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CONCURSOS, VESTIBULARES & ENEM 2p1,0073 + 2n1,0086 + 2e0,00055 → He4,028 Uma das reações possíveis é: USOS DE ALGUNS ISÓTOPOS ARTIFICIAIS:
(2 . 1,0073 + 2 . 1,0086 + 2 .
0,00055 = 4,0329 u) U235 + 0n1 → 36Kr92 + 96Ba141 + 30n1 → I131: Detecção de tumores da ti-
reoide.
A massa do hélio tem, entretanto, 92
4,00260 u. A diferença 0,0402 u será
transformada em energia segundo a Devido ao fenômeno de defeito de → Hg197: Detecção de tumores cere-
equação de Einstein, E = mc2. Esse fe- massa já explicado, a massa dos pro- brais.
nômeno é conhecido como defeito de dutos é levemente menor que a dos → P32: Detecção de câncer de pele.
massa. reagentes, o que provoca liberação de → Co60 e Cs137: Emitem radiações que
energia. matam células cancerosas.
Fissão nuclear → É a forma como a → C14: Datação de material arqueo-
energia é obtida nos reatores nuclea- lógico.
res e nas bombas atômicas. Núcleos Fusão nuclear → É a forma como a → K40: Datação de rochas e material
de átomos instáveis, como o urânio bomba de hidrogênio, estrelas, como paleontológico.
235, por exemplo, são bombardeados o Sol e reatores “limpos” denomina- → U235 e Pu239: Átomos físseis. Em
com nêutrons, quebrando-se e liberan- dos tokamaks (ainda experimentais), bombas atômicas e reatores nucleares.
do mais nêutrons que vão atingir ou- obtém energia. Uma reação possível é: → H2: O deutério é o material físsel
tros núcleos numa reação em cadeia.
1H2 + 1H2 → 2He3 + 0n1 das bombas de hidrogênio e tokamaks.
Também ocorre defeito de massa Na forma de água npuecslaedaare(sH2cOo)méouatibli--
com liberação de energia. zado em reatores
sorvedor de nêutrons.

850

QUÍMICA

BLOCO 2

EXERCÍCIOS

QUESTÕES RESOLVIDAS Subnível mais energètico p → elemento representativo
5 elétrons da última camada = família 5A

1. (FAFIUBA-MG) A eletronegatividade é uma propriedade Z = 20 → 1S2, 2S2, 2P6, 3S2, 3P6, 4S2 → 4o período
periódica muito importante, comparada à tendência Subnível mas energético s → elemento representativo
das espécies químicas em atrair elétrons. Qual das 2 elétrons na última camada = família 2A
espécies químicas abaixo relacionadas possui maior
eletronegatividade? Z = 30 → 1S2, 2S2, 2P6, 3S2, 3P6, 4S2, 3D10 → 4o período
Subnível mas energético d → elemento de transição
a) sódio 2 elétrons na última camada = família 2B

b) potássio

c) enxofre QUESTÕES PROPOSTAS

d) ferro 1. (Vunesp-SP) No preparo de um material semicondu-
tor, uma matriz de silício ultrapuro é impurificada com
Resolução: quantidades mínimas de gálio, através de um pro-
A eletronegatividade é uma propriedade periódica caracte- cesso conhecido como dopagem. Numa preparação
típica, foi utilizada uma massa de 2,81 g de silício
rística dos semimetais e ametais. Assim, dentro os elemen- ultrapuro, contendo 6,0 x 1022 átomos de Si. Nesta
tos citados acima, apenas o enxofre é um ametal, sendo, matriz, foi introduzido gálio suficiente para que o nú-
portanto, o mais eletronegativo. mero de seus átomos fosse igual a 0,01% do número
de átomos de silício. Sabendo que a massa molar do
Resposta: C gálio vale 70 g/mol e a constante de Avogadro vale
2. Balancear a equação: 6,0 x 10, a massa de gálio empregada na preparação
é igual a:
Al (OH)3 + H2SO4 → Al2 (SO4)3 + H2O

Resolução a) 70 g
b) 0,70 g
Começamos pelo Al, que aparece pouco. c) 0,0281 g
No 1o membro temos um Al e no 2o temos dois, então, mul- d) 7,0 x 10–4 g
tiplicamos o Al do 1o membro por dois: e) 6,0 x 10–23 g
2Al (OH)3 + H2SO4 → Al2 (SO4)3 + H2O
No 1o membro tem uomSOS4O-24d-2oe1nº om2eommberompborrottreêms:os três, 2. (Mack-SP) A alternativa que contém compostos que po-
então, multiplicamos dem exemplificar a lei de Dalton é:
2 Al (OH)3 + 3 H2SO4 → Al2 (SO4)3 + H2O
Finalmente, contamos os hidrogênios ou os oxigênios e
acertamos o coeficiente da água.
2 Al (OH)3 + 3 H2SO4 → Al2 (SO4)3 + 6H2O

3. Indentificar a família e o período a que pertencem os a) H2S e H2SO4
elementos d Z = 10, Z = 15, Z = 20 e Z = 30. b) KCl e AgCl

Resolução: c) CH4 e CCl4
Z = 10 → 1S2, 2S2, 2P6 → 2o período. d) CO2 e O2
8 elétrons na úlitma camada = gás nobre e) NO e NO2

Z = 15 → 1S2, 2S2, 2p6, 3s2, 3p3 → 3o período

851

CONCURSOS, VESTIBULARES & ENEM 3. (Mack-sp) Na tabela, X, Y, V, T e R representam símbo- Dados:
los de elementos químicos. Sobre os átomos desses
elementos, é correto afirmar que: mDiesttâronsci(a10m–é9dmia)entre os átomos de carbono, em nanô-
diamante . . . . . . . . . . . . . . 0,178
1 18 fulereno . . . . . . . . . . . . . . . 0,226
X2 13 14 15 16 17 V grafita . . . . . . . . . . . . . . . . 0,207

3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 R 1 quilate = 0,20 g

YT

6. (PUC-RS) Em 1913, o físico dinamarquês Niels Bohr
propôs um novo modelo atômico, fundamentado na te-
oria dos quanta de Max Planck, estabelecendo alguns
postulados, entre os quais é correto citar o seguinte:

a) X é um metal-alcalino a) Os elétrons estão distribuídos em orbitais.
b) V tem 8 elétrons na camada de valência b) Quando os elétrons efetuam um salto quântico do nível

1 para o nível 3, liberam energia sob forma de luz.

c) Y forma íon bivalente positivo c) Aos elétrons dentro do átomo são permitidas somen-
d) R é um sólido à temperatura ambiente te determinadas energias que constituem os níveis de
e) T é metal de transição energia do átomo.

d) O átomo é uma partícula maciça e indivisível.

4. (Uece-CE) Ao construir sua tabela periódica, o cientis- e) O átomo é uma esfera positiva com partículas negativas
ta russo Mendeleev (1834-1907) deixou “lacunas” que incrustadas em sua superfície.
seriam preenchidas por elementos descobertos poste-
riormente. Sobre a classificação periódica assinale a
alternativa verdadeira: 7. (PUC-RS) A energia mínima necessária para arrancar
um elétron de um átomo no estado fundamental e ga-
soso é chamada de energia de ionização. Sabendo-se
a) Mendeleev alinhou os elementos conhecidos em sua que a energia de ionização do elemento fósforo é
época em ordem crescente de números atômicos. 1012 kJ/mol e do elemento argônio é 1521 kJ/mol, é

b) Ao deixar lacunas, Mendeleev pode prever algumas im- correto admitir que a energia de Ionização do elemento
portantes propriedades, utilizando a recorrência da lei ________ é 1251 kJ/mol.
periódica.

c) Na realidade, a primeira lei periódica só foi elaborada a) sódio
quando da descoberta do conceito de número atômico b) potássio
por Moseley, no século XX. c) arsênio
d) cloro
d) O conhecimento da variação dos valores das densida-
des na tabela periódica permite antever o tipo de ligação e) neônio
possível entre dois elementos químicos.

5. (Fuvest-SP) Três variedades alotrópicas do carbono são 8. (PUC-SP) O ponto de fusão de compostos iônicos está
diamante, grafita e fulereno. As densidades dessas relacionado com a força de atração entre os íons no
substâncias, não necessariamente na ordem apresen- retículo (energia reticular). A lei de Coulomb é uma boa
aproximação para determinar essa força de atração:
tada, são: 3,5; 1,7 e 2,3g/cm3. Com base nas distân-
cias médias entre os átomos de carbono, escolha a
densidade adequada e calcule o volume ocupado por
um diamante de 0,175 quilate. Esse volume, em cm3,
é igual a:
em que K é uma constante, q1 é a carga do cátion,
q2 é a carga do ânion e d é a soma dos raios iônicos
a) 0,50 x 10–2 (d = rcátion + rânion). Considerando a lei de Coulomb e

b) 1,0 x 10–2 as propriedades periódicas, assinale a alternativa que
apresenta os pontos de fusão (P.F.) dos compostos iô-
c) 1,5 x 10–2 nicos NaF, NaCl, MgO e NaBr em ordem crescente de

d) 2,0 x 10–2 temperatura.

e) 2,5 x 10–2 a) P.F. NaCl < P.F. MgO < P.F. NaF < P.F. NaBr

b) P.F. NaBr < P.F. NaCl < P.F. NaF < P.F. MgO

852

c) P.F. MgO < P.F. NaBr < P.F. NaCl < P.F. NaF a) sp2, sp3, dsp3 e d2sp3 QUÍMICA
d) P.F. NaF < P.F. NaCl < P.F. NaBr < P.F. MgO b) sp2, sp2, sp3 e dsp3
e) P.F. NaBr < P.F. MgO < P.F. NaCl < P.F. NaF c) sp3, dsp3, d2sp3 e sp3
d) sp3, sp2, dsp3 e d2sp3
9. (UFV-MG) Dentre os íons abaixo relacionados, aquele e) sp, dsp3, sp3 e dsp3
que apresenta MENOR raio é:

a) K+ 13. (Mack-SP) A espécie química representada por Cl :

b) Ga3+ a) é um ânion.
c) Na+ b) é um cátion.
c) é uma molécula completa.
d) Mg2+ d) pode ligar-se tanto a metais como a não metais.
e) Al3+ e) é um átomo que apresenta camada de valência.

10. i(sFóutvoepsot-sSdPi)stAinstoesspdéocfieersroF,ed2i+feereFme3e+,nptrreovsei,nqieunatnetso de 14. (UFU-MG) O anuleno é um hidrocarboneto aromático que
ao apresenta a seguinte fórmula estrutural simplificada:
número:

a) atômico e ao número de oxidação
b) atômico e ao raio iônico
c) de prótons e ao número de elétrons
d) de elétrons e ao número de nêutrons
e) de prótons e ao número de nêutrons

11. (Uece-CE) O metal mais abundante, em massa, no cor- Sobre este composto pode-se afirmar que:
po humano, tem, no estado fundamental, a seguinte
configuração eletrônica: a) tdeem1f0ó9r°muelnatrmeoalsecliuglaaçrõCe1s8Hc2a0r,b9olnigoa-cçaõrebsopnio(.π) e ângulos
Nível 1: completo b) dteem1f2ó0rm° uelnatrmeoalsecliuglaaçrõCe1s8Hc1a8r,b9olnigoa-çcõarebsopnio(.π) e ângulos
Nível 2: completo c) tdeem1f0ó9r°muenlatrme oalsecliuglaaçrõCe1s8Hc1a6r,b9oenloé-tcroanrbsopnio(.π) e ângulos
Nível 3: 8 elétrons d) dteem1f2ó0rm° uelnatrmeoalsecliuglaaçrõCe1s8Hc2a0r,b9oenloé-tcroanrbsopnio(.π) e ângulos
Nível 4: 2 elétrons
A alternativa que indica corretamente esse elemen- 15. (Vunesp-SP) Qual a fórmula do composto formado
to é: entre os elementos 20Ca40 e 17Cl35 e qual a ligação en-
volvida?
a) Ferro (Z = 26)
b) Cálcio (Z = 20)
c) Potássio (Z = 19)
d) Magnésio (Z = 12)

12. (ITA-SP) Considere as seguintes espécies químicas no a) CaCl iônica
estado gasoso, bem como os respectivos átomos assi- b) CaCl, covalente
nalados pelos algarismos romanos: c) CaCl2, iônica
d) CaCl2, covalente
I II II IV e) Ca2Cl, iônica

ONNO2, FCLO2, ICL3 e F4CLO- 16. (PUC-MG) Um elemento X (Z = 1) combina com Y (Z = 7). O
Os orbitais híbridos dos átomos assinalados por I, II, III e IV composto formado tem, respectivamente, fórmula mole-
são respectivamente: cular e forma geométrica:

853

CONCURSOS, VESTIBULARES & ENEM a) XY3: trigonal I. Os pontos P, Q, R e S no gráfico correspondem aos com-
b) X3Y: angular postos H2Te, H2S, H2Se, e H2O, respectivamente.
c) YX3: piramidal
d) YX: linear II. Todos estes hidretos são gases a temperatura ambien-
te, exceto a água, que é líquida.
17. (Fuvest-SP) Alguns alimentos são enriquecidos pela
adição de vitaminas, que podem ser solúveis em gor- III. Quando a água ferve, as ligações covalentes se rom-
dura ou em água. As vitaminas solúveis em gordura pem antes das intermoleculares.
possuem uma estrutura molecular com poucos áto-
mos de oxigênio, semelhante à de um hidrocarboneto Das três afirmações apresentadas:
de longa cadeia, predominando o caráter apolar. Já as a) apenas I é verdadeira
vitaminas solúveis em água têm estrutura com alta b) apenas I e II são verdadeiras
proporção de átomos eletronegativos, como o oxigê- c) apenas II é verdadeira
nio e o nitrogênio, que promovem forte interação com d) apenas I e III são verdadeiras
a água. Abaixo estão representadas quatro vitaminas: e) apenas III é verdadeira

19. (UFMG-MG) As temperaturas de ebulição de tetraclo-
rometano, C7C7l4º,Ceemae–ta1n6o4, ºCCH.4, são iguais, respectiva-
mente, a +

Assinale a alternativa que explica CORRETAMENTE
essa diferença de valores.

a) A eletronegatividade dos átomos de Cl é maior que a dos
átomos de H.

b) A energia necessária para quebrar ligações C—Cl é maior
que aquela necessária para quebrar ligações C—H.

c) As interações de dipolos induzidos são mais inten-
sas entre as moléculas de CCl4 que entre as molécu-
las de CH4.

Dentre elas, é adequado adicionar, respectivamente, a d) As ligações químicas dneatuCrCelz4atêcmovanlaetnutree.za iônica, en-
sucos de frutas puros e a margarinas, as seguintes: quanto as de CH4 têm

a) I e IV 20. (UFV-MG) Foi divulgado que as lagartixas são capazes
b) II e III de andar pelo teto devido a forças de Van der Waals
c) III e IV (também conhecidas como dipolo induzido). Estas for-
d) III e I ças também são responsáveis pelas diferenças entre
e) IV e II as temperaturas de ebulição dos compostos represen-
tados abaixo:

18. (Vunesp - SP) O gráfico a seguir foi construído com da- ( I ) ( II ) ( III ) ( IV ) ( V )
dos dos hidretos dos elementos do grupo 16. Com
base neste gráfico, são feitas as afirmações seguintes:

200 Apresentará MAIOR temperatura de ebulição o com-
150 posto:
100
a) I
50 b) II
0 c) III
d) IV
-50 e) V
-100

854

21. (Vunesp-SP) Considerando o aspecto da polaridade c) 3 QUÍMICA
das moléculas, em qual das seguintes substâncias o d) 4
benzeno – C6H6 – é menos solúvel? e) 5

a) H2O 26. (PUC-SP) A notação indica:
b) CCl4
c) H6C2O a) 26 átomos de ferro de número de massa 56.
d) H3COH b) 26 átomos grama de ferro de número de massa 56.
e) H3CCOOH c) Um isóbaro de ferro de número de massa 56.
d) Um isótono de ferro de número de massa 56.
22. (Acafe-SC) Considerando-se um elemento M genérico e) Isótopo de ferro de número de massa 56.
qualquer, que apresenta configuração eletrônica 1s2
2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5, pode-se afirmar que: 27. (Fuvest-SP) O átomo constituído de 17 prótons, 18
nêutrons e 17 elétrons possui número atômico e nú-
I. seu número atômico é 25; mero de massa igual a:
II. possui 7 elétrons na última camada;
III. apresenta 5 elétrons desemparelhados; a) 17 e 17
IV. pertencem a família 7A. b) 17 e 18
c) 18 e 17
Estão corretas as afirmações: d) 17 e 35
e) 35 e 17
a) I, II e III somente
b) I e III somente 28. (Fuvest-SP) A seguinte representação , onde
c) II e IV somente X = símbolo do elemento químico, refere-se a átomos
d) I e IV somente com:
e) II, III e IV somente

23. (UFSC) O número de elétrons em cada subnível do áto- a) Igual número de nêutrons;
mo estrôncio (38Sr) em ordem crescente de energia é: b) Igual número de prótons;
c) Diferentes números de elétrons;
a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 d) Diferentes números de atômicos;
b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p6 3d10 5s2 e) Diferentes números de oxidação.
c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 5s2
d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4p6 4s2 3d10 5s2 29. (Mack-SP) Indique a alternativa que completa correta-
e) 1s2 2s2 2p6 3p6 3s2 4s2 4p6 3d10 5s2 mente as lacunas do seguinte período: “Um elemen-
to químico é representado pelo seu ___________ , é
24. (ITA-SP) O número máximo de orbitais atômicos cor- identificado pelo número de __________ e pode apre-
respondente ao número quântico principal é: sentar diferente número de __________ .”

a) n a) nome – prótons – nêutrons
b) 2n b) nome – elétrons – nêutrons
c) 2n + 1 c) símbolo – elétrons – nêutrons
d) n2 d) símbolo – prótons – nêutrons
e) 2n2 e) símbolo – elétrons – nêutrons

25. (PUC-SP) O número normal de subníveis existentes no 30. (PUC-SP) Quando um metal cristaliza no sistema cúbico
quarto nível energético dos átomos é igual a: de faces centradas, seu número de coordenação, isto é, o
número de átomos que envolve cada átomo, será igual a:

a) 1 a) 3
b) 2 b) 4 855

CONCURSOS, VESTIBULARES & ENEM c) 6 c) 2-metilpropeno
d) 8 d) acetileno
e) 12 e) ácido fórmico

31. (UniABC-SP) Entre as moléculas abaixo, a que forma 36. (ITA-SP) A(s) ligação(ões) carbono-hidrogênio existente(s) na
pontes de hidrogênio entre suas moléculas é: mcoomléocuselanddoefomrmetaadnao(s()CpHe4l)apinotdeer(pme)nesterraçinãtoerfprorenttaadl dao(ss)
orbitais atômicos s do átomo de hidrogênio, com os se-
a) CH4 guintes orbitais atômicos do átomo de carbono:
b) CH3– CH2–OH

c) CH3–O–CH3 a) Quatro orbitais p

d) C2H6 b) Quatro orbitais híbridos sp3

e) N(CH3)3 c) Um orbital híbrido sp3

32. (UFU-MG) Identifique a substância que deve possuir d) Um orbital se três orbitais p
maior ponto de ebulição, entre as apresentadas abaixo: e) Um orbital p e três orbitais sp2

a) Cl2 37. (Med.-ABC) O deutério é um: são:
b) C2H6
c) H3C–CH2–CH2–COOH a) isóbaro de hidrogênio
d) H2C=CH–CH3 b) isótopo de hidrogênio
e) H3C–CH2–CH2–CH3 c) radioisótono do hidrogênio
d) isômero do hidrogênio
33. (PUC-SP) As pontes de hidrogênio (atualmente conhe- e) alótropo do hidrogênio
cidas como ligações ou interações de hidrogênio) apa-
recem: 38. (UFV-MG) Os elementos

a) quando o hidrogênio está ligado a um elemento muito a) isótopos
eletropositivo b) alótropos
c) isóbaros
b) quando o hidrogênio está ligado a um elemento muito d) isômeros
eletronegativo e) isótopos

c) em todos os compostos hidrogenados 39. (ITA-SP) São definidas quatro espécies de átomos neu-
d) somente em compostos inorgânicos tros em termos de partículas nucleares:
e) somente nos ácidos de Arrhenius
Átomo I – possui 18 prótons e 21 nêutrons
34. (UEMT-MT) Qual dos elementos a seguir, cujas estrutu- Átomo II – possui 19 prótons e 20 nêutrons
ras eletrônicas são apresentadas, teria capacidade de
ligação nula, se não ocorresse hibridização?

a) 1s1 Átomo III – possui 20 prótons e 19 nêutrons

b) 1s2 2s2 Átomo IV – possui 20 prótons e 20 nêutrons

c) 1s2 2s2 2p2 Pode-se concluir que:
d) 1s2 2s2 2p4

e) 1s2 2s2 2p5 a) os átomos III e IV são isóbaros

35. (UniViçosa-MG) O composto que possui um átomo de b) os átomos II e III são isoeletrônicos
carbono como centro de um tetraedro regular é: c) os átomos II e IV são isótopos
d) os átomos I e II pertencem ao mesmo período da classi-
a) formaldeído
b) dimetilpropano ficação periódica
e) os átomos II e III possuem o mesmo número de massa
856

40. (Osec-SP) Algumas correções feitas por Böhr ao átomo Cada tipo de átomo apresenta um conjunto característico QUÍMICA
de Rutherford referem-se: de raias, ou seja, um espectro característico.

a) ao eletromagnetismo Os testes n.os 44 e 45 deverão ser respondidos em fun-
b) à quantização de energia ção do texto anterior.
c) à teoria da relatividade
d) ao núcleo do átomo 44. O texto permite estabelecer que:
e) n.d.a.
a) átomos emitem energia mesmo quando não excitados
41. Deve-se a Böhr a ideia de: b) é possível identificar os elementos constituintes do Sol.
c) o espectro não um conjunto de raias característico para
a) níveis de energia
b) núcleo atômico cada átomo.
c) átomo semelhante ao sistema planetário d) os átomos, quando ativados, nunca emitem luz.
d) número atômico e) os átomos, quando ativados, nunca emitem ondas ultra-
e) isótopos
violeta.

