Apostila de Química Aplicada

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Apostila de Química Aplicada

  1. 1. 1 Química Aplicada Prof. MSc José Vitor Ferreira Alves Aluno (a): _______________________________________
  2. 2. 2 Tabela Periódica dos Elementos
  3. 3. 3 Estudo da Matéria CONCEITOS FUNDAMENTAIS: QUÍMICA PROPRIEDADES FÍSICAS – CONCEITOS E PROPRIEDADES Massa (m): A quantidade de matéria que existe em um corpo. Volume (v): A extensão de espaço ocupado por corpo. Temperatura (T): Relaciona-se com o estado de agitação das partículas que formam um corpo e com a capacidade desse corpo de transmitir ou receber calor. Pressão (P): A relação entre a força exercida na direção perpendicular sobre uma dada superfície e a área dessa superfície. Densidade (d): É a relação (razão) entre a massa de um material e o volume por ele ocupado. MATÉRIA: Se você observar o ambiente que o rodeia, notará coisas que pode pegar, como uma bola, lápis, caderno, alimentos, outras que pode ver, como a lua, as estrelas, e outras ainda que pode apenas sentir, como o vento, a brisa. Se você colocar algumas destas coisas em uma balança, perceberá que todas elas possuem uma quantidade de massa, medida em relação a um padrão pré-estabelecido. Todas essas coisas que você observou, comparou e cuja quantidade você mediu, têm características comuns: ocupam lugar no espaço e têm massa. LOGO: CORPO: ENERGIA: EXEMPLOS: CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA Uma questão que sempre intrigou o homem foi a constituição elementar da matéria. Léucipo (450 a . C.) e Demócrito (400 a . C), dois filósofos gregos, através de pensamento filosófico, imaginaram que se pegassem um corpo qualquer e fossem dividindo-o sucessivamente, em algum momento essa divisão não seria possível. Nesse momento se chegaria ao átomo, uma partícula indivisível. Assim, o modelo proposto (filosoficamente) era de que a matéria seria constituída de átomos e espaços vazios.  Será que eles estavam certos ? A matéria é constituída de átomos e espaços vazios ? PROPRIEDADES GERAIS DA MATÉRIA - São as propriedades que se pode observar em qualquer espécie de matéria. - Massa - Extensão: ocupa lugar no espaço. - Impenetrabilidade: porções de matéria não podem, ao mesmo tempo, ocupar o mesmo lugar no espaço.  O que ocorre quando colocamos a mão dentro de um copo cheio de água ? Você pode explicar este fato ? - Porosidade: Formação de poros (espaços entre partículas)  O açúcar penetrou na água e desapareceu ! O que você tem a dizer sobre esta frase ? - Divisibilidade: Cada minúsculo pedaço de matéria pode ser dividido até um limite mínimo, de forma a continuar sendo ainda aquela matéria. Química: É a parte da ciência que estuda a matéria, as substâncias que a constituem e as suas transformações. Matéria: É tudo que ocupa lugar no espaço e tem massa. Corpo: É uma porção limitada da matéria. Energia: É tudo aquilo que pode modificar a matéria, alterar movimentos, provocar sensações Ex.: calor, luz.
  4. 4. 4 - Compressibilidade: Os gases são facilmente compressíveis. Os líquidos são pouco compressíveis e os sólidos são praticamente incompressíveis.  O aumento ou a diminuição do volume de gases e líquidos deve-se ao aumento ou a diminuição do tamanho das partículas neles existentes. O que você tem a dizer sobre esta frase ? PROPRIEDADES ESPECÍFICAS DA MATÉRIA: São características de cada substância pura, sendo, em conseqüência, importantes para determinarmos a pureza ou não de uma substância e, ao mesmo tempo, identificá-la. São classificadas em organolépticas, físicas e químicas. - Organolépticas: São muito subjetivas e, portanto, ineficazes para distinguirmos, com segurança, uma substância de outra. Ex.: cor, sabor, odor, brilho, estado de agregação - Físicas: Pontos de fusão, ebulição, densidade, solubilidade etc. - Químicas: Reatividade química, caráter iônico etc. Veremos no decorrer do curso. As propriedades físicas mencionadas acima são as mais usadas para identificarmos as substâncias e, por isso, as estudaremos a partir deste momento. ESTADOS FISICOS DA MATÉRIA  O que ocorre ao comprimirmos o êmbolo de uma seringa tampada, cheia de ar ? e cheia de água ? Como você explica os fatos observados ?  Quando o gás de cozinha escapa do botijão, seu cheiro se espalha por todo o ambiente. Como você explica isto ?  Por que o gás se espalha mais rapidamente num dia quente que num dia frio ?  O que ocorre com o líquido dentro do termômetro quando a temperatura aumenta? Você pode explicar tal fato ?  No que se refere à forma e volume, o que você observa quando colocamos, respectivamente, uma pedra, água e gás num determinado recipiente ? Ao respondermos as perguntas acima, já teremos condições de fazer uma classificação para os três estados físicos da matéria. Estado sólido: As partículas apresentam um estado de agitação muito pequeno, portanto estão muito próximas umas das outras. O estado sólido apresenta forma e volume próprios, ou seja, em qualquer recipiente que você coloque este material, ele estará ocupando o mesmo volume e manterá seu formato. Estado líquido: As partículas se apresentam com um estado de agitação grande, ficando mais distantes umas das outras. O estado líquido apresenta volume próprio, ou seja, se temos 1 L de um líquido, em qualquer recipiente que você o coloque, ele estará ocupando este volume de 1 L, mas não tem forma própria, o líquido se amolda ao recipiente ficando do seu formato. Ao colocarmos um líquido num recipiente redondo, ele fica redondo, num recipiente quadrado, ele fica quadrado e assim por diante. Estado gasoso: O que caracteriza o gás,é o estado de agitação muito grande, garantindo assim, um maior distanciamento entre suas partículas. O gás não tem forma nem volume próprio, devido ao alto estado de agitação, ele ocupa todo volume do recipiente, por isso dizemos que o volume do gás, é o volume do recipiente que ele se encontra.
  5. 5. 5 Resumindo: sólidos líquidos gasosos Agora já sabemos, o que determina o estado físico é o grau de agitação das partículas que faz elas ficarem mais próximas ou mais afastadas. Portanto, mudar o estado físico é criar condições para aumentar ou diminuir o estado de agitação das partículas. Estas condições são as temperaturas e as pressões. Portanto temos: . .  Qual sistema evapora primeiro: 1 litro de água num balde ou 1 litro de água derramado no chão ? Justifique.  Por que uma roupa seca mais lentamente em dias chuvosos ?  A água pode “ferver” sem ser aquecida ?  Onde um ovo cozinha mais rápido: no nível do mar, em Goiânia ou no Monte Everest ? Diagramas de mudanças de estado físico  Substância pura : graficamente,é aquela que apresenta temperatura constante entre o início e final da fusão e ebulição.  Mistura: graficamente, é aquela que apresenta variação de temperatura entre o início e final da fusão e ebulição. FENÔMENOS FÍSICOS E QUÍMICOS Fenômeno é qualquer mudança (transformação) que acontece num sistema. Fenômenos físicos: Exemplos: EX:O derretimento de um cubo de gelo. Fenômenos químicos: EX: A queima do papel. OBS: Fenômeno Químico = Reação química Moléculas e substâncias: Não alteram a natureza da matéria, isto é, a sua composição. Fusão - passagem do estado sólido para o estado líquido. (fundir um material) Ebulição - passagem do estado líquido para o estado gasoso. (Ferver o líquido) Condensação ou liquefação-passagem do estado gasoso para o estado líquido Solidificação-passagem do estado líquido para o estado sólido Sublimação-passagem do estado sólido para o gasoso vice-versa. Alteram a natureza da matéria, ou seja, a sua composição.
