Química Geral e Inorgânica

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Química Geral e Inorgânica
FRENTE 1
MÓDULO 1
Estrutura do Átomo
1. PARTÍCULAS
FUNDAMENTAIS:
PRÓTONS, NÊUTRONS
E ELÉTRONS
Do ponto de vista químico, podemos dizer que os átomos são
formados apenas por prótons,
elétrons e nêutrons.
Um átomo é formado por um
certo número de prótons e nêutrons,
constituindo um núcleo. Ao redor do
núcleo, localizam-se os elétrons,
constituindo a eletrosfera.
Essas partículas podem ser caracterizadas por suas cargas elétricas e
suas massas, de acordo com a tabela
abaixo.
Carga
elétrica
PartíMassa
culas Natu- Valor relativa
reza relativo
Próton Positiva
Não
Nêutron
existe
NegaElétron
tiva
+1
1
0
1
–1
1/1.840
A massa do próton é 1.840 vezes
maior que a do elétron.
mp = massa de 1 próton
mn = massa de 1 nêutron
me = massa de 1 elétron
mp = mn
mp = 1.840 . me
A massa do átomo está praticamente toda concentrada
no núcleo.
2. DIMENSÕES DO ÁTOMO
Representação
A
símbolo
Z
Hoje, sabemos que:
diâmetro do átomo ≅ 10–8cm
diâmetro do núcleo ≅ 10–12cm
diâmetro do átomo ≅ 10.000
x diâmetro do núcleo.
3. RELAÇÃO ENTRE
NÚMERO DE PRÓTONS (p) E
ELÉTRONS (e) EM UM ÁTOMO
Átomo neutro → p = e
A: índice superior à esquerda
Z: índice inferior à esquerda
23
4
11
2
Na
56
Fe
26
He
A =
23
A= 4
A = 56
Z
p
e
N
11
11
11
12
Z=
p=
e=
N=
Z=
p=
e=
N=
=
=
=
=
2
2
2
2
26
26
26
30
Na → p = 11; e = 11
6. ELEMENTO QUÍMICO
4. NÚMERO ATÔMICO (Z)
Número atômico (Z) é o número de prótons existentes
no núcleo de um átomo.
Z=p
átomo de sódio:
p = 11; e = 11
átomo de cloro:
p = 17; e = 17
Z = 11;
Z = 17;
Número de massa (A) de um
átomo é o seu número de
prótons (p ou Z) somado ao
seu número de nêutrons (N).
ou
A=Z+N
átomo de sódio: p = 11 N = 12
Z = 11
Elemento químico é um
conjunto de átomos de
mesmo número atômico.
Exemplos
hidrogênio ......... símbolo: H ......... Z = 1
5. NÚMERO DE MASSA (A)
A=p+N
A cada Z corresponde um único
elemento químico e vice-versa. Por
definição:
A = 11 + 12 A = 23
hélio
......... símbolo: He........ Z = 2
sódio
......... símbolo: Na ....... Z = 11
cloro
......... símbolo: Cl ........ Z =17
ferro
......... símbolo: Fe ....... Z = 26
Símbolo é uma abreviação
do nome do elemento.
O símbolo é retirado do nome
latino do elemento.
Exemplos: sódio (natrium): Na;
chumbo (plumbum): Pb; estanho
(stannum): Sn.
– 269
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MÓDULO 2
Isótopos, Isóbaros, Isótonos e Íons
1. CONCEITOS
átomos
Z
isótopos
igual
isóbaros diferente
A
N
diferente diferente
igual
diferente
isótonos diferente diferente
igual
2. EXEMPLOS DE
ÁTOMOS ISÓTOPOS
A maioria dos elementos químicos é constituída por dois ou mais
isótopos que ocorrem em diferentes
quantidades.
q Isótopos do hidrogênio
Imagem da posição de átomos de iodo retidos sobre platina, obtida por meio do
microscópio de varredura por tunelamento eletrônico.
q Cátions
11Na
q Isótopos do cloro
35
17Cl
37
17Cl
cloro-35
cloro-37
75%
25%
+
11Na
p = 11
p = 11
e = 11
e = 10
5. ÍONS
carga = 11 – 10 = + 1
Um átomo é uma partícula
eletricamente neutra, pois o número
de prótons (p) é igual ao número de
elétrons (e). Um átomo pode ganhar
ou perder elétrons, transformando-se
assim numa partícula com carga
elétrica denominada íon.
Ca2+: bivalente (átomo de Ca perdeu
2 elétrons)
Al 3+: trivalente (átomo de Al perdeu
3 elétrons)
q Ânions
3. EXEMPLOS DE
ÁTOMOS ISÓBAROS
40
Ar
18
40
Ca
20
átomo
p=e
íon
p≠e
carga do
íon = p – e
4. EXEMPLOS DE
ÁTOMOS ISÓTONOS
3
H
1
N=2
270 –
4
He
2
N=2
s
tron
elé
o
d
han
gan
átomo
p = e perd
endo
elétro
ns
íon negativo
ou ânion
e>p
íon positivo
ou cátion
p>e
–
17Cl
17Cl
p = 17
e = 17
p = 17
e = 18
carga = 17 – 18 = – 1
S2–: bivalente (átomo de S ganhou 2
elétrons)
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MÓDULO 3
Distribuição Eletrônica em Níveis e Subníveis
1. CAMADAS ELETRÔNICAS
OU NÍVEIS DE ENERGIA
Para os 118 elementos atuais
(Z = 1 a 118), os elétrons estão distribuídos em sete camadas eletrônicas (ou sete níveis de energia).
As camadas são representadas pelas
letras K, L, M, N, O, P e Q, ou 1.o, 2.o,
3.o, 4.o, 5.o, 6.o e 7.o níveis de energia.
Até o momento temos o seguinte
número máximo de elétrons nas
camadas.
Número
Nível de
Camada máximo
energia
de elétrons
1.o
K
2
2.o
L
8
o
3.
M
18
4.o
N
32
o
5.
O
32
o
P
Q
18
8
6.
7.o
2. SUBCAMADAS OU
SUBNÍVEIS DE ENERGIA
Em cada camada, os elétrons estão distribuídos em subcamadas ou
subníveis de energia, representados
pelas letras s, p, d, f (subníveis usados até Z = 118).
O número máximo de elétrons
que cabe em cada subnível é o seguinte:
Subnível
Número máximo de
elétrons
s
p
d
f
2
6
10
14
O número de subníveis conhecidos em cada camada é dado pela
tabela seguinte:
Um átomo está no estado fundamental quando todos os seus
elétrons estiverem nos subníveis de
menor energia possível.
Na distribuição dos elétrons
nos subníveis (distribuição
eletrônica), somente o último subnível pode estar incompleto.
Exemplos
1) Na (Z = 11) p = 11; e = 11
11Na
1s2 2s2 2p6 3s1 (distribuição
nos subníveis)
K
2
L
8
M (distribuição
1 em camadas)
A camada de valência (última
camada) do Na é a camada M,
contendo um elétron.
2) As (Z = 33) p = 33; e = 33
3. DISTRIBUIÇÃO DOS
ELÉTRONS NOS SUBNÍVEIS
Os subníveis são preenchidos em ordem crescente de
energia.
Linus Pauling descobriu que a
energia dos subníveis cresce na
ordem:
2
2
6
33As 1s 2s 2p
3s2 3p6 4s2 3d10 4p3
(distribuição nos subníveis)
K L M N (distribuição em camadas)
2 8 18 5
A camada de valência (última camada) do As é a camada N, contendo
cinco elétrons.
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d
5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p...
⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯→
energia crescente
É nessa ordem que os subníveis
são preenchidos. Para obter
essa ordem, basta seguir as
diagonais no diagrama seguinte.
– 271
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MÓDULO 4
Ligações Químicas I: Teoria do Octeto e Ligação Iônica
1. TEORIA DO OCTETO
A grande quantidade de substâncias existentes deve-se à capacidade de os átomos de um
mesmo elemento ou de elementos
diferentes se ligarem entre si. Os
químicos observaram que em geral:
Camada
Estabide valência lidade
gases
nobres
(He, Ne,
Ar, Kr, Xe,
Rn)
demais
átomos
Encontrados
Metais – a maioria tem menos
de 4 elétrons na camada de valência.
Numa ligação química, têm tendência
a doar elétrons da última camada.
ligação
11Na K L M ⎯⎯⎯→
2 8 1
completa
(8e)
exceção:
2He,
grande
2. LIGAÇÃO IÔNICA
OU ELETROVALENTE
Acrescentando:
isolados
e
doa 1 쎻
não estável
+ K L
11Na
2 8
estável
K=2
incompleta
(1 a 7e)
pequena
combinados
Em 1916, os químicos Lewis e
Kossel enunciaram a Teoria do
Octeto:
“Os átomos ligam-se para
ficar com 8 elétrons na
última camada ou 2 elétrons
na camada K.”
Ametais ou Não Metais – a
maioria tem mais de 4 elétrons na
camada de valência. Numa ligação
química, têm tendência a receber
elétrons.
ligação
– K L
F
K
L
⎯⎯⎯⎯⎯⎯→
9
9F
recebe 1 쎻
e
2 7
2 8
não estável
estável
É a ligação que ocorre entre
íons (cátions e ânions), graças a uma transferência
definitiva de elétrons de um
átomo para outro.
A ligação iônica entre os átomos
A e B, genéricos, pode ser
representada assim:
transferência de elétrons
A ⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯→ B
tendência a
tendência a
ceder elétrons
receber
elétrons
metais
ametais
hidrogênio
atração eletrostática
Cátions ←⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯→ Ânions
ligação iônica
哸
哸
x+
A
By–
쎻
e cedido = 쎻
e recebido
Fórmula:
x+
Ay
B
y–
x
ou
AyBx
O número de íons que se
unem é inversamente proporcional às suas cargas.
Exemplos
• Formação do NaCl
Podemos indicar o processo que origina a ligação iônica usando a notação de Lewis, na qual representamos os
elétrons da camada mais externa (camada de valência) de um átomo por pontos:
Como os íons Na+ e Cl– têm cargas opostas, eles se atraem, neste caso, na proporção 1:1, formando um retículo cristalino. Tal retículo corresponde a um arranjo regular de íons que se repetem no cristal (aglomerado de
um grande número de íons).
Na figura a seguir, os íons estão afastados (o que na realidade não ocorre) para “enxergarmos” melhor sua disposição espacial.
272 –
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• Formação do MgF2
12Mg
e
2 – 8 – 2 metal dá 2 쎻
9F
2–7
não metal ree
cebe 1쎻
2+
1–
Mg
F
1
2
→ MgF2
Importante
Todo composto iônico é sólido
nas condições ambientais.
MÓDULO 5
Ligação Covalente
1. NOTAÇÃO DE LEWIS
Os elétrons da camada de valência são representados por pontos (•)
ou cruzinhas (x) em volta do símbolo
do elemento.
