393772792.CADERNO DE TEXTOS Parfor.docx(finalizado)

INSTITUTO FEDERAL DE ENSINO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO PIAUÍ
PRÓ-REITORIA DE ENSINO
COORDENAÇÃO INSTITUCIONAL PARFOR IFPI
CADERNO DE TEXTOS
CURSO:
Licenciatura
Plena
em
Química
MODALIDADE:
PARFOR
DISCIPLIN Princípios
Fundamentais da Química I
A:
MÓDULO:
I SEMESTRE
I
ANO:
2012
E: Roberto Assunção Cardoso
DOCENTE: Jorge
CARGA
60h/10
HORÁRIA:
hhh
PLANO DE DISCIPLINA
OBJETIVO GERAL DA DISCIPLINA:
Obter um primeiro contato com as diversas áreas da química, adquirir
embasamento teórico para as disciplinas que serão cursadas posteriormente.
OBJETIVOS ESPECÍFICOS:

Compreender os códigos e símbolos próprios de uso da Química;

Traduzir a linguagem discursiva em simbólica e vice-versa;

Compreender os diferentes tipos de ligações entre átomos e moléculas nos
diferentes tipos de materiais e suas implicações nas propriedades químicas e
físicas;

Dar nome
aos compostos inorgânicos e
identificar as propriedades
características das diferentes funções inorgânicas;

Resolver problemas utilizando as diferentes unidades de concentração;

Aplicar a lei estequiométrica aos problemas de química;

Compreender as propriedades de sólidos, líquidos e gases.
Página 1
EMENTA:
Matéria e medidas; estrutura atômica; tabela periódica; ligações químicas;
funções inorgânicas; reações químicas e estequiometria; propriedades dos
gases; líquidos, sólidos e forças intermoleculares.
CONTEÚDO PROGRAMÁTICO:

Estrutura Atômica: evolução.

Tabela periódica: propriedades e aplicações

Ligações químicas

Funções inorgânicas: ácidos, bases, sais e óxidos

Cálculos químicos

Propriedades dos gases

Forças intermoleculares
METODOLOGIA:
O professor fará a orientação necessária ao aprendizado adequado durante as
aulas.
RECURSOS:

Quadro de acrílico.

