Química

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Conceitos Básicos de Química

Material Elaborado por Deise Zamboni Agosto de 2014

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1-ATOMÍSTICA E ESTRUTURA DO ÁTOMO ............................................................................................... 5 1.1-CLASSIFICAÇÃO DA MATÉRIA ......................................................................................................... 5 1.2-GRÁFICOS DE MUDANÇA DE ESTADO ........................................................................................ 7 1.3-ESTRUTURA ATÔMICA................................................................................................................8

2.CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA E LIGAÇÕES QUÍMICAS .......................................................................... 16 2.1. TABELA PERIÓDICA........................................................................................................................ 16 2.2. PROPRIEDADES PERIÓDICAS....................................................................................................18 2.3.LIGAÇÕES QUÍMICAS ............................................................................................................... 19

3.FUNÇÕES INORGÂNICAS E ORGÂNICAS .............................................................................................. 27 3.1. FUNÇÕES INORGÂNICAS ............................................................................................................... 27 3.2. FUNÇÕES ORGÂNICAS ............................................................................................................. 29

4.QUÍMICA GERAL: QUANTIDADE DE MATÉRIA E SOLUÇÕES ............................................................... 34 4.1. ESTUDO DAS MASSAS ................................................................................................................... 34 4.2. CONSTANTE DE AVOGADRO ......................................................................................................... 35 4.3. CONCEITO DE MOL........................................................................................................................ 36 4.4. SOLUÇÕES ...................................................................................................................................... 38 4.6 RESPOSTAS COMENTADAS DE TODOS OS CAPÍTULOS .............................................................. 53

5.REFERÊNCIAS ........................................................................................................................................ 61

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Introdução Prezado(a) Estudante,

Esta apostila foi elaborada com muito carinho pensando em lhe auxiliar a recordar alguns conceitos importantes da Química. Abordaremos tópicos de Estrutura da Matéria, Ligações Químicas e um pouco da parte quantitativa da Química no Capítulo 4 que trata de Quantidades e Soluções. Espero que aproveite bem, e no decorrer das suas aulas, você terá oportunidade de se aprofundar na ciência química com novos exercícios. Concluirei está introdução com o desejo que você possa desenvolver cada vez mais a sua curiosidade e pensamento analítico e espero que, de alguma forma, eu possa ter contribuído para isso. A seguir, um trecho de Daniel T. Willingham (2011, p. 18), um professor da Universidade de Virgínia, extraído de um artigo publicado na revista Scientific American Brasil: “A história da ciência também pode ajudar os alunos a compreender por que o conhecimento científico se torna cada vez mais preciso. É fácil para um leigo descartar uma conclusão desagradável como controversa com base no argumento de que os cientistas mudam constantemente de opinião: ‘Primeiro eles afirmam que o chocolate faz mal, depois dizem que é benéfico [...] eles não conseguem decidir nada.’ Mas, ao estudarem como novas observações levaram á revisão de teorias importantes, os estudantes aprendem que a ciência não trata de leis imutáveis, mas de explicações temporárias, que são revisadas assim que surge outra melhor. Eles também compreendem que a prontidão dos cientistas para mudar suas convicções de acordo com os dados é uma fonte de grande força, não de fraqueza.” WILLINGHAM, D. T. Scientifc American Brasil, 2011. Procure conhecer os livros que listei nas Referências

Grande Abraço, Deise Zamboni

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1 1.1

Atomística e Estrutura do Átomo

CLASSIFICAÇÃO DA MATÉRIA

Matéria é tudo que tem massa e ocupa espaço no Universo, portanto quase tudo! Por se tratar então de algo tão AMPLO, para podermos entender melhor, a matéria foi classificada em dois grandes grupos: Substâncias Puras (subdivididas em Simples e Compostas) e Misturas.

Vale lembrar que MATÉRIA é formada de ÁTOMOS (veremos a sua estrutura mais adiante) e que os átomos muitas vezes se combinam e formam MOLÈCULAS. Dê uma olhadinha nas imagens abaixo, imagine um sistema contendo essas substâncias:

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________________________________________________________________________ ___ Gêlo Seco que é CO2 no estado sólido

Referência Figura 1.1.1: www.lookfordiagnosis.com/mesh_info.php?term=Gelo-Seco&lang=3

ÁGUA DESTILADA QUE É H2O SEM MAIS NADA

Referência Figura 1.1.2: www.lookfordiagnosis.com/mesh_info.php?term=Gelo-Seco&lang=3

Moléculas de gás oxigênio O2

Àgua Potável com gás que é H2O + CO2 + O2 e

Referência Figura 1.1.3:

sais minerais

www.focus.de/digital/computer/telekommunikation-o2-deutschland

Referência Figura 1.1.4: www.gpsbrasilia.com.br/1973/Noticias/RefriPode_221944

Acredito que desta forma dá para perceber a Classificação da Matéria nesses sistemas dados como exemplo: - Substância Pura Simples: Temos o Gás Oxigênio que é um sistema formado por moléculas iguais, e estas por sua vez são formadas pelo mesmo tipo de átomo (O2) - Substância Pura Composta: Já temos como exemplos o CO2 e a H2O, pois apesar dos exemplos termos um sistema com moléculas iguais, o primeiro é formado por átomos de C e O que são

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________________________________________________________________________ ___ diferentes. Já no segundo sistema temos a água que é formada por átomos de tipos diferentes como o Hidrogênio e Oxigênio. - Mistura: Aqui temos o quadro da água potável, que é uma mistura de água, gases, e sais minerais que são substâncias diferentes. A Matéria, qualquer que seja a sua classificação, pode sofrer dois tipos de fenômenos:  Fenômeno Químico: aquele no qual ocorre uma modificação na estrutura das moléculas que formam o material;  Fenômeno Físico: aquele no qual não ocorre modificação na estrutura molecular e, portanto, poderá ser reversível.

Atenção Fenômeno Químico é quando ocorre alguma modificação na ESTRUTURA da Matéria, mesmo que seja uma REAÇÃO REVERSÍVEL. Ou seja, se houve mudança na estrutura (ligação) entre os ÁTOMOS então teremos um FENÔMENO QUÍMICO.

1.2

GRÁFICOS DE MUDANÇA DE ESTADO

Os Fenômenos Físicos são basicamente as mudanças de estado (solidificação, evaporação, liquefação, sublimação, condensação e ebulição). Sabemos que o estado físico do material é uma característica do próprio material mas que depende de fatores externos como a pressão e a temperatura. Observou-se experimentalmente que as Substâncias Puras (Simples ou Compostas) ao mudarem de estado físico mantêm a temperatura constante, isso ocorre pois toda energia adicionada ao sistema estará sendo usada para a separação das moléculas. Lembre-se que o que diferencia os estados físicos sólido, liquido e gasoso é a distância entre as moléculas. Quando procedemos o aquecimento este fato nos auxilia na diferenciação de substâncias puras de misturas. Veja os exemplos de gráficos a seguir:

7

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Referência Figura 1.1.5:://www.infoescola.com/fisica/calor-latente-e-calor-especifico/

Observamos neste gráfico que abaixo de 0 0C a água está no estado sólido (S) e ao aquecermos até o ponto de fusão (PF) a temperatura se mantêm constante (patamar no gráfico) e coexistem as duas fases, ou seja, sólida e liquida (S+L) e o mesmo ocorre no ponto de ebulição (PE), com as duas fases coexistindo ao mesmo tempo (liquida e gasosa) e a temperatura se mantendo constante. Isto não ocorre quando temos uma mistura comum, como veremos no próximo gráfico.

Referência da figura1.1.6:http://geocities.ws/saladefisica8/termologia/estado.html

Já no aquecimento da água com sal de cozinha observamos que não ocorre patamar onde a temperatura se mantém constante. Isso é um dos fatores que diferenciam substancia pura de misturas.

1.3

ESTRUTURA ATÔMICA

A matéria seja substância pura ou mistura é composta por átomos, que receberam este nome porque na Grécia antiga supunha-se ser a menor partícula da matéria, entretanto a ciência tem evolução contínua e sabemos que o átomo não é a menor partícula da matéria. Os modelos de estrutura atômica foram evoluindo com o desenvolvimento tecnológico, atualmente trabalhamos com o modelo quântico que é um modelo matemático, entretanto os modelos de Rutherford e Bohr continuam adequados para explicar a estrutura do átomo. Estrutura Atômica 8

________________________________________________________________________ ___ Núcleo: 104 menor que a Eletrosfera Partículas no núcleo: Prótons (carga positiva +) e Nêutrons (sem carga) Partícula na Eletrosfera: Elétrons (carga negativa -)

1.3.1

REPRESENTAÇÕES:

A massa do Próton e do Nêutron são praticamente iguais e a massa do elétron é muito menor do que a do próton ou nêutron. Assim, quando queremos nos referir à massa do átomo deveremos levar em consideração apenas a massa do próton e do nêutron e desprezamos a massa do elétron. Não que ele não tenha massa, mas é insignificante comparada com a das outras duas partículas. Então definimos Massa Atômica (A): A=P+N Também é necessário definir um número de identificação do átomo, como se fosse o RG do átomo já que já que temos uma quantidade grande de átomos diferentes. Foi escolhido para essa finalidade o Próton, já que possui carga observável (o nêutron não possui carga elétrica) e está no núcleo atômico. Já que o elétron por estar na camada externa no átomo (eletrosfera) ele entra e sai do átomo com grande facilidade. Então definimos o Número Atômico (Z): Z= P Desta forma poderemos ajeitar a equação de cima também para: A=Z+N Para representarmos um átomo iremos usar a convenção:

A ZSimbolo

Sendo o Símbolo a primeira letra do nome do emento (Latin).

