Prof. Luis Carlos F. Oliveira – IFAL
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Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia de Alagoas – IF/AL Coordenadoria de Química Disciplina: Química ALAGOAS - 4º bimestre Aluno:................................................................. Prof. Luis Carlos F. Oliveira – IFAL- Campus Marechal/AL Elaboração: Prof. Dr. Johnnatan Duarte de Freitas – IFAL – Campus Maceió/AL Prof. MsC. Alan John Duarte de Freitas – IFRN – Campus Apodi/RN Prof. Mikael de Lima Freitas – Secretaria do Estado de Educação de Alagoas Maceió-AL 79 FUNÇÕES INORGÂNICAS - INTRODUÇÃO Muitas das substâncias existentes em produtos naturais ou delas extraídas, são conhecidas desde a antiguidade. Por exemplo, o vinho, obtido pela fermentação da uva, e o álcool, obtido pela destilação de sucos fermentados. Entretanto, somente no século XVIII teve início a sistematização dos processos de obtenção de substâncias a partir de produtos naturais. Adega de produção de vinhos Vinho pronto para consumo No ano de 1777, surge pela primeira vez a expressão Química Orgânica, introduzida nos textos de química pelo químico sueco Torben Olaf Bergman. Assim, de acordo com ele temos: Compostos inorgânicos: substâncias do reino mineral Compostos orgânicos: substâncias dos organismos vivos; Será nos compostos do reino mineral, que neste conteúdo deteremos nossa atenção. Funções químicas são grupos de substâncias, que por apresentarem comportamento químico em comum, são estudadas em grupos. Nas Funções Inorgânicas estudaremos: Os ácidos As bases Os Sais Os Óxidos Os peróxidos ESTUDOS DE ARRHENIUS Teoria Eletrolítica Arrhenius estudando o comportamento de certas substâncias em solução com o auxílio da corrente elétrica, verificou que algumas conduziam a corrente outras não. Os estudos experimentais realizados por Arrhenius, Prêmio Nobel em 1903, consiste no uso de uma aparelhagem simples mostrada abaixo. Svante August Arrhenius (1859-1927) Aparelhagem utilizada para o estudo da condutividade elétrica Testando a condutividade elétrica de algumas soluções utilizando a aparelhagem acima, verificou-se que: 80 Materiais Solução de sal de cozinha (NaCl) Solução de ácido clorídrico (HCl) Solução de açúcar (sacarose) Água destilada (pura) Água potável (torneira) Condutibilidade elétrica Conduz Conduz Não conduz Não conduz Conduz De acordo com esses resultados surgem alguns questionamentos: 1º) Por que algumas soluções aquosas conduzem eletricidades, e outras não? 2º) Por que a água destilada (pura) não conduz eletricidade e a água potável (torneira) conduz? Para responder a tais questionamentos, Arrhenius estabeleceu a Teoria da Dissociação Iônica, onde a condutividade elétrica das soluções era devido à existência de íons livres. Vejamos: 1º) Testando a condutividade elétrica de uma solução de água com sal de cozinha (NaCl) verificou-se que a lâmpada acendeu, indicando que esta solução conduziu corrente elétrica. Observação macroscópica Explicação microscópica O sal de cozinha é representado pela substância cloreto de sódio (NaCl) que é um composto + iônico constituído pelos íons Na e Cl organizados através de um retículo cristalino. Quando o retículo cristalino de cloreto de sódio entra em contato com a água, ocorre uma separação dos íons, fenômeno denominado de dissociação iônica. Os íons livres obtidos após a dissociação, são os responsáveis pela condutividade elétrica. Este processo de dissociação iônica pode ser representado através da seguinte equação: NaCl(s) H2O Na+(aq) + Cl-(aq) 2º) Testando a condutividade elétrica de uma solução de água com açúcar verificou-se que a lâmpada se manteve apagada, indicando que esta solução não conduziu corrente elétrica. Observação macroscópica: 81 Explicação microscópica: O açúcar é representado pela substância sacarose (C12H22O11) de natureza molecular. A molécula de sacarose não possui íons e também não originou íons em presença de água, o que explica o fato da não condutibilidade elétrica. Quando as moléculas de sacarose foram colocadas em presença de água, ocorreu apenas uma separação das moléculas, fenômeno denominado de dissociação molecular. Este processo de dissociação molecular pode ser representado através da seguinte equação: C12H22O11(s) H2O C12H22O11(aq) 3º) Testando a condutividade