Baixe Trasformações químicas e outras Notas de estudo em PDF para Química, somente na Docsity! Transformações Químicas: Reconhecimento, Representação e Modelos Explicativos Organizadores Maria Eunice Ribeiro Marcondes Marcelo Giordan Elaboradores Isaura Maria Gonçalves Vidotti Luciane Hiromi Akahoshi Maria Eunice Ribeiro Marcondes Yvone Mussa Esperidião Química 1 módulo Nome do Aluno GOVERNO DO ESTADO DE SÃO PAULO Governador: Geraldo Alckmin Secretaria de Estado da Educação de São Paulo Secretário: Gabriel Benedito Issac Chalita Coordenadoria de Estudos e Normas Pedagógicas – CENP Coordenadora: Sonia Maria Silva UNIVERSIDADE DE SÃO PAULO Reitor: Adolpho José Melfi Pró-Reitora de Graduação Sonia Teresinha de Sousa Penin Pró-Reitor de Cultura e Extensão Universitária Adilson Avansi Abreu FUNDAÇÃO DE APOIO À FACULDADE DE EDUCAÇÃO – FAFE Presidente do Conselho Curador: Selma Garrido Pimenta Diretoria Administrativa: Anna Maria Pessoa de Carvalho Diretoria Financeira: Sílvia Luzia Frateschi Trivelato PROGRAMA PRÓ-UNIVERSITÁRIO Coordenadora Geral: Eleny Mitrulis Vice-coordenadora Geral: Sonia Maria Vanzella Castellar Coordenadora Pedagógica: Helena Coharik Chamlian Coordenadores de Área Biologia: Paulo Takeo Sano – Lyria Mori Física: Maurício Pietrocola – Nobuko Ueta Geografia: Sonia Maria Vanzella Castellar – Elvio Rodrigues Martins História: Kátia Maria Abud – Raquel Glezer Língua Inglesa: Anna Maria Carmagnani – Walkyria Monte Mór Língua Portuguesa: Maria Lúcia Victório de Oliveira Andrade – Neide Luzia de Rezende – Valdir Heitor Barzotto Matemática: Antônio Carlos Brolezzi – Elvia Mureb Sallum – Martha S. Monteiro Química: Maria Eunice Ribeiro Marcondes – Marcelo Giordan Produção Editorial Dreampix Comunicação Revisão, diagramação, capa e projeto gráfico: André Jun Nishizawa, Eduardo Higa Sokei, José Muniz Jr. Mariana Pimenta Coan, Mario Guimarães Mucida e Wagner Shimabukuro Caro aluno, Com muita alegria, a Universidade de São Paulo, por meio de seus estudantes e de seus professores, participa dessa parceria com a Secretaria de Estado da Educação, oferecendo a você o que temos de melhor: conhecimento. Conhecimento é a chave para o desenvolvimento das pessoas e das nações e freqüentar o ensino superior é a maneira mais efetiva de ampliar conhecimentos de forma sistemática e de se preparar para uma profissão. Ingressar numa universidade de reconhecida qualidade e gratuita é o desejo de tantos jovens como você. Por isso, a USP, assim como outras universidades públicas, possui um vestibular tão concorrido. Para enfrentar tal concorrência, muitos alunos do ensino médio, inclusive os que estudam em escolas particulares de reconhecida qualidade, fazem cursinhos preparatórios, em geral de alto custo e inacessíveis à maioria dos alunos da escola pública. O presente programa oferece a você a possibilidade de se preparar para enfrentar com melhores condições um vestibular, retomando aspectos fundamentais da programação do ensino médio. Espera-se, também, que essa revisão, orientada por objetivos educacionais, o auxilie a perceber com clareza o desenvolvimento pessoal que adquiriu ao longo da educação básica. Tomar posse da própria formação certamente lhe dará a segurança necessária para enfrentar qualquer situação de vida e de trabalho. Enfrente com garra esse programa. Os próximos meses, até os exames em novembro, exigirão de sua parte muita disciplina e estudo diário. Os monitores e os professores da USP, em parceria com os professores de sua escola, estão se dedicando muito para ajudá-lo nessa travessia. Em nome da comunidade USP, desejo-lhe, meu caro aluno, disposição e vigor para o presente desafio. Sonia Teresinha de Sousa Penin. Pró-Reitora de Graduação. Carta da Pró-Reitoria de Graduação Caro aluno, Com a efetiva expansão e a crescente melhoria do ensino médio estadual, os desafios vivenciados por todos os jovens matriculados nas escolas da rede estadual de ensino, no momento de ingressar nas universidades públicas, vêm se inserindo, ao longo dos anos, num contexto aparentemente contraditório. Se de um lado nota-se um gradual aumento no percentual dos jovens aprovados nos exames vestibulares da Fuvest — o que, indubitavelmente, comprova a qualidade dos estudos públicos oferecidos —, de outro mostra quão desiguais têm sido as condições apresentadas pelos alunos ao concluírem a última etapa da educação básica. Diante dessa realidade, e com o objetivo de assegurar a esses alunos o patamar de formação básica necessário ao restabelecimento da igualdade de direitos demandados pela continuidade de estudos em nível superior, a Secretaria de Estado da Educação assumiu, em 2004, o compromisso de abrir, no programa denominado Pró-Universitário, 5.000 vagas para alunos matriculados na terceira série do curso regular do ensino médio. É uma proposta de trabalho que busca ampliar e diversificar as oportunidades de aprendizagem de novos conhecimentos e conteúdos de modo a instrumentalizar o aluno para uma efetiva inserção no mundo acadêmico. Tal proposta pedagógica buscará contemplar as diferentes disciplinas do currículo do ensino médio mediante material didático especialmente construído para esse fim. O Programa não só quer encorajar