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Grupo de Estudos – QUÍMICA (Tema 7/10)

Olá Estudantes!!

O Sétimo Tema do  Grupo de Estudos de Química é: Transformação Química e Equilíbrio

 

* Você encontrará o Gabarito comentado das questões do Tema 6, no final desta postagem*

 

No Caderno do Estudante de Química- EJA Mundo do Trabalho o Tema é estudado no Volume 3 – Unidade 2 -A hidrosfera e o Equilíbrio na Água ( pág. 42 a 64).

Transformação Química

Todos os dias e em todos os lugares podemos observar transformações nos materiais ao nosso redor e até mesmo dentro de nós. A digestão dos alimentos, o amadurecimento das frutas, o cozimento dos alimentos, o enferrujamento do ferro, a queima de um papel e a efervescência de um antiácido, são apenas alguns exemplos das muitas transformações químicas da matéria que ocorrem o tempo todo.

Também conhecidas como reações químicas, as transformações químicas são mudanças onde ocorre a formação de novas substâncias produtos, devido à alteração das propriedades das substâncias iniciais reagentes. As matérias sofrem, constantemente, transformações. Quando as mudanças são apenas relacionadas ao seu estado, ou ainda à agregação do material, chamamos de transformação física da matéria. A transformação somente pode ser chamada química quando resulta na produção de um material distinto do inicial, com características também distintas.

Um exemplo de transformação química é a reação conhecida como Ursinho de Gelatina Flamejante, cuja reação ocorre entre o açúcar e o clorato de potássio.

O equilíbrio químico é um fenômeno que acontece nas reações químicas reversíveis entre reagentes e produtos.

Quando uma reação é direta, está transformando reagentes em produtos. Já quando ela ocorre de maneira inversa, os produtos estão transformando-se em reagentes.

a A + b B ⇌ c C + d D

Para ocorrer um equilíbrio químico é necessário que:

  • a temperatura seja constante
  • o sistema não tenha trocas com o ambiente

Quando um ponto de equilíbrio é atingido nas reações reversíveis tem-se:

  • a velocidade das reações direta e inversa iguais.
  • a concentração constante das substâncias presentes na reação.

O equilíbrio químico é medido por duas grandezas: a constante de equilíbrio e o grau de equilíbrio.

Ele pode ser alterado quando ocorre mudanças de: concentração, temperatura, pressão e uso de catalisadores.

Reações Químicas Reversíveis

Exemplo de equação química:     2 H2  +  O2   →  2 H2O

No primeiro membro (antes da seta) aparecem os reagentes, ou seja, as substâncias que entram na reação.

No segundo membro (depois da seta) estão os produtos, isto é, as substâncias que foram formadas pela reação.

Em uma reação reversível ela pode ocorrer nos dois sentidos  (representado por seta para a direita sobre seta para a esquerda): Flecha Direita Esquerda Fina Desenho Para Colorir - Ultra Coloring Pages

 

                formulaa

Assim, nas reações diretas os reagentes formam produtos (reagentes → produtos). Já nas reações inversas, os produtos formam reagentes (produtos → reagentes).

Um  exemplo é o do galinho azul, muito utilizado para “prever” o tempo. Ele é formado de um sal de cobalto hidratado que em dias úmidos fica rosa e sem água (dias secos) fica azul.

Química Equilíbrio

                                                                    CoCl2 + 6 H2O ↔ CoCl2.6H2O
                                                                     sal azul + água ↔ sal rosa

Assim, nas reações diretas os reagentes formam produtos (reagentes → produtos). Já nas reações inversas, os produtos formam reagentes (produtos → reagentes).

Conceito e determinação de pH e pOH

O pH corresponde ao potencial hidrogeniônico de uma solução. Ele é determinado pela concentração de íons de hidrogênio (H+) e serve para medir o grau de acidez, neutralidade ou alcalinidade de determinada solução.

Além do pH existe também outra grandeza que determina a acidez e a basicidade de um sistema aquoso: o pOH (potencial hidroxiliônico). Essa escala possui a mesma função que o pH, embora seja menos utilizada.

Tratam-se de escalas logarítmicas utilizadas para medir o caráter ácido e básico de uma amostra.

Os valores que as compõem variam de 0 a 14 e foram obtidos a partir do equilíbrio iônico da água.

Uma solução neutra tem pH igual a 7. Os valores abaixo de 7 classificam as soluções em ácidas, enquanto que acima de 7 as soluções são básicas.

