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As Ferramentas Básicas da Química . Matéria e Medição Objetivos do Capítulo Classificar a matéria. Reconhecer elementos, átomos, compostos e moléculas. Identificar propriedades e mudanças físicas e químicas. Aplicar a teoria cinético-molecular às propriedades da matéria. Usar unidades métricas e algarismos significativos de forma correta. Compreender e utilizar a matemática da química. 10 Química Geral e Reações Químicas — Volume 1 Está Muito Quente? “Está tão quente lá fora, que daria para fritar um ovo na calçada!” Essa é uma expressão que ouvimos desde que éramos criança. Mas o que significa quando dizemos que algo está quente? Deveríamos dizer que está com uma temperatura alta — mas o que é temperatura e como é medida? Temperatura e calor são conceitos relacionados, porém diferentes. Discutiremos as diferenças de temperatura mais de- talhadamente no Capítulo 6, no momento é mais fácil pensarmos da seguinte forma: a temperatura determina a direção da transferência de calor. Isto é, o calor é transferido de algo com uma temperatura maior para algo com uma temperatura menor. Se você encostar seu dedo em um palito de fósforo quente, há transferência de calor do palito para sua mão, e você percebe que o palito está quente. Os primeiros cientistas aprenderam que os gases, líquidos e sólidos se expandem quando aquecidos. Em suas investigações so- bre o calor, Galileu Galilei (1564-1642) inventou o termoscópio, um dispositivo simples que dependia da expansão de um líquido no interior de um tubo com o aumento da temperatura. Outros desenvolveram instrumentos baseados nesse princípio, usando líquidos como o álcool e o mercúrio. Entre eles estava Daniel Gabriel Fahrenheit (1686-1736). Para criar sua escala, Fahrenheit inicialmente atribuiu o ponto de congelamento da água como 7,5 ºF e a temperatura do corpo como 22,5 “F. Ele multiplicou esses valores por 4, e mais tarde ajustou-os de modo que a temperatura de congelamento da água era 32 F e a temperatura do corpo era 96 “F. Após a morte de Fahrenheit, uma nova revisão da escala estabeleceu as temperaturas em seus atuais valores de referência, 32 ºF para o con- gelamento da água e 212. ºF para o ponto de ebulição. Na escala atual, a temperatura do corpo é 98,6 “E. Um avanço significativo na medição da temperatura veio de Anders Celsius (1701-1744). Celsius era um geógrafo e astró- nomo sueco que construiu o termômetro de Celsius, que utilizava mercúrio em um tubo de vidro. A escala do termômetro de Celsius originalmente usou 0 como o ponto de ebulição da água e 100 como o ponto de congelamento — pontos de referência que foram invertidos após a morte de Celsius. Sua contribuição à termometria foi demonstrar experimentalmente que o ponto de congelamento da água não é alterado pela pressão atmosférica ou pela latitude em que o experimento é realizado. Celsius também mostrou que, ao contrário, o ponto de ebulição depende sim da pressão atmosférica. Essas duas observações foram importantes no estabelecimento de uma escala de temperatura que pudesse ser utilizada em todo o mundo. Na ciência moderna, há interesse na determinação de temperaturas baixas e altas que estão bem além dos intervalos em que o álcool e o mercúrio são líquidos. Os cientistas criaram novos dispositivos de medida de temperatura com esse propósito. O ter- mômetro de resistência de platina, por exemplo, se baseia no fato de que a resistência elétrica da platina varia de modo previsível com a temperatura. Tais dispositivos são extremamente sensíveis e são capazes de medir, com precisão de um milésimo de grau, temperaturas no intervalo entre -259,25 ºC e +961,78 ºC (o ponto de fusão da prata). Como se medem temperaturas muito altas — digamos, uma temperatura alta o suficiente para ferver mercúrio ou derreter vidro ou platina? Ao observar o elemento de aque- cimento! em um forno ou torradeira, você percebe que objetos aquecidos emitem luz, e o comprimento de onda da luz emitida pode ser correlacionado com a temperatura. Um dispositivo óptico, o pirômetro, é geralmen- te usado com esse propósito. Pode ser que você já tenha tido sua temperatura medida com um dispositivo que é inserido em seu ouvido. Esse ins- trumento é essencialmente um pirômetro. Seres humanos aquecidos emitem luz, em- bora com um comprimento de onda mais longo que uma resistência de torradeira. Um sensor no termômetro de ouvido ex- plora os comprimentos de onda emitidos pelo timpano e indica a temperatura. Essa é uma medida de temperatura útil, pois o tímpano compartilha vasos sanguíneos com o hipotálamo, a área do cérebro que regula a temperatura do corpo. a > E Termômetro infravermelho. Este dispositivo depende da radiação de comprimento longo de onda emitida por um objeto aquecido. 