Pincel e apagador

Notebook e Data show

Listas de exercícios
Página 2
AVALIAÇÃO:
As avaliações constarão das notas referentes às atividades desenvolvidas nas
aulas e ao desempenho do aluno.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS:
Bibliografia básica
1 - ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: Questionando a Vida
Moderna e o Meio Ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2007.
2 - BROWN, T. L.; LEMAY J. R. H. E.; BURSTEN, B. E.; BURDGE, J. R.
Química, a ciência central. 9. ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2010.
3 - JOHN B. Russell. Química Geral (Volume I e II), 2 Edicäo, Editora Makron
Books, 1994.
Bibliografia complementar
[1] - KOTZ, J. C.; TREICHEL. P. Química e Reações Químicas. 4 ed. vol 1.
Rio de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos, 2002.
[2] - MASTERTON, W. L.; SLOWINSKI, E. J.; STANITSKI, C. L. Princípios de
Química, Rio de. Janeiro: LTC, 1990.
[3] - BRADY, J. E; HUMISTON, G. E. Química Geral. 2 ed. Rio de Janeiro,
Livros Técnicos e Científicos, v.1 e v.2, 1986.
Página 3
CRONOGRAMA DE ATIVIDADES DA DISCIPLINA
PREVISÃO
DATA
UNIDADE
CONTEÚDOS
ATIVIDADES
DE
REFERÊNCIAS
HORASAULA
1.CESAR, PAULO. Modelos Atômicos.
Disponível
em:
<http://www.profpc.com.br/Resumos.>
Acessado em: 28/06/2012 as 16:00hs.
2 - ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de
04/07 a
12/07
01
Conceitos
Aula
expositiva
e Química:
fundamentais,
dialogada,
Modelos Atômicos.
de exercícios em sala.
Questionando
a
Vida
resolução Moderna e o Meio Ambiente. 3. ed.
10.
Porto Alegre: Bookman, 2007.
3 - BROWN, T. L.; LEMAY J. R. H. E.;
BURSTEN, B.
E.;
BURDGE,
J.
R.
Química, a ciência central. 9. ed. São
Paulo: Pearson Prentice Hall, 2010.
13/07 a
18/07
02
1.CESAR, PAULO. Tabela Periódica.
Disponível
em:
<http://www.profpc.com.br/Resumos.>
Aula
expositiva
e
Tabela
Periódica:
Acessado em: 28/06/2012 as 16:00 hs.
dialogada, resolução
Propriedades
e
2. ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de
de exercícios em sala,
aplicações.
Química:
Questionando
a
Vida
aplicação de trabalho.
Moderna e o Meio Ambiente. 3. ed.
Porto Alegre: Bookman, 2007.
Página 4 de 116
04.
1. CESAR, PAULO. Ligações Químicas.
Disponível
em:
<http://www.profpc.com.br/Resumos.>
Acessado em: 29/06/2012 as 14:00 hs.
2. ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de
19/07 a
02/08
Ligações químicas e Aula
03
expositiva
e
forças
dialogada,
resolução
intermoleculares.
de exercícios em sala.
Química:
Questionando
a
Vida
Moderna e o Meio Ambiente. 3. ed.
Porto Alegre: Bookman, 2007.
14
2 - BROWN, T. L.; LEMAY J. R. H. E.;
BURSTEN, B.
E.;
BURDGE,
J.
R.
Química, a ciência central. 9. ed. São
Paulo: Pearson Prentice Hall, 2010.
1.CESAR, PAULO. Funções Inorgânicas.
Disponível
em:
Aula
expositiva
e
<http://www.profpc.com.br/Resumos.>
Funções Inorgânicas: dialogada, resolução Acessado em: 28/06/2012 as 16:00hs
A definir
04
Ácidos, Bases, Sais e de exercícios em sala, 2. ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de
Óxidos.
apresentação
seminário.
de Química:
Questionando
a
8.
Vida
Moderna e o Meio Ambiente. 3. ed.
Porto Alegre: Bookman, 2007.
e 1. CESAR, PAULO. Estequiometria.
Disponível
em:
dialogada, resolução
<http://www.profpc.com.br/Resumos.>
de exercícios em sala, Acessado em: 28/06/2012 as 16: 00 hs.
Aula
A definir
05.
Cálculos Químicos.
expositiva
resolução
de 2 - ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de
Página 5 de 116
12
exercícios práticos.
Química:
Questionando
a
Vida
Moderna e o Meio Ambiente. 3. ed.
Porto Alegre: Bookman, 2007.
3 - BROWN, T. L.; LEMAY J. R. H. E.;
BURSTEN, B.
E.;
BURDGE,
J.
R.
Química, a ciência central. 9. ed. São
Paulo: Pearson Prentice Hall, 2010.
1.CESAR, PAULO. Estudo dos Gases.
Disponível
em:
<http://www.profpc.com.br/Resumos.>
Acessado em: 28/06/2012.
Aula
A definir
06
Propriedades
Gases
dos
expositiva
dialogada,
e
resolução
de exercícios em sala,
resolução
exercícios práticos.
de
2. ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de
Química:
Questionando
a
Vida
Moderna e o Meio Ambiente. 3. ed.
Porto Alegre: Bookman, 2007.
3. BROWN, T. L.; LEMAY J. R. H. E.;
BURSTEN, B.
E.;
BURDGE,
J.
R.
Química, a ciência central. 9. ed. São
Paulo: Pearson Prentice Hall, 2010.
2 as 16: 00hs
Página 6 de 116
12.
Relação de textos
Texto
1
1. CESAR, PAULO. Modelos Atômicos. Disponível em:
<http://www.profpc.com.br/Resumos.>, Acessado em: 28/06/2012.
2. ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: Questionando a
Vida Moderna e o Meio Ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman,
2007.
3. BROWN, T. L.; LEMAY J. R. H. E.; BURSTEN, B. E.; BURDGE, J.
R. Química, a ciência central. 9. ed. São Paulo: Pearson Prentice
Hall, 2010.
Texto
1. CESAR, PAULO. Tabela Periódica. Disponível em:
<http://www.profpc.com.br/Resumos.>, Acessado em: 28/06/2012.
2
2. ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: Questionando a
Vida Moderna e o Meio Ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman,
2007.
Texto
1. CESAR, PAULO. Ligações Químicas e Geometria molecular.
Disponível em: <http://www.profpc.com.br/Resumos.>, Acessado
em: 28/06/2012.
3
2. ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: Questionando a
Vida Moderna e o Meio Ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman,
2007.
3. BROWN, T. L.; LEMAY J. R. H. E.; BURSTEN, B. E.; BURDGE, J.
R. Química, a ciência central. 9. ed. São Paulo: Pearson Prentice
Hall, 2010.
Texto
1. CESAR, PAULO. Funções Inorgânicas. Disponível em:
<http://www.profpc.com.br/Resumos.>, Acessado em: 28/06/2012.
4
2. ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: Questionando a
Página 7
Vida Moderna e o Meio Ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman,
2007
Texto
1.
CESAR,
PAULO.
Estequiometria.
Disponível
em:
<http://www.profpc.com.br/Resumos.>, Acessado em: 30/06/2012.
5
2. ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: Questionando a
Vida Moderna e o Meio Ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman,
2007.
3. BROWN, T. L.; LEMAY J. R. H. E.; BURSTEN, B. E.; BURDGE, J.
R. Química, a ciência central. 9. ed. São Paulo: Pearson Prentice
Hall, 2010.
Texto
1. CESAR, PAULO. Estudo dos Gases. Disponível em:
<http://www.profpc.com.br/Resumos.>, Acessado em: 29/06/2012.
6
2. ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: Questionando a
Vida Moderna e o Meio Ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman,
2007.
3. BROWN, T. L.; LEMAY J. R. H. E.; BURSTEN, B. E.; BURDGE, J.
R. Química, a ciência central. 9. ed. São Paulo: Pearson Prentice
Hall, 2010.
Página 8
Inserir as matrizes dos textos listados, identificados segundo
a sequência numérica expressa na tabela.
OBSERVAÇÃO:
AS MATRIZES NÃO PODERÃO SER RISCADAS/RASURADAS, DEVENDO ESTAR DISPOSTAS EM
FRENTE E VERSO E TRAZER NA PRIMEIRA FOLHA A IDENTIFICAÇÃO DA NUMERAÇÃO (TEXTO
01, TEXTO 02, TEXTO N...) E A FICHA CATALOGRÁFICA DA OBRA, QUANDO SE TRATAR DE
CAPÍTULO DE LIVRO.
Página 9
Texto 1
1.CESAR,
PAULO.
Modelos
Atômicos.
Disponível
<http://www.profpc.com.br/Resumos.>, Acessado em: 28/06/2012 as 16:00hs
em:
2. ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna
e o Meio Ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2007.
3. BROWN, T. L.; LEMAY J. R. H. E.; BURSTEN, B. E.; BURDGE, J. R. Química, a
ciência central. 9. ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2010.
MODELOS ATÔMICOS
1 - Cronologia
450 a.C. - Leucipo
A
matéria
pode
se
dividir
em
partículas
cada
vez
menores.
400 a.C. - Demócrito
Denominação átomo para a menor partícula de matéria. Considerado o pai do
atomismo
grego.
60 a.C. - Lucrécio
Autor do poema De Rerum Natura, através do qual foi consolidado o atomismo de
Demócrito.
1661 - Boyle
Autor do livro Sceptical chemist, no qual defendeu o atomismo e deu o primeiro
conceito
de
elemento
com
base
experimental.
1808 - Dalton
Primeiro modelo atômico com base experimental. O átomo é uma partícula maciça e
indivisível.
O
modelo
vingou
até
1897.
1834 - Faraday
Estudo quantitativo de eletrólise, através do qual surgiu a idéia da eletricidade
associada
aos
átomos.
1859
Primeiras experiências de descargas elétricas em gases a pressão reduzida (ao
redor de 10 mmHg). Descoberta dos "raios" posteriormente chamados catódicos.
1874 - Stoney
Admitiu que a eletricidade estava associada aos átomos em quantidades discretas.
Primeira
idéia
de
quantização
da
carga
elétrica.
Página 10
1879 - Crookes
Primeiras
experiências
de
descarga
elétrica
a
alto
vácuo.
1886 - Goldstein
Descargas elétricas em gases a pressão reduzida com cátodo perfurado.
Descoberta
dos
raios
canais
ou
positivos.
1891 - Stoney
Deu o nome
de
elétron
1895 - Röentgen
Descoberta
para
a
unidade
de
dos
1896 - Becquerel
Descoberta
carga
elétrica
raios
negativa.
X.
da
radioatividade.
1897 - Thomson
Descargas elétricas em alto vácuo (tubos de Crookes) levaram à descoberta do
elétron. O átomo seria uma partícula maciça, mas não indivisível. Seria formado por
uma geléia com carga positiva, na qual estariam incrustados os elétrons (modelo do
pudim de passas). Determinação da relação carga/massa (e/m) do elétron.
1898 - Casal Curie
Descoberta
do
polônio
1900 - Max Planck
Teoria
e
do
dos
rádio.
quanta.
1905 - Einstein
Teoria da relatividade. Relação entre massa e energia (e = mc 2). Esclarecimento do
efeito fotoelétrico. Denominação fóton para o quantum de energia radiante.
1909 - Millikan
Determinação
da
carga
do
elétron.
1911 - Rutherford
O átomo não é maciço nem indivisível. O átomo seria formado por um núcleo muito
pequeno, com carga positiva, onde estaria concentrada praticamente toda a sua
massa. Ao redor do núcleo ficariam os elétrons, neutralizando sua carga. Este é o
modelo do átomo nucleado, um modelo que foi comparado ao sistema planetário,
onde o Sol seria o núcleo e os planetas seriam os elétrons.
1913 - Bohr
Modelo atômico fundamentado na teoria dos quanta e sustentado
experimentalmente com base na espectroscopia. Distribuição eletrônica em níveis
de energia. Quando um elétron do átomo recebe energia, ele salta para outro nível
de maior energia, portanto mais distante do núcleo. Quando o elétron volta para o
seu nível de energia primitivo (mais próximo do núcleo), ele cede a energia