Hidrogênio
Hidrogênio
Ametal
Hidrogênio
Ametal
Ametal
Exemplo
Esquematicamente, teríamos:
Conclusão
cada átomo
fornece um
elétron
Formação da molécula do cloro
(Cl2, gás esverdeado, com propriedades bactericidas).
Tendência do átomo:
conseguir 1 elétron
Na ligação entre dois átomos de
Cl, ambos precisam de um elétron
para se estabilizar, e há uma “sociedade” para a qual cada átomo
fornece um elétron.
2. LIGAÇÃO
COVALENTE
OU MOLECULAR
Os átomos estão ligados por
um, dois ou três pares de elétrons, for mando uma partícula chamada molécula.
Esquematicamente, a ligação covalente pode ser representada assim:
compartilhamento de
pares de elétrons
A ––––––––––––––––––––––––––––– B
tendência
tendência
a receber
a receber
elétrons
elétrons
Átomo de cloro Átomo de cloro
ligação covalente →
→ par eletrônico
pertence aos
dois átomos
• Fórmula eletrônica ou de
Lewis: o par de elétrons é representado por pontos ou cruzinhas.
• Fórmula estrutural: o par
de elétrons é representado por um
traço.
• Número de ligações covalentes: número de elétrons desemparelhados (isolados).
Cl
Cl
Molécula de cloro Cl2
Cl
Cl
O par de elétrons pertence aos
dois átomos que, assim, adquirem
oito elétrons na última camada. A partícula eletricamente neutra constitui a
molécula do cloro.
– 273
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274 –
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MÓDULO 6
1. CONCEITO
Essa ligação é semelhante à
covalente e ocorre entre um átomo
que já atingiu o octeto e outro ou
outros que necessitam de dois
elétrons para completar sua camada
de valência.
Resumindo, temos:
Um átomo com oito elétrons na
última camada que possui pares
isolados cede um par de elétrons
para um átomo que precisa de
dois elétrons.
Ligação Dativa ou Coordenada
(dupla-ligação), e ambos ficam com
oito elétrons na camada de valência.
Observação importante
2.a etapa: o outro oxigênio (direito), com seis elétrons, necessita de
um par de elétrons para ficar estável.
O enxofre (estável) fornece o par de
elétrons para a ligação; forma-se,
assim, a ligação dativa ou coordenada.
O número de ligações covalentes e dati vas depende,
obviamente, do número de
elétrons da camada de valência.
elétron isolado (•): conta uma
covalente
q Formação da molécula
do monóxido de carbono (CO)
par de elétrons (••): conta uma
dativa
Exemplos
A ligação dativa é indicada por
uma flecha (→).
Concluindo:
Os átomos estão ligados por
um par de elétrons proveniente de um átomo estável (8e).
2. EXEMPLOS
Outros exemplos importan2.a etapa:o átomo de carbono, tes
com seis elétrons,
Notação
Fórmula
Fórmula
Fórmula
necessita de um par
Molecular de Lewis Eletrônica
Estrutural
de elétrons para ficar
estável. O oxigênio
S
O
O
SO
(estável) fornece o
3
O S O O
S ® O
O
par de elétrons para
a ligação; forma-se,
O3
O ® O
O
O O O O
assim, a ligação dativa ou coordenada.
®
q Formação da molécula
do dióxido de enxofre (SO2)
1.a etapa: o átomo de oxigênio
liga-se a um átomo de carbono por
dois pares de elétrons (dupla-ligação). O átomo de oxigênio fica com
oito elétrons na camada de valência.
1.a etapa: o átomo de enxofre
liga-se a um átomo de oxigênio (esquerdo) por dois pares de elétrons
– 275
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Teoria da Repulsão
dos Pares Eletrônicos, Geometria Molecular
Observe que a geometria não depende da quantidade de pares de
elétrons compartilhados.
Geometria molecular: ABx
AB2
sem par eletrônico: linear
A
••
••
• •O• • • C • • •O• •
• • • • • •
••
• ••
S
O•
•O
•O •
H
H
•
• •
••
••
•• •
•
com par eletrônico: angular
Exemplos
AB3
sem par eletrônico: trigonal
A
com par eletrônico: piramidal
AB4
tetraédrica
276 –
H •• B •• H
•
•
H
••
H •• N •• H
•
•
H
H
•
•
H •• C •• H
•
•
H
••
A
•• A ••
••
H — Cl
N≡N
Essa teoria funciona bem para
moléculas e íons do tipo ABx,
em que A é o átomo central e B
é chamado de ligante.
De acordo com essa teoria,
os pares de elétrons da camada de valência do átomo
central (A) se repelem, produzindo o for mato da molécula ou íon.
180°
Linear
120°
Trigonal
A
109°28’
••
Exemplos
H—H
O=O
2. TEORIA DA REPULSÃO
DOS PARES ELETRÔNICOS
••
Assim, toda molécula formada
por dois átomos (diatômica) será
sempre linear, pois seus núcleos estarão obrigatoriamente alinhados.
Assim, se houver dois pares de
elétrons ao redor de A, eles tenderão a
ficar de lados opostos, graças a essa
repulsão. Se forem três pares, eles terão as posições dos vértices de um
triângulo equilátero imaginário e, se forem quatro, as posições dos vértices
de um tetraedro também imaginário.
••
A geometria das moléculas é
determinada pela posição dos
núcleos dos átomos.
As geometrias moleculares mais
importantes, que serão objeto de nosso estudo, estão mostradas pelos seguintes modelos, em que cada
bolinha representa um átomo e cada
linha representa uma ou mais ligações
covalentes.
••
••
1. GEOMETRIA MOLECULAR
••
MÓDULO 7
Tetraédrica
Com base nessa teoria, podemos
montar uma tabela que facilita o
aprendizado.
Observação
A geometria piramidal ou angular só aparece
em molécula em que o átomo central tem par de
elétrons livres (não ligados).
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MÓDULO 8
Polaridade das Ligações e Polaridade das Moléculas
••
δ–
••
H • • F , H • • Cl
••
••
δ+
δ–
••
δ+
••
Ocorre deslocamento do par de
elétrons, ou seja, o par de elétrons fica
mais próximo do elemento mais eletronegativo.
Na molécula do HF, por exemplo,
o par de elétrons está mais próximo
do flúor, pois é mais eletronegativo
que o hidrogênio.
Polo negativo: elemento mais
eletronegativo
Polo positivo: elemento
menos eletronegativo
••
δ'+
δ'–
••
H • • Cl
••
δ
>
δ’
d) Momento dipolar
ou de dipolo elétrico (µ)
É um vetor que indica o deslocamento do par eletrônico, isto é, é
orientado do polo positivo para o
polo negativo.
Exemplo
δ+
δ–
H ⎯⎯→ F
→
µ
2. POLARIDADE
DAS MOLÉCULAS
Molécula polar: ligantes
diferentes ou presença de par
de elétrons isolado no átomo
central.
Exemplos
H
H
H
••
C
••
H
H
H
molécula apolar
ligantes iguais (H)
H
átomos diferentes → polares
Ex: HF, HCl, HBr, HI
C • • Cl
H
a) Moléculas diatômicas
átomos iguais → apolares
Ex: H2, O2, N2, F2, Cl2, Br2, I2
••
••
Exemplos
δ–
••
H •• F
Molécula apolar: ligantes
iguais e não há par de elétron
isolado.
••
Ligação entre átomos de diferentes eletronegatividades.
δ+
Ligantes: átomos ligados ao
átomo central.
••
b) Ligação covalente polar
eletronegatividade
⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯→
decrescente
culas do tipo ABx.
molécula polar
ligantes diferentes
(H e Cl)
••
N
••
H
••
Não ocorre deslocamento do par
de elétrons, ou seja, não há formação
de polos positivo e negativo.
prático, usado para molé-
••
••
F > O > N, Cl > Br > I, S, C > P, H
••
O
••
••
••
••
••
Cl • • Cl , O
••
••
••
••
••
••
••
H • • H,
É o método mais moderno e
••
Exemplos
c) Quanto maior for a diferença de eletronegatividade, maior será a
polarização da ligação.
b1) Método dos ligantes
••
Ligação entre átomos de
mesma eletronegatividade.
b) Moléculas não diatômicas
••
a) Ligação covalente apolar
Polo é a região com acúmulo
de carga elétrica
polo negativo: (–q) ou δ –
polo positivo: (+q) ou δ +
••
1. POLARIDADE
DAS LIGAÇÕES
H
molécula polar
com par de elétron
isolado (N)
– 277
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b2) Método do
momento dipolar (µ)
Observações
A polaridade de uma molécula pode ser determinada
pelo vetor momento dipolar
resultante (µr), isto é, pela
soma dos vetores de cada
ligação polar da molécula.
Molécula apolar µr = 0;
Molécula polar µr ⴝ 0
Exemplos
µ
µ
CO2 O = C = O O ←⎯ C ⎯→ O
As moléculas polares orientam-se
quando colocadas em um campo
elétrico.
µr = 0, molécula apolar
Embora as ligações nessa molécula sejam polares, ela é apolar.
O
—
H
H
—
δ–
Experiência mostrando
que a água é uma su bs tância polar.
δ–
O
—
δ+
H
H
molécula
polar
—
δ+
μ O μ
←
H
H
→
H2O
MÓDULO 9
1. FORÇAS
INTERMOLECULARES OU
LIGAÇÕES INTERMOLECULARES
Forças de atração que aproximam as moléculas no estado sólido ou líquido.
Forças Intermoleculares
2. FORÇAS DE VAN
DER WAALS DO
TIPO DIPOLO–DIPOLO
Ocorrem entre moléculas polares,
através
da
atração
entre polos contrários permaConsidere uma substância molecular AB.
nentes (sempre existe graças
à diferença de eletronegatividade).
A ligação que prende os átomos
dentro de uma molécula é a ligação
covalente.
A ligação que aproxima as moléculas é a ligação intermolecular.
Essas forças podem ser divididas
em dois tipos:
Forças de van der Waals e
Ponte de Hidrogênio.
278 –
Exemplo
HCl (líquido)
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3. FORÇAS DE
VAN DER WAALS
DO TIPO DIPOLO
INSTANTÂNEO–DIPOLO
INDUZIDO OU FORÇAS
DE LONDON
H2O
H — O ------- H — O
| ↑
|
H ponte
H
H
H
–
+
-
|–
|
+
H — N -------- H — N
| ↑
|
H ponte
H
Importante: substâncias que
estabelecem ponte de hidrogênio
apresentam valores elevados para a
sua tensão superficial (resistência de
um líquido ao ser atravessado) e
ponto de ebulição.
7. MOLÉCULAS COM
DIFERENTES FORÇAS
INTERMOLECULARES
Apolar Polar Polar com Ponte de Hidrogênio
⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯→
PE crescente
Exemplo
Dadas as substâncias: H2O, CH4
e H2S, colocar em ordem crescente
de ponto de ebulição.