1. No Brasil, normalmente chamamos esses elementos de aquecimento de "resistências". (NTT) 12 Química Geral e Reações Químicas — Volume 1 Figura 1.2 Estados da matéria — sólido, líquido e gasoso. O bromo elementar existe nos três estados em temperaturas próximas do ambiente. As minúsculas esferas representam átomos de bromo (Br). No bromo elementar, dois átomos de bromo se juntam para formar uma molécula de E Bro. (Veja a Seção 1.3 e o Capítulo 3.) Bromo líquido e sólido Bromo gasoso e líquido Chardes D. Winters. EstaDOS DA MATÉRIA E A TEORIA CINÉTICO-MOLECULAR Uma propriedade facilmente observada da matéria é seu estado, isto é, se uma substância é um sólido, líquido ou gás (Figura 1.2). Reconhece-se um sólido por ele ter uma forma rígida e um volume fixo que muda pouco com variações de temperatura e de pressão. Assim como os sólidos, os líquidos têm um volume fixo, mas um líquido é fluido — ele assume a forma de seu recipiente e não apre- senta forma própria definida. Os gases também são fluidos, mas o volume de um gás é determinado pelo recipiente que o contém. O volume de um gás varia mais que o volume de um líquido com alterações de temperatura e pressão. Em temperaturas muito baixas, virtualmente toda a matéria se encontra no estado sólido. À medida que a temperatura se eleva, porém, ocorre a fusão dos sólidos para formar líquidos. Algumas vezes, se a temperatura for suficientemente elevada, os líquidos se evaporam para formar gases. Mudanças de estado são tipicamente acompanhadas de mudanças de volume. Para determinada massa de material, geralmente há um pequeno aumento de volume quando ocorre a fusão — a água é uma exceção significativa — e então um grande aumento de volume ocorre na evaporação. A teoria cinético-molecular da matéria nos ajuda a interpretar as propriedades dos sólidos, líquidos e gases. De acordo com essa teoria, toda matéria consiste em partículas extremamente pequenas (átomos, moléculas ou íons) que estão em movimento constante. Nos sólidos, essas partículas estão muito próximas umas das outras, geralmente em um arranjo regular. As partículas vibram para um lado e para o outro sobre suas posições médias, mas raramente uma partícula em um sólido ultrapassa suas vi- zinhas de modo a entrar em contato com um novo conjunto de partículas. Os átomos ou as moléculas dos líquidos e dos gases são arranjados aleatoriamente, em vez de apresentar o padrão regular dos sólidos. Os líquidos e os gases são fluidos porque as partículas não estão confinadas às posições específicas e podem se mover, ultra- passando outras partículas. Em circunstâncias normais, as partículas em um gás encontram-se bem distantes umas das outras. As moléculas de um gás movem-se com extrema rapidez porque não estão confinadas por suas vizinhas; elas voam, colidindo umas com as outras e contra as paredes do recipiente. Esse movimento aleatório permite que elas preencham seu recipiente, de forma que o volume de uma amostra de gás equivale ao volume do recipiente. Um aspecto importante da teoria cinético-molecular é que quanto mais alta a temperatura, mais rapidamente as partículas se movem. A energia das partículas devida a seu movimento (sua energia cinética) atua para superar as forças de atração entre elas. Um sólido funde-se para formar um líquido quando a temperatura desse sólido é elevada ao ponto em que as partículas vibram com rapidez suficiente e se tornam suficientemente distantes, de forma a deslocarem umas às outras de suas posições espaçadas de maneira regular. À medida que a temperatura aumenta, as partículas se movem ainda mais rapidamente até que, por fim, são capazes de escapar das garras de suas camaradas e entrar no estado gasoso. O aumento da temperatura corresponde a movimentos cada vez mais rápidos dos átomos e das moléculas — uma regra geral que você vai achar útil em muitas discussões futuras. A IMArTÉRIA Nos Níveis MAcROoscÓóPICO E PARTICULADO As propriedades características dos gases, líquidos e sólidos descritas anteriormente são observadas pelos sentidos humanos sem a ajuda de equipamentos. São determinadas usando amostras de matéria suficientemente grandes para ser vistas, medidas e ma- nuseadas. Usando tais amostras, podemos determinar, por exemplo, de que cor é uma substância, se ela se dissolve em água ou se Capítulo 1 Matéria e Medição conduz eletricidade ou reage com o oxigênio. As observações e a manipulação ocorrem geralmente no mundo macroscópico química (Figura 1.3). É esse o mundo dos experimentos e observações. Vamos agora mover-nos para o nível dos átomos, das moléculas e dos íons, um mundo de química que não podemos e xergar. Tome uma amostra macroscópica e divida-a sucessivamente até que a quantia dessa amostra não possa mais ser vistc olho nu, passando pelo ponto em que ela pode ser observada em um microscópio óptico. Por fim, você atingirá aquele nível c partículas que compõe toda a matéria, nível que os químicos denominam mundo submicroscópico ou particulado dos átom e das moléculas (Figuras 1.2 e 1.3). Os químicos estão interessados na estrutura da matéria no nível particulado. Os átomos, as moléculas e os íons não podem “: vistos” da mesma maneira que vemos o mundo macroscópico, mas não são menos reais para os químicos. Os químicos têm de imagir como os átomos são e como podem se encaixar para formar moléculas. Eles criam modelos para representar átomos e moléculas (Fig ras 1.2€ 1.3) e os utilizam para pensar sobre a química e explicar as observações que fazem sobre o mundo macroscópico. Já foi dito que os químicos realizam experiências em nível macroscópico, mas pensam sobre a química no nível das par culas. Eles então escrevem suas observações na forma de “símbolos”, as letras (tais como H,O para a água ou Br, para molécu de bromo), e desenhos, que indicam quais são os elementos e os compostos envolvidos. Essa