anteriormente recebida sob forma de uma onda eletromagnética (luz).
1916 - Sommerfeld
Página 11
Modelo das órbitas elípticas para o elétron. Introdução dos subníveis de energia.
1920 - Rutherford
Caracterização do próton como sendo o núcleo do átomo de hidrogênio e a unidade
de
carga
positiva.
Previsão
de
existência
do
nêutron.
1924 - De Broglie
Modelo
da
partícula-onda
1926 - Heisenberg
Princípio
para
o
elétron.
da
1927 - Schrödinger
Equação
de
função
de
incerteza.
onda
para
o
elétron.
1932 - Chadwick
Descoberta do nêutron.
2 - Carga Elétrica
Natureza
Valor relativo
Massa relativa
Próton
Positiva
+1
1
Nêutron
Não existe
0
1
Elétron
Negativa
-1
1/1836
3 - Camadas Eletrônicas
Os elétrons estão distribuídos em camadas ou níveis de energia:
camada
K
L
M
N
O
P
Q
1
2
3
4
5
6
7
núcleo
nível
Número máximo de elétrons nas camadas ou níveis de energia:
K
L
M
N
O
P
Q
2
8
18
32
32
18
8
4- Subníveis de energia
Página 12
As camadas ou níveis de energia são formados de subcamadas ou subníveis de
energia, designados pelas letras s, p, d, f.
Subnível
s
p
d
f
Número máximo de elétrons
2
6
10
14
Subníveis conhecidos em cada nível de energia:
Subnível 1s 2s 2p 3s 3p 3d
4s 4p 4d 5s 5p 5d
6s 6p 6d 7s
4f
5f
1
2
3
4
5
6
7
K
L
M
N
O
P
Q
Nível
Subníveis em ordem crescente de energia:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d
5- Preenchimento dos subníveis
Os subníveis são preenchidos sucessivamente, na ordem crescente de energia, com
o número máximo de elétrons possível em cada subnível. (Regra de aufbau)
Os números quânticos indicam a energia do elétron no átomo e a região de máxima
probabilidade de se encontrar o elétron.
O número quântico principal (n) indica o nível de energia. Varia de n = 1 a n = ¥,
respectivamente,
no
1º,
2º,
3º,...
nível
de
energia.
2
O número máximo de elétrons em cada nível é dado por 2n . Entre os átomos
conhecidos, no estado fundamental, o número máximo de elétrons num mesmo nível
é
32.
O número quântico secundário ou azimutal (l) indica a energia do elétron no
subnível. Nos átomos conhecidos, no estado fundamental, há quatro subníveis,
representados por s, p, d, f, em ordem crescente de energia.
Subnível
s
p
d
f
Número quântico azimutal
l=0
l=1
l=2
l=3
6- Orbitais
Os subníveis são formados de orbitais. Orbital é a região da eletrosfera onde há
maior probabilidade de estar localizado o elétron do átomo. O número máximo de
elétrons em cada orbital é 2.
Página 13
A cada orbital foi atribuído um número quântico magnético (m) cujo valor varia de l a +l, passando por zero.
subnível s
um só orbital s
(0)
subnível p
três orbitais p
(-1) (0) (+1)
subnível d
cinco orbitais d
(-2) (-1) (0) (+1) (+2)
subnível f
sete orbitais f
(-3) (-2) (-1) (0) (+1) (+2) (+3)
O orbital s tem forma esférica. Os orbitais p têm forma de duplo ovóide e são
perpendiculares entre si (estão dirigidos segundo três eixos ortogonais x, y e z.
7- Spin
Spin é o movimento de rotação do elétron em torno de seu eixo. Pode ser paralelo
ou antiparalelo. A cada um deles foi atribuído um número quântico: + 1/2 e -1/2.
8- Princípio da exclusão de Pauli
Em um mesmo átomo, não existem dois elétrons com quatro números quânticos
iguais.
Como conseqüência desse princípio, dois elétrons de um mesmo orbital têm spins
opostos.
Um orbital semicheio contém um elétron desemparelhado; um orbital cheio contém
dois elétrons emparelhados (de spins opostos).
9- Regra de Hund
Ao ser preenchido um subnível, cada orbital desse subnível recebe inicialmente
apenas um elétron; somente depois de o último orbital desse subnível ter recebido
seu primeiro elétron começa o preenchimento de cada orbital semicheio com o
segundo elétron.
Veja um exemplo: para o átomo de potássio (19K): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3s1
Os números sobrescritos na letra correspondem ao número de elétrons existentes
na subcamada. Fazendo a distribuição eletrônica nos orbitais para o potássio,
teremos:
Página 14
Cada seta indica um elétron. Perceba que, em cada orbital, quando existem dois
elétrons, são sempre de spins opostos. Geralmente, os átomos se ligam uns aos
outros, de modo a ter emparelhados todos os seus elétrons.
Nesse caso, o potássio pode perder seu elétron 3s, ficando assim com 5
subcamadas completas. O elétron de maior energia, chamado elétron de
diferenciação, é o último elétron distribuído no preenchimento dos orbitais, de acordo
com a regra de Hund.
Elétron de maior energia ou elétron de diferenciação é o último elétron distribuído no
preenchimento da eletrosfera, de acordo com as regras estudadas.
10- O princípio da incerteza de Heisenberg
O princípio da incerteza, desenvolvido pelo físico alemão Werner Heisenberg,
estabelece que é impossível conhecer simultaneamente a posição e a energia de
uma partícula tal como o elétron. Isso porque, para se estudar uma partícula, é
preciso interagir de alguma maneira com esta partícula.
Nenhum instrumento pode "sentir" ou "ver" um elétron sem influenciar intensamente
o seu movimento. Se, por exemplo, construíssemos um microscópio tão poderoso,
capaz de localizar um elétron, teríamos de usar uma radiação com um comprimento
de onda muito menor que o da luz. (Para que um objeto diminuto possa ser visto
num microscópio, o comprimento da luz utilizado deve ser menor que o diâmetro do
objeto.)
Esse supermicroscópio imaginário deveria, para isso, usar raios x ou raios g. Mas a
energia destas radiações é tão grande que modificaria a velocidade e,
consequentemente, o momento do elétron, numa quantidade grande e incerta.
O princípio da incerteza pode ser assim interpretado: quanto mais de perto
tentarmos olhar uma partícula diminuta, tanto mais difusa se torna a visão da
mesma.
11- A dualidade partícula-onda do elétron
O físico francês De Broglie tentou associar a natureza dualista da luz ao
comportamento do elétron. Mais tarde essa hipótese foi demonstrada
experimentalmente
Portanto, hoje, admite-se que assim como a luz, o elétron tem natureza dupla (dual):
ora se comporta como partícula e ora se comporta como se fosse uma onda.
De acordo com a relação de De Broglie, todas as partículas deveriam ter
propriedades ondulatórias. Os objetos relativamente grandes como bolas de futebol
e automóveis provavelmente têm propriedades de ondas. Porém, estes objetos têm
Página 15
massas tão grandes que seus comprimentos de onda são extremamente pequenos,
e seu caráter ondulatório é desprezível.
12- As equações de onda
É possível descrever qualquer movimento ondulatório por um tipo de equação
matemática chamada equação de onda . O físico austríaco Erwin Schrödinger, em
1926, escreveu uma equação de onda para descrever o elétron num átomo de
hidrogênio.
Essa equação ficou conhecida como equação de Schrödinger. Segundo
Schrödinger, cada solução de uma equação de onda para o elétron em um átomo de
hidrogênio, chamada função de onda , corresponde a um nível quantizado de
energia, e o uso desta solução possibilita a determinação das propriedades
ondulatórias do elétron naquele nível.
A função de onda é representada pela letra grega Ψ (psi). Frequentemente usamos
um índice para sua identificação. Assim, por exemplo, Ψ 2p representa a função de
onda para um elétron da subcamada 2p.
O valor de Ψ corresponde à amplitude da onda do elétron. Porém, mais importante é
o valor de Ψ2 , que de acordo com a mecânica quântica, representa a probabilidade
de se encontrar um elétron numa estreita região específica do espaço. Essa
probabilidade é dada por unidade de volume, sendo por isso, chamada densidade
de probabilidade.
13- Os orbitais atômicos
Os orbitais s - Do gráfico da densidade de probabilidade Ψ21s em função da
distância do núcleo, r, observamos que a probabilidade de se encontrar esse elétron
é grande nas proximidades do núcleo e decresce com o aumento da distância ao
núcleo.
A forma da curva da densidade de probabilidade para um elétron s independe da
direção, isto é, a probabilidade de encontrar um elétron s diminui com a distância do
núcleo, da mesma maneira, em todas as direções. Portanto, podemos dizer que a
distribuição da densidade de probabilidade para um elétron s é esfericamente
simétrica.
Página 16
Os orbitais p - Como dissemos anteriormente, a subcamada p tem 3 orbitais. No
átomo isolado, esses três orbitais têm a mesma energia e a mesma densidade de
probabilidade para o elétron. Os orbitais p têm a forma de haltere, com dois lobos
separados por um nó. Eles diferem entre si pela sua orientação no espaço. Usando
um sistema de coordenadas tridimensionais cartesianas podemos representar os
três como: px , py e pz.
Os orbitais d - A subcamada d consistem em cinco orbitais, representados por d x ,
dy , dz , dx2 - y2 e dz2 . No átomo isolado, todos eles têm energias equivalentes.
Página 17
Os orbitais f - Os orbitais f são ainda mais complexos que os orbitais d. Eles são
importantes apenas para a química dos elementos lantanóides e actinóides.
Exercícios
01- O conhecimento sobre estrutura atômica evoluiu à medida que determinados
fatos experimentais foram sendo observados, gerando a necessidade de
proposição de modelos atômicos com características que os explicassem.
Escreva as características do modelo: Dalton; Thomson; Rutherford e Bohr,
respectivamente.
02
- A existência dos átomos é justificada:
I - por experiências com microscópios eletrônicos
II - pelas leis das proporções definidas edas proporções multiplas
III - pela estrutura cristalina
(MEDICINA-Santa Casa-68)
03 - I - Os elétrons não estão distribuídos ao acaso em torno do núcleo,
mas sim em localizações determinadas como orbitais.
II - Os orbitais são designados K. L, M, N, etc, a partir do núcleo
para a periferia dos átomos.
III - Dois ou mais elétrons de "spins" contrários se localizam em
cada orbital.
04 - A configuração
normal e a seguinte:
eletrônica
correta do
Mn
átomo de manganês, no estado
Z = 25
Página 18
a)
ls2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2
b)
ls2 2p2 2p6 3s2 3p5 3d6 4s2 d) ls2 2s2 2p6 3s2 3p4 3d7 4s2
c)
ls2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d7
As
e ) ls2 2s2 2p6 3s3 3p4 3d8 4s
próximas tres questões, referem-se aos
átomos
dos
seguintes
elementos:
Elemento
No.
S
.........
Ar
.........
K
.........
atômico
16
18
Ti .........
No. de massa
..........
32
..........
39
19 ..........
22
40
..........
48
Cu .........
29
..........
63
Zn .........
30
..........
65
05 - A configuração eletrônica dos átomos de Ti é:
a)
ls2,
2s2,
2p6,
3s2,
3p6,
4s2, 3d2
b)
ls2,
2s2,
2p6,
3s2,
3p6,
3d4
c)
ls2,
2s2,
2p6,
3s2,
3p2
3d5
d)
ls2,
2s2,
2p6,
3s2,
3p6,
4S1, 3d3
e)
ls2,
2s2,
2p6,
3s3,
3p6 ,
4s2, 3dl
06 - São isoeletrônicos os íons:
a) K+ e Cu+
b) S = , Zn + + e Ti + +
c) Cu++, Zn++ e Ti++
d) Cu++ e Zn++
e) S= e K+
07 - Assinale a afirmativa verdadeira:
a)
Entre os
elementos
dados,
o
argônio
apresenta o maior
raio
atômico porque tem todos seus níveis completos.
b) Os átomos de titânio, cobre e zinco apresentara
seus
elétrons
diferenciadores em orbitais "p".
c)
Os
átomos
de
argonio e potássio na relação
acima tem igual
número de neutrons no núcleo.
d) Os elementos de número atômico 16, 18 e 19 tem todos
os
seus elétrons diferenciadores no mesmo nível principal.
Página 19
e)
Os
elementos
de número
atômico
19,
22,
29,
30,
são
elementos de transição.
08 - Considere as seguintes informações sobre os átomos A, B e C:
A e B são isótopos.
A e C são isótonos.
B e C são isóbaros.
O numero de massa de A é igual a 55.
A soma dos números de prótons de A, B e C é igual a 79.
A soma dos números de nêutrons de A, B e C é igual a 88.
Determine os números atômicos e de massa de A, B e C.
09- O íon Fe2+, que faz parte da molécula de hemoglobina e integra o sistema de
transporte de oxigênio no interior do corpo, possui 24 elétrons e número de massa
igual a 56. Qual o número atômico e o número de nêutrons desse íon?
.
10 - O átomo do elemento químico A tem número de massa 20 e é isótopo do átomo
do elemento B de número de massa 22. Este é isóbaro do átomo do elemento C que
tem número atômico 12. Sabe-se que A e C são isótonos, qual é o número atômico
do elemento químico A?
11 - A alternativa que reúne apenas espécies isoeletrônicas é:
a) 7N3–, 9F–, 13A3+
b) 16S , 17Cl–, 19K+
c) 10Ne, 11Na, 12Mg
d) 20Ca2+, 38Sr2+, 56Ba2+
e) 17Cl–, 35Br–, 53I–
Página 20
Texto 2
1.
CESAR,
PAULO.
Tabela
Periódica.
Disponível
<http://www.profpc.com.br/Resumos.>, Acessado em: 28/06/2012 as 16:00hs.
em:
2. ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna
e o Meio Ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2007.
TABELA PERIÓDICA
1- UMA BREVE HISTÓRIA DA TABELA PERIÓDICA
À medida que os elementos químicos foram sendo descobertos, observou-se
semelhanças entre as propriedades físicas e químicas em determinados grupos
desses elementos. Procurava-se então uma maneira de selecionar os elementos em
conjuntos de propriedades semelhantes.
A primeira classificação realmente útil surgiu em 1869 com base nos trabalhos
apresentados por Lothar Meyer e, principalmente, Dmitri Mendeleyev. O grande
cientista russo Mendeleyev propôs a disposição dos elementos em ordem crescente
de massa atômica e colocou-os em grupos ou famílias de tal modo que cada grupo
apresentasse elementos com propriedades química semelhantes. Um dos méritos
desta classificação foi a previsão da existência de alguns elementos. Mendeleyev
organizou sua classificação para 60 elementos existentes na época e ficavam alguns
buracos, os quais seriam preenchidos com elementos descobertos posteriormente.
Assim, Mendeleyev pôde prever algumas propriedades desses elementos
desconhecidos.
A classificação de Mendeleyev, no entanto, apresentava alguns problemas. Por
exemplo, o cobalto e o níquel ficariam em posições contrárias às atuais, se fossem
colocados em ordem crescente de massa atômica. Mendeleyev inclusive afirmou
que outro critério de classificação ainda iria ser criado para sanar essas falhas. Com
efeito, em 1913, Moseley lançou o conceito de número atômico e a tabela de
Mendeleyev foi reorganizada. Os elementos foram dispostos em ordem crescente de
número atômico e então praticamente chegou-se à tabela atual.
2- A CLASSIFICAÇÃO ATUAL DOS ELEMENTOS
A atual tabela periódica dos elementos é dividida em grupos e períodos. Cada
coluna vertical é denominada grupo ou família e cada fila horizontal é denominada
período. Os grupos são divididos em A e B. Os grupos A são enumerados de IA até
VIIA, mais o grupo 0. Os elementos destes grupos são conhecidos como elementos
representativos, cujo subnível de maior energia de seus átomos é s ou p. Os grupos
B são enumerados de IB até VIIIB. Os elementos destes grupos são chamados
elementos de transição, e o subnível de maior energia de seus átomos é d. A
IUPAC, no entanto, recomenda atualmente, a numeração dos grupos em algarismos
arábicos de 1 a 18, da esquerda para a direita. Os períodos são enumerados de 1 a
7 e as duas fileiras localizadas à parte da tabela são os elementos actinóides e
Página 21
lantanóides, que constituem os elementos de transição interna, cujo subnível mais
energético de seus átomos é f.
O período em que um elemento está localizado indica o número de subníveis do
elemento. Assim, por exemplo, o fósforo está localizado no 3o período, logo, tem 3
camadas ou níveis de energia. Nas famílias A (representativos) e nos grupos IB e
IIB, o número da coluna indica o número de elétrons da camada de valência do
elemento. Assim, o oxigênio, por exemplo, que está no grupo 6A, apresenta 6
elétrons na última camada.
3- AS CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS
Na tabela periódica os átomos são organizados na ordem crescente de seus
números atômicos. A periodicidade nas propriedades dos elementos é resultado da
periodicidade nas configurações eletrônicas de seus átomos. Pode-se dizer que
cada período é iniciado pela adição de um elétron a uma nova camada, mais
externa, denominada camada de valência. Os elétrons da camada de valência são
grandemente, embora não exclusivamente, responsáveis pela maneira dos átomos
se combinarem entre si. Quando oito elétrons estão presentes na camada de
valência, sua configuração é ns2 np6 e o elemento é um gás nobre. Esta é uma
configuração estável e os gases nobres têm pouca tendência a reagir. A
configuração ns2 np6 é chamada octeto, porque consiste em um total de oito
elétrons, e a generalização desta configuração de especial estabilidade é conhecida
como regra do octeto. Muitos elementos adquirem estabilidade através do octeto.
4- O RAIO ATÔMICO
O raio de um átomo nos informa o seu "tamanho", isto é, o volume atômico, e não é
uma coisa fácil de ser calculada. Não por dificuldades devido às técnicas
experimentais, mas à interpretação dos resultados. Por exemplo, na molécula de H 2,
o raio covalente (distância entre os núcleos de dois átomos ligados) é de 0,074 nm
(0,034 nm por átomo). No diamante, a distância de ligação entre dois átomos de
carbono é de 0,154 nm (0,077 nm por átomo). No entanto, na molécula de CH 4 , a
distância entre um átomo de carbono e um átomo de hidrogênio, que supostamente
seria dada por 0,034 nm + 0,077 nm, ou seja, 0,114 nm, é de 0,110 nm. Os métodos
empregados são bem precisos e a discrepância de 0,004 nm não pode ser
desprezada. Isso nos mostra que o raio efetivo do átomo não é constante. A
contribuição de cada átomo na distância de ligação total depende da natureza da
ligação, que por sua vez, depende, em parte, das propriedades dos átomos.
Apesar das dificuldades, é possível reunir um conjunto de dados de raios atômicos
aproximados obtidos de medidas de distâncias interatômicas. Os resultados
demonstram uma variação periódica dos raios atômicos em função do número
atômico. O raio atômico decresce ao longo do período e abaixo dos grupos. Isso se
deve ao fato de que ao longo de um período o número atômico aumenta, isto é, o
núcleo contém mais prótons, o que aumenta a carga nuclear. Isso provoca um
aumento na força de atração exercida sobre os elétrons, aproximando-os do núcleo.
Como resultado, o raio atômico diminui.
É interessante notar que, na série dos elementos de transição, o decréscimo do raio
atômico é moderado em relação à dos representativos. A estruturação da
configuração eletrônica dos elementos de transição é caracterizada pelo aumento
Página 22
gradual de elétrons na segunda camada externa (n -1)d, e não na camada de
valência, n. Uma vez que os elétrons são colocados entre o núcleo e a camada de
valência, eles protegem parcialmente os elétrons da camada de valência da força de
atração exercida pelo núcleo. Esse efeito, chamado de efeito de blindagem, reduz a
carga nuclear efetiva, mantendo os elétrons de valência do átomo. Portanto, o raio
atômico ao longo das séries dos elementos de transição não decresce tão
rapidamente
como
nas
dos
representativos.
No final da série dos elementos de transição, a subcamada (n -1)d se aproxima de
sua população máxima, 10 elétrons, aumentando o efeito de blindagem;
consequentemente, as repulsões inter-eletrônicas entre a camada (n -1)d e a
camada de valência compensam quase completamente o aumento na carga nuclear,
acarretando um menor aumento no tamanho do raio, principalmente na série dos
elementos de transição interna, onde a subcamada (n -2)f, que é preenchida ao
longo do período, comporta um grande número de elétrons (14, no máximo). Num
mesmo grupo, o raio atômico aumenta e, nos elementos representativos, esse
aumento é bastante pronunciado. A carga nuclear é crescente no grupo, e o núcleo
tende a atrair mais fortemente os elétrons, porém, o número de camadas eletrônicas
também é crescente. Portanto, as repulsões inter-eletrônicas compensam essa
atração nuclear, aumentando o raio atômico.
5- O RAIO IÔNICO
Um caso interessante que devemos denotar em relação ao raio de um átomo é a
alteração no tamanho deste quando o átomo se transforma em um íon. O raio de um
íon é chamado raio iônico . Quando comparamos um átomo neutro com seu íon, a
carga efetiva do núcleo sobre os elétrons permanece constante, pois o número
atômico não se altera. Porém, como o número de elétrons em um íon é sempre
diferente do número de elétrons do átomo neutro, ocorrerá uma diferença no raio
atômico decorrente dessa situação. Por exemplo, um átomo de sódio, cuja
configuração é 1s2 2s2 2p6 3s1, quando perde seu elétron 3s , logicamente, perde
