Funções Químicas 3 Questões do ENEM e Vestibulares 10. Reações Químicas 11 Questões do ENEM e Vestibulares 20

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2 2º Unidade Capítulo V Funções Químicas 3 Questões do ENEM e Vestibulares 10 Capítulo VI Reações Químicas 11 Questões do ENEM e Vestibulares 20 Capítulo VII Estrutura e Propriedades dos Compostos Orgânicos 22 Questões do ENEM e Vestibulares 34 Capítulo VIII Séries Orgânicas e Isomeria (Química Orgânica) 35 Questões do ENEM e Vestibulares 43 Organização: Apoio: 2

3 Capítulo V No nosso dia-a-dia, já experimentamos substâncias que possuem sabor azedo, como o suco de limão. Outras apresentam sabor adstringente como caju verde. Esses tipos de sabores caracterizam dois grupos de substâncias: Ácido e Bases. Ácidos Os ácidos são encontrados em muitos produtos comuns. Os ácidos são muito comuns em nosso dia-a-dia: o vinagre (ácido acético), limão, laranja e demais frutas cítricas contém o ácido cítrico, a bateria de automóvel, contém ácido sulfúrico, ácido muriático, usado para a limpeza de azulejos, pisos, etc. Ácidos são substâncias que, em solução aquosa, se ionizam produzindo como íon positivo apenas cátion hidrogênio (H+). O H+ será, então, o radical funcional dos ácidos: HCl + H2O H3O+ + ClHNO3 + H2O H3O+ + NO3 Classificação dos Ácidos Classificação dos ácidos quanto ao número de hidrogênios ionizáveis: 3

4 Capítulo V Monoácidos - Apresentam apenas um hidrogênio ionizável. HBr, HCl, HNO3, HF. Diácidos - Apresentam dois hidrogênios ionizáveis. H2SO4, H2CO3, H2S. Triácidos - Apresentam três hidrogênios ionizáveis. H3BO3, H3PO4. Tetrácidos - Apresentam quatro hidrogênios ionizáveis. H4SiO4, H4P2O7. Classificação dos ácidos quanto à presença de oxigênio na molécula Hidrácidos - Não apresentam oxigênio na molécula. HBr, HCl, HF. Oxiácidos - Apresentam oxigênio na molécula. H4SiO4, H2SO4, H3PO4. Nomenclatura Ácidos Não-Oxigenados (ou hidrácidos) - Para denominar esse tipo de ácido, basta escrever o nome do elemento, seguido da terminação ídrico: HF - ácido fluorídrico HBr ácido bromídrico HCl ácido clorídrico Ácidos Oxigenados (ou oxi-ácidos)- Exemplos de oxiácidos e seus respectivos nomes: Subgrupo do Metal Nox Terminações +2 OSO +4 ICO +3 OSO +5 ICO +4 OSS +6 ICO 4A 5A e 7A 6A Nomenclatura dos ácidos 4

5 Capítulo V Fórmula Nomenclatura H2SO4 ácido sulfúrico H2SO3 ácido sulfuroso HNO3 ácido nítrico HNO2 ácido nitroso Alguns nomes terminam com o sufixo oso. O que será que isso quer dizer? À primeira vista, parece que tem a ver com o número de átomos de oxigênios na estrutura. H2SO4 4 átomos de oxigênio ácido sulfúrico H2SO3 3 átomos de oxigênio ácido sulfuroso HNO3 3 átomos de oxigênio ácido nítrico HNO2 2 átomos de oxigênio ácido nitroso - 1 átomo de oxigênio - 1 átomo de oxigênio E como ficaria, então, a nomenclatura dos seguintes ácidos: HClO4, HClO3, HClO2 e HClO? Apenas os sufixos ico e oso não são suficientes para diferenciar esses quatro ácidos, não é mesmo? O que fazer? Fórmula Nomenclatura HClO4 ácido perclorico HClO3 ácido clórico HClO2 ácido cloroso HClO ácido hipocloroso Observa-se novamente que a diferença entre os quatro ácidos listados acima é o número de átomos de oxigênio. Mas não é só isso. Os diferentes sufixos e prefixos indicam o estado de oxidação (também chamado de número de oxidação) do átomo central do ácido. Bases (ou hidróxidos) As bases sã o muito comuns em nossa vida diária. Vários líquidos de limpeza usados na cozinha contém base, como por exemplo, hidróxido de sódio. O chamado leite de magnésia, usado para combater a acidez estomacal, contém hidróxido de magnésio, Mg(OH)2. 5

6 Capítulo V Bases são compostos que, por dissociação iônica, liberam como íon negativo apenas o ânion OH-, também chamado de hidroxila. O OH- será, então, o radical funcional das bases: NaOH Na+ + OHCa(OH)2 Ca OH- Classificação das Bases De acordo com o número de hidroxilas (OH-) Monobases - possuem apenas uma OHNaOH, NH4OH Dibases - possuem duas OHCa(OH)2, Fe(OH) 2 Tribases - possuem três OHAl(OH) 3, Fe(OH) 3 Tetrabases - possuem quatro OHSn(OH) 4, Pb(OH) 4 De acordo com o grau de ionização - Bases fortes: quando o grau de ionização é praticamente 100%. É o caso dos hidróxidos dos metais alcalinos e dos metais alcalinos terrosos, que já são, iônicos por natureza. NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 Bases fracas - cujo grau de ionização é, em geral, inferior a 5%. É o caso do hidróxido de amônio e dos hidróxidos dos metais em geral - excluídos os metais alcalinos e alcalinos terrosos; que são moleculares por sua própria natureza. NH4OH De acordo com a solubilidade em água - Solúveis: hidróxido dos metais alcalinos e hidróxido de amônio. Pouco solúveis - hidróxido dos metais alcalinos terrosos. Praticamente insolúveis - todos os demais. Nomenclatura Para dar nome a uma base, escrevemos hidróxido de seguido do nome do metal (cátion). 6

