+2 - Professor Barbieri
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UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA QUIMICA BASICA Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri S.J. dos Campos - Dutra UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Funções Inorgânica Ácidos Bases Sais Óxidos Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri S.J. dos Campos - Dutra UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA •É 1. Funções Inorgânicas um conjunto de substâncias com propriedades semelhantes, denominadas propriedades funcionais; químicas • Eletrólitos: são substâncias que, quando dissolvidas em água, conduzem a corrente elétrica; • Não eletrólitos: não conduzem a corrente elétrica; • O químico Arrhenius, em 1889, sugeriu em sua teoria que os eletrólitos, em solução, se dissociariam em duas partes (íons): uma positiva e outra negativa. Isso explicaria a condução de corrente elétrica por estas soluções; • Na realidade, nos compostos iônicos, os íons já se encontram presentes. A água, neste caso, somente separa (dissociação) os íons já existentes; UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 1. Funções Inorgânicas UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 1. Funções Inorgânicas UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA •Nos 1. Funções Inorgânicas compostos covalentes que são eletrólitos, a água cria condições para que os íons sejam formados e separados. Este processo recebe o nome de ionização: ionização dissociação HCl Na+Cl- • Seguindo = H+ + = Na+ + ClCl- critério baseado na dissociação/ionização, Arrhenius propôs a Teoria da Dissociação Eletrolítica, onde divide as substâncias em grupos com características químicas distintas: ácidos bases sais óxidos UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Funções Inorgânica Ácidos UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 2. Definição de ácidos • Segundo Arrhenius, ácidos são substâncias que, quando em solução aquosa, se dissociam, originando exclusivamente H+ como íons positivos. 2.1 Classificação de ácidos • Presença ou não de oxigênio Oxiácidos: presença de oxigênio na molécula. Exemplos: H2SO4 , HNO3 Hidrácidos: oxigênio não presente na molécula. Exemplos: HCl, HCN UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 2.1 Classificação de ácidos • Número de elementos químicos que formam a molécula Ácido binário: formado por dois elementos químicos diferentes. HCl, H2S, HI Ácido ternário: formado por três elementos químicos diferentes. H2SO4, HCN, H4P2O7 (pirofosfórico/0 Ácidos quaternário: formado por quatro elementos químicos diferentes. HNCO, HSCN (ricinoléico, tiociânico) UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 2.1 Classificação de ácidos • Número de hidrogênio ionizáveis Monoácidos: presença de 1 H ionizável. HCl = H+ + ClDiácidos: presença de 2 H ionizáveis. H2SO4 = 2 H+ + SO42- Triácidos: presença de 3 H ionizáveis. H3PO4 = 3 H+ + PO43Tetrácidos: presença de 4 H ionizáveis. H4P2O4 = 4 H+ + P2O44- UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 2.1 Classificação de ácidos • Em um ácido só são ionizáveis os hidrogênios que estiverem ligados ao oxigênio . H3PO4 H3PO3 H3PO2 UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA • Volatilidade 2.1 Classificação de ácidos Voláteis: são gasosos ou líquidos e com baixo ponto de ebulição: HNO3 , HCl e H2S Fixos: muito pouco voláteis, somente H2SO4 e H3PO4 UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 2.1 Classificação de ácidos • Grau de ionização • Representado pela letra grega alfa (), o grau de ionização é a relação entre a quantidade de moléculas dissociadas e o total de moléculas dissolvidas. Quanto maior o valor de alfa, mais alta a tendência do ácido a se dissociar: alfa (%) = (nº moléculas ionizadas / nº moléculas dissolvidas) x 100 ácidos fortes (alfa maior que 50%): HI, HBr, HCl, HNO3, H2SO4. ácidos médios (alfa entre 5 e 50%): H2SO3, H3PO4, HF. ácidos fracos (alfa menor que 5%): H2S, H3BO3, HCN. ácidos orgânicos. UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 2.1 Classificação de ácidos •Grau de ionização => Força de um ácido Hidrácidos: Fortes: HCl, HBr, HI Semi-forte: HF *Os demais são fracos!!! 