Resumo da Aula 2 e 3 (04/08 e 09/08) 3 Compostos: suas

Resumo da Aula 2 e 3 (04/08 e 09/08)
3 Compostos: suas representações e seus nomes.
Os compostos são representados pelas fórmulas químicas, onde aparece o símbolo dos elementos que
formam o composto e a proporção em que cada um participa na composição. No caso dos compostos
iônicos, como o próprio nome evidencia, são formados por íons (cátions e ânions)
A posição dos elementos na Tabela Periódica nos auxilia na determinação do tipo de íon que o
elemento poderá formar:
- Os elementos à esquerda na Tabela Periódica geralmente formam cátions, porque têm a tendência em
perder elétrons. Estes são chamados elementos metálicos.
- Os elementos mais a direita na Tabela Periódica geralmente formam ânions, porque têm a tendência
em receber elétrons.
Além dos íons formados pelos elementos, temos também os chamados íons poliatômicos que são
formados por um grupo de átomos unidos por ligações covalentes que perde ou ganha elétrons.
Exemplos: o cátion mais conhecido é o íon amônio (NH4+), os ânions mais comuns são apresentados na
tabela com os seus respectivos nomes.
Tabela de ânions mais comuns e seus nomes:
Fórmula do
Ânion
FClBrIO2OHS2CNC2O22CH3CO2CO32HCO3-
Nome
Fluoreto
Cloreto
Brometo
Iodeto
Óxido
Hidróxido
Sulfeto
Cianeto
Oxalato
Acetato
Carbonato
Bicarbonato
(nome
comum)
Fórmula do
Ânion
NO2NO3PO43HPO42H2PO4SO32SO42HSO4CrO42ClOClO2ClO3ClO4-
Nome
Nitrito
Nitrato
Fosfato
Hidrogenofosfato
di-Hidrogenofosfato
Sulfito
Sulfato
hidrogenossulfato
cromato
Hipoclorito
Clorito
Clorato
Perclorato
O nome do cátion é o mesmo nome do elemento que o formou adicionando-se a palavra íon antes
de nome. Quando o elemento forma mais de um cátion, adiciona-se um número romano entre parênteses,
depois do nome do elemento, de acordo com a carga do íon.
Exemplos: Na+ - íon sódio, Mg2+ - íon magnésio, Fe2+ - íon ferro (II), Fe3+ - íon ferro (III)
3.1 Fórmula e nome dos compostos iônicos: já sabemos que os compostos são eletricamente
neutros, isto significa que cátions e ânions em um determinado composto têm uma proporção tal que as
cargas positivas do cátion anula as cargas negativas do ânion.
Exemplo:
a) fórmula do composto formado por íon sódio (Na+) e íon sulfeto (S2-) é Na2S e o nome do
composto do exemplo acima é sulfeto de sódio.
b) fórmula e nome de um sal hidratado formado pelo cátion Co2+ e ânion Cl-. Cloreto de
cobalto(II) hexahidratado, fórmula unitária CoCl2.6H2O
Os compostos iônicos têm uma estrutura onde os íons (cátions e ânions) se aproximam
eletrostaticamente formando um arranjo tridimensional. Por esse motivo, não podemos falar em fórmula
molecular para os compostos iônicos, dizemos fórmula
unitária , que nos mostra a proporção mínima entre os
íons para atingir a neutralidade elétrica.
Exemplos: a fórmula unitária do composto
formado pelo Ca2+ (íon cálcio) e o PO43- (íon fosfato) é
Ca3(PO4)2 – fosfato de cálcio. A fórmula unitária do
cloreto de sódio, sal de cozinha, é NaCl, figura 1.
FIGURA 1: Arranjo tridimensional de cátions e ânions.
3.2 Fórmula dos compostos moleculares: os átomos são unidos através do compartilhamento de
pares de elétrons formando uma molécula.
Exemplos:
a) composto : água, fórmula molecular: H2O;
b) composto: 2-clorobutano, CH3CHClCH2CH3. Abaixo estão outras representações da estrutura
desse composto
Cl
CH3
CH
H3C
CH2
c)composto: etanol, fórmula molecular: C2H6O, fórmula estrutural indicando o grupamento de
átomos: CH3CH2OH
A
B
Figura 2: Outras maneiras de representar as estruturas moleculares. (A) Modelo de bolas e
palitos; (B) Modelo que mostra a distribuição das cargas elétricas na molécula: Superfície de potencial
eletrostático (‘elpot’) onde as regiões de cor azul regiões de densidade de carga positiva e a região de cor
vermelha, densidade de carga negativa.
4 Representação e balanceamento de reações químicas
Equação química: Uma equação química é a representação de uma reação química. Ela irá
mostrar:
-
Os reagentes que participam na reação e os produtos formados;
-
O estado físico de reagentes e produtos;
-
As condições de reação (com aquecimento, na presença de catalisador, etc.);
-
A proporção em que os reagentes participam na reação e a proporção de produtos
formados através dos coeficientes estequiométricos, quando a equação está balanceada.
