Ciências 9º ano

. Inovação tecnológica. Disponível em: . IUPAC. Disponível em: . Acessos em: 5 maio 2015.

a) De acordo com o texto, qual argumento foi utilizado para a mudança na Tabela Periódica?

b) Na sua opinião, por que apenas 11 elementos foram modificados, e não todos?

c) Represente o símbolo dos elementos citados no texto.

Página 82

CAPÍTULO 6 - As reações químicas

Fig. 1 (p. 82)

Porção de álcool queimando sobre uma superfície plana.

Sérgio Dotta Jr./ID/BR

A imagem acima mostra uma transformação química muito comum no dia a dia das pessoas, a combustão. Nesse tipo de reação, o combustível, no caso o etanol, reage com o gás oxigênio do ar, produzindo diferentes substâncias, como vapor de água e gás carbônico.

A transformação descrita poderia ser representada por meio de uma equação, também chamada de equação química:

etanol + gás oxigênio → vapor de água + gás carbônico

Esse tipo de representação, no entanto, não fornece informações sobre a composição de cada substância. Que átomos compõem a menor unidade da água? E as outras substâncias?

Com a utilização de símbolos para indicar os elementos e átomos e de fórmulas para representar as substâncias, é possível responder a essa e a outras perguntas.

Neste capítulo, você conhecerá mais sobre reações químicas, formas de representação e como podemos alterar a velocidade das transformações químicas.

Página 83

Representação das substâncias

Com a utilização da simbologia proposta por Berzelius e o desenvolvimento dos modelos atômicos, os químicos começaram a utilizar símbolos e fórmulas para representar as menores unidades das substâncias.

A substância formada por átomos do mesmo elemento químico é denominada substância simples e possui nome igual ao do elemento que a constitui. Isso quer dizer, por exemplo, que o gás hidrogênio é constituído somente por átomos do elemento hidrogênio. O mesmo ocorre com o gás oxigênio, formado somente por átomos do elemento oxigênio.

Fig. 1 (p. 83)

Representação da estrutura da molécula de gás oxigênio. Observe que as moléculas que constituem essa substância possuem dois átomos de oxigênio.

Reinaldo Vignati/ID/BR

Cores-fantasia

Representação sem proporção de tamanho.

OXIGÊNIO

Quando a substância é constituída por átomos de dois ou mais elementos químicos, ela é chamada de substância composta. A nomenclatura de algumas substâncias compostas será abordada no próximo capítulo.

Tanto os gases nobres quanto os metais formam substâncias simples cujo símbolo coincide com o elemento químico que as compõe. Por exemplo, o metal ferro (substância simples formada por átomos do elemento ferro) é representado por Fe. Observe que essa representação é igual ao símbolo do elemento químico que a constitui, ou seja, o ferro.

Já as substâncias simples constituídas por átomos de elementos não metálicos tendem a se ligar quimicamente entre si, formando moléculas, as quais são representadas por meio de fórmulas que combinam símbolos e algarismos. Essas fórmulas expressam a quantidade de átomos presentes na molécula. Por exemplo:

• As moléculas que formam o gás oxigênio são representadas por O₂, em que o número 2 indica que a molécula é formada por 2 átomos de oxigênio.

• S₈ indica que a substância enxofre é constituída por moléculas formadas por 8 átomos de enxofre.

Fig. 2 (p. 83)

Representação da estrutura da molécula de água. As esferas em cinza representam os átomos de hidrogênio, e as vermelhas, os átomos de oxigênio. Observe que as moléculas de água apresentam um átomo de oxigênio e dois átomos de hidrogênio.

Blackred/iStock/Getty Images

Reinaldo Vignati/ID/BR

Nas fórmulas químicas de substâncias compostas são introduzidos os símbolos dos elementos que as constituem seguidos de um algarismo que expressa a quantidade de átomos ou íons que compõem a menor unidade da substância. Se não houver algarismo após o símbolo do elemento, isso significa que o seu valor é 1. Assim, por exemplo:

• H₂O representa a fórmula química da molécula da água, formada por dois átomos de hidrogênio e um átomo de oxigênio.

• O cloreto de sódio (NaCℓ), substância iônica e principal constituinte do sal de cozinha, é formado pela ligação entre um cátion sódio (Na⁺) e um ânion cloreto (Cℓ^-).

Página 84

Representação das reações químicas

Conforme você viu na abertura do capítulo, as transformações químicas podem ser representadas por meio de equações químicas.

Considere a representação da transformação química a seguir:

gás hidrogênio + gás oxigênio → água no estado gasoso

Com a utilização de símbolos e fórmulas químicas para indicar as substâncias, as reações químicas podem ser representadas de forma diferente.

