em1d a03 qui aplicacao

Química 131 105

EM1D-10-32

Módulo 35· Forças intermolecularesForças de Van der Waals

Forças de London1. (dipolo induzido – dipolo induzido ou dipolo temporário)

Ocorrem entre moléculas apolares.As moléculas deformam temporariamente suas nuvens

eletrônicas, em consequência:do movimento natural dos elétrons que se colocam 1)

mais próximos de outro átomo que do seu próprio;da indução molecular;2) dos choques moleculares.3)

Originam, temporariamente, os polos:positivo (+) • negativo (–)•

ExemploH – H ––– H – HMolécula isolada no estado gasoso:

Moléculas apolares próximas:(estado sólido ou líquido)

+ +–

–

+ +–

–

Força de London

As forças de dispersão de London aumentam à medida que a massa molecular aumenta.

Forças de dipolo – dipolo2. (forças de dipolo permanente)

Ocorrem entre moléculas polares.Exemploδ+HClδ- ---- δ+HClδ-

–

– –

– –

–

+

+

+ +

+ +

Forças de dipolo-dipolo

Ligações de hidrogênio3. Ocorrem entre moléculas que possuem hidrogênio liga-

do diretamente a F, O e N.Exemplo

+HF –

+HF –= Ligações de hidrogênio

A ligação de hidrogênio é responsável pela integridade estrutural de muitas biomoléculas, aparecendo, por exem-plo, na dupla-hélice do DNA.

Tensão superficial da água:A tensão superficial é um efeito que ocorre na camada

superficial de um líquido e leva essa superfície a se comportar como uma membrana elástica. É uma consequência das forças intermoleculares, como nos exemplos abaixo – água – das li-gações de hidrogênio. Veja:

Moléculas dasuperfície

Moléculasinternas

iMAgE sou

rcE

EResposta:

Gases nobres Intera o de Van der Waals

(fraca int

Liquefa oçã çã →eensidade)

Resposta: Ligação de hidrogênioa) Dipolo induzido – dipolo induzidob) Dipolo induzido – dipolo induzidoc) Ligação de hidrogêniod) Dipolo – dipoloe)

106

Exercícios de Aplicação

Quando um gás nobre sofre liquefação, seus átomos fi-1. cam unidos uns aos outros por ligações químicas denomi-nadas:

covalentes.a) iônicas.b) metálicas.c) ligações de hidrogênio.d) Van der Waals (tipo London).e)

Que tipos de forças intermoleculares mantêm unidas as 2. moléculas abaixo?

Ha) 2O(s)CClb) 4(l)Ic) 2(s)NHd) 3(l)HBr(l)e)

Exercícios Extras

Explique, detalhadamente, como ocorrem as forças de 3. dispersão de London.

Na produção industrial de panetones, junta-se à mas-4. sa o aditivo UI. Esse aditivo é a glicerina, que age como umectante, ou seja, retém a umidade para que a massa não resseque demais.

A fórmula estrutural da glicerina (propanotriol) é:H2C CH CH2

HO OH OHRepresente as ligações entre as moléculas de água e de a)

glicerina.Por que, ao se esquentar uma fatia de panetone resseca-b)

do, ela amolece, ficando mais macia?

Roteiro de estudos

Leia com atenção Matemática e ciências da Natureza 3 – capítulo 5, item 1

Tarefa proposta Questões 411, 412, 414, 415

Tarefa suplementarReforço Questões 409, 410, 413, 416, 419

Aprofundamento Questões 417, 418, 420

O composto formado por magnésio e oxigê-Resposta: nio deve apresentar ponto de fusão alto, porque se trata de um composto iônico, unido por atração eletrostática. A ligação iônica requer considerável quantia de energia para ser rompida.

EResposta: Moléculas apolares (forças de London ou Van der Waals),

também chamadas de dipolo instantâneo (induzido).

Química 131 107

EM1D-10-32

Módulo 36· Pontos de fusão e de ebulição das substâncias

A fusão ou a ebulição ocorre com o rompimento das 1) forças intermoleculares.

Quanto maior for a intensidade dessas forças, mais 2) difícil será separá-las, maiores serão os pontos de fusão e de ebulição.

Apolar < Polar < Polar com liga o de hidrog nioP.F. e P.E. crescente

çã êss

→

Para moléculas com mesmo tipo de forças intermole-3) culares:

Maior massa molecular ↔ Maiores os P.F. e P.E.


O composto formado por magnésio e oxigênio deve apre-1. sentar um ponto de fusão alto ou baixo? Por quê?

Os pontos de ebulição dos halogênios são, respectivamen-2. te: flúor = – 118,0 °C; cloro = – 34,6 °C; bromo = 58,8 °C e iodo = 184,4 °C. A explicação para esses valores situados numa faixa tão ampla reside na existência de forças intermolecu-lares sensivelmente diferentes nas quatro substâncias. As ligações entre as moléculas de halogênios se fazem através de:

forças de London, resultantes de momentos dipolares a) instantâneos, que diminuem com o aumento do tamanho do átomo.

forças resultantes da existência de momentos dipolares b) permanentes, que aumentam com o tamanho do átomo.

forças resultantes da existência de momentos dipolares c) permanentes, que diminuem com o tamanho do átomo.

forças resultantes do compartilhamento de elétrons, d) determinando a formação de um enlace covalente.

forças de London, resultantes de momentos dipolares e) instantâneos, que aumentam com o aumento do tamanho do átomo.

108

Exercícios Extras

As forças intermoleculares são responsáveis por várias 3. propriedades físicas e químicas das moléculas, como, por exemplo, a temperatura de fusão. Considere as moléculas de F2, Cl2 e Br2.

Quais as principais forças intermoleculares presentes a) nessas espécies?

Coloque essas espécies em ordem crescente de tempe-b) ratura de fusão.

A intensificação das interações intermoleculares ocorre 4. quando:

a água entra em ebulição.a) o vapor de água sofre condensação.b) a água, em altas temperaturas, decompõe-se em oxigê-c)

nio e hidrogênio.o vapor de água é aquecido.d) o gelo sofre fusão.e)

Roteiro de estudos




Aprofundamento Questões 421, 429, 431, 432

As moléculas são polares, porém o HResposta: 2O possui ligações de hidrogênio e o H2Se possui maior massa mole-cular que o H2S.

Resposta: HCl < HBr < Hl < HFa)

HCl, HBr e HI são moléculas polares, portanto o aumen-to da temperatura de ebulição se dá pelo aumento da massa molar. O ácido fluorídrico, HF, possui ligações de hidrigê-nio, portanto o ponto de ebulição é muito mais elevado.

Fb) 2 < Cl2 < Br2.Como essas interações aumentam com o aumento do nú-

mero de elétrons na molécula, a ordem crescente de intera-ções é F2, Cl2, Br2, a qual, por sua vez, é a mesma ordem de temperatura de ebulição.

Como as duas moléculas são apolares, possuem inte-c) rações do tipo dipolo induzido. Por apresentar maior massa molar, o tetraclorometano, CCl4, apresenta maior intensida-de para essas interações.

Hd) 2S, H2Se e H2Te são moléculas polares, portanto o aumento da temperatura de ebulição se dá pelo aumento da massa molar, e H2O possui ligações de hidrogênio, portanto o ponto de ebulição é muito mais elevado.

Química 131 109

EM1D-10-32

Módulo 37· Pontos de fusão e de ebulição das substâncias: exercíciosExercícios de Aplicação

Explique, de acordo com os tipos de ligações, o fato de 1. os pontos de ebulição das substâncias a seguir possuírem a seguinte ordem: H2O > H2Se > H2S.

Composto Tebulição(°C) Massa molar (g/mol)

H2o 100 18,0

H2s – 50 34,0

H2se – 35 81,0

H2Te – 20 129,6

Exercícios Extras

Líquidos apresentam substâncias cujas partículas – íons ou 3. moléculas – mantêm-se unidas por forças intermoleculares.

Dentre os líquidos:ácido fluorídrico – HFI. água – HII. 2Oéter etílico – CHIII. 3CH2OCH2CH3

etanol – CHIV. 3CH2OHacetona – CHV. 3COCH3

aqueles que apresentam o mesmo tipo principal de força intermolecular são os líquidos:

O dietil éter (CH4. 3CH2OCH2CH3) possui ponto de ebulição 36 °C, enquanto o 1 – butanol (CH3CH2CH2CH2OH) possui ponto de ebulição 111 ºC. O 1 – butanol possui ponto de ebulição maior porque:

possui maior densidade.a) apresenta maior massa molar. b) forma ligações de hidrogênio intermoleculares. c) apresenta maior cadeia carbônica. d) as forças intermoleculares predominantes são do tipo e)

Van der Waals.