você, aluno da escola pública, a participar do exame seletivo de ingresso no ensino público superior, como espera se constituir em um efetivo canal interativo entre a escola de ensino médio e a universidade. Num processo de contribuições mútuas, rico e diversificado em subsídios, essa parceria poderá, no caso da estadual paulista, contribuir para o aperfeiçoamento de seu currículo, organização e formação de docentes. Prof. Sonia Maria Silva Coordenadora da Coordenadoria de Estudos e Normas Pedagógicas Carta da Secretaria de Estado da Educação Apresentação do módulo Este módulo apresenta algumas idéias sobre as transformações químicas importantes para todo o estudo da Química. O conhecimento das transforma- ções químicas nos auxilia a compreender melhor muitos fatos do nosso dia-a- dia. Esse conhecimento também pode facilitar nossa atuação na sociedade, nos posicionando frente a questões sociais, pois podemos argumentar, tam- bém, com base no conhecimento científico. Você vai aprender como se pode reconhecer uma transformação química, através de evidências perceptíveis pelos nossos sentidos, ou pela caracterização dos produtos através de suas propriedades como temperatura de fusão, de ebu- lição, densidade e solubilidade. Para caracterizar um produto é necessário separá- lo através de processos adequados. Você vai aprender como separar uma subs- tância por destilação, filtração, decantação, evaporação e cristalização. Você também vai estudar as relações de massa existentes em uma trans- formação química, através das leis de Lavoisier e Proust. Existe uma linguagem química que permite representar as substâncias e as transformações químicas. Você vai conhecer as fórmulas químicas e a lingua- gem das equações químicas. Conhecer os fatos é importante, porém, não suficiente para que possamos construir uma visão do mundo físico. Nesse sentido, devemos buscar explica- ções, construindo modelos capazes de explicar amplamente esses fatos. São propostos questões e exercícios ao longo do texto para que você vá formando e ampliando seus conhecimentos. São apresentados também, exer- cícios complementares para que você possa aplicar seu conhecimento em si- tuações novas. Esse módulo é composto por 6 unidades sobre as transformações químicas: Unidade 1: reconhecimento das transformações químicas. Unidade 2: como obter substâncias puras a partir de misturas que as contêm. Unidade 3: a massa se conserva nas transformações químicas? Unidade 4: interpretando as transformações químicas. Unidade 5: representando as transformações químicas – balanceamento de equações químicas. Unidade 6: previsão das quantidades de reagentes e produtos formados.    -   Considere o exemplo mostrado a seguir: Evento Sistema Estado inicial Estado final Evidências de 3. Considerando os resultados apresentados, pode-se afirmar que ocorreu trans- formação química? Justifique. 4. A ausência de evidências não garante que não tenha ocorrido transformação, mas sugere a necessidade de se procurar por meios indiretos “sinais” de transfor- mação, que possam conduzir a uma resposta mais confiável. É o caso, por exem- plo, do uso de indicadores, como a fenolftaleína, mostrado a seguir: Evento Sistema Estado inicial Estado final Evidências de Considerando agora os resultados e o que foi discutido até este momento, pode-se afirmar que a interação das soluções de ácido clorídrico e hidróxido de sódio resulta em transformação química? Justifique. Faça agora você: 1. Indique quais eventos são transformações químicas. Justifique. a) queima de uma vela b) enferrujamento de um portão de ferro c) aquecimento da água até a ebulição d) queima da gasolina no motor do carro e) “fervura” da água oxigenada quando colocada num ferimento f) sublimação da naftalina (mudança de estado físico: sólido gás) Como reconhecer se houve formação de novo material? Uma forma eficiente de se obter informações sobre a formação de novo ma- terial é investigando as suas propriedades, que naturalmente devem ser diferentes das propriedades das substâncias iniciais. São propriedades características impor- tantes: a densidade, as temperaturas de fusão e ebulição e a solubilidade. Considere como exemplo a queima do magnésio, descrita na tabela 1. Comparando- se as propriedades das substâncias que compõem o sistema no estado inicial com as propriedades das substâncias no estado final, pode-se concluir que de fato a queima do magnésio é uma transformação química, pois o óxido de magnésio apresenta propriedades diferentes do magnésio e do oxigênio, como mostra a tabela 4. transformação Interação de ácido clorídrico com hidróxido de sódio Soluções de ácido clorídri- co e hidróxido de sódio Soluções incolores Nenhuma mudança aparente Soluções incolores Tabela 2. Interação entre ácido clorídrico e hidróxido de sódio. transformação Interação de ácido clorídrico com hidróxido de sódio em presença de fenolftaleína Soluções de ácido clorídrico com gotas de fenolftaleína e solução de hidró- xido de sódio Solução avermelhada Mudança de cor do indica- dor de incolor para vermelho Soluções incolores Tabela 3. Interação entre ácido clorídrico, hidróxido de sódio e fenolftaleína.   