7 Capítulo V Hidróxido de (nome do elemento) NaOH hidróxido de sódio NH4OH hidróxido de amônio Quando um mesmo elemento forma cátions com diferentes cargas, o número de carga do íon é acrescentado no final do nome. Outra forma é acrescentar o sufixo -oso ao íon de menor carga e ico ao íon de maior carga. ICO Nox maior Hidróxido de (nome do elemento) OSO Nox menor Fe(OH)3 Hidróxido férrico Fe(OH)2 Hidróxido ferroso Sais São compostos iônicos que possuem, pelo menos, um cátion diferente do H+ e um ânion diferente do OH-. Um sal é formado por um cátion B, proveniente da baase,e um ânion A, proveniente do ácido, segundo o esquema: NaCl, NaHSO4, Ca(OH)Cl A reação entre um ácido e uma base de Arrhenius chamada reação de neutralização forma um sal e água. HCl + NaOH NaCl + H2O Ácido Base Sal Água Classificação dos Sais Quanto à presença de oxigênio Sal halóide - não possui oxigênio NaCl Oxissal - Possui oxigênio KNO3 Quanto aos ânions presentes 7

8 Capítulo V Sal ácido - possui hidrogênio ionizável NaHCO3 Sal básico - possui hidroxila MgOHBr Nomenclatura O nome do sal é formado pela substituição do sufixo presente no nome do ácido de origem pelo sufixo do radical presente no sal, segundo a tabela abaixo: Ácido Base ÍDRICO ETO OSO ITO ICO ATO Notas: 1º. Sais formados por metais de número de oxidação variável apresentam duas formas de nomenclatura: FeCl2 Cloreto de ferro II ou cloreto ferroso FeCl3 - Cloreto de ferro III ou cloreto férrico 2º. A nomenclatura de sais ácidos e básicos seguem as formas apresentadas a seguir: Sal ácido NaHCO3 Carbonato ácido de sódio Hidrogenocarbonato de sódio Bicarbonato de sódio Sal básico MgOHCl Cloreto básico de magnésio Hidroxicloreto de magnésio Óxidos São compostos binários nos quais o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. Na natureza são encontrados com grande freqüência, como por exemplo: H2O Água SiO2 Sílica (areia) 8

9 Capítulo V CO2 Gás carbônico Fe2O3 Hematita (minério de ferro) MnO2 pirolusita (minério de manganês) Classificação e nomenclatura dos óxidos Óxidos básicos ou anfóteros - São formados por metal + oxigênio e reagem com a água para formar bases. Na2O - óxido de sódio Al2O3 - óxido de alumínio Os óxidos dos metais de número de oxidação variável recebem 3 nomes: Fe2O3 - Trióxido de diferro (contagem dos átomos) Óxido de ferro III (Nox do metal em algarismo romano) Óxido férrico (Terminção ICO para o maior Nox) Óxidos ácidos (também chamados Anidridos) - São formados por oxigênio + ametal e reagem com a água para formar ácidos. Os anidros mais importantes são formados por ametais com número de oxidação positivos que se encontram relacionados no quadro seguinte: Subgrupo do Metal Nox Terminações +2 OSO +4 ICO +3 OSO +5 ICO +4 OSS +6 ICO 4A 5A e 7A 6A Nomenclatura dos ácidos (Mono/Di/Tri/Tetra/etc...) + óxido de + (Mono/Di/Tri/Tetra/etc...)(Nome do Ametal) CO2 - Dióxido de carbono; N2O3 - Trióxido de dinitrogênio Óxido de nitrogênio III Anidrido nitroso Óxidos neutros - Não reagem com a água CO - monóxido de carbono 9

10 Capítulo V O Mg(OH)2 em água (leite de magnésia) é consumido popularmente como laxante e antiácido. De acordo com a equação abaixo, pede-se apontar as afirmativas corretas sobre Mg(OH)2. Mg(OH)2 (s) + H2O (l) Mg+2(aq) + 2OH- (aq) A) É uma substância básica. B) Em água é pouco solúvel. C) Em água produz uma solução neutra. D) Em água produz um cátion e dois ânions. E) Tem duas cargas positivas e uma negativa. Em 1984, a Estátua da Liberdade, em Nova York, Estados Unidos, teve de ser restaurada porque a poluição ácida corroeu a sua estrutura metálica. A precipitação ácida ocorre quando aumenta, na atmosfera, a concentração de: A) SO2 B) CO C) MgO D) NaOH E) CaCO3 10

11 Capítulo VI No Flash Descartável Ocorre Uma Reação de Síntese Os flashes fotográficos descartáveis, bastante difundidos há alguns anos, são fabricados com um filamento de magnésio metálico que, na hora do clic, sofre uma reação com o oxigênio do ar: 2 Mg + O2 2MgO Dois reagentes Um único produto Antes de utilizar o flash descartável, vemos um filamento feito de magnésio metálico que depois do uso se transforma, por reação com o oxigênio, em óxido de magnésio. Deve-se à energia liberada na reação a intensa luz branca que chega a ofuscar nossos olhos. Alguns foguetes sinalizadores de socorro para aviões e navios também se baseiam nesse processo. Trata-se do que os químicos chamam de reação de síntese ou de adição, aquela em que existem dois ou mais reagentes e um único produto. Introdução Numa reação química, as moléculas (ou aglomerados iônicos) iniciais são desmontadas e seus átomos são reaproveitados para montar as moléculas (ou aglomerados iônicos) finais. + 11