Feita essa observação, o caráter ácido é crescente da direita para a esquerda. Já o caráter básico, da esquerda para a direita. Note que, quanto menor o valor do pH mais ácida será a solução.

Escala de pH

De posse do valor de pH é possível descobrir o correspondente na escala de pOH, apenas fazendo uma subtração.

Equilíbrio Iônico da Água

A formação de íons provenientes de suas próprias moléculas origina o equilíbrio iônico da água   

O equilíbrio iônico da água é formado quando as próprias moléculas de água autoionizam-se, formando os íons hidrônio e hidróxido, com o equilíbrio deslocado para a esquerda

A água é uma substância anfótera, ou seja, em determinadas situações, ela comporta-se como ácido e, em outras, como base. Segundo a teoria ácido-base de Brönsted-Lowry, um ácido é toda substância que doa prótons (o termo “prótons” é usado em referência ao cátion hidrogênio, H+), e as as bases são as substâncias que recebem prótons.

Assim, conforme pode ser observado a seguir, uma molécula de água pode atuar como ácido, doando um de seus prótons para outra molécula de água, que, por sua vez, atuará como base.

Ilustração de autoionização da água
Ilustração de autoionização da água

Veja que a molécula que recebeu o próton (base) forma o cátion hidrônio (H3O+), que é o ácido conjugado, e a que perdeu o próton (ácido) forma o ânion hidróxido (OH), que é a base conjugada. Isso significa que ocorreu uma autoionização da água. A equação mostrada acima nos mostra o equilíbrio iônico da água.

Esse equilíbrio pode também ser expresso de forma mais simplificada assim:

H2O(l) ↔ H+(aq) + OH(aq)

Assista ao vídeo e saiba mais sobre Equilíbrio Iônico da Água.

Acidez e basicidade das soluções

Solução neutra: a concentração de íons hidrônio é igual a de hidroxilas.

[H3O+] = 1,0 . 10-7 mol/L pH = 7
[OH] = 1,0 . 10-7 mol/L pOH = 7

Exemplo: água pura.

Solução ácida: a concentração de íons hidrônio é maior que de hidroxilas.

[H3O+] maior que 1,0 . 10-7 mol/L pH menor que 7
[OH] menor que 1,0 . 10-7 mol/L pOH maior que 7

Exemplo: refrigerante, limão e tomate.

Solução básica: a concentração de hidroxilas é maior que de íons hidrônio.

[H3O+] menor que 1,0 . 10-7 mol/L pH maior que 7
[OH] maior que 1,0 . 10-7 mol/L pOH menor que 7
Exemplo: ovo, sabonete e alvejante.

Cálculo de pH

Assista ao vídeo e aprenda a calcular o pH e o pOH das soluções:

 

Resumo sobre pH e pOH

Definições pH: potencial hidrogeniônico da solução.
pOH: potencial hidroxiliônico da solução.
Fórmula geral pH + pOH = 14
Soluções Neutras pH = pOH = 7
Ácidas pH < 7

pOH > 7

Básicas pOH < 7

pH > 7

Cálculo de pH pH = – log [H+]
Cálculo de pOH pOH = – log [OH]

 

Algumas questões de ENEM de anos anteriores, para você estudante testar seus conhecimentos:

 

Ano: 2017Banca:  INEP Órgão:ENEMProva: INEP – ENEM- Exame Nacional do Ensino Médio

(Q1331246)  A clara do ovo é a parte transparente da célula de ovo, que circunda a gema e é formada predominantemente por água e pela proteína albumina. Com o calor, a albumina sofre desnaturação e coagula. Sabendo que o pH da clara de ovo, a 25°C, é 8,0 calcule a concentração do íon OH na clara do ovo.

 

Ano:2018  Banca:INEP Órgão:ENEM   Prova: INEP – ENEM – Exame nacional do Ensino Médio

(Q957453) O suco de repolho pode ser utilizado como indicador ácido-base em diferentes soluções. Para isso, basta misturar um pouco desse suco à solução desejada e comparar a coloração final com a escala indicadora de pH, com valores de 1 a 14, mostrada a seguir.

Utilizando-se o indicador ácido-base e a escala para determinar o pH da saliva humana e do suco gástrico, têm-se, respectivamente, as cores

(A)vermelha e vermelha.
(B) vermelha e azul.
(C) rosa e roxa.
(D) roxa e amarela.
(E) roxa e vermelha.
Ano: 2014  Banca:INEP  Órgão: ENEMProva: INEP – ENEM – Exame nacional do Ensino Médio

(Q 887971) – A tabela lista os valores de pH de algumas bebidas consumidas pela população.

