UNIDADE
3
QUANTIFICANDO A MATÉRIA

O sêrser humano sempre buscou ferramentas e padrões para realizar medições com os mais variados propósitos. Desde a AntigüidadeAntiguidade, partes do corpo e alguns objetos são usados como referência, como no caso da unidade pé, ainda usada para medir a altitude de aviões. A medição está presente em diversas áreas do conhecimento. Na Química, ela é fundamental para o estudo da composição, da estrutura e da transformação de substâncias, pois exige métodos específicos para estabelecer relação entre grandezas, como massa e volume, e entre essas grandezas e a quantidade aproximada de partículas. Na imagem, registro de um vírus Epstein-Barr, causador de um dos tipos de herpes, cujo diâmetro está na escala nanométrica, sêndosendo de aproximadamente 200 nm (imagem de microscopíamicroscopia eletrônica, aumento aproximado de 860 mil vezes; colorida artificialmente).

Respostas e comentários estão disponíveis nas Orientações para o professor.

1. Pesquise outros exemplos de medições feitas com partes do corpo ou com objetos usados na AntigüidadeAntiguidade quêque ainda são utilizadas atualmente.

2. Que instrumentos de medida você usa no dia a dia? O quêque você médemede?

3. Em seu entendimento, por quêpor que realizar medições é importante para os químicos?

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Página cento e sessenta e dois162

TEMA
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Medindo a matéria

Respostas e comentários dêstedeste Tema estão disponíveis nas Orientações para o professor.

Diversos instrumentos foram desenvolvidos com o objetivo de medir precisamente a matéria. Um exemplo é a balança analítica, capaz de medir massas com bastante exatidão, chegando a determinar o peso da milionésima parte de um grama, o micrograma, quêque corresponde a 1 ⋅ 10⁻⁶ g.

Um átomo tem uma massa quêque é da ordem de um trilionésimo do trilionésimo do grama, o yoctograma, quêque corresponde a 1 ⋅ 10⁻²⁴ g. Nesse contexto, o estudo do mundo submicroscópico exige mais do quêque apenas instrumentos: é necessário estabelecer conceitos quêque permítampermitam expressar essas pequenas quantidades em medidas compreensíveis e utilizáveis.

Medindo quantidades de substâncias

O químico francês LavoisiêLavoisier é comumente lembrado como um dos primeiros cientistas a se preocupar com medições precisas e a usar balanças no laboratório com essa finalidade. No entanto, ele não foi o primeiro a utilizar esses instrumentos. Alquimistas, metalúrgicos, tintureiros, vidreiros e outros profissionais quêque manipulavam substâncias e materiais já se referiam a medidas de quantidade em seus procedimentos. Sendo assim, o uso da balança aconteceu antes de a Química se estabelecer como Ciência. E com o trabalho de LavoisiêLavoisier, foi possível o desenvolvimento de métodos para determinar as massas dos constituintes das substâncias.

REFLITA

1 No cotidiano, qual é a importânssiaimportância da utilização de medidas?

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Os estudos até aqui já mostraram quêque a Ciência Moderna recórrerecorre a experimentos sistemáticos, os quais fornecem dados confiáveis em razão dêêssedesse desenvolvimento de métodos de medição iniciado por LavoisiêLavoisier e outros cientistas; a teorias consistentes e abrangentes, quêque expliquem os fenômenos observados; e à análise quantitativa para a realização de previsões.

As leis ponderais, quêque nascem de um cuidado e um rigor com relação às medidas de quantidades de substâncias, e o modelo atômico de Dalton, nos séculos XVIII e XIX, são causa e consequência da evolução da Química e de sua configuração moderna.

O químico brasileiro Vicente Coelho de Seabra Silva Telles (1764-1804), de Congonhas do Campo (MG), foi autor do primeiro livro de Química em língua portuguesa e deu contribuições relevantes para o desenvolvimento dessa área. Em sua obra, Telles apresentou uma tabélatabela sobre a combinação de metais com ácidos, formando precipitados, quêque fortaleceu a ideia de proporcionalidade entre as massas das substâncias quêque participam de reações químicas.

Para saber mais sobre o cientista Vicente Coelho de Seabra Silva Telles, sugere-se o artigo “Vicente Seabra Telles e a criação da nomenclatura em português para a química ‘nova’ de Lavoisier”, de Fernando J. Luna, disponível em: https://livro.pw/pimxs (acesso em: 24 set. 2024).

Pesos relativos e equivalentes eletroquímicos

O modelo atômico de Dalton ganhou mais destaque quando ele atribuiu valores diferenciados de peso a hátomusátomos de diferentes elemêntoselementos químicos. Ao estudar a composição e a densidade dos gases, Dalton considerou a hipótese de quêque os hátomusátomos se combinam em proporções numéricas simples. Utilizando dados obtidos por outros cientistas, apresentou a primeira tabélatabela de pesos atômicos (pesos relativos) em uma palestra em outubro de 1803. Depois, o cientista a publicou na 4ª edição do livro A new system ÓFof chemical philosophy (“Um novo sistema de filosofia química”, em tradução livre), em quêque definiu o peso do hidrogênio como igual a 1 e, com base nele, calculou os pesos dos demais elemêntoselementos químicos.

Pesos relativos* dos elemêntoselementos

Dalton considerava quêque as substâncias seriam formadas, preferencialmente, pela combinação de um átomo de cada elemento químico. Como estudado em Tema anterior, para representar essas combinações, Dalton propunha a união de símbolos (criados por ele) dos hátomusátomos quêque constituíam as substâncias.

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Na primeira mêtádemetade do século XIX, a simbologia proposta por Dalton e a concepção de quêque a matéria seria constituída por hátomusátomos ainda se apresentavam sôbisob intenso debate, um dos motivos pêlospelos quais foi realizado o Congresso de Karlsruhe, em 1860. Nesse evento, o químico italiano Stanislao Cannizzaro apresentou um trabalho quêque procurava esclarecer conceitos ainda imprecisos, como os de átomo, molécula, peso relativo e peso molecular, utilizando o trabalho de seu compatriota Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro (1776-1856).

Avogadro partiu da hipótese de Gay-Lussac de quêque os gases sempre se combinam em proporções volumétricas simples e propôs quêque essas proporções, estabelecidas entre substâncias gasosas reagentes e produtos, dependem do número total de moléculas envolvidas. Com base nos próprios estudos, mais teóricos quêque práticos, Avogadro sugeriu quêque volumes iguais de substâncias gasosas diferentes, medidos à mesma tempera-túratemperatura e à mesma pressão, contêm números iguais de moléculas.

Dalton e Gay-Lussac rejeitaram a hipótese de Avogadro. No entanto, com o passar dos anos, ela se mostrou mais consistente e se tornou a base para as determinações atuáisatuais de quantidade de massa. No contexto dessas discussões, estabeleceu-se um novo dilema para a Química: para determinar os valores de peso relativo dos elemêntoselementos químicos, era necessário conhecer as fórmulas químicas das substâncias, e, para determiná-las, era preciso saber os valores de peso relativo dos elemêntoselementos químicos.

Nesse período, desenvolveu-se um novo campo de estudo da Química quêque ajudou a resolver esse impasse: a Eletroquímica (que será estudada mais adiante). Esse termo foi criado para designar o estudo das reações químicas quêque produzem corrente elétrica e das quêque são produzidas por corrente elétrica.

Entre o fim do século XVIII e o início do século XIX, o estudo sobre eletricidade ganhou destaque no meio científico. Inúmeros pesquisadores se dedicaram a esses estudos, entre eles o químico e físico italiano Alessandro Volta (1745-1827), o físico italiano Luigi Aloisio Galvani (1737-1798) e o químico e físico inglês máicouMichael Faraday. êsteEste último, mesmo sem entender claramente os aspectos quantitativos dos experimentos quêque desenvolvê-udesenvolveu, pela falta de dados sobre as grandezas envolvidas, produziu pilhas quêque possibilitaram o processo de eletrólise.

Até o início do século XIX, a sódasoda (fórmula atual: NaOH), a potassa (fórmula atual: KOH), a cal (fórmula atual: CaO) e outros reagentes eram considerados substâncias simples, pois nenhum método disponível da época foi capaz de decompô-los. O uso de corrente elétrica, por meio da eletrólise, tornou-se uma possibilidade para a decomposição de substâncias e permitiu quêque o químico inglês Humphry Davy, pela primeira vez, isolasse e identificasse dois metais provenientes das substâncias sódasoda e potassa, há muito conhecidas, quêque foram nomeados sodium e potassium.

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Com base em leis propostas por Faraday e pelo físico italiano Carlo Matteucci (1811-1868), foi possível relacionar a quantidade de corrente elétrica quêque passa por um sistema com a quantidade de material produzido ou consumido. Considerando o hidrogênio como referência em termos de quantidade de massa, como Dalton havia propôstoproposto, Faraday realizou experimentos com diversas substâncias. A finalidade era determinar o equivalente eletroquímico e a quantidade de substância, de diferentes cátions e ânions, depositada ou liberada em estado gasoso quando perpassada por uma quantidade de corrente elétrica igual à necessária para liberar um grama de hidrogênio gasoso.

Equivalentes eletroquímicos

*Definido arbitrariamente.

Fonte: MAAR, Juergen Heinrich. História da química: segunda parte: de LavoisiêLavoisier ao sistema periódico. Florianópolis: Papa-Livro, 2011. p. 292.

Como se pódepode notar, um dos principais desafios para os químicos, antes da consolidação da teoria atômico-molecular, foi estabelecer relações quantitativas das massas e dos volumes de substâncias com a quantidade de partículas formadoras dessas substâncias. Outra dificuldade foi a definição de um padrão de peso (ou massa, na nomenclatura mais utilizada atualmente), já quêque a escolha do hidrogênio, conforme proposta de Dalton e Faraday, foi se mostrando aos poucos inadequada.

A importânssiaimportância de um padrão de peso atômico

Ao se combinarem hátomusátomos de vários elemêntoselementos químicos com hátomusátomos de hidrogênio, formam-se hidretos, substâncias muito reativas e de difícil manipulação. Esse fato dificultou o uso do hidrogênio como padrão de peso atômico. Assim, houve a necessidade de se adotar outro elemento químico como padrão. Por formárformar óxidos com hátomusátomos de quase todos os elemêntoselementos químicos, substâncias estáveis e de fácil manipulação, optou-se pelo oxigênio, cujo peso atômico relativo podia sêrser determinado com maior exatidão. A escolha do valor a sêrser atribuído ao peso atômico do oxigênio não foi simples, passando por diferentes medidas (1, 10, 8, 100), até chegar a 16 em 1865.

Na segunda mêtádemetade do século XIX, os valores atribuídos aos pesos atômicos divergiam com freqüênciafrequência, principalmente por causa de métodos experimentais imprecisos e pelo uso de diferentes referenciais. O Comitê Internacional de Pesos Atômicos, criado em 1906, publicava suas tabélastabelas considerando somente o oxigênio como padrão e o valor de peso igual a 16. O peso atômico relativo foi tema de debate por muito tempo e, por causa de sua relevância para a elaboração da tabélatabela periódica, envolveu cientistas como Mendeleev e MéyerMeyer.

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Em 1914, o Prêmio NobélNobel de Química foi atribuído ao químico estadunidense teodórTheodore uílhãmWilliam Richards (1868-1928), em reconhecimento pêlospelos trabalhos envolvendo determinações precisas de pesos atômicos relativos de muitos elemêntoselementos químicos.

No entanto, uma nova descoberta científica, prevista em 1865 e realizada em 1913, causou novas divergências: a existência de isótopos.

O carbono como padrão de peso atômico

A descoberta de quêque havia hátomusátomos de oxigênio com diferentes valores de peso atômico levou à definição de dois padrões: os químicos continuaram a utilizar como referência o peso atômico 16 para a mistura de isótopos naturais do oxigênio, mas os físicos passaram a utilizar um peso atômico exatamente igual a 16 para o isótopo ¹⁶O. Desse modo, os valores de peso e outros valores quêque deles dependiam, utilizados por físicos e químicos, variavam.

A existência de duas tabélastabelas de constantes, uma da Física e outra da Química, causava problemas aos cientistas quêque precisavam usar esses dados, levando a IUPAC e a União Internacional de Física Pura e Aplicada (IUPAP) a buscarem um consenso. A IUPAC (em 1959) e a IUPAP (em 1960) mudaram seus padrões de referência de peso atômico do isótopo de oxigênio de peso 16 para o isótopo de carbono de peso 12 (¹²C), unificando o valor de padrão de peso atômico e os valores relativos provenientes dele.

Considerando o isótopo 12 do carbono (¹²C), átomo utilizado como referência para as medidas de peso atômico, sabe-se quêque êsteeste é 12 vezes mais pesado do quêque o átomo de hidrogênio (¹H).

De acôr-doacordo com a IUPAC, o peso atômico, ou massa atômica relativa, nomenclaturas recomendadas pela IUPAC, de um elemento químico é uma grandeza adimensional (não é expresso por uma unidade). Já a massa atômica tem dimensão de massa, apresenta unidade de massa atômica, cujo sín-bolosímbolo é u, e é considerada a massa de um único átomo do elemento químico.

Assim, a unidade de massa atômica (u) corresponde a $\begin{array}{c}\frac{1}{12}\end{array}$ da massa de um átomo de ¹²C. Dessa forma, ao consultar a tabélatabela periódica e verificar quêque a massa atômica do elemento químico cloro é de 35,5 u, deve-se entender quêque a massa atômica dêêssedesse elemento corresponde a 35,5 vezes o valor da massa de $\begin{array}{c}\frac{1}{12}\end{array}$ do isótopo 12 do carbono.

Com base na definição unificada, pôde-se determinar os pesos atômicos (ou as massas atômicas relativas) de todos os elemêntoselementos químicos, conforme consta na tabélatabela periódica apresentada no Tema 9. Essa determinação foi importante para os cientistas, porque as substâncias reagem em proporções constantes em relação aos hátomusátomos. Com essas informações, foi possível trabalhar com quantidades de constituintes equivalentes ao planejar uma reação química.

É importante destacar quêque massa atômica não é o mesmo quêque número de massa (A), conceito estudado em Tema anterior. O número de massa de um átomo é adimensional e definido pelo somatório do número de prótons (Z) e do número de nêutrons (N).

A = Z + N

Relembre esse conceito com o exemplo do hélio.

Em razão da complexidade do assunto, recomenda-se a leitura do artigo “Evolução histórica dos pesos atômicos” (o qual serviu de base para o texto teórico), de Mário Tolentino e Romeu C. Rocha-Filho, disponível em: https://livro.pw/gxtxz (acesso em: 29 set. 2024). Nesse artigo, há também uma breve discussão sobre o uso dos termos peso atômico e massa atômica.

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Massa atômica e massa molecular

Foi mencionado quêque a massa atômica (m_a) refere-se à massa de um átomo e é expressa em unidade de massa atômica (u). Por convenção, 1 u é a massa equivalente a $\begin{array}{c}\frac{1}{12}\end{array}$ da massa do isótopo 12 de carbono cujo valor foi definido como exatamente 12 u. Acompanhe a seguir valores de massas atômicas para os três isótopos de carbono.

REFLITA

2 por quêPor que é importante saber a massa de um átomo ou de um conjunto de hátomusátomos?

Prevalência de isótopos de carbono no planêtaplaneta Terra

Fonte: NÉCHIONALNATIONAL INSTITUTE OF STANDARDS êndAND TECHNOLOGY. Atomic weights êndand isotopic compositions for carbon. [S. l.]: Nist, [2024]. Disponível em: https://livro.pw/rdslt. Acesso em: 24 set. 2024.

Já a massa atômica relativa de um elemento químico é um número adimensional e pódepode sêrser identificada na tabélatabela periódica. Ela é resultado da média aritmética ponderada das massas atômicas dos isótopos naturais e da abundância relativa de cada um.

Considere o carbono como exemplo. Desprezando o isótopo 14, cuja abundância natural é muito baixa, tem-se:

massa atômica relativa (C) = $\begin{array}{c}\frac{12\cdot \mathrm{98,93}+13\cdot \mathrm{1,07}}{100}\end{array}$ = 12,0107

Na tabélatabela periódica apresentada neste livro, esses valores estão arredondá-dosarredondados.