45. O texto anterior explica:

42. No esquema abaixo, um elétron saltando de K para L a) por que o sódio emite uma luz amarela característica
deve: quando ativado.
E1 E2
núcleo b) por que 1 mol de gás nas CNPT ocupa um volume de
22,4 L.
KL
c) por que 1 mol de H2O apresenta 6 x 1023 moléculas.
d) como podemos analisar a composição da Lua através

da luz que ela reflete do Sol.
e) como determinar a massa de um átomo.

a) absorver uma energia E1 46. Analise a seguinte afirmação:
b) absorver uma energia E2 A energia de um subnível pode ser dada pela soma
c) absorver uma energia (E1 + E2) (n + l). Ocorrendo empates, terá maior energia o elétron
d) absorver uma energia (E2 – E1) com maior valor de n.
e) devolver uma energia (E2 – E1) Portanto,
43. Com relação ao teste anterior, quando o elétron retor-
a) O subnível 4s tem maior energia que o subnível 3d
na de L para K, deve: b) O subnível 4p tem menor energia que 4s

a) perder a massa e ganhar energia c) Para um dado nível sempre o subnível s apresentará
b) emitir energia na forma e ondas eletromagnéticas maior energia que os subníveis p, d ou f
c) devolver energia (E2 + E1)
d) devolver energia (E2 – E1) d) O subnível 6d tem maior energia que 7s
e) Poderão existir dois subníveis com a mesma energia real

e) devolver energia E2 47. No esquema abaixo encontramos duas distribuições
eletrônicas de um mesmo átomo neutro.
Analise o seguinte texto:
Todos os tipos de átomos, quando excitados, poderão 1s2 2s2 1s2 2s1 2p1
emitir ondas eletromagnéticas correspondentes aos es- A B
pectros visíveis, ultravioleta etc. Essas emissões podem
ser analisadas pela Espectroscopia. Cada emissão pro- a) A é a configuração ativada.
veniente de um átomo pode ser decomposta e fotografa- b) B é a configuração normal.
da, produzindo-se um conjunto de raias ou bandas. Cada
tipo de átomo apresenta um conjunto de raias ou bandas. 857

CONCURSOS, VESTIBULARES & ENEM c) A passagem de A para B liberta energia na forma de on- 49. (Universidade Franciscana-RS) Quando a substância
das eletromagnéticas. hidrogênio passa do estado líquido para o estado ga-
soso, são rompidas:
d) A é um gás nobre.
e) A passagem de A para B absorve energia. a) ligações de Van der Waals
b) pontes de hidrogênio
48. (Santa Casa-SP) A questão deve ser respondida de c) ligações covalentes e pontes de hidrogênio
acordo com o seguinte código: d) ligações covalentes apolares
e) ligações covalentes polares
A teoria de Dalton admitia que:
I. Átomos são partículas discretas de matéria que não po- 50. (UFRGS-RS)
dem ser divididas por qualquer processo químico conhecido; “Para a formação da ligação, duas condições são ne-
II. Átomos do mesmo elemento químico são semelhantes cessárias: um par de elétrons com spins opostos e um
entre si e têm mesma massa; orbital estável em cada átomo. A força de ligação é
III. Átomos de elementos diferentes têm propriedades di- qualitativamente proporcional à interpenetração das
ferentes. nuvens de carga dos dois átomos.”
O texto refere-se à ligação:
Assim, pode-se afirmar que:

a) Somente I é correta a) iônica
b) Somente II é correta b) metálica
c) Somente III é correta c) covalente
d) I, II, III são corretas d) por forças de Van der Waals
e) I e III são corretas e) por pontes de hidrogênio

Respostas: 12 - a 25 - d 38 - c
13 - d 26 - e 39 - e
01 - d 14 - b 27 - d 40 - b
02 - e 15 - c 28 - b 41 - a
03 - c/e 16 - c 29 - d 42 - d
04 - b 17 - e 30 - a 43 - b
05 - b 18 - c 31 - b 44 - b
06 - c 19 - c 32 - c 45 - a
07 - d 20 - b 33 - b 46 - d
08 - c 21 - a 34 - b 47 - e
09 - e 22 - b 35 - b 48 - d
10 - d 23 - a 36 - b 49 - a
11 - b 24 - d 37 - b 50 - c

858

QUÍMICA

BLOCO 3
QUÍMICA INORGÂNICA

Função é o conjunto de substâncias com as mesmas propriedades. Elas podem ser inorgânicas ou orgânicas
(com carbono na molécula). Estudaremos esta última mais adiante. Funções Inorgânicas são ácidos, bases, sais
e óxidos.

FICHA 1 – FUNÇÕES -2O Hipo (nome Ex: Ácido Retirando uma molécula de água, de
QUÍMICAS do elemento) Hipocloroso uma molécula do orto, temos um ácido
que usa o prefixo meta.
+ oso HClO1*

ÁCIDOS * O índice 1 do oxigênio do ultimo ácido não precisa ta1foHs3fPóOri4c–o 1H2O → HPO3 — ácido me-
aparecer, foi colocado apenas para apreciação da
Ácidos são compostos que em solu- variação de número de oxigênios. Retirando uma molécula de água de
ção aquosa produzem como cátions duas moléculas do orto, temos um áci-
somente íons H+ (ou H3O+) e que pos- Porém antes você terá de memorizar do que usa o prefixo piro.
suem sabor azedo. essas fórmulas:

Os ácidos podem ser divididos em HNO3 Ácido Nítrico ro2foHs3fPóOri4c–o 1H2O → H4P2O7 — ácido pi-
dois grupos: os que contêm oxigênio e HCLO3 Ácido Clórico
os que não contêm. H2SO4 Ácido Sulfúrico
H3PO4 Ácido Fosfórico
FÓRMULAS E NOMENCLATURAS Observação: Não é obrigatório o uso
Assim: dseorpsreimfixpoleosrmtoe, nptoertcahnatom, aodHo3PdOe4 pode
ÁCIDOS NÃO OXIGENADOS (OU HIDRÁCIDOS): fosfórico. ácido
Quando na molécula do ácido não
á NOMENCLATURA DOS ÂNIONS
há oxigênio, escrevemos o nome do p
elemento, seguido da terminação O nome dos ânions é dado substi-
ídrico. áá tuindo-se as terminações -ídrico, -oso
cs e -ico dos ácidos por -eto, -ito e -ato,
Elemento + ídrico respectivamente.
HCl → ácido clorídrico

HBr → ácido bromídrico áá ácido ânion
cs ídrico eto
ÁCIDOS OXIGENADOS (OU OXIÁCIDOS): ito
A terminação do nome dos oxiácidos á oso ato
h ico
é sempre em ico e acrescentando ou
retirando oxigênio, conseguimos obter CASOS PARTICULARES Exemplos:
variações dos nomes dos ácidos. Quando o mesmo elemento central
HCl ácido clorídrico → ânion cloreto Cl–
Veja o quadro: forma ácidos diferentes, mas com o H2SO4 ácido sulfúrico → ânion sulfato SO2–4
mesmo número de oxidação, usa-se os HNO2 ácido nitroso→ ânion nitrito NO–2
+O Per (nome Ex: Ácido prefixos orto, meta e piro.
Normal do elemento) Perclórico Os ânions com um ou mais hidrogê-
-O + ico HClO4 Exemplo: nios ionizáveis são denominados hidro-
H3PO4, H4P2O7, HPO3 geno ânion. O nome do hidrogeno ânion
Nome do el- Ex: Ácido é formado colocando-se a palavra áci-
emento + ico Clórico +5 +5 +5 do diante do nome do ânion normal, e
Nome do HClO3 usam-se os prefixos mono, di, tri, etc.
elemento + Ex: Ácido Usamos o prefixo orto para o ácido para indicar a quantidade de hidrogê-
oso Cloroso mais hidratado. nios ionizáveis do hidrogeno ânion.
HClO2
H3PO4 — ácido ortofosfórico 859

CONCURSOS, VESTIBULARES & ENEM Exemplos: Elementos Eletronegatividade FICHA 2 – BASES
HSO–4 → hidrogeno sulfato ou sulfato Químicos segundo Pauling
ácido ou bisulfato. K 0,8 CONCEITO
HCO–3 → hidrogeno carbonato ou car- Al 1,5
bonato ácido ou bicarbonato. H 2,1 Segundo a teoria de Arrhenius, base é
Cl 3,0 uma substância que, em solução aquo-
CLASSIFICAÇÃO DOS ÁCIDOS sa, libera como ânions somente íons OH–.

a) Quanto ao número de hidrogênios O 3,5 NOMENCLATURA
ionizáveis:
Número de Número de Se o elemento forma apenas uma
• Monoácido: possui um hidrogênio mols dissolvidos mols ionizados base, ou seja, o elemento não tem Nox
ionizável. variável, usa-se:
Exemplos: HBr, HCl X 20 2

• Diácido: possui dois hidrogênios io- Y 10 7 NaOH ▼ hidróxido de sódio
nizáveis. Z5 1 CaOH ▼ hidróxido de cálcio
Exemplos: H2SO4, H3PO3 NH4OH ▼ hidróxido de amônio
FÓRMULA ESTRUTURAL
• Triácido: possui três hidrogênios io- Se o elemento tem Nox variável, in-
nizáveis. • Ácidos não oxigenados dica-se o Nox com algarismo romano
Exemplo: H3PO4 Exemplos: junto ao nome:

• Tetrácido: possui quatro hidrogê- H–F, H–Cl, H–Br, H–I, H–S–H e H–C≡N Fe(OH)3 ▼ hidróxido de ferro III
nios ionizáveis. Fe (OH)2 ▼ hidróxido de ferro II
Exemplos: H4P2O7 • Ácidos oxigenados – Hn E Om Sn(OH)4 ▼ hidróxido de estanho IV
Sn(OH)2 ▼ hidróxido de estanho II
b) Quanto ao grau de ionização: Para escrever a fórmula estrutural CuOH ▼ hidróxido de cobre I
Classificamos os ácidos, consideran- de um ácido Hn E Om, devemos escre- ▼ hidróxido de cobre II
ver o símbolo do elemento central (E) Cu(OH)2
do os valores em solução 0,1 normal e ligá-lo aos grupos –OH, quantos fo-
a 25 ºC, em: rem os hidrogênios ionizáveis. Ligamos Podemos usar também as termina-
também ao elemento central (E) os ções -oso e -ico indicando o menor e o
• ácidos fortes: α > 50% hidrogênios não ionizáveis, e, finalmen- maior Nox respectivamente.
Exemplos: HCl, H2SO4, HI, HNO3 te, ligamos ao elemento central (E) os
oxigênios restantes, por dupla ligação
• ácidos moderados: 50% > α >5% (=) ou por ligação dativa (→ ou mais CuOH ▼ hidróxido cuproso
Exemplos: H3PO4, HF, H2SO3 atualmente =), completando o octeto ▼ hidróxido cúprico
do elemento (E). Cu(OH)2 ▼ hidróxido ferroso
• ácidos fracos: α < 5% Fe(OH)2 ▼ hidróxido férrico
Fe(OH)3

Exemplos: HCN, H2S DISSOCIAÇÃO IÔNICA
Em que:

número de moléculas ionizadas Em solução aquosa, os hidróxidos de
α = número de moléculas dissolvidas metais sofrem dissociação iônica, pois
são compostos iônicos.
c) Quanto à presença do oxigênio no
ânion: NaCl(s) ou NaCl (reticulo cristalino) ↔ Na+(aq) + Cl-(aq)

• hidrácido: não possui oxigênio. Os cátions formados na dissociação
Exemplos: HCl, HCN iônica são diferentes de H+ e o nome
dos cátions metálicos é o mesmo
• oxiácido: possui oxigênio nome do metal, mas se o metal tiver
Exemplos: H2SO4, H3PO4 Nox variável, indica-se com algarismo
romano ou terminações oso para o me-
Coloração Agente da cor Estado de oxidação Números atômicos nor Nox e ico para o maior Nox.
Cr3+ 24 • Na+ → cátion sódio
verde Cr (crômio) Cr6+ 24 • Al3+ → cátion alumínio
Fe3+ 26 • Ag+ → cátion prata
amarelo Cr (crômio) Fe2+ 26 • Cu+ → cátion cobre I ou cátion
Cu2+ 29
marrom-amarelado Fe (ferro) cuproso

verde-azulado Fe (ferro)

azul claro Cu (cobre)

860

• Cu2+ → cátion cobre II ou cátion CÁTIONS DE METAIS COM NOX VARIÁVEL QUÍMICA
cúprico

PRINCIPAIS CÁTIONS

CÁTIONS DE METAIS COM NOX FIXO

CLASSIFICAÇÃO Vimos também que a carga positiva
é neutralizada pela carga negativa dos
1) Quanto ao Grau de Dissociação íons OH–; portanto, temos uma regra
Os hidróxidos dos metais alcalinos e para formulação das bases.
alcalinos-terrosos são compostos iô-
nicos solúveis na água e por isso são O número de íons OH– é igual ao Nox
bases fortes, cujo grau de ionização do radical.
é praticamente 100%, enquanto os
hidróxidos dos metais não alcalinos e FICHA 3 – INDICADORES
não alcalinos-terrosos são insolúveis
na água, formando bases fracas, cujo Indicadores ácido-base são substân-
grau de ionização é, na sua maioria, cias que apresentam uma determina-
inferior a 5%. da coloração em meio ácido e outra em
meio básico.

2) De acordo com o Número de OS ÁCIDOS
(OH) na Fórmula
• Monobases: possuem apenas um 1) Tornam róseo o tornassol previa-
mente azulado por uma base.
OH–.
NaOH, NH4OH 2) Tornam incolor a fenolftaleína aver-
• Dibases: possuem dois OH–. melhada por uma base.
Ca(OH)2, Fe(OH)2
• Tribases: possuem três OH–. 3) Tornam vermelho o alaranjado de
Al(OH)3, Fe(OH)3 metila (“metil orange”).

FÓRMULAS ESTRUTURAIS AS BASES

Vimos que uma base é sempre forma- 1) Tornam azul o tornassol previamen-
da por um radical positivo, que é um te avermelhado por um ácido.
metal ou NH+4, ligado ao radical nega-
tivo OH–. 2) Tornam avermelhado a fenolftaleí-
na (incolor).

3) Tornam amarelo o alaranjado de
metila.

861

CONCURSOS, VESTIBULARES & ENEM FICHA 4 – SAIS Exemplos: 2) Óxidos de elementos com Nox
NaHSO4 fixo
Sal é todo composto que, em solução KHCO3
aquosa, libera pelo menos um cátion ÓXIDO DE NOME DO
diferente do H+ e pelo menos um ânion HIDRÓXI-SAL ELEMENTO
diferente do OH– também pode ser o
composto formado ao lado da água, Hidróxi-sal (sais básicos) apresentam EXEMPLOS
quando um ácido reage com uma base. hidroxilas (OH–) e o ânion não apresen-
ta H ionizável. Ag2O → óxido de prata
Portanto, os ácidos e as bases neu- K2O → óxido de potássio
tralizam-se mutuamente, dando ori- Exemplos: Ca(OH) NO3 e Al(OH) Cl2
gem aos sais. 3) Óxidos de elementos com Nox
NOMENCLATURA variável
ÁCIDO + BASE → SAL + ÁGUA
Exemplo: O nome do ânion (derivado do ácido) Óxido de Nome do elemento Nox do
HCl + NaOH → NaCl + H2O mais o nome do cátion (derivado da elemento
base).
O sal é formado pelo ânion do ácido exemplos FeO → óxido de USAR
e pelo cátion da base. Essa reação é ............. de ................ ferro II ALGARISMOS
denominada reação de neutralização. (nome do ânion) (nome do cátion) Ffeer2rOo3II→I óxido de
Exemplos: ROMANOS
Consideremos as reações de neutra-
lização (também conhecidas como rea- 4) Óxidos nos quais o oxigênio
ção de salificação): tem Nox = –1

a) H2SO4 + 2NaOH → Na2 SO4 e 2H2O Exemplos:
(neutralização total)
H2O2 — peróxido de hidrogênio
b) H2SO4 + NaOH → NaHSO4 + H2O (água oxigenada)
(neutralização parcial do ácido)
Na2O2 — peróxido de sódio

Ocorre substituição parcial dos hidro- FICHA 5 – ÓXIDOS CLASSIFICAÇÃO
gênios ionizáveis.
c) 2HCl + Bi (OH)3 → Bi(OH) Cl2 + 2H2O Óxido é todo composto binário que ClO2 + H2O → HClO2 + HClO3
contém oxigênio como elemento mais 2ClO2 + 2KOH → KClO2 + KClO3 + H2O
(neutralização parcial da base) eletronegativo. 2NO2 + H2O → HNO2 + HNO3
Ocorre substituição parcial das hidro- 2NOH22O+ 2NaOH → NaNO2 + NaNO3 +
xilas ionizáveis. Obs.: Conhecemos somente um
Portanto, na reação de neutralização/ elemento mais eletronegativo ÓXIDOS BÁSICOS
salificação pode ocorrer neutralização que o oxigênio: é o flúor. Portanto,
total ou parcial do ácido e da base. quando combinamos flúor com Óxidos Básicos são aqueles que re-
oxigênio, não formamos um óxi- agem com água, formando bases, ou
SAL NORMAL ddoe.FOluocroemtopdoestOoxOigFê2niéo. chamado com ácidos, formando sal e água.

Sais normais, também denomina- NOMENCLATURA Exemplos:
dos de sais neutros, são aqueles que Na2O, CaO, K2O
não apresentam hidrogênios ionizá- 1) Geral
veis no seu ânion e não apresentam Exemplos: ÓXIDOS ANFÓTEROS
o ânion OH–. • CO → monóxido de carbono Óxidos Anfóteros são aqueles que
• Fe3O4 → tetróxido de triferro
O sal normal resulta da reação de • SO3 → trióxido de enxofre reagem com ácidos ou com bases, for-
salificação com neutralização total do mando sais e água.
ácido e da base. Obs.: O prefixo mono do elemento pode
ser omitido. Devido ao fraco caráter ácido e bási-
Exemplos: Na2SO4, NaCl, FeCl3 co dos óxidos anfóteros, eles pratica-
mente não reagem com água, pois são
HIDROGENO-SAL insolúveis na água; portanto, não po-
dem produzir nem ácidos nem bases.
Hidrogeno-sais (sais ácidos) apresen-
tam hidrogênios ionizáveis e que não São óxidos formados com elementos
apresentam o ânion OH–. da região central da tabela periódica.

862

Exemplos: bém encontrado em jazidas terrestres. Nesse caso, a água é aquecida por QUÍMICA
ZnO, MnO2 O NaCl extraído dessas jazidas recebe meio de serpentinas de vapor.
o nome de sal-gema.
PERÓXIDOS teOrreNsatrNeOs.3 é encontrado em jazidas Nas minas de sal-gema, o sal é re-
Peróxidos são óxidos que têm o oxigê- Éo salitre do Chile, também colhido em estado sólido, ou então,
chamado nitro. injeta-se água no subsolo para for-
nio com Nox = –1. Os sais mais abundantes na natureza mar salmouras, que são bombeadas
Exemplos: são os silicatos de metais (Na, K, Ca, para a superfície. Depois, os cristais
Na2O2, CaO2 Mg e Al). Entre esses, temos o feldspa- são beneficiados industrialmente.
to e a mica, constituintes do granito, o Para que o sal não empedre, são
Os peróxidos com caráter básico são caulim, o talco, o amianto, a argila e ou- acrescentadas a ele substâncias
chamados de peróxidos básicos e são tros. A crosta terrestre é basicamente como o fosfato de sódio e o carbona-
formados com metais alcalinos e alca- constituída de sílica (SiO2) e silicatos. to de magnésio.
lino-terrosos.