Magnésio (sólido) + oxigênio (gasoso) óxido de magnésio (sólido) Temp. de ebulição °C 1090 - 183,0 3600 Temp. de fusão °C 651 - 218,4 2825 Densidade g/cm3 1,74 0,001429 3,58 Cor Metal prateado Gás incolor Pó branco As substâncias podem ser identificadas por suas propriedades característi- cas. A cor e o cheiro, por exemplo, podem identificar uma dada substância, porém, tais propriedades não são suficientes para identificá-la ou distinguí-la de uma outra. As propriedades, como a temperatura de fusão, a temperatura de ebulição, a densidade e a solubilidade, são propriedades que servem como meios de identif icação das substâncias, pois dependem apenas da natureza delas e independem de sua quantidade ou sua procedência. TEMPERATURAS DE EBULIÇÃO, FUSÃO E SOLIDIFICAÇÃO Considere o gráfico que relaciona as temperaturas medidas no decorrer do aquecimento de uma amostra de água, em função do tempo. A análise do gráfico permite observar que no início do aquecimento (tem- po = 0 minutos) a temperatura da água era 20°C; após 6,0 minutos de aqueci- mento, a temperatura subiu até 97°C, permanecendo constante em 97°C no intervalo de tempo de 6 a 12 minutos, mesmo tendo se continuado o aqueci- mento. No gráfico, isso aparece como uma linha paralela ao eixo do tempo (patamar). Nesse patamar, coexistem água líquida e vapor de água. A tempe- ratura constante correspondente à ebulição do líquido é chamada temperatura de ebulição, sendo a ebulição a mudança do estado líquido para o estado de vapor. O fato de a temperatura ter permanecido constante, embora o sistema con- tinuasse a receber calor, pode ser entendido considerando que esse calor foi utilizado na separação das partículas de água. Faça agora você: 1. Considere que um professor distribuiu amostras de 30,0 mL, 50,0 mL e 100,0 mL de acetona, para que os alunos determinassem a temperatura de ebulição. Esboce num gráfico de temperatura × tempo as curvas de aqueci- mento para as 3 amostras recebidas, utilizando para isso, os mesmos eixos. Tabela 4. Propriedades das substâncias.    -   2. Considere o aquecimento do naftaleno, substância sólida, comercialmente vendida como naftalina, cuja fusão ocorre a 80°C. a) Esboce a curva de aquecimento desse sólido até a sua fusão, passagem do estado sólido para líquido. b) Esboce a curva de solidificação, passagem do estado líquido para sóli- do, dessa mesma substância. DENSIDADE Em linguagem corrente é comum dizer que o ferro é mais pesado que o algodão. Esta afirmação, porém, apresenta uma contradição evidente, já que em 1 kg de ferro e em 1 kg de algodão, a quantidade de material é a mesma, ou seja, a massa é a mesma. A diferença está no volume ocupado pelas amostras. Assim, 1 kg de algodão ocupa um volume muito maior do que 1 kg de ferro. A propriedade que relaciona massa (m) e volume (V) de um dado material é a densidade (d). Matematicamente expressa-se essa relação como d = m/V. Se a massa for expressa em gramas (g) e o volume em cm3 a densidade será expressa em g/cm3. Isso significa que a densidade expressa a massa de 1 cm3 do material. Também se pode expressar a densidade em kg/dm3. A densidade, como toda propriedade característica, não depende da quantidade do material e sim de sua natureza. A densidade é uma propriedade que assume valor constante para qual- quer amostra do mesmo material e devido a isso, permite a sua identificação. Faça agora você: 1. Considere os dados de massa e volume relativos a três amostras de metais aparentemente semelhantes contidos na tabela que segue. Amostra Massa (g) Volume (cm3) Densidade (g/cm3) 1 8,6 1,0 2 17,2 2,4 3 25,8 3,0 a) Quais amostras são do mesmo metal? Justifique. b) Pode-se identificar uma substância pela sua densidade? Por quê? As misturas não apresentam densidade característica como as substâncias puras. Por exemplo, misturas de álcool e água apresentam densidades diferen- tes, em função das quantidades de água e álcool usadas. A tabela a seguir contém valores de densidade de misturas constituídas por diferentes volumes de etanol em 100 cm3 da mistura. Composição da mistura Densidade da mistura Vol. de etanol/100 cm3 (g/cm3) 10,0 0,99 20,0 0,98 30,0 0,97 40,0 0,95 50,0 0,93 92,0 0,83 99,0 0,80   b) Qual a massa de nitrato de potássio que se dissolve em 100 g de água na temperatura de 50°C? c) Nessa temperatura, qual sal é mais solúvel, nitrato de potássio ou nitrato de chumbo? d) 100 g de nitrato de potássio foram dissolvidos em 100 g de água a tempe- ratura de 70°C. Em seguida a solução foi resfriada até 40°C. Ocorreu a deposição de uma certa massa de nitrato de potássio. Com base no gráfico, qual a massa que se depositou? e) Qual é, aproximadamente, a quantidade máxima de nitrato de chumbo, que pode ser dissolvida em 500 mL de água a temperatura de 25°C? 4. (FATEC) A solubilidade do oxigênio em água é importante por estar rela- cionada à vida de seres aquáticos. A sobrevivência da população animal ou vegetal em qualquer extensão de água depende da concentração mínima de oxigênio. A maioria dos peixes necessita de níveis mais elevados; os invertebrados, de níveis mais baixos; as bactérias, de níveis bem mais redu- zidos. Considere os valores de solubilidade do O 2 em água a diferentes tem- peraturas. Temperatura (oC) 0 25 