também a terceira camada, o que leva à redução do raio. Além disso, o menor
número de elétrons facilita a atração nuclear sobre a nuvem eletrônica, contribuindo
para a redução do raio. Podemos generalizar que um cátion é sempre menor do que
o átomo neutro que o originou.
Por outro lado, o cloro, por exemplo, cuja configuração é 1s 2 2s2 2p5 , quando
recebe um elétron, aumenta seu número de elétrons e, consequentemente, as
repulsões inter-eletrônicas na sua camada 2p . Isso contribui para uma expansão da
nuvem eletrônica, que aumenta o raio iônico. Portanto, um ânion é sempre maior do
que o átomo neutro que o originou. É importante ressaltar que só se deve fazer
comparações entre íons isoeletrônicos ou entre um íon e seu átomo neutro. Outras
comparações não teriam sentido.
6- RAIO COVALENTE E RAIO DE VAN DER WAALS
Além do raio atômico e do raio iônico, podemos ainda falar em raio covalente e raio
de Van der Waals. O raio atômico corresponde ao raio do átomo em seu estado
neutro, ou seja, sem se combinar; o raio iônico corresponde ao raio de um íon, ou
seja, do átomo que forma uma ligação iônica; logicamente, o raio covalente,
corresponde ao raio de um átomo que forma uma ligação covalente. O raio
covalente é menor que o raio iônico, devido ao fato de o átomo não receber elétrons,
Página 23
mas compartilhar, fazendo com que a expansão da nuvem eletrônica seja menos
intensa, já que o elétron não pertence somente a um átomo.
Para exemplificar o conceito de raio de Van der Waals vamos imaginar uma
substância diatômica no estado sólido. Nesse estado as moléculas "encostam-se"
umas às outras. Podemos esquematizar as moléculas desenhando átomos com
raios aparentes. Então tem-se a impressão de que uma molécula está distanciada
uma da outra.
Veja que o raio de Van der Waals, portanto, corresponde à metade da distância
entre os núcleos de dois átomos da substância que se encostam e pertencem a
moléculas diferentes. Trata-se de uma distância intermolecular.
7- A ENERGIA DE IONIZAÇÃO
Quando um átomo isolado, em seu estado fundamental, absorve energia, o elétron
pode se transferir de um nível energético quantizado para outro. Se a energia
fornecida for suficiente, o elétron pode ser completamente removido do átomo,
originando um íon positivo (cátion). O elétron mais facilmente removível é aquele
que possui maior energia (último a ser distribuído segundo as regras de Hund), e
está menos atraído pelo núcleo. A energia de ionização é a energia mínima
necessária para remover um elétron de um átomo isolado, no seu estado
fundamental. Uma vez que um átomo isolado está livre da influência de átomos
vizinhos, o termo implica um átomo no estado gasoso. No caso de íons com mais de
um elétron removível dizemos que a energia necessária para remover o primeiro
elétron é a primeira energia de ionização. Para o segundo elétron, a segunda
energia de ionização, e assim por diante. A energia de ionização geralmente é dada
em
kJ
/
mol
(quilojoules
por
mol).
A energia de ionização também é uma propriedade periódica, e varia com o número
atômico. Em geral, quanto maior a carga nuclear do elemento, maior a atração dos
elétrons pelo núcleo, e mais difícil é a sua ionização. Portanto, a energia de
ionização tende a aumentar através do período. Contudo, existem casos que fogem
a essa regra. O boro, por exemplo, tem energia de ionização menor do que a do
berílio. O mesmo vale para o oxigênio comparado com o nitrogênio. Estas
irregularidades podem ser explicadas da seguinte maneira: no boro, o elétron a ser
removido está no orbital 2p, enquanto que no berílio está no orbital 2s. Um elétron
2s está mais firmemente preso ao núcleo do que um elétron 2p, o que conduz à
menor energia de ionização do boro, mesmo com maior carga nuclear. Além disso,
os elétrons 2s do boro podem blindar parte dessa carga do seu elétron 2p.
No caso do oxigênio, a primeira energia de ionização é mais baixa do que o
Página 24
esperado, porque o elétron é removido de um orbital 2p que contém um segundo
elétron. Dois elétrons ocupando um mesmo orbital repelem-se com maior
intensidade do que se estivessem em orbitais diferentes. A repulsão inter-eletrônica
facilita a remoção do elétron. No átomo de nitrogênio não há tal repulsão.
Irregularidades análogas às encontradas no boro e no oxigênio são igualmente
explicáveis nos demais períodos sucessivos.
8- A AFINIDADE ELETRÔNICA
Um átomo pode receber um elétron, tornando-se um íon negativo (ânion). Esse
processo é normalmente acompanhado por uma liberação de energia e tal energia
mede o quão fortemente o elétron se liga ao átomo. A afinidade eletrônica de um
átomo é definida como a quantidade de energia envolvida no processo em que um
átomo isolado gasoso, no seu estado fundamental, recebe um elétron, formando um
ânion. Como a energia é liberada, a quantidade de energia para o processo é
negativa (das convenções termoquímicas). Portanto, quanto mais negativo for o
valor da afinidade eletrônica, maior é a tendência do átomo receber o elétron. Isso,
porém, não impede que alguns elementos tenham afinidade eletrônica positiva, o
que indica uma baixíssima tendência a receber elétrons. É o caso do berílio e do
magnésio.
As afinidades eletrônicas, em geral, têm valores menos negativos ao longo de um
grupo (descendo), porque a camada de valência está progressivamente mais
distante do núcleo, e a blindagem da camada interna é efetiva na compensação do
aumento da carga nuclear. Como a energia de ionização, a afinidade eletrônica
também é expressa em kJ / mol.
9- A ELETRONEGATIVIDADE
Numa ligação covalente, o par eletrônico é compartilhado entre dois átomos. Isto
significa que o par é atraído simultaneamente para o núcleo de ambos os átomos,
resultando numa competição pelos elétrons. Esta atração é medida por uma
quantidade chamada eletronegatividade, que é definida como a tendência relativa de
um átomo em atrair o par de elétrons da ligação. A eletronegatividade tende a
crescer da esquerda para a direita através de um período na tabela periódica devido
ao aumento da carga nuclear. Essa tendência é geralmente uniforme entre os
elementos representativos. Através de uma série de transição, a eletronegatividade
apresenta algumas irregularidades no crescimento da esquerda para a direita,
resultantes
da
variação
na
efetividade
do
efeito
de
blindagem.
Indo para baixo num grupo, a eletronegatividade decresce à medida que a camada
de valência se torna mais afastada do núcleo e à medida que o efeito de blindagem
compensa amplamente o aumento da carga nuclear. Assim, os elementos com
maior eletronegatividade são os ametais à direita, particularmente os da parte
superior diretia da tabela periódica. Os elementos com as mais baixas
eletronegatividades são os metais, particularmente os que se encontram na parte
inferior esquerda da tabela periódica.
Página 25
Veja abaixo um esquema geral da variação das propriedades periódicas na tabela:
EXERCICOS
1. Escreva o nome dos semi-metais, não-metais e gases nobres.
2. Como se distingue um elemento de transição interna de um de transição externa?
Exemplifique.
3. Quantos elementos tem cada período? Quantas colunas tem a tabela periódica de
forma longa? Qual o grupo que abrange 3 colunas? Como são divididos os grupos
da tabela periódica? Como é numerada cada coluna?
4. Como determinar em que período se encontra um elemento quando conhecemos
a distribuição eletrônica?
5. Através dos níveis de maior energia encontre a que período pertencem os
seguintes elementos: a) N=7 b) P=6 c) P=9 Q=2 d) N=8 O=2 e) N=6
6. Conhecendo o elétron de maior energia identifique a posição destes elementos na
tabela: a) 5p5 b) 3d2 c) 4d7d) 3d9 e) 5s1 f) 6s2 g) 6p6 h) 7s1 i) 6d2 j) 5f13
7. Como são chamados os elementos que não são de transição?
8. Como variam os raios atômicos num mesmo grupo? E no mesmo período? Quem
tem maior raio atômico: Rb ou Br? Ca e Ba?
9. O que é o potencial de ionização? Como varia num mesmo grupo? E no mesmo
período? Quem tem maior potencial de ionização: Sr ou Sb? F ou I?
10. O que é eletroafinidade? Como varia num mesmo grupo? E no mesmo período?
Quem tem maior eletroafinidade: K ou Br? Be ou Ba?
11. Segundo a afirmação: “Os íons quando comparados com seus respectivos
átomos possuem tamanhos menores”. Explique os fatores que determinam esta
tendência observada nos elementos dos blocos s e p.
12. Qual a diferença entre eletronegatividade e afinidade eletrônica?
13. Quais os fatores que influenciam a energia de ionização?
Por que as energias de ionização dos metais alcalinos estão nesta ordem Li > Na >
K > Rb?
Página 26
14. Selecione (e explique) a melhor escolha em cada uma das seguintes opções:
Maior energia de ionização: Ca ou Sr.
Maior afinidade eletrônica: C ou N.
Elemento mais eletropositivo: Li ou Mg.
Elemento mais eletronegativo: I ou Br.
Menor energia de ionização: Rb ou I.
Maior raio atômico: K ou Ba.
Menor raio atômico: K ou Bi.
Maior energia de ionização: O ou N
15. As energias de ionização para Cl-, Cl e Cl+ são 343, 1250 e 2300 KJ mol-1,
respectivamente. Explique este tendência.
16.Por que a segunda energia de ionização de qualquer átomo é maior do que a
primeira?
17. As seguintes partículas são isoeletrônicas, isto é, possuem a mesma
configuração eletrônica. Coloque-as em ordem decrescente de raios: Ne, F-, Na+, O2, Mg2+.
18.As energias de ionização geralmente crescem da esquerda para a direita na
Tabela periódica. A energia de ionização do oxigênio, entretanto, é menor do que do
nitrogênio. Explique essa anomalia.
19.O Tálio é o mais pesado dos elementos do grupo 13. O alumínio é também um
membro desse grupo e sua química é denominada pelo estado de oxidação +3. O
Tálio, porém, é encontrado mais usualmente no estado de oxidação +1. Examine
essa diferença relacionando a primeira, segunda e terceira energias de ionização
com seus números atômicos.
20. As configurações de estado fundamental do Cr (Z=24) e do Cu (Z=29) não são
previstas pelo princípio da construção. Forneça as configurações eletrônicas e
explique por que ocorrem essas diferenças.
21. A primeira, segunda e terceira energias de ionização do Boro são 8,3, 25,15 e
37,29 eV. Sugira uma explicação para a variação entre esses valores.