elétrica de uma solução de água com cloreto de hidrogênio (HCl) verificou-se que a lâmpada acendeu, indicando que esta solução conduziu corrente elétrica. Observação macroscópica: Explicação microscópica: Veja que caso interessante! O cloreto de hidrogênio (HCl) é um composto molecular, ou seja, não é constituído por íons. No entanto, quando adicionado em água, originou uma solução condutora de eletricidade, que indica que a solução resultante possui íons. Como isto ocorre? Como vimos, em ligação covalente, o cloreto de hidrogênio (HCl) é uma molécula onde o átomo de hidrogênio (Z = 1) compartilha 1 par de elétrons com o átomo de cloro (Z = 17): Quando o cloreto de hidrogênio é borbulhado na água, admite-se que ocorra uma quebra na ligação covalente entre o átomo de hidrogênio e o átomo de cloro, pela molécula de água, originando + os íons H e Cl , responsáveis pela condutibilidade elétrica da solução. A este fenômeno, onde os íons foram produzidos a partir de um composto molecular (sem íons) é denominado de ionização, que pode ser representado esquematicamente por: 82 HCl(g) H2O H+(aq) + Cl-(aq) Resumindo temos: Teoria Eletrolítica: Eletrólitos e não-eletrólitos Eletrólitos são substâncias que, quando dissolvidas em água, conduzem a corrente elétrica. Exemplos de eletrólitos, o NaCl, o NaOH e o HCl. Não-eletrólitos, nesta mesma condição, não conduzem a corrente elétrica. Exemplos de não-eletrólitos, o açúcar e o álcool etílico (C2H5OH) e em sua maioria os compostos orgânicos. Todos os compostos iônicos são eletrólitos e alguns moleculares (ou covalentes) também. A explicação da condução da corrente elétrica esta fundamentada na existência de íons em solução. Seguindo critério baseado na dissociação/ionização, Arrhenius propôs a Teoria da Dissociação Eletrolítica, onde divide as substâncias em grupos com características químicas distintas. + Ácidos: quando em solução aquosa, se dissociam, originando H exclusivamente como íons positivos. HCl → + H + Cl - Bases: quando em solução aquosa, se dissociam, originando OH exclusivamente como íons negativos. NaOH → + Na - + OH Sais: quando em solução aquosa, se dissociam, originando pelo menos um íon positivo + diferente do H e pelo menos um íon negativo diferente do OH . CaSO4 → 2+ Ca 2- + SO4 EXERCÍCIO 1) Indique duas propriedades que caracterizam um ácido e duas que caracterizam uma base. 2) Vendido no comércio com o nome de soda cáustica, O NaOH puro sólido não conduz corrente elétrica. No entanto, se ele for dissolvido em água, passa a conduzir corrente. Explique o que ocorre. 3) Todo composto molecular forma solução eletrolítica? Explique. 4) Para Arrhenius, quais são os íons responsáveis pelas propriedades dos ácidos e das bases? 5) Qual a diferença entre dissociação iônica e ionização? 83 6) Complete as equações de ionização: a) HB r H2O b) H2O HClO4 7) Complete as equações de dissociação iônica: a) KOH(s) H2O b) LiOH(s) H2O 8) (Fuvest-SP) “Auxiliar de enfermagem erra. Em vez de aplicar glicose, usou cloreto de potássio.” (O Estado de S. Paulo, 6.2.1993.) Explique como diferenciar as duas soluções citadas na notícia acima, usando apenas os seguintes matérias: pilhas elétricas, lâmpada de lanterna, pedaços de fios metálicos, frascos contendo as soluções. Faça um esquema da montagem experimental. ESTUDO DOS ÁCIDOS Segundo Arrhenius, ácidos são substâncias que, quando em solução aquosa, se dissociam + + ou ionizam, originando exclusivamente H (prótons) como íons positivos. Na realidade, o H se + associa a uma molécula de água, formando o H3O denominado de íon hidroxônio ou hidrônio. + HCl + H2O → H3O + Cl + H2SO4 + 2 H2O → 2 H3O - 2- + SO4 CLASSIFICAÇÃO DOS ÁCIDOS Presença ou não de oxigênio Oxiácidos: presença de oxigênio na molécula. Exemplos: H2SO4 , HNO3 Hidrácidos: oxigênio não presente na molécula. Exemplos: HCl, HCN Número de hidrogênios ionizáveis Monoácidos: presença de 1 H ionizável. HCl → H + + Cl - Diácidos: presença de 2 H ionizáveis. H2SO4 → + 2H + 2- SO4 Triácidos: presença de 3 H ionizáveis. H3PO4 → + 3H + 3- PO4 volatilidade Voláteis: são gasosos ou líquidos e com baixo ponto de ebulição: HNO3, HCl e H2S Fixos: muito pouco voláteis, somente H2SO4 e H3PO4 grau de ionização Representado pela letra grega alfa . 