A massa molecular refere-se à massa da entidade quêque compõe uma substância, isto é, a massa de uma molécula ou uma fórmula mínima.

Acompanhe, como exemplo, o cálculo da massa molecular da á guaágua.

m(H₂O) = 2 ⋅ m(H) + m(O)

m(H₂O) = 2 ⋅ 1 u + 16u]

m(H₂O) = 18 u

Alguns autores usam o termo massa molecular para se referir à massa de substâncias quêque não são moleculares, como os sais. Nesse caso, a massa molecular representa a massa dos elemêntoselementos químicos da fórmula iônica mínima. Entretanto, outros preferem utilizar o termo massa-fórmula para as substâncias quêque não são moleculares, quêque é um termo mais abrangente.

Acompanhe, como exemplo, o cálculo da massa-fórmula do cloreto de sódio (NaC(éli)"ℓ).

m(NaC(éli)"ℓ) = m(Na) + m(C(éli)"ℓ)

m(NaC(éli)"ℓ) = 22,99u + 35,45u

m(NaC(éli)"ℓ) = 58,44 u

Dessa forma, a massa molecular (ou massa-fórmula) é a massa ôbitídaobtida pela soma das massas dos hátomusátomos quêque constituem a molécula ou a fórmula mínima de uma substância.

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Quantidade de matéria

A definição do carbono como padrão possibilitou aos químicos definir uma grandeza quêque está relacionada com a quantidade de substância em uma amostra. A grandeza quêque indica a quantidade de entidades elementares (átomos, moléculas ou fórmulas) presentes em uma amostra ou em um sistema é chamada de quantidade de matéria ou quantidade de substância, representada pela letra n.

Essa é a sétima grandeza básica do Sistema Internacional de Unidades (SI), tendo como unidade de medida o mol, cujo sín-bolosímbolo também é mol.

Acompanhe as informações a seguir.

REFLITA

3 Como saber a quantidade dos constituintes de uma substância em uma amostra dessa substância?

Grandezas básicas do Sistema Internacional de Unidades

INSTITUTO NACIONAL DE METROLOGIA, QUALIDADE E TECNOLOGIA; INSTITUTO PORTUGUÊS DA QUALIDADE. Sistema Internacional de Unidades (SI). Tradução: Grupo de Trabalho luso-brasileiro do Inmetro e IPQ. Brasília, DF: Inmetro; Caparica: IPQ, 2021. Tradução luso-brasileira da 9ª edição. Disponível em: https://livro.pw/vbxre. Acesso em: 10 nov. 2024.

Além de definir a grandeza, é necessário definir a unidade de medida, o mol, termo do latim mole, quêque significa “amontoado”, “grande quantidade”. A definição de mol foi apresentada em 1961 e adotada em 1971 pelo SI como a unidade de medida da grandeza quantidade de matéria.

De acôr-doacordo com a IUPAC, o mol é a quantidade de matéria de um sistema quêque contém tantas entidades elementares quanto o número de hátomusátomos presentes em 0,012 kg do isótopo 12 de carbono (¹²C). As entidades elementares podem sêrser hátomusátomos, moléculas e outras partículas ou grupamentos de partículas quaisquer.

É muito comum, em situações práticas, em laboratórios e indústrias, estabelecer uma relação dirétadireta entre a massa em grama de uma amostra (m) de uma substância e a quantidade de matéria em mol (n) para essa mesma substância. Essa relação é dada por:

n = $\begin{array}{c}\frac{\mathrm{m}}{\mathrm{M}}\end{array}$

Na expressão matemática, M é a massa molar da substância, dada em grama por mol (g/mol ou g ⋅ mol⁻¹), quêque será abordada mais adiante.

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Constante de Avogadro

Na definição de quantidade de matéria, há uma dependência entre a unidade mol e a unidade kilograma, a qual foi abandonada na reformulação do SI. A definição atual se baseia na constante de Avogadro (N_A).

O valor aceito pela IUPAC para a constante de Avogadro é 6,02214076 ⋅ 10²³ mol⁻¹ (normalmente, representado na forma arredôndá-daarredondada, 6,02 ⋅ 10²³ mol⁻¹). Esse valor variou ao longo do tempo por causa do aumento na precisão de sua determinação, quêque é feita êsperimentalmenteexperimentalmente. Assim, a quantidade de matéria de um sistema é uma medida do número de entidades elementares especificadas. Um mol contém exatamente 6,02214076 ⋅ 10²³ entidades elementares.

ESPAÇOS DE APRENDIZAGEM

Esta animação em inglês, com opção de legenda em português, apresenta a magnitude do mol. O título do vídeo satiriza o fato de quêque mole, em inglês, significa “toupeira” (o animal).

• QUÃO grande é o mol? (não o animal, o outro.): Daniel Dulek. [S. l.: s. n.], 2012. 1 vídeo (5 min). Publicado pelo canal TED-Ed. Disponível em: https://livro.pw/xbodi. Acesso em: 24 set. 2024.

Vários cientistas se dedicaram à elucidação dêêssedesse valor, entre os quais o físico alemão álbertAlbert ÁinstainEinstein.

ÁinstainEinstein, em sua tese de doutorado defendida em 1905, estudou o movimento browniano e buscou relacionar o mundo submicroscópico com o mundo macroscópico. Em sua tese e em um artigo científico publicado no mesmo ano, ele apresentou propostas para a determinação da constante de Avogadro. Com base nesse trabalho, o físico francês jã batístJean-Baptiste Perrin (1870-1942), participante da primeira Conferência de Solvay, em 1911, desenvolvê-udesenvolveu uma série de experimentos para determinar o valor da constante de Avogadro (N_A). Ele obteve o valor de 6,82 ⋅ 10²³ hátomusátomos por mol. Por seu trabalho sobre a estrutura descontínua da matéria, Perrin recebeu o Prêmio NobélNobel de Física em 1926.

Definidos os conceitos de quantidade de matéria e de mol, é importante definir outros conceitos relacionados a eles, como massa molar e volume molar.

SOBRE

Movimento browniano é o nome dado à movimentação aleatória de partículas, como moléculas, em um fluido (líquido ou gasoso). Esse movimento ocorre por causa dos choques quêque acontecem entre as partículas, fazendo com quêque cada partícula se desloque de modo aparentemente aleatório.

Massa molar

A massa molar, expressa em grama por mol (g/mol ou g ⋅ mol⁻¹), pódepode sêrser definida como a massa, em grama, equivalente a um mol de entidades elementares formadoras da substância.

Assim, a massa molar de um elemento químico é a massa, em grama, de 6,02 ⋅ 10²³ hátomusátomos dêêssedesse elemento. A massa molar e a massa atômica são equivalentes numericamente, ou seja, apresentam valores numéricos iguais, mas com unidades de medida diferentes.

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Na tabélatabela periódica, como estudado, são apresentados os valores numéricos das massas atômicas relativas. Desse mesmo valor, são obtidas a massa atômica em unidade de massa atômica (u) e a massa molar em grama (g).

Os hátomusátomos de ferro, por exemplo, têm massa atômica relativa igual a 55,85, massa atômica igual a 55,85 u e massa molar (massa de um mol de hátomusátomos de ferro) igual a 55,85g.

Representa-se a massa molar pela letra M, seguida do sín-bolosímbolo do elemento químico entre parênteses:

M(Fe) = 55,85 g/mol

E qual é a massa molar do oxigênio? A essa pergunta são obtidas duas respostas diferentes. Isso porque há o elemento químico oxigênio (O) e a substância simples gás oxigênio (O₂). Assim:

M(O) = 16 g/mol

M(O₂) = 32 g/mol

Como a substância oxigênio é formada por moléculas de O₂, um mol de gás oxigênio tem 1 mol dessas moléculas e, consequentemente, 2 mol de hátomusátomos de oxigênio.

Do mesmo modo, um mol de moléculas da substância á guaágua tem um mol de hátomusátomos do elemento oxigênio e 2 mol de hátomusátomos do elemento hidrogênio. Assim, a massa molar da á guaágua é:

M(H₂O) = 2 ⋅ M(H) + M(O)

M(H₂O) = 2 ⋅ 1 g/mol + 16 g/mol

M(H₂O) = 18 g/mol

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AlGO A+
Como identificar moléculas pela massa

Ao longo das últimas dékâdâsdécadas, inúmeras técnicas foram desenvolvidas para identificar e quantificar as substâncias químicas. Cada técnica tem suas características e especificidades, fornecendo diferentes informações. Uma dessas técnicas, muito utilizada e difundida, é a espectrometria de massas. Ela remete aos estudos de J. J. thômsomThomson, o primeiro cientista a estudar a influência de um campo elétrico no movimento de hátomusátomos e íons, sêndosendo esse fenômeno a base para a espectrometria de massas.

A espectrometria de massas é utilizada para identificar espécies químicas com alta precisão,fornecendo informações valiosas a respeito dos hátomusátomos presentes na estrutura. Essas informações são analisadas com outros dados, como as massas de fragmentos da espécie, e possibilitam a determinação exata de sua composição elementar e de sua estrutura.

Alguns exames médicos, como o teste do pezinho, feito em recém-nascidos para diagnosticar precocemente algumas doenças, podem sêrser feitos com essa técnica. Assim como moléculas quêque apresentam funções importantes no corpo humano são estudadas por meio dessa técnica.

A técnica é mostrada com freqüênciafrequência em seriados policiais de televisão, nos quais peritos criminais colocam amostras préviamentepreviamente preparadas, de todo tipo de material, em espectrômetros de massa acoplados a outros equipamentos, e descobrem rapidamente a composição da amostra. Apesar de sêrser uma técnica eficiente, seu uso não é simples. Químicos e outros cientistas quêque trabalham com equipamentos de espectrometria de massas investem muitos recursos estudando a técnica e desenvolvendo os procedimentos específicos para cada material a sêrser analisado. Depois da análise, é necessário efetuar a interpretação dos resultados, atividade quêque também exige conhecimento e habilidade.

Volume molar

Como estudado, de acôr-doacordo com a hipótese de Avogadro (hoje, lei de Avogadro, por já ter sido comprovada experimentalmente), volumes iguais de gases diferentes, nas mesmas condições de tempera-túratemperatura e pressão, têm o mesmo número de partículas.

Assim, da mesma forma quêque a massa molar, o volume molar é o volume ocupado por um mol de entidades elementares de um gás.

Determinou-se, êsperimentalmenteexperimentalmente, quêque um mol de qualquer gás, nas condições padrão de tempera-túratemperatura e pressão (CPTP), ou seja, a 273,15 K e 100 kPa, ocupa um volume igual a 22,71 L, aproximadamente.

Uma maneira de explicar esse valor é por meio do uso da chamada equação de Clapeyron, quêque será abordada em Tema posterior.

P ⋅ V = n ⋅ R ⋅ T

Na equação, P é a pressão, V, o volume, n, a quantidade de matéria (átomos, íons ou moléculas), R, a constante dos gases (considere o valor 0,08206 L ⋅ atm/mol ⋅ K), e T, a tempera-túratemperatura.

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Isolando a variável volume ocupado por um gás e substituindo os valores de tempera-túratemperatura e pressão nas CPTP e a quantidade de um mol, obtêm-se aproximadamente 22,71 L.

E o quêque isso significa?

Considere três balões contendo um mol de hélio (He), um mol de gás oxigênio (O₂) e um mol de gás nitrogênio (N₂), respectivamente. A equação indica quêque, nas CPTP, os três gases ocuparão o mesmo volume, 22,71 L.

Dessa forma, pode-se generalizar e concluir quêque qualquer gás ideal, nessas condições, ocupará sempre um volume de 22,71 L.

O volume ocupado por um gás depende das condições de tempera-túratemperatura e pressão, ou seja, a alteração de qualquer uma dessas variáveis resulta na alteração do volume. Há, portanto, uma diferença no volume molar quando a substância não está nas CPTP. Existe um outro parâmetro, denominado condições normais de tempera-túratemperatura e pressão (CNTP), quêque admite o valor de 1 atm para a pressão. Esse valor equivale a 101.325 Pa, ligeiramente maior do quêque o considerado nas CPTP. Assim, nas CNTP, o volume molar equivale a 22,4 L.

Apesar de pequena, essa diferença é bastante discutida na comunidade científica mundial. A IUPAC recomenda quêque se use as CPTP.

ATIVIDADES

1. Considerando o valor da constante de Avogadro, calcule:

a) quantos hátomusátomos existem em 36 g de carbono-12.

b) quantos elétrons existem em 12 g de carbono-12.

c) quantos prótons existem em 24 g de carbono-12.

2. Determine a massa atômica relativa do cloro, considerando os dados apresentados.

3. Determine a massa molecular das seguintes substâncias: etano (C₂H₆), metanol (CH₃OH), ácido nítrico (HNO₃) e óxido de bário (BaO).

4. Determine a massa molar das seguintes substâncias: metano (CH₄), etanol (C₂H₅OH), ácido sulfúrico (H₂SO₄) e hidróxido de cálcio (Ca(OH)₂).

5. O gás hélio, cujo valor de massa molar é igual a 4,00 g/mol, é muito utilizado em balões por sua densidade sêrser menor do quêque a do ar. Calcule o volume ocupado por um kilograma de gás hélio nas CNTP.

6. Você estudou quêque existe um padrão de peso atômico. Pesquise e apresente outros padrões de medida quêque existem e indique a utilidade deles.

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TEMA
14
Compreendendo os gases

Respostas e comentários dêstedeste Tema estão disponíveis nas Orientações para o professor.

O planêtaplaneta Terra é envolvido por uma camada de gases chamada atmosféraatmosfera.Esses gases são fundamentais para a vida, pois proporcionam o equilíbrio do clima e da tempera-túratemperatura do planêtaplaneta e filtram grande parte da radiação ultravioleta quêque chega do Sol.

Desconsiderando a umidade (vapor de água), para cada 100 litros de ar, têm-se aproximadamente 78,1 litros de gás nitrogênio (N₂), 20,9 litros de gás oxigênio (O₂) e 0,9 litro de gás argônio (Ar). Além dêêssesdesses três componentes gasosos majoritários, há outros em concentrações menóresmenores, os chamados gases traços, quêque, juntos, constituem menos de 0,1% em volume do ar atmosférico seco e limpo.

Acompanhe a seguir a quantidade dessas substâncias gasosas em ordem de abundância.

Substâncias gasosas em ordem de abundância na atmosféraatmosfera

A quantidade de vapor de á guaágua na atmosféraatmosfera varia de região para região. Ela é compreendida, em média, na faixa de 1% a 4% do volume de ar. Em muitas regiões, essa umidade varia consideravelmente com a mudança das estações do ano. Quando a quantidade de vapor de á guaágua chega a 4% do volume de ar na atmosféraatmosfera, a á guaágua torna-se líquida, formando gotículas perceptíveis, como neblina, nuvem e, muitas vezes, chuva.

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Atraídos pela gravidade da Terra, por causa da massa do planêtaplaneta, as moléculas e os hátomusátomos dos gases da atmosféraatmosfera produzem uma fôrçaforça sobre a superfícíesuperfície sólida do planêtaplaneta. Essa fôrçaforça está relacionada à pressão atmosférica, quêque pódepode sêrser compreendida como o peso exercido pela coluna de ar atmosférico sobre uma unidade de área. A pressão atmosférica é comumente expressa em atmosféraatmosfera (atm), porém a unidade recomendada pela IUPAC é o pascal (Pa). Ao nível do mar, na altitude zero, verifica-se uma pressão de 1 atm, o equivalente a 100 kilopascal (kPa) ou 1 ⋅ 10⁵ Pa, aproximadamente.

A atmosféraatmosfera torna-se mais rarefeita com o aumento da altitude. Assim, a pressão atmosférica no Pico do Barbado, por exemplo, o pico mais alto da Chapada Diamantina, localizada no oeste da baíaBahia, com 2.033 metros de altitude, é menor do quêque a pressão atmosférica ao nível do mar, porque há menos moléculas de gases por unidade de volume e menos fôrçaforça peso exercida sobre a superfícíesuperfície do pico.

Neste Tema, serão estudados alguns aspectos do comportamento dos gases e uma teoria quêque busca explicar suas propriedades. Além díssudisso, serão introduzidos alguns tópicos de destaque de um campo de estudos denominado Química Ambiental.