22.Como você explica a diferença entre as Energias de ionização entre Be e B?
23Por que a primeira energia de ionização do Mg é maior do que a do Na, e também
maior do que a do Al?
24. Explique por que a primeira energia de ionização diminui consideravelmente ao
se passar do Na para o K e do Mg para o Ca, mas não do Al para o Ga.
25. Qual a relação entre tamanho dos átomos e sua energias de ionização.
26.Como varia o tamanho dos átomos da esquerda para a direita num período e de
cima para baixo num grupo da tabela periódica? Quais as razões dessas variações?
27.Explique por que a variação do raio atômico (grupos) nos elementos de transição
não acontece um significativo aumento de raio.
28.Defina afinidade eletrônica.
29.Explique de uma forma geral a variação de afinidade eletrônica na Tabela
Periódica. Sugira explicações plausíveis para a diferença de afinidade eletrônica
entre o F e Cl.
Página 27
Textos 3
1.CESAR,
PAULO.
Ligações
Químicas.
disponível
<http://www.profpc.com.br/Resumos.>, Acessado em: 28/06/2012 as 16:00hs.
em:
2. ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna
e o Meio Ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2007.
3. BROWN, T. L.; LEMAY J. R. H. E.; BURSTEN, B. E.; BURDGE, J. R. Química, a
ciência central. 9. ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2010.
Ligações Químicas
1- Teoria do octeto
Na natureza, todos os sistemas tendem a adquirir a maior estabilidade possível. Os
átomos ligam-se uns aos outros para aumentar a sua estabilidade. Os gases nobres
são
as
únicas
substâncias
formadas
por
átomos
isolados.
Conclusão: os átomos dos gases nobres são os únicos estáveis.
Os átomos dos gases nobres são os únicos que possuem a camada da valência
completa, isto é, com oito elétrons (ou dois, no caso da camada K).
Conclusão: a saturação da camada da valência com oito elétrons (ou dois, no caso
da camada K) aumenta a estabilidade do átomo.
A configuração eletrônica com a camada da valência completa é chamada
configuração estável. Os átomos dos gases nobres são os únicos que já têm a
camada da valência completa.
Teoria do octeto - Os átomos dos elementos ligam-se uns aos outros na tentativa
de completar a camada da valência de seus átomos. Isso pode ser conseguido de
diversas maneiras, dando origem a diversos tipos de ligações químicas.
2- Ligações químicas
Ligação iônica ou eletrovalente é a atração eletrostática entre íons de cargas
opostas num retículo cristalino. Esses íons formam-se pela transferência de elétrons
dos átomos de um elemento para os átomos de outro elemento.
Para se formar uma ligação iônica, é necessário que os átomos de um dos
elementos tenham tendência a ceder elétrons e os átomos do outro elemento
tenham tendência a receber elétrons.
Quando os átomos de dois elementos A e B têm ambos tendência a ceder ou a
receber elétrons, não pode se formar uma ligação iônica entre eles.
Os átomos com tendência a ceder elétrons apresentam um, dois ou três elétrons na
camada da valência; são todos átomos de metais, com exceção dos átomos de H e
He. Os átomos com tendência a receber elétrons apresentam quatro, cinco, seis e
sete elétrons na camada da valência; são os átomos dos não-metais e do H.
Página 28
Uma ligação iônica forma-se entre um metal e um não-metal ou entre um metal e o
H. Os elétrons são transferidos dos átomos dos metais para os dos não-metais ou
do
H.
Os átomos dos metais, cedendo elétrons, transformam-se em íons positivos ou
cátions, e os átomos dos não-metais ou do H, recebendo elétrons, transformam-se
em íons negativos ou ânions.
Todo ânion monoatômico tem configuração estável, semelhante à de um gás nobre,
porque, na formação do ânion, o átomo recebe exatamente o número de elétrons
que falta para ser atingida a configuração estável.
Nem todo cátion monoatômico tem configuração estável. O átomo, ao ceder os
elétrons de sua camada da valência , nem sempre fica com configuração estável.
Os cátions dos metais alcalinos e alcalino-terrosos, bem como o cátion de alumínio,
têm configurações estáveis. Os cátions dos metais de transição não têm, em sua
maioria, configuração estável.
Valência é o poder de combinação dos elementos. O conceito de valência foi criado
por Berzelius, em 1820.
Eletrovalência é a valência do elemento na forma iônica. É igual à carga do seu íon
monoatômico.
Ligação covalente é um par de elétrons compartilhado por dois átomos, sendo um
elétron de cada átomo participante da ligação.
Ligação dativa ou coordenada é um par de elétrons compartilhado por dois
átomos, no qual os dois elétrons são fornecidos apenas por um dos átomos
participantes da ligação. Forma-se quando um dos átomos já tem o seu octeto
completo e o outro ainda não.
Ligação metálica é constituída pelos elétrons livres que ficam entre os cátions dos
metais (modelo do gás eletrônico ou do mar de elétrons). Os metais são constituídos
por
seus
cátions
mergulhados
em
um
mar
de
elétrons.
A ligação metálica explica a condutividade elétrica, a maleabilidade, a ductilidade e
outras propriedades dos metais.
Eletronegatividade de um elemento é uma medida da sua capacidade de atrair os
elétrons
das
ligações
covalentes
das
quais
ele
participa.
Quanto maior for a capacidade de um átomo de atrair os elétrons das ligações
covalentes das quais ele participa, maior será a sua eletronegatividade.
Ligação covalente polar é aquela que constitui um dipolo elétrico. Forma-se
quando as eletronegatividades dos elementos ligados são diferentes.
Ligação covalente apolar é aquela que não constitui dipolo elétrico. Neste caso, as
eletronegatividades dos átomos ligados são iguais.
3- Tipos de substâncias
Página 29
Substância iônica ou eletrovalente é toda substância que apresenta pelo menos
uma ligação iônica. Mesmo as substâncias que apresentam ligações iônicas e
covalentes são classificadas como iônicas.
Substância molecular apresenta somente ligações covalentes e é formada por
moléculas discretas.
Substância covalente apresenta somente ligações covalentes e é formada por
macromoléculas.
Propriedade das substâncias iônicas
Alto ponto de fusão (PF) e ponto de ebulição (PE).
Sólidas à temperatura ambiente.
Conduzem a corrente elétrica no estado fundido e não no
estado sólido.
Cristais duros e quebradiços.
As substâncias moleculares não apresentam as propriedades acima. As substâncias
covalentes, ao contrário das moleculares, têm PF e PE altíssimos (analogia com as
iônicas).
4- Fórmulas eletrônicas e estruturais
Estruturas de Lewis ou fórmulas eletrônicas são representações dos pares de
elétrons das ligações covalentes entre todos os átomos da molécula, bem como dos
elétrons das camadas da valência que não participam das ligações covalentes.
Estruturas de Couper ou fórmulas estruturais planas são representações, por
traços de união, de todas as ligações covalentes entre todos os átomos da molécula.
Simples ligação é uma ligação covalente entre dois átomos (A - B).
Ligação dupla são duas ligações covalentes entre dois átomos (A = B).
Ligação tripla são três ligações covalentes entre dois átomos (A º B).
5- Número de oxidação
Número de oxidação (nox) é um número associado à carga de um elemento numa
molécula
ou
num
íon.
O nox de um elemento sob forma de um íon monoatômico é igual à carga desse íon,
portanto
é
igual
à
eletrovalência
do
elemento
nesse
íon.
O nox de um elemento numa molécula e num íon composto é a carga que teria o
átomo desse elemento supondo que os elétrons das ligações covalentes e dativas
se transferissem totalmente do átomo menos eletronegativo para o mais
eletronegativo, como se fosse uma ligação iônica.
Elementos com nox fixo em seus compostos
Página 30
metais alcalinos (+1)
metais alcalino-terroso (+2)
alumínio (+3)
prata (+1)
zinco (+2)
O oxigênio é o mais eletronegativo de todos os elementos, exceto o flúor. O oxigênio
tem nox negativo em todos os seus compostos, exceto quando ligado ao flúor.
Na grande maioria de seus compostos, o oxigênio tem nox = -2. Nos peróxidos
(grupo -O-O-) o oxigênio tem nox = -1.
O hidrogênio é menos eletronegativo que todos os não-metais e semimetais; por
isso, quando ligado a esses elementos, tem nox positivo e sempre igual a +1.
O hidrogênio é mais eletronegativo que os metais; por isso, quando ligado a esses
elementos, tem nox negativo e sempre igual a -1.
A soma dos nox de todos os átomos de:
uma molécula é igual a zero.
um íon composto é igual à carga do íon.
O nox de qualquer elemento sob forma de substância simples é igual a zero.
O nox máximo de um elemento é igual ao número do grupo onde está o elemento na
Tabela
Periódica,
com
exceção
dos
elementos
do
Grupo
VIIIB.
O nox mínimo é igual a (número do grupo - 8),no caso de o elemento ser um nãometal ou um semimetal.
Nox e valência - O nox de um elemento na forma de um íon monoatômico é igual à
sua eletrovalência. O nox de um elemento na forma de molécula ou de íon composto
não é obrigatoriamente igual à sua valência. A valência, nesses casos, é dada pelo
número de ligações covalentes e dativas. Cada ligação covalente conta como uma
unidade de valência, e cada ligação dativa, como duas unidades de valência.
Ligação covalente pelo modelo do orbital molecular
1- Orbital molecular
Orbital molecular é a região de máxima probabilidade de se encontrar o par de
elétrons compartilhado da ligação covalente.
Orbital molecular sigma ou ligação sigma resulta da interpenetração, num mesmo
eixo, de dois orbitais atômicos semicheios, um de cada átomo de ligação, com
elétrons de spins opostos.
Orbital molecular pi ou ligação pi resulta da interpenetração em paralelo de dois
orbitais atômicos semicheios, um de cada átomo da ligação, com elétrons de spins
opostos.
Página 31
Uma
ligação
simples
(A
B)
é
sempre
sigma.
Uma ligação dupla (A = B) é sempre uma ligação sigma e outra pi.
Uma ligação tripla (A → B) é sempre uma ligação sigma e duas ligações pi.
Página 32
GEOMETRIA MOLECULAR
Página 33
Página 34
Polaridade das moléculas - ligações intermoleculares
1- Ligação covalente e polaridade
Ligação covalente apolar - Os átomos ligados têm igual eletronegatividade.
Ligação covalente polar - Os átomos ligados têm diferente eletronegatividade. A