Roteiro de estudos





Leia atentamente cada alternativa e faça o que se 2. pede.

Ordene as espécies HF, HCl, HBr e HI em ordem crescen-a) te de temperatura de ebulição. Justifique sua resposta.

Ordene as espécies Fb) 2, Cl2 e Br2 em ordem crescente de temperatura de ebulição. Justifique sua resposta.

Por que as temperaturas de ebulição do tetraclorome-c) tano, CCl4, e do metano, CH4, são iguais, respectivamente, a + 77 °C e a – 164 °C se ambas são moléculas apolares?

As temperaturas de ebulição dos compostos Hd) 2S, H2Se, H2Te e H2O variam na ordem mostrada na tabela a seguir. A água apresenta temperatura de ebulição muito mais alta que os demais. Como se explica esse fenômeno?

I, II e III.a) I, II e IV.b)

I, II e V.c) II, III e V.d)

III, IV e V.e)

110

Módulo 38· Solubilidade das substânciasPrincípio da solubilidade

“semelhante dissolve semelhante.”

A gasolina, mistura apolar, dissolve o querosene, mis-tura apolar.

O querosene, mistura apolar, dissolve a graxa, mistura apolar.

Polar dissolve polar2.

Água+

sal dissolvido

Água+

álcool

A água, polar (ligações de hidrogênio), dissolve o sal de cozinha – NaCl – dissociado que apresenta íons livres.

A água, polar (ligações de hidrogênio), dissolve o álco-ol comum, polar (ligações de hidrogênio).

Observação: os derivados do petróleo são, em sua maioria, misturas apolares.

Cuidado

Óleo+

água

Água+

tetracloretode carbono

A água, polar (ligações de hidrogênio), não dissolve o óleo, apolar.

A água, polar (ligações de hidrogênio), não dissolve o tetracloreto de carbono, apolar.

Apolar dissolve apolar1.

Gasolina+

querosene

Querosene+

graxa

Resposta: Devido à atração entre os polos.

Resposta: Como o detergente rompe as ligações de hidrogênio da a)

água, o talco, que inicialmente boia, vai se afastando para a borda do copo e, em seguida, vai para o fundo do copo (corpo de chão), devido à diminuição da tensão superficial da água.

A água é uma molécula polar com ligações de hi-b) drogênio, portanto dissolve o álcool, molécula polar com ligação de hidrogênio, e não dissolve a gasolina, mistura homogênea de moléculas apolares.

A água é uma molécula polar com ligações de hidro-c) gênio, portanto não dissolve a graxa, solução de moléculas apolares, entretanto a gasolina também é mistura homogê-nea de moléculas apolares; assim, são miscíveis.

Heterogêneo. A água é uma molécula polar com li-d) gações de hidrogênio, portanto não dissolve o óleo, mistura de moléculas apolares.

Química 131 111

EM1D-10-32


Por que uma substância polar tende a dissolver-se em 1. um solvente também polar?

Leia atentamente e responda às questões que se seguem.2. O que deve ser observado quando adicionamos em um a)

copo com água um pouco de talco e, logo em seguida, coloca-mos um pouco de detergente na superfície central da água?

Por que a água dissolve o álcool e não dissolve a gasolina?b) A graxa não se dissolve na água, entretanto dissolve-se c)

na gasolina. Justifique sua resposta.O sistema água e óleo é homogêneo ou heterogêneo? d)

Justifique sua resposta.Dados:Água: H2OEtanol: H3C — CH2 — OH (álcool)Gasolina: H3C — CH2 — CH2 — CH2 — CH2 — CH2 — CH3

(heptano: um dos componentes da solução gasolina)

Exercícios Extras

Classifique as misturas abaixo como homogêneas ou he-3. terogêneas.

Água e tetracloreto de carbono (CCla) 4)Água e gasolinab) Tetracloreto de carbono (CClc) 4) e iodo (I2)Água e acetonad) Justifique suas respostas.

Óleo de soja não se dissolve em água. A partir dessa 4. informação, é possível concluir que:

as moléculas de óleo são menores do que as de água.a) os elementos químicos presentes nas moléculas do óleo b)

são totalmente diferentes dos presentes nas de água.as moléculas do óleo de soja devem ser não polares.c) o óleo de soja possui moléculas extremamente polares.d) o número de átomos nas moléculas de óleo deve ser e)

igual a 3.

Roteiro de estudos





112

Módulo 39· Teoria de ArrheniusEletrólitos e não eletrólitos1. As substâncias cujas soluções aquosas contêm íons livres conduzem eletricidade, portanto, são chamadas de eletrólitos.

Solução não eletrolíticaExemplo: açúcar em água

Bateria

Lâmpada apagada

Eletrodos

Soluções não eletrolíticas

Solução eletrolíticaExemplo: NaCl em água; HCl em água

Bateria

Eletrodos

Lâmpada acesa

Soluções eletrolíticas

Dissociação2. É a separação dos íons de um retículo cristalino, quando ocorre dissolução de um composto iônico em água.Exemplo

NaCl s Na aq Cl aqH O( ) ( ) ( ) 2 → ++ −

Veja o esquema da dissociação do cloreto de sódio:

H2O

Na+(aq)

Cl– (aq)

Retículo cristalinode cloreto de sódio

Solução aquosa decloreto de sódio (íons livres)

Ionização3. É a formação de íons em uma solução devido à reação

das moléculas de uma substância dissolvida em água.Exemplo

HCl g H aq Cl aqH O

( ) ( ) ( )2

+ −+

Grau de ionização / Grau de dissociação (4. a)

a =n mero de mol culas ionizadas/dissociadas

n mero de mol cú é

ú é uulas dissolvidas

a próximo de zero → eletrólito fracoa próximo de um → eletrólito forte

Resposta: Ácido cianídrico: a concentração molar de íons li-a)

vres é 1% (0,1mol/L); a lâmpada acende com um brilho fra-co; baixa concentração de íons livres.

HCN g H aq CN aq

H O( ) ( ) ( )2

+ −+( )

Cb) 12H22O11(aq): lâmpada apagada (moléculas dissolvi-das).

c) Kcl s K aq + cl aqH o +2( ) → ( ) ( )− ; alta concentração

de íons (0,2 mol/L), lâmpada com brilho mais forte.

Resposta: A – Composto iônico (apresenta pelo menos uma ligação

iônica)B – Composto molecular/íons livres por ionização (liga-

ção covalente)C – Ligação metálica

Química 131 113

EM1D-10-32


(Fuvest-SP) No circuito elétrico abaixo, dois eletrodos, 1. E1 e E2, conectados a uma lâmpada podem ser mergulhados em diferentes soluções.

Supondo que a distância entre os eletrodos e a porção mergulhada sejam sempre as mesmas, compare o brilho da lâmpada quando se usam as seguintes soluções:

ácido cianídrico (HCN): 0,1mol/L a) ≅ 1% ionizado; sacarose (Cb) 12H22O11): 0,1 mol/L ; cloreto de potássio (KCl): 0,1 mol/L c) ≅ 100% dissociado.

Uma substância, A, conduz a corrente elétrica quando 2. fundida ou quando em solução aquosa. Outra substância, B, só conduz em solução de solvente apropriado, e uma tercei-ra, C, a conduz no estado sólido.

Qual o tipo de ligação existente em cada uma das subs-tâncias: A, B e C?

Exercícios Extras

Qual é a diferença entre dissociação iônica e ionização? 3. Exemplifi que.

Têm-se os três ácidos e os valores da tabela, que foram 4. obtidos dissolvendo-os em água à temperatura constante.

Quantidade em mols dissolvidos

Quantidade em mols ionizados

H2s 10 1

H2so4 3 2

HNo3 10 8

Roteiro de estudos





Calcule o grau de ionização para cada ácido e coloque-os em ordem crescente de sua força de ionização.

Resposta:

2ª ionização:

Ionização total:

1ª ionização:

(Ácidocarbônico)

Resposta: HCN: hidrácido, monoácido, ternário e volátila) Hb) 3PO3: oxiácido, diácido, ternário e fixoHc) 2SO4: oxiácido, diácido, ternário e fixoHd) 2CO3: oxiácido, diácido, ternário e volátil

114

Módulo 40· Ácidos: definição e classificaçãoDefinição de Arrhenius

Ácido é toda substância que, em solução aquosa, ioniza-se, produzindo exclusivamente o cátion H+(ou H3O+).

ExemploHCl(g) H+(aq) + Cl–(aq) ou HCl(g) + H2O(l) H3O

+(aq) + Cl–(aq)

Classificação dos ácidos

Quanto à presença de oxigênio1.