H
••
CH4,H •• C •• H < H2S, H •• S <
H
apolar
••
< H2O, H •• O
H
polar
Exemplos: I2, CO2, CCl4, hidrocarbonetos (compostos de C e H), I2
(sólido), gases nobres (estado sólido
ou líquido).
MÓDULO 10
5. INTENSIDADE DAS
FORÇAS INTERMOLECULARES
Para moléculas com tamanhos
próximos:
••
••
Atração dipolo
instantâneo _ dipolo
induzido
Moléculas apolares muito próximas
+
••
-
–
H — F ------- H — F
↑
ponte
Moléculas apolares muito afastadas
+
+
HF
NH3
sem
polos
–
Maior o PE
Exemplo
Dadas as substâncias:
b) C3H8
a) CH4
c) C5H10
d) C2H6
Qual é a substância que apresenta maior ponto de ebulição
(PE)?
C5H10 – maior cadeia (tamanho).
Resposta: C
Exemplos
+
→
→
••
sem
polos
Ocorre entre moléculas polares que apresentam ligações H — F, H — O ou H — N.
Quanto maior o tamanho da molécula
••
Mesmo sendo apolar, em geral a
molécula é formada por muitos elétrons, que se movimentam rapidamente. Pode acontecer, num dado
instante, de uma molécula apolar
estar com mais elétrons de um lado
que do outro; essa molécula estará,
então, momentaneamente polarizada
(dipolo instantâneo) e, por indução
elétrica, irá provocar a polarização de
uma molécula vizinha (dipolo induzido), resultando uma atração fraca
entre ambas, que constitui exatamente força de van der Waals do tipo
dipolo instantâneo e induzido ou força
de London.
4. LIGAÇÃO OU
PONTE DE HIDROGÊNIO
6. MOLÉCULAS
COM FORÇAS
INTERMOLECULARES
DO MESMO TIPO
••
Ocorrem entre moléculas
apolares, através da atração
entre polos contrários instantâneos e induzidos.
van der Waals < van der Waals < Ponte de
Hidrogênio
apolar
polar
H
polar com ponte
de hidrogênio
Regra de Solubilidade, Ligação Metálica e Ligas Metálicas
1. REGRA DE SOLUBILIDADE
O estudo da solubilidade é facilitado utilizando o seguinte princípio:
Semelhantes tendem a dissolver semelhantes:
Polar dissolve
Polar
⎯⎯⎯⎯→
Apolar dissolve Apolar
⎯⎯⎯⎯→
Observação: solventes importantes
Polares
H2
H2O, etanol H3C — C — OH ,
(
(
)
O
||
)
acetona H3C — C — CH3
Apolares
benzeno (C6H6),
gasolina (C8H18 + C7H16 + etc.), CCl4
2. LIGAÇÃO
METÁLICA–MAR DE ELÉTRONS
Esse tipo de ligação aparece nos
metais puros ou mistura de
metais.
– 279
C13A_QUIMICA_SOROCABA_TEORIA_ALICE_2014 06/12/13 15:03 Página 280
Os elétrons da última camada ficam em movimento por
todo o metal.
Exemplo
1s2 2s2 2p6 3s1
11Na
K
L
M
Cada átomo de Na perde o elétron da camada M, transformando-se
em cátion. O resultado é um mar de
elétrons (elétrons livres) ligando um
grande número de íons positivos.
Conclusão: uma lâmina, barra ou fio de metal é constituído por inúmeros cátions
do metal cercados por um
mar de elétrons.
Observação
Os metais, em geral, são representados por seus símbolos, sem indicação da quantidade de átomos
envolvidos, que é muito grande e
indeterminada.
Exemplos
Na, Fe, Hg, Cu etc.
3. LIGAS METÁLICAS
Misturas que contêm dois
ou mais elementos, sendo
pelo menos um deles metal.
As ligas metálicas possuem algumas propriedades que os metais
puros não apresentam e por isso são
produzidas e muito utilizadas.
Liga metálica
Composição
Usos
Latão
Cu + Zn
tubos, radiadores, armas, cartuchos, torneiras.
Bronze
Cu + Sn
sinos, estátuas, moedas.
Aço
Fe + C
peças metálicas, construção civil.
Aço inox
Fe + C + Cr + Ni
talheres, peças de carro, brocas.
Solda
Pb + Sn
usada por funileiros e eletricistas.
Ouro 18k
Au + Cu + Ag
joias.
Amálgama dental
Hg + Ag
obturações.
4. COMPARANDO COMPOSTOS IÔNICOS, MOLECULARES E METAIS
Tipos de
substância
Elementos
formadores
Ligação
Pontos de fusão
e de ebulição
Condução da
corrente elétrica
sólido
líquido
Iônica
metal e ametal
cátions e ânions
geralmente altos (sólidos)
Não
Sim
Molecular
ametal e ametal
pares de elétrons
geralmente baixos (sólidos,
líquidos ou gasosos)
Não
Não
Metálica
metal
cátions e elétrons
livres
geralmente altos (sólidos,
exceto Hg)
Sim
Sim
280 –
C13A_QUIMICA_SOROCABA_TEORIA_ALICE_2014 06/12/13 15:03 Página 281
FRENTE 2
Química Geral e Inorgânica e Química Orgânica
MÓDULO 1
Substância Pura e Mistura
1. FÓRMULA
Os materiais são formados por
substâncias químicas. As substâncias
são representadas por fórmulas.
Fórmula é a representação
de uma substância (indica
os elementos e a quantidade de átomos ou íons desses
elementos).
Substância
Fórmula
água
H2O
amônia
NH3
gás carbônico
CO2
cloreto de sódio
NaCl
glicose
C6H12O6
ozônio
O3
gás hidrogênio
H2
As substâncias químicas são
formadas por moléculas ou
aglomerados de íons ligados.
2. SUBSTÂNCIAS PURAS
Podem ser substâncias simples ou substâncias compostas.
• Substância simples: formada por um único elemento químico.
Exemplos: O2, H2, Na
Fórmulas das principais
substâncias simples
Moléculas
diatômicas
H2, O2, N2, F2,
Cl2, Br2, I2
Molécula
triatômica
O3 (ozônio)
Molécula
tetratômica
P4 (fósforo
branco)
Molécula
octatômica
S8 (rômbico ou
monoclínico)
Índice 1: gases nobres: He, Ne,
Ar, Kr, Xe, Rn
todos os metais: (Nan),
(Fen), (Hgn)
macromoléculas: graÍndice
fita: (Cn); diamante:
indeter(Cn); fósforo vermelho:
minado
(Pn)
{
• Substância composta ou
composto químico: formada por
dois ou mais elementos químicos.
Exemplos
H2O, NaCl, C6H12O6
3. MISTURAS
São materiais formados por
duas ou mais substâncias
puras denominadas componentes.
Molécula é uma partícula
contendo átomos ligados.
Quando o índice é 1 ou indeterminado, não é costume representá-lo.
Exemplo
água + sal (2 componentes)
Veja, na tabela seguinte, algumas
misturas importantes e seus principais componentes.
Representa uma molécula de água (H2O)
Representa uma molécula de cloro (Cl2)
Representa uma molécula de nitrogênio (N2)
Representa uma molécula de cloreto de
hidrogênio (HCl)
Representa uma molécula de gás carbônico (CO2)
Representa uma molécula de tetracloreto
de carbono (CCl4)
Cada unidade H2O é chamada
de molécula.
– 281
C13A_QUIMICA_SOROCABA_TEORIA_ALICE_2014 06/12/13 15:03 Página 282
Misturas
Principais
componentes
Ar
N2, O2, Ar, CO2
Água do mar
H2O, NaCl e outros sais
Álcool hidratado
C2H5OH + H2O
Vinagre
H2O + H3C — COOH
(ácido acético)
Aço
Fe + C
Latão
Cu + Zn
Bronze
Cu + Sn
Ouro 18 quilates
4. EXEMPLO
2 elementos
12 átomos
6 moléculas
3 substâncias (3 moléculas
diferentes)
5. ALOTROPIA
Alotropia é o fenômeno em que um mesmo elemento
químico forma substâncias simples diferentes (chamadas variedades ou formas alotrópicas).
Elemento
Variedades alotrópicas
Oxigênio (O)
Oxigênio (O2)
Ozônio (O3)
Au (75%) + Cu(25%)
Carbono (C)
Grafita (Cn)
Diamante (Cn)
Pólvora
NaNO3 + C + S
Fósforo (P)
Vermelho (Pn)
Branco (P4)
Amálgama
Hg + metal
Enxofre (S)
Rômbico (S8)
Monoclínico (S8)
MÓDULO 2
Materiais Homogêneos e Heterogêneos
1. FASE
Fase é cada porção homogênea de um material.
Exemplos
Observações
• A fase pode ser uma substância pura (água) ou uma mistura
(água + álcool).
• O número de fases não é obrigatoriamente igual ao número de
componentes.
Exemplo
água + álcool: 1 fase, 2 componentes.
• Uma fase não precisa ser contínua.
água + álcool
2. MATERIAL HOMOGÊNEO
OU MATÉRIA HOMOGÊNEA
OU SISTEMA HOMOGÊNEO
É qualquer material monofásico
(1 fase), mesmo ao ser examinado ao
ultramicroscópio. Pode ser uma
substância pura ou uma mistura homogênea ou solução.
água + sal dissolvido
material homogêneo (1 fase) / material homogêneo (1 fase) / material homogêneo (1 fase) / material homogêneo (1 fase) / missubstância pura
mistura homogênea ou solução mistura homogênea ou solução tura homogênea ou solução
282 –
C13A_QUIMICA_SOROCABA_TEORIA_ALICE_2014 06/12/13 15:03 Página 283
Observações
• Mistura homogênea ou solução: toda
mistura que apresenta uma única fase.
• Líquidos miscíveis: líquidos que formam uma
solução.
Sistema heterogêneo
(2 fases)
3. MATERIAL HETEROGÊNEO OU MATÉRIA
HETEROGÊNEA OU SISTEMA HETEROGÊNEO
É qualquer material polifásico (2 ou mais fases) a
olho nu ou ao ultramicroscópio. Pode ser uma substância pura em mudança de estado físico ou
mistura heterogênea.
vapor de água
óleo = 1 fase
gelo
água
água = 1 fase
1 fase
água líquida
1 fase
Sistema bifásico
material heterogêneo (2 fases)
/ substância pura
material heterogêneo (2 fases) / substância pura
material heterogêneo (2 fa- material heterogêneo (2 fases) /
ses) / mistura heterogênea
mistura heterogênea
Observações
• escuro: mica
• esbran qui çado:
quartzo
• Mistura heterogênea: toda mistura que apresenta pelo menos 2 fases.
• marrom: feldspato
• Líquidos não miscíveis (imiscíveis): são lígranito
quidos que formam uma mistura heterogênea.
material heterogêneo (3 fases) / mistura heterogênea
• As misturas formadas por n sólidos apresentam
n fases, desde que estes sólidos não formem uma
solução sólida.
Exemplos
Sal + açúcar = mistura heterogênea bifásica.