O esmalte dos dentes é constituído de hidroxiapatita (Ca5(PO4)3OH), um mineral que sofre desmineralização em meio ácido, de acordo com a equação química:
Ca5(PO4)3OH (s)  5 Ca2+ (aq) + 3 PO43- (aq) + OH (aq)
Das bebidas listadas na tabela, aquela com menor potencial de desmineralização dos dentes é o

(A) chá.

(B) café.

(C) vinho.

(D) refrigerante.

(E) suco de limão.

 

Ano: 2015   Banca: INEP   Órgão: ENEM  Prova: INEP – ENEM – Exame nacional do Ensino Médio

(Q 887741)  Cinco indústrias de ramos diferentes foram instaladas ao longo do curso de um rio. O descarte dos efluentes dessas indústrias acarreta impacto na qualidade de suas águas. O pH foi determinado em diferentes pontos desse rio, a 25 °C, e os resultados são apresentados no quadro.

A indústria que descarta um efluente com características básicas é a

(A) primeira.

(B) segunda.

(C) terceira.

(D) quarta.

(E) quinta.

 

Ano: 2017   Banca: INEP   Órgão: ENEM   Prova: INEP – ENEM – Exame nacional do Ensino Médio

(Q876401) Alguns profissionais burlam a fiscalização quando adicionam quantidades controladas de solução aquosa de hidróxido de sódio a tambores de leite de validade vencida. Assim que o teor de acidez, em termos de ácido lático, encontra-se na faixa permitida pela legislação, o leite adulterado passa a ser comercializado. A reação entre o hidróxido de sódio e o ácido lático pode ser representada pela equação química:

CH3CH(OH)COOH (aq) + NaOH (aq) → CH3CH(OH)COONa (aq) + H20 (I)

A consequência dessa adulteração é o(a)

(A) aumento do pH do leite.

(B)diluição significativa do leite.

(C)precipitação do lactato de sódio.

(D)diminuição da concentração de sais.

(E)aumento da concentração dos íons H+

 

* Gabarito comentado das questões do post anterior (Tema 6). Para acessar a postagem completa, clique AQUI

 

(Q877502) Correta: Alternativa A.
Primeiro calcula-se a massa molar de todos eles e depois faz-se regras de três, por exemplo:

massa molar do  H2   = 2g/mol

se 2g liberam  – 286 kJ/mol

1g libera  x,

x= – 143 kJ/mol (exotérmica)

 

(Q889207) Correta: Alternativa B.

Como já sabemos, todo catalisador  tem como função diminuir a energia de ativação.

 

(Uni-Rio-RJ) Correta: Alternativa E.

V = k. [H2]α . [NO]β

Mantendo-se [NO] constante e dobrando-se [H2] (experimento 2), a taxa de desenvolvimento dobra. Logo α = 1 .

Mantendo-se [H2] constante e dobrando-se [NO] (experimento 3), a taxa de desenvolvimento quadruplica. Logo β = 2.

Desse modo, concluímos que a lei da velocidade dessa reação é: V = k. [H2] . [NO]2 .

 

(Q101) Correta: Alternativa A.

A reação de combustão do ácido lático deve ser invertida e seu valor de  ∆H  deve ser multiplicado por 2, logo temos

6 CO2 (g) + 6 H2(l) →  2 CH3CH(OH)COOH (s) + 6 O2 (g)  

∆H = −1 344 kJ x 2 =  + 2688 kJ

Obtemos a reação global

C6H12O6 (s)  →  2 CH3CH(OH)COOH (s) + 6 O2 (g) 

∆H = − 2 800 +  2688 kJ

∆H =  – 122 kJ de energia liberada

Fontes: 1- Adaptações do Caderno do Estudante EJA Mundo do Trabalho – Volume 3 – Unidade 2 -A Hidrosfera e                   o Equilíbrio na Água ( pág. 42 a 64).

             2 – Videos no Youtube. Disponível em: https://youtu.be/JFBBa5-lNpg  e  https://youtu.be/pIPoybIkzvk

             3 –  pH e pOH. Disponível em: https://www.todamateria.com.br/ph-e-poh/

             4- Equilíbrio Químico. Disponível em: https://www.todamateria.com.br/equilibrio-quimico/

             5-  Questões do ENEM. Disponível em: https://www.qconcursos.com/questoes-do-enem/questoes/

 

 

 

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