Hidrácidos: não têm oxigênio1.1. Exemplos: HI, HCN.

Oxiácidos: têm oxigênio1.2. Exemplos: H2SO4, HIO.

Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis(H2. +)

Monoácidos: 1H2.1. +

Exemplos: HI, H3PO2.

Diácidos: 2H2.2. +

Exemplos: H2S, H3PO3.

Triácidos: 3H2.3. +

Exemplos: H3PO4, H3BO3.

Tetrácidos: 4H2.4. +

Exemplos: H4SiO4, H4GeO4.

Quanto ao número de elementos químicos3.

Binário: 2 elementos3.1. Exemplo: HI

Ternário: 3 elementos3.2. Exemplo: HClO

Quaternário: 4 elementos3.3. Exemplo: H4[Fe(CN)6]

Quanto à volatilidade4.

Fixos (alto ponto de ebulição)4.1. Exemplo: H3PO4

Voláteis (baixo ponto de ebulição)4.2. Exemplo: HCl

Quanto à força5.

Fortes: 5.1. a ≥ 50%

Moderados: 5% < 5.2. a < 50%

Fracos: 5.3. a ≤ 5%


Escreva as equações de ionização (total e parcial) para 1. o ácido carbônico (H2CO3) em solução aquosa.

Classifique os ácidos abaixo quanto à presença de oxi-2. gênio, ao número de hidrogênios ionizáveis, à quantidade de elementos e à volatilidade:

HCNa) Hb) 3PO3

Hc) 2SO4

Hd) 2CO3

Química 131 115

EM1D-10-32

Exercícios Extras

Classifique os ácidos quanto à força.3. HNOa) 3

Hb) 2SO3

HClc) Hd) 4SiO4

He) 3PO4

HCNf) HFg) Hh) 3BO3

(ITA-SP) Qual dos ácidos a seguir é o menos volátil?4. HCla) Hlb) Hc) 2SO3

Hd) 2SO4

He) 3CCOOH

Roteiro de estudos

Leia com atenção Matemática e ciências da Natureza 3 – capítulo 6, itens 2.1 e 2.2




Resposta: Ha) +Se2– → H2SeHb) +CN– → HCNHc) +I– → HIHd) +Te2– → H2Te

Resposta: Ácido fluorídricoa) Ácido clorídricob) Ácido bromídricoc) Ácido iodídricod) Ácido sulfídricoe) Ácido cianídricof)

116

Módulo 41· Ácidos: nomenclatura (I)Hidrácidos:• ácidos sem oxigênio

Fórmula geral: H+Ax– → HxANomenclatura: ácido nome do ânion + ídrico


Dê a fórmula molecular dos ácidos abaixo:1. Ácido selenídricoa) Ácido cianídricob) Ácido iodídricoc) Ácido telurídricod)

Dê o nome oficial dos seguintes ácidos aquosos:2. HFa) HClb) HBrc) HId) He) 2SHCN f)

Exercícios Extras

Na tabela periódica, os elementos químicos com grande 3. afinidade química por metais que formam hidrácidos pela combinação com hidrogênio encontram-se na família:

IA (1)a) IIA (2)b) IVA (14)c) VA (15)d) VIIA (17)e)

Dê o nome oficial dos ácidos abaixo:4. Ha) 4[Fe(CN)6]HCNb) HIc) Hd) 2Te

Roteiro de estudos

Leia com atenção Matemática e ciências da Natureza 3 – capítulo 6, itens 2.3 e 2.4.1




Resposta: a) HBrO3 – 1 oxigênio = HBrO2

HBrO2 = ácido bromosob) HBrO3 – 2 oxigênios = HBrO HBrO = ácido hipobromosoc) HBrO3 + 1 oxigênio = HBrO4

HBrO4 = ácido perbrômico

Resposta: HClO < H3PO4 < H2SO4 < HClO4

HClO = ácido hipoclorosoH3PO4 = ácido fosfóricoH2SO4 = ácido sulfúricoHClO4 = ácido perclórico

Química 131 117

EM1D-10-32

Módulo 42· Ácidos: nomenclatura (II)Oxiácidos: • ácidos com oxigênio

Oxiácidos-padrão1.

Fórmula geral: H+Eoyx– → HxEoy

Nomenclatura: ácido nome do ânion + ico

Regra geral: oxiácidos que formam dois ou mais ácidos2.

Ácido perclórico

ê Ácido-padrão+ 1 oxig nio

Ácido clórico

HClO

HClO

4

3

← ico

HClO1 oxig nio 1 oxig nio2

ê ê− → − → HClOÁcido cloroso Ácido hipocloroso


Sabendo que a fórmula molecular do ácido brômico é 1. HBrO3, monte a fórmula dos ácidos:

Ácido bromosoa) Ácido hipobromosob) Ácido perbrômicoc)

Coloque os ácidos em ordem crescente de força e dê o 2. nome oficial de cada um deles.

HClO4; H2SO4; HClO e H3PO4

Exercícios Extras

Escreva a fórmula estrutural dos oxiácidos.3. Ha) 3PO4 (ácido fosfórico); triácido.Hb) 3PO3 (ácido fosforoso); diácido.Hc) 3PO2 (ácido hipofosforoso); monoácido.

Dê a fórmula dos seguintes ácidos:4.

Roteiro de estudos

Leia com atenção Matemática e ciências da Natureza 3 – capítulo 6, item 2.4.2




Ácido nítricoa) Ácido nitrosob) Ácido sulfúricoc) Ácido sulfurosod)

Ácido iódicoe) Ácido iodosof) Ácido hipoiodosog) Ácido periódicoh)

Resposta: HBr = ácido bromídricoHBrO3 = ácido brômicoHBrO2 = ácido bromosoHBrO = ácido hipobromosoHBrO4 = ácido perbrômico

118

Módulo 43· Ácidos: nomenclatura (III)Principais ânions oxigenados1.

Monovalentes

nome radical

cianato ocN–

clorato clo3–

Hipoclorito clo–

iodato io3–

Metafosfato Po3–

Nitrato No3–

Nitrito No2–

Perclorato cl04–

Permanganato Mno4–

Tiocianato scN–

Bivalentes

nome radical

carbonato co32–

cromato cro42–

Dicromato cr2o72–

Manganato Mno42–

oxalato c2o42–

sulfito so32–

sulfato s042–

Tiossulfato s2o32–


Consulte a tabela de ânions e resolva os exercícios.

Monte a fórmula de todos os ácidos possíveis com o ele-1. mento bromo.

Trivalentes

nome radical

Borato Bo33–

ortofosfato ou fosfato Po43–

Tetravalentes

nome radical

ortossilicato ou silicato sio44–

Pirofosfato P2o74–

Nomenclatura2.

Ácido + ico Nome do ânion – ato

Ácido + oso Nome do ânion – ito

Ânion Ácido

ito oso

ato ico

eto ídrico

Exemplos:CO3

2– = ânion carbonato → H+CO32– → H2CO3 = ácido carbônico

NO2– = ânion nitrito → H+NO2

– → HNO2 = ácido nitrosoCl– = ânion cloreto → H+Cl– → HCl = ácido clorídricoIO– = ânion hipoiodito → H+IO– → HIO = ácido hipoiodosoIO4

– = ânion periodato → H+IO4 → HIO4– = ácido periódico

Resposta: a) Ácido sulfurosob) Ácido silícicoc) Ácido carbônicod) Ácido nítricoe) Ácido hipobromoso

Química 131 119

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Dê o nome oficial dos ácidos abaixo:2. Ha) 2SO3

Hb) 4SiO4

Hc) 2CO3

HNOd) 3

HBrOe)

Exercícios Extras

Certo informe publicitário alerta para o fato de que, se o indivíduo tem azia ou pirose com grande frequência, deve 3. procurar um médico, pois pode estar ocorrendo refluxo gastroesofágico, isto é, o retorno do conteúdo ácido do estômago. A fórmula e o nome do ácido que, nesse caso, provoca a queimação no estômago, a rouquidão e mesmo dor torácica são:

Situação normal Situação de refluxogastroesofágico

Estômago

Esôfago

ácido ácido

HCl e ácido clórico.a) HClOb) 2 e ácido cloroso.HClOc) 3 e ácido clorídrico.HClOd) 3 e ácido clórico.HCl e ácido clorídrico.e)

Indique a fórmula molecular de cada ácido abaixo:4. Ácido silícicoa) Ácido sulfurosob) Ácido hipobromosoc)

Ácido nítricod) Ácido arseniosoe)