  6. 6. 6 Toda matéria é constituída de átomos. Os átomos podem se agrupar para formar moléculas. Um exemplo desse agrupamento seriam as moléculas de água num cubo de gelo. O cubo de gelo é constituído por um conjunto de moléculas quimicamente iguais. Esse conjunto recebe o nome de substância. Substâncias simples As substâncias simples caracterizam-se por apresentar apenas um elemento, cujos átomos podem estar agrupados em moléculas ou isolados. Alotropia É o fenômeno no qual o mesmo elemento químico constitui substâncias simples diferentes, denominadas formas alotrópicas desse elemento Veja alguns casos: Substâncias compostas Quando as moléculas de determinada substância são formadas por dois ou mais elementos químicos, ela é classificada como substância pura composta ou, simplesmente, substância composta. Mistura É toda porção de matéria que apresenta duas ou mais substâncias, cada uma delas sendo denominada componente. Na mistura encontramos, portanto, mais de um tipo de molécula. É raro encontrarmos uma substância pura no nosso dia-a-dia. Tipos de misturas De acordo com o aspecto visual de uma mistura, podemos classificá-la em função do seu número de fases: No primeiro caso, olhando a mistura, não conseguimos identificar os componentes; nem com o auxílio de microscópios, ópticos ou eletrônicos, será possível enxergar a água ou o álcool isoladamente. Dizemos que a mistura apresenta só uma fase, isto é, só um aspecto. É uma mistura homogênea. No caso da água e do óleo, é possível identificar os dois componentes facilmente. Há dois aspectos apresentados pela mistura: o da água e o do óleo. Dizemos que a mistura possui duas fases. Trata-se de uma mistura heterogênea. Portanto: OBS: As misturas formadas por n sólidos apresentam n fases, desde que estes sólidos não formem uma liga ou um cristal misto. Ex: O granito apresenta três fases: quartzo, feldspato e mica. Fase: cada uma das porções que apresenta aspecto visual homogêneo (uniforme), o qual pode ser contínuo ou não, mesmo quando observado ao microscópio comum. Componente cada substância presente no sistema.
  7. 7. 7 EXERCÍCIOS DE CLASSE 01. A queima da gasolina; a sublimação da naftalina; o enferrujamento do prego e o derretimento de um bloco de gelo são respectivamente, fenômenos: a) Químico; físico; químico e físico. b) Físico; químico; químico e químico. c) Químico; físico; físico e químico. d) Físico; físico; químico e químico. e) Químico; químico; físico e químico. 02. Os seguintes sistemas: I) Água e gasolina II) Álcool III) Hidrogênio IV) Água e álcool São respectivamente: a) Solução, mistura homogênea, substância composta, substância simples. b) Solução, mistura heterogênea, substância simples, substância composta. c) Substância simples, substância composta, solução, mistura heterogênea. d) Substância composta, substância simples, mistura homogênea, solução. e) Mistura heterogênea, substância composta, substância simples, solução. 03. O naftaleno, comercialmente conhecido como naftalina, empregado para evitar baratas em roupas, funde a temperatura superiores a 80º C. Sabe-se que bolinhas de naftalina, à temperatura ambiente, têm suas massas constantemente diminuídas, terminando por desaparecer sem deixar resíduos. Esta observação pode ser explicada pelo fenômeno da : a) Fusão. b) Sublimação. c) Solidificação. d) Liquefação. e) Ebulição. 04. Adiciona-se excesso de água líquida ao sistema formado por cubos de gelo + cloreto de sódio + glicose. Após a fusão completa do gelo, quantos compostos compõem a mistura final obtida? a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5 05. Alguns produtos apresentam-se no comércio como substâncias puras ou misturas. Dentre os produtos assinalados temos como substância pura: a) Água bidestilada. b) Gasolina. c) Álcool de um posto de abastecimento. d) Xampu para cabelos oleosos. e) Comprimido de melhoral infantil 06. (UnB-DF) Considere quantidades iguais de água nos três estados físicos (s = sólido; l = líquido; g = gasoso) relacionados no esquema a seguir: água (g) (I) água (l)água (s) gelo (IV) (V) (II) (III) Julgue os itens. 1. o processo I é denominado condensação. 2. o processo II envolve absorção de energia. 3. o processo III é acompanhado de uma diminuição da densidade. 4. o processo IV é denominado vaporização. 5. Um aumento de pressão sob temperatura constante provocada igual decréscimo de volume nas amostras da água líquida e gasosa. 6. o vapor d’água está em estado menos energético do que a água líquida e a água sólida. 07. (UFSC) O(s) fenômeno(s) abaixo, que envolve(m) reação(ões) química(s), é(são): 01. digestão dos alimentos. 02. enferrujamento de uma calha. 04. explosão da dinamite. 08. fusão do gelo. 16. queda da neve. 32. combustão do álcool de um automóvel. 64. sublimação da naftalina.