50 100 Solubilidade (cm3/100 cm3 água) 4,89 3,16 2,46 2,30 Considere também o gráfico que mostra a variação da solubilidade do O 2 em função da pressão: Os dados fornecidos permitem afirmar: I. na água dos rios a concentração de oxigênio dissolvido é maior no inverno do que no verão. II. quando se está submetido a pressões elevadas, como é o caso dos mergulhadores, a solubilidade do oxigênio no sangue diminui. III. A morte de rios e lagos pode ser atribuída à redução da quantidade de oxigênio dissolvido devido ao lançamento em suas águas de água quente proveniente de indústrias. Dessas afirmações, estão corretas apenas: a) I b) I e II c) II e III d) II e) I e III Como já mencionado o homem retira da natureza materiais para sua so- brevivência. Por exemplo, obtém o ferro da hematita, o alumínio da bauxita, o sal de cozinha (cloreto de sódio) da água do mar, combustíveis do petróleo, álcool da cana-de-açúcar etc. As substâncias, quando obtidas diretamente da natureza ou preparadas industrialmente, encontram-se misturadas com ou- tras, sendo portanto necessário purificá-las ou separá-las para que sejam utili- zadas no grau de pureza adequado à sua finalidade. A seguir são apresenta- dos alguns processos usuais de purificação e de separação, baseados em trans- formações químicas e nas propriedades características das substâncias. Alguns conceitos iniciais são necessários: Sistema homogêneo – formado por uma única fase. Ex.: água e açúcar. Sistema heterogêneo – formado por mais de uma fase. Ex.: água e óleo. Fase – porção homogênea de um sistema, ou seja, porção de um sistema que apresenta as mesmas propriedades em toda a sua extensão. a) Extração do sal de cozinha – Decantação, evaporação, cristalização No Brasil, o sal comum é obtido pela evaporação da água do mar, sob a ação da energia solar. Nas salinas, a água é colocada em tanques rasos de grande área, onde são removidas as impurezas (barro, areia, sais insolúveis etc), por um processo baseado na diferença de densidades e solubilidades, chamado decantação. Em seguida, a água salgada é encaminhada para ou- tros recipientes onde é submetida à evaporação (mudança do estado líquido para o estado de vapor), obtendo-se o sal amorfo. Este depois é dissolvido em água e submetido à cristalização (processo de purificação do sal). b) Obtenção de água potável – Floculação, decantação e filtração A água dos mananciais, chegando às estações de tratamento, é encaminha- da para os chamados tanques de floculação, onde se adiciona certa quantidade de sulfato de alumínio e de hidróxido de cálcio. Estas substâncias interagem formando flocos brancos de hidróxido de alumínio, de baixa solubilidade, e sulfato de cálcio, solúvel. Unidade 2 Substâncias puras Como obtê-las a partir de misturas que as contêm? Organizadores Maria Eunice Ribeiro Marcondes Marcelo Giordan Elaboradores Isaura Maria Gonçalves Vidotti Yvone Mussa Esperidião   Sulfato de alumínio (aq) + hidróxido de cálcio (aq) hidróxido de alumínio (s) + sulfato de cálcio (aq) O hidróxido de alumínio formado nessa transformação química é um sólido que tem a característica de reter em sua superfície as partículas sólidas que estão em suspensão na água. Nesse processo, chamado floculação, as partículas sóli- das se aglomeram, tornam-se maiores e mais densas, e por ação da gravidade acabam por depositarem-se no fundo do tanque – sedimentação. Como as im- purezas não são totalmente eliminadas no decorrer da floculação e da sedimen- tação, é realizada inicialmente uma decantação e, em seguida, a água impura é conduzida a filtros especiais onde ocorre a sua filtração. Antes de ser distri- buída à população, adiciona-se cloro à água para a eliminação de microrga- nismos, cal virgem para o ajuste da acidez e flúor para combater as cáries. c) Obtenção de água destilada – Destilação simples Água destilada é obtida por processo conhecido como destilação simples, que envolve a vaporização do líquido seguida de sua condensação. No labo- ratório ela é feita utilizando a aparelhagem mostrada a seguir. Figura 1. Destilação simples. Referência: GEPEQ (Grupo de Pesquisa em Educação Química). Interações e Transformações III: A Química e a Sobrevivência: Fonte de Materiais: Química para o Ensino Médio: Livro do Aluno. São Paulo: EDUSP, 1998. d) Obtenção do etanol – Destilação fracionada Etanol é obtido a partir da cana-de-açúcar, por fermentação anaeróbica (au- sência de oxigênio) da sacarose, contida no caldo-de-cana. A primeira fase desse processo envolve a hidrólise da sacarose. Sacarose + água glicose + frutose A segunda fase é a fermentação. O produto dessa fermentação (mosto fer- mentado), além do álcool, contém água e muitas outras substâncias. O álcool é separado dos demais componentes por destilação fracionada, processo que se baseia nas diferenças de volatilidade dos líquidos (diferenças de temperaturas de ebulição). Esse álcool, porém, contém 4% de água, que não pode ser sepa- rada por destilação. Isso porque a mistura água e álcool, chamada azeotrópica, possui temperatura de ebulição característica. Para obter álcool anidro, a mis- tura é tratada com cal virgem (CaO), que reage com a água, formando hidróxido de cálcio, que apresenta baixa