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O início do estudo dos gases

O cientista e químico belga Jan batistaBaptista vãvan Helmont foi um dos pioneiros no estudo sobre os gases. Com base em uma série de experimentos, contestou algumas ideias clássicas da alquimia e da teoria dos quatro elemêntoselementos de Aristóteles, propondo quêque o ar não era uma substância única, mas compôztocomposto de diferentes tipos de gases. vãVan Helmont cunhou o termo gás, derivado da palavra grega kháos (“caos”), ao observar quêque algumas substâncias, ao serem aquecidas ou fermentadas, produziam um “espírito aéreo” quêque se comportava d fórmade forma diferente do ar comum. Por volta de 1620, o cientista realizou um de seus experimentos mais conhecidos, quêque consistiu em queimar carvão e observar o consumo dêêssedesse material, tentando fornecer uma explicação para a diminuição de sua massa.

vãVan Helmont considerava quêque a matéria não podia ter simplesmente desaparecido, mas sim formado um “espírito” impossível de sêrser contido e mais denso do quêque o ar. A esse “espírito” desconhecido ele deu o nome de gás silvestre (hoje, designado dióxido de carbono), de maneira quêque pudesse diferenciá-lo do ar e dos vapores de líquidos.

Os filósofos naturalistas com uma visão mecanicista se mostraram contrários à adoção do termo criado por vãVan Helmont. Entre eles estava róbertRobert bóiouBoyle, importante filósofo natural, físico e químico, quêque criticava o uso da palavra gás. bóiouBoyle, conhecido por formular uma lei fundamental sobre o comportamento dos gases, preferia utilizar a palavra ar para se referir aos gases liberados em reações químicas. Ele usava termos como ar fictício ou ar artificial para descrever, por exemplo, o gás gerado pela reação entre vinagre e pó de coral (carbonato de cálcio).

De qualquer forma, aos poucos, iniciava-se uma nova perspectiva da Física e da Química, quêque passaram a considerar os gases como objeto de estudo.

A seguir, serão apresentadas algumas leis envolvendo o comportamento dos gases.

REFLITA

1 Além dos gases citados na introdução dêstedeste Tema, quêque outros gases podem sêrser encontrados no ar respirado pelas pessoas das grandes cidades?

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As transformações gasosas

Antes de abordar as chamadas leis dos gases, alguns conceitos fundamentais sobre gases e sistemas termodinâmicos precisam sêrser apresentados.

Primeiro, é necessário entender as grandezas físicas quêque definem o estado de um sistema em equilíbrio, as chamadas variáveis de estado. Para gases, as principais são:

• Pressão (P): variável relacionada à fôrçaforça exercida pelas moléculas de gás sobre as paredes do recipiente.

• Volume (V): variável relacionada ao espaço ocupado pelo gás.

• Temperatura (T): variável relacionada à energia cinética média das moléculas, expressa em kelvin (K).

Essas variáveis estão inter-relacionadas pelas leis quêque serão abordadas a seguir. Elas ajudam a prever como o gás se comportará sôbisob diferentes condições.

Além díssudisso, é importante conhecer o conceito de sistema fechado. Um sistema fechado é aquele em quêque não há troca de matéria com o ambiente externo, mas pódepode havêerhaver troca de energia, como o calor. Isso significa quêque, embora a quantidade de gás no sistema permaneça constante, suas condições internas podem mudar dependendo da variação de pressão, volume ou tempera-túratemperatura.

Com esses conceitos, pode-se entender como ocorrem as transformações gasosas e como as variáveis se comportam em cada tipo de transformação.

É preciso destacar quêque os experimentos de bóiouBoyle, xárlêsCharles e Gay-Lussac, quêque deram origem às leis dos gases, ocorreram antes do surgimento da teoria cinética (discutida mais adiante neste Tema). As leis dos gases foram essenciais para o desenvolvimento dessa teoria. No entanto, a análise das transformações de estado fica mais evidente quando explicada com base na teoria cinética, quêque se fundamenta na ideia de partículas em movimento em um recipiente.

Por fim, é importante ressaltar quêque o comportamento dessas partículas é descrito por um modelo teórico e não pódepode sêrser observado a olho nu ou por meio de instrumentos ópticos. As representações apresentadas nos tópicos a seguir são apenas para fins didáticos e melhor entendimento.

REFLITA

2 Você já notou quêque, às vezes, é difícil abrir um pótepote de vidro de azeitonas em conserva quêque estava na geladeira ou abrir um pótepote de vidro de geléiageleia pela primeira vez? Como você explicaria essa dificuldade?

Lei de bóiouBoyle (transformação isotérmica)

São atribuídas a bóiouBoyle diversas descobertas científicas, entre as quais o isolamento do gás hidrogênio. Por meio dessa descoberta, foi comprovado quêque o ar é uma mistura de gases, refutando, assim, a teoria dos elemêntoselementos aristotélicos. bóiouBoyle considerava o ar um elemento essencial para a vida e realizou trabalhos sobre o crescimento de plantas controlando as condições do ar.

Ao estudar os gases, o cientista observou quêque a pressão e o volume de determinada quantidade de gás contida em um sistema fechado, à tempera-túratemperatura constante, são inversamente proporcionais. Ou seja, se a pressão sobre uma quantidade de ar for aumentada, seu volume diminui. Se a pressão for diminuída, o volume aumenta. Essa relação pódepode sêrser descrita matematicamente da maneira a seguir.

P ⋅ V = k

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Na expressão, P é a pressão, V, o volume e k, uma constante. De maneira simplificada, pode-se entender quêque se o volume da amostra gasosa for reduzido pela mêtádemetade, à mesma tempera-túratemperatura (partículas com mesma energia cinética), tem-se apenas mêtádemetade do espaço para quêque as partículas do gás se movimentem. Dessa forma, haverá o dôbrodobro do número de colisões entre essas partículas e as paredes do recipiente.

Por exemplo, se for aplicado o dôbrodobro da pressão a um sistema com êmbolo móvel, à tempera-túratemperatura constante, o volume diminuirá pela mêtádemetade, e a pressão interna, causada pelas colisões das partículas contra as paredes do recipiente, dobrará. Vale ressaltar quêque a quantidade de partículas é a mesma antes e depois da compressão do gás. Essa outra maneira de entender a relação é representada a seguir.

Por ocorrer à tempera-túratemperatura constante, esse tipo de transformação é chamado de transformação isotérmica.

Lembrar quêque partículas não podem sêrser observadas dentro de um recipiente, essa representação visa apenas facilitar o entendimento da transformação.

Vale solicitar aos estudantes quêque mantenham isso em mente ao analisar outras ilustrações dêêssedesse tipo.

Considere um sistema com um gás em duas condições diferentes. Na primeira, um volume V₁ de gás à pressão P₁ e tempera-túratemperatura T₁. Na segunda, a pressão é aumentada para P₂, a tempera-túratemperatura permanécepermanece constante, T₁, e o volume diminui para V₂. Com base na conclusão de bóiouBoyle, o produto das grandezas pressão e volume deve sêrser constante, portanto:

P₁ ⋅ V₁ = P₂ ⋅ V₂

Essa igualdade recebeu o nome de lei de bóiouBoyle. Graficamente, ela pódepode sêrser representada da seguinte maneira.

O físico francês Edme Mariotte (c. 1620-1684) realizou experimentos semelhantes aos de bóiouBoyle na França e publicou resultados quêque reafirmavam o quêque bóiouBoyle havia propôstoproposto. Por isso, com freqüênciafrequência, essa lei é também chamada de lei de Boyle-Mariotte.

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OFICINA CIENTIFICA
Verificando a lei de bóiouBoyle

A Ciência tem como uma de suas bases a observação. No entanto, nem sempre é possível observar a olho nu certos fenômenos, e os cientistas precisam construir instrumentos para isso. A Ciência Moderna lida com instrumentos muito sofisticados, no entanto é possível fazer diversas análises utilizando instrumentos relativamente simples.

Para verificar a lei de bóiouBoyle por meio de um experimento, é possível construir um instrumento de observação com materiais do cotidiano.

Materiais

• Seringa.

• Massa epóxi.

• Papel-cartão.

• Objetos com diferentes massas, como moedas e pesos de papel.

• Balança.

• Dois pedaços de madeira com aproximadamente 10 cm de largura, 10 cm de comprimento e 2 mm de espessura cada um.

• Hastes de metal ou de madeira com aproximadamente 10 cm de comprimento.

• Cola para madeira.

• Furadeira e broca para madeira.

Procedimentos

Construção do suporte

• Peça ao professor quêque faça um furo no centro do pedaço de madeira para encaixar a seringa.

• péguePegue o outro pedaço de madeira (horizontal) e cole as hastes de metal na vertical.

• Cole o pedaço de madeira com furo na parte superior.

Realização do experimento

• Prenda a seringa perpendicularmente ao suporte de madeira com furo no centro, com a superfícíesuperfície dele posicionada na horizontal e de modo quêque não atrapalhe a leitura do volume de ar.

• Puxe o êmbolo da seringa até encher de ar o cilindro. tápeTape o bico da seringa, vedando-o com massa epóxi.

• Prenda sobre a extremidade do êmbolo um círculo de papel-cartão ou de plástico rígido, de modo a aumentar a superfícíesuperfície dela, para quêque se possa colocar um peso sobre o êmbolo.

• Posicione objetos de diferentes massas sobre o êmbolo, um de cada vez, e obissérveobserve como o êmbolo se comporta.

• Qual é a relação entre a massa do objeto colocado sobre o êmbolo e o volume do ar no cilindro da seringa? Em seu caderno, faça um gráfico quêque represente a variação de volume do ar de acôr-doacordo com a variação da massa do objeto.

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A primeira lei de xárlêsCharles e Gay-Lussac (transformação isobárica)

O químico, físico e matemático francês JáquisJacques Alexandre César xárlêsCharles (1746-1823) também foi um estudioso dos gases e observou quêque alguns deles apresentavam coeficiente de expansão constante quando a pressão era mantida constante.

No entanto, ele não publicou seus trabalhos. Pouco mais de uma década depois, a expansão térmica dos gases foi amplamente estudada pelo químico e físico francês jôsefJoseph Louis Gay-Lussac, quêque chegou à conclusão de quêque o coeficiente de dilatação volumétrica seria igual para todos os gases. Matematicamente, pode-se escrever quêque, para um dado volume de gás, a razão entre a tempera-túratemperatura termodinâmica T e o volume V é igual a uma constante k.

$\begin{array}{c}\frac{\mathrm{V}}{\mathrm{T}}\end{array}$ = k

De maneira simplificada, entende-se quêque, se o valor da tempera-túratemperatura de um gás aumentar duas vezes, suas partículas apresentarão uma energia cinética duas vezes maior. Para quêque a pressão no sistema se mantenha constante, é necessário quêque o espaço tridimensional de quêque essas partículas dispõem seja duas vezes maior. Lembrando quêque a quantidade de partículas é a mesma nas duas situações.

Por ocorrer à pressão constante, esse tipo de transformação é chamado de transformação isobárica.

De acôr-doacordo com essa lei, chamada de primeira lei de xárlêsCharles e Gay-Lussac, se a pressão de certa quantidade de gás for mantida constante e sua tempera-túratemperatura for aumentada de T₁ para T₂, seu volume variará de V₁ para V₂ na mesma proporção. Assim, pode-se estabelecer uma relação matemática, representada a seguir de maneira algébrica e gráfica, respectivamente.

$$\begin{array}{c}\frac{{\mathrm{V}}_1}{{\mathrm{T}}_1}\end{array}$$

= $\begin{array}{c}\frac{V_2}{T_2}\end{array}$

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AlGO A+
Quem formulou a “lei de Charles”?

A relação entre o volume e a tempera-túratemperatura de um gás, à pressão constante, não foi estudada e formulada apenas por xárlêsCharles, como o nome sugere. O assunto foi estudado também por Dalton e Gay-Lussac.

Dalton publicou resultados de experimentos mais completos, mas não chegou a elaborar uma lei. Além díssudisso, os valores quêque calculou para a constante k apresentavam um êrroerro maior do quêque o calculado posteriormente por Gay-Lussac.

Leia um trecho do quêque Gay-Lussac escreveu antes de destacar seus resultados.

Devo informar quêque, apesar do reconhecimento de quêque muitas vezes os gases oxigênio, nitrogênio, hidrogênio, ácido carbônico e o ar atmosférico sofrem expansão de 0° até 80°, o cidadão xárlêsCharles notou a mesma propriedade 15 anos atrás, mas por nunca ter publicado os seus resultados, é por pura sorte quêque tênhotenho conhecimento deles.

GAY-LUSSAC, Louis. Recherches sur la dilatation des gaz et des vapeurs. Annales de chimie: ou recueil de mémoires concernant la chimie et les arts qui en dépendent, et spécialement la pharmacie, Paris, v. 43, p. 137-175, 1802. p. 156-157. Tradução dos autores.

Assim, apesar de saber quêque xárlêsCharles já havia constatado o mesmo fenômeno, Gay-Lussac tomou conhecimento dos experimentos apenas por ter tido “muita sorte”.

Esse breve evento é um bom exemplo de como o desenvolvimento da Ciência nos séculos passados envolvia dificuldades na troca de informações entre os cientistas e na publicação de resultados. Alguns historiadores defendem quêque a lei de xárlêsCharles e Gay-Lussac deveria sêrser chamada segunda lei de Dalton, pois o cientista inglês teria sido o primeiro a publicar dados sobre o assunto. Outros afirmam quêque existem trabalhos mais antigos, entre o final do século XVII e o início do século XVIII, em quêque a relação constante entre o volume e a tempera-túratemperatura dos gases já havia sido verificada.

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A segunda lei de xárlêsCharles e Gay-Lussac (transformação isovolumétrica)

xárlêsCharles e Gay-Lussac também estudaram a relação entre tempera-túratemperatura e pressão em transformações gasosas em quêque há uma mesma quantidade de gás cujo volume é constante. Ambos os cientistas observaram quêque a pressão aumenta com a elevação da tempera-túratemperatura, mantido constante o volume.

Matematicamente, pode-se escrever quêque, para um dado volume de gás, a razão entre a pressão P e a tempera-túratemperatura termodinâmica T é igual a uma constante k.

$\begin{array}{c}\frac{\mathrm{P}}{\mathrm{T}}\end{array}$ = k

De maneira simplificada, pode-se entender quêque, se a tempera-túratemperatura de um gás dobrar, as partículas apresentarão uma energia cinética duas vezes maior e, portanto, exercerão uma fôrçaforça duas vezes maior sobre uma mesma superfícíesuperfície (paredes de um recipiente, por exemplo).

Por ocorrer a volume constante, esse tipo de transformação é chamado de transformação isovolumétrica ou isocórica.

De acôr-doacordo com essa lei, chamada de segunda lei de xárlêsCharles e Gay-Lussac, se o volume de certa quantidade de gás for mantido constante e sua tempera-túratemperatura for aumentada de T₁ para T₂, sua pressão variará de P₁ para P₂ na mesma proporção. Assim, pode-se estabelecer a seguinte relação:

$\begin{array}{c}\frac{{\mathrm{P}}_1}{{\mathrm{T}}_1}\end{array}$= $\begin{array}{c}\frac{{\mathrm{P}}_2}{{\mathrm{T}}_2}\end{array}$

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A lei combinada dos gases

Para entender melhor os sistemas, cientistas freqüentementefrequentemente trabalham variando algumas grandezas enquanto mantêm outras constantes. Por isso, ao estudar as transformações gasosas, é possível notar quêque sempre há uma grandeza quêque permanécepermanece constante (temperatura, pressão ou volume).

No entanto, nos sistemas naturais, isso não é possível, pois as três grandezas varíamvariam simultaneamente. Cientistas, então, buscaram estabelecer uma relação entre elas por meio de uma equação quêque permitisse lidar com essas variações simultâneas.