toda ligação covalente polar está associado um vetor polarização, orientado da
Página 35
carga
positiva
para
a
negativa.
Ligação covalente polar - Ligação intermediária entre a ligação covalente apolar e
a ligação iônica.
2- Polaridade das moléculas
Molécula apolar - A soma vetorial dos vetores polarização associados a todas as
ligações
covalentes
polares
da
molécula
é
nula.
Molécula polar - A soma vetorial dos vetores polarização associados a todas as
ligações covalentes polares na molécula é diferente de zero.
3- Polaridade e solubilidade
Polaridade
e
solubilidade:
"O
semelhante
dissolve
o
semelhante."
Substância polar dissolve substância polar e não dissolve ou dissolve pouca
quantidade
de
substância
apolar.
Substância apolar dissolve substância apolar e não dissolve ou dissolve pouca
quantidade de substância polar.
4- Ligações intermoleculares
Ligações intermoleculares podem ser classificadas em:
A) Ligações de van der Waals, ou forças de van der Waals:
I - atração dipolo induzido: dipolo induzido ou forças de dispersão de London
II
atração
dipolo
permanente:
dipolo
permanente
B) Ponte de hidrogênio ou ligação de hidrogênio
Substâncias apolares estabelecem somente ligações intermoleculares I.
Substâncias polares sem ligações H - F, O - H e N - H estabelecem ligações
intermoleculares
I
e
II.
Substâncias polares com ligações H - F, O - H e N - H estabelecem ligações
intermoleculares Pontes de Hidrogênio.
Quanto maior for o tamanho da molécula, mais fortes serão as forças de dispersão
de
London.
Quanto mais fortes forem as ligações intermoleculares, mais elevada será a
temperatura de ebulição.
Página 36
Exercícios
1. Desenhe a estrutura de Lewis para cada um dos seguintes íons ou moléculas e
determine seu arranjo, sua geometria molecular e polaridade: a) H 3O+, b) SCN-, c)
CS2, d) BrO3-, e) SeF4, f) ICl4-, g) N2O, h) SO3, i) PCl3, j) NH2Cl, k) BrF5, l) KrF2.
2.Indique a hibridização e os ângulos de ligação associados com cada um dos
seguintes arranjos: a) linear; b) tetraédrico; c) trigonal plano; d) octaédrico; e)
bipirâmide trigonal
2. Os átomos de nitrogênio em N2 participam da ligação múltipla, enquanto na
hidrazina, N2H4, eles não participam. Como você pode explicar essa observação
considerando a hibridização nos átomos de nitrogênio nas duas moléculas.
3.
a) Qual é a diferença entre uma ligação π localizada e uma deslocalizada? b) Como
você pode determinar se uma molécula ou um íon exibirá uma ligação π
deslocalizada? c) A ligação π em NO2- é localizada ou deslocalizada?
4. O que significa o termo paramagnetismo? Como se pode determinar
experimentalmente se uma substância é paramagnética?
Para a resolução dos exercícios de 05 a 18 são dadas as informações seguintes.
Oxidação — É a perda de elétrons ou aumento do Nox numa reação.
Redução — É o ganho de elétrons ou diminuição do Nox numa reação.
Agente oxidante ou simplesmente oxidante — É a substância que sofre a redução,
ou seja, que recebe elétrons.
Agente redutor ou simplesmente redutor — É a substância que sofre a oxidação, ou
seja, que perde elétrons.
05. Na reação segundo a equação
a) Qual o elemento que sofre oxidação?
b) Qual o elemento que sofre redução?
c) Qual o (agente) oxidante?
d) Qual o (agente) redutor?
06. Na reação segundo a equação:
a) Qual o elemento que se oxida?
b) Qual o elemento que se reduz?
c) Qual o oxidante?
d) Qual o redutor?
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07. Na reação segundo a equação:
a) Qual o elemento que se oxida?
b) Qual o elemento que se reduz?
c) Qual a substância que se oxida?
d) Qual a substância que se reduz?
e) Qual o oxidante?
f) Qual o redutor?
Página 38
Textos 4
CESAR,
PAULO.
Funções
Inorgânicas.
Disponível
<http://www.profpc.com.br/Resumos.>, Acessado em: 28/06/2012 as 16:00hs
em:
Funções Inorgânicas
Como vimos, propriedades funcionais são propriedades comuns a
determinados grupos de matérias, identificadas pela função que desempenham,
denominadas de funções químicas.
As funções químicas são um conjunto de substâncias com propriedades químicas
semelhantes, que podem ser divididas em orgânicas e inorgânicas.
Funções orgânicas à são aquelas constituídas pelo elemento carbono, estudada
pela química orgânica. A química orgânica estuda os compostos que contém
carbono e a propriedade típica do carbono é a formação de cadeias. É chamada de
orgânica porque inicialmente os cientistas pensavam que eles só podiam ser
encontrados nos seres vivos ou fósseis. Hoje um grande número de compostos de
carbono pode ser produzido em laboratório para utilização na indústria. Certos
medicamentos, plásticos e pesticidas, por exemplo, são substâncias orgânicas
sintéticas.
Existem algumas substâncias que possuem átomo de carbono, mas que fogem a
este critério de classificação, por possuírem propriedades de compostos
inorgânicos, dentre as quais destacam-se: CO (monóxido de carbono), CO2 (dióxido
de carbono), KCN (cianeto de potássio), CaCO3 (carbonato de cálcio), Na2CO3
(carbonato de sódio), H2CO3 (ácido carbônico), entre outros.
Funções inorgânicas à são aquelas constituídas por todos os demais elementos
químicos que constituem os ácidos, bases, sais e óxidos, estudados pela química
inorgânica. A química mineral ou inorgânica abrange o estudo dos metalóides e dos
metais e das combinações químicas, tem composição qualitativa, que varia muito
de um para outro elemento.
As principais funções químicas inorgânicas – ácidos, bases, sais e óxidos – são
encontradas em nosso cotidiano e também em nosso organismo. Por exemplo: o
ácido clorídrico é um dos constituintes do suco gástrico, encontrado no estômago; a
soda cáustica é constituinte de produto de uso doméstico para desentupir pias e
utilizado para fabricar o sabão; o sal de cozinha é constituído pelo cloreto de sódio
e a cal viva, utilizado na construção civil e também na culinária, é constituída pelo
óxido de cálcio.
Para definir estas substâncias existem vários critérios de classificação. Nós
utilizaremos os critérios da condutividade elétrica segundo Arrhenius e o teste com
indicadores ácido-base para caracterizar semelhança nas propriedades químicas
dessas substâncias.
Página 39
ÁCIDOS
Ácidos no cotidiano: ácido acético - vinagre, ácido cítrico - frutas cítricas.
Introdução
Desde os tempos dos alquimistas, observou-se que certas substâncias
apresentavam comportamentos peculiares quando dissolvidos na água. Entre tais
propriedades destacavam-se:
o sabor azedo facilmente identificado em frutas cítricas, como limão, laranja e
maçã (a palavra ácido é proveniente do latim acidus - azedo, picante);
formar soluções aquosas condutoras de eletricidade;
provocar efervescência, quando em contato com o calcário;
produzir mudança de cor nos indicadores ácido-base.
Essas substâncias foram denominadas ácidos.
Os ácidos estão presentes em nosso dia-a-dia, como por exemplo: a laranja, o limão
e as demais frutas cítricas contém ácido cítrico, a bateria de um automóvel contém
ácido sulfúrico, o vinagre contém ácido acético, o ácido clorídrico é constituinte do
suco gástrico no estômago, o ácido nítrico é utilizado para produzir explosivos como
o TNT.
De um modo geral os ácidos são tóxicos e corrosivos, portanto deve-se evitar
contato com a pele, ingeri-los ou respirá-los.
Definição Segundo Arrhenius
Ácido é todo composto molecular que, em solução aquosa, se ioniza, produzindo
exclusivamente como cátion o H3O+ (hidroxônio).
HCl + H2O
HCN + H2O
H3O+ + Cl–
H3O+ + CN–
No entanto, o cátion Hidroxônio (H3O+) pode ser representado por H+:
HCl
HCN
H+ + Cl–
H+ + CN–
Classificação dos Ácidos
Quanto à natureza do ácido
Orgânicos - são compostos que contêm em sua estrutura o grupamento carboxila,
composto por um átomo de carbono ligado a um átomo de oxigênio por ligação
dupla e a um grupo de hidroxila, por ligação simples:
Página 40
carboxila
O grupo carboxila também pode ser representado apenas por:
-COOH
O hidrogênio ligado ao átomo de oxigênio do grupo carboxila é considerado o
hidrogênio ionizável do ácido, desta forma na sua ionização, teremos:
-COOH → H+ + -COOEntre os milhares de ácidos orgânicos conhecidos, alguns são de enorme
importância para o homem, como por exemplo:
COOH à ácido fórmico (proveniente das formigas)
CH3COOH à ácido acético (extraído no vinagre, acetum – azedo)
Inorgânicos ou minerais - são de origem mineral e dividem-se em hidrácidos e
oxiácidos.
Ex.: HCl, HF, HCN, H2SO4, H3PO4, et
Quanto à presença de oxigênio na molécula
Hidrácidos – não possuem oxigênio
Exemplos: HCl, HCN, HF, HI, HBr, H2S, etc.
Oxiácidos – possuem oxigênio
Exemplos: HNO3 , HClO3 , H2SO4, H3PO4, etc.
Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis
Monoácidos (ou monopróticos) – apresentam um hidrogênio ionizável.
Exemplos: HCl, HBr, HNO3 , H3PO2 (exceção).
Diácidos (ou dipróticos) – apresentam dois hidrogênios ionizáveis.
Página 41
Exemplos: H2S, H2SO4 , H3PO3 (exceção).
Triácidos – apresentam três hidrogênios ionizáveis.
Exemplos: H3PO4 , H3BO3.
Tetrácidos – apresentam quatro hidrogênios ionizáveis.
Exemplos: H4SiO4 , H4P2O7.
Quanto ao número de elementos químicos
Binário – dois elementos químicos diferentes.
Exemplos: HCl, H2S, HBr.
Ternário – três elementos químicos diferentes.
Exemplos: HCN, HNO3 , H2SO4 .
Quaternário – quatro elementos químicos diferentes.
Exemplos: HCNO, HSCN
Quanto à volatilidade (ponto de ebulição)
Observação: Por quê se deixarmos um recipiente aberto contendo éter, em pouco
tempo, observa-se que o éter desaparecerá?
O éter é um líquido que possui baixo ponto de ebulição e evapora com facilidade à
temperatura ambiente. Dizemos neste caso que o éter é uma substância volátil.
Um outro exemplo comum ocorre com o vinagre, o qual possui um odor bastante
pronunciado devido à volatilidade do ácido acético, seu principal constituinte.
Ácidos voláteis - ácidos com baixo ponto de ebulição (PE).
Ex.: todos os hidrácidos (HCl, HF, HI, HBr, HCN, H2S), HNO3, HCOOH e CH3COOH.
Ácidos fixos - ácidos com elevado ponto de ebulição (PE).
Ex.: H2SO4 (PE = 340ºC), H3PO4 (PE = 213ºC) e H3BO3 (PE = 185ºC).
Quanto ao grau de ionização (força de um ácido)
Ácidos fortes: possuem α > 50%
Página 42
Ácidos moderados: 5% α 50%
Ácidos fracos: α < 5%
