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7/16/2019 Quimica Aula 01 Anvisa
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Prof. Wagner Luiz
AULA 01:
SUMÁRIO
A) LIGAÇÕES QUIMICB) GEOMETRIA E PO
C) LEIS PONDERAIS
D) EXERCÍCIOS PRO
AULA 01: LIGAÇÕES QUÍ
Caros alunos:
Nesta aula trataremos de
Iônica ou à Ligação Metáli
julgar necessário para m
adiantar uma regrinha gera
Iônica: metal + ametal (ou
Covalente : não se tem a p
Sempre que você se depa
e pesquise se tem algum
A) LIGAÇÕES QUÍMICAS
1. Introdução
Verifica-se, na natureza,
ligados a outros, e que so
os cientistas a concluíre
configuração eletrônica qu
Os gases nobres apresent
do hélio, que possui 2 elét
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ASARIDADE DE MOLÉCULAS
AS REAÇÕES QUÍMICAS
OSTOS
ICAS, POLARIDADE, GRANDEZAS
igações Químicas. No edital não há re
a. Mas farei uma breve introdução da L
lhor compreensão da Ligação Covale
l para diferenciá-las (isto de uma maneir
idrogênio)
resença de metais
ar com a fórmula de um composto ou s
etal presente e use a regra acima menc
que a maioria dos elementos químic
ente alguns (os gases nobres) estão is
m que os átomos de gases nobre
lhes assegura estabilidade.
am 8 elétrons na última camada eletrôni
rons, já que a camada K comporta no m
a para ANVISA 2013
Teoria e exercícios
NER LUIZ – Aula 01
r Página 1 de 66
ÁGINA
erência à ligação
igação Iônica por
nte. Mas, posso
a geral):
bstância, analise
ionada.
os encontram-se
lados. Isso levou
possuem uma
ica, com exceção
áximo 2 elétrons.
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Essa análise levou os cie
Regra do Octeto.
Configuração eletrônica do
2. Teoria do Octeto
Os átomos ligam-se a fim
com 8 elétrons na última c
elétrons da última camada
atingirem a configuração e
3. Ligação Iônica ou Elet
Como o próprio nome já di
com transferência de elét
positivos) e ânions (íons
metais e entre metais e hid
A forte força de atração e
origem eletrostática. Sem
recebe. O átomo mais
eletronegatividade.
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ntistas Lewis e Kossel a criarem a ch
s átomos de gases nobres:
e adquirirem uma configuração mais es
mada. Os átomos, ao se ligarem, fazem
, podendo perder, ganhar ou compartilh
tável. Surgem, assim, as ligações quími
ovalente
z, a ligação iônica ocorre com a formaç
rons do metal para o ametal, forman
egativos), respectivamente. Ocorre en
rogênio.
ntre os íons dos átomos que formam
pre um dos átomos perde elétrons, e
eletronegativo arranca os elétrons
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Teoria e exercícios
NER LUIZ – Aula 01
r Página 2 de 66
mada Teoria ou
tável, geralmente
-no por meio dos
r os elétrons até
cas.
o de íons Ocorre
do cátions (íons
tre metais e não
composto é de
nquanto o outro
do de menor
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Exemplos
1o) A ligação entre o sódi
ligação iônica. Observe
elementos:
Na 2 - 8 - 1
Cl 2 - 8 - 7
Para o cloro interessa adi
quantidade de oito elétrons
M, assim a anterior passar
elétrons.
ANTES DA LIGAÇÃO: ÁT
APÓS A LIGAÇÃO: ÍONS
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o (11Na) e o cloro (17Cl) é um exemplo
distribuição dos elétrons em camad
cionar um elétron à sua última camad
nela. Ao sódio interessa perder o elétro
á a ser a última, já possuindo a quantida
MOS INSTÁVEIS
STÁVEIS ATRAÍDOS FORTEMENTE
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Teoria e exercícios
NER LUIZ – Aula 01
r Página 3 de 66
característico de
as para os dois
, completando a
n de sua camada
de necessária de
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Na representação da ligaç
cada átomo. Esta notação
Observe que o sódio poss
a quantidade de prótons n
inicialmente possuía 17
aumentada de uma unida
carga 1+ e o cloro 1-.
A força que mantém os
ligação muito forte. Como
composto será NaCl.
4. Estudo da Ligação Co
Na aula anterior estuda
influência na determinaçã
sais. Você viu que a ligaçãentre cátions (íons car
negativamente) num sólid
CaCl2, AgCl, MgO etc.
Neste módulo, a ênfase
covalente. A teoria clássic
termo “clássica” provém
baseada principalmente nda Física quântica, como
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ão, utilizamos somente os elétrons da
recebe o nome de Fórmula Eletrônica de
ía inicialmente 11 prótons e 11 elétron
ão se altera e a de elétrons passa a se
rótons e 17 elétrons tem sua quanti
e após a ligação. Com isso o sódio se
ois átomos unidos é de atração elétri
foram utilizados um átomo de cada ti
alente
os a natureza eletrostática da ligaç
da estrutura e estabilidade dos retícul
o iônica consiste essencialmente na atr regados positivamente) e ânions (
o iônico. São exemplos de sólidos iô
é dada a um outro tipo de ligação q
de ligação covalente é o tema principal
o fato de a teoria de ligação química
Física clássica, embora ela incorporea quantização (ou discretização) dos
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Teoria e exercícios
NER LUIZ – Aula 01
r Página 4 de 66
ltima camada de
Lewis.
. Após a ligação,
r 10. O cloro que
ade de elétrons
torna um íon de
a, ou seja, uma
po, a fórmula do
o iônica e sua
s cristalinos dos
ção eletrostáticaíons carregados
icos: NaCl, KBr,
ímica: a ligação
deste módulo. O
tratada aqui ser
lguns elementosíveis de energia
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Química para ANVISA 2013
Teoria e exercícios
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eletrônicos. Como consequência, neste segundo módulo não se falará em
comportamento ondulatório do elétron nem em orbital atômico, mas sim em
comportamento corpuscular do elétron (elétron como carga puntiforme negativa em
movimento orbital) e camada eletrônica. De fato, para descrever a estrutura dos
átomos serão usadas as teorias de Rutherford (modelo planetário) e Bohr – teorias
atômicas pré-quânticas fundamentadas na Física clássica (eletrostática e
eletromagnetismo clássicos).
É importante ressaltar que Bohr lançou mão das ideias iniciais de quantização de
Planck e Einstein, incorporando em seu desenvolvimento a hipótese da existência
de níveis quantizados de energia para os elétrons num átomo, também chamados
estados estacionários.
Para que você entenda melhor as inspirações e a Teoria de Valência de Gilbert N.
Lewis – o “pai” da ideia de ligação covalente – você precisa estar sintonizado com
os modelos atômicos (Rutherford e Bohr) de que ele dispunha na época.
Gilbert Newton Lewis
(1875-1946)
Veja a biografia de Lewis:
http://www.biografiasyvidas.com/biografia/l/lewis_gilbert.htm
Como foi definida por Lewis, a ligação covalente consiste no compartilhamento de
um par de elétrons entre dois átomos vizinhos.
Lewis propôs diagramas (ou estruturas) simples para representar os elétrons num
determinado
átomo e a ligação química entre dois átomos numa molécula.
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Você estudou na aula ant
distribuição eletrônica (ou
combinados. Um dado ele
configuração com oito elé
camada de valência (Regr
Ao longo deste módulo vo
se dois átomos se conect
(ligação covalente), forma
doação integral de um ou
A "força" que mantém á
intrinsecamente da naturez
É importante chamar sua a
caráter eletrostático p
simultaneamente a atração
Esta hipótese sugere que
podem, de maneira superfi
Figura: Visão sim
átomos de hidrogê
atração elétron-nú
núcleo-núcleo.
A intensidade dos fenôme
elementos ou de suas elet
A ligação covalente tem i
predominante de união en
sejam elas orgânicas ou i
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erior que o tipo de ligação química é
configuração eletrônica) dos átomos
mento tende a se combinar com outros
trons (ou dois elétrons, no caso do hid
do Octeto).
cê vai ampliar seus conhecimentos de
arão através do compartilhamento de
ndo uma molécula ou sólido covalent
ais elétrons (ligação iônica), formando
tomos ou íons conectados numa sub
a eletrônica dessas espécies.
tenção para o fato de que toda ligação
ronunciado: os elétrons comparti
eletrostática dos dois núcleos (Figura a
a formação e a estabilidade das lig
cial, ser explicadas por um modelo eletr
lificada das interações eletrostáticas
io na molécula de H 2 . Considere: linh
leo; linha tracejada: repulsão elétron
os eletrostáticos depende da configuraç
onegatividades, tema que será abordad
importância única na Química e é, se
tre átomos, já que está presente em
norgânicas (é comum um composto d
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Teoria e exercícios
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eterminado pela
ue estão sendo
para adotar uma
rogênio) em sua
maneira a prever
ares de elétrons
, ou através da
um sólido iônico.
stância depende
ovalente tem um
lhados sentem
aixo).
ções covalentes
stático simples.
entre os
a simples:
-elétron e
ão eletrônica dos
futuramente.
m duvida, o tipo
uitas moléculas,
natureza iônica
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Química para ANVISA 2013
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apresentar também ligações covalentes). O caráter iônico prevalece nestes
compostos. Exemplo: KNO3.
Entender a natureza da ligação covalente dará a você oportunidade de interpretar e
compreender em tamanho microscópico os fenômenos que envolvem reações
químicas entre moléculas. Nesses casos, as ligações covalentes é que estão sendo
quebradas e/ou formadas produzindo novas substâncias, ou seja, transformando a
matéria.
A compreensão da natureza da ligação covalente leva ao entendimento da essência
da Química como ciência.
Lewis, em sua publicação clássica intitulada The atom and the molecule, de 1916,
postulou algumas idéias revolucionárias sobre estrutura atômica e ligação química.
Segundo ele, na formação de compostos pouco polares ou apolares dois átomos
com tendências parecidas de ganhar elétrons se mantêm conectados pelo
compartilhamento de um par de elétrons, de modo que cada átomo complete seu
grupo de oito elétrons na camada mais externa.
Quais elétrons estão envolvidos na formação de uma ligação química? Lewis
procurou responder a esta pergunta evocando o modelo atômico de Bohr (1913).