• Peróxido Básico + Água → Base + APLICAÇÕES DOS PRINCIPAIS SAIS NITRATO DE SÓDIO (NANO3)
• OPe2 róxido Básico + Ácido → Sal + É o salitre do Chile. É usado:
CLORETO DE SÓDIO (NACL)
H2O2 1. Alimentação: Por lei é obrigatória a 1. Como fertilizante na agricultura.

Obs.: A solução aquosa de áHg2Oua2 adição de certa quantidade de io- 2. Na fabricação da pólvora (carvão,
é usualmente chamada de deto (NaI, KI) ao NaCl destinado à enxofre, salitre).
alimentação, porque a falta de iodo
oxigenada. no organismo pode ocasionar uma CARBONATO DE SÓDIO (NA2CO3)
doença chamada bócio (“papo”). O produto comercial (impuro) é vendi-
ÓXIDOS NEUTROS 2. Conservação da carne, do pescado
Óxidos neutros ou indiferentes são e de peles. do no comércio com o nome de barri-
3. Obtenção de misturas refrigeran- lha ou soda.
aqueles que não reagem com água, tes: a mistura gelo + NaCl(s) pode
nem com ácidos nem com bases. atingir –22 ºC. É utilizado:
4. Obtenção de Na, Cl2, H2, e com-
Exemplos: CO, N2O, NO postos tanto de sódio como de 1. Na fabricação do vidro comum
cloro, tais como NaOH, Na2CO3, (maior aplicação).
ÓXIDOS DUPLOS, MISTOS OU SALINOS NaHCO3, HCl etc.
São óxidos formados de dois outros 5. Em Medicina, sob a forma de soro Barrilha + fusão vidro
fisiológico (solução aquosa conten- calcário + areia comum
óxidos. do 0,92% de NaCl), no combate à
Exemplos: desidratação. 2. Na fabricação de sabões.
Fe3O4 = Fe2O3 . FeO (magnetita)
Mn3O4 = MnO2 . 2MnO O sal nosso de cada dia
O NaCl, o sal que utilizamos em nos-
FICHA 6 – SAIBA MAIS A sa alimentação, é o sal mais comum BICARBONATO DE SÓDIO (NAHCO3)
RESPEITO DE SAIS E ÓXIDOS que existe e provém de três fontes: 1. Antiácido estomacal: neutraliza o ex-
do mar, das minas de sal-gema (de-
pósitos subterrâneos, em geral) e de cesso do HCl do suco gástrico.
salmouras de subsolo (decorrentes
Os ácidos e bases não são encon- das fortes concentrações de sal de
trados em fontes naturais, mas são mares ou lagos interiores).
produtos fabricados pela indústria O processo mais simples para a “aOrrCotOo2”.libertado é o responsável pelo
química. Assim, na natureza não são obtenção do sal é o da evaporação
encontradas jazidas de ácido sulfúrico, da água do mar. Esse processo per-
de ácido nítrico, de ácido clorídrico, de mite obter grandes blocos de sal, 2. Fabricação de “digestivos”, tais
soda cáustica (NaOH), de cal extinta que são empilhados no aterro das como Alka-Seltzer, Sonrisal, Sal de
(fCabar(OicHa)d2o),sdiendaumstorniaíalmcoenettec.. Todos são salinas, onde passam pelo processo Frutas, etc.
da “cura”, ou seja, da limpeza dos
Por outro lado, são inúmeros os sais cristais. Esses produtos scóolnidtoêsm(áNcaidHoCtOa3r(tsá)rei-
O sal das salmouras é obtido atra- ácidos orgânicos
vés da evaporação da água e conse- co, ácido cítrico e outros). Na presença
encontrados na natureza constituindo quente precipitação do sal. ddsáeovsáe, glliupbaee,lratoaenNfedaroHvCeCsOOc23ê(gnr)ec,aiqagu.eecéomo reosspáocni--
jazidas minerais.
mOaiCsaeCnOc3o, nptorradeoxesmnpalo,néatuumrezdao.sEsxaisis-
tem muitos terrenos calcários, isto é,
rriiecodsadeemnCaatuCrOal3.dOe mármore é uma va-
O NaCl, além de CsearCeOn3.contrado dis- 3. Fabricação de fermento. O cres-
solvido na água do mar, de onde é ex- cimento das massas (pão, bolos,
traído por evaporação da água, é tam-
863

CONCURSOS, VESTIBULARES & ENEM bolachas etc.) ocorre devido à libe- DIÓXIDO DE CARBONO (CO2 ) mais quente e isso tem provocado sé-
ração do CO2 no aquecimento do rios transtornos climáticos. As grandes
NaHCO3. É um gás incolor, inodoro, mais denso inundações que têm ocorrido ultima-
que o ar. mente podem ser consequência de
vw Não é combustível e nem comburen- distúrbios climáticos provocados pelo
efeito estufa.
te, por isso, é usado em extintores de
incêndio. Um efeito estufa intenso poderá “der-
O ar com maior itmeoprróepmrioCàO2reqsupeirao- reter” grandes quantidades de gelo
cmiOeanisNteHg4aqHsuCeeOs3odéuNuraamnHtCefeOr3omepanoqtruoqeumceimaliisebneetrofai-, normal (0,03%) é em O2 das regiões polares.
tais como CO2 e NH3. ção, porque contém menor teor
que o normal. POLUENTES DO AR ATMOSFÉRICO
O eCOn2asé o gás usado nos refrigeran-
tes águas minerais gaseificadas.
Nesse caso, ocorre a reação:
4. Fabricação de extintores de in- Os principais poluentes do ar atmos-
cêndio (extintores de espuma). No
ceoxtminptaorrtihmáeNntaoHsCsOe3p(sa)raedHo2sS. OQ4ueamn- férico são óxidos, entre eles, o CO, o
ScoOs2. e NO2. Todos são altamente tóxi-
mrdeoiasogtueerxpatr-iosnedtoucrzoiémndaoociHou2nmSaaOd4oe,,scopoumNmaoaHqCeuOali3-l O CO2 sólido é chamado gelo seco. O CO (monóxido de carbono) forma-se
na queima incompleta de combustíveis
EFEITO ESTUFA como gasolina, querosene, óleo diesel
bpoerdaenmdosCerO2u.sEasdsoess extintores não etc.
para apagar o O oSOp2rinrecsipualtlapodlaueqnuteeimdoa do enxofre
fogo em instalações elétricas por- é ar nas regi-
que a espuma é eletrolítica (conduz O principal responsável pelo efeito e
ões onde há fábricas de ácido sulfúri-
a corrente elétrica). estufa é o CO2. co. Uma das fases da fabricação desse
piOraCçOão2 é formado no processo da res-
FLUORETO DE SÓDIO (NAF) dos seres vivos (animais e ve- ácido consiste na queima do enxofre
Usado na prevenção de cáries dentá- ou de minérios de enxofre, particular-
getais) e é consumido no processo da mente da pirita.
rias (anticárie). fotossíntese realizado pelas plantas.
A gasolina e, particularmente, o óleo
CARBONATO DE CÁLCIO (CACO3 ) (I) Seres vivos → CO2 diesel contêm impurezas de enxofre.
É encontrado na natureza sob a for-
(II) CO2 + H2O → hidratos de carbono Na queima desses combustíveis for-
ma de calcário e mármore. ma-se também o SO2.
1. Fabricação de cal viva, (CaO) a partir doOsCOco2 mébtuasmtíbvéemis produto da queima EsOseSsO2óxniodoasr dsiessooxlvideam, -fsoermnaanádgouaSOd3a.
(carvão, gasolina,
da qual se obtém a cal hidratada, querosene, óleo diesel, álcool).
e CO2. chuva, formando ácidos, originando
(III) Combustíveis → CO2 assim “chuva ácida”, que causa sério
naAtéatcmeortsofetreammpoanattirnáhsa, -osetecoorndsetaCnOte2 impacto ambiental.
devido a um equilíbrio nos três proces-
calcário cal viva sos (I, II, III). SO2 + H2O → H2SO3 ácido sulfuroso
CaO + H2O → Ca(OH)2 cal hidratada feRraecteemnteamumenetnet,aodtoeeoreesmseCfaOt2onéaraetsmpoons-- SO3 + H2O → H2SO4 ácido sulfúrico
sável pelo aumento do chamado efeito es-
2. Fabricação do vidro comum (já men- tufa. O aumento do teor em CO2 é devido: Nos motores a explosão dos automó-
cionada). veis e caminhões, devido à tempera-
a) ao aumento cada vez maior da quei- tura muito elevada, o nitrogênio e oxi-
3. Fabricação do cimento Portland. ma de combustíveis; gênio do ar combinam-se originando
óxidos de nitrogênio, particularmente
Calcário Δ cimento b) à diminuição do processo da fotos- NO2, que poluem a atmosfera.
+ Argila + Portland síntese, devido à devastação das éagOoeuNctOroo2msliéboreiOora2pddoooludaeor,nspteerosadctaumpzoiansmdféoernOict3oo,.sqruee-
florestas. NO2 + O2 → NO + O3
Areia
As radiações infravermelhas prove- Na alta atmosfera, ocorre a reação
4. Sob a forma de mármore é usado nientes do Sol se refletem na super- inversa:
em pias, pisos, escadarias etc. fície terrestre e voltam para a alta at- NO + O3 → NO2 + O2
mpaorstefedrae.sOsaCsOr2addiaaçaõtemso; safuemraeanbtasnodrvoe-
SULFATO DE CÁLCIO (CASO4 ) sqeuaantiqduaadnetiddaederaddeiaçCãOo2,éumabasomrvaiidoar Trata-se de uma ironia da natureza: o
1. Fabricação de giz escolar. e isso acarreta um aumento de tem- ozônio forma-se nas camadas inferio-
peratura da atmosfera. Esse aumento res da atmosfera, onde é totalmente
hi2d.raOtgaedsos, oméuuitmo auvsaardieodnaadeodrteoCpaeSdiOa4, de temperatura é o efeito estufa. Em indesejável (poluente) e é destruído na
na obtenção do estuque etc. outras palavras, a terra está ficando alta atmosfera, onde é absolutamente
necessário.
864

Os automóveis modernos possuem 5) aBlauumxíintaio()A. l2O3 hidratado, minério do A CAMADA DE OZÔNIO DA QUÍMICA
dispositivos especiais que decom- ATMOSFERA SUPERIOR
põem os óxidos de nseitjraomgêlnainoçeamdoNs 2nae
aOt2m, aonstfeesraq.ue estes 6) Magnetita (Fe3O4, pedra ímã natu- Na atmosfera superior há uma espes-
ral). sa camada de ozônio (cerca de 30 km
de espessura) que absorve as radia-
Essa decomposição é feita por ca- O óxido mais abundante na crosta ter- ções ultravioleta do Sol, impedindo-as
talisadores especiais e tem diminuído de atingir a superfície terrestre.
sensivelmente a poluição atmosférica SrndeoaiOstgtu2r;rreaaoniésiqtooun,aSaéritOrtzea2o.am, AluibdmaéarmdedeiaoSsiséOãc2ob.oaOmóssxpicisodainolmiecsenandtteotuess-
pelos óxidos de nitrogênio. Sem essa camada protetora, os seres
reOgiNõOes2 é o principal poluente do ar nas vivos estariam expostos a fortes doses
onde há fábricas de ácido nítri- opblorsig,antóorsioq. uEanitsreooSsiOsi2licéatcoosmnpaotnueranitse, de radiações ultravioleta, capazes de,
co. O gás de cor castanha que se des- entre outros efeitos, causarem o cân-
prende das chaminés das fábricas de cer de pele e a destruição de vegetais.
ácido nítrico contém alto teor de NO2. temos o feldspato e a mica, consti-
Os óxidos de nitrogênio da atmosfera tuintes do granito; o caulim; o talco; o Desde os anos de 1980 têm sido de-
amianto e outros. A crosta terrestre é tectados buracos na camada de ozô-
dissolvem-se na água originando o áci- constituída de fsaíltiocad(eSioO2o) xeigêsinliicoateoso; nio, o que é altamente preocupante.
do nítrico, também causador da “chuva isso explica o Esses buracos na camada de ozônio
ácida”. são originados pela “destruição” do
silício serem os elementos mais abun- ozônio, causada principalmente por:
dantes na crosta terrestre. O oxigênio a) produtos dos jatos emanados dos
Obs.: Em ambientes não poluídos e participa com 50% e o silício com 25%
na ausência de raios e relâmpagos na composição da crosta terrestre, res- motores dos aviões supersônicos.
também há chuva ácida, devido à
dissolução do CO2 do ar na água. tando 25% para os demais elementos. b) compostos clorofluorcarbonetos, re-
presentados pela sigla CFC, usados
O ÓXIDO DE CÁLCIO em motores de geladeiras e apare-
lhos de ar-condicionado e como
É um dos óxidos de maior aplicação propelentes de aerosóis (sprays).
e não é encontrado na natureza. É
obtido industrialmente por pirólise do Entre os compostos CFC, o mais usa-
calcário. do é o gás freon (aCtlm2Fo2sCf,edraiclhoároddeicfloúmor-
Essa chuva ácida não é nociva, isto é, metano). Na alta
não causa impacto ambiental. posição fodteoqculoímroicaatômdoicoC, l2qFu2eC com
liberação “des-
ALGUNS ÓXIDOS IMPORTANTES EN- calcário cal viva ou trói” o ozônio.
CONTRADOS NA NATUREZA mármore cal virgem
Cl2F2C → ClF2C + Cl

Os óxidos são muito abundantes na Entre algumas das aplicações do CaO Cl + O3 → ClO + O2
crosta terrestre. Inúmeros são os mine- temos:
rais e minérios constituídos por óxidos. a) Fabricação de cal hidratada ou O NO eliminado dos escapamentos
Veja alguns deles: dos automóveis, atingindo a atmosfera
Ca(OH)2 superior, também provoca destruição
1) Quartzo, cristal de rocha, sílica (SiO2). CaO + H2O → Ca(OH)2 na camada de ozônio.
b) Preparação da argamassa usada
2) Hematita (Fe2O3, principal minério no assentamento de tijolos e reves-
do ferro). timento das paredes.
NO + O3 → NO2 + O2
3) Pirolusita (MnO2, minério do man- c) Pintura a cal (caiação).
ganês).
d) Na agricultura, para diminuir a aci-
4) Cassiterita (SnO2, minério do esta- dez do solo.
nho).

865

QUÍMICA

BLOCO 3
EXERCÍCIOS

QUESTÕES RESOLVIDAS QUESTÕES PROPOSTAS

1. (FAFIUBA-MG) Quando colocamos em contato os va- 1. (Fuvest-SP) Um próton pode ser representado por:
pores de solução concentrada de ácido clorídrico (HCl)
e hidróxido de amônio (éNHp4roOdHu),toocdoarrreeaaçãfoormdoasçãvoapdoe- a) H0
uma névoa branca que b) H–
res das soluções concentradas. Os gases liberados e c) e+
o produto resultante de suas combinações podem ser, d) e–
EXCETO: e) H+

a) HCl (g) 2. (Vunesp-SP) A diferença estrutural entre um ácido e
uma base conjugados consiste em:
b) NH3 (g)
c) NH4Cl (g) a) um elétron
d) NH4OH (g) b) um nêutron
c) um próton
RESOLUÇÃO: c+orHrCesl p→onNdHen4 tCel d) dois nêutrons
A reação que ocorre énéavosaegburiannteca: NoHbt4iOdHa reação entre os e) dois elétrons
+aoHc2lOo.reDteosdsea forma, a NcoHn4cCel,nftorramdaasd.oApléemla disso, podemos
amônio, 3. (PUC-SP) Segundo Brönsted-Lowry, um ácido e uma
vapores das soluções base conjugada diferem entre si por:
eencc.oJnátroahr ivdarpóoxirddoedHeCalmeôNnHio3,noãqoueexivsiatebiilsizoalaadso,oppoçõisetsraat,ab-
se da solução aquosa do gás amônio e, portanto, a obten-
ção de vapor de NH4OH é impossível.

Resposta: d

2. (FAFIUBA-MG) Com relação às propriedades dos óxi- a) um próton
dos, é falso afirmar:
b) uma hidroxilia

a) Na2O forma hidróxido solúvel em água. c) um hidroxônio
b) CO2 forma um ácido reagindo com água. d) um par de elétrons
c) Cr2O3 é um óxido ácido. e) uma ligação covalente

d) ZnO reage com bases fortes 4. (UFB-DF) Entre as afirmativas abaixo, relacionadas

RESOLUÇÃO: com ácidos e bases, a única correta é:

Os óxidos com Nox baixo via de regra reagem com água
formando bases (óxidos básicos), estando correta a opção a) a base conjugada de um ácido forte é base forte.
a (reação: Na2O + H2O → 2 NaOH).
Os óxidos ametálicos (com Nox alto) reagem com água, for- b) a base conjugada de um ácido fraco é uma base forte.

mando ácidos (óxidos ácidos ou anidridos), estando correta c) um ácido e sua base conjugada reagem para formar sal
a opção b (reação: CO2, H2O → H2CO3). e água.

Os óxidos das opções c e d são considerados anfóteros, d) o ácido H2O funciona como a sua própria base conjuga-
pois reagem tanto com ácidos fortes como com bases for- da.
tes (opção d correta), formando sal e água.
866 Resposta: c e) n.d.a.

5. (ITA-SP) “Ácido é uma substância capaz de receber 1 a) Entre os óxidos formados por um mesmo elemento me- QUÍMICA
par de elétrons”. tálico, as propriedades ácidas tornam-se mais pronun-
A definição acima corresponde à proposta de: ciadas, à medida que o número de oxidação do elemen-
to metálico diminui.
a) Arrhenius
b) Brönsted b) Os óxidos anfóteros, formados pelos metais alcalino--
c) Lavoisier terrosos, reagem com ácidos e bases, mesmo em tem-
d) Lewis peratura ambiente, mas, com água, só em temperaturas
e) Ostwald próximas de 100 ºC.

6. (PUC-SP) Um ácido de Lewis deve ter: c) O monóxido de carbono é um óxido extremamente pre-
judicial à saúde humana, pois reduz a capacidade da
a) hidrogênio ionizável hemoglobina de transportar oxigênio para as células do
b) oxigênio em sua molécula organismo.
c) baixa densidade eletrônica
d) larga densidade eletrônica d) Forma-se um precipitado, quando se misturam soluções
e) caráter iônico aquosas de nitrato de prata e iodeto de potássio, mes-
mo que as soluções estejam levemente aquecidas.
7. (UFBA) INSTRUÇÃO: Assinale as proposições verdadei-
ras e some os números a elas associados. e) As pontes de hidrogênio entre as moléculas de água
ocorrem através de uma associação molecular tridimen-
sional, enquanto que, no amoníaco, essa associação
molecular ocorre linearmente.

9. (Fuvest-SP) As figuras abaixo representam, esquemati-
camente, estruturas de diferentes substâncias, à tem-
peratura ambiente.

Elementos Químicos Eletronegatividade Sendo assim, as figuras I, II e III podem representar, res-
K segundo Pauling pectivamente,
Al 0,8
H 1,5 a) cloreto de sódio, dióxido de carbono e ferro
Cl 2,1 b) cloreto de sódio, ferro e dióxido de carbono
O 3,0 c) dióxido de carbono, ferro e cloreto de sódio
3,5 d) ferro, cloreto de sódio e dióxido de carbono
e) ferro, dióxido de carbono e cloreto de sódio
Com base nos dados da tabela apresentada, nos co-
nhecimentos sobre tabela periódica, ligações químicas 10. (FGV) Em alguns municípios do Brasil, adota-se uma
e funções inorgânicas, a soma das alternativas corre- forma bastante cruel de controlar a população de cães
tas é: abandonados nas ruas: prendem-se os animais em
compartimentos vedados, onde se introduz uma man-
(01) Os óxidos de cloro são todos básicos. gueira acoplada ao escapamento de um caminhão,
cujo motor está funcionando em “ponto morto”.
(02)fuNnodiAdlo2Oa3,2s0ól5id4oº,Cd,eaaslltiagacçoõnedsustiãvoidpardeedoemléitnriacnateqmuaenndteo A substância que mata os cães é:
iônicas.

(04) Entre os elementos da tabela acima, o potássio é o que
apresenta o primeiro potencial de ionização menor.