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Isótopos

1.3.2

Verificamos que no núcleo do átomo temos os prótons e nêutrons e que suas massas são praticamente iguais. Hoje entendemos que o nêutron é responsável por equilibrar a repulsão elétrica existente entre um próton e outro. Devido a existência do nêutron o núcleo atômico é muito mais compacto que a eletrosfera do átomo. Por isso a diferença enorme de tamanho entre o núcleo e a eletrosfera. Entretanto a quantidade de nêutron em um átomo pode variar. Ela poderá ser igual ou talvez vezes maior que a quantidade de prótons no núcleo. Então, teremos átomos do mesmo elemento químico (mesmo Z), porém com massas diferentes (A) porque terão quantidade de nêutrons distintas. A esse fenômeno damos o nome de ISÓTOPOS. Na natureza existem isótopos de quase todos os elementos químicos e os cientistas conseguem fabricar em laboratório isótopos para serem usados para fins tecnológicos diversos (desde a geração de energia até medicamentos e instrumentos médicos). Como exemplo poderíamos citar o hidrogênio que existe na natureza em 3 (três) forma isotópicas: 1

2

1H

1H

3

1H

Hidrogênio comum

Deutério (apelido)

Existe cerca de 76%

Existe cerca de 21%

1 Próton

1 Próton

1 Próton

1 Elétron

1 Elétron

1 Elétron

0 Nêutron

1 Nêutron

2 Nêutrons

1.3.3

Tritio (apelido) Existe +/- 3%

Átomos e Íons

Verificamos, portanto que o átomo é formado basicamente pelo núcleo contendo prótons e nêutrons e a eletrosfera contendo os elétrons. jJá, falando da natureza destas partículas, o elétron por ter uma massa muito pequena tem um comportamento dual (onda/partícula) 10

________________________________________________________________________ ___ demonstrado por Bohr. E no seu movimento randômico (indeterminado) ele por vezes escapa do átomo. Se em um átomo (que tem sempre neutralidade elétrica) temos a mesma quantidade de prótons (+) e elétrons (-) por isso a neutralidade atômica, quando um elétron escapa do átomo este ficará com um número de prótons maior, desta forma não poderemos mais chama-lo de átomo pois ele já não está mais neutralizado. Denominamos Íons os átomos que já não estão neutros, ou seja, que perderam

ou

ganharam elétrons. Existem dois tipos de Íons: Cátions: Íon Positivo (+) O átomo PERDEU ELÉTRONS, portanto a quantidade de prótons (+) é maior que a de elétrons (-). Ânions: Íon Negativo (-) O átomo GANHOU ELÉTRONS, portanto a quantidade de prótons(+) é menor que a de elétrons (-). A representação gráfica para íons será:

A

carga

Simbolo Z

1.3.4

Distribuição Eletrônica

Através dos experimentos de Bohr verificou-se que os elétrons “vibram” em várias camadas e subcamadas, mas cada uma delas possui uma quantidade bem definida de energia (quantum). Observou-se a distribuição dos elétrons nas camadas quando no experimento se forneceu um quantum a mais de energia para o elétron, este, portanto com mais energia tende a se afastar do núcleo (que é positivo e o atrai fortemente), mas ao ser promovido como ele tem movimento intenso, acaba por perder o quantum de energia extra que lhe foi fornecido, neste instante ele retorna à sua camada de origem e emite um fóton (LUZ) característico da energia da camada. Existem elétrons “vibrando” em todos os comprimentos de ondas, mas a estrutura atômica se baseou nas 7 cores do espectro da LUZ VISÌVEL.

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Referência da figura1.3.1:http://www.tecgraf.puc-rio.br/~mgattass/fcg/trb11/Roberto_Azevedo/main/visible_spectrum.jpg

Assim, a seguir iremos mostrar como está a distribuição dos elétrons nas 7 Camadas ou níveis de energia: • O nível mais próximo do núcleo tem a letra “K” de kernel (caroço); os demais seguem ordem alfabética.

K 1s2 L 2s2 2p6 M 3s2 3p6 3d10 N 4s2 4p6 4d10 4f14 O 5s2 5p6 5d10 5f14 5g18 P 6s2 6p6 6d10 6f14 6g18 6h22 Q 7s2 7p6 7d10 7f14 7g18 7h22 7i26

Atenção É importante que se perceba que a ORDEM crescente de ENERGIA do diagrama acima é dada pelas linhas DIAGONAIS (repare nas setinhas), ou seja, nem sempre a ordem de energia é igual a ordem geométrica (camadas) por isso a necessidade de se seguir as linhas diagonais nesse diagrama. 12

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Nesse primeiro capítulo verificamos a classificação da matéria em Substâncias Puras (Simples e Compostas) e em Misturas. Depois adentramos nos conceitos de modelos atômicos e Estrutura Atômica, verificando que o Átomo é formado por um núcleo, que contem subpartículas chamadas Prótons (+) e Nêutrons (0) e que possui uma Coroa ou Eletrosfera onde existem as partículas com carga negativas (-) chamadas Elétrons. Na Eletrosfera dos átomos que acontecem as Ligações Químicas, já que os elétrons (-) entram e saem do átomo, formando os íons (átomos eletrizados). Vimos que existem dois tipos de íons chamados Cátions (+) quando os átomos perdem Elétrons e consequentemente ficam com a quantidade de prótons maior o que confere ao íon a carga positiva. E os Ânions (-) que são íons negativos porque ganharam elétrons (-).

PARA SABER MAIS: Gostaria de sugerir a você um pequeno resumo de artigo e links de sites que

Saiba Mais

poderão auxiliá-lo no conhecimento sobre modelos atômicos: Gostaria de sugerir a você um pequeno resumo de artigo e links de sites que poderão auxiliá-lo no conhecimento sobre modelos atômicos: O modelo atômico de Dalton propôs que a matéria é constituída de minúsculas partículas empilhadas, O modelo atômico por exemplo, de Dalton como propôs um amontoado que a matéria de laranjas. é constituída Em que odeátomo minúsculas é uma minúscula partículasesfera empilhadas, maciça,por impenetrável, exemplo, como indestrutível, um amontoado indivisível de laranjas. e sem carga,e Em que queo todos átomoos átomos é uma minúscula de mesmoesfera elemento, maciça, eram impenetrável, considerados indestrutível, por ele, indivisível como idênticos. e sem carga,e Este modelo que recebeu todos os o nome átomos dede modelo mesmo atômico elemento, da bola eram de considerados bilhar. por ele, como idênticos. Este modelo recebeu o nome de modelo atômico da bola de bilhar. Já Thomson, experimentalmente, provou que o átomo possui carga positiva e negativa, através Já Thomson, de uma experimentalmente, ampola de Crookes, provou em que que raios o átomo catódicos possui poderiam carga positiva ser interpretados e negativa, como através sendo de um umafeixe ampola de partículas de Crookes, negativas. em queAssim raios concluiu catódicosque, poderiam estas partículas ser interpretados negativas faziam como parte sendo de umqualquer feixe de átomo partículas e recebeu negativas. o nome Assim de concluiu elétron. que, O modelo estas atômico partículasde negativaspropôs faziamque parte de qualquer e recebeu o nome de elétron. O modelo Thomson o átomo fosse átomo um fluido com carga positiva de formato quase esférico, os elétrons estavam dispersos. atômicono dequal Thomson propôs que o átomo fosse um fluido com carga positiva de formato quase esférico, no qual os elétrons estavam dispersos. Posteriormente, em 1911 Rutherford realizou o experimento da folha de ouro, em que uma folha Posteriormente, de ouro muito emfina 1911 foiRutherford bombardeada realizou por partículas o experimento alfa (partículas da folha de positivas), ouro, emgrande que parte uma folha das partículas de ouro muito atravessou fina foiabombardeada folha em trajetórias por partículas retilíneas, alfa (partículas porém outras positivas), sofriam grandeDesta parteforma, das partículas atravessou a folha em trajetórias porém outras desvio. Rutherford concluiu que o átomo é formadoretilíneas, por espaços vazios (onde assofriam partículas desvio. alfaDesta atravessaram) forma, Rutherford e por um concluiu núcleo quecentral o átomo (onde é formado as partículas por espaços foram desviadas). vazios (onde Portanto, as partículas o átomo alfaéatravessaram) formado por um e por núcleo um núcleo muito pequeno, central (onde com as carga partículas positiva e foram ao redor desviadas). do núcleoPortanto, orbitam oso elétrons, átomo écomo formado no sistema por umplanetário, núcleo muito porém pequeno, os elétrons comao longo cargado positiva tempoeperderiam ao redor do energia núcleoe orbitam espiralaria os eelétrons, cairia no como núcleo. no sistema Veja o planetário, esquema do experimento: porém os elétrons ao longo do tempo perderiam energia e espiralaria e cairia no núcleo. Veja o esquema do experimento: 13

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Fonte: [email protected] () QG107 - 1s/2009 Já Schrödinger formulou uma equação que descreve como as ondas materiais mudam sob a influência de forças externas. Esta equação representa as possibilidades do que pode acontecer a determinado sistema. Fonte: Silva et al. (2008). Fonte: http://www.textoscientificos.com/quimica/inorganica/estructura-enlaces Visite o site: http://www.cienciamao.if.usp.br.

1.4- Explore seu Conhecimento

1- Pesquise a composição e classifique cada um dos materiais como substância simples, substância composta ou mistura: 1- Água destilada 2- Soro Fisiológico 3- Gás Nitrogênio 4- Gás Carbônico 5- Diamante 14

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2- O gráfico representa a curva de resfriamento da água pura à pressão constante de 1 atmosferas

Assinale verdadeira (V) ou falsa (F) em cada uma das seguintes afirmativas: ( ) O fenômeno que ocorre na região B da curva é a solidificação e há duas fases em equilíbrio. ( ) Na região C da curva, há somente a fase sólida. (

) Nas regiões B e D da curva, a temperatura permanece constante.