12 Capítulo VI Duas moléculas de hidrogênio (H2) Duas moléculas de água (H2O) Uma molécula de hidrogênio (O2) São os reagentes que vão desaparecer durante a reação. São os produtos que aparecem após a reação. Podemos escrever essa reação mais rapidamente, escrevendo: 2 H2 + O2 2 H2O A essa representação damos o nome de equação química. Quando substâncias são transformadas em outras, dizemos que ocorreu um fenômeno químico, isto é, ocorreu uma equação química. Os coeficientes (2,1,2) indicam a proporção de moléculas que participam da reação. (Não é costume escrever o coeficiente 1, que então, subentendido). O objetivo dos coeficientes é igualar o número total de átomos de cada elemento no primeiro e no segundo membro da equação. Equações Iônicas Quando uma reação envolve substâncias iônicas, podemos escrever apenas os íons que nos interessam na explicação do fenômeno químico. Por exemplo: H+ + OH- H2O equação iônica Classificação Das Relações Químicas As reações químicas podem ser classificadas segundo vários critérios. No momento vamos classificá-las em: Reações de síntese ou adição; Reações de análise ou decomposição; Reações de deslocamento ou de substituição ou de troca simples; Reações de dupla troca ou dupla substituição. Reações de Síntese (ou Adição) Ocorre quando uma substância se divide em duas ou mais substâncias de estruturas mais simples. Por exemplo: 12

13 Capítulo VI Δ 2 HgO 2 Hg + O2 Δ 2 KClO3 2KCl + 3O2 MnO2 Certas reações de análise ou de decomposição recebem n. Reações de Análise (ou Decomposição) Ocorre quando uma substância se divide em duas ou mais substâncias de estruturas mais simples. Por exemplo: 2 HgO 2 Hg + O2 Δ 2 KClO3 2 KC + 3 O2 MnO2 Certas reações de análise ou de decomposição recebem nomes especiais como: Pirólise decomposição pelo calor (na indústria é chamada também de calcinação); Fotólise decomposição pela luz Eletrólise decomposição pela eletricidade Reações de Deslocamento (ou de Substituição, ou de Troca Simples) Ocorrem quando uma substância simples reage com uma substância composta e desloca desta última uma nova substância simples: Fe + CuSO4 FeSO4+ Cu Fe + 2 HCl FeCl2 + H2 Reações de Dupla Troca (ou Dupla Substituição) Ocorrem quando dois compostos reagem, permutando entre si dois elementos ou radicais e dando origem a dois novos compostos: NaCl + AgNO3 AgCl + NaNO3 FeS + 2HCl FeCl2 + H2S 13

14 Capítulo VI Reações de Oxirredução São reações que se processam com variação do número de oxidação de um ou mais elementos. O aumento do número de oxidação e provocado pela perda de elétrons, sendo denominado oxidação. A redução é a diminuição do número de oxidação, provocado por um ganho de elétrons. Redução Diminuição do Nox Ganho de elétrons Oxidação Aumento do Nox Perda de elétrons Exemplo de reação de oxirredução: SnCl2 + 2 FeCl3 SnCl4 + 2 FeCl2 Escrevendo os números de oxidação dos elementos sobre seus símbolos, teremos: REDUÇÃO OXIDAÇÃO +2-1 SnCl FeCl SnCl FeCl2 Nessa reação podemos identficar: Elemento oxidado: Sn (sofre aumento do Nox) Elemento reduzido: Fe ( sofre diminuição do Nox) Elemento oxidante: Fe (se reduz, oxidando um outro elemento) Elemento redutor: Sn ( se oxida, reduzindo um outro elemento) Agente oxidante: FeCl3 (substância que contém o elemento oxidante) Agente redutor: SnCl2 (substância que contém o elemento redutor) Quando Ocorre Uma Reação Química? Para duas substâncias reagirem quimicamente, é necessário que os reagentes tenham uma certa afinidade química. Embora seja fácil constatar que existem reagentes mais reativos e outros menos reativos. 14

15 Capítulo VI Reações de Oxi-redução Um reagente deve ter vontade de ceder elétrons e outro, vontade de receber elétrons. a. Os matais têm sempre a tendência para ceder elétrons, consequentimente, os metais se oxidam e agem como redutores. Comparando vários metais, foi possível determinar quais os metais com maior tendência e os que têm menor tendência para ceder elétrons. Daí surgiu a Fila da Reatividade : Por exemplo: Os não-metais têm sempre a tendência para receber elétrons, consequentimente, os não-metais se reduzem e agem como oxidantes. Podemos também arrumar os não-metais numa Fila de Reatividade: 15

16 Capítulo VI Por exemplo: No primeiro copo ocorreu reação formando bromo (Br2), comprovando-se que o cloro deslocou o bromo, sendo, portanto, mais reativo que ele: Cl2 + 2 NaBr Br2 + 2 NaCl Reatividade Cl > Br O cloro consegue deslocar o bromo Já no segundo copo não houve reação, evidenciando- se que o bromo é menos reativo que o cloro e, dessa forma, não consegue deslocá-lo: Br2 + 2 NaCl não ocorre Reatividade Cl > Br O bromo não consegue deslocar o cloro Balanceamento Das Reações Químicas O número total de átomos deve ser o mesmo nos dois membros da equação química. Método Direto (ou das tentativas ) Conforme o próprio nome sugere, consiste em tentar encontrar os coeficiente adequados fazendo elemento por elemento. Para facilitar o processo, devemos ajustar os elementos na seguinte ordem: 1º. Metais 2º. Ametais 16

17 Capítulo VI 3º. Hidrogênio 4º. Oxigênio Por exemplo: para balancear a equação: H2SO3 + Al(OH)3 Al2(SO3) Seguiremos os seguintes passos: 3 + H2O 1º. Balancear o alumínio (metal) H2SO3 + 2 Al(OH)3 Al2(SO3) 3 + H2O 2º. Balancear o enxofre (ametal) 3H2SO3 + 2 Al(OH)3 Al2(SO3) 3 + H2O 3º. Balancear o hidrogênio 3H2SO3 + 2 Al(OH)3 Al2(SO3) H2O 6 hidrogênios 4º. Conferir o oxigênio, que nesse caso, já se encontra ajustado. Desta forma, a equação balanceada fica: 3H2SO3 + 2 Al(OH)3 Al2(SO3) H2O Método de Oxi-Redução As reações de oxirredução têm um número próprio de balanceamento, que se baseia em igualar o número de elétrons cedidos pelo redutor ao recebido pelo oxidante. Por exemplo: Balancear os coeficientes da seguinte reação de oxirredução: S + HNO3 H2SO4 + NO2 + H2O 17

18 Capítulo VI Primeiramente, verificar os elementos que sofrem variação do número de oxidação: OXIDAÇÃO S HNO H2SO4 + NO2 + H2O REDUÇÃO Em seguida, igualamos os números de elétrons cedidos aos recebidos: 0-6é +6 S S (x 1) +5 +1é +4 N N (x 6) S +6N S +6N Depois, fixamos os coeficientes obtidos na equação original: 1S + 6 HNO3 1 H2SO4 + 6 NO2 + 2 H2O Outros Tipos de Reações Reações com oxigênio (Combustões) O oxigênio é um ametal bastante reativo que consegue reagir com quase todos os demais elementos químicos; a reação é, em geral, denominada queima ou combustão é produz óxidos de vários tipos. Por exemplo: 2 Cu + O2 2 CuO Reações com Hidrogênio O hidrogênio reage com metais e com ametais de alta reatividade, formando hidretos. Por exemplo: 18

19 Capítulo VI H2 + Cl2 2 HCl Reações com Água Os metais alcalinos e alcalinos-terrosos reagem com água em temperatura ambiente, formando hidróxidos correspondentes: 2Na + 2 H2O 2 NaOH + H2 A Chuva Ácida A chuva ácida contém um certo grau natural de acidez, que não prejudica o ambiente. No entanto, essa acidez pode sofrer alterações e aumentar muito quando a água da chuva reage com dióxido de enxofre (SO2) e dióxido de nitrogênio (NO2). Esses gases resultam, principalmente, da combustão do carvão mineral, do petróleo e de seus derivados. A reação desses dois gases com a água, podem se formar dois ácidos: o sulfúrico e o nítrico, os quais são absorvidos pelas gotas de chuva, preciptando-se sob a forma de chuva ácida. Conseqüências - florestas podem ser destruídas, monumentos e paredes de edifícios, estatuas e veículos são corroídos e etc. 19

20 Capítulo VI Antes de um funileiro soldar peças de zinco galvanizadas, ele as limpa com uma solução de ácido muriático (ácido clorídrico). Assinale a equação que mais bem representa a reação, bem como sua classificação. A) Zn + 2HCl ZnCl2 + H2, reação de dupla troca B) ZnO + 2HCl ZnCl2 + H2O; reação de decomposição C) ZnO + 2HCl ZnCl2 + H2O; reação de dupla troca D) Zn + 2HCl ZnCl2 + H2, reação de decomposição E) ZnO + 2HCl ZnCl2 + H2O; reação de oxidação Alguns cuidados devem ser tomados por quem decide iniciar o cultivo do girassol. A oleaginosa deve ser plantada em solos descompactados, com ph acima de 5,2 (que indica menor acidez da terra). Conforme as recomendações da Embrapa, o agricultor deve colocar, por hectare, 40 kg a 60 kg de nitrogênio, 40 kg a 80 kg de fósforo. O ph do solo, na região do agricultor, é de 4,8. Dessa forma, o agricultor deverá fazer a "calagem". Suponha que o agricultor vá fazer calagem (aumento do ph do solo por adição de cal virgem - CaO). De maneira simplificada, a diminuição da acidez se dá pela interação da cal (CaO) com a água presente no solo, gerando hidróxido de cálcio (Ca(OH)2) que reage com os íons H1+ (dos ácidos), ocorrendo, então, a formação de água e deixando os íons Ca2+ no solo. Considere as seguintes equações: I. CaO + 2H2O => Ca(OH)3 II. CaO + H2O => Ca(OH)2 III. Ca(OH)2 + 2H+ => Ca2+ + 2H2O IV. Ca(OH)2 + H+ => CaO + H2O O processo de calagem descrito acima pode ser representado pelas equações: A) I e II B) I e IV C) II e III D) II e IV E) III e IV Uma região industrial lança ao ar gases como o dióxido de enxofre e óxidos de nitrogênio, causadores da chuva ácida. A figura mostra a dispersão desses gases poluentes. 20

21 Capítulo VI Considerando o ciclo da água e a dispersão dos gases, analise as seguintes possibilidades: I. As águas de escoamento superficial e de precipitação que atingem o manancial poderiam causar aumento da acidez da água do manancial e provocar a morte dos peixes. II. A precipitação na região rural poderia causar aumento de acidez do solo e exigir procedimentos corretivos, como a calagem. III. A precipitação na região rural, embora ácida, não afetaria o ecossistema, pois a transpiração dos vegetais neutralizaria o excesso ácido. A) pode ocorrer apenas a I. B) pode ocorrer apenas a II. C) podem ocorrer tanto a I quanto a II. D) podem ocorrer tanto a I quanto a III. E) podem ocorrer tanto a II quanto a III. 21

22 Capítulo VII Leis Ponderais das Reações Leis ponderais são leis que falam das massas das substâncias que participam das reações químicas. As principais leis ponderais são: Lei de Lavoisier ou da conservação da massa, ou de conservação da matéria; Lei de Proust ou das proporções constantes, ou das proporções definidas, ou das proporções fixas ou invariáveis; Lei de Dalton ou das proporções múltiplas. Vejamos agora cada uma dessas leis, precedida de uma experiência típica que lhe dá origem. Lei de Lavoisier Experiência carbono + oxigênio gás carbônico C + O2 CO2 3g + 8 g 11g Conclusão Lei De Lavoiser A soma das massas antes da reação é igual à soma das massas após a reação. Veja que: = 11 Lei de Proust Experiência Conclusão 22

23 Capítulo VII carbono + oxigênio gás carbônico C + O2 CO2 3g + 8 g 11g 6g + 16 g 9g + 24 g 22g Lei de Proust 33 g A proporção das massas que reagem permanece sempre constante. e assim por diante. Veja que na segunda linha todas as massas dobram, na terceira linha todas as massas triplicaram, e assim por diante. Nesse caso, a matemática diz que embora os números variem, a proporção entre eles permanece constante. Lei de Dalton Experiência Conclusão carbono + oxigênio gás carbônico C + O2 CO2 carbono + oxigênio monóxido de 2C + O2 2 CO 6g 8g 14g carbono Estas são duas reações diferentes que formam produtos diferentes (CO2 e CO). Verifique, porém que, para a mesma massa de oxigênio (8 gramas), a massa do carbono pulou de 3 gramas para o dobro 6 gramas Lei De Dalton Mudando-se a reação, se a massa de um participante permanecer constante, a massa do outro só poderá variar segundo valores múltiplos. Consequências das Leis Ponderais Teoria Atômica Clássica Em decorrência das leis ponderais mencionadas, Dalton propôs, em 1983, a Teoria Atômica Clássica, que, em linhas gerais, dizia: Toda matéria é formada pro partículas extremamente pequenas, denominadas Átomos; 23

24 Capítulo VII os átomos são INDIVISÍVEIS, não podendo ser criados nem destruídos durante a reação química; todos os átomos de um mesmo elemento são iguais, enquanto os átomos de elementos diferentes serão também diferentes em tamanho, massa, etc.; os átomos se unem em proporções simples e bem-definidas para formar os compostos químicos. Composição Centesimal das Substâncias Uma consequência importante da Lei de Proust é que qualquer composto químico tem uma composição constante em massa. Por exemplo: Cálculo da composição centesimal da água, H2O: a. Calcula-se, inicialmente, a massa molar da substância: b. Estabeleceram-se regras de três com a massa molar da substância e a massa do elemento, para o qual se deseja calcular a porcentagem: Composição centesimal de H2O: 88,89% de oxigênio, 11,11% de hidrogênio. Observe que quando a soma das porcentagens não é igual a 100%, deve-se arredondar o maior valor de porcentagem encontrado, de tal forma, que a soma seja igual a 100%. Composição centesimal de uma substância são as porcentagens em massa dos elementos formados dessa substância. Cálculo Estequiométrico É outra consequência importante da Lei de Proust. Para exemplificá-lo, vamos ver o exemplo a seguir: C + O2 CO2 24

25 Capítulo VII 3g + 8g 11g E se a Lei de Proust garante que esta proporção é invariável, então poderemos efetuar, por exemplo a seguinte regra de três: C + O2 CO2 Se 3g de C g de CO2 30g de C X X = 110g de CO2 Ora, esta regra de três só é possível porque a proporção entre as massas de C e CO2 permanece constante conforme a Lei de Proust. Através dos cálculos estequiométricos prevemos as quantidades das substâncias que participarão de uma reação química. Estudo Físico dos Gases Vamos estudar agora algumas leis que pertencem mais à Física do que q Química. Estas leis procuram mostrar como varia o volume de um gás quando variam a pressão e temperatura a que ele está submetido. Antes, porém, vejamos algumas definições importantes: Estado de um gás são as condições de volume (V), pressão (P) e temperatura (T) em que ele se encontra. O volume (V), a pressão (P) e a temperatura (T) são denominados variáveis de estado. Transformações gasosas são variações de volume, pressão, temperatura sofridas por uma determinada massa gasosa. As transformações gasosas mais importantes são: Transformações Volume Pressão Temperatura Isotérmica Varia Varia Constante Isobárica Varia Constante Varia Constante Varia Varia Isomérica ou isocórica 25

26 Capítulo VII Também é muito importante que você conheça as unidades usuais em que são expressos o volume, a pressão e a temperatura dos gases. Volume O volume dos gases é medido nas unidades usuais: mililitros (ml), centímetros cúbicos (cm ), litros (l), metros cúbicos (m3), etc. É bom relembrar que: 3 1 ml = 1 cm3 1 L = 1000 ml = 1000 cm3 1 m3 = 1000 L = ml (cm3) Pressão A pressão do gás é, usualmente, medida em milímetros de mercúrio, unidade que resulta de uma experiência clássica de Torricelli: Quando um tubo completamente cheio com Mercúrio é emborcado num recipiente contendo também mercúrio, a altura h que o mercúrio estaciona depende exclusivamente da pressão do ar atmosférico. h Esse aparelho denominado barômetro, serve para medir a pressão atmosférica e, de um modo mais geral, para medir a pressão de qualquer gás. Se a experiência descrita for feita ao nível do mar, a altura h será de 76 centímetros de mercúrio (cmhg) ou 760 milímetros de mercúrio (mmhg) ou 760 torricelli (torr) ou, ainda, uma atmosfera (atm); em resumo: 1 mmhg = 1 Torr 1 atm = 76 cmhg = 760 mmhg = 760 Torr Temperatura No Brasil, as temperaturas são medidas na chamada Escala Centesimal, Centígrada ou Celsius - C. No estudo dos gases, porém, usa-se a escala absoluta ou Kelvin K, pois essa escala traz grandes simplificações na leis e fórmulas em geral. Comparando a escala Kelvin com a Escala Centígrada, temos: 26

27 Capítulo VII Portanto, para transformar graus Celsius em Kelvin, temos: C = K Leis Físicas dos Gases Lei de Boyle (Transformação Isotérmica) A temperatura constante, o volume ocupado por uma quantidade fixa de um gás é inversamente proporcional à sua pressão. Donde resultam as seguintes representações: Representação Matemática: P1 V1 = P 2 V2 ou P V = constante Representação Gráfica: Hipérbole equilátera Lei de Gay-Lussac (Transformação Isobárica) A pressão constante, o volume de uma massa fixa de um gás varia linearmente com a temperatura absoluta. Donde resultam as seguintes representações: Representação Matemática: V1 V2 = T1 T2 ou V = Constante T 27

28 Capítulo VII Representação Gráfica: Lei de Charles (Transformação Isométrica) A volume constante, a pressão exercida por uma determinada massa gasosa é diretamente proporcional à sua temperatura absoluta. Donde resultam as seguintes representações: Representação Matemática: P1 P2 = T1 T2 ou P = Constante T Representação Gráfica: Equação Geral dos Gases P1V1 P2V2 = que é T1 T2 chamada Equação Geral dos Gases. Note que ela só é válida para uma massa constante de um mesmo gás. Resumindo as três fórmulas, chegamos à fórmula matemática: Teoria Cinética dos Gases Em linhas gerais, a Teoria Cinética dos Gases diz que: 28

29 Capítulo VII a. Todo gás é formado por partículas minúsculas (átomos, moléculas, íons) em movimento livre, desordenado e com alta velocidade. b. As partículas estão muito afastadas uma das outras, isto é, o espaço ocupado pelas partículas é desprezível em face do espaço vazio existente no estado gasoso. Isso explica por que os gases têm densidades baixas, podem ser facilmente comprimidos e se misturam com muita facilidade. Além disso, estando muito afastadas, as partículas se atraem muito pouco, o que explica a expansão fácil dos gases e sua grande dilatação frente ao calor. c. As partículas se chocam entre si e contra as paredes do recipiente, de forma perfeitamente elástica, isto é, sem perder energia. Isso explica por que o movimento das partículas é perpétuo; além disso, é fácil compreender que a pressão que o gás exerce dentro de um recipiente é o resultado dos choques de suas partículas contra as paredes do recipiente. Gás Perfeito e Gás Real Chama-se gás perfeito ou gás ideal o gás que obedece, rigorosamente, às leis Leis Física dos Gases (Lei de Boyle-Mariotte, Gay-Lussac e Charles), em quaisquer condições de pressão e temperatura; além disso, o gás perfeito ou ideal deve se encaixar perfeitamente no modelo descrito pela Teoria Cinética dos Gases. Na prática, entretanto, um gás comum, que chamaremos de gás real, sempre se afasta do comportamento de uma gás perfeito, principalmente sob pressões muito altas e/ou temperaturas muito baixas. Nesses casos, o volume do gás se reduz e as partículas se avizinham, passando umas a atrapalhar o movimento das outras; como consequência, o comportamento do gás passa a contrariar a Teoria Cinética dos Gases Desse modo, podemos concluir que um gás real se aproxima do gás perfeito à medida que a pressão diminui e a temperatura aumenta; em outras palavras, um gás será tanto mais perfeito quanto mais rarefeito ele estiver. Conceitos e Cálculos Decorrentes das Leis e da Teoria Atômico-Molecular As massas pequenas geralmente são expressas na unidade gramas (massa absoluta), mas quando se trata de massas extremamente pequenas, como no caso dos átomos, isto é impossível. Logo, ao se tratar da massa de átomos (massas atômicas) e da massa das moléculas (massas moleculares), devemos abandonar a unidade gramas e utilizar outra que é mais própria. Massa Atômica (MA) O átomo tomado como padrão para a determinação de massas atômicas é o isótopo de carbono cujo número de massa é 12, e a massa atômica é definida da seguinte maneira: 29

30 Capítulo VII 1 Unidade De Massa Atômica = 1 u = 1 da massa do 12C = 1,66 x g 12 Assim, quando dizemos que a massa atômica do ferro é igual a 56 u, significa que o átomo de ferro é 56 vezes mais pesado que 1/12 da massa do isótopo 12 do carbono. Número de Avogrado O cientista italiano Amedeu Avogrado determinou através de cálculos relativamente complexos, que na massa atômica expressa em gramas de qualquer elemento químico existe o mesmo número de átomos. Esse número, denominado Número de Avogadro (N) é igual a 6,02 x O número de Avogrado é o número de átomos (ou de moléculas) existentes em um átomo-grama (ou molécula-grama) de qualquer elemento químico (ou substância simples). Desse modo, em 56 gramas de ferro ou em 23 gramas de sódio ou em 12 gramas de carbono existem 6,02 x Por exemplo: Determinar o número de átomos existentes em 120 gramas de cálcio. Consultando a Tabela Periódica, verificamos que: Cálcio Ca MA = 40 u Massa atômica expressa em gramas = 40 gramas 40g de cálcio ,02 x g de cálcio x X = 1,8 x 10 átomos 24 Massa Molecular Uma molécula é formada por átomos. Logo, a sua massa é igual à soma dos átomos, sendo por isso, expressa em unidades de massa atômica. Por exemplo: A massa molecular da glicose (C6H12O6) é dada por: MM = (12X6) + (1X12) + (16x6) = 180 u Esse resultado mostra que a molécula de glicose é 180 vezes mais pesada que 1/12 da massa do isótopo 12 do carbono. Por exemplo: determinar o número de moléculas existentes em 80 gramas do gás metano (CH4). 30

31 Capítulo VII CH4 MM = (12x1) + (1x4) = 16u Massa molecular expressa em gramas 16 g 16 g de metano ,02 x 1023 moléculas 80 g de matano x X = 3 x 1024 moléculas MOL Mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementares quanto são os átomos contidos em 0,012 Kg do isótopo 12 do carbono. Sabemos, com base nos conceitos apresentados anteriorme que 0,012 Kg (12g) d isótopo 12 do carbono contêm 6,02 x átomos. Desse modo, podemos dizer que mol é a quantidade de matéria de um sistema que contêm 6,02 x 1023 entidades elementares, o que nos permite afirmar que: 1 mol de íons = 1 mol de átomos = 1 mol de moléculas = íons; átomos; moléculas; 1 mol de elétrons = elétrons; 1 mol de alfinetes= alfinetes; Notas: 1º. A massa atômica expressa em gramas, de um elemento, é denominada massa molar (MM) desse elemento, uma vez que contém 1 mol de átomos. Por exemplo: Magnésio Mg MA = 24,5 u MM= 24,5 g/mol Assim, em 24,5 g de magnésio existem 6,02 x 1023 átomos. 2º. A massa molecular, expressa em gramas, de uma substância, é denominada massa molar dessa substância. Por exemplo: Monóxido de carbono CO 31

32 Capítulo VII MA = = 28u MM= 28g/mol Assim, em 28g de CO existem 6,02 x 1023 moléculas. 3º. O número de mols de moléculas (n) existentes numa amostra de uma substância é dado por: n= m MM Volume Molar Volume molar é o volume ocupado por 1 mol de moléculas de um gás, em determinadas condições de temperaturas e pressão. Nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP), onde a temperatura é igual a 0 ºC e a pressão é igual a 1 atm, observa-se que 1 mol de moléculas de um gás com comportamento ideal ocupa um volume que é aproximadamente igual a 22,4L. CNTP 1 mol de moléculas de gás ideal ,4 L ( 0 ºC, 1 atm) Exemplo 1º. Calcular o volume ocupado por 5 mols de moléculas de um gás ideal, nas CNTP. 1 mol de moléculas ,4 L 5 mols de moléculas x X = 112 L 2º. Calcular o número de moléculas existentes em 89,6L de um gás ideal, nas CNTP. 6 X ,4L X ,6 L X = 2,4 x 1024 moléculas Equação de Clapeyron As grandezas de um gás ideal (número de mols de moléculas, volume, temperatura e pressão) relacionam-se através de uma expressão matemática denominada Equação de Clapeyron ou equação geral de estado de um gás. A Equação de Clapeyron é definida por: PV = nrt 32

33 Capítulo VII m Tendo em vista que n = MM, podemos também escrevê-la: m PV = MM RT Nestas expressões temos: P = pressão do gás 1 atm = 760 mmhg 1 atm = 1, Pa V = volume do gás em litros (L) n = número de mols do gás R = Constante dos gases. Essa constante pode assumir os seguintes valores: R = 0,082 atm.l J = 8,31 mol.k mol.k m = massa do gás T = temperatura do gás, obrigatoriamente em Kelvin Densidade dos Gases Densidade Absoluta Densidade absoluta ou massa específica de um gás, em determinada pressão e temperatura, é quociente entre a massa e o volume do gás, nas condições consideradas de pressão e temperatura. Matematicamente: d = m V Podemos calcular a densidade absoluta, em qualquer pressão e temperatura com o auxílio da Equação de Clapeyron: PV = m m PMM RT = MM V RT 33

34 Capítulo VII Sabendo-se que a fórmula molecular do ácido oxálico é H2C2O4, sua composição centesimal será: (Dadas as massas atômicas: H=1, C=12 e O=16) A) 16,30% de hidrogênio, 29,70% de carbono e 54,00% de oxigênio B) 3,74% de hidrogênio, 37,40% de carbono e 58,86% de oxigênio C) 2,22% de hidrogênio, 26,67% de carbono e 71,11% de oxigênio D) 26,67% de hidrogênio, 32,23% de carbono e 41,10% de oxigênio E) 8,23% de hidrogênio, 17,47% de carbono e 73,30% de oxigênio A porcentagem em massa do carbono no clorofórmio, CHCl3, é: A) 1% B) 10% C) 12% D) 24% E) 50% 34

35 Capítulo VIII Séries Orgânicas Série Homóloga É a sequência de compostos pertencentes à mesma função orgânica e que diferem entre si por um ou mais grupos CH2. Por exemplo, nos hidrocarbonetos temos as séries homólogas dos: Alcanos hidrocarbonetos acíclicos e saturados: CH CH4 + CH2 CH3 CH C2H6 + CH2 CH2 CH C3H8 CH3 -CH2 CH2 CH C4H10 + CH2 Fórmula Geral: CnH2n+2 Alcenos hidrocarbonetos acíclicos com uma dupla ligação CH2 = CH C2H4 + CH2 CH3 = CH CH C3H6 CH2 =CH CH2 CH C4H8 + CH2 Fórmula Geral: CnH2n 35

36 Capítulo VIII Alcinos hidrocarbonetos acíclicos com uma tripla ligação CH CH C2H2 + CH2 H C CH C3H4 HC C CH2 CH C4H6 + CH2 Fórmula Geral: CnH2n - 2 Os compostos formadores de uma érie homóloga são denominados HOMÓLOGOS entre si; suas propriedades químicas são semelhantes, pois pertencem à mesma função química e suas propriedades físicas vão variando gradativamente, à medida que aumenta o tamanho da cadeia carbônica. Série Isóloga É uma sequência de compostos que diferem entre si por um ou mais H2. CH3 -CH2 CH2 CH3 -H2 CH2 =CH CH2 CH3 CH = C CH2 CH3 -H2 Os compostos formadores de uma série isóloga são denominados ISÒLOGOS entre si. Eles diferem pela saturação ou pela ciclização. Em geral, essas propriedades físicas são semelhantes, pois as massas moleculares são próximas. Suas propriedades químicas, porém, são bem diferentes, pois a estrutura molecular vai mudando. Série Heteróloga É conjunto de compostos de funções diferentes contendo, porém, o mesmo número de átomos de carbono. Nos exemplos a seguir, todos os compostos têm dois átomos de carbono: CH3 - CH C2H6 CH3 CH2OH C2H6O O // H3C C \ C2H4O H 36

37 Capítulo VIII Isomeria É o fenômeno da existência de duas ou mais substâncias diferentes com a mesma fórmula molecular. Isomeria Plana Pode ser dividida em cinco casos a saber: Isomeria de cadeia pertencem à mesma função, mas apresentam diferentes classificações de suas cadeias. CH3 CH2 CH2 CH3 n Butano Cadeia Normal CH3 CH CH3 Metil Propano CH3 C4H10 Cadeia Ramificada Isomeria de posição ocorre quando os isômeros pertencem à mesma função, possuem a mesma cadeia, mas diferem na posição de um radical ou de uma insaturação. CH3 CH = CH - CH3 2 buteno CH3 CH2 CH2 OH CH2 = CH CH2 CH3 C4H8 C4H8O 1- buteno CH3 CH2 CH2 OH 1- propanol 2- propanol Isomeria de função pertencem à funções diferentes. H3C - CH2 OH C2H6O Álcool C2H6O H3C - O - CH3 Éter Isomeria de compensação ou metameria isômeros pertencem à mesma função, mas diferem no número de carbonos em cada radical ligado ao heteroátomo. 37

