Resumo pensamento computacional Pr Prova PDF

**Resumo pensamento computacional** As variáveis são espaços na memória do computador que podem ser alterados ao longo do tempo enquanto as constantes são valores que não mudam cada linguagem de programação tem seus próprios tipos de dados, mas os mais comuns são os inteiros hoje reais e os caracte...

**Resumo pensamento computacional** As variáveis são espaços na memória do computador que podem ser alterados ao longo do tempo enquanto as constantes são valores que não mudam cada linguagem de programação tem seus próprios tipos de dados, mas os mais comuns são os inteiros hoje reais e os caracteres os 3 tipos principais de variável e constantes na programação são; **Numéricas;** armazenam números que podem ser usados para cálculos podem ser classificados como em inteiras ou reais. **Textuais;** armazenam conjuntos de caracteres que não contenham números como nomes. **Lógicas;** Armazém nadado lógicos que podem ser verdadeiros ou falsos. Algoritmos Um algoritmo é uma sequência de raciocínios instruções ou operações para alcançar um objetivo sendo necessário que os passos sejam finitos e operados sistematicamente. Características **Função;** realizar uma tarefa ou resolver um problema. **Estrutura;** sequência de instruções claras e bem definidas. **Exemplos;** receita do bolo, ordenação de dados, criptográfica, roteamento de rede, Aprendizado de máquina. **Aplicações;** Programação de computadores, redes sociais, previsão de tendências. Linguagem Tipo C A linguagem Tipo C é uma linguagem de programação de alto nível que foi criada nos anos de 1970 para desenvolvimento de sistemas operacionais. Ela é amplamente utilizada em sistemas embarcados. As principais estrutura da linguagem Tipo C são as estruturas básicas, tipos de dados, operadores, estruturais de controle de fluxo, funções, Vetores e matrizes, ponteiros e structs. Tipo de dados A linguagem tipo c possui vários tipos de dados, como inteiros, ponto fluente, Caracteres e boolianos. As principais características da linguagem tipo c Em programação, a linguagem é por onde o hardware (máquina) e o programador se comunicam. É um processo formal que funciona por meio de uma série de instruções, Símbolos, Palavras chaves e regras semânticas. É por meio da linguagem que o programador controla o computador o comportamento físico e lógico de uma máquina A chamada linguagem de baixo nível tem instruções mais diretas e o sistema é constituído apenas por sequência de 0 e 1 chamado de código binário esse tipo de linguagem requer conhecimento para utilizá- las assim como domínio do hardware Do equipamento que se está programando, não só o seu laptop mas também a máquina de lavar roupas, a cafeteria, ou microondas usam essa linguagem. A linguagem Tipo C é chamada de **linguagem nível intermediária**, pois combina os elementos das linguagens de alto nível com um funcionalismo de linguagem nível máquina com a linguagem Tipo C é possível ter controle exato de como um programa se comporta e dá acesso direto a partes do hardware como o espaço na memória do computador. Suas características e aplicação são Dá linguagem Tipo C **Portabilidade** significa que a linguagem pode ser compilada em diversas arquiteturas, em mac ou pc, como Linux ou Windows, uma característica que nem toda linguagem possui. **Simplicidade**; seguindo as regras, dificilmente vai cometer erros que possam comprometer o seu programa. O compilador (Um programa de sistema que traduz o código legível para os seres humanos e converte para a linguagem binária que o processador entende), também avisa a maior parte dos erros de sintaxe que você cometer. **Resumo Química Aplicada** O Átomo Toda matéria é composta por átomos, cuja estrutura é compreendida através das propriedades das partículas e ondas presentes no sistema. As variações nas propriedades dos átomos explicam diversos fenômenos químicos. Para entender a mecânica quântica aplicada aos átomos, é necessário estudar tanto conceitos teóricos quanto experimentais. Origem dos Átomos A palavra "átomo" vem do grego "átomos", que significa indivisível. Devido à complexidade da estrutura interna dos átomos, que não se alinha com os princípios da física clássica, surgiu a Mecânica Quântica. Esta área estuda as propriedades químicas dos elementos, a estrutura eletrônica dos átomos, o arranjo dos elétrons no núcleo e os movimentos prováveis dos elétrons, buscando entender a natureza da matéria e da radiação. Definição e Modelos Atômicos Os modelos atômicos são representações teóricas que descrevem a estrutura interna dos átomos. Desde a Grécia Antiga, esses modelos têm evoluído com o avanço das investigações científicas, especialmente a partir da década de 1850 até o século XX. Durante esse período, ficou evidente que os átomos possuem uma estrutura interna complexa, composta por partículas subatômicas, como prótons, nêutrons e elétrons. Principais Modelos Atômicos Modelo de Dalton (1803): Propôs que os átomos eram esferas indivisíveis e indestrutíveis. Modelo de Thomson (1897): Introduziu a ideia de que os átomos eram compostos por elétrons negativos imersos em uma "sopa" positiva. Modelo de Rutherford (1911): Descobriu que o átomo possui um núcleo pequeno e denso, carregado positivamente, com elétrons orbitando ao redor. Modelo de Bohr (1913): Sugeriu que os elétrons orbitam o núcleo em níveis de energia definidos. Modelo de Schrödinger (1926): Desenvolveu o modelo mecânico quântico, onde os elétrons são descritos por funções de onda e não têm órbitas definidas. Esses modelos foram fundamentais para o entendimento atual da estrutura atômica e continuam a ser aprimorados com novas descobertas científicas. No século V a.C., Demócrito, um filósofo grego, propôs que toda a matéria era composta por partículas indivisíveis chamadas átomos, que significam "irrompíveis" ou "indivisíveis". Embora essa ideia não tenha sido aceita por seus contemporâneos, como Platão e Aristóteles, evidências científicas posteriores começaram a apoiar o conceito de atomismo, levando às definições modernas de elementos e compostos. John Dalton foi o primeiro a desenvolver um modelo atômico amplamente aceito, definindo os átomos como os blocos de construção indivisíveis da matéria. Segundo Dalton, os elementos são formados por átomos extremamente pequenos e todos os átomos de um mesmo elemento são idênticos em tamanho, massa e propriedades químicas. No entanto, os átomos de diferentes elementos possuem propriedades distintas. Compostos Químicos Formados por átomos de mais de um elemento. Em qualquer composto, os mesmos tipos de átomos estão sempre presentes nos mesmos números relativos. Reações Químicas Podem rearranjar átomos, mas não criá-los ou destruí-los. Modelos Atômicos John Dalton: Átomos são partículas indivisíveis, esféricas e indestrutíveis, comparáveis a bolas de bilhar. J.J. Thomson: Modelo do pudim de passas, onde o átomo é uma esfera com carga positiva e elétrons negativos incorporados uniformemente. Ernest Rutherford: Utilizou partículas alfa (α) para provar seu modelo de estrutura atômica. Descobriu que a maioria das partículas α atravessava folhas finas de ouro sem desvio significativo, mas algumas eram desviadas em grandes ângulos, indicando um núcleo denso e positivo. Modelo Atômico de Rutherford: A maior parte do átomo é espaço vazio, com cargas positivas concentradas em um núcleo central denso. Esse núcleo é responsável pela repulsão e deflexão observadas em seus experimentos. A existência do elétron e do próton foi comprovada. Contribuições de Outros Cientistas: James Chadwick (1932): Confirmou a presença do nêutron, que ajuda na aglomeração dos prótons no núcleo. Niels Bohr: Explicou que os elétrons giram em torno do núcleo em órbitas quantizadas estacionárias, fixas e constantes. Erwin Schrödinger (1926): Desenvolveu a teoria sobre o movimento do elétron, mostrando-o em níveis bem separados e de forma mais complexa. Partículas Elementares: Prótons, nêutrons e elétrons são as partículas fundamentais do átomo. Estudos sobre Radiação: Cientistas estudaram a radiação, emissão e transferência de energia em forma de ondas, aprimorando o entendimento da estrutura atômica. Experimentos com raios catódicos mostraram que os átomos contêm elétrons e são eletricamente neutros, com quantidades iguais de carga positiva e negativa. Importante Átomo Nuclear: Núcleo do Átomo: Contém prótons (partículas com carga positiva) e nêutrons (partículas sem carga), concentrados em um pequeno volume central do átomo. Eletrosfera: Os elétrons (partículas com carga negativa) estão distribuídos em um volume esférico ao redor do núcleo, formando a eletrosfera. Proporção de Tamanho: O núcleo é muito menor em comparação com a eletrosfera. Características Básicas do Elétron e Partículas Subatômicas: Experimentos de Millikan (1908): Definiram as características básicas do elétron. Partículas Fundamentais: Prótons, elétrons e nêutrons são essenciais para a química. Número Atômico (Z): Indica o número de prótons no núcleo de um átomo e também o número de elétrons em átomos neutros. Número de Massa (A): Soma dos prótons e nêutrons no núcleo de um átomo. Cálculo de Nêutrons: Número de nêutrons = Número de Massa (A) - Número Atômico (Z). Núcleons: Termo coletivo para prótons e nêutrons, que são partículas dentro do núcleo. Isótopos: Átomos do mesmo elemento que possuem o mesmo número atômico (Z), mas diferentes números de massa (A) devido à variação no número de nêutrons. Hidrogênio possui três isótopos principais: Prótio: 1 próton e 0 nêutrons. Deutério: 1 próton e 1 nêutron. Trítio: 1 próton e 2 nêutrons. As propriedades químicas de um elemento são determinadas principalmente pelos prótons e elétrons, já que os nêutrons não participam das reações químicas em condições normais. Portanto, os isótopos de um mesmo elemento têm propriedades químicas e reatividades semelhantes, formando compostos similares. Teoria Quântica e Estrutura Eletrônica: Conceitos Essenciais: Interação Química e Física: A química moderna utiliza conceitos de química e física, especialmente no estudo da radiação. Radiação Eletromagnética: Definição: Produzida por campos elétricos e magnéticos, viaja pelo vácuo à velocidade da luz (aproximadamente (3 \\times 10\^8) m/s). Exemplos: Ondas de rádio e luz visível. Importância: Crucial para estudar átomos, mostrando como elétrons interagem com campos elétricos. Elementos de uma Onda Eletromagnética: Intensidade do Campo Elétrico: Representada por setas. Amplitude da Onda: Distância entre dois picos. Frequência: Medida em hertz (Hz), número de ciclos por segundo. Comprimentos de Onda: Diferentes comprimentos correspondem a diferentes partes do espectro eletromagnético. Luz visível varia de 700 nm (vermelho) a 400 nm (violeta). Radiação, Quanta e Fótons: Corpo Negro: Emite luz visível branca devido ao calor. Lei de Stefan-Boltzmann: Quantifica a variação da intensidade da radiação com a temperatura ((P = \\sigma T\^4)). Lei de Deslocamento de Wien: Comprimento de onda de máxima intensidade é inversamente proporcional à temperatura ((\\lambda\_{\\text{max}} = \\frac{c\_2}{T})). Hipótese de Planck: Energia trocada em pacotes discretos chamados quanta ((E = h\\nu)). Fótons: Partículas de energia associadas à radiação eletromagnética. Energia de um fóton é dada por (E = h\\nu). Efeito Fotoelétrico: Definição: Um fóton com energia (h\\nu) atinge uma superfície metálica e sua energia é absorvida por um elétron. Dualidade Onda-Partícula da Matéria Condição: Se a energia do fóton for maior que a função de trabalho do metal (Φ ), o elétron pode ser expelido do metal. Comportamento da Radiação Eletromagnética: Efeito Fotoelétrico: Indica comportamento semelhante a partículas. Experimentos de Difração: Indicam comportamento semelhante a ondas. Conceito: A radiação eletromagnética possui dualidade onda-partícula. Modelos: Modelo de Ondas: Intensidade proporcional ao quadrado da amplitude da onda. Modelo de Partículas: Intensidade proporcional ao número de fótons. Teoria de Louis de Broglie Propostas: Todas as partículas possuem propriedades de ondas. O comprimento de onda (λ ) é inversamente proporcional à massa (m ) e à velocidade (v ). Equação de de Broglie: λ=mvh​ Onde h é a constante de Planck (6,626×10−34 J.s). Momento Linear: Produto da massa pela velocidade (p=mv). Propriedades de Onda das Partículas: Difíceis de detectar devido ao comprimento de onda muito pequeno. O Princípio da Incerteza A dualidade onda-partícula revolucionou a compreensão da radiação eletromagnética e da matéria, alterando os fundamentos da física clássica, também conhecida como mecânica newtoniana. Com essa dualidade, percebeu-se que partículas podem se comportar como ondas, possuindo momento linear e comprimento de onda definidos, mas sem uma localização exata em um instante posterior.O princípio da O Princípio da Incerteza, estabelecido por Heisenberg, afirma que é impossível determinar simultaneamente a posição e o momento linear de uma partícula com precisão. Esse princípio é crucial para entender o comportamento de partículas subatômicas, como elétrons, mas não tem consequências práticas para objetos macroscópicos. Matematicamente, é expresso pela relação: Δx⋅Δp≥2πh​ Para entender os movimentos dos elétrons, analisamos um experimento onde uma corrente elétrica passa através de uma amostra de gás hidrogênio em baixa pressão, resultando na emissão de luz. Quando a luz branca é decomposta por um prisma, ela gera um espectro contínuo. No entanto, a luz emitida pelos átomos de hidrogênio excitados, ao passar por um prisma, não forma um espectro contínuo, mas sim linhas espectrais específicas para cada elemento. Essas linhas resultam da emissão de energia pelos elétrons ao retornarem a níveis de energia mais baixos após serem excitados. Transição de Elétrons: Quando um elétron muda de estado, há uma variação no nível de energia, indo de um nível mais alto para um mais baixo, emitindo energia na forma de um fóton. Energia do Fóton: Representada por hν , onde h é a constante de Planck e ν é a frequência. Constante de Rydberg: Johann Rydberg refinou a descrição das linhas espectrais, introduzindo a constante de Rydberg ®, aproximadamente 3,29×1015 Hz. Quantização: Átomos absorvem radiação em frequências específicas, causando excitação dos elétrons. A luz branca, ao passar por átomos vaporizados, tem sua radiação absorvida nas frequências correspondentes às energias de excitação, formando espectros de absorção. As linhas do espectro de absorção têm as mesmas frequências das linhas do espectro emissor. Número Quântico Principal: Para determinar os níveis de energia de um elétron em um átomo de hidrogênio, resolve-se a equação de Schrödinger. A energia potencial varia conforme a distância r , obedecendo a lei de Coulomb. O número quântico principal (n ) indica os níveis de energia, com n=1 sendo o nível mais baixo (estado fundamental). Orbitais Atômicos e Distribuição Eletrônica: Os orbitais atômicos são funções de onda que descrevem a probabilidade de encontrar elétrons em diferentes regiões ao redor do núcleo de um átomo. Cada orbital é definido por números quânticos que determinam suas propriedades: Número Quântico Principal (n): Indica o nível de energia do elétron e pode assumir valores inteiros positivos (1, 2, 3,...). Número Quântico do Momento Angular (ℓ): Relacionado à forma do orbital, depende do valor de n e pode variar de 0 a (n−1). Os valores de ℓ são designados pelas letras s, p, d, f, g e h. Distribuição Eletrônica: Segue o diagrama de Linus Pauling, que organiza os elétrons nos orbitais de acordo com seus níveis e subníveis de energia. Por exemplo, para n=1 , ℓ só pode ser 0 (orbital s). Para n=2 , ℓ pode ser 0 (s) ou 1 (p), e assim por diante. Então, se ℓ=0 , o orbital será o s; para ℓ=1 , o orbital será o p, e assim sucessivamenteOrbitais e Configuração Eletrônica: Orbitais: Regiões do átomo onde a probabilidade de encontrar elétrons é máxima, também chamadas de nuvens de elétrons. Complexidade dos Orbitais: A complexidade dos orbitais aumenta e é possível identificar o arranjo de elétrons em cada orbital. Exemplo: Um átomo de hidrogênio no estado fundamental é descrito como 1s¹. Regras Gerais para Configuração Eletrônica (Burdge, 2020): Menor Energia: Elétrons ocupam orbitais de menor energia primeiro. Princípio da Exclusão de Pauli: Cada orbital acomoda no máximo dois elétrons. Regra de Hund: Elétrons não emparelham em orbitais de igual energia se houver um orbital vazio disponível. Ordem de Preenchimento: Orbitais são preenchidos em uma ordem específica. Configurações Eletrônicas dos Elementos: Princípio de Aufbau: Utilizado para determinar as configurações eletrônicas passo a passo. Adição de Prótons e Elétrons: Cada etapa adiciona um próton ao núcleo e um elétron ao orbital apropriado. Exemplos: Lítio (Li): 1s²2s¹ Oxigênio (O): 1s²2s²2p⁴ Tabela Periódica: Desenvolvida entre 1800 e 1900 para agrupar elementos com propriedades semelhantes. Princípio de Avogadro: Estabelece a relação entre o número de moléculas em amostras de gases diferentes nas mesmas condições de pressão, volume e temperatura. Contribuições de Meyer e Mendeleev: Organizaram elementos em ordem crescente de massas atômicas, posteriormente ajustado para número atômico. Raio Atômico: Medição exata é inviável devido à falta de limites definidos das nuvens de elétrons, mas é possível medir a distância até o centro do átomo em sólidos e moléculas. Definição: O raio atômico de um elemento é definido como a metade da distância entre os núcleos de átomos vizinhos. Para metais, essa definição é direta. Para elementos não-metálicos ou metaloides, utiliza-se a distância entre os núcleos de átomos unidos por uma ligação química, conhecida como raio covalente. No caso dos gases nobres, utiliza-se o raio de Van der Waals, que é metade da distância entre os centros de dois átomos vizinhos em uma amostra sólida do gás. Raio Atômico e Raio Iônico: O raio atômico geralmente cresce da direita para a esquerda ao longo de um período. Russell (1994) define o tamanho de um átomo como a superfície-limite que contém a maior parte da carga eletrônica total. Embora a medição experimental do tamanho atômico seja conveniente, ainda há dificuldades na interpretação dos resultados. O raio iônico de um elemento é a distância entre íons vizinhos em um sólido iônico. O raio do íon óxido é definido como 140 pm, e a partir deste valor, calcula-se o raio dos outros íons. As tendências de periodicidade dos raios iônicos são similares aos raios atômicos. Os raios dos cátions podem crescer em cada grupo, pois os elétrons ocupam camadas com números quânticos principais maiores. A variação dos raios dos ânions mostra a mesma tendência diagonal observada nos átomos e cátions.Isoeletrônicos: Isoeletrônicos: Átomos e íons com o mesmo número de elétrons. O elétron mais externo está em uma camada mais afastada do núcleo, resultando em uma ligação mais fraca com o núcleo. Energia de Ionização: Energia mínima necessária para remover um elétron de um átomo na fase gasosa. Expressa em quilojoules por mol (kJ/mol) ou elétron-volts (eV). Crucial para entender as propriedades químicas dos átomos. Primeira Energia de Ionização (I1): Energia necessária para remover um elétron de um átomo neutro. Segunda Energia de Ionização (I2): Energia necessária para remover um elétron de um cátion com carga unitária. Tendências: A primeira energia de ionização geralmente aumenta da esquerda para a direita na tabela periódica e diminui no início do próximo período. Elementos com alta energia de ionização não formam cátions facilmente e não conduzem bem a eletricidade. Afinidade Eletrônica (EA): Energia liberada (entalpia -ΔH) quando um átomo na fase gasosa aceita um elétron. Ajuda a prever propriedades químicas. Processo Exotérmico: Valor negativo de ΔH indica um processo exotérmico. Energeticamente Favorável: Afinidade eletrônica positiva sugere que o processo é energeticamente favorável. Quanto maior e mais positivo o valor de EA, maior a probabilidade do processo ocorrer. Tendência na Tabela Periódica: A afinidade eletrônica aumenta da esquerda para a direita ao longo de um período, devido ao aumento da carga nuclear efetiva. Variação Periódica: Valores de afinidade eletrônica são maiores na parte superior direita da tabela periódica. Gases Nobres: Possuem afinidades eletrônicas negativas, pois a adição de elétrons requer energia, resultando em uma energia liberada negativa. Unidade de Medida: Expressa em quilojoules por mol (kJ/mol) para os elementos do grupo principal.Na A Tabela Periódica Moderna organiza os elementos pelo número atômico. As linhas horizontais são chamadas de períodos e as colunas verticais são conhecidas como grupos ou famílias. Elementos do mesmo grupo geralmente possuem propriedades físicas e químicas semelhantes. Os elementos são classificados em três categorias principais: Metais: Bons condutores de eletricidade e calor, geralmente sólidos à temperatura ambiente. Não metais: Maus condutores de eletricidade e calor, podem ser sólidos, líquidos ou gases. Metaloides: Possuem propriedades intermediárias entre metais e não metais. Na tabela periódica, as propriedades físicas e químicas dos elementos mudam gradualmente de metálicas para não metálicas da esquerda para a direita em qualquer período. Existem duas linhas horizontais fora do corpo principal da tabela: elementos da família IIIB ou grupo 3, que ocupam o sexto e o sétimo período. Os lantanídeos e os actinídeos têm seis e sete níveis eletrônicos, respectivamente. Na série de lantanídeos, o promécio (Pm) é um elemento artificial e radioativo. Na série de actinídeos, todos os elementos são radioativos e, após o Urânio (U), todos são artificiais, ou seja, sintéticos. As tendências gerais das propriedades químicas incluem: Os primeiros membros de cada grupo (Li, Be, B, C, N, O e F) têm propriedades diferentes dos outros membros do grupo, possivelmente devido ao seu menor tamanho. A relação diagonal: semelhanças entre pares de elementos em diferentes grupos e períodos da tabela periódica. Por exemplo, os três primeiros elementos do segundo período (Li, Be e B) mostram semelhanças com os elementos localizados na diagonal abaixo deles (Mg, Al e Si). Essa semelhança ocorre devido à similaridade das densidades de carga de seus cátions, que é a carga do íon dividida pelo seu volume. Cátions com densidades de carga similares reagem de maneira semelhante aos ânions, formando os mesmos tipos de compostos. Planejamento e Organização em Laboratórios Trabalhar de forma organizada em laboratórios é crucial tanto para estudos quanto para atividades profissionais. A infraestrutura de um laboratório varia conforme a área de atuação e pode incluir diversos equipamentos e produtos químicos. É importante seguir cuidados gerais na prática experimental da química para minimizar riscos à saúde. Noções de Segurança no Laboratório Planejamento e Organização: Planeje e organize todas as atividades para maximizar recursos e evitar acidentes. Conheça os materiais e equipamentos do laboratório. Recomendações Iniciais: Não trabalhe sozinho. Não fume, coma ou beba no