Roteiro de estudos

Leia com atenção Matemática e ciências da Natureza 3 – capítulo 6, item 2.4




Resposta: a) Ácido ortobórico: H3BO3

Ácido metabórico: H3BO3 – H2O = HBO2

Ácido pirobórico: 2 H3BO3 – H2O = H4B2O5

b) H3PO4 = ácido fosfórico (ácido ortofosfórico)H3PO3 = ácido fosforosoH3PO2 = ácido hipofosforosoHPO3 = ácido metafosfóricoH4P2O7 = ácido pirofosfórico

CResposta: (orto) = maior grau de hidratação meta = orto – 1 H2Opiro = 2 orto – 1 H2O

120

Módulo 44· Ácidos: nomenclatura (IV) Grau de hidratação de um oxiácido

H20HPO

H

3

3PO4

−←

ico ou orto_icoH P· 2

4 2O

7 H20− →

Ácido metafosfórico

Ácido (orto)fosfórico

Ácido-padrão

Ácido pirofosfórico

importanteo cromo e o manganês são dois metais que também formam ácidos:HMno4 = ácido permangânicoH2Mno4 = ácido mangânicoH2cro4 = ácido crômicoH2cr2o7 = ácido pirocrômico ou dicrômico


Sabe-se que existem ácidos que diferem no grau de hidratação. O mais hidratado é o ácido 1. xico ou ácido ortoxico. Aprendemos que o ácido metaxico é obtido deste quando retiramos uma molécula de água, e que o ácido piroxico é obtido quando dobramos a fórmula do ácido ortoxico e, em seguida, retiramos uma molécula de água.

Dada a fórmula do ácido bórico, Ha) 3BO3, monte as fórmulas do ácido metabórico e do ácido pirobórico.Monte as fórmulas e dê o nome de todos os ácidos do fósforo.b)

Alguns ácidos oxigenados podem formar três ácidos com diferentes graus de hidratação. Estes ácidos recebem prefixos: 2. orto, meta e piro. O prefixo orto corresponde ao ácido que apresenta:

menor teor de água na molécula.a) teor de água intermediário entre o meta e o piro.b) maior teor de água na molécula.c)

teor de água menor que o meta.d) teor de água menor que o piro.e)

Química 131 121

EM1D-10-32

Exercícios Extras

Dê a fórmula molecular de acordo com o nome dos se-3. guintes ácidos relacionados:

Descubra a fórmula do ácido metabórico, sabendo que a 4. do ácido ortobórico é H3BO3.

Ácido sulfúricoa) Ácido fosforosob) Ácido metassilicicoc)

Ácido permangânicod) Ácido cianídricoe) Ácido iodídricof)

Roteiro de estudos





122

Módulo 45· Ácidos: cotidiano

Ácidos Características

Acético

É um líquido incolor, de cheiro forte, penetrante e característico, e solúvel em água. É usado no dia a dia principalmente como condimento culinário. O vinagre é uma solução aquosa de ácido acético de 3 a 7%.

Cítrico

É encontrado no limão, na laranja e nas demais frutas cítricas.

SulfúricoÉ um ácido importante economicamente. Na década de 1960, o grau de desenvolvimento industrial de um país era avaliado pela quantidade de ácido sulfúrico que ele produzia e consumia. O maior consumo desse ácido se dá na fabricação de fertilizantes, como superfosfatos e sulfato de amônia. É ainda utilizado nas indústrias petroquímicas, de papel, de corantes, nos acumuladores de chumbo (baterias de automóvel) etc. O ácido sulfúrico concentrado tem ação corrosiva sobre os tecidos dos organismos vivos, produzindo sérias queimaduras na pele, com a formação de manchas pretas. Por isso, é necessário extremo cuidado ao manusear esse ácido. Ele também faz parte da chuva ácida característica de ambientes poluídos.

Clorídrico

Consiste no gás cloreto de hidrogênio, que é bastante solúvel em água. O estômago secreta esse ácido para auxiliar a digestão dos alimentos. Quando impuro, é vendido no comércio com o nome de ácido muriático, sendo usado principalmente na limpeza de pisos e de superfícies metálicas antes do processo de soldagem.

ArAMiNTA/DrEAM

sTiME.coM

gEorgE DoYLE/sTocKBYTE/gETTY iMAgEs

sTocKBYTE/gETTY iMAgEs

EDisAAcs/DrEAMsTiM

E.coM

Química 131 123

EM1D-10-32

Nítrico

Depois do ácido sulfúrico, é o mais fabricado e o mais consumido na indústria. É um líquido incolor e fumegante no contato com o ar. Ataca com violência os tecidos animal e vegetal, produzindo manchas amareladas na pele. Seu manuseio, portanto, requer muito cuidado, pois seus vapores são muito tóxicos. É usado na fabricação de explosivos, como nitroglicerina (dinamite) e TNT. É ainda usado na fabricação de salitre e utilizado como fertilizante e na produção da pólvora negra (misturada com carvão e enxofre). O ácido nítrico é encontrado em um tipo de chuva ácida em ambientes não poluídos, acompanhada de relâmpagos, e na composição da chuva ácida em grandes cidades.

Fosfórico

No comércio, encontra-se geralmente na forma de um líquido viscoso. É usado na indústria de vidro, na tinturaria, nas indústrias de alimentos e na produção de refrigerantes de cola como estabilizante, bem como na fabricação de fosfatos e superfosfatos usados como adubos.

Carbônico

É um ácido fraco e um dos constituintes dos refrigerantes e das águas minerais gaseifi cadas. O gás carbônico, ao se combinar com a água da chuva, origina um determinado tipo de chuva ácida, mesmo em ambientes não poluídos e na ausência de relâmpagos, o que leva a concluirmos que todas as chuvas acabam sendo ácidas.

Fluorídrico

Nas condições ambientais, é um gás incolor que tem a característica de corroer o vidro, quando em solução aquosa. Por esse motivo, em laboratórios, deve ser guardado em frascos plásticos, sendo usado para fazer gravações em cristais e vidros.

WiKiPEDiA

DrEAMsTiM

E.coMrocH

Er/DrEAMsTiM

E.coM

sPE/DrEAMsTiM

E.coM

DResposta: Ácido clorídrico: comercialmente chamado de ácido

muriático (presente no estômago: suco gástrico).

CResposta: O ácido carbônico, H2CO3, é um oxiácido fraco, encon-

trado sempre na formulação de refrigerantes e de águas gaseificadas, sendo ainda o responsável pelo fenômeno de chuvas ácidas em ambientes sem poluição.

124


O ácido encontrado no suco gástrico do aparelho diges-1. tivo humano é:

HNOa) 3

Hb) 2SO4

Hc) 3PO4

HCld) He) 2SO3

Qual dos ácidos a seguir é o oxiácido fraco sempre pre-2. sente nos refrigerantes e água gaseificada, sendo ainda responsável pelo fenômeno de chuvas ácidas em ambientes não poluídos e na ausência de raios?

Ácido sulfídricoa) Ácido sulfúricob) Ácido carbônicoc)

Ácido perclóricod) Ácido clóricoe)

Exercícios Extras

Qual o ácido usado nas baterias dos automóveis?3. Qual o ácido cuja produção e cujo consumo podem ser 4. usados como referencial do poder econômico de um país?

Roteiro de estudos





Resposta: CsOH(s) a) → Cs+(aq) + OH–(aq)Sr(OH)b) 2(s) → Sr2+(aq) + 2 OH–(aq)Ba(OH)c) 2(s) → Ba2+(aq) + 2 OH–(aq)Al(OH)d) 3(s) Al3+(aq) + 3 OH–(aq)

CResposta: O NH4OH é a única base inorgânica, fraca e solúvel em

água.

Química 131 125

EM1D-10-32

Módulo 46· Bases: definição e classificaçãoRegra geral de formulação das bases1.

cy+oH– → c(oH)y

Observação: NH4OH → Única base com cátion de ametais

Classificação das bases2.

De acordo com o número de hidroxilas (OH–):monobases:• 1 OH–. Exemplo: KOHdibases:• 2 OH–. Exemplo: Ba(OH)2 tribases:• 3 OH–. Exemplo: Al(OH)3

tetrabases:• 4 OH–. Exemplo: Sn(OH)4

De acordo com a solubilidade em água a 25 °C:solúveis:• IA e NH4

+. Exemplo: KOHpouco solúveis: • IIA. Exemplo: Mg(OH)2

insolúveis:• as demais bases.

De acordo com o grau de dissociação iônica (a):bases fortes• (a = 100%): IA e IIA. Exemplo: KOHbases fracas:• as demais bases (incluindo NH4OH).