0 fraco Ex.: HClO Oxiácidos: HxEOy y-x 1 semi-forte Ex.: H3PO4 2 forte Ex.: H2SO4 UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 2.1 Classificação de ácidos UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 2.2 Formulações sobre os ácidos Juntam-se tantos H+ quantos forem necessários para neutralizar a carga do ânion. Para um ânion com carga x-, e utiliza-se x hidrogênio para formular o ácido. Hx AxExemplos: NO31SO42PO43- x HNO3 H2SO4 H3PO4 H A y UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Tabela de Ânions UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Tabela de Ânions UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA • 2.3 Nomenclatura dos ácidos Hidrácidos: o nome é feito com a terminação ídrico Ácido nome do anion ídrico Ex: HCl: ácido clorídrico; HI: ácido iodídrico • Oxiácidos: quando apresenta apenas a formação de um oxiáxido e sua terminação é ico Ácido nome do anion ico Ex: H2CO3: ácido carbônico; H3BO3: ácido bórico Quando apresenta a formação de 2 oxiácidos e sua terminação é ico Ácido nome do anion Ex: HNO3: ácido nítrico; HNO2: ácido nitroso ico oso maior nox menor nox UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Formulação de alguns ácidos UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Funções Inorgânica Bases UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 3. Definição de bases • Segundo Arrhenius, bases são substâncias que, quando em solução aquosa, se dissociam, originando como único íon negativo OH-. • Número de OH 3.1 Classificação das bases - presente na fórmula monobase: 1 OH-, NaOH, KOH dibase: 2 OH- , Ba(OH)2, Fe(OH)2 tribase: 3 OH- , Cr(OH)3, Al(OH)3 tetrabase: 4 OH- , Pb(OH)4, Sn(OH)4 UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 3.1 Classificação das bases • Solubilidade em água solúveis: as de metais alcalinos, metais alcalino-terrosos e o hidróxido de amônio (que é uma base fraca e volátil). insolúveis: todas as demais. • Grau de dissociação Fortes: (>50%): as de metais alcalinos e metais alcalino-terrosos. fracas: todas as demais. UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 3.1 Classificação das bases • Solubilidade em água UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 3.1 Classificação das bases • Grau de dissociação UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 3.2 Formulações sobre as bases Adicionam-se tantos OH-1 neutralizar a carga do cátion. quantos H+x (OH)x Exemplos: K+1 Ba2+ Al3+ KOH Ba(OH)2 Al(OH)3 forem necessários para x y C (OH) UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 3.3 Nomenclatura das bases a) Quando o elemento forma apenas uma base Hidróxido de nome do elemento Ex: NaOH: hidróxido de sódio; b) Quando o elemento forma duas bases Hidróxido de nome do elemento Hidróxido de nome do elemento ico maior nox oso menor nox Ex: Fe(OH)3: hidróxido férrico; ou hidróxido de ferro III Fe(OH)2: hidróxido ferroso; ou hidróxido de ferro II UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Tabela de Cátions UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Funções Inorgânica Sais UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 4. Definição de sais • Segundo Arrhenius, sais são substâncias que, quando em solução aquosa, liberam: pelo menos um íon positvo diferente do H+ e pelo menos um íon negativo diferente do OH-: CaCl2 = Na2SO4= Ca2+ + 2 Na1+ + 2 Cl1SO42- Como os sais são provenientes de reações de neutralização entre ácidos e bases, o ânion se origina do ácido e o cátion da base. ÁCIDO + BASE = SAL + ÁGUA UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 4.1 Classificação dos sais As reações de neutralização podem ser de três tipos: • Reação de neutralização total: neste tipo de reação, quantidades iguais, em número de mols, de H+ e OH- se neutralizam mutuamente. 1 H2SO4 + 2 NaOH = 1 Na2SO4 + 2 H2O Sais deste tipo são classificados como normais. 