Sal + açúcar + areia = mistura heterogênea trifásica.
– 283
C13A_QUIMICA_SOROCABA_TEORIA_ALICE_2014 06/12/13 15:03 Página 284
4 Resumo importante
MÓDULO 3
Separação dos Componentes de uma Mistura Heterogênea
1. ANÁLISE IMEDIATA
Processos físicos usados para separar os componentes de uma mistura heterogênea ou uma mistura homogênea
(solução).
substância A
A+B
análise
imediata
substância B
2. SEPARAÇÃO DOS COMPONENTES DE UMA MISTURA HETEROGÊNEA
Estados físicos dos componentes
Método e procedimento
Exemplos
Sólidos com um componente magnético
(Fe, Co, Ni).
Separação magnética
Aproximando um ímã, o componente magnético
é atraído.
Separar a limalha
de ferro do pó de
enxofre.
Sólidos com um componente que se
sublima com facilidade.
Sublimação
Aquecendo a mistura, um dos componentes
sublima-se.
iodo + areia
naftaleno + areia
Sólido + líquido
(2 fases)
Filtração
Usa-se um filtro que retém o componente sólido.
água + areia
coar café
Líquidos não miscíveis
(2 fases)
Decantação com funil de bromo (funil de
separação)
Abrindo a torneira do funil, o líquido mais denso
escoará.
óleo + água
gasolina + água
éter + água
Sólidos (solubilidades diferentes num
certo líquido).
Dissolução fracionada
A mistura é colocada num líquido que dissolve um
só componente; o componente insolúvel é
separado da solução por filtração; por aquecimento, separa-se o líquido do componente
dissolvido.
284 –
Separar o sal da
areia, utilizando
água.
C13A_QUIMICA_SOROCABA_TEORIA_ALICE_2014 06/12/13 15:03 Página 285
• Decantação com
funil de bromo
(funil de separação)
Observações
• Separação magnética
• Filtração simples
• Às vezes a filtração simples é
muito lenta, como no caso da
mistura água e farinha. Para
acelerar esse tipo de filtração,
utiliza-se a filtração a vácuo
ou a pressão reduzida.
• A filtração também é utilizada
para separar os componentes
de uma mistura sólido–gás.
Exemplo
aspirador de pó.
• Dissolução fracionada
– 285
C13A_QUIMICA_SOROCABA_TEORIA_ALICE_2014 06/12/13 15:03 Página 286
Separação dos Componentes
de uma MIstura Homogênea (Solução)
MÓDULO 4
1. SEPARAÇÃO DOS COMPONENTES
DE UMA MISTURA HOMOGÊNEA (SOLUÇÃO)
Estados
físicos dos
componentes
Método e
procedimento
Exemplos
Sólido dissolvido
em um
líquido (1 fase).
Destilação simples
Por aquecimento da mistura em aparelhagem adequada, o líquido vaporizaza-se e, a seguir, condensa-se.
Separar a água
do sal dissolvido.
Líquidos miscíveis
(1 fase).
Destilação
fracionada
Os líquidos destilam à medida que seus pontos de
ebulição vão sendo atingidos.
Separar água
da acetona. Frações do petróleo.
Gás e gás
(1 fase).
Liquefação
fracionada
Resfriando-se a mistura, os
gases vão-se liquefazendo
à medida que seus pontos
de liquefação vão sendo
atingidos.
O2 + Cl2
• Destilação simples
balão de destilação: o líquido vira vapor (vaporização).
condensador: o vapor vira líquido (condensação).
286 –
Observações:
• Os componentes do ar são separados por
destilação fracionada do ar liquefeito.
• Quando só há interesse em se obter o sólido, a
destilação simples é substituída pela vaporização do
líquido da mistura.
• Nas salinas (tanques onde temos a água do mar),
o componente que o processo visa obter está no estado
sólido (NaCl).
• Destilação fracionada
C13A_QUIMICA_SOROCABA_TEORIA_ALICE_2014 06/12/13 15:03 Página 287
MÓDULO 5
Fenômenos Físicos e Químicos; Equação Química
1. FENÔMENO OU
TRANSFORMAÇÃO
É toda alteração (mudança)
que ocorre em um sistema
(objeto de estudo).
Exemplos
• Mudanças de estado físico.
2. FENÔMENO FÍSICO
É todo fenômeno em que não
ocorre formação de novas
substâncias.
fenômeno material
material ⎯⎯⎯⎯→
X
X
físico
• Processos de análise imediata
(filtração, destilação etc.).
3. FENÔMENO QUÍMICO
OU REAÇÃO QUÍMICA
É todo fenômeno em que
ocorre a formação de uma
ou mais substâncias.
fenômeno material
material ⎯⎯⎯⎯→
químico
X
Y
A solidificação é também chamada de congelação, e a liquefação é
também chamada de condensação.
Ponto de fusão (PF) é a temperatura na qual ocorre a fusão.
Ponto de ebulição (PE) é a temperatura na qual ocorre a
ebulição.
4. EQUAÇÃO QUÍMICA
É a representação gráfica de
uma reação química.
aA + bB → cC + dD
A, B = reagentes
C, D = produtos
a, b, c, d = coeficientes
2 H2 + O2 → 2 H2O
Exemplos
• A combustão (queima) dos
materiais.
• O azedamento do leite.
• A formação de ferrugem.
• A transformação do vinho em
vinagre.
H2, O2 = reagentes
H2O = produto
2, 1, 2 = coeficientes
Os átomos dos elementos
permanecem
inalterados
nas reações químicas; nestas há apenas um rearranjo
dos átomos.
antes da reação: 6 átomos.
depois da reação: 6 átomos.
– 287
C13A_QUIMICA_SOROCABA_TEORIA_ALICE_2014 06/12/13 15:03 Página 288
5. DIFERENÇA ENTRE
SUBSTÂNCIA E MISTURA
d) cor e ponto de fusão.
e) densidade e dureza.
Critérios de pureza: são testes de laboratório
para verificar se a substância é pura ou não.
Os testes mais usados são: ponto de fusão,
ponto de ebulição e densidade.
Resposta: C
Exemplo
O diagrama abaixo
7. DETERMINAÇÃO DO ESTADO FÍSICO
Exemplo
(FUVEST-SP) – Dada a tabela abaixo:
é característico de aquecimento de:
(
) substância pura
(
) mistura
Substância pura, pois durante todas as mudanças de estado físico das substâncias
puras, a temperatura permanece constante do início ao fim do processo. Isto não
acontece com as misturas.
6. CRITÉRIOS DE PUREZA
Exemplo
(FUVEST-SP) – Quais das propriedades a seguir
são as mais indicadas para verificar se é pura uma
certa amostra sólida de uma substância conhecida?
a) cor e densidade.
b) cor e dureza.
c) ponto de fusão e densidade.
MÓDULO 6
Ponto de
Ebulição (°C)
– 218,4
– 183
43
182
– 130
36,1
Oxigênio
Fenol
Pentano
qual o estado físico dessas substâncias a temperatura ambiente (25°C)?
TA = temperatura ambiente
PF = ponto de fusão
PE = ponto de ebulição
TA < PF < PE: sólido
PF < TA < PE: líquido
PF < PE < TA gasoso
oxigênio: gasoso
fenol: sólido
pentano: líquido
Classificação Periódica dos Elementos: Períodos,
Grupos e Localização na Tabela Periódica
1. CRITÉRIO DE ORDENAÇÃO
NA TABELA PERIÓDICA
Os elementos estão dispostos em ordem crescente de
seus números atômicos, distribuídos em 7 linhas horizontais (períodos) e 18
colunas (grupos).
Observação
A numeração dos grupos de 1 a
18 é a recomendada atualmente pela
IUPAC. Na nomenclatura antiga, os
grupos 1, 2 e 13 a 17 eram chamados
de gupos A. Os grupos de 3 a 12
tinham o nome de grupos B. O grupo
18 era o grupo zero ou 8A (gases
nobres).
288 –
Ponto de
Fusão (°C)
2. OS PERÍODOS
As linhas horizontais são
Período
Camadas
Come- Terça
mina
1
K
H
He
2
K, L
Li
Ne
3
K, L, M
Na
Ar
4
K, L,
M, N
K
Kr
5
K, L,
M, N, O
Rb
Xe
6
K, L, M,
N, O, P
Cs
Rn
7
K, L, M,
N, O, P, Q
Fr
Uuo
chamadas períodos e reúnem
elementos de propriedades
diferentes. Temos 7 períodos.
Importante
O número do período indica o
número de camadas dos elementos
que estão no período.
Classificação Periódica dos Elementos com alteração dos símbolos e nomes dos elementos de 104 a 112, 114 e 116, recomendados pela IUPAC.
C13A_QUIMICA_SOROCABA_TEORIA_ALICE_2014 06/12/13 15:03 Página 289
– 289
C13A_QUIMICA_SOROCABA_TEORIA_ALICE_2014 06/12/13 15:03 Página 290
Exemplo
2
2
6 3s1 (3 cama11Na 1s 2s 2p
K
|
|
L
das, 3 o.
Período)
M
3. OS GRUPOS
As colunas são chamadas
de grupos e reúnem elementos semelhantes. Temos 18
grupos.
Alguns desses grupos recebem
nomes especiais:
1A ou 1 – Metais alcalinos
– Li – Na – K – Rb – Cs – Fr
2A ou 2 – Metais
alcalinoterrosos
– Be – Mg – Ca –Sr – Ba – Ra
4A ou 14 – Grupo
do carbono
– C – Si – Ge – Sn – Pb
5A ou 15 – Grupo
do nitrogênio
– N – P – As – Sb – Bi
6A ou 16 – Calcogênios
– O – S – Se – Te – Po
7A ou 17 – Halogênios
– F – Cl – Br – I – At
0 ou 18 – Gases nobres
– He – Ne – Ar – Kr – Xe – Rn
Observações
• O número do grupo A é igual ao
número de elétrons da última camada.
• Elementos representativos: último subnível s ou p: grupos A
Li 1s2 2s1
2 2s2 2p5
9F 1s
• Elementos de transição:
último subnível d: grupos B
2
2
6
2
6
2
1
21Sc 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
4. ESTADOS FÍSICOS
DOS ELEMENTOS
A 25°C E 1 ATM
• Gasoso: gases nobres,
H, O, N, F, Cl
• Líquido: Hg e Br
• Sólido: os demais
6. LOCALIZAÇÃO
5. CLASSIFICAÇÃO
GERAL DOS ELEMENTOS
Observando-se a tabela periódica
da página anterior, os elementos
químicos são classificados em:
metais (maioria dos elementos)
não metais (C, N, P, O, S, Se,
F, Cl, Br, I, At)
gases nobres (He, Ne, Ar, Kr,
Xe, Rn)
hidrogênio e semimetais
290 –
1
2
3
4
5
6
7
NA TABELA PERIÓDICA
A distribuição eletrônica do átomo
de um dado elemento químico
permite que determinemos a sua
localização na tabela periódica.