Exemplo: AgOH


Escreva a equação de dissociação iônica das bases:1. CsOHa) Sr(OH)b) 2

Ba(OH)c) 2

Al(OH)d) 3

Assinale a afirmativa 2. errada.As dibases têm fórmula geral B(OH)a) 2.O NaOH é uma base forte.b) O NHc) 4OH é praticamente insolúvel na água.O Cu(OH)d) 2 é insolúvel e fraco.As bases alcalinas são fortes.e)

126

Exercícios Extras

(UEL-PR) Completa-se corretamente o seguinte texto:3. “Pode-se definir ácidos e bases como substâncias que,

ao se dissolverem em água, fornecem, respectivamente, cá-tions (I) e ânions (II)...”, substituindo I e II por:

I IIHa) 3O

+ O2–

Hb) 3O+ OH–

Hc) 3O+ O2

–

Od) 2– OH–

He) 3–+ O2–

Na indústria de sabão duro, usa-se um glicerídio que é 4. hidrolisado por uma base forte. Assinale, nas alternativas abaixo, a base usada na fabricação de sabão duro.

SOa) 2(OH)2

Hb) 3C – OHFe(OH)c) 3

NaOHd) NHe) 4OH

Roteiro de estudos

Leia com atenção Matemática e ciências da Natureza 3 – capítulo 6, itens de 3.1 a 3.4




Resposta: a) Hidróxido de sódiob) Hidróxido de potássioc) Hidróxido de magnésiod) Hidróxido de cálcioe) Ba(OH)2

f) Zn(OH)2

g) AgOHh) Al(OH)3

Resposta: NH4

+OH– = NH4OH: hidróxido de amônio

Química 131 127

EM1D-10-32

Módulo 47· Bases: nomenclatura (I)Nomenclatura das bases (IUPAC)

• Quando o elemento tem Nox fixo

Hidróxido de Nome do cátion

ExemplosLiOH = hidróxido de lítio


Dar o nome ou a fórmula das seguintes bases:1. NaOHa) KOHb) Mg(OH)c) 2

Ca(OH)d) 2

Hidróxido de bárioe) Hidróxido de zincof) Hidróxido de pratag) Hidróxido de alumínioh)

Monte a fórmula e dê o nome da única base inorgânica, fraca, instável e solúvel em água.2.

Exercícios Extras

Dê o nome às seguintes bases:3. Considere os seguintes cátions: K4. +, Ca2+, NH4+. Escreva

as fórmulas das suas bases e seus respectivos nomes.

Roteiro de estudos





AgOHa) NHb) 4OHBa(OH)c) 2

Al(OH)d) 3

LiOHe)

Zn(OH)f) 2

Mg(OH)g) 2

FrOHh) Ca(OH)i) 2

KOHj)

Resposta: a) Cu(OH)2: hidróxido de cobre II ou hidróxido cúprico.b) AuOH: hidróxido de ouro I ou hidróxido auroso.c) Fe(OH)3: hidróxido de ferro III ou hidróxido férrico.d) Pb(OH)4: hidróxido de chumbo IV ou hidróxido

plúmbico.e) Pt(OH)2: hidróxido de platina II ou hidróxido pla-

tinoso.

Resposta: a) Co2+OH– = Co(OH)2 b) Au3+OH– = Au(OH)3

c) Pb2+OH– = Pb(OH)2

d) Pt4+OH– = Pt(OH)4

e) Ni2+OH– = Ni(OH)2

128

Módulo 48· Bases: nomenclatura (II)• Quando o elemento tem carga variável

– 1ª oficial:

Hidróxido de (Nox em algarismo romano) Nome do metal

ExemplosPb(OH)2 = hidróxido de chumbo IIPb(OH)4 = hidróxido de chumbo IV

– 2ª usual:

Hidróxido + ico (maior Nox)

ou

oso (menor Nox)

Nome do metal

ExemplosPb(OH)2 = hidróxido plumbosoPb(OH)4 = hidróxido plúmbico


Dê o nome oficial e usual das bases abaixo:1. Cu(OH)a) 2

AuOHb) Fe(OH)c) 3

Pb(OH)d) 4

Pt(OH)e) 2

Monte a fórmula molecular das bases abaixo:2. Hidróxido de cobalto IIa) Hidróxido áuricob) Hidróxido plumbosoc) Hidróxido de platina IVd) Hidróxido niquelosoe)

Química 131 129

EM1D-10-32

Exercícios Extras

Faça o que se pede em cada item.3.

I) Escreva o nome das seguintes bases:KOHa) Ba(OH)b) 2

Fe(OH)c) 2

Fe(OH)d) 3

Sr(OH)e) 2

LiOHf) CsOHg) Pb(OH)h) 2

Pb(OH)i) 4

Hg(OH)j) 2

Hgk) 2(OH)2

II) Escreva as fórmulas de:Hidróxido de sódio.a) Hidróxido de cálcio.b) Hidróxido de níquel II.c) Hidróxido áurico.d) Hidróxido cuproso.e) Hidróxido cúprico.f) Hidróxido de estanho II.g) Hidróxido de estanho IV.h) Hidróxido de amônio.i) Hidróxido de alumínio.j)

Roteiro de estudos

Leia com atenção Matemática e ciências da Natureza 3 – capítulo 6, itens 3.5 e 3.6




Considere os seguintes cátions: Cu4. +, Fe2+, Au3+, Sn4+. Escreva as fórmulas das suas bases e seus respectivos nomes.

AResposta: X + Y → Z + W70,0 g 28,5 g m 55,0 gmreagentes = mprodutos

70,0 + 28,5 = 55,0 + mm = 98,5 – 55,0m = 43,5 g da substância Z

Resposta: hidrogênio gasoso + oxigênio gasoso → água 4 g 32 g 36 g 0,8 g 6,4 g x

Aplicando-se a Lei de Proust para os reagentes:

4 g0,8 g

= 32 g6,4 g

= 5

Portanto, 36 gx

= 5

logo, x = 7,2 g de gua (2 exá º pperimento)

O experimento obedece à Lei de Proust, pois há propor-ção entre os reagentes. A massa de água formada no 2o expe-rimento é igual a 7,2 g.

130

Módulo 18· Leis de Lavoisier e Proust

Com base na Lei de Lavoisier, que diz “Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”, e tendo uma reação 1. que ocorre com a combinação de 70,0 g de uma substância X e 28,5 g de uma substância Y, qual será a massa da substância Z, sabendo-se que no produto também foram encontrados 55,0 g de uma substância W?

Leis ponderaisSão leis que estabelecem relações entre as massas das substâncias que participam das reações químicas.

1. Lei de Lavoisier: Lei da Conservação das Massas“Numa reação química, a massa total do sistema reagente é numericamente igual à massa total do sistema produto.”Experimentalmente: sistema fechado (quando houver envolvimento de gases no experimento).

2. Lei de Proust: Lei das Proporções Constantes 1a experiência 2a experiênciahidrogênio + oxigênio → água hidrogênio + oxigênio → água 2 g + 16 g → 18g 4 g + 32 g → 36 g

mm

mm

hidr

oxig

hidr

gua

.

.

.;= =18

19á

mm

mm

hidr

oxig

hidr

gua

.

.

.;= =18

19á

“Numa reação química, a proporção entre as massas das substâncias participantes é sempre constante.”


43,5 ga) 41,5 gb) 31,5 gc)

15,0 gd) 4,35 ge)

Procurando-se observar o cumprimento da Lei de Proust (proporções constantes), um certo experimento foi realizado 2. duas vezes, sendo que no primeiro experimento reagiram 4 g de hidrogênio gasoso com 32 g de oxigênio gasoso, e foram obtidos 36 g de água. Num segundo experimento, reagiu 0,8 g de hidrogênio gasoso com 6,4 g de oxigênio gasoso. Deter-mine a massa de água obtida no segundo experimento e responda, caso o experimento seja realizado em sistema fechado, se ele obedece à Lei de Proust.

Química 132

131

EM1D-10-32

Química 132

Foi realizada uma reação para produção de óxido de 3. magnésio, e nesse caso fez-se reagir 48 g de magnésio me-tálico com 16 g de oxigênio gasoso. Após a reação, obser-vou-se que restaram 24 g de magnésio metálico sem reagir. Qual é a massa de óxido metálico formada?

20 ga) 24 gb) 40 gc) 48 gd) 64 ge)

O quadro abaixo refere-se a uma sequência de experimen-4. tos realizados. Sabendo que todos os experimentos obedecem às Leis de Lavoisier e de Proust, podemos afirmar que:

4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3

1o experimento 224 g 96 g X g

2o experimento 11,2 g Y g 16 g

3o experimento Z g 19,2 g W g

X = 272 ga) Y é igual à metade do valor da massa de Ob) 2 no primeiro

experimento.Z + W = 168,8 gc) X e W são iguais aos valores das somas das respectivas d)

massas dos reagentes do primeiro e do terceiro experi-mentos.