(08)aO17co8mºCp,oéstmo oAlleCcl3u,laqru. e é solúvel em benzeno e sublima

(16) No hidreto de potássio, o número de oxidação do hidro-
gênio é +1.

(32) H2O2 e K2O2 são peróxidos. a) KCN

(64) O sal resultante da reação 2 Al(OH)3 (aq) + 3 CO2 (g) é b) H2
um hidroxissal. c) CO

8. (UPE) Na questão a seguir, assinale V ou F para as alter- d) NH3
nativas: e) HCN

867

CONCURSOS, VESTIBULARES & ENEM 11. (PUC-MG) Nas condições ambientes, o composto sóli- Coloração Agente da cor Estado de Números
do e iônico é: oxidação atômico
verde Cr (crômio)
a) C12H22O11 (sacarose) amarelo Cr (crômio) Cr3+ 24
b) NH4Cl (cloreto de amônio) marrom-amarelado Fe (ferro) Cr6+ 24
c) C (diamante) verde-azulado Fe (ferro) Fe3+ 26
d) SIO2 (Sílica) azul claro Cu (cobre) Fe2+ 26
Cu2+ 29
12. (Vunesp-SP) O magnésio pode ser obtido da água do
mar. A etapa inicial deste processo envolve o trata- Com base nas informações fornecidas na tabela, é cor-
mento da água do mar com óxido de cálcio. Nesta eta- reto afirmar que:
pa, o magnésio é precipitado na forma de:
a) o número de prótons do cátion Fe2+ é igual a 24
a) MgCl2
b) Mg(OH)2 b) o número de elétrons do cátion Cu2+ é 29
c) MgO
d) MgSO4 c) Fe2+ e Fe3+ não se referem ao mesmo elemento químico
e) Mg metálico
d) o cátion Cr3+ possui 21 elétrons
13. (ITA-SP) Assinale a opção relativa aos números de
oxidação CORRETOS do átomo de cloro nos compos- e) no cátion Cr6+ o número de elétrons é igual ao número de
tmosenKtCel.O2, Ca(ClO)2, Mg(ClO3)2 e Ba(ClO4)2, respectiva- prótons

16. (Fuvest-SP) “São animadores os números da safra de
grãos do Brasil, que deverá colher neste ano o recor-
de histórico de 120 milhões de toneladas. Com isto, o
Brasil deverá tornar-se o maior exportador mundial de
soja, suplantando os Estados Unidos”.

(Fonte: Folha de S.Paulo, 2003)

O acréscimo de produção de soja citado acarretará

a) –1, –1, –1 e –1 I. aumento do “buraco na camada de ozônio”, pois nas
b) +3, +1, +2 e +3 plantações de soja são utilizados clorofluorocarbone-
c) +3, +2, +4 e +6 tos como fertilizantes.
d) +3, +1, +5 e +6
e) +3, +1, +5 e +7 II. maior consumo de água, necessária à irrigação, que,
em parte, será absorvida pelo vegetal.

III. amuemnteentporoddauzqiduoapnetildaafdoetodsseínCteOs2ea. tmosférico, direta-

14. (ITA-SP) Quando carbeto de alumínio l(íAqlu4iCd3a) é adicio- IV. aumento da área de solos ácidos, gerados pela cala-
nado em um béquer contendo água a 25 ºC, gem, em que se utiliza calcário com altos teores de óxi-
ocorre a formação de hidróxido de alumínio e a libera- do de cálcio e óxido de magnésio.
ção de um gás. O gás formado é o
Dessas afirmações,

a) H2 a) somente I é correta
b) CO b) somente II é correta
c) somente II e III são corretas
c) CO2 d) somente III e IV são corretas
d) CH4 e) todas são corretas
e) C2H2

15. (Vunesp-SP) Os “agentes de cor”, como o próprio 17. (UFSCar-SP) Considere as seguintes propriedades:
nome sugere, são utilizados na indústria para a pro- — configuração eletrônica da camada de valência ns2np3;
dução de cerâmicas e vidros coloridos. Trata-se, em — boa condutividade elétrica;
geral, de compostos de metais de transição e a cor
final depende, entre outros fatores, do estado de oxi- — baixa energia de ionização;
dação do metal, conforme mostram os exemplos na
tabela a seguir. — alta afinidade eletrônica.

868

A sequência de elementos que apresentam as proprie- a) AlCl QUÍMICA
dades relacionadas, na ordem dada, é b) AlCl3
c) AlSO4
a) N, Pt, Cl e F d) Al2(SO4)3
b) Ca, Cu, K e Br
c) Al, Au, Cl e Na 21. (UFSM-RJ) X, Y e Z representam genericamente três
d) P, Cu, Na e Cl ácidos que, quando dissolvidos em um mesmo volume
e) As, Cl, K e Br de água, à temperatura constante, comportam-se de
acordo com a tabela:

18. (Vunesp-SP) A água destilada (pH = 7,0) em contato com Número de mols Número de mols
o ar dissolve o dióxido dqeuecaarbdoenixoa(CleOv2e) mleveanntedoáàcidfoarm(paH- dissolvido ionizadas
ção de um composto 2
= 6,0). Nas grandes cidades, a queima de combustíveis X 20 7
fósseis produz gases, como os óxidos de nitrogênio e de Y 10 1
enxofre, que reagem com a água produzindo compostos Z5

ainda mais ácidos. A precipitação dessas soluções aquo-
sas é denominada chuva ácida. Os gases como o dióxido
de carbono, os óxidos de nitrogênio e o trióxido de enxo- Assinale as afirmações, considerando os três ácidos.
fre, presentes no ar das grandes cidades, reagem com a I. X representa o mais forte.
água podendo formar, respectivamente, os ácidos: II. Z representa o mais fraco.
III. Y apresenta o maior grau de ionização.
a) carboxílico, nítrico e sulfídrico
b) acético, muriático e nítrico Está (ão) correta (s)
c) carbônico, nítrico e sulfúrico
d) carbônico, sulfúrico e nítrico a) apenas I
e) clorídrico, nítrico e sulfúrico b) apenas II
c) apenas III
19. (PUC-SP) A fórmula estrutural abaixo representa o ácido: d) apenas I e II
e) I, II e III

22. (Mack-SP) Dentre as fórmulas dadas, a única que re-
presenta um ácido de Arrhenius é:

a) fosfórico a) H2O
b) metafosfórico b) NH3
c) fosforoso c) HMnO4
d) hipofosforoso d) NaCl
e) ortofosforoso e) KOH

23. (Uece-CE) Considere os seguintes ácidos, com seus
respectivos graus de ionização (a 18 °C) e usos:

20. (UEJ-RJ) Para o tratamento da acidez estomacal, re- He 3cPoOm4o(aac=id2u7la%n)t,euesmadboenbaidparsepreafrraigçeãroadnetefse.rtilizantes
comenda-se a ingestão de antiácidos que contenham
hidróxido de alumínio em sua formulação. A função (Ha2S (a = 7,6 a 10–2%), usado ecmomanoárliesdeustoqru,ímHCiclaOs4
dessa substância é neutralizar o excesso do ácido pro-
duzido. Os produtos da reação de neutralização total = 97%), usado na medicina,
entre o hidróxido de alumínio e o ácido do estômago e como catalisador em explosivos.
são: água e um sal, cuja fórmula está contida na se-
guinte alternativa: HCN (a = 8,0 a 10–3%), usado na fabricação de plásticos,

corantes e fumigantes para orquídeas e poda de árvores.

869

CONCURSOS, VESTIBULARES & ENEM Podemos afirmar que: CUIDADO: Em caso de contato, lavar imediatamente
os olhos ou a pele com água em abundância durante
a) HClO4 e HCN são triácidos quinze minutos. Se ingerido, não provocar vômito. Dar
b) H3PO4 e H2S são hidrácidos grande quantidade de água e também vinagre diluído
c) H3PO4 é considerado um ácido semiforte em um copo de água. A seguir, dar uma colher de óleo
d) H2S é um ácido ternário comestível.
Não reaproveitar a embalagem vazia. Lavar a colher uti-
24. (Fatec-SP) Dos ácidos abaixo, o mais fraco é: lizada como medida com bastante água corrente antes
de reutilizá-la. Não adicionar água á embalagem com o
a) HI produto.
b) HCl O quadro a seguir relaciona algumas dessas instruções
c) HClO4 com as justificativas para o uso desses procedimentos, com
d) HClO3 base nas propriedades da soda cáustica e das outras es-
e) H3BO3 pécies envolvidas. Assinale a alternativa que contém uma
justificativa INCORRETA para a instrução relacionada.
a) INSTRUÇÃO: Dar vinagre diluído em um copo de água;
JUSTIFICATIVA: O vinagre diluído neutraliza a soda cáus-
tica através de reação ácido-base.

25. (PUC-SP) A respeito das substâncias denominadas b) INSTRUÇÃO: Lavar a colher utilizada como medida com
ácidos, um estudante anotou as seguintes característi- bastante água corrente antes de reutilizá-la; JUSTIFICA-
cas: TIVA: A utilização de grande quantidade de água deve-se
I - têm poder corrosivo; ao fato de a soda cáustica ser insolúvel na água.
II - são capazes de neutralizar bases;
III - são compostos por dois elementos químicos; c) INSTRUÇÃO: Não adicionar água à embalagem com o
IV - formam soluções aquosas condutoras de cor- produto; JUSTIFICATIVA: A adição de água à embalagem
rente. com produto provoca forte aquecimento.

Ele cometeu erros SOMENTE em: d) INSTRUÇÃO: Não reaproveitar a embalagem vazia; JUS-
TIFICATIVA: A embalagem pode estar contaminada com
a) I e II resíduos de soda cáustica.
b) I e III
c) I e IV 27. (Mack-SP) Quando se aproxima um frasco aberto de
d) II e III ácido clorídrico concentrado, de outro contendo hidró-
e) III e IV xido de amônio também concentrado, há a formação
de uma névoa branca. Essa névoa, que é formada por
26. (UFMG-MG) Na embalagem de um produto usado para pequenas partículas sólidas suspensas no ar, tem fór-
desentupir pias e ralos, à base de soda cáustica (hidró- mula:
xido de sódio – NaOH), são encontradas, entre outras,
as instruções: a) NH3
b) HNO3
c) NH4Cl
d) N2
e) Cl2

28. (PUC-SP) Uma base tem fórmula M(OH)2. O elemento
M pode ser:

a) enxofre
b) alumínio
c) sódio

870

d) cálcio 33. (Unifei-MG) O repolho roxo é geralmente consumido QUÍMICA
e) chumbo cru, como salada, cortado em fatias bem finas. Os bra-
sileiros, normalmente, temperam a salada com azei-
29. (PUC-SP) Um ácido de Lewis deve ter: te, sal e vinagre. É fato que ao colocar vinagre sobre
o repolho roxo, sua coloração muda para vermelho. A
a) oxigênio em sua molécula partir disso, pode-se dizer que o repolho roxo é prova-
b) larga densidade eletrônica velmente um:
c) hidrogênio ionizável
d) caráter iônico a) Ácido
e) baixa densidade eletrônica b) Oxidante
c) Indicador ácido-base
d) Nenhuma das alternativas anteriores

30. (Unifei-MG) A química está presente em eventos sim- 34. (Unifei-MG) A utilização intensa de materiais energéti-
ples do cotidiano. Considere as seguintes afirmações: cos fósseis, aliada à agricultura extensiva e à queima
de florestas tropicais, tem levado a um aquecimento
I - O dióxido de carbono atmosférico se dissolve em água global da Terra, comprometendo seriamente o meio
e forma um ácido. ambiente. Esse fenômeno é causado principalmente
pelo aumento da concentração de alguns gases pre-
II - Existe um ácido em nosso estômago para realizar a di- sentes na atmosfera. Dentre os gases citados abaixo,
gestão. qual o único que não contribui para o efeito estufa?

III - O vinagre, muito utilizado para temperar saladas, pos- a) O2
sui uma pequena concentração de ácido. b) CO2
c) H2O
Os ácidos mencionados no texto são respectivamente: d) CFC

a) Ácido carbônico, ácido clorídrico, CH3COOH 35. (UFV-MG) As cinzas provenientes da queima de vege-
b) H2CO3, HNO3, HCOOH tais podem ser utilizadas na produção de sabão por
c) H2CO3, HCl, HCOOH serem ricas em óxidos, principalmente os de metais
d) Ácido carbônico, ácido nítrico, CH3COOH alcalinos e alcalinos-terrosos. Na formação desses
óxidos iônicos ocorre a transferência dos elétrons de
31. (PUC-SP) NH3 é uma base: valência do metal para o oxigênio. As fórmulas quími-
cas dos óxidos de potássio e de cálcio são, respectiva-
a) NH3 não é uma base mente:
b) de Lewis
c) nas três teorias a) KO e CaO
d) de Arrhenius b) K2O e CaO
e) de Brönsted c) KO2 e CaO2
d) K2O e Ca2O
32. (PUC-SP) A equação da reação que ocorre quando se
dissolve cianeto de hidrogênio em água, seja a reação 36.(UFF-RJ) Os alquimistas foram muito importantes para
de ionização do HCN: HCN + sHã2oOá→cidHo3sOd+e+BrCöNn–stIenddei- a química, a ciência da transformação. Tentando en-
car quais espécies químicas contrar a pedra filosofal, que teria o poder de transfor-
quais são bases de Brönsted. mar qualquer metal em ouro, e o elixir da longa vida,
que tornaria o ser humano imortal, criaram um grande
a) Bases de Brönsted: HCN e H3O+ Ácidos de Brönsted: número de aparelhos de laboratório e desenvolveram
H2O e CN– processos importantes para a produção de metais, de
papiros, de sabões e de muitas substâncias, como o
b) Ácidos de Brönsted: HCN2 e H3O+ Bases de Brönsted: ácido nítrico, o ácido sulfúrico, o hidróxido de sódio e o
H2O e CN hidróxido de potássio.

c) Ácidos de Brönsted: HCN e H3O+ Bases de Brönsted: Sobre essas substâncias, ácidos e bases, pode-se afir-
H2O e CN– mar que:

d) n.d.a. 871

CONCURSOS, VESTIBULARES & ENEM a) as fórmulas do ácido nítrico e do ácido sulfúrico são 38. (UFF-RJ) Há um ditado que diz “A diferença entre o re-
HNO3 e H2SO4, respectivamente; médio e o veneno está na dose”.
Evidências científicas estão confirmando o ditado. Em
b) a reação entre ácido nítrico e o ácido sulfúrico conduz à pequenas doses, venenos letais podem ter efeitos te-
produção de apenas um sal; rapêuticos. Por exemplo, em pequenas quantidades, a
exposição à dioxina e à radiação pode reduzir o risco de
c) o hidróxido de sódio não reage com o ácido nítrico, pois câncer. O óxido arsenioso (poluente) ajudaria no trata-
se trata de uma base forte; mento de um tipo raro de leucemia.

d) na reação entre ácido sulfúrico e o hidróxido de sódio Sobre o óxido arsenioso, pode-se afirmar que:
podem ser formados dois sais;
a) é um óxido básico
e) a reação entre o ácido nítrico e o hidróxido de potássio b) é um óxido neutro
pode conduzir à formação de dois sais: o Cu(NO3)2 e o c) seu percentual de As é de 75,76%
Na2NO3. d) a reação de um mol desse óxido com um mol de água

37. (UFF-RJ) “A pérola é o resultado da reação de molus- origina o ácido arsênico
cos, como ostras e conchas de mar e água doce, a e) a reação de um mol desse óxido com dois mols de água
qualquer corpo estranho que esteja em sua parte in-
terna, conhecida como manto”. origina o H4AsO4

(Fonte: Discovery Magazine. Setembro de 2004) 39. (UFT-TO) A análise de uma substância salina por um ana-
lista químico revelou a seguinte composição: 56,58% de
Boa parte da massa das pérolas – usada na confec- K, 8,68 % de C e 34,74% de O. Marque a alternativa que
ção de colares – se deve ao carbonato de cálcio. O exprime corretamente a fórmula empírica deste sal.
contato prolongado das pérolas com a acidez do suor
faz com que elas sofram um processo lento de corro-
são, processo esse que pode ser representado pela
reação:

Desprezando-se o estado físico dos reagentes e dos a) K3CO2
produtos e sabendo-se que HX representa ácidos pre- b) KC3O2
sentes no suor, assinale a opção correta. c) K2C3O
d) K2CO3

a) Se hipoteticamente, HX for substituído pelo H2S, o sal 40. (UFT-TO) Muitos produtos químicos fazem parte do nos-
produzido será o sulfito de cálcio. so cotidiano, por exemplo, hipoclorito de sódio (limpe-
za), leite de magnésia (antiácido estomacal), vinagre
b) Se hipoteticamente, HX for substituído pelo HCl, o sal (culinária), soda cáustica (fabricação de sabão) e iodeto
produzido será o cloreto de cálcio. de potássio (adicionado ao sal de cozinha como fonte
de iodo para a tireoide). Estas substâncias pertencem,
c) dOospael lporoádcuidzoidcoasrbeôrániocoC.aH2CO3 já que HX é representa- respectivamente, às seguintes funções químicas:

d) Se hipoteticamente, HX for substituído pelo HBr, o sal a) ácido, base, ácido, base e sal
produzido será um bromato. b) sal, ácido, ácido, base e sal
c) sal, base, ácido, base e sal
e) aOtCacaaCdOo3 é muito solúvel em água, portanto não pode ser d) base, base, ácido, base e sal
por hidrácidos.

Respostas: 10 - c 21 - c 32 - c
11 - b 22 - c 33 - c
1-e 12 - b 23 - c 34 - a
2-c 13 - e 24 - e 35 - b
3-a 14 - d 25 - b 36 - d
4-b 15 - d 26 - b 37 - b
5-d 16 - b 27 - c 38 - c
6-c 17 - d 28 - d 39 - d
7 - 46 18 - c 29 - e 40 - c
8 - FFVVV 19 - c 30 - a
9-d 20 - b 31 - b

872

QUÍMICA

BLOCO 4
FÍSICO-QUÍMICA

FICHA 1 – SOLUÇÕES postos variados e também para anali- Exemplo:
sar o comportamento da solubilidade Existem 80 g de soluto (NaOH) dis-
Solução : é uma mistura homogênea com a variação de temperatura. solvidos em 1,0 L de solução ou
de duas ou mais substâncias.
O ponto 1, pertencente à curva, Molaridade ou Concentração Molar
Soluto : é a substância que se dissol- representa uma solução saturada. (M/µ)
ve na outra. O ponto 2, abaixo da curva, repre-
senta uma solução não saturada ou
Solvente : é a substância que dissolve insaturada, pois contém menos so-
o soluto. luto que o limite. O ponto 3, acima
da curva, indica uma solução super-
Exemplo: saturada, que contém mais soluto
do que o limite.
O mar é uma mistura (homogê-
nea) de água e sal (NaCl + H2O). CONCENTRAÇÃO DE UMA SOLUÇÃO
O mar é a solução.
O cloreto de sódio (NaCl) é o so- É a relação entre a quantidade de so-
luto. luto e de solução.

A água é o solvente. A concentração comum indica a
massa de soluto presente num de-
COEFICIENTE DE SOLUBILIDADE (CS) terminado volume de solução. Geral- M = molaridade
mente se utiliza a massa em gramas e n1 = número de mols do soluto
Cs é a maior massa de soluto que o volume em litros. V = volume da solução expresso em
pode ser dissolvida em uma dada mas-
sa de solvente, a uma dada temperatu- litros
ra e pressão. m1 = massa do soluto

CLASSIFICAÇÃO DAS SOLUÇÕES A molaridade (M) indica quantos mols
de soluto estão presentes num deter-
Solução saturada: é aquela cuja minado volume de solução expresso
massa de substância dissolvida é igual em litros.
a Cs, naquela temperatura. Exemplo:

Obs.: Excesso de soluto, em relação Uma solução 0,5 molar ou 0,5 M
ao valor do Cs, não se dissolve, e cons- (molaridade = 0,5 mol/litro) con-
tituirá o corpo de fundo. tém 0,5 mol de soluto dissolvido
em 1 L de solução.
Solução insaturada: é aquela cuja
massa de substância dissolvida é me- Título ()
nor que o Cs, naquela temperatura.
Título em Massa
Solução supersaturada: é uma
solução instável, que contém dissol- Vale ressaltar que a massa da so-
vida uma massa de soluto superior lução pode ser m1+m2+m3 e assim
ao Cs, naquela temperatura, qual- em diante... não necessariamente
quer pertubação no sistema su- apenas 2 massas.
persaturado gera a precipitação
de soluto.