• Períodos
Número de camadas =
= número do período
• Grupos A
Família 1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A
nº de
elétrons
da
última
camada
em lâminas), dúcteis (podem ser
transformados em fios) e apresentam,
via de regra, poucos elétrons (menos
de 4) na última camada.
Os não metais (ametais) têm
propriedades diametralmente opostas
dos metais. Em geral, são maus condutores de calor e de eletricidade,
não apresentam brilho metálico, não
podem ser reduzidos a lâminas e fios
e possuem, via de regra, muitos
elétrons (mais de 4) na última camada.
Os semimetais têm propriedades intermediárias entre os metais
e os não metais. O mais utilizado é o
silício, na fabricação de semicondutores.
Os metais em geral são densos,
têm brilho típico, altos pontos de
fusão e de ebulição, são bons condutores de calor e de eletricidade,
maleáveis (podem ser transformados
Último subnível s1: grupo 1A
Último subnível s2: grupo 2A
Último subnível p: grupos 3A,
4A, 5A, 6A, 7A e O
C13A_QUIMICA_SOROCABA_TEORIA_ALICE_2014 06/12/13 15:03 Página 291
px n.o do grupo = x + 2
x = n.o de elétrons
3Li
2.o período
1s2 2s1
K
12Mg
L
1s2
Grupo 1A ou 1
2s2
K
2p6
L
3s2
M
3.o período
Grupo
2A ou 2
9F
1s2 2s2 2p5 2.o período
K
L
Grupo 7A ou 17
• Grupos B
7. TABELA PERIÓDICA
MENDELEEV
Apresentou uma classificação
que é a base da classificação moderna. Adotou a seguinte lei periódica: “As propriedades físicas e
químicas dos elementos são funções
periódicas de suas massas atômicas”.
Os elementos foram distribuídos
em oito colunas verticais (grupos
homólogos) e em 12 colunas horizontais (séries heterólogas), em
ordem crescente de suas massas
atômicas. Os grupos foram numerados de I a VIII e cada grupo dividido
em dois subgrupos.
Na época de Mendeleev, eram
conhecidos, aproximadamente, 60
elementos. Os gases nobres e as
Último subnível d
dx
n o. do grupo = x + 2
x = n.o de elétrons
2
2
6
2
6
2
1
21Sc 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
4.o período
DE
I
terras-raras (com exceção do cério)
eram desconhecidos. Mendeleev deixou lacunas na sua tabela, reservadas para os elementos que viriam a
ser descobertos.
Entre o cálcio e o titânio deixou
uma lacuna para o elemento eka-boro
(abaixo do boro). Mendeleev deixou
essa lacuna porque o titânio não
apresenta propriedades semelhantes
às do boro. Mais tarde, o eka-boro foi
descoberto, sendo o atual escândio.
Mendeleev previu também a
existência do eka-alumínio (abaixo do
alumínio; é o gálio) e do eka-silício
(abaixo do silício; é o germânio). O
caso do eka-silício ficou famoso, pois
todas as propriedades previstas por
Mendeleev foram mais tarde verificadas pelo descobridor do germânio,
Winkler.
II
III
IV
V
VI
VII
1
H
2
Li
Be
B
C
N
O
F
3
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
4
K
Ca
––––
Ti
V
Cr
Mn
5
Cu
Zn
––––
––––
As
Se
Br
6
Rb
Sr
Y
Zr
Nb
Mo
––––
7
Ag
Cd
In
Sn
Sb
Te
I
8
Cs
Ba
––––
––––
––––
––––
Au
Hg
Tl
VIII
Fe, Ni, Co
Grupo 3B ou 3
Observação
Ru, Pd, Rh
Para simplificar a tabela periódica, os elementos de 57 a 71 (lantanídeos ou terras-raras), pertencentes
ao 6.o período, foram colocados a
seguir na tabela, o mesmo acontecendo com os elementos de 89 a 103
9
(actinídeos), pertencentes ao 7.o período.
elementos
de
transição
interna
<
10
Lantanídeos: último
subnível 4f
11
Actinídeos: último
subnível 5f
12
Pb
Th
– 291
C13A_QUIMICA_SOROCABA_TEORIA_ALICE_2014 06/12/13 15:03 Página 292
MÓDULO 7
Raio Atômico, Raio Iônico e Série Isoeletrônica
1. RAIO ATÔMICO:
O TAMANHO DO ÁTOMO
Seria a distância do núcleo à última
camada de um átomo.
Nota: é impossível determinar a distância do núcleo
à última camada. A distância entre dois núcleos pode ser
obtida usando raios X. Se tivermos dois átomos iguais
ligados ou encostados, a distância d entre os núcleos é
conhecida.
Unidades usadas para o raio atômico:
picômetro (pm)
1 pm = 10–12m
nanômetro (nm)
1 nm = 10–9m
angstrom(Å)
1 Å = 10–10m
De maneira geral, para que possamos comparar o
tamanho dos átomos, devemos levar em conta dois fatores:
❑
Átomos com números de camadas diferentes
Por definição, o raio é a metade da distância d.
Maior o número de camadas → maior o raio
d
raio = ––––
2
❑ Átomos com mesmo nú mero de camadas
Exemplo
11Na
292 –
1s2
K
2s2
2p6
L
3s1
M
Menor Z (prótons) → maior o raio
C13A_QUIMICA_SOROCABA_TEORIA_ALICE_2014 06/12/13 15:03 Página 293
A variação do raio atômico na tabela periódica pode ser representada pela ilustração a seguir.
Nos grupos, o raio atômico aumenta de cima para baixo, pois aumenta o número de camadas.
Nos períodos, o raio atômico aumenta da direita para a esquerda, pois diminui o número atômico.
2. RAIO IÔNICO
Com referência aos raios iônicos, temos:
Todo cátion é menor que o átomo de origem.
A saída do elétron diminui o número de camadas ou a repulsão entre elas.
Todo ânion é maior que o átomo de origem.
A entrada do elétron aumenta a repulsão entre as camadas.
3. SÉRIE ISOELETRÔNICA
Átomos e íons com igual número de elétrons.
mesmo n.o de camadas: menor Z → maior raio
MÓDULO 8
Energia de Ionização, Afinidade Eletrônica e Eletronegatividade
1. ENERGIA DE
IONIZAÇÃO (EI)
É a energia fornecida para
retirar um ou mais elétrons
de um átomo isolado no
estado gasoso.
equação geral:
A(g) + energia → A+(g) + e–
Unidades usadas para a energia
de ionização:
quilojoule (kJ), quilocaloria
(kcal) e elétron-volt (eV).
1 eV = 1,6 . 10–19 J
Um átomo apresenta tantas energias de ionização quantos forem os
seus elétrons:
1.a EI = energia para retirar o 1.o
elétron.
2.a EI = energia para retirar o 2.o
elétron.
3.a EI = energia para retirar o 3.o
elétron.
Exemplo: 3Li
1s2 2s1
O primeiro elétron a sair é do subnível 2s (mais afastado do núcleo).
Sempre: 1.a EI < 2.a EI < 3.a EI
Quanto menor for o raio atômico,
mais próximo do núcleo estará o
elétron a ser removido e maior será a
energia necessária para retirá-lo do
átomo.
– 293
C13A_QUIMICA_SOROCABA_TEORIA_ALICE_2014 06/12/13 15:03 Página 294
Logo, a 1.a EI na tabela periódica
varia de modo inverso ao raio atômico.
Observe
gás nobre: 1.a EI elevadíssima
ametal: 1.a EI elevada
metal: 1.a EI baixa (facilidade em
formar cátions)
Nos grupos, a 1.a EI aumenta
de baixo para cima, pois o
raio diminui.
Nos períodos, a 1.a EI aumenta da esquerda para a
direita, pois o raio diminui.
2. AFINIDADE ELETRÔNICA
OU ELETROAFINIDADE (AE)
Nota
Alguns autores consideram potencial de ionização como sinônimo
de energia de ionização.
É a energia liberada quando
um átomo isolado e gasoso
captura um elétron.
Nos períodos e nas famílias,
quanto menor o átomo, maior a sua
capacidade de receber elétrons, e
maior a afinidade eletrônica. Portanto,
na tabela periódica, a afinidade eletrônica possui variação inversa à do
raio atômico (os gases nobres não
devem ser incluídos nessa variação).
Observe
ametais: AE elevada
metais: AE baixa
3. ELETRONEGATIVIDADE OU
CARÁTER NÃO METÁLICO
É uma grandeza que mede a
atração de um átomo sobre
os elétrons de uma ligação
química.
Escala de Pauling
F > O > N, Cl > Br >
4
3,5
3
2,8
> I, S, C > P, H
2,5
2,1
294 –
O flúor é o elemento mais eletronegativo.
Observação
Eletropositividade (caráter
metálico) é o oposto da eletronegatividade.
Eletropositividade mede a ca-
equação geral:
B(g) + e– → B–(g) + energia
Exemplo
Cl(g) + e– → Cl–(g) + 3,75 eV
Quando um átomo de cloro
gasoso recebe um elétron, formando
o ânion cloreto, libertam-se 3,75 eV,
que é a afinidade eletrônica do cloro.
pacidade do átomo em ceder elétrons.
O frâncio (Fr) é o elemento mais
eletropositivo.
O gráfico a seguir mostra a variação de uma propriedade periódica
(energia de ionização) com o aumento do número atômico.
C13A_QUIMICA_SOROCABA_TEORIA_ALICE_2014 06/12/13 15:03 Página 295
Introdução à Química Orgânica: Definição, Kekulé e Tipos de Carbono
Cl —
—
H
H
—
H
—
—
H
H
H
H2C = CH — CH3
O
H
H
H
H
H3C — CO — CH3
H
b) As quatro valências do carbono são iguais.
c) Os átomos de carbono podem
ligar-se entre si, formando cadeias.
—
—
H
C—
—
H2
C
—
—
H
C—C
c) Tripla-ligação
—C
C
—
A teoria estrutural de Kekulé pode ser resumida em três itens:
a) O carbono é tetravalente.
H
|
H—C—H
|
H
H
H
—
3. TEORIA
ESTRUTURAL DE KEKULÉ
H
—
H2C — CH2
H
ou
H
Carbono primário (P): ligado no
máximo a um átomo de carbono.
Carbono secundário (S): ligado
a dois outros átomos de carbono.
Carbono terciário (T): ligado a
três outros átomos de carbono.
Carbono quaternário (Q):
ligado a quatro outros átomos de
carbono.
H
HC
P
S
P
P
C
H—C
C—H
H—C
C—H
C
H
P CH3
C — CT — QC — CH3
CH3
—
5. TIPOS DE CARBONO
NUMA CADEIA CARBÔNICA
—
NH2
ureia
—
C
C
H3C — CHO
H
H
C
—
NH2
—
—
—
O
H—C—C
b) Dupla-ligação
—
Os compostos orgânicos são
manipulados pelo homem desde a
Antiguidade, porém somente em 1828
(marco zero) o homem conseguiu, por
iniciativa de Wöhler, fabricar um
composto orgânico em laboratório.