A constante de Avogadro, estudada no Tema anterior, estabelece uma relação entre volumes iguais de gases e número de moléculas nas mesmas condições de pressão e tempera-túratemperatura. Além díssudisso, de acôr-doacordo com o cientista italiano, o volume de um gás, a certa pressão e tempera-túratemperatura, é diretamente proporcional à quantidade de matéria do gás (número de mols). Essa proporcionalidade pódepode sêrser expressa da seguinte forma:

V = k ⋅ n

Na equação, k é uma constante de proporcionalidade, V, o volume e n, a quantidade de matéria. Foi apresentado anteriormente quêque o volume tem uma relação inversamente proporcional à pressão (lei de Boyle) e diretamente proporcional à tempera-túratemperatura (primeira lei de xárlêsCharles e Gay-Lussac). Assim:

V ∝ $\begin{array}{c}\frac{1}{\mathrm{P}}\end{array}$

V ∝ T

Na expressão, ∝ representa proporcionalidade, V é o volume, T, a tempera-túratemperatura e P, a pressão. Combinando essas relações, obtém-se:

V ∝$\begin{array}{c}\frac{\mathrm{n}\mathrm{T}}{\mathrm{P}}\end{array}$

É possível notar quêque todas as leis estão contempladas, incluindo a relação diretamente proporcional entre pressão e tempera-túratemperatura (segunda lei de xárlêsCharles e Gay-Lussac). Se a quantidade de matéria do gás for considerada constante, rearranjando, chega-se à seguinte equação, em quêque k é uma constante:

$\begin{array}{c}\frac{\mathrm{P}\mathrm{V}}{\mathrm{T}}\end{array}$ =k

Essa relação possibilita concluir quêque, se as condições forem alteradas, as variáveis terão valores diferentes, mas o resultado será sempre uma constante. Assim, para duas condições diferentes,

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chega-se à chamada equação combinada dos gases, também conhecida como lei geral dos gases, ou equação geral dos gases:

$\begin{array}{c}\frac{{\mathrm{P}}_1{\mathrm{V}}_1}{{\mathrm{T}}_1}\end{array}$= $\begin{array}{c}\frac{{\mathrm{P}}_2{\mathrm{V}}_2}{{\mathrm{T}}_2}\end{array}$

Se a quantidade de matéria não for constante, é possível estabelecer uma relação de proporcionalidade entre a constante k e o produto de n e uma constante R (chamada constante geral dos gases). Substituindo essa relação na equação apresentada anteriormente, tem-se:

$\begin{array}{c}\frac{\mathrm{P}\mathrm{V}}{\mathrm{T}}\end{array}$ = nR

Assim, obtém-se a equação de estado dos gases ideais, também conhecida como equação de Clapeyron, em homenagem ao físico francês Benoit-Pierre-Émile Clapeyron (1799-1864), quem a propôs.

PV = nRT

Nessa equação, é importante atentar-se para as unidades. De acôr-doacordo com o Sistema Internacional de Unidades, P é a pressão em pascal (Pa), mas, na Química, também é comum usar atmosféraatmosfera (atm) e milimetro de mercúrio (mmHg); V é o volume em métrometro cúbico (m³), mas, na Química, a unidade mais usual é o litro (L); n é quantidade de matéria em mol (mol); T é a tempera-túratemperatura em kelvin (K); e R é a constante geral dos gases, cujo valor é igual a 8,31 kPa ⋅ L/mol ⋅ K, a 0,082 atm ⋅ L/mol ⋅ K ou a 62,36 mmHg ⋅ L/mol ⋅ K.

A teoria cinética dos gases

A equação de Clapeyron descreve o comportamento dos gases nas condições ideais consideradas a seguir.

• Um gás é formado por uma grande quantidade de partículas quêque se móvemmovem constantemente d fórmade forma desordenada.

• O volume ocupado pelas partículas individuais é insignificante em relação ao volume total do gás, ou seja, a distância entre as partículas é muito maior do quêque o tamãnhotamanho delas.

• Não há forças significativas de atração ou de repulsão entre as partículas do gás, nem entre as partículas e as paredes do recipiente quêque as contém.

• A energia média de movimento (energia cinética) das partículas depende diretamente da tempera-túratemperatura do gás.

• As partículas colidem tanto entre si quanto com as paredes do recipiente quêque contém o gás.

• A pressão exercida por um gás é resultado dos impactos constantes das partículas contra as paredes do recipiente.

Esse modelo, chamado de teoria cinética dos gases, é eficaz para gases sôbisob altas tempera-túrastemperaturas e baixas pressões.

É preciso reforçar quêque as Ciências, com freqüênciafrequência, trabalham e dêsênvólvemdesenvolvem modelos assumindo condições ideais para estudar e compreender os fenômenos. É com base nesses modelos quêque representam um ideal quêque cientistas conseguem se aprossimáraproximar da complexidade do real.

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Umidade relativa do ar

Para quêque seja possível realizar a previsão do tempo, assim como a análise do índice de umidade e da ocorrência de chuvas, é necessário estudar a relação entre os gases na atmosféraatmosfera. Com freqüênciafrequência, os noticiários informam a respeito da umidade relativa do ar. O quêque isso significa?

O ar atmosférico contém á guaágua no estado gasoso em quantidades variáveis. No entanto, essa quantidade, a certa tempera-túratemperatura e pressão, é limitada. A umidade relativa do ar é uma medida da quantidade de vapor de á guaágua presente na atmosféraatmosfera em relação ao mássimomáximo possível, considerando a tempera-túratemperatura e a pressão locais. Assim, a umidade relativa do ar é medida em porcentagem, em uma escala de 0% a 100%. Quando a umidade relativa atinge 100%, ocorre a condensação do vapor de á guaágua, ou seja, a á guaágua passa do estado gasoso para o líquido. Isso significa quêque fatores, como a tempera-túratemperatura e a pressão do ar atmosférico, estudados neste Tema, estão diretamente relacionados à precipitação ou à ausência de chuvas.

A umidade relativa do ar é um importante fator climático e está ligada à sensação térmica. Portanto, seu monitoramento é essencial para a agricultura, a conservação de materiais, a saúde humana, entre outros aspectos da vida cotidiana. Esse monitoramento pódepode sêrser feito por meio de higrômetros, termômetros de bulbo úmido e seco, medidas de ponto de orvalho ou medidas dirétasdiretas de vapor de á guaágua.

REFLITA

3 O quêque significa quando as pessoas dizem quêque o tempo está seco ou quêque está muito abafado?

ESPAÇOS DE APRENDIZAGEM

• O vídeo demonstra uma técnica simples para criar um umidificador de ar caseiro usando materiais comuns.
COMO fazer um umidificador de ar caseiro (experiência + dica doméstica). [S. l.: s. n.], 2013. 1 vídeo (6 min). Publicado pelo canal Manual do Mundo. Disponível em: https://livro.pw/zsobw. Acesso em: 8 out. 2024.

• Neste vídeo, você encontra uma explicação sobre o funcionamento de umidificadores de ar, e por quêpor que são chamados de ultrassônicos.
COMO funciona o umidificador de ar. [S. l.: s. n.], 2021. 1 vídeo (10 min). Publicado pelo canal Manual do Mundo. Disponível em: https://livro.pw/rhtae. Acesso em: 8 out. 2024.

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A umidade relativa do ar é influenciada por diferentes fatores, como clima, vegetação, proximidade do mar, presença de rios e lagos, altitude, correntes de ar e estação do ano. No Brasil, a umidade varia bastante de acôr-doacordo com a região do país. Os registros mais elevados se encontram na região amazônica, com destaque para Manaus e Belém, cujos índices estão freqüentementefrequentemente acima de 80%, e no litoral do Nordeste, com destaque para Salvador e Recife. Já os menóresmenores registros estão na região do Cerrado, onde estão as cidades de Brasília e GoiâneaGoiânia, as quais, anualmente, registram índices inferiores a 20%, e no semiárido nordestino, com destaque para o sertão da Paraíba e do Ceará, cujos índices freqüentementefrequentemente estão abaixo de 30%.

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A interferência humana na atmosféraatmosfera terrestre

A atmosféraatmosfera da Terra desempenha um importante papel na manutenção das condições quêque permitem a vida no planêtaplaneta. Ela atua como uma camada protetora contra radiações solares nocivas e regula a tempera-túratemperatura por meio do efeito estufa, fenômeno essencial quêque mantém o equilíbrio térmico. A composição da atmosféraatmosfera terrestre é fundamental para processos biológicos e químicos, como a fotossíntese e a respiração. Sem essa camada de gases, a Terra seria inabitável.

Ao longo da história, no entanto, o sêrser humano tem causado impactos significativos na atmosféraatmosfera, principalmente com o aumento da emissão de gases de efeito estufa pela queima de combustíveis fósseis e pelo desmatamento. Essas ações resultam no aumento da tempera-túratemperatura média global, acarretando mudanças climáticas quêque ameaçam o equilíbrio natural da Terra. As consequências são observadas no derretimento das calótascalotas polares, na elevação do nível dos mares, em eventos climáticos extremos e na perda de biodiversidade. Esse cenário ressalta a importânssiaimportância de ações sustentáveis para preservar a atmosféraatmosfera e garantir um futuro equilibrado para as próximas gerações.

REFLITA

4 De quêque formas as atividades humanas podem interferir na atmosféraatmosfera terrestre e alterar seu equilíbrio natural?

Poluição atmosférica

A poluição atmosférica consiste nas alterações da atmosféraatmosfera quêque podem causar danos ao ambiente e à saúde dos sêresseres vivos. Essas alterações são consequência da contaminação do ar por gases, partículas sólidas ou líquidas, materiais biológicos e, até mesmo, energia, como o calor.

Embora parte da poluição seja causada por substâncias liberadas naturalmente, como as provenientes de pântanos, rebanhos e vulcões, observa-se quêque as atividades humanas contribuem d fórmade forma significativa ao emitir partículas e substâncias estranhas na atmosféraatmosfera. As mudanças causadas pela ação do sêrser humano são chamadas de fatores antropogênicos, quêque se intensificaram desde a Revolução Industrial. Um dos maiores responsáveis por esse aumento foi a queima de carvão para gerar calor e energia.

A poluição atmosférica pódepode ter consequências desastrosas, como no caso ocorrido em Bhopal, na Índia, em 1984, quando uma fábrica de pesticidas liberou uma nuvem tóxica de isocianato de metila, resultando na morte de milhares de pessoas e deixando aproximadamente 120 mil intôksicadasintoxicadas ou com problemas graves de saúde.

Entre os principais poluentes atmosféricos, destacam-se o dióxido de enxofre (SO₂), o dióxido de nitrogênio (NO₂), o monóxido de nitrogênio (NO) e o monóxido de carbono (CO). O dióxido de carbono (CO₂), embora não seja considerado um poluente, tem sua liberação excessiva por atividades humanas associada ao aumento do efeito estufa.

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Efeito estufa

Frequentemente, o efeito estufa é apontado como causa do aquecimento global. No entanto, a vida na Terra só é possível por causa dêêssedesse fenômeno.

Um dos gases presentes na atmosféraatmosfera, o gás carbônico (CO₂), consegue absorver e reemitir a radiação infravermelha emitida pela superfícíesuperfície terrestre. Quando a radiação solar atinge a Terra, parte dela é absorvida pela superfícíesuperfície, aquecendo o planêtaplaneta, e outra parte é refletida de volta para o espaço na forma de radiação infravermelha (calor). Os gases de efeito estufa, como o CO₂, absorvem essa radiação e, em vez de permitir quêque ela escape para o espaço, reemitem parte dela de volta para a superfícíesuperfície, mantendo a Terra mais kemtequente do quêque estaria sem essa camada gasosa. Essa propriedade é a principal responsável pela manutenção da tempera-túratemperatura da superfícíesuperfície do planêtaplaneta. Outras substâncias com propriedade similar são o metano, o óxido nitroso, o ozônio, os clorofluorcarbonos e a água.

O dióxido de carbono presente na atmosféraatmosfera está diretamente ligado à respiração dos sêresseres vivos e à fotossíntese das plantas, etapas essenciais do ciclo do carbono na Terra. O problema ambiental relacionado ao efeito estufa surge da interferência humana nesse ciclo.

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Durante milhões de anos, grandes quantidades de carbono ficaram armazenadas sôbisob a superfícíesuperfície, em reservas de carvão, petróleo e gás natural, por exemplo. No entanto, nas últimas dékâdâsdécadas, com o avanço industrial e tecnológico, a extração e a queima dessas reservas aumentaram a quantidade de CO₂ na atmosféraatmosfera, intensificando o efeito estufa e contribuindo para o aquecimento global. Embora muitos cientistas concordem quêque o aquecimento global seja causado pela ação humana, alguns acreditam quêque se trata de um fenômeno natural. O assunto é polêmico e, muitas vezes, visto como uma barreira ao desenvolvimento de países emergentes.

mêdídasMedidas para reduzir as emissões de CO₂, como as estabelecidas no Protocolo de Kyoto em 1997 e no acôr-doAcordo de Paris em 2015, buscam novas fontes de energia e maior proteção às florestas, essenciais para absorver parte dêêssedesse gás na atmosféraatmosfera.

A importânssiaimportância da camada de ozônio

Assim como o efeito estufa, fala-se muito da camada de ozônio. Mas o quêque é essa camada, qual é sua importânssiaimportância e por quêpor que se fala tanto nela?

Primeiro, é preciso saber o quêque é o ozônio.

A molécula de ozônio, cuja fórmula é O₃, é formada por ligações covalentes entre três hátomusátomos do elemento oxigênio. Apesar de sêrser constituído pelo mesmo elemento quêque a substância oxigênio (O₂), o ozônio possui propriedades bem distintas.

Ele ocorre naturalmente, mas, por sêrser uma substância instável, não é encontrado nas baixas camadas da atmosféraatmosfera, como na troposfératroposfera, região onde vivem os sêresseres humanos. Nessas camadas, é tóxico e pódepode causar danos à saúde.

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Na estratosféraestratosfera, região da atmosféraatmosfera compreendida na faixa de 10 km a 50 km de distância da superfícíesuperfície terrestre, o ozônio ABSÓRVEabsorve radiação ultravioleta e não deixa quêque a totalidade dos fótons de radiação ultravioleta chegue à troposfératroposfera. Esse tipo de radiação, emitido pelo Sol, pódepode sêrser prejudicial à saúde humana.

A formação das moléculas de ozônio estratosférico geralmente ocorre quando há radiação ou descarga elétrica para quebrar as fortes ligações covalentes existentes na molécula de gás oxigênio (O₂), separando seus dois hátomusátomos. Esses hátomusátomos de oxigênio, então, podem se rearranjar com outras moléculas de oxigênio para formárformar o ozônio (O₃). A degradação dessas moléculas na estratosféraestratosfera ocorre com a absorção de radiação ultravioleta e produz moléculas e hátomusátomos de oxigênio bastante reativos. Assim, a espessura da camada de ozônio pódepode variar ao longo dos meses e dos anos, pois é formada e decomposta a todo momento, configurando um equilíbrio dinâmico.

Esse ciclo é muito importante para a vida na Terra, pois essas reações absorvem a maioria da radiação ultravioleta proveniente do Sol quêque chega ao planêtaplaneta, diminuindo sua intensidade. Essa região da estratosféraestratosfera em quêque há maior concentração de ozônio é denominada camada de ozônio.

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FORMAÇÃO CIDADÃ
Protegendo a camada de ozônio

As pesquisas científicas trazem benefícios para os propósitos aos quais são direcionadas, como foi o caso dos clorofluorcarbonetos (cê éfe cêsCFCs). Essas substâncias, formadas por hátomusátomos de cloro, flúor e carbono, surgiram como uma solução para problemas quêque envolviam gases altamente tóxicos e inflamáveis, como a amônia, o cloreto de metila e o dióxido de enxofre, usados em sistemas de refrigeração no início do século XX.

Em 1928, o engenheiro químico estadunidense TômasThomas Midgley Jr. (1889-1944) liderou uma equipe quêque sintetizou o diclorodifluorometano, um tipo de cê éfe cêCFC. Essa substância era quimicamente estável, não tóxica, não inflamável e apresentava excelentes propriedades refrigerantes. Em razão de sua estabilidade em condições normais, os cê éfe cêsCFCs passaram a sêrser amplamente utilizados, sêndosendo considerados seguros por não reagirem facilmente com outras substâncias.