84 (%) = nº moléculas ionizadas x 100 nº moléculas dissolvidas Quanto maior o valor de alfa, mais alta a tendência do ácido a se dissociar, mais forte é o ácido. ácidos fortes ( ≥ 50%): HI, HBr, HCl, HNO3, H2SO4. ácidos médios (5% < a > 50%): H2SO3, H3PO4, HF. ácidos fracos ( a≤ 5%): H2S, H3BO3, HCN e os ácidos orgânicos. NOMENCLATURA Em função da diversidade tanto de compostos inorgânicos, como é o caso dos que estamos estudando, como orgânicos, a IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada), resolve estabelecer regra para atribuição dos nomes às substâncias Químicas. Tal justificativa de regras é para facilitar o reconhecimento destes compostos, pois dificilmente, um químico, por mais experiente que seja, jamais conseguirá memorizar os nomes das aproximadamente 20 milhões de substâncias hoje existentes (Chemical Abstracts). NOMENCLATURA DOS ÁCIDOS Nomenclatura dos Hidrácidos: Para nomear um ácido não-oxigenado basta escrever o nome do elemento acrescido da terminação ídrico. ácido (nome do elemento) ídrico Exemplos: HCl ácido cloro ídrico ácido clorídrico HBr ácido bromo ídrico ácido bromídrico H2S ácido Sulfur ídrico HCN ácido ciano ídrico ácido sulfídrico ácido cianídrico Nomenclatura dos oxiácidos: Há várias maneiras de nomear os ácidos que contêm oxigênio. A mais prática requer apenas que se memorize a fórmula de cinco ácidos, quatro dos quais são: HNO3 ácido nítrico H2SO4 ácido sulfúrico HClO3 ácido clórico H3PO4 ácido fosfórico Observa-se que todos tem terminação ico. A partir deles, acrescentando ou retirando oxigênios, conseguimos as fórmulas de outros ácidos: (elemento) per ............................... ico (elemento) ..................................... ico (elemento) ..................................... oso (elemento) hipo.............................. oso per = acima +O -O -O hipo = abaixo HClO4 ácido perclórico _ HClO3 H2SO4 ácido ácido clórico sulfúrico HClO2 H2SO3 ácido ácido cloroso sulfuroso _ HClO ácido hipocloroso _ _ +O HNO3 ácido nítrico H3PO4 ácido fosfórico HNO2 ácido nitroso _ H3PO3 ácido -O fosforoso H3PO2 ácido hipofosforoso -O 85 Os traços foram colocados no lugar de ácidos que não existe Há alguns ácidos que podem ser considerados como provenientes da desidratação (perda de água) de outros ácidos. Nesse caso, utilizam-se o prefixo meta e piro. Por exemplo: ácido fosfórico (H3PO4) H3PO4 (ácido fosfórico ou ortofosfórico) - H2 O HPO3 (ácido metafósforico) 2(H3PO4) (ácido fosfórico ou ortofosfórico) - H2 O H4P2O7 (ácido pirofósforico) ÁCIDOS Como consequência do que foi abordado, segundo Arrhenius, ácido é todo composto que, + + dissolvido em água, origina H3O (H ) como único cátion. Uma característica importante dos ácidos é que eles apresentam sabor azedo. ESTUDO DAS BASES As bases, segundo Arrhenius, são substâncias que, em solução, se dissociam, originando como único íon negativo o OH (hidroxila). → Al(OH)3 Ca(OH)2 KOH → Al - + 2+ → K 3+ 3 OH Ca + + OH + - 2 OH - CLASSIFICAÇÃO DAS BASES - Número de OH 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 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. 86 NOMENCLATURA DAS BASES Forma-se o nome de uma base utilizando a palavra hidróxido mais o nome do cátion. hidróxido de nome do elemento (cátion) Exemplos: KOH: hidróxido de potássio KOH → + K + OH - Ba(OH)2: hidróxido de bário 2+ Ba(OH)2 → Ba + 2 OH Al(OH)3: hidróxido de alumínio Al(OH)3 → Al 3+ + 3 OH - Para bases de cátions que possuem duas valências possíveis, utiliza-se a terminação ico para a maior e oso para a menor valência. Aconselha-se, ao invés disso, a utilização de algarismos romanos para indicar a valência. Por exemplo: CuOH hidróxido cuproso hidróxido de cobre I Cu(OH)2 hidróxido cúprico hidróxido de cobre II Fe(OH)2 hidróxido ferroso hidróxido de ferro II Fe(OH)3 hidróxido férrico hidróxido de ferro III O hidróxido de amônio É a única base não metálica e só existe em solução. É obtida pelo borbulhamento de amônia em água. NH3(g) + H2O(l) → + - NH4 (aq) + OH (aq) BASES Como consequência do que foi abordado, segundo Arrhenius, base é todo composto que, dissolvido em água, origina OH como único ânion. Uma característica importante das bases é que elas apresentam características adstringentes. EXERCÍCIO 9) Escreva as equações de ionização,por etapas, dos ácidos sulfúrico(H2SO4), fosfórico (H3PO4) e pirofosfórico (H4P2O7). 