Exemplos:
2 Na(s) + 2 H2O(l)
2SO2 (g) + O2 (g)
→ 2 NaOH(aq) + H2 (g)
V2O5
2SO3 (g)
5 Mol e Massas Molares
Os compostos são formados por átomos numa determinada proporção. Sendo assim, é importante
“contar” o número de átomos numa determinada porção de matéria. Vejamos, a massa de um átomo de
12
C foi determinada como 1,99265 . 10-23 g, assim em 12 g de 12C teríamos:
No. de átomos de carbono-12 = 12 g / 1,99265 . 10-23 = 6,02 . 1023 átomos de carbono-12
Esta quantidade 6,02.1023 é denominada mol, assim como uma dúzia são 12, ou uma centena são
100. Portanto:
⇒ A quantidade 1 mol significa 6,02 . 1023 unidades de qualquer coisa e é o número de átomos
em exatamente 12 g de carbono-12. O mol é uma unidade SI e chamada de quantidade de matéria, n.
Considere o exemplo: uma dúzia de pares de meias contêm 24 meias. Ao usarmos a unidade mol
para átomos e moléculas devemos ter o mesmo cuidado, por exemplo: 1 mol de H (átomos de hidrogênio)
significa que são 6,02 . 1023 átomos de hidrogênio e 1 mol do gás H2 (gás hidrogênio) significa que são
6,02 . 1023 moléculas de H2 e 12,04 . 1023 átomos de H.
Constante de Avogadro é o número de “objetos” por mol, ou ainda, 6,02 . 1023 mol-1.
A quantidade de átomos, íons ou moléculas em uma amostra é expressa em mols, e a constante de
Avogadro, NA, é usada para a conversão entre o número destas partículas e o número de mols.
Exemplo: Uma amostra de vitamina C contém 1,29 . 1024 átomos de H. Quantos mols de
hidrogênio esta amostra contém?
N = n NA , assim n = N / NA
n = 1,29 . 1024 átomos de H / 6,02 . 1023 mol-1 = 2,14 mol
-
Lembrando algumas definições:
A massa molar de um elemento é a massa por mol de seus átomos.
A massa molar de um composto é a massa por mol de suas moléculas.
A massa molar de um composto iônico é a massa por mol de suas fórmulas unitárias.
A unidade da massa molar é sempre g/mol.
A massa dos átomos é determinada por uma técnica denominada espectrometria de massa. Podemos
obter essas massas na tabela periódica, sempre lembrando que a massa lida na tabela periódica é a média
ponderada de seus isótopos.
6 Estequiometria
Estequiometria são os cálculos e o estudo das relações entre reagentes e produtos de reações
químicas. A equação balanceada permite calcular as quantidades de reagentes e produtos envolvidos na
reação.
Exemplos:
1. Que volume de oxigênio nas condições padrão de T e P são necessários para a combustão
completa de 2 dm3 de propano, C3H8?
Resposta:
1º) Escrever a equação balanceada: C3H8 (g) + 5 O2 (g) → 3 CO2 (g) + 4 H2O(g)
2º) Determinar a razão de oxigênio e propano para a reação: a proporção é de 5:1.
3º) Determinar o volume de oxigênio necessário para a reação: 1volume de propano necessita de 5
volumes de oxigênio, portanto para a combustão completa de 2 dm3 de propano são necessários 10 dm3
de oxigênio.
2. Que massa de sulfeto de ferro (II) é formada quando 5,6g de ferro reage completamente com
enxofre?
1º) Escrever a equação química balanceada: Fe(s) + S(s) → FeS(s)
2º) Calcule o número de mols de ferro que reagem:
n=
5,6 g
m
=
= 0,1mol
M 55,85 g
3º) Determine o número de mols de FeS produzidos: a equação balanceada mostra que 1 mol de Fe
produz 1 mol de FeS. Portanto, 0,1 mol de Fe produz 0,1 mol de FeS.
-1
4º) Calcular a massa de sulfeto de ferro formada: m = n x M = 0,1 mol x 87,911 g.mol = 8,79 g.
A massa de sulfeto de ferro (II) produzida na reação é 8,79 g.
Reagente limitante
A quantidade de enxofre necessária para reagir com 5,6g de ferro para produzir 8,79g de FeS é
3,2g. Qual seria massa de FeS produzida se a quantidade de Fe permanece a mesma, 5,6g, e a
quantidade de enxofre fosse duplicada, 6,4g?
A quantidade de FeS permaneceria a mesma, porque o processo de formação do FeS iria
acontecer até o consumo de todo o Fe. Assim, o Fe é o reagente limitante, o S é o reagente em
excesso.
Exemplo: Reação industrial para produção de fertilizante
O ácido sulfúrico reage com amônia para produzir o fertilizante sulfato de amônia de acordo com
a reação:
H2SO4 (aq) + NH3 (g) → (NH4)2SO4 (aq)
Que massa de sulfato de amônio que pode ser produzida a partir de 2,0 Kg de ácido sulfúrico e
1,0 Kg de amônia?
2694 Kg
Referência bibliográfica: Atkins, P e. Jones, L. Princípios de Química: questionando a vida
moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: Bookman. 2001.