dos conceitos, argumentos e conhecimentos de caráter científico. Entre essas orientações, temos de “desenvolver a capacidade de comunicação” dos alunos, a fim de torná-los capazes de “ler e interpretar textos de interesse científico e tecnológico” e de “interpretar e utilizar diferentes formas de representação (tabelas, gráficos, expressões, ícones, etc.)”. O documento também preconiza a relevância de “desenvolver o raciocínio e a capacidade de aprender”, para que o aluno se mostre apto para, entre outras atividades, “formular questões a partir de situações reais e compreender aquelas já enunciadas”6. Todas as habilidades citadas são também habilidades de leitura. Por exemplo, formular perguntas a si próprio em relação a um texto, antes de lê-lo (que não são as perguntas feitas no final do texto, para avaliar a compreensão), é uma das estratégias que caracteriza o leitor proficiente, maduro, autônomo. Trata-se também de uma das estratégias mais viáveis de ser ensinada, pois é passível de ser demonstrada pelo professor: ao se fazer perguntas que espera ver respondidas, ele demonstra seu engajamento cognitivo, sua forma de raciocinar, sua curiosidade intelectual e sua expectativa, ou crença, de que a palavra escrita poderá satisfazer sua curiosidade intelectual e informar-lhe sobre aspectos interessantes, valiosos, atuais, relevantes para a vida social. Conforme já mencionado, o professor pode fazer uma demonstração de estratégias de leitura, como a de formular perguntas antes de ler para depois ler procurando as respostas, explicitando essa e outras estratégias que são automáticas para todo leitor proficiente (inclusive para ele, o professor); ensinar a importância de perceber a organização geral do livro, capítulo ou texto, mostrando como funciona o sumário, quais as partes de uma unidade e como são sinalizadas; para que servem as notas, também já citadas; etc. Além dessas estratégias, o professor pode explicitar as relações de sentido entre a linguagem verbal e a linguagem não verbal, analisando as imagens, lendo as legendas que


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Uma questão importante a ser levada em conta quando o professor das Ciências Naturais está tentando ajudar os alunos a se familiarizarem com os textos que embasam o letramento científico é que, nessa perspectiva de letramento, a leitura faz parte da aprendizagem dos conteúdos; ela não constitui uma atividade separada desse aprendizado, aliás, podemos ir mais longe e afirmar que é parte constituinte dele. Isso porque a aprendizagem de conteúdos científicos não envolve apenas aprender os conceitos das disciplinas das Ciências Naturais. Também abrange aprender a usar a linguagem das disciplinas científicas de forma fluente e eficiente. De uma perspectiva sociocultural, própria do letramento científico, aprender uma ciência como a Física, a Biologia, a Química, consiste, é claro, em aprender os fatos e conceitos científicos, por um lado, e em aprender a argumentar, ler e escrever na linguagem científica, por outro. Em outras palavras, envolve entender e usar o discurso como os cientistas fazem, já que a capacidade de apreender (novos) conceitos e conteúdos científicos depende de nossa compreensão das convenções discursivas da área e do conhecimento e da compreensão dos conceitos relevantes. Isso fica evidente mesmo num pequeno trecho de Física, como o seguinte: “... sabemos que a reflexão e a refração da luz podem ser explicadas admitindo-se que a luz tem caráter ondulatório, a partir do princípio de Huygens [...] a explicação da refração da luz a partir do princípio de Huygens consagrou definitivamente o modelo ondulatório da luz quando se conseguiu medir a sua velocidade na água.”7 A compreensão desse trecho envolve entender que as experiências de reflexão e refração, realizadas por físicos experimentais, são explicadas por uma teoria que predizia isso, o princípio de luz ondulatória de Huygens. Ao mesmo tempo, é preciso entender / lembrar que havia um outro modelo teórico (o modelo de luz corpuscular de Newton) que foi substituído por este – o uso das palavras consagrou e definitivamente implicam a existência desse modelo anterior e o entendimento de como avança o conhecimento científico permitem entender por que o novo modelo (princípio de Huygens) é hoje consagrado. O ensino dos conceitos e das convenções do discurso científico são parte constitutiva do letramento científico. Para além desse conhecimento, é também objetivo do ensino das Ciências Naturais a formação de indivíduos que sejam capazes de: (1) compreender e utilizar a ciência como elemento de interpretação e intervenção, e a tecnologia como conhecimento sistemático de sentido prático; (2) utilizar elementos e conhecimentos científicos e tecnológicos para diagnosticar e equacionar questões sociais e ambientais; e (3) entender o impacto das tecnologias associadas às Ciências Naturais na

sua vida pessoal, nos processos de produção, no desenvolvimento do conhecimento e na vida social8. Ou seja, além do letramento científico, espera-se que o aluno desenvolva práticas de letramento científico e cívico, a fim de poder tomar, em sua vida diária, decisões informadas pela ciência. A capacidade de continuar aprendendo ao longo da vida pode vir a suprir qualquer deficiência no sistema de ensino. Todavia, todo conjunto de conhecimentos científico está em contínuo estado de transformação pelas novas descobertas e reformulações, que são parte constitutiva do fazer e do saber científicos. Daí que, para formar um aluno letrado, do ponto de vista científico, será necessário investir na formação de um leitor que pode continuar seu processo de formação e atualização ao longo da vida. Não é uma tarefa simples, como os dados sobre o letramento científico na maior parte do mundo nos mostram, mas é uma tarefa que vale a pena realizar.

4 Materiais didáticos digitais Ismar Frango Silveira Coordenador da CEIE – Comissão Especial de Informática na Educação SBC – Sociedade Brasileira de Computação

Desde tempos remotos, o ser humano tem se defrontado com a necessidade de criar ferramentas com propósitos diversos, sendo o principal deles, possivelmente, o de facilitar a sua vida. Os computadores, essas valiosas ferramentas do nosso tempo, tão presentes e necessários no nosso dia a dia, não parecem ter a mesma presença no cotidiano das escolas, apesar de todo o seu potencial. Sabemos que as escolas brasileiras enfrentam muitos problemas, para cuja resolução a ação do professor é fundamental. E isso se aplica também ao uso efetivo de computadores no ensino. Não se trata de nós, professores, ensinarmos nossos alunos a usar os computadores, a navegar na internet ou a usar programas aplicativos – como editores de texto ou planilhas. Isso eles já sabem (melhor que nós, geralmente) ou podem aprender de maneira autônoma, sem a nossa ajuda. Lembremos que nossos alunos são o que se convencionou chamar de nativos digitais – crianças e adolescentes que nasceram em um mundo imerso em tecnologia. Mesmo que – por condições sociais, geográficas ou culturais – esses alunos não tenham pleno acesso a computadores e a internet em suas casas, o mundo no qual eles vivem propicia uma série de oportunidades para que tenham contato com a tecnologia e para que esta venha a fazer parte de suas vidas, como aconteceu com o rádio e a TV para outras gerações. Grande parte de nós, professores, pertence ao grupo que se denomina imigrantes digitais – nascemos em uma época em que os computadores não eram onipresentes e tivemos contato com essas tecnologias depois do nosso 8

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P. 266 Compreendendo a Física: Ensino Médio,

Brasil. MEC. PCN (Ensino Médio). Parte III, Ciências da Natureza, Matemática e suas Tecnologias, 2000, p. 13.


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to digital. Podem ser estáticos (como os livros em papel, que contêm textos e imagens) ou dinâmicos (podem incluir vídeos, animações, simulações ou qualquer outro conteúdo dito multimídia – ou seja, que agrega várias “mídias”, ou formas de representação da informação). ■■ Softwares educacionais: são programas de computador feitos especificamente para fins educacionais. Em sua maioria, necessitam de instalação nos computadores (o que não é – ou não deveria ser – exatamente um problema), mas muitos são planejados para utilização sob orientação do professor, visando um resultado de aprendizagem mais efetivo. Um exemplo gratuito desses softwares é o GeoGebra (para aprendizagem de Matemática; , acesso em: 18 mar. 2013). ■■ Objetos de aprendizagem: na prática, correspondem a todo e qualquer elemento digital que possa ser usado e reutilizado em situações de aprendizagem – de um texto em PDF ou um conjunto de slides a um simulador virtual, incluindo também nessa definição animações, vídeos, jogos digitais e outros tipos de recursos. Apesar de vários desses objetos serem encontrados de maneira simples por meio de buscadores da internet, existem repositórios deles que fornecem mais informações (chamadas “metadados”) sobre cada um, como autores, público-alvo, sugestões de uso, etc. Em âmbito nacional, o MEC mantém o Banco Internacional de Objetos Educacionais (BIOE; , acesso em: 18 mar. 2013), vasto repositório com grande variedade de objetos de aprendizagem. ■■ Recursos educacionais abertos: seguem a mesma linha dos objetos de aprendizagem, com a ressalva de que os elementos, além de utilizados e reutilizados, podem também ser modificados e adaptados livremente. O site (acesso em: 18 mar. 2013) traz uma série de informações a respeito. Porém, que tipos de computadores são necessários para trabalhar com esses elementos? Muitos deles encontram-se disponíveis para uma boa variedade de dispositivos, desde computadores desktop (de mesa) e notebooks, a até mesmo tablets e smartphones. Já alguns softwares educativos apresentam algumas exigências técnicas para instalação (tipo específico de sistema operacional, quantidade mínima de memória no computador, etc.), enquanto alguns objetos de aprendizagem necessitam que determinados plugins (programas adicionais) estejam instalados. Equipamentos e programas, entretanto, nada mais são do que ferramentas. E, como foi dito no início deste texto, ferramentas são criadas com o intuito de facilitar o nosso dia a dia. Assim, mais importantes que as ferramentas são as pessoas que vão utilizá-las: os professores, dispostos a ressignificar o seu papel como formadores de cidadãos plenamente aptos a tirar proveito das tecnologias de nosso tempo; e os alunos, que poderão manejá-los como veículos de informação, interação social, entretenimento e aprimoramento intelectual.


processo de letramento. De maneira similar a pessoas que imigram para outro país, podemos até dominar a “linguagem” do mundo digital, mas, para nós, ela não é nativa. E o que esperam os nativos digitais de nós, imigrantes digitais, como seus professores? Na verdade, o que sempre esperaram: que os ensinemos dentro de nossas áreas de conhecimento, mas preferencialmente na “linguagem” que lhes é familiar. E de que maneira podemos nos comunicar nessa “linguagem” que não é familiar – e por vezes, nem mesmo amigável – para muitos de nós? Uma questão que logo nos vem à mente é: para que fazer isso? Por que razões utilizar computadores em sala de aula? Podemos listar algumas das (muitas) razões: ■■ Motivação: o uso de computadores em si não garante uma motivação maior dos alunos. Esse uso deve ser cuidadosamente planejado e estar em sincronia com as demais atividades da disciplina. Em outras palavras, levar os alunos para a sala de computadores para atividades genéricas, sem foco, como “fazer pesquisas na internet”, costuma ter pouca ou nenhuma eficácia. Entretanto, o uso de computadores com objetivos bem claros e diretamente associados aos tópicos do plano de ensino tende a ser uma atividade motivadora e com um bom potencial de impacto no aprendizado dos alunos. ■■ Novas possibilidades de experimentos: há muitos casos de atividades que requerem recursos específicos (como laboratórios de Física), ou que trazem algum tipo de risco (é o caso de algumas atividades de Química e Biologia, por exemplo) e que poderiam ser realizadas com simuladores virtuais, com segurança e sem custo. Há ainda atividades que não poderiam ser executadas em condições normais, para as quais distintas ferramentas computacionais podem ser usadas. ■■ Aprendizagem autônoma: os alunos podem desenvolver atividades fora do horário de aula com as ferramentas aprendidas com o professor, ou mesmo com outras ferramentas buscadas e encontradas por eles na internet. Dessa maneira, os recursos digitais trazem um conjunto de novas possibilidades ao professor por proporcionar situações didáticas diferenciadas, que, de outro modo, não poderiam ser implementadas em sala de aula. Tais recursos não vêm substituir o material didático tradicional: muito pelo contrário, sua função é complementar o material já comumente utilizado pelo professor, ampliando as possibilidades do fazer docente. E que recursos existem para ser usados? Há vários tipos de recursos, cada um com uma série de possibilidades didáticas. O Ministério da Educação entende por recursos digitais “vídeos, imagens, áudios, textos, gráficos, tabelas, tutoriais, aplicações, mapas, jogos educacionais, animações, infográficos, páginas web e outros elementos”. Eles podem ser assim classificados: ■■ Livros digitais ou e-books: são versões digitais de livros em papel, ou de obras completas pensadas para o forma-


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6 Estratégias para trabalhar os capítulos Capítulo 1 — Soluções e solubilidade

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Professor Aqui começam as orientações para o Capítulo 1 (p. 12 a p. 55).

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Objetivos do capítulo O tema “soluções” vem sendo tradicionalmente trabalhado no segundo ano do Ensino Médio. Usualmente, esse assunto é abordado de forma a enfatizar os aspectos matemáticos em detrimento dos aspectos qualitativos e fenomenológicos desse conceito. Utilizando as palavras da professora Agustina Echeverria, que estudou mais profundamente a aprendizagem do conceito de soluções: Na Química, como na vida em geral, nem sempre os fenômenos mostram a essência. É possível se dizer que na maioria das vezes não mostram. E no cotidiano as pessoas lidam com as coisas num nível fenomenológi co, até porque seria impossível viver adotando constan temente uma atitude questionadora e arguidora. Há re gistros de que o homem produz bebidas alcoólicas há vários milhares de anos, muito antes de se questionar a natureza da fermentação alcoólica; da mesma forma não pensamos na desnaturação das proteínas quando fazemos uma omelete. Pensando no conhecimento quí mico, e considerando que processos químicos aconte cem a todo momento em nossas vidas, é possível afir mar que aprendemos Química constantemente, mas num nível fenomenológico de conhecimento: o conheci mento empírico, que desenvolve um vasto campo de capacidades intelectuais, mas expressa a existência das coisas nas categorias de quantidade, qualidade, propriedade, medida. O conhecimento empírico conduz o pensamento à cognição da identidade, da essência, da causalidade. Isto só é feito pelo pensamento teórico. ECHEVERRIA, A. Como os estudantes concebem a formação de soluções. Química Nova na Escola, n. 3, 1996.

Uma ideia básica, assumida por este capítulo, considera que os conceitos químicos são ferramentas fundamentais para que as pessoas compreendam de forma mais sistematizada alguns aspectos do mundo cotidiano. Estamos nos apoiando na ideia de que a elaboração dos conceitos químicos envolve ir além do que podemos observar, considerando a articulação do nível dos fenômenos com os modelos que podem sistematizá-los e a proposta de explicações para o funcionamento do mundo das partículas e suas representações. Assim, consideramos que, em relação ao tema “soluções”, vários aspectos podem ser abordados.

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Neste capítulo, optamos por desenvolver atividades que possibilitem aos alunos a reflexão mais sistematizada sobre alguns produtos químicos de uso doméstico. Essa reflexão será proposta tendo como referência alguns rótulos de produtos comercializados. O objetivo é propiciar aos alunos a oportunidade de discutir alguns conceitos químicos que permitam a eles compreender as informações veiculadas pelos rótulos. O nosso foco central é o tema “soluções”, mas, ao longo do capítulo, você vai perceber que evocamos vários outros conceitos que se tornam necessários. A nomenclatura dos compostos, por exemplo, vai sendo trazida à medida que os rótulos vão sendo analisados. Essa é uma forma que estamos propondo para tentar modificar um pouco as abordagens fragmentadas e descontextualizadas dos conceitos químicos. Acreditamos que a informação, apesar de não ser o único fator, pode ser um instrumento importante para mudanças de atitude e para uma conscientização maior sobre nossos papéis na sociedade.

Sugestões para a organização do trabalho com os alunos O Projeto 1 – “A água como produto industrial” – é uma proposta de investigação para ser realizada em grupos e poderá ser encaminhada paralelamente ao desenvolvimento das atividades em sala de aula. O objetivo dessa atividade é possibilitar aos alunos a oportunidade de pensar mais sistematicamente sobre a água em um contexto urbano. Apresentamos alguns grupos de questões que devem ser investigadas para posteriormente ser respondidas. O primeiro grupo de questões refere-se a um levantamento mais histórico, buscando configurar a água na cidade logo no início de sua formação. O segundo grupo de perguntas vai enfocar a situação atual de captação e circulação da água nos dias de hoje. O terceiro grupo de questões vai focalizar o consumo de água. O quarto grupo enfoca o custo da água e o quinto e o sexto grupos, a questão do tratamento da água. Ao final do trabalho, os grupos deverão apresentar por escrito o que encontraram. Recomendamos, caso seja possível, uma visita a uma estação de tratamento de água. É fundamental que essa visita ocorra após os trabalhos serem elaborados e discutidos em sala de aula, para que faça sentido para os alunos. O Texto 1 – “Recordando o conceito de solubilidade” e o Texto 2 – “Formação de grutas de calcário” retomam a discussão do conceito de solubilidade para ressignificá-lo em outro contexto: o das soluções. Vamos discutir alguns processos naturais que envolvem a dissolução e a recristaliza-

Capítulo 1

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Na Parte A analisa-se a composição química da água mineral retomando as substâncias e suas fórmulas, as espécies iônicas existentes, modelos que levem em consideração esses aspectos, a relação entre a composição da água e o solo da região na qual a fonte está localizada. Na Parte B estamos colocando em discussão algumas propriedades físico-químicas como pH e condutividade elétrica. Na Parte C abordamos as informações do rótulo que se referem a cuidados e precauções. Nesta parte é interessante discutir com os alunos sobre cuidados a serem tomados com outros produtos de limpeza. Na Atividade 4 – “Estudando a concentração Tenha das soluções” – e na Atividade 5 – “Brincando de cuidado! “detetive químico”: usando a solubilidade diferenciada de sais para descobrir o conteúdo de soluções incolores” – vamos aprofundar o estudo das soluções e aplicar os conceitos aprendidos.

Sugestão de atividade adicional Reproduzimos aqui algumas notícias retiradas da Folha de S.Paulo relacionadas com água de alguma forma. Você pode utilizá-las para serem discutidas pelos alunos solicitando que eles elaborem questões que envolvam os conceitos discutidos neste capítulo. Pode-se trocar então as questões de grupo e coordenar uma discussão envolvendo as questões que foram elaboradas e como estas foram respondidas. Pode ainda sugerir que procurem notícias sobre a água e analisem suas informações do ponto de vista da Química.

Dez marcas de água têm flúor demais Uma pesquisa desenvolvida pela Faculdade de Odontologia da Universidade Estadual de Campinas (Unicamp), que fica em Piracicaba (170 km de São Paulo), revelou que, de 106 marcas de água mineral vendidas no Brasil, 10 apresentam teor de flúor natural acima do recomendado, podendo causar fluorose em crianças de até 7 anos. A fluorose provoca manchas nos dentes, que perdem seu brilho natural. É mais pro blemática entre 2 e 3 anos de idade, quando os dentes estão se formando. A pesquisa foi coordenada por Jai me Aparecido Cury, professor do Departamento de Bio química da faculdade. Foram analisadas 98 marcas nacionais e oito estrangeiras. Segundo Cury, a fluorose não enfraquece os dentes nem propicia a formação de cáries. “O prejuízo é apenas estético”, afirmou. De acor do com ele, quem adquire fluorose na infância precisa se submeter a um tratamento especial para que seus dentes retomem o aspecto original. Isso pode ser feito a partir dos 12 anos. Teor correto – Somente quatro das marcas de água mineral estudadas possuem teores de flúor natural dentro da margem considerada correta, ou seja, de 0,6 Capítulo 1



ção de algumas substâncias em água. Então, estaremos trabalhando nas dimensões contextuais e conceituais. É importante que você destaque também as outras propriedades específicas dos materiais, tais como a densidade e as temperaturas de fusão e ebulição, evidenciando suas inter-relações com as soluções. Você pode optar por fazer uma leitura conjunta em sala de aula, destacando aspectos que você considera mais relevantes. Peça aos alunos que explicitem o que entenderam sobre cada parágrafo que leram. A Atividade 1 – “Soluções: a formação de caTenha vernas calcárias” – vai propor atividades experi- cuidado! mentais simples para ilustrar a formação de estalactites e estalagmites em cavernas. A Atividade 2 – “Compreendendo um rótulo de alvejante” – vai discutir, a partir de um rótulo de alvejante: solução, concentração percentual, p/p, p/V e g/L, diluição e reações de oxirredução. A primeira questão dessa atividade solicita que os alunos discutam e explicitem os significados da palavra “solução” para eles. Este é um momento interessante para que você perceba as ideias que circulam na turma e já mobilize a atenção dos alunos para um conceito que será trabalhado durante a atividade. Você pode realizar essa tarefa pedindo a cada aluno que escreva em seu caderno suas ideias e depois conduzir uma discussão com toda a turma. Pode também marcar um tempo para a discussão em pequenos grupos e depois socializar os resultados. Em seguida, é importante discutir o significado da palavra “solução” em Química. A seguir, há um exercício que envolve a elaboração de modelos. É interessante que os alunos possam elaborá-los em grupos e depois registrá-los no quadro para que possam ser discutidos. É importante rever que modelo de átomo se está admitindo. Peça aos alunos que justifiquem por escrito suas representações e façam o mesmo ao apresentarem-na para a turma. Na Parte A discute-se o conceito de concentração. Você poderá sugerir que os alunos tragam outros rótulos de produtos que sejam soluções e observem como as suas concentrações são registradas. A Parte B vai discutir a questão da diluição e a Parte C, a relação entre as recomendações para a conservação e as precauções a serem tomadas tendo em vista algumas propriedades e características do produto. O Texto 3 – “Alvejantes” – disponibiliza mais informações sobre o produto estudado. A partir da leitura desse texto, você poderá retomar as discussões sobre as equações químicas e as formas de registro das espécies presentes no produto. Pode, também, trabalhar um pouco a questão da formação dos íons tendo em vista a tabela periódica. Na Atividade 3 – “Compreendendo um rótulo de água mineral”–, a análise de um rótulo de água mineral vai possibilitar o contexto para a discussão de concentração, formação de íons, condutividade elétrica, pH.

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manual do professor

6

a 0,8 miligramas de flúor por litro de água. O índice óti mo, segundo Jaime Cury, é 0,7 miligramas por litro. Com esse teor de flúor, a água não só ajuda a fortale cer os dentes como praticamente não causa malefí cios. Três marcas foram consideradas não potáveis por possuir teores excessivamente altos de flúor, de acor do com os padrões do Ministério da Saúde. A mais fluo retada apresentou 4,44 miligramas de flúor por litro de água, ou seja, mais de sete vezes o teor ótimo. Das 106 marcas analisadas, 92 contêm menos flúor que o teor mínimo desejável. Jaime Cury afirmou que o pro blema, nesse caso, se refere às marcas que anunciam o fato de ser fluoretadas como benefício para o consu midor. “Essas marcas não fazem mal, mas também não trazem benefício algum. O consumidor precisa ser avisado disso, para não se configurar propaganda en ganosa.” MOREIRA, Mário. Folha de S.Paulo, 15 jul. 1997.

MG pode ter maior fonte de água do mundo O geólogo Hugo Peter Steiner anunciou ontem a existência da maior fonte de água mineral do mundo na região metropolitana de Belo Horizonte, com vazão calculada em 11 milhões de litros por dia. Esse volume daria para praticamente encher cinco vezes por dia uma piscina olímpica, com capacidade de 2,24 mi lhões de litros. O geólogo José Antônio Menezes de Paiva, do Departamento Nacional de Produção Mineral (DNPM), disse que está apenas aguardando o relatório de Steiner para fazer uma vistoria e comprovar oficial mente a capacidade da fonte. Steiner faz o levanta mento da fonte para três empresas que pretendem construir uma engarrafadora, um condomínio fechado, um hotel e um balneário na fazenda,onde fica a fonte, no município de Mário Campos (25 km a oeste de Belo Horizonte). A razão para o grande volume de água da fonte é a existência de uma fenda de 20 km de exten são na Serra do Curral. Essa fenda na rocha forma uma calha natural impermeável, que capta águas subterrâ neas em uma grande área. Steiner calcula que, com o término dos trabalhos de captação, a vazão deve dimi nuir 30%, mas, mesmo assim, ela continuará sendo a maior fonte de água potável do mundo. Segundo dados coletados pelo escritório do DNPM em Belo Horizonte, a maior fonte de que se tinha notícia fica em Alhama (Espanha) e fornece 6 milhões de litros por dia de água potável. Atualmente, a fonte mineira é utilizada para encher duas piscinas e para uso dos moradores das casas da fazenda. Ela abastece ainda um córrego, que irriga hortas de produtores rurais. SANTIAGO, Carlos Henrique. Folha de S.Paulo, 12 mar. 1997.

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Governo tenta clarear Tietê e Pinheiros Uma técnica conhecida há pelo menos 50 anos pode ser a saída para remover poluentes dos rios Tietê e Pi nheiros, na capital paulista. Por meio da flotação, cerca de 99% dos coliformes fecais e 95% do fósforo presentes nos dois rios podem ser removidos, sem que o curso seja desviado. A remoção deve tirar 95% da turbidez da água. Calculase que seriam extraídas dos rios, por dia, de 100 a 300 toneladas de lodo. Os coliformes são bac térias indicativas da presença de fezes num meio. O fós foro alimenta algas que conferem odor, cor e sabor desa gradáveis à água. A flotação – técnica que agrega partículas de ar às de poluentes, levandoos à superfí cie, onde são recolhidos – é utilizada em estações de tratamento de esgoto. Agora, o governo do Estado quer empregála dentro dos rios – fato inédito no mundo. Tudo o que se tem até aqui são os resultados de uma estação experimental montada sob a ponte da Fepasa, ao lado do rio Pinheiros. Mas os dados obtidos em um mês de funcionamento animaram a Secretaria de Esta do dos Recursos Hídricos, Saneamento e Obras (SRH) a abrir licitação para contratar uma empresa que implante o sistema. A publicação do edital será feita daqui a 60 ou 90 dias. Segundo o titular da SRH, Hugo Marques da Rosa, a água do Pinheiros sai da flotação com índice de turbidez entre 6 e 12. Para ser própria ao consumo hu mano, a água precisa ter índice máximo 5. De acordo com ele, a água do rio tem nível zero de oxigênio no iní cio do processo. Ao seu término, possui oito miligramas do gás por litro, permitindo, por exemplo, a sobrevivên cia de peixes. Além disso, numa escala de potabilidade de 1 a 4 (em que o 4 representa a água imprópria), a água sai com grau próximo ao 2. Ou seja, é uma água que, teoricamente, passando por um processo conven cional de tratamento, pode até se tornar potável. O obje tivo da SRH, entretanto, não é transformar Tietê e Pi nheiros em fontes de água mineral, ou num parque para o lazer aquático da população. A meta é tornar a água limpa o suficiente para que se possa retomar o bombea mento para a represa Billings. Boa parte do leito dos rios dentro da cidade continuará poluída. “Cada rio vai se tor nar dois rios diferentes, antes e depois de passar pelas estações”, disse o professor José Roberto Campos, da Escola de Engenharia de São Carlos. O próprio secretário admite que, mesmo que se coletasse e tratasse todo o esgoto da metrópole, o Tietê e o Pinheiros não estariam despoluídos. É o que mostra a análise da Demanda Bio química de Oxigênio (DBO), índice que mede a quantida de de matéria orgânica biodegradável na água. Quanto maior a DBO, mais poluído o rio. A água devolvida aos rios pelas estações de tratamento de esgoto tem DBO de cerca de 18 mg/L. Para ter índice de potabilidade classe 2,

Capítulo 1


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TAGLIAFERRI, Mauro. Folha de S.Paulo, 3 ago 1997.

Resolução de atividades, exercícios e questões Atividades A1. Ao injetar o ar através da seringa, nada ocorrerá no sistema, visto que os gases O2 e N2, constituintes do ar, não reagem com o hidróxido de cálcio (Ca(OH)2). A2. A solução torna-se turva, ou seja, houve a formação de um precipitado (sólido insolúvel), o CaCO3. A3. A solução torna-se rósea. A4. No béquer 1 haverá desprendimento de bolhas, devido à formação de dióxido de carbono (CO2). No béquer 2 não haverá formação de bolhas, mas a solução rósea torna-se incolor devido à neutralização do Ca(OH)2 pelo HCl. A8. Por capilaridade, a solução migra pelo barbante e goteja na parte de fora. Ao evaporar, as gotas formam estalagmites. As gotas que secam no próprio barbante, sem pingar, formam as estalactites. Dependendo da temperatura e umidade do ar haverá também cristalização dentro da garrafa PET, onde se encontra a solução saturada de MgSO4, e no barbante.

A13.

H2O

H2O H2O

H2O

H2O SO–2 4 H2O

H2O H2O

H2O H2O

HCO3–

Ca+2 H2O

H2O

H2O

H2O CO2 H2O

Sr+2

H2O

H2O

H2O

H2O

H2O

Cl– H2O

Mg+2 H2O

Ba+2

H2O

H2O H2O H2O

H2O

H2O

NO–3

H2O

A34. Comentário: A seguir está indicado um procedimento possível para a realização dos testes. Podem surgir outras propostas igualmente válidas. Procedimento: 1. Reproduza no caderno um quadro como o seguinte: A B C

A10. Ocorreu a formação de cristais sobre o palito de picolé.

E

B C D E

F Quadro MP.1 Atividade A34.

2. Adicione cinco gotas da solução A a cinco tubos de ensaio. A cada um deles, adicione cinco gotas de cada uma das demais soluções, de modo que no primeiro tubo tenha-se a mistura A + B; no segundo, A + C; no terceiro, A + D; e assim sucessivamente, seguindo a coluna encabeçada pela solução A no quadro. 3. Anote no quadro os seus resultados, escrevendo: precipitado (ppt) quando houver a formação de precipitado; gás, quando houver a formação de gás. Indique com um traço a ausência de evidências de reação (formação de precipitado ou liberação de gás). 4. Adicione cinco gotas da solução B a quatro tubos de ensaio. A cada um deles, adicione cinco gotas das soluções C, D, E e F, como foi feito no item 2, seguindo a coluna encabeçada pela solução B no quadro. Anote os resultados no quadro. 5. Adicione cinco gotas da solução C a três tubos de ensaio. A cada um deles, adicione cinco gotas das soluções D, E e F, como foi feito no item 2, seguindo a coluna encabeçada pela solução C no quadro. Anote os resultados no quadro. Capítulo 1


6

H2O

A14. As quantidades de substâncias dissolvidas na água são muito pequenas, exceto no caso de gás carbônico. Se essas quantidades fossem representadas de outras formas, provavelmente o número de casas decimais seria maior, o que não seria muito adequado. A concentração de sulfato de bário (BaSO4) é 0,61 mg/L. Como 1 000 mg = 1 g, então a concentração passaria a ser 0,00061 g/L. Existem 0,00061 g de BaSO4 em 1 L de água mineral. Então, em 100 mL dessa água existem 0,000061 g de BaSO4. Isso significa uma concentração de 0,000061% p/V. A concentração de gás carbônico (CO2) é 2 554,20 mg/L, que é aproximadamente 2,6 g/L. Existem 2,6 g de CO2 em 1 L de água mineral. Então, em 100 mL dessa água existem 0,26 g de CO2. Isso significa uma concentração de 0,26% p/V.

A9. Ocorre efervescência.

A12. As substâncias encontram-se dissolvidas em água e suas concentrações são dadas em mg/L. Comentário: Os óxidos de ferro, manganês, alumínio e silício são insolúveis em água, em quaisquer formas cristalinas. O rótulo, entretanto, informa sobre as concentrações dessas substâncias em solução, o que evidencia que elas encontram-se solúveis. Na realidade, indicar essas substâncias como óxidos é apenas uma forma de expressar suas concentrações, já que a análise química quantifica apenas os elementos ferro, manganês, alumínio e silício, e não os seus óxidos.

H2O

H2O

Figura MP.3 Atividade A13.

D

A11. Ocorre efervescência. Após uma semana, dependendo da quantidade relativa de vinagre e dos materiais calcários (concha, mármore e casca de ovo), pode haver consumo completo destes. Comentário: Nas reações de ácidos com materiais calcários, cujo principal constituinte é o carbonato de cálcio (CaCO3), além de formar o dióxido de carbono e a água, há formação de um sal solúvel de cálcio que, por estar em solução, não é visível. Neste caso, da reação do CaCO3 com o vinagre, que contém ácido acético (CH3COOH), forma-se acetato de cálcio, Ca(CH3COO)2 (aq).

Na H2O H2O

H2O

H2O

+

H2O

K+

H2O

H2O

F–

H2O

manual do professor

essa água deveria ter DBO de 5 mg/L. Isso seria obtido diluindoa num rio de grande volume de água – o que não é o caso dos rios que atravessam a capital. “A região metropolitana de São Paulo é a única no mundo situada na nascente dos rios. Não há volume suficiente”, disse o secretário. A SHR quer testar a flotação nos rios em maio, na barragem móvel (interseção de Tietê e Pinhei ros), na barragem do Retiro (Tietê) e na usina elevatória de Traição (Pinheiros). Cada estação custa entre R$ 20 milhões e R$ 25 milhões. Em funcionamento, cada uma consumirá de R$ 500 mil a R$ 1 milhão por mês.

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Cl–

Na+

Na+

Na

+

Na+

OH – Cl–

ClO–

Figura MP.4 Exercício E2.

E3. E4. E5. E6. E7. E8. E9. E10.

E11.

E12. E13. E14. E15.

Comentário: Os modelos podem variar bastante. Por exemplo, pode-se fazer uma legenda, representando as espécies químicas, e não escrevê-las diretamente na representação. Pode-se representar a água apenas por uma bolinha também. O importante aqui é que, na discussão da atividade com os alunos, você relembre que, como se trata de substâncias iônicas, elas sofrerão dissociação ao se dissolverem em água. 20% p/p. 800 mL de solução. 150 g de soluto. 50 g NaCl. 20% v/v. c 425 g de ácido sulfúrico. a) 120 g. b) 30 g de sal. c) Não, 25 g de sal. a) 48 g. b) 48% p/V. c) 480 g/L. 2 g. 5 g. 1,2 g/L. 4,5 g.

328

E21.

Concentração em relação à solução 1**

ClO–

Intensidade da coloração*

OH –

Na+

Concentração (mol/L)

Na+

Concentração (g/L)

E2.

Volume da solução (mL)

E1. NaClO (s) + NaOH (s) + NaCl (s) + H2O (l) → NaClO (aq) + + NaOH (aq) + NaCl (aq) + H2O (l) ou NaClO (s) + NaOH (s) + NaCl (s) + H2O (l) → 3 Na+ (aq) + + ClO−(aq) + OH−(aq) + Cl−(aq) + H2O (l)

Massa do soluto (g)

manual do professor

Exercícios

E16. 150 mL. E17. Em 150 mL de solução têm-se 4,5 g de soluto: 4,5 g/150 mL = 0,03 g/mL. E18. Em cada 1 mL de solução têm-se 0,03 g de soluto; como 1 L = 1 000 mL, então: 0,03 g 1000 mL c= 1 mL × 1 L = 30 g/L. A concentração é de 30 g/L. E19. Nos processos de concentração e de diluição das soluções, a massa do soluto na solução inicial é igual à massa de soluto na solução final. Assim, como a concentração (c) é a massa do soluto (m) dividida pelo volume da solução (V), tem-se c = m/V. Logo m = c ⋅ V. Portanto: minicial = mfinal ⇒ ci . Vi = cf ⋅ Vf A solução 2 foi preparada usando-se V1 = 20 mL da solução 1 (c1 = 30 g/L) e evaporando-se a água (solvente) até obter o volume final (V2) de 10 mL. m1 = m2 ⇒ c1 ⋅ V1 = c2 ⋅ V2 ⇒ 30 g/L ⋅ 20 mL = c2 ⋅ 10 mL ⇒ ⇒ c2 = 60 g/L A solução 3 foi preparada usando-se V1 = 20 mL da solução 1 (c1 = 30 g/L) e acrescentando-se 20 mL de água (solvente), obtendo-se o volume final (V3) de 40 mL. m1 = m3 ⇒ ⇒ c1 ⋅ V1 = c3 ⋅ V3 ⇒ 30 g/L ⋅ 20 mL = c3 ⋅ 40 mL ⇒ c3 = 15 g/L A solução 4 foi preparada usando-se V3 = 20 mL da solução 3 (c3 = 15g/L) e acrescentando-se 40 mL de água (solvente), obtendo-se o volume final (V4) de 60 mL. m3 = m4 ⇒ c3 ⋅ V3 = c4 ⋅ V4 ⇒ 15 g/L ⋅ 20 mL = c4 ⋅ 60 mL ⇒ ⇒ c4 = 5 g/L E20. Inicialmente, é necessário calcular a massa molar do dicromato de potássio (K2Cr2O7). As massas atômicas dos átomos que constituem essa substância são: K = 39,1 g/mol; Cr = 52,0 g/mol; O = 16,0 g/mol. A massa molar do K2Cr2O7 é: M = (2 × 39,1 g/mol) + + (2 × 52,0 g/mol) + (7 × 16,0 g/mol) = 294,2 g/mol. A concentração da solução 1 é 30 g/L, e, 30 g de K2Cr2O7 equivalem a 0,102 mol (n). n = 30 g/294,2 g/mol. Assim, se 1 mol de K2Cr2O7 corresponde a 294,2 g, 30 g de K2Cr2O7 correspondem a 0,102 mol. Já que essa quantidade de matéria está contida em 1 L de solução, a concentração dela é 0,102 mol/L. Aproximadamente, essa concentração equivale a 0,1 mol/L. Solução

6

6. Adicione cinco gotas da solução D a dois tubos de ensaio. A cada um deles, adicione cinco gotas das soluções E e F, como foi feito no item 2, seguindo a coluna encabeçada pela solução D no quadro. Anote os resultados no quadro. 7. Adicione cinco gotas da solução E a um tubo de ensaio. Adicione cinco gotas da solução F. Anote os resultados no quadro. A35. a) Comentário: A resposta a essa questão depende da comparação dos procedimentos elaborados pelos grupos. b) Comentário: A resposta a essa questão depende da comparação dos procedimentos elaborados pelos grupos.