Z = 148 ge)

Exercícios Extras

Roteiro de estudos

Leia com atenção Matemática e ciências da Natureza 3 – capítulo 5, itens 1 e 2




Resposta:

x = 60 g e y = 160 gSão necessários 160 g de oxigênio para a produção de

220 g de gás carbônico.

BResposta:

x = 108 3 = 324 g de Al

y = 96 3 = 288 g de O612 g de produto

2

⋅

⋅

204 g ——— — 100% 96 g ——— — pp = 47%

132

Módulo 19· Consequências da Lei de ProustConsequência da Lei de Proust: cálculo estequiométrico (cálculo por meio do qual é possível prever as quantidades

desconhecidas de reagentes ou de produtos em uma reação química) e composição centesimal.


Na reação de carvão com oxigênio gasoso, há formação 1. de gás carbônico como produto, sendo:

C + O2 → CO2

12 g 32 g 44 g

Calcule a massa de oxigênio necessária para a queima do carvão que produza 220 g de gás carbônico.

Sabendo que 204 g de bauxita são capazes de produzir 108 g de alumínio metálico e 96 g de oxigênio gasoso, caso tripliquemos a quantidade de bauxita, qual será a massa to-tal dos produtos formados? Qual a porcentagem em massa de oxigênio em 204 g de bauxita?

2 g e 0,98%a) 612 g e 47%b) 117 g e 57%c)

288 g e 70%d) 6 · 10e) 23 g e 90%

A obtenção do alumínio é feita a partir da bauxita, se-2. gundo a reação:

2 Al2O3 → 4 Al + 3 O2

bauxita alumínio oxigênio

Exercícios Extras

O nitrato de amônio é um composto químico. Sua fór-3. mula molecular é NH4NO3. Apresenta massa de nitrogênio unitária igual a 14, de hidrogênio igual a 1 e de oxigênio igual a 16. Uma de suas particularidades agronômicas é que detém, ao mesmo tempo, duas formas de fornecimento de nitrogênio ao solo. A porcentagem, em massa, de nitrogê-nio presente no nitrato de amônio é igual a:

Lavoisier, no 4. Traité Élémentaire de Chimie, cujo segundo centenário de publicação é celebrado este ano, afirma que a proporção entre as massas de oxigênio e de hidrogênio que entram na composição de 100 partes de água (massa total por unidade em mol é 18 g) é 85:15. De acordo com a reação dada, 2 H2 + O2 → 2 H2O, adicionada ao fato de que a massa de cada 1 mol de hidrogênio gasoso é igual a 2 g e 1 mol de oxigênio gasoso é igual a 32 g, podemos afirmar que hoje sabemos que essa proporção é, aproximadamente:

14%a) 17,5%b) 28%c)

35%d) 70%e)

67 : 33a) 80 : 20b) 87 : 13c)

89 : 11d) 91 : 9e)

Roteiro de estudos





Resposta: 60,0 g do éter ____________ 100%36,0 g de carbono ____________ xx = 60% de carbono

60,0 g do éter ____________ 100%8,0 g de hidrogênio ____________ yy = 13,33% de hidrogênio

60,0 g do éter ____________ 100%16,0 g de oxigênio ____________ z z = 26,67% de oxigênio

Fórmula percentual: C60%H13,33%O26,67%

DResposta: 100% – 92,3% de C = 7,7% de H78 g ____________ 100% m ____________ 7,7% m = 6,0 g

Química 132 133

EM1D-10-32

Módulo 20· Fórmula percentual Fórmula percentual (composição centesimal)

Indica a porcentagem em massa de cada elemento químico em uma substância.


A análise de 60,0 g de um éter demonstrou que ele é 1. constituído por 36,0 g de carbono, 8,0 g de hidrogênio e 16,0 g de oxigênio. Qual é a sua fórmula percentual?

Um hidrocarboneto (composto formado apenas por car-2. bono e hidrogênio) apresenta 92,3% de carbono em sua composição. Se sua massa molar é de 78 g, a massa corres-pondente ao hidrogênio é de:

(Massas molares: C = 12; H = 1)78 ga) 72 gb) 7,7 gc) 6,0 gd) 1,78 ge)

Exercícios Extras

O superóxido de potássio, um sólido amarelo, altamente 3. explosivo, resulta da interação do potássio com o oxigênio. Se 3,91 g do metal potássio (K) interagem com o oxigênio (O2) formando 7,11 g do superóxido de potássio, pode-se concluir que a fórmula percentual desse composto é:

(Dados: massas atômicas O = 16,0 ; K = 39,1)Ka) 55%O45%

Kb) 50%O50%

Kc) 45%O55%

Kd) 65%O35%

Ke) 25%O75%

A síntese da aspirina (ácido acetil-salicílico) foi uma 4. das maiores conquistas da indústria farmacêutica. Sua fór-mula molecular é C9H8O4. Qual é a porcentagem, em massa, de carbono na aspirina?

(Dados – massas molares: C = 12; O = 16; H = 1)20%a) 40%b) 50%c) 60%d) 80%e)

Roteiro de estudos





AResposta: 60% de C = 60

12 = 5

1 67, = 3

13,33% de H = 13 331, = 13 33

1 67,

, = 8

26,67% de O = 26 6716, = 1 67

1 67,,

= 1

Fórmula mínima = C3H8O

Resposta:

27,06% de Na = 27 0623, = 118

118,,

= 1

16,47% de N = 16 4714, = 118

118,,

= 1

56,47% de O = 56 4716, = 3 53

118,,

= 3

Fórmula empírica / mínima = NaNO3

134

(Fuvest-SP) Um composto submetido à decomposição 3. produziu hidrogênio e silício na proporção, respectiva-mente, de 3,0 g para 28,0 g. No composto original, quantos átomos de hidrogênio estão combinados com um átomo de silício?

(Massas molares: H = 1,0; Si = 28,0)1a) 2b) 3c) 4d) 6e)

Hematite ou hematita é um mineral da classe dos óxi-4. dos, um dos diversos óxidos de ferro. O minério contém, às vezes, quantidades ligeiras de titânio. Quando em forma de ornamento, é frequentemente chamado de diamante preto. É uma das principais fontes de ferro. A fórmula mínima desse composto (hematita), considerando-se que seja for-mado apenas por ferro e oxigênio e que apresente 70% em massa de ferro, é:

(Dados: massas molares: Fe = 56; O = 16)FeOa) Feb) 2O3

Fec) 3O4

FeOd) 2

Fee) 2O

Módulo 21· Fórmula mínima Fórmula mínima ou empírica (Fmín)

Indica a menor proporção, expressa em números inteiros, de átomos ou de mols de átomos de uma determinada substância.


Um éter qualquer possui a seguinte composição percen-1. tual: C = 60%; H = 13,33%; O = 26,67%. Logo, a sua fórmula mínima será:

(Massas molares, em g/mol: C=12; H=1; O=16)Ca) 3H8OCHOb) Cc) 3H7O2

Cd) 3H2OCHe) 8O2

Sabendo que um composto mineral apresenta a se-2. guinte composição centesimal: Na = 27,06%; N = 16,47% e (O = 56,47%), calcule a sua fórmula empírica.

(Dados: N = 14; O = 16; Na = 23)

Exercícios Extras

Roteiro de estudos





BResposta: NH2

____________16 un(NH2)

____________ 32 u n = 2Fórmula molecular = n ·(fórmula mínima) Fórmula molecular = 2 · (NH2)Fórmula molecular = N2H4

Resposta: Carbono:152 g ____________ 100%12 · x ____________ 79% x = 10

Hidrogênio:152 g ____________ 100%1 · y ____________ 2,6% y = 4

Nitrogênio152 g ____________ 100%14 · z ____________ 18,4% z = 2

Fórmula molecular = C10H4N2

Química 132 135

EM1D-10-32

Módulo 22· Fórmula molecularFórmula molecular ou bruta (F.M.)1. Indica quais e quantos átomos de cada elemento for-

mam uma molécula ou um mol de moléculas de uma de-terminada substância.

Por exemplo:F.M. = (fmín)n

Sabendo que a fórmula percentual da nicotina é 1. C79%H2,6%N18,4% e que sua massa molecular é 152 u, determine sua fórmula molecular.