laboratório. Evite brincadeiras e não use celulares ou fones de ouvido. Realize as atividades sem pressa. Não prove ou engula reagentes. Saiba a rota de evacuação e tenha números de emergência à mão. Consulte o professor em caso de dúvidas ou acidentes. Roteiro e Materiais Conhecimento de Substâncias: Saiba os riscos dos materiais que vai usar. Leitura de Rótulos: Leia os rótulos para informações de segurança. Vidros e Equipamentos: Use vidrarias em bom estado e não sobrecarregue pontos de energia. Aquecimento de Materiais: Verifique a resistência a altas temperaturas e não aqueça diretamente na chama sem treinamento. Identificação de Substâncias: Não use substâncias sem rótulo. Uso de Capelas: Utilize capelas para manipular solventes voláteis e ácidos fortes. Equipamentos de Proteção: Use EPIs adequados (jaleco, calças, sapatos fechados, luvas, óculos de segurança) e evite lentes de contato. Equipamentos de Proteção Coletiva: Conheça e saiba usar EPCs como chuveiros de segurança, lava-olhos, extintores e kits de primeiros socorros. Descarte de Resíduos: Descarte resíduos corretamente e limpe as bancadas após o uso. Higiene Pessoal: Lave as mãos com água e sabão após o trabalho e descarte EPIs descartáveis. Como Proceder em Acidentes no Laboratório Relatar Acidentes: Sempre informe o responsável pelo laboratório, mesmo que o acidente pareça pequeno. Conhecimento dos Produtos Químicos: Antes de manusear qualquer produto, informe-se sobre suas propriedades químicas. Vias de Contaminação: As principais são inalação, absorção dérmica e ingestão. Manuais de Procedimentos: Utilize os manuais específicos do laboratório para saber como agir em casos de contaminação. Recomendações em Casos de Acidentes Olhos: Lave com água de baixa pressão por 15 minutos e procure um oftalmologista. Pele: Lave com sabão e água abundante, depois busque atendimento médico. Inalação: Leve a vítima para um local ventilado e procure atendimento médico. Ingestão: Leve a vítima imediatamente para atendimento médico. Derramamento: Use materiais neutralizantes para conter o espalhamento e proteger a saúde. Equipamentos e Vidrarias de Laboratório Cuidados Gerais: Use a vidraria correta para cada tipo de análise e siga os procedimentos de higienização específicos. Higienização: Pode incluir lavar, secar, esterilizar em autoclave ou mufla, dependendo do tipo de vidraria e uso. Almofariz e Pistilo: Utilizados para trituração e homogeneização de sólidos. Funil de Separação: Destinado à decantação e separação de líquidos imiscíveis. Balão Volumétrico: Usado no preparo e diluição de soluções com volumes precisos. Béquer: Indicado para aquecimento de líquidos, dissolução de sólidos e preparo de soluções exotérmicas. Frasco de Erlenmeyer: Utilizado para líquidos voláteis e em processos de titulação. Frasco de Kitasato: Um tipo de Erlenmeyer usado sob pressão e em reações com coleta de gases. Bureta: Utilizada para medições volumétricas precisas, especialmente em titulações. Provetas: Usadas para medidas precisas de volumes, com ou sem tampas. Pipetas Graduadas e Volumétricas: Para medidas precisas de volumes fracionados ou fixos. Pipetador: Facilita a medição de volumes líquidos precisos. Cápsulas de Porcelana: Utilizadas para evaporação de soluções e secagem de sólidos. Pisseta: Frasco plástico usado para lavagem de frascos e precipitados, e para completar volumes. Dessecador: Utilizado para esfriar sólidos após aquecimento sem umedecer, antes de medir a massa na balança analítica de alta precisão. As ligações, No ambiente, encontramos substâncias simples (um só elemento) e compostas (combinação de elementos). Exemplos como sal e açúcar mostram que substâncias parecidas fisicamente podem ter composições e propriedades muito diferentes. Sal de cozinha: Mantido por ligações iônicas entre íons sódio (Na+) e cloreto (Cl-). Quando dissolvido em água, produz íons Na+ e Cl-. Açúcar: Mantido por ligações covalentes entre moléculas de sacarose (C12H22O11). Em água, forma moléculas aquosas de C12H22O11. Tipos de ligações químicas: Iônica: Forças eletrostáticas entre íons de cargas opostas (ex.: Na+ e Cl-). Ocorre pela transferência de elétrons. Metálica: Vários cátions mantidos juntos em um mar de elétrons livres. Encontrada em metais como cobre, ferro e alumínio. Covalente: Compartilhamento de elétrons entre átomos. Comum entre elementos não metálicos (ex.: hidrogênio e nitrogênio formando amônia, NH3). As ligações químicas determinam propriedades das substâncias e podem ser representadas por estruturas gráficas, como os símbolos de Lewis. Os elétrons envolvidos nas ligações químicas são chamados de elétrons de valência, localizados no nível mais externo de um átomo. Gilbert N. Lewis propôs uma forma simplificada de mostrar esses elétrons quando os átomos formam ligações químicas, utilizando os símbolos de Lewis. Esses símbolos representam os elétrons de valência como pontos ao redor do símbolo do elemento químico. A regra do octeto é uma ferramenta importante para entender como os átomos se ligam. Ela afirma que os átomos tendem a alcançar uma configuração eletrônica estável, semelhante à dos gases nobres, com oito elétrons na camada de valência. Isso pode ser alcançado através da formação de ligações químicas, onde os átomos compartilham, ganham ou perdem elétrons para completar o octeto Exemplificando, O átomo de enxofre (S) tem número atômico 16 e configuração eletrônica 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴, com seis elétrons na camada de valência (terceira camada). O símbolo de Lewis para o enxofre é representado com 6 pontos ao redor do elemento, conforme a Família 6A (ou 16) da Tabela Periódica. Os átomos tendem a perder, ganhar ou compartilhar elétrons para atingir a configuração eletrônica estável dos gases nobres, que possuem altas energias de ionização, baixa afinidade por elétrons adicionais e baixa reatividade química. Exceto o Hélio (He), todos os gases nobres têm oito elétrons na camada de valência, originando a regra do octeto: átomos buscam completar oito elétrons na camada de valência. Lítio e berílio, próximos ao He, perdem elétrons formando um dupleto (1s²). Formação das ligações iônicas: Ligações iônicas ocorrem entre elementos metálicos e não metálicos, formando sólidos iônicos compostos por cátions e ânions em arranjos regulares. O sal de cozinha é formado pela junção de cátions sódio (Na+) e ânions cloreto (Cl-). A formação do cloreto de sódio (NaCl) é representada pelos símbolos de Lewis, onde o sólido iônico resultante se organiza em uma rede tridimensional regular. A reação envolve a transferência de elétrons do sódio para o cloro: o cátion Na+ perde um elétron, ficando com a camada de valência 2s² 2p⁶, enquanto o cloro recebe um elétron, ficando com a camada de valência 3s² 3p⁶. O colchete ao redor do ânion cloreto destaca que os oito elétrons estão exclusivamente nele. Os compostos iônicos dos metais dos grupos 1A, 2A e 3A tendem a perder elétrons, formando cátions estáveis com cargas 1+, 2+ e 3+, respectivamente. Já os não metais dos grupos 5A, 6A e 7A tendem a receber elétrons para completar o octeto, formando ânions com cargas 3-, 2- e 1-, respectivamente. A ligação covalente ocorre entre não-metais, que compartilham elétrons para obter uma configuração eletrônica semelhante à dos gases nobres, completando oito elétrons na camada de valência. Exemplos clássicos são a água (H₂O), onde o oxigênio se liga a dois átomos de hidrogênio, e a amônia (NH₃), onde o nitrogênio se liga a três átomos de hidrogênio. Ao contrário das ligações iônicas, onde os elétrons são transferidos, nas ligações covalentes, os elétrons são compartilhados entre dois átomos. As estruturas de Lewis representam essas ligações com uma linha (---) para cada par de elétrons compartilhado. Na molécula de água, o oxigênio compartilha elétrons com dois átomos de hidrogênio e possui dois pares de elétrons isolados. Na amônia, o nitrogênio compartilha elétrons com três átomos de hidrogênio e possui um par de elétrons isolado. As ligações covalentes podem ser simples, duplas ou triplas, dependendo do número de pares de elétrons compartilhados. Na água, temos ligações simples, enquanto no gás carbônico (CO₂) e no gás nitrogênio (N₂), temos ligações duplas e triplas, respectivamente. A estrutura de Lewis pode indicar ligações covalentes coordenadas, onde um átomo fornece um par de elétrons para outro. Um exemplo é o ácido sulfúrico (H₂SO₄), onde o enxofre compartilha seus pares de elétrons isolados com átomos de oxigênio. Essas representações ajudam a entender a distribuição dos elétrons e a formação das moléculas, mas não necessariamente a forma tridimensional delas. Moléculas e íons poliatômicos, como o cátion amônio (NH₄⁺) e o ânion sulfato (SO₄²⁻), são mantidos por ligações covalentes. Por exemplo, o metano (CH₄) possui um átomo de carbono central ligado a quatro átomos de hidrogênio. O carbono, com quatro elétrons de valência, forma ligações covalentes com os hidrogênios, que têm um elétron de valência cada, resultando em uma estrutura de Lewis com oito elétrons de valência. A escolha do átomo central em uma molécula geralmente recai sobre o átomo de menor eletronegatividade, exceto o hidrogênio, que só pode formar uma ligação. A eletronegatividade, proposta por Linus Pauling, mede a capacidade de um átomo de atrair elétrons em uma ligação. O flúor é o elemento mais eletronegativo, enquanto o césio é o menos eletronegativo. Quando a diferença de eletronegatividade entre dois átomos é grande, como em NaCl ou KF, a ligação tende a ser iônica. Se a diferença é menor que 1,5, a ligação é considerada covalente. Por exemplo, a ligação C-O tem uma diferença de eletronegatividade de 0,8, enquanto a ligação Ca-O tem uma diferença de 2,1, indicando um caráter mais iônico. Ligações Covalentes e Estruturas de Lewis: Segundo Brown et al. (2016), quando a diferença de eletronegatividade entre dois átomos é nula, a ligação covalente é apolar, como na molécula de gás flúor (F₂). Quando o compartilhamento de elétrons é desigual, a ligação é polar, como no ácido fluorídrico (HF). Para íons, deve-se considerar os elétrons doados ou perdidos ao desenhar a estrutura de Lewis. Exemplo 1: Ânion Poliatômico BrO₃⁻ Bromo (Br) é menos eletronegativo que oxigênio (O), então Br é o átomo central.. Estrutura de Lewis e Carga Formal Brometo de Oxigênio (BrO⁻): Br tem 7 elétrons de valência e O tem 6. Com a carga 1-, adiciona-se um elétron extra, totalizando 26 elétrons de valência (13 pares). A estrutura de Lewis é montada com Br no centro e O nos terminais. Cátion Amônio (NH₄⁺): N tem 5 elétrons de valência e H tem 1. Com a carga 1+, subtrai-se um elétron, totalizando 8 elétrons de valência (4 pares). N é o átomo central, com H formando ligações simples. Carga Formal: Usada para determinar a estrutura de Lewis mais razoável, considerando que todos os átomos têm a mesma eletronegatividade. Calcula-se o número de elétrons de valência no átomo isolado menos o número de elétrons atribuídos ao átomo na estrutura de Lewis (pares isolados e metade dos elétrons compartilhados). Exemplo: Gás Carbônico (CO₂): Pode ter duas estruturas de Lewis possíveis: duas ligações duplas ou uma ligação simples e uma tripla. A soma das cargas formais em ambas as estruturas é zero, pois o CO₂ é uma molécula neutra. A estrutura mais estável tem cargas formais mais próximas de zero e cargas negativas nos átomos mais eletronegativos. Para o CO₂, a melhor estrutura é a com duas ligações duplas. Exceções à Regra do Octeto: Moléculas com número ímpar de elétrons: Exemplo, monóxido de