CURVAS DE SOLUBILIDADE

As curvas de solubilidade servem
para comparar a solubilidade de com-

873

CONCURSOS, VESTIBULARES & ENEM O título em massa é a fração que indi- (NaOH) dissolvidos em 1,0 kg de sol- P = pressão de vapor
ca a massa do soluto contida em uma vente (H2O). A pressão de vapor aumenta com a
determinada massa de solução.
Título em Volume DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES temperatura (do equilíbrio).
Um líquido entra em ebulição quan-
O título em volume é a fração que in- Transformando um cafezinho forte
dica o volume do soluto contido em um em fraco. do a sua pressão de vapor iguala-se à
determinado volume de solução. Obs.: Concentrado ou diluído só fazem pressão atmosférica.
Obs.: O título sempre é expresso em Exemplo:
sentido quando compararmos duas
porcentagem. soluções do mesmo soluto. Ao nível do mar, onde a pressão at-
Considere o rótulo do frasco: Quanto maior for a quantidade de mosférica vale 760 mmHg (1 atm),
soluto presente num determinado vo- a água ferve a 100 ºC. Isso quer
Relação entre C (g/L) e  lume de solução, mais concentrada dizer que a 100 ºC a pressão de
será essa solução. E quanto menor a vapor da água é igual a 760 mmHg
quantidade de soluto presente num (1 atm).
determinado volume de solução, mais
diluída será essa solução. O gráfico e a tabela abaixo mostram a
Um cafezinho “muito forte” pode se variação da pressão de vapor da água
tornar “mais fraco” (diluído) pela sim- com a temperatura.
ples adição de água.

Como  é o número puro, a unidade Obs.: Na fórmula da diluição, o N pode Observando-se a tabela e o gráfico
simbolizar: molaridade em gramas anteriores, percebe-se também que
de d é a mesma de C. Sempre que C por litro. um líquido pode ferver a temperatu-
estiver em g/L, d obrigatoriamente ra diferente, bastando que se mude
deve estar em g/L. Representaremos MISTURA DE SOLUÇÕES a pressão externa. Assim, no alto de
por d* a densidade da solução em g/L. uma montanha, onde a pressão atmos-
Obs.: A fórmula acima vale quando as férica é menor que 1 atm, a água ferve
Molalidade soluções não reagem entre si; o N pode abaixo de 100 ºC, enquanto em uma
simbolizar molaridade e concentração panela de pressão, em que a pressão
Exemplo: em gramas por litro. é superior a 1 atm, a água pode ferver
acima de 100 ºC.
2 mols de soluto = 80 g de NaOH Quando se misturam soluções de
1,0 kg de solvente (H2O) = 1,0 l de mesmo soluto, a quantidade de solu- A temperatura na qual um líquido fer-
H2O to na solução final é igual à soma das ve, sob pressão de 1 atm, é chamada
quantidades de soluto nas soluções de temperatura de ebulição normal
Leitura do Rótulo iniciais. ou ponto de ebulição normal. Assim:
ponto de ebulição normal da água =
Uma solução aquosa 2 molal de FICHA 2 – PROPRIEDADES 100 ºC.
NaOH apresenta 2,0 mols do soluto COLIGATIVAS

874 PRESSÃO DE VAPOR

Pressão de vapor de um líquido é a
pressão exercida pelo vapor desse líqui-
do quando em equilíbrio com o líquido.

Vamos comparar a volatilidade da Δte — efeito ebulioscópico vapor ( ) é igual à fração molar do QUÍMICA
água pura com a de uma solução aquo- O estudo desses efeitos coligativos é soluto x1.
sa de NaCl: temos partículas não volá- chamado de:
teis dispersas na água, ou seja, uma di- Cálculo do ( ) (Lei de Raoult) e Fa-
minuição da pressão de vapor de água. Δp — tonoscopia ou tonometria tor de Van’t Hoff (i)
Volatilidade — Água pura > Solução Δtc — crioscopia ou criometria
Δte — ebulioscopia ou ebuliometria
aquosa de NaCl
FATOR DE VAN’T HOFF (I)
Pressão de Vapor — Água pura > So-
lução aquosa de NaCl O fator de Van’t Hoff (i) nos diz quan-
tas vezes o efeito coligativo iônico é
Como consequência do abaixamento maior que o molecular para soluções
da pressão de vapor do solvente pro- de mesma molaridade.
vocado pelo soluto não volátil, há uma
elevação do ponto de ebulição do sol-
vente na solução.
PE — Água Pura < Solução aquosa de

NaCl.

O gráfico seguinte evidencia esse fato:

O fator de Van’t Hoff é um número e
pode ser calculado pela expressão:

Os efeitos mencionados são obser- em que: CRIOSCOPIA, CRIOMETRIA OU
vados não só quando o solvente é a Δ = número de ionização ABAIXAMENTO DO PONTO DE
água; são observados para qualquer q = número de íons produzidos por fór- CONGELAÇÃO DO SOLVENTE
solvente (álcool, éter, clorofórmio etc.),
desde que o soluto seja não volátil. mula do soluto A dissolução de um soluto em um sol-
vente diminui o ponto de congelação
Generalizando, podemos afirmar que LEI DE RAOULT do solvente.
solutos não voláteis provocam no sol-
vente: “A expressão de vapor do solvente na Cálculo de (Lei de Raoult):
solução é diretamente proporcional à
1) um abaixamento da pressão de va- sua fração molar. A constante de pro-
por Δp). porcionalidade é a pressão de vapor do
solvente puro.”
2) um abaixamento da temperatura
de congelação (Δtc).

3) uma elevação da temperatura de
ebulição (Δte).

A experiência mostra que os valores em que:
de Δp, Δtc e Δte não dependem da
natureza do soluto, mas dependem X2 = fração molar do solvente na solu-
unicamente do número de partículas ção
(moléculas e/ou íons) do soluto por kg
do solvente. Por isso, Δp, Δtc e Δte são p = pressão de vapor do solvente
efeitos coligativos ou propriedades co-
ligativas. Por definição: P1 = pressão de vapor do solvente na
solução
Propriedades coligativas das solu- Da termodinâmica é deduzida a equa-
ções são aquelas que não dependem TONOSCOPIA ção que calcula a constante crioscópi-
da natureza do soluto, mas dependem ca molar (Ke)
somente do número de partículas (mo- Tonoscopia é a diminuição da pres-
léculas e/ou íons) deste. são de vapor do solvente na solução. em que:

Os efeitos coligativos mencionados A partir da Lei de Raoult, podemos = temperatura absoluta de conge-
acima são chamados: deduzir que: lação do solvente

Δp — efeito tonoscópico O abaixamento relativo da pressão de 875

Δtc — efeito crioscópico

CONCURSOS, VESTIBULARES & ENEM = calor de fusão do solvente (cal/g) = Molaridade
R = 2,0 cal/K . mol
Molecular
EBULIOMETRIA, EBULIOSCOPIA OU Iônico
ELEVAÇÃO DO PONTO DE EBULIÇÃO DO
SOLVENTE FICHA 3 – TERMOQUÍMICA

A dissolução de um soluto não volátil Termoquímica é a ciência que estu-
em um solvente aumenta o ponto de da as transferências de calor associa-
ebulição (PE) do solvente. das a uma reação química ou mudan-
ças no estado físico de uma substância.
p=urtoemperatura do PE do solvente

= temperatura do PE do solvente na PROCESSOS EXOTÉRMICOS E VARIAÇÃO DE ENTALPIA E
solução ENDOTÉRMICOS ESTADO FÍSICO
A elevação será:
No processo exotérmico, o calor é Exemplos:
cedido da mistura de reação (reagen-
tes) para o meio ambiente.
Exemplo:

Cálculo de
(Lei de Raoult)

Da termodinâmica é deduzida a No processo endotérmico, a mistura
equação que calcula a constante de reação (reagentes) absorve calor do
ebulioscópica (Ke) meio ambiente.

ALOTROPIA

Exemplo: Existência de substâncias simples
Qual a quantidade de calor liberada diferentes formadas pelo mesmo ele-
na combustão de 4,8 g de metano? mento químico.

Exemplo:
Caso do oxigênio

= oxigênio comum

OSMOSE E PRESSÃO OSMÓTICA VARIAÇÃO DE ENTALPIA ( H) = ozônio

Osmose é a passagem do solvente Entalpia (H) é o conteúdo de energia A variedade alotrópica menos ener-
através de uma membrana semiper- de cada substância participante de gética é também a mais estável, en-
meável. uma reação. quanto a variedade mais energética é
a menos estável.
A osmose ocorre da solução mais di- A variação de entalpia corresponde
luída para a solução mais concentrada. ao calor da reação sob pressão cons- = vai ser a variedade mais estável,
tante. menos energética.
Pressão Osmótica é a pressão que = variedade menos estável, mais
se deve exercer sobre a solução para As condições padronizadas físico-quí- energética.
impedir a osmose. micas são: pressão=1 atm e tempera-
tura= 25 ºC ou 298 K. CALOR DE COMBUSTÃO
Cálculo de Pressão Osmótica (
)
876 π ou P = Pressão Osmótica

Chama-se entalpia de combustão QUÍMICA
a variação de entalpia de um mol de
uma substância, estando todos os par- LEI DE HESS Segunda Propriedade
ticipantes no estado-padrão. A reação direta e a reação inversa
A quantidade de calor liberada ou
CALOR DE FORMAÇÃO absorvida em uma reação química de- apresentam o mesmo valor de H em
() pende somente do estado inicial e final módulo, porém com sinal trocado.
dos reagentes, e não dos estados inter- Exemplos:
Chama-se calor de formação mediários pelos quais eles passavam.
( ) a variação de entalpia cor- Terceira Propriedade
respondente a formação de um mol do A Lei de Hess é extremamente impor- Aditividade das equações termoquí-
composto químico, a partir das subs- tante para a determinação de ental-
tâncias simples no estado-padrão (1 pias indiretas. micas.
atm, 25 ºC, variedade alotrópica mais Um caso em que a soma de equações
estável). Vamos observar algumas proprieda-
des matemáticas das equações termo- (etapas) permite o cálculo de um H
químicas. (etapa global), como mostra a tabela
abaixo.
Primeira Propriedade
O valor numérico do H de uma rea- A soma das três etapas permite o
cálculo do calor molar de formação do
ção é diretamente proporcional à quan-
tidade (em massa ou mols) de reagen- (etapa global).
tes e produtos.
Exemplo:

Lei de Hess ΔNC = número de mols de C formados
“Uma equação termoquímica (etapa global) pode ser expressa pela soma de num intervalo de tempo Δt.

duas ou mais outras equações (etapas intermediárias). Como consequência, o ΔND = número de mols de D formados
H global da equação é a soma do H das etapas individuais.” num intervalo de tempo Δt.

Temos:

Velocidade média de consumo
de A:

FICHA 4 – CINÉTICA QUÍMICA Velocidade média de consumo
de B:

A Cinética Química estuda a velocidade e o mecanismo das reações químicas. Velocidade média de formação
de C:
VELOCIDADE MÉDIA

Seja uma reação geral expressa pela equação: Velocidade média de formação
aA + bB cC + dD de D:

Sendo: 877
ΔnA = número de mols de A consumidos num intervalo de tempo Δt.
ΔNB = número de mols de B consumidos num intervalo de tempo Δt.

CONCURSOS, VESTIBULARES & ENEM A velocidade média de uma reação Quanto maior a energia de ativação, Inibidor, veneno ou catalisador nega-
pode ser expressa pela velocidade de menor a velocidade da reação. tivo — diminui a velocidade da reação.
consumo de um de seus reagentes ou b) Endotérmicas (ΔH > 0) e) Concentração dos Reagentes
pela velocidade de formação de um de
seus produtos. (produtos mais energéticos que rea- Quanto maior a concentração, maior o
gentes) número de choques e maior a velocidade.
As quantidades dos reagentes ou dos
produtos podem ser expressas em gra- FATORES QUE ALTERAM A DETERMINAÇÃO EXPERIMENTAL DA
mas, em litros (gases), em mols ou em VELOCIDADE DAS REAÇÕES EQUAÇÃO QUE REGE A
mols/litro (molaridade). VELOCIDADE DA REAÇÃO
a) Estado de Agregação
Por convenção, fica estabelecido Os gases dão reações mais rápidas. Lei de Guldberg-Waage
que a velocidade de uma reação é a aA + bB → cC + dD
velocidade de consumo de um dos b) Superfície de Contato V =k . [A]x . [B]y
reagentes ou a velocidade de forma- Sólidos pulverizados reagem mais ra- em que:
ção de um dos produtos, dividida pelo V = velocidade de reação numa dada
respectivo coeficiente na equação já pidamente.
balanceada. c) Temperatura temperatura
K = constante de velocidade na referi-
CONDIÇÕES PARA OCORRER Geralmente quanto mais alta, maior
REAÇÃO a velocidade (reações endotérmicas). da temperatura
Regra de Van’t Hoff: um aumento de [A] = molaridade de A ou concentração
I — Fundamentais 10 ºC faz dobrar (ou triplicar) a veloci-
a) Afinidade química entre os rea- dade da reação. molar de A
d) Catalisador [B] = molaridade de B ou concentração
gentes
Os gases nobres têm baixa afinidade Substância que, adicionada ao siste- molar de B
química para com outras substâncias, ma, aumenta a velocidade da reação, x e y = determinados experimental-
portanto, suas reações são difíceis e sem ser consumida.
lentas quando ocorrem. mente
b) Contato O catalisador diminui a energia de ativação. Os expoentes x e y ou são determi-
Para que as substâncias interajam, é nados experimentalmente, ou são ob-
necessário que suas partículas se cho- tidos na etapa mais lenta do processo,
quem. isto é, os valores x e y são os coeficien-
tes dos regentes da equação da etapa
II — Acessórias lenta.
a) Energia de ativação (Ea) Exemplo:

Energia necessária para a reação co- FICHA 5 – EQUILÍBRIO
meçar. QUÍMICO
b) Orientação no choque

Existe maior probabilidade de for-
mar o complexo ativado se o choque
tiver uma orientação privilegiada.
Complexo ativado é uma estrutura in-
termediária entre os reagentes e os
produtos.

TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS REAÇÃO REVERSÍVEL

a) Exotérmicas (ΔH < 0) Quando uma reação química se reali-
(produtos menos energéticos que re- za simultaneamente em dois sentidos
é chamada de reação reversível.
agentes)
Em uma reação reversível, o produto
878 da reação direta funciona como rea-
gente na reação inversa.

Equilíbrio Químico — É uma reação O gráfico III mostra que, quando é Deslocamento de Equilíbrio QUÍMICA
reversível na qual a velocidade da re- atingido o equilíbrio, a concentração
ação direta é igual à velocidade da re- dos reagentes, [A] e [B], é igual à dos É regido pelo princípio de Le Chate-
ação inversa. Consequentemente, as produtos, [C] e [D]. lier.
concentrações de todas as substâncias
participantes permanecem constantes. CONSTANTE DE EQUILÍBRIO (KC) Princípio de Le Chatelier

Representando a variação das veloci- Considere a seguinte reação genérica: Quando uma força atua sobre um
dades das reações direta e inversa em equilíbrio, este se desloca no sentido
função do tempo, obtemos um gráfico Supondo elementares as reações di-
do seguinte tipo: reta e inversa:
Reação Direta:
Reação Inversa: de fugir da ação da força. Qualquer
distúrbio realizado em um dos la-
dos de uma reação em equilíbrio
tem reflexo no outro lado.

No equilíbrio, temos . Deslocar

um equilíbrio é fazer com que fique

diferente de .

Fatores que Deslocam o Equilíbrio

Representando a variação das con- Quando temos o equilíbrio: O aumento da temperatura favore-
centrações molares dos reagentes e A expressão da constante de equilí- ce a endotérmica e uma diminuição
produtos em função do tempo, tere- brio em função das concentrações é desloca o equilíbrio no sentido da exo-
mos gráficos dos seguintes tipos: definida como sendo a multiplicação térmica.
das concentrações molares dos produ-
O gráfico I mostra que, quando é atin- tos dividida pela dos reagentes, todas O aumento da pressão favorece a
gido o equilíbrio, a concentração dos elevadas aos respectivos coeficientes reação para o lado de menor vo-
reagentes, [A] e [B], é maior que a dos estequiométricos. lume.
produtos, [C] e [D].
O aumento da concentração vai para
o lado oposto à adição.

FICHA 6 – EQUILÍBRIO IÔNICO
EM SOLUÇÃO AQUOSA

PH (POTENCIAL HIDROGENIÔNICO) E
POH (POTENCIAL HIDROXILIÔNICO)

Por definição:

O gráfico II mostra que, quando é A constante de equilíbrio para uma Podemos exprimir a concentra-
atingido o equilíbrio, a concentração reação, numa certa temperatura, não ção de de uma solução aquosa
dos reagentes, [A] e [B], é menor que a depende das concentrações iniciais de usando pH, isto é, podemos expres-
dos produtos, [C] e [D]. reagentes e de produtos. sar pequenas concentrações de
usando seu cologaritmo decimal*,
Grau de equilíbrio (α) como mostra a tabela de potencial
hidrogeniônico.
Chama-se grau de equilíbrio (α) a re-
lação entre o número de mols de um * - log na base 10.
reagente consumido no equilíbrio e o
número inicial de mols desse reagente.

Mas qual o motivo de se indicar [ ]
por meio do pH, ou seja, do colog [ ]?

Unicamente porque o químico achou
mais prático dizer:

879

CONCURSOS, VESTIBULARES & ENEM 1) pH = 5 em vez de dizer Vinagre Como Fazer uma Pilha

2) pH = 6 em vez de dizer pH = 3 Colocamos uma barra de zinco
3) pH = n em vez de dizer pOH = 11 em uma solução de íons Zn2+. O
Meio ácido conjunto que compreende a barra
Quem introduziu o pH na Química foi Água pura metálica e a solução de seus íons
o dinamarquês Peter Sörensen. chama-se eletrodo; portanto, temos
pH = 7 um eletrodo de zinco. Em seguida,
Na água pura, temos íons e prove- pOH = 7 colocamos uma barra de cobre em
nientes de sua autoionização: Meio neutro uma solução de íons Cu2+; este é o
Clara de ovo eletrodo de cobre.
Essa autoionização ocorre em propor-
ções mínimas. Foi experimentalmente pH = 8 Os dois eletrodos devem estar uni-
determinado que em 1 litro de água pOH = 6 dos por um fio condutor de eletricida-
pura, a 25 ºC, há apenas 10–7 mol de Meio básico de, e as duas soluções se comunicam
íons e 10–7 mol de íons . por uma ponte salina, que é um tubo
FICHA 7 – ELETROQUÍMICA de vidro em forma de U contendo gela-
Tendo em vista o conceito de pH: tina saturada com um sal, geralmente
Água pura (25 ºC) → pH = 7 INTRODUÇÃO KNO3.

Por analogia com pH, define-se: Eletroquímica é o ramo da Química Através do voltímetro ligado ao circui-
que relaciona corrente elétrica com re- to, observamos se passa ou não cor-
Resumindo ação química. rente elétrica.
soluções ácidas → pH < 7
solução neutra → pH = 7 PILHA DE DANIELL Com a pilha em funcionamento, te-
soluções básicas → pH > 7 mos a passagem de corrente elétrica,
pOH + pH = 14 Preparando uma solução de Cu2+, e com o passar do tempo a barra de
mergulhamos nela uma barra de zinco diminui de tamanho, enquanto
Exemplos de pH e de pOH zinco. Veremos que com o passar a massa da barra de cobre torna-se
do tempo a barra e a solução mu- maior.
880 dam de cor, pois a barra de zinco
ficará recoberta por uma película A solução de zinco fica mais concen-
de cobre metálico (neutro) e na so- trada, e a solução de cobre fica mais
lução teremos a presença de íons diluída. O fluxo de elétrons passa pelo
Zn2+. circuito externo, da barra de zinco para
a barra de cobre.
Houve uma reação de oxirredução en-
tre a barra de zinco e a solução de Cu2+. No eletrodo de zinco, a barra de zinco
vai-se dissolvendo, surgem íons Zn2+,
Denominamos pilha o dispositivo que por isso a solução fica mais concen-
converte a transferência de elétrons trada, enquanto na barra de cobre a
em uma reação de oxirredução para massa aumenta, por isso a solução
uma corrente elétrica através de um fica mais diluída, ou seja, mais pobre
condutor. Então: em íons Cu2+.