Veja como a representação acima pode ser indicada:

H₂ (g) + O₂ (g) → H₂O (g)

Perceba que, quando descrevemos as substâncias envolvidas por meio de suas fórmulas químicas, a quantidade de átomos de oxigênio do estado inicial (reagentes) não é igual à do estado final (produtos).

Para que a massa do sistema se conserve e os átomos não sejam criados ou destruídos, é necessário que a quantidade de átomos do estado inicial seja a mesma do estado final. A fim de que isso ocorra, precisamos aumentar a quantidade de átomos de oxigênio presentes no estado final, ou seja, a quantidade de moléculas de água.

H₂ + O₂ → H₂O + H₂O

No entanto, ao fazer isso, a quantidade de átomos de hidrogênio não se mantém (2 átomos no estado inicial para 4 átomos no estado final). Para resolver essa situação, podemos aumentar a quantidade de moléculas de hidrogênio.

H₂ + H₂ + O₂ → H₂O + H₂O

Ou seja,

2 H₂ (g) + O₂ (g) → 2 H₂O (g)

Portanto, o algarismo 2, que precede o H₂ e o H₂O, indica que a cada 2 moléculas de gás hidrogênio que reagem com 1 molécula de gás oxigênio, são formadas 2 moléculas de água. Esses números são conhecidos como coeficientes da equação, e quando não aparecem, como acontece com o O₂, significa que o coeficiente é igual a 1.

Quando a equação química apresenta a mesma quantidade de átomos no estado inicial (reagentes) e no final (produtos), dizemos que ela está balanceada.

Veja alguns exemplos de equações balanceadas.

3 H₂ (g) + N₂ (g) → 2 NH₃ (g)

H₂ (g) + O₂ (g) → H₂O₂ (g)

NaOH (aq) + HCℓ (aq) → NaCℓ (aq) + H₂O (ℓ)

C₂H₆O (ℓ) + 3 O₂ (g) → 2 CO₂ (g) + 3 H₂O (g)

Roteiro

Copie no caderno a equação química a seguir. Depois, faça o balanceamento da equação.

S (g) + O₂ (g) → SO₃ (g)

Página 85

Explicando as reações químicas no nível atômico

Nas equações químicas também podemos utilizar os modelos de átomos para representar as menores unidades das substâncias e, com isso, compreender melhor o balanceamento das equações químicas, bem como as leis de Lavoisier e de Proust (abordadas no capítulo 3 desse volume).

Veja o exemplo a seguir.

Fig. 1 (p. 85)

C (s) + O₂ (g) → CO₂ (g)

Cores-fantasia

Representação sem proporção de tamanho.

A quantidade de átomos de carbono e de oxigênio presente no estado inicial é a mesma do estado final. Portanto, essa reação está balanceada. Para triplicar a quantidade de produto, que, nesse caso, é o dióxido de carbono, é preciso triplicar a quantidade dos dois reagentes, e não apenas a de um deles.

Veja a representação a seguir.

Fig. 2 (p. 85)

3 C (s) + 3 O₂ (g) → 3 CO₂ (g)

Cores-fantasia

Representação sem proporção de tamanho.

Note que a proporção em que as moléculas e os átomos reagem é a mesma, ou seja:

1 átomo de carbono : 1 molécula de oxigênio : 1 molécula de dióxido de carbono.

Esse modelo explica a lei de Proust. A quantidade de átomos nessa equação balanceada aumentou proporcionalmente, comparando-se os dois exemplos. Dessa forma, qualquer valor de massa atribuído aos átomos de carbono e de oxigênio resultaria na conservação da massa, ou seja, a massa do estado inicial seria igual à massa do estado final.

A representação abaixo considera, hipoteticamente, a massa de um átomo de carbono igual a 12 g e a de um átomo de oxigênio igual a 16 g.

Fig. 3 (p. 85)

Cores-fantasia

Representação sem proporção de tamanho.

C (s) + O₂ (g) → CO₂ (g)

44 g 44 g

12 g 16 g + 16 g 16 g + 12 g + 16 g

Observe que, nesse modelo, a massa do sistema se conserva, o que está de acordo com a lei de Lavoisier.

Roteiro

O modelo de Dalton é útil para compreender mais sobre as transformações químicas e a relação com outras leis (de Lavoisier e de Proust). Represente, por meio desse modelo, a transformação de água líquida em água gasosa. Dados: a representação da molécula de água é:

Fig. 4 (p. 85)

Reinaldo Vignati/ID/BR

O H H

Fig. 1 do professor (p. 85)

H O H H O H H O H H O H

H O H H O H H O H H O H

Página 86

Grupos da Tabela Periódica

Conforme explicado no capítulo 5, certas características das substâncias simples foram utilizadas pelos cientistas para agrupar os elementos químicos na Tabela Periódica. Entre elas, podemos citar a semelhança de substâncias formadas em uma reação química. Veja alguns exemplos a seguir.