(Dados: massa molecular: C = 12; H = 1; N = 14)

A hidrazina é um composto químico cuja fórmula mí-2. nima é NH2 e é usado, entre outras, como propelente para satélites artificiais. A hidrazina é um líquido com proprie-dades similares à amônia em razão da disposição espacial de seus átomos de hidrogênio, o que faz com que a substân-cia seja muito mais reativa que a amônia. Sendo sua massa molecular igual a 32 u, sua fórmula molecular será:

(Dados: massa molecular: H = 1; N = 14)

Exercícios Extras

O benzeno foi descoberto em 1825, por Michael Faraday 3. (1791-1867), no gás de iluminação usado em Londres, na épo-ca. Faraday é o mesmo cientista que descobriu vários fenô-menos elétricos e determinou as leis da eletrólise. Em 1834, o químico Edilhardt Mitscherlich determinou a fórmula mole-cular do benzeno, C6H6. Determine sua fórmula percentual.

(Dados: massas molares: C = 12; H = 1)

As plantas necessitam de nutrientes para se desenvol-4. verem. O fósforo, um nutriente primário, é absorvido pela planta na forma de íon fosfato. Analisando uma amostra de um saco de adubo, a composição centesimal encontrada para o composto que continha fosfato foi Na = 32,4%; H = 0,7%; P = 21,8%; O = 45,1%. A fórmula mínima do composto é:

(Dados: massas molares: Na = 23; H = 1; P = 31; O = 16)

Na H P O

a) 2 1 1 4

b) 1 2 1 4

c) 1 1 4 2

d) 4 2 2 1

e) 2 1 1 3

NHa) 2

Nb) 2H4

Nc) 3H6

Nd) 4H8

Ne) 5H10

Roteiro de estudos

Leia com atenção Matemática e ciências da Natureza 3 – capítulo 6, itens 3 e 4





Outros tipos de interconversões 2. entre as fórmulas

Fórmulamolecular

Fórmula percentual

Fórmula mínima

Resposta: reações químicasa) deslocamento (simples troca)/ dupla-trocab) substâncias/ compostac) decomposiçãod) simples troca/ compostae) dupla-troca/ compostas/ compostasf) produtosg) equaçõesh) reação de síntesei)

Resposta: (c) Simples trocaI. (d) Dupla-trocaII. (d) Dupla-trocaIII.

136

Módulo 23· Reações químicas: classificaçãoRepresentação gráfica: equação química1.

A + B C + DReagentes Produtos

→

Classificação2.

Síntese ou adição2.1. A + B + ... → SExemplos:C + O2 → CO2

SO3 + H2O → H2SO4

Análise ou decomposição2.2. S → A + B + ...Exemplos:

2 KClO 2 KCl + 3O3

MnO

22 →

CaCO3 → CaO + CO2

Deslocamento ou simples troca2.3. AB + C → CB + Aou AB + C → AC + BExemplos:H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2

2 NaBr + Cl2 → 2 NaCl + Br2

Dupla-troca2.4. AB + CD → CB + ADExemplo:AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3


Complete.1. Os fenômenos químicos são também chamados a)

_________.As reações químicas podem ser divididas em 4 tipos: b)

síntese, análise, _________________ e _________________.Na reação de síntese, duas _________________ sim-c)

ples ou compostas se reúnem para formar uma substância _______.

Na reação de análise, uma substância composta sofre d) _________________ e se transforma em duas ou mais subs-tâncias.

Na reação de _________________, uma substância sim-e) ples reage com uma substância _________________.

Na reação de _________________, duas substâncias f) _________________ reagem e formam duas outras substân-cias _________________.

Nas reações químicas, existem substâncias reagentes e g) substâncias _________________.

As reações químicas são representadas pelas h) _____________ químicas.

A equação Hi) 2 + Cl2 → 2 HCl representa uma ____________ ____________.

Classifique as reações em:2. decomposição;a) composição;b) simples troca;c) dupla-troca.d)

Zn + 2 HCl I. → ZnCl2 + H2

KOH + HCN II. → KCN + H2O3 Fe(OH)III. 2 + 2 H3PO4 → Fe3(PO4)2 + 6 H2O

Química 132 137

EM1D-10-32

Exercícios Extras

As reações químicas podem ser classificadas de acordo com as suas especificidades.3.

2 KClOI. 3(s) → 2 KCl(s) + 3 O2(g)

FeClII. 3(aq) + 3 KSCN(aq) → Fe(SCN)3(aq) + 3 KCl(aq)

Na(s) + HIII. 2O(l) → NaOH(aq) + 1/2 H2(g)

NIV. 2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)

SnClV. 2(aq) + 2 FeCl3(aq) → SnCl4(aq) + 2 FeCl2(aq)

A respeito das equações numeradas de I a V, está correto afirmar que a reação:I é de síntese ou adição.a) II é de oxirredução.b) III é de deslocamento.c) IV é de análise ou decomposição.d) V é de simples troca.e)

No texto abaixo, adaptado do romance 4. Grande sertão: veredas, de Guimarães Rosa, o jagunço Riobaldo Tatarana descre-ve, em linguagem literária, a ocorrência de um curioso fenômeno que observou.

Apois, um dia, num curtume, a faquinha minha, que eu tinha, caiu dentro de um tanque; era só caldo de casca-de-curtir, barbatimão, angico, lá sei que taninos. – Amanhã eu tiro... – falei comigo. Porque era de noite, luz nenhuma eu não tinha. Ah, então saiba: no outro dia, cedo, a faca, o ferro dela, estava roído, quase por metade, carcomido por aquela aguinha escura e azeda, toda quieta, pouco borbulhando. Deixei, mais pra ver... Sabe o que foi? Pois, nessa mesma tarde, da faquinha, só se achava o cabo... O cabo – por não ser de frio metal, mas de chifre de veado galheiro.

Considerando que o líquido citado (caldo de casca-de-curtir) continha bastante tanino (ácido tânico) dissolvido, a reação química (corrosão do ferro pelo ácido) descrita acima foi do tipo:

síntese.a) dupla-troca.b) deslocamento.c) decomposição.d) análise.e)

Roteiro de estudos





Resposta: 2 KClOa) 3(s) → 2 KCl(s) + 3 O2(g) reação de decompo-

sição ou análise1 KOH(aq) + 1 HCN (aq) b) → 1 KCN(aq) + 1 H2O(l) re-

ação de dupla-trocaHc) 2SO4(aq) + 2 Al(OH)3(s) → 1 Al2(SO4)3(aq) + 6 H2O(l)

reação de dupla-troca

EResposta: 1 CaO + 2 HCl → 1 CaCl2 + 1 H2O

138

Módulo 24· Reações químicas: balancea-mento pelo método das tentativas Regras práticas para balanceamento

Determinar o elemento que aparece apenas uma vez 1) no primeiro e no segundo membros da equação.

Dar preferência ao elemento que possua índices 2) maiores.

Transpor seus índices de um membro para outro, 3) usando-os como coeficientes.

Prosseguir usando o mesmo raciocínio para os 4) outros elementos.

Exemplo:

1 Al + O2 Al2O3

Al + 3 O 2 2 Al2O 3

4 Al + 3 O2 2 Al 2 O3

2

3


Classifique e balanceie as equações abaixo:1. KClOa) 3(s) → KCl(s) + O2(g)KOH + HCN b) → KCN + H2OHc) 2SO4 + Al(OH)3 → Al2(SO4)3 + H2O

A soma dos coeficientes inteiros da equação a seguir é:2. ....CaO + ....HCl → ....CaCl2 + ....H2O1a) 2b) 3c) 4d) 5e)

Exercícios Extras

O menor coeficiente inteiro do CaCl3. 2 na equação abaixo (sendo todos os outros coeficientes também inteiros) é:

...CaCl2 + ...H2O + ...O2 → ...CaO + ...HCl + ...Cl2

1a) 2b) 4c) 6d) 8e)

Da equação:4. x KMnO 1 K MnO +1 MnO +1O4 2 4 2 2

∆ → , é correto dizer:

Trata-se de uma reação de síntese.a) Não ocorre a formação de um gás.b) Refere-se a uma reação de deslocamento.c) Representa uma análise que ficará corretamente balan-d)

ceada se x for igual a dois.Representa uma reação importante, pois um de seus e)

produtos é o manganês metálico.

Roteiro de estudos





EM1D-10-32

Resoluções 139

Química 131Módulo 35

3. As forças de dispersão de London ocorrem quando, em uma molécula não polar, acontece o deslocamento de elé-trons. A molécula se polariza momentaneamente e induz a polarização da molécula vizinha, e assim sucessivamente.

4. a) C C CH2

HO HO O

O

H

H

H

HH

+

+

2

–

Ligações (pontes) de hidrogênio

b) Ao se esquentar uma fatia de panetone ressecado, ela amolece, ficando mais macia, porque as ligações de hi-drogênio existentes entre as moléculas de glicerina e as de água são rompidas, liberando água na massa.