(

) Na região D da curva, coexistem em equilíbrio as fases sólida e líquida. :

Referência do Exercício Software SuperPro; versão Sistema 65.0 Serie: 42-B11273216-131; www.Interbits.com.br

3- Determine os números de prótons, elétrons, nêutrons, atômico e de massa das espécies químicas abaixo: a)

56

Ba 2+

b) 15 31P 3-

137

4- Analise a tabela:

ESPÉCIE

NÊUTRONS

c)

87

223

Fr

PRÓTONS ELÉTRONS

X

20

17

17

Y

17

17

18

Z

78

79

78

W

18

18

18

Quais as espécies são neutras? :

Referência do Exercício Software SuperPro; versão Sistema 65.0 Serie: 42-B11273216-131; www.Interbits.com.br

5-A distribuição eletrônica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 pode pertencer a: a)19 9F

b) 39 19K+1

c) 19 9F-

d) 39 19K

e)40 20Ca+2

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Classificação Periódica e Ligações Químicas

2.1

TABELA PERIÓDICA

Após inúmeras tentativas dos cientistas do mundo inteiro de compilar de forma lógica e organizada os elementos químicos, em 1869 o cientista russo Mendeleev conseguiu organizar pela primeira vez a tabela periódica que utilizamos atualmente. Na época Mendeleev conhecia apenas 70 elementos e mesmo assim a sua organização foi tão eficiente, que conseguiu prever a descoberta dos outros elementos existentes na natureza e deixou lugar marcado para eles na tabela. Hoje a tabela periódica conta com 118 elementos e destes 88 são naturais, sendo o restante fabricado pelo ser humano em laboratório. Alguns com uma existência tão curta que mal deu para estudá-los ou dar nome a eles. A seguir um exemplo:

Referência da figura 2..1:http://1.bp.blogspot.com/-lzKq3bstOe0/TXj9B9XQPII/AAAAAAAAAKQ/r3u7WV4K5iw/s1600/TP+actual.jpg

A atual tabela periódica dos elementos é dividida em grupos e períodos. 16

________________________________________________________________________ ___ Cada coluna vertical é denominada grupo ou família e cada fila horizontal é denominada período. Os grupos são divididos em A e B. Os grupos A são enumerados de IA até VIIA, mais o grupo 0 (zero). Os elementos destes grupos são conhecidos como elementos representativos, cujo subnível de maior energia de seus átomos é s ou p. Os grupos B são enumerados de IB até VIIIB. Os elementos destes grupos são chamados elementos de transição, e o subnível de maior energia de seus átomos é d. A IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry). Os períodos (linhas horizontais) são enumerados de 1 a 7 e as duas fileiras localizadas à parte da tabela são os elementos actinóides e lantanóides, que constituem os elementos de transição interna, cujo subnível mais energético de seus átomos é f. O período em que um elemento está localizado indica o número de camadas eletrônicas do elemento. Assim, por exemplo, o fósforo (P phosphorum) está localizado no 3o período, logo, tem 3 camadas ou níveis de energia. Nas famílias A (representativos) e nos grupos IB e IIB, o número da coluna indica o número de elétrons da camada de valência do elemento. Assim, o oxigênio, por exemplo, que está no grupo 6A, apresenta 6 elétrons na última camada. Alguns grupos de elementos representativos muito comuns recebem nomes especiais tais como: - Grupo IA; Metais Alcalinos - Grupo IIA: Metais Alcalinos Terrosos - Grupo VIA: Calcogênios - Grupo VIIA: Halogênios - Grupo 0 ou 18: Gases Nobres.

Atenção Número do período (linha horizontal) = Número de camadas eletrônicas Grupo A (elementos Representativos) o número do grupo = Número de elétrons na última camada.

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2.2

Propriedades Periódicas:

- Raios Atômico: Os fatores determinantes do tamanho de um átomo são os números de camadas eletrônicas e carga nuclear (Z). - Nas famílias: Á medida que aumenta, o número de camadas aumenta o tamanho do átomo (de cima para baixo); - Nos períodos: Num período, o tamanho do átomo aumenta da direita para a esquerda, pois à medida que o aumenta o (Z), o número de camadas permanece igual, mas a carga nuclear aumenta, consequentemente existirá uma maior atração do núcleo sobre os elétrons periféricos, resultando átomos menores. Veja abaixo:

Referência da figura 2.2.1: http://www.bing.com/images/search?q=raio+atomico&FORM=HDRSC2#view=detail&id=2675AFC243FE588817F71694DE62CAAFFFCB6751&selectedIndex=6

Eletronegatividade: - Propriedade natural que o átomo apresenta de possuir maior ou menor tendência de atrair elétrons para si quando combinado em uma ligação química, resultando da ação conjunta do Potencial de Ionização e da eletroafinidade, ou seja, compara a força de atração exercida pelo átomo sobre seus elétrons. É inversa ao Raio Atômico e os Gases Nobres não estão contemplados pois não fazem ligações químicas naturalmente. Essa propriedade é importante para estudarmos as Ligações Químicas. Veja abaixo:

18

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Referência da figura 2.2.2: http://www.bing.com/images/searchbyimage/?q=eletronegatividade&cbir=sbi&FORM=IRSBID&sid

Agora, a seguir teremos uma ideia melhor de como os átomos se combinam nas ligações Químicas.

2.3

Ligações Químicas

Como observamos, as configurações eletrônicas nos demonstram muitas propriedades dos átomos, por isso ela foi decisiva na organização da tabela periódica. Na tabela você observou que os grupos 4, 5 6 e 7 A (elementos representativos) configuram-se em elementos ditos Ametais e o grupo 8A ou 18 é um grupo de Ametais chamados de Gases Nobres. Pois bem, esse nome (Nobres) foi dado pois este grupo de elementos não se combina na natureza. O fato de não se combinarem denota estabilidade energética. Assim, os outros elementos da tabela se combinam entre sí para adquirirem a estabilidade energética que os Gases Nobres têm naturalmente. Observe também que a maioria dos elementos da tabela são considerados Metais (Todos os grupos à esquerda até o 3A) e o que caracteriza um Metal é o fato deles terem 1, 2 ou 3 elétrons na última camada (camada de valência), possuem baixa afinidade eletrônica e portanto grande tendência de perder elétrons e se transformarem em cátions (+).

19

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Atenção As ligações Químicas ocorrem entre TODOS os átomos da Tabela Periódica a fim de adquirirem estabilidade Energética. Somente os Gases Nobres não fazem ligações químicas pois eles já possuem conteúdo energético estável, portanto existem na natureza de forma isolada (substâncias MONOATÔMICAS).

2.3.1

LIGAÇÃO IÔNICA

Ocorre entre Metal (baixa eletronegatividade) e Ametal (alta eletronegatividade). Os compostos caracterizam-se por serem sempre sólidos na temperatura ambiente, por terem alto Ponto de Ebulição (P.E) e Fusão (P.F) e quando dissolvidos em água ou fundidos são transmissores de corrente elétrica. Exemplificamos na figura a seguir com o exemplo do cloreto de sódio (Sal de cozinha):

Na

Cl

Referência da figura 2.3.1:http://www.bing.com/images/search?q=liga%C3%A7%C3%A3o%20i%C3%B4nica%20no%20NaCl&FORM

Assim, nos compostos iônicos teremos grande grupamentos de cátions (+) e ânions(-) que se atraem por conta das cargas opostas formando os cristais de sal. Veja:

20

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Referência da figura 2.3.2 http://disciplinas.ist.utl.pt/qgeral/left/acetatos/NaCl_f.JPG

Nas ligações iônicas iremos observar dois tipos de fórmulas, a Fórmulade Lewis que nos mostra a última camada eletrônica, e a Fórmula do Composto que nos dá a proporção da combinação entre os elementos, como no Caso NaCl que nos mostra que nessa ligação temos a proporção de 1 Na para 1Cl. Mas repare que não importa a fórmula e nem o tipo de ligação, a regra será sempre a mesma, ou seja, o elemento mais eletronegativo irá ao lado direito da fórmula

Atenção FÓRMULAS QUÍMICAS

ELEMENTO MENOS ELETRONEGATIVO

ELEMENTO MAIS ELETRONEGATIVO

21

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2.3.2

LIGAÇÃO COVALENTE

A ligação covalente ocorre entre um ametal e outro ametal, ou entre ametal e Hidrogênio (já que este apesar de ter um elétron na camada não é metal). Caracteriza-se por ter um compartilhamento de elétrons a nível orbital (lembra-se podem existir no máximo 2 elétrons em cada orbital, sendo esses de SPINS opostos). Os compostos covalentes são característicos por ter baixo P.E e P.F e podem existir na natureza nos três estados físicos (sólido, liquido ou gasoso) e não são condutores de eletricidade em nenhum estado físico.

Glossário SPIN: Movimento de ROTAÇÃO de um elétron que confere a ele atividades magnéticas opostas (sentido horário ou sentido anti-horário)

Características da Ligação Covalente: Baixos pontos de Fusão (P.F.) e Ebulição(P.E.); - Existem compostos sólidos, líquidos e gases na temperatura ambiente; - Não conduzem a corrente elétrica em nenhuma situação.