é uma perspectiva útil que o ajude à medida que você estuda a química. De fato, uma das nossas metas é ajudá-lo a fazer conexões em sua mente entre os mund simbólico, particulado e macroscópico da química. SUBSTÂNCIAS PURAS Vamos pensar novamente em um copo de água potável. Como você poderia determinar se a água é pura (uma substância única) ou uma mistura de substâncias? Come- ce fazendo algumas observações simples. Há material sólido flutuando no líquido? O líquido tem algum odor, sabor ou cor inesperados? Cada substância apresenta um conjunto de proprie- dades únicas, por meio das quais ela pode ser reconhecida. A água pura, por exemplo, é incolor, inodora e certamente não contém sólidos em suspensão. Se você quisesse iden- tificar uma substância como a água de forma conclusiva, teria de examinar com cuidado suas propriedades e com- pará-las com as propriedades conhecidas da água pura. Os pontos de fusão e de ebulição, nesse caso, servem bem a esse propósito. Se você puder demonstrar que a substância funde a 0 ºC e entra em ebulição a 100 ºC à pressão atmos- férica, pode ter certeza de que se trata de água. Nenhuma outra substância conhecida funde e entra em ebulição exa- tamente nessas temperaturas. Figura 1.3 Níveis da matéria. Nós observamos os processos físico químicos no nível macroscópico. Para compreender ou ilustrar es processos, os cientistas frequentemente tentam imaginar o que oc re nos níveis particulado e atômico, e então escrevem símbolos p Uma segunda característica de uma substância sim- ples é que nenhuma técnica física, como o aquecimento em uma chama de Biinsen, é capaz de separá-la em duas representar essas observações. No nível particulado, pode-se imagi um béquer com água fervente como um conjunto de moléculas de + movimentando-se rapidamente. O processo é simbolizado indicandc que as moléculas de H;O liquida estão se transformando em moléct ou mais espécies diferentes. Se pudesse ser separada, nossa e Pp P de H,0 no estado gasoso. amostra seria classificada como uma mistura. MisturAS: HomoGÊNEAS E HETEROGÊNEAS Uma caneca de sopa de macarrão é obviamente uma mistura de sólidos e líquidos (Figura 1.4a). Uma mistura em que a textr desigual dos materiais pode ser detectada é denominada mistura heterogênea. Misturas heterogêneas podem parecer comple mente uniformes, mas um exame detalhado mostra que não são. O sangue, por exemplo, pode não parecer heterogêneo até examinado em um microscópio, quando se veem as células vermelhas e brancas (Figura 1.4b). O leite parece ter uma textura | a olho nu, mas uma observação sob aumento revela a gordura e os glóbulos de proteína no líquido. Em uma mistura heterogên as propriedades em uma região são diferentes daquelas em outra região. Capítulo 1 Matéria e Medição Misturas e Substâncias Puras Exer: A foto na margem mostra duas misturas. Qual delas é uma mistura homogênea, e qual é uma mistura heterogênea? 1.2 Elementos e Átomos A passagem de uma corrente elétrica através da água pode causar sua decomposi- ção em hidrogênio e oxigênio gasosos (Figura 1.64). Substâncias como hidrogênio e oxigênio, que são compostas de apenas um tipo de átomo, são classificadas como substâncias elementares ou simples.” Cento e dezesseis elementos são conhecidos atualmente. Destes, aproximadamente 90 — alguns dos quais são mostrados na Figura 1.6 — são encontrados na natureza. Os demais foram criados por cientistas. O nome e o símbolo de cada elemento estão listados nas tabelas encontradas nas contracapas deste Misturas homogêneas e heterogêneas. livro. O carbono (C), o enxofre (S), o ferro (Fe), o cobre (Cu), a prata (Ag), o estanho Qual delas é homogênea? (Sn), o ouro (Au), o mercúrio (Hg) e o chumbo (Pb) eram conhecidos em formas re- Veja o Exercicio 1.1. lativamente puras na Antiguidade pelos gregos e romanos e pelos alquimistas da China antiga, do mundo árabe e da Europa medieval. Entretanto, muitos outros — como o alu- mínio (Al), o silício (Si), o iodo (1) e o hélio (He) — não eram conhecidos até os séculos XVII e XVII (algumas dessas substâncias elementares são mostradas na Figura 1.1b). , 5 g Por fi ) tos artificiais — aqueles que não existem na natureza -, tais como rie de exercícios. O objetivo é ajudá-lo a verificar em irmiOs elementos artiiiais Saqueles que-não Hastem. LA compreensão do que foi apresentado no capít tecnécio (Tc), o plutônio (Pu) e o amerício (Am), foram criados no século XX utilizan- As respostas desses exercícios estão no Apêndice do-se técnicas da física moderna. disponível na página do livro, no site da Ceng: (ww. cengage.com.br * Exercícios Em cada capítulo do livro você encontrará uma Oxigênio - gasoso Hidrogênio - gasoso Charies D. Winters = 2 5 [e E a Mercúrio Enxofre em Fio de cobre Limalha de ferro Alumínio — líquido pó - sólido - sólido — sólido — sólido (a) Água - líquido (b) Figura 1.6 Substâncias elementares. (a) A passagem de uma corrente elétrica através da água produz as substâncias elementares hidrogêr (tubo de ensaio à direita) e oxigênio (tubo de ensaio à esquerda). (b) Substâncias elementares podem frequentemente ser identificadas por s cor e pelo estado físico à temperatura ambiente. Muitos elementos têm nomes e símbolos com origens no latim ou no grego — alguns exemplos incluem o hélio (He), cu nome vem da palavra grega que significa sol, helios, e o chumbo, cujo símbolo, Pb, vem da palavra em latim plumbum, que signil ca pesado. Os elementos recentemente descobertos, porém, foram nomeados em homenagem a seu lugar de descoberta ou a un pessoa ou um lugar importante — alguns exemplos são o amerício (Am), o califórnio (Cf) e o cúrio (Cm). 