nitrogênio (NO), que tem 11 elétrons de valência. Moléculas com menos de um octeto: Exemplo, trifluoreto de boro (BF₃), onde o boro tem menos de oito elétrons de valência. Moléculas com mais de oito elétrons de valência: Exemplo, moléculas com expansão do octeto.A melhor Representação da Estrutura de uma Molécula: As cargas formais são nulas. Trifluoreto de Boro (BF3): Estrutura de Lewis mais estável: boro com seis elétrons de valência, não obedecendo à regra do octeto e apresentando deficiência de elétrons. Expansão do Octeto: Exemplo: Pentacloreto de Fósforo (PCl5). O fósforo expande seu nível de valência para acomodar dez elétrons, utilizando um orbital 3d. Ocorre geralmente quando o átomo central está ligado a átomos menores e mais eletronegativos (flúor, cloro, oxigênio). Estruturas de Ressonância: Algumas moléculas e íons podem ser representados por mais de uma estrutura de Lewis. Exemplo: Ozônio (O3) pode ter a ligação dupla à direita ou à esquerda, resultando em diferentes distribuições de elétrons. A ressonância é uma fusão de estruturas com o mesmo arranjo de átomos, mas diferentes arranjos de elétrons, formando um híbrido de ressonância. Estruturas de Lewis: Sulfato de Amônio ((NH4)2SO4): Cátion Amônio (NH4+): átomo central é o nitrogênio. Ânion Sulfato (SO4\^2-): átomo central é o enxofre, menos eletronegativo que o oxigênio. Distribuição de Elétrons: considerando as cargas (1+ no amônio e 2- no sulfato), a estrutura de Lewis é formada. Ácido Acético (CH3COOH): Átomos Centrais: carbonos, menos eletronegativos que os oxigênios. Hidrogênios: terminais, fazendo uma ligação covalente cada. Elétrons de Valência: 24 elétrons (8 dos carbonos, 12 dos oxigênios, 4 dos hidrogênios), formando 12 pares de elétrons. Estrutura de Lewis: Ligações covalentes e pares de elétrons isolados, totalizando 12 pares. O ácido acético admite um híbrido de ressonância no grupo carboxílico. Tiocianato de Potássio (KSCN): Ânion Tiocianato (SCN-): Total de 16 elétrons de valência (6 do enxofre, 4 do carbono, 5 do nitrogênio, 1 da carga -1). Estrutura de Lewis: Três possíveis estruturas, sendo a mais provável o arranjo NCS-, com cargas formais próximas de zero. O carbono, menos eletronegativo, é o elemento central. Funções Inorgânicas: Há uma grande variedade de compostos químicos em uso e muitos outros sendo descobertos ou sintetizados. As substâncias são agrupadas com base em suas propriedades comuns, conhecidas como propriedades funcionais. A classificação das substâncias é feita de acordo com essas propriedades, chamadas de funções inorgânicas. Um composto iônico é nomeado usando o nome do cátion seguido pelo nome do ânion, sem a palavra "íon". As cargas dos íons são conhecidas, então não é necessário incluí-las nos nomes, exceto para cátions metálicos que podem ter mais de uma carga. A carga é indicada no nome do íon com um número romano entre parênteses. Por exemplo, FeCl₂ é chamado de cloreto de ferro (II) e FeCl₃ é chamado de cloreto de ferro (III). Existem quatro funções inorgânicas principais: ácidos, bases, sais e óxidos. Para entender esses conceitos, é essencial revisar os fenômenos de ionização e dissociação. Ionização: Processo pelo qual uma molécula se divide em íons ao se dissolver em água. Dissociação: Separação de íons que já existem em um composto iônico quando ele se dissolve em água. Nem todas as substâncias em solução aquosa passam por ionização ou dissociação. A porcentagem de espécies que sofrem esses fenômenos é representada pelo grau de ionização ou dissociação (α). Eletrólitos: Substâncias que se dissolvem na água para produzir uma solução que conduz eletricidade. Não-eletrólitos: Substâncias que se dissolvem na água, mas não conduzem eletricidade. A diferença entre uma solução aquosa que conduz eletricidade e outra que não conduz é a presença ou ausência de íons. Exemplos: Sacarose (C₁₂H₂₂O₁₁): Quando dissolvida em água, as moléculas de sacarose permanecem intactas, formando uma solução que não conduz eletricidade. Cloreto de sódio (NaCl): Quando dissolvido em água, dissocia-se em íons de sódio (Na⁺) e íons cloreto (Cl⁻), formando uma solução que conduz eletricidade. Dissociação e Ionização: Dissociação: Processo pelo qual um composto iônico, ao se dissolver, se separa em seus íons constituintes. Isso permite que soluções como a de cloreto de sódio conduzam eletricidade, pois o cloreto de sódio é um eletrólito. Ionização: Processo pelo qual um composto molecular forma íons ao se dissolver. A maioria dos compostos moleculares que são eletrólitos são eletrólitos fracos, ou seja, produzem íons, mas permanecem predominantemente como moléculas não ionizadas em solução.. Um eletrólito que se dissocia completamente é considerado um eletrólito forte. Todos os compostos iônicos solúveis em água se dissociam completamente, sendo, portanto, eletrólitos fortes. A lista de compostos moleculares que são eletrólitos fortes inclui sete ácidos fortes. Ácidos são compostos que produzem íons hidrogênio (H⁺) quando dissolvidos em água. Por exemplo, o HCl ioniza para produzir íons H⁺ e Cl⁻. Segundo Arrhenius, um ácido é uma substância que, em solução aquosa, resulta em uma solução contendo apenas íons H⁺. Svante August Arrhenius (1859 - 1927) foi um químico sueco que ganhou o Nobel de Química em 1903, conhecido por sua teoria eletrolítica da dissociação. Classificação dos Ácidos: Número de Hidrogênios Ionizáveis: Monopróticos: HCl Dipróticos: H₂CO₃ Tripróticos: H₃PO₄ Tetrapróticos: H₄P₂O₇ Ausência de Oxigênio (Hidrácidos): Exemplos: HCl, HBr, HCN Número de Elementos: Binários: HBr, H₂S Ternários: H₂NO₃, HCN Quaternários: HSCN Grau de Ionização (α): Ácidos fracos: α \< 5% Ácidos intermediários: 5% ≤ α ≤ 50% Ácidos fortes: α \> 50% Teoria de Arrhenius para Bases: Bases ou hidróxidos são compostos que, em solução aquosa, liberam íons OH⁻ (hidroxila), formando soluções alcalinas (pH \> 7). Classificação das Bases: Número de hidroxilas: monobases, dibases, tribases e tetrabases. Força: bases fortes ou fracas. Solubilidade em água. A nomenclatura das bases está relacionada com a valência do cátion. Se o cátion possui uma única valência, usa-se a palavra "hidróxido" seguida do nome do elemento que originou o cátion (exemplo: hidróxido de sódio -- NaOH). Minerais hidróxidos são materiais geológicos definidos pela presença da hidroxila (OH⁻) ligada a metais, metaloides e outros ânions. Exemplos incluem a goetita (hidróxido de ferro) e a gibbsita (hidróxido de alumínio). Uma reação de neutralização ocorre entre um ácido e uma base, geralmente produzindo água e um sal, que é um composto iônico formado pelo cátion de uma base e pelo ânion de um ácido. Compostos onde o ânion é óxido (O²⁻) ou hidróxido (OH⁻) não são considerados sais. Segundo Arrhenius, um sal é um composto que mantém os íons após a neutralização de um ácido por uma base. Em sais com baixa solubilidade, os íons podem se combinar e precipitar. Em reações entre bases e ácidos fortes (exemplo: NaOH neutralizando HCl), o sal formado (NaCl) dificilmente precipita, pois é um eletrólito forte e solúvel. Minerais de óxido são compostos onde o oxigênio está ligado a átomos ou cátions de outros elementos, geralmente cátions metálicos como o ferro (Fe²⁺ ou Fe³⁺). Óxidos são compostos binários onde o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. Nos óxidos moleculares, o elemento ligado ao oxigênio é um ametal (exemplo: CO₂, SO₃, CO), enquanto nos óxidos iônicos, o elemento ligado ao oxigênio é um metal (exemplo: Fe₂O₃, Al₂O₃). Minerais de óxido têm grande importância econômica, incluindo minérios que contêm metais como cromo e titânio. A hematita (Fe₂O₃) é um dos principais minerais de ferro. Equilíbrio químico: Um sistema em equilíbrio tende à estabilidade. Macroscopicamente, a composição do sistema permanece inalterada, enquanto, microscopicamente, as mudanças continuam. Isso ocorre devido ao equilíbrio entre a formação de produtos e a reação entre os reagentes iniciais. Independentemente de a reação começar com reagentes ou produtos puros, a mistura tenderá para um equilíbrio definido pela constante de equilíbrio da reação na temperatura específica do experimento. Troca de prótons: Exemplificada pela ionização do ácido clorídrico e da amônia. A conversão de pequenas quantidades de reagentes em produtos é compensada pela conversão de produtos em reagentes, mantendo o menor valor possível para a energia de Gibbs (G) e o valor máximo possível para a entropia combinada (S) do sistema e seus arredores. A menos que perturbado por uma influência externa, o sistema permanece indefinidamente nesse estado de equilíbrio. Equação hipotética (18): Discute os fatores relacionados ao equilíbrio químico. Letras maiúsculas (A, B, C, D) representam substâncias químicas, enquanto letras minúsculas (a, b, c, d) são os coeficientes de balanceamento. Atkins, Jones e Laverman (2018): Destacam que a seta dupla indica uma reação que ocorre em ambas as direções, estabelecendo um estado de equilíbrio químico dinâmico. As atividades (a) simplificam a relação entre reagentes e produtos, e a constante de equilíbrio (K) é definida pela equação 19. Quociente de reação (Q): Dado pela equação 20. No equilíbrio, os valores das atividades são substituídos na expressão de K, conforme a equação 21. Em condições fechadas e com temperatura constante, a reação prossegue espontaneamente até atingir o equilíbrio, onde Q iguala K, independentemente das quantidades iniciais de reagentes e produtos, conforme a equação 22. Reações iônicas: Para reações envolvendo compostos iônicos dissociados em solução, a constante de equilíbrio é escrita para a equação iônica simplificada, considerando a atividade de cada íon. A atividade de sólidos ou líquidos puros é considerada 1.. A simplificação da expressão da constante de equilíbrio pode ocultar seu verdadeiro significado e ser mal interpretada. À esquerda do sinal de igual temos K, a constante de equilíbrio, e à direita, o quociente de reação Q, expresso em termos das atividades. Quando se considera o equilíbrio em termos de concentrações, a constante de equilíbrio Kc é expressa por uma equação específica. A condição de equilíbrio é um resultado termodinâmico, onde as reações direta e reversa ocorrem indefinidamente e na mesma taxa (Q = K). Para provar que o equilíbrio é dinâmico, pode-se adicionar iodo-131 radioativo à mistura de equilíbrio. A reação é representada por AgI(s) ⇌ Ag+(aq) + I--(aq). A radioatividade aparece tanto na solução quanto no sólido, indicando que os processos de dissolução e cristalização continuam indefinidamente. Um exemplo de cinética de reação é quando nitrogênio e hidrogênio são aquecidos sob pressão na presença de ferro. No início da reação, a produção de amônia é rápida, mas diminui após um curto período. Quando a formação de amônia parece cessar, a velocidade da reação se inverte, aumentando novamente à medida que mais amônia se forma. O equilíbrio é atingido quando a formação e a decomposição da amônia ocorrem à mesma velocidade. Os experimentos realizados em diferentes temperaturas resultam em composições diferentes no equilíbrio. Na Figura 45A, as concentrações de N2 e H2 diminuem enquanto a de NH3 aumenta até atingir um estado estável. Na Figura 45B, ao refazer o experimento com amônia pura, ocorre decomposição até se formar uma mistura de amônia, nitrogênio e hidrogênio. Sobre a troca de prótons entre moléculas de água: A água é conhecida como solvente universal, essencial para a vida na Terra, onde muitas reações ácido-base ocorrem. Segundo Burdge (2020), a água pode atuar como um ácido de Brønsted (como na