1

4,5

150

30

0,1

3

-----

2

0,6

10

60

0,2

4

2 vezes mais

3

0,6

40

15

0,05

2

2 vezes menos

4

0,3

60

5

0,017

1

6 vezes menos

Quadro MP.2 * Numere da solução de cor menos intensa até a solução de cor mais intensa. ** Indique quantas vezes a solução é mais ou menos concentrada que a solução 1.

E22. a) É uma solução que contém eletrólitos (íons solúveis), e é capaz de repor os sais minerais perdidos pelo organismo por meio da transpiração quando, por exemplo, o indivíduo realiza exercícios físicos.

Capítulo 1


10/17/13 10:24 AM

+

c) A solução contém 10,0 mg (0,01 g) de íons K em 100 mL. Portanto, sua concentração é 0,01% p/V. d) A solução contém 42,0 mg (0,042 g) de íons Cl− em 100 mL. Em 1 000 mL (1 L), seriam 0,42 g de íons Cl−. Portanto, a concentração da solução é 0,42 g/L. Ou 42,0 mg mL . 1g c= 100 mL . 1000 1L 1000mg = 0,42 g / L. e) Como foi dito no item a, uma das finalidades possíveis é a de repor os sais minerais perdidos por indivíduos em exercícios físicos, por meio da transpiração. E23. AgNO3 (aq) + NaCl (aq) → AgCl (s) + NaNO3 (aq) AgNO3 (aq) + HCl (aq) → AgCl (s) + HNO3 (aq) 2 AgNO3 (aq) + H2SO4 (aq) → Ag2SO4 (s) + 2 HNO3 (aq) 2 AgNO3 (aq) + Na2CO3 (aq) → Ag2CO3 (s) + 2 NaNO3 (aq) 2 AgNO3 (aq) + BaCl2 (aq) → 2 AgCl (s) + Ba(NO3)2 (aq) 2 HCl (aq) + Na2CO3 (aq) → 2 NaCl (aq) + CO2 (g) + H2O (l) H2SO4 (aq) + Na2CO3 (aq) → Na2SO4 (aq) + CO2 (g) + H2O (l) H2SO4 (aq) + BaCl2 (aq) → BaSO4 (s) + 2 HCl (aq) Na2CO3 (aq) + BaCl2 (aq) → BaCO3 (s) + 2 NaCl (aq) Comentário: O sulfato de prata (Ag 2SO4) é ligeiramente solúvel. Em alguns experimentos é possível não haver a formação deste precipitado quando se misturam nitrato de prata e ácido sulfúrico. Possíveis motivos: a solução dos reagentes pode estar mais diluída do que o recomendado, ou os reagentes não tenham um grau de pureza adequado. E24. Considerando um volume usado de 10 mL (1 × 10−2 L) de cada solução, em uma concentração de 0,1 mol/L, a quantidade de matéria usada de cada solução foi 1 × 10−3 mol. As massas molares (M) dos precipitados formados são: M (AgCl) = 107,9 g/mol + 35,5 g/mol = 143,4 g/mol M (Ag2SO4) = (2 × 107,9 g/mol) + 32,1 g/mol + (4 × 16,0 g/mol) = 311,9 g/mol M (Ag2CO3) = (2 × 107,9 g/mol) + 12,0 g/mol + (3 × 16,0) = = 275,8 g/mol M (BaSO4) = 137,3 g/mol + 32,1 g/mol + (4 × 16,0) = 233,4 g/mol M (BaCO3) = 137,3 g/mol + 12,0 g/mol + (3 × 16,0) = 197,3 g/mol • Cálculo da massa de AgCl (s) formado na reação entre AgNO3 (aq) e NaCl (aq): AgNO3 (aq) + NaCl(aq)→ AgCl(s) + NaNO3 (aq) 1×10−3 mol

1×10−3 mol

?

?

Como a proporção estequiométrica é de 1:1 para os reagentes, verifica-se que não há reagente em excesso e, portanto, formou-se 1 × 10−3 mol de AgCl (s). 1 mol de AgCl tem massa 143,4 g e, portanto, 1 × 10−3 mol tem massa 0,14 g. • Cálculo da massa de AgCl (s) formado na reação entre AgNO3(aq) e HCl (aq): AgNO3 (aq) + HCl(aq) → AgCl(s) +HNO3 (aq) 1×10−3 mol

1×10−3 mol

?

?

Verifica-se que não há reagente em excesso e, portanto, formou-se 1 × 10−3 mol de AgCl (s). 1 mol de AgCl tem massa 143,4 g e, portanto, 1 × 10−3 mol tem massa 0,14 g.

• Cálculo da massa de AgCl (s) formado na reação de AgNO3 (aq) e BaCl2 (aq): 2 AgNO3 (aq)+ BaCl2 (aq)→ 2 AgCl(s)+ Ba(NO3)2 (aq) 1×10−3 mol

1×10−3 mol

?

?

• Como a proporção estequiométrica é de 2:1, verifica-se que BaCl2 está em excesso, pois apenas 0,5 × 10−3 mol de BaCl2 reagiu. A quantidade de AgCl (s) formada será igual à quantidade de matéria de AgNO3 adicionada, ou seja, 1 × 10−3 mol. 1 mol de AgCl tem massa 143,4 g e, portanto, 1 × 10−3 mol tem massa 0,14 g. • Cálculo da massa de Ag2SO4 (s) formado na reação de AgNO3 (aq) e H2SO4 (aq): 2 AgNO3 (aq) + H2SO4 (aq)→ Ag2SO4 (s) + 2HNO3 (aq) 1×10−3 mol

1×10−3 mol

?

?

Verifica-se que H2SO4 (aq) está em excesso já que, de acordo com a estequiometria da reação, apenas metade da quantidade de matéria de H2SO4 (aq) adicionada reagiu (0,5 × 10−3 mol). A quantidade de Ag2SO4 (s) formado será igual à quantidade de matéria de H2SO4 (aq) que reagiu: 0,5 × 10−3 mol. 1 mol de Ag2SO4 tem massa 311,9 g e, portanto, 0,5 × 10−3 mol tem massa 0,16 g. • Cálculo da massa de Ag2CO3 (s) formado na reação entre AgNO3 (aq) e Na2CO3 (aq): 2 AgNO3 (aq) + Na2CO3 (aq)→ Ag2CO3 (s) + 2NaNO3 (aq) 1×10−3 mol

1×10−3 mol

?

?

Verifica-se que Na2CO3 está em excesso já que, de acordo com a estequiometria da reação, apenas metade da quantidade de matéria de Na2CO3 adicionada reagiu (0,5 × 10−3 mol). A quantidade de Ag2CO3 (s) formado será igual à quantidade de matéria de Na2CO3 que reagiu: 0,5 × 10−3 mol. 1 mol de Ag2CO3 tem massa 275,8 g e, portanto, 0,5 × 10−3 mol tem massa 0,14 g. • Cálculo da massa de BaSO4 (s) formado na reação entre H2SO4 (aq) e BaCl2 (aq): BaCl2 (aq) + H2SO4 (aq)→ BaSO4 (s) +2HCl (aq) 1×10−3 mol

1×10−3 mol

?

?

Verifica-se que não há reagente em excesso e, portanto, formou-se 1 × 10−3 mol de BaSO4 (s). 1 mol de BaSO4 tem massa 233,4 g e, portanto, 1 × 10−3 mol tem massa 0,23 g. • Cálculo da massa de BaCO3 (s) formado na reação de Na2CO3 (aq) e BaCl2 (aq): Na2CO3 (aq) + BaCl2 (aq)→ BaCO3 (s) + 2NaCl (aq) 1×10−3 mol

1×10−3 mol

?

?

Verifica-se que não há reagente em excesso e, portanto, formou-se 1 × 10−3 mol de BaCO3 (s). 1 mol de BaCO3 tem massa 197,3 g e, portanto, 1 × 10−3 mol tem massa 0,20 g. E25. Em todas as reações nas quais a proporção estequiométrica entre os reagentes foi de 2:1, o reagente cujo coeficiente de balanceamento foi 1 estava em excesso. As equações são: 2 AgNO3 (aq) + H2SO4 (aq) → Ag2SO4 (s) + 2 HNO3 (aq) 2 AgNO3 (aq) + Na2CO3 (aq) → Ag2CO3 (s) + 2 NaNO3 (aq) 2 AgNO3 (aq) + BaCl2 (aq) → 2 AgCl (s) + Ba(NO3)2 (aq) 2 HCl (aq) + Na2CO3 (aq) → 2 NaCl (aq) + CO2 (g) × H2O (l) Como foram adicionados 1 × 10−3 mol de cada reagente, tem-se que, na proporção 2:1, reage 1 × 10−3 mol do reagente de coeficiente 2 com 0,5 × 10−3 mol do reagente de coeficiente 1. Os reagentes em excesso, de acordo com a ordem das reações citadas foi H2SO4, Na2CO3, BaCl2 e Na2CO3. Em cada caso, há um excesso de 0,5 × 10−3 mol desses reagentes. Capítulo 1



b) 100 mL da solução correspondem a 22,8 kcal. Portanto, 473 mL, que é o volume da embalagem, correspondem a 22,8kcal 107,8kcal(Q) ⋅ Q = 100mL ⋅ 473 mL = 107,8 kcal.

329 10/17/13 10:24 AM

E26. • Na reação equacionada a seguir, a concentração do NaNO3 (aq) será:

• Na reação: H2SO4 (aq) + Na2CO3 (aq)→ Na2SO4 (aq) + CO2 (g) + H2O() l 1×10−3 mol

Ag2NO3 (aq) + NaCl(aq)→ AgCl(s) + NaNO3 (aq) −3

1×10−3 mol

−3

1×10 mol

1×10−3 mol

1×10 mol

0,001 mol c= 0,020 L = 0,05 mol/L ou ainda:

6

1 mmol c= 20 mL = 0,05 mol/L. • Na reação equacionada a seguir, a concentração do NaNO3 (aq) será: 2 AgNO3 (aq) + Na2CO3 (aq)→ Ag 2 CO3 (s) + 2NaNO3 (aq) 1×10−3 mol

0,5×10−3 mol

0,5×10−3 mol

1×10−3 mol

manual do professor

0,001 mol c= 0,020 L = 0,05 mol/L ou ainda: 1 mmol c= 20 mL = 0,05 mol/L. • Na reação equacionada a seguir, a concentração do Ba(NO3)2 (aq) será: 2 AgNO3 (aq) + BaCl2 (aq) → 2AgCl(s) + Ba(NO3)2 (aq) 1×10−3 mol

0,5×10−3 mol

1×10−3 mol

0,5×10−3 mol

0,0005 mol c= 0,020 L = 0,025 mol/L ou ainda: 0,5 mmol c= 20 mL = 0,025 mol/L. • Na reação equacionada a seguir, a concentração do NaCl (aq) será: 2HCl(aq) + Na2CO3 (aq)→ 2NaCl(aq) + CO2 (g) + H2O() l 1×10−3 mol

1×10−3 mol

0,5×10−3 mol

0,5×10−3 mol

0,5×10−3 mol

0,001 mol c= 0,020 L = 0,05 mol/L ou ainda: 1 mmol • c= 20 mL = 0,05 mol/L. • Na reação equacionada a seguir, a concentração do Na2SO4 (aq) será: H2SO4 (aq) + Na2CO3 (aq)→ Na2SO4 (aq) + CO2 (g) + H2O() l 1×10−3 mol

1×10−3 mol

1×10−3 mol

1×10−3 mol

1×10−3 mol

0,001 mol c= 0,020 L = 0,05 mol/L ou ainda: 1 mmol c= 20 mL = 0,05 mol/L. • Na reação equacionada a seguir, a concentração do NaCl (aq) será: Na2CO3 (aq) + BaCl2 (aq)→ BaCO3 (s) + 2NaCl(aq) 1×10−3 mol

1×10−3 mol

1×10−3 mol

2×10−3 mol

0,002 mol c= 0,020 L = 0,010 mol/L ou ainda: 2 mmol c= 20 mL = 0,10 mol/L. E27. • Na reação: l 2 HCl(aq) + Na2CO3 (aq)→ 2 NaCl(aq) + CO2 (g) + H2O() 1×10−3 mol

0,5×10−3 mol

1×10−3 mol

0,5×10−3 mol

0,5×10−3 mol

Formou-se 0,5 × 10−3 mol de CO2 (g). Considerando que a massa atômica do carbono é 12,0 g/mol e a do oxigênio é 16,0 g/mol, a massa molar do CO2 é: M = 12,0 g/mol + (2 × 16,0 g/mol) = 44 g/mol. A perda de massa do sistema corresponde à massa de 0,5 × 10−3 mol de CO2: 0,022 g.

330

E28.

E29.

E30. E31. E32.

1×10−3 mol

1×10−3 mol

01×10−3 mol

1×10−3 mol

Formou-se 1 × 10−3 mol de CO2 (g). A massa molar do CO2 é 44 g/mol e a perda de massa do sistema corresponde à massa de 1 × 10−3 mol de CO2: 0,044 g. a) 1 mol/L. b) 1 mol/L. c) 0,2 mol/L e 0,8 mol/L. d) 7 g e 28 g. a) 150 g/L. b) 5 mL. c) 1,5 mol/L. Solução I. a) 5x10-4 mol e 0,049 g. b) 2 mol e 0,196 kg. 0,02 mol e 0,01 mol.

Questões Q1. Hidróxido de cálcio (Ca(OH)2) Equação: CaO (s) + H2O (l) → Ca(OH)2 (aq) Q2. A substância formada ao se misturar cal viva em água (Ca(OH)2) reage com o gás carbônico (CO2) presente em nossa expiração. Equação: Ca(OH)2 (aq) + CO2 (g) → CaCO3 (s) + H2O (l) Q3. No béquer 1, o desprendimento de bolhas ocorreu devido à formação de dióxido de carbono (CO2). Equação: CaCO3 (s) + 2 HCl (aq) → CaCl2 (aq) + H2O (l) + CO2 (g). No béquer 2, a solução rósea torna-se incolor devido à neutralização do Ca(OH)2 pelo HCl. Equação: Ca(OH)2 (aq) + 2 HCl (aq) → CaCl2 (aq) + 2 H2O (l) 75 g Q4. Solubilidade (S) S= 100 mL = 0,75 g/mL Q5. MgSO4 (aq) + H2O (l)excesso → MgSO4 ⋅ 7 H2O (s) Comentário: O sulfato de magnésio, conhecido como sal de Epsom, forma cristais heptahidratados. Quando na forma anidra, é utilizado como agente secante, por ser altamente higroscópico (absorve água, presente no ar como umidade). Os estudantes provavelmente não irão propor essa equação. Esta é uma oportunidade, portanto, de discutir esse tipo de cristalização. Q6. CO2 ⋅ H2O (l) + CaCO3 (s) → Ca(HCO3)2 (aq) Ca(HCO3)2 (aq) → CaCO3 (s) + H2O (l) + CO2 (g) Q7. As águas presentes nas cavernas, impregnadas de carbonato monoácido de cálcio, podem gotejar e, à medida que água se evapora, o carbonato monoácido de cálcio se transforma em carbonato de cálcio, que se cristaliza. A formação dos cristais a partir do teto dá origem às estalactites. Se a evaporação da água se dá a partir das gotas que já estão no chão, formam-se as estalagmites. Q8. Gás carbônico, ou seja, dióxido de carbono (CO2). Para testar, pode-se borbulhar esse gás em água de cal, que ficará turva. Pode-se também aproximar uma chama (de um palito de fósforo ou de uma vela), que ela irá se extinguir na presença de CO2. Q9. Resposta pessoal. Comentário: Normalmente os alunos justificam que os processos observados têm relação, pois todos produziram

Capítulo 1


10/17/13 10:24 AM

Q10. CaCO3 (s) + 2 CH3COOH (aq) → Ca(CH3COO)2 (aq) + + H2O (I) + CO2 (g) Q11. Pensando em termos químicos, pode-se dizer que uma solução é constituída por um soluto dissolvido em algum tipo de solvente. O soluto pode ser um sólido, um líquido ou um gás. Em uma solução, as partículas do soluto estão misturadas às partículas do solvente, ocupando os espaços vazios existentes entre elas. Comentário: De forma mais geral, pode ser que alguns alunos associem o termo “solução” a formas de resolver um problema. Comentário sobre as questões Q12 e Q13: Lembramos que as questões preliminares têm como principal objetivo levantar as ideias prévias dos alunos sobre o assunto que será discutido na sequência, desta forma, não se espera que, necessariamente, eles saibam respondê-las ou justificá-las. A discussão que os ajudará a compreender as ideias científicas envolvidas deverá ocorrer ao longo da atividade. Q12. Hipoclorito de sódio (NaClO); hidróxido de sódio (NaOH); cloreto de sódio (NaCl); água (H2O); perfume (não foi indicada a substância). Q13. Hipoclorito de sódio (NaClO). Q14. a) De acordo com o rótulo, o teor de cloro ativo está entre 2,0 e 2,5% p/p, o que significa que em cada 100 g de solução tem-se 2,0 a 2,5 g (média de 2,25 g) de cloro ativo. Para a lavagem normal de roupas, o fabricante indica que sejam utilizados 200 mL do produto, contendo de 4,0 a 5,0 g de cloro ativo (média de 4,5 g) diluídos em 20 L de água, correspondendo a um volume final de 20 200 mL. Como a densidade do alvejante é praticamente igual à da água (1 g/cm3), esse volume corresponderá a uma massa de 20 200g, em que estarão contidos 4,0 a 5,0 g de cloro ativo. Portanto, a concentração 4,5 g será c= 20200 g ×100% igual a 0,022% p/p. Logo, em

(

)

100 g de solução para lavagem normal de roupas, há 0,022 g de cloro ativo. Note que, como a diluição é de 100 vezes o volume inicial, pode-se, sem grande erro, assumir o volume final como 20 L, o que resulta em 20 000g de solução. Nesse caso, a concentração é a 4,5 g mesma, igual a 0,022% c= , conside20000 g ×100% rando-se essa precisão. b) Quando se tratam de soluções, geralmente são feitas medidas de volume (em mL, L, cm3, etc.). No item (a), entretanto, foi pedido que se calculasse uma concentração percentual em p/p (peso por peso). Assim, foi necessário transformar o volume da solução do alvejante em massa e isso foi feito por meio da densidade da solução.

(

)

Q15. Do mesmo modo que na questão 14, de acordo com o rótulo, o teor de cloro ativo está entre 2,0 e 2,5% p/p, o que significa que em cada 100 g de solução tem-se 2,0 a 2,5 g (média de 2,25 g) de cloro ativo. Para a retirada de manchas difíceis, o

fabricante indica que sejam utilizados 200 mL do produto, contendo de 4,0 a 5,0 g de cloro ativo (média de 4,5 g) diluídos em 5 L de água, correspondendo a um volume final de 5 200 mL. Como a densidade do alvejante é praticamente igual à da água (1 g/cm3), esse volume corresponderá a uma massa de 5 200g, em que estarão contidos 4,0 a 5,0 g de cloro ativo. Portanto, a concentração será 4,5 g c= 5200 g ×100% igual a 0,087% p/p. Logo, em 100 g de solução para retirada de manchas difíceis, há 0,087 g de cloro ativo. A diluição, desta vez, é de 25 vezes o volume inicial. Essa ainda é uma grande diluição e pode-se, sem grande erro, assumir o volume final como 5 L, o que resulta em 5 000g de solução. Nesse caso, a concentração é igual a 4,5 g 0,090% c= 5000 g ×100% . Não é igual com a precisão considerada, mas é muito próxima.

(

)

(

)

Q16. A solução mais concentrada é aquela indicada para a remoção de manchas difíceis, porque sua concentração é de 0,090% p/p, enquanto a concentração da solução indicada para a lavagem normal de roupas é de 0,022% p/p. Q17. A substância responsável pelo branqueamento dos tecidos é o hipoclorito de sódio. Uma concentração maior dessa substância numa solução indica um maior número de partículas dessa espécie presentes em uma determinada quantidade de solvente. Portanto, quanto maior o número de partículas, mais eficiente e rápido é o alvejamento. Q18. A embalagem de um determinado produto é desenvolvida considerando-se as propriedades do(s) material(ais) que constituem aquele produto. Os alvejantes, por exemplo, só são encontrados em embalagens plásticas, opacas (não transparentes), o que não acontece por acaso. Além disso, frascos não originais podem conter resíduos de outras substâncias, que podem reagir com os materiais presentes no alvejante, modificando suas propriedades. Q19. O gráfico mostra que uma temperatura mais elevada provoca uma redução mais acentuada na concentração de cloro ativo. Q20. Quanto maior for a concentração de cloro ativo, maior é a eficácia do alvejante. É importante que o produto não seja exposto ao Sol e nem a temperaturas mais elevadas, pois de acordo com o gráfico, em temperaturas mais elevadas, a decomposição do cloro ativo é mais rápida, diminuindo a eficácia do alvejante. Comentário: Isso ocorre porque o aumento da temperatura aumenta a velocidade das reações químicas. O estudo detalhado da cinética química será realizado no capítulo 3 deste volume. Q21. As substâncias químicas presentes na solução do alvejante são tóxicas e só devem ser manuseadas por adultos. Q22. A amônia pode reagir com as substâncias presentes no alvejante, produzindo substâncias tóxicas. Além disso, ao realizar a limpeza, a solução entra em contato com substâncias orgânicas (da sujeira), formando as cloraminas, que são vapores irritantes para os olhos e para as vias respiratórias. Por isso, não se devem misturar soluções de hipoclorito de sódio com produtos à base de amônia. Q23. País com maior concentração de bicarbonato: República Tcheca. País com menor concentração de bicarbonato: Brasil (região Norte). Capítulo 1



efervescência. Se os alunos realizaram testes para identificar o gás formado em cada caso, poderão também concluir que se trata do mesmo gás (ou gases com propriedades semelhantes). É importante ressaltar que diversos outros processos, que não tem relação com os que foram observados, também produzem gases. No caso dos processos observados, todos tiveram os mesmos reagentes (carbonato de cálcio e ácido acético).

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Q24. Água dura: França. Água mole: Portugal, Argentina, Marrocos, Cuba, Brasil (regiões Norte e Sudeste). Água moderada: Itália e República techa.

Q40.

Q25. A concentração de bicarbonato, na tabela apresentada, é sempre maior que o valor da concentração de cálcio.

manual do professor

6

Q26. Sabe-se que a escala de pH varia de 0 a 14. Uma solução que apresenta pH menor do que 7 (que é considerado pH neutro) apresenta caráter ácido. Quanto menor o pH, mais ácida é a solução, e quanto maior o pH, mais básica é a solução. Como o pH da água mineral analisada é de 5,9, pode-se dizer que ela é levemente ácida. Q27. As substâncias dissolvidas, e que se encontram dissociadas em íons, são as responsáveis pela condução de corrente elétrica, já que a água pura (que não contém substâncias dissolvidas) não é boa condutora de eletricidade. Comentário: A condutividade elétrica está associada à presença de cargas que podem se movimentar. No caso da água mineral, as substâncias dissolvidas responsáveis pela condução de corrente elétrica encontram-se sob a forma iônica (cátions e ânions).

Q41. Q42.

Q43.

Q44.

Q28. a) Aquecendo 1 L da água mineral a 180 ºC e esperando que toda a água evapore, será observado um resíduo sólido, cuja massa corresponderá a 220 mg. Q29. Dizer que a água mineral é gasosa significa que a água encontra-se no estado gasoso, o que não está correto. Na verdade, essa água mineral contém gases dissolvidos e isso poderia ser dito da seguinte forma: “Água mineral natural com gás” ou “Água mineral natural com gás dissolvido”. Q30. a) O gelo aumenta a solubilidade do gás carbônico (CO2) no refrigerante. b) No béquer A (refrigerante sem o gelo). Q31. A solubilidade dos gases aumenta quando diminui a temperatura. Assim, os refrigerantes são gaseificados gelados pois o CO2 fica mais solúvel. Quando esquentam, o gás fica menos solúvel e se desprende. Q32. Resposta pessoal do aluno. Q33. Resposta pessoal do aluno. Q34. Resposta pessoal do aluno. Q35. a) Resposta pessoal do aluno. b) Resposta pessoal do aluno. Q36. A solução 2 (mais concentrada) apresenta coloração mais acentuada do que a solução 1 (menos concentrada). Isso ocorre porque, para a mesma quantidade de soluto, a solução 2 tem a metade do volume (2 vezes mais concentrada do que a solução 1). Q37. Acrescentar mais dicromato de potássio à solução 1. Q38. A solução 1 apresenta coloração mais intensa do que a solução 3, já que a solução 1 é duas vezes mais concentrada que a solução 3. Isso ocorre porque na solução 3, para a mesma quantidade de soluto, há o dobro do volume de solução (acrescentou-se 20 mL de água à 20 mL da solução 1 para formar a solução 3). Q39. Em água, o dicromato de potássio se dissocia em íons potássio (K+) e íons dicromato ( Cr2O2− 7 ) , que interagem com as moléculas de água, ocupando os espaços vazios existentes entre elas. Como as moléculas de água são polares, solvatam os cátions (K+), orientando para estes seu polo negativo (átomo de oxigênio) e solvatam os ânions (Cr2O2− 7 )

332

Q45. Q46. Q47. Q48. Q49. Q50. Q51. Q52. Q53. Q54. Q55. Q56. Q57. Q58. Q59. Q60. Q61. Q62. Q63. Q64. Q65. Q66. Q67.

orientando para estes seu polo positivo (átomos de hidrogênio). O K2Cr2O7 (s) H2 →2 K + (aq) + Cr2O27−(aq) Comentário: Pode-se explicar ao aluno que a indicação da água sobre a seta ocorre porque ela está presente, mas não participa do processo como se fosse um reagente. Pode-se, também, representar a dissolução do dicromato indicando apenas as espécies no estado sólido e em solução por meio da palavra “aquoso”. Sim, devido à presença dos íons que podem se movimentar pela solução, conduzindo a corrente elétrica. 1 mol de K2Cr2O7 contém 2 mols de íons K+. Como a concentração de dicromato de potássio na solução 1 é de 0,1 mol/L, em 0,1 mol de K2Cr2O7 tem-se 0,2 mols de íons K+ e sua concentração é 0,2 mol/L. . Como a con1 mol de K2Cr2O7 contém 1 mol de íons Cr2O2− 7 centração de dicromato de potássio na solução 1 é de 0,1 mol/L, em 0,1 mol de K2Cr2O7 têm-se 0,1 mol de íons Cr2O2− 7 e sua concentração é 0,1 mol/L. Diluir uma solução significa reduzir a concentração desta solução, aumentando-se a quantidade de solvente, mantendo-se a quantidade de soluto constante. As soluções 3 e 4 foram diluídas a partir da solução 1. Concentrar uma solução significa aumentar a concentração desta solução. Isso pode ser feito, mantendo-se o volume de solvente constante e acrescentando-se soluto à solução, ou mantendo-se a quantidade de soluto constante, reduzir a quantidade de solvente. Esse último procedimento foi realizado para concentrar a solução 2 a partir da solução 1. b b d c b d c e a b b b b b d a a c b c e d a) Água: H2O; oxigênio: O2. b) O oxigênio que os peixes respiram é o gás oxigênio (O2), que se encontra dissolvido na água do rio, e não o oxigênio da água.

Capítulo 1


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Sugestões de leitura para formação do professor FERREIRA, L. H et al. Experimentação em sala de aula e meio ambiente: determinação simples de oxigênio dissolvido em água. Química Nova na Escola, n. 19, 2004. p. 32-5. Disponível em: . Acesso em: 4 set. 2012. Neste artigo, um novo método experimental é apresentado para a determinação de concentração de oxigênio dissolvido (COD) nos programas oficiais de educação ambiental, usando materiais baratos e simples. A metodologia proposta é eficiente para a determinação semiquantitativa de COD (erro relativo = 8,4%). ■ FIORUCCI, A. R.; BENEDETTI FILHO, E. A importância do oxigênio dissolvido em ecossistemas aquáticos. Química Nova na Escola, n. 22, p. 10-6, nov. 2005. Disponível em: . Acesso em: 4 set. 2012. ■

Neste presente artigo são discutidos: a importância do oxigênio dissolvido como agente oxidante, os fatores que afetam sua solubilidade, o balanço de oxigênio dissolvido nos sistemas aquáticos e suas variações com a profundidade da coluna de água. ■ GUINIER, A. A estrutura da matéria: do céu azul ao material plástico. São Paulo: Edusp, 1996. p. 324. ■ LEMES, A. F. G.; SOUZA, K. A. F. D.; CARDOSO, A. A. Representações para o processo de dissolução em livros didáticos de Química: o caso do PNLEM. Química Nova na Escola, vol. 32, n. 3, agosto de 2010. Disponível em < http:// qnesc.sbq.org.br/online/qnesc32_3/08-PE-0709.pdf>. Acesso em 7 fev. 2013. Este artigo analisa o uso de imagens relacionadas ao processo de dissolução nos livros didáticos aprovados no PNLEM de 2007. Os resultados contribuem para a avaliação dos livros didáticos pelo viés das representações conceituais aí presentes e para a reflexão acerca da escolha e utilização dos LDs. ■ OLIVEIRA, S. R.; GOUVEIA, V. P.; QUADROS, A. L. Uma reflexão sobre aprendizagem escolar e o uso do conceito de solubilidade/miscibilidade em situações do cotidiano: concepções dos estudantes. Química Nova na Escola, n. 31, 2009. p.23-30. Disponível em: . Acesso em: 4 set. 2012. Este artigo analisa concepções de estudantes em final da Educação Básica sobre solubilidade/miscibilidade. ■ SIMONI, J. A.; TUBINO, M. Chafariz de amônia com materiais do dia a dia: uma causa inicial... quantos efeitos? Química Nova na Escola. n. 16, 2002. p.45-9. Disponível em: . Acesso em: 4 set. 2012. Este artigo relata a montagem e utilização de um experimento simples, para demonstrar vários fenômenos relacionados com o experimento “chafariz de amônia”, que foi adaptado para ser realizado com material de baixo custo.

Sugestões de páginas na internet Nesta página (em inglês) você terá acesso a uma animação do Departamento de Química e Bioquímica da Universidade de Windsor (Canadá), que representa a dissolução do NaCl em água no nível das partículas. Acesso em: 4 set. 2012. ■ Nesta página (em inglês) do Departamento de Fisiologia da Universidade de Vermont, você terá acesso a uma animação que representa o comportamento da água e de um soluto numa solução. Inicialmente, estão presentes apenas 150 ■

Capítulo 1



Q68. As mensagens, escritas em papel com uma solução de Pb(NO3)2, poderiam ser lidas se as folhas fossem imersas em soluções de NaI ou Na2S, ambos solúveis em água. Seriam formados, respectivamente, PbI2, sólido amarelo, e PbS, sólido preto, tornando as mensagens visíveis. Q69. a) A solução final será básica. b) c (NaOH) = 0,025 mol/L. c) pH = 7, a solução resultante é neutra. Q70. a) 500 L b) 100 g c) A água da chuva não contém sais dissolvidos como a água do mar. No processo de evaporação da água do mar, apenas as moléculas de água passam do estado líquido para o gasoso, enquanto os eletrólitos permanecem em solução. Então, quando chove, ocorre a condensação da água que está na atmosfera sob a forma de vapor. Q71. a) 4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O 2 NO + O2 → 2 NO2 3 NO2 + H2O → 2 HNO3 + NO b) c = 14 mol/L; Vi = 8,93 mL ≅ 9 mL Q72. 14,8 mg Q73. a) 16,4 g de Na3PO4 b) Na3PO4 (aq) → 3Na+ (aq) + PO43− (aq) c) 0,3 mol/L Q74. a) HCl (l) + NaOH (s) → NaCl (s) + H2O (l) b) 2,4 mol/L de NaOH c) 9,6 %, não pode ser usada. Q75. a) 7 g de álcool. b) 8,75 mL de álcool. c) 168,3 mL de uísque. Q76. a) SO2 (g) + ½O2 (g) → SO3 b) 0,240 g de SO3. c) 0,003 mol/L. Q77. a) 452,40 mg b) 192,40 mg ou 0,1924 g. c) 0,180 g de glicose.

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moléculas de água em movimento browniano. Na animação é possível aumentar ou diminuir o número de partículas de soluto. Acesso em: 4 set. 2012. ■ Página da Sociedade Brasileira de Espeleologia (SBE) sobre as maiores cavernas do Brasil. Acesso em: 4 set. 2012.

manual do professor

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Sugestões de vídeos Nesta página do Ponto Ciência, você vai ter acesso a um vídeo que mostra uma fonte de amônia em funcionamento. Acesso em: 4 set. 2012. ■ Nesta outra página do Ponto Ciência, você vai ter acesso a um vídeo que mostra a cristalização de uma solução supersaturada de acetato de sódio. Acesso em: 4 set. 2012. ■ < http://condigital.ccead.puc-rio.br/condigital/index.php?option=com_content&view=article&id=283 &Itemid=91> Nesta página você tem acesso a um vídeo que discute conceitos básicos relacionados à solubilidade, com muitas aplicações. Esse vídeo restringe-se a soluções em que o soluto é um sólido e o solvente é um líquido. Acesso em: 7 fev. 2013. ■ < http://condigital.ccead.puc-rio.br/condigital/index.php?option=com_content&view=article&id=284 &Itemid=91 > Nesta página você tem acesso a um vídeo (da mesma série do vídeo anterior), que discute conceitos básicos relacionados à solubilidade, porém com exemplos mais variados em solutos e solventes que, nesse caso, incluem materiais sólidos, líquidos e gasosos. Acesso em: 7 fev. 2013. ■

Capítulo 2 — Termoquímica: energia nas mudanças de estado físico e nas transformações Química Professor Aqui começam as orientações para o Capítulo 2 (p. 56 a p. 123).

Objetivos do capítulo O objetivo deste capítulo é discutir aspectos termoquímicos das mudanças de estado físico e das transformações químicas. Vamos estudar transferências de energia associadas a essas transformações. O estudo desses aspectos, no Ensino Médio, envolve o uso de alguns conceitos – energia, calor, temperatura – que estamos acostumados a usar no nosso dia a dia. Essas pa-

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lavras, no entanto, não têm o mesmo significado na ciência e na linguagem comum. Isso tem sido causa de dificuldades no ensino de Química, pois, na maioria das vezes, o professor trabalha conceitos mais avançados como calor de reação, Lei de Hess, etc., sem uma revisão daqueles conceitos básicos. O resultado, muitas vezes, é uma amálgama indiferenciada de conceitos científicos e cotidianos, sem que o aluno consiga perceber claramente os limites e contextos de aplicação de uns e de outros. Nossa abordagem envolve considerar algumas dessas concepções cotidianas e sugerimos atividades que favoreçam sua explicitação pelos alunos, de modo que eles possam perceber a relação entre essas concepções e os conceitos científicos de mesmo nome. Nossa proposta de ensino prevê, portanto, a ampliação do perfil conceitual do aluno para os conceitos de calor, temperatura e energia. Nesse processo o aluno incorporará novos significados – científicos –, que passarão a conviver com os significados cotidianos. Em alguns textos são feitas referências explícitas às diferenças entre esses conceitos na vida cotidiana e na ciência, para facilitar a compreensão do aluno sobre essas diferenças, tornando-o consciente do novo perfil conceitual adquirido neste capítulo. Apesar de ser um conceito básico para o entendimento da maioria dos fenômenos de interesse da ciência, não é simples definir energia. Vamos trabalhar com esses conceitos utilizando diferentes contextos para articular os conhecimentos de termoquímica com aspectos sociais, políticos, econômicos e ambientais. Apesar de não ser comum, optamos por abordar também o conceito de entropia neste capítulo. Isso tem duas razões principais. A primeira delas é que, sem o conceito de entropia, a resposta à questão “Sob que condições uma reação química ocorre?” fica prejudicada. Julgamos que essa é uma das questões centrais sobre as reações químicas, a ser respondida num curso introdutório de Química. A segunda razão é que o conceito de entropia tem adquirido uma importância cultural cada vez maior, sendo utilizado em áreas tão diversas como economia e artes, por exemplo. Julgamos ser fundamental que o aluno tenha acesso a esse conceito na área em que ele foi proposto pela primeira vez – a termodinâmica.