Pilha é o dispositivo que converte No eletrodo de zinco, temos o proces-
energia química em energia elétrica. so chamado de semirreação de oxida-
ção, o qual pode ser representado pela
equação:

Zn0 → Zn2+ + 2e–

Onde:
Zn0 = da barra
Zn2+ = passa para solução
2e– = ficam na barra de zinco e pas-
sam pelo pelo voltímetro para alcançar
o outro eletrodo.
No eletrodo de cobre, temos o pro-
cesso chamado de semirreação de
redução, o qual pode ser representado
pela equação:

Cu2+ + 2e– → Cu

Onde: • O eletrodo que emite elétrons para o Ao eletrodo de referência atribuímos QUÍMICA
Cu2+ = da solução circuito externo é o polo negativo. o valor de potencial nulo (E0 = zero).
2e– = chegam à barra de cobre
Cu = deposita da barra • O eletrodo que recebe elétrons do Portanto, para medirmos o potencial
circuito externo é o polo positivo. de um eletrodo, o ligamos ao eletrodo-
padrão de hidrogênio, obedecendo a
Uma pilha com eletrodos de zinco uma montagem semelhante à pilha de
(Zn0/Zn2+) e de cobre (Cu2+/Cu0) é co- Daniell, e medindo a diferença de po-
nhecida por Pilha de Daniell. tencial.

Portanto, na pilha de Daniell, o pro-
cesso de redução ocorre no eletrodo
de cobre; esse é o cátodo da pilha e é
o polo positivo, pois recebe elétrons do
circuito externo.

O processo de oxidação ocorre no
eletrodo de zinco; esse é o ânodo da
pilha e é o polo negativo, pois emite
elétrons para o circuito externo.

O Funcionamento da Ponte Salina POTENCIAIS Resumindo:

Com o aumento da concentração de É importante que cada eletrodo tenha • O potencial de redução indica a
Zn2+, a solução tende para um excesso um valor numérico correspondente ao capacidade que o eletrodo tem de
de carga positiva, enquanto uma dimi- seu potencial. sofrer redução.
nuição da quantidade de íons Cu2+ faz
a solução tender para um excesso de Sabemos que a temperatura e a con- • Eletrodos com potenciais de redu-
cargas negativas. centração influenciam o potencial do ção negativos têm maior dificulda-
eletrodo; por convenção, sua medida é de de sofrer redução que o eletrodo
Portanto, a ponte salina tem a fun- efetuada a uma temperatura de 25 ºC, de hidrogênio.
ção de permitir a passagem de íons em solução 1 molar e a uma pressão
de uma solução para outra, permitindo de 1 atm; o potencial medido nessas • Eletrodos com potenciais de redu-
que as soluções fiquem eletricamente condições é denominado de poten- ção positivos têm maior facilidade
neutras. cial de eletrodo ou potencial de re- de sofrer redução que o eletrodo de
Denominações dução padrão e é simbolizado por E0. hidrogênio.
• O eletrodo no qual ocorre o proces-
Para estabelecer um valor numérico
so de redução é denominado de para o potencial, adotou-se um eletro-
Cátodo. do de referência, o eletrodo padrão de
• O eletrodo no qual ocorre o proces- hidrogênio, que é constituído de gás
so de oxidação é denominado de hidrogênio que passa com pressão
Ânodo. constante de 1 atm por uma solução
1 M de ácido.

Uma lâmina de platina faz o contato
do eletrodo com o circuito externo.

881

QUÍMICA

BLOCO 4
EXERCÍCIOS

QUESTÕES RESOLVIDAS Adotar a densidade da água igual a 1g/ml

1. (FAFIUBA-MG) Num frasco de laboratório, existe um “pó RESOLUÇÃO:
Como a densidade da água é 1g/ml, então, 400 ml de
branco“, mistura de NaCl, fCoaiCpOos3 teaLei2mCOá3g, udae massa to- água pesam 400 g, assim, m2 = 400g e m1 = 50g; portanto,
tal igual a 10 g. A mistura suficiente, a massa da solução (m) é: m = m1 + m2 = 50 + 400 → m =
agitada, e depois a solução foi filtrada. O filtrado depois 450g.
de seco tinha massa igual a 6,0 g. Podemos, então,
afirmar que o percentual de carbonato de cálcio no “pó V2 400ml = 0,40 l e V = 400 ml = 0,451 l
branco“ é igual a:

a) 20% Com,50g tem 1000 cm3:
b) 40%
c) 60%
d) 80%

RESOLUÇÃO:
Dentre os sais citados, o NaCl (assim como a maioria
dos cloretos) é solúvel em água. Já entre os carbonatos,
apenas os metais alcalinos e de amônio são solúveis em
água. Dessa forma, ao adicionar água à ombitsidtuorsa,6o,0CagCdOe3 4. Qual a molalidade de uma solução obtida dissolvendo-
não se dissolveu. Assim, como forma se 121,2 g de KNO3 em 500 ml ?
filtrados, esses correspondem à massa de NaCl e de Li-
2qCuOe3c. oLrorgeospaomndaessaa4d0e%C. aCO3 na mistura era de 4,0 g, o (K=39, N=14, O=16)
Resposta: b
RESOLUÇÃO:
2. Utilizando a46cudrevasodleubsiolilduabdileid. aCdaelcduoleKqNuOa3n, tvaesmgorasmquaes
a 30°C → m1 = 121,2g m2 = 500ml = 500g = 0,5kg
MolKNO3 = 39 + 14 + (3 . 16) = 101

de oKbNtOer3 devem ser dissolvidas em 150 g de água, para
se uma solução saturada a 30°C.

RESOLUÇÃO: é 46g/100g uHm2Oa, ou seja, Mágua = m2 = 500ml →m2 = 0,5kg
Temos que a 30°C a solubilidade g de água é solução Logo:
4sa6tugrdadeaKaNO303 °d.issolvidos em 100
QUESTÕES PROPOSTAS
Então:
1. Numa reação temos x moles/L de H2 e y moles/L de
46g de KNO3 → 10g H2O O2. A velocidade da reação é V1. Se dobrarmos a con-
x g de KNO3 → 150g H2O centração de hidrogênio e triplicarmos a de oxigênio, a
x = 69g velocidade passa a V2.

3. 50 g de NaCl (cloreto de sódio) são dissolvidos em Qual a relação V1/V2?
400ml de água, resultando 450 ml de solução.
Calcule:

a) a concentração da solução em g/l;
b) a densidade da água igual a 1g/ml.

882

Dado: 2H2 + O2 2H2O X+Y Z + W .............................. V1 QUÍMICA

a) V2 = 2 V1 X+Z P ..................................... V2
b) V2 = 4 V1
c) V2 = 12 V1 W+Y Q ..................................... V3
d) V2 = 24 V1
e) V2 = 6 V1 (soma): 2X + 2Y P + Q ............ V4

2. (FIT-MG) Em determinada experiência, a reação de Onde V são as velocidades das reações expressas em
formação de água está ocorrendo com o consumo de mol = L–1 > s–1.
4 mols de oxigênio por minuto. Consequentemente, a vAedrmá isteinrdmoaqiuseprVó1x=imVa3 >deV:2, a velocidade global, V4, de-
velocidade de consumo de hidrogênio é de:
a) V1 + V2
a) 8 mols/minuto b) V2
b) 4 mols/minuto c) V3
c) 12 mols/minuto d) V3 – V2
d) 2 mols/minuto e) 2V1 + V2
e) n.d.a.
7. (PUC-SP) Na pilha eletroquímica sempre ocorre:

3. (OSEC-SP) Em uma reação, o complexo ativado: a) oxidação do cátodo.
b) movimento de elétrons no interior da solução eletrolítica.
a) possui mais energia que os reagentes ou os produtos c) reação com diminuição de calor.
b) age como catalisador d) passagem de elétrons, no circuito externo, do ânodo
c) sempre forma produtos
d) é composto estável para o cátodo.
e) possui menos energia que os reagentes ou os produtos e) reação de neutralização.

4. (FEI-SP) É incorreto dizer que um catalisador, 8. (Mack-SP) Em uma pilha com eletrodos de zinco e de
cobre, com circuito fechado, ocorre:
01.altera a energia de ativação de uma reação. ( )
02.altera a velocidade de uma reação. ( ) a) o potencial do eletrodo de zinco diminui e o do cobre
03.altera o Δ H da reação. ( ) aumenta.

5. (UnB-DF) Assinale as opções corretas: b) o potencial dos dois eletrodos diminui.
a). O catalisador afeta a velocidade de uma reação por- c) o potencial do eletrodo de zinco aumenta e o do cobre

que aumenta o número de moléculas com energia diminui.
cinética maior ou igual à energia de ativação da rea- d) o potencial dos dois eletrodos aumenta.
ção. e) o potencial dos dois eletrodos não se altera.
b). A temperatura afeta a velocidade de uma reação por-
que muda a energia de ativação da reação. 9. (Mack-SP) A reação que ocorre em uma pilha é represen-
c). A concentração dos reagentes afeta a velocidade de tada pela seguinte equação: Mn + Cu++ Mn++ + Cu
uma reação porque há alteração no número de coli- Sabendo-se que o potencial de oxidorredução do man-
sões efetivas. ganês é igual a +1,05 volts e o do cobre é igual a –0,35
volts, e admitindo-se que a concentração dos íons é
6. (Santa Casa-SP) A reação hipotética 2X + 2Y P + Q unitária, a voltagem da pilha será:
poderá ocorrer segundo o seguinte mecanismo:
a) 0,70 volts
b) –1,40 volts 883
c) 1,40 volts
d) –0,70 volts
e) n.d.a

CONCURSOS, VESTIBULARES & ENEM 10. (Santa Casa-SP) Dentre as espécies químicas repre- (UnB-DF) A constante de dissociação dos ácidos em água
sentadas abaixo através de semirreações: (Ka) indica a força relativa dos ácidos.

Semirreações Potencial padrão de De acordo com a tabela abaixo responda aos testes 13
redução (volt) e 14.
–2,7
Na+ + e– Na +0,5 ácidos Ka (a 25°C)
Cu+ + e– Cu +1,4 1,0 10–7
½ Cl2 + e– Cl- H2S 6,0 10–6
HNO2 4,4 10–7
Qual, nas condições padrão, é a mais oxidante? H2CO3 1,8 10–5
CH3COOH 6,6 10–5
a) Na C6H5COOH
b) Cu
c) Na+ 13. (UnB-DF) Qual o ácido mais forte?
d) Cu+
e) Cl2 a) H2S
b) HNO2
11. (PUC-SP) Conhecendo-se as seguintes equações de c) H2CO3
meia-célula e os respectivos potenciais padrão do ele- d) CH3COOH
trodo (E0): e) C6H5COOH

Sn++ + 2e– Sn0 E0 = –0,14 volts 14. (UnB-DF) Qual o ácido mais fraco?

Ag+ + e– Ag0 E0 = +0,80 volts a) H2S
b) HNO2
Podemos concluir que a pilha eletroquímica que fun- c) H2CO3
ciona segundo a reação: Sn0 + 2 Ag+ Sn++ + 2 Ag0, d) CH3COOH
apresentará, nas condições padrões, a seguinte dife- e) C6H5COOH
rença de potencial:
Observe a tabela abaixo e responda aos testes 15
a) 0,54 volts e 16:
b) 0,66 volts
c) 0,94 volts Ácido Ki
d) 1,46 volts a) Fluorídrico 6,7 10–4
e) 1,74 volts b) Acético 1,8 10–5
c) Cianídrico 4,0 10–10
12. (Mack-SP) Uma cela eletroquímica é constituída pelas d) Sulfuroso (1 fase) 1,7 10–2
semicelas Cr/Cr+3 e Ag/Ag+ cujos valores potenciais E0 e) Carbônico (1 fase) 4,4 10–7
são:

Cr(s) Cr+3(aq) + 3e– E0 = +0,75 volts
Ag (s) Ag+(aq) + e– E0 = –0,80 volts

Quando a cela está em funcionamento, á FALSA a afir-
mação de que:

a) O eletrodo onde ocorre oxidação é o ânodo da cela. 15. (Fuvest-SP) Qual dos ácidos acima é o mais forte?
b) A voltagem da cela é de 1,55 volts.
c) O cromo metálico reage e forma Cr+3. a) a
d) Os íons negativos e positivos se movimentam através da b) b
c) c
solução, mas em direções opostas. d) d
e) Os elétrons passam através do voltímetro, da prata para e) e

o cromo.

884

16. (Fuvest-SP) Qual dos ácidos da tabela é o mais fraco? a) 1,94 x 10–2 molar QUÍMICA

a) a b) 3,00 x 10–2 molar
b) b c) 5,82 x 10–4 molar
c) c d) 5,40 x 10–5 molar
d) d e) 6,0 X 10–7 molar
e) e
21. Assinale abaixo qual alternativa é INCORRETA acerca
de um equilíbrio químico:

17. (Fuvest-SP) O exame dos seguintes dados: a) A velocidade da reação direta é igual à velocidade da
reação inversa.
I. [H3CNH3]+ [CN]– + HOH HCN + [H3CNH3]OH
sal b) Ambas as reações (direta e inversa) ocorrem simultanea-
ácido base mente (trata-se de um equilíbrio dinâmico).

II. Constante de ionização ácido K1 = 5 x 10–10 c) As características macroscópicas do sistema (desde
base K2 = 5 x 10–4 que fechado) não mais se alteram.

Permite concluir que, na dissolução em água, do composto d) Os sistemas se deslocam espontaneamente para o es-
[H3CNH3]CN, se obtém uma solução: tado de equilíbrio.

a) básica, porque K1 < K2 e) Obrigatoriamente, as concentrações de todas as subs-
b) básica, porque K1 > K2 tâncias participantes do equilíbrio devem ser iguais.
c) básica, porque K2 < K1
d) básica, porque K2 > K1 22. (Fatec-SP) Nas condições ambientes, é exemplo de
e) neutra, porque [ácido] = [base] sistema em estado de equilíbrio uma:

a) xícara de café bem quente.
b) garrafa de água mineral gasosa fechada.
c) chama uniforme de bico de Bunsen.

18. (ITA-SP) Numa série de ácidos, chama-se de mais forte d) porção de água fervendo em temperatura constante.
aquele que:
e) tigela contendo feijão cozido.

a) Reage mais rapidamente com metais. 23. (Faap-SP) Foi aquecido a 250 °C um recipiente de 12
b) Tem maior constante de dissociação. litros contendo certa quantidade de 0P,C2l15. Sabe-se que,
c) Tem menor constante de dissociação. no equilíbrio, o recipiente contém cmonosl tdaentPeCdl5e,
d) Consome menos moles de NaOH por mol de ácido numa 0,32 mol dpeaPraCla3 edi0s,s3o2cimaçoãlodetérCml2.icAa do PCl5, em
equilíbrio,
reação de neutralização. mol/litro, é:
e) Consome mais moles de NaOH por mol de ácido numa
a) 0,41 mol/litro
reação de neutralização. b) 0,49 mol/litro
c) 0,049 mol/litro
19. (PUC-SP) O ácido acético, em solução aquosa 0,02 d) 0,041 mol/litro
molar e a 25 °C, está 3% dissociado. Sua constante de e) 0,082 mol/litro
dissociação, nessas condições, é aproximadamente:
24. (Uniube-MG) Em uma experiência que envolve a disso-
a) 1,8 x 10–5 ciação de N2O4(g) em NO2(g) coletaram-se os seguintes
b) 1,2 x 10–4 dados:
c) 2,0 x 10–2
d) 3,6 x 10–2 Amostra inicial: 92 g de N2O4 (g)
e) 6,0 x 10–2 No equilíbrio: 1,20 mol de mistura gasosa de N2O4 e NO2
Dado: N = 14 u e O = 16 u
20. (PUC-SP) Na temperatura ambiente, a constante de
ionização do ácido acético é 1,80 x 10–5. Qual é a mo- Com esses dados, calcula-se que a quantidade em
laridade da solução onde o ácido se encontra 3% dis- mols de N2O4 que dissociou é:
sociado?
885

CONCURSOS, VESTIBULARES & ENEM a) 0,20 29. (ITA-SP) Deseja-se calcular a fração molar do soluto de
b) 0,40 uma solução aquosa 0,50 molal desse soluto. Sabe-
c) 0,60 -se que o peso molecular da água vale 18,0. Qual é a
d) 0,80 melhor opção:
e) 1,00
a) O cálculo somente será possível se for dado o peso mo-
25. (UFU-MG) Misturam-se 2 mols de ácido acético com lecular do soluto.
3 mols de álcool etílico, a 25 °C, e espera-se atingir o
equilíbrio. Sendo o valor de Kc, a 25 °C, igual a 4, as b) O cálculo somente será possível se forem dadas as con-
quantidades aproximadas, em mols, de ácido acético dições de pressão e de temperatura.
e acetato de etila são, respectivamente:
c) O cálculo somente será possível se for dada a densidade
a) 2 e 5 da solução.
b) 2 e 3
c) 0,43 e 1,57 d) O cálculo somente será possível se for dada a fração
d) 3,57 e 1,57 molar do solvente.
e) 3,57 e 4,57
e) Não falta nenhum dado para o cálculo pedido.

30. (Santa Casa-SP) Considerando os valores da constan-
te de ionização da água em função da temperatura:

26. (UFG-GO) Qual é a molalidade de uma solução que Temperatura (K) Kw
contém 34,2 g de sacarose, C12H22O11, dissolvidos em 298 1 x 10–14
200 g de água? 323 5,3 x 10–14

Podemos afirmar que na água pura:

Dados: C = 12; H = 1; O = 16 a) [H+] = [OH–] a qualquer temperatura
b) [OH–] > 1 x 10–7 a 298 K
a) 0,1 molal c) [H+] < 1 x 10–7 a 298 K
b) 0,005 molal d) [OH–] < 1 x 10–7 a 323 K
c) 0,5 molal e) [H+] < 1 x 10–7 a 323 K
d) 1,2 molal
e) 0,0005 molal 31. (Santa Casa-SP) A 45 °C o produto iônico da água é
igual a 4 x 10–14. A essa temperatura o valor de [H+] de
27. (PUCCamp-SP) Se dissolvermos 40 g de hidróxido de uma solução aquosa neutra é:
sódio em 162 g de água, a quente, a fração molar do
soluto será: a) 6 x 10–7
Dados: Na = 23; O = 16; H = 1 b) 2 x 10–7
c) 4 x 10–7
a) 0,2 d) 2 x 10–14
b) 0,02 e) 4 x 10–14
c) 0,1
d) 0,01 32. (UnB-DF) Para evitar que os meninos continuem uri-
e) n.d.a. nando nas piscinas que devem estar em pH neutro,
vem sendo usado um indicador na água, que passa de
28. (Med. Pouso Alegre-MG) Concentração molar é: incolor para vermelho vivo, no momento e que a acidez
aumenta pela adição de ácido úrico. Considerando-se
a) Equivalente-grama de soluto por litro de solvente o volume de 4,5 litros de água de uma piscina atingin-
b) Mol de soluto por litro de solvente do por meio litro de urina contendo H+ na concentração
c) Mol de soluto por 1 000 g de solvente 10–3 molar, a variação de pH será aproximadamente:
d) 100 g de soluto por 1 000 g de solvente
a) 1 unidade
886 b) 2 unidades
c) 3 unidades

d) 4 unidades a) CaCl2 com fator Vant’Hoff igual a 2,5 QUÍMICA
e) n.d.a. b) FeCl3 com fator Vant’Hoff igual a 3
c) NaCl com fator Vant’Hoff igual a 1,9
33. (PUCCamp-SP) Qual das soluções a seguir apresenta
maior grau de dissociação iônica? d) Na2CO3 com fator Vant’Hoff igual a 2,6
e) n.d.a.