solubilidade tanto na água como no álcool. Óxido de cálcio + água hidróxido de cálcio A mistura heterogênea resultante, sendo destilada fornece o álcool anidro. O resíduo da destilação é a cal. Um outro exemplo de destilação fracionada é a que se faz com o petróleo, na separação de suas diferentes frações. Na tabela que segue são apresentados dados experimentais de massas de reagentes e produtos coletados na realização da combustão do enxofre, em sis- tema fechado. Experiência Massa inicial Massa inicial Massa do dióxido de de enxofre do oxigênio enxofre formado (reagente) (g) (reagente) (g) (produto) (g) A 3,201 3,202 6,400 B 2,112 2,113 4,226 C 0,022 0,022 0,040 Comparando a soma das massas reagentes com a massa do produto for- mado, observa-se que a massa total do sistema permaneceu constante. Considere agora, os dados da tabela que segue: Experiência Massa inicial Massa inicial Massa do dióxido Massa de cinzas (g) de carvão do oxigênio de carbono for- (reagente) (g) (reagente) (g) mado (produto) (g) A 150 320 442 31 B 60 128 172 12 C 23 48 66 5 Comparando a soma das massas reagentes com a massa do produto forma- do, nota-se a mesma regularidade, a massa total do sistema permaneceu cons- tante. As diferenças observadas devem-se à diferença de precisão dos instru- mentos de medidas utilizados. Com base nas observações feitas, pode-se ad- mitir que nas transformações químicas realizadas em sistema fechado, a mas- sa total permanece constante, dentro dos limites dos erros experimentais. Essa conclusão é conhecida como Lei da Conservação de Massa ou Lei de Lavoisier. AS TRANSFORMAÇÕES QUÍMICAS OCORREM MANTENDO RELAÇÕES PROPORCIONAIS EM MASSA? As quantidades de reagentes que participam de uma transformação quími- ca não são arbitrárias; ao contrário, cada transformação envolve determinadas massas de reagentes numa mesma proporção. Analise a tabela a seguir que contém dados obtidos em experimentos se- melhantes aos realizados por Lavoisier, na obtenção de água, realizados num Unidade 3 A massa se conserva nas transformações químicas? Organizadores Maria Eunice Ribeiro Marcondes Marcelo Giordan Elaboradores Isaura Maria Gonçalves Vidotti Yvone Mussa Esperidião   calorímetro e registrados no livro Traité Elementaire de Chimique, Paris, Gauthiers Villars, 1937, p. 57 e 58. 1 0,032 0,002 0,018 0,016 - 68,0 2 0,032 0,004 0,037 - - 139,8 3 0,032 0,006 0,037 - 0,002 139,8 4 0,085 0,015 0,095 - 0,004 361,1 A energia térmica produzida pôde ser calculada a partir da medida da variação de temperatura e da massa de água contida no calorímetro. Pode-se perceber que a massa de água formada na experiência 1 é 0,018 g. A massa de oxigênio que reagiu é 0,032–0,016 = 0,016 g e a massa de hidro- gênio que reagiu é 0,002 g. Portanto, de acordo com a experiência 1, 0,016 g de oxigênio reage com 0,002 g de hidrogênio para formar 0,018 g de água. Considerando os dados da experiência 2, observa-se que as massas de hidro- gênio e de oxigênio que reagem são o dobro das quantidades desses gases que reagiram na experiência 1, e a quantidade de água formada também é o dobro. Além disso, não há excesso nem falta dos reagentes. Compare os dados das experiências 3 e 4. Eles permitem a mesma conclu- são, isto é, que existe uma proporção fixa entre as massas de hidrogênio e de oxigênio que reagem para formar água. Ou seja, massa de hidrogênio/massa de oxigênio = 0,004/0,032 = 1/8. Além disso, pode-se concluir também que existe uma proporção entre a quantidade de água formada e a quantidade de energia produzida. Faça agora você: 1. Retorne à tabela: a) Que massa de oxigênio você supõe ser necessária para reagir totalmen- te com 0,005 g de hidrogênio? b) Se, se juntar 1,60 g de oxigênio com 0,30 g de hidrogênio, qual deve ser a quantidade de água formada? Qual a quantidade de calor produzida? 2. Usando os conhecimentos adquiridos, complete a tabela a seguir referente à transformação do mármore (carbonato de cálcio, CaCO 3 ) em gesso (sulfato de cálcio, CaSO 4 ), sob a ação do ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ), admitindo-se que os reagentes foram totalmente consumidos. Carbonato Ácido sulfúrico (g) Sulfato de cálcio (g) Dióxido de Água (g) de cálcio (g) carbono (g) 100,0 98,0 136,0 44,0 50,0 68,0 196,0 Podemos concluir que, existe uma proporção constante entre as massas dos reagentes envolvidos numa transformação química. Essa generalização ou lei experimental é chamada lei da composição definida, lei das proporções cons- tantes ou lei de Proust. Exp. Massa de água (g) Massa de gás oxigênio que não reagiu (g) Massa de gás oxigênio (g) Massa de gás hidrogênio que não reagiu (g) Massa de gás hidrogênio (g) Energia na forma de calor produ- zida (cal) PRIMEIRAS INTERPRETAÇÕES – MODELO ATÔMICO DE DALTON No fim do século XVIII, muito conhecimento sobre as transformações químicas tinha sido adquirido, tais como: não se poder obter qualquer quan- tidade de produto a partir de uma certa quantidade de matéria-prima e, tam- bém, que as massas se conservavam numa transformação química. John Dalton (1766-1844) foi um dos cientistas que buscou explicações para a ocorrência dessas transformações. No início, ele acreditava que as partículas