2. No original: elements. Na língua inglesa, essa palavra define uma substância constituída de apenas um tipo de átomo (uma substância simples), "element”, que também serve pc designar um determinado tipo de átomo. Em português, elemento” e “substâncias elementares ou simples” são duas coisas diferentes. O elemento é o tipo de átomo, enquante substância elementar ou simples é aquela formada por apenas um tipo de elemento. (NTT) 16 Química Geral e Reações Químicas — Volume 1 * Escrevendo os Simbolos dos Elementos A tabela no final deste livro, em que o símbolo e outras informações sobre Observe que, no símbolo de um elemento, apenas a todos os elementos, com exceção dos mais recentes, são incluídos em um boxe, é primeira letra é maiúscula. Por exemplo, cobalto é Co, chamada Tabela Periódica. Descreveremos essa ferramenta importante da química e não CO. A notação CO representa o composto qui- mico monóxido de carbono. Observe também que o nome de um elemento não é um nome próprio, por- Um átomo é a menor partícula de um elemento que retém as propriedades tanto só deve começar com letra maiúscula no início características desse elemento. A química moderna se baseia na compreensão e na desimia Sentença, exploração da naturêza em nível atômico. Muito mais será dito sobre os átomos e as propriedades atômicas neste livro, sobretudo nos Capítulos 2, 7 e 8. de forma mais detalhada no Capítulo 2. * A Tabela Periódica Há uma grande quantidade de informação sobre à tabela periódica e os elementos no site da American Chemical Society Exer: wnwenuchemistryorgiperiodic. table. html http:/lpubs.acs.org/centB0thvelements. html io 1.2 Elementos Usando a Tabela Periódica no final deste livro: (a) Encontre os nomes dos elementos que têm os símbolos Na, Cle Cr. (b) Encontre os símbolos dos elementos zinco, níquel e potássio. 1.3 Compostos e Moléculas Uma substância pura como açúcar, sal ou água, que é composta de duas ou mais substâncias elementares diferentes, unidas por uma ligação química, é chamada composto químico. Apesar de conhecermos apenas 116 elementos, parece não haver nenhum limite para o número dos compostos constituídos a partir desses elementos. Mais de 20 milhões de compostos são atualmente conhecidos, e aproximadamente 500 mil são adicionados à lista a cada ano. Quando os elementos tornam-se parte de um composto, suas propriedades originais, tais como sua cor, a dureza e o ponto de fusão, são substituídas pelas propriedades características do composto. Considere o sal de cozinha comum (cloreto de sódio), que é composto por duas substâncias elementares (Figura 1.7). + O sódio é um metal brilhante que interage violentamente com a água. É composto de átomos de sódio arranjados de forma compacta. * O cloro é um gás amarelo-claro que tem um odor característico sufocante e é um forte irritante dos pulmões e de outros tecidos. A substância elementar é composta de unidades de Cl,, em que dois átomos de cloro são fortemente ligados. + O cloreto de sódio, ou o sal de cozinha, é um sólido cristalino com propriedades completamente diferentes das duas subs- tâncias elementares que o compõem (Figura 1.7). O sal é composto de sódio e cloro intimamente ligados um ao outro. (O significado de fórmulas químicas do tipo NaCl é explorado nas Seções 3.3 e 3.4.) É importante distinguir entre uma mistura de substâncias elementares (Seção 1.5) e um composto químico de dois ou mais elementos. O ferro metálico puro e o enxofre amarelo em pó (Figura 1.8a) podem ser misturados em proporções variadas. No composto químico conhecido como pirita de ferro (Figura 1.8b), entretanto, não há variação na composição. A pirita de ferro não somente exibe propriedades específicas e diferentes daquelas do ferro ou do enxofre, ou uma mistura desses dois elementos, como também apresenta uma composição percentual em massa definida (46,66% Fe e 53,45% S). Assim, existem duas principais diferenças entre misturas e compostos químicos: os compostos têm características diferentes de seus elementos de origem e têm uma composição percentual fixa (em massa) de seus elementos constituintes. Alguns compostos — como o sal de cozinha, NaCI — são constituídos fons, que são átomos ou grupos de átomos eletricamente carregados [Capítulo 3]. Outros compostos — como a água e o açúcar — consistem em moléculas, as menores unidades discretas que retêm as características química e de composição do composto. A composição do composto pode ser representada por sua fórmula química. Na fórmula para a água, H,O, por exemplo, o símbolo para o hidrogênio, H, é seguido por um “2” subscrito, que indica que dois átomos de hidrogênio ocorrem em uma única molécula de água. O símbolo do oxigênio aparece sem subscrito, indicando que há um átomo de oxigênio na molécula. Conforme será visto durante todo este livro, as moléculas podem ser representadas por modelos que descrevem sua compo- sição e sua estrutura. A Figura 1.9 ilustra os nomes, as fórmulas e os modelos das estruturas de algumas moléculas comuns. 