Em 1974, o químico mexicano MárioMario José Molina Pasquel y Henríquez (1943-2020) e o químico estadunidense frânkiFrank Sherwood Rowland (1927-2012) publicaram os resultados de uma pesquisa quêque explicava como um grupo de substâncias, chamado clorofluormetanos, interrompe o ciclo do ozônio, provocando “buracos” na camada de ozônio. Mais tarde, verificou-se quêque um grupo mais abrangente de substâncias, os cê éfe cêsCFCs, também provocava danos à camada de ozônio. Esses dois químicos, juntamente do químico holan-dêssholandês poouPaul Jozef Crutzen (1933-2021), quêque também pesquisou o assunto, foram laureados com o Prêmio NobélNobel de Química em 1995.

Ao serem liberados na atmosféraatmosfera, os cê éfe cêsCFCs se acumulavam na estratosféraestratosfera, onde a radiação ultravioleta os dêcompõedecompõe, liberando hátomusátomos de cloro, quêque, por sua vez, desencadeiam reações catalíticas quêque dêcompõedecompõe as moléculas de ozônio (O₃), comprometendo a camada de ozônio.

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Em resposta a essa ameaça global, foi criado o Protocolo de Montreal sobre substâncias quêque destroem a camada de ozônio, um tratado internacional quêque entrou em vigor em janeiro de 1989, com adesão de 197 Estados. O Brasil é um dos países signatários e, desde 1990, implementa políticas para controlar a importação e o uso de substâncias nocivas. Em 2002, o país aprovou o Plano Nacional de Eliminação de cê éfe cêsCFCs (PNC), quêque consistiu em uma série de ações para erradicar o consumo dessas substâncias. Apesar de os cê éfe cêsCFCs e outras substâncias similares terem sido praticamente banidas da indústria, seu uso durante anos causou muitos danos ao planêtaplaneta.

Além das iniciativas voltadas para a proteção da camada de ozônio, surgiram também outras medidas globais, como a criação do Painel Intergovernamental sobre Mudanças Climáticas (hí pê cê cêIPCC) pela Organização Meteorológica Mundial (OMM). Motivado pelas crescentes preocupações com o aquecimento global, o hí pê cê cêIPCC elaborou, em 2005, um relatório especial quêque destaca a importânssiaimportância de ações conjuntas para enfrentar esses desafios ambientais.

ATIVIDADES

1. Faça uma pesquisa em sáitessites confiáveis e indique quais eram as principais aplicações dos cê éfe cêsCFCs.

2. Pesquise em sáitessites confiáveis e localize informações sobre as substâncias quêque substituíram os cê éfe cêsCFCs e suas propriedades.

3. Elabore um pequeno texto sobre a importânssiaimportância das ações quêque unem diversos países para proteger o ambiente, como, por exemplo, o hí pê cê cêIPCC.

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ESPAÇOS DE APRENDIZAGEM

• êsteEste artigo discute as ações quêque permitiram a recuperação da camada de ozônio e explora o quêque esses esforços podem nos ensinar sobre o combate ao aquecimento global.
CAPPA, Daniel G. Como recuperamos a camada de ozônio – e o quêque isso nos ensina para o combate ao aquecimento global. BBC niusNews Brasil, [s. l.], 29 out. 2021. Disponível em: https://livro.pw/fivyu. Acesso em: 8 out. 2024.

• Neste sáitisite, você encontra informações sobre a legislação brasileira a respeito da redução de emissão de cê éfe cêsCFCs e de proteção da camada de ozônio.
BRASIL. Ministério do Meio Ambiente e Mudança do Clima. Proteção à Camada de Ozônio. Brasília, DF: MMA, 2024. Disponível em: https://livro.pw/oqnnx. Acesso em: 8 out. 2024.

ATIVIDADES

1. Um balão de borracha flexível contém uma quantidade de gás hélio quêque ocupa 5 litros. Esse balão é solto em uma região onde a pressão atmosférica é igual a 100 kPa. Considerando quêque a tempera-túratemperatura é constante e desprezando a resistência à dilatação da borracha, responda aos itens a seguir.

a) Qual será o volume do balão no Pico da Neblina (altitude de 2.995 m), considerando quêque a pressão atmosférica no local é de aproximadamente 70 kPa?

b) Se o balão pódepode sêrser dilatado até 40 L de volume, qual será a pressão quando o balão estourar?

2. Certa quantidade de gás apresenta volume igual a 100 L quando está à tempera-túratemperatura de 20°C ao nível do mar. Considerando a mesma pressão, calcule o volume dessa quantidade de gás nas tempera-túrastemperaturas de fusão e de ebulição da á guaágua. Lembre-se de quêque, na lei xárlêsCharles e Gay-Lussac, T é a tempera-túratemperatura termodinâmica cuja unidade de medida é o kelvin.

3. Um frasco com compota doce recém-preparado é fechado contendo cértocerto volume de ar à tempera-túratemperatura de 40°C, em uma pressão de 98.000 Pa. Depois de resfriado o conteúdo, o frasco é guardado na geladeira. Sabendo quêque o frasco não se deformará, qual será a pressão quando o sistema alcançar o equilíbrio térmico e a tempera-túratemperatura da geladeira for igual 4°C?

4. Você recebeu a tarefa de ensinar a teoria cinética dos gases a um colega mais novo. Para isso, elabore uma história e dêz-crevadescreva uma viagem imaginária ao mundo das partículas gasosas a bórdobordo de uma nave com tamãnhotamanho um pouco maior quêque elas. Procure descrever as partículas gasosas de acôr-doacordo com a teoria cinética dos gases. Faça dêzê-nhôsdesenhos para ilustrar o texto, sobretudo os princípios da teoria.

5. Converse com as pessoas do lugar onde você mora e busque saber se alguma delas tem problemas respiratórios. Descubra se elas associam esses problemas a condições da atmosféraatmosfera local e investigue se há substâncias nessa atmosféraatmosfera quêque poderiam causar danos à saúde delas. Pesquise maneiras de resolvê-los ou amenizá-los.

6. Pesquise sáitessites quêque informam as condições do tempo e descubra como é a umidade relativa do ar na cidade onde mora. Se ela for caracteristicamente baixa, descubra quais são as implicações e como é possível aumentá-la. Se ela for caracteristicamente alta, descubra quais são as implicações e como pódepode sêrser diminuída. Compartilhe suas descobertas com o professor e os côlégascolegas.

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TEMA
15
Aspectos qualitativos em reações químicas

Respostas e comentários dêstedeste Tema estão disponíveis nas Orientações para o professor.

Ao longo da história, o estudo das reações químicas evoluiu com base na observação de fenômenos cotidianos, como o fogo e a corrosão dos metais. Esses processos despertaram a curiosidade de alquimistas e cientistas, quêque começaram a investigar como e por quêpor que esses fenômenos ocorriam (os alquimistas sem as metodologias sistemáticas dos cientistas, como estudado em Temas anteriores).

Enquanto o enfoque quantitativo se concentra nas proporções exatas de reagentes e produtos, quêque será objeto de estudo do próximo Tema, os aspectos qualitativos das reações fornecem uma compreensão mais ampla e acessível do quêque acontece durante uma transformação química. O enfoque quantitativo também contribui para o desenvolvimento de soluções para problemas do dia a dia, seja no contexto pessoal, seja no profissional.

Conhecer as reações químicas possibilitou o desenvolvimento de inúmeros materiais importantes para a ssossiedadesociedade, como vidros, cerâmicas, corantes, medicamentos e muitos outros.

Classificando as reações químicas

As reações químicas podem sêrser classificadas de diversas maneiras, facilitando a compreensão dos processos de transformação da matéria. Esse estudo permite identificar padrões e prever o comportamento de substâncias em diferentes condições.

O tempo de reação

Em relação ao tempo reacional, podemos classificar as reações químicas, d fórmade forma simples, em rápidas e lentas.

Como exemplo de reação rápida, pode-se citar o acionamento dos airbags dos automóveis. Nesse processo, ocorre a formação de gás nitrogênio, quêque preenche a bolsa de ar, inflando-a. Para quêque o dispositivo seja eficiente, esse enchimento deve sêrser muito rápido, o quêque significa quêque as reações devem ocorrer em menos de 40 milissegundos, fazendo com quêque a bolsa fique completamente cheia, atue como uma almofada e absorva o impacto das pessoas contra as áreas de dentro do veículo.

REFLITA

1 Como você descreveria a queima de um pedaço de papel?

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Um exemplo de reação lenta é a formação da fêrrugemferrugem, quêque ocorre em diferentes etapas. A duração dessas etapas varia de acôr-doacordo com as condições do meio em quêque se encontra o objeto de ferro. Um componente essencial para quêque a reação ocorra é a á guaágua, na forma de umidade do ar, por exemplo. Por isso, é mais comum encontrar objetos enferrujados em locais muito úmidos, como em regiões litorâneas.

AlGO A+
O naufrágio do Erika

O naufrágio do navio petroleiro maltês Erika em dezembro de 1999, na costa oeste da França, causou um dos piores desastres ambientais da Europa. Transportando 31 mil toneladas de óleo combustível pesado, o navio enfrentou uma forte tempestade quêque resultou em sua divisão ao meio, despejando cerca de 20 mil toneladas de petróleo no mar. Esse derramamento causou a morte de milhares de aves marinhas e a poluição de mais de 400 km da costa francesa, além de impactos duradouros na fauna e flora locais.

Uma das principais causas do naufrágio foi a corrosão das placas de aço quêque compunham o casco do navio. Investigações posteriores revelaram quêque o Erika apresentava áreas significativamente enfraquecidas pela fêrrugemferrugem, um processo natural de degradação do metal em contato com o ambiente marinho, acelerado pela exposição ao sal e à umidade. A fêrrugemferrugem corroeu partes críticas da estrutura do navio, comprometendo sua integridade e contribuindo diretamente para o rompimento do casco sôbisob condições adversas. O incidente levantou preocupações sobre a manutenção e a fiscalização de embarcações mais antigas, levando a mudanças na regulamentação marítima na União EuropéiaEuropeia, especialmente no quêque diz respeito ao transporte de substâncias perigosas.

A espontaneidade

Uma reação química é chamada espontânea se ocorre sem quêque haja um agente externo atuando sobre o sistema, como a energia elétrica ou uma fonte de calor. Assim quêque uma reação química espontânea inicia, ela continua até quêque os reagentes, ou um deles, sêjamsejam totalmente consumidos.

Um exemplo de reação espontânea é a oxidação das frutas. Quando se expõe uma màssânmaçã cortada ao ar, por exemplo, ela começa a escurecer por causa de uma reação química entre as substâncias presentes na fruta e o oxigênio do ar.

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Já uma reação química não espontânea é aquela quêque não ocorre sem quêque haja um agente externo atuando sobre o sistema. Para quêque essa reação aconteça, é necessário fornecer energia d fórmade forma contínua. Se o fornecimento de energia for interrompido, a reação para de ocorrer.

Um exemplo de reação não espontânea é carregar baterias de celular. A corrente elétrica fornecida pelo carregador provoca reações quêque restabelecem a carga da bateria. Se a corrente elétrica for interrompida, as reações deixam de acontecer.

É importante ressaltar quêque a espontaneidade de uma reação está relacionada às condições do meio, quêque envolvem, por exemplo, tempera-túratemperatura e pressão, e a alguns conceitos termodinâmicos, como energia livre, entalpia e entropia. Neste livro, o conceito de entalpia será abordado em Tema posterior.

A variação de energia na forma de calor

Quando uma reação química libera calor, ela é denominada exotérmica; quando ABSÓRVEabsorve calor, é chamada endotérmica. Apesar de todas as reações químicas envolverem variação de energia na forma de calor, seja por absorção ou por liberação, a percepção dêêssedesse aspecto é mais fácil em algumas reações.

Por exemplo, reações de combustão tendem a sêrser muito exotérmicas, como a reação de combustão do etanol, da gasolina ou da dinamítedinamite. A liberação de energia nesses casos é facilmente perceptível por causa do fogo, da fumaça e/ou da explosão gerada. Já as reações endotérmicas, como as quêque ocorrem durante o processo de fotossíntese, em quêque há energia absorvida proveniente da luz solar, necessitam de instrumentos de análise mais sofisticados para serem percebidas.

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A reversibilidade

Quando as reações químicas foram abordadas, mencionou-se quêque elas são representadas por equações em quêque reagentes e produtos são separados por uma seta indicativa do sentido de reação.

Reações químicas em quêque os reagentes formam produtos e a reação se encerra, ou seja, reações cujos produtos não reagem para formárformar reagentes novamente, são denominadas irreversíveis. Elas podem ocorrer em situações em quêque o produto formado é removido do sistema, por exemplo, quando o sistema é aberto e pelo menos um dos produtos é um gás.

Um exemplo em quêque ocorre reação química irreversível é a interação de comprimidos efervescentes com a á guaágua, quêque resulta em liberação de gás carbônico (observável na forma de bolhas). Como o comprimido é geralmente adicionada à á guaágua em um copo aberto, o gás escapa para a atmosféraatmosfera e não permanécepermanece no sistema.

No entanto, em alguns casos, os produtos podem reagir entre si, produzindo novamente os reagentes. Nessas situações, a reação não ocorre em processos intercalados ou sequenciais, mas d fórmade forma simultânea. Por isso, essas reações químicas são chamadas reversíveis.

Um exemplo é a reação em quêque o dióxido de nitrogênio (NO₂), gás de côrcor castanho-avermelhada, é convertido em tetróxido de dinitrogênio (N₂O₄), gás incolor. Se o NO₂ for armazenado em um frasco fechado, será possível observar uma lenta descoloração por causa da transformação de parte dêêssedesse gás em N₂O₄. Por meio da alteração da pressão do sistema, é possível converter o produto novamente em reagente, e logo a coloração castanho-avermelhada reaparece.

Evidências de reações químicas

Ao misturar materiais e/ou substâncias, reações químicas pódepodem ocorrer, resultando na formação de novas substâncias. Em muitos casos, a ocorrência pode sêrser percebida por uma evidência física, como mudança de côrcor ou de tempera-túratemperatura. Geralmente, muitas evidências podem sêrser percebidas, mas, para facilitar o estudo, elas serão analisadas separadamente.

É importante ressaltar quêque, em laboratórios, as evidências de uma reação são verificadas por meio de medições sistematizadas, e não pêlospelos órgãos dos sentidos.

REFLITA

2 Ao misturar dois materiais, como saber se eles reagiram ou simplesmente se misturaram?

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Mudança de côrcor

Muitas reações químicas são perceptíveis em razão da mudança de côrcor. É assim quêque funcionam, por exemplo, alguns modelos de bafômetro, um aparelho usado para verificar se houve consumo de áucôlálcool por motoristas acima do limite permitido por lei.

Quando se consome bebida alcoólica, o etanol fica presente na corrente sanguínea e é exalado pelo pulmão. Ao soprar o bafômetro, o áucôlálcool presente no pulmão reage com uma substância chamada dicromato de potássio (K₂Cr₂O₇), quêque apresenta côrcor alaranjada, produzindo o íon cromo(III) (Cr³⁺), de tom esverdeado. A mudança de côrcor do sistema, de alaranjado para esverdeado, indica quêque houve ingestão de áucôlálcool pelo motorista.

Liberação de gás

A liberação de gás em uma reação química pódepode sêrser verificada dirétadireta ou indiretamente. No caso de comprimidos efervescentes colocados em á guaágua, por exemplo, a liberação de gases é perceptível por causa da formação de bolhas.

Já na fabricação de pães e bolos, a liberação de gás, quêque ocorre como consequência da ação do fermento sobre os açúcares, pódepode sêrser percebida pelo aumento de volume da massa, quêque retém parte do gás liberado em seu interior. As cavidades internas dos pães são formadas porque há liberação de gás no interior da massa.

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Emissão de luz

A emissão de luz em uma reação química depende das propriedades das substâncias reagentes; logo, nem todas as reações emitem luz.

Um exemplo comum são as reações de combustão quêque produzem fogo, como a quêque ocorre ao se acender o pavio de uma vela.

Outro exemplo envolve uma substância chamada luminol, quêque permite identificar pequenas quantidades de ferro presentes na hemoglobina do sanguesangue. O luminol reage com o ferro em uma reação de quimioluminescência, isto é, em uma reação na qual a energia é liberada na forma de luz. Essa substância, de grande utilidade para a polícia científica, é aplicada em superfícies suspeitas para revelar manchas de sanguesangue invisíveis a olho nu, pois a luz emitida na reação torna o sanguesangue visível, mesmo em pequenas quantidades ou após tentativas de limpeza.

