Colégio modelo Luís Eduardo Magalhães Prof. Luciano Souza Sampaio REVISÃO ENEM Colégio modelo Luís Eduardo Magalhães Prof. Luciano Souza Sampaio

Cabeça voltada para o ENEM ATITUDE DEVE VALORIZAR OS SEGUINTES PONTOS: ORGANIZAÇÃO DISCIPLINA TREINO CONTEÚDO INTERPRETAÇÃO CONTEXTUALIZAÇÃO CÁLCULOS

Temas mais recorrentes Estequiometria Termoquímica Equilíbrios químicos Potencial hidrogeniônico (pH)

Temas contextuais Chuva ácida Aquecimento global Tratamento da água Camada de ozônio

Número de questões e tempo 90 em questões em 4h30

Estequiometria Antoine Laurent Lavoisier

Estequiometria Joseph Louis Proust

Exemplo - Estequimetria “No Japão, um movimento nacional para a promoção da luta contra o aquecimento global leva o slogan: 1 pessoa, 1 dia, 1 kg de CO2 a menos! A ideia é cada pessoa reduzir em 1 kg a quantidade de CO2 emitida todo dia, por meio de pequenos gestos ecológicos, como diminuir a queima de gás de cozinha. Um hambúrguer ecológico? É pra já! Considerando um processo de combustão completa de um gás de cozinha composto exclusivamente por butano (C4H10), a mínima quantidade desse gás que um japonês deve deixar de queimar para atender à meta diária, apenas com esse gesto, é de Dados: CO2 (44 g/mol); C4H10 (58 g/mol)

C4H10 +  O2 → CO2 + H2O 1 C4H10→ 4 CO2      ↓               ↓ 1 . 58 g ---- 4 . 44 g I. C4H10 +  O2 → 4 CO2 + H2O II. 1 C4H10 +  O2 → 4 CO2 + 5 H2O (1 kg = 1000 g) III. 1 C4H10 +  13/2 O2 → 4 CO2 + 5 H2O 1 . 0,058 kg de C4H10---- 4 . 0,044 kg de CO2                       m ----------- 1,0 kg de CO2 m = 0,058/0,176 m = 0,33 kg

Processos endotérmicos e exotérmicos Endotérmico: absorve calor da vizinhança. Exotérmico: transfere calor para a vizinhança. Uma reação endotérmica mostra-se fria. Uma reação exotérmica mostra-se quente. Energia interna Energia interna: é a soma de toda a energia cinética e potencial de um sistema. Entalpia, H: é o calor transferido entre o sistema e a vizinhança realizado sob PRESSÃO CONSTANTE. Entalpia é uma função de estado.

Quando H é positivo, o sistema ganha calor da vizinhança. Funções de estado Função de estado: depende somente dos estados inicial e final do sistema, e não de como a energia interna é utilizada. Quando H é positivo, o sistema ganha calor da vizinhança. Quando H é negativo, o sistema libera calor para a vizinhança.

Lei de Hess

Exemplo – Efeito estufa – química ambiental

Equilíbrio químico Para uma reação geral a expressão da constante de equilíbrio para tudo em solução é onde Keq É A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO

Se K >> 1, então os produtos predominam no equilíbrio e o equilíbrio encontra-se à direita. Se K << 1, então os reagentes predominam no equilíbrio e o equilíbrio encontra-se à esquerda.

Equilíbrio – Princípio de Le Chatelier O Princípio de Le Châtelier: se um sistema em equilíbrio é perturbado, o sistema se deslocará de tal forma que a pertubação seja neutralizada.

Exemplo – Equilíbrio químico Exemplo 2: Enem 2011 – caderno azul: Conteúdo cobrado: Deslocamento do equilíbrio.

Exemplo – Equilíbrio químico Se houver aumento da concentração de H+ (que vem do ácido fosfórico do refrigerante), ele reagirá com a hidroxila (OH-), diminuindo a sua concentração e deslocando o equilíbrio para a direita a fim de repor o OH-, ou seja, ocorrerá a desmineralização do dente.

Potencial hidrogeniônico, pH Ácidos: têm gosto azedo e fazem com que os corantes mudem de cor. Bases: têm gosto amargo e são escorregadias. Arrhenius: os ácidos aumentam a [H+] e as bases aumentam a [OH-] em solução. Arrhenius: ácido + base  sal + água. Problema: A DEFINIÇÃO NOS LIMITA A SOLUÇÃO AQUOSA!!!

O íon H+ em água O íon H+(aq) é simplesmente um próton sem elétrons. (O H tem um próton, um elétron e nenhum nêutron.) Em água, o H+(aq) forma aglomerados. O aglomerado mais simples é o H3O+(aq). Aglomerados maiores são H5O2+ e H9O4+. Geralmente usamos H+(aq) e H3O+(aq) de maneira intercambiável.

O produto iônico da água Em água pura, estabelece-se o seguinte equilíbrio a 25 C pH AUTO-IONIZAÇÃO DA ÁGUA Em água neutra a 25 C, pH = pOH = 7,00. Em soluções ácidas, a [H+] > 1,0  10-7, então o pH < 7,00. Em soluções básicas, a [H+] < 1,0  10-7, então o pH > 7,00. Quanto mais alto o pH, mais baixo é o pOH e mais básica a solução.

Exemplo - pH Segundo o enunciado, o segundo equilíbrio é dado por: HClO(aq) + H2O(l) ↔ H3O+(aq) + Cl–(aq), pKa = 7,53, tem-se que Ka = 10–7,53 O enunciado também diz que a ação desinfetante do HClO é 80 vezes maior que a do  ClO–(aq), então a concentração do HClO deve ser maior, ou seja, o equilíbrio deve deslocar-se para a esquerda.  Exemplo - pH

CHUVA ÁCIDA

Exemplo - chuva ácida

Exemplo – Química verde

Referências http://escavocaescavoca.blogspot.com.br/2009/12/o- que-sao-chuvas-acidas-causas-e_06.html http://www.mundoeducacao.com/quimica/leis- ponderais.htm http://vestibular.brasilescola.com/enem/equilibrio- quimico-no-enem.htm http://educacao.globo.com/provas/enem- 2013/questoes/42.html http://enemdescomplicado.com.br/exercicios-de- quimica-entalpia-lei-de-hess/ http://www.eoearth.org/