ionização do NH3) ou uma base de Brønsted (como na ionização do HCl), sendo assim anfotérica. eletrólito fraco, a água pode sofrer autoionização, formando íons H+ ou H3O+ (hidrônio ou hidroxônio). Esta reação está em equilíbrio, representada pela constante de água (Kw). A água é anfotérica e anfiprótica, podendo reagir com ácidos e bases e doar átomos de hidrogênio. As condições do meio, como o pH, influenciam a cinética das reações e determinam as espécies químicas predominantes. sobre a escala de pH e pOH de soluções: Qualquer reação ácido-base, segundo a teoria de Brønsted, envolve um ácido que doa um próton e uma base que o aceita. Os produtos dessa reação são uma base conjugada e um ácido conjugado. Comparando as definições de ácidos e bases das teorias de Lewis e Brønsted, temos: Lewis: Um ácido é um aceitador de par de elétrons e uma base é um doador de par de elétrons. Brønsted: Um ácido ou base pode ser forte ou fraco dependendo da sua desprotonação em solução (quanto mais moléculas desprotonadas, mais forte o ácido ou a base). A concentração de íons em soluções pode variar amplamente. Para representar a concentração de íon hidrônio, utiliza-se o pH da solução, calculado pelo logaritmo negativo da atividade do íon hidrônio. A maioria das soluções tem pH entre 0 e 14, mas valores fora dessa faixa são possíveis. pH: Soluções básicas têm pH maior que 7, neutras têm pH igual a 7 (água pura), e ácidas têm pH menor que 7. pOH: Calculado de forma análoga ao pH, representa a concentração de íons hidroxila (OH⁻) na solução. A expressão de pOH é útil para expressar as concentrações de íons OH- em solução e pode ser usada para calcular pKw pela equação: pKw=−logKw. A relação entre pH e pOH é dada por pH+pOH=14 , utilizando uma escala de 0 a 14 para ambos. A constante de autoprotólise da água (Kw) é expressa como Kw=\[H3​O+\]\[OH−\]. Em soluções de ácidos fracos, há uma mistura de moléculas e íons de ácidos, baixas concentrações de H3​O+ e da base conjugada do ácido, e uma pequena concentração de íons OH− , mantendo o equilíbrio da protólise. A reação de uma base como a amônia em água é representada pela constante de equilíbrio Kb , que para a amônia em água a 25°C é 1,8×10−5 , indicando que apenas uma pequena fração das moléculas de NH3​ está presente como íon amônio. O valor de Kb indica o quanto uma reação avança para a direita; quanto menor o valor de Kb, menor a capacidade da base de aceitar um próton. De maneira similar, existe um coeficiente de acidez correspondente ao de basicidade. As constantes de acidez (Ka) e de basicidade (Kb) são geralmente registradas a partir de seus logaritmos negativos, como pKa e pKb, respectivamente. Quanto mais fraco for um ácido, menor será o valor de Ka e maior o valor de pKa. Analogamente, quanto mais fraca for uma base, menor será o valor de Kb e maior o valor de pKb. O Quadro 3 apresenta diversos ácidos e bases, e suas respectivas constantes de acidez e basicidade. **Unidade 02** reações químicas em soluções aquosas: Uma reação química é o processo em que reagentes são convertidos em produtos, resultando em mudanças na composição química (ATKINS; JONES; LAVERMAN, 2018). As reações químicas podem ser classificadas de várias maneiras: Pelos tipos de produtos formados; Pelos tipos de reagentes envolvidos; Pelo resultado da reação; Pelo mecanismo da reação. Como leitura complementar, recomenda-se o texto "Reações químicas: fenômeno, transformação e representação", da revista Química Nova na Escola, que discute criticamente os fenômenos e suas representações cotidianas. Uma reação pode se enquadrar em várias categorias. Neste material, são apresentadas algumas classificações, mas é importante lembrar que outras podem existir e que uma reação pode ser analisada sob diferentes aspectos. Primeiro, conhecemos a classificação que permite reconhecer e classificar os mecanismos envolvidos: síntese ou adição, decomposição, deslocamento ou substituição. As reações de síntese ou adição envolvem a formação de uma nova substância a partir de outras. Os reagentes são convertidos em produtos, simbolizados por uma equação química. Por exemplo, os elementos A e B, sólidos, se combinam em um solvente para formar uma nova substância AB. O sinal de adição indica que o elemento A reage com o elemento B. Adicionalmente, a seta significa que a reação forma, ou produz, um produto diferente, o composto AB (RUSSELL, 1994). Um exemplo simples de síntese é a formação de água a partir das moléculas de oxigênio e hidrogênio, temos duas formas de apresentar uma reação química, sendo a segunda a mais convencional, com a equação química, pela sua praticidade. O estado da matéria dos reagentes e produtos é designado com símbolos: (s) para sólidos, (l) para líquidos e (g) para gasosos. Confira a seguir alguns símbolos essenciais para explicar uma reação química a partir de notações específicas. A solubilidade das substâncias é influenciada pelo tamanho dos íons. Compostos com íons de raios muito diferentes são geralmente solúveis em água, enquanto sais com íons de raios semelhantes tendem a ser menos solúveis. Empiricamente, compostos iônicos como MX são mais solúveis quando o raio de M é menor que o de X. A solubilidade de um composto iônico depende da energia de Gibbs para uma reação de decomposição, onde as interações do composto são substituídas pela hidratação dos íons. Reações de solvólise envolvem o solvente como reagente, como na hidrólise (com água) ou alcoólise (com álcool). A hidrólise de um composto AB pode ser representada por uma reação química reversível, importante em processos biológicos, como a quebra de proteínas em aminoácidos e gorduras em ácidos graxos e glicerol. Essas reações são frequentemente aceleradas por enzimas. A equação de hidrólise também pode ser vista como uma reação de dupla substituição, onde os íons positivos e negativos dos reagentes são trocados. Reações de deslocamento podem ser simples, onde um elemento mais reativo substitui um menos reativo, ou duplas, como na formação de hidróxido de sódio. Nas reações de duplo deslocamento, geralmente ocorre a formação de uma solução iônica com a precipitação de um sal menos solúvel, como o cloreto de prata. Um tipo de reação facilmente detectável é a combustão. Embora mais comum com sólidos e gases, também pode ocorrer em meios aquosos inflamáveis, como álcoois ou óleos combustíveis. A combustão é uma reação onde uma substância reage com oxigênio, liberando energia na forma de luz e calor. As reações de combustão envolvem oxigênio como reagente. A combustão do metano produz vapor de água e gás carbônico, enquanto a do hidrogênio produz apenas água. Em condições de limitação de oxigênio, pode formar-se monóxido de carbono (CO), que é mais tóxico. Algumas reações não são espontâneas e ocorrem com alterações no meio, como aumento de pressão ou temperatura, eletricidade e inserção de gases. Essas condições podem mudar a ocorrência e dinâmica das reações químicas. Peruzzo e Canto (2009) destacam que a massa final dos produtos em uma reação química em recipiente fechado será equivalente à massa inicial dos reagentes. As reações em sistemas fechados envolvem um balanço de massa que pode ser calculado. A energia envolvida nas ligações químicas (entalpia) afeta as solubilidades, pois a dissolução envolve a ruptura e formação de ligações. A energia gerada ou utilizada durante esses processos pode ser percebida pelo calor liberado ou absorvido, tornando a solução mais quente ou mais fria ao toque. As reações podem ser classificadas pelos produtos que geram, como gases ou precipitados. A condutividade elétrica de uma solução aquosa depende da natureza dos solutos. A água natural geralmente não conduz eletricidade devido à baixa concentração de íons. Segundo Petrucci et al. (2017), alguns solutos produzem íons em solução aquosa e são chamados de eletrólitos. Os que não produzem íons são não-eletrólitos. Eletrólitos fortes são completamente ionizados em solução, enquanto eletrólitos fracos são apenas parcialmente ionizados. Dinâmica das reações: desprendimento de gases e formação de precipitados Uma reação pode ser relacionada a uma reação de equilíbrio, onde um composto pode ser desassociado e formado simultaneamente (Burdge, 2020). O símbolo da seta única (→) é substituído por uma seta dupla (⇌). O equilíbrio ocorre quando a velocidade da formação de produtos é similar à velocidade da desassociação dos produtos, dependendo dos quocientes de solubilidade e das constantes de produto de solubilidade. Em soluções onde a concentração de um produto excede sua solubilidade, qualquer inserção no sistema pode causar precipitação do excedente. As grandezas relacionadas ao quociente de solubilidade (Qps) e à constante do produto de solubilidade (Kps) indicam se um sal será dissolvido ou precipitará. Quando a concentração é baixa e o quociente de solubilidade é menor que a constante do produto de solubilidade, não ocorre precipitação. A precipitação de sólidos pode resultar da reação entre reagentes que geram um produto insolúvel ou com solubilidade reduzida. As reações de precipitação ocorrem quando certos cátions e ânions se combinam para produzir um sólido iônico insolúvel chamado precipitado (Petrucci et al., 2017). Uma reação de dupla troca pode ser exemplificada pela combinação entre nitrato de prata e cloreto de sódio, resultando em nitrato de sódio e cloreto de prata (insolúvel). As entalpias de solução em soluções diluídas são a soma da entalpia de rede e da entalpia de hidratação do composto. A dissolução depende do balanço entre a variação de entropia da solução e da vizinhança. O ΔG da dissolução de um soluto depende da concentração do soluto, podendo ser negativo em baixas concentrações e positivo em altas concentrações. O Gráfico 1 mostra que concentrações baixas de soluto estão associadas a uma menor energia livre de Gibbs (reação de dissolução espontânea), enquanto concentrações altas aumentam a energia livre de Gibbs (reação de precipitação espontânea). O ponto de equilíbrio ocorre quando o soluto dissolvido está em equilíbrio com o soluto não dissolvido, indicando que a solução está saturada. O ponto de encontro das reações de dissolução e precipitação no gráfico representa a concentração máxima de solubilidade do soluto. Russell (1994) lista compostos solúveis e insolúveis em soluções aquosas: Solúveis: Compostos de amônio (NH4+) Metais alcalinos Nitratos (NO3-) Haletos (cloretos, iodetos e brometos), exceto com Ag(I), Pb(II) e Hg(I) Sulfatos (SO4-2), exceto com Ca, Sr, Ba, Pb, Ag e Hg Acetatos (C2H3O2-), exceto com Ag e Hg Insolúveis: Hidróxidos (OH-), exceto Sr e Ba que são moderadamente solúveis Carbonatos (CO32-) Cromatos (CrO42-) Oxalatos (C2O42-) Fluoretos de Mg, Ca, Sr, Ba e Pb(II) Fosfatos (PO43-) Sulfetos (S2-) Sulfitos (SO32-) A lista não é completa, pois a solubilidade não é binária. Entender o comportamento dos compostos ajuda a prever reações. O processo de precipitação pode separar íons de uma solução. Atkins, Jones e Laverman (2018) destacam a relação entre o quociente de solubilidade (Qps) e a constante do produto da solubilidade (Kps). um processo hipotético de precipitação seriada para separar íons em uma solução complexa. A formação de precipitados facilita a identificação de reações de dupla troca. Mesmo quando as camadas hidratadas de água tendem a manter os íons separados, há momentos em que esses processos de combinação entre íons são intensificados. Uma reação interessante, descrita por Russell (1994), é a complexação, que gera um íon complexo solúvel. Diferente da precipitação, onde