  8. 8. 8 EXERCÍCIOS PROPOSTOS 01. São propriedades de uma substância pura: I. Ter composição fixa. II. Poder ser representada por uma fórmula. III. Ter propriedades constantes, como densidade, TF e TE. IV. A temperatura permanecer constante durante todo o processo de todas as mudanças de estado físico (fusão, ebulição, etc.) V. Não conservar as propriedades de seus constituintes. Está(ão) correta(s) a(s) afirmação(ões): a) I, II, III, IV e V. b) I, II, III e IV. c) I, II e III. d) III, IV e V. e) I. 02. (UFMG) O gráfico abaixo representa as observações feitas em uma experiência em que um material sólido foi aquecido até vaporizar-se. Conclui-se que a afirmativa certa é: a) A fusão do material começa a 0 ºC. b) A vaporização do material termina a 208 ºC. c) A faixa líquida do material vai de 40 ºC a 148 ºC. d) O material contém algum tipo de impureza. e) O material líquido aquece mais rápido do que o sólido. 03.( PSIU/UFPI) Segundo determinação da ANP (Agência Nacional de Petróleo, Gás Natural e Biocombustível), o percentual de álcool etílico na gasolina deve ser de 20%. Um teste simples, realizado pela fiscalização da ANP para verificar a conformidade da gasolina, em relação ao teor de álcool, chamado “teste da proveta”, consiste na colocação, em uma proveta de 100 mL, de 50 Ml da amostra de gasolina coletada no posto, seguida da adição de 50 mL de uma solução aquosa de cloreto de sódio. Após ser tampada com rolha, a proveta é invertida 10 vezes e, em seguida, deixada em repouso por 15 minutos para separação das fases. Nesse teste observa-se a formação de: A) três fases, ficando o álcool na fase superior; B) três fases, ficando o álcool na fase inferior; C) três fases, ficando o álcool na fase intermediária; D) duas fases, sendo a fase superior de maior volume; E) duas fases, sendo a fase superior de menor volume. 04.( UESPI-2008 ) Era uma triste imagem: um carro velho queimando gasolina (1) e poluindo o ambiente. A lataria toda amassada (2) e enferrujada (3). A água do radiador fervendo (4). Para tristeza de João, o dono do carro, estava na hora de aposentar aquela lata-velha a que ele tanto tinha afeição.” Observa-se neste pequeno texto que (1), (2), (3) e (4), são respectivamente fenômenos: A) químico, físico, físico e físico. B) químico, físico, químico e físico. C) físico, químico, químico e físico. D) físico, químico, físico e químico. E) físico, químico, químico e químico. 05.( UESPI-2004 ) Toda ocorrência capaz de transformar a matéria é chamada de fenômeno. Qual dos processos abaixo envolve transformação química? A) Respiração B) Evaporação do álcool C) Fusão de uma placa de chumbo D) Dissolução de açúcar em água E) Sublimação do gelo seco (CO2 sólido)
  9. 9. 9 06. (UFPI) O fogo é resultante de uma reação de combustão e para que ocorra , é necessário o contato de uma substancia, o combustível , com outra, o comburente, que normalmente é o oxigênio do ar.Dos processos utilizados para combater incêndios listados abaixo assinale que corresponde a uma mudança química: a)Refrigeração para absolver o calor de combustão b) Abafamento para isolar o combustível c) Neutralização de substancias que realimentam a combustão d) Supressão do combustível pela sua retirada e) Redução de concentração do comburente 07.(UFPI) O ouro foi provavelmente o primeiro metal a ser utilizado pelo homem. Não se dissolve em água ( I ) assim é freqüentemente lavado em banhos de vapor onde sua cor brilhante atrai o olho humano. É mole ( II ) e é facilmente moldado em várias formas. O ouro é pouco reativo (IIl) e por isso forma poucos compostos. É brilhoso (IV) e ocorre na natureza no estado sólido (V). As propriedades I, II, III, IV e V são, respectivamente: a) química, física, química, química e física b) física, física, química, química e física c) química, física, química, química e química d) física, física, química, física e física e) física, física, química, química e química 08.(UFSC) Fenômeno químico é aquele que altera a natureza da matéria, isto é, aquele no qual ocorre uma transformação química. Baseado nessa informação, assinale verdadeira (V) ou falsa (F) àquelas que correspondem a um fenômeno químico. ( )A combustão de álcool ou de gasolina nos motores dos automóveis. ( )A precipitação das chuvas. ( ) O escurecimento de uma colher de prata. ( ) A formação de gelo dentro de um refrigerador. ( ) A formação de ferrugem sobre uma peça de ferro. ( )A respiração animal. a) V, F, V, F, V, V b) V, V, V, F, V, V c) V, F, V, F, V. F d) V, F, F, V, V, V e) V, V, V, V, V, V
  10. 10. 10 Substâncias, Misturas e Leis Ponderais Densidade  Os objetos pesados afundam. Os objetos leves flutuam. O que você acha dessa frase ?  Por que um alfinete afunda e um bloco de madeira ou um navio flutuam na água ?  Por que um balão cheio de gás hélio sobe, enquanto que um balão cheio de gás carbônico não sobe ? A resposta para tais perguntas, está no conceito de densidade. A flutuação não depende isoladamente da massa ou do volume, mas sim, da relação de massa com volume. d = massa / volume Assim, teremos: - Para um mesmo volume, objetos de maior massa serão mais densos. - Para uma mesma massa, objetos de maior volume serão menos densos. O material e a forma do objeto também influenciam na densidade. O material está relacionado com a massa e a forma do objeto com o volume. Assim, uma tampinha de garrafa (feita de material mais denso que a água) flutua pois tem boa parte de seu volume preenchido com ar (densidade muito pequena). Já, o mesmo material da tampinha de garrafa, na forma de uma esfera não oca, afunda facilmente na água. Vale salientar que a temperatura influencia na densidade. Objetos a uma maior temperatura tendem a sofrer dilatação (aumentar o volume) e consequentemente ficam menos densos.  Agora é com você. Tente responder essa ! Numa sala cheia de ar (d = 1,2 g / L) existem 3 balões. Os gases usados para encher os balões foram os seguintes: balão A: hidrogênio (d = 0,0899 g / L); balão B: nitrogênio (d = 1,25 g / L); balão C: oxigênio (d = 1,43 g / L). - Que balões irão flutuar no ar ? - Se no lugar de ar, a sala estivesse cheia de gás carbônico (d = 1,98 g /L), quais balões iriam flutuar ?  Outro desafio ! Na tabela abaixo, que materiais (à temperatura ambiente) irão flutuar na água ? M a t e r i a l Densidade (g/cm 3 ) à temperatura ambiente Alumínio 2,7 Bambu 0,31 – 0,40 Carvão 0,57 Osso 1,7 – 1,8 Solubilidade Imagine que iremos jogar um determinado sólido num líquido. Este sólido, que será dissolvido pelo líquido, recebe o nome de soluto. O líquido, que irá dissolvê-lo, recebe o nome de solvente e a mistura dos dois, recebe o nome de solução. A solubilidade nos indica a quantidade máxima de soluto que se dissolverá numa determinada quantidade de solvente. Vale salientar que, tal como a densidade, não tem sentido falar em solubilidade se não especificarmos as condições de temperatura, pois ambas dependem da temperatura.  