18 Química Geral e Reações Químicas — Volume 1 líquido ou gasoso). As propriedades físicas permitem que classifiquemos e identifiquemos substâncias do mundo da matéria. Na Tabela 1.1 listam-se algumas propriedades físicas da matéria que os químicos geralmente utilizam. Tabela 1.1 Algumas Propriedades Físicas E Propriedade Utilização da Propriedade para Diferenciar Substâncias Cor A substância é colorida ou incolor? Qual é a cor e qual sua intensidade? Estado da matéria É um sólido, um líquido ou um gás? Se é um sólido, qual é a forma das partículas? Ponto de fusão A que temperatura o sólido se funde? Ponto de ebulição A que temperatura o líquido ferve? Densidade Qual é sua densidade (massa por unidade de volume)? Solubilidade Que massa da substância pode ser dissolvida em determinado volume de água ou em outro solvente? Condutividade elétrica A substância conduz eletricidade? Maleabilidade Qual é a facilidade de se deformar o sólido? Ductibilidade Com que facilidade o sólido pode ser transformado em um fio? Viscosidade Com que facilidade um líquido escoa? Exer: 1.3 Propriedades F Identifique, na Tabela 1.1, o máximo de propriedades físicas que puder para as seguintes substâncias comuns: (a) ferro, (b) água, (c) sal de cozinha (cujo nome químico é cloreto de sódio) e (d) oxigênio. DENSIDADE A densidade, razão entre a massa de um objeto e seu volume, é uma propriedade física útil para identificar as substâncias. massa olume (1.1) Densidade = Seu cérebro usa inconscientemente a densidade de um objeto que você queira levantar estimando o volume visualmente e preparando seus músculos para levantar a massa prevista. Por exemplo, pode-se instantaneamente dizer a diferença entre um cubo do gelo e um cubo de chumbo de tamanhos idênticos (Figura 1.10). O chumbo tem uma densidade elevada, 11,35 g/cm” (11,35 gramas por centímetro cúbico), ao passo que a densidade do gelo é ligeiramente menor que 0,917 g/cm”. Um cubo de gelo com um volume de 16 cm” possui uma massa de 14,7 g, ao passo que um cubo de chumbo com o mesmo volume possui uma massa de 182 g. A densidade relaciona estabelece a relação entre a massa e o volume de uma substância. Se duas das três grandezas — massa, volume e densidade — forem conhecidas para uma amostra de matéria, a terceira pode ser calculada. Por exemplo, a massa de um objeto é o produto de sua densidade por seu volume: Massa (g) ="volume x densidade = volume (em!) x-— atsa (6). volume (cm?) Você pode usar esta abordagem para encontrar a massa de 32 cm” [ou 32 mL (mililitros)] de mercúrio na proveta da foto ao lado. Um manual? de química lista a densidade do mercúrio como 13,534 g/cm? (a 20 ºC). Massa (g) = 32 on x 1» E gg Nom Exemplo 1.1 Usando a Densidade Problema + O etilenoglicol, C,H,O», é largamente usado em fluidos anticonge- lantes para radiadores de automóveis. Ele possui uma densidade de 1,11 g/cmº (ou 1,11 g/mL). Que volume de etilenoglicol terá uma massa de 1.850 g? Estratégia + Você conhece a densidade e o volume da amostra. Já que a densidade é a relação entre a massa de uma amostra e seu volume, então massa = volume x densidade, Consequentemente, para encontrar a massa da amostra, multiplique o volume pela densidade. Solução + 1cm” RE ? Volume (em?) = 1.850 £ «( Comentário * Aqui, multiplicamos a massa (em gramas) pelo fator de conversão (1 em*/1,11 g) de modo que as unidades de g se cancelam, deixando a resposta com a unidade desejada, que é cm”. Exercício 1.4 Densidade — A densidade do ar seco é 1,18 x 10 g/cmº (= 0,00118 g/cmº; veja a Seção 1.8 sobre o uso de notação científica). Que volume do ar, em centímetros cúbicos, tem uma massa de 15,5 g? DEPENDÊNCIA DAS PROPRIEDADES Físicas com A TEMPERATURA A temperatura de uma amostra de matéria afeta frequentemente os valores numé- ricos de suas propriedades. A densidade é um exemplo particularmente importante. Embora a mudança na densidade da água de acordo com a temperatura pareça pe- quena, ela afeta profundamente nosso ambiente. Por exemplo, à medida que a água de um lago esfria, sua densidade aumenta e a água mais densa afunda (Figura 1.1 a). Isso continua até que a temperatura da água atinja 3,98 ºC, em que sua densidade é máxima (0,999973 g/cm?). Se a temperatura da água cair mais, a densidade diminui- rá levemente, e a água mais fria flutuará sobre a água a 3,98 ºC. 3 No Brasil geralmente nos referimos a esses compéndios de informação por seu nome em inglês: handbook. (NTT) Capítulo 1 Matéria e Medição Qual é a massa de 32 mL de mercúrio? V o texto para a resposta. * Análise Dimensional A abordagem utilizada na resolução de probler neste livro é geralmente chamada de análise dim sional, A essência dessa abordagem é transformar número (A) em outro (8) usando um fator de con são, de modo que as unidades de A são converti na unidade desejada. Veja a Seção 1.8. Etilenoglicol, C,Hç0> Densidade = 1,11 9/cm? (ou 1,11 9/mL) * Unidades de Densidade A unidade SI de massa é o quilograma e a unid: SI de comprimento é o metro. Portanto, a unidade de densidade é kg/m). Em química, a unidade use mais frequentemente é g/cm?. Para converter kg em g/cmê, divida por 1.000. * Dependência da Densidade da Água cc a Temperatura Temperatura (ºC) | Densidade da li ag e a Pi Apa (g/cem?). Olgelo) 0,917 O (água liquida) 0,99984 Fá 0,99994 4 0,99997 10 