Respostas: 12 - e 25 - c
1-b 13 - e 26 - c
2-d 14 - a 27 - c
3-e 15 - d 28 - c
4-4 16 - c 29 - e
5 - 12 17 - a 30 - a
6-c 18 - b 31 - b
7-d 19 - a 32 - c
8-a 20 - a 33 - c
9-c 21 - e
10 - e 22 - b
11 - c 23 - d
24 - a

887

QUÍMICA

BLOCO 5
REAÇÕES QUÍMICAS

FICHA 1 – CONCEITO DE de moléculas com que participam cada a) Reação de síntese ou de adição:
REAÇÃO uma das substâncias. Os coeficientes Dizemos que uma reação é de sínte-
estequiométricos indicam a conser-
Chamamos de reação química à vação dos átomos, e o número de áto- se quando duas ou mais substâncias
transformação de substâncias, chama- mos de cada elemento nos reagentes reagem entre si para formar outra,
das reagentes (que serão consumidas) deve ser o mesmo nos produtos. mais complexa. A equação geral é:
em outras substâncias, com proprie-
dades totalmente distintas, e que re- TIPOS DE REAÇÕES A + B → AB
cebem o nome de produtos da reação em que A e B são os elementos ou
(são as substâncias formadas). As rea- Existem muitos critérios pelos quais compostos reagentes e AB é o com-
ções químicas são acompanhadas de se podem classificar as reações quími- posto produzido pela reação entre
certa variação energética (desprendi- cas. Aqui, utilizaremos somente dois: ambos.
mento ou absorção de energia). de acordo com o sentido da reação e Exemplo:
Não se deve confundir reação quími- de acordo com sua forma.
ca com mistura. Na reação química, a 1.Sentido O enxofre sólido se combina com o
mudança produzida é profunda e afeta oxigênio do ar dando dióxido de en-
a própria natureza das substâncias; na De acordo com seu sentido, uma re- xofre ( SO2 ), como indica a figura.
mistura, estas conservam suas pro- ação pode ser reversível ou irreversí-
priedades, e se produz mais uma va- vel. Uma reação é reversível quando, a b) Reação de análise ou decomposi-
riação de aspecto que uma verdadeira partir dos produtos, é possível obter as ção:
mudança. Por exemplo, se misturar- substâncias iniciais. Nesse caso, a rea-
mos pó de cobre (avermelhado) e enxo- ção não é completa, e no fim permane- Ocorre quando o processo é contrário
fre (amarelo), obteremos um pó que, à cem, em maior ou menor quantidade, ao anterior, ou seja, quando uma subs-
primeira vista, parece homogêneo, de todas as substâncias participantes. tância (mais complexa) se decompõe
cor alaranjada. Os componentes dessa em duas ou mais substâncias (mais
mistura são facilmente separáveis por A reversibilidade é representada na simples). A equação geral é:
métodos mecânicos (por exemplo, di- equação por uma flecha dupla:
ferentes densidades ou dissolvendo o AB → A + B
ecindxaofarteéeamfuCsSã2o). Se a mistura for aque- A+B ↔ C+D Exemplo:
do enxofre, a cor pas- Uma reação é irreversível no caso
sa a ser negra e se obtém um sólido contrário. Ela não termina enquanto O clorato de potássio se decompõe
com propriedades totalmente distin- não se consumir totalmente uma das com o calor e obtém-se cloreto de
tas. Nesse caso, ocorreu uma reação substâncias reagentes. Nas equações potássio e oxigênio.
química, e para conseguirmos separar irreversíveis, existe uma única flecha,
seus componentes, os métodos físicos com sentido para a direita, que indica KClO3(s) → KCl(s) + 3/2 O2(g)
não serão suficientes. o sentido da reação: c) Reação de deslocamento ou de sim-

REAÇÕES QUÍMICAS A+B→ C ples troca:
2. Forma É uma reação em que um dos ele-
As reações químicas são representa- mentos do composto é substituído por
das por equações. Uma equação quími- De acordo com a sua forma, uma rea- outro. A equação geral é:
ca é formada por dois ou mais termos ção química pode ser:
separados por uma ou duas flechas, AB + C → AC + B
que indicam o sentido da reação. No
termo da esquerda estão as fórmulas
das substâncias reagentes, e no da
direita, as dos produtos da reação.
Quando necessário, as fórmulas são
precedidas por números, chamados
coeficientes estequiométricos, que
indicam a proporção em número

888

Exemplo: Porém, quanto mais umidade no ar, MASSA ATÔMICA DE UM QUÍMICA
Na reação abaixo, o zinco substitui mais depressa se forma a ferrugem. ELEMENTO
o cobre no sulfato de cobre (II):
Fe(s) + O2(g)FeO2(s) É a massa de um átomo desse ele-
Zn(s) + CuSO4 (aq)→ Cu(s) + ZnSO4(aq) • Outras reações só se realizam com mento, expressa em unidades de mas-
sa atômica (u).
d) Reação de dupla troca: a presença obrigatória de um agen- Exemplo:
Nessa reação há a troca de um ele- te físico.
Exemplo: Massa atômica do magnésio (Mg) =
mento ou grupo de elementos entre as 24 u.
substâncias reagentes, ou seja, quan- H2(g) + O2 (g) H2O(l)
do as substâncias trocam partes entre • As reações que ocorrem nos se- Isto é:
si. A equação geral é: • Um átomo de Mg pesa 24 u.
res vivos também precisam de ca- • Um átomo de Mg pesa 24 vezes
AB + CD → AD + CB talisadores, que são substâncias
orgânicas produzidas pelo próprio mais que do átomo de 12C.
Obs.: A recombinação se dá sempre organismo, denominadas ENZI-
entre partes de cargas elétricas MAS. MASSA MOLECULAR
opostas (cátions e ânions, e nunca Sem essas enzimas, a velocidade da
entre ânions e ânions ou cátions e reação é nula; isto é, a reação não se A massa molecular é igual à soma
cátions). realiza. das massas atômicas dos átomos que
Nas reações enzimáticas, os reagen- formam a molécula (expressa também
Exemplo: tes são chamados SUBSTRATOS. em u).
Na reação abaixo, inicialmente o Exemplo:
sódio estava combinado com a hi- FICHA 3 – GRANDEZAS
droxila e o alumínio, com o sulfato. QUÍMICAS Determinar a massa molecular da
Depois, ambos trocaram de “par- água (H2O).
ceiro”: MASSA ATÔMICA Massas Atômicas
H = 1u; O = 16 u.
Al2(SO4)3(aq)+6NaOH(aq)→ 2Al(OH)3(s) + É um número que indica quantas ve- Resolução: H2O
3Na2SO4(aq) zes um átomo de um determinado ele- 2 (1 u) + 1 (16 u) = massa molecu-
mento químico é mais pesado que lar H2O=18 u.
FICHA 2 – FATORES QUE do isótopo 12 do carbono.
INFLUEM NAS REAÇÕES Isto é:
Unidade de Massa Atômica (u) Uma molécula de H2O é dezoito vezes
• Certas reações realizam-se nas con-
dições normais. mais pesada que da massa do 12C.

Exemplo:

AgNO3(aq)+ NaCI(aq)→AgCl(s)+ NaNO3(aq) u é da massa do átomo 12C. NÚMERO DE AVOGADRO

Essa reação é espontânea, bastando Obs.: Não confundir massa atômica É o número de átomos
que os reagentes entrem em contato, com número de massa. Lembre- (6, 02 . 1023) existentes quando a
estando em solução. se de que massa atômica, como massa atômica de um elemento
aprendemos, é uma medida feita é expressa em gramas.
• Outras, dependendo de certos em relação à unidade adotada (u),
fatores, podem se realizar mais O número, ou constante de Avogadro,
ou menos lentamente. Esses fa- que vale da massa do isótopo é definido como sendo o número de
tores ou substâncias chamam-se 12C. Número de massa é um nú- átomos de 12C (carbono-12) que es-
catalisadores e não participam mero inteiro, positivo, definido tão contidos em 12 gramas (0,012
da reação; atuam por simples como a soma do número de pró- kg) deste elemento, e é exatamente
presença. tons e do número de nêutrons (A 6,02 x 1023 átomos.
= Z + n).
Exemplo: MOL
Fe(s) + O2 (g) →FeO2(s)
(ferrugem) É a unidade de quantidade de ma-
téria. É a quantidade de matéria que

889

CONCURSOS, VESTIBULARES & ENEM contém 6,02 . 1023 entidades repre- REGRAS GERAIS PARA O CÁLCULO Exemplo:
sentadas pela respectiva fórmula. ESTEQUIOMÉTRICO
Qual a massa de 2C0aC0Og3 presente
1 mol = 6,02 • 1023 = número de Avo- 1o Passo: Escrever a equação química numa amostra de de calcá-
gadro de entidades quaisquer. do processo. rio, cuja pureza é de 80%?

1 mol de carteiras = 6,02 . 1023 car- Ex.: Combustão do monóxido de Resposta:
teiras = número de Avogradro de carbono.
carteiras. 100 g de calcário ------- 80 g de
CO + O2 → CO2 CaCO3
1 mol de átomos = 6,02 . 1023 átomos 2 o Passo: Acertar os coeficientes es- 200 g de calcário ------- X
= número de Avogadro de átomos.
tequiométricos de equação. Multiplicando cruzado temos que
X = 160 g de CaCO3

1 mol de moléculas = 6,02 . 1023 mo- 2CO + O0 → 2CO2 RENDIMENTO
léculas = número de Avogadro de
moléculas. Assim, você terá a proporção do nú- É o quociente entre a quantidade de
mero de mols entre os participantes. produto realmente obtida e a quantida-
MASSA MOLAR Esses coeficientes lhe darão uma ideia de teoricamente calculada. Pode ser
da relação segundo a qual as substân- expresso em porcentagem.
É a massa que contém 6,02 . 1023 cias se combinam.
entidades representadas pela respec- 2 mols de CO :1 mol de O2 : 2 mols
tiva fórmula. A unidade mais usada é g de CO2
mol–1 ou g/mol.
Exemplos: 3 o Passo: Montar a proporção base- Rendimento = a η e não à P
ando-se nos dados e nas perguntas
Massa molar do H2O = 18 g/mol do problema (massa-massa, núme- Exemplo:
Massa molar do Na = 23 g/mol ro de mols, massa-volume etc.).
Podemos concluir, a partir do exem- Qual a massa mdeolsCadCeOC3aOobctoidma
mp6l,oo0l2aécc. iu1ml0aas2,3dqáeutoeHm2aOoms=ad1se8sNagade=ea62m,30a2gs. .s1a 0d2e3 4 o Passo: Utilizar regras de três para na reação de 2
chegar à resposta. 2 mols de CO2, se o rendimento for
NÚMERO DE MOLS (N) 60%?
RELAÇÕES AUXILIARES Dados: MCaoOl d+oCCOa2C→O3 = 100 g
Exemplo: CaCO3
Massa molar da H2O = 18 g/mol 1 mol corresponde à massa molecular
Massa de água = 90 g em gramas. Resposta:

1 mol contém 6 . 1023 moléculas. 1 mol CaO — 1 mol CO2 — 1 mol
1 mol de gás ocupa 22,4 L nas CNTP. CaCO3

2 mol CaO — 2 mols CO2 — 2 mols
CaCO3
Exemplo Básico

(Dado: C = 12; 0 = 16) mCaCO3 = 200g

2 CO(g) + O2(g) CO2(g) 200 g CaCO3 — 100% rendimento
2 mols 1 mol 2 mols x — 60% rendimento

FICHA 5 – NÚMERO
DE OXIDAÇÃO (NOX)

FICHA 4 – CÁLCULOS PUREZA O fenômeno de oxirredução é uma
ESTEQUIOMÉTRICOS consequência das ligações químicas.
É o quociente entre a massa da Um fato importante em uma ligação
É o cálculo que permite relacionar as substância pura e a massa total da química é o comportamento dos elé-
quantidades de reagentes e produtos amostra. Pode ser expressa em por- trons. Os dois átomos de uma ligação
que participam de uma reação, com o centagem. disputam o par eletrônico e a intensi-
auxílio das equações químicas corres- dade da força dos átomos na disputa
pondentes. pode ser diferente. Desse modo, o
par eletrônico é deslocado na direção
890 átomo que exerce mais força; isso

provoca o aparecimento de resíduos de Exemplo: Exemplo: QUÍMICA
carga nos átomos da ligação, e esses Na+12SO4
resíduos são denominados de polos. FICHA 6 – A OXIDAÇÃO E
Assim, atribuímos cargas aos átomos de Em qualquer substância composta, A REDUÇÃO
uma molécula. os metais alcalino-terrosos (Be,
Mg, Ca, Sr, Ba) têm Nox = +2 A oxidação e a redução são fenôme-
Denomina-se número de oxidação de nos associados à transferência de elé-
um elemento a valência do elemento O hidrogênio tem Nox = +1, com ex- trons de uma substância para outra, ou
com sinal positivo ou negativo. ceção apenas nos hidretos metálicos, seja, são fenômenos ligados à variação
nos quais tem Nox = –1. do número de oxidação (Nox).
Analisando uma molécula de cloreto Exemplos:
de hidrogênio, a valência do hidrogênio A palavra oxidação era usada apenas
é 1 e a do cloro também é 1, tendo o O oxigênio tem número de oxidação quando um elemento combinava-se
cloro eletronegatividade maior que a Nox = –2, com exceção nos peróxidos, com o oxigênio.
do hidrogênio, o cloro fica com resíduo em que seu Nox = –1, e nos fluoretos,
negativo e o hidrogênio positivo; por- em que seu Nox = +1 e +2. Depois de esclarecida a estrutura
tanto, dizemos que o número de oxida- Exemplo: eletrônica do átomo, verificou-se que
ção do hidrogênio é +1, e o número de um metal, quando combina-se com o
oxidação do cloro é –1. Os halogêneos (F, Cl, Br, I) têm núme- oxigênio, perde elétrons, assim, a de-
ro de oxidação: Nox = –1 finição de oxidação tornou-se “perder
O número de oxidação de um elemen- Exemplo: elétrons”.
to quando forma um íon simples é a
própria eletrovalência do íon. Toman- Mais tarde, verificou-se que as combi-
do como exemplo o cloreto de sódio nações de elementos com não metais
(NaCl), o sódio tem eletrovalência +1, eram semelhantes às combinações
e o cloro, –1. com o oxigênio.

REGRAS PRÁTICAS PARA A Oxidação
DETERMINAÇÃO DO NÚMERO DE
OXIDAÇÃO (NOX) A oxidação ocorre quando temos um
aumento do número de oxidação (Nox), e
A soma algébrica dos números de oxi- para isso o átomo precisa perder elétrons.
dação dos elementos que constituem
um composto é igual a zero.
Exemplos:

A prata (Ag), em qualquer substância
composta, tem número de oxidação
Nox = +1.
Exemplo:

Redução

O número de oxidação (Nox) dos ele- A soma algébrica dos números de A redução ocorre quando temos uma
mentos nas substâncias simples é oxidação, de todos os átomos consti- diminuição do número de oxidação
igual a zero: tuintes do íon, é sempre igual à carga (Nox), e para isso o átomo precisa re-
do íon. ceber elétrons.
Fe ▼ Nox = 0 H2 ▼ Nox = 0 Exemplo:
891
Al ▼ Nox = 0 O2 ▼ Nox = 0 O alumínio (Al), em qualquer substân-
Em qualquer substância composta, cia composta, tem número de oxidação
Nox = + 3
os metais alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs)
têm Nox = +1

CONCURSOS, VESTIBULARES & ENEM Portanto: MÉTODOS PARA O + 2 + 0= +2
• oxidação: perda de elétrons – au- BALANCEAMENTO DAS Agora balanceando a outra equação
REAÇÕES parcial:
mento de Nox
• redução: ganho de elétrons – dimi- Os métodos de balanceamento de 2I– →I2
reações de oxirredução são essencial- Colocando os elétrons:
nuição do Nox mente práticos, e os estudaremos por
meio de exemplos. 2I– → I2 + 2e–
AGENTES OXIDANTE E REDUTOR Já temos o número de elétrons per-
Método do Íon Elétron didos igual ao número de elétrons ga-
A oxidação e a redução são proces- Vamos fazer o balanceamento da se- nhos.
sos simultâneos, pois quando um áto- guinte equação:
mo sofre oxidação, isto é, perde elé-
trons, é porque outro átomo de outro
elemento recebe esse elétron, isto é,
sofre redução.

O cátion cobre (Cu2+) sofreu redução, Vemos que nessa equação temos re- MnO2 + 2e– + 4H+ → Mn2+ + 2H2O
pois recebeu elétron doado pelo zinco, dução e oxidação. 2I– → I2 + 2e–
então, dizemos que o zinco é um agen-
te redutor. MnOd2uç→ãoM(1n)2}+ {equação parcial de re- Fazendo a soma algébrica:
I– →(2I)2}{equação parcial de oxidação MnO2 + 4H+ + 2I– → Mn2 + I2 + 2H2O
O agente redutor é uma espécie Método da Variação Total do Número
química que causa redução em outra Temos de balancear cada equação de Oxidação
espécie química. parcial. Este método é uma simplificação do
método do íon-elétron.
E o zinco sofreu oxidação, pois per- Já temos um átomo de manganês em Vamos fazer o balanceamento da se-
deu elétron para o cátion cobre, então, cada membro da equação (1). E vimos guinte equação:
dizemos que o cátion cobre é um agen- que o Nox do manganês varia de +4 K2Cr2O7 + HCl →KCl + CrCl3 + H2O + Cl2
te oxidante. para +2, ou seja, cada átomo de man- Inicialmente determinamos o Nox de
ganês receberá elétrons, então, temos: cada átomo participante.
O agente oxidante é uma espécie K2 Cr2O7 + HCl → KCl + CrCl3 + H2O + Cl2
química que causa oxidação em outra MnO2+2e– → Mn2+
espécie química. +1 +6 –2 +1–1 +1 1 +3–1 +1–2 0
Acertamos os átomos de oxigênio,
BALANCEAMENTO DE REAÇÕES DE acrescentando 2H2O no lado direito da Verificamos qual o processo de oxida-
OXIRREDUÇÃO equação. ção e qual o processo de redução.

Existem reações simples que podem MnO2 + 2e– →Mn2+ + 2H2O Agora determinamos o valor da varia-
ser balanceadas por “tentativas”, e Acertamos os átomos de hidrogênio, ção total do Nox de um elemento quí-
seus coeficientes encontrados facil- acrescentando 4H+ no lado esquerdo mico (Λ).
mente. Existem, porém, reações como da equação.
as reações de oxirredução, que apre- Sendo Λ = variação do Nox de um
sentam algumas dificuldades para MnO2+2e– +4H+ → Mn2++2H2O átomo desse elemento, multiplicá-lo
serem balanceadas devido ao grande pela atomicidade, que é o número de
número de reagentes e produtos. Somando as cargas do 1º membro: átomos desse elemento que sofrem
oxidação ou redução.
Para encontrarmos os coeficientes 0–2+4=+2
das substâncias oxidante e redutora, Somando as cargas do 2º membro:
temos que utilizar os seguintes princí-
pios:
1. O número de elétrons perdidos pela

espécie química que sofre oxidação
é igual ao número de elétrons ga-
nho pela entidade química que so-
fre redução.
2. O número total de átomos sempre
se conserva dos reagentes para os
produtos no decorrer de qualquer
reação química.

892

• V é o volume ocupado pelo gás. e a temperatura em Kelvin, temos: QUÍMICA
Como um gás ocupa todo o volume R = 0,082 atm . l . mol–1 . K–1, quando a
Observar que dois átomos de cloro do recipiente que o contém, o volu-
sofreram oxidação. me do gás é o volume do recipiente. pressão for expressa em atm.
As unidades utilizadas para expres- R = 62,3 mmHg . l . mol–1 . K–1, quando
Fazemos o Λ (final menos inical) sar o volume de um gás são:
da oxidação ser o coeficiente da espé- a pressão for expressa em mm de
cie química participante da redução, mililitro — mL Hg.
e o Λ da redução ser o coeficiente da litro — L
espécie química participante da oxi- centímetro cúbico — cm3 TRANSFORMAÇÕES GASOSAS
dação. metro cúbico — m3
Quando determinada massa gasosa
Os demais coeficientes são obtidos As relações entre essas unidades tem suas condições de pressão, volu-
por tentativas. são: me e temperatura alteradas, diz-se que
1 mL = 1 cm3 ela sofreu uma transformação gasosa.
FICHA 7 – ESTUDO 1 L = 1 dm3 = 1.000 mL = 1.000 cm3
DOS GASES 1 m3 = 1.000 L = 1.000.000 mL ou cm3 Essa transformação gasosa pode ser
uma transformação isotérmica, isobá-
EQUAÇÃO DE ESTADO DE • T é a temperatura absoluta do gás. É rica ou isocórica.
UM GÁS por meio da temperatura que deter-
minamos o grau de aquecimento de 1. Transformação isotérmica: Quan-
O comportamento físico dos gases, uma substância. Ela pode ser medi- do, numa transformação gasosa, a
como vimos, independe de sua com- da por meio de várias escalas ter- temperatura é mantida constante, a
posição química, podendo ser descrito mométricas, como a escala Celsius transformação é dita isotérmica e a
em termos de três variáveis, chamadas (ºC), a Fahrenheit (ºF), a Kelvin (K) equação geral se reduz a:
variáveis de estado. São elas volume, etc. A escala internacional adotada
pressão e temperatura. para a medida da temperatura de PV = constante,
um gás é a escala Kelvin, também
A descrição das condições de volu- chamada escala absoluta. Essa es- ou seja, para a passagem de um
me, pressão e temperatura em que se cala tem seu início no zero absolu- estado 1 para um estado 2:
encontra determinada massa de gás é to, que corresponde a – 273,15 ºC.
chamada de estado de um gás. Essa é uma temperatura teórica em P1 . V1 = P2 . V2
que se admite que o volume de qual- Essa equação só se aplica:
A partir de estudos experimentais quer substância seria nulo e na qual • a substâncias no estado gasoso,
dos gases, o francês Clapeyron es- suas moléculas e átomos estariam
tabeleceu uma relação matemática totalmente imóveis. A temperatura cuja quantidade permaneça inalte-
entre as variáveis de estado de um na escala Kelvin relaciona-se com a rada;
gás. Essa relação é chamada equa- escala Celsius pela expressão: • com T permanecendo constante;
ção de estado de um gás ou equa- T (K) = t(ºC) + 273 • com P na mesma unidade em am-
ção de Clapeyron. bos os membros;
• n é o número de mols do gás. In- • com V na mesma unidade em am-
dica a quantidade de gás presente bos os membros.
no recipiente. Sua unidade é mol.
Como já vimos anteriormente, pode Gráfico de uma transformação
ser calculado pela expressão: isotérmica

PV = nRT n=

Em que: • R é a constante universal dos gases.
• P é a pressão exercida pelo gás. É, É uma constante de proporcionali-
dade. Seu valor depende das unida-
geralmente, expressa em milíme- des de medidas utilizadas. Assim,
tros de mercúrio (mm de Hg) ou em quando o volume for expresso em
atmosfera (atm). A pressão atmos- litros, a quantidade de gás em mol
férica ao nível do mar é igual a 760
mmHg ou 1 atm.