Quando dizemos: a solubilidade do sal de cozinha é de 36 g / 100 g água, você sabe o que significa ?  Você sabe o que acontece quando aquecemos uma solução de água + açúcar num recipiente que também contém açúcar depositado no fundo do recipiente ? Elementos químicos Os elementos químicos conhecidos têm nº atômicos variando de 1 a 111, porém os elementos químicos encontrados na natureza (não artificiais) têm Z variando de 1 a 92, com exceção dos elementos químicos tecnécio (Z = 43) e promécio (Z = 61). Símbolos representam os elementos Cada átomo de um determinado elemento químico é representado por um símbolo, que representa a abreviação do nome do elemento. É formado pela inicial maiúscula do nome latino ou grego do elemento, seguida ou não de uma segunda letra minúscula do próprio nome. Ex.: Ag – prata Na – sódio Sn – estanho Sb – estanho Pb – chumbo Cu – cobre C – carbono N – nitrogênio K – potássio O SÍMBOLO REPRESENTA 1 ÁTOMO DO ELEMENTO QUÍMICO Ex.: H – representa 1 átomo do elemento químico hidrogênio 2 H – representa 2 átomos do elemento químico hidrogênio H2 – 1 molécula da substância simples hidrogênio, formada pela união de 2 átomos de hidrogênio
  11. 11. 11 Fórmulas representam os compostos A identidade química em cada porção do composto é preservada pela repetição de unidades idênticas. Assim, cada unidade que representa o composto água, por exemplo, é constituída por 2 átomos de hidrogênio e 1 átomo de oxigênio. A essa unidade damos o nome de molécula.  Você sabia que 1 copo de água (200 mL) possui 6.667.000.000.000.000.000.000.000 unidades (moléculas) de água ? Lendo uma fórmula Sistemas É uma espécie ou um conjunto de espécies de matéria isolada para um determinado estudo. Os sistemas podem ser formados por substâncias puras ou misturas. Substância pura:  moléculas iguais (uma única substância)  PF, PE, composição, cor e densidade definidos.  Podem ser representadas por fórmulas  Simples: átomos iguais. Não pode ser decomposta. Ex.: H2, O2, N2, O3, Fe, Ag, S8, He  Composta: átomos diferentes. Sofre decomposição, produzindo novas substâncias. São os compostos químicos. Ex.: H2O, NH3, CO2, NaCl, C6,H12O6 Conforme vimos acima, as substâncias puras têm PF e PE constantes. Assim, graficamente teremos: Os estados físicos nos pontos são: A  sólido B  sólido C  líquido D  líquido E  vapor Mistura:  moléculas diferentes (mais de uma substância)  PF, PE e composição são variáveis.  Não podem ser representadas por fórmulas.  Homogênea: - Uma única fase, ou seja, é visualmente uniforme, não possuindo superfície de separação. É definida como uma solução. As substâncias são miscíveis (solúveis – se dissolvem). - Apresenta as mesmas propriedades em qualquer ponto. - A densidade e a cor não variam em diferentes porções do sistema. Obs: Gases formam misturas homogêneas.  Heterogênea: - Mais de uma fase, ou seja, não é visualmente uniforme, pois apresenta superfície de separação. As substâncias são imiscíveis (insolúveis – não se dissovem) - Não apresenta as mesmas propriedades em todos os seus pontos. Obs: Sólidos formam misturas heterogêneas, com exceção das ligas metálicas (latão, ouro, bronze, aço...)  Um sistema heterogêneo é sempre uma mistura ?  Você é capaz de diferenciar substâncias puras simples e compostas, misturas homogêneas e heterogêneas, indicando o nº de fases e de componentes ? - água destilada - água potável ou filtrada - água mineral - petróleo - gelo + água + vapor d’água - água + açúcar + açúcar sólido + gelo + vapor d’água - latão - bronze - anel de ouro - água + álcool + gelo + vapor d’água - água mineral + gelo + vapor d’água - água + óleo + sal - água + gasolina + óleo diesel + querosene + álcool - ar atmosférico - gás oxigênio - gás usado para encher balões (gás Hélio) - granito + água - água do mar filtrada - leite - vinagre - álcool de supermercado - gasolina - suco de frutas - soro fisiológico A fusão e a ebulição das misturas se comportam diferente das substâncias puras. Na verdade, numa mistura não temos PF e PE, mas
  12. 12. 12 sim, intervalos de fusão e de ebulição, ou seja. PFi (ponto de fusão inicial) e PFf (ponto de fusão final); PEi (ponto de ebulição inicial) e PEf (ponto de ebulição final), marcando o início e o fim da fusão e ebulição, respectivamente. . Existem, porém dois tipos de misturas que se comportam de forma diferente. São as misturas eutéticas (PF constante) e as misturas azeotrópicas (PE constante). Graficamente, teremos: Mistura eutética ex.: solda (Pb + Sn) Mistura azeotrópica ex.: Álcool de supermercado (álcool 96% + água 4%)  DESAFIO Observe os sistemas abaixo e responda às questões I – Em qual(is) sistema(s) existe(m): a) somente substâncias puras simples ? b) somente substâncias puras compostas ? c) uma mistura ? d) somente substâncias simples ? e) somente substâncias compostas ? Sistemas: Análise macroscópica x análise microscópica Matéria analisada Observações macroscópica s Análise microscópica Repre sentaç ão Classificaç ão Ferro sólido Matéria homogênea Átomos de mesmo elemento Fe Substância pura simples Hidrogênio gasoso Matéria homogênea Átomos agrupados (moléculas) H2 Substância pura simples Água Matéria homogênea Moléculas iguais H2O Substância pura composta Água + açúcar dissolvido Propriedades físicas e químicas uniformes Diferentes moléculas formando 1 só fase Não tem fórmul a Mistura homogêne a ou solução Água + óleo Propriedades não uniformes Diferentes moléculas sem distribuição uniforme Não tem fórmul a Mistura heterogêne a  Mas, antes de ir dormir, provavelmente você vai beber água. Veja se você conhece os tipos de água do nosso ambiente, a partir da questão abaixo: Todas as “águas” com as denominações abaixo podem exemplificar soluções de sólidos em um líquido, exceto: a) água potável c) água do mar b) água destilada d) água mineral Água potável: destinada ao consumo humano por apresentar as condições ideais para a saúde. Pode ser tratada ou retirada de fontes naturais, desde que seja pura. Água salgada: é a conhecida água do mar. Possui grande quantidade de sais, principalmente o famoso sal de cozinha (cloreto de sódio). Não pode ser consumida pelo ser humano. Água destilada: água com altas concentrações de hidrogênio e oxigênio. É produzida de forma artificial em indústrias pelo processo de destilação.