4.2 Formulações sobre as bases UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 4.1 Classificação dos sais As reações de neutralização podem ser de três tipos: • Reação de neutralização total: neste tipo de reação, quantidades iguais, em número de mols, de H+ e OH- se neutralizam mutuamente. 1 H2SO4 + 2 NaOH = 1 Na2SO4 + 2 H2O Sais deste tipo são classificados como normais. • Reação de neutralização parcial do ácido: 1 mol de H SO reagindo com 1 mol de NaOH. Como o H2SO4 possui 2 H+ em sua molécula, o sal produto o será ácido 2 1 H2SO4 + 1 NaOH = NaHSO4 + 4 H2O Sais deste tipo são classificados como ácidos. • Reação de neutralização parcial da base: 1 mol de Ba(OH) reagindo com 1 mol de HCl. Como o Ba(OH)2 possui 2 OH1- em seu íon-fórmula, o sal produto será básico. 1 Ba(OH)2 + 1 HCl = 1 Ba(OH)Cl + 1 H2O Sais deste tipo são classificados como básicos. 2 UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 4.2 Nomenclatura dos sais a) Sal normal ------------------------- de -------------------nome do ânion nome do cátion Segue-se a mesma regra das terminações usada nos ácidos. No caso de sais que na sua constituição possuam cátion que possam ter nóx diferentes, deve-se utilizar algarismos romanos para identificação. Fe(NO3)2 Fe(NO3)3 nitrato de ferro II nitrato de ferro III No caso de o cátion possuir somente dois nóx possíveis, pode-se também optar por utilizar os sulfixos oso e ico, respectivamente para o menor e maior nox. Fe(NO3)2 Fe(NO3)3 nitrato ferroso nitrato férrico UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 4.2 Nomenclatura dos sais b) Sal ácido ----------- + prefixo (mono, di, tri...) ácido de -------------nome do ânion nome do cátion Segue-se a mesma regra das terminações usada nos ácidos. Ex: NH4 H SO4 = Sulfato monoácido de amônio Na H2 PO4 = Fosfato diácido de sódio c) Sal básico ----------- + prefixo (mono, di, tri...) básico de -------------nome do ânion nome do cátion Segue-se a mesma regra das terminações usada nos ácidos. Ex: Mg OH Cl = Cloreto monobásico de magnésio Ca OH2 Cl = Cloreto dibásico de cálcio UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 4.2 Nomenclatura dos sais d) Sal hidratado Nome do sal + prefixo para indicar o grau de hidratação + hidratado Ex: CaCl2.2 H2O = Cloreto de cálcio dihidratado Na2B4O7.2 H2O = tetraborato de sódio decahidratado (bórax) UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Funções Inorgânica Óxidos UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 5. Definição de óxidos • Óxido é todo composto binário, onde o oxigênio é o elemento mais eletronegativo; • Os óxidos podem ser iônicos ou moleculares; •Os óxidos iônicos são aqueles resultantes da união do oxigênio com um metal; •Os óxidos moleculares são aqueles resultantes da união do oxigênio com um não metal; •Os compostos binários de flúor e oxigênio, OF2 e O2F2, por exemplo, não são considerados óxidos, porque o flúor é mais eletronegativo que o oxigênio UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 5.1 Nomenclatura dos óxidos a) Iônicos óxido de ____________ nome do elemento + (carga do cátion em romanos) A carga do cátion em algarismos romanos é dispensável se o mesmo apresentar nóx fixo. Na2O Cu2O óxido de sódio óxido de cobre I CuO óxido de cobre II b) Moleculares Prefixos indicam as quantidades de átomos de oxigênio e não-metal contidos na fórmula. (mono ou di ou tri ...) óxido de (mono ou di ou tri ...) + nome do elemento O prefixo mono é somente opcional quando indicar a quantidade de átomos do não metal. CO N2O monóxido de carbono; CO2 monóxido de dinitrogênio; dióxido de carbono N 2O 5 pentóxido de dinitrogênio UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA • • 5.2 Classificação dos óxidos Óxidos básicos: apresentam caráter iônico, em que o metal irá apresentar carga +1, +2, +3. Resultantes da união do oxigênio com metais alcalinos e alcalinoterrosos. Reagem com água, originando base. Na2O BaO + + H2O H2O = = 2 NaOH Ba(OH)2 Reagem com ácido, originando sal e água: Na2O BaO + + 2 HCl 2 HNO3 = = 2 NaCl Ba(NO3)2 + + H2O H2O UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA • • 5.2 Classificação dos óxidos Óxidos ácidos: Apresentam caráter covalente, geralmente são formados por ametais. Originam-se da