893

CONCURSOS, VESTIBULARES & ENEM Análise do gráfico V = constante tante, essa equação se reduz a uma
ou seja, para uma transformação de das três expressões estudadas ante-
Esse gráfico representa uma hipérbo- um estado 1 para um estado 2 temos: riormente.
le equilátera, comprovando que, man-
tendo-se a temperatura constante, a Essa equação só se aplica: No entanto, é importante você perce-
pressão e o volume de uma amostra ber que a equação geral não se aplica
de gás variam de modo inversamente • a substância no estado gasoso, apenas a transformações isotérmicas,
proporcional. cuja quantidade permaneça inalte- isocóricas ou isobáricas. Ela pode ser
rada; utilizada sempre que uma massa fixa
2. Transformação isobárica: de gás estiver sofrendo uma mudança
Quando uma transformação gaso- • com V permanecendo constante; em suas variáveis P, V ou T.
sa ocorre à pressão constante, a • com P na mesma unidade em am-
equação geral reduz-se a: Essa equação só se aplica:
bos os membros; • a substância no estado gasoso,
P = constante • com T na escala Kelvin, obrigatoria-
cuja quantidade permaneça inalte-
A equação só se aplica: mente. rada;
Gráfico de uma transformação • com P na mesma unidade em am-
• a substâncias no estado gasoso, isocórica ou isovolumétrica bos os membros;
cuja quantidade permaneça inalte- • com V na mesma unidade em am-
rada; bos os membros;
• com T na escala Kelvin, obrigatoria-
• com P permanecendo constante; mente.
• com V na mesma unidade em am-
Hipótese de Avogadro
bos os membros;
• com T na escala Kelvin, obrigatoria- Volumes iguais de gases quaisquer
na mesma pressão e temperatura con-
mente. têm o mesmo número de moléculas.
Exemplo:
Gráfico de uma transformação
isobárica

Análise do gráfico

Análise do gráfico A reta crescente que aparece no gráfi- n Cl2 = n O3 = n CO2
co mostra que, numa transformação
Na experiência em questão, o gás isocórica, isto é, que ocorre a volume Equação de Van Der Waals
está sofrendo uma transformação iso- constante, o aquecimento provoca um
bárica, ou seja, uma transformação em aumento de pressão e o resfriamento, As leis que estudamos em relação ao
que a pressão permanece constante. A uma diminuição. estado gasoso não representam com
reta crescente que aparece no gráfico exatidão os resultados obtidos na prá-
mostra que o aquecimento provoca a Leis dos Gases tica, são apenas aproximados.
expansão do gás e o resfriamento, a
sua contração. 4. Equação geral dos gases Denominamos de gás ideal ou gás
A Lei de Boyle e as leis de Charles e perfeito aquele que obedece às Leis de
3. Transformação isocórica: Quan- Boyle, Charles-Gay Lussac etc.
do uma transformação gasosa Gay-Lussac podem ser reunidas em
ocorre a volume constante, a equa- uma única expressão, conhecida como Van Der Waals verificou que um gás
ção geral reduz-se a: equação geral dos gases: real tem comportamento diferente do
gás ideal, e fez correções na equação
894 Quando uma das três variáveis de de Clapeyron.
estado — P, V ou T —, permanece cons- • O verdadeiro volume do gás é o vo-

lume do recipiente (V) menos o vo-

lume ocupado pelas moléculas do Gás Ideal → Equação de Clapeyron→PV = ou seja, sendo a a constante QUÍMICA
gás. nRT
• A verdadeira pressão do gás é igual de proporcionalidade.
a pressão exercida pelas colisões Gás Real → Equação de Van Der Waals →
das moléculas contra as paredes Portanto, a pressão total do gás será:
do recipiente somada a pressão em que b é o volume ocupado por
exercida pelas colisões das molé- 6,02 . 1023 moléculas do gás. Vimos a equação de Van Der Waal
culas entre si. para 1 mol de gás (n = 1) para uma
Van Der Waals notou que a pressão quantidade qualquer (n mols) temos:
Van Der Waals introduziu dois termos causada pelas colisões entre as molé-
na equação de Clapeyron, essa equa- culas é inversamente proporcional ao
ção corrigida é denominada Equação quadrado do volume do recipiente (V),
de Van Der Waals.

895

QUÍMICA

BLOCO 5

EXERCÍCIOS

QUESTÔES RESOLVIDAS Somando os coeficientes temos um total de 20
Resposta: D

1. (Cesgranrio) Um elemento metal alcalino forma com 3. (Fuvest) Determine o número de oxidação do enxofre
o oxigênio um óxido de massa molecular aproximada- nos compostos:
mente igual a 62 g. O número de nêutrons no núcleo do
metal alcalino é igual a: a) H2SO4
b) H2SO3
a) 11 c) SO2
b) 12 d) SO3
c) 20
d) 23

RESOLUÇÃO: RESOLUÇÃO:
mAetfaólrmaluclaalindoo.óCxoidmoofoarmmaadssoasómpooledceulsaerrfoXr2nOe, cniadaquéaigl uXaél o
a a) H2SO4
62 e o oxigênio tem massa igual a 16, subentende-se que + 1x - 2 → Nox de cada átomo
o metal X tem massa igual a 23 (62 - 16 = 46 : 2, pois são + 2x - 8 → total
dois átomos de X na fórmula, = 23). Tal elemento é o sódio. +2+x-6=0→x=+4
Assim, temos: A = Z + N
23 = 11 + N → N = 12 nêutrons b) H2SO3
Resposta: B + 1x - 2 → Nox de cada átomo
+ 2 x - 6 → total
2. (Unaerp) Balanceie a equação química abaixo e mar- + 2 + x - 6 = 0 → x = +4
que a opção que corresponde à soma dos coeficientes
mínimos inteiros da equação balanceada. c) SO2
x - 2 → Nox de cada átomo
Zn + HNO3 → Zn (NO3)2 + NO + H2O x - 4 → total
+x-6=0→x=+6

a) 9 d) SO3
b) 14 x - 2 → Nox de cada átomo
c) 18 x - 6 → total
d) 20 + x - 6 = 0 → x = +6

RESOLUÇÃO: 4. (UFMG) Descobrir o Nox do cromo no Cr2O72-

Para métodos de oxirredução, temos: Resolução:
Sofreu redução: nitrogênio (Nox variou de +5 para +2) Cr2O72-
Sofre oxidação: zinco (Nox variou de 0 para +2) x - 2 → Nox de cada átomo
Valor do Δ do N: │5-2 │x 1 = 3 2x - 14 total
Vlaro do Δ do Zn: │0-2 │x 1 = 2 2x - 14 = - 2 → 2x = 12 → x = + 6
Invertendo os valores no 2º membro da equação, temos: Nox do cromo = + 6
Zn + HNO3 → 3 Zn (NO3)2 + 2 NO + H2O
Terminando por tentativas:
3Zn + 8 HNO3 → 3 Zn (NO3)2 + 2 NO + 4 H2O

896

QUESTÕES PROPOSTAS II. O número de átomos do frasco B é o dobro do número QUÍMICA
de átomos do frasco A.
1. (Unifesp-SP) Reações de oxirredução são aquelas que
ocorrem com transferência de elétrons. Essas reações III. Ambos os frascos, A e B, apresentam a mesma massa.
nos acompanham a todo o momento, fazendo parte de IV. Considerando que a reação ocorreu por completo, o
muitos mecanismos do nosso organismo e até quando
deixamos exposta ao ar uma fruta cortada. Para com- frasco C ainda contém gás oxigênio.
preender melhor esse fenômeno, um aluno misturou
etanol e soluções aquosas de dicromato de potássio e São corretas as afirmações:
ácido sulfúrico em um tubo de ensaio. Com os dados
coletados do experimento e após consulta a livros de a) I, II, III e IV.
Química, o aluno montou a seguinte tabela: b) I, II e III, somente.
c) I, II e IV, somente.
Substâncias Início Final d) I, III e IV, somente.
Cr2(SO4)3’Ke2HSO2O4CH3COOH e) II, III e IV, somente.
Cor Ke2CCrH2O3C7’HH22OSHO4
Temperatura Amarelo- Verde - azulado 3. (Unifesp-SP) O gráfico apresenta a curva da decompo-
Laranja sição térmica do oxalato de magnésio, MsãgoC2COO4., Nessa
40oC reação os produtos da decomposição CO2 e
25 oC MgO (massa molar 40 g/mol).

A soma dos índices estequiométricos da equação da Neste gráfico são apresentados os valores da massa
reação devidamente balanceada e a classificação des- da amostra em função da temperatura.
ta reação quanto ao calor envolvido são, respectiva-
mente,

a) 29 e endotérmica
b) 31 e endotérmica
c) 29 e exotérmica
d) 31 e exotérmica
e) 33 e exotérmica

2. (Unifesp-SP) Amostras dos gases oxigênio e dióxido de Se a diferença entre as massas X e Y no gráfico for 576 mg,
enxofre foram coletadas nos frascos idênticos A e B, o valor de Y e a porcentagem de perda da massa da reação
respectivamente. O gás trióxido de enxofre pode se for- de decomposição térmica do oxalato de magnésio são, res-
mar se ocorrer uma reação entre os gases dos frascos pectivamente:
A e B, quando estes são misturados em um frasco C.

a) 320 e 35,7%
b) 320 e 64,3%
d) 352 e 39,2%
d) 576 e 35,7%
e) 576 e 64,3%

Sobre esses gases, são feitas as seguintes afirmações: 4. (Unifesp-SP) A geração de lixo é inerente à nossa exis-
tência, mas a destinação do lixo deve ser motivo de pre-
ocupação de todos. Uma forma de diminuir a grande
produção de lixo é aplicar os três R: Reduzir, Reutilizar
I. O frasco A apresenta o dobro de moléculas em relação e Reciclar. Dentro desta premissa, o Brasil lidera a re-
ao frasco B. ciclagem do alumínio, permitindo economia de 95% no

consumo de energia e redução na extração da bauxita,

897

CONCURSOS, VESTIBULARES & ENEM já que para cada kg de alumínio são necessários 5 kg c) 11,7 g
de bauxita. Abapuoxrciteanptaagraemproddouóçxãidooddeeaalulummínínioioé(Aalp2Oro3)- d) 117 g
extraído da
ximadamente igual a: 7. (Unifei-MG) A utilização de talheres de prata (1) é consi-
derada, há tempos, uma prática elegante e sofisticada,
a) 20,0% uma vez que esta é um metal nobre e, portanto, tem
b) 25,0% seu valor comercial como joia. Alguns alimentos como
c) 37,8% ovos, cebola e maionese podem escurecer os talheres
d) 42,7% de prata devido à oxidação pelo enxofre (2) presente no
e) 52,9% alimento, que reage formando um composto insolúvel
de sulfeto de prata (3). Uma solução simples para re-
5. (Unifei-MG) O prêmio Nobel de Química de 2007 foi con- cuperar o brilho da prata é combinar aproximadamen-
cedido ao alemão Gerhart Ertl, pelos seus estudos so- te um litro de água à temperatura ambiente com três
bre os processos químicos em superfícies sólidas. Sua colheres de sopa de sal de cozinha e três colheres de
contribuição foi muito importante para a indústria, pois sopa de bicarbonato de sódio em uma tigela. Adiciona-
forneceu o conhecimento básico para a compreensão se um pedaço de papel alumínio e imerge-se o objeto
de vários processos que ocorrem naturalmente, como, de prata nesta solução. A prata brilhará de novo. O alu-
a corrosão do ferro. Neste tema, as reações anódicas e mínio doa elétrons para o sulfeto de prata, que é redu-
catódicas do processo em meio aquoso pode ser repre- zido à prata metálica, liberando íons sulfeto (4). Dessa
sentado pelas seguintes equações não-balanceadas: forma, a prata recupera seu brilho.
As fórmulas químicas das substâncias (1) a (4) são res-
pectivamente:

Anódica: Fe(s) Fe2+(aq) + e– a) Ag, Sn, AgSn, S2–
b) Pt, S, PtS, S4-–
Catódica: O2(g) + H2O(l) + e– OH–(aq) c) Pt, Sn, Pt2Sn, S2-–
d) Ag, S, Ag2S, S2-–
A equação global corretamente balanceada que repre-
senta o processo descrito acima é:

a) Fe(s) + O2(g) + H2O(l) + 2 e– Fe2+(aq) + 2 OH–(aq) 8. (Unifei-MG) O bafômetro é um equipamento que indica
a quantidade de etanol presente no sangue de um indi-
b) Fe(s) + O2(g) + H2O(l) Fe2+(aq) + 2 OH–(aq) víduo, pela análise do ar expelido pelos pulmões. Os ba-
fômetros mais simples são descartáveis e consistem
c) Fe(s) + O2(g) + H2O(l) + 2 e– Fe2+(aq) + 2 OH–(aq) + 2 e– de pequenos tubos contendo uma mistura de solução
aquosa de dicromato de potássio e sílica umedecida
d) 2Fe(s) + O2(g) + 2H2O(l) 2 Fe2+(aq) + 4 OH–(aq) em ácido sulfúrico. A detecção de ingestão de álcool
acima do limite legal (0,6 g/L de sangue) por esse ins-
6. (Unifei-MG) O papel sulfite é assim chamado porque trumento é visual, onde o íon dicromato tem coloração
no seu processo industrial de fabricação emprega-se laranja e a forma reduzida do cromo, coloração verde,
o composto químico sulfito de sódio. Quando este sal e emprega a seguinte reação de oxirredução:
reage com o ácido clorídrico tneams-osleuabifloizramçãaoçãdoodsecSoOm2,-
composto redutor que atua 3 CH3CH2OH(aq) + 2 K2Cr2O7(aq) + 8 H2SO4(aq)
postos adsorvidos na fibra da celulose. 3 CH3COOH(aq) + 2 Cr2(SO4)3(aq) + 2 K2SO4(aq) + 11 H2O(líq)
O indivíduo I ingeriu 2 copos (de 200 mL cada) de vinho,
A equação não-balanceada desse processo de forma- cujo teor alcoólico médio é de 12% volume/volume.
ção de SO2 é: O indivíduo II ingeriu a mesma quantidade de cerveja,
cujo teor alcoólico médio é de 5% volume/volume.
Na2SO3(s) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(l) + SO2(g) Se estas duas pessoas fizessem o teste do bafômetro
baseado na reação do dicromato:
Na formação de 2,24 L de gás sulfuroso (SO2), quanto
será produzido de NaCl nas CNTP? a) Os dois bafômetros manteriam a cor laranja, sem qual-
quer alteração.
Dados: mas s as molare s (g . mol–1): Cl = 35,5;
Na = 23,0; S = 32,1; O = 16,0; b) Os dois bafômetros deveriam apresentar a mesma in-
H = 1,00. Volume molar nas CNTP = 22,4 L tensidade de coloração verde.

a) 0,585 g c) O resultado do bafômetro de I apresentaria uma cor ver-
b) 5,85 g de mais intensa do que de II.

898

d) O resultado do bafômetro de I deveria apresentar uma eletrólise ícgrnioelaita(n.aAauesqêunacçiãaodesimágpulaif)icdaedAal2dOa3 na pre- QUÍMICA
cor laranja mais intensa do que de II. sença de reação
eletrolítica do Al2O3 é:

9. (UFV-MG) Sobre a reação representada pela equação Al2O3(s) 2Al(l) + 3/2 O2 g) ∆H = 1650 kJ.mol –1
abaixo:

Fe + CuSO4 Fe2(SO4)3 + Cu De acordo com o exposto, pode-se afirmar que:

a) O cobre sofre oxidação e o seu número de oxidação no a) são necessários 3 mols de Al2O3 para produzir 5 mols de
CuSO4 é +2. alumínio

b) O ferro sofre oxidação e o seu número de oxidação no b) a reação de obtenção de Al conforme a reação mostrada
Fe2(SO4)3 é +3. acima é endotérmica

c) O ferro sofre oxidação e cada átomo doa 3 elétrons. c) a reação de obtenção de Al conforme a reação acima é
d) Após o balanceamento, a soma dos menores coeficien- de dupla troca

tes inteiros é 9. d) o oxigênio produzido tem número de oxidação –2

10. (UFMG-MG) Os extintores à base de espuma química e) os números de oxidação para o alumínio e o oxigênio no
são fabricados, utilizando-se bicarbonato de sódio, Al2O3 são +3 e 0, respectivamente
NtinatHoCr,Oe3s, seasácdiudaos ssuulbfúsrtiâcnoc, iaHs2SfiOc4a.mNoseipnateraridoar sd, oumexa-
da outra. Para ser usado, o extintor deve ser virado de 13. (UFF-RJ) A Companhia Vale do Rio Doce foi agraciada
cabeça para baixo, a fim de possibilitar a mistura dos pela agência Moody´s com o “Investment Grade”, o que
compostos, que, então, reagem entre si. Um dos pro- confere elevada credibilidade à empresa no cenário
dutos dessa reação é um gás, que produz uma espu- mundial, possibilitando um aumento na captação de
ma não-inflamável, que auxilia no combate ao fogo. recursos de investimento a um custo bem menor. A me-
Considerando-se essas informações, é CORRETO afir- nina dos olhos da Vale do Rio Doce é a reserva de miné-
mar que a substância gasosa presente na espuma não rio de ferro existente no sul do Pará que, de tão grande,
inflamável é: sozinha seria capaz de abastecer o mundo por mais de
quatrocentos anos. Um dos minérios extraídos dessa re-
sHeNrOva3,édoisFseo2lvOe3nqduoe- possui a propriedade de reagir com o
se completamente.

a) CO2 Com base nesta informação, pode-se dizer que os coe-
b) H2 ficientes numéricos que equilibram a equação química
c) O2 molecular representativa da reação entre o Fe2O3 e o
d) SO3 HNO3, são, respectivamente:

11. (UFG-GO) Um dos processos de obtenção do cobre a a) 1, 3, 2, 3
partir da calcopirita, um sulfeto misto de ferro e cobre, b) 1, 6, 1, 6
é o pirometalúrgico. Numa determinada etapa desse c) 1, 6, 2, 3
processo, o minério é aquecido ao ar, para produzir d) 2, 3, 2, 3
dois mols de sulfeto de cobre (II), juntamente com dois e) 2, 6, 2, 6
mols de óxido de ferro (II) e dois mols de dióxido de
enxofre gasoso. Essa reação química pode ser repre- 14. (UFF-RJ) Nas regiões úmidas do litoral brasileiro, a cor-
sentada pela seguinte equação: rosão é muito mais intensa do que em atmosfera de
baixa umidade, como a do sertão nordestino. A cor-
a) CuFeS2 (s) + 3 O2 (g) Cu (s) + 2 FeO (s) + 2 SO2 (g) rosão é sempre uma deterioração dos metais, provo-
cada por processos eletroquímicos (processos redox),
b) FeS (s) + CuS (s) + 3 O2 (g) CuS (s) + 2 FeO (s) +2 SO2 causando sérios prejuízos financeiros. O ferro enferru-
(g) ja porque se estabelece uma pilha entre um ponto e
outro do objeto de ferro.
c) 2 CuFeS2 (s) + 3 O2 (g) CuS (s) + 2 FeO (s) + 2 SO2 (g) Havendo oxidação ocorre também, necessariamente,
uma reação de redução que deve ser:
d) 2 CuFeS2 (s) + 3 O2 (g) 2 CuS (s) + 2 FeO (s) + 2 SO2 (g)

e) FeS (s) + CuS (s) + 3 O2 (g) 2 CuS (s) + 2 FeO (s) + 2
SO2 (g)

12. (UFF-RJ) O Brasil é um dos países líderes em recicla- a) H2O + e– 2OH– 899
gem de latinhas de alumínio. O alumínio usado na b) Fe2+ + 2e– Fe0
fabricação dessas latas pode ser obtido a partir da 4H+ + O2
c) 2H2O + 4e–