Sugestão para a organização do trabalho com os alunos O Texto 1 – “Combustíveis e formas alternativas de energia” – deve ser trabalhado como contextualização geral para introduzir o Projeto 1. É um texto simples, que pode ser lido em casa, mas é fundamental que seja discutido em sala de aula. O Projeto 1 – “Combustíveis fósseis e fontes renováveis de energia” – vai sugerir investigações sobre diferentes combustíveis fósseis, nucleares e fontes renováveis de

Capítulo 2


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o calor é uma substância;

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existem dois tipos de “calor”: o quente e o frio;

o calor é diretamente proporcional à temperatura. A primeira ideia, de que o calor é uma substância, combinada com a segunda, de que existem dois tipos de calor, resulta em que o calor e o frio sejam pensados como atributos de substâncias e materiais. De acordo com essas ideias, um corpo quente possui calor, enquanto um corpo frio possui frio. Afinal, estamos acostumados a dizer que colocamos uma pedra de gelo numa bebida para esfriar essa bebida. ■

Essa maneira de dizer sugere que o gelo transfere “frio” para a bebida. Na ciência, ao contrário do que ocorre na vida cotidiana, não admitimos a existência desses dois processos de transferência de energia – calor e frio –, mas apenas um deles – o calor. Isso significa que a bebida esfria porque transfere energia para a pedra de gelo até que todo o sistema esteja a uma mesma temperatura. O calor, sendo uma forma de energia, não é uma substância. A ideia de que o calor é uma substância está por trás da ideia de que um corpo pode conter calor, ou seja, de que calor e frio são atributos dos materiais. Essa ideia já foi aceita por muitos cientistas no passado, que consideravam que todos os corpos possuíam, em seu interior, uma substância fluida invisível e de massa desprezível, que denominavam calórico. Um corpo de maior temperatura possuía mais calórico do que um corpo de menor temperatura. A ideia de que o calor é diretamente proporcional à temperatura tem sua origem na forma como lidamos com “calor” na vida cotidiana. As expressões “faz muito calor” e “calor humano” são exemplos de como essa ideia está arraigada na linguagem cotidiana. Afinal, só falamos que “faz muito calor” quando a temperatura está alta. Essas ideias fazem com que os conceitos de calor e temperatura sejam muitas vezes considerados idênticos. Na linguagem cotidiana, estamos acostumados a considerar o calor como diretamente proporcional à temperatura. De acordo com essa concepção, sempre há mais calor quando a temperatura é mais elevada. O cálculo das quantidades de calor ganho e perdido indicará que houve maior troca de calor entre os sistemas que estavam a uma temperatura mais baixa, pois a diferença de temperatura entre eles (20 °C e 40 °C, aproximadamente) é maior que entre os sistemas a temperaturas mais elevadas (60 °C e 70 °C, aproximadamente). Esse dado normalmente contraria a expectativa dos alunos de que a uma maior temperatura corresponde maior quantidade de calor. É importante chamar a atenção para o fato de que os valores do calor ganho e perdido deveriam ser iguais, mas esse resultado não é obtido devido às perdas de calor para o frasco de vidro e para o ambiente. Pode-se discutir com os alunos formas de melhorar esse resultado, por exemplo, considerando a quantidade de calor ganha pelo vidro do béquer e isolando os béqueres com jornal. Nessa atividade, fica evidente como os conceitos científicos de calor e temperatura são diferentes dos nossos conceitos cotidianos. No dia a dia, como já vimos, associamos calor diretamente à temperatura, considerando que a uma temperatura mais alta corresponde uma maior quantidade de calor. É possível verificar que o conceito científico de calor relaciona-se com a diferença de temperatura entre dois sistemas. Isso tem uma implicação importante para o entendimento de calor e temperatura do ponto de vista científico. Em primeiro lugar, só há calor quando há diferença de temperatura, pois o calor é o processo de Capítulo 2



energia do ponto de vista químico, ambiental e social. Sugerimos vários tópicos para investigação. No livro do aluno, o projeto está bem detalhado, com todas as informações que você precisa para conduzi-lo com sucesso. O objetivo final é organizar uma espécie de júri simulado no qual cada grupo deverá defender a utilização do combustível ou fonte renovável de energia de seu grupo. Essa atividade é muito estimulante para os alunos, mas você precisa acompanhar bem todas as etapas para que todos estejam bem preparados para o debate final. Também aqui o projeto pode ser desenvolvido ao longo do capítulo, com o júri simulado acontecendo ao final. Os alunos também podem ser orientados a realizar visitas. A Atividade 1 – “Temperatura e termômetros” e o Texto 2 – “Temperatura e termômetros” – tem por objetivo possibilitar a compreensão do funcionamento dos termômetros e discutir a ideia de equilíbrio térmico. A Atividade 2 – “Temperatura e sensação de quente e frio” – tem como objetivo discutir a diferença entre a sensação de quente e frio e o conceito de temperatura. A constatação de que as temperaturas dos blocos são as mesmas, apesar de o bloco de metal parecer mais frio, causa um certo espanto e alguma dificuldade para os alunos. A conclusão mais importante é que nem sempre a sensação de quente e frio corresponde a uma real diferença de temperatura. Essa ideia contém algo que é estranho à visão cotidiana, pois explicita a ideia de que a transferência de calor sempre ocorre do corpo à maior temperatura para o corpo à menor temperatura, não havendo, portanto, dois processos de transferência de energia – calor e frio – mas apenas um deles: o calor. A Atividade 3 – “Temperatura e calor” – tem Tenha como objetivo discutir a relação entre calor e dife- cuidado! rença de temperatura por meio do cálculo da quantidade de calor transferida entre duas massas iguais de água, a diferentes temperaturas. Tem por objetivo também questionar a ideia de senso comum de que o calor é diretamente proporcional à temperatura. A literatura descreve três características principais das concepções de calor e temperatura apresentadas por estudantes, que estão intimamente relacionadas à forma como nos expressamos sobre esses fenômenos na vida cotidiana:

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manual do professor

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transferência de energia de um sistema a uma temperatura mais alta para outro a uma temperatura mais baixa. Além disso, a quantidade de calor transferida é proporcional à diferença de temperatura e não à temperatura, o que implica que pode haver mais calor sendo transferido entre sistemas a baixas temperaturas do que entre dois sistemas a temperaturas mais altas. Isso ocorrerá se a diferença de temperatura entre os sistemas à baixa temperatura for maior do que entre os sistemas à temperatura mais alta, desde que as massas consideradas sejam as mesmas. A Atividade 4 – “Condições para a ebulição da Tenha água” – tem como objetivo reforçar a ideia de que cuidado! só existe transferência de calor quando há uma diferença de temperatura entre dois sistemas. Você pode perguntar aos alunos se eles esperam que a temperatura da água dentro do tubo de ensaio atinja a mesma temperatura da água no béquer e se esperam que a água entre em ebulição dentro do tubo. Os alunos normalmente ficam surpresos com o fato de que a água não entra em ebulição dentro do tubo de ensaio, mesmo tendo atingido a temperatura necessária para tal. Essa atividade oferece oportunidade para que se reforce a ideia de que só há calor quando há diferença de temperatura, além de permitir a discussão dos porquês da velha prática cotidiana de usar o “banho-maria” para aquecer bebidas líquidas como o café. Além disso, é possível introduzir a discussão sobre o calor envolvido em processos como mudanças de estado e reações químicas. O Texto 3 – “Calor e temperatura na linguagem cotidiana e na ciência” – vai discutir as principais ideias abordadas nas atividades 2, 3 e 4. É importante que esse texto seja lido em sala, com mediação do professor e interrupções para discussões. Na discussão final, que pode seguir à leitura do Texto 3, é conveniente destacar como os conceitos de calor e temperatura podem ser traduzidos em termos de um comportamento molecular com a utilização do modelo cinético-molecular. A discussão desses conceitos básicos de calor e temperatura, a partir de atividades que procuram explicitar as concepções dos estudantes e auxiliar na construção dos conceitos científicos, parece-nos fundamental para evitar que os estudantes aprendam toda uma gama de conceitos mais avançados, como calor de reação, Lei de Hess, etc., sobre uma base frágil em que conceitos científicos ficam amalgamados com concepções cotidianas. O Texto 4 – “Calor e energia nas mudanças de estado físico e nas transformações químicas: as leis da termodinâmica”, o Texto 5 – “Calor e energia nas mudanças de estado físico e nas transformações químicas: processos exotérmicos e endotérmicos” – e o Texto 6 – “Calor e energia nas mudanças de estado físico e nas transformações químicas: quantidades termodinâmicas relacionadas à energia interna

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de um sistema” – explicitam as leis da termodinâmica, os conceitos de processos exotérmicos e endotérmicos e as quantidades termodinâmicas relacionadas à energia interna de um sistema. Sugerimos que sua leitura seja feita com o professor, com paradas para a discussão e checagem do entendimento pelos alunos. O Texto 7 – “Energia solar, atmosfera, hidrosfera e o clima da Terra” – vai discutir o conceito de capacidade calorífica de forma bem contextualizada, a partir da discussão sobre a circulação de energia no planeta. É um texto bem interessante e, por isso, sugerimos que os alunos leiam em grupo, fazendo as questões propostas, e que o professor vá auxiliando os grupos e promova uma discussão final com toda a turma. A Atividade 5 – “Os calores nas transforma- Tenha ções químicas e nas mudanças de estado físico” cuidado! – é constituída por vários experimentos. No material do aluno descrevemos detalhadamente o que deverá ser feito. Cada grupo de alunos deverá trabalhar na determinação da entalpia de reação ou da entalpia de solidificação de um dos tipos de material. Você deverá estar bem próximo durante a execução dos experimentos, mas poderá marcar uma ou duas aulas para que todos os grupos executem a parte experimental. Ao final, os alunos deverão apresentar os dados e o resultado das discussões sugeridas em cada atividade para toda a turma. Os textos 8 – “Alguns aspectos sobre equações termoquímicas”, 9 – “Processos espontâneos, entropia e energia livre” e 10 – “O fato de um processo ser espontâneo significa que ele realmente ocorre?” – devem ser trabalhados em sala de aula com mediação do professor. Algumas questões podem ser trabalhadas em casa e discutidas posteriormente com toda a turma.

Sugestão de atividade adicional Esta atividade baseia-se no livro Química e energia: transformando moléculas em desenvolvimento, de Cláudio J. A. Mota, Nilton Rosenbach Jr. e Bianca Peres Pinto, publicado pela Sociedade Brasileira de Química, em 2010, como parte do Projeto Comemorativo da Sociedade Brasileira de Química – Ano Internacional da Química, 2011 (AIQ-2011), disponível em: Acesso em: 21 fev. 2013. Orientados pelo professor, os alunos deverão formar grupos e escolher um entre os seguintes capítulos do livro e preparar uma apresentação sobre seu conteúdo para toda a sala: ■

Capítulo 3: Os combustíveis fósseis: petróleo, gás natural e carvão;

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Capítulo 4: Petroquímica: o petróleo a serviço da sociedade moderna;

Capítulo 2


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Capítulo 5: Biocombustíveis: a energia que se renova: 5.1. Biodiesel: a energia que vem das plantas; Capítulo 5: Biocombustíveis: a energia que se renova: 5.2. Etanol: combustível para veículo, não para o motorista; Capítulo 5: Biocombustíveis: a energia que se renova: 5.3. Biogás: lixo virando energia; Capítulo 6: Pilhas e baterias: a energia portátil; Capítulo 7: Células a combustível: o futuro é o hidrogênio; Capítulo 9: Energia nuclear: perigo para o ambiente ou solução parao aquecimento global?

Resolução de atividades, exercícios e questões Atividades A2. O bloco de metal parece mais frio que o de madeira. A3. A resposta correta é: a temperatura do bloco de madeira é igual à temperatura do bloco de metal. A questão, entretanto, pede para que se responda a partir das sensações que o aluno teve; então, pode ser que ele pense que a temperatura do bloco de madeira é maior do que a temperatura do bloco de metal. Isso pode ocorrer pela sensação de frio no metal. A4. A temperatura do bloco de madeira é igual à temperatura do bloco de metal, ou seja, a temperatura ambiente. A5. O valor da temperatura T1 é o valor da temperatura ambiente. A6. T2 é aproximadamente T1 + 20 °C. A7. T3 é a maior temperatura que o sistema atinge após a mistura dos líquidos e sua homogeneização. À medida que o tempo passa, a temperatura tende a diminuir. A8. T4 é aproximadamente 50 °C, T5 é aproximadamente 60 °C e T6 é a maior temperatura que o sistema atinge após a mistura dos líquidos e sua homogeneização. À medida que o tempo passa, a temperatura tende a diminuir. A10. ∆T = (T(mistura) − T(água fria)) A11. Comentário: O exemplo de cálculo a seguir pressupõe que todo o calor cedido pela água quente foi recebido pela água fria, sem considerar perdas. Na realidade, o que provavelmente ocorrerá nos experimentos é que as temperaturas finais (T3 e T6) em cada experimento sejam menores que as indicadas a seguir. Assim, o cálculo do calor cedido dará um valor maior do que o calor recebido. Isso porque outros materiais, como o vidro do béquer e o ar circundante também recebem calor, mas não estão incluídos nos cálculos, gerando essa diferença. Vale lembrar que isso não quer dizer que a energia não se conservou, mas apenas que não se considerou todas as possibilidades de troca de calor nos cálculos. Parte A: Supondo que T1 = 20 °C, T2 = 40 °C e T3 = 30 °C, os calores são: Qg = m1 ⋅ cágua ⋅ ∆T = 50,0 g × 1 cal/g °C × (30 − 20°C) ⇒ ⇒ Qg = 500 cal Qp = m1 ⋅ cágua ⋅ ∆T = 50,0 g × 1 cal/g °C × (30 − 40 °C) ⇒ ⇒ Qp = −500 cal Parte B: Supondo que T1 = 50 °C, T2 = 60 °C e T3 = 55 °C, os calores são: Qg = m1 ⋅ cágua ⋅ ∆T = 50,0 g × 1 cal/g °C × (55 − 50 °C) ⇒ ⇒ Qg = 250 cal Qp = m1 ⋅ cágua ∆T = 50,0 g × 1 cal/g °C × (55 − 60 °C) ⇒ ⇒ Qp = −250 cal

A25. Comentário: É provável que 5 minutos seja um tempo suficientemente longo para o aquecimento, podendo provocar a ebulição da água no erlenmeyer. Isso deve ser evitado, pois pode ser uma fonte de erros no cálculo do calor ganho pela água (perda de massa de água e divergências no ∆T). Para evitar perda de calor para o ambiente, é aconselhável envolver a montagem com uma lata, da mesma maneira que no experimento da parte B. Parte A: Para responder as questões Q23 a Q25, será dado um exemplo, usando valores experimentais para o cálculo do calor de combustão do álcool: massa de água mágua = = 100,0 g, a massa do erlenmeyer merlenmeyer = 200,0 g, a massa de álcool málcool = 20,0 g, a temperatura inicial Ti = 25 °C e a temperatura final Tf = 40 °C. A33. Parte B. Para responder as questões Q29 a Q32, será dado um exemplo, usando valores experimentais para o cálculo do calor de combustão do amendoim: massa de água mágua = = 100,0 g, a massa do erlenmeyer merlenmeyer = 200,0 g, a massa de um amendoim mamendoim = 0,30 g, a temperatura inicial Ti = 25 °C e a final Tf = 50 °C. A39. Parte C. Para responder as questões Q38 e Q39, será dado um exemplo, usando valores experimentais para o cálculo do calor de solidificação (Qnaftalina) da naftalina: massa de água mágua = 150,0 g, a massa do tubo de ensaio mtubo = = 80,0 g, a massa de naftalina mnaftalina = 10,0 g, a temperatura inicial Ti = 29 °C e a final Tf = 32 °C. 1. Qg = mágua ×cágua × ∆T = 150,0g × 1 cal ×(32−29)°C = g ×°C =450cal 2. Qnaftalina = −450 cal/10,0 g = −45 cal/g

Exercícios E1. Porque o metal é melhor condutor térmico que o ar. E2. Porque ocorre uma rápida transferência de calor da mão para a forma de alumínio que congela as gotículas de água na superfície da pele, fazendo com que os dedos fiquem aderidos à forma. E3. Q = m1 ⋅ cágua = ∆T ⇒ 3 500 cal = mágua × 1 cal/g °C × × (37 − 0)1 °C ⇒ mágua = 94 594 g, ou seja, aproximadamente 95 litros de água (dágua = 1,0 g/mL). Portanto, essa teoria não é viável. E4. Comentário: Antes de resolver o problema é necessário converter a massa de água para quantidade de matéria (n), em mol. Como a fórmula utiliza a variação de temperatura, temos que ∆T (em °C) = ∆T (em K). Mas pode-se fazer a conversão para que fique claro que as unidades utilizadas estão coerentes. Massa molar (H2O) = 18,0 g/mol. 20,0 g de água correspondem a n = 1,11 mol. Sabemos também que 10 °C = = 283 K, 11 °C = 284 K e 37 °C = 310 K. Assim: Qg = nágua ⋅ cágua ⋅ ∆T ⇒ Qp = = 1,11 mol ⋅ 75,2 J/mol ⋅ k. (284 − 283) K ⇒ Qg = 83,47 J Qg = nanel ×canel × ∆T ⇒ nanel =

83,47 J 25, 4 J ×(310×284)K mol3K

⇒ nanel = 0,126 mol Massa molar (Au) = 197,0 g/mol. Então 0,126 mol terá a massa de 24,8 g de ouro. Logo, manel = 24,8 g. Capítulo 2



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E5. Comentário: Antes de resolver o problema, é necessário converter a massa de água e a massa de ferro para quantidade em mol (n) e transformar a temperatura de graus celsius para Kelvin, como foi feito no exercício anterior. A quantidade de calor perdida pela peça de ouro é igual à quantidade de calor ganho pela peça de ferro, portanto: Qganho ferro = Qperdido ouro nferro ⋅ cferro ⋅ ∆Tferro ⋅ nouro ⋅ couro ⋅ ∆Touro 25,1 J 0,448 mol ⋅ mol ⋅ k ⋅ (Tfinal −287,9) K = 0,178 mol ⋅

6

⋅

25,4 J ⋅ (337− Tfinal) mol ⋅ K

Tfinal = 302K = 29 °C

manual do professor

E6. a) Solidificação da água líquida no congelador; exotérmica.

isso significa que para 36 × 1015 kg são liberados 8,136 × × 1019 kJ por ano na condensação do vapor. E11. Uma usina hidrelétrica produz 6 × 106 J/ano; logo, para produzir 8,13 × 1022 J/ano serão necessárias aproximada8,13 × 1022 J mente = 1,355 × 106 usinas 6 × 106 J E12. 1 kg de acetona libera 520 kJ; assim, 36 × 1015 kg liberariam 1,9 × 1019 kJ por ano. A água (8,13 × 1019 kJ por ano) libera 4,35 vezes mais energia que a acetona. 4,18 J ×(40−20)°C = 8360 J E13. Q5m × cp × ∆ T = 100,0 g × g ×°C E14. Q = m × cp × ∆ T ⇒ ∆ T = ⇒ ∆ T = 597¡C

H2O (l) Ep

Tinicial = 20 °C ∴ ∆T = 597 °C = Tfinal – Tinicial ⇒ ⇒ Tfinal = (597 + 20) °C ⇒ Tfinal = 617 °C 8360 J E15. Q = m × cp × ∆ T ⇒ ∆T = 100,0 g ×2,17 J /(g ×°C)

H2O (s)

⇒ ∆ T = 38,5 °C


b) Exotérmica. Exemplo possível: HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O (l) c) Exotérmica. Zn (s) + 2 HCl (aq) → ZnCl2 (aq) + H2 (g) Comentário: O aspecto dos gráficos dos itens anteriores é semelhante ao desenho acima. Os alunos que utilizaram o livro 1 realizaram essas reações dos itens b e c, na atividade 1 do capítulo 7. Porém, é interessante realizar as duas experiências nesse momento para que eles possam sentir a liberação de calor. E7.

O álcool se dissolve espontaneamente na água, mas a separação dessa mistura em seus componentes requer grande quantidade de energia (e não ocorre completamente, pois há formação de uma mistura azeotrópica). As águas dos rios descem as cachoeiras, nunca sobem.

E8. reflexão

absorção


E9.

condensação


condensação

polos

trópicos

polos


E10. 36 × 1015 kg de vapor evaporam dos oceanos e condensam-se sobre o solo, por ano. Como ∆Hvap da água = 2 260 kJ/kg, temos que são liberados 2 260 kJ para cada 1 kg de água;

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8360 J 100,00 g ×0,14 J /(g ×¡C)

E16.

E17. E18. E19.

Tinicial = 20 °C ∴ ∆T = 38,5 °C = Tfinal – Tinicial ⇒ ⇒ Tfinal = (38,5 + 20) °C Tfinal = 58,5 °C O ar, por ter menor capacidade calorífica que a água, absorve energia e se aquece mais rapidamente durante o dia, mas durante a noite, quando cessa a fonte de energia, se esfria rapidamente, enquanto a água demora a se esfriar. Portanto, quanto maior a capacidade calorífica de um material, mais lentamente ele se aquece e se resfria. Resposta pessoal. Queima de uma vela, derretimento do gelo e a chuva, apodrecimento dos alimentos. a) O processo é exotérmico; então, ∆H < 0. ∆S > 0, pois a presença de maior quantidade de produtos gasosos justifica o aumento da entropia. Como ∆G = ∆H − T ⋅ ∆S, ∆H < 0 e ∆S > 0, o ∆G será menor que zero para qualquer temperatura. Portanto, o processo é espontâneo. b) A dissolução do cloreto de sódio em água é um processo endotérmico; então, ∆H > 0. ∆S > 0, porque a entropia da solução é maior que a entropia do soluto e do solvente separados. Então, ∆G será menor que zero e, portanto, o processo será espontâneo, apenas quando o produto (T ⋅ ∆S) for maior, em módulo, que o valor do ∆H. Comentário: Na prática, o valor do ∆H de dissolução do cloreto de sódio é muito pequeno e esse processo é espontâneo mesmo a baixíssimas temperaturas. c) A fusão é um processo endotérmico, ∆H > 0. A entropia do líquido é maior que a do sólido; portanto, ∆S > 0. Então, ∆G será menor que zero e, portanto, o processo será espontâneo, apenas quando o produto (T ⋅ ∆S) for maior, em módulo, que o valor do ∆H. Comentário: Como sabemos, a temperatura de fusão do gelo é 273 K (P ⋅ 1,0 atm). Assim, para valores iguais ou maiores do que 273 K a fusão do gelo é um processo espontâneo. d) A vaporização da água é um processo endotérmico, ∆H > 0. A entropia do gás é maior que a do líquido, portanto ∆S > 0. Então, ∆G será menor que zero e, portanto, o processo será espontâneo, apenas quando o produto (T ⋅ ∆S) for maior, em módulo, que o valor do ∆H.

Capítulo 2


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Questões

Q5. Chuveiro elétrico, geladeira, o corpo dos animais homeotérmicos (aves e mamíferos), ou seja, animais cujo metabolismo é capaz de manter a temperatura corporal. Q6. O bloco de madeira parece estar mais quente, e o bloco de metal, mais frio. Os dois apresentam, no entanto, a mesma temperatura. Isso acontece porque o bloco de metal é melhor condutor de calor que o bloco de madeira e, portanto, entra em equilíbrio térmico com a mão mais rapidamente que o bloco de madeira. Assim, a mão perde calor para o bloco de metal mais rapidamente, dando uma sensação de resfriamento. Q7.

a) A: madeira; B: metal. b) Houve aumento na temperatura dos blocos. c) O valor da Tf é a temperatura do corpo humano, ou seja, em torno de 36,5 °C. d) O bloco de metal vai parecer mais quente que o de madeira porque transmite o calor mais rapidamente. T

madeira

tempo

Figura MP.9 Questão Q7.

Q8. Usando a densidade da água (1 g/mL) e a fórmula da densidade, (d = m/V), encontra-se a massa de água a partir de seu volume (m = d ⋅ V). Q9. Não. O experimento A apresentou maior calor (500 cal) com temperaturas menores (T1 = 20 °C, T2 = 40 °C e T3 = 30 °C) que o experimento da parte B com temperaturas maiores (T1 = 50 °C, T2 = 60 °C e T3 = 55 °C). Comentário sobre as questões Q10 a Q12: para melhor interpretar essas respostas, ler o comentário feito na atividade A11. Q10. Sim. O calor ganho por um sistema é igual ao perdido, pelo outro sistema, com sinais inversos. Q11. Sim. O calor ganho por um sistema é igual ao perdido, pelo outro sistema, com sinais inversos.

Q2. termômetro clínico

Q12. Pode ter sido ocasionado por erro na leitura da temperatura, por demora na leitura da temperatura, por perda de calor para o ambiente e para o vidro do béquer. estreitamento da coluna capilar


Q3. Uma das desvantagens é a escala do termômetro clínico, que é muito pequena. Em laboratório medem-se temperaturas superiores (ou inferiores) à escala determinada no termômetro clínico. Outra desvantagem seria o fato de ter que agitar o termômetro a cada medida.

Q13. O sinal positivo indica calor ganho, ou seja, aumento da energia interna do sistema. O sinal negativo indica calor perdido, ou seja, diminuição da energia interna do sistema. Comentário sobre as questões de Q14 a Q16: Lembramos que as questões preliminares têm como principal objetivo levantar as ideias prévias dos alunos sobre o assunto que será discutido na sequência. Dessa forma, não se espera que, necessariamente, eles saibam respondê-las ou justificá-las. A discussão que os ajudará a compreender as ideias científicas envolvidas deverá ocorrer ao longo da atividade. Capítulo 2


6

metal

Comentário sobre as questões de Q1 a Q5: Lembramos que as questões preliminares têm como principal objetivo levantar as ideias prévias dos alunos sobre o assunto que será discutido na sequência. Dessa forma, não se espera que, necessariamente, eles saibam respondê-las ou justificá-las. A discussão que os ajudará a compreender as ideias científicas envolvidas deverá ocorrer ao longo da atividade. Q1. Essa diferença é desejável no termômetro clínico para manter a indicação da temperatura medida, tornando mais cômoda a leitura da temperatura fora do corpo da pessoa. Isso é possível porque o termômetro clínico apresenta um estreitamento na coluna capilar que impede que o mercúrio retorne ao bulbo ao cessar o aquecimento. Já o termômetro de laboratório não apresenta esse estreitamento; assim, o mercúrio, ao ser aquecido, dilata-se e ao cessar o aquecimento retorna rapidamente ao bulbo. É possível também medir-se temperaturas de sistemas que estão abaixo da temperatura ambiente, visto que não há restrição à contração do mercúrio. termômetro de laboratório

Q4. Esses sistemas não entram em equilíbrio térmico com o ambiente, pois estão constantemente recebendo energia. Em outras palavras, eles possuem uma fonte de energia.

manual do professor

e) A formação de ferrugem é um processo exotérmico, ∆H < 0. ∆S < 0, pois os reagentes são sólidos e líquidos e o produto é sólido, o que faz diminuir a entropia. Então, ∆G será menor que zero e, portanto, o processo será espontâneo, apenas quando o produto (T ⋅ ∆S) for menor, em módulo, que o valor do ∆H. f) A liquefação é um processo exotérmico, ∆H < 0. ∆S < 0, pois passa do estado gasoso para o estado líquido, diminuindo a entropia. Então, ∆G será menor que zero e, portanto, o processo será espontâneo, apenas quando o produto (T ⋅ ∆S) for menor, em módulo, que o valor do ∆H. Comentário: No caso do oxigênio, isso implica temperaturas baixíssimas. g) ∆S < 0, pois duas soluções levam a um produto sólido, diminuindo a entropia. No entanto, não temos informação sobre o ∆H da reação. Sabe-se que a reação é espontânea, pois basta misturar as duas reações para que ocorra a precipitação imediata do iodeto de chumbo. Então, o ∆G só poderá ser negativo se a reação for exotérmica. h) ∆S > 0. O mais provável é que ∆H < 0, pois em geral as dissoluções são exotérmicas (mas não é regra). Portanto, ∆G será menor que zero, espontâneo, a qualquer temperatura. E20. Tornando o valor do ∆G negativo, ou seja, menor que zero. Em cada caso as condições foram informadas.

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Q14. As respostas variam. A temperatura de ebulição esperada pelos alunos é, geralmente, 100 °C. Alguns estudantes, entretanto, podem informar outros valores. Dentre os motivos, tem-se que o texto introdutório desta atividade relembrou a dependência da temperatura de ebulição com a pressão atmosférica. Com essa referência, ou por já terem construído esse conceito ou mesmo por terem realizado experiências relacionadas à temperatura de ebulição, podem citar outros valores.

manual do professor

6

Q15. As respostas variam. Geralmente os estudantes respondem que sim, justificando que a água do tubo entrará em equilíbrio térmico com a água do béquer. Mas alguns respondem que não, atribuindo perdas de calor para o ar, para o tubo, sem admitir o equilíbrio térmico. Q16. O aluno pode supor que a água do tubo entre em ebulição junto com a água do béquer, apesar de isso não ocorrer. Q17. Comentário: A resposta a essa questão varia de grupo para grupo, pois depende das respostas dadas às questões preliminares (Q14 a Q16). O que ocorre no experimento é que ambas atingem a mesma temperatura. A água do béquer entra em ebulição, porém a água do tubo de ensaio não. Como a água do tubo está em equilíbrio térmico com a água do béquer, não ocorre a transferência de energia e sem absorver calor não há ebulição. Essa energia é necessária para que as interações entre as moléculas de água se rompam e o líquido entre em ebulição dentro do tubo de ensaio. Assim, há duas condições necessárias à ebulição: o sistema deve atingir a temperatura de ebulição e continuar recebendo calor (calor de vaporização) para ebulir. Q18. Não, pois o etanol tem temperatura de ebulição menor do que a da água. Assim, a água ficará a uma temperatura maior do que a do etanol (há diferença de temperatura entre os dois sistemas), transferindo calor a esse, permitindo que ele entre em ebulição. Q19. Porque evita que o café ferva, alterando o seu sabor. Q20. Quando ocorre aumento da agitação térmica das partículas, provocada pelo aumento da temperatura, ocorre aumento da energia cinética delas. Essa energia cinética é transmitida para as partículas da vizinhança (região mais fria) por meio do movimento dos elétrons (no caso dos metais) e vibração dos átomos da rede cristalina (no caso de outros materiais). Assim, o calor é transferido da parte quente do material para a parte fria. Q21. Porque o calor é transferido do sistema mais quente para o mais frio. Portanto, não é o frio que entra, e sim o calor que sai. Q22. CH3CH2OH + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O Q23. Comentário: Veja os dados para o exemplo de cálculo a seguir na atividade A25.     mágua × cal ×∆T + merlenmeyer ×0,2 cal ×∆T      g °C g °C Q= ⇒ málcool

Esse é o calor absorvido pela água e, portanto, o calor liberado na combustão do álcool etílico é −105 cal/g. Assim, se 1,0 g de álcool etílico libera 105 cal, então 46,0 g (1 mol) liberam 4 830 cal; logo, o calor de combustão do álcool etílico é Qcombustão = −4,83 kcal/mol. Q24. 1 kcal equivale a 4,18 kJ; assim, −4,830 kcal equivalem a −20,19 kJ. Portanto, Qcombustão = −20,19 kJ/mol. Q25. As perdas de calor para o ambiente são as principais causas de discrepância entre os valores obtido e tabelado. Podem ocorrer, ainda, perdas de massa de água. Q26. Porque a energia está sendo liberada para a vizinhança. Q27. O papel é um isolante térmico e sua função aqui é diminuir as perdas de calor para a vizinhança. Q28.

Ep

C2H5OH + 3 O2

2 CO2 + 3 H2O


Q29. Porque a densidade da água é 1,0 g/mL. Comentário: É ideal pesar o erlenmeyer com a água para diminuir as fontes de erro, se for possível. Q30. Qg = mágua ⋅ cágua ⋅ ∆T ⇒ ⇒ Qg = 100,0 g ⋅ 1,0 cal/g ⋅ °C ⋅ (50 − 25) °C ⇒ Qg = 2 500 cal Como em 100 g de amendoim há 55 g de gordura, em 0,30 g haverá 0,17 g de gordura. Ou seja, 0,17 g de gordura de amendoim liberam 2 500 cal. Q31. Se em 0,17 g de gordura de amendoim há 2 500 cal, em 1,0 g haverá 14 706 cal/g. 2500 Qcombustível =− 0,17 g =14706 cal / g Q32. Em 1 g de gordura de amendoim há 14 706 cal, ou seja, para suprir 2 300 000 cal serão necessárias 156 g de amendoim. 2300000 cal mamendoim =− 14706 cal / g = 156 g. Q33. Sim. É uma reação de combustão na qual se forma CO2, H2O e fuligem. Q34. a) Evitar a perda de calor de combustão do amendoim para o ambiente. b) Porque o jornal é um isolante térmico e evita a perda de calor para o ambiente. c) Para manter a quantidade de oxigênio necessário para a reação de combustão. Q35. Com maior quantidade de água, a variação de temperatura seria menor.

Q36. Depende do valor da capacidade calorífica desse líquido. Se a capacidade calorífica desse líquido fosse menor que a da     100,0 g × cal ×(40−25)°C+ 200,0 g ×0,2 cal ×(40−25)°C água, ele se aqueceria mais e, portanto, o ∆T e a quantida    g °C g °C de de calor absorvido seriam maiores. O contrário aconte⇒Q= ⇒ 20,0 g ceria se usássemos um líquido cuja capacidade calorífica ⇒ Q = 105 cal / g fosse maior que a da água.

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Capítulo 2


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Q38. Comentário: Veja os cálculos de um exemplo em A39. Nesse exemplo, o valor obtido foi maior do que o tabelado. Uma das causas desse erro pode ter sido colocar o tubo de ensaio na água do béquer no qual foi medida a temperatura final, antes do início da solidificação. Nessa situação, a temperatura da naftalina líquida seria superior à sua temperatura de solidificação e o calor transferido para a água seria maior. Caso o valor obtido seja menor, outros fatores podem contribuir, tais como a demora em levar o tubo à água do béquer e/ou perdas de calor para a vizinhança. Q39. a) Considerando a massa de água mágua = 150,0 g, a massa do tubo de ensaio mtubo = 80,0 g, a massa de naftalina mnaftalina = 10,0 g, a temperatura inicial Ti = 29 °C e a final Tf = 32 °C, tem-se que o calor recebido pela água e pelo vidro, por cada grama de naftalina que solidifica é:     mágua ×1 cal ×∆T + mtubo ×0,2 cal ×∆T      g °C g °C ⇒ Q= mnaftalina     150,0 g ×1 cal ×(32−29)°C+ 80,0 g ×0,2 cal ×(32−29)°C     g °C g °C ⇒Q= = 10,0 g = 49,8 cal / g

Logo, Qnaftalina = −49,8 cal/g b) Sim. Q40. Porque é um processo que envolve liberação de energia, ou seja, a solidificação é um processo exotérmico. Q41. O calor de fusão tem o mesmo valor do calor de solidificação, mas com sinal inverso, ou seja, positivo. A fusão é um processo endotérmico. Q42. Porque a transformação (solidificação) ocorre à pressão constante. Q43. naftalina ( l )

naftalina (s)


Q44. H2 (g) + 1/2 O2 (g) → H2O (l) ⇒ ∆H = −286 kJ (1) H2 (g) + 1/2 O2 (g) → H2O (g) ⇒ ∆H = −242 kJ (2) Invertendo a equação (1) e somando à (2), obtém-se a (3), que representa a vaporização da água líquida. H2O (l) → H2 (g) + 1/2 O2 (g) ⇒ ∆H = +286 kJ H2 (g) + 1/2 O2 (g) → H2O (g) ⇒ ∆H = −242 kJ H2O (l) → H2O (g) ⇒ ∆H = + 44 kJ (3) É importante indicar os estados físicos das substâncias, pois se observa que, na formação de água líquida, ocorre liberação de uma quantidade maior de energia (286 kJ) do que na formação da água no estado gasoso (244 kJ).

Q45. Cgrafite (s) + O2 (g) → CO2 (g) ⇒ ∆H = −394 kJ (1) Cdiamante (s) + O2 (g) → CO2 (g) ⇒ ∆H = −395,9 kJ (2) Invertendo a equação (2) e somando-a à (1), obtém-se a (3), que representa a conversão de grafite em diamante. Cgrafite (s) + O2 (g) → CO2 (g) ⇒ ∆H = −394 kJ CO2 (g) → Cdiamante (s) + O2 (g) ⇒ ∆H = +395,9 kJ Cgrafite (s) → Cdiamante (s) ⇒ ∆H = +1,9 kJ (3) A importância de indicar os estados alotrópicos das substâncias em uma equação termoquímica é que cada estado alotrópico apresenta uma energia de formação característica. Termodinamicamente, a grafite é mais estável que o diamante, pois apresenta menor energia de formação. Q46. A temperatura é um fator que influencia a agitação das partículas e, portanto, o seu conteúdo energético. Q47. d = m ⇒ m = d×V ⇒ m = 0,8 g ×1000 mL = 800 g mL V Como 1 mol de etanol, que tem massa de 46 g, libera 1 369 kJ, 800 g liberarão 23 808,7 kJ. A quantidade de energia liberada ou consumida é proporcional à quantidade de substâncias envolvidas, ou seja, quanto maior a quantidade de substância, maior a energia liberada ou consumida. Q48. Cgrafite(s)+ O2(g) → CO2(g) ⇒ ∆H =−394 kJ ∆Hf0 = Hprodutos − Hreagentes ⇒ ∆Hf0(CO2)=−394 −0 ⇒ ⇒ ∆Hf0(CO2)=−394 kJ / mol Q49. 2 Cgrafite(s)+ 3H2(g)+ 1 O2(g)→ C2H5OH(g)⇒ 2

⇒∆Hf0(C2H5OH)= ? Cgrafite (s) + O2 (g) → CO2 (g) ⇒ ∆H = −394 kJ H2 (g) + 1/2 O2 (g) → H2O (l) ⇒ ∆H = −286 kJ C2H5OH (g) + 3 O2 (g) → 3 H2O (g) + 2 CO2 (g) ⇒ ⇒ ∆H = −1 369 kJ As equações de formação do CO2 (g) e da H2O (l) foram multiplicados por 2 e 3, respectivamente, para igualar às quantidades em que essas substâncias aparecem na equação de combustão do etanol. Já a equação de combustão do etanol foi invertida, para colocar o etanol nos reagentes. Veja: 2 Cgrafite (s) + 2 O2 (g) → 2 CO2 (g) ⇒ ∆H = −788 kJ 3 H2 (g) + 3/2 O2 (g) → 3 H2O (l) ⇒ ∆H = −858 kJ 3 H2O (g) + 2 CO2 (g) → C2H5OH (g) + 3 O2 (g) ⇒ ⇒ ∆H = +1 369 kJ Em seguida, as três equações são somadas, resultando na equação a seguir, que representa a formação do etanol a partir das substâncias simples de seus elementos constituintes. 2 Cgrafite(s)+ 3H2(g)+ 1 2 O2(g)→ C2H5OH ⇒

⇒∆Hf0(C2H5OH)=−277 kJ / mol Q50. a) H2 (g) + Cl2 (g) → 2 HCl (g) [(+436) + (242,6)] − [(2 ⋅ 431,8)] = −185,0 kJ/mol b) CH4 (g) + 3 Cl2 (g) → CHCl3 (g) + 3 HCl (g) [(4 ⋅ 413,4) + (3 ⋅ 242,6)] − [(3 ⋅ 327,2) + (413,4) + + (3 ⋅ 431,8)] = −309,0 kJ/mol Q51. d A evaporação da acetona é endotérmica, absorve calor da água (que é sua vizinhança no sistema descrito) e, portanto, resfria a vizinhança. A temperatura desta, portanto, diminui. Q52. b O fluxo de calor depende da diferença de temperatura entre dois sistemas. Nos casos citados, apenas há fluxo de calor na chama do fogão a gás, pois a chama está a uma temperatura mais alta que a água. Capítulo 2



Q37. Combustão incompleta do amendoim, perda de calor para a lata e para o ambiente, o fato de o amendoim apagar constantemente, não considerar o calor específico do vidro nos cálculos do calor absorvido.