Esse composto é conhecido pelo
nome de ureia.
—
H—C—C—C—H
—
Entre átomos de carbono, podemos encontrar:
a) Simples-ligação
H—C= C—C—H
—
—
4. LIGAÇÕES ENTRE
ÁTOMOS DE CARBONO
2. HISTÓRICO
cianato de
amônio
H
H3C — CH2 — CH3
—C—C—
Δ
NH4CNO ⎯→ O
—
—
H—C—C—C—H
F—
—
—N—
|
I—
—
O—
|
Br —
H
—
H—
H
H
—
Os compostos orgânicos são muito
comuns e importantes em nossa vida
diária: por exemplo, o álcool comum
(H3C — CH2 — OH), açúcar comum
(C12H22O11), gás natural (CH4), e
assim por diante.
Elementos organógenos:
CHON: são os elementos que
aparecem com maior frequência nos
compostos orgânicos.
cadeia carbônica
Observação
Outras valências importantes:
cações nas fórmulas estruturais, originando assim as fórmulas estruturais
simplificadas.
Exemplos
—
É a parte da Química que estuda a maioria dos compostos do carbono, chamados de
compostos orgânicos.
|
|
|
|
|
|
|
—C—C—C—C—C—C—C—
|
|
|
|
|
|
|
—
1. DEFINIÇÃO DE
QUÍMICA ORGÂNICA
—
MÓDULO 9
CH3
P
A presença de dupla ou tripla-ligação não influi na classificação do
carbono.
6. FÓRMULAS
ESTRUTURAIS SIMPLIFICADAS
Para poupar tempo e espaço,
costuma-se fazer algumas simplifi-
7. DIFERENÇAS ENTRE
COMPOSTOS ORGÂNICOS E
COMPOSTOS INORGÂNICOS
a) Número
O número de compostos orgânicos é muito maior que o número de
compostos inorgânicos.
b) Participação dos elementos
A participação dos elementos
químicos nos compostos inorgânicos
é muito maior que nos compostos
orgânicos.
– 295
C13A_QUIMICA_SOROCABA_TEORIA_ALICE_2014 06/12/13 15:03 Página 296
c) Instabilidade térmica
Os compostos orgânicos são mais facilmente decompostos pelo calor que os compostos inorgânicos.
Exemplos de compostos orgânicos.
MÓDULO 10
Classificação das Cadeias Carbônicas
Exemplos
Cadeia
Características
Aberta ou Acíclica
ou Alifática
apresenta extremos livres
Fechada ou Cíclica
não apresenta extremos livres e forma
um ciclo ou anel
Normal
(aberta)
apenas dois extremos livres
Ramificada
(aberta)
mais de dois extremos livres
Saturada
(aberta ou fechada)
somente ligações simples
entre átomos de carbono
Não Saturada ou
Insaturada
(aberta ou fechada)
pelo menos uma ligação dupla ou
tripla entre átomos de carbono
Heterogênea
(aberta ou fechada)
apresenta heteroátomo (S, O, N, P entre
átomos de carbono)
CH2
H3C
H3C
CH2
H3C
CH3
CH2
CH
CH3
CH3
CH3
H3C
HC
H3C
CH2
C
NH
CH3
CH3
CH2
CH3
O
Homogênea
(aberta ou fechada)
não apresenta heteroátomo
Aromática
(fechada)
possui anel benzênico ou aromático
Alicíclica (fechada)
não possui anel benzênico ou aromático
Mista
ciclo e extremo livre
H3C
CH2OH
CH3
Observação
• Anel benzênico ou aromático: cada anel
tem seis átomos de carbono que formam um hexágono
regular com ligações simples e duplas alternadas.
296 –
• O composto que apresenta um anel benzênico é
chamado de benzeno (C6H6).
• O composto que apresenta dois anéis benzênicos
condensados é chamado de naftaleno (C10H8).
C13A_QUIMICA_SOROCABA_TEORIA_ALICE_2014 06/12/13 15:03 Página 297
FRENTE 3
Química Geral e Inorgânica
MÓDULO 1
Massa Atômica – Massa Molecular
1. NOTAÇÃO DE UM ÁTOMO
A
X
Z
A = número de massa
A=N + Z
Z = número atômico
12
C
6
Z=p
A = 12
Z=6
2. UNIDADE UNIFICADA
DE MASSA ATÔMICA (u)
A medida da massa de um átomo
é feita comparando-se a sua massa
com a massa de um átomo padrão
convenientemente escolhido.
O átomo padrão escolhido foi o
12C,
3. MASSA ATÔMICA
DE UM ELEMENTO (MA)
Por definição:
Unidade unificada de massa
atômica (u): é a massa de
1
––– do átomo de carbono
12
com número de massa igual
a 12(12C).
cuja massa atômica vale 12 uni-
dades de massa atômica (u).
Átomos
4He
A massa atômica de um átomo é sua massa expressa
em u, ou seja, é a massa
1 da mascomparada com –––
12
sa do 12C.
As massas atômicas dos diferentes átomos podem ser determinadas
experimentalmente com grande precisão, por meio de um aparelho chamado espectrômetro de massa.
Verificação
experimental
MA
Arredondamento
4,003 vezes maior
que a massa de 1u
4,003u
4u
19F
18,9984 vezes maior
18,9984u
que a massa de 1u
27Al
26,9815 vezes maior
26,9815u
que a massa de 1u
19u
27u
Espectrômetro de massa.
Para facilitar nossos cálculos, não usaremos esses
valores exatos, faremos um “arredondamento” para o
número inteiro mais próximo. Os valores das massas
atômicas arredondados são iguais aos números de
massa (A) dos átomos.
H2O
H = 1u
O = 16u
MM da H2O = 2 x 1u + 1 x 16u = 18u
4. MASSA MOLECULAR DE UMA
SUBSTÂNCIA (MM)
A massa molecular é a massa de uma molécula expressa em u, e corresponde à soma das massas atômicas dos átomos
constituintes.
Uma molécula de água tem massa
igual a 18u.
– 297
C13A_QUIMICA_SOROCABA_TEORIA_ALICE_2014 06/12/13 15:03 Página 298
4 Outros exemplos importantes
MM do H2 = 2 . 1u = 2u MM do CO2 = 1 . 12u + 2 . 16u = 44u MM do NH3 = 1 . 14u + 3 . 1u = 17u MM do CH4 = 1 . 12u + 4 . 1u = 16u
Uma molécula de hidro- Uma molécula de gás carbônico Uma molécula de amônia tem Uma molécula de metano tem
massa igual a 17u.
gênio tem massa igual a tem massa igual a 44u.
massa igual a 16u.
2u.
MÓDULO 2
Como átomos e moléculas são
muitíssimo pequenos e sua quantidade é extremamente grande numa
dada porção de um material, um sistema conveniente adotado pelos químicos é o de contá-los em grupos de
6,02 . 1023 (número de Avogadro).
Assim, foi desenvolvida uma unidade
de contagem cujo nome é mol.
Mol é a unidade de quantidade de matéria que contém
6,02 . 1023 partículas (átomos, moléculas, íons etc.)
Mol e Massa Molar
2. MASSA MOLAR (M)
É a massa em gramas de
um mol, isto é, 6 . 1023 partículas.
H = 1u ; O = 16u ; MMH
O
2
MH
O
2
= 18u
= 18g/mol
A unidade é g/mol.
A massa molar de uma
substância é numericamente igual à massa molecular.
Exemplos
Cada 6,02 . 1023 ou 6 . 1023
MAI = 127u ; MM I = 254u;
partículas contam 1 mol.
M I = 254g/mol
2
2
Dessa maneira, podemos dizer
que:
• 1 mol de átomos = 6,02 . 1023 átomos
• 1 mol de moléculas = 6,02 . 1023 moléculas
• 1 mol de elétrons = 6,02 . 1023 elétrons
Exemplos
Um mol de carbono (C) significa um mol de átomos de
C, ou seja, 6 . 1023 átomos
de C.
Observação
A massa molar de uma substância
monoatômica
é
numericamente
igual
à
massa atômica.
Exemplo
Um mol de água (H2O) significa um mol de moléculas
de H2O, ou seja, 6 . 1023 moléculas de H2O.
298 –
MAAg = 108u ; MAg = 108g/mol
C13A_QUIMICA_SOROCABA_TEORIA_ALICE_2014 06/12/13 15:03 Página 299
MÓDULO 3
Quantidade de Matéria ou de Substância
1. QUANTIDADE DE MATÉRIA
OU DE SUBSTÂNCIA (n)
Indica a quantidade de partículas em mols
numa determinada massa de substância.
Quantidade de substância
Massa
1 mol –––––––––––––––––––– M
n mol –––––––––––––––––––– m
m
n = –––
M
n: quantidade de substância ou quantidade de
matéria
m: massa em gramas
M: massa molar em g/mol
Exemplo
Calcular a quantidade de matéria de H2O contida em
54g de H2O.
H2O = 18g/mol
m
54g
n = –––– ; n = ––––––– ∴ n = 3 mols
M
18g/mol
Também podemos usar regra de três.
18g –––––––– 1 mol
54g –––––––– x
x = 3 mols
Massas molares de três substâncias diferentes: água (18 g/mol), gás carbônico (44 g/mol) e iodo (254 g/mol). Massas diferentes
com o mesmo número de moléculas.
2. MASSA ATÔMICA DE UM ELEMENTO QUÍMICO
A massa atômica de um elemento químico é a média ponderada das massas atômicas de seus isótopos.
Exemplo
30X ; 34X
60%
40%
60 . 30 + 40 . 34
MAX = ––––––––––––––– ∴ MAX = 31,6u
100
– 299
C13A_QUIMICA_SOROCABA_TEORIA_ALICE_2014 06/12/13 15:03 Página 300
MÓDULO 4
Equação de Estado, Volume Molar e Hipótese de Avogadro
1. GÁS NAS CNTP OU CNPT OU TPN
CNTP = condições normais de temperatura e pressão.
Um gás está nas CNTP quando:
P = pressão
P = 1 atm = 760 mmHg
T = 273K ou t = 0°C
}
T = temperatura
em kelvin
t = temperatura
em graus Celsius
2. EQUAÇÃO DE ESTADO DO GÁS
É uma equação que relaciona P, V, T e n.
PV = n R T
m
ou PV = ––– RT
M
P = pressão do gás
V = volume do gás
n = quantidade de matéria do gás
T = temperatura em kelvin
O conceito de volume molar é mais utilizado para
uma substância no estado gasoso.
4. VOLUME MOLAR DE UM GÁS
O volume molar de um gás numa mesma pressão e
temperatura é constante.
O volume molar no estado gasoso e nas
CNTP é igual a 22,4L/mol.
gás nas CNTP ⇒ VM = 22,4L/mol
dedução: PV = nRT ∴
1 . V = 1. 0,082 . 273
V = 22,4L
5. HIPÓTESE DE AVOGADRO
Volumes iguais de gases diferentes contêm
igual número de moléculas numa mesma
pressão e temperatura.