“... the chemical bond is at all times and in all molecules merely a pair of electrons
held jointly by two atoms.” G. N. Lewis (1923)
Os elétrons envolvidos numa ligação química são os elétrons da camada de
valência, ou seja: os mais externos. Portanto, a ligação covalente ocorre quando os
átomos ligados possuem tendência de ganhar elétrons. Não há transferência de
elétrons de um átomo para outro, e sim um compartilhamento de elétrons entre eles.
A ligação covalente ocorre entre: – hidrogênio – hidrogênio
– hidrogênio – não-metal
– não-metal – não-metal
Obs.: Os semimetais também podem ser incluídos.
4.1. Ligação Covalente Normal
Ocorre entre dois átomos que compartilham pares de elétrons. Os átomosparticipantes da ligação devem contribuir com um elétron cada, para a formação de
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cada par eletrônico. Assi
eletrônica é: 1H = 1s1 falta
a camada K completa (doi
Os dois átomos de hidrog
(compartilhamento). Desta
eletrônica do gás nobre Hé
Quando o par compartilhafórmula estrutural.
H — H (fórmula estrutural)
H2 (fórmula molecular)
fórmula eletrônica ou de L
Exemplo 2: formação do Cl
tendência: ganh
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m, na molécula de hidrogênio (H2),
um elétron para cada átomo de hidrogê
elétrons).
nio se unem formando um par eletrôni
forma, cada átomo de hidrogênio ad
lio (He). Veja abaixo:
do é representado por um traço (—), t
wis
2 (fórmula molecular do gás cloro)
r 1e –
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cuja distribuição
io para ficar com
o comum a eles
quire a estrutura
mos a chamada
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Resumindo temos:
Exemplo 3: HCl (fórmula m
ganhar 1e –ganhar
Assim, temos:
Exemplo 4: formação da s
ganhar 1e –ganh
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olecular do cloreto de hidrogênio)
1e –
bstância água H2O (fórmula molecular
ar 2e –
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a água)
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Resumindo temos:
Quando encontramos um
ligação é denominada de li
Para dois pares de elét
denominada de ligação co
Finalmente, para três par
ligação é denominada de t
Vale lembrar que esta den
ou de diferentes elementos
4.2. Ligação Covalente D
Na ligação covalente norm
cada átomo. Ou seja: cada
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nico par de elétrons compartilhado ent
gação covalente simples.
rons compartilhados entre dois átom
alente dupla.
es de elétrons compartilhados entre d
ipla.
ominação não depende de os átomos
químicos.
tiva ou Coordenada
al, o par de elétrons compartilhado é p
átomo participa com um elétron para a f
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e dois átomos, a
os, a ligação é
ois elementos, a
erem do mesmo
oveniente um de
ormação do par.
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Mas, para explicar certa
formação de pares de el
chamada ligação covalent
Exemplo 1: Formação do d
Resumindo temos:
Vejamos alguns exemplos:
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estruturas das substâncias, foi nec
étrons provenientes de um só átomo;
dativa ou ligação coordenada.
ióxido de enxofre
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ssário admitir a
assim, temos a
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Exemplo 2: Formação da
4.3. Anomalias do Octeto
Grande parte dos element
de moléculas. Contudo, epodem se dar devido a um
(contração do octeto) ou a
Exemplos de contração do
classificação periódica, es
BeCl2 e BF3).
Especialmente (não exclu
podem se apresentar com
Esses casos formam esp
um elétron desemparelhad
Compostos do tipo AlX3 (
um elemento do 3o período
a) BeF2
b) BF3
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olécula de ozônio:
s representativos respeita a regra do oc
xistem várias exceções a essa regra.número menor que oito elétrons na ca
um número maior que oito elétrons (exp
octeto são mais comuns em elementos
ecialmente em moléculas neutras de B
ivamente) alguns óxidos neutros de ni
o exceções à regra do octeto, por exe
cies chamadas radicais, por apresent
o.
= halogênio) são exemplos de contra
(alumínio). Vejamos alguns exemplos:
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teto na formação
Essas exceçõesada de valência
nsão do octeto).
do 2o período da
e e B (exemplos:
trogênio também
plo: NO e NO2.
rem pelo menos
ão de octeto em
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c) NO
d) Ocorrem casos em que
apresentam mais de oito el
a) Pentacloreto de fósf
b) Tetrafluoreto de Enx
c) Hexafluoreto de Enx
Para saber um pouco mai
site: http://efisica.if.usp.br/.
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se verificam camadas de valência exp
étrons, por exemplo:
oro
ofre
ofre
s sobre os fenômenos elétricos e mag
Nele você também pode revisar seus c
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andidas, ou seja,
éticos, acesse o
nhecimentos em
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outras áreas da Física clá
sobre Mecânica quântica e
Você sabia que a presenç
elétrons) confere proprie
apresentam todos os
diamagnéticas (não apres
chamadas paramagnéticas
VEJA:
LIGAÇÔES QUIMICAS
http://www.youtube.com/w
http://www.youtube.com/w
Formação do H2
http://www.youtube.com/w
B) GEOMETRIA E POLA
1. Introdução
Nas moléculas, é possível
Pares ligados (ou liga
Pares isolados (ou nã
A molécul
isolados ao
Na formação das molécul
arranjando espacialmente
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ssica, como Mecânica newtoniana e Ó
Física moderna.
ou não de elétrons desemparelhados (
dades magnéticas a uma molécula.
elétrons pareados (ou acoplados)
ntam momento magnético); as espécie
(apresentam alto momento magnético).
tch?v=vjETqU7-1RYo
tch?v=BKPQPTEK5cc&feature=related
tch?v=zRbjSnH3WV8&NR=1
IDADE DE MOLÉCULAS
distinguir dois tipos de pares de elétrons
ntes): pares compartilhados nas ligaçõe
-ligantes): pares não compartilhados.
da água exibe dois pares ligados e
redor do átomo central (oxigênio).
as, os pares eletrônicos ligantes e nã
de maneira a minimizar as repulsões
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r Página 14 de 66
ptica, e ainda ler
número ímpar de
Moléculas que
são chamadas
s radicalares são
:
;
ois
ligantes vão se
entre si. Dessa
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forma, a geometria molec
entre os pares eletrônicos.
O modelo que preconiza e
dos pares eletrônicos na
(valence-shell electron-pai
O modelo RPECV conside
si com a mesma intensida
mais espaço que pares li
Considere a ordem cresce
O uso da teoria RPECV n
o tema desta aula.
2. Teoria de repulsão dos
A Teoria da Repulsão do
Powell e Gillespie) permit
Nestas espécies, um áto
pares de elétrons.
O modelo RPECV foi intro
intuito de auxiliar a previs
Lewis. O modelo RPE
determinação de estrutu
estimativas de geometria
por dados experimentais.
De acordo com o modelo
pares ligados (p.l.) ao red
geometrias. Pode ser est
determinação de geometri
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ular é moldada em função da minimiz
sse comportamento é conhecido como t
camada de valência (RPECV) ou V
repulsion).
ra que os pares ligados e isolados não
de. Segundo o modelo RPECV, pares
gados, provocando maiores distorções
te de intensidade de repulsão eletrônica
estimativa da geometria das mais vari
pares eletrônicos na camada de valê
s Pares Eletrônicos da Camada de Va
prever a geometria de moléculas e í
o central está rodeado por dois, três
uzido por Gillespie e Nyholm na décad
ão de geometrias moleculares a partir
V é uma ferramenta extremament
ras de moléculas de elementos rep
rovidenciadas pela teoria RPECV têm
RPECV, apenas a repulsão entre pare
r do átomo central são relevantes na
belecida a seguinte ordem crescente
s:
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ção da repulsão
eoria de repulsão
EPR, em inglês
se repelem entre
isolados ocupam
nas geometrias.
a seguir.
das moléculas é
cia (RPECV)
lência (Sidgwick,
ns poliatômicos.
, quatro ou mais
de 1950, com o
de estruturas de
e poderosa na
resentativos. As
sido confirmadas
isolados (p.i.) e
eterminação das
de influência na
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repulsão p.l-p.l. < p.l.-p.i. < p.i.-p.i.
Estes pares eletrônicos existentes ao redor do átomo central “orientam” a geometria
da molécula, prevendo ângulos entre as ligações e determinando a posição de
outros átomos (representados por seus núcleos) em relação ao átomo central.
Assim:
– os pares eletrônicos existentes ao redor do átomo central “orientam” a geometria
da molécula;
– quem “determina” a geometria da molécula é a posição dos núcleos dos átomos
que constituem a molécula.
Na molécula de amônia (NH3), a geometria é piramidal triangular (Figura 1). Se o
par isolado tivesse a mesma influência que os pares ligados (as três ligações N-H),o ângulo de ligação HNH se assemelharia ao ângulo interno de um tetraedro
regular: 109,5º. Entretanto, o ângulo HNH = 107º.
Figura 1. Molécula da amônia.
Ângulo:HNH = 107º
(LP significa par isolado).
O parâmetro geométrico mais importante no estudo das geometrias moleculares é o
ângulo de ligação. O ângulo de ligação é definido por três átomos.
2.1Como us ar a teoria RPECV?
Seqüência para Determinação da Geometria Molecular
Para utilizar a teoria RPECV, basta seguir o procedimento a seguir:
1. Desenhar a estrutura de Lewis para a molécula em estudo, de acordo com o
procedimento geral estabelecido na aula de Ligações covalentes.
2. Contar o número de pares de elétrons estereoativos (pares de elétrons
isolados e ligados) ao redor do átomo central. Vale ressaltar que, para uma
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ligação simples, du
contagem. Assim, p
se apenas um par e
3. Escolher uma figura
pares eletrônicos ao
Veja a seguir alguns exem
1o
) A molécula BeH2
OBS: NÃO OBEDECE AO
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la ou tripla, considera-se apenas um p
or exemplo, no CO2 para cada ligação
stereoativo ligado.
geométrica que corresponda à mínima
redor do átomo central, conforme o Qu
los:
OCTETO COMPLETO
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r estereoativo na
upla C=O conta-
repulsão entre os
dro a seguir:
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2o) A molécula BF3
OBS: NÃO OBEDECE AO
3o) A molécula CH4
4o) A molécula NH3
5o) A molécula H2O
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OCTETO COMPLETO
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6o ) A molécula CO2
7o) A molécula HCN
8o ) A molécula SO3
Resumindo: Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência
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VEJA MAIS
Video sobre geometria mol
http://www.youtube.com/w
http://www.youtube.com/w
http://www.youtube.com/w
http://www.youtube.com/w
http://www.youtube.com/w
SAIBA MAIS:
http://educacao.uol.com.br
atomos-em-uma-molecula.