87 10) Dadas as fórmulas, classifique os ácidos correspondentes quanto: a) ao número de hidrogênios ionizáveis; b) ao número de elementos na molécula; c) à presença de oxigênio na molécula. HOCN, H2SO4,H2C2O4, HClO3, HClO3, H2CrO4 11) Dadas as fórmulas de alguns ácidos oxigenados, classifique-os quanto a sua força, aplicando a regra de Pauling: a) HNO3 b) HClO4 c) HNO2 d) H3BO3 e) HBrO f) H2SO3 12) Escreva a equação de dissociação das bases a seguir: a) Mg(OH)2 b) Al(OH)3 c) Cu(OH)2 d) NH4OH 13) Dê o nome das seguintes bases: a) KOH b) CuOH c) Cu(OH)2 d) NH4OH 14) Escreva a fórmula das seguintes bases: a) hidróxido estanhoso b) hidróxido de lítio c) hidróxido de magnésio d) hidróxido de estanho IV e) hidróxido férrico f) hidróxido plumboso 15) Classifique as bases de acordo com os critérios estudados: a) CuOH b) NH4OH c) NaOH 16) a força de um ácido é medida pelo(a): a) poder de corrosão dos metais b) conteúdo de oxigênio c) velocidade de ionização d) grau de ionização e) poder de volatilidade ESTUDO DOS SAIS Segundo Arrhenius, sais são substâncias que, quando em solução aquosa, liberam: pelo + menos um íon positivo diferente do H e pelo menos um íon negativo diferente do OH . 2+ CaCl2 → Ca Na2SO4 → 2 Na + + + 2 Cl - SO4 2- 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 REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO 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. 88 Reação de neutralização parcial do ácido: 1 mol de H2SO4 reagindo com 1 mol de NaOH. + Como o H2SO4 possui 2 H em sua molécula, o sal produto será ácido. 1 H2SO4 + 1 NaOH → NaHSO4 + H2O Sais deste tipo são classificados como ácidos. Reação de neutralização parcial da base: 1 mol de Ba(OH)2 reagindo com 1 mol de HCl. Como o Ba(OH)2 possui 2 OH 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. NOMENCLATURA DOS SAIS A nomenclatura dos sais segue a seguinte regra: (nome do ânion) de (nome do cátion) A nomenclatura dos ânions é feita trocando-se a terminação do nome do ácido. HCl ácido clorídrico KCl cloreto de potássio HNO2 ácido nitroso NaNO2 nitrito de sódio HNO3 ácido nítrico KNO3 nitrato de potássio Ácido ídrico oso ico Ânion eto ito ato No caso de sais que na sua constituição possuam cátion que possam ter nox diferentes, devem-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 nox possíveis, pode-se também optar por utilizar os sufixos oso e ico, respectivamente para o menor e maior nox. Fe(NO3)2 Fe(NO3)3 nitrato ferroso nitrato férrico ESTUDO DOS ÓXIDOS Óxido é todo composto químico formado pelo oxigênio e um outro elemento que não seja o flúor. Há óxidos moleculares e óxidos iônicos. Quando um óxido é formado pela união de oxigênio com não-metal, dizemos que ele é molecular. As ligações neste tipo de óxido são covalentes. Quando um óxido é formado pela união de oxigênio com metal, dizemos que ele é iônico. O NOX do oxigênio nos óxidos é 2 . Óxidos moleculares São óxidos formados entre um ametal + oxigênio Exemplos: NO, NO2, CO, CO2 89 A nomenclatura: Alguns não metais formam vários óxidos diferentes, afim de diferenciá-los utilizamse prefixos indicativo da sua quantidade como observado na tabela abaixo. Prefixo + oxido de Prefixo + (nome do elemento) Por Exemplo: Número de átomos na fórmula 01 02 03 04 05 06 07 NO (monóxido de nitrogênio) NO2 (dióxido de nitrogênio) CO (monóxido de carbono) CO2 (dióxido de carbono) N2O5 (pentóxido de dinitrogênio) Prefixo mono di tri tetra penta hexa hepta Óxidos iônicos São óxidos formados entre um metal + oxigênio. Exemplos: Na2O, CaO, K2O A nomenclatura: Entre óxidos iônicos diminui a incidência de átomos que possam gerar vários óxidos com fórmulas diferentes. Por isso, a nomenclatura é mais simples. Óxido de (nome do elemento) + carga do cátion (em algarismo romano) São exemplos de óxidos de metais com carga fixa: Na2O óxido de sódio Al 2O3 óxido de alumínio CaO óxido de cálcio São exemplos de óxidos de metais com carga variável: Cu2O óxido de cobre I FeO óxido de ferro II CuO óxido de cobre II Fe2O3 óxido de ferro III CLASSIFICAÇÃO DOS ÓXIDOS DE ACORDO COM SUAS PROPRIEDADES Óxidos ácidos ou anidridos: podem ser obtidos por desidratação de ácidos, eles reagem com água formando ácido e reagem com base formando sal e água. H2SO4 - H2O = SO3 2 HNO3 - H2O = N2O5 H2SO3 - H2O = SO2 2 HNO2 - H2O = N2O3 H2CO3 - H2O = CO2 2 H3PO4 - 3 H2O = P2O5 Óxidos ácidos reagem com água formando ácidos. SO2 + H2O → H2SO3 SO3 + H2O → H2SO4 Óxidos ácidos reagem com base formando sal e água. SO3 + 2 NaOH → Na2SO4 + H2O CO2 + Ba(OH)2 → BaCO3 + H2O 90 Óxidos básicos: podem ser obtidos da desidratação de bases, os mais importantes são de metais alcalinos e alcalinos terrosos. Ba(OH)2 - H2O = BaO 2 KOH - H2O = K2O Estes óxidos reagem com água formando base. BaO + H2O → Ba(OH)2 K2O + H2O → 2 KOH Estes óxidos reagem com ácidos formando sal e água. BaO + 2 HNO3 → Ba(NO3)2 + H2O K2O + 2 HCl → 2 KCl + H2O Óxidos neutros: não reagem com água, ácido ou base. Os mais importantes são: CO, NO e N2O. Peróxidos são óxidos onde o NOX médio do elemento oxigênio é igual a 1-. O íon peróxido presente nestas substâncias tem a seguinte estrutura: íon peróxido (- O - O -)2Não confunda óxido com peróxido 2- O íon óxido 2- O2 íon peróxido Peróxidos O peróxido de hidrogênio, H2O2, é um peróxido molecular e líquido na temperatura ambiente. 2É comercializado em solução com o nome de água oxigenada. Se o ânion O2 estiver ligado a um metal alcalino ou alcalino-terroso, teremos um peróxido iônico. A nomenclatura: Para os peróxidos a nomenclatura se faz da seguinte maneira. Peróxido de (nome do elemento) Exemplos: H2O2 peróxido de hidrogênio Na2O2 peróxido de sódio CaO2 peróxido de cálcio EXERCÍCIO 17) Escrevas as fórmulas dos sais: a) cloreto de estanho IV b) sulfato ferroso c) fosfato de chumbo II 91 18) Dê os nomes dos seguintes sais: a) Na3PO4 b) Al2(SO4)3 c) KMnO4 19) Escreva a fórmula do: a) óxido de sódio b) óxido férrico c) óxido cuproso 20) Escreva o nome de: a) N2O5 b) Cl2O c) P2O5 21) Complete as equações: a) HCl + KOH → b) H2SO4 + Ca(OH)2 → c) HNO3 + NaOH → 22) (FGV-SP) A acidez estomacal, provocada pelo ácido clorídrico, pode ser neutralizada utilizandose uma solução de: a) NaCl b) K2SO4 c) Mg(OH)2 d) C6H12O6 e) C2H5OH 23) (Univali-SC) A alternativa que apresenta os anidridos correspondentes aos seguintes ácidos: H2SO3, H2CO3, HClO4, é: a) SO2, CO2, SiO2, ClO4. b) SO3, CO2, SiO2, ClO4. c) SO3, CO2, SiO2, Cl2O5. d) SO2, CO, SiO2, Cl 2O3. e) SO2, CO2, SiO2, Cl 2O7. 24) (Faap) Os elementos carbono e alumínio podem combinar-se com o oxigênio, originando os compostos: a) C2O3, Al 2O3 b) CO2, Al 3O4 c) CO, AlO d) CO2, Al2O3 e) CO2, AlO 25) (FGV) Uma solução obtida pela adição de sulfato de alumínio e nitrato de amônio sólidos em + 3+ 23­ água contém os íons NH4 (aq), Al (aq), SO4 (aq) e NO (aq). As citadas substâncias podem ser representadas pelas fórmulas a) AlSO4 e (NH4)3NO3 b) Al 2SO4 e (NH4)3NO c) Al 2(SO4)3 e NH4NO3 d) Al 3SO4 e NH4NO3 e) Al 3(SO4)2 e NH4(NO3)2 26) (Mackenzie) O ácido que é classificado como oxiácido, diácido e é formado por átomos de três elementos químicos diferentes é: a) H2S b) H4P2O7 c) HCN d) H2SO3 e) HNO3 92 REAÇÕES QUÍMICAS Para desenvolver o estudo das reações químicas, devemos relembrar que este conceito está associado à ideia de transformação, ou seja, à produção de novos materiais. A síntese (formação da água) por exemplo pode ser descrita assim: Representado por uma equação química, temos: 2H2(G) + O2(G) → 2H2O(L) Os números que precedem as fórmulas são chamados coeficientes e indicam a proporção entre as substâncias que participam da reação. Embora antes da fórmula do gás oxigênio não apareça nenhum número, está subtendido o coeficiente 1. Então a proporção da reação de síntese da água é 2 : 1 : 2, o que significa que, para cada 2 moléculas H2O formadas, reagiram 2 moléculas de H2 e 1 molécula de O2. Cada reação tem a sua proporção, que como virmos pela Lei das Proporções Constantes, é constante. DETERMINAÇÃO DOS COEFICIENTES A determinação dos coeficientes de uma equação química recebe o nome de balanceamento. Para balancear uma equação, devemos lembrar que a massa antes da reação é igual à massa depois da reação (Lei de Lavoisier), ou seja, apesar de ocorrer um novo arranjo dos átomos, quantidade permanece a mesma. Então, balancear uma equação química, ou acertar seus coeficientes, é igualar a quantidade de átomos de cada elemento participantes nos reagentes e nos produtos. Basicamente existem dois métodos para fazer o balanceamento: o de oxirredução e o das tentativas, que veremos a seguir. MÉTODOS DAS TENTATIVAS Recebe essa