Metais alcalinos

Os metais constituídos por átomos dos elementos do grupo 1 (Li, Na, K, Rb, Cs e Fr) tendem a reagir com água (H₂O), originando hidróxido – composto formado pela combinação de átomo(s) de um elemento metálico e OH – e gás hidrogênio (H₂).

Veja os exemplos a seguir.

2 Li (s) + 2 H₂O (ℓ) → 2 LiOH (s) + H₂ (g)

2 Na (s) + 2 H₂O (ℓ) → 2 NaOH (s) + H₂ (g)

2 K (s) + 2 H₂O (ℓ) → + H₂ (g)

Observe que os produtos da reação entre o metal alcalino e a água formam compostos de fórmula ROH, em que R representa o símbolo do elemento metálico (Li, Na e K). Como os átomos dos elementos desse grupo reagem de maneira semelhante, é de esperar que os hidróxidos formados pela reação entre a água (H₂O) e o rubídio (Rb), o césio (Cs) ou o frâncio (Fr) apresentem, respectivamente, as seguintes fórmulas: RbOH, CsOH e FrOH.

Fig. 1 (p. 86)

A reação entre o metal sódio (Na) e a água (H₂O) libera grande quantidade de energia na forma de calor. Por causa dessa energia liberada, o gás hidrogênio (combustível) produzido entra em combustão.

Charles D. Winters/Photo Researchers, Inc./Latinstock

Metais alcalinoterrosos

Os metais formados por átomos dos elementos do grupo 2 (Be, Mg, Ca, Sr, Ba e Ra), apesar de não serem tão reativos quanto os metais alcalinos, também tendem a reagir com água e formar hidróxido e gás hidrogênio.

Veja os exemplos a seguir.

Be (s) + 2 H2O (ℓ) → Be(OH)2 (s) + H2 (g)

Mg (s) + 2 H2O (ℓ) → Mg(OH)2 (s) + H2 (g)

Ca (s) + 2 H2O (ℓ) → + H2 (g)

Fig. 2 (p. 86)

A reação entre magnésio metálico (Mg) e água (H₂O) é bastante lenta se comparada às reações entre metais alcalinos e água. As bolhas formadas ao redor do metal (imerso em água) são do gás hidrogênio produzido na reação.

Martyn F. Chillmaid/SPL/Latinstock

Seguindo o mesmo raciocínio feito no grupo dos metais alcalinos, note que os hidróxidos formados apresentam fórmula R(OH)₂, em que R representa o símbolo do elemento metálico (Be, Mg e Ca). Você pode observar que, diferentemente do primeiro caso (metais alcalinos), a fórmula dos hidróxidos formados pelos átomos do grupo 2 possui parênteses. O algarismo 2 após os parênteses indica que há dois OH no composto.

Fig. 3 (p. 86)

Be (OH) (OH) → Be(OH)₂

Página 87

Calcogênios

As substâncias simples formadas por átomos dos elementos do grupo 16 (O, S, Se, Te, Po) tendem a reagir com os metais alcalinos, formando produtos de fórmula R₂X, em que R é o símbolo do elemento metálico e X, o símbolo do elemento do grupo 16.

Observe, a seguir, alguns exemplos.

4 Li (s) + O₂ (g) → 2 Li₂O (s)

4 Na (s) + O₂ (g) → 2 Na₂O (s)

4 K (s) + 2 S (s) → 2 K₂S (s)

Veja que, a partir do estudo da reação entre várias substâncias, é possível prever a fórmula química dos produtos formados por meio de transformações envolvendo átomos de elementos do mesmo grupo. Mesmo não conhecendo as regras para representar as fórmulas químicas das substâncias, é possível indicar, por exemplo, que a fórmula do produto da reação entre o potássio (K) e o selênio (Se) seria K₂Se.

Fig. 1 (p. 87)

O pedaço de sódio (Na) à esquerda foi cortado no momento da foto, e sua superfície está brilhante. No pedaço à direita, o metal já estava cortado havia algum tempo, e sua superfície escureceu: o sódio reagiu com o gás oxigênio (O2) do ar e formou-se óxido de sódio (Na₂O).

Sérgio Dotta Jr./ID/BR

Halogênios

As substâncias simples formadas por átomos dos elementos do grupo 17 (F, Cℓ, Br, I, At) também reagem com os metais alcalinos.

Veja, a seguir, a representação de algumas dessas reações.

2 Li (s) + F₂ (g) → 2 LiF (s)

2 Na (s) + F₂ (g) → 2 NaF (s)

2 K (s) + Cℓ₂ (g) → 2 KCℓ (s)

2 K (s) + I₂ (g) → 2 KI (s)

O mesmo raciocínio aplicado aos outros grupos para prever as fórmulas químicas dos produtos pode ser aplicado aos halogênios. Perceba que a fórmula química que representa os produtos formados pode ser expressa por RY, em que R é o símbolo do elemento metálico e Y, o símbolo do elemento do grupo 17.