Referência da figura2.3.3 http://www.bing.com/images/search?q=liga%C3%A7%C3%A3o+covalente&qs=n&form=QBLH&filt=all&pq=liga%C3%A7%C3%A3o+covalente&sc=8-17&sp

22

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2.3.3

Ligação Metálica:

Ocorre entre: Metal e Metal Características: -maleabilidade -ductibilidade -boa condutibilidade térmica e elétrica. -alto ponto de fusão -resistência à tração -brilho

Referência da figura2.3.4 http://www.bing.com/images/searchbyimage/?q=liga%C3%A7%C3%A3o+covalente&cbir=sbi&FORM=IRSBID&sid=D9D484334201B8182A504362D4955B4F1517D72

Atenção • Todos os elementos fazem ligações químicas a fim de adquirirem estabilidade ( exceto os gases nobres que já são estáveis). • Ligação Iônica ( Metais e Ametais) • Ligação Covalente ( Ametais e Ametais) • Ligação Metálica ( Metais e Metais)

23

________________________________________________________________________ ___

RESUMO DO CAPÍTULO: Nesse capítulo lembramos um pouco mais da Tabela Periódica, como ela foi construída e a sua função para nos guiar nas Ligações Químicas. Verificamos que existem 3 tipos de Ligações Químicas, a Ligação Iônica ( que ocorre entre metais e ametais), a Ligação Covalente ( que ocorre entre ametais e ametais) e a Ligação Metálica ( que ocorre somente entre metais) Também observamos que nas formulações químicas o elemento mais eletronegativo irá à direita da fórmula, seja em ligações iônicas ou nas covalentes, com exceção dos compostos orgânicos onde as ligações covalentes são representadas com os átomos de Carbono em primeiro lugar.

Saiba Mais A água é formada pela reação entre dois gases oxigênio (O2), ligação covalente, e hidrogênio (H2), também ligação covalente. Por que a água (H2O), também ligação covalente, não é gasosa na temperatura ambiente, como o H2 e o O2? Porque a ligação molecular entre o oxigênio e o hidrogênio é muito forte. Ambos os gases têm capacidades diferentes para atrair elétrons. O oxigênio atrai um número maior dessas partículas e fica com carga negativa, enquanto o hidrogênio cede elétrons e fica com carga positiva. Como cargas opostas se atraem, as moléculas se unem, formando o líquido. A passagem do estado gasoso para o líquido ocorre porque o estado físico de qualquer substância depende da força de atração entre suas moléculas. Essa força é fraca para substâncias simples, ou seja, formadas por átomos do mesmo elemento. Como a água é formada por dois elementos diferentes, com uma GRANDE diferença de ELETRONEGATIVIDADE a força aumenta.

24

________________________________________________________________________ ___

2.4

Explore seu Conhecimento

1. Analise as colunas a seguir e estabeleça a correta associação entre elas, de acordo com a classificação periódica. Depois, diga em qual Grupo e Período da Classificação Periódica esses elementos pertencem. I. K

a. Halogênio

II. Ba

b. Alcalino

III. He

c. Alcalino terroso

IV. S

d. Calcogênio

V. Br

e. Gás nobre

2. Na classificação periódica, a ELETRONEGATIVIDADE dos elementos aumenta:

a. das extremidades para o centro, nos períodos. b. das extremidades para o centro, nas famílias. c. da direita para a esquerda, nos períodos. d. de cima para baixo, nas famílias. e. de baixo para cima, nas famílias.

3. Observe as seguintes fórmulas eletrônicas (fórmula de Lewis):

Consulte a Classificação Periódica dos Elementos e escreva as fórmulas eletrônicas das moléculas formadas pelos seguintes elementos, A seguir dê a Fórmula do Composto a. fósforo e hidrogênio; b. enxofre e hidrogênio; 4. Um determinado elemento A apresenta a seguinte distribuição eletrônica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1. Pergunta-se: que tipo de ligação química o elemento A faz com outro elemento (B) que possui número atômico igual a 35? Justifique sua resposta. 25

________________________________________________________________________ ___

5. As substâncias X, Y e Z, sólidas à temperatura ambiente, apresentam as propriedades físicas resumidas na tabela adiante.

Com base nesses dados, conclui-se que: a. X é uma substância iônica; Y e Z são substâncias covalentes. b. X é uma substância iônica; Y é um metal; Z é uma substância covalente. c. X é uma substância covalente; Y e Z são substâncias iônicas. d. X e Y são substâncias covalentes; Z é uma substância iônica. e. X, Y e Z são substâncias iônicas.

26

___________________________________________________________________ ________

FUNÇÕES INORGÂNICAS E ORGÂNICAS Depois que aprendemos que os átomos formam ligações químicas entre sí afim de se estabilizarem energeticamente formando assim as substâncias, agora vamos estudar as diferentes classes de substâncias.

Primeiro as Substâncias se subdividem em dois grandes grupos: Compostos Inorgânicos (aqueles que não possuem Carbono em sua constituição com exceção do gás carbônico e carbonatos) e Compostos Orgânicos (São aqueles formados basicamente por C,H,O,N)

Apesar dos compostos Orgânicos serem formados basicamente de 4 elementos apenas, nós temos uma infinidade de substâncias orgânicas e a cada ano a indústria se encarrega de sintetizar mais uma diferente. Isso se deve a uma peculiaridade do átomo de Carbono que pode formar cadeias quase infinitas. Isso não ocorre aqui na Terra com outros elementos, por isso a Química Orgânica possui mais compostos diferentes que a Inorgânica.

3.1

Funções Inorgânicas

As funções inorgânicas são formadas pelas ligações de todos os elementos da tabela periódica, entretanto temos apenas 4 classes de funções: Abaixo, observamos algumas classes de compostos:

27

___________________________________________________________________ ________

Eles serão representados por: ÁCIDO:

BASE

Elemento mais H

Eletronegativo

METAL

OH

Ex: ácido clorídrico HCl Ácido sulfúrico H2SO4

Ex: hidróxido de sódio NaOH hidróxido de cálcio Ca(OH)2

28

___________________________________________________________________ ________

SAL

METAL

ÓXIDO

Elemento mais

METAL

Oxigênio

Eletronegativo

Ex: cloreto de sódio NaCl

AMETAL

Oxigênio

Carbonato de cálcio CaCO3 Monóxido de Carbono CO Dióxido de Carbono CO2 Óxido de cobre CuO

3.2

Funções Orgânicas:

Os compostos Orgânicos são basicamente os compostos formados por cadeias carbônicas. O Carbono possui uma particularidade que poucos átomos têm no planeta de se ligar a ele próprio formando cadeias imensas. Desta forma, apesar de os compostos orgânicos terem poucos elementos constituintes (C,H,O e N) o número de substância diferentes é muito maior do que nos compostos inorgânicos Veja a seguir algumas funções orgânicas:

29

___________________________________________________________________ ________

Acima temos apenas algumas funções Orgânicas, mas simplificadamente o que diferencia essas classes de compostos são os tipos de ligação que os átomos fazem em cada uma delas, por exemplo, nos compostos Inorgânicos teremos basicamente: Já para os compostos Orgânicos deveremos observar as estruturas para diferenciar as funções, veja o esquema simplificado a seguir: HIDROCARBONETO

ÁLCOOL

ALDEÍDO

CETONA

ÁCIDO

-C-H

-C-OH

-C=O

-C-C=O

CARBOXILICO

H

C-

Ex: Gasolina

Ex: Etanol

Ex: Formol

-C-C=O

Ex: Acetona

OH Ex:ácido acético

ÉSTER -C-C=O

ÉTER -C-O-C-

AMINA -C-NH2

O- C – Ex:

Acetatos

Essências

AMIDA -C-C=O

NITRILO -C≡N

NH2 e Ex: Éter Etílico

Ex: Adubos

Ex: Ex: Xilocaína

Luvas

de

segurança

Essas são apenas algumas funções, a Química Orgânica é muito ampla e apesar de ter apenas 4 elementos constituintes, a combinação deles fornece muito mais substâncias diferentes do que a Química Inorgânica que comtempla todo o restante da tabela periódica. 30

___________________________________________________________________ ________ Isso se deve a capacidade do átomo de carbono de formar cadeias imensas, característica que não encontramos nos outros átomos.

Atenção Compostos Orgânicos são aqueles que possuem em sua constituição C,H,O,N e cadeias carbônicas. Entretanto alguns compostos que possuem carbono como os carbonatos (p.ex. CaCO3 carbonato de cálcio), óxidos (p.ex. CO2 gás carbônico e CO monóxido de carbono) são considerados Compostos Inorgânicos.

RESUMO DO CAPÍTULO: Nesse capítulo procuramos diferenciar as classes de compostos da Química Inorgânica (Ácidos, Bases, Sais e Óxidos) e da Química Orgânica, que por conta do átomo de Carbono formar cadeias longas, possui a maior quantidade de compostos, divididos em muitas funções, que se diferenciam pelo tipo de ligação. Vimos as ligações básicas das funções orgânicas Hidrocarbonetos, Álcoois, Aldeídos, Cetonas, Ácidos Carboxilicos, Ésteres, éter, Aminas, Amidas e Nitrilos.

31

___________________________________________________________________ ________

Saiba Mais

Exemplos de alguns Compostos Orgânicos importantes. http://www.abq.org.br/simpequi/2010/trabalhos/imagens/-1160331548c3d.jpg

32

___________________________________________________________________ ________ 3.3

Explore seu Conhecimento

1- Dadas as substâncias abaixo, qual pertence a função Aldeído?