T = t + 273
T → kelvin
t → graus Celsius
m = massa do gás
M = massa molar do gás
R = constante universal dos gases (o valor é fornecido)
atm . L
R = 0,082 ––––––––
K . mol
mmHg . L
R = 62,3 –––––––––––
K . mol
3. VOLUME MOLAR (VM)
É o volume ocupado por um mol de substância
(qualquer estado físico).
Massa molar = M
1 mol
具
2
2
Dedução
Aplicando a equação de estado do gás, temos:
PV = nH RT ; PV = nCO RT
2
2
Conclusão
nH = nCO
2
2
Mesma quantidade de matéria (n)
Volume molar = VM
MÓDULO 5
nH = nCO
⇓
mesmo n o. de moléculas.
Fórmulas Percentual, Mínima e Molecular
1. DEFINIÇÃO
No começo do século XIX, as substâncias começaram a ser representadas por fórmulas. Nesta aula estudaremos
as fórmulas: percentual, mínima e molecular, usando a substância glicose como exemplo.
300 –
C13A_QUIMICA_SOROCABA_TEORIA_ALICE_2014 06/12/13 15:03 Página 301
Fórmula
Indica
As percenPercentual
tagens dos
ou
elementos
centesimal
em massa
Mínima ou
empírica
ou
estequiométrica
Menor
proporção
inteira
atômica
Exemplo
C
40%
H
6,7%
O
53,3%
}
}
}
C: 180g ––––––– 72g
100% ––––––– x
3.o Se necessário, multiplicar tox = 40%
dos os valores por 2; 3; 4 etc.
H: 180g ––––––– 12g
100% ––––––– y
O: 180g ––––––– 96g
y = 6,7%
z = 53,3%
100% ––––––– z
2. CÁLCULO DA FÓRMULA
PERCENTUAL A PARTIR
DA FÓRMULA MOLECULAR
Exemplo
Calcular a fórmula percentual da
glicose:
(C6H12O6); C = 12g/mol;
H = 1g/mol; O = 16g/mol
Roteiro
1º Calcular a massa molar.
2º Montar regra de três.
fórmula percentual:
C40% H6,7% O53,3%
C 3,33 mol
–––––––––––
3,33
H6,7 mol
–––––––––
3,33
O53,3g
––––––––
16g/mol
O3,33 mol
––––––––––
3,33
3. CÁLCULO DA FÓRMULA
MÍNIMA A PARTIR DA
FÓRMULA PERCENTUAL
Exemplo
Calcular a fórmula mínima de um
composto que apresenta:
H6,7%
O53,3%;
C40%
4. CÁLCULO DA FÓRMULA
MOLECULAR A PARTIR
DA FÓRMULA MÍNIMA
Exemplo
Para um composto de fórmula
mínima CH2O e massa molar
180g/mol,
calcular
a
fórmula
molecular.
C = 12g/mol; H = 1g/mol;
O = 16g/mol.
C = 12g/mol; H = 1g/mol;
Roteiro
O = 16g/mol.
Roteiro
1.o Determinar a quan tidade de
m .
matéria de cada elemento: n = –––
M
Comparar a massa molar do
composto (o valor é dado no
exercício) com o valor da massa
molar da fórmula mínima.
180g/mol
CH2O → 30g/mol ∴ ––––––––– = 6
30g/mol
2.o Dividir os resultados obtidos
pelo menor valor encontrado.
MÓDULO 6
H6,7g
––––––––
1g/mol
CH2O fórmula mínima
CH2O
O número
real de
Molecular
átomos dos C6H12O6
ou bruta
elementos
na molécula
C 40g
––––––––
12g/mol
C6H12O6 (Fórmula molecular)
Cálculo Estequiométrico: Estequiometria
1. FINALIDADE DA
ESTEQUIOMETRIA
EM UMA REAÇÃO QUÍMICA
Observe que a proporção entre
as moléculas participantes é 1 : 3 : 2.
A equação química do processo
Calcular as quantidades dos
reagentes ou produtos de
uma reação química.
2. PROPORÇÃO DOS
COEFICIENTES DE
UMA EQUAÇÃO QUÍMICA
Considere a reação química entre
o gás nitrogênio e o gás hidrogênio
produzindo amônia gasosa.
é:
1N2 + 3 H2 → 2 NH3
1, 3, 2 = coeficientes
A proporção dos coeficientes
de uma equação química
pode ser representada pelas
seguintes grandezas:
– 301
C13A_QUIMICA_SOROCABA_TEORIA_ALICE_2014 06/12/13 15:03 Página 302
a) quantidade em mol
1N2 +
1 mol
→
3H2
3 mol
2 NH3
2 mol
b) número de Avogadro (6 . 1023)
3H2
→
3 . 6 . 1023
18 . 1023
1N2
+
6 . 1023
6 . 1023
2NH3
2 . 6 . 1023
12 . 1023
c) massa molar
massas molares em g/mol:
N2 = 28, H2 = 2, NH3 = 17
1 N2
+
1 . 28g
28g
3 H2
3 . 2g
6g
→
2 NH3
2 . 17g
34g
d) volume molar dos gases nas CNTP (22,4L/mol)
1 N2
+
1 . 22,4L
22,4L
3 H2
→
3 . 22,4L
67,2L
2 NH3
2 . 22,4L
44,8L
Observação
Pode ser usado em outras condições diferentes das
CNTP.
e) volume dos gases nas mesmas condições de
pressão e temperatura.
1 N2
1L
+
3 H2
3L
→
2 NH3
2L
Calcule:
a) A quantidade de NH3 em mols quando temos 4
mols de N2.
b) A massa de NH3 em gramas quando temos 1,5
mol de H2.
c) A massa de H2 em gramas quando temos 14g de
N2.
d) O número de moléculas de NH3 quando temos 2g
de H2.
e) O volume de NH3 nas CNTP, em litros, quando
temos 3 mols de N2.
Dados: Massas molares em g/mol: N2 = 28, H2 = 2,
NH3 = 17.
Volume molar de um gás nas CNTP = 22,4L/mol.
Constante de Avogadro = 6 . 1023/mol.
RESOLUÇÃO:
a) proporção
coeficientes
exercício
N2 + 3 H2 → 2 NH3
1 mol –––––––– 2 mol
4 mol –––––––– x
∴
b) proporção
coeficientes
exercício
N2
Observação
Pode ser usada qualquer unidade de volume.
3. MONTAGEM DA PROPORÇÃO
Equação Química Balanceada
Proporção dos Coeficientes
Proporção Fornecida pelo Exercício
+
3 H2
→
2 NH3
3 mol –––––– 2 . 17g
1,5 mol –––– x
∴
+
3 H2
→
2 NH3
proporção dos coeficientes
proporção fornecida pelo exercício
Observações
• A grandeza a ser usada por um coeficiente vai
depender da grandeza fornecida pelo exercício.
• Para substâncias diferentes, podemos utilizar
grandezas diferentes, por exemplo, mol com massa.
EXERCÍCIO
Dada a equação química balanceada:
N2
302 –
+
3 H2
→
2 NH3
x = 17g
N2
+
3 H2 →
c) proporção
coeficientes 28g ––––––– 3 . 2g
14g ––––––– x
exercício
∴
Exemplo
1 N2
x = 8 mol
d) proporção
coeficientes
exercício
x = 3g
N2 + 3 H2 → 2 NH3
6g ––– 12 . 1023
2g –––––– x
∴
e) proporção
coeficientes
exercício
2 NH3
moléculas
x = 4 . 1023 moléculas
N2 + 3 H2 → 2 NH3
1 mol ––––––––––– 2 . 22,4L
3 mol ––––––––––– x
∴
x = 134,4L
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MÓDULO 7
Reagente em Excesso – Pureza e Rendimento
1. REAGENTE EM EXCESSO
2. PUREZA
Quando o problema fornece as
quantidades de dois reagentes,
provavelmente um deles está em
excesso, pois, caso contrário, bastaria dar a quantidade de um deles e
a quantidade do outro seria calculada. Para fazer o cálculo estequiométrico,
baseamo-nos
no
reagente que não está em excesso (reagente limitante). Para
isso, o primeiro passo é determinar o
reagente em excesso.
Exemplo
Muitas vezes, a substância reagente está acompanhada de impurezas. Surge então o conceito de
pureza. Por exemplo:
Fe2O3 com 80% de pureza significa que em 100g de Fe2O3 impuro
(Fe2O3 + areia + etc.) existem 80g de
Fe2O3 puro e 20g de impurezas (areia
etc.). Assim, se numa reação
estamos usando 150g de Fe2O3 com
80% de pureza, significa que a
massa real de Fe2O3 é 120g, ou seja,
80
–––– . 150g = 120g.
100
Na reação:
2 H2 + O2 → 2 H2O
colocando-se em presença
3g de hidrogênio e 30g de
oxigênio, qual a massa de
água formada?
Resolução
• Verificar qual a substância em
excesso.
2 mol de H2 reagem com 1 mol de O2.
↓
↓
4g de H2 –––––––––––—– 32g de O2
3g de H2 –––––––––––—– x
3g x 32g
x = ––––––––– = 24g de O2
4g
Como 3g de H2 reagem com 24g
de O2, existindo no recipiente 30g de
O2, conclui-se que sobram 30g – 24g =
= 6g de O2 em excesso (sem reagir).
Essa pureza pode ser determinada pelo quociente entre a massa
da substância pura e a massa total da
amostra.
massa da subst. pura
P = –––––––––––––––––––– x 100
massa da amostra
Essa porcentagem de pureza
indica qual a real quantidade de uma
substância na amostra fornecida.
Exemplo
Qual a massa de CaCO3
presente em uma amostra
de 200g de calcário, cuja
pureza é de 80%?
Resolução
100g de calcário –– 80g de CaCO3
200g de calcário –– x
x = 160g de CaCO3
• Cálculo da quantidade de água.
2 mol de H2 ––––– 2 mol de H2O
↓
↓
4g ––––––––––––––– 36g
3g ––––––––––––––– y
3g x 36g
y = ––––––––– = 27g de H2O
4g
3. RENDIMENTO
Quando o problema não faz referência, considera-se rendimento de
100%, isto é, a quantidade de produto
formada é aquela calculada de acordo com os coeficientes estequiomé-
tricos. No entanto, em razão de vários
motivos, a quantidade de produto obtida é menor que a calculada. Quando dizemos rendimento de 90%,
significa que na prática obtém-se
90% da quantidade calculada de
acordo com os coeficientes.
O rendimento pode ser calculado
pelo quociente entre a quantidade
real obtida e a quantidade teoricamente calculada.
quantidade real
R = –––––––––––––––––– x 100
quantidade teórica
Exemplo
Qual a massa de CaCO3
obtida na reação de 2 mol de
CaO com 2 mol de CO2, se o
rendimento for 60%?