Mudanças de tempera-túratemperatura

ReaçõesReações de combustão quêque libéramliberam muito calor, como a quêque ocorre nas bocas dos fogões, por exemplo, são processos químicos em quêque a mudança de tempera-túratemperatura é facilmente perceptível.

Entretanto, utilizar apenas os sentidos para confirmar a variação de tempera-túratemperatura em uma reação química pódepode não sêrser confiável. Por isso, é comum a utilização do termômetro no preparo de alimentos, por exemplo.

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Formação de sólidos

Em laboratórios de Química, é comum misturar duas soluções e observar a formação de partículas quêque se depositam no fundo do recipiente. Esse processo, denominado reação de precipitação, ocorre porque os íons presentes nas soluções formam uma nova substância insolúvel no solvente quêque compõe as soluções.

AlGO A+
Tratamento de piscinas

Para aproveitar um momento de descanso, nadar em uma piscina com á guaágua limpa e transparente pódepode sêrser uma boa escolha. Mas, para a limpeza adequada da á guaágua da piscina, é necessário o uso de produtos químicos. Entre diversas substâncias utilizadas no processo de limpeza e manutenção, o sulfato de alumínio atua na precipitação de sólidos em suspensão na á guaágua.

Quando adicionado à piscina, o sulfato de alumínio se dissolve, liberando íons de alumínio (A(éli)"ℓ³⁺), quêque reagem com as impurezas da á guaágua, especialmente partículas fínasfinas de sujeira, óleos e matéria OR GÂNICAorgânica, quêque são muito pequenas para serem filtradas.

Esses íons de alumínio neutralizam as cargas elétricas das partículas suspensas, fazendo com quêque elas se aglomerem em partículas maiores chamadas flocos. Esses flocos são mais pesados do quêque a á guaágua e, por isso, se acumulam no fundo da piscina. Após esse processo, os flocos podem sêrser removidos por aspiração (sucção) ou pela fiutrassãofiltração.

Formação de substâncias odorantes

O olfato é um dos sentidos utilizados para a percepção do mundo, e o cheiro é a interpretação quêque o cérebro faz da interação entre moléculas carregadas pelo ar e os receptores presentes no nariz.

Ao assar um alimento na churrasqueira, por exemplo, expondo-o ao calor da queima do carvão, obtém-se o churrasco como resultado de transformações químicas. Nesse caso, verificam-se várias evidências dessas transformações, como a mudança de côrcor, da textura e do gosto do alimento. Nota-se também um cheiro marcante, causado pelas moléculas liberadas no cozimento dêêssesdesses alimentos. O ácido sulfídrico (H²S) é uma substância perceptível quando formada, pois apresenta odor característico, semelhante ao de ovo pô-dripodre.

ATIVIDADES

1. Liste pelo menos cinco transformações quêque você observa em situações do dia a dia e proponha evidências quêque as caracterizem como reações químicas. Compare suas explicações com as dos côlégascolegas quêque citaram as mesmas reações químicas quêque você e, se houver divergência, faça como cientistas: debatam o assunto apresentando argumentos quêque reforcem as posições de cada um e quêque contestem as posições contrárias.

2. Para conferir mais gosto e aroma a alimentos industrializados, a indústria alimentícia utiliza substâncias químicas denominadas flavorizantes. Pesquise a respeito dos aromas quêque as seguintes substâncias conferem aos alimentos: acetato de amila, butanoato de etila, etanoato de butila e benzoato de metila.

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TEMA
16
Aspectos quantitativos das reações químicas

Respostas e comentários dêstedeste Tema estão disponíveis nas Orientações para o professor.

A lei da conservação das massas, proposta de modo independente por Lomonosov e LavoisiêLavoisier, inaugurou uma nova maneira de entender e explicar as transformações químicas, baseada não apenas na observação de aspectos qualitativos mas também na análise de aspectos quantitativos.

Essa abordagem possibilita quantificar os processos por meio do cálculo da quantidade necessária de reagentes para as reações ocorrerem e da quantidade de produtos gerados. Como nem todo processo ocorre com mássimamáxima eficiência, também é possível calcular o rendimento das reações e identificar os reagentes limitantes.

Além díssudisso, com esse tipo de análise, houve a necessidade de desenvolver uma linguagem específica quêque facilitasse a interpretação e a descrição das transformações químicas com precisão. Essa linguagem foi aprimorada ao longo do tempo. Hoje, ela é padronizada mundialmente, facilitando a interlocução entre a comunidade científica em congressos, artigos, materiais de divulgação e ambientes educacionais, por exemplo.

Representação das reações químicas

Como estudado anteriormente, a representação das reações químicas é feita por equações químicas. Elas apresentam três elemêntoselementos principais: os reagentes, uma seta de reação e os produtos.

REFLITA

1 Qual é a importânssiaimportância das equações químicas para a Química?

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Uma equação química pódepode usar diferentes simbologias para representar reagentes e produtos, como o nome de cada substância escrito por extenso, fórmulas químicas ou representações estruturais dos mais variados tipos. Para exemplificar, acompanhe a representação da combustão do etanol, quêque reage com o gás oxigênio para formárformar gás carbônico e á guaágua.

Note quêque todas as representações seguem o mesmo padrão estabelecido para a equação química, isto é, reagentes, seta, produtos. As esferas pretas representam os hátomusátomos de carbono; as esferas brancas, os hátomusátomos de hidrogênio; e as esferas vermelhas, os hátomusátomos de oxigênio. O destaque indica a forma mais usual entre os químicos, a qual é encontrada com mais freqüênciafrequência.

Agora, acompanhe os símbolos presentes na representação por fórmulas químicas. É importante frisar quêque as cores são apenas um recurso didático, e não um padrão nas equações químicas.

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Estequiometria

O termo estequiometria foi criado em 1792 pelo químico e matemático alemão Jeremias Benjamin rícherRichter (1762-1807), aluno do filósofo Immanuel Kant (1724-1804), na época em quêque as discussões sobre as leis ponderais ainda estavam em curso. A origem da palavra vêmvem do grego stoikheion, quêque significa “elemento”, sêndosendo estequiometria, portanto, a“medida de elementos”.

REFLITA

2 Como você representaria a lei de LavoisiêLavoisier em uma equação química?

Balanceamento de equações químicas

Uma das maneiras de se fazer estequiometria, isto é, de realizar medidas de substâncias, é balancear as equações químicas. De acôr-doacordo com a lei da conservação das massas, não há perda de massa em uma reação química, desde quêque ela ocorra em um sistema fechado. Logo, pode-se afirmar quêque os hátomusátomos presentes na reação, como reagentes, devem sêrser iguais aos hátomusátomos presentes nos produtos.

Para garantir quêque a reação química esteja de acôr-doacordo com essa lei, ajustam-se os coeficientes estequiométricos da equação com o objetivo de balancear as quantidades das substâncias quêque participam da reação. Considere, como exemplo, a combustão do metano (CH₄), um gás natural liberado na exploração de jazidas de petróleo e de carvão mineral, também produzido por atividades humanas, como a agricultura e a pecuária. Uma simples faísca pódepode fazer com quêque o metano reaja com o gás oxigênio do ar, produzindo gás carbônico e á guaágua.

Na equação não balanceada a seguir, as esferas pretas representam os hátomusátomos de carbono; as esferas brancas, os hátomusátomos de hidrogênio; e as esferas vermelhas, os hátomusátomos de oxigênio.

A análise da equação mostra quêque a quantidade de hátomusátomos dos reagentes não é igual à quantidade de hátomusátomos dos produtos. Note quêque há 4 hátomusátomos de hidrogênio nos reagentes, mas apenas 2 nos produtos. Pela lei da conservação das massas, essa quantidade deveria sêrser a mesma. Para ajustar isso, pode-se realizar os seguintes passos.

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1

2

3

4

Ao final do balanceamento, os coeficientes estequiométricos iguais a 1, como no caso dos índices, também podem sêrser omitidos.

Página duzentos e quatro204

Cálculo das quantidades de reagentes nas reações

Para fazer um bôo-lobolo, é necessário seguir uma receita, na qual se especificam as quantidades de cada ingrediente quêque deverá sêrser misturado. Os processos de produção industrial ocorrem da mesma maneira, pois é necessário considerar as quantidades dos reagentes de modo quêque a eficiência seja a maior possível, a fim de evitar desperdícios de matéria-prima e reduzir custos.

Por meio de cálculos estequiométricos, pode-se calcular quais deverão sêrser as massas dos reagentes e dos produtos de uma reação. Para isso, deve-se conhecer a massa utilizada de ao menos uma das substâncias envolvidas, a equação química balanceada da reação e os valores das massas molares.

Na obtenção de metais a partir de seus minérios, por exemplo, é fundamental prever a quantidade exata de reagentes necessários para realizar o processo. Considere a reação de obtenção do ferro a partir de hematita (Fe₂O₃). Como saber qual é a quantidade de carvão (material feito basicamente de carbono e representado pelo sín-bolosímbolo do elemento químico, C) necessária para reagir com um 1 kg de hematita?

Fe₂O₃(s) + 3 C(s) → 2 Fe(s) + 3 CO(g)

Utilizando as massas relacionadas na tabélatabela periódica, pode-se calcular a massa molar de cada componente da reação química.

Massas molares de algumas substâncias

O cálculo da massa de carvão necessária é feito considerando-se os coeficientes estequiométricos presentes na equação química balanceada, no caso, 3 para o carvão e 1 para a hematita.

Assim, para reagir com 1 kg de hematita, são necessários 225,61 g de carvão.

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Rendimento de reações químicas

Um rendimento de 100% significa quêque toda a matéria reagente se tornou produto. Entretanto, dificilmente o resultado prático de uma reação química é igual ao resultado teórico. A maioria dos processos químicos apresentam, portanto, rendimentos inferiores a 100%, ou seja, nem toda a matéria reagente se transforma em produto.

Seguindo o exemplo anterior, considere quêque, a partir de 1 kg de hematita, obteve-se 600,00 g de ferro. Como calcular o rendimento dêêssedesse processo, ou seja, a proporção entre a massa ôbitídaobtida e a massa teóricamenteteoricamente esperada?

Primeiramente, calcula-se a massa de ferro esperada, denominada massa teórica.

Em seguida, calcula-se o rendimento, dividindo a massa ôbitídaobtida pela massa teórica e multiplicando o resultado por 100, para quêque se possa ter um valor em porcentagem.

Rendimento = $\begin{array}{c}\frac{\mathrm{m}\mathrm{a}\mathrm{s}\mathrm{s}\mathrm{a}\mathrm{}\mathrm{o}\mathrm{b}\mathrm{t}\mathrm{i}\mathrm{d}\mathrm{a}}{\mathrm{m}\mathrm{a}\mathrm{s}\mathrm{s}\mathrm{a}\mathrm{}\mathrm{e}\mathrm{s}\mathrm{p}\mathrm{e}\mathrm{r}\mathrm{a}\mathrm{d}\mathrm{a}}\end{array}$ ⋅ 100

Rendimento = $\begin{array}{c}\frac{\mathrm{600,00}\mathrm{g}\cdot \mathrm{F}\mathrm{e}}{\mathrm{699,44}\mathrm{g}\cdot {\mathrm{F}\mathrm{e}}_2{\mathrm{O}}_3}\end{array}$ ⋅ 100 = 85,78%

Reagente limitante

Quando os reagentes são usados em quantidades exatamente previstas pêlospelos coeficientes estequiométricos da reação, o resultado é, em teoria, uma reação balanceada em quêque não há sóbrasobra de nenhum dos reagentes utilizados. No entanto, por diversos motivos, pódepode havêerhaver situações nas quais um dos reagentes se encontra em uma quantidade diferente da prevista pêlospelos cálculos estequiométricos.

Nesse caso, denomina-se o reagente quêque é totalmente consumido de reagente limitante. Como a reação depende de todos os reagentes, quando um deles acaba, o processo reacional é interrompido. Já os reagentes quêque sobram no sistema, sem reagir, são denominados reagentes em excéssoexcesso.

Para entender melhor, considere novamente a reação de obtenção de ferro a partir da hematita. Ela tem uma proporção de 1 mol de hematita para cada 3 mol de carvão. Se um processo for realizado com uma quantidade menor do quêque 1 mol de hematita e com 3 mol de carvão, nem todo o carvão reagirá. Assim, nesse contexto, a hematita será considerada o reagente limitante, e o carvão, o reagente em excéssoexcesso.

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FORMAÇÃO CIDADÃ
Antibióticos e reagentes limitantes

Antibióticos são substâncias utilizadas no tratamento de infekiçõesinfecções bacterianas. Esses medicamentos devem sêrser administrados seguindo instruções médicas, pois o uso incorrétoincorreto deles pódepode causar sérios problemas. Os três êêrroserros cometidos com maior freqüênciafrequência são: uso desnecessário para tratar infekiçõesinfecções não bacterianas; uso de doses menóresmenores do quêque a necessária; e uso por tempo menor do quêque o prescrito pelo médico.

Embora nos processos biológicos os mecanismos sêjamsejam mais compléksoscomplexos do quêque os envolvidos nas reações químicas individuais, os dois últimos êêrroserros citados podem sêrser analisados levando-se em conta o conceito de reagente limitante. Nesses casos, as bactérias quêque não são eliminadas (como se fossem o reagente em excéssoexcesso de uma reação química) continuam vivas e multiplicam-se, fazendo com quêque os sintomas voltem a aparecer. Em alguns casos, isso faz com quêque as bactérias desenvolvam alguma resistência ao medicamento.

Por isso, é fundamental não utilizar antibióticos sem indicação médica, usar a dose correta e nos horários determinados e não parar o tratamento antes do recomendado, mesmo quêque os sintomas já tênhamtenham desaparecido.

ATIVIDADES

1. Como o conceito de reagente limitante se aplica ao uso inadequado de antibióticos e quais são as consequências para a saúde pública quando esse êrroerro ocorre com freqüênciafrequência?

2. De quêque modo o uso incorrétoincorreto de antibióticos pódepode afetar não apenas o indivíduo quêque faz o tratamento mas também a comunidade em quêque ele vive? Como a escola pódepode atuar na prevenção dêêssedesse problema?

3. Como seria possível utilizar ferramentas de pensamento computacional, como simulações ou algoritmos, para modelar o impacto do uso incorrétoincorreto de antibióticos em uma comunidade ao longo do tempo? O quêque se poderia aprender com isso?

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Otimização de resultados em processos

O principal minério de ferro extraído no Brasil, a hematita, é constituído de aproximadamente 60% em massa de ferro, sêndosendo formado basicamente por óxido de ferro(III) (Fe₂O₃). Os outros 40% do minério são impurezas.

Após o processo de extração, o minério de ferro é transformado em ferro metálico, Fe(s), por meio de diversos procedimentos reacionais. Todos eles envolvem o aquecimento do minério a altas tempera-túrastemperaturas no chamado alto-forno, na presença de carbono. As reações quêque ocorrem são compléksascomplexas.

Uma característica do processo é quêque o Fe₂O₃ reage inicialmente com monóxido de carbono (CO), quêque é formado na parte superior do alto-forno, região em quêque o gás oxigênio está presente em pequena quantidade. Por isso, é importante quêque, nesse sistema, a quantidade de O₂ seja bem controlada.

No ferro produzido nesses processos, geralmente, encontra-se uma quantidade considerável de carbono (cerca de 4% em massa), o quêque não é muito vantajoso, uma vez quêque o principal uso do ferro se dá na produção de aço – liga metálica composta, principalmente, de ferro e de um teor muito menor de carbono.

De maneira geral, os processos quêque envolvem a extração de metais de matéria-prima natural (minérios) necessitam de contrôlecontrole rigoroso das quantidades de reagentes utilizadas, para garantir quêque o rendimento final seja o mais próximo possível dos 100%, mantendo a qualidade e minimizando desperdícios.

ATIVIDADES

1. escrêevaEscreva, no caderno, a equação química para as reações descritas a seguir.

• Gás oxigênio reage com ferro formando óxido de ferro (Fe₂O₃ – ferrugem).