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Q53. d

II. (Correta)

Q54. d Quanto maior for a quantidade de ar em relação à quantidade de combustível, mais completa é a queima e menor é a quantidade de CO produzida. Q55. c

Q56. d

Q57. b

671 kcal / mol = 180 g / mol −1 = 3,7 kcal/g. Para C45H86O6, é −6 656 kcal ⋅ mol e então 6656 kcal / mol O total para 1 g de C6H12O6 722 g / mol = 9,2 kcal / g. e 1g de C45H86O6 é (3,73 + 9,22) = 12,9 kcal. b) F. A entalpia padrão de combustão é dada para 1 mol da substância combustível. c) V. 671 kcal = d) F. Para o carboidrato C6H12O6 tem-se 6 molCO2 = 112 kcal/molCO2. Para o lipídio C45H86O6 tem-se 6656 kcal Então, o carboidrato pro45 molCO2 = 148 kcal / molCO2 . duz menos energia por mol de CO2 produzido.

Q58. a) V. Para C6H12O6, é −671 kcal ⋅ mol−1e então

manual do professor

6

Q59. a Mantém a equação I e inverte-se a equação II: C(grafite) + O2 (g) → CO2 (g) ∆H = −393,5 kJ/mol CO2 (g) → CO (g) + 1/2 O2 ∆H = +282,9 kJ/mol Somando as equações, obtém-se: C (grafite) + 1/2 O2 (g) → CO (g) ∆H = −110,6 kJ/mol Q60. a ∆G = ∆H − T ⋅ ∆S e ∆G < 0 para as reações espontâneas. Assim, para que ∆G < 0, o produto |T ×∆S |<| ∆H | ⇒ 108280 J ⇒ T = ∆H = 131,63 J / K ⇒ T < 822,6 K ∆S Convertendo para °C, T = (822,6 − 273) = 549,6 °C. Assim, a reação é espontânea a temperaturas abaixo de 549,6 °C. Q61. a

Q62. e

Q63. e

Q64. c

Q65. c 2820 kJ / mol Qoxidação = 180 g / mol ×360 g = 5640 kJ. Porém, apenas 40% é energia disponível, ou seja, que será obtida para atividade muscular. Logo, 5 640 kJ ⋅ 0,40 = 2 256 kJ. Q66. d ∆H = Hprodutos − Hreagentes −20,6 kJ ∆H = 2 mol× − mol

(

(

(

)

 −32,6 kJ −285,8 kJ  −2 mol× +2 mol× ⇒ mol mol   ⇒∆H =(−41,2+ 65,2+571,6)KJ ⇒ ∆H = 595,6 KJ Q67. b

Q68. d

Q69. b

5×105 MW = 2,5×10−6 200×109 MW

Q76. e Q77. a Q78. e Q79. a Q80. b Para o GNV, o poder calorífico por m3 (1000 L) é 50200 kJ 0,8 kg Q' = kg × 3 = 40160 kJ / m3 . m Para a gasolina produzir essa mesma quantidade de energia, 40160 kJ e, portanto, apesão necessários 46900 kJ / kg = 0,86 kg 1,0 m3 3 nas V = × , , , 738 kg 0 86 kg = 0 0012 m = 1 2L Q81. c Reações de combustão: 1C6H6 + 15 2 O2 → 6CO2 + 3H2O

∆hC =−3268 kJ

1C2H5OH+ 3O2 → 2CO2 + 3H2O

∆hC =−1368 kJ

1C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O

∆hC =−2808 kJ

1CH4 +2O2 → 1CO2 +2H2O 1C8H18 + 25 2 O2 → 8CO2 + 9H2O

∆hC =−890 kJ ∆hC =−5471 kJ

Para uma mesma quantidade de energia liberada (1000 kJ), teremos: 1C6H6 + 15 O2 → 6CO2 + 3H2O 2 6 mols x mols

∆hC =−3268 kJ 3268 kJ (liberados) 1000 kJ (liberados)

x ≈ 1,84 mol 1C2H5OH+3 3O2 → 2CO2 + 3H2O

∆hC =−1368 kJ

2 mols

1368 kJ (liberados)

y mols

1000 kJ (liberados)

1C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O 6 mols z mols

Q72. a Inverte-se a primeira equação e soma-se com a segunda. Q73. a A massa molar do butano é 58,0g/mol. Assim, 11,6 g de butano correspondem a 0,2 mol. I. (Correta) 6,5 molO2 32 g O2 e a reação 0,2 molC4H10 × 41 1molC4H10 × molO2 = ,6 g O2 é exotérmica, pois trata-se de uma combustão.


z ≈ 2,14 mol 1CH4 +2O2 → 1CO2 +2H2O

Q70. c

Q71. b ∆H = 6 (N − H) − (3CH − H) + (1(N − N)) ∆H = 6 ⋅ (389) − (3 ⋅ 436) + (946) ⇒ ∆H = 80 KJ

342

Q75. b

y ≈ 1,46 mol

)

)

4 molCO2 22,7 L CO2 0,2 molC4H10 × 1 molC4H10 × molCO2 = 18,16 L CO2 III. (Correta) 5 molH2O e a reação cede calor, 0,2 molC4H10 × 1 1 molC4H10 = molH2O pois trata-se de uma combustão. IV. (Incorreta) Q74. b

∆hC = −890 kJ

1 mols

890 kJ (liberados)

t mols

1000 kJ (liberados)

t ≈ 1,12 mol 1C8H18 + 25 O2 → 8CO2 + 9H2O 2 8 mols w mols


1,46 mol w ≈1

Conclusão: Para uma mesma quantidade de energia liberada (1000 kJ) a glicose libera maior quantidade de CO2.

Capítulo 2


10/17/13 10:24 AM

32 g (metanol)  726 kJ 790 g (metanol)  E1 E1 = 17923,1 kJ = 17,9 MJ Cálculo da energia liberada por litro de etanol: Massa molar do etanol = 46 g · mol–1 1L etanol ⇒ 790 g 46 g (etanol)  1367 kJ 790 g (etanol)  E2 E2 = 23476,7 kJ = 23,5 MJ É mais vantajoso usar o etanol, pois sua combustão completa fornece aproximadamente 23,5 MJ de energia por litro de combustível queimado. Q83. b Teremos: ∆H = – 270 kJ 1H2 + ½ O2 → 1H2O Multiplicando por 20: 20H2 + 10 O2 → 20H2O ∆H = – 5400 kJ 20 mols de H2 = 20 x 2 g = 40 g de hidrogênio consumidos. 1CH4 + 2O2 → 1CO2 + 2H2O ∆H = – 900 kJ Multiplicando por 6: 6CH4 + 12O2 → 6CO2 + 12H2O ∆H = – 5400 kJ Foram produzidos 6 mols de CO2 = 6 x 44 g = 264 g. 1C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O ∆H = – 1350 kJ Multiplicando por 4: 4 C2H5OH + 12O2 → 8CO2 + 12H2O ∆H = – 5400 kJ Foram produzidos 8 mols de CO2 = 8 x 44 g = 352 g. Q84. a Q85. a) C12H22O11 + 12 O2 → 12 CO2 + 11 H2O

2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (g) ⇒ ∆H = −483,0 kJ Obtém-se a equação I e seu valor de ∆H: 2 CH4 (g) + O2 → 2 CH3OH (l) ⇒ ∆H = −327 kJ b) A massa molar do CO é 28,0 g/mol. Então, 280 g −128 kJ 28 g / mol = 10 mol e Q = mol × 10 mol = −1280 kJ Q88.

kJ − ( −1013 mol ) −394 kJ −242 kJ − 6 mol × ( × mol ) + 6 mol ( mol ) ⇒ ∆ H = 1 mol ×

⇒ ∆H = (−1013 + 2364 + 1452) kJ ⇒ ⇒ ∆H = +2803 kJ / mol C6H12O6 Q89. a) A partir da tabela obtemos as seguintes equações: Mg(s)→ Mg2+(aq)+2e− ∆HformHo =−467 k.mol−1 (inverter) 1 F (g)+1e− → 1F−(aq) ∆H Ho =−335 k.mol−1 (inverter form 22 e multiplicar por 2) Mg(s)+F2(g)→ MgF2(s) ∆HformHo =−1124 k.mol−1 (manter) Mg2+(aq)+ 2e − → Mg(s) ∆HformHo =+467 k.mol−1 2F − (aq)→ F2(g) + 2e −

∆HformHo = 2(+335) k.mol−1

Mg(s) + F2(g) → MgF2(s) ∆HformHo = −1124 k.mol−1 l  → MgF2(s) Mg2+(aq) + 2F − (aq) Globa

∆Htotal = (+467+2(+335) −1124)kJ =+13 kJ

b) Teremos: Mg2+(aq)+ 2F−(aq) → MgF2(s) 467kJ 42 2(44444444 − −335) kJ3 −1124 43 14444444 1444244kJ

1,0 g × 2000 mL = 2000 g mL b) 1 cal × 1,3 ° C = 2600 cal Q = m × cp × ∆T = 2000 g × g ×° C mágua =

HReagentes

HProdutos

∆H = HPr odutos − HReagentes ∆H =−1124−(−467+2(−335)))=+13kJ

c) A massa molar da sacarose é 342 g/mol. A quantidade de matéria de sacarose que reagiu foi 0,684 g n= 342 g / mol = 0,002 mol = 2×10−3 mol 2600 cal = 1300000 cal / mol. Portanto, Qcombustão = 2×10−3 mol Q86. a) SnO2(s) → Sn (s) + 1/2 O2 (g) ∆H = +581 kJ/mol b) SnO (s)+1 / 2 O2 (g)→ SnO2 (s)⇒∆H2 = ? A partir do diagrama: Sn (s) + O2 (g) → SnO2 (s) ∆H = −581 kJ/mol SnO (s) + 1/2 O2 (g) → Sn (s) + O2 (g) ∆H = +286 kJ/ mol Somando essas duas equações: SnO (s) + 1/2 O2 (g) → SnO2 (s) ∆H2 = −295 kJ/mol Q87.a) 2 CH4 (g) + O2 → 2CH3OH (l) ∆H = ? Multiplicam-se as equações II e III por 2 e somam-se os resultados obtidos à equação IV. 2 CH4 (g) + 2H2O (g) → 2 CO (g) + 6 H2 (g) ⇒ ⇒ ∆H = + 412,0 kJ 4 H2 (g) + 2 CO (g) → 2 CH3OH (l) ⇒ ∆H = −256,0 kJ

∆H = Hp − Hr ∆H = (−1124 −(−467 − 670)) kJ ∆H =+13 kJ

Q90. a) Aplicando a Lei de Hess, vem: CaO(s) +2HCl(aq) → CaCl2(aq) +H2O(l) ∆H0 =−186kJ (manter) CaO(s) +H2O(l) → Ca(OH)2(s)

∆H0 =−65kJ (inverter)

Ca(OH)2(s) → Ca(OH)2(aq)

∆H0 =−13kJ (invverter)

Então, CaO(s) +2HCl(aq) → CaCl2(aq) +H2O(l) ∆H01 =−186kJ Ca(OH)2(s) → CaO(s) +H2O(l)

∆H02 =+65kJ

Ca(OH)2(aq) → Ca(OH)2(s)

∆H03 =+13kJ

2HCl(aq) + Ca(OH)2(aq) → CaCl2(aq) +2H2O(l) ∆Hfinal =∆H01 +∆H02 +∆H03 = −186 + 65 +13 =−108kJ Capítulo 2



Q82. d Cálculo da energia liberada por litro de metanol: Massa molar do metanol = 32 g · mol–1 1 L metanol ⇒ 790 g

343 10/17/13 10:24 AM

b) A partir da primeira reação, teremos:

Sugestões de leitura para formação do professor

CaO(s) +2HCl(aq) → CaCl2(aq) +H2O(l)

CaO(s) +2HCl(aq) → CaCl2(aq) +H2O(l) ∆H =−186 kJ 56 g

186 kJ(liberados)

E

280 g

E(liberada) = 930 kJ ⇒Reação exotéérmica.

6

Q91. Como o ∆H<0, concluímos que a reação é exotérmica. H2O2(l) → H2O(l) + 1 2O2(g)

∆H = − 98,2 kJ / mol Libera 98,2 kJ

manual do professor

34,02 g

Libera E

3g

E = 8,66 kJ (liberados) ⇒ ∆H = − 8,66 kJ / 3 g H2O2(l)

Q92. a) Equações químicas balanceadas relacionadas aos dois processos de oxidação da glicose: C6H12O6 → 6CO2 + 6H2O (oxidação total) duras C6H12O6 leve  →2C2H6O +2CO2 (oxidação parcial)

b) Cálculo da energia relacionada à combustão de 2 mols de etanol: C6H12O6 → 6CO2 + 6H2O

∆H = −700 kcal (manter)

C6H12O6 → 2C2H6O +2CO2 ∆H = −30 kcal (inverter) C6H12O6 → 6 (4)CO2 + 6H2O ∆H1 = −700 kcal 2C2H6O + 2CO2 → C6H12O6 ∆H2 =+30 kcal 2C2H6O → 4CO2 + 6H2O ∆H = ∆H1 + ∆H2 ∆H = − 700 + 30 = −670 kcal

Q93. a) Teremos a seguinte reação química: CH3OH (l)+ CH3COOH (l) → CH3COOCH3 (l)+H2O (l) (éster) Fórmula estrutural do éster X: O H 3C

C CH3

O


b) A partir da equação química, teremos: CH3OH (l)+ CH3COOH (l)→ CH3COOCH3 (l)+H2O (l) −239 kJ

−484 kJ

−442 kJ

−286 kJ

HPr odutos =−442 kJ−286 kJ =−728 kJ HReagentes =−239 kJ+(−484 kJ)=−723 kJ ∆H = HPr odutos − HReagentes =−728 kJ−(−723 kJ)= −5 kJ Como o valor da variação de entalpia é negativo, a reação é exotérmica.

344

BRAATHEN, P.C. et al. Entalpia de decomposição do peróxido de hidrogênio: uma experiência simples de calorimetria com material de baixo custo e fácil aquisição. Química Nova na Escola, n. 29, ago. 2008. p.42-5. Disponível em: . Acesso em: 10 set. 2012. Este artigo trata da construção de um calorímetro simples, usando invólucros de isopor para latas de bebidas e termômetros analógicos ou digitais, e a determinação experimental do calor de decomposição de peróxido de hidrogênio contido em água oxigenada comercial a 10 volumes. ■ BRANCO, S. M. Energia e meio ambiente. São Paulo: Moderna, 1994. Neste livro o autor aborda diferentes formas de energia, seus usos e impactos ambientais. ■ CARDOSO, A. A.; MACHADO, C. DE M. D.; PEREIRA, E. A.. Biocombustível, o mito do combustível limpo. Química Nova na Escola, n. 28, 2008. Disponível em: . Acesso em: 10 set. 2012. Este artigo apresenta aspectos ambientais relevantes sobre a produção e o uso do biocombustível, principalmente o álcool. Procura mostrar também o quanto é importante conhecer os princípios básicos de Química, especialmente a Química do nitrogênio, para compreender e discutir os destinos da economia do país. ■ DRIVER, R.; GUESNE, E.; TIBERGHIEN, A. (Eds.). Ideias cien tíficas en la infancia y la adolescencia. Madri: MEC/Morata, 1985. ■ GOLDEMBERG, J. Energia nuclear: vale a pena? São Paulo: Scipione, 1996. ■ MARTINS, P.; SOUSA, F. L. Ciência e tecnologia na escola: desenvolvendo cidadania através do Projeto “Biogás – Energia renovável para o futuro”. Química Nova na Escola, vol. 33, n. 1, fevereiro de 2011. Disponível em: http:// qnesc.sbq.org.br/online/qnesc33_1/03-RSA5309.pdf. Acesso em: 7 fev. 2013. Este artigo relata o desenvolvimento de uma investigação sobre o tema “Biogás como fonte alternativa de energia”, realizada por estudantes do Ensino Médio. ■ MATEUS, A. L. Química na cabeça. Belo Horizonte: UFMG, 2001. ■ MORTIMER. E. F.; AMARAL, L. O. F. Calor e temperatura no ensino da termoquímica. Química Nova na Escola. São Paulo, n. 7, 1998. Disponível em: . Acesso em: 10 set. 2012. Este artigo discute as concepções dos estudantes sobre calor e temperatura, sugerindo quatro atividades para explicitá-las e favorecer a construção dos conceitos científi■

Capítulo 2


10/17/13 10:24 AM

Sugestões de páginas na internet Nesta página (em inglês) do Departamento de Química e Bioquímica da Universidade de Windsor (Canadá), você terá acesso a uma simulação da combustão de vários gases. Acesso em: 10 set. 2012. ■ Nesta página (em inglês), também do Departamento de Química e Bioquímica da Universidade de Windsor (Canadá), você terá acesso a uma animação relacionada à transferência de calor entre diferentes metais e a água. Você pode variar o tipo de metal, a massa e a temperatura. Também pode variar a massa e a temperatura da água. Acesso em: 10 set. 2012. ■

Já nesta página (em inglês), você terá acesso a uma animação relacionada a uma reação entre duas soluções aquosas. Você pode selecionar as substâncias, os volumes das soluções e a concentração. As substâncias têm a temperatura medida por um termômetro e a mudança da temperatura da mistura pode ser acompanhada. É possível construir um gráfico de quantidade de matéria, em mol, de um dos reagentes em função da temperatura. Acesso em: 10 set. 2012. ■ Animação (em inglês) do Departamento de Química e Bioquímica da Universidade de Windsor (Canadá) relacionada á mudanças de energia associadas á dissolução de sais em água. Você pode selecionar as substâncias e suas massas, bem como a quantidade de água envolvida. É possível ter uma imagem de um modelo que representa a dissolução do NaCl em água no nível das partículas. Acesso em: 10 set. 2012. ■ Neste endereço você tem acesso a uma publicação da organização não governamental WWF sobre produção sustentável de energia elétrica. A publicação apresenta muitos dados interessantes. Acesso em: 10 set. 2012. ■

Sugestões de vídeos Nestas páginas (em inglês) você vai ter acesso a vídeos incríveis que mostram reações exotérmicas e uma reação endotérmica. São apresentadas várias reações redox. Os efeitos são visualmente interessantes. Acesso em: 10 set. 2012. ■ Neste vídeo do Ponto Ciência você vai encontrar um bom exemplo de reação endotérmica. Acesso em: 10 set. 2012. ■ Neste vídeo você vai encontrar um bom exemplo de reação extremamente exotérmica. Acesso em: 10 set. 2012. ■ Você pode utilizar este vídeo do Ponto Ciência para introduzir uma discussão sobre energia dos alimentos. Neste capítulo sugerimos a experiência do cálculo do calor de combustão para o amendoim e a castanha-do-pará. No vídeo, aparece a experiência do amendoim e ainda se tem uma sugestão interessante para construção de uma vela de banana. Acesso em: 10 set. 2012. ■ ■

Capítulo 2



cos correspondentes, que são básicos para a aprendizagem de conceitos mais avançados de termoquímica. ■ LICHTENTHÄLER FILHO, R.; PORTELA, F. Energia nuclear. São Paulo: Ática, 1998. ■ OLIVEIRA, F. C. C.; SUAREZ, P. A. Z.; SANTOS, W. L. P.. Biodiesel: possibilidades e desafios. Química Nova na Escola. São Paulo, n. 7, 1998. Disponível em: . Acesso em: 10 set. 2012. O uso de combustíveis alternativos vem ganhando destaque, pois além do petróleo ser uma fonte esgotável de energia, emite grande quantidade de gases poluentes. Diante da relevância social dessa temática, neste artigo são apresentadas informações relacionadas ao processo tecnológico de sua produção e de aspectos sociais, econômicos e ambientais, além de recomendações, sobre possibilidades da abordagem desse tema em sala de aula. ■ OLIVEIRA, R. J.; SANTOS, J. M. A energia e a Química. Quími ca Nova na Escola. n. 8, 1998. Disponível em: . Acesso em: 10 set. 2012. Neste artigo, é questionada a utilização da expressão “energia química”, o que contribui para analisarmos como, de forma geral, lidamos criticamente com as definições da ciência. ■ ROSA, A. H.; ROCHA, J. C. Fluxos de matéria e energia no reservatório solo: da origem à importância para a vida. Ca dernos Temáticos de Química Nova na Escola. n. 5, nov. 2003. p. 7-17. Disponível em: . Acesso em: 10 set. 2012. Este trabalho traz uma abordagem diferenciada sobre os aspectos importantes da litosfera, como origem e formação, composição, classificação, propriedades físico-químicas, fertilidade, manejo e degradação decorrentes de ações antrópicas.

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Aqui você vai encontrar um exemplo de reação de combustão do álcool isopropílico. É interessante apresentar o experimento e discutir com os alunos sobre o fato da nota não queimar. Acesso em: 10 set. 2012. ■ Neste vídeo do Ponto Ciência você vai encontrar um exemplo de reação de combustão do álcool etílico. Acesso em: 10 set. 2012. ■ http://condigital.ccead.puc-rio.br/condigital/index.php? option=com_content&view=article&id=312&Itemid=91 Neste vídeo do CCEAD da PUC-RJ são discutidos os conceitos de fusão e fissão nucleares, e a quantidade de energia obtida nos reatores nucleares a fissão e a fusão, em relação às quantidades obtidas por combustíveis convencionais. São discutidos aspectos das reações nucleares como: rejeitos radioativos, disponibilidade de combustível, etc., mostrando que os reatores a fusão são bem mais vantajosos. No entanto, ainda não é possível obter comercialmente energia da fusão nuclear devido à alta temperatura do plasma. As pesquisas continuam em desenvolvimento. Acesso em: 4 mar. 2013. ■ http://condigital.ccead.puc-rio.br/condigital/index.php? option=com_content&view=article&id=276&Itemid=91 Neste vídeo do CCEAD da PUC-RIO é apresentado o petróleo como gerador de várias matérias primas e de combustíveis, como gasolina, querosene de aviação, diesel, etc. São discutidas a origem do petróleo, a distribuição das reservas no planeta Terra, o seu caráter de combustível não renovável e os processos de refino, que dão origem aos combustíveis. Acesso em: 4 mar. 2013. ■ http://condigital.ccead.puc-rio.br/condigital/index. php?option=com_content&view=article&id=279:combu stiveis-episodio-renovaveis-biodiesel&catid=16:episod iodevideo&Itemid=97 Neste vídeo do CCEAD da PUC-RJ é apresentado o biodiesel como um combustível renovável que pode substituir o diesel. Discute-se a diferença entre biodiesel e diesel, apontando para as fontes vegetais do primeiro, que lhe conferem a característica de combustível renovável. Vários óleos vegetais podem ser usados na fabricação do biodiesel e tudo depende da disponibilidade local de matéria-prima. Também discute-se que a biomassa, como matéria orgânica recentemente utilizada para produção de energia, pode dar origem ao biodiesel, e são apresentadas as reações que lhe dão origem. Acesso em: 4 mar. 2013. ■ http://condigital.ccead.puc-rio.br/condigital/index.php? option=com_content&view=article&id=278:combustiveisepisodio-renovaveis-alcool&catid=16:episodiodevideo &Itemid=97 ■

manual do professor

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Neste vídeo do CCEAD da PUC-RJ apresenta-se o etanol, mais conhecido com álcool, como um biocombustível obtido a partir de biomassa. Discute-se que a cana-de-açúcar, como biomassa para produção do etanol, é uma opção brasileira, pois o etanol também pode ser obtido de outros produtos, por exemplo, o milho e a beterraba. Discute-se também a diferença entre álcool anidro e álcool hidratado, como dois produtos comerciais que contêm etanol. Acesso em: 4 mar. 2013.

Capítulo 3 — Cinética Química: controlando a velocidade das reações químicas Professor Aqui começam as orientações para o Capítulo 3 (p. 124 a p. 163).

Objetivo do capítulo O objetivo deste capítulo é abordar os principais conceitos envolvidos na compreensão de aspectos cinéticos de uma transformação química. Procuramos abordar inicialmente o interesse em conhecer e controlar a velocidade das reações químicas. Fazemos a abordagem do modelo de colisões para dar suporte à elaboração dos conceitos envolvidos na compreensão da velocidade e de fatores que promovem a alteração das velocidades das reações. Optamos por apresentar os aspectos teóricos antes de realizarmos os experimentos, para que a interpretação pudesse acontecer de forma mais profunda. Apresentamos, ao final, dois contextos nos quais os conhecimentos adquiridos podem ser aprofundados: a catálise enzimática e o funcionamento dos airbags.

Sugestões para a organização do trabalho com os alunos O Texto 1 − “Velocidade de uma reação química: por que é importante conhecê-la e controlá-la?” − abre o capítulo apresentando a importância do estudo da cinética na Química. Apresenta uma justificativa para a utilização do termo “velocidade” ao invés do termo “rapidez”, como proposto por alguns autores. A sugestão aqui é a leitura coletiva e, após, um tempo para os alunos responderem a questão proposta. O objetivo desta questão é mobilizar as ideias dos estudantes para o tema que será discutido a seguir. Neste momento, talvez as respostas dos estudantes não sejam as mais completas, mas o objetivo é tornar disponível o que eles sabem e pensam sobre o assunto. O Texto 2 − “A velocidade das reações químicas no nosso dia a dia” − aborda a questão da velocidade das reações químicas, trazendo exemplos bem contextualizados e atuais, além de falar sobre reações que interessam ser aceleraradas ou retardadas. Você pode propor uma leitura coletiva na sala de aula ou solicitar que a leitura seja feita individual-

Capítulo 3


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atividade simples de ser executada e sugerimos que cada grupo de alunos execute o procedimento. Por sua simplicidade, pode também ser feita em casa e as questões discutidas em sala, com toda a turma. O Texto 5 − “Qual a influência da temperatura e da superfície de contato sobre a velocidade das reações químicas?” − vai retomar as questões abordadas nesta parte da atividade. Já a Parte B − “Investigando a decomposição da água oxigenada” −, aborda a influência da concentração e a presença de catalisadores na velocidade de uma reação. Você pode iniciar a atividade discutindo um pouco sobre a água oxigenada. Com antecedência, é possível sugerir aos alunos que procurem informações sobre essa substância, sua constituição, seus usos e como pode ser encontrada para venda. Discuta também o que significa o termo “volumes” e peça aos alunos que observem o tipo de frasco no qual ela é comercializada, as recomendações para sua conservação e a relação desses dados com a atividade que vai ser realizada. É interessante que cada grupo faça o procedimento, pois é possível discutir a diversidade de resultados obtidos, já que, nessa atividade, os cuidados ao executar o procedimento são fundamentais para o resultado obtido. O Texto 6 − “Como a concentração dos reagentes e os catalisadores afetam a velocidade de uma reação química?” vai retomar as questões abordadas nesta parte da atividade. O Texto 7 − “Como funcionam os conversores catalíticos usados em automóveis?” − pode ser lido em aula, com o professor mediando a leitura e abrindo espaço para discussão, pois trata-se de um tema que desperta a curiosidade dos alunos. O Texto 8 − “Enzimas: catalisadores naturais com grande potencial” finaliza o capítulo trazendo um tema bem atual e que abre perspectivas de futuros estudos que podem atrair a atenção dos estudantes.

Sugestões de atividades adicionais O buraco na camada de ozônio Os alunos deverão fazer um pesquisa sobre a evolução do buraco na camada de ozônio nos últimos anos e verificar quais ações estão sendo tomadas para evitar a depleção da camada de ozônio, bem como os riscos que esse problema representa. Para isso, os alunos deverão formar oito grupos e cada dois grupos desenvolverão o mesmo tema sobre o assunto, de acordo com as sugestões a seguir. Cada grupo deverá pesquisar no seu próprio livro, na internet e em livros e revistas para obter as informações necessárias, e responder às seguintes questões, organizadas por temas: Capítulo 3



mente em casa, com uma pequena exposição e discussão na sala de aula. As questões foram colocadas com o objetivo de possibilitar um estímulo à leitura do texto, como uma checagem da própria leitura. O Texto 3 − “Um modelo para compreender a velocidade das transformações químicas” − apresenta aos alunos o modelo atualmente aceito para a compreensão de questões que envolvem as questões de cinética química. Apresentamos nesse texto ideias centrais, que possibilitam aos estudantes a elaboração de conceitos importantes para o estudo da cinética. Nesse texto, retomamos ideias sobre o modelo cinético molecular, já discutidas anteriormente. O fato de já termos abordado este modelo anteriormente facilita muito a abordagem das ideias tratadas nesse texto. Lembre-se que vamos sempre procurar articular fenômenos com teorias e modelos e suas representações. Nosso foco aqui, mais uma vez, é fazer com que os estudantes utilizem os modelos explicativos para compreender e explicar fenômenos e, por isso, neste capítulo, as ideias do modelo serão apresentadas e depois utilizadas para compreender os fatores que afetam a velocidade das reações químicas. As ideias apresentadas nesse texto possuem um certo nível de complexidade, exigem raciocínios que envolvem mais de uma variável e nós, professores, sabemos o quanto isto é complexo. Nossa sugestão é de uma leitura conjunta: proponha uma leitura em grupo e vá parando para explicar pontos que considerar mais complexos. Cheque sempre a compreensão dos estudantes. Por exemplo, peça a um deles que leia um parágrafo e pergunte a outro o que ele entendeu. Aproveite as pausas para esclarecimentos e para mostrar o experimento “cinética dos gases”, cujo link está na seção “Sugestões de vídeos” a seguir. Esse texto também apresenta questões para serem respondidas pelos alunos. Caso seja adotada a leitura coletiva, seria interessante possibilitar que os alunos arrisquem uma resposta. Muitas vezes as questões são colocadas para disponibilizar uma ideia que será abordada logo em seguida. Isto é uma estratégia metodológica, pois faz com que o aluno pense um pouco antes de receber a resposta. Isso também faz com que a leitura fique mais dinâmica. Se sua opção for por propor uma leitura em casa, oriente os alunos para responder as questões à medida que elas forem propostas, sem consultar a resposta que vai ser apresentada a seguir. Explique para eles o propósito de tais questões. No Texto 4 − “Catalisadores e a diminuição da camada de ozônio” − procuramos abordar a questão da camada de ozônio através de aspectos teóricos sobre catalisadores, considerando processos de interesse ambiental. A Atividade 1 − “Fatores que afetam a velociTenha dade de uma reação” − discute fatores que in- cuidado! fluenciam a velocidade das reações. Na Parte A − “Investigando a dissolução de um comprimido efervescente” −, vamos estudar a influência da temperatura e da superfície de contato na velocidade de uma reação. Essa é uma

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Tema 1: Qual é a química do buraco na camada de ozônio? Por que o buraco é sazonal? 1. Evidenciem, por meio de equações químicas, a formação da camada de ozônio e a ação de várias substâncias que contribuem para a sua formação. Discutam quais são as etapas nesses processos e apresentem suas conclusões. 2. Quais os produtos consumidos no dia a dia que contêm substâncias que contribuem para a depleção da camada de ozônio? Discutam como poderia ser feita uma campanha para a preservação da camada de ozônio, relacionada aos cuidados que devemos ter ao consumir. 3. Discuta quais são as condições atmosféricas que interferem na formação do buraco na camada de ozônio e que provocam o crescimento do buraco na primavera austral. Tema 2: Quais os cientistas que desvendaram esse fenômeno? 1. Em 1995, Paul Crutzen, aos 62 anos, professor do Instituto Max-Planck de Química, Alemanha; Frank Sherwood Rowland, aos 68 anos, professor da Universidade da Califórnia, em Irvine, Estados Uniddos; e Mário José Molina, aos 52 anos, professor do Instituto de Tecnologia de Massachusetts, Estados Unidos, são laureados com o Prêmio Nobel de Química por terem descoberto a influência dos óxidos de Nitrogênio (Crutzen) e dos clorofluorcarbonos (CFCs) (Rowland e Molina) causadores do buraco na camada de ozônio. Pesquisem e relatem a história dessas descobertas científicas. 2. Pesquisem e relatem quais substâncias contêm os óxidos de nitrogênio nocivos à camada de ozônio e para que fins eram usadas.

Tema 3: Como era distribuída no mundo a produção de CFCs pelos países? 1. Pesquisem qual era a distribuição da produção de CFCs pelo mundo, entre 1960 e 1980, e demonstrem o que vocês pesquisaram por meio de gráficos e tabelas. 2. A humanidade tem se confrontado constantemente com problemas causados por substâncias consideradas como a solução para vários problemas, como no caso dos CFCs, que antes eram usados como excelentes gases refrigerantes e propulsores de aerossóis. Cite outros exemplos de substâncias cujo efeito nocivo foi descoberto posteriormente ao uso, e discuta formas de equacionar esse problema. Tema 4: Quais medidas estão sendo tomadas globalmente para eliminar o uso de SDOs (Substâncias que Destrom a camada de Ozônio)? 1. Pesquisem e relatem as linhas básicas dos textos do Protocolo de Montreal, e relatem as várias medidas tomadas pelo Brasil ao aderir aos esforços para reduzir o buraco na camada de ozônio. 2. Vocês devem ter obervado que foi relativamente fácil resolver o problema da redução da camada de ozônio, pois todas a substâncias gasosas que destruíam o ozônio foram eliminadas dos produtos industrializados que as continham. O mesmo não pode ser dito do aquecimento global. Os acordos para diminuição da emissão de CO2 e de outros gases estufa nem sempre são observados por países responsáveis por grande quantidade de emissões. Discuta que aspectos, principalmente econômicos e políticos, poderiam explicar essa diferença.

Resolução de atividades, exercícios e questões Atividades A1. O quadro ficará com o seguinte aspecto:

Comprimidos

Evidências do início da reação

Evidências do fim da reação

Tempo de reação com água quente

Tempo de reação com água gelada

Comprimido não pulverizado.

Aparecimento de bolhas.

Cessam-se as bolhas; o comprimido desaparece*.

**

**

Comprimido pulverizado.

Aparecimento de bolhas.

Cessam-se as bolhas; o pó do comprimido desaparece*.

**

**

Quadro MP.3 Atividade A1. ■

Observações:

■

* O critério para considerar que a reação terminou pode variar entre os grupos. Alguns grupos de alunos decidem deixar todo o comprimido terminar, até que nenhuma bolha seja observada para evidenciar o término da reação. Outros param a contagem do tempo assim que o forte

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borbulhamento cessa, mas algumas bolhas ainda estão subindo pelas paredes do béquer, porém não se observa mais o comprimido. Isso dá uma diferença muito grande nos tempos, apesar de, em geral, não inverter a ordem esperada em relação aos fatores em estudo: temperatura e superfície de contato.

Capítulo 3


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** Os tempos de reação variam de acordo com a seguinte ordem crescente: t (comprimido pulverizado em água quente) < t (comprimido não pulverizado em água quente) < t (comprimido pulverizado em água gelada) < t (comprimido não pulverizado em água gelada). Quanto menor o tempo de reação, mais rápida é a reação. Às vezes, ocorre de algum grupo obter um tempo para o comprimido pulverizado em água gelada menor do que o do comprimido não pulverizado em água quente. Nesse caso, o fator superfície de contato foi mais significativo que o fator temperatura. Isso pode ser evitado utilizando realmente água gelada (e não ambiente). Outras variações podem ocorrer, considerando erros experimentais: podem variar ligeiramente os volumes de água utilizados e as massas dos comprimidos (já que eles devem ser partidos ao meio). A temperatura da água pode variar entre os grupos, conforme o tempo decorrido entre o momento em que o grupo coloca a água no béquer e o momento em que adiciona o comprimido à água. As medidas de tempo também estão sujeitas a erros, pois o cronômetro pode não ser acionado no instante exato da adição do comprimido à água.

A7. O quadro ficará com o seguinte aspecto:

Sistemas

Velocidade média de reação Volume de (volume de gás gás obtido obtido por unidade de tempo)

água oxigenada 10 volumes

*

***

água oxigenada 10 volumes + cloreto de ferro (III)

**

***

água oxigenada 20 volumes + cloreto de ferro (III)

**

***

Quadro MP.4 Atividade A7. ■ ■

■

■

Observações: * Sem a adição de cloreto de ferro (III), provavelmente, o volume de gás será igual a zero. Pode ocorrer que sejam observadas uma ou duas bolhas de gás oxigênio saindo da mangueira, mas isso praticamente não fará diferença no volume de gás que estará sendo medido na proveta invertida. ** Com a adição de cloreto de ferro (III), será observado um desprendimento de gás considerável e o volume de gás obtido no experimento utilizando água oxigenada 20 volumes será maior do que aquele obtido com água oxigenada 10 volumes. *** A velocidade será calculada dividindo-se o volume de gás obtido em cada caso pelo tempo de reação (5 minutos). Será observada a seguinte ordem crescente de velocidades: água oxigenada 10 volumes < água oxigenada 10 volumes + cloreto de ferro (III) < água oxigenada 20 volumes + cloreto de ferro (III).