3. POLARIDADE
A eletronegatividade influ
possibilidade de maior ou
pelo outro átomo da ligaçã
O átomo com
compartilhados na ligação
A diferença de eletr
será polar ou apolar. Se a
será apolar, do contrário a
átomos de mesmo element
A polaridade das li
óleo não se dissolverem.
ligações mais fortes conhe
que pudesse dissolver-s
quantidade razoável de e
ligação fosse, também, p
apolares.
Químic
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ecular
tch?v=Cs2P3Bx2IyU
tch?v=Wcmuxkx2zMk
tch?v=jrGBIRjlwIM&feature=related
tch?v=6cDW-LnZD9M&feature=related
tch?v=p8QukyLeoWQ&feature=related
quimica/geometria-molecular-distribuica
htm
encia na ligação entre os átomos, j
menor atração dos elétrons de um do
.
aior eletronegatividade atrai para
covalente.
negatividade entre os elementos deter
diferença de eletronegatividade for igual
ligação será polar. Tal fato ocorre qua
o químico (portanto, substância simples
ações químicas explica fatores como
m razão da polaridade das moléculas d
cidas, o óleo permanece em sua super
na água seria necessário o forne
ergia para “quebrar” suas moléculas o
olar, o que não ocorre, já que óleos
a para ANVISA 2013
Teoria e exercícios
NER LUIZ – Aula 01
r Página 21 de 66
-espacial-dos-
que haverá a
s átomos ligados
si os elétrons
ina se a ligação
a zero, a ligação
do se combinam
.
fato de água e
a água, uma das
ície, já que, para
imento de uma
, ainda, que sua
e gorduras são
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Teoria e exercícios
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Os hidrocarbonetos, moléculas formadas por Hidrogênio e Carbono, muitos
deles derivados do petróleo, são, também, apolares.
Uma substância polar pode dissolver-se numa substância polar, da mesma
forma que as substâncias apolares podem dissolver-se entre si.
A eletronegatividade está, portanto, relacionada à força para rompimento de
ligações químicas das moléculas.
Após analisar o caráter polar (ou iônico) de uma ligação química, você vai
estudar nesta aula como julgar a polaridade de uma molécula poliatômica a partir da
somatória dos vetores momento de dipolo de cada ligação covalente polar.
Considere que o vetor momento de dipolo ( ) represente a polaridade de
uma ligação química. É importante chamar sua atenção para o fato de que apolaridade de uma ligação ou molécula não pode ser medida; apenas o momento de
dipolo é mensurável. Como uma entidade vetorial, é caracterizado pelo seu
módulo (seu tamanho), direção e sentido (o lado para onde o vetor aponta).
Vamos, portanto, fazer um estudo da polaridade das ligações e das moléculas.
3.1. Polaridade de Ligação
A polaridade mostra como os elétrons que fazem a ligação covalente estão
distribuídos entre os dois átomos que se ligam.
3.1.1. Ligação Covalente Apolar (Não-Polar)
É a ligação que ocorre quando os dois elétrons de ligação estão igualmente
compartilhados pelos dois núcleos, ou seja, não há diferença de eletronegatividade
entre os dois átomos que se ligam.
Portanto, ocorre sempre que dois átomos idênticos se ligam.
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Exemplos
3.1.2. Ligação Covalente Polar
É a ligação que ocorre quando os dois elétrons de ligação estão deslocados mais
para um dos átomos, ou seja, a densidade da nuvem eletrônica é maior em torno do
átomo mais eletronegativo.
A eletronegatividade é a tendência do átomo atrair o par eletrônico na ligação
covalente. A fila de eletronegatividade para os principais elementos pode ser representada:
Exemplo
Como o cloro é mais eletronegativo que o hidrogênio, ele atrai para mais perto de si
o par de elétrons compartilhado, originando a formação de um dipolo.
O cloro, por ser mais eletronegativo, adquire uma carga parcial negativa ( –) e o
hidrogênio uma carga parcial positiva ( +).
A formação do dipolo é representada por um vetor mi ( ), chamado momento
dipolar, e orientado no sentido do átomo menos para o mais eletronegativo.
Outros exemplos
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Resumindo temos:
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3.2. A Polaridade de Moléculas
A polaridade de uma molécula depende do tipo de ligação (polar ou apolar) que
ocorre entre os átomos e da geometria da molécula.
3.2.1. Molécula Apolar
Ocorrerá quando:
a) todas as ligações entre os átomos formadores da molécula forem apolares.
Exemplo
b) a soma total dos momentos dipolares for igual a zero ( total = 0).
Exemplos
Obs.: Todo hidrocarboneto é molécula apolar.
3.2.2. Molécula Polar
Ocorrerá quando tivermos ligações polares e a soma total dos momentos dipolares
for diferente de zero ( total 0)
Exemplos
Resumindo temos:
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VEJA MAIS: Até o momento,
compartilhamento de elétr
deles. Existe, no entanto, d
Se for considerada
compartilham um par de
intensidade pelos dois núcl
Por outro lado, qua
compartilhamento será fe
molécula do ácido clorídric
a um átomo de cloro, se
grande diferença na eletro
atração do par de elétrons
que forma a ligação esta
parcial positiva) em torno
negativa) em torno ao clor
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a ligação covalente foi definida
ns entre dois núcleos, sem levar-se em
iferenças marcantes neste compartilham
molécula do hidrogênio, onde dois áto
elétrons, tem-se este par sendo atraíd
eos. O mesmo acontece no caso da mol
ndo átomos diferentes estão ligados,
ito de forma simétrica. Por exemplo,
o. Nesta molécula tem-se um átomo de
do o par de elétrons atraído por amb
negatividade destes átomos resulta nu
pelo núcleo de cloro. Desta maneira, a
rá distorcida, gerando uma falta de el
ao hidrogênio e um excesso deles (
.
a para ANVISA 2013
Teoria e exercícios
NER LUIZ – Aula 01
r Página 27 de 66
como sendo o
conta a natureza
ento.
os de hidrogênio
o com a mesma
écula de cloro.
em sempre este
considere-se a
hidrogênio ligado
s os núcleos. A
a maior força de
nuvem eletrônica
étrons (ou carga
ou carga parcial
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Pode-se então classificar as ligações covalentes em dois tipos: aquelas onde
a nuvem eletrônica não está polarizada, formada com átomos com
eletronegatividades semelhantes, e aquelas onde ela encontra-se polarizada, no
caso de núcleos com eletronegatividades marcadamente diferentes. Estes dois tipos
de ligação covalente são conhecidos como ligação polar e apolar .
Como resultado da polarização de ligações covalentes, tem-se a formação de
dipolos elétrico s. No caso do ácido clorídrico, pode-se representar a formação
deste dipolo elétrico conforme a figura abaixo.
A formação de dipolos elétricos em moléculas, como no caso do HCl, pode
facilmente ser verificado experimentalmente. Ao aplicar um campo elétrico, as
moléculas irão girar de forma a alinhar-se com este campo, conforme mostrado no
esquema abaixo.
HCl
Considere-se, por exemplo, a molécula do CO2. Neste composto, o carbono
apresenta duas ligações com cada oxigênio, uma através de um orbital híbrido do
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tipo sp e a outra com um orbital p puro. Desta maneira, a geometria da molécula é
linear, com ângulo de 180º entre as duplas ligações.
Dada a maior eletronegatividade do oxigênio em relação ao carbono, serão
formados nesta estrutura dois dipolos elétricos, conforme o esquema abaixo. Se os
vetores que representam estes dipolos forem somados, ver-se-á que a resultante é
nula. Em outras palavras, a molécula do CO2 , mesmo sendo formada por ligações
polares, será apolar.
Na molécula da água, H2O, o átomo de oxigênio possui uma hibridização do
tipo sp3, onde dois orbitais híbridos estão com um par de elétrons e os outros dois
formam ligações com átomos de hidrogênio. A geometria da molécula é então
triangular planar, com um ângulo de 104,5º.
Dois dipolos são, então, formados devido a grande diferença de
eletronegatividade entre estes dois átomos. O somatório destes dipolos não é nulo,
o que significa que a molécula da água apresenta uma polaridade resultante,
conforme pode ser visualizado no esquema abaixo.
O somatório dos momentos de dipolo são realizados utilizando vetores. Para
tal, devem-se transpor todos os vetores que representam os dipolos elétricos
existentes na molécula, mantendo-se a inclinação original, de tal forma que o início
de um coincida com o final do outro. O vetor somatório, que representa a
polarização resultante na molécula, é então obtido unindo-se o início do primeiro
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vetor da soma com o final do último. Na figura abaixo, esta operação é
exemplificada para a molécula da água.
VEJA MAIS
http://www.youtube.com/watch?v=-yLlhOmkvy4
http://www.youtube.com/watch?v=Wcmuxkx2zMk&feature=related
C) LEIS PONDERAIS DAS REAÇÕES QUÍMICAS
A relação entre os reagentes numa reação química só foi objeto de interesse dos
químicos na metade final do século XVIII. Como os alquimistas, os químicos
consumavam seus experimentos visando exclusivamente os resultados qualitativos.
A observação constante levou-os a tirar conclusões quantitativas importantes,
sobre os participantes das reações químicas. Neste período surgem as leis das
reações químicas, porém ficaremos mais centrados em duas leis ponderais, a
saber: Lei de Lavoisier (1774) e Proust (1797).
Hoje, com o conhecimento científico acumulado as leis ponderais parecem
muito óbvias. Mas na época em que foram enunciadas o conhecimento e os
equipamentos disponíveis eram exíguos. Só para se ter ideia, Dalton não havia,
ainda, proposto seu Modelo Atômico, a partir do qual apareceram as fórmulas
moleculares, substâncias e as reações químicas.
a) LEIS PONDERAIS
No final do século XVIII, a Química se firma como “Ciência”, principalmente devido
aos experimentos e observações de cientistas, como Lavoisier, Proust e Dalton.
Esses experimentos foram realizados com base nas observações das massas das
substâncias que participavam dos fenômenos químicos, daí o nome Leis Ponderais.
1. Lei de Lavoisier (Lei da conservação das massas)
Antoine Laurent Lavoisier foi o primeiro cientista a dar conotação científica à
Química. No final do século XVIII, ele fazia experiências nas quais se preocupava
em medir a massa total de um sistema, antes e depois de ocorrer a transformação
química.