2- A seguir são apresentados três compostos orgânicos e suas respectivas aplicações:

Quais as funções orgânicas dos compostos? 3- Dados os compostos abaixo, indique quais as funções químicas de cada um: a) H3C- H2C-OH

c) H3C- O – CH3

b) NaCl

d) H2SO4

4-Representa-se uma reação química através de Equações. Onde do lado esquerdo estão os reagentes e após uma seta indicando que ocorreu uma reação, do lado direito encontram-se os produtos. Diga quais são as funções presentes na reação mostrada abaixo: HCl + KOH

KCl + H2O

5-A maioria do plásticos são macromoléculas ( moléculas gigantes) formadas pela condensação ( união com perda de moléculas de água) de várias moléculas orgânicas, o Nylon por exemplo é uma POLIAMIDA, ou seja, é feito da união de várias amidas. Desenhe a fórmula básica de uma AMIDA. 33

___________________________________________________________________ ________

Química Geral: Quantidade de Matéria e Soluções.

4.1

Estudo das Massas

As massas pequenas geralmente são expressas na unidade gramas (massa absoluta), mas, quando se trata de massas extremamente pequenas, como no caso dos átomos, moléculas ou íons, isso é bastante desconfortável, pois teríamos que trabalhar com expoentes muito pequenos. Para ilustrar a afirmação, basta citar a massa do átomo de hidrogênio expressa em gramas, que é 1,66.10-24 gramas. Dessa forma, os cientistas criaram uma unidade específica para podermos mensurar o universo do infinitamente pequeno de forma mais prática. Assim, ao se tratar da massa de átomos (massas atômicas) e da massa das moléculas (massas moleculares), devemos usar outro padrão estabelecido, que é denominado Unidade de Massa Atômica (u). Foi adotada como unidade de massa atômica 1/12 o isótopo do átomo de carbono 12. Dessa forma, atribui-se para o C-12 a massa atômica igual a 12 unidades. Uma vez determinada a unidade padrão, pesar um átomo é compará-lo com o padrão. A massa atômica, então, é o número que indica quantas vezes um determinado átomo é mais pesado que 1/12 do isótopo 12 do átomo de carbono. Já a massa de um elemento químico (conjunto de átomos com o mesmo Z), que é o que aparece na maioria das Tabelas Periódicas dos Elementos, indica a média ponderal das massas dos isótopos que constituem o elemento químico na natureza (lembre-se de que Isótopos são átomos com mesmo Z e massas diferentes). Por exemplo, o cloro aparece na natureza sob a forma de dois isótopos, o Cl35 e o Cl37; o Cl35 ocorre na natureza na proporção de aproximadamente 75% e o Cl37, na proporção de aproximadamente 25%. Para saber a massa do elemento cloro, fazemos, então, uma média ponderal das massas dos dois isótopos existentes. Assim: 34

___________________________________________________________________ ________ Massa Atômica do Cloro = (35X75) + (37X25) = 35,5 u 100

Observe



MACl = 35,5 u;



MAFe = 55,8 u;



MACu = 63,5 u.

a

massa

de

alguns

elementos

na

Tabela

Periódica:

Observação: O motivo pelo qual as massas atômicas dos elementos são fracionárias é justamente porque os isótopos ( como você aprendeu no Capítulo 1) não apresentam massas iguais e não aparecem na mesma proporção na natureza. Vamos recordar a relação entre as unidades de massa, algumas de nosso uso cotidiano. Comparação de unidades de massas: 

1 kg = 1000 gramas;



1u = 1,67.10-24 gramas;



1u = 1,67.10-27 kg.

4.2

Constante de Avogadro

No cotidiano e no laboratório, em aulas práticas, utiliza-se uma balança que determina a massa em gramas. Assim, para conseguirmos trabalhar com as massas de átomos e moléculas na vida prática, teremos que usar quantidades grandes desses átomos e moléculas para conseguirmos pesar nas balanças existentes. Amadeo Avogadro, um cientista italiano, chegou à seguinte conclusão: se 1 u= 1,66.10-24 gramas e a massa atômica do Hidrogênio, por exemplo, é 1 u, quantos átomos de Hidrogênio serão necessários para conseguirmos pesar 1 grama de hidrogênio? 35

___________________________________________________________________ ________ A resposta é 6,02.1023 átomos. A esse número deram o nome constante de Avogadro e isso poderá ser estendido a todos os átomos da tabela periódica, ou seja, para conseguirmos ter 12 gramas de Carbono, temos que ter 6,02.1023 átomos de carbono. Chamamos isso Massa Molar. A massa molar de determinada espécie de partícula é igual à massa que corresponde a 6,02.1023 partículas da espécie (átomos, moléculas, íons etc.). Exemplo: a massa molar do Fe = 55,8 gramas/mol (lê-se: um mol de átomos de ferro corresponde a 55,8 g). Massa molar do H2SO4 = 98 g/mol (lê-se: um mol de moléculas de ácido sulfúrico corresponde a 98 g). 4.3

O Conceito de Mol

A palavra “MOL” deve ser entendida como uma QUANTIDADE, que pode ser comparada com outros sistemas de contagem de objetos ou partículas. Assim, uma dúzia expressa uma quantidade igual a doze de qualquer produto ou material (laranja, ovos, cadeiras etc.). Numa quantidade mesmo pequena de átomos ou moléculas, o número de partículas é muito grande, tornando inviável sua contagem em dezenas ou outros sistemas. Os átomos, moléculas ou íons são contados em “mol”. ATENÇÃO: 1 mol = 6,02.10 23 partículas (átomos, moléculas, íons, elétrons, prótons etc.) A definição atual de Mol foi proposta pela IUPAC, International Union of Pure and Applied Physics (IUPAP – União Internacional de Física Pura e Aplicada) e International Organization for Standardization (ISO – Organização Internacional para Padronização) e ratificada pela 14º Conferência Geral de Pesos e Medidas (1971), como unidade de base no Sistema Internacional (SI) para a grandeza Quantidade de Matéria (substância, em Portugal; ou entidades elementares também significando “partículas”). O mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementares quanto são os átomos contidos em 0,012 kg de carbono 12.

Fonte: http://www.alcaste.com/departamentos/ciencias/actividades_multimedia/fqeso/actividades_qeso/masa_quimica/masa_quimica.htm

36

___________________________________________________________________ ________ .

O mol: origem da palavra latina moles (PORÇÃO, QUANTIDADE)

Quando se utiliza a unidade mol, as entidades elementares ou partículas devem ser especificadas, podendo ser átomos, moléculas, elétrons, outras partículas ou agrupamentos especificados de tais partículas. Pode-se, ainda, concluir que o número de entidades elementares contidas em 1 mol corresponde à constante de Avogrado, cujo valor é 6,022 x 1023 mol-1.

Atenção MOL é uma QUANTIDADE que contém 6,02.1023 unidades de qualquer entidade material.

Saiba Mais O número de Avogadro é em homenagem ao italiano Amedeo Avogadro, que nasceu em 1776. O plural de mol é Mols e não Moles (denominação utilizada em Portugal). Comparações curiosas: 

Se tivéssemos 1 mol de feijão, o Brasil ficaria coberto com uma camada de 15 km de espessura;



Se, ao nascer, você ganhasse 1 mol em dinheiro para gastar a cada segundo de vida sabe em quanto tempo esse dinheiro acabaria? Se fossem 1.000 reais por segundo, iria demorar 190.892.947.742.262 anos, 295 dias, 22 horas, 13 min e 20 segundos;



Ao considerar a espessura de uma folha de papel com cerca de 0,1 mm (10 -4 m), sabendo-se que a distância média da Terra à Lua é de 384 000 km (3,84 × 10 8 m), isso significa dizer que um mol de folhas de papel colocadas umas sobre as outras equivaleria a um comprimento suficiente para ir e voltar da Lua 7,8 × 1010 vezes, ou seja, cerca de 80 bilhões de vezes. Fonte: Kotz e Treichel (2004).

37

___________________________________________________________________ ________

4.4

4.4.1

SOLUÇÕES: DESCRIÇÃO E CLASSIFICAÇÃO

Quando falamos de Misturas ( você viu a definição no capítulo 1) que é um sistema de substâncias em que uma delas distribui-se na outra sob a forma de pequenas partículas poderemos também chamar de dispersão. Assim, denomina-se dispersa a substância envolvida por outra e dispergente, aquela que envolve. Toda dispersão é formada por pelo menos um disperso e um dispergente. A classificação das dispersões pode ser feita de acordo com o tamanho da partícula do disperso, ou seja, dispersões que apresentam partículas dispersas com diâmetro até 1 nm são chamadas soluções verdadeiras; dispersões coloidais têm partículas entre 1 e 100 nm; e, quando as partículas são maiores do que 100 nm,(1 nm = 10-9 m) as dispersões são denominadas suspensões. 0 nm

1 nm

100 nm

--------------------------------------------------------------------------- Soluções verdadeiras | Dispersões coloidais

| Suspensões

O aspecto observado da dispersão também será diferente dependendo do tamanho das partículas dispersas. Pode ser um material homogêneo (formado de uma única fase), quando apresentar aspecto uniforme em toda a sua extensão, ou heterogêneo (formado por mais de uma fase), quando essa característica não for observada. Entretanto, a percepção da uniformidade dos materiais dependerá do instrumento óptico a ser utilizado. Assim, um material homogêneo, a olho nu, pode ser considerado heterogêneo se for observado, por exemplo, em um microscópio.