  13. 13. 13 Na natureza, ela se forma durante o processo de chuva. É uma água muito usada em baterias de automóveis ou como reagente industrial. Não pode ser consumida. Água mineral: água que possui grande quantidade de minerais oriundos da natureza. Algumas destas águas possuem propriedades terapêuticas. Alguns tipos de águas minerais são próprias para o consumo, tanto que são envasadas e vendidas por empresas.  Outro desafio legal. De posse da tabela abaixo, proponha uma maneira de separar o ácido ftálico do naftaleno, obtendo o primeiro no estado sólido. m=muito solúvel s=solúvel i=insolúvel p=parcialmente solúvel Leis Ponderais Tratam das relações entre as massas de reagentes e as de produtos numa reação química. Foi a partir destas leis que a química passou a ter um caráter de ciência. As reações químicas passaram a ser interpretadas, entendidas e até mesmo previstas. As principais leis ponderais são: a) Lei de Lavoisier ou lei da conservação da massa Em uma reação química, num sistema fechado, a soma da massa dos reagentes é igual à soma da massa dos produtos, ou seja, a massa total permanece constante. Em outras palavras: “na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”. A + B C + D ma mb mc md reagentes produtos ma + mb = mc + md  Lei de Lavoisier x Lei da Relatividade (Einstein) Lavoisier: massa se conserva. Einstein: massa (m) pode ser “criada” a partir de energia ou ser “destruída” dando origem à energia (E). Ex.: Quando uma reação libera calor (energia térmica), este calor corresponde ao desaparecimento de uma certa quantidade de matéria (massa). E = m . c 2 Onde: c = 3 x 10 5 (velocidade da luz) Analisando a teoria de Einstein, podemos observar que a geração de uma grande quantidade de energia, consome uma variação de massa desprezível. Assim, podemos considerar a lei de Lavoisier como praticamente correta para reações químicas. Porém esta lei não é válida para reações nucleares. b) Lei de Proust ou lei das proporções definidas Uma determinada substância pura, qualquer que seja sua origem, apresenta sempre a mesma composição em massa. Ex.: Através do uso da eletricidade (eletrólise) diversas amostras de água foram decompostas, com obtenção de gás hidrogênio e gás oxigênio. Veja a tabela: Amostra purificada de Massa inicial da água Massa de hidrogênio obtida Massa de oxigênio obtida Água da chuva 90 g 10 g 80 g Água do rio 36 g 4 g 32 g Água do mar 2,7 g 0,3 g 2,4 g Água da fonte 450 g 50 g 400 g proporção 9 1 8 Observe que a água pura, independente da sua origem, é sempre constituída de hidrogênio e oxigênio na proporção de 1 : 8. Reação química O fenômeno químico é também chamado de reação química. Representamos uma reação química através de uma equação química.
  14. 14. 14  Uma reação química pode ser evidenciada: a) pela formação de gás; b) pela mudança de cor; c) pela alteração da temperatura; d) pela formação de sólidos insolúveis (precipitado) EXERCÍCIOS PROPOSTOS 1 – (F.C.Chagas) Comparando reagentes e produtos da reação CO(g) + ½ O2(g)  CO2(g) pode-se dizer que apresentam igual I – nº de átomos II – nº de moléculas III – massa Dessas afirmações, são corretas apenas: a) I b) II c) III d) I e II e) I e III 2 – (EsSA) Se 2 g de uma substância reagem com 4 g de outra, e disso, resultam 6 g de uma terceira, vemos nessa reação química a validade da lei da: a) análise química b) conservação da massa c) proporção definida d) conservação de energia e) síntese química 3 – (U. Católica de Salvador) A relação ponderal entre os pesos atômicos do oxigênio e do hidrogênio na água é, respectivamente: a) 1 : 1 b) 2 : 1 c) 4 : 1 d) 8 : 1 e) 16 : 1 4 (PUC-RJ) O óxido de alumínio (Al2O3) é utilizado como antiácido. A reação que ocorre no estômago é: X Al2O3 + Y HCl → Z AlCl3 + W H2O Os coeficientes X, Y, Z e W são, respectivamente: a) 1, 2, 3, 6. b) 1, 6, 2, 3. c) 2, 3, 1, 6. d) 2, 4, 4, 3. 5 – O quadro abaixo reúne resultados experimentais de uma reação A + B  C Determine os valores de x, y, z, t, u. 6 - Efetue o balanceamento das equações a seguir: a) Mg (s) + O2 (g) → MgO (s) b) CH4 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (l) c) C2H4 + O2 → CO2 + H2O d) C2H6O + O2 → CO2 + H2O
  15. 15. 15 História do Átomo: desde a teoria de Demócrito até o modelo atual O átomo não surgiu do nada, ou por um acidente qualquer. Muito antes de imaginarmos, pessoas estudavam como ela era e como era formada. A primeira teoria de como o átomo era, veio de Demócrito Abdera (viveu entorno de 400 anos a.C.). Considerado o “pai do atomismo grego”, ele conclui a partir de alguns recursos, que tudo era composto de átomos e esses átomos eram partículas indivisíveis, invisíveis a olho nu, impenetráveis e com movimentos próprios. Séculos à frente, eis que surge um professor da universidade inglesa New College, seu nome era John Dalton. Ele é o criador da primeira teoria atômica moderna na passagem do século XVIII para o século XIX. No ano de 1803, Dalton publicou um trabalho (Absorption of Gases by Water and Other Liquids – Absorção de gases pela água e outros líquidos) do qual delineou os princípios do seu modelo atômico. Dalton dizia que a matéria era formada por partículas muito pequenas, das quais denominou átomos. Os átomos de um mesmo elemento (terra, fogo, água ou ar) possuem as propriedades iguais. Já os de elementos diferentes, possuía suas propriedades diferentes. O átomo, seja lá qual for seu elemento, é indivisível e indestrutível. Se um átomo de um determinado elemento juntar-se com outro totalmente diferente, poderiam combinar-se entre si formando compostos. Quando chegou o ano de 1808, Dalton formou a teoria de que o modelo atômico era uma minúscula esfera maciça, impenetrável e indivisível. A partir daqui nós percebemos que da teoria de Demócrito até a de Dalton não surgiu muitas diferentes, mas as poucas que houve foram significativas. Ainda na teoria de Dalton, todos os átomos de um mesmo elemento químico são idênticos. O seu modelo atômico foi “apelidado”, digamos assim, de “modelo atômico da bolha de bilhar”, pois realmente se parecia com um. Dois anos depois, a obra “New System of Chemical Philosophy” (Novo sistema de filosofia química) foi publicada. Nesse trabalho, havia várias teses onde provava as observações de Dalton. Algumas das coisas contidas nesse livro eram as leis das pressões parciais, entre outras coisas relacionadas à constituição da matéria. Para Dalton, o átomo era um sistema contínuo, mesmo tendo um modelo simples. Com esse modelo, deu-se uma grande revolução na elaboração de um modelo atômico, pois foi o que motivou na busca por outras respostas e possíveis
  16. 16. 16 modelos futuros. No modelo pensado por Dalton, a matéria é constituída por partículas muito pequenas e amontoadas como “laranjas”. Anos depois foi a vez de Joseph Jonh Thomson, ou apenas Thomson, surgir com um novo modelo. O cômico foi o “apelidinho” dado a esse modelo, o “modelo atômico pudim de passas”. Thomson não só apenas formou um novo modelo, como também foi ele o descobridor do elétron, que ocorreu bem antes do nêutron e do próton. No modelo novo, o átomo é composto por elétrons totalmente “mergulhados numa sopa” de cargas positivas, como se fosse passas em um pudim. Acreditava-se que os elétrons distribuíam-se uniformemente no átomo. Em outras oportunidades, dizia-se que no lugar da “sopa” de cargas positivas, seria uma nuvem de cargas positivas. Um tempo depois apareceu mais um para substituir o que se conhecia sobre o átomo. Apareceu, então, Ernest Rutherford, descobrindo com a nova teoria o núcleo do átomo, originando, de novo, um novo modelo atômico. O conhecemos por “modelo atômico de Rutherford.” Quando Rutherford criou sua teoria, criou-se também as bases para o desenvolvimento da física nuclear. Esse cientista estudou, pelo menos, três anos o comportamento dos feixes de partículas, também conhecidos por raios x. Ele também estudou a emissão de radioatividade pelo elemento chamado urânio. Rutherford fez inúmeras experiências, mas uma delas foi a que demonstrou as partículas alfas espalhando-se. Esta foi a base fundamental para seu modelo atômico, onde elétrons orbitavam em torno do núcleo. Durante as suas pesquisas, Rutherford analisou que para cada 10.000 partículas alfa aceleradas incidindo em uma lâmina de ouro, apenas uma delas refletia ou desviava de sua trajetória inicial. Concluiu com isso, que o raio de um átomo poderia ser, em torno, 10.000 vezes maior que o raio de seu núcleo. Com mais pesquisas, Rutherford e Frederick Soddy descobriram a existências dos raios gamas, estabelecendo as leis de transição radioativas das séries do tório, do actínio e do rádio. O modelo atômico de Rutherford ganhou nomes, um deles era o “modelo planetário”, pois se assemelhava com o nosso sistema solar. Assim, em 1911, Ernest propôs o modelo de átomo com “movimentos planetários”. O modelo em questão foi estudado e aperfeiçoado por Niels Bohr, que no final das contas, acabou por demonstrar a natureza das partículas alfa como núcleos de hélio.