Módulo 36

3. a) As moléculas de F2, Cl2 e Br2 são todas apolares. Portanto, as forças intermoleculares nelas presentes são do tipo interações de London.

b) Como essas interações aumentam com o aumento do número de elétrons na molécula, a ordem crescente de interações é F2, Cl2, Br2, que, por sua vez, é a mesma ordem de temperatura de fusão.

4. B

Gasoso LíquidoLiquefação

(condensação)

Formação de interações intermoleculares

Módulo 37

3. BO ácido fluorídrico, HF, a água, H2O, e o etanol, C2H5OH,

apresentam ligações de hidrogênio, isto é, F, O ou N ligados ao menos a um átomo de H.

4. CR O H

liga esdehidrog nio

çõ

ê

Módulo 38

3. a) Água e tetracloreto de carbono (CCl4): Mistura heterogênea: água – polar CCl4 – apolar

b) Água e gasolina: Mistura heterogênea: água – polar gasolina – apolarc) Tetracloreto de carbono (CCl4) e iodo (I2): Mistura homogênea: CCl4 – apolar I2 – apolard) Água e acetona: Mistura homogênea: água – polar acetona – polar

4. CO óleo de soja é apolar, pois não se dissolve na água

(polar).

Módulo 39

3. Dissociação iônica é a separação dos íons existentes no composto iônico.

Exemplo:

NaCl s Na aq Cl aqH O

ons livres

( ) ( ) ( )2 → ++ −

í

Ionização é a formação dos íons, que ocorre por meio da reação de uma substância molecular com a água, pois, assim, haverá a quebra das ligações covalentes polares e a consequente formação dos íons.

Exemplo:

HCl g H aq + Cl aqH O +

ons livres

2( ) ( ) ( )−

í

4. a

a

=

= = =

n de mols ionizadosn de mols dissolvidos

H S

H S

o

o

2

2

110

0 1 10: , %

OO

HNO

H S H SO HNO

For a ci

4

3

2 2 4 3

23

0 67 67

810

0 8 80

: , %

: , %

a

a

= = =

= = =

∴< <

ç á dda

Módulo 40

3. a) Forteb) Moderadoc) Forted) Fraco

e) Moderadof) Fracog) Moderadoh) Fraco

4. DH2SO4: fixo

140

Módulo 41

3. EHidrácidos halogenídricos (H – X); X = família VIIA (17).

4. a) Ácido ferrocianídricob) Ácido cianídricoc) Ácido iodídricod) Ácido telurídrico

Módulo 42

3. a) —

—O — HO P — O — H

O — H

b) —

—O — HO P — O — H

H

c) —

—O — HO P — H

H

4. O ácido cuja produção e cujo consumo podem ser usa-dos como referencial do poder econômico de um país é o sulfúrico (H2SO4).

Módulo 46

3. BÁcidos: cátions H+ (ou H3O

+)Bases: ânions OH–

4. DA única base forte é a soda cáustica (NaOH). SO2(OH)2 = H2SO4 (ácido sulfúrico)H3COH = álcool metílico (metanol)Fe(OH)3 e NH4OH são bases fracas.

Módulo 47

3. a) Hidróxido de pratab) Hidróxido de amônioc) Hidróxido de báriod) Hidróxido de alumínioe) Hidróxido de lítiof) Hidróxido de zincog) Hidróxido de magnésioh) Hidróxido de frâncioi) Hidróxido de cálcioj) Hidróxido de potássio

4. KOH = hidróxido de potássioCa(OH)2 = hidróxido de cálcioNH4OH = hidróxido de amônio

Módulo 48

3. Ia) Hidróxido de potássiob) Hidróxido de bárioc) Hidróxido de ferro II (ferroso)d) Hidróxido de ferro III (férrico)e) Hidróxido de estrônciof) Hidróxido de lítiog) Hidróxido de césioh) Hidróxido de chumbo II (plumboso)i) Hidróxido de chumbo IV (plúmbico)j) Hidróxido de mercúrio II (mercúrico)k) Hidróxido de mercúrio I (mercuroso)

II

4. a) HNO3

b) HNO2

c) H2SO4

d) H2SO3

e) HlO3

f) HlO2

g) HlOh) HlO4

Módulo 43

3. EAzia é uma sensação de queimação no esôfago. A dor

geralmente eleva-se até o peito e pode irradiar até o pes-coço e a garganta, podendo provocar o refluxo gastroeso-fágico. A sensação de queimação é causada pela exposição do esôfago ao conteúdo ácido do estômago: HCl = ácido clo-rídrico.

4. a) H4SiO4

b) H2SO3

c) HBrO

d) HNO3

e) H3AsO3

Módulo 44

3. a) H2SO4

b) H3PO3

c) H2SiO3

d) HMnO4

e) HCNf) HI

4. H BO HBO

cido cido

ortob rico metab rico

3 3H O

22− →

Á Á

ó ó

Módulo 45

3. O ácido usado nas baterias dos automóveis é o sulfúri-co (H2SO4).

a) NaOHb) Ca(OH)2

c) Ni(OH)2

d) Au(OH)3

e) CuOH

f) Cu(OH)2

g) Sn(OH)2

h) Sn(OH)4

i) NH4OHj) Al(OH)3

4. CuOH = hidróxido de cobre I (cuproso)Fe(OH)2 = hidróxido de ferro II (ferroso)Au(OH)3 = hidróxido de ouro III (áurico)Sn(OH)4 = hidróxido de estanho IV (estânico)

EM1D-10-32

Resoluções 141

Química 132Módulo 18

C3. Magnésio metálico + oxigênio gasoso → óxido de magnésio

24 g 16 g mmreagentes = mprodutos

24,0 + 16,0 = mm = 40 g

D4. X = 224 g + 96 g = 320 g11,2 g + Y = 16 g Y = 4,8 g

224gZ

= 96g19,2g

Z = 44,8 g

44,8 g + 19,2 g = WW = 64 g

Z + W = 44,8 g + 64 g = 108,8 g

Módulo 19

D3. NH4NO3 80 g 100% 28 g de nitrogênio x x = 35%

D4. Lei de Proust:

2 · 2 g 1 · 32 g 2 · 18 g

4 g 32 g 36 g

x y 100 g

2 H2 + O2 2 H2O

x = 11 gy = 89 g

Módulo 20

A3. 7,11 g composto 100%3,91 g de potássio x x = 55% de K Portanto, teremos 45% de O (100% – 55%)Fórmula percentual: K55%O45%

D4. C9H8O4 180 g 100% 108 g de C x x = 60%

Módulo 21

3. CH: 3

1 = 3

Si: 2828

= 1

Fórmula mínima = SiH3 (3 átomos de hidrogênio para cada átomo de silício)

4. B

70% de Fe = 7056

= 1,251,25

= 1 · 2 = 2

30% de O = 3016

= 1,8751,25

= 1,5 · 2 = 3

Fórmula mínima = Fe2O3

Módulo 22

3. MM C6H6 = 78 u = 78 g/molPara o C:78 g _____ 100%72 g _____ x x = 92,3% Para o H:78 g _____ 100%6 g _____ y y = 7,7%

4. A

Na =32,423

=1,40,7

= 2

H =0,71,0

=0,70,7

= 1

P =21,831

=0,70,7

= 1

0 =45,1116

=2,80,7

= 4

Fórmula mínima = Na2HPO4

Módulo 23

3. C2 KClOI. 3(s) → 2 KCl(s) + 3 O2(g) reação de decomposi-

ção ou análiseFeClII. 3(aq) + 3 KSCN(aq) → Fe(SCN)3(aq) + 3 KCl(aq)

reação de dupla-troca (sem oxirredução)Na(s) + HIII. 2O(l) → NaOH(aq) + 1

2 H2(g) reação de sim-

ples troca ou deslocamentoNIV. 2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) reação de síntese ou adiçãoSnClV. 2(aq) + 2 FeCl3(aq) → SnCl4(aq) + 2 FeCl2(aq) rea-

ção de dupla-troca (com oxirredução)

142

4. C2 HX + Fe → FeX2 + H2 reação de deslocamento ou

simples troca

Módulo 24

3. C4 CaCl2 + 2 H2O + 1 O2 → 4 CaO + 4 HCl + 2 Cl2

4. D2 KMnO4 → 1 K2MnO4 + 1 MnO2 + 1 O2

Reação de decomposição ou análise, na qual uma subs-tância composta dá origem a duas ou mais outras substân-cias simples ou compostas.

em1d a03 qui aplicacao

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