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Exemplo:
Através da análise dos da
que:
Num sistema fechado, a
química, é igual à massa t
“Na natureza nada se perd
Quando estudamos
quando foi enunciada nã
sempre a massa conse
queimavam papel, no final
ao início dos experiment
expostas ao tempo com o
Lavoisier coube o esclarec
observada devia-se à abso
Antoine Laurent Lacerteza em sistemas fech
oxidação é realizada com
massa; porém, se isso
constante. Já na queima d
do ar forma-se um compo
para a atmosfera, fato que
Na época em que aas equações químicas. El
(1808), como conseqüênc
parece óbvia quando escre
SAIBA MAIS:
Veja a biografia de Lavoisi
http://pt.wikipedia.org/wiki/http://www.explicatorium.c
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dos obtidos em várias experiências, ch
massa total das substâncias, antes
otal após a transformação. Tal lei ficou
e, nada se cria, tudo se transforma”.
, hoje, a lei de Lavoisier é muito sim
era tão clara como atualmente. Naq
vava-se. Assim, quando os químico
notavam que ocorria uma redução na
os; ao contrário, se deixassem umas
passar dos dias essas iam aumentan
imento desses fenômenos; a variação n
rção ou liberação de gases durante as r
voisier mostrou que a massa só eraados. No caso do enferrujamento da
a retirada de oxigênio do ar, ocorrendo
acontecesse num ambiente fechado
papel, basicamente carbono, com a ret
sto gasoso (gás carbônico), que se de
não ocorreria em sistemas fechados.
lei de Lavoisier foi enunciada ainda nãs só apareceriam a partir da Teoria A
ia da lei de Lavoisier. Devido a este f
vemos a equação de uma reação quími
r nos sites abaixo:
ntoine_Lavoisier m/Antoine-Lavoisier.php
a para ANVISA 2013
Teoria e exercícios
NER LUIZ – Aula 01
r Página 31 de 66
gou à conclusão
a transformação
assim conhecida:
les, lógica, mas
uela época nem
s, por exemplo,
assa em relação
peças de ferro
o sua massa. A
a massa que era
ações.
conservada compeça de ferro, a
um acréscimo de
a massa ficaria
irada do oxigênio
sprende e passa
o haviam surgidotômica de Dalton
to, hoje essa lei
a.
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2. Lei de Proust (Lei das
Esta lei é denomin
proporções definidas. Foi
1797, com base em dados
Proust analisou qua
processos oriundas de dif
substância possuía sempr
o cloreto de sódio (o c
composição em termos de
em jazidas terrestres (salg
(salinas), ou seja, aprese
mesma proporção em mas
composição qualitativa e
obtenção.
Assim que a lei de Proust f
para as substâncias quími
entendimento, é só pegar
fixa com 39,3% de sódio e
100 gramas de cloreto de
60,7 gramas de cloro. As
sódio e de cloro no cloreto
Proust se preocupava em
amostras de água de vári
lago, previamente purificad
Assim, Proust concluiu que
Independentemente da ori
formada pelos mesmos
proporção em massa.
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roporções fixas ou definidas)
da, também, lei das proporções const
nunciada pelo químico francês Joseph
reais obtidos em seus experimentos.
ntitativamente diversas substâncias obti
rentes fontes naturais e percebeu que
a mesma composição quantitativa. Pr
onhecido sal de cozinha) possuía s
qualidade e quantidade, sendo ele obtid
ema) ou ainda pela simples evaporaçã
tava sempre a mesma combinação de
sa. Uma mesma substância apresenta
quantitativa, independente da orige
oi estabelecida começaram a surgir as p
cas; eram fórmulas percentuais, em ma
os o cloreto de sódio, que possui com
60,7% de cloro, em massa. Podemos d
sódio existem 39,3 gramas de sódio
im, dizemos que a razão existente ent
de sódio é igual a 39,3/60,7 (proporção
nalisar a composição das substâncias.
as procedências (água de chuva, água
as), e decompostas por eletrólise, ele ve
:
gem de uma determinada substância p
elementos químicos, combinados ent
a para ANVISA 2013
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r Página 32 de 66
antes ou lei das
Louis Proust, em
as por diferentes
ma determinada
ust verificou que
mpre a mesma
o em laboratório,
da água do mar
sódio e cloro, a
empre a mesma
ou forma de
rimeiras fórmulas
ssa. Para melhor
posição ponderal
izer que em cada
combinados com
re as massas de
ixa).
Trabalhando com
de rio, água de
rificou que:
ra, ela é sempre
e si na mesma
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Uma das consequê
substâncias, que indica a
a substância.
Exemplo
No caso da água, temos:
90 g de água fornece 10 g
x = 11,11% de hidrogênio
x = 88,88% de oxigênio
Outra conseqüência da lei
Hidrogênio + oxigênio →
Para 10 g de hidrogênio p
hidrogênio precisamos de
que o hidrogênio reage co
3. Lei de Gay-Lussac
Essa lei trata da combina
Gay-Lussac à Química.
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ncias da lei de Proust é a composiçã
orcentagem, em massa, de cada elem
de hidrogênio e 80 g de oxigênio.
de Proust é o cálculo estequiométrico.
água
recisamos de 80 g de oxigênio para re
240 g de oxigênio. Logo, a proporção,
o oxigênio é a mesma nas duas reaçõ
ção de volumes. Foi uma das maiores
a para ANVISA 2013
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r Página 33 de 66
centesimal das
nto que constitui
agir, em 30 g de
em massa, com
s.
contribuições de
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Química para ANVISA 2013
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Nas mesmas condições de temperatura e pressão os volumes dos gases
participantes de uma reação química mantêm entre si uma relação de números
inteiros e pequenos.
Esta Lei gerou alguma controvérsia com a Teoria Atômica de Dalton, que foi
solucionada por Amadeo Avogadro que estabeleceu a Hipótese de Avogadro:
Volumes iguais de gases quaisquer, nas mesmas condições de temperatura e
pressão, apresentam o mesmo número de moléculas.
Bertholet, um dos mais famosos químicos da época, discordava da lei das
proporções definidas, pois os resultados de seus experimentos divergiam dos
encontrados por Proust. A razão da discordância estava nos métodos de purificação
das substâncias – que, até então, eram rudimentares - e não no cerne da lei. Na
época, as substâncias não eram suficientemente puras, o que proporcionava
composições diferentes para as mesmas misturas.
É bom relembrar que a lei de Proust só se aplica às substâncias puras. As
divergências perduraram por 15 anos, quando a polêmica encerrou-se e a lei das
proporções fixas foi definitivamente aceita pela comunidade científica.
Estas leis abriram caminho para os cálculos estequiométricos, que são
cálculos baseados na conservação e na proporção constante das massas existentes
entre as substâncias envolvidas em uma reação química.
SAIBA MAIS:
Biografia de Proust:
http://pt.wikipedia.org/wiki/Joseph_Louis_Proust
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
A previsão de reações químicas nos diversos processos industriais é de vitalimportância na rentabilidade e na sobrevivência de uma indústria ou até mesmo em
nosso cotidiano.
Nas indústrias, nota-se a preocupação de se otimizar produtos e processos para
que se tenha a melhor relação custo/benefício possível.
No nosso cotidiano, na maioria das vezes, não atentamos para esse conceito, mas
ele fica claro, por exemplo, ao fazermos um bolo. Normalmente seguimos uma
receita, escrita ou que já esteja gravada em nossa memória.
7/16/2019 Quimica Aula 01 Anvisa
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Estes procedimentos que,
quantidade de substânci
estequiometria.
Na relação da quantidad
fórmulas, os elementos e a
1. Conceito
É o cálculo das quantida
reação. Podemos calcular
partículas (moléculas ou át
Todo problema de cálculo
participantes da reação,
Constantes ("Numa reaç
quantidades de reagentes
simples para efetuar os cál
A palavra estequiometria é
Estéquio: do grego Stoikhe
Metria: do grego metron(m
Exemplo:
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, basicamente, consistem na mensura
s envolvidas em reações químicas
e das substâncias é importante que
proporção entre esses elementos e sub
des de reagentes e produtos que pa
essas quantidades em mol; em mass
omos); em volume.
estequiométrico está baseado na propo
seguindo a Lei de Proust ou Lei
o química existe uma proporção co
e produtos”). Isso nos permite utiliza
culos.
de origem grega e significa medida de u
ion (elemento ou substância)
edida)
a para ANVISA 2013
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r Página 35 de 66
ão e cálculo de
é chamado de
se conheça as
stâncias.
rticipam de uma
; em número de
rção em mol dos
das Proporções
stante entre as
a regra de três
ma substância.
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Obs: O exemplo anterio
Conservação das Massas
das massas dos reagentes
Note que para o experime
massas dos reagentes e p
2. A Importância
A estequiometria é de
indústrias ou laboratóriosreagentes a ser usada e
será obtida em condições
3. Revendo Conceitos so
Elementos
Portanto, 1 mol de átomos
número igual a 6,0x1023 át
ocuparão um volume de 2
Químic
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r nos permite ainda citar uma outr
ou Lei de Lavoisier: “Numa reação quí
é igual a somatória dasmassas dos pro
ntos 1 e 2 da reação anterior temos a
odutos:
xtrema importância no cotidiano, pri
, pois objetiva calcular teoricamenteuma reação, prevendo a quantidade
reestabelecidas.
bre Relações Básicas
corresponde à massa atômica express
omos, que, se forem de um gás e esti
,4 L.
a para ANVISA 2013
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r Página 36 de 66
lei. A Lei da
mica a somatória
utos”.
conservação das
ncipalmente nas
quantidade dede produtos que
em gramas, um
erem nas CNTP,
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Substâncias
1 mol de moléculas corr
número igual a 6,02.1023
CNTP, ocuparão um volum
4. Procedimento para res
Na estequiometria, os cál
Gay-Lussac, neste caso pnas mesmas condições
alguns passos abaixo enu
A) Escrever a equação da
B) Acertar os coeficientes (
C) Em seguida, devemos t
e, a partir deles, estabelecreação.
D) estabelecer entre o dad
de três deve obedecer
estabelecida, a partir da
número de moléculas, entr
Vejamos exemplo: Obtenç
A) Escrever a equação
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sponde à massa molecular expressa
moléculas, que, se forem de um gás
e de 22,4 L.
olver exercícios de Cálculo Estequio
ulos serão estabelecidos em função d
ra reações envolvendo gases e desde qe pressão e temperatura. Devemos,
ciados:
reação química;
fazer o balanceamento = igualar o núme
omar os coeficientes da reação devidam
er a proporção em mol dos elementos o
o e a pergunta do problema uma regra d
aos coeficientes da equação químic
proporção em mol, em função da ma
e outros, conforme dados do problema.
o da amônia:
da reação de obtenção da amônia.
a para ANVISA 2013
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r Página 37 de 66
em gramas, um
e estiverem nas
étrico
a lei de Proust e
ue estejam todosportanto, seguir
ro de átomos);
ente balanceada,
u substâncias da
e três. Esta regra
a e poderá ser
ssa, em volume,
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B) Acertar os coeficient
Fazendo o balanceamento
e depois da seta são iguai
C) Obter a PROPORÇ
Ao fazer o balanceamento
estequiométricos que vão
Portanto:
Conhecendo as proporçõerelacionar as quantidades
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es (balanceamento).
, os números de átomos de nitrogênio e
.
O EM MOL através dos coeficientes est
da equação, automaticamente obtemo
os fornecer a proporção em mol.
s em mol, é possível montar algumas ree reagentes e produtos.
a para ANVISA 2013
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r Página 38 de 66
hidrogênio antes
equiométricos.
s os coeficientes
gras de três para
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Exemplos:
Baseado na proporção em
Vejamos alguns exemplos:
Dados para auxiliar as tran
1) Quantos mol de nitrogê
a) Pela equação química b
NH3:
1mol de N2 —— 2 mol de
b) Portanto, para produzir
x mol N2 —— 10 mol NH3
c) Escrevendo mol de N2 e
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mol fornecida pela equação química bal
sformações:
io são necessários para produzir 10 mol
alanceada temos que 1 mol de N2 reage
H3
0 mol de NH3 serão necessários x mol
mbaixo de mol de N2 e mol NH3 embaixo
a para ANVISA 2013
Teoria e exercícios
NER LUIZ – Aula 01
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nceada, temos:
de amônia?
e forma 2 mol de
e N2:
de mol NH3:
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d) RESPOSTA: para produ
(N2).
2) Quantos mol de hidr
nitrogênio?
a) Pela equação química
H2:
1N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(
b) Portanto, para reagir co
0,5 mol N2—— x mol H2
c) RESPOSTA: para reag
hidrogênio (H2).
5. Tipos de Cálculos Est
Dependendo da pergunta
ter as relações das quantid
1. MASSA com MASSA
2. VOLUME com VOLUME
3. NÚMERO DE PARTÍCU
e outras variações, tais co
1. MOL com MASSA
2. MOL com VOLUME
3. MASSA com VOLUME
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zir 10 mol de amônia são necessários 5
gênio são necessários para reagir
alanceada temos que 1 mol de N2 rea
g)
0,5 mol de N2 serão necessários x mol
ir com 0,5 mol de nitrogênio é neces
quiométricos
do problema, além da relação MOL co
ades de reagentes e produtos na forma
LAS com NÚMERO DE PARTÍCULAS
o:
a para ANVISA 2013
Teoria e exercícios
NER LUIZ – Aula 01
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mol de nitrogênio
om 0,5 mol de
ge com 3 mol de
de H2:
sário 1,5 mol de
MOL podemos
de
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e assim por diante.
Para quaisquer transformações das quantidades, sempre utilizaremos as
proporções em mol. As relações entre as grandezas que podem ser usadas, mais
frequentemente são:
1. Relação Quantidade em MolOs dados do problema e as quantidades
incógnitas pedidas são expressos em termos de quantidade em mol. Fazer a
regra de tres.
2. Relação entre Quantidade em Mol e Massa
Os dados do problema são expressos em termos de quantidade em mol (ou massa)
e a quantidade incógnita é pedida em massa (ou quantidade em mol).
3. Relação entre Massa e Massa
Os dados do problema e as quantidades incógnitas pedidas são expressos em
termos de massa.
4. Relação Entre Massa e Volume
Os dados do problema são expressos em termos de massa e a quantidade
incógnita é pedida em volume.
Caso o sistema não se encontrar nas CNTP, deve-se calcular a quantidade em mol
do gás e, a seguir, através da equação de estado, determinar o volume
correspondente.
Por exemplo:
Calcular o volume de CO2 produzido numa temperatura de 27°C e pressão de 1atm, na reação de 16 g de oxigênio com monóxido de carbono.
Dado: constante universal dos gases - 0,082 atm . L . mol –1 . K –1
5. Relação entre número de moléculas (átomos) e massa, quantidade em
mol ou volume
Os dados do problema são expressos em termos de número de moléculas ou
número de átomos e a quantidade incógnita é pedida em massa, quantidade em molou volume.
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Conhecendo as proporçõe
relacionar as quantidades
OBS: PARA FAZEMATÉRIA (MOL) P
PARTÍCULAS, SEM
ESTEQUIOMÉTRIC
TRANSFORMAÇÕE
Exemplos:
1) Para passar 1 mocoeficiente 1 pela m
2) Para passar 2 mol
o coeficiente 2 pelo
3) Para passar 3 mol
coeficiente 3 pelo n
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s em mol, é possível montar algumas re
e reagentes e produtos.
A TRANSFORMAÇÃO DA QUANRA MASSA (g), VOLUME (L) OU N
RE VAMOS MULTIPLICAR OS COE
S (PROPORÇÃO EM MOL) PELOS F
CORRESPONDENTES.
l de N2 para massa em gramas, baassa molecular ou molar do N2:
e NH3 para volume em litros nas CNTP
olume molar de um gás nas CNTP:
de H2 para número de moléculas, b
mero de Avogadro:
a para ANVISA 2013
Teoria e exercícios
NER LUIZ – Aula 01
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gras de três para
IDADE DEMERO DE
FICIENTES
TORES DE
sta multiplicar o
, basta multiplicar
sta multiplicar o
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Resumindo:
OBS: volume medido nasLei de Gay-Lussac (1808)
“Os volumes das substâ
estando nas mesmas con
relação constante de núme
VEJA MAIS:
Exercícios resolvidosRELAÇÃO MASSA - MAS
Na reação gasosa N2 + H2
reagem totalmente 18g de
Acerte os coeficientes da e
Veja os dados informados
e estabeleça uma regra de
3H2 -------------- 2NH3
3x2g-------------- 2x17g
18g -------------- x
x= 102g
Na reação gasosa N2 + H2
se reagem totalmente 280
Acerte os coeficientes da e
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NTP.
ncias gasosas participantes de uma
ições de temperatura e pressão, guar
ros inteiros e menores possíveis”.
A
→ NH3, qual a massa, em g, de NH3
H2?
quação: 1N2 +3H2 ---------2NH3.
(18g de H2) e o que está sendo solicitad
três.
------ NH3, qual a massa, em kg, de N
de N2?
quação: 1N2 +3H2 ---------- 2NH3.
a para ANVISA 2013
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reação química,
am entre si uma
btida, quando se
(massa de NH3)
3 obtida, quando
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Veja os dados informados (280g de N2) e o que está sendo solicitado (massa de
NH3 em kg) e estabeleça uma regra de três.
1N2 -------------- 2NH3
1x28g----------- 2x17g
280g -------------- x
x= 340g ou x= 0,34 kg
RELAÇÃO MASSA - VOLUME
Na reação gasosa N2 + H2 ------- NH3, qual o volume de NH3 obtido nas CNTP,
quando se reagem totalmente 18g de H2?
Acerte os coeficientes da equação: 1N2 +3H2 ----------2NH3.
Veja os dados informados (18g de H2) e o que está sendo solicitado (volume de
NH3 nas CNTP) e estabeleça uma regra de três.
3H2 -------------- 2NH3
3x2g-------------- 2x22,4L
18g -------------- x
x= 134,4L
Na reação gasosa N2 + H2 ------- NH3, qual o volume de H2 consumido nas CNTP,
quando é produzido 340g de NH3?
Acerte os coeficientes da equação: 1N2 +3H2 --------- 2NH3.
Veja os dados informados (340g de NH3) e o que está sendo solicitado (volume de
H2 em L nas CNTP) e estabeleça uma regra de três.
3H2 -------------- 2NH3
3x22,4L--------- 2x17g
x -------------- 340gx= 672L
RELAÇÃO MASSA - Nº MOLÉCULAS
Na reação gasosa N2 + H2 --------- NH3, qual o número de moléculas de NH3 obtido,
quando se reagem totalmente 18g de H2?
Acerte os coeficientes da equação: 1N2 +3H2 --------2NH3.
Veja os dados informados (18g de H2) e o que está sendo solicitado (número demoléculas de NH3) e estabeleça uma regra de três.
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3H2 -------------- 2NH3
3x2g................ 2x6,02x1023 moléculas
18g -------------- x
x= 18,06x1023 ou x= 1,806x1024 moléculas
Na reação gasosa N2 + H2 --------- NH3, qual o número de moléculas de
H2 consumido, quando é produzido 340g de NH3?
Acerte os coeficientes da equação: 1N2 +3H2 --------- 2NH3.
Veja os dados informados (340g de NH3) e o que está sendo solicitado (número de
moléculas de H2) e estabeleça uma regra de três.
3H2..........................................................2NH3
3x6,02x1023 moleculas--------- 2x17g
x -------------------------- 340g
x= 180,6x1023 ou x= 1,806x1025 moléculas
veja mais:
http://www.youtube.com/watch?v=VAvPCe6Bc24&feature=related
D) EXERCÍCIOS PROPOSTOS
1 Com base na distribuição de elétrons dos átomos de nitrogênio e de iodo,
prevê-se que a molécula NI3 é formada por
a) uma ligação iônica entre um íon N3+ e três íons I –.
b) uma ligação covalente tripla entre um átomo de nitrogênio e três de iodo.
c) uma ligação covalente simples e duas ligações duplas entre um átomo de
nitrogênio e três de iodo.d) duas ligações covalentes simples e uma ligação dupla entre um átomo de
nitrogênio e três de iodo.
e) três ligações covalentes simples entre um átomo de nitrogênio e três de iodo.
2 Na tabela abaixo estão relacionadas as estruturas de Lewis para alguns
compostos:
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Estão INCORRETAMENT
a) I, II e III.
b) I, IV e V.
c) II, III e IV.
d) II, IV e V.
3 A substância formapor
a) K2SO4
b) NaCl
c) H2S
d) NaOH
e) BaH2
4 A figura a seguir ap
na molécula de águ
Segundo as características
a) a última camada do
em comum.
b) o átomo de oxig
estabelecimento da ligaçã
c) o núcleo do átomo
elétrons, na sua camada.
d) os dois elétrons d
ligação química mais forte.
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representadas apenas as seguintes est
a exclusivamente por ligações covalent
resenta um modelo de representação d
(H2O).
do modelo apresentado, pode-se afirm
átomos de hidrogênio e oxigênio apres
nio passa a ter quatro elétrons a
.
de hidrogênio não tem nenhum efeit
camada mais próxima do núcleo d
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ruturas:
s é representada
ligação química
r que
nta dois elétrons
mais, após o
o sobre um dos
oxigênio fazem
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5 Para o estudo das r
físicas das substâ
realizados experime
- A substância X conduz
sólido.
- A substância Y não cond
Considerando-se essas inf
a) a substância X é mo
b) a substância X é iôn
c) a substância X é iôn
d) as substâncias X e
6 Os desenhos são r
proporções correta
desenhos podem re
a) oxigênio, água e me
b) cloreto de hidrogêni
c) monóxido de carbon
d) cloreto de hidrogêni
e) monóxido de carbon
7 Assinale a alternatiiônica.
a) CC4
b) CO2
c) CNH4
d) NaC
e) 2MgC
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lações entre o tipo de ligação química
cias X e Y, sólidas à temperatura
ntos que permitiram concluir que:
corrente elétrica no estado líquido, ma
z corrente elétrica em nenhum estado.
ormações, é CORRETO afirmar que:
lecular e a substância Y é iônica.
ica e a substância Y é metálica.
ica e a substância Y é molecular.
são moleculares.
epresentações de moléculas em que s
entre raios atômicos e distâncias in
presentar, respectivamente, moléculas d
tano.
, amônia e água.
o, dióxido de carbono e ozônio.
, dióxido de carbono e amônia.
o, oxigênio e ozônio.
a que apresenta, ao mesmo tempo, liga
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as propriedades
ambiente, foram
s não no estado
procura manter
ternucleares. Os
e:
ções covalente e
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8 Com relação às ligações químicas dos compostos abaixo
I. HC
II. LiF
III.2C
IV. KC
Assinale a alternativa correta.
a) Os compostos II e IV apresentam ligações covalentes.
b) Os compostos I e II apresentam ligações iônica e covalente apolar,
respectivamente.
c) Os compostos III e IV apresentam ligações iônica e covalente polar,
respectivamente.
d) Os compostos I e III apresentam ligações covalentes, apolar e polar,
respectivamente.
e) Os compostos I e III apresentam ligações covalentes, polar e apolar,
respectivamente.
9 O leite materno é um alimento rico em substâncias orgânicas, tais como
proteínas, gorduras e açúcares, e substâncias minerais como, por exemplo, o
fosfato de cálcio. Esses compostos orgânicos têm como característica
principal as ligações covalentes na formação de suas moléculas, enquanto o
mineral apresenta também ligação iônica.
Assinale a alternativa que apresenta corretamente os conceitos de ligações
covalente e iônica, respectivamente.
a) A ligação covalente só ocorre nos compostos orgânicos.
b) A ligação covalente se faz por transferência de elétrons e a ligação iônica
pelo compartilhamento de elétrons com spins opostos.
c) A ligação covalente se faz por atração de cargas entre átomos e a ligação
iônica por separação de cargas.
d) A ligação covalente se faz por união de átomos em moléculas e a ligação
iônica por união de átomos em complexos químicos.
e) A ligação covalente se faz pelo compartilhamento de elétrons e a ligação
iônica por transferência de elétrons.
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10 Considerando suas posições na Tabela Periódica, o hidrogênio e o enxofre
devem formar o composto de fórmula:
a) HS
b) HS2
c) H2S
d) H2S3
e) H3S2
11 O quadro abaixo mostra algumas propriedades físicas de três substâncias
representadas por A, B e C:
B aixaB aixaB aixa10C
B aixaB aixaA lta40B
A ltaA ltaB aixa80 0Aáguaem
deSolubi l ida
D urez atér m ica
adeCondutivid
C)(f u s ão
d ePon t o
Subs t ância o
As substâncias A, B e C são, respectivamente:
a) metálica, molecular, iônica.
b) metálica, iônica, molecular.
c) molecular, metálica, iônica.
d) iônica, molecular, metálica.
e) iônica, metálica, molecular.
12 Em relação aos compostos apresentados a seguir, quais não apresentam
momento dipolar permanente, e são, portanto, moléculas apolares?
Dados de número atômico: H = 1; Be = 4; B = 5; C = 6; N = 7; O = 8; F = 9; H =
1;Cl = 17.
1) H2O2) NH3
3) CO2
4) BF3
5) BeCl2
Estão corretas apenas:
a) 1 e 2
b) 3 e 5c) 1, 2 e 3
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d) 2, 3 e 4
e) 3, 4 e 5
13 As substâncias químicas constituem parte fundamental da nossa vida. A
respiração, a alimentação, a ingestão de água ou outros líquidos e o tratamento
com medicamentos são alguns exemplos de atividades essenciais que envolvem
compostos químicos formados por átomos ou íons que se unem uns aos outros.
Assinale a resposta INCORRETA.
a) No sal (NaCl) que costumamos adicionar aos nossos alimentos, a ligação
química é iônica.
b) A molécula de gás oxigênio que inspiramos é composta de dois átomos que
se unem através de ligação covalente polar.
c) A molécula de gás carbônico que expiramos apresenta duas ligações duplas.
d) As moléculas de água se unem umas às outras através de ligação de
hidrogênio.
e) A grande maioria dos medicamentos é constituída de substâncias orgânicas,
nas quais o tipo mais comum de ligação química presente é a covalente.
14 Algumas propriedades físicas são características do conjunto das moléculas
de uma substância, enquanto outras são atributos intrínsecos a moléculas
individuais.
Assim sendo, é CORRETO afirmar que uma propriedade intrínseca de uma
molécula de água é a
a) densidade.
b) polaridade.
c) pressão de vapor.d) temperatura de ebulição.
15 Assinale a alternativa correta.
a) A molécula CCl4 é apolar e formada por ligações apolares.
b) Toda molécula polar é formada por ligações apolares.
c) A molécula BCl3 possui geometria piramidal e é polar.
d) A molécula CCl3H tem a forma de um tetraedro irregular e é polar.
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e) As moléculas H2S e H2O são angulares e possuem o mesmo valor de
momento dipolar.
16 O gás dióxido de carbono (CO2), principal responsável pelo efeito estufa,
apresenta quatro ligações covalentes _________ e uma _____________ .
Assinale a alternativa que completa, corretamente, o enunciado acima.
a) polares e molécula polar
b) polares e molécula apolar
c) apolares e molécula polar
d) apolares e molécula apolar
e) coordenadas e molécula apolar
17 A capacidade que um átomo tem de atrair eletrons de outro átomo, quando os
dois formam uma ligação química, é denominada eletronegatividade. Esta é uma
das propriedades químicas consideradas no estudo da polaridade das ligações.
Consulte a Tabela Periódica e assinale a opção que apresenta, corretamente, os
compostos H2O, H2S e H2Se em ordem crescente de polaridade.
a) H2Se < H2O < H2S
b) H2S < H2Se < H2O
c) H2S < H2O < H2Se
d) H2O < H2Se < H2S
e) H2Se < H2S < H2O
18 Uma substância sólida X, de alto ponto de fusão é bastante solúvel em um
solvente Y. O solvente Y não é miscível com CCl4.
Pode–se concluir que X e Y são respectivamente, uma substância ___ e umsolvente ____.
a) iônica – polar
b) molecular e apolar
c) iônica – apolar
d) molecular – polar
e) apolar – apolar
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19 Uma substância sólida “X”, de alto ponto de fusão, é muito solúvel em um
solvente “Z”. O solvente “Z” não é miscível com o CCl 4. Uma conclusão
lógica, com respeito a “X” e “Z”, é que são, respectivamente, uma substância
_____ e um solvente _____.
a) molecular – apolar
b) iônica – apolar
c) molecular – polar
d) iônica – polar
e) apolar – apolar
20 Assinale a alternativa onde só aparecem moléculas apolares.
a) BCl3, H2Se, CO2 e H2;
b) NH3, CCl4, CH4 e HCl;
c) CCl4, BCl4, CO2 e BeH2;
d) H2, N2, H2S e O3;
e) BCl3, BeCl2, CO2 e H2O
21 Observe as equações químicas, a seguir:
2NaOH(s) + H2SO4(l) Na2SO4(s) + 2H2O(l)
NaOH(s) + H2SO4(l) NaHSO4(s) + H2O(l)
A lei ponderal que se aplica às reações representadas é enunciada como:
a) “Em uma reação química, os volumes gasosos dos reagentes e dos produtos,
medidos nas mesmas condições de pressão e temperatura, guardam entre si
uma relação constante de números inteiros e pequenos.”
b) “A soma das massas antes de ocorrer a reação química é igual à soma das
massas após a reação química.”
c) “Os ácidos reagem com as bases produzindo sal e água.”
d) “A proporção das massas que reagem permanece constante.”
e) “Volumes iguais de gases quaisquer, sob a mesma temperatura e pressão,
encerram o mesmo número de moléculas.”
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22 Considere a reação de combustão completa do hidrogênio gasoso,
balanceada em menores números inteiros. Comparando-se os reagentes
com o produto da reação, pode-se dizer que eles apresentam igual
I) número total de moléculas;
II) número total de átomos;
III) massa.
Dessas afirmações,
a) apenas I é correta.
b) apenas II é correta.
c) apenas I e II são corretas.
d) apenas I e III são corretas.
e) apenas II e III são corretas.
23 Os gases nitrogênio (N2) e oxigênio (O2) podem reagir em diversas
proporções, formando diferentes óxidos de nitrogênio (NxOy). Em uma
determinada condição foram colocados em um reator 32,0 g de O2 e 20,0 g
de N2 . Terminada a reação, supondo a formação de apenas um tipo de
óxido, é coerente afirmar que foram obtidos :
a) 52,0 g deN2O3.
b) 40,0 g de NO, restando 12,0 g de O2 sem reagir.
c) 48,0 g de NO, restando 4,0 g de N2 sem reagir.
d) 46,0 g de NO2 , restando 6,0 g de N2 sem reagir.
e) 50,0 g de N2O3, restando 2,0 g de O2 sem reagir.
24 Os volumes de gás nitrogênio e de gás oxigênio necessários para a síntese
de 8 L de pentóxido de dinitrogênio, considerando que todos os gases estãonas mesmas condições de temperatura e pressão, são, respectivamente,
2N2 + 5O2 2N2O5
a) 8 L e 20 L.
b) 2 L e 5 L.
c) 5 L e 2 L.
d) 2 L e 2 L.
e) 1 L e 1 L.
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25 O selênio e o enxofre pertencem à família VI A da tabela periódica. Sendo
assim, o seleneto e o sulfeto de hidrogênio são representados,
respectivamente pelas fórmulas:
a) HSe e HS
b) H2Se e HS
c) HSe e H2S
d) H2Se e H2S
e) H3Se e H3S
26. As moléculas de água e dióxido de carbono (CO2) são triatômicas, porém
a molécula de água é polar e a de CO2 é apolar. Em relação ao tipo de
ligação química e à geometria dessas moléculas, assinale a proposição
correta.
a) Na molécula de CO2 o momento de dipolo é diferente de zero ( 0), pois
as densidades eletrônicas do carbono e oxigênio são deslocadas em
sentidos opostos e os dois dipolos se anulam.
b) A molécula de dióxido de carbono é estabilizada por ligação química
covalente e, nesta ligação, o átomo de carbono compartilha 3 pares de
elétrons com os oxigênios.
c) A molécula de CO2 apresenta duas ligações duplas e geometria angular.
d) A molécula de água é estabilizada por ligação química covalente e, nesta
ligação, o átomo de oxigênio compartilha 2 elétrons com os hidrogênios e 2
pares de elétrons permanecem livres.
e) A molécula de água apresenta geometria angular e seu momento dipolar é
igual a zero ( = 0).
27 O sódio produzido reage imediatamente com o nitrato de potássio,
produzindo mais nitrogênio gasoso:
10Na(s) + 2KNO3(s) N2(g) + 5Na2O(s) + K2O(s)
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Considerando essa seqüência de reações, a quantidade de matéria de gás
nitrogênio produzida por 1 mol de azida de sódio é de:
a) 1,5 mol
b) 1,6 mol
c) 3,0 mol
d) 4,0 mol
28 A decomposição do carbonato de cálcio, por aquecimento, produz óxido
de cálcio e dióxido de carbono. A partir de 100 g de carbonato de cálcio, e
sabendo-se as massas molares: Ca (40 g/mol), C (12 g/mol) e O (16
g/mol), é correto afirmar que:
a) pode-se obter no máximo 40 g de óxido de cálcio.
b) se tivermos este sistema em equilíbrio, o mesmo será deslocado no sentido
de produtos, caso aumentemos a pressão sobre o mesmo.
c) pode-se obter no máximo 1 mol de dióxido de carbono.
d) pode-se obter no máximo 200 g de produtos.
e) se forem consumidos 50 g de carbonato de cálcio, serão produzidos 1 mol de
óxido de cálcio.
29 Ácido clorídrico de alta pureza pode ser obtido pela reação entre cloro e
hidrogênio, seguida pela dissolução do cloreto de hidrogênio em água.
Esses processos podem ser representados pelas equações:
Cl2(g) + H2(g) 2 HCl(g)
HCl(g) HCl(aq)
Considere a situação em que 1,0 mol de Cl2 seja posto para reagir com 2,0
gramas de H2 e o cloreto de hidrogênio obtido seja totalmente dissolvido em 1,0
L de água.
Nessa situação, a afirmativa FALSA é
a) a concentração da solução de ácido obtida é 2,0 mol/L.
b) a massa de cloro que reage é 71 g.
c) a quantidade de HCl(g) produzida é 73 g.
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d) o reagente em excesso é H2(g).
30 O gás cloro (Cl2) é muito utilizado na indústria química e, em laboratório,
pode ser obtido através da reação representada na seguinte equação
balanceada:
O (l)4H(g)5 /2ClKCl(aq )(aq )MnCl8HCl(aq )(aq )KMnO
2224
Para se produzir 2,0 L de cloro, nas CNTP, a massa (g) necessária de KMnO4 é,
aproximadamente,
a) 11,4.
b) 0,09.
c) 2,5.
d) 5,6.
GABARITO
1 E 11 E 21 B
2 D 12 E 22 E
3 C 13 B 23 D
4 A 14 B 24 A
5 C 15 D 25 D
6 D 16 B 26 D
7 C 17 E 27 B
8 E 18 A 28 C
9 E 19 D 29 D
10 C 20 C 30 D
QUESTÕES RESOLVIDAS
1. 46,0 g de sódio reagem com 32,0 goxigênio formando peróxido de sódio.
Quantos gramas de sódio serão necessários para obter 156 g de peróxido de
sódio?
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a) 23,0
b) 32,0
c) 69,0
d) 78,0
e) 92,0
Alternativa “e”.
Sódio + oxigênio → peróxido de sódio46,0 g 32,0g x
Somando as massas dos reagentes, temos a massa do produto:
x = 46,0 g + 32,0 g = 78, 0g
Agora fazemos a regra de três, pois, segundo a Lei de Proust, a proporção das
massas deve ser mantida constante:
sódio + oxigênio → peróxido de sódio
46,0g ----------------------- 78,0g
y --------------------------156g
y = 92,0g
2. Com o objetivo de se estudar a combustão de etanol, C 2H5OH , e de palha
de aço, representada simplificadamente como Fe , foram realizados dois
experimentos:
Experimento I - Uma certa quantidade de etanol foi colocada em uma lamparina,
que, em seguida, foi pesada. Após a queima parcial do álcool, pesou-se
novamente o sistema (lamparina + álcool).
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Experimento II - Uma certa quantidade de palha de aço foi colocada em um
cadinho de porcelana, o qual, em seguida, foi pesado. Após a queima da palha
de aço, pesou-se novamente o sistema (cadinho + palha de aço queimada).
Com base nos resultados desses dois experimentos, faça o que se pede.
a) ESCREVA as equações químicas balanceadas das reações de combustão
completa de cada sistema.
b) INDIQUE se a massa obtida, no final do Experimento I, ficou menor , igual ou
maior que a massa
inicial. JUSTIFIQUE sua resposta com base na lei de conservação da massa
(lei de Lavoisier).
c) INDIQUE se a massa obtida, no final do Experimento II, ficou menor , igual ou
maior que a massa inicial. JUSTIFIQUE sua resposta com base na lei de
conservação da massa (lei de Lavoisier).
Gab:
a) Experimento I: CH3CH2OH(l) + 3O2(g) 2CO2(g) + 3H2O(g)
Experimento II: 2Fe(s) + 3/2O2(g) Fe2O3(s)
b) Indicação: Menor
Justificativa: Como o sistema é aberto, incorpora oxigênio do ar nos
reagentes e os produtos, ambos gasosos, são eliminados, contribuindo
para a diminuição da massa.
c) Indicação: Maior
Justificativa: Na queima da palha de aço há incorporação do oxigênio na
produção do ácido.
3. Ao se analisar um sólido desconhecido, observa-se que ele apresenta as
seguintes propriedades:
m acion tere lativ am eÉIV
elétricacor r en t ec o ndu zNãoIII
águaeminsolúvelteP raticam enII
baixafusãod eaTem per aturI
a) Indique o tipo de ligação esperado entre as partículas dessa substância.
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b) Com base no tipo de ligação esperado entre as partículas, explique por que o
sólido desconhecido apresenta temperatura de fusão baixa.
c) Explique por que as partículas dessa substância não conduzem eletricidade.
Gab:
a) Dispersão de London ou forças de Van der Waals, ou dipolo induzido ou
dipolo instantâneo.
b) A atração entre suas partículas é fraca, portanto necessita-se de pouca
energia para separá-las. Logo, a temperatura de fusão é baixa.
c) As partículas são apolares (insolúveis em H2O). Para haver condução de
eletricidade é necessário que haja partículas carregadas e móveis (elétrons
livres ou íons).
4. Iodo e flúor formam uma série de compostos binários que apresentam em
suas análises as seguintes composições:
Composto % massa de iodo % massa de flúor
A 87,0 13,0
B 69,0 31,0
C 57,0 43,0
a) Qual a conclusão que pode ser extraída desses resultados com relação às
massas de flúor que se combinam com uma certa massa fixa de iodo?
Demonstre essa conclusão.
b) É possível deduzir, usando apenas os dados fornecidos para o composto A,
que sua fórmula mínima é IF? Justifique sua resposta.
Gab:
a) Fixando-se 100 g de iodo e com os dados fornecidos, pode-se construir a
tabela abaixo:Com posto m ass a de Iodo (g) m assa de flúor (g)
A
B
C
8 71 0 069
10 05 71 0 0
1 3x - 14,9431y - 44,9343z - 75 ,44
Portanto, para uma massa fixa de iodo (100 g), temos uma proporção de
massas de flúor de: 14,94 g : 44,93 g : 75,44 g
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Dividindo-se pelo menor número (14,94 g), acha-se a proporção: 1 : 3 : 5, o que
confirma o enunciado da Lei de Dalton: “Quando se combinam dois elementos
químicos (no caso, iodo e flúor), formando diferentes compostos, fixando-se a
massa de um deles (iodo), as massas do outro (flúor) mantêm entre si uma
proporção de números inteiros e, em geral, pequenos”.
b) Não, pois sendo conhecida a proporção em massa entre os dois elementos
químicos que formam um composto e desejando-se obter a fórmula mínima
(menor proporção em mol dos mesmos elementos no composto), é necessário
saber a proporção entre as massas atômicas dos dois elementos. Não sendo
estas últimas fornecidas, não se torna possível deduzir que a fórmula mínima
é IF.
5. Assinale a opção que contém a afirmação FALSA:
a) NH3 tem três momentos de dipolo elétrico cujo somatório não é nulo.
b) CH4 tem quatro momentos de dipolo elétrico cujo somatório é nulo.
c) CO2 tem dois momentos de dipolo elétrico cujo somatório é nulo.
d) O momento de dipolo elétrico total do acetileno é zero.
e) A ligação H2
C = CH2
tem momento de dipolo elétrico menor do que a ligação
HC CH.
Gab: E
RESOLUÇÃO
a) Verdadeiro geometria piramidal T 0
b) Verdadeiro geometria tetraédrica T = 0
c) Verdadeiro geometria plana linear T = 0
d) Verdadeiro geometria plana linear T = 0e) Falso não há diferença entre os momentos de dipolo, ambos são nulos
T = 0.
6. Considere as moléculas de HF, HCl, H2O, H2, O2 e CH4.
a) Classifique essas moléculas em dois grupos: polares e apolares.
b) Qual a propriedade referente ao átomo e qual a referente à molécula em que
se baseou para classificá-las?Gab:
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a) polares: HF, HCl, H2O;
b) átomo: eletronegativid
7. Analise as afirmati
verdadeiras, justific
a) Sólidos iônicos são
b) Compostos apolare
c) Caso não sofresse
d) A estrutura geométri
Gab:
a) Falsa. Os composto
quando fundidos.
b) Falsa. Compostos apo
polar.
c) Verdadeira. O boro te
camada que seria utiliza
d) Falsa. Bipiramidal qua
8. O dióxido de car
propriedades bem
sempre monoméric
combinam-se duas
Lewis, explique esta
e o dióxido de nitrog
Gab:
Configuração eletrônicasC: 1s2|2s2 2p2; N: 1s2|2s2
As moléculas de CO2 sã
de oxigênio não têm e
estabilizados.
As moléculas de NO2 co
átomo de nitrogênio tligação. A molécula de N
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aporlares: H2, O2, CH4.
ade; molécula: geometria e simetria
vas abaixo e indique se as mesma
ndo cada caso.
bons condutores de eletricidade.
são solúveis em água.
ibridização, o boro formaria a molécula
ica da molécula de hexafluoreto de enxo
s orgânicos são bons condutores
lares são insolúveis em água, pois es
um elétron desemparelhado no sub
o para a formação de uma ligação co
drática.
ono e o dióxido de nitrogênio são
iferentes. Por exemplo: no primeiro, a
s; no segundo, em temperatura adequa
a duas, originando dímeros. Com base
diferença de comportamento entre o di
ênio. Números atômicos: C = 6; N = 7;
:2p3; O: 1s2|2s2 2p4
sempre monoméricas, pois os átom
létron desemparelhado, ou seja, o
mbinam-se duas a duas originando
m um elétron desemparelhado dis2 é denominada molécula ímpar.
a para ANVISA 2013
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r Página 61 de 66
são falsas ou
F.
re é tetraédrica.
de eletricidade
a é um solvente
ível p da última
o flúor.
dois gases de
s moléculas são
da, as moléculas
nas fórmulas de
óxido de carbono
= 8.
os de carbono e
átomos estão
dímeros, pois o
ponível para a
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A equação química do pr
2222 NONONONO
ou422 ONNO2
9. O selênio e o enxo
assim, o selenet
respectivamente pel
a) HSe e HS
b) H2Se e HS
c) HSe e H2S
d) H2Se e H2S
e) H3Se e H3S
GAB: D.
A relação entre a posi
estabelece que os com
camada de valência, se
formar ligações covalen
compartilhar dois átomo
apenas 1 elétron, é precio sulfeto de hidrogênio (
10.A capacidade que um
dois formam uma ligaç
das propriedades quím
Considerando os três
abaixo:a) Demonstre o númer
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ocesso:
re pertencem à família VI A da tabela
e o sulfeto de hidrogênio são
as fórmulas:
ção na Tabela periódica e o núm
ponentes da família VI A possua
do que apenas 2 elétrons podem
tes. Assim sendo, o Selênio e o E
s em suas ligações. Como o Hidrog
so dois átomos de H para formar o s2S).
átomo tem de atrair elétrons de outro á
o química, é denominada eletronegativi
icas consideradas no estudo da polarid
ompostos: SiCl4, AsH3 e SeH2, respo
o de ligações apolares nos três compost
a para ANVISA 2013
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r Página 62 de 66
periódica. Sendo
representados,
ro de ligações
6 elétrons na
er usados para
xofre precisam
nio compartilha
leneto (H2Se) e
tomo, quando os
ade. Esta é uma
de das ligações.
da as perguntas
s?
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b) Demonstre os pares
c) Quais são os comp
Gab:
a) Todas as ligações
polares devida à
diferentes element
todas são polares..
b) O Si pertence ao
composto SiCl4, o
formar 4 ligações
livres. O As perten
ligações covalent
Portanto, o compo
ao grupo 6, tem 6
no composto SeH
SeH2, há 2 pare
eletrônicos livres.
c) Considerando a ge
teoria VSEPR e da
SiCl4, e dois são p
11.Na obtenção do áci
a obtenção do dióxientre o dissulfeto d
oxidado formando t
adicionada água, pa
a) Escreva as equaçõ
obtenção do ácido s
b) Calcule a quantida
dissulfeto de ferro (IIGab:
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eletrônicos livres existem nos três comp
stos apolares e quais são os polares? J
ntre Si e Cl, entre As e H e entre Se
diferença de eletronegatividade exi
os. Portanto, o número de ligações
grupo IV e tem então 4 elétrons
Si compartilha os seus 4 elétrons
covalentes. Portanto, não possui p
ce ao grupo V, tem 5 elétrons de valê
s no composto AsH3, sobrando 2
sto AsH3 possui 1 par eletrônico livr
elétrons de valência e formam 2 liga
, sobrando 4 elétrons livres. Portant
eletrônicos livres. No total, são
ometria dos três compostos determi
a abaixo, é possível dizer que um co
lares, AsH3 e SeH2.
o sulfúrico três etapas se destacam: ini
do de enxofre e do óxido de ferro (III),ferro (II) e gás oxigênio; a seguir, o dió
rióxido de enxofre; finalmente, ao trióx
ra a formação do ácido sulfúrico.
es químicas que representam as eta
ulfúrico.
e de ácido sulfúrico produzida a part
I).
a para ANVISA 2013
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r Página 63 de 66
ostos?
stifique.
H são ligações
stente entre os
apolares é zero,
e valência. No
com os Cl para
res eletrônicos
ncia e formam 3
elétrons livres.
. O Se pertence
ções covalentes
o, no composto
então 3 pares
nada a partir da
posto é apolar,
cialmente, ocorre
partir da reaçãoxido de enxofre é
ido de enxofre é
as descritas na
ir de 364 kg de
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a) As equações químicas devem ser apresentadas balanceadas e com a
descrição do estado de agregação das substâncias, por exemplo, (l), (s), etc.
4FeS2(s) + 11O2(g) 8SO2(g) + 2Fe2O3(s)
2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)SO3(g) + H2O(l) H2SO4(l)
b) 1 mol de FeS2 ----------120 g
X ---------------------364000g
X = 3033,33 mol de FeS2
1 mol de FeS2 --------------------------- 2mol H2SO4
3033,33 mol de FeS2----------------X
X = 6066,66mol H2SO4
1 mol de H2SO4 -----------98,1 g
6066,66mol H2SO4------------------- X
X = 595,14 kg de H2SO4
12.Uma mistura de carbonato de amônio e carbonato de cálcio foi aquecida até
a completa decomposição. Obteve-se 0,20 mol de um resíduo sólido, além de
uma mistura gasosa que, resfriada a 25 ºC, condensou-se parcialmente. A
fase gasosa restante, a essa mesma temperatura e sob 1 atm de pressão,
ocupou 12,2 L.
a) Escreva a equação que representa a decomposição do carbonato de amônio
e a que representa a decomposição do carbonato de cálcio, indicando o
estado físico de cada substância a 25 ºC.
b) Calcule a quantidade, em mol, de carbonato de amônio e de carbonato de
cálcio na mistura original.
Dados:
Volume molar dos gases a 25 ºC e 1 atm: 24,4 L/mol
A pressão de vapor d'água, a 25 ºC, é desprezível.
Gab:
a) decomposição térmica do carbonato de amônio (NH4)2CO3(s)
I. (NH4)2CO3(s) 2NH3(g) + H2O() + CO2(g)
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decomposição térmica do carbonato de cálcio CaCO3(s)
II. CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
(s) – sólido
(g) – gás() – líquido
b) Carbonato de amônio = 0,1 mol
Carbonato de cálcio = 0,2 mol
13.A azida de sódio, NaN3, quando inflamada sofre decomposição rápida
fornecendo nitrogênio gasoso que é utilizado para inflar os sacos de ar ("air-
bags") de automóveis, de acordo com a reação:
2 NaN3(s) 2 Na(s) + 3 N2(g ).
Quantos mol de azida de sódio são necessários para gerar nitrogênio suficiente
para encher um saco de plástico de 44,8 L à 0 C e à pressão atmosférica?
Dados: R = 0,082 L atm mol-1 K-1.
Massa atômica (g mol-1): N = 14; Na = 23.
Considere que o nitrogênio gasoso tem comportamento ideal nas condições
acima.
a) 1/3
b) 2
c) 3
d) 2/3
e) 4/3
Gab: E
Justificativa:
A equação: 2NaN3(s) 2Na(s) + 3N2(g ) já está balanceada e tem-se uma relação
de 2:3 entre o número de mol da azida de sódio e do gás nitrogênio. Sabe-se ainda
que nas CNTP um gás ideal ocupa 22,4 L. Logo, 44,8 L corresponde a 2 mol de
nitrogênio gasoso. Por-tanto, o número de mol de azida de sódio é: 2x2/3 = 4/3.
14.A Conferência de Kyoto sobre mudanças climáticas, realizada em 1997,
estabeleceu metas globais para a redução da emissão atmosférica de CO2.
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A partir daí, várias técnicas para o seqüestro do CO2 presente em emissões
gasosas vêm sendo intensamente estudadas.
a) Uma indústria implantou um processo de seqüestro de CO2 através da
reação com Mg2SiO4, conforme a equação representada a seguir:
MgSiO4 + 2CO2 MgCO3 + SiO2
Determine, apresentando seus cálculos, o número de mol do óxido formado
quando 4400 g de CO2 são seqüestrados.
b) Essa indústria reduziu sua emissão para 112.000 L de CO2 por dia nas
CNTP.
A meta é emitir menos de 500 kg de CO2 por dia. Indique se a indústria
atingiu a meta. Justifique sua resposta.
Gab:
a) 4400g de CO2 correspondem a 100 mol, pois a massa molar dessa
substância é igual a 44 g/mol. Como 2 mol de CO2 são necessários para
produzir 1 mol de SiO2, formam-se 50 mol de SiO2.
b) Uma emissão de 5000mol/dia. Logo, a emissão é de 220kg/dia. Portanto,
a emissão é menor do que 500kg/dia, o que significa que a indústria
atingiu a sua meta.