denominação porque é um método empírico que consiste em colocar os coeficientes até se atingir a igualdade dos átomos. Apesar das tentativas e erros, é possível seguir uma sequência que facilita a determinação. Vejamos como balancear a equação a seguir: N2 + H2 → NH3 Inicialmente, observamos a quantidade de átomos de nitrogênio: no primeiro membro (reagentes) existem dois átomos (N2); e no segundo membro (produto) apenas um átomo (NH3). Para igualar o número de átomos, devemos colocar o índice de N do primeiro membro, que é 2, como coeficiente do N do segundo, e o índice do segundo, que é 1, como coeficiente do primeiro, ou seja, deve-se fazer uma permuta entre os índices tornando-os coeficientes. Agora, vamos acertar a quantidade de átomos de hidrogênio: no primeiro membro existem dois átomos (H2) e no segundo, seis átomos (2NH3). Então, devemos multiplicar o H2 por 3, e a equação ficará balanceada: 1N2 + 3H2 2 átomos de nitrogênio 6 átomos de hidrogênio → 2NH3 2 átomos de nitrogênio 6 átomos de hidrogênio 93 Embora como descrito seja válida a interpretação, não se deve adotar como uma regra para realizar o balanceamento das equações pelo método das tentativas. Veja para este caso, algumas considerações para o balanceamento de uma equação química: Deve-se começar o acerto dos coeficientes pelo elemento que aparece uma única vez nos dois membros; Se os índices do elemento escolhido forem múltiplos, a simplificação pode ser feita antes da transposição; As fórmulas das subst6ancias não podem ser modificadas; por isso nunca coloque números entre os símbolos de uma mesma fórmula. TIPOS DE REAÇÕES As reações químicas podem ser classificadas segundo vários critérios. Vejamos quais. 1º) Quanto ao envolvimento de calor a) endotérmica (endo = para dentro; térmica = calor): reação que ocorre com absorção de calor. CaCO3 CaO + CO2↑ O símbolo ↑ indica que a substância é um gás e o indica aquecimento. b) exotérmica (exo = para fora; térmica = calor): reação que ocorre com liberação de calor. 2H2 + O2 2H2O + calor 2º) Quanto à velocidade a) rápidas Por exemplo, a combustão (queima) do álcool: C2H6O + 3O2 2CO2 + 3H2O b) lentas Por exemplo, a formação da ferrugem: 4Fe + 3O2 2Fe2O3 3º) Quanto à reversibilidade a) reversível: ocorre simultaneamente nos dois sentidos (o que é indicado pela dupla seta). CaO + CO2 CaCO3 b) irreversível: ocorre num único sentido. NaCl + AgNO3 AgCl + NaNO3 4º ) Quanto às substâncias participantes a) síntese ou adição: reação em que duas ou mais substâncias (simples ou compostas) originam uma única substância composta. 2CO + O2 composta simples 2CO2↑ composta 94 b) análise ou decomposição: reação em que uma única substância composta se desdobra em outras substâncias simples ou compostas. 2HCl composta H2↑ + Cl 2↑ simples simples O fermento químico de bicarbonato de amônio, também conhecido como carbonato ácido de amônio, é misturado à massa de bolo. Ao ser aquecido, decompõese, produzindo gás dentro da massa, que deixa o bolo fofo. NH4HCO3(S) NH3(G) + CO2(G) + H2O(G) c) dupla troca: reação em que duas substâncias compostas produzem duas outras substâncias compostas (o nome resulta do fato de as substâncias permutarem entre si parte de suas estruturas). HCl + NaOH NaCl + AgNO3 NaCl + H2O AgCl + NaNO3 d) simples troca ou deslocamento: reação em que uma substância simples reage com uma composta, produzindo outra substância composta e outra simples. Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu Note que o ferro (Fe) toma o lugar do cobre (Cu) no CuSO4. EXERCÍCIO 27) Determine, pelo método das tentativas, os coeficientes das equações a seguir a) b) c) d) e) H2 + O2 H2 + CI2 CO + O2 NH3 + O2 HCI + O2 H2O HCI CO2 H2O + N2 H2O + Cl 2 28) Classifique as reações, dadas as respectivas equações balanceadas. a) CaCO3 CaO + CO2 b) C + 2H2 CH4 c) NH4NO3 N2O + 2H2O d) BaCI2 + Na2SO4 BaSO4 + 2NaCI e) CaCI2 + K2CO3 CaCO3 + 2KCI f) Fe + 2HCI FeCI2 + H2 h) 2FeCI2 + 3CI2 2FeCI3 i) SO3 + H2O H2SO4 j) NH3 + HCI NH4CI 95 29) Os alunos do primeiro ano observaram algumas transformações e fizeram os relatos abaixo. Classifique as reações observadas ou quanto ao envolvimento de calor ou quanto à velocidade ou quanto à reversibilidade. a) Misturando-se soluções concentradas de ácido clorídrico e hidróxido de sódio, observa-se o aquecimento