38

___________________________________________________________________ ________ A suspensão apresenta partículas dispersas com diâmetro médio superior a 100 nm, permitindo a visualização das partículas a olho nu ou por meio de microscópio óptico. Desse modo, constitui um material heterogêneo e o disperso sedimenta-se espontaneamente ou por centrifugação e pode ser separado utilizando filtros comuns. Exemplos: areia dispersa em água e alguns medicamentos em que, após a agitação, ocorre fácil dispersão da fase sólida na líquida, porém sua sedimentação acontece de forma lenta. As dispersões coloidais apresentam partículas dispersas bem definidas quimicamente, com diâmetro médio inferior a 100 e superior a 1 nm, são visualizadas somente com ultramicroscópio, depositam-se sob a ação de uma centrífuga e só podem ter seus componentes separados com o uso de ultrafiltros (poros de diâmetro muito menor do que o de filtros comuns). Exemplos: a espuma é constituída de bolhas de gás espalhadas em um líquido; nuvem e neblina nada mais são do que gotículas de água espalhadas no ar atmosférico (gás); gelatina preparada (proteína dispersa em água) etc. A fumaça é um bom exemplo de dispersão que pode ser classificado dependendo do tamanho de suas partículas dispersas no ar, isto é, pode ser uma dispersão coloidal (disperso com diâmetro até 100 nm) ou uma suspensão (disperso com diâmetro acima de 100 nm). As soluções, por possuírem partículas com diâmetro menor do que 1 nm, são sempre materiais homogêneos quando observadas com ou sem microscópios. Seus componentes não podem ser separados por nenhum filtro e as partículas do disperso não se sedimentam. Em uma solução, existe sempre, pelo menos, uma substância dispersa (dissolvida) em outra. A substância que está dispersa é chamada soluto. Aquela que dispersa ou dissolve as outras é chamada solvente. No caso de uma solução aquosa de cloreto de sódio, o sal é o soluto e a água é o solvente. A diferenciação de dispersões coloidais de soluções, quando não há à disposição equipamentos ópticos, pode ser feita por meio da observação de um fenômeno luminoso denominado efeito Tyndall. Em dispersões coloidais, é possível perceber o trajeto da luz, pois existem partículas muito pequenas para serem vistas a olho nu, mas grandes o bastante para dispersar os raios luminosos. O que não acontece em soluções, já que o feixe luminoso atravessa o meio sem se dispersar. 39

___________________________________________________________________ ________ Esse efeito pode ser observado na Figura 1, sendo o sistema da direita (vermelho) uma dispersão coloidal e, portanto, refletindo o feixe luminoso, o que não acontece no sistema da esquerda (amarelo), uma solução.

Figura 1 – Sistema 1.

Fonte: http://www.colegioweb.com.br/quimica/propriedades-dos-coloides.

Observe os exemplos de misturas apresentados nas figuras que representam os sistemas 2, 3 e 4, a seguir: Figura 2 – Sistema 2.

Fonte: http://www.eb1-setubal-n17amoreiras.rcts.pt/notasoltas/exper1a/experiencias.htm.

40

___________________________________________________________________ ________ O sistema da Figura 2 é uma dispersão de um sólido (areia) em água. Nesse caso, cada componente constitui uma fase do sistema e cada fase pode ser visualizada a olho nu. As fases sólida e líquida podem ser separadas por filtração comum.

Figura 3 – Sistema 3.

Fonte: http://margensdapoesia.blogspot.com/2008_10_26_archive.html.

No sistema da Figura 3, há partículas muito pequenas de poeira e gotículas de água no ar (neblina). Nesse tipo de dispersão, o disperso (gotículas de água ou poeira) é formado por partículas de um diâmetro um pouco maior em relação às soluções e reflete a luz que incide nele O sistema representado na Figura 2 é classificado como suspensão ou mistura heterogênea; o representado na Figura 3, como dispersão coloidal.

4.4.2

ESTUDO DAS SOLUÇÕES

A solução é uma mistura homogênea constituída de soluto e solvente. Geralmente, é o solvente a substância que se apresenta em maior proporção na mistura e condiciona o estado de agregação ( estado físico final) da solução. A quantidade de soluto que uma quantidade fixa 41

___________________________________________________________________ ________ de solvente consegue dissolver depende da natureza do soluto e do solvente, da temperatura da solução e, em alguns casos, da pressão em que a mistura foi feita. Em soluções contendo água, esta é considerada o solvente.

Atenção SOLUÇÃO = SOLUTO + SOLVENTE Solvente é o que define o estado físico da Solução

4.4.3

ESTUDO DA SOLUBILIDADE

Define-se solubilidade como a capacidade do soluto de se dissolver no solvente. Essa capacidade, no que diz respeito à dissolução de sólido em líquido, é limitada, isto é, existe um máximo de soluto que se pode dissolver em certa quantidade de um solvente. A temperatura interfere na capacidade de dissolução de um solvente com relação a certo soluto. Assim, o Coeficiente de Solubilidade (CS) ou Solubilidade (S) é definido como a maior quantidade dissolvida de soluto, a dada temperatura, em uma quantidade padrão de solvente (1000 g ou 100 g ou 1 litro). A cada temperatura, tem-se um determinado valor para o CS ou S. Exemplo: CS = 13,3 g de KNO3 por 100 g de H2O a 0 °C. O significado é: “13,3g de KNO3 é a maior massa de nitrato de sódio que pode ser dissolvida em 100 g de água a zero graus Celsius”. Se 25 g desse sal for adicionado a 100 g de água, haverá dissolução de 13,3 g (é a máxima capacidade de soluto), enquanto o excesso, 11,7 g, geralmente vai se sedimentar (corpo de fundo).

CURVAS DE SOLUBILIDADE As curvas de solubilidade são representações gráficas obtidas experimentalmente, que medem os diferentes coeficientes de solubilidade de determinado soluto, em diferentes

42

___________________________________________________________________ ________ temperaturas. Dessa forma, é possível estabelecer, por meio dessas curvas, a solubilidade do soluto em uma quantidade padrão de solvente, uma vez conhecida a temperatura. Nesses gráficos, em abscissas, coloca-se a temperatura e, em ordenadas, os respectivos coeficientes de solubilidade. No gráfico seguinte, representado na Figura 5, observa-se como varia a solubilidade de algumas substâncias em água.

Figura 5 – Curvas de solubilidade.

Referência da Figura: Software SuperPro; versão Sistema 65.0 Serie: 42-B11273216-131; www.Interbits.com.br

Classificação das soluções

As soluções podem ser classificadas de acordo com: 43

___________________________________________________________________ ________

1) Estado de agregação da solução Em uma solução sólida, tanto o soluto quanto o solvente se encontram no estado sólido. Geralmente, essas soluções são formadas por ligas metálicas. São exemplos de liga metálica o ouro 18 quilates (mistura de ouro e prata ou ouro e cobre), o bronze (mistura de cobre e estanho), o latão (mistura de cobre e zinco) etc. Uma mistura de gases sempre será uma solução gasosa, pois os gases são solúveis entre si. O ar atmosférico sem fuligem é um exemplo de solução gasosa e possui a seguinte composição: Gás

% em volume

N2

78

O2

21

Ar

0,9

CO2

0,04

Outros gases

0,06

A grande maioria das soluções conhecidas é líquida e pode ser formada por combinações de diferentes estados físicos de soluto em solvente no estado líquido:



Solução de gás em líquido: por exemplo, oxigênio do ar nas águas dos mares, rios e lagos. A solubilidade de gases na água depende de fatores como temperatura e pressão. O aumento de pressão provoca elevação da solubilidade de gases em líquidos. Por outro lado, o aumento de temperatura diminui a solubilidade dos gases em líquidos, ou seja, quando a temperatura sobe, a solubilidade dos gases em água diminui;



Solução de líquidos: por exemplo, o vinagre é uma solução aquosa de ácido acético; o álcool hidratado é uma mistura de álcool e água;

44

___________________________________________________________________ ________ 

Solução de sólido em líquido: por exemplo, o soro fisiológico é uma mistura de cloreto de sódio em água.

2) Natureza do soluto As soluções podem ser moleculares ou iônicas. As moleculares apresentam somente moléculas dispersas, como, por exemplo, glicose, sacarose e ureia na água, e, por não conduzirem corrente elétrica, são também conhecidas como soluções não eletrolíticas. As iônicas são aquelas que possuem íons dispersos, como ácidos, bases e sais em água, e, por conduzirem corrente elétrica, são denominadas soluções eletrolíticas.

3) Coeficiente de solubilidade Quanto ao coeficiente de solubilidade, há três tipos de soluções: insaturada, saturada e supersaturada. Solução insaturada é a solução que contém quantidade de soluto inferior à capacidade máxima de dissolução do solvente, sendo, portanto, capaz de dissolver nova adição de soluto. Solução saturada é aquela que não é capaz de dissolver nova adição de soluto; na prática, é reconhecida pela presença de corpo de fundo, pois é a única que pode conter sólido no fundo do recipiente. Solução supersaturada é uma solução instável, que contém dissolvida uma quantidade de soluto superior à necessária para a saturação e não apresenta corpo de fundo. Por exemplo, considerando a dissolução de cloreto de sódio em água a 0 °C, o seu coeficiente de solubilidade é: CS = 357 g de NaCl por litro de água a 0 °C. A solução que contém exatamente 357 g de NaCl dissolvidos por litro de água a 0 °C é saturada. A solução saturada pode não apresentar corpo de fundo (a massa adicionada é igual ao coeficiente de solubilidade) ou apresentar corpo de fundo (a massa adicionada é excessiva). A solução que contém menos de 357 g de NaCl por litro de água é considerada insaturada. A solução insaturada pode ser concentrada (grande massa de soluto) ou diluída (pequena massa de soluto).

45

___________________________________________________________________ ________ A solução que contém massa superior a 357 g de NaCl dissolvidos por litro de água a 0 °C é supersaturada (não pode apresentar corpo de fundo). Qualquer perturbação provocará a mudança da solução supersaturada em saturada com corpo de fundo.