CaO + CO2 → CaCO3
Dados
massa molar do CaCO3 = 100g/mol
Resolução
1 mol de CaO – 1 mol de CO2 – 1 mol de CaCO3
2 mol de CaO – 2 mol de CO2 – x
x = 2 mol de CaCO3
1 mol de CaCO3 ––––– 100g
2 mol de CaCO3 ––––– y
y = 200g de CaCO3
200g de CaCO3 ––– 100% de rendimento
z
–––– 60% de rendimento
z = 120g de CaCO3
Resolução alternativa
R = 100%:
1 mol de CaO –– 1 mol de CaCO3
R = 60%:
1 mol de CaO –– 0,60 mol de CaCO3
1 mol de CaO –– 0,60 . 100 g de CaCO3
冦 2 mol de CaO ––– x
x = 120 g de CaCO3
– 303
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MÓDULO 8
Compostos Inorgânicos I:
Ácido de Arrhenius: Definição e Nomenclatura
1. DEFINIÇÃO DE ÁCIDO
PELA TEORIA DE ARRHENIUS
É toda substância, em solução aquosa, que
libera como íons positivos somente H+.
H2O
⎯⎯→
ácido ←⎯⎯ H+ + ânion
• conduzem a corrente elétrica em solução aquosa;
• quando adicionados ao mármore e a outros carbonatos, produzem uma efervescência com liberação de
gás carbônico.
Exemplos
água
⎯⎯→ H+ + Cl–
HCl ←⎯⎯
monoácido: libera 1 H+
água
⎯⎯→ 2H+ + SO 2–
H2SO4 ←⎯⎯
4
diácido: libera 2H+
Formação de íons
↓
Ionização
água
⎯⎯→ 3H+ + PO 3–
H3PO4 ←⎯⎯
4
triácido: libera 3H+
A ionização do HC l.
Os íons livres fecham o circuito e a lâmpada acende.
As propriedades comuns dos ácidos devem-se ao
íon positivo H+, tais como:
• apresentam sabor azedo;
• tornam róseo o papel de tornassol azul;
Efervescência observada
após se adicionar uma solução
aquosa de HC l a outra de Na2CO3.
Notas
• O íon H+ liberado pelo ácido liga-se à molécula de
água (ligação dativa), formando o íon H3O+, denominado
hidrônio ou hidroxônio.
304 –
••
H
2. NOMENCLATURA DOS PRINCIPAIS ÁCIDOS
–
[[ [
H O H +
••
H
Cl
••
[
••
••
••
••
+ H Cl
+
••
••
••
••
H O
••
••
••
••
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••
HF
H3O+
Cl –
HCl (aq): ácido clorídrico
cátion
ânion
(aq): ácido fluorídrico
HBr (aq): ácido bromídrico
HI
(aq): ácido iodídrico
HCN (aq): ácido cianídrico
H2S (aq): ácido sulfídrico
H2SO4 (aq): ácido sulfúrico
• Hidrogênio ácido ou hidrogênio ionizável
O hidrogênio do ácido, que se transforma em H+ (ou
H3O+), é chamado hidrogênio ionizável. Átomos de
hidrogênio ligados a átomos pouco eletronegativos,
como por exemplo C e P, não são ionizáveis.
Exemplo
Ácido acético (H4C2O2) – é o ácido do vinagre. Dos
4H da molécula, somente 1H é ionizável: o que está
ligado ao oxigênio. Veja como ocorre a ionização:
H
H
O
H
O–
H
C
C
H
O
H
C
+H
C
H
+
H2CO3 (aq): ácido carbônico
Observações:
• aq: aquoso
• ácidos sem o elemento oxigênio apresentam a terminação ídrico.
• principais ácidos com o elemento oxigênio apresentam a terminação ico. Geralmente utiliza-se a
terminação oso para ácidos que têm 1 átomo O
a menos que o ácido ico.
O
• H2SO4 – ácido sulfúrico
ou:
CH3 COOH
HNO3 (aq): ácido nítrico
H3PO4 (aq): ácido fosfórico
H2SO3 – ácido sulfuroso
CH3 COO – + H +
Os 3H ligados ao C (CH3) não são ionizáveis, isto é,
não se transformam em íons H+.
• HNO3 – ácido nítrico
HNO2 – ácido nitroso
Prefixo hipo: 1 átomo O a menos que o oso.
Prefixo per – 1 átomo O a mais que o ico.
• HClO – ácido hipocloroso
HClO2 – ácido cloroso
HClO3 – ácido clórico
HClO4 – ácido perclórico
3. PRINCIPAIS ÁCIDOS
Ácidos
HNO3
Ocorrência, uso e características
principal ácido; usado na fabricação de fertilizantes; ácido da bateria; desidratante (absorve água);
responsável pela chuva ácida.
usado na fabricação de explosivos e de fertilizantes; responsável pela chuva ácida.
HCl
componente do suco gástrico; usado na limpeza de pisos e metais; ácido muriático (comercial).
H2CO3
água com gás, refrigerantes e certas bebidas.
H3PO4
acidulante e conservante.
H3CCOOH
ácido acético, componente do vinagre.
HF
gravação de vidros.
H2S
tóxico, tem cheiro de ovo podre.
HCN
tóxico, usado em câmaras de gás.
H2SO4
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MÓDULO 9
Base de Arrhenius: Definição e Nomenclatura
Fórmula geral: M(OH)x, em que M é um cátion metálico.
1. DEFINIÇÃO DE BASE
PELA TEORIA DE ARRHENIUS
É toda substância, em solução aquosa, que
liberta como ânions somente íons OH– (ânion
hidróxido).
Exemplos
água
⎯⎯→ Na+ + OH–
NaOH ←⎯⎯
Separação de íons
água
⎯⎯→ Ca2+ + 2 OH–
Ca(OH)2 ←⎯⎯
↓
Dissociação
iônica
água
⎯⎯→ Al 3+ + 3OH–
Al(OH)3 ←⎯⎯
Pastilhas de NaOH.
2. NOMENCLATURA DAS BASES: M(OH)X
M com Nox fixo: hidróxido de nome de M.
As propriedades comuns das bases devem-se ao íon
negativo OH–, tais como:
M com Nox variável: hidróxido de nome de
M. Nox em algarismo romano e entre parênteses.
Exemplos
NaOH: hidróxido de sódio
Mg(OH)2: hidróxido de magnésio
Al(OH)3: hidróxido de alumínio
Fe(OH)2: hidróxido de ferro (II)
Fe(OH)3: hidróxido de ferro (III)
•
apresentam sabor adstringente;
•
tornam a pele lisa e escorregadia;
•
conduzem a corrente elétrica em solução aquosa;
•
tornam azul o papel róseo de tornassol.
Conclusão
❑
Principais cátions metálicos com Nox variável
—
Cu —
1+
2+
—
Co —
—
Hg—
2+
3+
1+
2+
—
Pb —
—
Fe —
2+
4+
2+
—
Ni —
3+
—
Sn —
2+
3+
2+
4+
Observações
• O gás amônia (NH3) reage com água, formando
As bases de metais são compostos iônicos
NH4OH(aq). É uma reação de ionização.
e, portanto, sofrem dissociação iônica
→ NH OH(aq) → NH (aq) + OH–(aq)
NH3(g) + H2O(l) ←
←
4
4
hidróxido
quando dissolvidos na água.
+
de amônio
306 –
C13A_QUIMICA_SOROCABA_TEORIA_ALICE_2014 06/12/13 15:04 Página 307
• Essa solução aquosa recebe o nome comercial de amoníaco.
• NH4OH só existe em solução aquosa.
3. PRINCIPAIS BASES
Bases
Aplicações
NaOH
soda cáustica, principal base; produção de sabão e papel; limpa-forno
(desentupir pias e ralos).
Mg(OH)2
leite de magnésia, antiácido estomacal.
Ca(OH)2
cal hidratada, pintura a cal, preparação de argamassa; adição aos solos
para diminuir a acidez.
NH3
(NH4OH)
produtos de limpeza, como Ajax, Fúria; produção de fertilizantes e HNO3.
As bases conduzem a corrente elétrica em
solução aquosa.
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MÓDULO 10
Reação de Neutralização
1. REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO
É a reação entre uma base e um ácido, a
qual origina um sal e água.
Base + Ácido → Sal + Água
Unindo-se o cátion da base e o ânion do
ácido, obtém-se o sal.
Unindo-se o OH– da base e o H+ do ácido,
obtém-se a água.
OH– + H+ → H2O
Exemplo: Reação entre NaOH(aq) e HCl(aq):
NaOH + HCl
NaCl + H2O
A reação de neutralização pode ser total (mais importante) ou parcial.
2. REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO TOTAL
Ocorre quando as quantidades de íons H+ e OH–
forem iguais na solução.
Número de íons H+ = número de íons OH–
O coeficiente da base é a quantidade de íons
H+.
O coeficiente do ácido é a quantidade de íons
OH–.
O sal formado é classificado como sal normal.
Complete as equações.
a) 3 KOH + 1 H3PO4 →
b) 2 KOH + 1 H3PO4 →
c) 1 KOH + 1 H3PO4 →
d) 1 Ca(OH)2 + 1 HCl →
Exemplo
Mg(OH)2
3. REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO PARCIAL
Quando os coeficientes da base e do ácido são fornecidos, podemos ter neutralização total (n.o de H+ = n.o de
OH–) ou parcial (n.o de H+ 苷 n.o de OH–).
+
HNO 3
coeficiente do Mg(OH)2 será 1
coeficiente do HNO3 será 2
Resolução
a) 3 KOH + 1 H3PO4 → K3PO4 + 3 H2O
3 OH– e 3 H+ → total
b) 2 KOH + 1 H3PO4 →
2 OH– e 3 H+ → parcial
→ KOH
KOH
OH
Mg
OH
HNO3
HNO3
obtemos 2 H2O e 1 Mg(NO3)2
Mg(OH)2 + 2 HNO3 → Mg(NO3)2 + 2 H2O
sal normal
Outros Exemplos
2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2O
3 Ba(OH)2 + 2 H3PO4 → Ba3(PO4)2 + 6 H2O
2 Al(OH)3 + 3 H2SO3 → Al2(SO3)3 + 6 H2O
Ba(OH)2 + H2SO4 → BaSO4 + 2H2O
308 –
HHHPO4 , obtemos 2H2 O e K 2 HPO4
2 KOH + 1 H3PO4 → K2HPO4 + 2 H2O
hidrogenossal
c) 1 KOH + 1 H3PO4 →
1 OH– e 3 H+ parcial
→ KOH
HHHPO4 , obtemos 1H2O e KH 2PO4
1 KOH + 1 H3PO4 → KH2PO4 + H2O
hidrogenossal
d) 1 Ca(OH)2 + 1 HCl →
2 OH–
e 1 H+ → parcial
→ CaOHOH
HCl, obtemos 1H2O e 1CaOHCl
1 Ca(OH)2 + 1 HCl → CaOHCl + H2O
hidroxissal