  17. 17. 17 Até aqui, podemos ver que grandes alterações foram feitas desde a primeira descoberta. Novos modelos surgiram com base no modelo considerado ideal a época. Depois do modelo de Bohr, surgiu em 1932 o modelo de Chadwick. Ele descobriu que o núcleo também possuía nêutrons, que são partículas sem carga. Mas a caça ao “átomo perfeito” não parou com Chadwick. Surgiu uma junção de dois modelos: o de Bohr e o de Rutherford. A teoria orbital de Rutherford conseguiu encontrar uma dificuldade teoria resolvida por Bohr. No momento em que temos uma carga elétrica negativa comporta por elétrons girando em torno de um núcleo de carga positiva, este movimento gera uma perda de energia, devido a emissão de radiação constante. Em algum instante, os elétrons vão se juntando próximo ao núcleo num movimento em forma de espirais e caem sobre si. Voltando no tempo um pouco, exatamente em 1911, Bohr havia publicado uma tese que demonstrava o comportamento eletrônico dos metais. Nessa mesma época, ele trabalhou junto de Rutherford. Juntos, obtiveram dados precisos sobre o modelo atômico que iriam lhe ajudar posteriormente. Dois anos depois, observando que com as dificuldade do modelo criado por Rutherford, Bohr intensificou suas pesquisas, aprofundando mesmo, até achar uma solução teórica. Em 1916, Bohr, que estava em Manchester, retornou para Copenhague para exercer a profissão de professor de física, mas ainda sim prosseguindo com suas pesquisas. Um tempo depois, exatamente no ano de 1920, já nomeado diretor do Instituto de Física Teórica, Bohr desenvolveu um modelo atômico que agrupou a de Rutherford e a teoria da mecânica quântica de Max Planck. Nessa teoria, consistia que ao girar em torno de um núcleo central, os elétrons deveriam girar em orbitar especificas, com níveis energéticos muito bem definidos. Poderia haver, também, a emissão ou absorção de “pacotes discretos” de energia, que são chamados de “quanta” ao mudar de uma órbita para outra. Realizando estudos nos elementos químicos com mais de dois elétrons, concluiu que se tratava de uma organização bem dividida em camadas. Descobriu também que as propriedades químicas dos elementos eram determinadas pelas camadas mais externas, ou seja, as que estavam mais distantes do núcleo. Bohr, então, enunciou o princípio da complementariedade, segundo o mesmo, o fenômeno físico deve ser observado a partir de dois pontos de vista diferentes, e não excludentes. Também observou que existiam paradoxos onde poderia haver o comportamento de uma onda e de partículas de elétrons, dependendo do ponto de vista. No final das contas, essa teoria acabou se
  18. 18. 18 transformando na hipótese proposta por Louis de Broglie. A teoria consistia que um corpo atômico pode comportar-se de duas maneiras: como uma onda ou como uma partícula. Depois de tantas substituições, Erwin, Louis e Heisenberg reuniram seus conhecimentos e os antigos e formularam uma nova teoria, além de criarem a mecânica ondulatória. Formada basicamente pela hipótese de Louis, Heisenberg, no ano de 1925, postulou o princípio da incerteza. A idéia de órbita eletrônica ficou sem sentido, sendo logo substituída pelo conceito de probabilidade de se encontrar num instante qualquer, um dado elétron num determinado espaço. O átomo, que antes era indivisível, acabou sendo divisível, contrariando totalmente os modelos dos filósofos gregos e Dalton. Ficou-se concreto que o modelo atômico, portanto, não era um modelo simples e sim um modelo com uma estrutura complexa. O modelo que hoje temos e que é ensinado em todas as escolas é um modelo que substituiu todos esses vistos. O nosso modelo possui agora zonas de probabilidade eletrônica, ou simplesmente órbitas. Dalton Thomson Rutherford Bohr Heisenberg
  19. 19. 19 EXERCÍCIOS PROPOSTOS – O ÁTOMO 1 – Faça um desenho de um átomo indicando suas partes e suas estruturas. 2 – Em um átomo quais são as partículas de carga positiva, negativa e sem carga? 3 – Quais são as camadas que um átomo possui em sua eletrosfera? Qual e o numero máximo de elétrons que cada camada ou nível de energia suporta? 4 – Qual a diferença entre elementos isóbaros, isótonos e isótopos? 5 – Determine o numero atómico e o numero de massa dos átomos A e B que são isóbaros e apresentam a seguinte representação: 10+x 5x A 11+x 4x+8 B 6 - X é isótopo de 20 41 Ca e isótono de 19 41 K. Portanto, o seu número de massa é igual a: a) 41 b) 40 c) 39 d) 42 e) 20 7 - (Unisinos –RS) Segundo dados experimentais, o oxigênio do ar que respiramos tem exatos 99,759% de 8O16 , 0,037% de átomos de 8O17 e 0,204% de 8O18 . Diante desta constatação pode-se afirmar que essas três fórmulas naturais do oxigênio constituem átomos que, entre si, são: a) Alótropos. b) Isóbaros. c) Isótonos. d) Isótopos. e) Isômero. 8 - (UCS-RS) Isótopos são átomos que apresentam o mesmo número atômico, mas diferentes números de massa. O magnésio possui isótopos de números de massa iguais a 24, 25 e 26. Os isótopos do magnésio possuem números de nêutrons, respectivamente, iguais a: (Dado: Mg possui Z = 12) a) 1, 12 e 12 b) 24, 25 e 26 c) 12, 13 e 14 d) 16, 17 e 18 e) 8, 8 e 8 9 - Faça a distribuição eletrônica em níveis de energia para os seguintes elementos: a) 9F b) 10Ne c) 15P d ) 28Ni e) 56Ba 10 – (Univale-SC) O bromato de potássio, produto de aplicação controvertida na fabricação de pães, tem como fórmula KBrO3. Os elementos que o constituem, na ordem indicada na fórmula, são das famílias dos: a) alcalinos, halogênios e calcogênios b) halogênios, calcogênios e alcalinos c) calcogênios, halogênios e alcalinos d) alcalinoterrosos, calcogênios e halogênios e) alcalinoterrosos, halogênios e calcogênios
  20. 20. 20 Resposta Questão 9 a) 1s2 2s2 2p5 b) 1s2 2s2 2p6 c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8 e) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p 6 5s2 4d10 5p6 6s2 10 – (Univale-SC) O bromato de potássio, produto de aplicação controvertida na fabricação de pães, tem como fórmula KBrO3. Os elementos que o constituem, na ordem indicada na fórmula, são das famílias dos: a) alcalinos, halogênios e calcogênios b) halogênios, calcogênios e alcalinos c) calcogênios, halogênios e alcalinos d) alcalinoterrosos, calcogênios e halogênios e) alcalinoterrosos, halogênios e calcogênios Alternativa “a”, pois o K é do grupo 1 ou I A (metal alcalino), o Br é do grupo 17 ou VII A (halogênio) e o O é do grupo 16 ou VI A (calcogênio).