Exercícios E1 . a) velocidade de reação no frasco 1 < velocidade de reação no frasco 2. No frasco 2 observa-se a presença de catalisador que acelera as reações químicas, diminuindo a barreira de energia de ativação. b) Após o término da reação, a massa de produtos formada nos dois frascos será a mesma. A reação se completará mais rapidamente no frasco 2 (maior velocidade), mas como o número de partículas reagentes (A e B) nos dois frascos é igual, a quantidade de produto (AB) formado será a mesma. c)

C

AB

AB AB

C AB

C


d) A solução torna-se azul devido à formação da substância AB. E2. a) 1.ª modificação: aumentar a quantidade de vinagre. O aumento da concentração de um dos reagentes promove um aumento na velocidade da reação. 2.ª modificação: aumentar a temperatura da água adicionada. O aumento da temperatura promove um aumento na velocidade de reação, em virtude do aumento da energia cinética média das partículas reagentes. b) Considerando que a concentração seja dada em p/V, constata-se que em cada 100 mL de solução existem 5 g de ácido acético e, portanto, 50 g/L. Da mesma forma, se considerarmos 1 000 mL de solução, teremos 50 g de ácido acético. A massa molar do ácido acético é 60 g/mol; logo, 50g n= 60g/mol = 0,83mol. Essa quantidade (0,83 mol) está contida em 1 litro de vinagre e, portanto, sua concentração é 0,83 mol/L. E3. a) CO (g) + 1/2 O2 (g) → CO2 (g) b) Provavelmente, a energia de ativação para essa reação é muito alta. O conversor catalítico participa da reação (sem, entretanto, ser consumido) diminuindo a barreira de energia de ativação.

Questões Q1. a) Em situações em que se necessita obter energia rapidamente, como no funcionamento de uma caldeira, pode-se pensar em acelerar essa reação. Isso poderia ser feito utilizando a madeira picada em pedaços menores, em vez de toras. Em outras situações, porém, como no cozimento de alimentos em fogões a lenha, não é interessante que a madeira se queime rapidamente, pois uma boa parte da energia gerada seria perdida para o ambiente e não estaria sendo aproveitada no cozimento. Nesse caso, é mais conveniente utilizar a madeira em pedaços maiores. b) Essa reação interessa retardar. A corrosão ocorre em superfícies metálicas, principalmente de aço. Isso poderia ser conseguido, por exemplo, por meio da pintura das superfícies que poderiam ser corroídas, ou por meio de algum recobrimento que tornasse essas superfícies menos expostas. Manter as superfícies limpas também ajuda a prevenir a corrosão provocada pela maresia. Capítulo 3



■

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c) Essa reação interessa retardar. Isso seria possível por meio da refrigeração: o abaixamento da temperatura diminui a velocidade das reações químicas. Outros modos de conservação também são usados, como a desidratação e a irradiação gama dos alimentos, com fonte de cobalto-60. d) Essa reação interessa acelerar. Utiliza-se, por exemplo, carbureto de cálcio em água, cujo gás produzido acelera o processo de amadurecimento das bananas. Dessa forma, as frutas podem ser colhidas ainda verdes e o processo de amadurecimento é acelerado, aumentando a produtividade. Q2. A reação química deve ser muita rápida (explosão controlada) e produzir gases, porém não em grande quantidade, como nas explosões que geram grande destruição. Os produtos gerados nessa reação não podem ser tóxicos. Q3. Porque a azida de sódio é altamente tóxica. Q4. A fórmula estrutural da trinitroglicerina é O

O N

O

O

N O

O

O N O

O


Comentário: A ligação dos átomos de oxigênio que se ligam apenas ao nitrogênio, cuja representação consta um traço, é uma ligação covalente, por que o par de elétrons, em cada caso, tem origem no nitrogênio. Essa representação é mais atual, na qual se evita representar a ligação covalente por uma seta. Uma alternativa seria, em vez de representar a dupla ligação, cada ligação com os dois átomos de oxigênio fossem representadas por - - -. Reação de explosão da trinitroglicerina: C3H5(NO3)3 (l) → 3 CO (g) + 5/2 H2 (g) + 3/2 N2 (g) Q5. Ao pintar uma grade ou portão de ferro, estamos isolando o material metálico do contato com a água e com o oxigênio (seja água com oxigênio dissolvido ou ar úmido). Q6. Uma alternativa para evitar o escurecimento de frutas seria refrigerá-las. A diminuição da temperatura diminui a velocidade das reações químicas. No caso de reações enzimáticas, além do um pH ótimo para atuar, as enzimas também tem uma temperatura ótima. Outra opção seria eliminar a presença de um dos participantes da reação, mas as condições de uso dos alimentos impedem esse procedimento. Q7.

Porque, sendo sólidos, podem ser facilmente separados (decantação, filtração) ao final do processo e reutilizados, já que os catalisadores não são consumidos em uma reação química.

Q8. NH3(g) + HCl(g) → NH4Cl(s) Q9. O cloreto de amônio, NH4Cl (s), está presente em fertilizantes, como fonte de nitrogênio e também em produtos de limpeza, além de várias outras aplicações (complemento alimentar na ração de animais, medicamento de combate à cistite duodenal, etc.).

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Q10. Massa molar: HCl = (1,0 + 35,5) = 36,5 g/mol; NH3 = (14 + 3 ⋅ 1,0) = 17,0 g/mol. Q11. A velocidade das partículas de NH3 (g) é maior do que das partículas de HCl (g), pois, a formação do produto sólido ocorreu numa distância maior da extremidade onde foi colocado o algodão com NH4OH do que da extremidade onde foi colocado o HCl, indicando que, no mesmo tempo, o NH3 (g) se deslocou mais (e, portanto, mais rapidamente). Q12. A diferença de velocidade se deve às massas moleculares de NH3 (g) e de HCl (g). Como os gases estão à mesma temperatura, suas moléculas têm a mesma energia cinética média. Assim, com a mesma energia, a partícula mais leve se desloca com maior velocidade. Q13. As partículas de bismuto não têm a mesma velocidade. Se tivessem, todas se depositariam no mesmo ponto. Q14. A velocidade das partículas se relaciona com a massa das mesmas e com sua energia cinética pela expressão: Ec = 1/2 mv2. Como as partículas de bismuto têm a mesma massa, a diferença nas velocidades está relacionada às diferenças na energia cinética das partículas. Q15. As partículas de bismuto não têm a mesma velocidade. Se tivessem, todas se depositariam no mesmo ponto. Assim, a evidência empírica da diferença de velocidade entre as partículas está nas diferentes posições dos setores do disco no qual as partículas se depositaram. Q16. A curva torna-se mais achatada e mais distendida (mais alargada) no sentido de maiores velocidades. Temperaturas mais elevadas correspondem a maiores valores de velocidade das partículas, existindo um número menor de partículas com velocidades mais baixas. Q17. A curva torna-se mais alongada e menos distendida (mais estreita) no sentido de menores velocidades. Temperaturas mais baixas correspondem a menores valores de velocidade das partículas, existindo um número menor de partículas com velocidades mais elevadas. Q18. Em elevadas temperaturas, há um número maior de partículas com energia cinética elevada. Assim, a distribuição da energia cinética é mais homogênea (mais partículas com energia próxima da energia média). Em baixas temperaturas, a distribuição da energia cinética é mais diferenciada (mais heterogênea), sendo que a maioria das partículas tem baixa energia cinética. Comentário: isso ocorre porque em elevadas temperaturas, há um número maior de choques entre as partículas, que trocam energia entre si, redistribuindo-a. Em baixas temperaturas, o número menor de choques entre as partículas gera menor distribuição da energia. Q19. À medida que a temperatura aumenta, aumenta o número de partículas com energia cinética superior a E. Q20. Um aumento na temperatura aumenta a velocidade das reações químicas, pois o número de partículas com energia suficiente para se envolver em uma colisão efetiva que resulte em uma reação química é maior, sendo maior a probabilidade de ocorrerem, portanto, as colisões efetivas.

Capítulo 3


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Q22. As diferenças, quando são pequenas, normalmente ocorrem porque houve pequena diferença no valor da temperatura ou no tamanho do comprimido. Podem ocorrer também erros na marcação do tempo. Quando as diferenças são grandes, normalmente estão relacionadas a diferentes critérios para estabelecer o final da reação. Alguns estudantes só param a contagem de tempo quando a última bolhinha do fundo sobe. Outros param a contagem do tempo assim que não percebem mais a presença do comprimido e, portanto, não há mais uma efervescência tão abundante, mesmo que ainda subam bolhinhas de gás. Q23. O comprimido pulverizado reage mais rapidamente (em um tempo menor) do que o comprimido não pulverizado. Isso ocorre porque no primeiro a superfície de contato é maior e, quanto maior a superfície de contato, maior é a velocidade de uma reação química. Q24. a) O comprimido não pulverizado reage mais rapidamente (em um tempo menor) em água quente do que em água fria. Isso ocorre porque, quanto maior a temperatura, maior é a velocidade de uma reação química. b) Sim, o comportamento é o mesmo: a reação é mais rápida em água quente. c) Em água gelada, a energia cinética média das partículas é menor e, portanto, as colisões ocorrem com menos energia e são menos frequentes do que em água quente. Assim, a velocidade da reação é menor. d) Quanto maior a temperatura, maior é a energia cinética média das partículas dos reagentes e, portanto, há mais partículas com energia superior à energia de ativação. Logo, a velocidade da reação é maior. Q25. a) Temperatura e superfície de contato. b) Temperatura: quanto maior a temperatura em que ocorre uma reação química, maior é a velocidade dessa reação, já que as partículas dos reagentes apresentam maior energia cinética média, tendo maior probabilidade de realizar colisões efetivas por unidade de tempo. Superfície de contato: quanto maior a superfície de contato entre os reagentes, maior é o número de colisões entre as partículas por unidade de tempo e maior é a velocidade de uma reação química. Q26. A reação realizada na presença de catalisador é muito mais rápida do que a realizada na sua ausência. Q27. O cloreto de ferro (III) dissolve completamente em água produzindo uma cor amarelada. Como a intensidade da cor não diminui, pode-se supor que essa substância não foi consumida. Q28. Quanto maior é a concentração da água oxigenada, maior é a velocidade da sua reação de decomposição. Q29. a) Concentração do reagente e presença de catalisador. b) Concentração dos reagentes: quanto maior a concentração das espécies reagentes, maior é o número de partículas por unidade de volume e maior é o número de colisões entre essas partículas, aumentando assim a velocidade da reação. Presença de catalisador: quando um catalisador é utilizado em uma reação química, a velocidade dessa reação é aumentada.

Q30. Os conversores catalíticos dos automóveis reduzem a energia de ativação das reações de transformação dos resíduos de hidrocarbonetos e do monóxido de carbono em gás carbônico e água, e dos resíduos de óxidos de nitrogênio em nitrogênio gasoso, propiciando que essas transformações ocorram de forma rápida. As condições de ocorrência dessas reações não são as mesmas, exigindo o uso de uma mistura de substâncias catalisadoras para que a redução da poluição atmosférica seja efetiva. Além disso, os catalisadores precisam ser robustos o suficiente para atuar por muitos quilômetros sob condições variadas de temperatura e fluxo dos gases, impactos mecânicos, entre outros. Q31. Essa forma visa aumentar a superfície de contato dos gases com as substâncias catalisadoras. Comentário: A colmeia é feita de um material cerâmico, revestida por uma camada fina de alumina, sobre a qual são depositados os metais e óxidos metálicos que atuam como catalisadores. A forma parecida com casas de abelhas permite que, para uma dada massa, a superfície de contato oferecida seja muito grande. Um valor médio dessa superfície é de 200 m2/g de colmeia. Q32. a Como a reação ocorre em etapas, a etapa lenta é determinante da velocidade da reação. Como a etapa lenta é a etapa I, a equação da velocidade (v) é v = k ⋅ [HBr] ⋅ [O2]. Assim, a dobrando-se a concentração de HBr e reduzindo pela metade a concentração de O2 a velocidade da reação não se altera. v2 = k ⋅ 2 [HBr] ⋅ 1/2 [O2] = k ⋅ [HBr] ⋅ [O2] = v. Q33. c Q34. d Note que o aumento da concentração do substrato aumenta a velocidade, v, da reação. Porém, o gráfico tem na ordenada a grandeza 1/v. Essa grandeza diminui com o aumento da concentração do substrato. Q35. c Q36. a A velocidade das etapas está relacionada com o valor das energias de ativação. Assim, a etapa III, com maior valor de energia de ativação é a etapa mais lenta, enquanto a etapa II, que apresenta a menor energia de ativação é a etapa mais rápida. Q37. c

Q38. e

Q39. c

Q40. d

Q41. d Q42. d M5 = molaridade no tempo de 5 minutos M8 = molaridade no tempo de 8 minutos Mm = diferença de molaridade Mm = M3 −M5 ⇒ 0,115−0,1 ⇒ 0,01mol ⋅ L−1 ∆T = T8 − T5 ⇒ 8−5 ⇒ 3 minutos Vm =

Mm 0,015 molL−1 ⇒ 5 ⋅ 10−3 mol ⋅ L−1 ⋅ min−1 ⇒ ∆T 3 min

Q43. c Q44. b Dentre as explicações, está correto apenas o que se propõe em II, ou seja, à temperatura ambiente, as moléculas dos componentes da gasolina e as do oxigênio não têm energia de ativação suficiente para iniciar a combustão. Q45. 02 + 08 = 10. O esquema representa uma colisão eficaz, pois as moléculas mostradas no item 3 são diferentes das do item 1. No item 2 é mostrado o complexo ativado da reação. Q46. d Q47. c Capítulo 3



Q21. Os catalisadores são substâncias que atuam nas reações químicas proporcionando um caminho alternativo de mecanismo que apresenta uma barreira de energia de ativação mais baixa. Assim, com menor energia de ativação, as reações químicas ocorrem mais rapidamente.

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Q48. c A preservação do sabor original do milho verde, pelo procedimento descrito, pode ser explicada pelo fato de as enzimas (catalisadores) serem desnaturadas pela água quente, daí a necessidade de diminuição da temperatura. Q49. a) No teste I, o comprimido se dissolveu mais rápido em água morna, porque o aumento da temperatura aumenta a velocidade das reações químicas. b) No teste II, a reação ocorreu mais rapidamente usando-se o comprimido finamente triturado, porque com esse procedimento, há aumento da superfície de contato do sólido e, portanto, aumento da velocidade da reação. Q50. a) A função do níquel de Raney, na reação de hidrogenação de dextrose, é de catalisador. b) O catalisador (níquel de Raney) diminui a energia de ativação, consequentemente, a velocidade da reação aumenta. Q51. a) Conversão de amônia em ácido nítrico: 4 NH3(g) + 5O2(g) → 4NO(g) + 6H2O 4 NO(g) + O2 (g) → 2NO2(g) 2 NO2(g) + O2(g) → 2NO2(g) + N2O4 (g)) 4 NO2(g) + 2H2O(l) + O2 → 4HNO3

NH3

→

HNO3

−3   → +5 oxidação

A primeira etapa do processo de Ostwald é exotérmica, pois a energia potencial dos produtos é inferior à dos reagentes. b) A platina diminui a energia de ativação do sistema, ou seja, funciona como catalisador. Q52. a) Equação da reação do óxido de alumínio com a solução aquosa de ácido clorídrico: Al2O3(s)+ 6HCl(aq) → 2AlCl3(aq)+ 3H2O() l ou Al2O3(s)+ 6H+(aq)+ 6Cl−(aq) → 2Al3+(aq)+ 6Cl−(aq)+ 3H2O() l ou l Al2O3(s)+ 6H+(aq)+ 6Cl−(aq) → 2Al3+(aq)+ 6Cl−(aq) + 3H2O() Al2O3(s)+ 6H+(aq) → 2Al3+(aq)+ 3H2O() l ou l Al2O3(s)+ 6H3O+(aq)+ 6Cl−(aq) → 2Al3+(aq)+ 6Cl−(aq)+ 9H2O() b) Analisando o gráfico, a partir do tempo T1 a velocidade de corrosão da liga metálica aumenta na presença da solução de ácido clorídrico, e na presença da solução aquosa de hidróxido de sódio, a velocidade permanece constante. c) A diferença de velocidade de corrosão no meio ácido e básico ocorre devido à presença de óxido na superfície da liga metálica. O óxido se decompõe rapidamente na presença da solução ácida (Al2O3(s)+ 6H+(aq) → 2Al3+(aq)+ 3H2O()). l Tanto o alumínio como óxido de alumínio reagem facilmente com a solução ácida. Q53. a) Curva I, pois apresenta a maior energia de ativação. b) O catalisador diminui a energia de ativação criando caminhos alternativos para a reação, ou seja, acelera a reação. c) A energia de ativação da reação catalisada (II) será: Eat (II) = 150 – 100 = 50 kJ.

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d) ∆H = HPRODUTOS – HREAGENTES ∆H = 80 – 100 = – 20 kJ.

Sugestões de leitura para formação do professor ALMEIDA, V. V. et al. Catalisando a hidrólise da ureia em urina. Química Nova na Escola. São Paulo, n. 28, maio 2008. Disponível em: . Acesso em: 13 set. 2012. Neste artigo é proposto um experimento simples, realizado com material de fácil aquisição, para ilustrar a hidrólise da ureia em urina catalisada pela urease extraída de sementes de melancia. ■ CARVALHO, L. C.; LUPETTI, K. O.; FATIBELLO-FILHO, O. Um estudo sobre a oxidação enzimática e a prevenção do escurecimento de frutas no Ensino Médio. Química Nova na Escola. São Paulo, n. 22, nov. 2005. Disponível em: . Acesso em: 13 set. 2012. Neste artigo propõe-se um experimento didático para a observação do escurecimento de frutas e a prevenção da oxidação enzimática na presença de alguns agentes inibidores, como ácido ascórbico e ácido cítrico. ■ COSTA, T. S. et al. Experimentos com alumínio. Química Nova na Escola. São Paulo, n. 23, maio 2006. Disponível em: . Acesso em: 13 set. 2012. Neste artigo foi elaborada uma atividade experimental sobre cinética química, a partir do estudo dos fatores que afetam a velocidade da reação de oxidação do alumínio em meio ácido, utilizando materiais simples e de baixo custo. ■ COSTA, T. S. et al. Corrosão na abordagem da cinética química. Química Nova na Escola. São Paulo, n. 22, nov. 2005. Disponível em: . Acesso em: 13 set. 2012. Este artigo apresenta os resultados de uma aula experimental aplicada em turmas da segunda série do Ensino Médio, na qual, a partir do estudo cinético da reação de oxirredução do alumínio em meio ácido, fez-se uma interação entre ciência, tecnologia e sociedade. ■ LIMA, J. F. L. et al. A contextualização no ensino de cinética química. Química Nova na Escola. São Paulo, n. 11, maio 2000. Disponível em: . Acesso em: 13 set. 2012. Este artigo exemplifica a utilização da conservação dos alimentos no ensino de cinética química por duas professoras do Ensino Médio. ■ NOVAES, F. J. M. et al. Atividades experimentais simples para o entendimento de conceitos de cinética enzimática: Solanum tuberosum – Uma alternativa versátil. Química Nova na Escola. São Paulo, v. 35, n. 1, fev. 2013. Disponível em: . Acesso em: 19 fev. 2013 ■

Capítulo 3


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SANGIOGO, F. A.; ZANON, L. B. Reflexões sobre modelos e representações na formação de professores com foco na compreensão conceitual da catálise enzimática. Química Nova na Escola. São Paulo, v. 34, n. 1, fev. 2012. Disponível em: Acesso em: 19 fev. 2013. Este artigo analisa as interações entre professores em formação inicial e continuada ocorridas em aulas de licenciatura dos cursos de Ciências Biológicas e Química, enfatizando os limites e as potencialidades do uso de modelos e representações no ensino do conteúdo enzimas e catálise enzimática.

■

STANZANI, E. L. et al. As Contribuições do PIBID ao processo de formação inicial de professores de Química. Química Nova na Escola. São Paulo, v. 34, n. 4, nov. 2012. Disponível em: . Acesso em: 19 fev. 2013. Este artigo analisa entrevistas realizadas com bolsitas do PIBID usando categorias de análise construídas a partir dos objetivos do programa. Constatou-se que esses objetivos estão sendo contemplados na formação dos licenciandos, pois lhes proporcionam a reflexão e problematização de situações reais relacionadas às atividades docentes. ■

Sugestões de páginas na internet Nesta página (em inglês) você vai poder acompanhar a evolução do buraco na camada de ozônio. Existem fotos e materiais abordando vários aspectos interessantes. Também existem materiais em espanhol. Acesso em: 13 set. 2012. ■

Sugestões de vídeos Neste vídeo do Ponto Ciência se observa uma reação química entre dois gases e se denota que eles possuem velocidades de difusão diferentes. Você pode utilizar este experimento quando for discutir o Texto 3 com seus alunos. Acesso em: 13 set. 2012. ■

Neste outro vídeo do Ponto Ciência se observa a reação de decomposição da água oxigenada. Aqui é utilizado o dióxido de manganês, constituinte das pilhas comuns, como catalisador da reação. Acesso em: 13 set. 2012. ■

O experimento mostra uma reação química que se processa em velocidades diferentes, dependendo da temperatura. Você pode utilizar este experimento quando for discutir o Texto 5 com seus alunos. Acesso em: 13 set. 2013. ■

Capítulo 4 — Uma introdução ao estudo do equilíbrio químico Professor Aqui começam as orientações para o Capítulo 4 (p. 164 a p. 195)

Objetivos do capítulo O conceito de equilíbrio químico tem sido apontado por muitos autores, e também por muitos professores, como problemático para o ensino e a aprendizagem. Esse conceito tem uma grande riqueza e potencial para o ensino de Química, pois articula outros temas como reação química, reversibilidade das reações, cinética, etc. Em geral, as abordagens encontradas nos livros didáticos, bem como as observadas em salas de aula do Ensino Médio, tendem a enfatizar aspectos quantitativos (matemáticos) relacionados ao conceito, em detrimento de uma abordagem qualitativa. Ou seja, percebe-se que ao final do estudo desse assunto muitos alunos são capazes de calcular constantes de equilíbrio a partir das concentrações de reagentes e produtos e conseguem prever se “o equilíbrio se desloca no sentido de favorecer a formação de reagentes ou de produtos”. Uma investigação mais detida, porém, que buscasse perceber como eles compreendem o que ocorre em um sistema no estado de equilíbrio no nível atômico-molecular, provavelmente revelaria que essa compreensão fica muito comprometida. A mera execução mecânica de cálculos, sem o estabelecimento de relação com os aspectos observáveis e mensuráveis, bem como com aqueles aspectos relacionados aos modelos para a constituição das substâncias, dificulta e, em alguns casos, pode impossibilitar a compreensão dos aspectos fundamentais do conhecimento sobre o estado de equilíbrio químico. Na escola, o ensino do conceito de equilíbrio químico está restrito apenas à disciplina de Química. Quando esse conceito, contudo, é introduzido em sala de aula, os estudantes já trazem consigo concepções e experiências relacionadas à ideia de equilíbrio, o que pode ocasionar dificuldades na aprendizagem do conceito científico. Ao que parece, as concepções de equilíbrio manifestadas pelos alunos advêm de experiências com algumas situações, como andar de bicicleta ou observar uma balança, ou ainda de estudos formais envolvendo tal conceito que têm lugar, Capítulo 4



Este artigo apresenta um experimento simples e viável, no qual são investigadas à ação cinética (químico-enzimática) da enzima polifenoloxidase (PFO) sobre a batata (Sola num tuberosum L) permitindo o estudo da cinética enzimática química.

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sobretudo, na disciplina de Física. Tais ideias, de natureza macroscópica e sensorial, apresentam-se associáveis apenas ao mundo cotidiano concreto e não ao abstrato. Em consonância com essas experiências, as concepções de equilíbrio aparecem associadas à ideia de igualdade, apresentando também dimensões relacionadas a características estáticas que envolvem esses tipos de equilíbrio. As ideias dos alunos em relação ao conceito de equilíbrio químico evidenciam uma dificuldade na compreensão de aspectos importantes desse conceito, como o aspecto dinâmico do equilíbrio químico, o significado da constante de equilíbrio e a diferença entre fenômenos e suas representações. Isso parece ter origem na forma como o conceito é abordado nas aulas de Química e nos livros didáticos, com pouca ênfase em aspectos conceituais e qualitativos. Parece não ser suficiente abordar o conceito a partir de sua definição e da realização de exercícios quantitativos. Neste capítulo pretendemos, então, focalizar o fenômeno trazendo-o para o centro de nossas aulas. Temos como objetivos dar a palavra a nossos alunos e tentar perceber o que eles pensam sobre o que observam e como podem explicar o que observam utilizando modelos para a constituição das substâncias. Pretendemos possibilitar a discussão com os alunos sobre as relações entre o fenômeno, os modelos atômico-moleculares e as representações. A partir da discussão da ideia de equilíbrio, vamos focalizar sistemas ácido-base do ponto de vista relacional.

Sugestões para a organização do trabalho com os alunos A Atividade 1 − “Reações reversíveis e o estaTenha do de equilíbrio químico” − trabalha com o siste- cuidado! ma cromato/dicromato de potássio. Os alunos vão fazer testes que possibilitam a identificação da presença dessas espécies no sistema e a transformação de uma espécie em outra, pela adição de HCl e NaOH. Discute-se a noção de reversibilidade enfatizando-se a ideia de que as duas espécies coexistem em um mesmo recipiente. A proposta dessa atividade tem relação com pesquisas já realizadas que apontam para o fato de que os alunos concebem a existência de reagentes e produtos em recipientes separados. Você pode optar por deixar os alunos trabalharem em grupos ou fazer uma demonstração orientada, realizando o experimento passo a passo e discutindo o que se observa. A Atividade 2 − “O equilíbrio químico é estático ou dinâmico?” − vai discutir os significados para a expressão “equilíbrio químico”, enfatizando seus aspectos dinâmicos. Aqui, pretendemos explicitar a vivência dos alunos com sistemas e situações nos quais a noção de equilíbrio está associada a dimensões estáticas. É importante discutir as ideias dos alunos. Isso pode ser feito em pequenos grupos ou com toda a turma, dependendo da disponibilidade de tempo.

354

Na Atividade 3 − “Relações matemáticas entre concentrações das espécies presentes no equilíbrio” − vamos estabelecer as relações entre as concentrações das espécies em equilíbrio e discutir a constante de equilíbrio. A expressão da constante vai surgir aqui como uma sistematização que nos possibilita ter informações sobre o sistema químico. Essa é uma atividade que pode ser realizada individualmente, em casa. É importante que se faça uma discussão final com toda a turma, buscando perceber como os alunos compreenderam a tarefa e elaboraram as ideias que foram abordadas. Na Atividade 4 − “Ácidos e bases na linguagem cotidiana” −, o trabalho com os sistemas ácido/base terá como fundamento inicial a vivência cotidiana dos alunos. Solicitamos que sejam feitas pequenas pesquisas em revistas, jornais e na internet, selecionando reportagens e/ou propagandas nos quais as palavras “pH”, “xampu neutro”, “ácidos”, “alcalinos” e “antiácidos” apareçam. Pedimos também que procurem informações sobre os princípios ativos de antiácidos. Essas informações serão utilizadas em uma discussão geral com a turma para fazer uma reflexão sobre como interagimos com essas ideias e conceitos. Essa discussão vai levantar várias questões,que devem ser retomadas e esclarecidas ao longo das atividades e dos textos propostos no capítulo. Vamos discutir, no Texto 1 − “Ácidos e bases e o comportamento químico da água”−, um aspecto conceitual relacionado ao equilíbrio iônico da água para possibilitar a definição de ácidos e bases em função de possíveis interações com outras substâncias. É importante destacar que a abordagem que assumimos aqui não pretende ser classificatória, como é o usual. A ênfase que queremos dar a essas definições é a de que ser ácido ou base não é algo inerente à substância, mas está relacionado a um comportamento da substância em relação a outra; no caso que consideramos, em relação à água. Na Atividade 5 − “Construindo uma escala de Tenha pH” −, a partir da discussão de ácidos e bases, va- cuidado! mos trabalhar com a ideia de pH construindo uma escala padrão e testando o pH de materiais de uso doméstico. No Texto 2 − “Condições que afetam o estado de equilíbrio químico” −, a discussão das condições que afetam o estado de equilíbrio químico será feita considerando-se o contexto histórico do processo de produção de amônia. Procuramos fundamentar a ideia do Princípio de Le Chatelier na análise de dados experimentais e, a partir daí, trabalhamos com a enunciação desse princípio. Vale destacar aqui que é importante o cuidado com a linguagem normalmente utilizada em questões que envolvem o Princípio de Le Chatelier. É muito comum ouvirmos a referência “o sistema desloca para a esquerda” ou “o sistema desloca para a direita”. Não é o sistema que se desloca e não há direita e esquerda nos sistemas considerados: o que ocorre é um deslocamento no sentido de favorecer a formação de produtos ou de reagentes. Quando dizemos

Capítulo 4


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A5.

A6.

A7. A8. A9. A10. A11.

Sugestão de atividade adicional Você pode fazer uma mostra de experiências interessantes com seus alunos a partir das sugestões dadas pelo professor Alfredo Mateus em seu livro Química na cabeça (veja a referência completa na seção “Sugestões de leitura para formação do professor”). A seguir, listamos os experimentos que lidam com indicadores ácido-base: ■ De olho no repolho; ■ Outros indicadores naturais; ■ Preparando um papel indicador; ■ Origami com papel indicador; ■ Tintas invisíveis; ■ Borbulhando no indicador; ■ A chuva ácida e o indicador; ■ Das cinzas ao repolho; ■ O caminho das formigas.

A14.

A1. Tubo 1: solução amarela. Tubo 2: solução alaranjada. A2. Tubo 3: solução amarela. Tubo 4: solução alaranjada. A3. Tubo 3 (K2CrO4 + HCl): após a adição de HCl, a solução torna-se alaranjada, indicando a presença de K2Cr2O7. Comentário: como se trata de uma solução aquosa, as espécies químicas presentes são: H2O (l), K+ (aq), H+ (aq), Cl− (aq), 2− Cr2O2− 7 (aq) e também os íons CrO4 (aq), além dos íons − OH (aq) devido ao equilíbrio iônico da água. Não se espera, porém, que nesse momento os estudantes consigam prever que há coexistência das espécies cromato e dicromato, apesar da prevalência de uma das cores (amarelo ou alaranjado), muito menos a presença de íons OH−. A4. Tubo 4 (K2Cr2O7 + NaOH): após a adição de NaOH, a solução torna-se amarela, indicando a presença de K2CrO4. Comentário: como se trata de uma solução aquosa, as espécies químicas presentes são: H2O (l), K+ (aq), Na+ (aq), OH− 2− 2− (aq), Cl− (aq), CrO4 (aq), e também os íons Cr2O7 (aq), + além dos íons H (aq), devido ao equilíbrio iônico da água. Não se espera, porém, que nesse momento os estudantes consigam prever que há coexistência das espécies cromato e dicromato, apesar da prevalência de uma das cores (amarelo ou alaranjado).

Material testado

pH aproximado

xampu neutro

em torno de 7

leite

6,3 a 6,6

suco de limão

2,2 a 2,4

suco de laranja

3,0 a 4,0

clara de ovos

7,6 a 8,0

detergente líquido

6,5 a 7,5

solução de bateria de automóveis

<1

saliva

6,5 a 7,5

Questões

Q1. Q2.

Q3. Q4.

Q5. Q6. Q7. Q8. Q9.

Comentário sobre as questões de Q1 a Q8: Os estudantes, de modo geral, encontram dificuldade em responder as questões relativas às equações. A identificação das espécies iônicas nas atividades A3 a A6 ajuda-os a identificar as substâncias iônicas formadas. K2Cr2O7 2 K2CrO4 + 2 HCl → K2Cr2O7 + H2O + 2 KCl Comentário: Quando os íons presentes foram identificados, como dito no comentário inicial, em geral os estudantes encontram maior facilidade em identificar a presença de KCl. K2CrO4 K2Cr2O7 + 2 NaOH → K2CrO4 + H2O + Na2CrO4. Comentário: Quando os íons presentes foram identificados, como dito no comentário inicial, em geral os estudantes encontram maior facilidade em identificar a presença de Na2CrO4. K2CrO4 K2Cr2O7 + 2 NaOH → K2CrO4 + H2O + Na2CrO4. K2Cr2O7 2 K2Cr2O4 + 2 HCl → K2CrO7 + H2O + 2KCl K2Cr2O7 + 2 KOH → 2 K2CrO4 + H2O. Capítulo 4


6

Quadro MP.5 Atividade A14.

Resolução de atividades e questões Atividades

Tubo 3 (K2CrO4 + HCl + NaOH): após a adição de NaOH, a solução torna-se amarela, indicando a presença de K2CrO4. Comentário: idem A3. Tubo 4 (K2Cr2O7 + NaOH + HCl): após a adição de HCl, a solução torna-se alaranjada, indicando a presença de K2Cr2O7. Comentário: idem A4. Observa-se a formação de um precipitado amarelo pálido. Não há alteração. Verifica-se a solubilização do precipitado e a solução passa de amarela para alaranjada. Observa-se a formação de um precipitado amarelo pálido e a solução passa de alaranjada para amarela. No tubo contendo K2Cr2O7 verifica-se a precipitação de um pouco de sólido amarelo pálido e a solução permanece alaranjada. No tubo contendo K2CrO4 verifica-se a precipitação de um sólido amarelo pálido, em maior quantidade que no outro tubo que continha K2Cr2O7. Comentário: o quadro apresenta a faixa de valores esperada para os materiais que serão testados, mas pode haver diferenças.

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“esquerda” e “direita”, estamos tomando como referência a dupla seta que utilizamos na representação da equação química. É importante o cuidado com a forma de fazer a referência para não criarmos mal-entendidos. Nos Textos 3 − “O comportamento químico dos oceanos e os sistemas-tampão” e 4 − “Equilíbrio químico no sangue?” −, abordaremos um comportamento especial dos sistemas ácido-base: o efeito tampão. Faremos a discussão conceitual e traremos dois contextos específicos, os oceanos e o sangue. São textos relativamente simples. Você pode sugerir que sejam lidos em casa e discutidos em seguida com toda a turma.

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Comentário: Pode-se, nesse momento, reforçar com os estudantes que as espécies iônicas estão dissociadas em solução aquosa. Portanto, os íons cromato estão em solução, independentemente da neutralidade elétrica da solução ser estabelecida pela presença dos íons de sódio, Na+ (aq), ou dos íons potássio, K+ (aq).

manual do professor

6

Q10. Como existe um equilíbrio entre as espécies K2CrO4 e K2Cr2O7, foi necessário adicionar NaOH à solução a fim de transformar todo o dicromato de potássio presente em cromato de potássio. Q11. K2CrO4 (aq) + Ba(NO3)2 (aq) → BaCrO4 (s) + 2 KNO3 (aq) Q12. Como existe um equilíbrio entre as espécies K2CrO4 e K2Cr2O7, foi necessário adicionar HCl à solução a fim de transformar todo o cromato de potássio presente em dicromato de potássio. Q13. K2Cr2O7 (aq) + Ba(NO3)2 (aq) → BaCr2O7 (aq) + 2 KNO3 (aq). Comentário: Nota-se que todas as espécies químicas estão dissolvidas e, portanto, dissociadas. Assim, na prática, o que ocorreu foi a mistura de duas soluções aquosas de solutos diferentes, mas sem reação química. Q14. BaCrO4 é insolúvel em água, enquanto BaCr2O7 é solúvel. Q15. Transformar o precipitado de BaCrO4, insolúvel, em BaCr2O7, completamente solúvel. Q16. Transformar os íons Cr2O72− em CrO42−, levando à formação do precipitado de BaCrO4. Comentário: lembrar que nesse tubo já se tinha adicionado Ba(NO3)2 (aq) na etapa A8. Q17. Ao tubo em que foi realizada a etapa A9, adiciona-se NaOH e observa-se a formação do precipitado de BaCrO4, amarelo pálido, e a solução torna-se amarela. Ao tubo em que foi realizada a etapa A10, adiciona-se HCl e observa-se a dissolução do precipitado de BaCrO4 e a solução torna-se alaranjada. Q18. Foi formado um precipitado amarelo pálido (BaCrO4) a partir da adição de uma solução de Ba(NO3)2 a uma solução de K2CrO4. A precipitação de um pouco do mesmo sólido amarelo pálido (BaCrO4) a partir da solução contendo K2Cr2O7 indica que nessa solução também estavam presentes íons cromato (CrO42−). Q19.

H2O

NO3 NO3

H2O

K

+

H2O H2O

H2O

H2O

H2O

Cr2O27

K

H2O

H2O

BaCrO4

H2O Cr2O27

+

BaCrO4

BaCrO4

+

H2O

H2O H2O K

NO3

H2O

K

+

BaCrO4

K 2 Cr2O7 + Ba(NO3)2 NO3

H2O CrO24

H2O NO 3

2

K

H2O

Cr2O7 H2O

+

BaCrO4

H2O

NO3

H2O

H2O

BaCrO4

H2O H2O H2O

H2O

H2O

BaCrO4

K 2CrO4 + Ba(NO3 )2


356

2

CrO4 K

+

H2O K

+

Comentário: As figuras representam um modelo ideal. Pode ser que alguns alunos não consigam, ainda, representá-lo. Na questão Q23, os alunos terão a oportunidade de refazer seus modelos. Q20. 1. equilíbrio mental; 2. equilíbrio físico; 3. equilíbrio econômico; 4. equilíbrio como a possibilidade de manter-se em pé sem cair; 5. equilíbrio estrutural (no caso de uma construção: prédio, casa, viaduto); 6. equilíbrio alimentar (baseado na ingestão balanceada de alimentos). Comentário: Podem surgir outras propostas. Q21. Exemplos de equilíbrio estático: equilíbrio estrutural − não há trocas ou compensações com a vizinhança, já que as construções constituem sistemas rígidos. Exemplos de equilíbrio dinâmico: equilíbrio mental − nossas reações e atitudes dependem das circunstâncias e de nossa habilidade em lidar com as diferentes situações; equilíbrio físico − nosso corpo pode estar ou não em boa saúde, dependendo de nossa idade, fatores genéticos, exposição a doenças, etc.; equilíbrio econômico − a situação econômica de uma pessoa ou de um estado ou país depende de circunstâncias políticas, sociais, etc. Mesmo estando equilibrado economicamente, as entradas e saídas financeiras, por exemplo, continuam existindo; equilíbrio como a possibilidade de manter-se em pé sem cair − faz parte de um aprendizado, desde a infância, mas pode ser alterado por agentes externos (álcool, medicamentos ou outras drogas) ou internos (perturbações do labirinto, por exemplo); equilíbrio alimentar − podemos nos alimentar de forma balanceada, mas isso depende de nossa vontade, tempo, condição econômica, etc. A classificação dos equilíbrios em estáticos significa que quando o estado de equilíbrio é atingido, cessam-se as trocas e/ou compensações. Já para os equilíbrios dinâmicos, quando o estado de equilíbrio é atingido, as trocas e/ou compensações continuam existindo. Q22. Se, na garrafa de água mineral, a pressão e a concentração de CO2 não se alteram no equilíbrio, mas as partículas transitam continuamente de um estado para o outro, significa que o número de partículas que se desprendem do líquido, passando para o estado gasoso, é igual ao número de partículas que se dissolvem no líquido. Além disso, a velocidade com que os dois processos ocorrem deve ser a mesma. Q23. Reveja a resposta da questão Q19. Q24. a) As concentrações de HI diminuem. b) As concentrações de H2 aumentam. c) As concentrações de I2 diminuem.

BaCrO4

Q25. a) As concentrações de HI diminuem. b) As concentrações de H2 diminuem. c) As concentrações de I2 diminuem.

Capítulo 4


10/17/13 10:24 AM

Q26.

Concentrações em mol/L IV

V 2

Experiência

[H2][I2] / [HI]

[HI] / [H2] [I2]

1

3,2429 × 10−4

5,4492 × 101

2

3,1086 × 10−4

5,4204 × 101

3

2,8548 × 10−4

5,4604 × 101

b) A concentração de íons H+ (aq) na solução de HCl é 105 vezes maior do que a concentração de íons H+ (aq) na água pura. c) K w =[H+][OH−]⇒[OH−]= K w ⇒ [H+] −14

2,4866 × 10−4

5,4468 × 101

5

1,5477 × 10−4

5,4337 × 101

6

6,7120 × 10−5

5,4455 × 101

Quadro MP.6 Questão Q26.

Q27. Verifica-se uma diminuição nos valores calculados. Portanto, não há como sistematizar qualquer tipo de comportamento. Q28. Verifica-se que os valores são aproximadamente os mesmos, cerca de 5,4 ⋅ 101, ou seja, 54. Embora as concentrações das espécies envolvidas sejam diferentes nos diversos experimentos, o valor constante para tal relação matemática indica que no equilíbrio há uma proporção específica entre tais espécies. [H ]2 [O ] Q29. a) k= 2 22 [H2 O] b) Como esse valor é muito menor do que a unidade, pode-se dizer que a quantidade (concentração) de H2 e O2 são muito menores do que a quantidade (concentração) de H2O, quando o equilíbrio químico é atingido, para a reação de decomposição da água. Em outras palavras, a reação ocorre em pequena extensão. Q30. Comentário: Resposta pessoal, os exemplos a seguir são apenas uma sugestão. Os dermatologistas recomendam a utilização de sabonetes neutros em vez de sabonetes alcalinos; frutas como laranja, abacaxi e limão são bastante ácidas; leite de magnésia diminui a acidez no estômago. Q31. Comentário: Pode ser interessante discutir com os alunos se as palavras pesquisadas foram utilizadas corretamente nas reportagens e propagandas, de acordo com os conceitos químicos envolvidos. Q32. Comentário: Resposta pessoal, dependente da pesquisa realizada. De modo geral, os antiácidos mais comuns têm como princípios ativos as substâncias: hidróxido de magnésio, Mg(OH)2; hidróxido de alumínio, Al(OH)3; bicarbonato de sódio, NaHCO3; carbonato de sódio, Na2CO3. [H+][OH−] Q33. K = [H2 O] Q34. Como a concentração da água é praticamente constante: K ⋅ [H2O] = KW. Logo, KW = [H+] [OH−] Q35. Kw = [H+] [OH−] ⇒ 1,0 × 10−14 = [H+] [OH−]. Considerando que a dissociação de 1 mol de H2O (l) produz 1 mol de H+ (aq) e 1 mol de OH− (aq), as concentrações de H+ (aq) e de OH− (aq), na água pura, são iguais: [H+] = [OH−]. Substituindo na equação: [H+] [H+] = 1,0 × 10−14 = [H+]2 = 1,0 × 10−14 ⇒ ⇒ [H+] = 1,0 × 10−7. Portanto, na água pura, [H+] = [OH−] = 1,0 × 10−7 mol/L. Q36. a) HCl (a) → H+ (aq) + Cl− (aq).Como todo o ácido foi ionizado: [H+] → 0,01 mol/L = 1,0 × 10−2 mol/L

Comentário: Na concentração de íons H+, não foi incluída a contribuição da dissociação da água, porque é desprezível ([H+] = 1 × 10−7 mol/L). Q37.a) NaOH (aq) → Na+ (aq) + OH− (aq) Como todo o hidróxido foi ionizado: [OH−] = 0,01 mol/L = 1,0 × 10−2 mol/L b) A concentração de íons OH− (aq) na solução de NaOH é 105 vezes maior do que a concentração de íons OH− (aq) na água pura. c) Kw =[H+][OH−]⇒[H+]= Kw− ⇒ [OH ] −14

⇒[H+]= 10 −2 = 1,0×10−12 mol/L 10 Comentário: Na concentração de íons OH− não foi incluída a contribuição da dissociação da água, porque é desprezível ([OH−] = 1 × 10−7 mol/L). Comentário para Q38 e Q39: de acordo com a escala de pH, apenas os materiais com pH < 7 são classificados como ácidos e materiais com pH > 7 são classificados como básicos. Isso não impede a comparação, colocando-os em ordem crescente de acidez ou de basicidade. Nas questões Q38 e Q39, a resposta foi baseada na tabela da atividade A16. Q38. Ordem crescente de acidez: clara de ovos < detergente líquido, xampu e saliva < leite < suco de laranja < suco de limão < solução de bateria de automóveis. Q39. Ordem crescente de basicidade: solução de bateria de automóveis < suco de limão < suco de laranja < leite < detergente líquido, xampu e saliva < clara de ovos. Q40. Porque, quando se diz pH, refere-se a um valor numérico que varia de 0 a 14. Quando se utiliza a palavra “neutro”, referimo-nos a uma característica da substância. Assim, seria correto dizer: “xampu neutro” ou “xampu com pH 7”. Q41. a) A produção de amônia diminui a pressão do sistema, porque o número de mols de moléculas gasosas diminui à medida que a reação se processa. b) Aumentando-se a pressão sobre o sistema, em uma dada temperatura, aumenta a percentagem de amônia formada. c) Aumentando-se a temperatura do sistema, em uma dada pressão, diminui a percentagem de amônia formada. Q42. b Q43. c O princípio de Le Chatelier se aplica apenas a sistema em equilíbrio químico. No sistema I: equilíbrio envolvendo líquido e gás, em sistema fechado. No sistema II: solução saturada em equilíbrio com corpo de fundo. Porém, no sistema III: reação irreversível nas condições ambientes. Além disso, mesmo que fosse reversível, há participação de substância gasosa, o oxigênio do ar, e em sistema aberto nunca atingiria o equilíbrio. Q44. e A representação da opção-resposta é a única que apresenta a coexistência das três substâncias no equilíbrio. Capítulo 4



4

⇒[OH−]= 10 −2 = 1,0ν10−12 mol/L 10

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manual do professor

6

Q45. d A diminuição do volume, à temperatura constante, provoca o aumento da pressão do sistema. O equilíbrio químico só é afetado quando a quantidade em mol de gases, nos reagentes e nos produtos, é diferente. No caso da opção resposta, não há reagente gasoso, mas há um mol de CO2 (g) no produto. O aumento da pressão desloca o equilíbrio, consumindo CO2 (g) e CaO (s) para formar CaCO3 (s). Q46. d Q47. d Q48. a Q49. b Q50. c A diminuição da temperatura favorece o processo exotérmico que, nesse caso, é a reação inversa. O aumento da umidade (H2O) faz com que o CoCl2 reaja com a mesma, segundo a reação inversa, formando o sal hidratado, CoCl2 ⋅ 6H2O e, portanto, em ambos os casos, favorecendo a ocorrência da cor azul no galinho do tempo. Q51. a Nessa reação, a cada mol de PCl5 que se decompõe, formam-se dois mol de produtos (PCl3 e Cl2), provocando o aumento da pressão do sistema. Apenas quando o equilíbrio químico é atingido, a velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação inversa e são diferentes de zero. Nesse momento, restam (10 − 6) = 4 mols de PCl5, e formaram-se 6 mols de PCl3 e 6 mols de Cl2. Q52. c Comentário: Para ser chuva ácida, o pH < 5 e, portanto, a [H+] > 10−5mol/L. Como o ácido nítrico é um ácido forte, está completamente dissociado: HNO3 (aq) → H+ (aq) + NO3− (aq). Assim, calculando-se a concentração do ácido, tem-se a concentração dos íons H+. 7×10−5 g / L −6 a) [H+][HNO3]= 63 g/mol = 1,1×10 mol/L b) [H+] = [HNO3] = 10−6 mol/L 7×10−3 g / L c) [H+][HNO3]= 63 g/mol = 1,1×10−4 mol/L

Q53. Q54. Q55. Q56. Q61.

Q62. Q63.

7×10−6 g / L d) [H+][HNO3]= 63 1 1 10−6 mol/L g/mol = , × Considerou-se aqui que a densidade da solução, por ser bastante diluída, é a mesma da água (d = 1,0 g/mL). e) [H+] = [HNO3] = 2,0 × 10−7 mol/L e c a c Q57. c Q58. d Q59. e Q60. d c Ao dobrar o volume da solução, a concentração dos íons H+(aq) cai pela metade. Assim, o sistema fica menos ácido e, portanto, com o valor de pH um pouco maior. Como a faixa de pH da solução original está entre 4,5 e 6, após a diluição o pH estará entre 5 e 7, como valores mais prováveis. a O equilíbrio: CO2 (g) + H2O (l)  H2CO3 (aq) é deslocado para a esquerda com liberação de CO2 para o ambiente. a) Em pH 7,6. Nesse pH, para uma dada pressão de oxigênio, verifica-se uma maior percentagem de oxigênio transportado pela hemoglobina. b) Alcalose. No distúrbio da alcalose, a concentração dos íons OH− é mais elevada. Quando é ministrada a solução de NH4Cl, esse sal se encontra dissociado: − NH4Cl(aq)→ NH+ 4 (aq)+ Cl (aq).

358

Os íons OH− podem reagir com os íons NH+ 4 formando H2O e diminuindo o pH: − NH+ 4 (aq) +OH (aq) H2O (l) +NH3 (aq) Q64. a) O pH aumenta. Ao se abrir o refrigerante, ocorre uma perda de CO2(g), deslocando o equilíbrio da 1a equação no sentido de formação de mais CO2 (g). Assim, com a diminuição da concentração de CO2(aq) no sistema, o equilíbrio da 2a equação se desloca no sentido de formação de mais CO2 (aq), reduzindo a concentração de íons H+ (aq) e, portanto, aumentando o pH. b) O pH aumenta. O sistema reage a essa perturbação no − sentido de consumir os íons HCO3 adicionados e o equia líbrio da 2 equação desloca-se para a esquerda, reduzindo também a concentração de íons H+ e, portanto, aumentando o pH. [W ] Q65. a) K = 63 [I 2] b) Exotérmica. Em reações exotérmicas, a diminuição da temperatura favorece o processo direto, ou seja, a formação dos produtos (direita). Assim, no bulbo, quando ocorre o resfriamento, o equilíbrio se encontra deslocado para a direita, favorecendo a formação do WI6. Q66. a) [H+] = 0,025 mol / 0,25 L = 0,1 mol/L ⇒ pH = −log [H+] = = −log 0,1 ⇒ pH = 1 b) Maior. Sendo um ácido fraco, o ácido acético, CH3COOH, não se dissocia totalmente e, nessa solução, a concentração de íons H+ será menor e, portanto, o pH será maior. c) HCl, pois esse é um ácido forte e encontra se totalmente dissociado em solução. Q67. a) O suco mais ácido é o da laranja-pera, já que foi gasto um maior volume da base (NaOH) para a neutralização dos íons H+ presentes. b) H3Ci + 3 NaOH (aq) → 3 Na+ (aq) + Ci3− (aq) + 3 H2O (l) ou H3Ci + 3 NaOH (aq) → Na3Ci (aq) + 3 H2O (l) c) A quantidade de matéria de NaOH (0,1 mol/L) corresponde a 0,10 mol em 1000 mL; logo, em 9 mL a quantidade que reagiu foi 9,0 × 10−4 mol. Por meio da equação da reação de neutralização, sabe-se que 3 mols de NaOH reagem com 1 mol de H3Ci; assim, 9,0 × 10−4 mol de NaOH reagirão com 3,0 × 10−4 mols de H3Ci. Essa quantidade de H3Ci estava contida em 5 mL de suco e a concentração dessa espécie era: 3,0×10−4 mol = 6,0×10−2 mol/L [H3Ci]= n = V 5,0×10−3 L Q68. a) +1. b) Substâncias classificadas como ácidos de Arrhenius produzem íons hidrogênio em solução. HCl (aq) → H+ (aq) + Cl− (aq) HClO (aq) H+ (aq) + ClO− (aq) c) 1. No sentido da formação de mais ácido hipocloroso (direita). 2. A base consome os ácidos presentes e o equilíbrio desloca-se no sentido de produção de mais ácidos clorídrico e hipocloroso (direita). [H+]⋅ [Cl− ] d) Ka = [HCl] Comentário: No item (d), a representação da constante de ionização para ácidos fortes, como o HCl, tem pouco significado. Na prática, considera-se que todo o ácido está disso-

Capítulo 4


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10−14 = 10−8 ×[OH−] [OH−]=

10−14 = 10−6 mol / L 10−8

b) Teremos: CO2(g) + H2O() l + CO23−(aq) 2 HCO− 3 (aq) equilíbrio desloca para a direita [CO2]↑ o  → [HCO− 3] os íons CO2− são consumidos 3

O CO2(g) reage com os íons carbonato CO2− 3 (aq) que são repostos pela degradação do carbonato de cálcio (CaCO3) presente nos corais. Q71. a) No tubo recoberto com papel alumínio, a luz será refletida, o sistema permanecerá em equilíbrio e o pH inalterado; no tubo não recoberto ocorrerá fotossíntese e, consequentemente, aumentará o consumo de gás carbônico (CO2). O equilíbrio existente: CO2(g) +H2O(l) H2CO3(aq) H(+aq) +HCO− 3(aq) será deslocado para a esquerda e a concentração de H+(aq) diminuirá. Como o valor do pH é dado por: pH = −log[H+], conclui-se que o pH aumentará. b) Como no tubo recoberto com papel alumínio o espécime não recebe luz e não ocorre fotossíntese, pode-se estudar a relação entre a incidência de luz e este fenômeno.

Sugestões de leitura para formação do professor FERREIRA, L. H.; HARTWIG, D. H.; ROCHA-FILHO, R. C. Algumas experiências simples envolvendo o Princípio de Le Chatelier. Química Nova na Escola. São Paulo, n. 5, maio 1997. Disponível em: . Acesso em: 2 out. 2012. ■ FERREIRA, V. F. Aprendendo sobre os conceitos de ácido e base. Química Nova na Escola. São Paulo, v. 1, n. 4, nov. 1996. Disponível em: . Acesso em: 2 out. 2012. Este artigo descreve um experimento simples para a extração do lapachol a partir da serragem do ipê, propiciando assim o aprendizado dos conceitos de ácido e base. ■ FIORUCCI, A. R.; SOARES, M. H. F. B.; CAVALHEIRO, E. T. G. O conceito de solução tampão. Química Nova na Escola. São Pau-

■

lo, n. 13, maio 2001. Disponível em: . Acesso em: 2 out. 2012. Este artigo apresenta o desenvolvimento histórico do conceito de solução tampão, uma breve contextualização e uma discussão em termos de equilíbrio químico. ■ GRUPO DE PESQUISA EM EDUCAÇÃO QUÍMICA (Gepeq). Extrato de repolho roxo como indicador universal de pH. Quí mica Nova na Escola. São Paulo, n. 1, maio 1995. Disponível em: . Acesso em: 2 out. 2012. Neste experimento é construída uma escala de padrões de pH utilizando extrato de repolho roxo como indicador, sendo feito com este a classificação de diferentes soluções aquosas de acordo com sua acidez ou basicidade. ■ GOUVEIA-MATOS, J. A. de M. Mudanças nas cores dos extratos de flores e do repolho roxo. Química Nova na Escola. São Paulo, n. 10, nov. 1999. Disponível em: . Acesso em: 2 out. 2012. Neste artigo é introduzida a análise dos princípios teóricos associados às mudanças de cores dos extratos de flores e do repolho roxo, visando fundamentar experimentos de indicadores ácido-base muito comuns no ensino de Química. ■ LIMA, V. A. et. al. Demonstração do efeito tampão de comprimidos efervescentes com extrato de repolho roxo. Quí mica Nova na Escola. São Paulo, v. 1, n. 1, maio 1995. Disponível em: . Acesso em: 2 out. 2012. Neste experimento são utilizados extrato de repolho roxo e comprimido efervescente para se chegar ao conceito de solução tampão. ■ MACHADO, A. H.; ARAGÃO, R. M. R. Como os alunos concebem o estado de equilíbrio químico? Química Nova na Es cola. São Paulo, v. 1, n. 4, nov. 1996. Disponível em: . Acesso em: 2 out. 2012. Este artigo discute concepções de alunos do Ensino Médio sobre equilíbrio químico, com base em dados obtidos numa investigação realizada no contexto de sala de aula. Na análise, são destacadas as ideias que relacionam o estado de equilíbrio químico à ausência de alterações nos sistemas e as que consideram reagentes e produtos em recipientes separados. Também é analisada a dificuldade em se diferenciar o que é igual do que é constante no estado de equilíbrio químico e são discutidas concepções relacionadas à constante de equilíbrio. ■ MACHADO JÚNIOR, I.; ASSIS, R. B.; BRAATHEN, P. C. Termômetro de iodo: discutindo reações químicas e equilíbrio de sublimação usando material de baixo custo e fácil aquisição. Química Nova na Escola. São Paulo, n. 24, nov. 2006. Disponível em: . Acesso em: 2 out. 2012. Capítulo 4



ciado em água e, portanto, não há moléculas de HCl, não existindo equilíbrio químico. Q69. a) pH = −log [H+] ⇒ 2 = −log [H+] ⇒ [H+] = 1 × 10−2 mol/L Se há uma concentração de 1 × 10−2 mol em 1 L de H+, em 0,45 L haverá 4,5 × 10−3 mol. b) Equação da reação de neutralização de íons H+ por íons hidrogenocarbonato: H+ (aq) + HCO3− (aq) → H2O (l) + CO2 (g) Pela estequiometria da reação percebe-se que 1 mol de H+ reage com 1 mol de HCO3−. Portanto, para reagir com 4,5 × 10−3 mol de H+, presentes no estômago, são necessários 4,5 × 10−3 mol de hidrogenocarbonato de sódio. A massa molar do hidrogenocarbonato de sódio é 84 g/mol; logo, 4,5 × 10−3 mol terão massa de 0,378 g. Q70. a) Nos oceanos pH = 8, então [H+]=10−8 mol / L . K W = [H+]×[OH−]

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manual do professor

6

Compreender o equilíbrio químico e sua relação com a temperatura é fundamental no ensino de Química. Um exemplo interessante para predizer a temperatura é o termômetro de iodo desenvolvido por Ramette (2003). Entretanto, diante dos poucos recursos em grande parte das escolas brasileiras, neste artigo são apresentadas alternativas com materiais e reagentes de baixo custo e fácil aquisição. ■ MAIA, D. J. et al. Chuva ácida: um experimento para introduzir conceitos de equilíbrio químico e acidez no Ensino Médio. Química Nova na Escola. São Paulo, n. 21, 2005. Disponível em: . Acesso em: 2 out. 2012. O experimento apresentado neste artigo consiste na obtenção do equilíbrio 2 NO2  N2O4 e na reação de um dos gases com água para a produção de chuva ácida. ■ MARCONATO, J. C.; FRANCHETTI, S. M. M.; PEDRO, R. J. Solução-tampão: uma proposta experimental usando materiais de baixo custo. Química Nova na Escola. São Paulo, n. 20, nov. 2004. Disponível em: . Acesso em: 2 out. 2012. Neste experimento são utilizados vinagre branco e hidróxido de sódio comercial para preparar tampões com diferentes capacidades tamponantes. Extrato de repolho roxo (indicador ácido-base) é usado para verificação das propriedades desses tampões. ■ MATEUS, A. L. Química na cabeça. Belo Horizonte: Editora UFMG, 2001. ■ MILAGRES, V. S. O.; JUSTI, R. S.. Modelos de ensino de equilíbrio químico − algumas considerações sobre o que tem sido apresentado em livros didáticos no Ensino Médio. Química Nova na Escola. São Paulo, n. 13, maio 2001. Disponível em: . Acesso em: 2 out. 2012. Neste artigo são analisados modelos de ensino sobre equilíbrio químico; apresentados por livros didáticos destinados ao Ensino Médio. ■ PEREIRA, M. P. B. A. Equilíbrio químico − dificuldades de aprendizagem: I − Revisão de opiniões não apoiadas por pesquisa. Química Nova na Escola. São Paulo, v. 12, n. 1, 1989. p. 76-81. Disponível em: . Acesso em: 2 out. 2012. ■ PEREIRA, M. P. B. A. Equilíbrio químico − dificuldades de aprendizagem: II − Uso de analogias e modelos. Química Nova na Escola. São Paulo, v. 12, n. 2, 1989. p. 182-7. Disponível em: . Acesso em: 2 out. 2012. ■ RAVIOLO, A. e GARRITZ, A. Analogias no ensino do equilíbrio químico. Química Nova na Escola. São Paulo, n. 27, fev. 2008. Disponível em: . Acesso em: 2 out. 2012.

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Os resultados de uma revisão bibliográfica sobre analogias utilizadas para ensinar equilíbrio químico são apresentados neste artigo. Com isso, os autores pretendem contribuir para o trabalho de professores e alunos, reunindo a literatura dispersa. ■ SABADINI, E.; BIANCHI, J. C. de A. Ensino do conceito de equilíbrio químico: uma breve reflexão. Química Nova na Escola. São Paulo, n. 25, maio 2007. Disponível em: . Acesso em: 2 out. 2012. Este artigo pretende fazer uma breve reflexão sobre o ensino do estado de equilíbrio das reações, do ponto de vista termodinâmico. ■ SENE, J. J. et al. Equilíbrio químico de sais pouco solúveis e o caso Celobar. Química Nova na Escola. São Paulo, n. 24, nov. 2006. Disponível em: . Acesso em: 2 out. 2012. Carbonato de bário é um exemplo de sólido cujo ânion formado pela ionização de um ácido fraco torna-o solúvel em meio de ácido clorídrico. A intoxicação de vários indivíduos com bário há alguns anos deveu-se ao emprego indevido desse sal em exames de contraste. Neste artigo, a relação entre a solubilidade de ambos os sais e suas constantes de solubilidade é demonstrada e discutida. ■ SOUZA, K. A. de F. D.; CARDOSO, A. A. Aspectos macro e microscópicos do conceito de equilíbrio químico e de sua abordagem em sala de aula. Química Nova na Escola. São Paulo, n. 27, 2008. Disponível em: . Acesso em: 2 out. 2012. Neste artigo, discute-se a importância do raciocínio abstrato na construção e manipulação do conceito de equilíbrio químico, bem como o prejuízo que a memorização de regras qualitativas pode representar à elaboração dessa forma de pensamento. ■ SOARES, M. H. F. B., OKUMURA, F. e CAVALHEIRO, É. T. G. Proposta de um jogo didático para ensino do conceito de equilíbrio químico. Química Nova na Escola. São Paulo, n. 18, nov. 2003. Disponível em: . Acesso em: 2 out. 2012. Este trabalho propõe um jogo didático que utiliza materiais de fácil aquisição, para facilitar o entendimento do conceito de equilíbrio químico. Tal proposta se vale de um experimento executável em sala de aula com o objetivo de transportar, por analogia, os resultados obtidos no jogo para o conceito pretendido.

Sugestões de páginas na internet Neste endereço você vai ter acesso a uma simulação envolvendo a reversibilidade das reações químicas. Acesso em: 2 out. 2012. ■

Capítulo 4


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Neste vídeo são discutidos conceitos básicos relacionados ao equilíbrio químico, como reações reversíveis e irreversíveis, e apresentados vários exemplos de reações reversíveis. Acesso em: 4 mar. 2013. ■

Capítulo 5 — Movimento de elétrons: uma introdução ao estudo da eletroquímica Professor Aqui começam as orientações para o Capítulo 5 (p. 196 a p. 249)

Objetivos do capítulo O objetivo deste capítulo é introduzir o tema das reações de oxirredução. Esse tema é muito amplo, propicia muitos desdobramentos e favorece a abordagem de tópicos de outras áreas do conhecimento. Exemplos práticos de suas aplicações estão disponíveis à nossa volta, sob vários prismas. A extração de minérios, a corrosão, os trabalhos que envolvem metais, os processos bioquímicos dos seres vivos, a fabricação dos componentes dos aparelhos que servem aos avanços tecnológicos de ponta, como auxiliares nos diagnósticos no campo da Medicina, são alguns exemplos que podemos citar. Podemos dizer que, para fundamentá-los, não precisamos de grandes ousadias, nem de quantidades desproporcionais de informações. Muitos fenômenos podem ocorrer com elementos da tabela periódica. O estudo daqueles que nos são mais familiares e próximos, porém, é suficiente para desenvolvermos uma base consolidada, a partir da qual estudos posteriores e avançados poderão ser feitos com segurança. Gostaríamos de sugerir que, sempre que possível, a abordagem deste capítulo ocorra com o envolvimento de pessoas de um coletivo maior que o da escola. A participação dos pais, de pessoas presentes no cotidiano do bairro dos alunos, de profissionais dessa área de Química, de pessoas mais idosas, será sempre importante para a aprendizagem do aluno. Esse tema envolve muitos conteúdos aos quais nós, professores, não temos acesso pelos meios tradicionais. Nossa sugestão é que você, professor dessa disciplina que envolve tanta transformação, confie na capacidade dos alunos e, com eles, mergulhe em atividades diferentes, divertidas e bonitas, transformando as aulas comuns em momentos de grande envolvimento. As atividades são bem variadas: experimentos simples, textos, entrevistas e trabalho de pesquisa que envolve investigações por meio de diversas fontes.

Sugestões para a organização do trabalho com os alunos O Texto 1 − “Introdução ao estudo das reações de oxirredução” − é introdutório e recorre a alguns conceitos já ensinados ao apresentar termos novos. Embora esses conceitos sejam simples e fundamentais, é conveniente que se verifique se todos já os aprenderam. Como o texto pretende estimular os alunos à aprendizagem de novas ideias, há alguns fatos anunciados sobre situações do cotidiano de todos nós, com o intuito de instigar o questionamento da turma sobre muitos aspectos desses fatos. O texto é, pois, um primeiro diálogo com o estudante, um convite para a sua participação nas atividades do módulo. Queremos aguçar-lhe o desejo de aprender muitas coisas e conscientizá-lo da relevância dessa aprendizagem para a sua vida pessoal. Pelas considerações anteriores, sugerimos a você que conduza esta introdução utilizando uma conversa ou uma apresentação com espaço para manifestações espontâneas ou solicitadas da turma. Seguramente, todos os participantes, incluindo você, terão informações e comentários adicionais aos do texto. Podem ser feitas questões sobre os conceitos que já devem ter sido aprendidos, por exemplo. Os alunos podem expor exemplos sobre fenômenos que envolvem reações de oxirredução. Assim, ao sentirem que sua participação está sendo relevante e suas ideias consideradas, uma atmosfera de respeito mútuo e de animação tem condições de se formar. A Atividade 1 − “Vitamina C como agente redu- Tenha tor − interação com iodo” − apresenta um experi- cuidado! mento bem simples, planejado para que o aluno tenha a condição de observar um fenômeno envolvendo mudanças visuais muito nítidas e bonitas. Os materiais envolvidos são de uso corriqueiro e as evidências das reações que ocorrem no teste fazem-nos refletir sobre seus constituintes. Ao longo do procedimento e relacionando seus resultados com as informações disponíveis na atividade e nas discussões em grupo, os alunos têm condições de sistematizar suas observações e responder a questão no final da atividade. Esse experimento pode ser demonstrado por você, com ajuda dos alunos. Pode ser, entretanto, muito mais proveitoso para eles se o trabalho for realizado pelos grupos. Os materiais necessários são muito acessíveis. Se não puder contar com recursos da escola para obtê-los, você pode combinar com a turma, solicitando ajuda na aquisição dos materiais. Como você pode constatar, esta atividade envolve o uso de substâncias minerais e orgânicas, materiais naturais (como o limão) e produzidos (como a vitamina C e o iodo). Consideremos, então, alguns aspectos desses materiais: Capítulo 5



Sugestões de vídeos

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Convém estarmos atentos para o fato de o limão ser um fruto complexo em sua constituição. Sabemos que contém ácido cítrico e substâncias alcalinas, além do ácido ascórbico. Quando usamos o seu suco, nesse experimento, é preciso lembrar que muitas substâncias podem interferir na reação que queremos focalizar.

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A vitamina C pode também ser comercializada em tabletes efervescentes. Para o nosso caso, esse tipo não convém, principalmente por produzir soluções coloridas e gás, quando se dissolve. Tais consequências podem afetar as evidências dos fenômenos que queremos estudar. O comprimido de vitamina C, como quase todos os outros comprimidos, utiliza amido como suporte. Se você se recordar das experiências sugeridas em Ciências nos anos iniciais, há um teste proposto para a identificação do amido nos vegetais. Esse teste envolve o uso de solução de iodo que, em contato com o amido, fica azul. Isso só acontece em presença de iodeto.

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As soluções farmacêuticas de iodo são preparadas dissolvendo o iodo sólido (I2) em álcool, no qual é mais solúvel, comparado com a água. A essa solução é acrescentado iodeto de potássio (KI) (consulte os rótulos do frasco da farmácia), em pouquíssima quantidade. A presença de iodeto garante maior estabilidade à solução de iodo. Em solução, é possível existir a associação do iodeto com iodo, constituindo a espécie I3−, muitas vezes representada nas equações das reações que envolvem o iodo. De fato, é essa espécie que forma, com a molécula do amido, uma complexo de cor azul.

Para o nosso experimento, é preciso garantir uma quantidade da solução de iodo, dissolvida em água, suficiente para formar uma solução aquosa amarelada. Caso essa cor não seja obtida com apenas dez gotas da solução alcoólica de iodo, adicione mais, até atingir a cor sugerida. Ao final da atividade, é importante promover uma pequena exposição para destacar os conceitos fundamentais apresentados. Além disso, utilizando questões ou diálogo com os alunos, convém verificar como estão estabelecendo relações entre os conceitos novos e os fenômenos observados. O Texto 2 − “Substâncias oxidantes e redutoras” vai apresentar de forma sistematizada os conceitos de substâncias oxidantes e redutoras. Os conceitos são apresentados tendo em vista fenômenos observados na Atividade 1. O texto também aborda o cálculo do número de oxidação (nox). O Texto 3 − “Algumas informações sobre o grupo do iodo − os halogênios” − está sendo sugerido para atender a vários propósitos. ■

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Como propósito central, apresentar a possibilidade da existência de vários valores para o estado de oxidação de uma espécie química, fato que ocorre com muita frequência, para vários elementos. O uso de fórmulas das subs-

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tâncias, em que o átomo de um certo elemento químico apresenta diferentes valores de estado de oxidação, está aqui sugerido para fins informativos e para mostrar a sistematização dos químicos no estabelecimento de nomenclaturas para as substâncias. Não é necessário enfatizar a memorização desses nomes. Acreditamos que o uso que fazemos das substâncias é que as torna conhecidas e relevantes, justificando, então, a aprendizagem de seus nomes. Apresentar informações sobre o iodo e seus parceiros na tabela periódica, suas propriedades e seus estados físicos. É proveitoso considerar como varia o estado físico das substâncias simples formadas pelos halogênios e a massa relativa de seus átomos. Quanto maior a massa do átomo, maior agregação ocorre entre as partículas que constituem suas substâncias. Favorecer o uso e a aplicação da tabela periódica. Considerar elementos de um mesmo grupo e de grupos diferentes e interpretar informações fornecidas na tabela são algumas situações que podem ser deflagradas simultaneamente ao estudo do texto. Outro aspecto importante quanto ao uso crítico das informações que a tabela apresenta está relacionado com a distinção entre o significado do símbolo do elemento e o da substância simples que pode existir com átomos desse elemento. Por exemplo, encontramos, associadas ao símbolo do iodo, na tabela periódica, informações como seu número atômico, massa relativa, raio, temperatura de fusão ou densidade. Se fizermos a leitura, na tabela periódica, do iodo como elemento químico, não podemos atribuir-lhe densidade ou temperatura de fusão, pois essas são propriedades da substância iodo (I2) e não do átomo do elemento químico de fórmula I. Essa consideração pode ser ampliada para a abordagem que, geralmente, é feita com os metais. Chamamos de metais alcalinos, por exemplo, o sódio (Na) e o potássio (K). De fato, os metais são as substâncias constituídas por um incontável número de átomos dos elementos químicos sódio e potássio. Na tabela periódica estão, portanto, dispostos os símbolos dos átomos dos elementos químicos que atualmente conhecemos e não o das suas substâncias. Assim, o iodo não existe como substância de símbolo I, mas como I2. Para o caso dos metais, como sua substância é constituída por n (número enorme) átomos, sua fórmula química ficou convencionada como o próprio símbolo do elemento. Por exemplo, a substância metálica ferro é representada quimicamente por Fe. A partícula unitária do material ferro é o seu próprio átomo. Diferentemente ocorre com a partícula unitária da substância iodo (I2), que é constituída por dois átomos desse elemento químico. Essas considerações são o principal assunto para os temas relacionados com a constituição das substâncias ou ligação química.

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de substâncias em água. Se for o caso, podem-se até abordar informações sobre funções que tradicionalmente são ensinadas em separado na Química Orgânica. Pela natureza das informações contidas nesse texto, sugerimos que sua leitura seja solicitada aos alunos e, posteriormente, uma pequena exposição seja feita para atender a questões surgidas e acrescentar informações que julgar convenientes. A Atividade 3 − “Maçãs especiais” − pode ser desenvolvida tanto na escola quanto em casa. O importante, em qualquer caso, é garantir que as observações sejam feitas ao longo dos tempos sugeridos no procedimento. Quando nós, professores, decidimos por uma abordagem da Química associada ao cotidiano, sabemos que temos que estudar muito mais. A quantidade de questões que surgem, ao investirmos nas explicações dos fenômenos do dia a dia, é muito grande. Como se não bastasse serem muitas, quase sempre não encontramos suas respostas nos livros que estão mais disponíveis. É muito mais desafiante, contudo, desenvolvermos trabalhos dessa natureza pois, assim, o conhecimento que se vai configurando pelo estabelecimento de relações entre tantos aspectos é mais pertinente e relevante à vida. Quando uma situação como essa é promovida, a formação de atitudes críticas nos alunos é favorecida. A maçã é uma fruta cuja casca se presta à aplicação como indicador natural ácido-base. Sua polpa, quando exposta ao ar, escurece facilmente, por oxidação de alguma ou algumas de suas substâncias constitutivas. O limão e o açúcar, colocados sobre a polpa, vão prevenir essa oxidação. Uma das razões dessa prevenção é simplesmente a proteção que fazem da superfície da polpa, impedindo o seu contato com o ar. Uma outra razão se deve à presença de substâncias do limão (ácido ascórbico) e do açúcar (sacarose) que podem agir como redutoras, anulando, pois, o efeito do oxigênio do ar sobre a maçã. Na segunda parte do experimento, o que ocorre Tenha se deve à ação do ácido málico na maçã. Esse áci- cuidado! do reage com o ferro do prego, oxidando-o a Fe2+. A substância formada, o maleato ferroso, é azulada e, à medida que se forma, escurece a polpa da maçã. O ferro, como maleato ferroso, é mais facilmente absorvido pelo organismo humano do que como sulfato ferroso. Observando o prego (ou pedaço de ferro) imediatamente retirado da maçã, pode-se constatar que quase não muda de cor. Seu aspecto é muito parecido com o do prego deixado de fora, apenas um pouco menos brilhante. Após algumas horas, contudo, podem-se observar sinais de ferrugem, uma cor amarelada, justamente na parte que penetrou a maçã. Assim, torna-se mais evidente que houve oxidação do ferro pela maçã. Esse processo, se dando no interior da fruta, onde é ausente o oxigênio do ar, gera a formação do Fe2+ que se associa ao grupo maleato, de cor azul-escuro. Quando o prego é retirado da maçã, fica exposta ao ar a superfície que reagiu. Provavelmente, mais vulCapítulo 5



Como estratégia de trabalho para o estudo desse texto, sugerimos que a turma seja dividida em grupos para uma leitura inicial. A seguir, pode ser feito um sorteio de um membro de cada grupo para expor as ideias contidas em cada parágrafo (um parágrafo por grupo). Após cada exposição, você pode apresentar questões para avaliar se a compreensão das ideias está assegurada pelos alunos e acrescentar mais alguma informação ou enfatizar algum ponto. Como apresentamos anteriormente considerações relevantes sobre a interpretação das informações da tabela periódica, entendemos que esse é um momento muito propício para você, utilizando uma tabela grande, conduzir discussões com os alunos em que ocorram reflexões sobre os pontos destacados. O Texto 4 − “Algumas regras de nomenclatura de sais e ácidos mais comuns” − vai apresentar de forma mais sistemática a nomenclatura de sais e ácidos mais comuns. Nossa ideia aqui é que o aluno tenha contato com essas informações, mas não consideramos que seja necessário enfatizá-las. Utilize essas regras ao longo de todo o capítulo e nos capítulos seguintes também. Retome, sempre que for pertinente, a questão da forma de nomear os compostos, mas sem, entretanto, fazer isso com o objetivo de memorização de nomes. A Atividade 2 − “Vitamina C como agente reduTenha tor − interação com permanganato de potássio” − cuidado! tem o mesmo objetivo que a Atividade 1: dar evidências de reações químicas que envolvem oxirredução. Assim, todas as recomendações e considerações metodológicas que lá apresentamos valem para esse caso. A estratégia de trabalho pode ser a mesma. O permanganato de potássio pode ser adquirido como um pó compactado em forma de comprimido em farmácias. Para fazer as soluções, você deve recomendar o uso de quantidade de permanganato suficiente para atingir uma suave cor violeta. A dissolução do permanganato de potássio é um fenômeno muito bonito e o momento em que isso é feito pode ser aproveitado para algumas discussões de conceitos fundamentais. Apresente a seus alunos as seguintes questões: Por que o grão (ou pó) se dissolve? Por que a cor se espalha? Como ocorre esse espalhamento? Essas questões fazem emergir outras relacionadas ao modelo de partículas, já abordado anteriormente. O Texto 5 − “Algumas informações sobre a Vitamina C” − apresenta, em sua primeira parte “Aspectos históricos” algumas informações da história da época das navegações em busca de outras terras, além do Velho Mundo. Na segunda parte “Considerações sobre a estrutura da vitamina C”, a fórmula estrutural da vitamina C é apresentada. Conforme o que você já tiver ensinado, essa é uma boa chance para recordar alguns aspectos das ligações químicas covalentes e da importância do grupo OH na dissolução

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nerável do que antes de entrar em contato com a maçã, o ferro dessa superfície se oxida ao ar, produzindo óxidos de ferro (com estado de oxidação +3, provavelmente), amarelos. Como pode ser constatado, na primeira parte do experimento, a maçã se oxida ao ar e, na segunda parte, a maçã oxida o ferro. De fato, são as substâncias presentes na maçã que atuam. O interessante é considerar que essas atuações se dão conforme as circunstâncias. Esse fato ilustra a ideia que desejamos defender de que não há, de forma absoluta, uma substância redutora ou oxidante. Ela atua como tal conforme o meio. Como está sugerido no procedimento, os alunos escreverão um pequeno texto. Propomos que o conteúdo desses textos seja socializado. Dividindo a turma em grupos, pode-se construir um texto coletivo. Isto feito, organiza-se uma seção plenária, em que cada grupo apresenta o seu texto. Ao final, você pode sistematizar as informações e observações dos alunos, apresentando, por seu turno, as novas informações que trarão as explicações para a maioria dos fenômenos observados. O Texto 6 − “Maças especiais” − sistematiza o que foi observado na Atividade 3. A Atividade 4 − “Compreendendo a tabela de Tenha potenciais-padrão de redução” e o Texto 7 − “Po- cuidado! tenciais-padrão de redução” − vão introduzir a tabela de potenciais de redução como uma importante ferramenta a ser usada para prever se uma substância se comporta como redutora ou oxidante diante de uma outra. Vale destacar para os alunos que o uso da tabela permite prever se uma reação é ou não espontânea, mas não podemos dizer se ocorre imediatamente, pois isso depende da velocidade da reação, que pode ser lenta. Vamos trabalhar com três metais e três soluções contendo íons desses mesmos metais, para levarmos os alunos a compreender a lógica de organização da tabela de potenciais de redução. Como a experiência é bem simples, sugerimos que cada grupo realize o procedimento e discuta as questões propostas; depois, deve-se promover uma discussão final com toda a turma, para depois realizar uma leitura coletiva do Texto 7. O importante na discussão é destacar que a força redutora de metais ou força oxidante de cátions metálicos é sempre relativa. É importante também dar destaque para as representações das semirreações e a formação de pilhas. Aborde ainda como se constrói a tabela e comente sobre os eletrodos padrão. O Texto 8 − “Células eletroquímicas, pilhas e baterias” − vai introduzir os conceitos de semirreação, anodo, catodo, células eletroquímicas, pilhas e baterias. Estes conceitos são importantes para a sistematização de fenômenos estudados pela eletroquímica. O Texto 9 − “Pilha de Daniell” − apresenta a pilha de Daniell, destacando os fenômenos que ocorrem nos eletrodos antes a após os fios condutores serem conectados. Ao longo do texto há questões a serem respondidas pelos alunos,

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sendo que o objetivo delas é possibilitar que os alunos exercitem a utilização de explicações para os fenômenos. Por esse motivo, muitas vezes as questões são propostas antes mesmo dos conceitos serem apresentados. É importante destacar que esta forma de organizar o texto possibilita o exercício coletivo de interpretação, explicação e representação dos fenômenos, o que é muito importante para a elaboração do pensamento químico. A Atividade 5 − “Um procedimento para o cálculo da diferença de potencial” − apresenta o procedimento para cálculo da diferença de potencial para a pilha de Daniell, o que pode ser estendido para outras pilhas. O Texto 10 − “Balanceamento de equações envolvendo oxidação e redução” − apresenta um outro procedimento que envolve o balanceamento de equações de oxirredução. A Atividade 6 − “Investigando uma pilha coTenha mum” − propõe situações nas quais os alunos cuidado! manipulam ferramentas para abrir uma pilha. Esse é um exemplo de atividade teórico-prática em que conteúdos são associados à execução de tarefas práticas. Ao relacionar o que faz e o que vê com informações pertinentes, os alunos podem aprender de maneira bem estimulante. Ao realizar tais tarefas, eles utilizam vários recursos mentais e psicomotores. Recorrem aos textos porque precisam das informações. Se elas fazem sentido, o conteúdo pode ser aprendido mais facilmente. A estratégia de trabalho que sugerimos é realizar a atividade em grupo e o acompanhamento presente é desejável. Para abrir a pilha, os alunos vão precisar de sua ajuda e orientação, mesmo depois de terem lido as instruções do procedimento. Para trabalhar com mais dados, solicite à turma, previamente, que traga pilhas usadas para a escola e incorpore pilhas diferentes (comuns e alcalinas, grandes e pequenas) aos materiais necessários. Como já prevenimos, podem surgir questões cujas soluções não serão encontradas facilmente. Instigue os alunos a procurarem as respostas, a conversarem com pessoas especializadas. O mais importante a ser desenvolvido, nessa atividade, é a coragem de investigar o desconhecido e desmistificar aquela “caixa-preta” que é a pilha, tão consumida. Além disso, não podemos deixar de alertar os alunos para os cuidados no descarte dos materiais da pilha. O Projeto 1 − “Pesquisa sobre as baterias” − está planejado para ser desenvolvido em grupo. Como as tarefas sugeridas dependem de condições de tempo e contatos com pessoas que trabalham em lojas especiais, para cumprir a atividade é preciso planejá-la com bastante antecedência. Os temas sugeridos podem, é claro, ser modificados ou ampliados, conforme as possibilidades. Não deixe, entretanto, de dar uma chance à investigação das condições de saúde em que trabalham as pessoas envolvidas na venda e recuperação das baterias de automotivos. É sempre bom destacar o quanto é importante ter cuidado na manipulação de substâncias peri-

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Novamente, aqui, entrevistas com médicos podem trazer informações preciosas. Além do alumínio, sabemos que há outros metais prejudiciais à saúde. Há também, contudo, aqueles que são incorporados em alguns tipos de tratamento. O lítio é usado em medicamentos muito caros para combater a depressão. O estanho é usado em medicamentos para tratamento de úlceras no estômago. Como serão as reações envolvidas? Certamente, processos de oxirredução estão envolvidos. Assim, cabe a você deliberar sobre a melhor forma de enriquecer o conhecimento dos alunos (e o seu próprio), em função de suas condições e de sua escola. Os ferrados e os cromados é o nome de um dos livros do professor Mansur Lutfi, que aborda a produção social e apropriação privada do conhecimento químico. Sugerimos a você a leitura da página 60 desse livro, escrito por alunos sobre uma visita a lugares que trabalham com galvanoplastia. Talvez você possa incorporá-lo às suas aulas, como texto para ser lido pelos alunos. A Atividade 8 − “Investigação sobre a corrosão do ferro” − propõe uma experiência simples e interessante sobre a corrosão do ferro. Os alunos podem realizá-la em casa, desde que você disponibilize as soluções de ferricianeto de potássio e fenolftaleína. É necessário um certo tempo para que se possam observar as transformações, portanto sugerimos que você encaminhe o experimento antes que possa abordar a questão da corrosão.

Sugestão de atividade adicional Além de todas as atividades propostas neste capítulo, sugerimos outra que envolve a realização de entrevistas. Esta é uma atividade que, sendo planejada para ser realizada fora da escola, pode contribuir muito para estimular os alunos na reflexão do que já estudaram. Atividades dessa natureza favorecem a interação entre pessoas com diferentes graus de conhecimento, de forma a partilharem seu saber. O encontro dos alunos com outras pessoas está planejado para ter um objetivo e não para ser apenas um bate-papo. Isso estimula o desenvolvimento da atenção deliberada, atitude fundamental para a ocorrência de aprendizagem. Além disso, agradáveis momentos podem acontecer. Por exemplo: uma avó gosta de falar sobre coisas do passado, como faziam antigamente com relação a hábitos alimentares. Um dentista ou uma médica vão ficar satisfeitos ao falar de coisas das quais, geralmente, não têm chance de falar. Um cozinheiro, feliz com a sua profissão, vai dar muitas receitas para uma saúde melhor. Para o entrevistador, muitas questões vão aparecer. Não se assuste, pois certamente não será possível responder a todas as dúvidas ou curiosidades surgidas. Organize aquelas que você julgar passíveis de serem investigadas e respondidas. Considere o desejo dos alunos e, conforme o que decidirem, um outro trabalho pode ser planejado. Capítulo 5



gosas. Talvez o trabalho dos alunos possa contribuir para a conscientização das pessoas desse ramo sobre os riscos que passam se não se protegerem adequadamente. Conforme o resultado dos trabalhos, a apresentação deles pode ser ampliada para a comunidade escolar. Quando você fizer a sua avaliação, cogite se é viável preparar painéis para exposição na escola, ou, ainda, pode-se planejar um horário em que alunos que desenvolveram os trabalhos se revezem para ficar ao lado dos painéis, a fim de falar de seus resultados para outros alunos. Tendo em vista tudo o que foi possível fazer ao longo desse capítulo, considere a possibilidade de trocar ideias com outros professores. Seja na sua própria escola ou em outras, a importância da divulgação de seu trabalho é incontestável. Trocando ideias, expondo, ouvindo críticas e/ou sugestões, nosso trabalho melhora extraordinariamente. Quanto aos alunos, não é necessário fazer previsões. Eles são a sua fonte maior de estímulo e alegria quando se quer melhorar as condições de ensino e aprendizagem. A Atividade 7 − “Um exemplo de eletrólise” − Tenha vai investigar a eletrólise de uma solução aquo- cuidado! sa de iodeto de potássio. O fenômeno é lindo! Sugerimos que você faça a montagem e realize uma demonstração para seus alunos. Enquanto observam o fenômeno, vá propondo questões buscando orientar as observações e possibilitar a articulação entre o que se observa, como se pode explicar e como se pode registrar o que se observa. O Texto 11 − “Alguns exemplos que envolvem o uso da eletrólise para obtenção de materiais” − vai abordar a eletrólise de forma mais contextual. É um texto simples que pode ser lido em casa e discutido rapidamente. O Texto 12 − “Estudando o alumínio − vantagens e riscos” − contém muitos tipos de informações sobre o alumínio. O objetivo é dar ao leitor condições para que possa fazer uma reflexão sobre o impacto do uso do conhecimento químico sobre questões econômicas, sociais e ambientais. Em vários trechos do texto, é possível incorporar outras ideias, quer sejam de natureza semelhante às do texto, quer sejam relacionadas a conceitos químicos que podem ser mais discutidos ou retomados. Para citar alguns: leis ponderais, balanceamento de equações químicas, funções químicas, tabela periódica, fatores que afetam a solubilidade dos sais em água, etc. Para dirigir a leitura do texto pelos alunos, você pode elaborar questões para que respondam ou solicitar-lhes relatos sobre mais alguma informação de que dispõem sobre o alumínio. Uma outra forma de abordar o conteúdo do texto é associá-lo a alguma atividade relacionada à coleta seletiva de lixo ou ao tipo de produto que é embalado em alumínio. Professores de Geografia podem dar sugestões sobre um possível estudo das localizações das minas de bauxita.

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Para desenvolver essa atividade, sugerimos que a turma seja dividida em grupos. Cada grupo pode, então, decidir sobre quem vai entrevistar quem. Os resultados devem ser reunidos em um trabalho por grupo e, acreditamos, é muito importante compartilhá-los. Portanto, propomos que seja favorecido um momento para a apresentação desses resultados para toda a turma. A seguir, reproduzimos um roteiro para o trabalho.

Como as pessoas compreendem a relação entre os elementos químicos e o organismo humano? Elabore, você mesmo, algumas perguntas para fazer a quaisquer pessoas, para averiguar as ideias que têm sobre a presença de alguns elementos na constituição de alimentos. Logo adiante, apresentamos algumas sugestões. Registre as respostas ou as ideias principais nelas contidas. Organize os dados por pessoa, por idade, por profissão ou da forma que lhe aprouver. Procure incluir pelo menos um médico em sua lista. Traga as informações para o seu grupo e, reunindo todos os dados, redijam um texto que apresente os resultados. Ao final, apresente o comentário de seu grupo sobre os dados obtidos. Sugestões 1. Você deve considerar que ferro é bom para o organismo, para o sangue, por exemplo. Como você acha que o ingerimos? Será que é como fragmentos minúsculos de limalha? 2. Dizem que feijão tem muito ferro. De que forma o ferro está no feijão, na couve, nos brócolis? 3. Dizem que é bom cozinhar feijão em panelas de ferro ou deixá-lo cozinhar com um prego de ferro. O que você acha que acontece com o ferro para que ele seja incorporado ao nosso organismo? 4. Você usaria panelas ou utensílios enferrujados? Por quê?

A5. A solução inicial de permanganato de potássio tem uma coloração de rosada a violeta. Comentário: A intensidade da coloração depende da concentração da solução preparada. Comentário da atividades A6 e A7: a tonalidade observada depende da concentração e da acidez. Os relatos dos alunos provavelmente vão variar bastante, pois dificilmente concordam com a definição das cores observadas, ou simplesmente não observam algumas tonalidades percebidas por outros grupos. A6. Após a adição de suco de limão, a cor da solução vai mudando de cor, passa por um tom de vermelho (laranja), verde, marrom e, por fim, descora-se completamente, ficando levemente esverdeado devido à coloração do suco de limão. A7.

Após a adição de vitamina C, a cor da solução vai mudando de cor, passa por um tom de vermelho (laranja), verde, marrom e, por fim, descora-se completamente.

A14.

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4 horas

Início

Atividades A3. A cor do sistema inicial (água + solução alcoólica de iodo) é amarelada. Com a adição do comprimido de vitamina C, ocorre o descoramento gradual dessa solução e ela se torna incolor. A4. A cor do sistema inicial passa de amarelada a quase incolor, meio esverdeada. Comentário: quando apenas poucas gotas de suco de limão são adicionadas, a mudança de cor é pouco intensa, devido à menor quantidade de vitamina C no suco de limão comparada ao comprimido. Além disso, a coloração esverdeada do suco de limão não permite que o sistema fique completamente incolor, mesmo após adição de várias gotas.

366

12 horas

superfície levemente escura amarela-clara mais escura

maçã com limão

superfície sem sem sem sem amarela-clara alteração alteração alteração alteração

maçã com açúcar

superfície amarela-clara completamente, coberta por açúcar refinado

O açúcar se dissolveu, formando uma película incolor sobre a maçã, cuja superfície permaneceu inalterada.

Sem alteração de cor, porém a maçã ficou murcha.

escura

24 horas

maçã pura


escura



A19.

Prego na maçã

Prego isolado

Resolução de atividades, exercícios e questões

8 horas

O prego tem cor acinzentada, é liso e sem sinais de enferrujamento. Permaneceu assim até o final do experimento.

Praticamente não se altera, notando-se apenas que fica menos brilhante. Após algumas horas, porém, nota-se a formação de ferrugem.

Maçã Houve um escurecimento (coloração preta a azulada) na região que ficou em contato com o prego.


Comentário: Nesse experimento, o ferro presente no prego se oxida em presença do ácido málico, da maçã. O Fe2+, formado, se combina com o maleato, formando o maleato de ferro (II), de cor azul escuro. Quando o prego é retirado da maçã, a superfície que reagiu fica exposta ao ar. O ferro dessa superfície se oxida ao ar, dando o aspecto enferrujado que pode ser observado após algumas horas.

Capítulo 5


10/17/13 10:24 AM

A45.

Íon Metal

Mg2+

Mg

−

Zn

−

Cu

−

Zn2+

Cu2+

+

+

−

+

−

−

Início da experiência

30 minutos depois

24 horas depois

Pregos acinzentados imersos na gelatina incolor e levemente opaca.

Aparecimento de uma leve coloração esverdeada próximo às extremidades dos pregos e rosa na região reta.

Próximo à ponta, à cabeça e à parte dobrada do prego, a gelatina adquiriu uma coloração azul-esverdeada; nas outras regiões, próximas ao prego, a gelatina ficou rosa. Prego enrolado com zinco: toda a parte central do prego, em que estava enrolada a fita de zinco, ficou rosa; ao redor da ponta e da cabeça do prego ficou azul-esverdeada. Prego enrolado com cobre: uma coloração rosa envolveu o fio de cobre e a região em torno do prego ficou azul-esverdeada.

Placa 1


A22. Os resultados estão sintetizados no quadro anterior, da atividade A21. A23. Zn (s) → Zn (aq) + 2 e 2+

Pregos acinzentados enrolados com fios de cobre ou zinco e imersos na gelatina incolor e levemente opaca.

−

A24. Cu2+ (aq) + 2 e− → Cu (s) A25. Zn (s) + Cu2+ (aq) + 2 e− → Zn2+ (aq) + Cu (s) + 2 e− ⇒ ⇒ Zn (s) + Cu2+ (aq) → Zn2+ (aq) + Cu (s) Placa 2

A26. E0 = + 0,34 V A27. E0 = −0,76 V A28. ∆E0 = + 0,34 V − (−0,76 V) = +1,10 V

Prego enrolado com zinco: aparecimento de uma coloração levemente rosa próximo ao prego. Prego enrolado com cobre: aparecimento de uma coloração levemente rosa próximo ao fio de cobre.

A31. Comentário: As substâncias constituintes da pilha estão indicadas no desenho abaixo, de acordo com a descrição do texto. contato de metal

Quadro MP.10 Atividade A45. MnO2 + grafite NH4Cl + ZnCl2 Zn

Figura MP.17 Atividade A31.

A32. A embalagem plástica que serve como recobrimento externo pode ser destinada à reciclagem de plásticos, cujos pontos de coletas são mais comuns nas cidades. O bastão de grafite pode ser guardado no laboratório e utilizado como eletrodo nos experimentos de eletrólise. Os demais constituintes precisam de destinação especial, pois são tóxicos. Atualmente, a coleta de pilhas e baterias, com finalidade de reciclagem, ainda é incipiente no Brasil. Pesquise na internet “coleta de pilhas usadas” e sua pesquisa resultará em vários fabricantes e outras instituições que recebem esses materiais e o destinam à reciclagem.

Exercícios E1. Comentário: os exercícios E1 e E2 estão respondidos no quadro a seguir.

Fórmula Item química (E1)

Nox dos elementos (E2)

a)

Al2O3

Al = +3

O = −2

b)

Fe2O3

Fe = +3

O = −2

c)

FeO

Fe = +2

O = −2

d)

NO2

N = +4

O = −2

e)

Co(OH)2

Co = +2

O =−2

H = +1

f)

Co(OH)3

Co = +3

O = −2

H = +1

g)

ZnF2

Zn = +2

F = −1

A34. Neutra.

h)

NH4Cl

N = −3

H = +1

A37. Utilizam-se dois fios. Deve-se ligar um fio a cada polo da bateria. Em seguida, cada extremidade é conectada a um eletrodo de grafite.

i)

CuBr2

Cu = +2

Br = −1

j)

CuBr

Cu = +1

Br = −1

k)

LiI

Li = +1

I = −1

l)

MnPO4

Mn = +3

P = +5

A38. Antes do início da eletrólise, a solução aquosa de iodeto de potássio, KI, é incolor. Iniciando-se a reação, observa-se, no eletrodo ligado ao polo positivo (anodo), uma coloração castanha, que começa a tingir a solução. No eletrodo ligado ao polo negativo (catodo), há intensa formação de bolhas, ao mesmo tempo em que a solução começa a se tingir de rosa. Essa coloração é característica de soluções básicas, ou seja, cujo pH > 7, em presença de fenolftaleína. O pH começa a aumentar em torno do catodo.

Cl = −1

O = −2

Quadro MP.11 Exercícios E1 e E2.

E2. Resposta no quadro do exercício E1. E3. Em todos os casos, quando a espécie química é oxidante, um ou mais de seus átomos ganham elétrons. Se a espécie química é redutora, um ou mais de seus átomos perdem elétrons. Capítulo 5



A21.

367 10/17/13 10:24 AM

Espécie Item química oxidante

manual do professor

6

Questões

Variação de nox

Espécie química redutora

Variação de nox

a)

H2O2

(O): −1 → −2

I−

(I): −1 → 0

b)

MnO4−

(Mn): +7 → +2

H2O2

(O): −1 → 0

c)

I2

(I): 0 → −1

H2S

(S): −2 → 0

d)

Fe2O3

(Fe): +3 → 0

CO

(C): +2 → +4

e)

PbSO4

(Pb): +2 → 0

Zn

(Zn): 0 → +2

f)

HNO3

(N): +5 → +2

Cu

(Cu): 0 → +2

Quadro MP.12 Exercício E3.

E4. d Para armazenar a solução de NiSO4, o recipiente metálico não deve reagir com os cátions Ni2+ da solução. Assim, o Ni2+ tem maior potencial de redução do que o ferro (Fe) e o zinco (Zn), provocando a oxidação desses metais. Já em relação ao cobre (Cu) e à prata (Ag), o Ni2+ tem menor potencial de redução, não sendo capaz de oxidar esses metais, podendo, portanto, ser armazenado em um recipiente feito de cobre ou de prata. 2+

E5. d O Cd reduz, oxidando o Zn, pois o cádmio tem o maior potencial de redução. O potencial da reação é ∆E0 = − 0,40 − (− 0,76) = 0,76 − 0,40 − ∆E0 = +0,36 V.

Q1.

Q2.

Q3.

Q4. Q5.

Q6.

A cor amarelada do sistema inicial deve-se ao iodo. Como houve um descoramento das soluções após a adição do comprimido de vitamina C e de gotas do suco de limão, pode-se dizer que houve uma reação química e que, provavelmente, as espécies reagentes foram iodo e vitamina C (presente tanto no comprimido quanto no suco de limão). a) O I2 é uma substância molecular. b) Porque os elétrons da ligação covalente estão igualmente compartilhados entre os dois átomos. c) Porque a carga elétrica do íon iodeto é igual a −1. O I2 é o agente oxidante, porque seus átomos ganham elétrons. A vitamina C é o agente redutor, porque um ou mais de seus átomos perdem elétrons. I2 + 2 e− → 2I−; nox I (no I2) = 0; noxI (no I−) = −1. O hipoclorito dissolvido em água forma as espécies Na+ (aq) e ClO− (aq): ClO− (aq)+ H2O (l) + 2 e− → Cl− (aq) + 2 OH− (aq) noxCl (no ClO−) = +1; noxCl (no Cl−) = −1. Como o nox do cloro variou de +1 para −1, ele ganhou 2 elétrons e foi reduzido. Ao somar as equações obtidas nos itens Q4 e Q5, deve-se inverter a equação de Q4, pois o sistema inicial contém a espécie química iodeto (I−). 2I− → I2 +2e−

E6. a

ClO− +H2O +2e− → Cl− +2 OH−

E7.

2I− + ClO− +H2 O → I2 + Cl− +2 OH−

a) Para proteger o ferro da oxidação, é necessário utilizar um material que apresente o potencial padrão de redução menor do que do ferro, oxidando-se mais facilmente. Em outras palavras, o metal escolhido tem que ser um redutor mais potente do que o ferro, perdendo elétrons com mais facilidade. Verifica-se, portanto, que das substâncias da tabela, somente o magnésio poderia ser empregado com essa finalidade. b) Qualquer dos metais da tabela que apresentasse potencial padrão de redução maior, tendo menor tendência à oxidação: níquel, cobre ou prata. O revestimento, entretanto, deve estar livre de falhas, pois na presença de eletrólitos forma-se uma pilha galvânica, ocorrendo rápida corrosão do material revestido. Comentário: O revestimento descrito constitui um revestimento catódico. A realização de revestimentos anódicos também é possível. Nesse caso, a presença de falhas no revestimento não é um problema, já que, na presença de um eletrólito, o metal de revestimento será o anodo da pilha, protegendo o material revestido. Geralmente, o processo de galvanização do ferro é realizado com zinco, que possui potencial de redução menor do que o ferro.

E8. a) Pb + PbO2 + 2 H2SO4 → 2 PbSO4 + 2 H2O b) 5 KNO2 + 2 KMnO4 + 3 H2SO4 → → K2SO4 + 2 MnSO4 + 5 KNO3 + 3 H2O c) K2Cr2O7 + 7 H2SO4 + 6 KI → → 4 K2SO4 + Cr2(SO4 )3 + 7 H2O + 3 I2 d) 2 KMnO4 + 5 SnCl2 + 16 HCl → → 2 KCl + 2 MnCl2 + 5 SnCl4 + 8 H2O e) 3 NO2 + H2O → 2 HNO3 + NO f) 3 CuS + 8 HNO3 → 3 CuSO4 + 8 NO + 4 H2O

368

Evidência de que a reação ocorreu: a solução passa de incolor a amarela, indicando a presença de I2. Comentário: No sistema final da reação do iodo com vitamina C, os produtos são íons iodeto (I−) e vitamina C oxidada. Como o hipoclorito de sódio é um oxidante, ele certamente não reagirá com o produto de oxidação da vitamina C, mas sim com os íons iodeto, que podem ser oxidados a iodo (I2). Q7. Resposta individual à pesquisa solicitada. Comentário: a) Um exemplo comum é o peróxido de hidrogênio, H2O2. Na reação entre o peróxido de hidrogênio e o permanganato em meio ácido, o H2O2 sofre oxidação, sendo, portanto, o agente redutor: 5 H2O2 + 2 MnO4− + 6 H+ → 8 H2O + 5 O2 + 2 Mn2+. Porém, na reação entre o peróxido de hidrogênio e o iodeto, em meio ácido, o H2O2 sofre redução, sendo, portanto, o agente oxidante: H2O2 + 2 I− + 2 H+ → 2 H2O + I2. b) Mesmo substâncias denominadas ácidas, podem ser comportar como bases frente a ácidos mais fortes. Por exemplo, o ácido acético, ao reagir com o ácido sulfúrico, será protonado: CH3COOH + H2SO4 → CH3COOH2+ + HSO4− Q8. Na solução inicial, de cor violeta, estavam presentes íons K+ e MnO4−. (O íon K+ não reage e não apresenta cor). O nox do manganês no íon permanganato é +7. Após a adição de vitamina C, presente no comprimido e também no suco de limão, a solução clareou um pouco, passou por uma cor laranja (ou vermelha), indicando que estavam presentes, além dos íons permanganato, os íons Mn4+. Depois, a solução tornou-se completamente incolor, devido à presença de íons Mn2+. Houve, portanto, a redução do manganês pela vitamina C e a oxidação da vitamina C pelos íons permanganato.

Capítulo 5


10/17/13 10:24 AM

Q19. Como a cor da solução se deve à presença dos íons Cu2+ (aq), a diminuição da intensidade da cor da solução indica que os íons Cu2+(aq) estão sendo consumidos, sendo, portanto, reagentes. Como as reações na pilha são de oxirredução, o cobre está se reduzindo. Cu2+ (aq) + 2 e− → Cu (s) Q20. Após o circuito ser fechado, à medida que o tempo passa, a concentração dos íons Zn2+ (aq) aumenta. Q21. Após o circuito ser fechado, à medida que o tempo passa, a concentração dos íons Cu2+ (aq) diminui. Q22. À medida que o zinco se oxida, há formação de íons Zn2+ (aq) e, portanto, a concentração desse íon aumenta no eletrodo de zinco (anodo). Simultaneamente, ocorre a redução dos íons Cu2+ (aq), formando Cu (s). Portanto, a concentração desse íon diminui no eletrodo de cobre (catodo). Q23. A reação de redução do Cu2+ (aq) e oxidação do Zn (s) gera uma diferença de potencial elétrico nos eletrodos, e os ânions sulfato, SO42− (aq), migram pela ponte salina do eletrodo de cobre para o eletrodo de zinco (do catodo para o anodo) e os cátions Zn2+ (aq) fazem o caminho oposto (do anodo para o catodo). Note que, se isso não ocorresse, haveria excesso de ânions no eletrodo de cobre (catodo) e excesso de cátions no eletrodo de zinco (anodo), o que não é possível, visto que toda solução é eletricamente neutra. Q24.

e–

cátions Zn

Cu

ânions

ZnSO4 (aq)

CuSO4 (aq) polo negativo anodo

polo positivo catodo


Q25. Não, porque apesar de ocorrer uma reação espontânea de oxirredução, não há geração de energia elétrica, que é a função da pilha. Q26. Íons potássio, K+, e íons iodeto, I−. 0 Q27. K + (aq)+ e − → K(s) E redu ção = −2,93 V. 0 I2(s)+2e − → 2I− (aq) E redu ção = −0,54 V. Como a espécie presente no sistema inicial é o íon iodeto, I− (aq), a possível reação é sua oxidação, representada por: 2 I− (aq) → I2 (s) + 2 e−

Q28. No eletrodo positivo, anodo, formou-se uma coloração castanha, característica do iodo, I2. Assim, no anodo, a semirreação de oxidação é: 2 I− (aq) → I2 (s) + 2 e− No eletrodo negativo, catodo, não se observou formação de depósito de qualquer sólido, indicando, portanto, que não ocorreu a redução dos íons de potássio, K+. A outra espécie química presente no sistema inicial é a água. A semirreação de redução envolvendo a água é: 0 2 H2O + 2 e − → H2 (g )+2 OH− (aq) E redu ção = − 0,828 V.

Ela é coerente com as observações experimentais, a saber: formação de gases e coloração rosa da solução devido à presença de íons OH−(aq) interagindo com a fenolftaleína. Capítulo 5



Q9. a) O KMnO4 é uma substância iônica, formada pelos íons K+ e MnO4−. b) O potássio, elemento alcalino, forma apenas íons de carga +1. O oxigênio apresenta carga −2 na maioria de seus compostos, quando o mesmo é o elemento mais eletronegativo, que é o caso. Assim, como a substância é eletricamente neutra, o somatório dos nox é igual a zero, resultando o valor +7 para o Mn. c) O Mn foi reduzido porque ele recebeu elétrons, passando do nox +7 para o nox +2. d) O KMnO4 é o agente oxidante, porque o átomo de manganês ganha elétrons. A vitamina C é o agente redutor, porque um ou mais de seus átomos perdem elétrons. Q10. Nos dois casos houve modificações no aspecto inicial da maçã. Na parte A, a maçã exposta ao ar apresentou-se escurecida, enquanto na parte B a região da maçã que ficou em contato com o prego adquiriu uma coloração azul-escura. Nas duas situações, houve reações de algum constituinte da maçã, mas as substâncias formadas como produtos dessas reações foram diferentes, pois apresentaram cores distintas. No primeiro caso, a reação foi provocada pelo oxigênio do ar, que oxidou substâncias presentes na maçã; no segundo caso, a reação foi provocada pelo contato direto com o ferro que constitui o prego, o qual se oxidou e, portanto, reduziu alguma substância presente na maçã. Comentário: É fácil indicar que a maçã que foi exposta ao ar sofreu oxidação. Na parte B da atividade, entretanto, foi o ferro do prego que se oxidou e, portanto, a(s) substância(s) presente(s) na maçã foi(ram) reduzida(s). Pode ser que os alunos não percebam tais diferenças e indiquem que os processos foram semelhantes. É interessante, então, discutir esses detalhes. Q11. Texto pessoal. Q12. O magnésio reagiu com todos os outros íons metálicos testados (ou seja, à exceção dos íons Mg2+), provocando a redução desses íons. Q13. Os íons Cu2+ reagiram com todos os outros metais testados (ou seja, à exceção do metal Cu), provocando a oxidação desses metais. Q14. Mg (s) + Zn2+ (aq) → Mg2+ (aq) + Zn (s) Mg (s) + Cu2+ (aq) → Mg2+ (aq) + Cu (s) Zn (s) + Cu2+ (aq) → Zn2+ (aq) + Cu (s) Q15. Cu2+ (aq) + 2 e− → Cu (s) Cu2+ é o oxidante mais potente. Zn2+ (aq) + 2 e− → Zn (s) Comentário: o oxidante menos potente dos que foram testados é o Mg2+ (aq), pois ele não oxidou nenhum dos metais do experimento. Q16. Mg (s) → Mg2+ (aq) + 2 e− Mg é o redutor mais potente. Zn (s) → Zn2+ (aq) + 2 e− Comentário: o redutor menos potente dos que foram testados é o Cu (s), pois ele não reduziu nenhum dos íons do experimento. Q17. Como houve diminuição da massa na placa de zinco, esse metal está sendo consumido, sendo, portanto, um reagente. Como as reações na pilha são de oxirredução, o zinco está se oxidando. Zn (s) → Zn2+ (aq) + 2 e− Q18. Como houve aumento de massa na placa de cobre, esse metal está sendo formado, sendo, portanto, um produto. Como as reações na pilha são de oxirredução, o cobre está se reduzindo. Cu2+ (aq) + 2 e− → Cu (s)

369 10/17/13 10:24 AM

Q29. Tanto a semirreação de oxidação do iodeto quanto a semirreação de redução da água, conforme escritas na Q28, envolvem dois mol de elétrons, estando balanceadas. Q30. Somando-se as semirreações de redução e de oxidação, tem-se a equação global da eletrólise da solução aquosa de iodeto de potássio. 2H2O +2 e− → H2 (g)+2 OH−(g)

manual do professor

6

2I− (aq)→ I2 (s)+2 e−

+

−

2H2O +2I (aq)→ H2 (g)+I2 (s)+2 OH− (aq) Q31. A oxidação do ferro que constitui o prego ocorreu preferencialmente nessas regiões, porque o potencial do metal nas regiões em que houve deformações é diferente daquele de uma parte não deformada. Q32. Em meio básico, a fenolftaleína adicionada torna-se rosa. Isso é um indicativo, portanto, da formação de íons OH−. Q33. H2O (l) + 1/2 O2 (g) + 2 e− → 2 OH− E 0 redução = +0,40 V. Q34. O ferro sofre oxidação: Fe(s) → Fe2+ (aq) + 2 e− E 0 redução = +0,44 V. Q35. Na ponta, na cabeça e na região encurvada do prego ocorreu a oxidação do ferro. Fe(s) → Fe2+ (aq) + e−. Na parte reta do prego, ocorreu a redução do oxigênio do ar: H2O (l) + 1/2 O2 (g) + 2 e− → 2 OH−. Q36. Observando a equação proposta na questão Q33, percebe-se que a redução do oxigênio do ar só ocorre se houver água no meio de reação. Portanto, como a quantidade de água presente no ar é relativamente baixa, a reação de oxidação do ferro nessas condições é muito lenta. Q37. No prego enrolado com a fita de zinco, observou-se a oxidação do zinco, já que seu potencial de redução é menor do que o do ferro. No prego enrolado com o fio de cobre, observou-se a oxidação do ferro, pois seu potencial de redução é menor do que o do cobre. E 0 = +0,34 V Cu2+ (aq) + 2e− → Cu (s) E 0 = −0,44 V Fe2+ (aq) + 2e− → Fe (s) 2+ − E 0 = −0,76 V Zn (aq) + 2e → Zn (s) Q38. O recobrimento de zinco isola o ferro do contato com o ambiente, que contém água e oxigênio, que em conjunto são os agentes oxidantes naturais do ferro. Caso ocorra uma falha nesse recobrimento, o ferro se oxida, formando Fe2+ que, na presença da camada de zinco, sofre redução, oxidando o zinco. Assim, o ferro permanece protegido mesmo com falhas no revestimento. Q39. Comentário: Para esse tipo de proteção, pode-se escolher qualquer metal que tenha o potencial de redução menor do que o ferro. Q40. a) Coloca-se um objeto de ferro limpo (prego ou placa) em água previamente fervida (sem oxigênio dissolvido) e à temperatura ambiente. Recobre-se a água com uma camada de óleo para evitar que o oxigênio do ar dissolva-se novamente. b) Coloca-se um objeto de ferro limpo (prego ou placa) em um recipiente hermeticamente fechado, contendo um agente dessecante, como cloreto de cálcio ou sílica. Comentário: É possível obter sílica em pequenos pacotes que vêm nas embalagens de alguns produtos como tênis, eletrônicos, instrumentos musicais, entre outros. Q41. b

370

Q42. c Q43. Soma: 29. São verdadeiras as afirmativas: (01), (04), (08), (16). Q44. d Q45. e Q46. e Q47. a Q48. a Q49. Soma: 14. São verdadeiras as afirmativas: (02), (04) e (08). Q50. d Comentário: As plantas absorvem o nitrogênio na forma do íon nitrato, NO3−. Q51. e Q53. b Q55. c Q57. c Q52. Q59. Q60. Q64.