constituintes de qualquer substância seriam as mesmas. Com os resultados de seu trabalho, chegou à conclusão de que os átomos dos dife- rentes materiais deveriam ser diferentes e que a massa seria a propriedade que diferenciaria esses átomos. Para isso Dalton analisou dados relativos às massas envolvidas em transformações químicas entre diferentes substâncias e o gás hidrogênio e, com isso, construiu uma tabela de massas atômicas de diferentes elementos em relação ao hidrogênio – adotado por ele como pa- drão e sua massa atômica admitida como 1. Então Dalton propôs que a matéria seria constituída por átomos (as menores partículas que a constituem), sendo eles indivisíveis e indestrutíveis, mesmo du- rante transformações químicas. Portanto, ele admitiu que esses átomos eram dife- rentes para cada elemento químico e possuíam também massas diferentes entre si, mas massas iguais quando se tratava do mesmo elemento. Ou seja, os elemen- tos diferiam entre si pela massa dos átomos que os constituíam, ou melhor, por sua massa atômica. Nas transformações químicas esses átomos deveriam combinar-se em nú- meros inteiros, mas com um rearranjo diferente. Assim, com essas idéias era possível explicar a conservação de massa e as proporções definidas entre as quantidades de reagentes numa transformação química. Dalton representava suas idéias sobre os átomos utilizando símbolos; por exemplo, para o hidrogênio, usava . Nessa representação o símbolo de um elemento indicava não só o elemento, mas, também, um átomo dele com massa característica, ou uma massa com um certo número de átomos. Como esse tipo de representação dos elementos químicos se mostrou pou- co prático, o químico sueco Berzelius (1779-1848) propôs usar a primeira letra em maiúscula do nome do elemento em latim, com isso o hidrogênio passou a ser simbolizado por H. Essa representação é utilizada até os dias de Unidade 4 Interpretando as transformações químicas: uso e evolução do modelo atômico Organizadores Maria Eunice Ribeiro Marcondes Marcelo Giordan Elaboradores Luciane Hiromi Akahoshi   lâmina de metal. Isso realmente aconteceu com a maioria delas (99%), outras, porém, sofreram desvios pronunciados, uma em cada 20000 foi desviada num ângulo maior que 90º e uma em cada 100000 foi refletida. Em 1911, Rutherford propôs um novo modelo para o átomo, conhecido como “modelo nuclear”, onde o átomo teria um núcleo, diminuto, compacto, positiva- mente carregado, responsável por quase toda a sua massa e ao redor dele estariam os elétrons, em órbitas circulares, em número suficiente para assegurar um átomo neutro. Através desse modelo podia se explicar o fato de a maioria das partículas alfa atravessar a lâmina de metal sem ser desviada, admitindo-se que dentro do átomo existiria um grande vazio. Mesmo que essas partículas colidissem com os elétrons, estes, por serem leves, não ofereceriam resistência à sua passagem. Os grandes desvios observados podem ser entendidos como resultantes da repulsão eletrostática entre as partículas alfa, positivamente carregadas, ao passarem próxi- mo dos núcleos, também positivos. O retorno da partícula alfa é explicado como resultado da colisão frontal, seguida de repulsão, dessa partícula com o próprio núcleo diminuto, mas de grande massa. A carga positiva do núcleo dos átomos é devida aos prótons, cuja existên- cia foi evidenciada experimentalmente por Rutherford em 1919. O fato dos núcleos atômicos liberarem prótons indicava que eles constituiriam os núcleos, mas poderiam não ser os seus únicos constituintes. Mas ao admitirmos isso como verdade, a sua quantidade deveria ser igual à massa atômica do elemen- to, já que a massa do átomo se concentra no núcleo. Mas Rutherford obteve, por meio de cálculos, a massa nuclear de alguns elementos cujos valores das cargas nucleares eram aproximadamente a metade do valor de massa atômica do elemento correspondente. Por isso, Rutherford propôs a existência de uma outra partícula no núcleo, sem carga elétrica, de massa igual à do próton, denominada nêutron. Portanto o modelo de átomo de Rutherford, denominado modelo nuclear do átomo, apresenta o átomo constituído por prótons, nêutrons e elétrons. E um átomo de um elemento se distingue do átomo de outro elemento através de sua carga nuclear, chamada de número atômico. Mas para se conhecer a constituição de um certo elemento é preciso saber o seu número atômico e também o seu número de massa – representado pela soma do número de prótons com o número de nêutrons. Apesar desse modelo ser muito útil, ele não era capaz de explicar porque os prótons, de carga positiva, podiam man- ter-se unidos no núcleo e nem como os elétrons, de carga negativa, ao girar em torno do núcleo não irradiava energia, e nesse caso tenderia a ter essa energia diminuída e, portanto, acabaria se aproximando do núcleo. Esse pro- blema foi resolvido e explicado pelo físico dinamarquês Niels Bohr (1885- 1962) em 1913. Com isso as proposições de Rutherford passaram a ser acei- tas e seu modelo é chamado de modelo atômico de Rutherford-Bohr. Representação dos elementos químicos Como um elemento é definido pelo seu número atômico e número de massa, utiliza-se a seguinte notação para representá-lo