0,99970 25 0,99707 100 0,95836 1.5 Mudanças Físicas e Químicas Mudanças nas propriedades físicas são chamadas mu- danças físicas. Em uma mudança física a identidade de uma substância é preservada mesmo que mudem seu es- tado físico ou o tamanho e a forma brutos de suas partes. Um exemplo de mudança física é a fusão de um sólido. A temperatura em que ela ocorre (o ponto de fusão) é fre- quentemente tão característica que pode ser usada para identificar um sólido (Figura 1.12). Uma propriedade física do gás hidrogênio (H,) é sua baixa densidade, de modo que um balão preenchido com H, flutua no ar (Figura 1.13). Suponha que uma vela acesa seja aproximada do balão; o calor causa a ruptura do ba- lão, o hidrogênio combina-se com o oxigênio (O) do ar, eo calor da vela dá início a uma reação química (Figura 1.13), produzindo água, H,O. Essa reação é um exemplo de uma mudança química, na qual uma ou mais substân- Capítulo 1 Matéria e Medição O naftaleno é um sólido branco a 25 C mas tem um ponto de fusão de 80,2 €. A aspirina é um sólido branco a 25 C. Ela tem um ponto de fusão de 135 Figura 1.12 Uma propriedade física utilizada para distinguir cc postos. Aspirina e naftaleno são ambos sólidos brancos à 25 ºC. Pode diferenciá-los, entre outras coisas, por suas diferentes propriedades físic Na temperatura da água em ebulição, 100 ºC, o naftaleno é líquido (à cias (os reagentes) são transformadas em uma ou mais querda) e a aspirina é sólida (à direita). substâncias diferentes (os produtos). A reação de H, com O, é um exemplo de uma propriedade química do hidrogêneo. Uma propriedade química envo! uma mudança na identidade de uma substância. Aqui os átomos de H das moléculas de H, gasoso foram incorporados H,0. De forma semelhante, uma mudança química ocorre quando a gasolina queima ao ar em um motor de automóvel | quando um velho carro enferruja ao ar. A queima da gasolina ou a ferrugem do ferro são propriedades químicas caracter ticas dessas substâncias. Uma mudança química no nível particulado é exemplificada pela reação entre moléculas de hidrogênio e oxigênio, fc mando água. 2 Ho(gás) + O>(gás) S-0- Reagentes —> 2 Hro(gás) » 2» L ] Produtos A representação da mudança por meio de fórmulas químicas é chamada de equação química. Ela mostra que as substânci à esquerda (os reagentes) produzem as substâncias à direita (os produtos). Como mostra essa equação, há quatro átomos de F dois átomos de O antes e depois da reação, mas as moléculas antes da reação são diferentes daquelas presentes ao final da reaçã Ao contrário de uma mudança química, uma mudança física não resulta na produção de uma nova substância. As substá cias (átomos, moléculas ou íons) presentes antes e após a mudança são as mesmas, mas podem estar mais separadas em um g ou mais próximas em um sólido (Figura 1.2). Por fim, conforme veremos mais detalhadamente no Capítulo 6, mudanças físicas e mudanças químicas são frequenteme te acompanhadas de transferência de energia. A reação entre hidrogênio e oxigênio formando água (Figura 1.13), por exempl transfere uma imensa quantia de energia (na forma de calor e luz) para seus arredores. Exercício Reações Químicas e Mudanças Físicas Você acampa nas montanhas e ferve uma chaleira de água sobre uma fogueira. Quais mudanças físicas e químicas ocorre nesse processo? 22 Química Geral e Reações Químicas — Volume 1 Figura 1.13 Uma mudança química - a reação entre hidrogênio e oxigênio. (a) Um balão preenchido com moléculas de gás hidrogênio, H,, cercado por moléculas de oxigênio, O,, do ar. (O balão flutua na atmosfera porque hidrogênio gasoso é menos denso que o ar.) (b) Quando inflamados com uma vela acesa, hidrogênio e oxigênio rea- gem, formando água, H,0. aeb, Charles D. Winters O, (gás) Ho (gás) 2 H,0(9) (a) (b) 1.6 Unidades de Medida Fazer química requer a observação de reações químicas e mudanças físicas. Supo- nha que você misture duas soluções e observe a formação de um sólido amarelo. Como esse sólido é mais denso que a água, ele decanta no fundo do tubo de ensaio (Figura 1.14). A cor e a aparência das substâncias, e se há ou não envolvimento de calor, são observações qualitativas. Nenhuma medida ou número estão envolvidos. Para compreender uma reação química de forma mais completa, os quími- Uma chaleira de água foi colocada sobre uma cos geralmente recorrem a observações quantitativas, que envolvem informação fogueira de acampamento. Quais mudanças numérica. Por exemplo, se dois compostos reagirem entre si, quanto produto é físicas e químicas estão ocorrendo aqui? formado? Quanto calor é liberado, se é que há liberação de calor? Em química, medidas quantitativas de tempo, massa, volume e comprimento, entre outras coisas, são comuns. Na página 28, uma das áreas que mais se desen- volveram em ciência, a nanotecnologia, estuda a matéria em escala nanométrica. Um nanômetro equivale a 1 x 10 º m (metro), é uma dimensão comum em química e em biologia. Por exemplo, uma típica molécula tem aproximadamente 1 nm de largura, e uma bactéria tem aproximadamente 1.000 nm de comprimento. A comunidade científica escolheu uma versão modificada do sistema métrico como sistema padrão para o armazenamen- to e a divulgação de medidas. Esse sistema decimal, usado internacionalmente em ciência, é chamado de Systême International d'Unités (Sistema