Fig. 2 (p. 87)

A reação entre sódio metálico (Na) e gás cloro (Cℓ₂) produz cloreto de sódio (NaCℓ), um dos principais componentes do sal de cozinha.

Charles D. Winters/Photo Researchers, Inc./Latinstock

Para saber mais

A descoberta dos gases nobres

Em maio de 1894, o químico escocês William Ramsay (1852-1916), ao estudar o ar atmosférico, observou que nele havia um gás que não reagia com outras substâncias. Estudos posteriores mostraram que esse gás era formado por átomos de um elemento químico até então desconhecido, que, mais tarde, foi chamado de argônio (Ar) – do grego “aquele que é preguiçoso” –, em virtude de sua propriedade de não reagir com outras substâncias.

A descoberta do elemento químico hélio (He) ocorreu em 1868, pela análise da radiação emitida por elementos presentes no Sol durante um eclipse solar. Naquela época, como não havia registros da presença desse elemento na Terra, acreditava-se que o hélio fosse um elemento exclusivamente solar. No entanto, décadas mais tarde, por meio de estudos de outros cientistas, Ramsay encontrou um gás que possuía as mesmas características e propriedades do elemento encontrado no Sol, o que confirmou a existência de hélio na Terra.

O gás hélio, assim como o gás argônio, não reage com outras substâncias, o que dificultava a determinação da sua massa atômica e, consequentemente, a sua posição na Tabela Periódica. Novos elementos químicos, como o criptônio (Kr), o neônio (Ne) e o xenônio (Xe), foram descobertos e, assim como o hélio e o argônio, não apresentavam reatividade química. Esses elementos passaram a ser chamados de gases nobres.

Página 88

Classificação das reações

Para facilitar o estudo das reações químicas, os cientistas agruparam-nas, utilizando diferentes critérios. O mais comum classifica as reações com base no número de reagentes e de produtos.

Síntese

Nas reações de síntese, duas ou mais substâncias reagem, produzindo uma única substância. Observe os exemplos:

2 H₂ (g) + O₂ (g) → 2 H₂O (g)

Fe (s) + S (g) → FeS (s)

Decomposição

Nas reações de decomposição, uma substância se decompõe, formando duas ou mais substâncias. Observe os exemplos:

H₂O₂ (g) → H₂ (g) + O₂ (g)

2 NaCℓ (ℓ) → 2 Na (s) + Cℓ₂ (g)

Dependendo da energia que foi utilizada para decompor a substância, a reação pode receber outros nomes. Por exemplo, quando a decomposição ocorre pela luz, como a do peróxido de hidrogênio (H₂O₂), representado pela primeira equação, ela é chamada de fotólise. Se a energia fornecida ocorre por corrente elétrica, a decomposição é chamada de eletrólise.

Fig. 1 (p. 88)

A água oxigenada comercializada em farmácias contém em sua composição o peróxido de hidrogênio (H₂O₂). Para evitar ou reduzir a decomposição dessa substância, o líquido, geralmente, é armazenado em frascos escuros ou que dificultem a passagem de luz.

Sérgio Dotta Jr./ID/BR

ÁGUA OXIGENADA

Reações exotérmicas e endotérmicas

Outras classificações, por exemplo, consideram a energia absorvida ou liberada nas reações químicas. Nesse sentido, as transformações químicas podem ser divididas em dois grupos: as reações que liberam energia, chamadas de exotérmicas, e as que absorvem energia, denominadas endotérmicas.

S (s) + O₂ (g) → SO₂ (g)
reação exotérmica

Fe₂O₃ (s) + 3 C (s) → 2 Fe (s) + 3 CO (g)

reação endotérmica

Fig. 2 (p. 88)

A queima de madeira (A) é um exemplo de reação exotérmica e o cozimento de alimentos (B) de reação endotérmica.

nkbimages/iStock/Getty Images

Dulezidar/iStock/Getty Images

A B

Para saber mais

Eletricidade e Química

[...]

Utilizando a eletricidade como um novo meio de estudo da matéria, Davy decompôs em 1807 a potassa e a soda (álcalis cáusticos) fundidas. Estes experimentos levaram à descoberta do potássio e do sódio, metais que não tinham ainda sido isolados, principalmente, devido à alta reatividade química que os caracteriza. [...].

A partir deste período, esta forma de energia passou a ser usada para cindir espécies químicas até então difíceis de serem decompostas, iniciando uma grande transformação na química.

[...]

Maria da C. M. Oki. Eletricidade e Química. Química Nova na Escola, n. 12, nov. 2000. Disponível em: