LivroTeórico-QuímicaV4_2022.

Caro aluno Ao elaborar o seu material inovador, completo e moderno, o Hexag considerou como principal diferencial sua exclusiva metodologia em período integral, com aulas e Estudo Orientado (E.O.), e seu plantão de dúvidas personalizado. O material didático é composto por 6 cadernos de aula e 107 livros, totalizando uma coleção com 113 exemplares. O conteúdo dos livros é organizado por aulas temáticas. Cada assunto contém uma rica teoria que contempla, de forma objetiva e transversal, as reais necessidades dos alunos, dispensando qualquer tipo de material alternativo complementar. Para melhorar a aprendizagem, as aulas possuem seções específicas com determinadas finalidades. A seguir, apresentamos cada seção: De forma simples, resumida e dinâmica, essa seção foi desenvolvida para sinalizar os assuntos mais abordados no Enem e nos principais vestibulares voltados para o curso de Medicina em todo o território nacional. INCIDÊNCIA DO TEMA NAS PRINCIPAIS PROVAS Todo o desenvolvimento dos conteúdos teóricos de cada coleção tem como principal objetivo apoiar o aluno na resolução das questões propostas. Os textos dos livros são de fácil compreensão, completos e organizados. Além disso, contam com imagens ilustrativas que complementam as explicações dadas em sala de aula. Quadros, mapas e organogramas, em cores nítidas, também são usados e compõem um conjunto abrangente de informações para o aluno que vai se dedicar à rotina intensa de estudos. TEORIA No decorrer das teorias apresentadas, oferecemos uma cuidadosa seleção de conteúdos multimídia para complementar o repertório do aluno, apresentada em boxes para facilitar a compreensão, com indicação de vídeos, sites, filmes, músicas, livros, etc. Tudo isso é encontrado em subcategorias que facilitam o aprofundamento nos temas estudados – há obras de arte, poemas, imagens, artigos e até sugestões de aplicativos que facilitam os estudos, com conteúdos essenciais para ampliar as habilidades de análise e reflexão crítica, em uma seleção realizada com finos critérios para apurar ainda mais o conhecimento do nosso aluno. MULTIMÍDIA Atento às constantes mudanças dos grandes vestibulares, é elaborada, a cada aula e sempre que possível, uma seção que trata de interdisciplinaridade. As questões dos vestibulares atuais não exigem mais dos candidatos apenas o puro conhecimento dos conteúdos de cada área, de cada disciplina. Atualmente há muitas perguntas interdisciplinares que abrangem conteúdos de diferentes áreas em uma mesma questão, como Biologia e Química, História e Geografia, Biologia e Matemática, entre outras. Nesse espaço, o aluno inicia o contato com essa realidade por meio de explicações que relacionam a aula do dia com aulas de outras disciplinas e conteúdos de outros livros, sempre utilizando temas da atualidade. Assim, o aluno consegue entender que cada disciplina não existe de forma isolada, mas faz parte de uma grande engrenagem no mundo em que ele vive. CONEXÃO ENTRE DISCIPLINAS Um dos grandes problemas do conhecimento acadêmico é o seu distanciamento da realidade cotidiana, o que dificulta a compreensão de determinados conceitos e impede o aprofundamento nos temas para além da superficial memorização de fórmulas ou regras. Para evitar bloqueios na aprendizagem dos conteúdos, foi desenvolvida a seção “Vivenciando“. Como o próprio nome já aponta, há uma preocupação em levar aos nossos alunos a clareza das relações entre aquilo que eles aprendem e aquilo com que eles têm contato em seu dia a dia. VIVENCIANDO Essa seção foi desenvolvida com foco nas disciplinas que fazem parte das Ciências da Natureza e da Matemática. Nos compilados, deparamos-nos com modelos de exercícios resolvidos e comentados, fazendo com que aquilo que pareça abstrato e de difícil compreensão torne-se mais acessível e de bom entendimento aos olhos do aluno. Por meio dessas resoluções, é possível rever, a qualquer momento, as explicações dadas em sala de aula. APLICAÇÃO DO CONTEÚDO Sabendo que o Enem tem o objetivo de avaliar o desempenho ao fim da escolaridade básica, organizamos essa seção para que o aluno conheça as diversas habilidades e competências abordadas na prova. Os livros da “Coleção Vestibulares de Medicina” contêm, a cada aula, algumas dessas habilidades. No compilado “Áreas de Conhecimento do Enem” há modelos de exercícios que não são apenas resolvidos, mas também analisados de maneira expositiva e descritos passo a passo à luz das habilidades estudadas no dia. Esse recurso constrói para o estudante um roteiro para ajudá-lo a apurar as questões na prática, a identificá-las na prova e a resolvê-las com tranquilidade. ÁREAS DE CONHECIMENTO DO ENEM Cada pessoa tem sua própria forma de aprendizado. Por isso, criamos para os nossos alunos o máximo de recursos para orientá-los em suas trajetórias. Um deles é o ”Diagrama de Ideias”, para aqueles que aprendem visualmente os conteúdos e processos por meio de esquemas cognitivos, mapas mentais e fluxogramas. Além disso, esse compilado é um resumo de todo o conteúdo da aula. Por meio dele, pode-se fazer uma rápida consulta aos principais conteúdos ensinados no dia, o que facilita a organização dos estudos e até a resolução dos exercícios. DIAGRAMA DE IDEIAS

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SUMÁRIO QUÍMICA FUNÇÕES INORGÂNICAS E PROPRIEDADES COLIGATIVAS 5 AULAS 27 E 28: ÓXIDOS MOLECULARES 7 AULAS 29 E 30: REAÇÕES INORGÂNICAS 13 AULAS 31 E 32: PRESSÃO DO VAPOR 22 AULAS 33 E 34: EFEITOS COLIGATIVOS 31 QUÍMICA ORGÂNICA 37 AULAS 27 E 28: ISOMERIA GEOMÉTRICA 39 AULAS 29 E 30: ISOMERIA ÓPTICA 44 AULAS 31 E 32: REAÇÕES DE ADIÇÃO 50 AULAS 33 E 34: REAÇÕES DE SUBSTITUIÇÃO 55 TERMOQUÍMICA E CINÉTICA QUÍMICA 61 AULAS 27 E 28: TERMOQUÍMICA: VARIAÇÃO DE ENTALPIA 63 AULAS 29 E 30: TERMOQUÍMICA: LEI DE HESS 72 AULAS 31 E 32: TERMOQUÍMICA: ENERGIA DE LIGAÇÃO 78 AULAS 33 E 34: CINÉTICA QUÍMICA: VELOCIDADE MÉDIA DE UMA REAÇÃO QUÍMICA 84

Competência 1 Compreender as ciências naturais e as tecnologias a elas associadas como construções humanas, percebendo seus papéis nos processos de produção e no desenvolvimento econômico e social da humanidade. H1 Reconhecer características ou propriedades de fenômenos ondulatórios ou oscilatórios, relacionando-os a seus usos em diferentes contextos. H2 Associar a solução de problemas de comunicação, transporte, saúde ou outro, com o correspondente desenvolvimento científico e tecnológico. H3 Confrontar interpretações científicas com interpretações baseadas no senso comum, ao longo do tempo ou em diferentes culturas. H4 Avaliar propostas de intervenção no ambiente, considerando a qualidade da vida humana ou medidas de conservação, recuperação ou utilização sustentável da biodiversidade. Competência 2 Identificar a presença e aplicar as tecnologias associadas às ciências naturais em diferentes contextos. H5 Dimensionar circuitos ou dispositivos elétricos de uso cotidiano. H6 Relacionar informações para compreender manuais de instalação ou utilização de aparelhos, ou sistemas tecnológicos de uso comum. H7 Selecionar testes de controle, parâmetros ou critérios para a comparação de materiais e produtos, tendo em vista a defesa do consumidor, a saúde do trabalhador ou a qualidade de vida. Competência 3 Associar intervenções que resultam em degradação ou conservação ambiental a processos produtivos e sociais e a instrumentos ou ações científico-tecnológicos. H8 Identificar etapas em processos de obtenção, transformação, utilização ou reciclagem de recursos naturais, energéticos ou matérias-primas, considerando processos biológicos, químicos ou físicos neles envolvidos. H9 Compreender a importância dos ciclos biogeoquímicos ou do fluxo energia para a vida, ou da ação de agentes ou fenômenos que podem causar alterações nesses processos. H10 Analisar perturbações ambientais, identificando fontes, transporte e(ou) destino dos poluentes ou prevendo efeitos em sistemas naturais, produtivos ou sociais. H11 Reconhecer benefícios, limitações e aspectos éticos da biotecnologia, considerando estruturas e processos biológicos envolvidos em produtos biotecnológicos. H12 Avaliar impactos em ambientes naturais decorrentes de atividades sociais ou econômicas, considerando interesses contraditórios. Competência 4 Compreender interações entre organismos e ambiente, em particular aquelas relacionadas à saúde humana, relacionando conhecimentos científicos, aspectos culturais e características individuais. H13 Reconhecer mecanismos de transmissão da vida, prevendo ou explicando a manifestação de características dos seres vivos. H14 Identificar padrões em fenômenos e processos vitais dos organismos, como manutenção do equilíbrio interno, defesa, relações com o ambiente, sexualidade, entre outros. H15 Interpretar modelos e experimentos para explicar fenômenos ou processos biológicos em qualquer nível de organização dos sistemas biológicos. H16 Compreender o papel da evolução na produção de padrões, processos biológicos ou na organização taxonômica dos seres vivos Competência 5 Entender métodos e procedimentos próprios das ciências naturais e aplicá-los em diferentes contextos. H17 Relacionar informações apresentadas em diferentes formas de linguagem e representação usadas nas ciências físicas, químicas ou biológicas, como texto discursivo, gráficos, tabelas, relações matemáticas ou linguagem simbólica. H18 Relacionar propriedades físicas, químicas ou biológicas de produtos, sistemas ou procedimentos tecnológicos às finalidades a que se destinam. H19 Avaliar métodos, processos ou procedimentos das ciências naturais que contribuam para diagnosticar ou solucionar problemas de ordem social, econômica ou ambiental. Competência 6 Apropriar-se de conhecimentos da física para, em situações problema, interpretar, avaliar ou planejar intervenções científicotecnológicas. H20 Caracterizar causas ou efeitos dos movimentos de partículas, substâncias, objetos ou corpos celestes. H21 Utilizar leis físicas e (ou) químicas para interpretar processos naturais ou tecnológicos inseridos no contexto da termodinâmica e(ou) do eletromagnetismo. H22 Compreender fenômenos decorrentes da interação entre a radiação e a matéria em suas manifestações em processos naturais ou tecnológicos, ou em suas implicações biológicas, sociais, econômicas ou ambientais. H23 Avaliar possibilidades de geração, uso ou transformação de energia em ambientes específicos, considerando implicações éticas, ambientais, sociais e/ou econômicas. Competência 7 Apropriar-se de conhecimentos da química para, em situações problema, interpretar, avaliar ou planejar intervenções científicotecnológicas. H24 Utilizar códigos e nomenclatura da química para caracterizar materiais, substâncias ou transformações químicas. H25 Caracterizar materiais ou substâncias, identificando etapas, rendimentos ou implicações biológicas, sociais, econômicas ou ambientais de sua obtenção ou produção. H26 Avaliar implicações sociais, ambientais e/ou econômicas na produção ou no consumo de recursos energéticos ou minerais, identificando transformações químicas ou de energia envolvidas nesses processos. H27 Avaliar propostas de intervenção no meio ambiente aplicando conhecimentos químicos, observando riscos ou benefícios. Competência 8 Apropriar-se de conhecimentos da biologia para, em situações problema, interpretar, avaliar ou planejar intervenções científicotecnológicas. H28 Associar características adaptativas dos organismos com seu modo de vida ou com seus limites de distribuição em diferentes ambientes, em especial em ambientes brasileiros. H29 Interpretar experimentos ou técnicas que utilizam seres vivos, analisando implicações para o ambiente, a saúde, a produção de alimentos, matérias primas ou produtos industriais. H30 Avaliar propostas de alcance individual ou coletivo, identificando aquelas que visam à preservação e a implementação da saúde individual, coletiva ou do ambiente. MATRIZ DE REFERÊNCIA DO ENEM

CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias QUÍMICA TEORiA DE AULA 4 FUNÇÕES INORGÂNICAS E PROPRIEDADES COLIGATIVAS

6 VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias UFMG Propriedades coligativas são muito relacionadas ao cotidiano; logo, é necessário entender como elas afetam as propriedades físicas das substâncias. Propriedades coligativas têm maior incidência e podem ser apresentadas junto a diversos temas da Química. É necessário entender a relação de como elas podem influenciar nas propriedades físicas das substâncias. Propriedades coligativas podem ser relacionadas facilmente com qualquer assunto que aborde propriedades físicas das substâncias. A pressão de vapor é o tema mais cobrado; por isso, é importante boa interpretação de gráficos e de enunciados. As propriedades coligativas vão agregar um entendimento maior nas propriedades físicas das substâncias e são cobradas de um jeito que se deva entender como essas propriedades influenciam em certas características das substâncias. O tema de maior incidência são as propriedades coligativas, principalmente a pressão de vapor. É cobrado junto de outros temas relacionados com as análises das propriedades físicas das substâncias, como volatilidade e temperatura de ebulição. Propriedades coligativas têm alta incidência, principalmente quando se trata de questões que cobram um melhor entendimento de como elas influenciam nas propriedades físicas dos compostos. Propriedades coligativas são cobradas de modo que o candidato deva relacionar da maneira correta a sua influência nas propriedades físicas dos compostos em geral. As propriedades coligativas são sempre recorrentes e a pressão de vapor acaba sendo frequente; por isso, é importante entender como ela influencia na volatilidade e temperatura de ebulição. Pressão de vapor é o tema mais cobrado e pode se relacionar com forças intermoleculares, geometria da molécula, polaridade e como ela afeta a temperatura de ebulição e volatilidade. As propriedades coligativas são um dos temas favoritos. É cobrado de maneira um pouco mais aprofundada com previsão de temperatura de ebulição e como a pressão de vapor pode influenciar as características das substâncias ou informar sobre elas. As propriedades coligativas são um dos temas favoritos. É cobrado de maneira um pouco mais aprofundada com previsão de temperatura de ebulição e como a pressão de vapor pode influenciar as características das substâncias ou informar sobre elas. O tema mais exigido são as propriedades coligativas, em que é possível fazer uma relação com boa parte da matéria que está relacionada às análises das propriedades físicas das substâncias. As propriedades coligativas são cobradas principalmente na forma de pressão de vapor, e é importante entender o conceito e o que ele afeta, assim como uma boa interpretação de gráficos e boa análise da situação descrita no enunciado. As propriedades coligativas são o tema mais recorrente quando se trata de questões que cobram um melhor entendimento de como elas influenciam nas propriedades físicas dos compostos. O tema mais recorrente são as propriedades coligativas, que vão agregar um entendimento maior nas propriedades físicas das substâncias. Pressão de vapor ocorre com frequência, sendo importante entender como ela trabalha com a volatilidade e temperatura de ebulição. INCIDÊNCIA DO TEMA NAS PRINCIPAIS PROVAS

7VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias 1. Óxidos moleculares ou covalentes Óxidos moleculares ou covalentes são óxidos formados por ametais e oxigênio. 1.1. Fórmula geral Ex Oy Na qual E é um ametal: C , Si , N , P , S , Cℓ , Br , I. Nota: Se o ametal E for o flúor, não haverá óxidos, mas compostos denominados fluoretos de oxigênio: OF2 , O2 F2 . De modo geral, não se determina a fórmula de um óxido molecular somente pelo conhecimento do ametal, uma vez que é muito comum que ele dê origem a mais de um óxido. É o caso, por exemplo, do carbono, que pode dar origem a dois óxidos: CO e CO2 . 1.2. Nomenclatura São empregados prefixos para indicar as quantidades de átomos do ametal e do oxigênio: 1 mono 2 di 3 tri 4 tetr 5 pent 6 hex Exemplos: CO CO2 monóxido de carbono dióxido de carbono SO3 N2 O trióxido de enxofre monóxido de dinitrogênio N2 O4 P2 O5 tetróxido de dinitrogênio pentóxido de difósforo Fonte: Youtube Tudo sobre gelo seco multimídia: vídeo 2. Caráter ácido-base dos óxidos moleculares ou covalentes Assim como os óxidos iônicos, os óxidos moleculares possuem caráter variado: ácido (maioria), anfótero e neutro. 1. Óxidos ácidos: reagem com água, formando o seu respectivo ácido; reagem com bases, formando sal e água. São denominados óxidos ácidos devido à sua propriedade ácida, similar a ácido. Exemplos: SO3(g) + H2 O(ℓ) → H2 SO4 (aq) trióxido de enxofre ácido sulfúrico P2 O5 (g) + 3 H2 O (ℓ) → 2 H3 PO4 (aq) pentóxido de difósforo ácido fosfórico CO2 (g) + 2 NaOH(aq) → Na2 CO3 (aq) + H2 O(ℓ) dióxido de carbono hidróxido de sódio carbonato de sódio N2 O5 (g) + Ba(OH)2 (aq) → Ba(NO3 ) 2 (aq) + H2 O(ℓ) pentóxido de dinitrogênio hidróxido de bário nitrato de bário 2. Óxidos anfóteros: os óxidos anfóteros se comportam tanto como óxido básico quanto como óxido ácido, apresentando um caráter intermediário entre os dois óxidos (como foi explicado na parte de óxidos iônicos). Alguns óxidos de semimetais possuem características anfóteras, como óxido de arsênio (Ex: As2 O3 ) e de antimônio (Ex: Sb2 O3 ). 3. Óxidos neutros: também denominados óxidos indiferentes, são óxidos que não reagem com água, nem com ácidos e nem com bases. Os mais comuns são monóxido ÓXIDOS MOLECULARES COMPETÊNCIA(s) 5, 6 e 7 HABILIDADE(s) 17, 21, 24, 25, 26 e 27 CN AULAS 27 E 28

8 VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias de carbono (CO), monóxido de nitrogênio (NO) e monóxido de dinitrogênio (N2 O). Nota: O fato de serem “neutros” ou “indiferentes” não significa que eles não possam participar de outras reações. O CO, por exemplo, pode sofrer combustão: 2 CO (g) + O2 (g) → 2 CO2 (g) 3. Peróxidos Peróxidos são compostos que apresentam o ânion [O–O]2– = O2 2– e têm o oxigênio em estado de oxidação (carga) igual a –1. Exemplos: Na+ O2 2– → Na2 O2 Ca2+ O2 2– → CaO2 peróxido de sódio peróxido de cálcio O peróxido de hidrogênio, cuja solução aquosa é denominada água oxigenada, é molecular, embora apresente o grupo – O – O –: H – O – O – H Em termos de reatividade, os peróxidos reagem com água ou com ácidos diluídos, produzindo água oxigenada (H2 O2 ). Exemplos: Na2 O2(s) + 2 H2 O (ℓ) →2 NaOH (aq)+ H2 O2 (ℓ) peróxido de sódio hidróxido de sódio K2 O2(s) + 2 HC, (ℓ) → 2 KC, (aq) + H2 O2 (ℓ) peróxido de potássio cloreto de potássio 4. Principais óxidos moleculares Fórmula Nome Observação CO Monóxido de carbono É um gás levemente inflamável, incolor, inodoro e muito tóxico. É produzido pela combustão incompleta de compostos contendo carbono. É utilizado como agente redutor, retirando oxigênio de muitos compostos em processos industriais, como na produção de ferro e de outros metais a partir de seus minérios. CO2 Dióxido de carbono É um gás incolor e inodoro. É produzido pela combustão completa de compostos contendo carbono. É um dos compostos essenciais para a realização da fotossíntese. É um dos gases responsáveis pelo efeito estufa. SO2 Dióxido de enxofre É um gás denso, incolor, não inflamável e altamente tóxico. É produzido naturalmente por vulcões e pela combustão de compostos de enxofre. É um dos principais causadores da chuva ácida. Pode ser usado como desinfetante, conservante de alimentos, antisséptico, descolorante (ou branqueador) e antibacteriano. SO3 Trióxido de enxofre É um gás incolor, irritante, corrosivo e que reage violentamente com a água. É obtido por meio da oxidação do dióxido de enxofre. É um dos principais causadores da chuva ácida. NO Monóxido de nitrogênio Gás tóxico incolor, é produzido nos motores de combustão interna devido à alta temperatura. A ocorrência de raios também fornece energia suficiente para que os gases oxigênio e nitrogênio reajam gerando NO. Contribui para a degradação da camada de ozônio. NO2 Dióxido de nitrogênio Gás de cor castanho-avermelhada, de cheiro forte e irritante, muito tóxico. Ele pode ser formado nos motores de combustão interna ou pela reação do NO com O2 . É um dos gases responsáveis pela formação de smog fotoquímico e chuva ácida. SiO2 Dióxido de silício Conhecido como sílica, é o óxido mais abundante na crosta terrestre. Pode se apresentar desde a forma de areia até a forma de cristais de quartzo. É matéria-prima básica para a produção de vidro e usado principalmente na indústria eletroeletrônica. 5. Chuva ácida 1. O enxofre é uma impureza frequente nos combustíveis fósseis, principalmente no carvão mineral e no petróleo, que, ao serem queimados, promovem a combustão desse elemento de acordo com as seguintes reações químicas: S(s) + O2(g) → SO2(g) 2 SO2(s) + O2(g) → 2 SO3(g)

9VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias VIVENCIANDO O enxofre e os óxidos de enxofre também podem ser lançados na atmosfera pelos vulcões. Os óxidos ácidos formados reagem com água para formar o ácido sulfúrico (H2 SO4 ), de acordo com a equação: SO3(g) + H2 O(,) → H2 SO4(aq) Pode ocorrer também a seguinte reação, da qual se forma o ácido sulfuroso (H2 SO3 ): SO2(g) + H2 O(,) → H2 SO3(aq) 2. O nitrogênio (N2 ) é um gás pouco reativo e muito abundante na composição da atmosfera. Para reagir com o oxigênio do ar, precisa de grande quantidade de energia, como a liberada numa descarga elétrica ou no funcionamento de um motor de combustão. Esses motores são os maiores responsáveis pela reação de oxidação do nitrogênio. Ao reagirem com água, os óxidos formam ácido nitroso (HNO2 ) e ácido nítrico (HNO3 ). Na câmara de combustão dos motores, ocorre a seguinte reação: N2(g) + O2(g) → 2 NO(g) O monóxido de nitrogênio sofre oxidação: 2 NO(g) + O2(g) → 2 NO2(g) O dióxido de nitrogênio (NO2 ) formado, em contato com a água proveniente da chuva, forma ácidos de acordo com a seguinte equação: 2 NO2(g)+ H2 O(,) → HNO3(aq) + HNO2(aq) As evidências do aumento nos níveis de chuva ácida vêm da análise das camadas de gelo oriundas dos glaciares. Desde a Revolução Industrial, vem se verificando uma repentina diminuição do pH da chuva de 6 para 4,5 ou 4. Também vem sendo observado um aumento das emissões de óxidos de enxofre e nitrogênio na atmosfera. As indústrias e as centrais termoelétricas queimam combustíveis fósseis, principalmente carvão mineral, cuja combustão é a principal origem desses gases. Química Ambiental, 4.ª ed., 2011, de Colin Baird Essa edição oferece um capítulo específico sobre o gerenciamento de resíduos, uma abordagem ampliada da toxicologia elementar, dos combustíveis alternativos e da disposição de resíduos, além de novas informações sobre tópicos muito importantes: o uso da energia, a toxicologia, os hormônios ambientais, o tratamento de águas subterrâneas e residuais e a disposição do lixo tóxico. multimídia: livro A chuva ácida é a designação dada à chuva ou a qualquer outra forma de precipitação atmosférica cuja acidez seja substancialmente maior que a resultante do dióxido de carbono (CO2 ) atmosférico dissolvido na água precipitada. A principal causa da acidificação é a presença na atmosfera terrestre de gases e partículas ricas em enxofre e azoto reativo, cuja hidrólise no meio atmosférico produz ácidos fortes. Assumem particular importância os compostos azotados (NOx ) gerados pelas altas temperaturas de queima dos combustíveis fósseis e os compostos de enxofre (SOx ) produzidos pela oxidação das impurezas sulfurosas existentes na maior parte dos carvões e petróleos. Chuva ácida não seria uma expressão quimicamente adequada, pois, para a Química, toda chuva é ácida devido à presença do ácido carbônico (H2 CO3 ); no entanto, para a Geografia, toda chuva com pH abaixo do NT (nível de tolerância pH), igual a aproximadamente 5,5, é considerada ácida. A chuva ácida pode acarretar sérios danos às trutas, por exemplo, uma vez que, caso caia em um ambiente lacustre de trutas, abaixo ou acima do NT, os peixes morrerão. Os efeitos ambientais da precipitação ácida levaram diversos países a tomarem medidas legais restritivas à queima de combustíveis ricos em enxofre, exigindo a adoção de tecnologias de redução das emissões de azoto reativo na atmosfera.

10VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias CONEXÃO ENTRE DISCIPLINAS Todas as pessoas e animais correm risco de envenenamento por monóxido de carbono. Os sintomas mais comuns do envenenamento são: dores de cabeça e no peito, tonturas, confusão, fraqueza, náuseas e vômitos. Esses sintomas podem facilmente ser confundidos com outras enfermidades, como constipação ou intoxicação alimentar. Em casos mais graves, podem ocorrer perda de consciência e morte. A longo prazo, podem surgir sequelas cardíacas e neuronais. Depois de inalado e difundido para os vasos sanguíneos, o monóxido de carbono combina com a hemoglobina, formando carboxi-hemoglobina, com muito mais afinidade que o oxigênio (200 a 240 vezes superior), diminuindo a quantidade de hemoglobina disponível para o transporte de oxigênio. Assim, caso os mecanismos compensatórios falhem em manter o fornecimento do oxigênio, pode ocorrer o desenvolvimento de hipoxia tecidular. O monóxido de carbono também inibe a citocromo C oxidase mitocondrial, que tem efeitos de nível inflamatório, aumentando o estresse oxidativo perivascular. Os recém-nascidos, crianças pequenas, idosos e pessoas com doenças cardíacas crônicas, problemas respiratórios ou anemia fazem parte do grupo de risco devido a sua maior suscetibilidade aos efeitos desse gás. A exposição a doses relativamente elevadas em pessoas saudáveis pode provocar problemas de visão, redução da capacidade de trabalho, redução da destreza manual, diminuição da capacidade de aprendizagem, dificuldade na resolução de tarefas e até mesmo levar à morte. Concentrações abaixo de 400 ppm no ar causam dores de cabeça e, acima desse valor, são potencialmente fatais, tanto para plantas e animais quanto para alguns microrganismos. O monóxido de carbono está associado ao desenvolvimento de doença isquêmica coronária, resultado da interferência com a oxigenação do miocárdio e do aumento da adesividade das plaquetas e dos níveis de fibrinogênio, o que ocorre principalmente com os fumantes.

11VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias ÁREAS DE CONHECIMENTO DO ENEM HABILIDADE 26 Avaliar implicações sociais, ambientais e/ou econômicas na produção ou no consumo de recursos energéticos ou minerais, identificando transformações químicas ou de energia envolvidas nesses processos. Uma das formas de controle da chuva ácida é a diminuição da emissão de gases responsáveis pela formação da chuva ácida, como o SO2 , o SO3 , etc. Conforme o avanço tecnológico foi se expandido, mais indústrias foram criadas para aguentar o ritmo acelerado de desenvolvimento, gerando um aumento dos poluentes. Assim, é importante saber interpretar meios de formação da chuva ácida. MODELO 1 (Enem) Muitas indústrias e fábricas lançam para o ar, através de suas chaminés, poluentes prejudiciais às plantas e aos animais. Um desses poluentes reage quando em contato com o gás oxigênio e a água da atmosfera, conforme as equações químicas: Equação 1: 2 SO2 + O2 → 2 SO3 Equação 2: SO3 + H2 O → H2 SO4 De acordo com as equações, a alteração ambiental decorrente da presença desse poluente intensifica o(a): a) formação de chuva ácida; b) surgimento de ilha de calor; c) redução da camada de ozônio; d) ocorrência de inversão térmica; e) emissão de gases de efeito estufa. ANÁLISE EXPOSITIVA A análise das alternativas permite chegar à conclusão de que a única alternativa correta é a A, pois nela se confirma o conceito de óxidos ácidos que, ao reagirem com a água, formam seu respectivo ácido, danificando o ecossistema. RESPOSTA Alternativa A

12VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias DIAGRAMA DE IDEIAS ÓXIDOS MOLECULARES PODE SER COMO AO REAGIREM COM FORMAM FORMAM PODEM SER FORMADOS POR ÁCIDOS SUBSTÂNCIA QUÍMICA INORGÂNICA BASES ÁGUA NEUTROS SAL + ÁGUA ÁCIDO AMETAL OXIGÊNIO NÃO REAGEM COM ÁCIDOS, BASES OU ÁGUA

13VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias 1. Classificação das reações químicas Uma das diversas maneiras de classificar as reações consiste em relacionar o número de substâncias que reagem e o número de substâncias originadas dessa reação. 2. Reações de síntese ou adição Reações de síntese ou adição ocorrem quando dois ou mais reagentes originam um único produto. A + B → C Exemplo: O magnésio reage com o oxigênio do ar produzindo óxido de magnésio: 2 Mg(s) + O2 (g) → 2 MgO(s) 2.1. Reações importantes § Síntese da água: 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2 O (g) § Síntese da amônia: N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g) § Síntese do amoníaco: NH3 (g) + H2 O (ℓ) → NH4 OH (aq) § Combustão de substâncias simples – reação com o oxigênio (O2 ) produzindo óxidos: 2 Mg (s) + O2 (g) → 2 MgO (s) 2 Ca (s) + O2 (g) → 2 CaO (s) S (s) + O2 (g) → SO2 (g) C (s) + O2 (g) → CO2 (g) combustão completa do carbono C (s) + ½ O2 (g) → CO (g) combustão incompleta do carbono § Síntese de hidrácidos: H2 (g) + Cℓ2 (g) → 2 HCℓ (g) H2 (g) + F2 (g) → 2 HF (g) § Reação de óxidos com água Óxidos básicos: óxidos básicos + água → bases CaO (s) + H2 O (ℓ) → Ca(OH)2 (s) MgO (s) + H2 O (ℓ) → Mg(OH)2 (s) Na2 O (s) + H2 O (ℓ) → 2 NaOH (s) Óxidos ácidos: óxidos ácidos + água → ácidos CO2 (g) + H2 O (ℓ) → H2 CO3 (aq)* *Esse ácido só existe em solução aquosa. SO3 (g) + H2 O (ℓ) → H2 SO4 (ℓ) § Reações entre óxidos ácidos e óxidos básicos óxidos ácidos + óxidos básicos → sais CaO (s) + CO2 (s) → CaCO3 (s) MgO (s) + SO3 (g) → MgSO4 (s) Fonte: Youtube O metal que faz a água explodir (Superquímica) multimídia: vídeo REAÇÕES INORGÂNICAS COMPETÊNCIA(s) 5, 6 e 7 HABILIDADE(s) 17, 19, 21, 24, 25, 26 e 27 CN AULAS 29 E 30

14VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias 3. Reações de análise ou decomposição Ocorrem quando um único reagente dá origem a dois ou mais produtos: A → B + C Exemplo: O NaN3(s) decompõe-se em Na (s) e N2(g) (gás que infla os air bags dos automóveis). 2 NaN3 (s) → 3 N2 (g) + 2 Na (s) 3.1. Reações importantes § Pirólise – decomposição térmica (D, aquecimento). Exemplos importantes são as decomposições térmicas dos carbonatos e bicarbonatos: D CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g) decomposição térmica do calcário que produz cal virgem D MgCO3 (s) → MgO (s) + CO2 (g) D 2 NaHCO3 (s) → Na2 CO3 (s) + CO2 (g) + H2 O (g) fermento químico à base de bicarbonato de sódio D (NH4 )HCO3 (s) → NH3 (g) + CO2 (g) + H2 O (g) fermento químico à base de bicarbonato de amônio § Fotólise – decomposição provocada pela luz: Luz 2 H2 O2 (ℓ) → 2 H2 O (ℓ) + O2 (g) decomposição da água oxigenada Luz 2 AgCℓ (s) → 2 Ag (s) + Cℓ2 (g) sal de prata em filme fotográfico § Eletrólise – decomposição provocada pela passagem de corrente elétrica: 2 H2 O (ℓ) 2 H2 (g) + O2 (g) eletrólise da água 2 NaCℓ (ℓ) 2 Na (s) + Cℓ2 (g) processo industrial de obtenção de sódio metálico e gás cloro 2 Aℓ2 O3 (ℓ) 4 Aℓ (ℓ) + 3 O2 (g) processo industrial de obtenção de alumínio § Catálise – decomposição em presença de um catalisador: 2 H2 O2 (ℓ) 2 H2 O (ℓ) + O2 (g) decomposição catalisada da água oxigenada corrente elétrica corrente elétrica corrente elétrica catálise § Decomposição do ácido carbônico (instável): H2 CO3 (aq) → H2 O (ℓ) + CO2 (g) H2 SO3 (aq)* → H2 O (ℓ) + SO2 (g) *O ácido sulfuroso (H2 SO3 ) também se decompõe. § Decomposição do hidróxido de amônio (instável): NH4 OH (aq) → H2 O (ℓ) + NH3 (g)** **Essa base só existe em solução aquosa. 4. Reações de simples troca ou deslocamento Ocorrem quando uma substância simples reage com uma composta, dando origem a uma nova substância simples e a uma nova substância composta. A + XY → AY + X Exemplo: Quando uma lâmina de zinco é mergulhada numa solução aquosa de ácido clorídrico, ocorrem formação de cloreto de zinco e liberação de gás hidrogênio: Zn (s) + 2 HCℓ (aq) → ZnCℓ2 (aq) + H2 (g) Para que essas reações ocorram, é necessário que as substâncias simples sejam mais reativas do que o elemento da substância composta que será deslocado. A + XY → AY + X Se A é mais reativo que X, logo ele será deslocado por A. Essa substância simples, denominada simplificadamente de A, pode ser um metal ou um ametal. Reação entre ácido clorídrico e alumínio metálico. Zn(s) + Cu2+ (aq) → Zn2+ (aq) + Cu(s) Zinco deslocando o cobre

15VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias VIVENCIANDO O principal componente dos antiácidos é o bicarbonato de sódio. Conhecido quimicamente como NaHCO3 , é um pó branco que constitui uma mistura cristalina solúvel em água. Esse composto é classificado como alcalino solúvel e é denominado hidrogenocarbonato de sódio. O bicarbonato de sódio, quando diluído, libera gás carbônico, segundo a equação: NaHCO3 + HC, → NaCℓ + H2 O + CO2 Como é possível observar, os produtos da reação são: cloreto de sódio, água e dióxido de carbono (gás carbônico), respectivamente. Note que, na presença de água, o NaHCO3 reage com ácidos, liberando CO2(g), responsável pela efervescência. Ao ingerir o antiácido, o indivíduo percebe a presença do dióxido de carbono por causa da liberação de gás pela boca. Os antiácidos estomacais neutralizam o excesso de HCℓ (ácido clorídrico, que auxilia na digestão dos alimentos) do suco gástrico presente no estômago. O desconforto estomacal pode ser ocasionado por má alimentação, que estimula o estômago a produzir mais ácido clorídrico para auxiliar na digestão, ou ainda por ansiedade e nervosismo. Essas duas situações ocasionam o desequilíbrio da acidez estomacal. No entanto, o antiácido possui o seu lado negativo. Como tudo em excesso é prejudicial, se for feita a neutralização do ácido gástrico diariamente, ocorrerá um aumento de gases no estômago em razão da liberação de CO2 dos efervescentes. 4.1. Reatividade dos metais Quando uma lâmina de zinco é mergulhada numa solução aquosa de sulfato de cobre, a solução descolore-se e um depósito avermelhado de cobre recobre a lâmina de zinco. Trata-se de uma reação que equivale à seguinte representação: Zn (s) + CuSO4 (aq) → ZnSO4 (aq) + Cu (s) Como os sais em solução aquosa se encontram dissociados, a representação dessa reação na forma iônica equivale a: Zn (s) + Cu2+ (aq) + SO4 2– (aq) → Zn2+ (aq) + SO4 2– (aq) + Cu (s) ou Zn (s) + Cu2+ (aq) → Zn2+ (aq) + Cu (s) O que comprova que o zinco é mais reativo que o cobre. Mediante uma série de reações, foi possível estabelecer uma fila de reatividade comparativa dos metais, que pode ser representada genericamente por: K > Na > Li > Ca > Mg > Aℓ > Zn > Fe > Ni > Pb > H > Cu > Hg > Ag > Pt > Au Os metais menos reativos do que o hidrogênio – Cu, Hg, Ag, Pt, Au – são denominados metais nobres. A fila de reatividade pode ser representada de maneira simplificada: metais alcalinos e alcalino-terrosos > outros metais > H > metais nobres Consultando a fila de reatividade, é possível prever a ocorrência ou não de uma reação de deslocamento. 4.1.1. Reações típicas § Reações de ataque de ácidos a metais – ocorrem tão somente nos metais mais reativos que o hidrogênio: Mg (s) + 2 HCℓ (aq) → MgCℓ2 (aq) + H2 (g) 2 Aℓ (s) + 6 HCℓ (aq) → 2 AℓCℓ3 (aq) + 3 H2 (g) Fe (s) + 2 HCℓ (aq) → FeCℓ2 (aq) + H2 (g) Magnésio, alumínio e zinco (mais reativos) deslocam o hidrogênio (menos reativo). Cu (s) + HCℓ (aq) → não há reação Au (s) + HCℓ (aq) → não há reação Cobre e ouro (menos reativos) não deslocam o hidrogênio (mais reativo). § Reações de ataque de soluções aquosas de sais a metais: Zn (s) + CuSO4 (aq) → Cu (s) + ZnSO4 (aq) Zinco (mais reativo) desloca cobre (menos reativo). Ag (s) + FeCℓ2 (aq) → não há reação Prata (menos reativa) não desloca o ferro (mais reativo).

16VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias 4.2. Reatividade dos ametais Ao misturar uma solução aquosa de C,2 (água de cloro) a uma solução aquosa de KI, nota-se o aparecimento de uma coloração castanha característica da formação de I2 . A reação ocorrida pode ser representada de algumas maneiras. Primeiramente da reação de forma geral: Cℓ2 (aq) + 2 KI (aq) → 2 KCℓ (aq) + I2 (aq) E também na sua forma iônica: Cℓ2(aq) + 2 K+ (aq) + 2 I– (aq) → 2 K+ (aq) + 2 Cℓ– (aq) + I2 (aq) ou Cℓ2 (aq) + 2 I– (aq) → 2 Cℓ– (aq) + I2 (aq) Como o cloro (C,) deslocou o iodo (I), é possível concluir que ele é mais reativo do que o iodo. Mediante reações semelhantes, foi determinada uma fila de reatividade dos ametais: F > O > N > Cℓ > Br > I > S > C 4.2.1. Reações típicas F2 (g) + 2 NaCℓ (aq) → 2 NaF (aq) + Cℓ2 (g) Flúor é mais reativo, por isso desloca o cloro. Cℓ2 (g) + 2 NaBr (aq) → 2 NaCℓ (aq) + Br2 (ℓ) Cloro é mais reativo, por isso desloca o bromo. I 2 (s) + CaCℓ2 (aq) → não há reação Iodo é menos reativo, por isso não desloca o cloro. Reação entre água de cloro (Cℓ2 ) e iodeto de potássio (KI). O aparecimento da cor castanha ocorre devido à formação de I 2 , deslocada pelo cloro. 5. Reações de dupla troca Ocorrem quando dois reagentes compostos (formados por, no mínimo, dois elementos) reagem entre si. Ao trocarem seus componentes, dão origem a dois novos compostos. AB + XY → AY + XB Exemplo: Pb(NO3 ) 2 (aq) + 2 KI (aq) → 2 KNO3 (aq) + PbI2 (s) sais incolores sal pouco solúvel amarelo 5.1. Condições para ocorrência de uma reação de dupla troca Reações de dupla troca ocorrem apenas quando ao menos uma das três condições a seguir é satisfeita. a) Um dos produtos é insolúvel ou menos solúvel que os reagentes. A tabela a seguir mostra a solubilidade de substâncias de acordo com o ânion e o cátion que as compõem: Ânion Solubilidade Exceções CH3 COO– Solúveis ––– NO3 – Solúveis ––– Cℓ– , Br– , I– Solúveis Ag+, Hg2+, Pb2+ SO4 2– Solúveis Ca2+, Sr2+, Ba2+, Pb2+ S2–- , OH– Insolúveis 1A, 2A e NH4 + Demais Insolúveis 1A e NH4 + Exemplo: A reação entre NaC, e AgNO3 ocorre graças à formação de um composto insolúvel/pouco solúvel (AgC,). A representação da reação na forma iônica entre NaC, e AgNO3 segue a seguinte regra: “Separar os íons dos compostos solúveis e cancelar os íons que não formam o composto insolúvel”. Na+ (aq) + Cℓ– (aq) + Ag+ (aq) + NO3 – (aq) → AgCℓ(s) + Na+ (aq) + NO3 – (aq) ou C,– (aq) + Ag+ (aq) → AgCℓ (s) A equação iônica simplificada mostra que os íons Ag+ combinam-se com os íons C,– e precipitam-se como cloreto de prata, AgC,. Outro exemplo: Pb(NO3 ) 2 (aq) + 2 NaI (aq) → PbI2 (s) + 2 NaNO3 (aq) precipitado

17VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias Formação do iodeto de chumbo (II) (PbI 2 ), um precipitado amarelo. b) Um dos produtos é mais fraco ou menos ionizado que os reagentes. A força dos ácidos já foi estudada anteriormente. A tabela a seguir mostra a força das bases (hidróxidos). Força e Solubilidade Bases Fortes e Solúveis Família 1A Fortes e Parcialmente Solúveis Família 2A, exceto o Mg(OH)2 Fracas e Insolúveis Famílias B, incluindo o Mg(OH)2 Fraca e Solúvel NH4 OH Exemplos: H2 SO4(aq) + 2 NaNO2(aq) → Na2 SO4(aq) + 2 HNO2(aq) ácido forte ácido fraco molecular (pouco ionizado) HCℓ(aq) + NaOH(aq) → NaCℓ(aq) + H2 O(ℓ) muito ionizável iônico iônico c) Um dos produtos é mais volátil do que os reagentes ou ocorre a formação de gás. Volatilidade é a tendência a se vaporizar (passar do estado líquido para o gasoso). § Os hidrácidos são em geral gases (muito voláteis). § Os oxiácidos são geralmente líquidos voláteis, com exceção do H2 SO4 e do H3 PO4 , que, em virtude da pouca tendênciaa se vaporizarem, são denominados ácidos fixos. § Bases e sais são fixos, à exceção do NH4 OH, que é volátil, uma vez que se decompõe em NH3 (g) e H2 O. Exemplos: NaCℓ (s) + H2 SO4(aq) → Na2 SO4 (aq) + 2 HC,(aq) ácido fixo ácido volátil Na2 CO3 (aq) + H2 SO4 (aq) → Na2 SO4 (aq) + H2 O(,) + CO2 (g) gás Substâncias instáveis que se decompõem e formam gás: H2 CO3(aq) H2 O() + CO2(g) H2 SO3 (aq) H2 O(,) + SO2(g) NH4 OH (aq) NH3 (g) + H2 O(,) manualdaquimica.uol.com.br/fisico-quimica/reatividade-dos-metais.htm multimídia: site Aplicação do conteúdo 1. (Vunesp) Nas estações de tratamento de água, uma das etapas do tratamento para obtenção de água potável consiste na eliminação das impurezas que se encontram em suspensão. Isso é feito produzindo-se hidróxido de alumínio e sulfato de cálcio na superfície da água a ser tratada. O hidróxido de alumínio atua como floculante, arrastando consigo as impurezas sólidas para o fundo do tanque de decantação. Com base nas informações fornecidas, os compostos utilizados nas estações de tratamento de água são: a) AℓCℓ3 e NaOH. b) Aℓ(NO3 ) 3 e KOH. c) Aℓ2 (SO4 ) 3 e KOH. d) Aℓ2 (SO4 ) 3 e Na2 CO3 . e) Aℓ2 (SO4 ) 3 e Ca(HCO3 ) 2. Resolução: Nas estações de tratamento de água, a floculação é realizada comumente com a adição de Aℓ2 (SO4 ) 3 e cal (CaO) ou cal hidratada (Ca(OH)2 ), por causa da eficiência e economia. O meio básico necessário para a precipitação do agente floculante (Aℓ2 (SO4 ) 3 ) também pode ser adquirido com o uso do Ca(HCO3 ) 2 . As equações químicas relativas ao processo são: Ca(HCO3 ) 2 → Ca2+ + 2 HCO3 - HCO3 - + H2 O → <H2 CO3 > + OHAℓ2 (SO4 ) 3 + 6 OH- → 2 Aℓ(OH)3 + 3 SO4 2- Ca2+ + SO4 2- → CaSO4

18VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias Equação Global: Aℓ2 (SO4 ) 3 (aq) + 3 Ca(HCO3 ) 2 (aq) + 6 H2 O(ℓ) → 2 Aℓ(OH)3(s) + 3 CaSO4(s) + <CO2 + H2 O> Alternativa E 2. A adição de glicose sólida (C6 H12O6 ) a clorato de potássio (KCℓO3 ) fundido, a 400°C, resulta em uma reação que forma dois produtos gasosos e um sólido cristalino. Quando os produtos gasosos formados nessa reação, e resfriados à temperatura ambiente, são borbulhados em uma solução aquosa 0,1 mol/L de hidróxido de sódio, contendo algumas gotas de fenolftaleína, verifica-se a mudança de cor dessa solução de rosa para incolor. O produto sólido cristalino apresenta alta condutividade elétrica, tanto no estado líquido como em solução aquosa. Assinale a opção CORRETA que apresenta os produtos formados na reação entre glicose e clorato de potássio: a) C,O2(g), H2(g), C(s). b) CO2(g), H2 O(g), KC,(s). c) CO(g), H2(g), KC,O4(s). d) CO(g), CH4(g), KC,O2(s). e) C,2(g), H2 O(g), K2 CO3(s) Resolução: De acordo com a questão, a reação entre glicose sólida e clorato de potássio fundido formou três produtos, dos quais dois são gasosos e um sólido. O produto sólido formado apresenta alta condutividade elétrica, tanto no estado líquido como em solução aquosa. Isso é uma característica de um composto iônico; ou seja, um dos produtos formados é um composto iônico, podendo ser o item b, c, d ou e (carbono sólido não é composto iônico). Os gases formados foram borbulhados na solução de hidróxido de sódio (NaOH) e foi verificada a mudança de cor, de rosa (meio básico) para incolor (meio neutro/ácido). Isso mostra que algum dos gases formados reagiu com a base, neutralizando-o. Ou seja, o gás formado tem propriedades ácidas. Dentre as alternativas, somente o item b possui um gás com propriedades ácidas, o CO2 (CO, H2 e CH4 não reagem com a base; Cℓ2 reage com a base, mas não acidifica o meio a ponto de fazer a cor rosa desaparecer): C,2 (g) + 2 NaOH(aq) → NaCℓ(aq) + NaCℓO(aq) + H2 O(ℓ) NaCℓO (aq) → Na+ (aq) + CℓO- (aq) CℓO- (aq) + H2 O(,) → HCℓO(aq) + OH- (aq) O ânion CℓO- sofre hidrólise, liberando OH- para o meio (ânion de ácido fraco). Assim, mesmo o NaOH reagindo, o meio ainda continua básico, não fazendo a cor da fenolftaleína desaparecer. Logo, a reação que ocorreu foi: C6 H12O6(s) + 3 KCℓO4(,) → 6 CO2(g) + 6 H2 O(g) + 3 KCℓ(s) Alternativa B Química Inorgânica, 4.ª ed., de Shriver & Atkins A química inorgânica é um tema importante e amplo, abrangendo mais de 100 elementos. Esse livro trata dos fundamentos químicos e dos fatos relevantes sobre compostos inorgânicos de uma maneira precisa e clara. O conteúdo foi selecionado para oferecer uma visão equilibrada do tema, enfatizando os aspectos mais importantes. Os fenômenos químicos são interpretados de maneira contextualizada. As reações e as estruturas estão inseridas em modelos e conceitos químicos abrangentes. O texto é enriquecido por inúmeras ilustrações, os exemplos esclarecem questionamentos fundamentais, e os exercícios e problemas no fim dos capítulos reforçam a importância da Química no cotidiano. multimídia: livro

19VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias CONEXÃO ENTRE DISCIPLINAS O titânio e suas ligas são utilizados principalmente devido às suas propriedades mecânicas, adequadas para muitas aplicações, entre as quais se sobressai uma elevada razão de resistência mecânica/peso. Por outro lado, para algumas outras aplicações, a principal propriedade do titânio e suas ligas é a elevada resistência à corrosão, que possibilita seu uso numa ampla variedade de aplicações, como em componentes aeronáuticos, navais e para a utilização na indústria química. O titânio comercialmente puro é altamente resistente à corrosão nos ambientes naturais, incluindo água do mar, fluidos corpóreos e sucos de frutas e de vegetais em geral. O titânio submetido à exposição contínua à água do mar por cerca de 18 anos apresenta somente uma descoloração superficial. Cloro úmido, enxofre fundido, muitos compostos orgânicos (incluindo ácidos e compostos cloretados) e a maioria dos ácidos oxidantes não apresentam efeito significativo nesse metal. O titânio é usado com frequência na manipulação de soluções salinas (incluindo cloretos, hipocloretos, sulfatos e sulfetos), gás cloro úmido e soluções de ácido nítrico. Por outro lado, sais concentrados em temperaturas mais altas, como solução fervente de 30% de AℓCℓ3 em água ou solução fervente de 70% de CaCℓ2 em água, provocam corrosão no titânio. Soluções quentes ou concentradas de HCℓ, H2 SO4 , H3 PO4 e ácido oxálico também representam alto risco de corrosão no titânio. Em geral, soluções ácidas e redutoras corroem o titânio, a não ser que seja realizado o uso de inibidores de corrosão. Contudo, substâncias fortemente oxidantes, como ácido nítrico com fumaça vermelha e 90% H2 O2 , podem causar ataque corrosivo no titânio. Compostos fluoretados ionizáveis, como NaF e HF, ativam a superfície e podem causar corrosão rápida. Nesse aspecto, o gás cloro seco é especialmente nocivo. O titânio apresenta limitada resistência à oxidação ao ar em temperaturas superiores a cerca de 650 ºC e interage com o oxigênio, que se dissolve intersticialmente em temperaturas tão baixas quanto a 427 ºC. Cloretos e hidróxidos depositados na superfície do titânio podem acelerar a oxidação. A exposição ao oxigênio líquido ou gasoso, ao tetróxido de nitrogênio e ao ácido nítrico com fumaça vermelha pode causar reação violenta com o titânio sob carregamento em impacto. O titânio pode ser usado como recipiente de hidrogênio líquido ou supercrítico em temperaturas criogênicas, mas, acima de –100 ºC, o hidrogênio pode ser absorvido e se difundir numa liga, o que pode fragilizar severamente o titânio. O potencial de fragilização aumenta quando as taxas de difusão do hidrogênio são altas ou quando ocorrem danos ao revestimento protetor do titânio. No titânio comercialmente puro e em muitas de suas ligas, zonas de solda são tão resistentes à corrosão quanto o metal base. Outros processos de fabricação (como o dobramento e a usinagem) também parecem não influenciar significativamente a resistência à corrosão desse tipo de material. O titânio comercialmente puro (CP) é o material preferido para a construção de equipamentos usados para o processamento de salmouras, na fabricação de bombas, tubulações, fontes de calor, trocadores de calor, cristalizadores, evaporadores, condensadores e muitos outros dispositivos submetidos à ação corrosiva das salmouras. De modo geral, as ligas de titânio são menos resistentes à corrosão que o titânio comercialmente puro.

20VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias ÁREAS DE CONHECIMENTO DO ENEM HABILIDADE 19 Avaliar métodos, processos ou procedimentos das ciências naturais que contribuam para diagnosticar ou solucionar problemas de ordem social, econômica ou ambiental. A partir de reações inorgânicas, é possível reverter processos inesperados ou inconvenientes em reações químicas. Por exemplo, a neutralização é uma técnica muito empregada para diminuir ou aumentar o pH de substâncias que são acidentalmente derramadas em lugares movimentados. MODELO 1 (Enem) Os tubos de PVC, material organoclorado sintético, são normalmente utilizados como encanamento na construção civil. Ao final da sua vida útil, uma das formas de descarte desses tubos pode ser a incineração. Nesse processo libera-se HCℓ(g), cloreto de hidrogênio, dentre outras substâncias. Assim, é necessário um tratamento para evitar o problema da emissão desses poluentes. Entre as alternativas possíveis para o tratamento, é apropriado canalizar e borbulhar os gases provenientes da incineração em: a) água dura; b) água de cal; c) água salobra; d) água destilada; e) água desmineralizada. ANÁLISE EXPOSITIVA Nessa questão, espera-se que o aluno compreenda a relação de neutralização entre um ácido e uma base. Além disso, é de extrema importância o domínio das matérias anteriores, como bases e ácidos, pois, dessa forma, será possível chegar à conclusão de que a água de cal, Ca(OH)2 , é uma base e, portanto, capaz de neutralizar o ácido clorídrico. RESPOSTA Alternativa B

21VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias DIAGRAMA DE IDEIAS ADIÇÃO REAÇÕES INORGÂNICAS DECOMPOSIÇÃO DESLOCAMENTO DUPLA TROCA METAL 1 METAL NÃO METAL 1 NÃO METAL 2 METAL 2 H2 SAL 1 SAL 1 ÁCIDO SAL 2 SAL 2 SAL SO3 + H2 O → H2 SO4 CaCO3 → CaO + CO2 FILA DE REATIVIDADE DE METAIS FILA DE REATIVIDADE DE AMETAIS REAGENTE NÃO VOLÁTIL REAGENTES MUITO DISSOCIADOS OU IONIZADOS PRODUTO POUCO DISSOCIADO OU IONIZADO REAGENTES SOLÚVEIS PRODUTO VOLÁTIL PRODUTO INSOLÚVEL CaO + H2 O → Ca(OH)2 2 H2 O2 → 2 H2 O + O2 SÍNTESE ANÁLISE SIMPLES TROCA SAL 1 SAL 2 SAL 3 SAL 4 ÁCIDO 1 SAL 2 SAL 2 ÁCIDO 1 BASE 1 SAL 2 BASE 2 SAL 2 OCORRE QUANDO PELO MENOS UMA CONDIÇÃO VIGORA POR EXEMPLO POR EXEMPLO POR EXEMPLO INCLUEM REAÇÕES DE CONHECIDO COMO OBEDECEM A OBEDECE A CONHECIDAS COMO CONHECIDAS COMO POR EXEMPLO Δ

22VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias 1. Evaporação de um líquido em recipiente aberto Quando os líquidos estão em recipientes abertos, nota-se que seu volume diminui. Em razão das colisões intermoleculares das moléculas de água, quando algumas moléculas ganham energia para romper as ligações de hidrogênio, elas saem do líquido e vão para a atmosfera. Em outras palavras, a evaporação é um fenômeno físico que ocorre na superfície do líquido. Para um mesmo intervalo de tempo (Δt 1 ), o volume de éter diminui mais do que a água; portanto, o éter evapora mais facilmente do que a água. Isso ocorre porque o éter é uma molécula pouco polar e suas forças intermoleculares são menos intensas do que as da água. éter H3 C – CH2 – O – CH2 – CH3 éter H3 C – CH2 – O – CH2 – CH3 → fracamente 2. Evaporação em recipiente fechado – pressão de vapor Considere 1 L de água a 20 ºC em um recipiente fechado. ve = velocidade de evaporação, que é sempre constante a uma determinada temperatura Vc = velocidade de condensação Nessa temperatura (20 ºC), o ponteiro do manômetro não mais se altera (17,5 mmHg). Esse vapor exerce pressão nas paredes e na superfície da água, pressão denominada pressão de vapor (PV ). Se a temperatura aumentar, eliminando a fase líquida, não haverá mais a pressão de vapor, mas uma pressão do vapor de água. PRESSÃO DO VAPOR COMPETÊNCIA(s) 5, 6 e 7 HABILIDADE(s) 17, 18, 21, 24, 25, 26 e 27 CN AULAS 31 E 32

23VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias Conclusão: H2 O(ℓ) H2 O(v) Pv = 17,5 mmHg a 20 ºC Se o sistema for aberto, o equilíbrio H2 O(ℓ) H2 O(v) nunca será alcançado. Por isso as roupas secam no varal. Comparando com o éter: éter(ℓ) éter(v) Pv = 442 mmHg a 20º C A uma mesma temperatura, o éter evapora mais facilmente do que a água, pois as forças intermoleculares que atraem as moléculas do éter são mais fracas do que as forças intermoleculares que atraem as moléculas de água. 2.1. Por que o nome pressão máxima de vapor? Antes de atingir o equilíbrio, a velocidade de vaporização é maior do que a velocidade de condensação. A quantidade de vapor aumenta; assim, a pressão do vapor também aumenta. Se atingir o equilíbrio, a concentração de moléculas na fase de vapor ficará constante, e a pressão não aumentará mais, ou seja, alcançará seu valor máximo. A velocidade de vaporização é constante porque a superfície do líquido e a temperatura não mudam. Velocidade velocidade de vaporização velocidade de condensação equilíbrio Tempo No equilíbrio, a velocidade de condensação iguala-se à velocidade de vaporização, ou seja, o número de moléculas que deixam o líquido iguala-se ao número de moléculas que retornam para o líquido. A pressão máxima de vapor ou a pressão de vapor de equilíbrio costuma ser indicada apenas por pressão de vapor. O vapor em equilíbrio com seu líquido é denominado vapor saturante. 3. A pressão de vapor depende somente da natureza do líquido e da temperatura A pressão de vapor depende da natureza do líquido. Se as forças intermoleculares forem de grande intensidade, a vaporização será difícil e a pressão de vapor será baixa. Se, ao contrário, as moléculas estiverem presas fracamente ao líquido, a vaporização ocorrerá facilmente e a pressão de vapor será alta. Assim, a 20 °C, a pressão máxima de vapor de água é 17,5 mmHg, e a pressão máxima de vapor do álcool etílico (etanol), na mesma temperatura, é 44 mmHg. O álcool, portanto, é mais volátil do que a água. A pressão de vapor não depende da quantidade de líquido nem do espaço ocupado pelo vapor. Fonte: Youtube Jardim químico (experiência sobre osmose) multimídia: vídeo 4. Pressão de vapor e ponto de ebulição Do ponto de vista experimental, a ebulição é caracterizada pela formação de bolhas no líquido. As bolhas vão até a superfície e rebentam. Quando formada no interior do líquido puro, a bolha contém apenas moléculas no estado gasoso do líquido puro. Essas moléculas exercem uma pressão contra as paredes internas da bolha. Observe uma bolha logo abaixo da superfície do líquido. Nesse caso, é possível considerar, aproximadamente, que a força que empurra a bolha para o interior do líquido é a mesma que origina a pressão atmosférica. Quando o líquido é aquecido, a pressão de vapor na bolha aumenta e, a uma certa temperatura, iguala-se à pressão atmosférica e escapa do líquido. Essa é a temperatura de ebulição.

24VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias Ponto de ebulição é a temperatura na qual a pressão de vapor do líquido se iguala à pressão que existe sobre a superfície do líquido. 5. Diagrama da pressão de vapor versus temperatura etílico T ºC Em condições ambientes, quanto maior a pressão máxima de vapor, menor o ponto de ebulição e mais volátil o líquido. 6. Influência da pressão externa sobre a temperatura de ebulição 6.1. Altitude e pressão de vapor Localidade Altitude em relação ao nível do mar (m) Pressão (mmHg) Temperatura aproximada de ebulição da água (ºC) Rio de Janeiro 0 760 100 São Paulo 750 700 97,7 Cidade do México 2.240 540 92 Monte Everest 8.848 230 70 À medida que a pressão sobre a água diminui, ela evapora com mais facilidade; em consequência, a ebulição torna-se mais fácil. Se a pressão sobre a água baixar de 760 para 525 mmHg, baixará também sua temperatura de ebulição, que passará de 100 ºC para 90 ºC (gráfico). A água pode até mesmo ferver em temperatura ambiente. Para isso, basta que a pressão sobre ela diminua bastante – o que pode ser obtido com o aparelho bomba de vácuo. 6.2. Cozinhando mais rápido Considere a situação contrária: a pressão sobre a água é maior que 1 atm ou 760 mmHg. Por analogia, conclui-se que a água deve ferver a uma temperatura superior a 100 ºC. Se a pressão aumentar de 760 para 1.500 mmHg, a temperatura de ebulição da água aumentará de 100 ºC para 120 ºC (gráfico da pressão máxima de vapor da água em função da temperatura).

25VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias Um exemplo prático desse fenômeno são as panelas de pressão. Quando a panela é fechada, depois de receber a água e o alimento, à pressão atmosférica ambiente, uma quantidade de ar fica aprisionada em seu interior. Quando a panela é aquecida, a evaporação da água aumenta e a pressão de seus vapores soma-se à pressão do ar já existente. A pressão total será maior que a pressão do ambiente. Com isso, a temperatura de ebulição da água aumenta e os alimentos são cozidos mais rapidamente. Lembre-se, porém, de que poderá ocorrer uma explosão se a pressão no interior da panela aumentar demasiadamente. Por esse motivo, as panelas de pressão possuem duas válvulas de segurança: uma de contrapeso, que se abre se a pressão no interior da panela se tornar excessiva, e outra adicional, vermelha, que salta da panela se a válvula de contrapeso não funcionar. 6.3. As mudanças de estado das substâncias puras Assim como a água, qualquer substância possui seu respectivo diagrama de fases (ou de estados). Evidentemente, cada substância terá seu ponto triplo em diferentes condições de temperatura e pressão. No diagrama do gás carbônico (CO2 ), seu ponto triplo (T) está situado na pressão de 5,11 atm, à temperatura de 56 °C abaixo de zero. Em pressão ambiente (1 atm), o CO2 passa diretamente do estado sólido para o gasoso (ponto A), à temperatura de 78 °C abaixo de zero. Por isso, o CO2 sólido é usado como “gelo” para conservar sorvetes e outros alimentos; aos poucos, com o calor ambiente, o CO2 sólido sublima-se – em vez de se liquefazer, como acontece com o gelo comum –, razão pela qual é chamado de gelo-seco. Gasoso Fonte: Youtube O que é Osmose Reversa? multimídia: vídeo Aplicação do conteúdo 1. Em um recipiente fechado, há dois componentes (benzeno e tolueno), ambos presentes em duas fases (fase líquida e fase vapor) em equilíbrio. Na fase líquida, há uma mistura equimolar dos dois componentes. Sabe- -se que o benzeno tem ponto de ebulição de 80,1 °C a 1 atm, e o tolueno ferve a 110,8 °C sob 1 atm de pressão. Com relação a esse sistema: a) indique e justifique sua indicação de qual componente é mais volátil; b) estabeleça, com a devida justificativa, qual dos componentes predominará na fase vapor. Resolução: a) O benzeno é mais volátil do que o tolueno, uma vez que seu ponto de ebulição (80,1 ºC) é menor que o do tolueno (110,8 ºC). b) À mesma temperatura, o benzeno tem maior pressão de vapor do que o tolueno. Portanto, no vapor do sistema em equilíbrio (fase gasosa), haverá maior número de moléculas de benzeno do que de tolueno. 2. (FGV) Considere clorofórmio, etanol e água, todos líquidos, à temperatura ambiente. A dependência das pressões de vapor dos três líquidos em função da temperatura é mostrada no gráfico a seguir.

26VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias No topo de uma certa montanha, a água ferve a 80 °C. Nesse local, dentro dos limites de erro de leitura dos dados, pode-se afirmar que: a) a pressão atmosférica é igual a 800 mmHg; b) o clorofórmio, em sua temperatura de ebulição, apresenta pressão de vapor igual à do etanol a 60 °C; c) o etanol entrará em ebulição a uma temperatura menor que a do clorofórmio; d) a água apresenta forças intermoleculares mais fracas que a dos outros dois líquidos; e) o etanol entrará em ebulição a 78 °C. Resolução: Pela análise do gráfico, tem-se: Quando a água ferve a 80 °C, a pressão externa (atmosférica) local é de aproximadamente 350 mmHg. Além disso, a temperatura de ebulição do clorofórmio e do etanol nessa pressão será de 40 °C e 60 °C, respectivamente. Com esses dados, é possível analisar os itens: a) Falsa, pois a pressão atmosférica é menor do que 800 mmHg (aproximadamente 350 mmHg). b) Verdadeira, pois quando o clorofórmio entra em ebulição (40 °C), a pressão de vapor é igual à do etanol a 60 °C, que é a sua temperatura de ebulição. c) Falsa, pois o etanol entra em ebulição a 60 °C, enquanto o clorofórmio entra a 40 °C, ou seja, a uma temperatura maior. d) Falsa, pois a água apresenta interação do tipo ligação (ou ponte) de hidrogênio, enquanto o etanol apresenta também ligações de hidrogênio e o clorofórmio apresenta interação do tipo dipolo permanente. Entre os dois tipos de interação, a ligação de hidrogênio é a interação mais forte. e) Falsa, pois o etanol entra em ebulição a 60 °C, de acordo com o gráfico. Alternativa B 3. (UFMG) Um balão de vidro, que contém água, é aquecido até que essa entre em ebulição. Quando isso ocorre: § desliga-se o aquecimento e a água para de ferver; § fecha-se, imediatamente, o balão; e, em seguida, § molha-se o balão com água fria; então, § a água, no interior do balão, volta a ferver por alguns segundos. Assim sendo, é CORRETO afirmar que, imediatamente após o balão ter sido molhado, no interior dele: a) a pressão de vapor da água aumenta; b) a pressão permanece constante; c) a temperatura da água aumenta; d) a temperatura de ebulição da água diminui. Resolução: No momento em que o balão é fechado, a ebulição é interrompida, pois a pressão interna impede que as moléculas de água entrem em ebulição. Quando o balão é molhado com água fria, ocorre uma redução da pressão interna, devido à condensação do vapor de água. Com isso, as moléculas de água que estão no estado líquido passam para o estado de vapor, mesmo que a temperatura esteja menor do que a temperatura de ebulição, para alcançar a sua pressão de vapor máxima. Alternativa D 4. (UFMG) Analise este gráfico, em que está representada a variação da temperatura de fusão e da temperatura de ebulição em função da massa molar para F2 , Cℓ2 , Br2 e I2 , a 1 atm de pressão: Considerando-se as informações contidas nesse gráfico e outros conhecimentos sobre o assunto, é CORRETO afirmar que: a) a temperatura de fusão das quatro substâncias está indicada na curva 1; b) as interações intermoleculares no Cℓ2 são dipolo permanente-dipolo permanente;

27VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias VIVENCIANDO c) as interações intermoleculares no F2 são menos intensas que no I2 ; d) o Br2 se apresenta no estado físico gasoso, quando a temperatura é de 25 °C. Resolução: Considerando a temperatura ambiente a 25 °C e a pressão de 1 atm, os compostos F2 e Cℓ2 são gasosos, Br2 é líquido e I2 é sólido. A partir disso, tem-se que as alternativas estão: a) Incorreta, pois a curva 1 representa a de ebulição. Isso pode ser verificado comparando as curvas 1 e 2 no ponto do Br2 , que é líquido, à temperatura ambiente (25 °C). b) Incorreta, pois a interação intermolecular no Cℓ2 é dipolo induzido-dipolo induzido, porque é uma molécula apolar. c) Correta, pois apesar de ambas as moléculas serem apolares (interação intermolecular é dipolo induzido-dipolo induzido), apresentam intensidades diferentes na sua interação intermolecular. Por isso, o F2 entra em ebulição a temperaturas mais baixas. d) Incorreta, pois, à temperatura de 25 °C, o Br2 se apresenta no estado líquido (de acordo com o gráfico ou pelo considerado). Alternativa C Como o próprio nome diz, a osmose reversa ocorre em sentido contrário ao da osmose. Nela, o solvente se desloca no sentido da solução mais concentrada para a menos concentrada, isolando-se, assim, o soluto. O processo de osmose reversa tem sido usado com o intuito de tornar potável a água por meio da dessalinização. A osmose reversa acontece por influência da pressão osmótica que se aplica sobre a superfície na qual se encontra a solução hipertônica, o que impede o solvente, no caso a água, de ser transportado para o meio mais concentrado. Isso permite que a água vá sendo isolada do sal. Tal processo passou a ser usado pelos cientistas por volta da década de 1960. Atualmente, a osmose reversa é considerada uma saída para o problema previsto da escassez de água. A ausência de água potável em diversas regiões do globo estimula a utilização dessa técnica. As principais aplicações da osmose reversa são as seguintes: § Na dessalinização de águas salobras, tem sido usada, no Nordeste do Brasil, como solução para a problemática da seca nessa região. § Na indústria, é utilizada na fabricação de alguns tipos de bebidas, como certas águas minerais. § Na área da saúde, recebe destaque, principalmente, nos processos de hemodiálise. § Na agropecuária, utiliza-se a osmose reversa na dessedentação de animais, na irrigação e na hidroponia, embora, nesse setor, ainda haja pouca difusão da técnica. § Atua ainda em outras áreas distintas, como na geração de energia e na biotecnologia. Na década de 1950, os estudos sobre osmose reversa foram iniciados pelos cientistas Reid e Breton, na Flórida. Loeb e Sourirajan deram continuidade aos estudos acerca desse assunto. Estes últimos desenvolveram a primeira membrana de acetato de celulose assimétrica. Em meados da década de 1980, foi desenvolvida a primeira membrana de composto poliamídico, que facilitava o processo de osmose reversa por ter maior absorção de solvente e menor de soluto.

28VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias CONEXÃO ENTRE DISCIPLINAS Engenheiros anunciaram um novo método para tornar a água dos oceanos potável. O procedimento, que utiliza um novo tipo de material de filtragem, conhecido como perforene, é bem mais econômico que a dessalinização tradicional. Até hoje, a demanda por água potável tem levado alguns países a realizarem o procedimento de osmose reversa a partir da água do mar. Nesse procedimento, um solvente, a água, é separado de um soluto, o sal, por uma membrana permeável ao solvente e impermeável ao soluto. Isso ocorre quando se aplica uma grande pressão sobre esse meio aquoso, o que contraria o fluxo natural da osmose. Contudo, trata-se de um processo complicado e caro, que demanda uma intensa quantidade de energia durante a operação, o que torna a prática restrita a países muito ricos. Entretanto, engenheiros da Lockheed Martin anunciaram um novo filtro que reduz em 99% o custo da dessalinização. A redução ocorre porque o novo material encontrado para ser utilizado, o perforene, é composto de grafeno e tem orifícios de praticamente um nanômetro de tamanho. Esses oríficios permitem a passagem da água do mar, mas são tão pequenos que conseguem reter os íons de sal. De acordo com a equipe, folhas de filtro de grafeno possuem praticamente um átomo de espessura e despendem menor quantidade de energia para que a água as atravesse. Além disso, aponta-se que o material é 500 vezes mais fino e mil vezes mais forte do que o melhor filtro disponível, o que faz com que a energia exigida para o processo também seja cem vezes menor. Para os cientistas, a perspectiva é otimista e pode auxiliar países subdesenvolvidos na realização do processo.

29VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias ÁREAS DE CONHECIMENTO DO ENEM HABILIDADE 18 Relacionar propriedades físicas, químicas ou biológicas de produtos, sistemas ou procedimentos tecnológicos às finalidades a que se destinam. As propriedades coligativas são fundamentais no cotidiano. Cada vez que são utilizados conceitos físico-químicos, é importante ter a noção do que está acontecendo no mundo molecular e subatômico. A principal aplicação está diretamente ligada ao uso de substâncias corriqueiras, como álcool, água, acetona, etc., em que é possível analisar e observar a forma com que essas substâncias evaporam com facilidade. MODELO 1 (Enem) Se, por economia, abaixarmos o fogo sob uma panela 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. ANÁLISE EXPOSITIVA Na Habilidade 18 é importante entender os processos de mudança de fases das substâncias. Se determinada massa de água está se vaporizando, sob pressão normal, o fenômeno está ocorrendo a 100 ºC e, se você aumentar o tamanho da chama, a temperatura da água continuará sendo de 100 °C, apenas a vaporização será mais rápida. RESPOSTA Alternativa E

30VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias DIAGRAMA DE IDEIAS SOLUÇÃO LÍQUIDA VARIAÇÕES DE TEMPERATURA VARIAÇÕES DE PRESSÃO INFLUÊNCIA DA PRESSÃO SOBRE O PONTO DE EBULIÇÃO EQUILÍBRIO ENTRE LÍQUIDO E VAPOR SOLVENTE LÍQUIDO PRESSÃO DE VAPOR CURVA DE PRESSÃO DE VAPOR DIAGRAMA DE FASES MUDANÇAS DE FASES TEM TEM GRAFICAMENTE EXPRESSA NA FAZ PARTE DO GRÁFICO RELATIVO ÀS INFLUENCIADAS POR PERMITE AVALIAR A

31VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias Fonte: Youtube Como fazer um ovo dobrável multimídia: vídeo 1. Efeitos coligativos Efeitos coligativos são alterações observadas num solvente que dissolve um soluto não volátil. Regularmente, esse soluto é um açúcar (glicose, sacarose), um sal (NaCℓ, CaCℓ2 , Na2 SO4 , etc.) ou outra substância solúvel e não volátil. A dissolução de um soluto não volátil em um solvente provoca: 1. diminuição da pressão de vapor do solvente; 2. elevação do ponto de ebulição (temperatura de ebulição) do solvente; 3. diminuição do ponto de congelamento (temperatura de fusão) do solvente; e 4. aumento da pressão osmótica do solvente. A intensidade com que as propriedades coligativas ocorrem depende especificamente da quantidade de partículas presentes na solução, mas não depende da natureza dessas partículas. Esses fenômenos podem ser explicados a partir das interações que ocorrem entre as partículas do soluto e as moléculas do solvente. Essas interações dificultam tanto a passagem do solvente para o estado de vapor como seu congelamento (solidificação). Os efeitos coligativos só dependem do número de partículas do soluto dissolvido. 2. Classificação da natureza das soluções 2.1. Soluções moleculares Nas soluções moleculares, todas as partículas dissolvidas são moléculas, uma vez que o soluto não sofre dissociação ou ionização, dissolvendo-se sem sofrer alterações. Exemplo Ao se dissolver um mol de sacarose (C12H22O11) em água, obtém-se como resultado um mol (6,0 × 1023) de partículas dissolvidas em solução, uma vez que não há alteração nas moléculas do composto. 2.2. Soluções iônicas As soluções iônicas são formadas por íons dissolvidos no solvente, resultado da dissociação de uma substância iônica ou da ionização de uma substância molecular, que, por sua vez, é resultado da interação com o solvente. NaCℓ → Na+ + Cℓ– 1 mol 1 mol de cátions 1 mol de ânions 6 · 1023 cátions 6 · 1023 ânions O número de partículas de soluto na solução depende: a) do número de íons presentes em cada fórmula do composto: o NaCℓ (1 Na+ e 1 Cℓ– ) pode liberar até 2 íons para cada fórmula dissolvida; o CaCℓ2 pode liberar até 3 íons por fórmula dissolvida (1 Ca2+ e 2 Cℓ– ); b) do grau de ionização ou do grau de dissociação desse composto a uma dada temperatura: considere o ácido sulfúrico, H2 SO4(aq), com grau de ionização a = 61% a 18 ºC. A ionização de uma molécula de H2 SO4 é dada pela expressão: 1 H2 SO4(aq) + 2 H2 O(ℓ) → 2 H3 O+ (aq) + 1 SO4 2– (aq) 1 molécula 3 partículas em solução Se forem consideradas 100 moléculas de H2 SO4 nas condições descritas, será obtido: 100 moléculas 2 · 61(H3 O+ ) + 1 · 61(SO4 2–) = 183 (total de partículas na solução) 100 – 61 = 39 (moléculas não ionizam) EFEITOS COLIGATIVOS COMPETÊNCIA(s) 5, 6 e 7 HABILIDADE(s) 17, 21, 24, 25, 26 e 27 CN AULAS 33 E 34

32VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias Significa que cada 100 moléculas de H2 SO4 dissolvidas em água dão origem a 222 partículas em solução. 2.3. O fator de Van’t Hoff O cientista holandês Jacobus Henricus Van’t Hoff (1852- 1911) detectou que o número de partículas numa solução poderia ser calculado pelo produto do número de partículas dissolvidas por um certo fator i que, em sua homenagem, é conhecido como fator de Van’t Hoff. Van’t Hoff demonstrou que o fator de correção (i) podia ser calculado pela relação: i = 1 + α × (q – 1) Em que: a = grau de ionização ou dissociação; e q = total de íons liberados na ionização ou dissociação. No exemplo anterior, i = 1 + 0,61 · (3 - 1) = 2,22 Assim, o número de partículas dissolvidas na solução de H2 SO4 será: N = 100 · i = 100 ⋅ 2,22 = 222 partículas (mistura de moléculas de H2 SO4 não ionizadas, cátions H+ e ânions SO4 2–) 3. Tonoscopia ou tonometria Estudo da redução da pressão máxima de vapor de um solvente provocada pela adição de um soluto não volátil. Numa solução aquosa de NaCℓ (b), a quantidade de moléculas de água que passa para o estado de vapor é menor do que na água pura (a), a uma mesma temperatura. (a) (b) A pressão máxima de vapor de uma solução formada por um soluto não volátil é menor do que a de um solvente puro, pois as interações entre as partículas do soluto e as moléculas do solvente reduzem a evaporação das moléculas do solvente. Quanto maior for o número de partículas de soluto não volátil em solução, maior será a diminuição absoluta da pressão máxima de vapor. Essa variação (Δp) é chamada de abaixamento absoluto da pressão máxima de vapor (Δp = p0 – p2 ). No diagrama ELV, esse fenômeno fica bem evidente: 3.1. Lei de Raoult A pressão de vapor de uma solução (ou melhor, do solvente na solução) de um soluto não eletrólito e não volátil é igual ao produto da fração em quantidade de matéria (fração em mols) do solvente pela pressão de vapor do solvente puro, numa dada temperatura. O conceito é representado na seguinte equação: Psolução = xsolvente · Psolvente puro Em que: xsolvente = fração molar do solvente = n ___________ solvente nsoluto + nsolvente A Lei de Raoult é válida somente para soluções diluídas e moleculares. No caso das soluções iônicas, como o abaixamento relativo da pressão máxima de vapor, trata-se de uma propriedade coligativa, ou seja, depende do número de partículas dispersas; deve ser introduzido nas equações o fator de correção de Van’t Hoff (i).

33VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias VIVENCIANDO 4. Ebulioscopia ou ebuliometria Estudo do aumento da temperatura de ebulição de um líquido (solvente) causado pela dissolução de um solvente não volátil. Quanto maior for a concentração do soluto, maior será a elevação da temperatura de ebulição do solvente (te = te/solução - te/solvente puro) e maior será a temperatura de ebulição desse solvente: Líquido Temperatura de ebulição Água pura 100 ºC Solução aquosa de glicose 1 mol/L 100,52 ºC Solução aquosa de glicose 2 mol/L 101,04 ºC 5. Crioscopia ou criometria Estudo da diminuição da temperatura de congelamento (ponto de fusão) de um solvente em uma solução de soluto não volátil. Quanto maior for a concentração de soluto não volátil, maior será a redução da temperatura de congelamento do solvente (tc = tc/solvente puro - tc/solução) e menor será a temperatura de congelamento desse solvente: Líquido Temperatura de congelamento Água pura 0 ºC Solução aquosa de glicose 1 mol/L –1,86 ºC Solução aquosa de glicose 2 mol/L –3,72 ºC A pressão exercida por um vapor quando ele está em equilíbrio termodinâmico com o líquido que lhe deu origem é denominada pressão de vapor, ou seja, a quantidade de líquido (solução) que evapora é igual à quantidade que se condensa. A pressão de vapor é uma medida da tendência de evaporação de um líquido. Quanto maior for a pressão de vapor, mais volátil será o líquido, e menor será sua temperatura de ebulição em relação a outros líquidos com menor pressão de vapor à mesma temperatura de referência. A pressão de vapor é uma propriedade física que depende do valor da temperatura. Qualquer que seja a temperatura, a tendência é a de o líquido se vaporizar até atingir o equilíbrio termodinâmico com o vapor; em termos cinéticos, esse equilíbrio se manifesta quando a taxa de líquido vaporizado é igual à taxa de vapor condensado. Uma substância líquida entra em ebulição quando a pressão do sistema do qual faz parte atinge a pressão de vapor dessa substância. Esse ponto é denominado ponto de ebulição ou temperatura de ebulição. O ponto de ebulição normal é a temperatura de ebulição da substância à pressão de uma atmosfera. Em locais com maior altitude, onde a pressão atmosférica é menor, as temperaturas de ebulição das substâncias líquidas são mais baixas, uma vez que sua pressão de vapor precisa se igualar a um valor menor (considerando que o sistema é aberto).

34VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias educador.brasilescola.uol.com.br/estrategias-ensino/diminuindo-tensao-superficial-agua.htm multimídia: site Aplicação do conteúdo 1. (UFU) As substâncias que ocorrem na natureza encontram-se normalmente misturadas com outras substâncias formando misturas homogêneas ou heterogêneas. As misturas homogêneas, ao contrário das heterogêneas, podem ser confundidas, na aparência, com substâncias puras. Uma forma de diferenciar as misturas homogêneas de substâncias puras é determinar as propriedades físicas do sistema em questão como ponto de fusão (PF), ponto de ebulição (PE), densidade e condutividade elétrica. Considerando esse fato, as seguintes afirmativas em relação à água do mar estão corretas, EXCETO: a) A densidade da água do mar é maior que a densidade da água pura. b) A água do mar tem pressão de vapor superior à da água pura. c) A água do mar contém compostos iônicos e moleculares dissolvidos. d) A água do mar congela numa temperatura inferior à da água pura. Resolução: a) Correta, pois a água do mar contém sais dissolvidos, o que aumenta a sua densidade em relação à agua pura. b) Incorreta, pois, como a água do mar contém sais dissolvidos (solutos não voláteis), a sua pressão de vapor é menor (ou seja, inferior) do que a da água pura. c) Correta. Exemplo de composto iônico dissolvido: NaCℓ. Exemplo de compostos moleculares dissolvidos: gás oxigênio (O2 ). d) Correta, pois, como a água do mar contém sais dissolvidos (solutos não voláteis), a temperatura de congelamento é mais baixa (mais negativa) do que a da água pura. Alternativa B 2. Uma solução aquosa de glicose (C6 H12O6 ) de 0,5 mol/L ferve a 100,26 ºC e congela a –0,93 ºC, a 1 atm. Determine a temperatura de ebulição TE e a temperatura de congelamento TF de soluções aquosas de 0,5 mol/L de NaCℓ e 0,5 mol/L de Aℓ2 (SO4 ) 3 , a 1 atm. Resolução: Para a solução de glicose, nota-se que 0,5 mol/L de glicose elevou a temperatura de ebulição em 0,26 ºC (Dt E = 0,26 ºC) e diminuiu a temperatura de congelamento em 0,93 ºC (Dt C = -0,93 ºC). Para a glicose: 1 C6 H12O6(aq) → 1 C6 H12O6(aq) 0,5 mol/L 0,5 mol/L No caso do NaCℓ, há o dobro da concentração de partículas, uma vez que ele se dissocia: 1 NaCℓ(aq) → 1 Na+ (aq) + 1 Cℓ– (aq) 0,5 mol/L 0,5mol/L 0,5 mol/L 1,0 mol/L Como a concentração de partículas nessa solução (1,0 mol/L) será o dobro da concentração de partículas da solução de glicose (0,5 mol/L), os efeitos coligativos também serão “dobrados”: Dt E = 2 × 0,26 °C = 0,52 °C ⇒ TE = 100 + 0,52 = 100,52 °C Dt F = 2 × 0,93 °C = 1,86 °C ⇒ TF = 0 – 1,86 = –1,86 °C Para o Aℓ2 (SO4 ) 3 , obtém-se: 1 Aℓ2 (SO4 ) 3(aq) → 2 Aℓ3+ (aq) + 3 SO4 2– (aq) 1 × 0,5 mol/L 2 × 0,5 mol/L 3 × 0,5 mol/L 2,5 mol/L Como a concentração de partículas nessa solução (2,5 mol/L) será cinco vezes maior que a concentração de partículas da solução de glicose (0,5 mol/L), os efeitos coligativos também serão cinco vezes maiores: Dt E = 5 × 0,26 °C = 1,30 °C ⇒ ⇒TE = 100 + 1,30 = 101,30 °C Dt F = 5 × 0,93 °C = 4,65 °C ⇒ ⇒ TF = 0 – 4,65 = –4,65 °C Em resumo: Solução Concentração de partículas do soluto Dt F (ºC) TE (ºC) DTF (ºC) TF (ºC) água pura 0 — 100 — 0 C6 H12O6 0,5 mol/L 0,26 100,26 0,93 –0,93 NaCℓ 1,0 mol/L 0,52 100,52 1,86 –1,86 Aℓ2 (SO4 ) 3 2,5 mol/L 1,30 101,30 4,65 –4,65

35VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias 3. (PUC-MG) Das soluções a seguir, aquela que ferve em temperatura mais alta é a solução 0,1 mol/L de: a) glicose (C6 H12O6 ) b) ácido clorídrico (HCℓ) c) hidróxido de sódio (NaOH) d) sulfato de sódio (Na2 SO4 ) Resolução: Como a concentração das soluções é igual para todos, a solução que vai ferver à temperatura mais alta é a que tem maior quantidade de partículas. Calculando a quantidade de partículas de cada solução, tem-se: a) Glicose (C6 H12O6 ) – como é um composto molecular que não ioniza, não há formação de novas partículas. Assim, a quantidade de partículas é 1. b) Ácido clorídrico (HCℓ) – considerando que o grau de ionização (α) seja de 100%, serão formadas duas partículas ionizadas: H+ e Cℓ- . Assim, a quantidade de partículas formadas é 2. c) Hidróxido de sódio (NaOH) – composto iônico que se dissocia totalmente, formando duas partículas: Na+ e OH- . Assim, a quantidade de partículas formadas é 2. d) Sulfato de sódio (Na2 SO4 ) – composto iônico que se dissocia totalmente, formando três partículas: 2 Na+ e SO2- . Assim, a quantidade de partículas formadas é 3. Nesse caso, a solução que vai ferver à temperatura mais alta é a solução de sulfato de sódio (Na2 SO4 ), por formar o maior número de partículas. Alternativa D 4. (UEL) A adição de um soluto não volátil a um solvente dificulta sua ebulição e seu congelamento. Isso pode ser útil na prática quando, por exemplo, se pretende cozinhar um ovo mais rápido ou então quando é necessário evitar o congelamento da água do radiador de carros em países muito frios. Considere as duas soluções aquosas de NaCℓ, conforme o quadro, e analise as afirmativas a seguir. Solução Massa do soluto (g) Volume de água (L) A 117 1,0 B 234 1,0 I. A solução B tem pressão de vapor menor que a da solução A, na mesma temperatura. II. As soluções A e B apresentam pontos de ebulição menores que o da água pura. III. Independentemente da quantidade de soluto, as duas soluções apresentam o mesmo ponto de ebulição. IV. A solução B entra em ebulição a uma temperatura mais alta que a solução A. Estão corretas apenas as afirmativas: a) I e IV. d) I, II e III. b) II e IV. e) I, III e IV. c) II e III. Resolução: Como o volume das soluções é igual para todos, a solução que vai ferver à temperatura mais alta é a que tem maior quantidade em mol de partículas. A solução A tem quantidade menor de mol de NaCℓ do que a solução B. Assim, segue que as afirmativas estão: I. Correta, uma vez que a solução B tem quantidade maior de mol de NaCℓ do que a solução A, o que diminui mais a pressão de vapor em relação à solução A. II. Incorreta, pois ambas as soluções contêm sais dissolvidos (solutos não voláteis), fazendo com que a temperatura de ebulição seja maior que a da água pura. III. Incorreta, pois o aumento da temperatura de ebulição depende da quantidade (em mol) do composto dissolvido na água. IV. Correta, uma vez que a solução B tem quantidade maior de mol de NaCℓ do que a solução A, tendo temperatura de ebulição mais alta que a solução A. Alternativa A Química: meio ambiente, cidadania, tecnologia - Vol. 1 – Martha Reis A coleção Química, de autoria de Martha Reis, traz textos que relacionam conceitos com o cotidiano e discutem temas atuais, com riqueza de exercícios e questões de vestibulares. A obra desenvolve de forma sistemática os conteúdos segundo a divisão clássica, comumente utilizada na disciplina, iniciando com Química Geral, seguida de Físico-Química e finalizando com Química Orgânica. multimídia: livro

36VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias CONEXÃO ENTRE DISCIPLINAS Os detergentes são substâncias tensoativas, ou seja, diminuem a tensão superficial e a capacidade das moléculas de se manterem fortemente unidas. Com as ligações, as moléculas enfraquecidas são umedecidas pela água, facilitando a lavagem do objeto. Em outras palavras, o detergente se torna um solvente mais potente porque, em pequenos grupos de moléculas, a água penetra melhor na superfície suja. Isso ocorre porque as longas moléculas do detergente contêm dois grupos de átomos: uns que se dissolvem facilmente em gordura, mas não em água; e outros que se dissolvem em água, mas não em gordura. Por isso, a solução água-detergente consegue emulsionar a gordura, isto é, quebra as películas de gordura em uma infinidade de gotículas microscópicas, que ficam dispersas na solução. A espuma tem um efeito mecânico na limpeza: mantém as partículas de sujeira sólida em suspensão, evitando que se redepositem na superfície lavada. DIAGRAMA DE IDEIAS ABAIXAMENTO DA TEMPERATURA DE INÍCIO DE CONGELAMENTO AUMENTO DA TEMPERATURA DE INÍCIO DE EBULIÇÃO LEI DE RAOULT PROPRIEDADES COLIGATIVAS CONCENTRAÇÃO TOTAL DE PARTÍCULAS DE SOLUTO EFEITO TONOSCÓPICO ABAIXAMENTO DA PRESSÃO MÁXIMA DE VAPOR EFEITO EBULIOSCÓPICO EFEITO CRIOSCÓPICO SOLUTO SOLVENTE LÍQUIDO SOLUÇÃO SOLUTOS QUE PRODUZEM SOLUÇÕES IÔNICAS ATENÇÃO AO CÁLCULO SE FOREM A PROPORÇÃO DE AMBOS DETERMINA A SÃO É O REGIDO PELA É O É O

CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias QUÍMICA TEORiA DE AULA 4 QUÍMICA ORGÂNICA

38VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias UFMG No Enem, temos uma abordagem em que é observada como os estudos da isomeria desenvolveram diversos produtos do dia a dia. É importante saber como diferentes isomerias afetam determinadas propriedades. O tema de reações orgânicas é cobrado de modo a analisar e interpretar as informações que o enunciado fornece. As reações orgânicas exigem reconhecer suas diferentes características, já os assuntos de isomeria sempre são cobrados de maneira que se deva identificar suas diferenças e suas diferentes propriedades. O tema isomeria é tratado de forma que se deve reconhecer algumas diferentes propriedades que as substâncias adquirem. Em relação às reações orgânicas, deve-se analisar as informações dadas pela questão para relacionar de maneira correta o que se pede. O tema isomeria é cobrado de um modo que exige se aprofundar em relação às propriedades físico-químicas das substâncias. As reações orgânicas são trabalhadas de maneira que se deve saber determinadas características das reações. Reações orgânicas têm grande incidência, sempre cobradas de maneira que o candidato deve reconhecer as características das reações, para que seja possível determinar qual é o tipo de reação, assim como a formação dos produtos ou possíveis reagentes utilizados. Isomeria é cobrada de uma forma que se deve entender as diferentes características físico-químicas que podem surgir com a mudança do tipo de isômero. Em relação a reações orgânicas, é necessário saber as características das reações. O assunto abordado em reações orgânicas é trabalhado de modo que se deve conhecer as condições e entender a formação do produto. Em relação à isomeria, temos abordagem mais relacionada às características físico-químicas das substâncias. A abordagem de reações orgânicas cobra o conhecimento das peculiaridades das reações. Em isomeria, temos cobrança com as características físico-químicas das substâncias. Reações orgânicas exige interpretação das informações dadas no enunciado para que seja identificado o tipo de reação e suas características. Isomeria é cobrada de maneira que se deve reconhecer as diferentes propriedades físico-químicas das substâncias. O tema isomeria é tratado de forma que se deve reconhecer algumas diferentes propriedades físico-químicas que as substâncias possuem. As reações orgânicas são trabalhadas de modo que se deve saber determinadas características das reações. O principal assunto são as isomerias óptica e geométrica. É necessário reconhecer as condições para que ocorram, assim como é importante entender as diferenças nas propriedades físico-químicas de cada tipo de isomeria. Reações orgânicas cobram identificar algumas características das reações, assim como identificar os reagentes utilizados e os produtos formados. Em isomeria, deve- -se compreender as diferenças físico-químicas características de determinados tipos. A abordagem de isomeria é focada nas características físico-químicas das substâncias. Em reações orgânicas, é necessário boa interpretação para captar as diferenças entre cada condição e característica da reação. As reações orgânicas exigem reconhecer suas diferentes características. Em relação à isomeria, temos uma abordagem mais relacionada às características físico-químicas das substâncias. INCIDÊNCIA DO TEMA NAS PRINCIPAIS PROVAS

39VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias 1. Isomeria espacial Na isomeria espacial, a diferença entre os isômeros é perceptível apenas depois de analisada a fórmula estrutural espacial. Existem dois tipos de isomeria espacial: geométrica (cis-trans ou Z-E) e óptica. Neste capítulo será estudada a isomeria geométrica. Fonte: Youtube Pontociência - Isomerização cis-trans do ácido maleico multimídia: vídeo 2. Isomeria geométrica (cis-trans ou z-e) Isômeros geométricos ou cis-trans são moléculas que possuem a mesma fórmula molecular e a mesma fórmula estrutural plana, mas cujas estruturas espaciais diferem. No isômero cis (do latim, “próximo a”) ou Z (inicial da palavra alemã zusammen, “juntos”), os ligantes de maior massa molecular ficam do mesmo lado do plano da dupla ligação ou do ciclo. No isômero trans (do latim, “através de”) ou E (inicial da palavra alemã entgegen, “opostos”), os ligantes de maior massa molecular ficam em lados opostos do plano da dupla ligação. Se dois átomos de hidrogênio, por exemplo, um de cada carbono do eteno (etileno), forem substituídos por dois átomos de cloro, serão formadas duas estruturas diferentes com a mesma fórmula molecular, C2 H2 Cℓ2 . As fórmulas estruturais podem ser representadas da seguinte maneira: plano imaginário (em perfil) Cℓ Cℓ H H C C Cis-1,2-dicloroeteno ou Z-1,2- dicloroeteno Note que os dois átomos de cloro estão do mesmo lado do plano imaginário, disposição denominada CIS. plano imaginário (em perfil) H Cℓ Cℓ H C C Trans-1,2-dicloroeteno ou E-1,2-dicloroeteno Note que os dois átomos de cloro estão em lados opostos do plano imaginário, disposição denominada TRANS. As diferentes disposições espaciais dos átomos causam alterações nas propriedades físicas dos compostos. A temperatura de ebulição, por exemplo, é diferente, pois há uma diferença na polaridade das moléculas. Condições necessárias para ocorrer isomeria geométrica (cis-trans) Dupla ligação entre dois átomos de carbono. Ligantes diferentes entre si em cada um dos dois átomos de carbono que compõem a dupla ligação: plano imaginário (em perfil) D A B E C C Com A ≠ B e D ≠ E ISOMERIA GEOMÉTRICA COMPETÊNCIA(s) 3, 5 e 7 HABILIDADE(s) 12, 17, 18, 24, 25, 26 e 27 CN AULAS 27 E 28

40VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias Exemplos: § Apresentam isomeria geométrica: H | H3 C – C = C – CH3 | H CH3 | H3 C – C = C – CH2 – CH3 | H Cℓ | H3 C – C = C – CH3 | H § Não apresentam isomeria geométrica: Cℓ H2 C = C – CH3 | CH3 | H3 C – C = C – CH3 | H H3 C – C ≡ C – CH3 “repetiu” H “repetiu” CH3 tem tripla ligação, não dupla manualdaquimica.uol.com.br/quimica-organica/isomeria- -geometrica-ou-cis-trans.htm multimídia: site 2.1. Isomeria geométrica em compostos de cadeia cíclica (fechada) Nas cadeias cíclicas também pode ocorrer isomeria geométrica. Condições necessárias para ocorrer isomeria geométrica (cis-trans) em compostos de cadeia cíclica (fechada) São encontrados dois ligantes diferentes entre si em pelo menos dois átomos de carbono consecutivos do ciclo: A ciclo com pelo menos 3 átomos B D E Com A ≠ B e D ≠ E Exemplos: CH3 Cℓ H H CH2 C C H Cℓ Cℓ H 2 Cℓ CH3 H Br Química Orgânica 1, de John Mcmurry Obra editada em dois volumes e em uma versão combo, apresenta um texto claro e legível, com a preocupação básica de mostrar a beleza e a lógica da Química Orgânica, tornando um assunto considerado complexo em algo simples de ser entendido pelos leitores. O autor privilegia, entre outras características, a organização e a estratégia de ensino, a apresentação dos tópicos de maneira modular e o reforço dos principais conceitos por meio de inúmeros problemas. O livro é destinado a disciplinas relativas à Química Orgânica dos cursos de Química, Farmácia e Engenharia Química. multimídia: livro Química Orgânica 2, de John Mcmurry Segundo volume da obra, o livro apresenta um texto claro e legível, com a preocupação básica de mostrar a beleza e a lógica da Química Orgânica, tornando um assunto considerado complexo em algo simples de ser compreendido pelos leitores. multimídia: livro

41VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias CONEXÃO ENTRE DISCIPLINAS VIVENCIANDO A gordura trans é um tipo de gordura (ácido graxo) que difere em sua ligação química de outros ácidos graxos insaturados. Ela contém ácidos graxos na configuração trans devido a um processo de hidrogenação que ocorre naturalmente (a partir da fermentação de bactérias em animais ruminantes) ou artificialmente (a partir da indústria alimentícia). Os alimentos derivados de animais ruminantes, como o leite e a carne, possuem gorduras trans, mas em quantidades insignificantes. Atualmente, o maior consumo dessa gordura está relacionado aos alimentos industrializados, em que a gordura trans também pode ser reconhecida como gordura hidrogenada. Um óleo encontrado na natureza, por exemplo, possui os átomos distribuídos em posição paralela. Entretanto, quando é submetido ao tratamento industrial de hidrogenação, a estrutura química do óleo é alterada, fazendo com que os ácidos graxos fiquem com os átomos em alinhamento transversal, sendo parte da ocorrência da gordura trans. O governo dos Estados Unidos determinou que o uso de gordura trans nos alimentos não é seguro e exigiu que os produtos que apresentassem esse componente fossem retirados do mercado. A decisão foi da Administração de Remédios e Alimentos (FDA, na sigla em inglês) do país. “Os óleos vegetais parcialmente hidrogenados, principal fonte de gordura trans nos alimentos processados, não são geralmente considerados seguros para serem utilizados na alimentação humana”, indicou a FDA em comunicado. Diversas provas científicas já mostraram que o consumo de gordura trans eleva o nível do chamado colesterol ruim, assinalou a entidade. Segundo o comunicado da agência, a determinação vai reduzir significativamente o uso de fósforo nos alimentos. Desde 2006, os fabricantes foram obrigados a incluir informações de conteúdo de gordura trans nos rótulos. Entre 2003 e 2012, a FDA estimou que o consumo de gordura diminuiu 78% no país e que a nova regra de rotulagem foi um dos fatores a puxar a queda. A gordura trans é utilizada pela indústria alimentícia para aumentar o sabor e o tempo de conservação dos produtos. Ela é prejudicial à saúde por elevar os níveis de colesterol ruim, a lipoproteína de baixa densidade (em inglês, LDL), e diminuir o colesterol bom, a lipoproteína de alta densidade (em inglês, HDL). Essas alterações nas taxas aumentam o risco de doenças, como infarto e acidente vascular cerebral.

42VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias ÁREAS DE CONHECIMENTO DO ENEM HABILIDADE 24 Utilizar códigos e nomenclatura da química para caracterizar materiais, substâncias ou transformações químicas. A padronização de nomenclaturas, ao longo da história da Química, foi essencial para seu desenvolvimento. Com o passar dos anos, mais compostos foram sendo sintetizados, originando a ideia de se criar uma linguagem para os novos compostos químicos sintetizados na época. MODELO 1 (Enem) Em algumas regiões brasileiras, é comum se encontrar um animal com odor característico, o zorrilho. Esse odor serve para proteção desse animal, afastando seus predadores. Um dos feromônios responsáveis por esse odor é uma substância que apresenta isomeria trans e um grupo tiol ligado à sua cadeia. A estrutura desse feromônio, que ajuda na proteção do zorrilho, é: a) d) b) e) c) ANÁLISE EXPOSITIVA A análise de modelos tridimensionais nas moléculas é de extrema importância na Química. Para analisar a molécula de forma adequada, é necessário traçar um plano em relação à dupla ligação e, com isso, estabelecer uma posição aos grupos mais pesados, no caso desse exercício, em posição trans. C C H3C H CH2 H SH Trans Grupo tiol RESPOSTA Alternativa B

43VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias DIAGRAMA DE IDEIAS DUPLA C=C CICLO MESMA FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA DIFERENTES CONFIGURAÇÕES ESPACIAIS ISÔMEROS GEOMÉTRICOS (CIS-TRANS) ISÔMEROS SUBSTÂNCIAS DIFERENTES MESMA FÓRMULA MOLECULAR SÃO TÊM PODEM TER NESSE CASO, TÊM NESSE CASO, SÃO PODEM OCORRER COM A CONDIÇÃO É A CONDIÇÃO É R1 ≠ R2 e R3 ≠ R4 R1 R3 R2 R4 C C R1 ≠ R2 e R3 ≠ R4 R1 R3 R2 R4 C C

44VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias 1. Substâncias opticamente ativas A luz natural é um tipo de energia radiante. Nela, as vibrações ocorrem em todos os planos do eixo x/y, que representa a direção de propagação do raio luminoso. x y Caso fosse possível observar os planos de vibração da luz natural, o esquema seria este: d1 a b c c 1 b1 a1 d Em que aa1 , bb1 , cc1 e dd1 seriam os planos de vibração da luz natural “vistos de frente”. Luz polarizada é uma luz cujas ondas vibram em um único plano (aa1, bb1, cc1, dd1 ou em qualquer outro plano não representado na figura). Existem substâncias que, quando atravessadas pela luz natural, absorvem as ondas que vibram em todos os planos, com exceção das ondas de um desses planos. Essas substâncias transformam a luz natural em luz polarizada e são denominadas polarizadoras. Na prática, o polarizador mais utilizado é o prisma de Nicol, constituído por dois cristais de calcita colados com “bálsamo de Canadá”. Observe o esquema a seguir: luz natural prisma de Nicol luz polarizada luz natural luz polarizada prisma de Nicol As substâncias atravessadas pela luz polarizada são classificadas em dois grupos: § substâncias opticamente inativas, que não desviam o plano de vibração da luz polarizada; e § substâncias opticamente ativas, que desviam o plano de vibração da luz polarizada; se o desvio do plano for para a direita, essas substâncias são denominadas dextrogiras; se for para a esquerda, são denominadas levogiras. Fonte: Youtube ISOMERIA ÓPTICA (optic isomerism) multimídia: vídeo 2. Isomeria óptica Isomeria óptica é o caso de isomeria espacial em que os isômeros apresentam mesma fórmula molecular e mesma fórmula estrutural plana, ou seja, são por elas indistinguíveis, mas diferem pela atividade óptica. Casos de isomeria óptica: § Isomeria óptica em compostos com carbono assimétrico (C*) ISOMERIA ÓPTICA COMPETÊNCIA(s) 3, 5 e 7 HABILIDADE(s) 12, 17, 18, 24, 25, 26 e 27 CN AULAS 29 E 30

45VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias Carbono assimétrico ou quiral (C*) é o que se liga a quatro ligantes diferentes entre si. Esses ligantes podem ser átomos, grupos (metil, etil, etc.) ou grupos funcionais. Condição necessária para ocorrer isomeria óptica Carbono assimétrico ou quiral com quatro ligantes diferentes: A B D E C Com A ≠ B ≠ D ≠ E Toda molécula formada por um carbono assimétrico é assimétrica, ou seja, não possui um plano de simetria. Essa molécula sempre é dotada de dois isômeros opticamente ativos, um dextrogiro e outro levogiro, cujas moléculas funcionam como objeto e imagem em relação a um espelho plano. O OH CH3 H C A OH C A O HO OH CH3 H Espelho plano ácido láctico dextrógiro “objeto” ácido láctico levógiro “imagem” H3 C dextrogiro levogiro A todo isômero dextrogiro corresponde um levogiro. Ambos desviam o plano de vibração da luz polarizada do mesmo ângulo para lados opostos. Dessa forma, o primeiro isômero desviará de +α, e o segundo, de –α. Um dos isômeros é antípoda óptico ou enantiomorfo do outro. Racêmico ou mistura racêmica Quando são misturadas quantidades iguais dos dois antípodas ópticos (levogiro + dextrogiro), obtém-se o racêmico, que é uma mistura opticamente inativa, isto é, não causa desvio no plano de vibração da luz. Essa mistura é inativa por compensação externa, ou seja, o desvio que o levogiro causa é compensado/ anulado pelo dextrogiro. Observe a seguir exemplos de compostos que apresentam um carbono assimétrico na molécula e, em razão disso, são representados por um par de antípodas ópticos e por um racêmico: H OH | | H3 C – C – C* – CH3 | | H H butan-2-ol NH2 | H3 C – C* – CH2 – Cℓ | H 1-cloro-2-amino-propano § Número de isômeros opticamente ativos Uma vez que conhecemos n, ou seja, o número de carbonos assimétricos (C*) diferentes numa molécula, é possível calcular o número de isômeros opticamente ativos e o número de racêmicos (misturas opticamente inativas), a partir do emprego das fórmulas de Van´t Hoff: Número de isômeros opticamente ativos Número de racêmicos 2n 2n – 1 = (2n )/ 2 Nota: Essas fórmulas permitem concluir que o número de racêmicos é a metade do número de isômeros opticamente ativos. Exemplo: OH Cℓ | | H3 C – C* – C* – CH3 H H | | número de carbonos assimétricos (C*) = n = 2 número de isômeros opticamente ativos = 2n = 22 = 4 número de racêmicos = 2n – 1 = (2n )/ 2 = (22 )/ 2 = 2 2.1. Isomeria óptica em compostos cíclicos Em compostos cíclicos também pode ocorrer isomeria óptica. Deve-se considerar a existência do carbono quiral para que a quantidade de isômeros possa ser determinada. O composto cíclico com assimetria molecular deve ter carbono com ligantes diferentes. Considere o composto 2-metil-1-cloro-ciclopropano. C C H H H CH3 Cℓ H C 1 2 3 Observe que há dois carbonos no anel (1 e 2) que podem ser considerados como quirais. A quantidade de isômeros opticamente ativos é: 2n = 22 = 4.

46VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias Talidomida: o maior desastre da história da medicina A talidomida foi desenvolvida em 1957 pela companhia farmacêutica alemã Chemie-Grünenthal. No fim da década de 1950, a substância passou a ser comercializada na Europa como sedativo para aliviar náuseas em mulheres grávidas. O medicamento era feito e vendido na forma de sua mistura racêmica (opticamente inativa). Os isômeros da talidomida possuem atividade óptica, sendo que o dextrogiro ou enantiômero (R) desvia o plano de luz polarizada para a direita, e o levogiro ou enantiômero (S) desvia o plano de luz polarizada para a esquerda. Entretanto, essa diferença na conformação espacial dos átomos acaba por resultar em diferentes propriedades biológicas, ou seja, diferentes atividades exercidas em um organismo vivo. Com o tempo, descobriu-se que somente o isômero dextrogiro ou (R) era responsável pelas propriedades analgésicas, sedativas e hipnóticas, enquanto a talidomida levogira (S) é teratogênica, isto é, provoca mutações no feto. Por esse motivo, nasceram muitas crianças com má- -formação. Entre os efeitos colaterais da talidomida estavam: desenvolvimento incompleto ou defeituoso dos membros, má-formação do coração (como a ausência de aurículas), do intestino, dos rins, do útero e da vesícula biliar, defeitos na tíbia e no fêmur, entre outros. A partir daí, a mistura racêmica dos medicamentos sintéticos foi banida pela Indústria farmacêutica. Desde então, foi aprimorada a produção de medicamentos quirais, que têm em sua estrutura os átomos (na maioria carbonos) com orientação tridimensional bem definida. Uma modificação dessa orientação ocasiona diminuição ou mudanças dos efeitos biológicos, como ocorreu no caso da talidomida. manualdaquimica.uol.com.br/quimica-organica/isomeria- -geometrica-ou-cis-trans.htm multimídia: site Química Orgânica – Volume 2, de T. W. Graham Solomons e Craig B.Fryhle Química Orgânica mostra a importância da matéria no cotidiano, como a criação de materiais que otimizam o dia a dia e a invenção de métodos químicos que ajudam a suprir recursos no limitado planeta Terra. Os aspectos estruturais do texto enfatizam o que é a Química Orgânica. O livro apresenta inúmeras ferramentas visuais, como mapas conceituais, detalhes de mecanismo de reações e resumos temáticos de revisão de mecanismos, conexões sintéticas, dicas de estudo, ilustrações esclarecedoras e problemas. multimídia: livro

47VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias CONEXÃO ENTRE DISCIPLINAS VIVENCIANDO Quando se trata de moléculas com imagens especulares não superponíveis (enantiômeros), fala-se em termos de quiralidade. Um objeto que possui a propriedade de “lateralidade” é um objeto quiral, ou seja, é um objeto que não pode ser colocado sobre a sua imagem especular de forma que todas as partes coincidam. Em outras palavras, um objeto quiral não é superponível à sua imagem especular. Exemplos comuns são as mãos, que guardam a relação de imagem especular entre si (esquerda e direita), mas não podem ser sobrepostas. A mão é, portanto, um objeto quiral. A quiralidade é fundamental no cotidiano. Muitos medicamentos são quirais. Em geral, apenas uma forma de imagem especular de uma droga fornece o efeito desejado. A outra forma de imagem especular é geralmente inativa, menos ativa ou mesmo nociva à saúde, provocando efeitos colaterais sérios ou toxicidade. A mistura racêmica (racemato) foi descrita pela primeira vez em um trabalho de Louis Pasteur, que utilizou um sal de ácido tartárico. Em uma análise realizada com luz polarizada, ele percebeu que o referido sal, a princípio opticamente inativo, isto é, sem causar desvio no plano da luz polarizada, formava dois compostos opticamente ativos ao ser recristalizado. Contudo, havia um problema referente à observação de Pasteur: uma recristalização, por se tratar de um método de purificação, não pode resultar em um composto químico diferente; assim, ao purificar o sal de ácido tartárico, deveria ser obtido o mesmo sal com menos impurezas. Nesse sentido, não seria possível formar dois compostos quirais (que desviam a luz polarizada) a partir de um composto aquiral (que não tem atividade óptica), pois esse fenômeno só ocorreria a partir de uma reação química envolvendo quebra de ligações e formação de novas. Excluindo a possibilidade de se tratar de um composto aquiral, Pasteur concluiu que o composto que ele havia purificado era uma mistura com proporções iguais de dois enantiômeros, sendo 50% dextrogira e 50% levogira, pois, embora ambos os enantiômeros provoquem rotação no plano da luz polarizada, por serem espelho um do outro e estarem na mesma proporção, as rotações ocorrem em direções opostas, sendo canceladas.

48VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias ÁREAS DE CONHECIMENTO DO ENEM HABILIDADE 24 Utilizar códigos e nomenclatura da química para caracterizar materiais, substâncias ou transformações químicas. Entender a forma com que as moléculas se dispõem no espaço é de suma importância, ainda mais se tratando de Química Orgânica. Quando é analisado um composto, algumas de suas propriedades físicas podem ser a chave para saber qual é o composto. Contudo, muitas fórmulas químicas apresentam isômeros, isto é, a mesma fórmula molecular, com diferença nas fórmulas estruturais. Essa diferença provoca a mudança de propriedades físicas, como temperatura de ebulição, temperatura de fusão, densidade, etc. MODELO 1 (Enem) A talidomida é um sedativo leve e foi muito utilizada no tratamento de náuseas, comuns no início da gravidez. Quando foi lançada, era considerada segura para o uso de grávidas, sendo administrada como uma mistura racêmica composta pelos seus dois enantiômeros (R e S). Entretanto, não se sabia, na época, que o enantiômero S leva à malformação congênita, afetando principalmente o desenvolvimento normal dos braços e pernas do bebê. Adaptado de: COELHO, F.A.S. “Fármacos e quiralidade”. Cadernos temáticos de química nova na escola. São Paulo, n. 3, maio 2001. Essa malformação congênita ocorre porque esses enantiômeros: a) reagem entre si; b) não podem ser separados; c) não estão presentes em partes iguais; d) interagem de maneira distinta com o organismo; e) são estruturas com diferentes grupos funcionais. ANÁLISE EXPOSITIVA O exercício exige que o aluno conheça a teoria por trás da isomeria espacial óptica. Os dois enantiômeros possuem propriedades iguais, e o que difere um do outro é o desvio do plano da luz polarizada, sendo o R um dextrogiro (desvio da luz para a direita) e o S um levogiro (desvio da luz para a esquerda). Assim, eles interagem de maneira distinta com o organismo. RESPOSTA Alternativa D

49VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias DIAGRAMA DE IDEIAS SUBSTÂNCIAS DIFERENTES MESMA FÓRMULA MOLECULAR SÃO TÊM MESMA FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA CONDIÇÃO NECESSÁRIA CONDIÇÃO SUFICIENTE DIFERENTES CONFIGURAÇÕES ESPACIAIS AUSÊNCIA DE PLANO DE SIMETRIA MOLECULAR CARBONO QUIRAL (CARBONO ASSIMÉTRICO) ISÔMEROS ÓPTICOS NESSE CASO, TÊM POR EXEMPLO OCORREM AO SATISFAZER GARANTE QUE É ACARRETA EM É A PRESENÇA DE OCORRE SE R1 ≠ R2 ≠ R3 ≠ R4 R1 R3 R2 R4 C ATIVIDADE ÓPTICA ISÔMEROS

50VOLUME 4 CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias 1. Reações de adição As reações de adição são características de hidrocarbonetos insaturados (alcenos, alcinos e dienos) e ocorrem com a quebra da ligação pi (p). A B | | | | — C = C — + AB → — C — C — | | 1.1. Hidrogenação catalítica Essas reações ocorrem com o gás hidrogênio (H2 ) e são catalisadas por metais, como Ni, Pt e Pd. H2 C ruptura CH2 + H2 D/Ni H3 C — CH3 eteno (etileno) etano Os ciclanos de três ou quatro carbonos apresentam anéis instáveis. Por esse motivo, também sofrem esse tipo de reação em virtude da quebra de uma ligação sigma (s) entre carbonos do anel, originando compostos de cadeia aberta. D/Ni H H | | H2C — CH2 — CH2 1.1.1. Hidrogenação parcial HC ; CH + 1H2 D/Ni H2C = CH2 etino (acetileno) eteno (etileno) H2C = C = CH2 + 1H2 D/Ni H2C = CH — CH3 propadieno propeno 1.1.2. Hidrogenação total HC ; CH + 2H2 D/Ni H3C — CH3 acetileno etano 1.2. Halogenação Essa reação envolve os halogênios, dos quais o cloro (Cℓ2) e o bromo (Br2) são os mais utilizados. H Cℓ Cℓ | | | | H3C — C = CH2 + Cℓ2 → H3C — CH — CH2 propeno 1,2-dicloro-propano Cℓ Cℓ | | H3C — C ; C — CH3 + Cℓ2 → H3C — C = C — CH3 but-2-ino 2,3-dicloro-but-2-eno O teste mais comum para verificar se uma cadeia alifática é insaturada à temperatura ambiente consiste na reação com água de bromo (Br2(aq)) ou na solução de bromo em tetracloreto de carbono (Br2 /CCℓ4 ). Esses sistemas apresentam uma coloração castanha. Se a cadeia for insaturada, a coloração castanha desaparecerá devido à adição dos halogênios à cadeia carbônica. Nessas condições, essa reação não ocorrerá com cadeias saturadas. 1.3. Adição de HX Nesse tipo de reação, os reagentes mais comuns são o cloreto e o brometo de hidrogênio (HCℓ e HBr). A adição do hidrogênio (H) e do halogênio (X) aos carbonos da insaturação obedece a uma regra experimental notada pelo químico russo Markovnikov em 1868. Fonte: Youtube Acetona com isopor (experiência de Química) ... multimídia: vídeo Regra de Markovnikov: o hidrogênio do HX liga-se ao carbono mais hidrogenado da dupla ou tripla ligação. REAÇÕES DE ADIÇÃO COMPETÊNCIA(s) 3, 5 e 7 HABILIDADE(s) 12, 17, 18, 24, 25, 26 e 27 CN AULAS 31 E 32