desidratação de ácidos. Por este motivo, possuem uma nomenclatura opcional especial que especifica o ácido de origem. H2CO3 H2SO4 menos 1 H2O menos 1 H2O = = CO2 SO3 anidrido carbônico anidrido sulfúrico Reagem com água, originando ácido. CO2 SO3 + + H2O H2O = = H2CO3 H2SO4 Reagem com base, originando sal e água. SO3 + 2 NaOH = Na2SO4 + H2O UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA • 5.2 Classificação dos óxidos Óxidos anfóteros: reagem com base ou ácido, originando sal e água. Não reagem com água. ZnO , SnO , PbO , MnO2 , SnO2 , PbO2 , Al2O3 . • Óxidos neutros ou indiferentes: são óxidos covalentes, são formados por ametais e não reagem com água, base ou ácido. CO , NO , N2O • Peróxidos: resultam da união de metais alcalinos, alcalinoterrosos e hidrogênio com o radical O22-. Este radical tem a seguinte estrutura: ¯¯ O ¯¯ O ¯¯ . H2O2 , Na2O2 , K2O2 , CaO2, BaO2 Os peróxidos reagem com ácidos, originando sal e água oxigenada. CaO2 + H2SO4 = BaSO4 + H2O2 UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Tabela de Cátions e Ânions UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Lista de exercícios 1) Segundo Arrhenius defina: a) ácidos b) bases c) sais d) óxidos 2) Como são classificados os ácidos e as bases? 3) Como são classificados os sais? 4) Dadas as moléculas: H2SO4 NaOH, Ca(OH)2, CaCO3, H3PO4 , HBr, KOH, Sn(OH)4, CaSO4, KNO2, Fe2O3, pergunta-se: Para Para Para Para os ácidos, quais são hidrácidos ou oxiácidos? os ácidos, quais são monoácidos, diácidos ou triácidos? as bases, quais são monobases, dibases, tribases ou tetrabases? os sais, quais são de reação de neutralização total, reação de neutralização parcial do ácido ou reação de neutralização parcial da base? Escreva todas as nomenclaturas (dar os nomes devidos) das funções inorgânicas de todas as moléculas acima. UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Lista de exercícios 5) Dê o nome dos seguintes ácidos e classifique-os: a) b) c) d) e) f) H2S HNO2 H2SO4 H2SO3 HBrO H3BO3 6) Dê o nome das seguintes bases e classifique-os: KOH Sn(OH)2 Zn(OH)2 Pb(OH)4 NaOH Al(OH)3 UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Lista de exercícios 8) Dê o nome dos seguintes sais e classifique-os: a) b) c) d) e) f) CdS NaCN NH4HCO3 Al(OH)2NO2 BaHPO3 Mg(OH)Cl 9) Dê o nome dos seguintes óxidos e classifique-os: a) b) c) d) e) f) g) NO2 Na2O SnO Ag2O CuO Cu2O CaO UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Equações Químicas Equação quimica Oxirredução NOX Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri S.J. dos Campos - Dutra Equações Químicas UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Equações químicas 1 Equação química: A equação química é a forma de se descrever uma reação química que envolve os reagentes e produtos. Representação de uma Equação Química: Reagentes → Produtos 1H2 + ½ O2 → 1 H2O 1.1 Formulas: indicam quais são as substancias da reação química (H2, O2, H2O). 1.2 Coeficientes: indica a proporção de moléculas que participam na reação (2,1,2). UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 1. Equações químicas CaO + H2O Ca(OH)2 UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 1. Equações químicas 3 H2 + 1 N2 2 NH3 UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 1. Equações químicas 3 H2 1 N2 + + 2 NH3 UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA •Símbolos 1. Equações químicas e números são utilizados para descrever os nomes e as proporções das diferentes substâncias que entram nessas reações; • Os reagentes são mostrados no lado esquerdo da equação e os produtos no lado direito; •Não é criada e nem destruída matéria em uma reação, os átomos somente são reorganizados de forma diferente, por isso, uma equação química deve ser balanceada: o número de átomos da esquerda precisa ser igual o número de átomos da direita; Exemplo de uma Equação Química não equilibrada: •Repare H2 + Cl2 → HCl que a equação acima está desbalanceada, pois temos nos reagentes (H2 e Cl2) dois átomos de cada elemento, e no produto (HCl) somente uma molécula. Exemplo de uma Equação Química equilibrada: H2 + Cl2 → 2 HCl UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 1. Equações químicas • Pode-se saber praticamente tudo sobre uma reação química através de sua equação, ela pode oferecer, por exemplo, as seguintes informações através de símbolos tais como: Quando a reação é reversível: ↔ Presença de luz: λ Catalisadores ou aquecimento: ∆ Formação de um precipitado: ↓ •A Equação Química pode ainda demonstrar o estado físico do átomo participante da reação, através das letras respectivas entre parênteses: Gás (g) Vapor (v) Líquido (l) Sólido (s) Cristal (c) A presença de átomos, íons ou moléculas em solução aquosa é representada pela abreviatura: (aq) UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 1. Equações químicas Análise ou decomposição Uma única substância produz duas ou mais substância 2 H20 (g) 2 H2 (g) + O2 (g) + (NH4)2Cr2O7(s) N2(g) + Cr2O3(s) + 4 H2O(v) UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 1. Equações químicas Síntese ou adição Várias substância produzem uma única 3 H2 1 N2 + + 2 NH3 UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 1. Equações químicas Simples troca ou substituição Uma substância simples desloca parte da substância composta + Fe(s) + 2 HCl + (aq) H2 (g) + FeCl2 (aq) UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 1. Equações químicas Dupla troca ou dupla substituição Duas substâncias compostas trocam duas partes e produzem duas novas substâncias compostas + HCl (l) (aq) + + NaOH (aq) NaCl (aq) + H2O Oxidação NOX UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Reações de Oxirredução 2 . Reação de Oxirredução Reação de oxirredução ou redox - Reação com transferência de elétrons de um reagente para outro, ou reação com variação de nox de pelo menos um elemento. Oxidação - Perda de elétrons ou aumento de nóx; Redução - Ganho de elétrons ou diminuição de nóx; 2.1 Número de Oxidação (Nox) Chamamos de número de oxidação ou nóx a carga assumida por um átomo quando a ligação que o une a um outro é quebrada. Existem três casos a serem analisados com relação ao nóx de um elemento: composto iônico, covalente e substância simples; UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP FARMÁCIA Número de Oxidação (Nox) •Num composto iônico, ou nóx é a própria carga do íon, pois quando a ligação se rompe, já ocorreu a transferência do elétron do átomo menos para o mais eletronegativo; •Na formação do NaCl, o Na passa de 11 para 10 elétrons e o Cl passa de 17 para 18 elétrons. O Na fica com carência de 1 elétron e assume a carga 1+, o Cl fica com excesso de um elétrons e assume a carga 1. Então, os nox do Na e do Cl, neste composto, serão respectivamente 1+ e 1-; UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP FARMÁCIA Número de Oxidação (Nox) •Num composto covalente assume-se que a mesma se quebra e que o par de elétrons fica com o átomo mais eletronegativo; • Na molécula de HCl, o átomo mais eletronegativo é o Cl e o menos é o H. O Cl adiciona um elétron à sua eletrosfera, enquanto o H perde um. Então, os nóx do Cl e do H serão, respectivamente, 1- e 1+; •Em uma substância simples, os nóx de todos os átomos componentes é igual a zero, pois não é possível a existência de diferenças de eletronegatividade. Exemplos: S8, H2, O2, P4, Cgraf, Cdiam. É a perda de elétrons É o ganho de elétrons Na + Cl – É o número que mede Nox = + 1 Nox = – 1 a carga real ou aparente de uma espécie química Na + Cl – Em compostos covalentes +1 ZERO H H Cl –1 H ZERO É a perda de elétrons ou aumento do Nox É o ganho de elétrons ou diminuição do Nox 1ª REGRA Todo átomo em uma substância simples possui Nox igual a ZERO He H P42 Nox = 0 2ª REGRA Alguns átomos em uma substância composta possui Nox CONSTANTE H Ag Li, Na, K,1A Rb, Cs, Fr Nox = + 1 Ag NO3 Nox = + 1 K Br Nox = + 1 Zn Cd Be, Mg, Ca, 2ASr, Ba, Ra Nox = + 2 Ca CO3 Mg Br2 Nox = + 2 Nox = + 2 Al Nox = + 3 Al 2 O3 Al Br3 Nox = + 3 calcogênios (O, S, Se, Te, Po) quando for o mais eletronegativo (no final da fórmula) Nox = – 2 Al2 O 3 Nox = – 2 H2 S Nox = – 2 Halogênios (F, Cl, Br, I, At) quando for o mais eletronegativo (no final da fórmula) Nox = – 1 Al Cl 3 Nox = – 1 