Q65.

Q66.

Q67.

Q68.

b Q54. b Q56. b Q58. d V/V/F/F/F a Q61. a Q62. b Q63. d O Cl2 (g), do ponto de vista termodinâmico, é o agente oxidante menos eficiente, pois apresenta o menor potencial de redução. Assim, ao oxidar a matéria orgânica, será o agente cuja reação de oxirredução terá a menor variação de potencial (∆E ). A semirreação de redução do cloro em meio ácido é: Cl2 (g) + 2e− → 2 Cl− a) Na pilha 1, um dos eletrodos é o de hidrogênio, cujo potencial de redução é igual a zero. Como a diferença de potencial para a pilha é igual a 0,23 V, verificando o quadro, o metal X só pode ser níquel, cujo potencial de redução é igual a –0,23 V. Veja: ∆E0 = 0,00 – (–0,23) ⇒ ∆E0 = +0,23 V. Na pilha 2, a diferença de potencial é igual a 0,21 V. Como o metal X é o níquel (catodo, conforme a figura), para obter essa diferença de potencial, tem-se: ∆E 0 = E0catodo − E0anodo ⇒ +0,21 V = −0,23 V − E0anodo ⇒ ⇒ E0anodo = −0,44 V Consultando o quadro, vê-se que o anodo, ou seja, o metal Y, é o ferro (Fe). b) A substância oxidante dessa reação é o CuCl2, já que os íons Cu2+ são reduzidos a cobre metálico. A afirmativa está correta. A semirreação de redução dos íons H+ apresenta um potencial de eletrodo maior do que a semirreação de redução dos íons cobalto. Portanto, no processo espontâneo, em que a diferença de potencial tem necessariamente um valor positivo, ocorre a oxidação do cobalto, formando íons Co2+, que se solubilizam na solução ácida. a) Fe (s) + I2 (aq) → Fe2+ (aq) + 2l− (aq) b) I2 (aq), Fe(OH)2 (s) e Cl− (aq). c) Fe(OH)2 (s) + 2 HClconc. → FeCl2 (aq) + 2 H2O (l) a) Equações químicas balanceadas que descrevem a oxidação do ferro em meio aquoso neutro e a formação de hidróxido ferroso: Fe (s) → Fe2+ (aq) + 2e– (oxidação) O2 (g) + 2 H2O (l) + 4e–  4 OH– (aq) (redução) Multiplicando a primeira equação por 2 e somando com a segunda, vem: 2 Fe(s) → 2 Fe2+(aq) + 2 e −(oxidação) O2(g)+2 H2O() l + 4 e − → 4 OH(aq) (redução) l → 2 Fe2+(aq) + 4 OH− (aq) 2 Fe(s) + O2(g) + 2 H2O() Fe2+(aq) + OH− (aq) → Fe(OH)2(s)

b) Como a formação do hidróxido ferroso depende da concentração de ânions hidróxido, quanto maior o pH maior a produção de Fe(OH)2 .

Capítulo 5


10/17/13 10:24 AM

c) O potencial pode ser calculado por:

Os cátions Cu2+ sofrem redução na placa negativa (cátodo) e o cobre é recuperado. Os elétrons se movem da placa positiva (ânodo) para a placa negativa (cátodo). O cobre é transferido do ânodo para o cátodo, onde o cobre puro se acumula, as impurezas ficam na solução. b) Reações químicas que ocorrem no cátodo e no ânodo, considerando somente as espécies de cobre: Cátodo :

∆E = E maior −E menor ∆E = 0,40 −(−0,44)= 0,84 V O processo é espontâneo, pois ∆E >zero. d) Teremos: 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 (átomo de ferro)

2+ 2 26 Fe : 1s

2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 (íon ferroso)

Cu2+(aq)+2e− → Cu(s) (redução do íon Cu2+)

Q69. a) A fórmula do óxido de ferro (III) é Fe2O3 . A ligação existente neste composto é a ligação iônica. b) A partir das equações fornecidas, teremos: Zn2+(aq) + 2e– → Zn(s)

Ânodo : Cu(s)→ Cu2+(aq)+2e− (oxidação do cobre)

E0 = −0,76 V (inverter e multiplicar por 2)

O2(g) +2H2O(l) + 4e → 4OH (aq) –

–

E0 =+0,40 V

Então, 2Zn(s) → 2Zn2+(aq) + 4e– O2(g) +2H2O(l) + 4e– → 4OH–(aq)

2Zn(s)O2(g) +2H2O(l) → 2Zn2+(aq) + 4OH–(aq) 2Zn(s)O2(g) +2H2O(l) Global →2Zn(OH)2(aq) Cálculo da diferença de potencial: ∆E = E maior −E menor ∆E =+0,40 −(−0,76)= 1,16 V Q70. Como no dia seguinte, o eletrodo de níquel estava mais leve e o de cobre mais pesado, concluímos que o eletrodo de níquel sofreu desgaste, ou seja, oxidação, logo, é o ânodo da pilha. Já o eletrodo de cobre teve sua massa aumentada, logo é o cátodo da pilha. Teremos as seguintes reações: Ni(s)→ Ni+2(aq)+2e− (perda de massa−oxidação) Ânodo Cu+2(aq)+2e− → Cu(s) (ganho de massa−redução) Cátodo Ni(s)+ Cu+2(aq)→ Ni+2(aq)+ Cu(s) (equação global) Sabemos que: ∆E = ERedução (maior) −ERedução (menor) ∆E = ERedução (Cu+2 /Cu) −ERedução (Ni+2 /Ni) 0,59V = 0,34 V −ERedução (Ni+2 /Ni) ERedução (Ni+2 /Ni) = − 0,25V Conclusões: A reação espontânea que ocorre na pilha é: Ni(s)+ Cu+2(aq)→ Ni+2(aq)+ Cu(s) O potencial padrão de redução da semicélula de Ni+2 / Ni é –0,25V. O eletrodo de cobre (Cu) é o cátodo. O eletrodo de níquel (Ni) é o ânodo. Q71. a) A placa que corresponde ao cobre impuro é o ânodo (positiva), ou seja, a placa da esquerda. Nesta placa ocorre oxidação do cobre e sua massa diminui com a liberação de cátions Cu2+ para a solução e de elétrons para o fio ligado ao gerador.

Sugestões de leitura para formação do professor BOCCHI, N.; FERRACIN, L. C.; BIAGGIO, S. R. Pilhas e baterias: funcionamento e impacto ambiental. Química Nova na Es cola. São Paulo, n. 11, maio 2000. Disponível em: . Acesso em: 18 set. 2012. Este artigo define o que são pilhas e baterias, apresentando o funcionamento das que mais frequentemente aparecem no dia a dia dos brasileiros. ■ FRAGAL, V. H. et al. Uma proposta alternativa para o ensino de eletroquímica sobre a reatividade de metais. Química Nova na Escola. São Paulo, vol. 33, n. 4, novembro de 2011. Disponível em: http://qnesc.sbq.org.br/online/ qnesc33_4/216-RSA-8910.pdf. Acesso em: 27 fev. 2013. ■ Este artigo discute os resutados da aplicação de uma sequência didática sobre eletroquímica, que contempla a problematização e a experimentação investigativa, a alunos de Ensino Médio. Os resultados mostram o crescimento das pessoas envolvidas – professores, licenciandos e estudantes do Ensino Médio – em termos de compreensão dos conceitos científicos abordados. ■ FRANCISCO JUNIOR, W. E.; DOCHI, R. S. Um experimento simples envolvendo óxido-redução e diferença de pressão com materiais do dia a dia. Química Nova na Escola, São Paulo, n. 23, maio 2006. Disponível em: . Acesso em: 18 set. 2012. Este artigo apresenta um experimento de oxirredução simples, rápido e que pode ser realizado com materiais de fácil obtenção, discutindo algumas atividades que podem ser desenvolvidas com os alunos. ■ HIOKA, N. et al. Pilhas de Cu/Mg construídas com material de fácil obtenção. Química Nova na Escola. São Paulo, n. 11, maio 2000. Disponível em: . Acesso em: 18 set. 2012. Este artigo relata a construção de pilhas à base dos metais cobre e magnésio, para operar pequenos equipamentos eletrônicos, com vantajosa substituição da fita de magnésio por um bastão composto deste metal, utilizado em oficinas de conserto das chamadas “rodas de magnésio. ■

Capítulo 5



2 26 Fe: 1s

371 10/17/13 10:24 AM

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LUTFI, M. Os ferrados e os cromados. Ijuí: Unijuí, 1992.

MENDONÇA, R. J.; CAMPOS, A. F.; JÓFILI, Z. M. S. O conceito de oxidação-redução nos livros didáticos de Química orgânica do Ensino Médio. Química Nova na Escola. São Paulo, n. 20, nov. 2004. Disponível em: . Acesso em: 18 set. 2012. Considerando o livro didático como um recurso bastante utilizado como mediador no processo ensino-aprendizagem e a relevância do conceito de oxirredução para o entendimento de diversos fatos da Química, este artigo investigou como o conceito de oxirredução é abordado nos livros de Química orgânica do Ensino Médio.

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manual do professor

6

MERÇON, F.; GUIMARÃES, P. I. C.; MAINIER, F. B. Corrosão: um exemplo usual de fenômeno químico. Química Nova na Escola. São Paulo, n. 19, maio 2004. Disponível em: . Acesso em: 18 set. 2012. Neste artigo foram abordados os principais aspectos da corrosão e alguns métodos de prevenção.

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_________. Sistemas experimentais para o estudo da corrosão em metais. Química Nova na Escola. São Paulo, vol. 33, n. 1, fevereiro de 2011. Disponível em: < http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc33_1/08-EEQ6810.pdf>. Acesso em: 27 fev. 2013. Neste artigo são apresentados experimentos simples, que empregam material de baixo custo, para o estudo da corrosão em metais. Esses experimentos não demandam um laboratório para sua utilização. ■

OKI, M. C. M. A eletricidade e a Química. Química Nova na Escola. São Paulo, n. 12, nov. 2000. Disponível em: . Acesso em: 18 set. 2012. Este artigo destaca a importância da energia elétrica no desenvolvimento das sociedades humanas e nas suas relações, exaltando uma maior aproximação entre a Química e a Física. ■

SARTORI, E. R.; BATISTA, É. F.; FATIBELLO-FILHO, O. Escurecimento e limpeza de objetos de prata − um experimento simples e de fácil execução envolvendo reações de oxidação-redução. Química Nova na Escola. São Paulo, n. 30, nov. 2008. Disponível em: . Acesso em: 18 set. 2012. Neste artigo, é descrito um experimento simples e de fácil execução, envolvendo reações de oxirredução de escurecimento e limpeza de objetos de prata, como brinco e fio de prata enrolado. ■ WARTHA, E. J. et al. A maresia no ensino de Química. Quí mica Nova na Escola. São Paulo, n. 26, nov. 2007. Disponível em: . Acesso em: 18 set. 2012. Neste trabalho são apresentadas algumas ideias e sugestões de abordagem do tema “eletroquímica”, mais especificadamente da corrosão de metais em regiões litorâneas afetadas pela maresia, que podem ser abordadas no ensino de Química tanto para o Ensino Médio como no Ensino Superior. ■ TOLENTINO, M.; ROCHA-FILHO, R. C. O bicentenário da invenção da pilha elétrica. Química Nova na Escola. São Paulo, n. 11, maio 2000. Disponível em: . Acesso em: 18 set. 2012. Este artigo apresenta o contexto da invenção da pilha elétrica no final do século XVIII por Alessandro Volta, incluindo sua célebre controvérsia com Luigi Galvani. ■ VILLULLAS, H. M.; TICIANELLI, E. A.; GONZÁLEZ, E. R. Células a combustível: energia limpa a partir de fontes renováveis. Química Nova na Escola. São Paulo, n. 15, maio de 2002. Disponível em: . Acesso em: 18 set. 2012. Este artigo define o que são as células a combustível, discute de forma resumida os princípios que determinam o seu funcionamento e apresenta alguns dos mais recentes progressos nas suas aplicações. ■

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Sugestão de página na internet

SANJUAN, M. E. C. et al. Maresia: uma proposta para o ensino de eletroquímica. Química Nova na Escola. São Paulo, n. 31, ago. 2009. Disponível em: . Acesso em: 18 set. 2012. Este artigo busca discutir o processo de construção e implementação de uma unidade didática sobre eletroquímica, usando como tema central o fenômeno da maresia, em duas escolas de Ensino Médio.

Neste endereço do Ponto Ciência você vai encontrar vários experimentos diferentes envolvendo eletroquímica e reações de oxirredução. Basta clicar em “Química”, “Eletroquímica e óxido-redução”. Acesso em: 18 set. 2012. ■ Neste endereço você vai ter acesso a um guia de um experimento sobre o processo de corrosão dos metais: as condições para que tal ação ocorra, os interferentes e as reações químicas do processo. Acesso em: 18 set. 2012. ■ Neste endereço você vai ter acesso a uma simulação que aborda a representação do processo de oxirredução, seus po-

PALMA, M. H. C.; TIERA, V. A. de O. Oxidação de metais. Quí mica Nova na Escola. São Paulo, n. 18, nov. 2003. Disponível em: . Acesso em: 18 set. 2012. Este artigo relata um experimento simples realizado com material de fácil aquisição e usado para ilustrar o fenômeno da oxidação dos metais. ■

372

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Capítulo 5


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Sugestões de vídeos Nesta página do Ponto Ciência você vai ter a cesso a um vídeo que mostra a construção de uma pilha de Daniell feita com cobre e alumínio, um exemplo diferente da pilha de Daniell discutida neste capítulo. Acesso em: 26 set. 2012. ■ Este vídeo discute o funcionamento de pilhas e baterias, recorrendo a vários exemplos presentes no nosso cotidiano e elucidando conceitos. Discute também a história desses objetos e mostra a montagem de pilhas alcalinas em uma indústria. Finalmente, discute o descarte de pilhas e baterias, mostrando uma usina de reciclagem. Acesso em: 27 fev. 2013. ■ Este vídeo discute a deterioração e a conservação de alimentos e os processos que são usados para conservá-los, como: refrigeração, congelamento, secagem e defumação. Acesso em: 27 fev. 2013. ■ Esta seção contém três vídeos sobre reações de oxirredução em pilhas, baterias, na eletrodeposição de metais e na corrosão. O primeiro vídeo discute as reações espontâneas de oxirredução, que correm nas pilhas e baterias; o segundo, as reações não espontâneas de oxirredução, que ocorrem na eletrodeposição – ou eletrólise – de metais; e o terceiro, os processos de corrosão. ■

Capítulo 6 — Propriedades coligativas Professor Aqui começam as orientações para o Capítulo 6 (p. 250 a p. 271)

Objetivos do capítulo Nosso objetivo neste capítulo é abordar as propriedades coligativas de forma qualitativa e contextualizada, buscando fazer com que o aluno compreenda as relações entre fenômenos nos quais estejam envolvidas essas propriedades e os modelos explicativos.

Sugestões para a organização do trabalho com os alunos Na Atividade 1 − “Pressão e líquidos” − e nos Tenha textos 1 − “A volatilidade e a pressão máxima de cuidado! vapor” e 2 − “Umidade relativa do ar” −, nosso objetivo é discutir a ideia de pressão de vapor. É importante discutir a relação entre a velocidade de evaporação e a estrutura das moléculas que compõem as substâncias retomando a discussão das interações intermoleculares. Vamos retomar também a discussão sobre pressão e sua interpretação relacionada ao modelo de partículas. Esta atividade funciona bem em quadros de giz. Se você não tem um desses disponível, tente providenciar um quadro pequeno que pode ser adquirido em lojas de departamento ou de brinquedos. Nessa atividade vamos utilizar o removedor de esmaltes à base de acetona, que pode ser adquirido em drogarias e supermercados. Ele não é composto só por acetona, mas o efeito do experimento é o mesmo. Nas discussões, explicite isso aos alunos e considere que estamos lidando com um produto que é basicamente acetona. A atividade pode ser organizada de forma bem lúdica. Os alunos se divertem fazendo previsões sobre qual dos líquidos vai evaporar mais rapidamente. É preciso selecionar quatro alunos para que cada um possa marcar o tempo para um dos líquidos. Você pode optar também por selecionar doze alunos para que três alunos marquem simultaneamente o tempo de evaporação para cada líquido e discutir com eles as possíveis diferenças nas medidas. Nossa sugestão é que você faça a “brincadeira” da evaporação dos líquidos iniciando com uma previsão geral feita pelos alunos sobre qual líquido vai evaporar primeiro. Explore as ideias que aparecerem e estimule-os a justificar sua previsão. Mesmo que as ideias não estejam corretas, ouça e deixe perguntas no ar. Após realizar o experimento, os alunos devem responder as questões organizados em seus grupos. Faça a discussão das questões antes da leitura dos textos. É importante que a leitura dos textos seja feita somente após a discussão em classe. As Atividades 2 e 3 − “Observando as tempe- Tenha raturas de ebulição de soluções” e “Observando o cuidado! congelamento de soluções” − vão abordar de forma qualitativa as diferenças nas temperaturas de ebulição e fusão entre soluções e líquidos puros. Incluímos nos textos explicações para esses fenômenos que consideram a entropia. Essas não são explicações muito comuns nos livros de Química para o Ensino Médio, mas, sob nossa perspectiva, são as explicações mais satisfatórias. A Atividade 4 − “Alimentos e soluções” e o Tex- Tenha to 3 − “A osmose e o processo de dessalinização cuidado! de águas” vão abordar a osmose, também de forma qualitativa. Sugerimos que esse experimento seja feito em casa, pois, além dos materiais necessários serem de Capítulo 6



tenciais e a energia obtida na reação em uma pilha de Daniell. O aluno poderá analisar o valor da corrente, o sentido que a corrente percorrerá, qual elemento químico sofrerá aumento e qual sofrerá diminuição na sua massa. Acesso em: 18 set. 2012. ■ Neste endereço você vai ter acesso a uma simulação que aborda a eletrólise do ácido sulfúrico. Acesso em: 18 set. 2012.

373 10/17/13 10:25 AM

manual do professor

6

fácil acesso, envolve o acompanhamento de sistemas por um longo período. É uma forma interessante de envolver a família no processo de aprendizagem e possibilitar espaço de diálogo e interação com os adolescentes. Em uma discussão de fechamento, vale a pena chamar a atenção dos alunos para o fato de que as propriedades coligativas dependem apenas das quantidades relativas de soluto e solvente e são independentes da identidade química do soluto.

Sugestões de atividades adicionais Há experimentos muito interessantes no livro Química na cabeça (veja indicação na seção “Sugestões de leitura para formação do professor”, a seguir). Um deles se chama “Jardim de silicatos” e está relacionado com osmose. O outro se chama “Gelo e sal” e diz respeito à diminuição da temperatura de fusão de uma mistura de água e sal.

Resolução de atividades, exercícios e questões Atividades A3.

Substância

Tempo que levou para evaporar

água álcool éter acetona

1 minuto e 30 segundos 55 segundos 20 segundos 45 segundos


Comentário: O tempo de evaporação pode variar de acordo com a quantidade de amostra embebida no algodão. A ordem de evaporação, no entanto, não deve mudar, ou seja, o primeiro a evaporar é o éter, depois a acetona, depois o álcool e por último a água. Os valores do quadro foram obtidos experimentalmente e os tempos obtidos pelos alunos não serão necessariamente os mesmos do quadro. A5.

Experimento

Sistema

1

250 mL de água destilada 200 mL de água + 50 g de açúcar 200 mL de água + 50 g de sal

2 3

Temperatura de ebulição (°C) 98 100 104


A7.

Após 30 minutos, a água pura congelou, mas a solução saturada de NaCl não. Essa solução tem temperatura de congelamento inferior à da água pura e, por isso, não se congelou.

A11. A cenoura murcha. A12. As ameixas incham. Explicação: no caso da cenoura, ocorre perda de água da cenoura para o meio externo, a solução concentrada de água com sal, por esse ser mais concentrado do que a cenoura. No caso das ameixas é o contrário: ocorre transferência de água do meio externo, a água destilada, para dentro das ameixas, por essas serem mais concentradas do que a água destilada. A13. Ao colocar o ovo no vinagre, ele afunda. Começam a aparecer pequenas bolhas na superfície da casca. À medida que as bolhas vão recobrindo a casca do ovo, ele começa a flutuar. Atingindo a superfície do líquido, as bolhas escapam para o ambiente e ovo afunda. Ele faz esse movimento de sobe e desce, lentamente,

374

algumas vezes, até que a formação de bolhas é bastante intensa e ele permanece flutuando. Com o tempo, a casca do ovo vai se afinando. Ao final, o ovo afunda e está totalmente sem casca. A14. O ovo que foi mergulhado no vinagre diminuiu um pouco de tamanho, pois perdeu água para o meio externo, que estava mais concentrado. A15.No dia seguinte, observa-se que o ovo aumenta bastante de tamanho, pois ocorre uma transferência de água para dentro do ovo. A16. O ovo diminui de tamanho novamente, pois perde água para o meio externo, ficando murcho.

Exercícios E1. O aditivo forma, com a água, uma solução, cuja temperatura de ebulição é maior do que a temperatura de ebulição do solvente puro. Quando o solvente líquido puro passa para o estado gasoso, há um aumento de entropia, pois a entropia do vapor é maior do que a do líquido. Essa diferença de entropia entre o líquido e o vapor é diminuída quando se adiciona um soluto não volátil, pois a solução formada tem uma entropia maior do que o solvente líquido puro. Essa diminuição na diferença da entropia entre o sistema líquido e o vapor provoca a diminuição da pressão de vapor do líquido, responsável pelo aumento da temperatura de ebulição. E2. O aditivo forma, com a água, uma solução, cuja temperatura de fusão (ou de congelamento) é menor do que a temperatura de congelamento/fusão do solvente puro. Quando o solvente líquido puro passa para o estado sólido, há uma diminuição da entropia do sistema, pois a entropia do líquido é maior do que a do sólido. Essa diferença de entropia entre o líquido e o sólido é aumentada quando se adiciona um soluto não volátil ao solvente, já que a solução formada tem uma entropia maior do que o solvente líquido puro. Como a diminuição de entropia não favorece uma transformação, esse aumento na diferença da entropia entre o sistema líquido e a solução faz com que fique mais difícil congelar a solução, o que implica na diminuição da temperatura de congelamento/fusão. E3. Sim. Ao misturar sal no gelo, a mistura formada se funde, absorvendo calor do sistema que, então, fica a uma temperatura mais baixa. Como a temperatura do banho de gelo com sal é menor, as bebidas se esfriam mais rapidamente. Comentário: esse fenômeno é bastante acentuado no caso do cloreto de sódio e de outros sais cuja dissolução em água é um processo endotérmico. Assim, além do calor absorvido para a fusão, há o calor absorvido para a dissolução.

Questões Q1. O éter, CH3CH2OCH2CH3, e a acetona, CH3COCH3, apresentam interações intermoleculares mais fracas (dipolo-dipolo) do que o álcool, CH3CH2OH, e água, H2O (ligações de hidrogênio), por isso são mais voláteis do que esses. Porém, comparando a acetona com o éter, tem-se que a acetona apresenta moléculas mais polarizadas, devido à presença da carbonila. Assim, a acetona é menos volátil do que o éter. Comparando a água e o álcool, pode-se concluir pela geometria molecular da água, que é angular, e por sua estrutura com duas ligações covalentes O−H, que suas moléculas formam um número maior de ligações de hidrogênio entre si, o que justifica sua menor volatilidade, apesar de apresentar menor massa molar que o álcool.

Capítulo 6


10/17/13 10:25 AM

Dupla 1

2

3

Mais volátil

Menos volátil

Explicação

éter dimetíli- etanol: co: CH3CH2OH; CH3OCH3; 46,0 g/mol 46,0 g/mol

As interações intermoleculares do éter (dipolo-dipolo) são mais fracas do que as do etanol (ligações de hidrogênio), sendo mais facilmente rompidas. tetracloreto tetrabrometo Ambas apresentam o de carbono: mesmo tipo de interade carbono: ção intermolecular (diCBr4; CCl4; polos induzidos). Des154 g/mol 332 g/mol se modo, o tetracloreto de carbono é mais volátil porque tem menor massa molar. acetaldeído: As interações intermolepropano: culares do propano (diCH3CHO; CH3CH2CH3; polos induzidos) são 44,0 g/mol 44,0 g/mol mais fracas do que as do acetaldeído (dipolo-dipolo), sendo mais facilmente rompidas.

Quadro MP.15 Questão Q2.

Q3.

Após certo tempo, a pressão registrada nos manômetros fica constante. Isso ocorre porque a velocidade de evaporação se iguala à velocidade de condensação, ou seja, o sistema atinge o equilíbrio, que é dinâmico. O recipiente que estiver com o líquido mais volátil registrará a maior pressão no manômetro, ou seja, o líquido mais volátil apresenta a maior pressão de vapor.

Q4.

A temperatura de ebulição da água destilada será menor que a temperatura da água com açúcar e da água com sal.

Q5.

O açúcar diminui a pressão de vapor da água pura e, com isso, torna-se necessário fornecer mais energia ao sistema até que a nova pressão de vapor da mistura se iguale à pressão atmosférica para que, então, a mistura entre em ebulição. Comentário: os estudantes costumam explicar o fenômeno dizendo que o açúcar está frio e abaixa a temperatura da água, por isso ela para de ferver e, quando se aquece, ferve novamente. Na discussão, você pode chamar a atenção para o fato de que a temperatura de ebulição das misturas é maior do que da água pura. Além disso, a água em fervura para o café não foi retirada do fogo para a adição de açúcar. Assim, ela recebe calor continuamente, não sendo coerente dizer que ela se esfria.

Q6.

O sal se dissolve na superfície do gelo, e como a solução formada tem temperatura de congelamento menor que da água pura, forma-se um líquido. Essa solução, porém, perde calor para o gelo e se congela, prendendo a linha ao gelo.

Q7.

2H+ (aq) + CaCO3 (s) → CO2 (g) + H2O (l) + Ca+2 (aq)

Q8.

Sim, após interagir com o vinagre o ovo passa a flutuar. Ocorre a formação de uma camada de bolhas na superfície da casca, que faz o conjunto ovo/camada de bolhas flutuar. Conclui-se que a densidade desse conjunto é menor do que a densidade do vinagre. Comentário: a descrição detalhada do experimento está na resposta da atividade A13.

Q9.

O milho verde cozido em água com sal murcha devido à perda de água para a solução, por osmose. O milho cozido em água pura fica inchado devido à passagem de água da solução para o seu interior, por osmose.

Q10. A adição de sal à carne, por exemplo, faz com que a carne desidrate, ficando imprópria para o desenvolvimento de microrganismos. Q11. Com exceção de algumas espécies que se adaptam aos diferentes meios, não, por causa do fenômeno de osmose. Q12. A membrana do ovo tem que ser semipermeável para permitir a troca de gases (O2/CO2) com o ambiente externo, necessária para a respiração do feto. Q13. O ovo afunda no vinagre porque é mais denso que este. Porém, a solução saturada de açúcar é muito densa, fazendo com que o ovo, menos denso que essa solução, flutue. Q14. c Soluções de solutos não voláteis têm pressão de vapor menor do que o solvente puro. Q15. d Q16. c Q17. d Q18. a) As três soluções irão apresentar o mesmo aumento na temperatura de início da ebulição, pois a concentração efetiva de partículas em solução será a mesma para todas e igual a 4,0 mol/L . Comentário: para a sacarose, 2,0mol c= 0,5L = 4,0mol/L. Para os dois sais, ver item b desta questão. b) Apenas as soluções de NaCl e de FeCl3 se dissociam, liberando íons em solução. Para o NaCl, a dissociação iônica é: NaCl (aq) → Na+ (aq) + Cl− (aq). Como a equação de dissociação iônica mostra a proporção de 1:1:1 entre o sal e seus íons, tem-se que 1,0 mol c(Na+) = c(Cl− ) = 0,5 L = 2,0 mol/L Para o FeCl3, a dissociação iônica é: FeCl3 (aq) → Fe3+ (aq) + 3 Cl− (aq). Como a equação de dissociação iônica mostra a proporção de 1:1:3 entre o sal e seus íons, tem-se que + 0,5 mol c(Fe3 ) = 0,5 L = 1,0 mol/L

(

)

0,5mol c(Cl2) = 3 ⋅ 0,5L = 3,0mol/L. Q19. c Q21. d Q23. e Q25. d Q27. a Q20. c Q22. a Q24. c Q26. 04 Q28. c Quanto maior for a altitude do local, menor sua pressão atmosférica e, consequentemente, menor a temperatura de ebulição dos líquidos. Q29. b Como no interior da panela de pressão a pressão de vapor é maior que do ambiente externo, a temperatura de ebulição da água será maior. O cozimento envolve uma série de reações químicas. A vantagem do uso da panela de pressão baseia-se na relação de que, quanto maior for a temperatura, maior será a velocidade das reações químicas. Q30. e Com a chama do fogão mais baixa, a quantidade de água que passa para o estado gasoso é menor, mas a temperatura de ebulição já foi atingida pelo sistema e, portanto, não muda mais. Q31. a Q32. b Q33. b Q34. a) A concentração final nos dois compartimentos será igual, pois a passagem de soluto ocorre enquanto houver diferença de concentração entre os dois sistemas. b) O soluto migra da solução do compartimento 1 para o solvente puro do compartimento 2. Q35. a) Na câmara da figura 1 temos um recipiente com um líquido puro (maior pressão de vapor) e outro recipiente com uma solução saturada (menor pressão de vapor). Ocorre Capítulo 6



Q2.

375 10/17/13 10:25 AM

transferência de solvente do meio de maior pressão de vapor para o de menor pressão de vapor; este fenômeno é denominado osmose. b) Tem-se 125 mL de solução saturada com concentração 148 g/L. 75 mL da solução foram transferidos, ou seja,

6

148 g

1L

msoluto

0,125 L

msoluto = 18,5 g

Vfinal = 125 +75 = 200 mL Vfinal = 0,2 L

manual do professor

18,5 g m'soluto

0,2 L 1L

m'soluto = 92,5 g ⇒ Concentração (câmara 2)= 92,5 g / L Q36. Comentário: nessa questão, o tipo de membrana utilizada permite a passagem apenas do soluto, ao contrário da maioria das membranas que nos referimos até aqui. a) A concentração final nos dois compartimentos será igual, pois a passagem de soluto ocorre enquanto houver diferença de concentração entre os dois sistemas. b) O soluto migra da solução do compartimento 1 para o solvente puro do compartimento 2. Q37. a) O composto A é mais volátil do que o composto B, pois, conforme o gráfico, a uma mesma temperatura, o composto A apresenta maior pressão de vapor. b) O gráfico mostra que a solução A é menos concentrada do que a solução B. Portanto, quando essas soluções são colocadas em compartimentos separados por uma membrana semipermeável, há a passagem de solvente do meio menos concentrado para o mais concentrado, ou seja, do meio A para o meio B. Q38. a) Teremos: 2H3CCOOH + CaCO3→[H3CCOO–]Ca2+ + HOH + CO2 b) O ovo colocado na água pura deverá inchar (aumentar), pois a pressão de vapor do solvente puro é maior do que no interior do ovo (osmose). O ovo colocado na solução de sacarose deverá murchar (diminuir), pois a pressão de vapor do solvente dentro do ovo é maior do que a do solvente da solução de sacarose (osmose). Q39. a) Sabemos que: 1 mol (NaCl)  58,4 g n(NaCl)  2,63 g n(NaCl) = 0,045 mol Como o (NaCl) sofre dissociação iônica, teremos: + Cl– NaCl Na+ → 0,045 mol

0,045 mol

ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2011. ■ BARROS, H. L. C.; MAGALHÃES, W. F. Efeito Crioscópico: experimentos simples e aspectos atômico-moleculares. Química Nova na Escola. São Paulo, v. 35, n. 1, fev. de 2013. Disponível em: . Acesso em: 27 fev. 2013. Este artigo descreve experimentos simples envolvendo o preparo de uma mistura refrigerante de gelo/NaCl e a construção de curvas de resfriamento para soluções de água/NaCl. Discute-se a natureza entrópica das propriedades coligativas e a interpretação atômico-molecular da diminuição da temperatura na mistura gelo/NaCl. ■ MATEUS, A. L. Química na cabeça. Belo Horizonte: UFMG, 2001. p. 128. ■ IEIRA, H. J.; FIGUEIREDO-FILHO, L. C. S.; FATIBELLO-FILHO. O. Um experimento simples e de baixo custo para compreender a osmose. Química Nova na Escola. São Paulo, n. 26, nov. 2007. Disponível em: . Acesso em: 1 out. 2012. Neste artigo propõe-se a realização de um procedimento experimental para trabalhar o conceito de osmose bem como demonstrar suas aplicações. O procedimento experimental proposto é desenvolvido empregando-se material de fácil aquisição e seu resultado pode ser obtido em um tempo relativamente curto. ■

Sugestões de páginas na internet Neste endereço você vai ter acesso um guia de experimento que determina a variação da temperatura de fusão de uma substância aquosa, quando a ela são adicionadas partículas de um soluto. No experimento é usado o naftaleno como solvente e o enxofre como soluto. Acesso em: 1 out. 2012. ■ Neste endereço você vai ter acesso a uma animação (em inglês) sobre a osmose, do Departamento de Ecologia e Biologia Evolutiva da Universidade de Connecticut. Acesso em: 1 out. 2012. ■

0,045 mol

n(íons) = 0,045 + 0,045 mol = 0,090 mol Como a ureia não sofre hidrólise, ou seja, não “quebra” em íons, para obter o mesmo efeito de proteção do (NaCl) precisaremos de 0,090 mols de ureia. Então: 1 mol (ureia)  60,0g 0,090 mol (ureia)  m(ureia) m(ureia) = 5,40 g b) Ao se mover o sapo da água doce para a água salgada ocorreria osmose, pois a água migraria do meio menos concentrado “sapo” para o meio mais concentrado “água salgada”. Ou seja, o solvente migraria da região de maior pressão de vapor para a de menor.

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Sugestões de leitura para formação do professor

Sugestões de vídeos Nesta página do Ponto Ciência você tem acesso a um experimento sobre a osmose. Acesso em: 1 out. 2012. ■ Nesta outra página do Ponto Ciência você tem acesso a um experimento sobre a osmose, tendo o ovo como objeto de estudo. Acesso em: 1 out. 2012. ■

Capítulo 6


10/17/13 10:25 AM

HINO NACIONAL Letra: Joaquim Osório Duque Estrada Música: Francisco Manuel da Silva

Ouviram do Ipiranga as margens plácidas De um povo heroico o brado retumbante, E o sol da liberdade, em raios fúlgidos, Brilhou no céu da Pátria nesse instante.

Deitado eternamente em berço esplêndido, Ao som do mar e à luz do céu profundo, Fulguras, ó Brasil, florão da América, Iluminado ao sol do Novo Mundo!

Se o penhor dessa igualdade Conseguimos conquistar com braço forte, Em teu seio, ó liberdade, Desafia o nosso peito a própria morte!

Do que a terra mais garrida Teus risonhos, lindos campos têm mais flores; “Nossos bosques têm mais vida”, “Nossa vida” no teu seio “mais amores”.

Ó Pátria amada, Idolatrada, Salve! Salve!

Ó Pátria amada, Idolatrada, Salve! Salve!

Brasil, um sonho intenso, um raio vívido De amor e de esperança à terra desce, Se em teu formoso céu, risonho e límpido, A imagem do Cruzeiro resplandece.

Brasil, de amor eterno seja símbolo O lábaro que ostentas estrelado, E diga o verde-louro desta flâmula – Paz no futuro e glória no passado.

Gigante pela própria natureza, És belo, és forte, impávido colosso, E o teu futuro espelha essa grandeza.

Mas, se ergues da justiça a clava forte, Verás que um filho teu não foge à luta, Nem teme, quem te adora, a própria morte.

Terra adorada, Entre outras mil, És tu, Brasil, Ó Pátria amada! Dos filhos deste solo és mãe gentil, Pátria amada, Brasil!

Terra adorada, Entre outras mil, És tu, Brasil, Ó Pátria amada! Dos filhos deste solo és mãe gentil, Pátria amada, Brasil!

Edição Química Mortimer & Machado - Volume 2

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