A Z X, onde X é seu sím- bolo, Z seu número atômico e A seu número de massa. Lembrando que o número de massa é igual à soma do número de prótons e nêutrons. Atualmente são conhecidos 115 elementos, seus símbolos e nomes são universalmente utilizados, assim como as fórmulas das substâncias. Existem ao menos duas formas de nomear as substâncias: uma recomendada pela União    -   Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC) e a outra consagrada pelo uso, através dos nomes comerciais das substâncias. Através da observação das propriedades e do comportamento de alguns elementos em transformações químicas, nota-se algumas semelhanças entre eles, apesar de se tratar de elementos diferentes. Portanto, os elementos apre- sentam propriedades que são funções periódicas de seus números atômicos. Atualmente esses elementos podem ser apresentados de forma organiza- da, numa tabela periódica como mostrado na figura 5. Figura 5. Tabela periódica. Referência: adaptado de http://www.chem.qmul.ac.uk/iupac/AtWt/table.html acessado em 26/ 05/2004. (Página da IUPAC.) Apesar de ser o número atômico o que caracteriza um elemento químico, esse elemento pode apresentar número diferente de massa. Por exemplo o hidrogê- nio tem Z igual a um, mas se conhece átomos de hidrogênio com A=1, A=2, A=3, representados por 1 1 H, 2 1 H, 3 1 H. Todos os átomos são denominados de isótopos, mas aqueles que têm nú- mero atômico igual, mas têm massas diferentes, são conhecidos como isótopos de um mesmo elemento químico. Na tabela periódica não se representa o número de massa e sim a massa atômica, por existirem alguns isótopos dos elementos químicos. A massa atômi- ca de cada elemento é dada pela média das massas dos isótopos, levando em consideração a proporção existente desses isótopos encontrados na natureza. Considerando tudo o que foi visto até agora, ao representarmos os seguin- tes elementos, 35 17 Cl e 37 17 Cl Podemos obter as seguintes informações: trata-se de isótopos do elemento cloro, ambos com número atômico 17, número de prótons 17 e número de elétrons 17, mas o primeiro tem número de massa 35, indicando que o ele- mento possui 18 nêutrons e o segundo, número de massa 37 e, portanto, pos- suindo 20 nêutrons. A massa atômica do elemento cloro é 35,453, cuja valor é uma média proveniente das seguintes proporções: 75,8% do isótopo de nú- mero de massa 35 e 24,2% do isótopo de número de massa 37.   Faça agora você: 1. Complete o quadro: número atômico número de massa prótons nêutrons elétrons 2. Indique o nome, número atômico, número de massa, quantidade de prótons, elétrons e nêutrons para cada um dos elementos abaixo: 63 29 Cu, 65 29 Cu, 12 6 C, 13 6 C, 14 6 C, 50 24 Cr, 52 24 Cr, 53 24 Cr, 54 24 Cr, 58 28 Ni, 60 28 Ni, 61 28 Ni, 62 28 Ni, 64 28 Ni 127 53 I 55 25 Mn 110 48 Cd 50 40 Zr 19 9 F    -   O desgaste que se observa em monumentos feitos em mármore pode ser devido à interação do mármore com a “chuva ácida” (a água da chuva contém principalmente ácido sulfúrico e ácido nítrico (HNO 3 ) dissolvidos, tornando-a ácida). 2. Faça o balanceamento das seguintes equações químicas: a) Na 2 O (s) + H 2 SO 4 (aq) Na 2 SO 4 (aq) + H 2 O (l) b) HCl (aq) + Ba(OH) 2 (aq) BaCl 2 (aq) + H 2 O (l) c) Al 2 (SO 4 ) 3 (aq) + Ca(OH) 2 (aq) Al(OH) 3 (s) + CaSO 4 (aq) d) CH 4 (g) + O 2 (g) CO 2 (g) + H 2 O (g) ESTABELECENDO UMA RELAÇÃO ENTRE O NÚMERO DE ÁTOMOS E A MASSA – O CONCEITO DE MOL A partir da equação química balanceada é possível obter informações so- bre as quantidades das substâncias que reagem ou que se formam em uma transformação química? Considere, por exemplo, a formação da água a partir dos gases hidrogênio e oxigênio: 2 H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O (l) Podemos fazer a seguinte “leitura” dessa equação: duas partículas de H 2 interagem com uma partícula de O 2 , formando duas partículas de H 2 O. 1. Para quatro partículas do gás hidrogênio, quantas do gás oxigênio seriam necessárias para que todo o hidrogênio reagisse? Quantas partículas de água seriam formadas? 2. E para 10 partículas do gás oxigênio, quantas de hidrogênio seriam neces- sárias? Sabemos que há uma proporção de massa entre as quantidades das subs- tâncias que reagem e também entre elas e as dos produtos formados. Por exem- plo, 2 g do gás hidrogênio reagem com 16 g do oxigênio, ocorrendo a forma- ção de 18 g de água. Qual é, então, a relação entre a proporção em massa e a proporção entre o número de partículas? Como os átomos dos diferentes elementos têm massas diferentes, para que se possa quantificar o número de partículas foi necessário se estabelecer um padrão. Atualmente, o padrão adotado é o número de partícu- las contido em 0,012 kg do carbono 12 (isótopo de carbono de número de massa 12 - 6 prótons e 6 nêutrons no núcleo). Esse número de partículas foi determinado experimentalmente e corresponde aproximadamente a 6,02.1023 átomos (602 sextilhões). Unidade 6 Previsão das quantidades de reagentes e produtos formados Organizadores Maria Eunice Ribeiro Marcondes Marcelo Giordan Elaboradores Maria Eunice Ribeiro Marcondes   massa molar (g/mol): C ...... 12 g/mol Fe ..... 56 g/mol O ......16 g/mol d) interprete a reação em termos do número de partículas contidas nessas massas. e) que quantidade de matéria (ou simplesmente, mol) de Fe pode ser obti- da a partir de 10 mols do óxido de ferro III? f) que massa de ferro poderá ser obtida se forem processadas 3,2 t de Fe 2 O 3 ? g) que quantidade do gás oxigênio seria necessária? Qual a quantidade em mol e em número de partículas? Lembre-se: Transformação química: evidências, formação de novos materiais, rearran- jo de átomos; Transformação química: conservação da massa, proporção entre as mas- sas; Transformação química: representação através da equação química balan- ceada; Substâncias: proprieda- des que as identificam e permitem separá-las de uma mistura; Substâncias: modelos explicativos de Dalton e Rutherford-Bohr. Se você quiser aprender mais: GEPEQ, Interações e Transformações I Quími- ca para o Ensino Médio, EDUSP, São Paulo, 2003. GEPEQ, Interações e Transformações III – A Química e a Sobrevivên- cia - Atmosfera, fonte de materiais. S. Paulo, EDUSP, 1998. Silva, Eduardo et al. Quí- mica: Conceitos Básicos, v.I. São Paulo, Ática, 2000. Mortimer, E.F. et al. Quí- mica para o Ensino Mé- dio. São Paulo, Scipione, 2003. 1. (Unicamp) Antoine Lavoisier (1743-1794), o iniciador da Química moderna, realizou, por volta de 1775, vários experimentos. Em um deles aqueceu 100 g de mercúrio em presença de ar dentro de um recipiente de vidro fechado, obtendo 54 g de óxido vermelho de mercúrio, tendo ficado ainda sem reagir 50 g de mercúrio. Pergunta-se: a) Qual a razão entre a massa de oxigênio e a de mercúrio que reagiram? b) Que massa de oxigênio seria necessária para reagir com todo o mercúrio inicial? 2. (UFMG) A tabela indica algumas das massas, em gramas, das espécies envolvidas em duas experiências diferentes segundo a reação A + B C + 2D. Outras massas estão indicadas pelas letras x, y, w, e z. Calcule estas massas. Experiência Estado inicial Estado final A B C D A B Primeira X 49 68 18 0 0 Segunda y w z 54 10 10 3. (Fuvest) O conjunto esquematizado a seguir contém inicialmente os reagentes A e B separados. Utilizando dois conjuntos desse tipo são realizados os expe- rimentos 1 e 2, misturando-se A e B, conforme o quadro a seguir: Experimento Reagente A Reagente B Produtos Solução aquosa de Pó de 1 Nitrato de prata Cloreto de sódio Cloreto de prata (sólido) Solução aquosa de nitrato de sódio 2 Cloreto Carbonato de sódio Água (líquida), de hidrogênio gás carbônico, solução aquosa de cloreto de sódio Designando por I a massa inicial de cada conjunto (antes da mistura) e por F 1 e F 2 suas massas finais (após misturar), têm-se: a) experimento 1: F 1 = I; experimento 2: F 2 = I b) experimento 1: F 1 = I; experimento 2: F 2 > I c) experimento 1: F 1 = I; experimento 2: F 2 < I d) experimento 1: F 1 > I; experimento 2: F 2 > I e) experimento 1: F 1 < I; experimento 2: F 2 < I Unidade 7 Exercícios complementares   4. (Fuvest) Estes dados foram obtidos analisando-se amostras de óxidos de nitrogênio: Amostra Massa da amostra(g) Massa de nitrogênio(g) Massa de oxigênio(g) I 0,100 0,047 0,053 II 0,300 0,141 0,159 III 0,400 0,147 0,253 Pela análise desses dados, conclui-se que: a) as amostras I, II e III são do mesmo óxido; b) apenas as amostras I e II são do mesmo óxido; c) apenas as amostras I e III são do mesmo óxido; d) apenas as amostras II e III são do mesmo óxido; e) as amostras I, II e III são de diferentes óxidos. 5. (Fuvest) Três frascos de vidro transparente, fechados, de formas e dimen- sões iguais, contêm cada um a mesma massa de líquidos diferentes. Um con- tém água, o outro clorofórmio e o terceiro etanol. Os três líquidos são incolo- res e não preenchem totalmente os frascos. Sem abrir os frascos, como você faria para identificar as substâncias? A densidade de cada um dos líquidos, à temperatura ambiente, é: d água = 1,0 g/cm3, d clorofórmio = 1,4 g/cm3 e d etanol = 0,8 g/cm3. 6. (Fuvest) Em uma indústria, um operário misturou, inadvertidamente, polietileno (PE), policloreto de vinila (PVC) e poliestireno (PS), limpos e moídos. Para recupe- rar cada um desses polímeros utilizou o seguinte método de separação: jogou a mistura em um tanque contendo água (densidade = 1,00 g/cm3), separando, então, a fração, que flutuou (fração A) daquela que foi ao fundo (fração B). Depois, reco- lheu a fração B, secou-a e a jogou em outro tanque contendo solução salina (densi- dade = 1,10 g/cm3), separando o material que flutuou (fração C) do que afundou (fração D). As frações A, C e D eram respectivamente (dados: densidades na tempe- ratura de trabalho em g/cm3: polietileno = 0,91 a 0,98; poliestireno = 1,04 a 1,06; policloreto de vinila = 1,35 a 1,42): a) PE, PS e PVC b) PS, PE e PVC c) PVC, PS e PE d) PS, PVC e PE e) PE, PVC e PS 7. (Fuvest) Uma certa amostra de cloreto de sódio contém areia. Descreva resumidamente um método que permita purificar o cloreto de sódio, tal que se tenha no final o sal sólido. 8. (Fuvest) Proponha um procedimento de separação dos componentes de uma mistura de três substâncias, A, B e C, cujas solubilidades em água e acetona são indicadas a seguir: Substância Solubilidade em água Solubilidade em acetona A solúvel solúvel B insolúvel solúvel C insolúvel insolúvel Anotações Anotações Anotações