o produto sedimenta, na complexação o íon solúvel pode alterar as cores das soluções. Entre as várias reações possíveis, destaca-se a reação de desprendimento de gases, que gera produtos gasosos. Mesmo sem evidências visuais, essa reação pode ser identificada por mensurações de condutividade elétrica. A condutividade elétrica é maior com ácidos fortes e menor com ácidos fracos, que conduzem eletricidade com menos eficiência. Ao adicionar ácidos a uma solução aquosa, ocorre a liberação imediata de gás. Os íons H+ combinam-se com os ânions liberados, resultando principalmente em H2O e CO2 (Peruzzo; Canto, 2009). é ilustrada a reação entre ácido sulfúrico e sal de carbonato de sódio, comum em antiácidos estomacais. Peruzzo e Canto (2009) descrevem que, inicialmente, ocorre uma reação de substituição dupla. No entanto, o ácido formado (H2CO3) é instável e se converte rapidamente em água e dióxido de carbono. O texto aborda a volatilidade do gás carbônico (CO2) em meio aquoso, onde sua liberação é observada através de bolhas. O CO2 é um produto volátil, saindo do sistema no estado gasoso. A reação do ácido sulfúrico com o carbonato de sódio é descrita, destacando que as reações ácido-base podem ser entendidas como reações de neutralização. Segundo a teoria ácido-base de Arrhenius, ácidos liberam íons de hidrogênio (H+) e bases liberam íons de hidroxila (OH-) em meio aquoso. Nas reações de neutralização, formam-se moléculas de água e sais correspondentes aos reagentes. Uma reação de neutralização total é representada por uma equação genérica, e exemplos incluem a formação de Na2SO4(aq), LiNO3(aq) e FeCl3(aq), que são sais neutros quando ácidos e bases de forças similares reagem. Nem todas as reações ácido-base são de neutralização total; algumas são parciais, resultando em sais com caráter ácido ou básico, dependendo do íon presente. Para um entendimento completo das reações químicas, é importante compreender os cálculos relacionados às moléculas reagentes e/ou produzidas. O texto também menciona um vídeo da série animada "O Incrível Pontinho Azul", que explica reações químicas de forma acessível para crianças, pais e professores. Cálculos básicos da solução As moléculas formadas por dois ou mais átomos possuem uma fórmula molecular que corresponde ao número total de átomos que as compõem. Por exemplo, a água (H₂O) é formada por dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio, com uma massa molecular de 18 u (2 u de hidrogênio e 16 u de oxigênio). As unidades de massa atômica (u) são usadas porque os átomos são muito pequenos para serem medidos diretamente. Um mol de unidades de massa atômica equivale a um grama. Portanto, a massa molar de qualquer composto em gramas é numericamente igual à sua massa molecular em unidades de massa atômica (u). A unidade principal é o mol, que corresponde à constante de Avogadro (6,0221415 × 10²³ mol⁻¹). Para cálculos, a massa atômica é expressa em unidades de massa atômica (u) devido à proximidade dos valores e à praticidade. Usando as massas atômicas da tabela periódica e uma fórmula molecular, podemos determinar a massa molecular, que é a soma das massas atômicas dos átomos na molécula. Por exemplo, um mol de hélio (He) tem uma massa de 4,003 g. Para facilitar as conversões entre massa de uma substância envolvida em uma reação, número de moles presentes nessa solução e número de partículas, podemos utilizar um esquema simplificado. Para calcular a massa relacionada a uma molécula química, multiplica-se a massa atômica de cada elemento pelo número de átomos desse elemento na molécula e, então, somam-se as massas de cada elemento presente. Por exemplo, um átomo de enxofre (S) tem uma massa de 32,1 u, então 1 mol de S tem 32,1 g. Se temos 10 g de enxofre, podemos calcular o número de moles (n) e de partículas (x) presentes usando as equações apropriadas. De maneira similar, os moles e o número de átomos de uma molécula podem ser calculados facilmente. Esse cálculo é essencial para realizar outros cálculos mais complexos e compreender a composição estequiométrica, ou seja, a fórmula dos compostos e as proporções de seus elementos constituintes. A concentração molar © de um soluto em uma solução é chamada de molaridade. A molaridade é a quantidade de moléculas de soluto (em moles) presente em uma determinada quantidade de solvente ou solução em litros, conforme a equação específica. A unidade da molaridade é mol/L, mas é comumente chamada de Molar (M). Por exemplo, uma solução com concentração de 1,15 M significa 1,15 mol/L. Os cálculos básicos essenciais para entender reações e estequiometria incluem: A massa molar; A quantidade de moles em uma solução; A concentração dessas substâncias passíveis de diluição. Procedimentos experimentais: Técnicas de separação de misturas A matéria é definida como tudo que tem massa e ocupa espaço, incluindo substâncias, misturas, elementos e compostos químicos, além de átomos e moléculas (CHANG; GOLDSBY, 2013). A maioria dos materiais não é feita de elementos ou compostos puros, mas de misturas de substâncias mais simples. Exemplos incluem ar, sangue, água do mar e medicamentos. As principais diferenças entre misturas e compostos químicos são (ATKINS; JONES; LAVERMAN, 2018): Mistura: Componentes podem ser separados por técnicas físicas. Composição variável. Propriedades dos componentes são conservadas. Composto: Componentes não podem ser separados por técnicas físicas. Composição fixa. Propriedades dos componentes não são conservadas. Classificação das misturas As misturas podem ser homogêneas ou heterogêneas. Nas misturas heterogêneas, os componentes permanecem separados e a composição não é uniforme. Nas misturas homogêneas, a composição é uniforme e não é possível identificar regiões ou partículas separadas. Exemplos de misturas heterogêneas incluem rochas com diferentes minerais e leite, que contém glóbulos de gordura flutuando em água. Um exemplo de mistura homogênea é a dissolução de açúcar na água, onde a composição é uniforme e os componentes não são distinguíveis, mesmo com um microscópio. Misturas homogêneas também são chamadas de soluções. Quando uma substância é dissolvida em água, forma-se uma solução aquosa. O componente em maior quantidade é o solvente, e as substâncias dissolvidas são os solutos. O solvente geralmente determina o estado físico da solução (sólido, líquido ou gasoso). Por exemplo, o refrigerante de guaraná é uma solução líquida com água como solvente e açúcar, extratos de plantas e aditivos como solutos. A atmosfera é uma solução gasosa composta de vários gases, e o bronze é uma solução sólida com cobre como soluto e zinco como solvente (ATKINS; JONES, 2012). os tipos de técnicas de separação: A separação de misturas é essencial em muitos processos químicos e industriais. Algumas das técnicas mais comuns incluem filtração, decantação, destilação e cromatografia. Filtração: Utilizada em indústrias para separar material particulado de uma corrente gasosa. O gás passa por tecidos porosos que retêm as partículas, permitindo que o gás limpo seja liberado na atmosfera. Decantação: No tratamento de esgotos sanitários, após a reação no tanque de aeração, a mistura de biomassa e efluente tratado passa por uma unidade de decantação. A biomassa sedimenta no fundo do tanque devido à diferença de densidade, separando-se do efluente líquido. Destilação: Segundo Atkins e Jones (2012), a destilação utiliza as diferenças nos pontos de ebulição das substâncias para separá-las. Os componentes da mistura vaporizam-se em temperaturas diferentes e se condensam em um condensador, sendo coletados em um frasco de recebimento de destilado. A troca de temperatura da água fria com os vapores resultantes do aquecimento provoca a condensação deles no tubo. Um exemplo clássico de destilação, utilizado para obter água potável, é a dessalinização da água do mar. A água dos oceanos contém cerca de 3,5% de sais dissolvidos, principalmente cloreto de sódio. No processo de destilação, a água é aquecida até vaporizar a 100ºC, deixando o NaCl sólido, que não evapora. Esse processo requer muita energia, e a radiação solar pode ser usada para reduzir custos, especialmente em regiões áridas. A destilação fracionada é usada na indústria para separar líquidos com pontos de ebulição próximos. Por exemplo, uma mistura de benzeno e tolueno, com pontos de ebulição de 80,1ºC e 110,6ºC, respectivamente. Ao ferver a mistura, o vapor se enriquece em benzeno, o componente mais volátil. Repetindo o processo, é possível separar quase completamente os dois componentes. Na prática, usa-se uma coluna de fracionamento com pérolas de vidro que aquecem e permitem várias etapas de evaporação-condensação, enriquecendo o vapor em benzeno e o líquido em tolueno. Na indústria, a destilação fracionada é usada no refinamento do petróleo. O petróleo bruto é aquecido a cerca de 400ºC, convertendo-o em vapor que entra na torre de fracionamento. À medida que o vapor sobe, ele se condensa em diferentes recipientes coletores, conforme as temperaturas de liquefação dos componentes. Gases são coletados no topo da coluna e o resíduo não vaporizado é recolhido na base, usado para fabricar piche e asfalto. Outro uso da destilação fracionada é a separação de nitrogênio e oxigênio do ar, com pontos de ebulição de -196ºC e -183ºC, respectivamente. separação por filtração: A filtração é um método utilizado para separar substâncias com diferentes solubilidades. Um exemplo cotidiano é coar café, onde os grãos ficam retidos no filtro e a bebida passa através dele. No tratamento de água, a filtração remove partículas suspensas, garantindo a potabilidade da água. Durante o tratamento, partículas coloidais são desestabilizadas para formar flocos, que são removidos por sedimentação ou flotação. Partículas não removidas podem ser filtradas em filtros de areia. Microrganismos como bactérias e protozoários são removidos junto aos flocos, enquanto partículas dissolvidas requerem filtração avançada, como membranas ou osmose reversa. A análise de sólidos suspensos e dissolvidos utiliza filtros de membrana com porosidade de 0,45 µm. Em alguns casos, a filtração a vácuo é usada para acelerar o processo. aplicação da filtração na obtenção do alumínio e na análise gravimétrica: A filtração é crucial na obtenção do alumínio a partir da bauxita, que contém óxido de alumínio (Al₂O₃·2H₂O) e impurezas como óxidos de silício, ferro e titânio. O processo envolve: Tratamento com NaOH: A bauxita é aquecida em solução de hidróxido de sódio (NaOH), convertendo o silício em silicatos solúveis e o óxido de alumínio em íon aluminato. Os óxidos de ferro e titânio, insolúveis, são separados por filtração. Tratamento ácido: O hidróxido de alumínio é precipitado e, após filtração, aquecido para obter óxido de alumínio puro, que é então submetido a um processo eletroquímico para produzir alumínio puro. Na análise gravimétrica, a filtração é usada para determinar a massa de substâncias insolúveis em solução, como metais pesados (chumbo, mercúrio). O processo envolve: Formação e separação do precipitado: Por exemplo, na reação entre nitrato de prata e cloreto de sódio, forma-se cloreto de prata (AgCl) que é separado por filtração. Determinação da massa: Após secagem e pesagem do filtro com o precipitado, obtém-se a massa do precipitado formado. Neste material, exploramos diversos procedimentos e técnicas de química para separar, analisar e aproveitar melhor os materiais. Com os conceitos abordados, novas construções de conhecimento se tornam possíveis, ampliando o entendimento do campo da química e suas múltiplas aplicações. Primeiramente, reconhecer e classificar as reações químicas nos ajuda a compreender processos que têm maior probabilidade de ocorrer em determinadas situações com compostos específicos. As reações químicas podem ser categorizadas em síntese, decomposição, substituição e combustão. Estudamos cálculos iniciais essenciais, como quantificação de massa, concentração molar e número de átomos presentes, que são fundamentais para um estudo sólido de química. Também vimos que a maior parte da matéria é uma mistura de substâncias, sendo importante diferenciar mistura de composto. Em uma substância pura, a composição elementar é sempre a mesma, enquanto as misturas têm composições variáveis, podendo ser heterogêneas ou homogêneas. Conhecemos técnicas de separação de misturas, como destilação e filtração. Na destilação, a separação ocorre pela diferença de volatilidade entre os componentes, enquanto na filtração, ocorre por diferença de solubilidade. Observamos que muitos processos industriais utilizam essas técnicas para obter produtos ou tratar resíduos. Conteúdo do teste Pergunta 1 Leia o trecho a seguir: "Os laboratórios químicos de pequena escala, em ambientes industriais e acadêmicos, tendem a operar de forma independente, com menos supervisão regulatória e são, geralmente, mais acessíveis ao público leigo ou com pouca prática laboratorial do que os laboratórios industriais maiores e/ou instalações de fabricação em larga escala." Fonte: NATIONAL RESEARCH COUNCIL. Promoting Chemical Laboratory Safety and Security in Developing Countries. Washington, DC: The National Academies Press. 