HF Nox = – 1 3ª REGRA A soma algébrica do Nox de todos os átomos em uma substância composta É igual a ZERO Na O H (+1) (+1) (– 2) (+1) + (– 2) + (+1) = 0 Ba 2 As 2 O 7 (+2) x (– 2) 2 . (+2) + 2 . x + 7 . (– 2) = 0 4 + 2 . x – 14 = 0 10 2 . x = 10 14 – 4x = 2 = +5 Na N O 2 (+1) x (– 2) 1 . (+1) + 1 . x + 2 . (– 2) = 0 1 + x –4 = 0 x = +43 – 1 K 2 S O4 (+1) x (– 2) 2 . (+1) + x + 4 . (– 2) = 0 –8 = 0 x = +8 6– 2 2 + x 4ª REGRA A soma algébrica do Nox de todos os átomos em um íon é igual à CARGA DO ÍON S x 2– O4 (– 2) x + 4 . (– 2) = – 2 x –8 = –2 x = 8 –2 x = +6 P x 3– O4 (– 2) x + 4 . (– 2) = – 3 x –8 = –3 x = 8 –3 x = +5 P2O x 4– 7 (– 2) 2 . x + 7 . (– 2) = – 4 2 . x – 14 = – 4 10 = +5 2 . x = 10 14 – 4 x = 2 UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Balanceamento por tentativa Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri S.J. dos Campos - Dutra UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS MÉTODO DAS TENTATIVAS 4 Al + ____ 3 O2 ___ 2 Al2O3 ___ a) Raciocinar, inicialmente, com os elementos que apareçam em uma única substância em cada membro da equação. Al e O b) Se vários elementos satisfazem a condição anterior, escolha de preferência aquele possua maiores índices. O 2 e 3 c) Escolhido o elemento, inverter seus índices do 1º para o 2º membro da equação, e vice-versa, usando-os como coeficientes. d) Com esses dois coeficientes, acerte os demais; continue somente com os elementos que já possuem coeficientes em um dos membros 1 Al2(CO3)3 ____ 1 Al2O3 + ____ ____ 3 CO2 a) Raciocinar, inicialmente, com os elementos que apareçam em uma única substância em cada membro da equação. Al e C b) Se vários elementos satisfazem a condição anterior, escolha de preferência aquele possua maiores índices. C 3 e 1 c) Escolhido o elemento, inverter seus índices do 1º para o 2º membro da equação, e vice-versa, usando-os como coeficientes. d) Com esses dois coeficientes, acerte os demais; continue somente com os elementos que já possuem coeficientes em um dos membros 01) Ao efetuarmos o balanceamento da equação da reação 1 H2S + 4 Br2 + 4 H2O 1 H2SO4 + 8 HBr podemos observar que a soma de seus menores coeficientes é: a) 10. b) 12. c) 14. d) 15. e) 18. 1 + 4 + 4 + 1 + 8 = 18 02) Acertando os coeficientes estequiométricos da reação abaixo com os menores números inteiros possíveis, teremos como soma de todos os coeficientes: 2 KMnO4 + 16 1 8 HCl a) 25. b) 30. c) 35. d) 40. e) 42. 2 1 KCl + 12 MnCl2 + 8 4 H2O + 5/2 5 Cl2 2 + 16 + 2 + 2 + 8 + 5 = 35 03) Os coeficientes estequiométricos do ácido e da base, respectivamente, na reação abaixo balanceada com os menores valores inteiros possíveis são: 4 Al(OH)3 + 3 H4SiO4 1 Al4(SiO4)3 + 12 H2O a) 4 e 3. b) 3 e 4. c) 1 e 12. d) 12 e 1. e) 3 e 1. ácido base H4SiO4 Al(OH)3 3 4 UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Quantidade e medida Mol Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri S.J. dos Campos - Dutra UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Mol Como é possível contar as partículas de matéria (Átomos, moléculas, íons...)? Se são muito pequenas, para agrupá-las é necessário definir uma “porção” que contenha um número muito grande de partículas. A GRANDEZA que agrupa um número definido de partículas é a QUANTIDADE DE MATÉRIA (n), cuja unidade é o mol. A quantidade de matéria representa o número de mol de uma amostra de substância. Qual o “tamanho” (quantidade) de 1 mol? 1 mol é igual a 6,02x1023 partículas = 602 000 000 000 000 000 000 000 partículas UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Mol Mol (quantidade de matéria): origina-se do latim monte e pilha; •Por definição é quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementares (partículas = átomos, moléculas, íons, elétrons entre outras partículas) quantos átomos existentes em um elemento químico. Como é possível medir o mol? Não existe nenhum instrumento que faça medidas em número de mol! Assim, foi necessário relacionar QUANTIDADE DE MATÉRIA (número de mol – n) com MASSA (em gramas – g), originando o conceito de MASSA MOLAR. UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Mol