Atenção 

Quantidade do soluto ˂ CS = Solução Insaturada;



Quantidade do soluto = CS = Solução Saturada;



Quantidade do soluto > CS = Solução Supersaturada, que é instável e se transformará em solução saturada com corpo de fundo (precipitado).

4.4.4

Concentração das soluções

Como muitas substâncias são utilizadas em soluções, é importante saber determinar a quantidade de soluto numa dada quantidade de solução, qual é a massa de solvente etc. A concentração de uma solução é a relação entre a quantidade de soluto e a quantidade de solvente/solução. A quantidade da solução e dos seus componentes (soluto e solvente) pode ser em massa, volume, quantidade de matéria etc.

1) Concentração em massa (C) massa do soluto (g) Concentração em massa = volume da solução (mL)

. ..

C=

msoluto Vsolução

46

___________________________________________________________________ ________ A concentração em massa é a relação entre a massa do soluto e o volume da solução. É importante que não seja confundida com a densidade de uma solução, que é representada por:

massa da solução (g) Densidade = volume da solução (mL)

. ..

d=

msolução Vsolução

Concentração em massa do soluto e densidade da solução são grandezas diferentes; enquanto a primeira indica a massa do soluto presente em determinado volume de solução, a segunda demonstra a relação da massa da solução no volume que ela ocupa.

2) Concentração em quantidade de matéria: MOLARIDADE (M) É a relação entre a quantidade de matéria do soluto e o volume da solução:

quantidade de matéria do soluto (mol) Concentração em mol/L = volume da solução (L)

nsoluto . .. M= Vsolução

Exemplo: Qual a concentração molar (mol/L) de uma solução aquosa preparada por adição de 5,3 g de Na2CO3 (massa molar de 106 g/mol) em água até completar 100 mL de solução? Resolução: 47

___________________________________________________________________ ________

M=

nsoluto Vsolução

msoluto

5,3 g

MMsoluto

106 g/mol

=

= 0,5 mol/L

= Vsolução

0,100 L

Diluição e mistura de soluções

É possível diminuir a concentração de uma solução por adição de um volume conhecido de solvente; esse processo é denominado diluição. Na diluição, a quantidade de soluto permanece constante, mas o volume final da solução e, consequentemente, a sua concentração se alteram.

solução

+

solvente

massa de soluto = m 1 concentração = C' volume = V'

massa de soluto = m 1 concentração = C volume = V C=

m1

solução diluida

=

. . . m1 = C . V

C'=

V

m1

. . . m1 = C' . V'

V '

A massa de soluto é a mesma antes e depois da diluição, portanto: C . V = C' . V'

48

___________________________________________________________________ ________ Na mistura de soluções em que não ocorrem transformações químicas e considerando o mesmo soluto, há uma somatória nas quantidades de soluto e nos volumes das soluções, obtendo-se uma nova solução, com concentração intermediária às concentrações das soluções misturadas.

solução'

+

solução''

=

solução final

m1'

m1''

m1' + m1'' = m1

V'

V''

V' + V'' = V

C'

C''

m1' = C' . V'

m1'' = C'' . V''

C m1 = C . V

C'.V' + C''.V'' = C.V

49

___________________________________________________________________ ________

Saiba Mais Podemos preparar soluções em laboratório para as mais diversas utilidades e podemos, através de soluções supersaturadas, produzir cristais (minerais) em laboratório. É uma técnica complexa, mas muito bonita. A imagem a seguir foi extraída de um site que vale a pena visitar. É da Professora Clementina Teixeira, especialista em formação de cristais em laboratório. No site, você conhecerá as técnicas usadas e verá fotos lindas de formação artificial de cristais e rochas.

Fonte: http://web.ist.utl.pt/clementina/cristais

Como preparar uma solução supersaturada? Por exemplo: sabe-se que uma solução contendo 60 g de acetato de sódio, em 100 g de água a 50 °C, é insaturada (CS = 80 g/100 g de H2O a 50 °C). Para torná-la supersaturada, deve resfriá-la cuidadosamente, sem oscilar ou mexer, até 20 °C. Dessa forma, o excesso de soluto permanece em solução. Não há corpo de fundo, mas, no sistema, têm-se 60 g de acetato de sódio dissolvidos em 100 g de água a 20 °C (CS = 46,5 g/100 g de H2O a 20 °C). Se um pequeno cristal de acetato de sódio for adicionado ou a solução sofrer agitação constante, ocorrerá rápida cristalização do excesso (60 g – 46,5 g) e a solução tornarse-á saturada, constituindo um sistema heterogêneo, pois haverá presença de corpo de 50 fundo.

___________________________________________________________________ ________ 4.5

Explore seu Conhecimento

1. Considere as amostras: I. 10,0 g de N2; II. 5,0 mols de H2; III. 6,0.1023 moléculas de O3; IV. 1,0 mol de CO; V. 320 g de O2. Em qual(is) delas há maior quantidade de moléculas? MA: N=14, H=1, O=16 e C=12.

2. Temos 355 g de gás cloro (Cl2). Qual o número de mols correspondente e qual o número de átomos na amostra? MA: Cl = 35,5. 3. Qual a massa total da seguinte mistura: 0,25 mols de gás oxigênio + 3,0.1022 moléculas de oxigênio + 3 gramas de oxigênio? a. 11,8 g

b. 12,6 g

c. 23,6 g

d. 32 g

e. 34 g

4. Em 1 mol de molécula de H3PO4, tem-se: a. 3.1023 átomos de hidrogênio e 1023 átomos de fósforo. b. 1 átomo de cada elemento. c. 3 íons H+ e 1 íon (PO4)-3. d. 1 mol de cada elemento. e. 4 mols de átomos de oxigênio e 1 mol de átomos de fósforo.

5. Considere as afirmações de I a V feitas em relação a um mol de H2O e julgue-as Verdadeiras ou Falsas: I. Contém 2 átomos de hidrogênio. II. Contém 1 átomo de oxigênio. III. Contém 16 g de oxigênio. IV. Contém um total de 10 mols de prótons nos núcleos. 51

___________________________________________________________________ ________ V. Pode ser obtido a partir de 0,5 mol de oxigênio molecular.

6. Têm-se 540 g de uma solução aquosa de sacarose, saturada sem corpo de fundo, a 50 °C. Qual a massa de cristais que se separam da solução, quando ela é resfriada até 30 °C? Dados: Cs a 30 °C = 220 g/100 g de água; Cs a 50 °C = 260 g/100 g de água. 7. No preparo de solução alvejante de tinturaria, 521,5 g de hipoclorito de sódio são dissolvidos em água suficiente para 10,0 L de solução. Qual a concentração, em mol/L, da solução obtida? (Massa Molar do NaClO = 74,5 g/mol).

8. O propilenoglicol (C3H8O2) é um líquido utilizado como umectante de doces, produtos de cacau e carne. Para preparar 100 mL de solução a 3 mol/L de propilenoglicol, quantos gramas devem-se pesar desse composto? (Massas molares em g/mol: C=12; O=16; H=1).

9. Se 25 mL de H2O são adicionados a 100 mL de uma solução aquosa a 1,2 mol/L, qual é a nova concentração?

10. 100 mL de ácido clorídrico a 0,1 mol/L são adicionados a 150 mL do mesmo ácido a 0,2 mol/L. Calcule a concentração, em mol/L, da mistura final.

52

___________________________________________________________________ ________

Respostas Comentadas de Todos os Capítulos: Capítulo 1: 1- A composição e classificação são: 1- Água destilada: H2O é uma Substância Pura Composta 2- Soro Fisiológico: H2O + NaCl + Glicose é uma Mistura 3- Gás Nitrogênio : N2 é uma Substância Pura Simples 4- Gás Carbônico: CO2 é uma Substância Pura Composta 5- Diamante: é uma cadeia organizada somente de C, portanto Substância Pura Simples

2- Analisando o Gráfico teremos:

(Falso) O fenômeno que ocorre na região B da curva é a solidificação e há duas fases em equilíbrio. A 1000 é ebulição e existem as fases gasosa e liquida em equilíbrio (Falso) Na região C da curva, há somente a fase sólida. Entre 00 e 1000 temos fase liquida (Verdadeiro) Nas regiões B e D da curva, a temperatura permanece constante. (Verdadeiro) Na região D da curva, coexistem em equilíbrio as fases sólida e líquida.

3-Veja abaixo as relações: 53

___________________________________________________________________ ________ 137

a)

56 Ba

31 2+

223

b) 15 P 3-

c)

87Fr

P=Z=56

P=Z=15

P=Z=87

E=54

E=18

E= 87

A=137

A=31

A=223

N=81

N=16

N=136

4- Analise a tabela:

ESPÉCIE

NÊUTRONS

PRÓTONS ELÉTRONS

X

20

17

17

Y

17

17

18

Z

78

79

78

W

18

18

18

As espécies neutras são X e W pois possuem o mesmo número de Prótons (+) e Elétrons(-) 5-A distribuição eletrônica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 pode pertencer a: d) 39 19K Pois temos 19 elétrons

Capítulo 2: 1- Relacionando as colunas teremos: I. K

(b) Alcalino, Grupo 1°, Período 4

II. Ba (c) Alcalino Terroso, Grupo 2A , Período 6 III. He (e) Gás Nobre, Grupo 18 ou 0, Período 1 IV.S

(d) Calcogênio, Grupo 6 A ou 16A, Período 3

V. Br (a)

Halogênio, Grupo 7A ou 17A, Período 4

2- Na classificação periódica, a energia de ionização dos elementos químicos AUMENTA Alternativa (e) de baixo para cima, nas famílias. 3. Observando os modelos de ligações: 54

___________________________________________________________________ ________

Consultando a tabela e verificando que Fósforo (P) está na mesma família ( Grupo) que o Nitrogênio, então a) H..P..H H Consultando a tabela e verificando que ENXOFRE (S) está na mesma família ( Grupo) que o OXIGÊNIO, então b) S..H H 4. Com a distribuição eletrônica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1. Temos 1 elétron na última camada (4s1) então se trata de um metal que necessita PERDER 1 elétron para se estabilizar, se fizer ligação com outro elemento de número 35 veja o diagrama: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 então teremos 7 elétrons na última camada (4s24p5 ) que é uma Ametal que necessita receber 1 elétron. Então teremos uma ligação Iônica com a fórmula AB

5. As substâncias X, Y e Z, sólidas à temperatura ambiente, apresentam as propriedades físicas resumidas na tabela adiante.