• Ácido clorídrico (HC(éli)"ℓ) reage com hidróxido de sódio (NaOH), formando cloreto de sódio e á guaágua.

2. dêz-crevaDescreva a equação química 2 H₂ (g) + O₂ (g) → 2 H₂ O((éli)"ℓ).

3. Faça o balanceamento das equações a seguir e indique o nome de uma das substâncias representadas e sua importânssiaimportância e/ou aplicação em algum contexto.

a) H₂(g) + C(éli)"ℓ₂(g) → HC(éli)"ℓ(g)

b) H₂(g) + O₂(g) → H₂O(g)

c) NH₄NO₃ (s) → N₂O(g) + H₂O((éli)"ℓ)

d) Fe₃O₄ (s) + CO(g) → FeO(s) + CO₂(g)

e) A(éli)"ℓ₂O₃ (s) + HC(éli)"ℓ(aq) → A(éli)"ℓC(éli)"ℓ₃(aq) + H₂O((éli)"ℓ)

4. por quêPor que é importante prever as quantidades das substâncias envolvidas em uma reação química?

5. O cobre é o terceiro metal mais utilizado no mundo, sêndosendo superado só pelo ferro e pelo alumínio.

a) Indique algumas das aplicações do cobre.

b) O cobre pódepode sêrser obtídoobtido da calcocita (Cu₂S), um sulfêtosulfeto de cobre, segundo a reação não balanceada a seguir.

Cu₂S(s) + O₂(g) → Cu(s) + SO₂(g)

Balanceie a equação e verifique qual será o reagente limitante se 150 g de calcocita reagir com 32 g de gás oxigênio.

Dados de massa molar: Cu – 63,5 g/mol; S – 32,0 g/mol; O – 16,0 g/mol.

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TEMA
17
Materiais homogêneos

Respostas e comentários dêstedeste Tema estão disponíveis nas Orientações para o professor.

Conforme estudado anteriormente, na natureza, são dificilmente encontrados materiais puros, ou seja, formados por um único constituinte. Na maioria das vezes, os materiais são misturas, como a á guaágua do mar, quêque contém não apenas á guaágua mas também sais dissolvidos, gases e outros componentes.

Foi abordado também quêque esses materiais podem sêrser classificados em dois grandes grupos: homogêneos e heterogêneos. Os materiais homogêneos apresentam uma única fase, em quêque seus componentes estão distribuídos d fórmade forma uniforme, como ocorre nas soluções. Um exemplo é o ar, quêque contém diferentes gases, mas quêque se encontram tão bem misturados quêque parecem formárformar uma única substância. Muitas vezes, no entanto, é preciso uma avaliação mais atenta para categorizar materiais de aspecto homogêneo. O leite e o sanguesangue, por exemplo, assemelham-se a soluções, mas apresentam uma constituição mais compléksacomplexa, se forem analisados com o auxílio de um microscópio.

Já os materiais heterogêneos, como o granito, são formados por mais de uma fase visível, com componentes quêque mantêm suas características individuais, sêndosendo possível distingui-los a olho nu. Essa classificação é essencial para compreender diversos fenômenos da Química e da natureza, além de sêrser de grande importânssiaimportância em processos industriais, como na separação de substâncias em tratamentos de á guaágua e na produção de ligas metálicas.

Neste Tema, será apresentada uma classificação mais abrangente dêêssesdesses materiais e o conceito de soluções será aprofundado.

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Dispersões

Os materiais homogêneos podem sêrser classificados conforme a resposta à seguinte pergunta: as substâncias quêque compõem o material se misturam em quaisquer proporções?

Se a resposta for sim, esse material homogêneo é chamado genericamente de mistura. Por outro lado, se a resposta for não e houver um limite de proporção entre os constituintes quêque, superado, compromete a homogeneidade do sistema, esse material pódepode sêrser considerado uma solução.

Entretanto, há uma classificação mais abrangente para os materiais homogêneos com determinadas proporções chamada de dispersão. O diagrama a seguir representa essa classificação.

REFLITA

1 Neste livro, você já estudou diferentes tipos de mistura entre dois líquidos. Pense em alguns materiais com os quais você lida no cotidiano e indique como você os classificaria.

As dispersões são sistemas em quêque uma substância, dividida em pequenas partículas, está distribuída em outra substância. Nomeia-se disperso (ou fase dispersa) a substância quêque, em pequenas partículas, se encontra dispersa em outro material. Já o meio no qual a substância dispersa está distribuída é denominado dispergente (ou fase dispersante). Por exemplo, em uma suspensão de areia em á guaágua, a areia é a fase dispersa, e a á guaágua é o meio dispersante.

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É importante ressaltar quêque os termos fase dispersa e fase dispersante são empregados para descrever características das dispersões, mas não apresentam mais de uma fase como os materiais heterogêneos. A distribuição das pequenas partículas do disperso no dispergente ocorre de maneira uniforme. São, portanto, materiais homogêneos.

Classificação das dispersões

As dispersões podem sêrser classificadas como soluções, coloides ou suspensões, de acôr-doacordo com o tamãnhotamanho médio das partículas da fase dispersa.

Nas chamadas soluções verdadeiras, as partículas dispersas têm menos de 1 nanometro (nm) de diâmetro e estão perfeitamente dissolvidas, portanto completamente solvatadas pelo solvente. As soluções têm propriedades físicas uniformes, ao longo de toda a dispersão, e podem sêrser sólidas ou líquidas. São exemplos as ligas metálicas e a á guaágua mineral.

Nos coloides, as partículas dispersas têm tamãnhotamanho intermediário, entre 1 nm e 1.000 nm. Esses sistemas são estáveis, de aspecto homogêneo a olho nu, em quêque é possível diferenciar a fase dispersa se analisados em um microscópio. As propriedades físicas varíamvariam ao longo de um coloide e dependem da proporção entre os componentes. A gelatina, as pedras preciosas, o leite, o sanguesangue, as espumas e a fumaça são classificados como coloides.

Nas suspensões, as partículas apresentam dimensões superiores a 1.000 nm e, ainda assim, mantêm-se dispersas no dispersante, sem formárformar um sistema heterogêneo. De modo geral, as suspensões constituem um sistema bastante instável, de maneira quêque a separação dos componentes dessas dispersões pódepode ocorrer, por exemplo, mediante ação da gravidade, formando um material heterogêneo. Nessa classificação, as propriedades físicas também varíamvariam ao longo da suspensão e dependem da proporção entre os componentes. Misturas, como á guaágua e areia ou á guaágua e argila, são exemplos dêêssedesse tipo de dispersão.

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Tipos de coloide

Os coloides estão no limiar entre o sistema homogêneo e o heterogêneo. As interações entre as partículas dêêssesdesses materiais não são tão fortes quanto as quêque ocorrem em soluções e não são tão fracas quanto as quêque ocorrem em materiais heterogêneos.

A classificação de sistemas coloidais ocorre com base no estado físico das fases dispersa e dispersante quêque os constituem.

Classificação de sistemas coloidais

Cabe destacar quêque os coloides, por serem dispersões, só se mantêm estáveis, preservando as características de um material homogêneo, se respeitarem proporções específicas, a depender da natureza das substâncias e/ou dos materiais quêque os compõem.

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Efeito Tyndall

Coloides e suspensões, por causa do tamãnhotamanho de suas partículas dispersas, conseguem espalhar a luz, por reflekçãoreflexão e dispersão, tornando seu trajeto visível. Pode-se dizêrdizer também quêque, no caso das suspensões, as partículas se tornam visíveis quando a dispersão é atravessada por um feixe de luz.

Esse fenômeno foi observado pela primeira vez, em 1857, pelo físico e químico inglês máicouMichael Faraday, ao investigar as interações entre luz e matéria. Entretanto, ele é chamado de efeito Tyndall, porque foi o físico irlandhêsirlandês DiônJohn Tyndall (1820-1893) quêque estabeleceu uma explicação mais adequada para o fenômeno.

ESPAÇOS DE APRENDIZAGEM

• O vídeo demonstra o efeito Tyndall e apresenta os conceitos envolvidos no espalhamento de luz em diferentes amostras.
EXPLICANDO o efeito Tyndall em nanopartículas: nanociência e nanotecnologia. [S. l.: s. n.], 2021. 1 vídeo (4 min). Publicado pelo canal EnsiNANO: Nanotecnologia. Disponível em: https://livro.pw/xslnb. Acesso em: 26 set. 2024.

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AlGO A+
sôbSob neblina, use a luz baixa

Placas de trânsito com essa orientação são comuns em estradas em quêque a ocorrência de neblinas é freqüentefrequente. A neblina é uma dispersão coloidal quêque resulta da condensação de gotículas de á guaágua no ar, dificultando a visibilidade dos motoristas. Nessas condições, a utilização de farol alto, ou mesmo das luzes na intensidade regular, faz com quêque a dispersão da luz prejudique ainda mais a visibilidade.

As recomendações para os motoristas em situações de neblina incluem os seguintes itens.

• Reduzir a velocidade: dirigir em velocidade reduzida para garantir tempo de reação adequado em caso de imprevistos.

• Manter uma distância segura: aumentar a distância em relação ao veículo da frente para evitar colisões, já quêque a visibilidade está comprometida.

• Usar faróis baixos: nunca usar faróis altos em neblina, pois eles podem refletir nas partículas de á guaágua e reduzir ainda mais a visibilidade. O uso de faróis de neblina, se disponíveis, é recomendado.

• Evitar ultrapassagens: em situações de baixa visibilidade, evitar manobras arriscadas, como ultrapassagens.

• Manter o para-brisa limpo: utilizar o limpador de para-brisa e o desembaçador para garantir uma visão clara.

• Não parar no acostamento: evitar parar no acostamento, pois outros motoristas podem não perceber o veículo. Se for necessário realizar uma parada, procurar um local seguro.

Seguir essas orientações ajuda a minimizar os riscos em condições de baixa visibilidade causadas pela neblina.

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Soluções

Serão abordadas agora, com mais profundidade, as misturas classificadas como soluções. Elas são constituídas de uma substância em maior quantidade, nomeada solvente, quêque dissolve uma ou mais substâncias, presentes em menor quantidade, chamadas de soluto. Em soluções líquidas, o solvente mais comum é a á guaágua, e as soluções formadas por ela são denominadas soluções aquosas.

REFLITA

2 Você já preparou algum suco em pó? O quêque acontece se colocar uma quantidade excessiva de pó na á guaágua?

Exemplos de soluções aquosas

ESPAÇOS DE APRENDIZAGEM

• O vídeo (em inglês, com opção de legenda em português) traz informações sobre a mistura corrosiva capaz de dissolver substâncias popularmente conhecidas como metais régios.
AQUA regia dissolves gold: periodic table ÓFof videos. [S. l.: s. n.], 2010. 1 vídeo (6 min). Publicado pelo canal Periodic Videos. Legendado em português. Disponível em: https://livro.pw/btafk. Acesso em: 26 set. 2024.

• O vídeo oferece respostas à pergunta do título e a outras perguntas, utilizando explicações ilustrativas.
POR quêque o mar é salgado? Dúvida cruel 11. [S. l.: s. n.], 2016. 1 vídeo (4 min). Publicado pelo canal Manual do Mundo. Disponível em: https://livro.pw/lydjd. Acesso em: 26 set. 2024.

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Além da á guaágua, outro solvente comumente utilizado é o etanol (ou áucôlálcool etílico). A essas soluções, dá-se o nome de soluções alcoólicas.

Vale ressaltar quêque os solventes de soluções alcoólicas são misturas homogêneas entre á guaágua e áucôlálcool, uma vez quêque álcoois são dificilmente comercializados puros.

Solubilidade

Nas soluções, há um limite de soluto quêque pódepode sêrser dissolvido. Esse limite depende da tempera-túratemperatura, das interações estabelecidas entre o solvente e o soluto e, no caso de gases, da pressão. A quantidade mássimamáxima de soluto quêque pódepode sêrser dissolvido em uma quantidade fixa de solvente, sôbisob condições específicas de tempera-túratemperatura, é denominada solubilidade.

De modo geral, as solubilidades de diversos solutos são fornecidas considerando a á guaágua como solvente e a tempera-túratemperatura ambiente (de 20 °C a 25 °C).

A seguir, são apresentados os valores de solubilidade de alguns solutos, em 100 g de á guaágua, a 25 °C.]

Solubilidade de algumas substâncias

Fonte: HAYNES, uílhãmWilliam M. (ed.). Physical constants ÓFof organic compounds. In: HAYNES, uílhãmWilliam M. (ed.). CRC Handbook ÓFof chemistry êndand physics. 95th ed. Boca Raton: CRC PréssPress, 2014. p. 4-68, 4-82, 4-88, 4-89, 4-90. E-book. Tradução nossa.

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AlGO A+
Polaridade e solubilidade

A solubilidade é uma propriedade quêque pódepode sêrser explicada com base nas interações entre os componentes de uma solução.

Para entender por quêpor que cértascertas substâncias se dissolvem em outras, é necessário observar se as interações entre as moléculas de ambas as substâncias são semelhantes. Quando isso acontece, é bem provável quêque uma substância se dissolva na outra. No entanto, se os tipos de interação forem muito diferentes, a solubilidade pódepode sêrser reduzida ou até inexistente.

De maneira geral, substâncias polares tendem a se dissolver em outras substâncias polares. Já as apolares se dissolvem melhor em outras substâncias apolares.

Materiais considerados gordurosos geralmente são formados por moléculas apolares. Por isso, não são dissolvidos em á guaágua, quêque é polar. Nesses casos, o uso de detergentes ou sabões se faz necessário, pois esses produtos contêm substâncias capazes de interagir com á guaágua e gordura ao mesmo tempo. Essas interações ocorrem devido à presença de pôr-çõesporções polares e apolares na mesma molécula.

Os detergentes atuam pela formação de estruturas esféricas, denominadas micelas, quêque aprisionam substâncias apolares em seu interior e são eliminadas pela á guaágua, na etapa de enxágue, devido ao caráter polar da parte externa das micelas. A formação dêêssesdesses agrupamentos resulta em um sistema coloidal do tipo emulsão.

Classificação das soluções

Pode-se classificar as soluções considerando determinada quantidade de solvente e condições específicas de tempera-túratemperatura e pressão. Observe a seguir.

A quantidade de soluto presente em solução é menor do quêque a mássimamáxima possível.

A quantidade de soluto presente em solução é igual à mássimamáxima possível.

A concentração de soluto presente em solução é maior do quêque a mássimamáxima possível.

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Para compreender melhor essa classificação, considere o sal permanganato de potássio (KMnO₄), cuja solubilidade a 25 °C é, aproximadamente, 70 gramas por litro (g/L) de á guaágua.

Uma solução contendo 5 g dêêssedesse soluto em 1 L de á guaágua é uma solução insaturada. Se forem adicionados 45 g do mesmo sal ao sistema, totalizando 50 g de soluto na mesma quantidade de á guaágua, a solução permanécepermanece insaturada. Ao adicionar mais 20 g de KMnO₄, a solução contendo 70 g de soluto em 1 L de á guaágua terá o mássimomáximo de soluto quêque pódepode sêrser dissolvido, uma vez quêque a solubilidade do sal é 70 g/L. Dessa maneira, a solução se torna uma solução saturada. Se mais soluto for adicionado à solução saturada, não haverá dissolução, e ele se acumulará no fundo do recipiente, formando um precipitado.

Essa solução, denominada solução saturada com corpo de fundo, não pódepode sêrser classificada como supersaturada, pois há 70 g de KMnO₄ formando uma solução saturada com aspecto homogêneo e um excéssoexcesso dele depositado no fundo do recipiente. As soluções supersaturadas apresentam uma única fase, e o excéssoexcesso de soluto está dissolvido. Quando o excéssoexcesso de soluto resulta na formação de uma nova fase, o sistema se torna heterogêneo, com duas fases, uma líquida (solução saturada) e uma sólida (excesso de soluto sólido ou precipitado).

Então, como obtêrobter uma solução supersaturada?

O conceito de supersaturação

Como mencionado anteriormente, a supersaturação ocorre quando a quantidade de soluto dissolvido é maior do quêque o limite para determinado solvente.