EXEMPLO: APRESENTE a quantidade das seguintes medidas: 12 laranjas a) 1 dúzia de laranjas = ________ 20 b) 2 dezenas de pares de tênis = _________ pares de tênis = 40 __________ pés de tênis 50 centímetros = ________ 500 milímetros c) 0,5 metro = _______ d) Então, 1 mol de estrelas = _________________________________ 602 000 000 000 000 000 000 000 estrelas TODAS ESSAS RELAÇÕES REPRESENTAM PROPORCIONALIDADE! UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Mol •Por definição é quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementares (partículas = átomos, moléculas, íons, elétrons entre outras partículas) quantos átomos existentes em um elemento químico. m[ g ] n M .M .[ g / mol] Onde m é a massa em gramas e M.M é a massa molar em g/mol. Ex: 3,45g de Na n = 3,45g / 23 [g/mol] = 0,15 mols 4,90g d H2SO4 n = 4,90g / 2+32+64 [g/mol] = 0,05 mols UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Mol Numero de Avogrado: é o numero de átomos (ou moléculas) existentes em um átomo-grama (ou molécula-grama) de qualquer elemento químico. Ligando então, o conceito de mol ao numero de Avogrado, podemos dizer: 1mol 6,02x1023 partículas; 1mol 1mol 1mol 1mol de de de de moléculas 6,02x1023 moléculas 1 molécula-grama; átomos 6,02x1023 átomos 1 átomo-grama íons 6,02x1023 íons 1 íons-grama; elétrons 6,02x1023 elétrons 1 elétrons-grama. Átomo-grama: é massa em gramas de um elemento químico cujo valor numérico coincide com sua massa atômica. Molécula-grama: é a massa em grama de uma substancia química cujo valor numérico também coincide com sua massa molecular. UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 3 Lista de exercícios Com auxílio da tabela de massas atômicas, calcular: 1) a) b) c) d) A massa molecular e Molécula-grama das seguintes substâncias: Cloreto férrico: Fe Cl3 Fosfato de magnésio: Mg3(PO4)2 Cloreto de cálcio dihidratado: CaCl2.2H2O Nitrato de cobalto: Co(NO3) 2) A quantidade de matéria (Mol) existente em: a) b) c) d) 2,6 g cloreto de bário: BaCl2 12,08 g de sulfato de maganês: MnSO4 15,52 g de cromato de potássio: K2CrO4 12,06 g de ácidos de nítrico: HNO3 3) Por ser opaco à radiação e pouco solúvel, o sulfato de bário (BaSO4) é utilizado como contraste em investigações radiográficas no tratamento gastrointestinal. Se o paciente ingerir para o exame 3,495 g dessa substância junto com 63 g de água, quantos átomos de oxigênio serão ingeridos? 4) A morfina (C17H19NO3.H2O) é o alcalóide principal do ópio, narcótico muito importante porém muito venenoso. É um entorpecente perigoso, pois causa dependência. Calcule o número de átomos de hidrogênio existente em 10,1 g de morfina? UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 3 Lista de exercícios 5) Calcular o número de elétrons do nitrogênio em 100g de aspartame (C14H18N2S5). 6) Achar o número de átomos de: Carbono, Oxigênio e Hidrogênio cem 10g de aspirina (C9H8O4). 7) A Penicilina G, um antibiótico largamente utilizado, tem fórmula C16H18N2O4S, calcular a massa de penicilina contido numa ampola que contém 2,44.1024 átomos de nitrogênio. UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Calculo Estequiometrico Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri S.J. dos Campos - Dutra UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP FARMÁCIA E BIOQUÍMICA Cálculo Estequiométrico 1 Definição: É calculo das quantidades de reagentes e/ou produtos das reações químicas feitos com base nas LEIS DAS REAÇÕES e executado, em geral, com o auxilio das equações químicas correspondentes. • Essas leis baseadas são: (lei da conservação da massa, Leis proporções fixas, Leis das proporções múltiplas). 2 Regra fundamental: • Escrever a equação química mencionada no problema; • Acertar os coeficientes dessa equação (lembre-se de que os coeficientes indicam a proporção em números de mols existentes entre os participantes da reação (balanceamento); • Estabelecer uma regra de três entre o dado e a pergunta do problema, obedecendo aos coeficientes da equação, que poderá ser escrita em massa, volume e ainda em números de mols. 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