  21. 21. 21 EXERCÍCIOS PROPOSTOS – REVISÃO 1) Diga o nome e o símbolo para os elementos cuja localização na tabela periódica é: a) Grupo 1A período 4 b) Grupo 3A período 3 c) Grupo 6A período 2 d) Grupo 2A período 6 2) A seguir estão listados o números atômicos de alguns elementos: 12, 18, 20, 30, 37 e 54 . Indicar: a) símbolo, b) configuração eletrônica, c) posição na tabela periódica. 3) A seguir estão listadas algumas reações. Faça o balanceamento delas: Na2SO3 + O2 → Na2SO4 CH4 + O2 → CO2 + H2O KClO3 → KCl + O2 C + CO2 → CO Fe2O3 + CO → Fe + CO2 4) Ao se passar uma corrente contínua na água (eletrólise), ela é decomposta em seus constituintes: hidrogênio e oxigênio. Os dados experimentais mostram que as massas dessas duas substâncias sempre estarão na mesma proporção de 1:8, seguindo a Lei Ponderal de Proust. Essas reações também seguem a lei de Lavoisier, isto é, a massa no sistema permanece constante. Com base nessas leis, indique a alternativa que traz os respectivos valores das massas (em gramas) que substituiriam corretamente as letras A, B, C e D nesses experimentos: Massa de Água Massa de H2 + Massa de O2 1° experimento A 0,5 g 4,0 g 2° experimento 9,0 g B 8,0 g 3° experimento 18,0g 2,0 g C 4° experimento D 11,11 g 88,88 g a) 4,5/ 1,0/ 16,0/ 99,99. b) 3,5/ 0,1/ 20,0/ 8,0. c) 5,0/ 17,0/ 28,0/ 8,8. d) 6,0/2,0/ 16,0/ 8,0. e) 4,5 1,0/ 20,0/8,8. 5) A reação entre 23g de álcool etílico e 48g de oxigênio produziu 27g de água, ao lado de gás carbônico. A massa de gás carbônico obtida foi de: a) 44g. b) 22g. c) 61g. d) 88g. e) 18g.
  22. 22. 22 6) Em um experimento, soluções aquosas de nitrato de prata, AgNO3, e de cloreto de sódio, NaCl, reagem entre si e formam cloreto de prata, AgCl, sólido branco insolúvel, e nitrato de sódio, NaNO3, sal solúvel em água. A massa desses reagentes e a de seus produtos estão apresentadas neste quadro: REAGENTES PRODUTOS AgNO3 NaCl AgCl NaNO3 1,699g 0,585g X 0,850g Considere que a reação foi completa e que não há reagentes em excesso. Assim sendo, é CORRETO afirmar que X, ou seja, a massa de cloreto de prata produzida é: a) 0,585 g. b) 1,434 g. c) 1,699 g. d) 2,284 g. e) 2,866 g. 7) O átomo constituído de 17 prótons, 19 nêutrons e 17 elétrons apresentam, respectivamente, número atômico (Z) e número de massa (A) iguais a: (a) 17 e 17 (b) 17 e 18 (c) 36 e 17 (d) 18 e 17 (e) 17 e 36 8) O número de prótons, de elétrons e de nêutrons do átomo Cl (z=17, A= 35) é, respectivamente: (a)17, 17, 18 (b)17, 35, 35 (b)35, 17, 18 (d) 52, 35, 17 (e)17, 18, 18 9) Em um átomo com 22 elétrons e 26 nêutrons, seu numero atômico e numero de massa são, respectivamente: (a)22 e 26 (b)48 e 22 (c)26 e 48 (d)22 e 48 (e)26 e 22 10) Um átomo possui 19 prótons, 20 nêutrons e 19elétrons. Qual dos seguintes átomos abaixo é seu isótono: (a)19 A21 (b)39 D58 (c)19 B20 (d)20 E39 (e)18 C38 11) O átomo que ganha ou perde elétrons recebe o nome de __________________, sendo que o átomo que fica carregado positivamente recebe o nome de _____________________ e o que negativamente recebe o nome de___________________. 12) Analise as seguintes afirmativas: I - Isótopos são átomos de um mesmo elemento que possuem mesmo número atômico e diferente numero de massa; II – o número atômico de um elemento corresponde ao número de prótons no núcleo de um átomo; III – o número de massa corresponde à soma do numero de prótons e do numero de elétrons de um elemento; Quais são corretas?