Internacional de Unidades), abreviado por SI. Todas as unidades SI são derivadas de unidades-base, algumas das quais estão apresentadas na Tabela 1.2. Quanti- dades maiores e menores são expressas usando-se prefixos apropriados com a unidade-base (Tabela 1.3). Por exemplo, = 5 MO ml Tuo mL Figura 1.14 Qualitativo e quantitativo. Uma a nova substância é formada misturando-se duas substâncias conhecidas em solução. Podemos fa- zer diversas observações em relação à substância produzida. Observações qualitativas: sólido, nebuloso. Observações quantitativas: massa de À sólido formado. E — 24 Química Geral e Reações Químicas — Volume 1 Tabela 1.3 Uma Seleção de Prefixos Utilizados no Sistema Métrico T—— Prefixo Abreviatura Significado mega- M 10º quilo- k 10º deci- d 107! centi- [a 10º mili- m 10º micro- K 10% nano- n 10º pico- Pp 1072 femto- f 105 Exemplo 1 megaton = 1 x 10º tons 1 quilômetro (km) = 1x 10m 1 decímetro (dm) = 1x 10!m 1 centímetro (cm) = 1x 102m 1 milímetro (mm) = 1x 10?m 1 micrômetro (um) = 1 x 10%m 1 nanômetro (nm) = 1x 10? m 1 picômetro (pm) = 1x 102 m 1 femtômetro (fm) = 1x 10“ m A Escala Kelvin de Temperatura William Thomson, conhecido como Lord Kelvin (1824-1907), foi o primeiro a propor a escala de temperatura que atualmente leva seu nome. A escala Kelvin utiliza o mes- mo tamanho de unidade que a escala Celsius, mas ela atribui zero a temperatura mais baixa que se pode atingir, um ponto chamado de zero absoluto. Muitos experimentos comprovaram que essa temperatura limitante é -273,15 ºC (-459,67 ºF). As unidades Kelvin e os graus Celsius têm o mesmo tamanho. Portanto, o ponto de congelamento da água é atingido em 273,15 K, ou seja, 0 ºC = 273,15 K. O ponto de ebulição da água pura é 373,15 K. Temperaturas em graus Celsius são prontamente convertidas em kelvins, e vice-versa, pela relação ER o CSS o (TºC+273,15ºC) (1.2) Assim, uma temperatura ambiente comum de 23,5 ºC equivale a * Fatores Comuns de Conversão 1kg=1.0009 1x10nm=1m 1x102pm=Im 10dm=1m 100 cm = 10 dm = 1m 1.000 m = 1 km Fatores de conversão para as unidades SI são dados no Apêndice F e nas tabelas ao final do livro. T(K)= = (23,5 ºC + 273,15 0) = 296,7 K Por último, observe que o símbolo de grau (º) não é usado com temperaturas em kelvins. O nome da unidade nessa escala é kelvin (letra inicial minúscula), e essas temperaturas são designadas com K maiúsculo. Exercí 1.7 Mudanças de Temperatura O nitrogênio líquido ferve a 77 K. Qual é essa temperatura em graus Celsius? * Conversões de Temperatura Ao convertermos 23,5 ºC para kelvins, a soma dos dois números leva a 296,65. Porém a regra dos “alga- rismos significativos” diz que a soma ou a subtração de dois números não pode ter mais casas decimais do que o número com menos casas decimais (página 37) Portanto, arredondamos a resposta para 296,7 K. ComPRIMENTO A unidade padrão de comprimento é o metro, mas os objetos observados em química são frequentemente menores que 1 metro. As medidas são geralmente reportadas em centímetros ou milímetros, e os objetos na escala atômica e molecular têm dimensões de nanômetros (nm; 1,0 nm = 1 x 10º m) ou picômetros (pm; 1 pm = 1 x 102 m). Sua mão, por exemplo, tem aproximadamente 18 cm do pulso até a ponta dos dedos, ea formiga da foto ao lado tem aproximadamente 1 cm de comprimento. Usando um microscópio especial - um microscópio eletrônico de varredura (MEV) - os cientistas podem se aproximar da face de uma formiga, do olho da formiga, e finalmente de um segmento do olho (Figura 1.16). Se pudéssemos nos aproximar ainda mais do olho da formiga na Figura 1.16, penetraríamos no mundo molecular em escala nanométrica (Figura 1.17). O DNA (ácido desoxirribonucleico) no olho da formiga é uma estrutura helicoidal de áto- mos que possui muitos nanômetros de comprimento. Os degraus da escada de DNA ficam a aproximadamente 0,34 nm uns dos outros, e a hélice se repete a cada 3,4 nm Capítulo 1 Matéria e Medição Formiga. Sua mão tem aproximadan te 18 centimetros do pulso até a ponta dedos. Esta formiga tem aproximadame 1. cm de comprimento. aproximadamente. Se nos aproximarmos ainda mais, poderíamos encontrar uma molécula de água. Nesta, a distância entre dois átomos de hidrogênio que ladeiam o átomo de oxigênio é 0,152 nm ou 152 pm (pm; 1 pm=1x102m). Figura 1.16 Dimensões em biologia. Estas fotos foram feitas nos laboratórios da IBM utilizando um microscópio eletrônico de varrec (MEV). O espécime é uma formiga morta. (a) A cabeça da formiga tem aproximadamente 600 micrômetros (microns, um) de largura. (Isso e vale a 6 X 10:*m ou 0,6 nm). (b) O olho composto da formiga. (c) Os cientistas da IBM usaram uma sonda especial para escrever, em uma lentes do olho da formiga, seu conselho aos estudantes de ciências.” A palavra "homework” tem aproximadamente 1,5 micrometros (micre um) de comprimento. Exemplo 1.2 Distâncias em Escala Molecular Problema A distância entre o átomo de O e um átomo de H na molécula de água é de 95,8 pm. Qual é essa distância em metr E em nanômetros (nm)? 