do tubo de ensaio. b) A adição de um comprimido de Sonrisal à água produz efervescência imediata. c) Ao se adicionar acetato de sódio à água, o tubo de ensaio esfria. d) O aquecimento de sulfato de cobre pentaidratado, de cor azul, produz um sal de cor branca. Acrescentando-se algumas gotas de água, o sal volta a ser azul. e)queima de um chumaço de Bombril produz um resíduo sólido quebradiço e opaco. QUANTIDADES E MEDIDAS Medir uma grandeza significa compará-la com outra da mesma espécie, escolhida como unidade de medida. Veja na tabela a seguir algumas grandezas e suas respectivas unidades de medida usadas internacionalmente. Grandeza comprimento area volume capacidade massa Unidade de medida metro: m metro quadrado: m2 metro cúbico: m3 litro: L quilograma: kg ou grama: g Assim, para medir, por exemplo, a massa de um objeto qualquer, devemos comparar a massa do objeto com a massa da unidade de medida tomada como padrão. Sabemos que essa comparação é feita diretamente e uma balança. MEDIDA DA MASSA DE UM ÁTOMO Para medir massa de um átomo, devemos em primeiro lugar, estabelecer a unidade de mediada. A IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada - UIQPA), órgão que regulamenta as unidade e nomenclaturas da Química estabeleceu a massa da 12ª parte do átomo de 12 carbono-12 (6C ), isótopo mais abundante, como unidade de medida de massas de átomos, ou seja, o átomo de carbono-12 é o padrão de massas atômicas. Assim, para medir a massa de um átomo, basta compará-la com a massa da unidade estabelecida. Evidentemente, como os átomos são unidades muito pequenas, essa comparação é feita através de relações e cálculos matemáticos e não de maneira direta, com uma balança. Por exemplo, se a massa de um átomo de cálcio é 40 u, você pode imaginar a seguinte operação: 96 Com essas informações podemos estabelecer que a massa atômica (MA), ou seja, a massa 1 de um átomo é o número que indica quantas vezes a massa desse átomo é maior que da massa 12 do carbono-12. Os valores de massas atômicas dos elementos químicos evidentemente, não devem ser decorados; toda vês que necessitar de um valor, basta consultar a Tabela Periódica. Esses valores correspondem às médias ponderais dos átomos isótopos constituintes do elemento. Vejamos: Elemento químico Oxigênio Átomos constituintes oxigênio-16 oxigênio-17 oxigênio-18 Massa atômica 15,9949 u 16,9990 u 17,9990 u Participação 99,76% 0,04% 0,20% Logo, a massa atômica do elemento oxigênio será: MAO 15,9949 99,76 16,9990 0,04 17,9990 0,20 15,9994 u (aproximadamente 16 u). 100 MASSA MOLECULAR Sabemos que molécula é um grupamento estável de átomos ligados entre si por ligações covalentes. Esse grupamento constitui a menor porção de uma substância que conserva todas as propriedades características dessa substância. Para determinar a massa molecular ou massa fórmula, devem-se somar as massas atômicas dos elementos que constitui a molécula ou íon-fórmula, no caso de um composto iônico. Por exemplo: A massa molecular da água corresponde a 18 u (MMH2O = 18 u) Como então determinar esse valor? Em consulta a Tabela Periódica, podemos encontrar os valores das massas atômicas (MA) de cada um dos elementos que constitui a molécula. O hidrogênio (H) a massa atômica é 1 u a do oxigênio (O) a massa atômica são 16 u. Logo, somando as massas atômicas dos elementos que constitui a molécula, temos: MMH2O = 1 1 16 18 u EXERCÍCIO 30) Calcule a massa atômica aproximada do elemento cloro, sabendo que: Elemento químico Cloro Átomos constituintes cloro -35 cloro -37 Massa atômica 34,98 u 36,97 u Participação 75,40% 24,60% 97 31) Sabendo que MA27Al = 27 u e MA9Be = 9 u, podemos dizer que: I) a massa do átomo 27Al é 27 vezes maior que 1 da massa do carbono 12 12 27 9 II) a massa do átomo Al é o triplo da massa do átomo Be. 9 III) a massa do átomo Be é nove vezes maior que a massa do carbono-12. Das afirmações: a) somente I é correta. b) somente II é correta. c) somente III é correta. d) I, II e III são correta. e) I e II são correta. 