2010. Disponível em: \. Acesso em: 28 abr. 2020. Considerando essas informações e o conteúdo estudado sobre noções de segurança no laboratório, ordene as etapas em uma sequência lógica para ser realizada em um laboratório de Química de pesquisa: ( ) Separar os materiais (reagentes, equipamentos, acessórios e vidraria). Esta é a segunda etapa. ( ) Limpar as superfícies de bancadas e capelas sujas. Esta é a quarta etapa. ( ) Determinar o roteiro da prática laboratorial e os procedimentos necessários. Primeira etapa. ( ) Retirar os Equipamentos de Proteção Individual (EPI): jaleco, luvas e óculos de segurança. Quita etapa. ( ) Realizar os procedimentos com cautela e sem pressa. Terceira etapa. Agora, assinale a alternativa que apresenta a sequência correta: e\) Afirmativa correta 2, 4, 1, 5, 3. Pergunta 2 Leia o trecho a seguir: "Embora os filósofos gregos tenham suposto corretamente a existência dos átomos, eles não podiam imaginar algo tão sutil como a estrutura de um átomo. (Um átomo não poderia ser composto por partes menores se nada menor existisse). Entretanto, átomos não são esferas homogêneas sem estrutura." Fonte: RUSSELL, J. B. Química Geral. V. 1, 2. ed. (Reimpressão 2014). São Paulo: Pearson Makron Books, 1994, p. 621. Considerando essas informações e o conteúdo estudado sobre os quatro primeiros modelos atômicos científicos, analise os modelos disponíveis a seguir e associe-os com suas respectivas características. 1\) Modelo de Dalton. 2\) Modelo de Thomson. 3\) Modelo de Rutherford. 4\) Modelo de Bohr. ( ) Modelo de Thomson é Um átomo é indivisível e a matéria apresenta propriedades elétricas. ( ) Modelo de Dalton é Um átomo é indivisível e pode ser comparado a uma esfera maciça. ( ) Modelo de Bohr é Um átomo possui um núcleo com nêutrons e prótons, com elétrons orbitando em níveis de energia específicos. ( ) Modelo de Rutherford é Um átomo possui duas regiões: o núcleo, onde se concentra a carga positiva, e um espaço vazio, que é a maior parte do átomo. Agora, assinale a alternativa que apresenta a sequência correta: c\) Afirmativa correta, 2, 1, 4, 3. Pergunta 3 Leia o trecho a seguir: "A reação de uma solução de um ácido com uma base é chamada reação de neutralização. Em tais reações, os íons de hidrogênio (responsáveis pelas propriedades características de um ácido) se combinam com os íons de hidróxido (responsáveis pelas propriedades características de uma base) para formar a água: H+(aq.) + OH-(aq.) → H2O(aq.)." Fonte: RUSSELL, J. B. Química geral. 2. ed. reimp. São Paulo: Pearson Makron Books, 2014. v. 1. p. 551. Considerando essas informações e o os conceitos estudados sobre funções inorgânicas, é correto afirmar que: a\) Afirmativa correta é letra a - ocorrerá uma reação de neutralização se uma solução de hidróxido de sódio (NaOH) for misturada a uma solução de ácido clorídrico (HCl). b\) ocorrerá uma reação de neutralização de uma solução de hidróxido de sódio (NaOH) for diluída em um mesmo volume de água destilada. c\) caso uma solução de hidróxido de sódio (NaOH) seja misturada a uma solução de ácido clorídrico (HCl), haverá formação instantânea de NaCl. d\) raramente haverá precipitação de sais em reações de neutralização, uma vez que os sais possuem alta reatividade em solução. e\) é possível detectar os íons H+ e OH- após a reação de neutralização completa, indicando excesso de íons fortes na solução. Pergunta 4 Leia o trecho a seguir: "A matéria é composta de unidades muito pequenas chamadas átomos. Cada tipo diferente de átomo é o elemento básico de um elemento químico diferente. Atualmente, a União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC) reconhece mais de 100 elementos químicos." Fonte: PETRUCCI, R. H. et al. General Chemistry: principles and modern applications. 11. ed. Toronto: Pearson, 2017, p. 5. (tradução da autora). Considerando essas informações e o conteúdo estudado sobre modelos atômicos, analise as afirmativas a seguir e assinale V para a(s) verdadeira(s) e F para a(s) falsa(s). I. ( ) O modelo de Rutherford se baseia em experimentos que comprovam os elétrons em contato direto com os prótons. II\. ( ) O modelo de Thomson se baseia em experimentos de eletrólise de soluções em um solvente com sais de ouro. III\. ( ) O modelo de Rutherford se baseia no bombardeamento de partículas alfa em uma fina camada de ouro. IV\. ( ) O modelo de Rutherford faz referência a um formato de sistemas planetários em que os elétrons são os planetas. Agora, assinale a alternativa que apresenta a sequência correta: d\) Afirmativa correta, F, F, V, F. Pergunta 5 Leia o trecho a seguir: "O modelo de Rutherford previa que as partículas α dispersas passariam por uma folha de ouro sem serem afetadas. O projeto experimental de Rutherford para medir a dispersão de partículas indicou que: a maioria das partículas α passa pela folha de ouro com pouca ou nenhuma deflexão, mas algumas partículas são desviadas em grandes ângulos. Ocasionalmente, uma partícula α ricocheteia na folha de volta à fonte. O modelo nuclear explica os resultados dos experimentos de Rutherford." Fonte: BURDGE, J. Chemistry. 5. ed. New York: McGraw-Hill Education, 2020, p. 46. Considerando essas informações e o conteúdo estudado sobre a teoria de Rutherford, analise as asserções a seguir e a relação proposta entre elas. I. O modelo de Rutherford considera um átomo como um sistema planetário. Porque: II\. Nesse modelo, um átomo possui um núcleo de tamanho reduzido, formado por prótons, de carga elétrica positiva, cujo equilíbrio é realizado por elétrons, de carga elétrica negativa, orbitando ao redor do núcleo. A seguir, assinale a alternativa correta: e\) Afirmativa correta, A asserção I é uma proposição falsa, e a II é uma proposição verdadeira. Pergunta 6 Leia o trecho a seguir: "À primeira vista, poderíamos esperar que um átomo tivesse a menor energia quando todos os seus elétrons estivessem no orbital de menor energia (o orbital 1s), mas, exceto para o hidrogênio e o hélio, isso não pode acontecer. Em 1925, o cientista austríaco Wolfgang Pauli descobriu uma regra geral e fundamental sobre os elétrons e orbitais, conhecida hoje como princípio da exclusão de Pauli: Dois elétrons, no máximo, podem ocupar um dado orbital. Quando dois elétrons ocupam um orbital, seus spins devem estar emparelhados." Fonte: ATKINS, P. W.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2012, p. 33. Considerando essas informações e o conteúdo estudado sobre os orbitais atômicos e a distribuição eletrônica, analise as afirmativas a seguir e assinale V para a(s) verdadeira(s) e F para a(s) falsa(s). I. ( ) Se a configuração eletrônica do último nível termina em ns2np2, é um elemento da Família do Carbono. II\. ( ) Se a configuração eletrônica do último nível termina em ns2np3, é um elemento da Família do Nitrogênio. III\. ( ) Se a configuração eletrônica do último nível termina em ns2np3, pode ser o elemento silício (Si). IV\. ( ) Se a configuração eletrônica do último nível termina em ns2np4, poderia ser o elemento bromo (Br). V. ( ) Se a configuração eletrônica do último nível termina em ns2np5, é um elemento da família dos Halogênios. Agora, assinale a alternativa que apresenta a sequência correta: a\) Afirmativa correta, V, V, F, F, V. Pergunta 7 O potencial hidroxiliônico (pOH) corresponde ao teor de íons OH- presentes na solução e pode ser expresso por: pOH = --log \[OH-\] De forma geral, a autoionização da água sempre liberará pequenas concentrações de íons H+ e OH- na solução que são comumente utilizados para caracterizar uma solução por seu caráter ácido ou básico. A concentração de íons OH- em uma solução de hidróxido de bário a 25 °C é equivalente a 9,8 x 10-5 mol/L. Considerando as informações e os conteúdos estudados sobre as constantes de basicidade e acidez, assinale a alternativa que contém o valor do pOH da solução em questão: b\) Afirmativa correta, 4. Pergunta 8 Leia o trecho a seguir: "A acidez de uma solução aquosa depende da concentração de íons hidrônio, \[H3O+\]. Essa concentração pode variar de várias ordens de magnitude, o que pode tornar complicado relatá-la quantitativamente. Para descrever a acidez de uma solução, em vez de relatar a concentração molar de íons hidrônio, normalmente usamos a escala de pH mais conveniente." Fonte: BURDGE, J. Chemistry. 5. ed. New York: McGraw-Hill Education, 2020. p. 724. Considerando essas informações e o conteúdo estudado sobre a escala do pH, podemos afirmar que: b\) Afirmativa correta, na prática, adotamos a escala de pH variando entre 0 e 14. Pergunta 9 Leia o excerto a seguir: "Os orbitais em um átomo são agrupados em conjuntos chamados subcamadas. Em átomos no seu estado fundamental, quatro tipos de subcamadas são ocupados por elétrons, designadas por s, p, d e f, que consistem em 1, 3, 5 e 7 orbitais, respectivamente. Uma representação mais simples mostra em cada orbitais subcamadas ocupadas e introduz um índice para indicar o número de elétrons." Fonte: RUSSELL, J. B. Química Geral. Volume 1. São Paulo: Pearson Makron Books,1994. p. 247. Com base nos conceitos de distribuição eletrônica, níveis de energia e da construção da Tabela Periódica Moderna, podemos afirmar que a distribuição eletrônica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 pertence ao elemento: d\) Afirmativa correta, Cloro (Cl), pertencente ao grupo dos halogênios. Pergunta 10 Em uma análise simplificada, percebemos que muitos acidentes em laboratórios poderiam ser evitados. Procedimentos simples, como a utilização dos materiais corretos, tornam as práticas de química experimental mais seguras independentemente do intuito do trabalho realizado. Considerando essas informações e os conteúdos estudados sobre noções de segurança em laboratórios e a utilização de vidrarias de laboratórios, analise as asserções a seguir e a relação proposta entre elas: I. Um exemplo de material que pode evitar acidentes são os pipetadores. Porque: II\. Pipetadores são dispositivos que possibilitam o uso de pipetas para a medição líquidos, de forma precisa, sem que o laboratorista precise succionar o líquido com a boca. Agora, assinale a alternativa correta: b\) Afirmativa correta, As asserções I e II são proposições verdadeiras, e a II é uma justificativa correta da I. Conteúdo do teste Ava 2 Pergunta 1 Leia o trecho a seguir: "Os coeficientes na equação química podem ser observados: 2𝐻2(𝑔)+𝑂2(𝑔)→2 𝐻2𝑂(𝑙) O que significa que: 2𝑥 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝐻2+𝑥 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝑂2→2𝑥 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝐻2𝑂 Suponha que o valor de x corresponde a 6,022 x 1023 (número de Avogadro). Então x moléculas representa 1 mole. Assim, a equação química indica que os coeficientes da equação química corroboram afirmações como: Dois mols de 𝐻2𝑂 são produzidos para cada dois mols de 𝐻2 consumidos. Dois mols de 𝐻2𝑂 são produzidas para cada mole de consumido. Dois mols de são consumidos para cada um deles." Fonte: PETRUCCI, R. H. et al. General Chemistry: principles and modern applications. 