95,8 pm 5 A expressão “Do your homework significa “Faça sua lição de casa”. Capítulo 1 Matéria e Medição Exercício 1.8 Interconversão de Unidades de Comprimento ERES As páginas de um livro-texto têm 26 cm de comprimento e 18 cm de largura. Quais são essas medidas em metros? E em milír tros? Qual é a área da página em centímetros quadrados? E em metros quadrados? Exercício 1.9 Usando Unidades de Comprimento e Densidade [=] Uma folha quadrada de platina tem 2,50 cm de lado e uma massa de 1,656 g. A densidade da platina é 21,45 g/cm'. Qual é a pessura da folha, em milímetros? VoLuME Os cientistas frequentemente usam vidraria de laboratório, tal como béqueres, fras- cos, balões, pipetas, provetas e buretas, que são marcados com unidades de volume (Figura 1.18). A unidade SI de volume é o metro cúbico (m?), que é grande demais para o uso diário no laboratório. Consequentemente, os químicos em geral usam o litro, simbolizado por L. Um cubo cujos lados medem 10 cm (0,1 m) tem um vo- lume de 10 cm x 10 cm x 10 cm = 1.000 cm? (ou 0,001 m). Esse volume é definido como 1 litro: Litro (L) = 1.000 mL = 1.000 cm” O litro é uma unidade conveniente de se usar no laboratório, assim como o mililitro (mL). Uma vez que há exatamente 1.000 mL (= 1.000 cm?) em um litro: lcm?=0,001L=1 mL As unidades mililitro e centímetro cúbico (ou “cc”) são equivalentes. Assim, um balão que contém exatamente 125 mL tem um volume de 125 cm. Embora não seja amplamente utilizado nos Estados Unidos, o decímetro cúbico (dm”) é uma unidade comum no restante do mundo. Um comprimento de 10 cm é Figura 1.18 Vidraria comum de labora chamado de 1 decimetro (dm), pois equivale a 1/10 de um metro. Uma vez que um fio. Os volumes são marcados em unida: E E E de mililitros (mL). Lembre-se de que 1 cubo com 10 cm de lado define um volume de 1 litro, um litro equivale a um decímetro equivale cê cúbico: 1 L = 1 dm, Produtos na Europa e em outras partes do mundo são frequente- mente vendidos por decímetro cúbico. O decilitro (dL), que equivale a exatamente 0,100 L ou 100 mL, é largamente utilizado em medicina. Por exemplo, os padrões pe quantias de contaminantes são frequentemente estabelecidos como certa massa por decilitro. O estado de Massachusetts, nos Estac Unidos, recomenda que crianças com mais de 10 microgramas (10 x 10'º g) de chumbo por decilitro de sangue sejam submetida mais exames para verificar se há envenenamento por chumbo. Exemplo Unidades de Volume Problema + Um béquer de laboratório tem um volume de 0,6 L. Qual é seu volume em centímetros cúbicos, em mililitro. em decilitros? Estratégia + Use a informação da Tabela 1.3 para fazer a interconversão das unidades, e use a análise dimensional (Veja “A Matemát da Química”, páginas 31-32 como guia. io Brasil, o decímetro cúbico também é pouco utilizado. (NTT) 28 Química Geral e Reações Químicas — Volume 1 Solução + Você deve multiplicar 0,6 L pelo fator de conversão (1.000 cm'/L). As unidades de L se cancelam, deixando a resposta com unidades de cm'. 1.000 cm” 06X + = 600 cm” Já que centímetros cúbicos e mililitros são equivalentes, podemos dizer que o volume do béquer é 0,100 L ou 1.000 mL. Em de- cilitros, o volume é 1dL —— = 6dL 100 mL 600 mL + (a) Uma garrafa comum de vinho tem um volume de 750 mL. Quanto isso representa em litros? (b) Um galão americano equivale a 3,7865 L. Quantos litros há em uma embalagem de leite de 2 gt? (Lembre-se de que há 4 qtem um galão.) Dê também o valor em decímetros cúbicos. PERSPECTIVAS EM QUÍMICA É um Nanomundo! Um nanômetro é um bilionésimo de um metro, uma dimensão no reino dos átomos e de moléculas - oito átomos de oxigênio enfileirados. cobrem uma distância de aproximadamente 1 nm. A Nanotecnologia é um dos campos de maior destaque na ciência atualmente porque os blocos de construção desses materiais com escala nanométrica podem ter propriedades exclusivas. Os nanotubos de carbono são excelentes exemplos de nanomateriais. Eles são retículos de átomos de carbono que formam as paredes de tubos que têm diâmetros de alguns nanômetros. Os nanotubos de carbono são pelo menos 100 vezes mais fortes do que o aço, mas têm somen- te um sexto da sua densidade. Além disso, conduzem o calor e a eletricidade muito melhor do que o cobre. Como consequência, os nanotubos de carbono poderiam ser usados em dispositivos condutores minúsculos e fisicamente fortes. Recentemente, nanotubos de carbono foram preenchidos com átomos de potássio, tornando-os condutores elétricos ainda melhores. E, ainda mais recentemente, rolamentos de dimensão molecular forma feitos deslizando-se um nanotubo para dentro de outro. Os nanomateriais absolutamente não são novos. Durante todo o século passado as companhias de pneus reforçaram os pneus pela adição de partículas nanométricas de carbono chamadas de negro de fumo à borracha. 'A Microscopia de Força Atômica (AFM) é uma importante ferramenta em química e física para se observar materiais em escala nano- métrica. Uma minúscula sonda, frequentemente um fio de nanotubo do carbono, move-se sobre a superfície de uma substância e interage com as moléculas individuais. Aqui você pode ver uma imagem AFM de uma superfície de silício com aproximadamente 450 nm de lado e 5 nm de altura. Reproduzido com permi Uma imagem AFM das nanossaliências em uma superfície de silício. A distância média entre as nanossaliências é de 38 nm, ou apro- ximadamente 160 átomos de silício. A largura média da nanosaliência é de 25 nm ou 100 átomos de silício. Lawrence Berkeley Laboratory. O Professor Alex Zettl da Universidade de Califórnia, Berkeley, segurando um modelo de um nanotubo de carbono. 