32) Determine a massa molecular das seguintes substâncias: a) álcool metílico (CH4O) b) ácido sulfúrico (H2SO4) c) ácido carbônico (H2CO3) d) gás carbônico (CO2) e) sacarose (C12H22O11) d) nitrato de potássio (KNO3) g) fosfato de alumínio (AIPO4) (Massas atômicas: C = 12 u, H = 1 u, O = 16 u, S = 32 u, Al = 27 u, P = 31 u, N = 14 u, K = 39 u) 33) Determine a massa fórmula de: a) fosfato de cálcio [Ca3(PO4)2] b) nitrato de bário [Ba(NO3)2] c) carbonato de alumínio [AI2(CO3)3] d) hidrogenossulfato de cálcio [Ca(HSO4)2] (Massas atómicas: Ca = 40 u, P = 31 u, O = 16 u, Ba = 137 u, N = 14 u, Al = 27 u, C = 12 u, H = 1 u, S = 32 u) QUANTIDADE DE MATÉRIA Para o químico não há interesse, no seu dia-a-dia, em trabalhar com massas em unidade de massa atômica (u), mas sim com um número bastante grande das entidades átomos, moléculas ou íons cuja massa pode ser expressa em quilogramas ou gramas, por exemplo. Assim surgiu a grandeza quantidade de matéria, cuja unidade é o mol. Mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementares (átomos, moléculas, íons, prótons, elétrons, etc.) quantos são os átomos contidos em 0,012 kg de carbono-12. Mas quantos átomos existem em 0,012 kg de carbonos-12? Experimentalmente conclui-se que a massa de 6,02 • 10 equivale a um grama. 1g equivale a 23 unidades de massa atômica (u) 6,02 • 1023 u Então Quantidade de átomo de carbono-12 1 23 6,02 • 10 Massas 12 u x 98 6,02 10 23 12u 6,02 10 23 12u 1 x 23 x 12 6 ,02 10 1g x 12g 23 A massa de 12 g ou 0,012 kg de carbono-12 contém 6,02 • 10 átomos; logo, 1 mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém 6,02 • 1023 entidades elementares. A quantidade de 6,02 • 1023 mol -1 corresponde a constante de Avogadro MASSA E QUANTIDADE DE MATÉRIA Vamos encontrar a massa de um material cuja quantidade de matéria seja 1 mol de entidades. Veja: Qual é a massa de 1 mol de átomos de ferro? (MAFe = 56 u) massa de 1 átomo de ferro = 56 u 23 23 23 massa de 6,02 • 10 átomos de ferro = 6,02 • 10 • 56 u = 56 • 6 ,02 10 = 56 g 1g Qual é a massa de 1 mol de moléculas de água? H2O MAH = 1 u MAO = 16 u MMH O = 1 u + 1u + 16 u MMH O = 18 u 2 2 massa de 1 molécula de água = 18 u 23 23 23 massa de 6,02 • 10 moléculas de água = 6,02 • IO • 18 u = 18 • 6 ,02 10 = 18 g 1g A massa de 1 mol de moléculas de água é, portanto, 18 g A massa (m) e a quantidade de matéria (n) são grandezas diretamente proporcionais. Então: m constante (M) m M n n onde, m = massa (g) M = massa molar (g/mol) N = quantidade de matéria (mol) A massa molar (M) de um material é a massa desse material por unidade de quantidade de matéria. Sua unidade como mencionado é g/mol. EXERCÍCIO 3 • 6,02 • 1023 moléculas de gás carbônico. 4 Qual é a massa, em gramas, dessa mistura? (Massas atômicas: H = 1 u, O = 16 u, C = 12 u) 34) um químico misturou 5 mols de moléculas de água e 35) Calcule a quantidade de átomos de hidrogênio em 0,75 mol de moléculas de água. 99 36) Calcule o número de átomos existentes em 2 mols de moléculas de ácido fosfórico (H3PO4). 37) Calcule a quantidade de matéria (n) correspondente a: a) 19,6 g de ácido sulfúrico(H2SO4); b) 18 g de glicose (C6H12O6); c) 185 g de hidróxido de cálcio [Ca(OH)2]; d) 20,52 g de sacarose (C12H22O11). (Dados: H = 1 u, S = 32 u, O= 16 u, Ca = 40 u, C =12 u) 38) Determine o número de átomos contidos em: a) 1,5 mol de moléculas de hidrogênio (H2); b) 5 mols de moléculas de água (H2O); c) 1/5 de mol de moléculas de sacarose (C12H22O11); d) 3/8 de mol de moléculas de glicose (C6H12O6) 39) (Fuvest-SP) Em uma amostra de 1,15 g de sódio, o número de átomos é igual a: 23 22 22 a) 6,0 • 10 . c) 6,0 • 10 . e) 1,0 • 10 . 23 22 b) 3,0 • 10 . d) 3,0 • 10 . 23 (Dados: MA: Na = 23; constante de Avogadro = 6,0 • 10 ) 40) (Fuvest-SP) A impressão desta página consumiu cerca de 8 mg de tinta. Calcule a massa e o número de átomos de carbono utilizados para imprimir esta página, supondo que 90% da massa da 23 tinta seja constituída pelo elemento carbono. (Dados: constante de Avogadro = 6,0 • 10 unidades/mol; MA do carbono = 12) BIBLIOGRAFIA PERUZZO, T. M.; CANTO, E. L., Química - volume único, 1ª ed., Ed. Moderna, 1999. SARDELLA, A., Curso Completo de Química - volume único, 2ª ed., Ed. Ática, 1999. USBERCO, J.; SALVADOR, E., Química – volume único, 5ª ed., Ed. Saraiva, 2002. RUSSELL, J. B., Química Geral, 2ª ed., Vol. 1, Ed. Makron Books, 1994. SANTOS, P. L. W.; MÓL, G. S., et al. Química e Sociedade - volume único., Ed. Nova Geração, 2005. ATKINS, P.; JONES, L., Princípios de Química – Questionando a vida moderna e o meio ambiente – Ed. Bookman, 2001, ISBN 85-7307-739-5. 100