38 Capítulo VIII CH3 CH2 O CH2 CH3 C4H10O etoxietano CH3 O CH2 CH2 - CH3 metoxipropano Tautomeria ocorre quando se estabelece um equilíbrio dinâmico entre um determinado par de isômeros. equilíbrio aldo-enólico Isomeria Espacial A isomeria espacial divide-se em: Isomeria cis-trans ou geométrica; Isomeria óptica. Isomeria Cis-Trans (ou Geométrica) Na isomeria geométrica (Cis-trans e Z-E) os isômeros são compostos que possuem a distribuição espacial diferente. Este tipo de isomeria ocorre casos existam ligações duplas ou cadeia fechada ou se os ligantes estiverem ligados à carbonos diferentes. Os isômeros podem ser classificados como cis ou trans, referindo-se a posição de grupos ligantes, quando esses forem iguais, dois a dois. Outra denominação pode ser Z ou E, quando os grupos ligantes forem diferentes, assim classifica-se quanto a massa ( peso ) atômica. Assim, Cis quando os ligantes situam-se no mesmo lado da molécula 38

39 Capítulo VIII Trans - quando os ligantes iguais estão opostos na molécula Z quando os ligantes de maior massa situam-se no mesmo lado da molécula E - quando os ligantes de maior massa não se situam no mesmo lado da molécula Exemplo: Consideremos o ácido butenodióico Na molécula deste composto os dois grupos carboxílicos podem ficar de um mesmo lado ou em lados opostos em relação ao plano determinado pela ligação pi; por isto existem duas moléculas diferentes, correspondem dois compostos diferentes que são os dois isômeros geométricos do ácido butenodióico. O isômero cuja molécula apresenta os dois grupos carboxílicos de um mesmo lado do plano determinado pela ligação pi chama-se Cis; o isômero cuja molécula apresenta os dois grupos carboxílicos em lados opostos em relação ao plano determinado pela ligação pi chamase Trans. O ácido butenodióico cis é chamado Ácido Malêico e o trans é chamado Ácido Fumárico. Exemplo: 39

40 Capítulo VIII Exemplo: Exemplo: Exemplo: Isomeria Óptica Substâncias opticamente ativas são as que têm a propriedade de desviar o plano de vibração da luz polarizada. Substâncias dextrógiras são as que desviam o plano de vibração da luz polarizada para a direita. Substâncias levógiras são as que desviam o plano de vibração da luz polarizada para a esquerda. Isomeria óptica é um caso de estereoisomeria que ocorre em compostos formados por Moléculas Assimétricas. O átomo de carbono que está ligado a quatro radicais diferentes entre si (a, b, c, d) chama-se carbono assimétrico (comumente representado por C*). Toda molécula que apresenta 1C* é assimétrica, e como tal, produz ao espelho plano uma imagem que não pode sobrepor ao objeto. A estas duas moléculas (objeto e imagem ao espelho plano) correspondem dois isômeros opticamente ativos, um dextrógiro e outro levógiro, os quais são denominados antípodas ópticos, enantiômero ou enantiomorfos. 40

41 Capítulo VIII Na isomeria óptica os isômeros são compostos assimétricos (quirais) que, a pesar de possuírem propriedades químicas e físicas semelhantes (como ponto de fusão e ebulição), apresentam efeito fisiológico distinto e desviam diferentemente a luz polarizada. Regra de Van t Hoff Quando uma molécula possui n carbonos assimétricos diferentes, o número de isômeros ativos (IOA) é dado por: IOA = 2n Exemplo: Ácido lático n=1 IOA = 21 = 2 O ácido lático apresenta somente 1 carbono assimétrico na molécula, ela possui dois isômeros ópticos ativos. Uma mistura equimolar (mistura de igual número de mols de moléculas) dos dois enantiômeros é opticamente inativa, uma vez que um anula o desvio do outro. Essa mistura é denominada mistura racêmica. Os isômeros opticamente ativos se apresentam sempre na forma de pares d-l, e cada um desses pares pode produzir uma mistura racêmica. Desse modo, o número de misturas racêmicas (MR) é sempre igual a metade do número de isômeros ópticos ativos. MR = IOA 2n = 2 2 MR = 2 n-1 Exemplo: 2 bromo 3 - metilpropano n=2 IOA = 22 = 4 MR = 2 41

42 Capítulo VIII Nesse caso, existem 4 isômeros opticamente ativos e 2 misturas racêmicas. Desses 4 isômeros ativos, 2 são dextrógeros (d1 e d2) e 2 são levógiros (I1 e I2). Um par dos isômeros que não produz mistura racêmica (como d1 com I2, d2 com I1, etc) é denominado par de diasteroisômero. 42

43 Capítulo VIII As ligações químicas nos compostos orgânicos podem ser do tipo sigma ou pi. A ligação é formada pela interação de dois orbitais atômicos, segundo o eixo que une os dois átomos, ao passo que na ligação, a interação dos orbitais atômicos se faz segundo o plano que contém o eixo da ligação. Na estrutura representada acima, tem-se: A) 2 ligações s e 6 ligações p B) 2 ligações s e 8 ligações p C) 4 ligações s e 4 ligações p D) 6 ligações s e 2 ligações p E) 8 ligações s e 2 ligações Na molécula de propeno (CH2 = CH CH3), qualquer um dos carbonos com hibridização sp2 apresenta: A) 1 ligação sigma e 3 ligações pi B) 4 ligações sigma e 2 pi C) 2 ligações sigma e 2 pi D) 3 ligações sigma e 1 ligação pi Tal como o CO2, o CH4 também causa o efeito estufa, absorvendo parte da radiação infravermelha que seria refletida da Terra para o espaço. Esta absorção deve-se à estrutura das suas moléculas que, no caso destes dois compostos, apresentam, respectivamente, ligações: Números atômicos: H = 1; C = 6; O = 8 A) p e σ s. B) p e σ s-sp3. C) p e σs-p. D) σ s e p. E) σ s-sp3 e p. 43