Com base nesses dados, conclui-se que: b. X é uma substância iônica; Y é um metal; Z é uma substância covalente.

Capítulo 3: 1- A alternativa ( e), (a) Enol (não é um álcool pois o carbono tem = ligação). 55

___________________________________________________________________ ________ (b) Álcool (c) Éter (d) Ácido Carboxílico

2- O primeiro é um Éster, o segundo uma Amina e o terceiro que é um solvente é um Éter.

3- As funções são: a- H3C- H2C-OH Álcool, composto Orgânico b- H3C- O – CH3 Éter composto Orgânico c- NaCl Sal composto Inorgânico d- H2SO4 Ácido composto Inorgânico

4- As Funções presentes são Inorgânicas: HCl + KOH

KCl + H2O

Ácido + Base.............Sal + Óxido 5- A Amida é caracterizada por: -C-C=O NH2 e temos como exemplo de um tipo de plástico o

56

___________________________________________________________________ ________ Kevlar que é resistente a impactos:

Referência da Imagem : http://player.slideplayer.es/1/108412/pol6.ppt

Capítulo 4: 1. Considerando as amostras que temos: I. 10,0 g de N2; já está em massa, portanto não é necessário alterar II. 5,0 mols de H2; cada Mol de H2=2g, portanto teremos 10 gramas no total III. 6,0.1023 moléculas de O3; Cada Mol (6,0.1023 moléculas) de O3 = 48g IV. 1,0 mol de CO; Cada Mol de CO=28 gramas V. 320 g de O2. Já está em massa, portanto não é necessário alterar Terá a maior quantidade de moléculas aquela cuja massa será menor, ou seja verificando a massa de cada uma serão as amostras I e II

2. Se temos 355 g de gás cloro (Cl2) e cada Mol de Cl2 tem massa de 71 gramas, então teremos: 1Mol Cl2................................ 71 gramas X Mols Cl2...................... 355 gramas ou seja: 5 Mols de Cl2. Se cada Mol de Cl2 temos 2.X (6,02.1023 átomos), ou seja, 1,204. 1024 átomos de Cl então se temos 5 Mols, então teremos: 6,02.1024 átomos de Cloro.

3. Somando-se: 0,25 mols de O2 = 1Mol de O2 = 32gramas então 0,25 mols teremos 8 g 57

___________________________________________________________________ ________ 3,0.1022 moléculas O2 = 6,0.1023 moléculas(1Mol) de O2 = 32gramas, então teremos 1,6g Somadas a 3 g de O2 teremos 12,6 gramas, alternativa (b)

4-Alternativa (e)4 mols de átomos de oxigênio e 1 mol de átomos de fósforo.

5-Considere as afirmações de I a V feitas em relação a um mol de H 2O e julgue-as Verdadeira ou Falsa: I. Contém 2 átomos de hidrogênio. Falsa, pois em 1 mol de H2O temos 2 MOLS de átomos de hidrogênio. II. Contém 1 átomo de oxigênio. Falsa, pois em 1 mol de H2O temos 1 MOL de átomos de oxigênio (6,02.10 23 átomos de oxigênio) III. Contém 16g de oxigênio. Verdadeira, em 1 mol de água temos 16gramas de oxigênio e 2 gramas de hidrogênio. IV. Contém um total de 10mols de prótons nos núcleos. Verdadeira, cada átomo de oxigênio da água possui 8 prótons (veja número atômico Z) e cada átomo de hidrogênio possui 1 próton, como na água temos 2 hidrogênios então serão um total de 10 prótons (8 do O e 2 dos H) ;se temos 1 mol de água, então multiplicamos TUDO pelo mol, ou seja, teremos 10 MOLS de prótons.

6- Se a solução é saturada, significa que possui a quantidade máxima de soluto na massa de solvente, por isso pode-se relacionar essa solução com o coeficiente de solubilidade na referida temperatura (50 °C): SOLUÇÃO = SOLUTO + SOLVENTE 360 g

260 g

100 g (valores obtidos no CS a 50 °C)

540 g

x = 390 g

y = 150 g

Ao resfriar a solução a 30 °C, os 150 g de água (solvente) passam a dissolver uma massa de sacarose (soluto) menor do que 390 g: SOLUÇÃO = SOLUTO + SOLVENTE 220 g

100 g (valores obtidos no CS a 30 °C) 58

___________________________________________________________________ ________ z = 330 g

150 g

Portanto, a 30 °C, 150 g de água dissolvem 330 g; como o sistema possui 390 g, a massa de cristais que se separam da solução é igual a 60 g.

7. Substituindo as informações fornecidas na fórmula:

msoluto M=

nsoluto =

Vsolução

MMsoluto

521,5 g 74,5 g/mol = 0,7 mol/L

= 10L

Vsolução

8. Substituindo as informações fornecidas na fórmula:

M=

nsoluto Vsolução

3 mol/L =

nsoluto

. ..

nsoluto = 0,3 mol

0,1 L

nsoluto

msoluto = MMsoluto

0,3 mol =

msoluto

. ..

msoluto = 22,8 mol

76 g

9. Substituindo as informações na fórmula teremos: C.V = C’.V’ C = 1,2 mol/L e V = 100 mL = 0,1 L V’ = 100 mL + 25 mL de água adicionados = 125 mL = 0,13 L 1,2 mol/L.0,1 L = C’.0,13 L então: C’ = 0,96 mol/L

59

___________________________________________________________________ ________

10. Substituindo os dados fornecidos na fórmula, teremos: C.V + C’.V’ = C’’.V’’ C = 0,1 mol/L V = 100 mL = 0,1 L C’ = 0,2 mol/L V’ = 150 mL = 0,15 L V’’ = 250 mL = 0,25 L 0,1 mol/L.0,1 L + 0,2 mol/L.0,15 L = C’’.0,25 L C’’= 0,16 mol/L

60

___________________________________________________________________ ________

5. REFERÊNCIAS:

5.1: Referências Bibliográficas:

- ATKINS, P. Princípios de química – Questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2001. - CHANG, R. Química geral. 4. ed. São Paulo: McGraw-Hill, 2006. - COVRE, G. J. Química Total. Ed. FTD, 2001. - FELTRE, R. Química. Ed. Moderna, 2002 - GRUPO DE PESQUISA EM EDUCAÇÃO QUÍMICA (GEPEQ). Interações e transformações químicas. 4. ed. São Paulo: EDUSP, 1998. - KOTZ,C. J.; TREICHEL, P. M. Química e reações químicas. 4. ed. São Paulo: LTC, 2004. - MASTERTON, W. L.; SLOWINSKI, J. E.; STANITSKI, C. L. Princípios de química. 6. ed. São Paulo: LTC, 1990. - PERUZZO, T. M. E E.L. CANTO. Química na Abordagem do Cotidiano, Ed. Moderna,

2002.

- RUSSEL, J. B. Química geral. São Paulo: Makron Books, 1994. v. 1. - SILVA, A. F. et al. Atividades de ciências da natureza. Estação Ciência, São Paulo, 2008. - UCKO, D. A. Química para as ciências da saúde. 1. ed. São Paulo: Manole, 1992. - WILLINGHAM, D. T. Scientifc American Brasil, n. 109, jun. 2011.

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___________________________________________________________________ ________

5.2: Referências de Sites e Figuras:

CARVALHO, T. Calor latente e calor específico. InfoEscola, Química, 30 out. 2007. Disponível em: . Acesso em: fev. 2011.

CHEMELLO, E. Sabão... uma molécula de dupla personalidade? Núcleo de apoio ao ensino da química, 27 fev. 2004. Disponível em: . Acesso em: fev. 2011.

NERD. A tabela periódica em vídeo. A grande abóbora. Disponível em: . Acesso em: fev. 2011.

O QUE é a luz. Disponível em: . Acesso em: fev. 2011.

QUÍMICA.UFSC.BR. Forças intermoleculares. Disponível em: . Acesso em: fev. 2011.

QUÍMICA DO FUTURO. Forças intermoleculares. Web química, 17 nov. 2008. Disponível em: . Acesso em: fev. 2011.

REOCITIES. A periodicidade química dos elementos. Disponível em: . Acesso em: fev. 2011.

62

___________________________________________________________________ ________ RESUMOS. Química. 2010. Disponível em: . Acesso em: fev. 2011.

SALA DE FÍSICA. Mudanças de estado. Disponível em: . Acesso em: fev. 2011.

SILVA, W. P.; BURLAMAQUI, M. G. B. Ligação metálica e as propriedades dos metais. Portal do professor, 23 maio 2010. Disponível em: . Acesso em: fev. 2011.

TEXTOS CIENTÍFICOS.COM. Estructura y propiedades de los enlaces. 19 jan. 2006. Disponível em: . Acesso em: fev. 2011.

Referência de Software de Questões de Química: - Software SuperPro; versão Sistema 65.0 Serie: 42-B11273216-131; www.Interbits.com.br, São Paulo, 2009

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