De maneira geral, a maioria das substâncias são mais solúveis em um solvente a tempera-túrastemperaturas mais altas. Assim, soluções supersaturadas costumam sêrser obtidas por meio da dissolução de um soluto em um solvente a determinada tempera-túratemperatura e, em seguida, do resfriamento lento dêêssedesse sistema.

Para compreender esse processo, considere a variação de solubilidade de uma substância X em 100 g de á guaágua em função da tempera-túratemperatura.

Solubilidade de uma substância X a diferentes tempera-túrastemperaturas

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Uma solução com 25 g da substância X a 100 °C resulta em uma solução insaturada. Ao manter a solução em repouso, de modo quêque ela resfrie lentamente até 20 °C, todo o soluto (25 g) deve permanecer dissolvido, ainda quêque a solubilidade seja menor nessa tempera-túratemperatura (20 g).

As soluções supersaturadas são sistemas bastante instáveis. Por isso, qualquer perturbação, como uma agitação do recipiente ou mesmo um impacto mecânico, geralmente faz com quêque o excéssoexcesso de soluto dissolvido se precipite, e o sistema passa a sêrser uma solução saturada com corpo de fundo.

ESPAÇOS DE APRENDIZAGEM

• O vídeo mostra o processo de cristalização do sal acetato de sódio a partir da perturbação de uma solução supersaturada, em um experimento simples.
COMO congelar á guaágua em um segundo (remake) (experiência). [S. l.: s. n.], 2013. 1 vídeo (6 min). Publicado pelo canal Manual do Mundo. Disponível em: https://livro.pw/yalcc. Acesso em: 26 set. 2024.

ATIVIDADES

1. Classifique as soluções a seguir em insaturadas, saturadas ou supersaturadas, conforme os dados apresentados em Solubilidade de algumas substâncias, considerando as quantidades dissolvidas em á guaágua.

a) FeC(éli)"ℓ₂ – 64 g/L

b) AgNO₃ – 250 g/L

c) NaC(éli)"ℓ – 2 g/L

d) KOH – 121 g/L

2. Como você diferenciaria materiais homogêneos de materiais heterogêneos? Pense em exemplos presentes no ambiente onde você mora.

3. Considere uma suspensão de á guaágua e argila. O quêque vai acontecer com as partículas de argila depois de cértocerto tempo?

4. Em uma cuzinhacozinha, você encontrou os seguintes materiais: suco de laranja com polpa, á guaágua com açúcar totalmente dissolvido e leite. Classifique cada um dos casos apresentados em solução, coloide ou suspensão e apresente uma justificativa.

5. A 20 °C, é possível dissolver 34 g de cloreto de potássio (KC(éli)"ℓ) em 100 mL de á guaágua. Explique o quêque aconteceria se 44 g dêêssedesse sal fossem colocados em 100 mL de á guaágua.

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TEMA
18
Concentração das soluções e propriedades coligativas

Respostas e comentários dêstedeste Tema estão disponíveis nas Orientações para o professor.

Imagine quêque você está preparando um suco de frutas gelado em um dia kemtequente. Ao adicionar açúcar à á guaágua e misturar até dissolvê-lo, você está ajustando a concentração de uma solução. A quantidade de açúcar quêque se dissolve determina o quão doce a bebida ficará. A química das soluções ajuda a entender como diferentes quantidades de soluto (no caso, o açúcar) podem alterar as propriedades de um solvente, e como esse equilíbrio entre as substâncias afeta o resultado final.

Quando diferentes substâncias são misturadas, as propriedades físicas da mistura resultante, como as tempera-túrastemperaturas de fusão e de ebulição, a densidade e a solubilidade, podem sofrer alterações de maneira previsível. Essas mudanças ocorrem porque a proporção de cada substância na mistura afeta diretamente o comportamento de todo o sistema.

Por exemplo, ao adicionar sal à á guaágua, a tempera-túratemperatura de ebulição da mistura aumenta, enquanto a tempera-túratemperatura de fusão diminui. Esse fenômeno, conhecido como efeito coligativo, demonstra como a quantidade de uma substância em relação à outra pódepode modificar as propriedades físicas da mistura.

Assim, neste Tema, serão abordadas as diversas maneiras de expressar a concentração de soluções e as propriedades coligativas. Com a compreensão dêêssesdesses conceitos, será possível realizar previsões mais fundamentadas a respeito do comportamento das soluções em diferentes contextos.

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O conceito de concentração

REFLITA

1 Você sabe como expressar a concentração de substâncias presentes em uma solução?

É muito provável quêque você já tenha encontrado diversos tipos de bebida industrializada de frutas. Com tanta variedade na nomenclatura, fica difícil saber qual é a diferença entre esses tipos. Leia a seguir o trecho de um texto quêque fornece algumas informações sobre esse assunto.

Suco integral

Com 100% de fruta, é obtídoobtido da fruta madura e, a rigor, não tem adição de á guaágua, açúcares ou conservantes. […]

Suco concentrado

Trata-se do suco integral “reduzido”, isto é, com uma parte de á guaágua removida por evaporação; nesse processo, perde uma parcela das vitaminas e propriedades nutricionais da fruta. […]

Suco reconstituído

É o suco concentrado já misturado com á guaágua, pronto para consumo. […]

Néctar

pódePode ter entre 20% e 50% de suco de fruta – quêque é diluído em á guaágua e tem açúcares acrescentados no processo. […]

Refresco

Dependendo do sabor, pódepode trazer entre 6% e 30% de suco de fruta – quêque, assim como o néctar, será diluído em á guaágua – e ter açúcares acrescentados na formulação. […]

Refresco em pó

A concentração obrigatória de suco da fruta é tão baixa – apenas 1% – quêque a maioria dos nutricionistas sequer considera a bebida um suco. Tem acréscimo de açúcar, aditivos […] e conservantes, além de uma quantidade alta de sódio […].

DREHMER, Raquel. Integral, concentrado, em pó, néctar… entenda as diferenças entre sucos. CláudiaClaudia, São Paulo, 15 jan. 2020. Disponível em: https:// claudia.abril.com.br/cozinha/gastronomia/integral-concentrado-em-po-nectar-entenda-as-diferencas-entre-sucos/. Acesso em: 20 set. 2024.

Muitos dos termos utilizados no texto estão relacionados ao preparo de soluções. O termo concentração indica a quantidade de uma substância em determinada quantidade de um solvente. Assim, as informações sugéremsugerem quêque, quanto menor a concentração de polpa natural, menos essas bebidas podem sêrser consideradas suco de fruta.

No entanto, embora não seja um problema mencionar concentração de suco nesse contexto, essa expressão não se aplica corretamente ao conceito. Uma vez quêque suco de fruta não é uma substância, não há como calcular sua concentração, mas pode-se calcular a concentração de sais minerais, vitaminas e açúcares separadamente. Essas informações constam na chamada tabélatabela de informação nutricional, quêque indica a quantidade de calorias, macronutrientes (como proteínas, carboidratos e gorduras), micronutrientes (como vitaminas e minerais) e outras substâncias (como fibras e sódio) presentes em uma porção específica de um produto. Essa tabélatabela ajuda o consumidor a tomar decisões conscientes sobre a própria alimentação, auxiliando-o no contrôlecontrole de dietas e no acompanhamento de necessidades nutricionais.

O estudo neste Tema será focado nas soluções aquosas por causa da versatilidade dêêssesdesses sistemas. Além díssudisso, os conceitos abordados a seguir poderão sêrser utilizados em outros contextos, pois os cálculos de concentração de substâncias não dependem do tipo de solvente.

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O solvente á guaágua

Compreender a á guaágua como solvente é essencial para analisar reações quêque ocorrem em processos industriais e em muitos fenômenos fundamentais para a vida na Terra. Frequentemente chamada de solvente universal, a á guaágua consegue dissolver uma ampla variedade de substâncias.

Essa capacidade de dissolução se deve a vários fatores, entre os quais se destacam a polaridade das moléculas de á guaágua e o seu tamãnhotamanho relativamente pequeno. Essas características facilitam o processo de dissolução, conhecido como solvatação, no qual as partículas do soluto (moléculas ou íons) são envolvidas e estabilizadas pelas moléculas do solvente por meio de interações dipolo-dipolo ou íon-dipolo.

Acompanhe a representação da solvatação de íons do cloreto de sódio.

Agora, acompanhe uma representação simplificada da solvatação de uma molécula de sacarose. Nesse caso, os polos negativos das moléculas de á guaágua interagem com as regiões positivas das moléculas do soluto, e vice-versa, por meio de ligações de hidrogênio, promovendo a solvatação dos constituintes moleculares.

Vale mencionar quêque, por motivos didáticos, alguns hátomusátomos de hidrogênio foram ocultados da molécula de sacarose.

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Assim, ao calcular a concentração de uma substância em solução, procura-se conhecer a quantidade da substância quêque foi dissolvida, isto é, a quantidade de moléculas ou íons solvatados, a qual pódepode sêrser calculada e expressa de diversas maneiras, como será abordado a seguir.

Concentração em massa

A relação entre certa massa de soluto (m_soluto) e determinado volume de solução (V_solução) é chamada de concentração em massa (C).

C = $\begin{array}{c}\frac{{\mathrm{m}}_{\text{soluto}}}{{\mathrm{V}}_{\text{solução}}}\end{array}$

Antigamente, utilizava-se a letra minúscula (l) para representar o litro, mas, para evitar a comum confusão com o número um e a letra i maiúscula, a IUPAC recomenda a utilização da letra maiúscula (L) ou sua forma cursiva ((éli)"ℓ). Neste livro, optou-se por utilizar o L para representar a unidade de medida litro.

A massa do soluto é expressa em grama (g), e o volume de solução em litro (L), portanto a unidade resultante da concentração em massa é g/L.

Considere uma solução na qual são dissolvidos 5,85 g de NaC(éli)"ℓ em 250 mL de á guaágua. Após a conversão do volume em litro, tem-se: C(NaC(éli)"ℓ) = $\begin{array}{c}\frac{\mathrm{5,85}\mathrm{g}}{\mathrm{0,25}\mathrm{L}}\end{array}$ = 23,4 g/L.

Uma atividade interessante seria solicitar aos estudantes quêque lévemlevem para a sala de aula alguns rótulos de alimentos industrializados (de preferência, líquidos) com a tabélatabela de informação nutricional. Assim, pode-se determinar a concentração em massa do sódio e de outros componentes.

Concentração em quantidade de matéria

A concentração em quantidade de matéria relaciona a quantidade de matéria do soluto (n_soluto), em mol, e o volume da solução (V_solução), em litro. Assim, a unidade resultante da concentração em quantidade de matéria é mol/L, a qual pódepode sêrser representada por meio da fórmula química do soluto entre colchetes. Dessa forma, optou-se por utilizar [X] para expressar a concentração em quantidade de matéria de uma determinada substância X.

[X] =$\begin{array}{c}\frac{{\mathrm{n}}_{\text{soluto}}}{{\mathrm{V}}_{\text{soluçāo}}}\end{array}$

Em alguns livros, a concentração em quantidade de matéria ainda é chamada de concentração molar ou molaridade. De acôr-doacordo com a IUPAC, no entanto, essa não é uma denominação apropriada, porque não é uma propriedade quantificada por mol, como o volume molar (L/mol).

Como as transformações químicas são regidas por relações estequiométricas, a expressão de concentração de soluções por meio da concentração em quantidade de matéria é bastante útil em laboratórios de pesquisa e na indústria, pois permite determinar de maneira mais dirétadireta quantidades necessárias de reagentes para a realização de determinada reação.

Para compreender como calcular essa concentração, considere novamente a solução formada por 5,85 g de cloreto de sódio em 250 mL de á guaágua. Primeiro, é preciso calcular a quantidade de matéria do soluto presente na solução. Esse valor pódepode sêrser obtídoobtido pela razão entre a massa de soluto e a massa molar.

n_soluto = $\begin{array}{c}\frac{{\mathrm{m}}_{\text{soluto}}}{{\mathrm{M}}_{\text{soluto}}}\end{array}$

Por meio da tabélatabela periódica, verifica-se quêque a massa molar do cloreto de sódio é igual a 58,5 g/mol (M_Na = 23,0 g/mol; MC(éli)"ℓ = 35,5 g/mol).

Ao substituir os valores na equação, obtém-se a quantidade de cloreto de sódio na solução.

nNaC(éli)"ℓ = $\begin{array}{c}\frac{{\mathrm{m}}_{\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{C}\mathcal{l}}}{{\mathrm{M}}_{\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{C}\mathcal{l}}}\end{array}$ = $\begin{array}{c}\frac{\mathrm{5,85}\mathrm{g}}{\mathrm{58,5}\mathrm{g}/\mathrm{m}\mathrm{o}\mathrm{l}}\end{array}$ = 0,100 mol

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Assim, considerando o volume de 0,250 L e a equação da concentração em quantidade de matéria, obtém-se: [NaC(éli)"ℓ] = $\begin{array}{c}\frac{\mathrm{0,100}\mathrm{m}\mathrm{o}\mathrm{l}}{\mathrm{0,250}\mathrm{L}}\end{array}$ = 0,400 mol/L.

Essa concentração também pódepode sêrser calculada utilizando uma equação quêque considera a massa do soluto, sua massa molar e o volume da solução.

[X] = $\begin{array}{c}\frac{m_{\text{soluto}}}{M_{\text{soluto}}\cdot V_{\text{solução}}}\end{array}$

Título em massa e em volume

As relações entre as massas ou entre os volumes de soluto e solução são expressas por uma grandeza denominada título, representada pela letra grega τ (lê-se: tau), sêndosendo obtidas por meio das equações a seguir.

τ_m = $\begin{array}{c}\frac{{\mathrm{m}}_{\text{soluto}}}{{\mathrm{m}}_{\text{solução}}}\end{array}$ τ_V = $\begin{array}{c}\frac{V_{\text{soluto}}}{V_{\text{solução}}}\end{array}$

Nas equações, τ_m é o título em massa e τ_V, o título em volume. A massa da solução (m_solução) é dada pela soma das massas de soluto (m_soluto) e de solvente (m_solvente). O mesmo raciocínio pódepode sêrser expresso para o volume da solução (V_solução).

Essa grandeza é adimensional, pois é resultado da razão matemática entre duas grandezas iguais. Por essa razão, é necessário indicar quando se trata de título em massa e quando se trata de título em volume. Além díssudisso, o valor obtídoobtido será sempre menor do quêque 1, uma vez quêque o valor referente ao soluto será sempre menor do quêque o valor referente à solução.

É muito comum em farmácias, por exemplo, a venda de soluções, como áucôlálcool isopropílico, soro fisiológico e á guaágua boricada, cujos rótulos indicam valores expressos em porcentagem. Essa é outra maneira de apresentar a concentração de uma solução. Nesse caso, pode-se usar a porcentagem em massa (P_m), quêque é o título em massa multiplicado por 100, e a porcentagem em volume (P_V), quêque é o título em volume multiplicado por 100.

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Graduação alcoólica

Uma variação para a indicação da concentração de áucôlálcool em soluções é por meio das grandezas grau Gay-Lussac (°GL) e grau INPM (°INPM).

A grandeza grau Gay-Lussac é uma medida de concentração alcoólica volumétrica e indica o volume de áucôlálcool absoluto (etanol) presente em 100 volumes da solução. Por exemplo, uma solução com 40°GL contém 40% de etanol em volume, ou seja, 40 mL de etanol em 100 mL de solução. Já a grandeza grau INPM (sigla para Instituto Nacional de Pesos e Medidas) se refere à concentração alcoólica em massa e expressa a massa de áucôlálcool presente em 100 gramas de solução. Por exemplo, 40°INPM significa quêque há 40 g de etanol em 100 g de solução.

Assim, uma solução alcoólica 70°GL não tem a mesma quantidade de soluto quêque uma solução 70°INPM, embora os valores sêjamsejam bem próximos.

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Concentração em ppm e ppb

Os valores em título podem sêrser muito pequenos, mesmo se multiplicados por 100 (ou seja, usando porcentagem). Quando isso ocorre, pode-se optar por multiplicar o título por 1.000.000 (um milhão) ou 1.000.000.000 (um bilhão) e expressar a concentração em partes por milhão (ppm) ou partes por bilhão (ppb), respectivamente.