  23. 23. 23 EXERCÍCIOS PROPOSTOS – ÁCIDOS E BASES 1. Nas colunas abaixo, associe as fórmulas aos seus nomes (Obs. CN = Cianeto): I. H2S(aq) ( ) ácido bromídrico II. HCl (aq) ( ) ácido fluorídrico III. HCN(aq) ( ) ácido iodídrico IV. HF(aq) ( ) ácido sulfídrico V. HI(aq) ( ) ácido cianídrico VI. HBr(aq) ( ) ácido clorídrico 2. Escreva a fórmula ou dê o nome dos ácidos. a) HClO4: b) HClO3: c) HClO2: d) HClO: e) HNO3: f) HNO2: g) H2CO3: 3. As seguintes soluções aquosas são ácidos comuns encontrados em laboratórios: 1) HClO2 2) HClO3 3) HClO 4) HClO4 Indique a alternativa que apresenta, respectivamente, os nomes corretos dos ácidos mencionados acima. a) Ácido clórico; ácido cloroso, ácido perclórico; ácido hipocloroso. b) Ácido hipocloroso; ácido perclórico, ácidocloroso; ácido clórico. c) Ácido cloroso; ácido clórico; ácido clorídrico; ácido perclórico. d) Ácido cloroso; ácido clórico; ácido hipocloroso; ácido perclórico. e) Ácido clorídrico; ácido clórico; ácido hipocloroso; ácido perclórico. 4. Sabe-se que toda bebida gaseificada contém ácido carbônico (1) que, a partir do momento em que a garrafa que o contém é aberta, passa a se decompor em água e gás carbônico, manifestado pelas bolhas observadas na massa líquida; ácido muriático é o nome comercial do ácido clorídrico (2) impuro; baterias de automóvel contêm ácido sulfúrico (3); refrigerantes do tipo “cola” apresentam ácido fosfórico (4) além do ácido carbônico, na sua composição. Os ácidos 1, 2, 3 e 4, citados acima, possuem, respectivamente, fórmulas: a) H2CO3 HCl H2SO4 H3PO4 b) CO2 HClO H2S H2PO4 c) CO2 HCl H2SO4 H3PO4 d) H2CO3 HClO H2S H2PO4 e) CO2 NaHClO H2SO4 HPO2 5. Considere os ácidos oxigenados: HNO2(aq) ; HClO3(aq) ; H2SO3(aq) ; H3PO4(aq). Seus nomes são, respectivamente: a) nitroso, clórico, sulfuroso, fosfórico. b) nítrico, clorídrico, sulfúrico, fosfórico. c) nítrico, hipocloroso, sulfuroso, fosforoso. d) nitroso, perclórico, sulfúrico, fosfórico. e) nítrico, cloroso, sulfídrico, hipofosforoso 6. Escreva a fórmula ou o nome das bases. a) KOH b) : hidróxido de lítio c) Mg(OH)2: d) : hidróxido de bário e) Al (OH)3: f) : hidróxido de ferro II g) : hidróxido de ferro III h) CuOH: i) Cu(OH)2: j) NH4OH:
  24. 24. 24 7. (ENEM) O suco extraído do repolho roxo pode ser utilizado como indicador do caráter ácido (pH entre 0 e 7) ou básico (pH entre 7 e 14) de diferentes soluções. Misturando-se um pouco de suco de repolho a uma solução, a mistura passa a apresentar diferentes cores, segundo sua natureza ácida ou básica, de acordo com a escala a seguir. Algumas soluções foram testadas com esse indicador, produzindo os resultados da tabela: De acordo com esses resultados, as soluções I, II, III e IV têm, respectivamente, caráter: a) ácido — básico — básico — ácido b) ácido — básico — ácido — básico c) básico — ácido — básico — ácido d) ácido — ácido — básico — básico e) básico — básico — ácido — ácido 8. (Esal-MG) Uma solução aquosa de H3PO4 é ácida devido à presença de: a) água. b) hidrogênio. c) fósforo. d) hidrônio. e) fosfato. 9. (CEESU–2003) Durante a digestão de alimentos no estômago, ocorre a fundamental precipitação de um determinado composto químico. Identifique o composto. a)bicarbonato de sódio. b) hidróxido de alumínio. c) ácido clorídrico. d) monóxido de carbono. e) ácido sulfúrico. 10. Identifique as amostras ácidas e básicas na tabela abaixo:
  25. 25. 25 EXERCÍCIOS PROPOSTOS – SAIS E OXIDOS 1. Assinale a alternativa que enuncia as nomenclaturas corretas dos seguintes sais, respectivamente: KCl, Na2S, AlPO4, Mg(NO2)3: a) Cloreto de potássio, sulfeto de sódio, fosfato de alumínio, nitrito de magnésio. b) Cloreto de potássio, sulfito de sódio, fosfito de alumínio, nitrito de magnésio. c) Hipoclorito de monopotássio, sulfato de disódio, hipofosfito de monoalumínio, Trinitrato de monomagnésio. d) Clorato de potássio sulfato de sódio, fosfato de alumínio, nitrato de magnésio. 2. (Puccamp-SP) O líquido de Dakin, utilizado como antisséptico, é uma solução diluída de NaClO, ou seja: a) Perclorato de sódio b) Hipoclorito de sódio c) Cloreto de sódio d) Clorato de sódio e) Clorito de sódio 3. (UESPI) Muitas reações químicas acontecem em meio aquoso. Soluções contendo (I) H2SO4 e (II) H2CO3 são facilmente encontradas e podem reagir com (III) Ba(OH)2 para formar (IV) BaSO4, (V) Ba(HCO3)2 e (VI) BaCO3. Como podemos classificar, respectivamente, as substâncias destacadas no texto (I), (II), (III), (IV), (V) e (VI)? a) ácido, ácido, base, sal, sal e sal b) ácido, ácido, base, sal, ácido e sal c) base, base, ácido, sal, sal e sal d) ácido, base, base, sal, ácido e base e) ácido, ácido, sal, base, base, sal 4. (FEPECS DF) As estruturas mineralizadas de alguns animais são formadas principalmente por íons cálcio, magnésio, carbonatos, fosfatos e sulfatos. Os ossos e os dentes dos vertebrados, por exemplo, são constituídos principalmente por fosfato de cálcio. As conchas dos moluscos e os corais são principalmente de carbonato de cálcio. Os esqueletos dos invertebrados contêm um pouco de carbonato de magnésio e também já foi encontrado no material esquelético de um protozoário denominado Acantharia sulfato de estrôncio. As substâncias citadas no texto são sais inorgânicos representados pelas fórmulas: a) K3PO4, K2CO3, MgCO3 e SnSO3; b) K3PO4, K2CO3, MnCO3 e SrSO4 ; c) Ca3(PO4)2, CaCO3, MnCO3 e SnSO4 ; d) Ca3(PO4)2, CaCO3, MgCO3 e SrSO3 ; e) Ca3(PO4)2, CaCO3, MgCO3 e SrSO4 .
  26. 26. 26 5. (UFV-MG) Assinale a opção que relaciona CORRETAMENTE a fórmula e o nome de um composto inorgânico: a) HClO – Ácido hipocloroso. b) NaNO3 – Nitreto de Sódio c) NaH – Hidróxido de sódio. d) MgCl2 – Clorito de Magnesio 6. Os óxidos moleculares são aqueles formados por ametais ligados a oxigênio. Dê a nomenclatura dos seguintes óxidos moleculares: a) SO b) Cl2O7 c) CO d) P2O5 e) N2O f) PbO2 g) FeO 7. Óxidos iônicos são aqueles formados por metais, veja a seguir uma lista desses compostos. Relacione os óxidos a suas respectivas fórmulas: (1) Óxido de lítio ( ) K2O (2) Óxido de sódio ( ) CaO (3) Óxido de prata ( ) Li2O (4) Óxido de cálcio ( ) AgO (5) Óxido de potássio ( ) Al2O3 (6) Óxido de alumínio ( ) Na2O 8. Monte a fórmula dos seguintes peróxidos: a) peróxidos de hidrogênio b) peróxido de sódio c) peróxido de lítio d) peróxido de cálcio.

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