11. ed. Toronto: Pearson, 2017, p. 116. Considerando essas informações e o conteúdo estudado acerca dos cálculos básicos relacionados às reações, assinale a afirmativa correta: c\) Afirmativa correta, A massa molecular da água é 18 u e em 1 kg de H2O há cerca de 3,35 x 1025 átomos. Pergunta 2 Leia o excerto a seguir: "Metais que têm baixos pontos de ebulição, tais como mercúrio, magnésio e zinco, podem ser separados de outros metais por destilação fracionada. Um método bem conhecido de destilação fracionada é o processo Mond para a purificação do níquel. Monóxido de carbono passa sobre o níquel impuro a 70 ºC para formar tetracarbonilniquel (ponto de ebulição de 43 ºC), uma substância altamente tóxica, que é separada das impurezas menos voláteis por destilação. Finalmente, o níquel metálico puro é recuperado a partir desse gás, pelo aquecimento a 200 ºC." Fonte: BURDGE, J. Chemistry. 5. ed. New York: McGraw-Hill Education, 2020, p. 1067. Diante do exposto e dos conteúdos estudados sobre a técnica de separação por destilação, analise as afirmativas a seguir: I. As frações obtidas a partir da destilação do petróleo possuem diferentes aplicações industriais. II\. A destilação da água do mar envolve uma série de etapas de separação que culmina com a filtração da solução destilada. III\. No processo de destilação de misturas, as frações podem ser separadas por diferença de volatilidade, sendo os compostos mais voláteis separados primeiro. IV\. Na mistura entre o álcool etílico e a água, a separação pode ser feita por destilação, sendo a água evaporada primeiro, pois apresenta ponto de ebulição mais alto. V. No processo de destilação fracionada da mistura binária benzeno-tolueno, utiliza-se uma coluna empacotada com pérolas de vidro que permite que o tolueno se condense como destilado. Está correto apenas o que se afirma em: b\) Afirmativa correta, I e III. Pergunta 3 Uma equação química é uma representação escrita de uma reação química ou de um processo físicoquímico ou bioquímico. As espécies químicas no lado esquerdo da equação são chamadas de reagentes, enquanto as do lado direito da equação são chamadas de produtos. Considerando essa definição e o conteúdo estudado sobre os quatro principais tipos de reações químicas, analise as classificações a seguir e associe-as com suas respectivas equações apresentadas a seguir. 1\) Reação de decomposição. 2\) Reação de síntese. 3\) Reação de substituição simples. 4\) Reação de substituição dupla. ( ) 𝑍𝑛(𝑠)+2 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞)→𝑍𝑛𝐶𝑙2(𝑎𝑞)+𝐻2(𝑔) ( ) 2 𝑀𝑔(𝑠)+𝑂2(𝑔)→2 𝑀𝑔𝑂(𝑠) ( ) 2𝐾𝐼(𝑎𝑞)+ 𝑃𝑏(𝑁𝑂3)2(𝑎𝑞)→2 𝐾𝑁𝑂3(𝑎𝑞)+𝑃𝑏𝐼2(𝑠) ( ) 2 𝐻𝑔𝑂(𝑠)→2 𝐻𝑔(𝑙)+𝑂2(𝑔) Agora, assinale a alternativa que apresenta a sequência correta: a\) Afirmativa correta, 3, 2, 4, 1. Pergunta 4 Leia a definição a seguir: "Quanto é o um mol? Ambas as palavras mol e moléculas têm sua origem na palavra latina moles, que significa 'porção' ou 'quantidade'. É importante compreendermos quanta matéria está presente em mol de alguma coisa. \[\...\] Um mol de cada elemento consiste em 6,02 x 1023 moléculas." Fonte: RUSSELL, J. B. Química Geral. 2. ed. Volume 1. São Paulo: Pearson Makron Books, 1994, p. 93. Diante do exposto e dos conteúdos estudados sobre as reações químicas e seus cálculos básicos, analise as afirmativas a seguir: I. Um mol de objetos é o número de Avogadro de objetos, em que o número de Avogadro é 6,022 x 1023. II\. As massas atômicas são normalmente especificadas por unidades de massa atômica (u). III\. As equações químicas servem basicamente para definir as identidades das substâncias consumidas em uma reação. IV\. A molaridade é uma expressão da quantidade de mol por grama de substância química. V. O soluto em uma reação corresponde à substância em uma quantidade muito maior do que a dos outros componentes. Está correto apenas o que se afirma em: e\) Afirmativa correta, I e II. Pergunta 5 Uma vez que o petróleo contém milhares de compostos hidrocarbonetos, seus componentes podem ser classificados de acordo com o intervalo de seus pontos de ebulição, como exemplificado na tabela a seguir, podendo ser separados por meio de destilação fracionada (CHANG, 2013). Considerando as informações apresentadas e o conteúdo estudado sobre a técnica de separação por destilação, analise as afirmativas a seguir e assinale V para a(s) verdadeira(s) e F para a(s) falsa(s). I. ( ) As frações mais pesadas do petróleo são recuperadas mais abaixo na torre de fracionamento. II\. ( ) O óleo lubrificante é mais volátil que a querosene. III\. ( ) A gasolina é recuperada na porção mais superior na torre de fracionamento do que o óleo combustível. IV\. ( ) O gás natural é o composto mais leve dentre as frações obtidas a partir do refino do petróleo. V. ( ) O éter de petróleo e o gás natural podem ser separados adequadamente na torre de fracionamento, pois apresentam pontos de ebulição e, portanto, volatilidade próxima. Agora, assinale a alternativa que apresenta a sequência correta: b\) Afirmativa correta, V, F, V, V, F. Pergunta 6 Leia o trecho a seguir: "A massa molar é necessária para você descobrir a fórmula molecular de um composto molecular. Para encontrar a fórmula molecular, você precisará decidir quantas fórmulas unitárias empíricas são necessárias para explicar a massa molar observada." Fonte: ATKINS, P. W.; JONES, L.; LAVERMAN, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 7. Ed. Porto Alegre: Bookman, 2018. p. F49. Considerando essas informações e o conteúdo estudado sobre os cálculos básicos relacionados às reações químicas, assinale a afirmativa correta: d\) Afirmativa correta, A massa molecular do gás carbônico é 44 u e em 10 g de CO2 há 1,37 x 1023 átomos. Pergunta 7 Leia o trecho a seguir: "A decantação é uma operação física que separa as partículas sólidas com uma densidade maior do que aquelas do líquido ao seu redor. No tanque de decantação onde a velocidade é baixa, as partículas sólidas tendem a ir para o fundo sob a influência da gravidade. Como resultado, o sobrenadante líquido torna-se clarificado, enquanto as partículas no fundo formam uma camada de lodo, sendo subsequentemente removidas. A decantação é uma operação unitária de alta importância em vários sistemas de tratamento de esgoto." Fonte: VON SPERLING, M. Biological wastewater treatment series -- Basic Principles of wastewater treatment. IWA Publishing, London, UK, 2007, p. 125. Considerando essas informações e o conteúdo estudado sobre os tipos de técnicas de separação, analise as afirmativas a seguir e assinale V para a(s) verdadeira(s) e F para a(s) falsa(s). I. ( ) A mistura composta de óleo e vinagre é heterogênea e pode ser separada por decantação. II\. ( ) Uma mistura entre giz e água pode ser separada por destilação. III\. ( ) A mistura entre gasolina e etanol pode ser facilmente separada por decantação. IV\. ( ) Uma mistura composta por areia e açúcar pode ser separada por dissolução em água seguida de filtração e fervura a 100ºC. V. ( ) Os componentes presentes em um refrigerante podem ser separados por filtração. Agora, assinale a alternativa que apresenta a sequência correta e\) Afirmativa correta, V, F, F, V, F. Pergunta 8 Leia o trecho a seguir: "O sódio e o potássio possuem abundância relativamente igual na natureza. Eles ocorrem em minerais silicatos como albita (NaAlSi3O8) e ortoclasio (KAlSi3O8). Com o passar do tempo, em uma escala geológica, minerais silicatos são vagarosamente decompostos pela ação do vento e da chuva, e íons sódio e potássio são convertidos a compostos mais solúveis." (BURDGE, 2020). Fonte: BURDGE, J. Chemistry. 5. ed. New York: McGraw-Hill Education, 2020, p. 1071. Assumindo que os pontos de ebulição para o potássio e o sódio são, respectivamente, 770 ºC e 892 ºC, e considerando as informações apresentadas e o conteúdo estudado sobre a técnica de separação por destilação, analise as asserções a seguir e a relação proposta entre elas: I. O potássio pode ser recuperado a partir da destilação de cloreto de potássio líquido na presença de vapor de sódio a 892 ºC, segundo a seguinte reação: 𝑁𝑎(𝑔)+𝐾𝐶𝑙(𝑙)⟶𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑙)+𝐾(𝑔). Porque: II\. O vapor de potássio obtido na reação é menos volátil que o vapor de sódio e a retirada constante do vapor de potássio da mistura favorece a formação do cloreto de sódio, até que todo o potássio seja recuperado como destilado. A seguir, assinale a alternativa correta: d\) Afirmativa correta, A asserção I é uma proposição verdadeira, e a II é uma proposição falsa. Pergunta 9 Segundo Burdge (2020), assim como as substâncias puras, as misturas podem ser sólidas, líquidas ou gasosas; não apresentam uma composição constante e podem ser classificadas como homogêneas, com composição uniforme ou heterogêneas, com composição variável. Fonte: BURDGE, J. Chemistry. 5. ed. New York: McGraw-Hill Education, 2020, p. 334-335. Considerando essas informações e o conteúdo estudado sobre a classificação das misturas, analise as afirmativas a seguir: I. Ao se misturar o óleo na água, forma-se uma mistura homogênea. II\. O arroz doce pode ser considerado como uma mistura heterogênea. III\. O concreto consiste de uma mistura homogênea. IV\. O soro caseiro pode ser considerado uma mistura heterogênea. V. Ao se misturar areia e limalha de ferro, forma-se uma mistura heterogênea. Está correto apenas o que se afirma em: c\) Afirmativa correta, II e V.. Pergunta 10 Leia o trecho a seguir: "Combustão refere-se à queima de um composto na presença de oxigênio. De forma geral, a combustão de um hidrocarboneto como o butano produz dióxido de carbono e água como produz conforme a equação: C4H10(g) + 13 O2(g) → 8 CO2(g) + 10 H2O(g)." Fonte: BURDGE, J. Chemistry. 5. ed. New York: McGraw-Hill Education, 2020, p. 89. Considerando essas informações e o conteúdo estudado sobre combustão, analise as afirmativas a seguir e assinale V para a(s) verdadeira(s) e F para a(s) falsa(s): I. ( ) Uma reação de combustão precisa de carbono para ocorrer. II\. ( ) Uma reação de combustão precisa de oxigênio para ocorrer. III\. ( ) A combustão de compostos líquidos é dependente da água. IV\. ( ) A combustão gera gás carbônico e um líquido em todas as condições. V. ( ) A queima de combustíveis fósseis é um exemplo clássico de combustão. Agora, assinale a alternativa que apresenta a sequência correta: d\) Afirmativa correta, F, V, F, F, V. quero um resumo e manter a fidelidade ao texto original, eu quero estudar para prova ouvindo, segue o texto,