Regra Prática para Determinação da Força de um Ácido
I. Hidrácidos
Ácidos fortes: HI > HBr > HCl.
Ácido moderado: HF.
Ácidos fracos: demais.
II. Oxiácidos
Sendo HxEzOy a fórmula de um ácido de um elemento E qualquer, temos
em que:
se:
m=3
ácido muito forte
Exemplos: HClO4 , HMnO4...
m=2
ácido forte
Exemplos: HNO3 , H2SO4...
m=1
ácido moderado
Exemplos: H3PO4 , H2SO3 , H3PO3(2 H+), H3PO2(1 H+)
m=0
ácido fraco
Exemplos: HClO, H3BO3
Observação
1º) O ácido carbônico (H2CO3) é uma exceção, pois é um ácido fraco (α = 0,18%),
embora o valor de m = 1
Página 43
2º) Todos os ácidos carboxílicos são fracos.
Fórmula Estrutural
I. Hidrácidos ( HxE )
Cada hidrogênio está ligado ao elemento por um traço (–) que representa a ligação
covalente.
Exemplos
II. Oxiácidos (HxEzOy )
Para escrever a fórmula estrutural dos oxiácidos, devemos proceder da seguinte
maneira:
1) escrever o elemento central;
2) ligar o elemento central a tantos grupos – OH quantos forem os hidrogênios
ionizáveis;
3) ligar o elemento central aos oxigênios restantes através de uma dupla ligação ou
por ligação dativa
Exemplos
Observação
Duas exceções importantes, por apresentarem hidrogênios não-ionizáveis, são:
Página 44
Formulação e Nomenclatura
I. Formulação
O ácido é formado pelo cátion H+ e ânion qualquer (Ax-). Portanto, podemos
representar sua fórmula da seguinte maneira:
H+Ax- HxA
II. Nomenclatura
O nome de um ácido é feito basicamente da seguinte forma:
1o) a palavra ácido;
2o) nome do elemento;
3o) terminação ídrico, ico ou oso
Hidrácidos (HxE)
Exemplos
HCl ácido clorídrico
HBr ácido bromídrico
HCN ácido cianídrico
H2S ácido sulfídrico
HI ácido iodídrico
Oxiácidos (HxEzOy)
Neste caso, como o mesmo elemento pode formar vários oxiácidos, estabelecemos
um oxiácido padrão a partir do qual daremos nomes aos demais.
• Oxiácido padrão
Página 45
ácido
nome de E
ico
Regra geral para elementos que formam 2 ou mais oxiácidos:
Como vemos na tabela acima, todo oxiácido padrão tem terminação ico. Se
tivermos um ácido com:
a) um oxigênio a mais que o padrão, acrescentamos o prefixo per;
b) um oxigênio a menos que o padrão, a terminação muda para oso;
c) dois oxigênios a menos que o padrão, a terminação continua oso e
acrescentamos o prefixo hipo.
Resumindo temos:
Aplicando esta regra, ficamos com:
Página 46
Regra quando varia o grau de hidratação
Resumindo temos:
Página 47
Exemplos
Ionização dos Ácidos
A ionização de um ácido, como já vimos anteriormente, na própria definição de ácido
de Arrhenius, é a reação do ácido com a molécula de água, produzindo o cátion
H3O+. Se um ácido possui dois ou mais hidrogênios ionizáveis (poliácido), a
ionização ocorre em etapas.
Exemplos
a)
d)
b)
e)
c)
Nomenclatura dos Ânions
Podemos considerar que os ânions são provenientes dos ácidos, assim temos:
Página 48
HF = ácido fluorídrico → F- = fluoreto
HCl = ácido clorídrico → Cl- = ânion cloreto
HBr = ácido bromídrico → Br- = ânion brometo
HI = ácido iodídrico → I- = ânion iodeto
HCN = ácido cianídrico → CN- = ânion cianeto
HNO3 = ácido nítrico → NO3- = ânion nitrato
HNO2 = ácido nitroso → NO2- = ânion nitrito
HClO3 = ácido clórico → ClO3- = ânion clorato
HClO4 = ácido perclórico → ClO4- = ânion perclorato
HClO2 = ácido cloroso → ClO2- = ânion clorito
HClO = ácido hipocloroso → ClO- = ânion hipoclorito
CH3COOH = ácido acético → CH3COO- = ânion acetato
HIDROGENO ÂNIONS
São ânions que possuem um ou mais hidrogênios ionizáveis em sua fórmula. Sua
nomenclatura segue a seguinte regra:
Mono, di ou tri (nº de H ionizáveis) + hidrogeno +
nome do ânion normal
Ou ainda:
Nome do ânion normal + mono, di ou tri (nº de H
ionizáveis) + ácido
Observações:
1º) A colocação do prefixo mono é opcional;
2º) Os hidrogeno ânions provenientes de diácidos, o nome pode ser formado
acrescentando-se o prefixo BI.
Exemplo 1:
Página 49
H2S → H+ + HSHS- → H+ + S2Desta forma, teremos:
H2S
HSS2Ácido sulfídrico (Mono)Hidrogeno sulfeto Sulfeto
Sulfeto (mono)ácido
Bissulfeto
Exemplo 2:
H2SO4 → H+ + HSO4HSO4- → H+ + SO42Desta forma, teremos:
H2SO4
HSO4SO42Ácido sulfúrico (Mono)Hidrogeno sulfato Sulfato
Sulfato (mono)ácido
Bissulfato
Exemplo 3:
H3PO4 → H+ + H2PO4H2PO4- → H+ + HPO42HPO42- → H+ + PO43Desta forma, teremos:
H3PO4
H2PO4HPO42- (*)
PO43Ácido Fosfórico Di-hidrogeno fosfato (Mono)Hidrogeno fosfato Fosfato
Fosfato diácido
Fosfato (mono)ácido
(*) Observe que para o hidrogeno fosfato não foi utilizado o prefixo BI, pois o ânion é
proveniente de um triácido.
Exemplo 4:
H2CO3 → H+ + HCO3Página 50
HCO3- → H+ + CO32Desta forma, teremos:
H2CO3
HCO3CO32Ácido carbônico (Mono)Hidrogeno carbonato Carbonato
Carbonato (mono)ácido
Bicarbonato
Apesar de esses ânions apresentarem hidrogênios, estes não são ionizáveis
APLICAÇÕES DOS PRINCIPAIS ÁCIDOS DO COTIDIANO
Ácido clorídrico (HCl)
O ácido impuro (técnico) é vendido no comércio com o nome de ácido muriático;
É encontrado no suco gástrico, produzido pelas células parietais, responsável pela
acidez estomacal;
É um reagente muito usado na indústria e no laboratório;
É usado na limpeza de pisos após a caiação das paredes (cal hidratada Ca(OH) 2) ,
para remover os respingos de cal;
HCl(aq) + Ca(OH)2(s) → CaCl2(aq) + 2 H2O
É usado na limpeza de superfícies metálicas antes da soldagem dos respectivos
metais.
Ácido fluorídrico (HF)
Tem a particularidade de corroer o vidro, devendo ser guardado em frascos de
plástico, por esta razão é usado para fazer gravações sobre o vidro.
Vidro de um automóvel com gravação do número do chassi feita com HF
Ácido cianídrico (HCN)
Página 51
· O HCN é o gás de ação venenosa mais rápida que se conhece: uma concentração
de 0,3 mg por litro de ar é imediatamente mortal;
·É
o gás usado nos estados americanos do Norte que adotam a pena de morte por
câmara de gás;
· A primeira vítima do HCN foi seu descobridor, Carl Wihelm Scheele, que morreu ao
deixar cair um vidro contendo solução de HCN.
Ácido sulfídrico (H2S)
· O H2S é um gás incolor, mais pesado do que o ar e inflamável com um forte odor
desagradável de ovos podres. Esse gás é algumas vezes referido como "gás de
cano de esgoto". Em pequenas concentrações ele pode irritar os olhos e atuar como
depressivo; em elevadas concentrações ele pode provocar irritação do sistema
respiratório superior e, durante longas exposições, edema pulmonar. Sendo mais
denso que o ar, o H2S pode acumular-se em depressões e cavernas.
Aquecendo as mãos no geiser (deserto chileno nos andes) que elimina H 2S com odor de ovo podre.
Ácido sulfúrico (H2SO4)
· É o ácido mais utilizado e importante nas indústrias e nos laboratórios, conhecido
como “burro de carga”. O poder econômico de um país pode ser avaliado pela
quantidade de ácido sulfúrico que ele fabrica e consome;
· O maior consumo de ácido sulfúrico é na fabricação de fertilizantes, como os
superfosfatos e o sulfato de amônio;
· É o ácido dos acumuladores de chumbo (baterias) usados nos automóveis;
· É consumido em enormes quantidades em inúmeros processos industriais, como
processos da indústria petroquímica, fabricação de papel, corantes, etc;
· O ácido sulfúrico concentrado é um dos desidratantes mais enérgicos. Assim, ele
carboniza os hidratos de carbono como os açúcares, amido e celulose; a
carbonização é devido à desidratação desses materiais;
C12H22O11(s)
Sacarose
H 2SO4
12 C(s) + 11 H2O(v)
Carvão
· O ácido sulfúrico "destrói" o papel, o tecido de algodão, a madeira, o açúcar e
outros materiais devido à sua enérgica ação desidratante;
Página 52
· O ácido sulfúrico concentrado tem ação corrosiva sobre os tecidos dos organismos
vivos também devido à sua ação desidratante. Produz sérias queimaduras na pele.
Por isso, é necessário extremo cuidado ao manusear esse ácido;
· As chuvas ácidas em ambiente poluídos com dióxido de enxofre contêm H2SO4 e
causam grande impacto ambiental.
S + O2(g) → SO2(g) + 1/2 O2(g) → SO3(g) + H2O(l) →
H2SO4(aq)
impureza
ar
dos derivados
do petróleo
ar
água da chuva
chuva ácida
Ácido nítrico (HNO3)
· Depois do sulfúrico, é o ácido mais fabricado e mais consumido na indústria. Seu
maior consumo é na fabricação de explosivos, como nitroglicerina (dinamite),
trinitrotolueno (TNT), trinitrocelulose (algodão pólvora) e ácido pícrico e picrato de
amônio;
· É usado na fabricação do salitre (NaNO3, KNO3) e da pólvora negra (salitre +
carvão + enxofre);
· As chuvas ácidas em ambientes poluídos com óxidos do nitrogênio contém HNO3
e causam sério impacto ambiental. Em ambientes não poluídos, mas na presença de
raios e relâmpagos, a chuva também contém HNO3, mas em proporção mínima;
N2(g) + O2(g) → 2 NO(g) + O2(g) → 2 NO2(g) + H2O(l) →
HNO2 + HNO3
· O ácido nítrico concentrado é um líquido muito volátil; seus vapores são muito
tóxicos. É um ácido muito corrosivo e, assim como o ácido sulfúrico, é necessário
muito cuidado para manuseá- lo.
Ácido fosfórico (H3PO4)
· Os seus sais (fosfatos) têm grande aplicação como fertilizantes na agricultura;
· É usado como aditivo (acidulante) em refrigerantes como Coca-Cola.
Ácido carbônico (H2CO3)
· É o ácido das águas minerais gaseificadas e dos refrigerantes. Forma-se na
reação do gás carbônico com a água: CO2 + H2O à H2CO3
Página 53
· Responsável pelo processo de formação da chuva ácida em ambientes não
poluídos na ausência de descargas elétricas.
CO2(g) + H2
2CO3
+
(aq) + HCO31-(aq)
Ácido acético (H3C-COOH)
· É o ácido constituinte do vinagre, utilizado com condimento na culinária;
· O vinagre é uma solução aquosa contendo de 3 a 7% de ácido acético.
BASES
INTRODUÇÃO
Os antigos dividiam as substâncias em dois grandes grupos: as que se
assemelhavam ao vinagre, denominadas ácidos, e as semelhantes às cinzas de
plantas, chamadas álcalis. Os álcalis eram substâncias detergentes ou, segundo o
farmacêutico e químico francês Guillaume François Rouelle, bases.
Existem muitas bases fracas e inofensivas no nosso cotidiano, dentre as muitas
podemos citar o sabonete que faz muita espuma e desliza facilmente pela pele, pois,
transforma alguns tipos de óleos de nossa pele em substâncias parecidas com as
usadas para fazer sabão até compostos utilizados como medicamentos, como o
hidróxido de magnésio e o hidróxido de alumínio. Por outro lado, existe também
bases fortes e corrosivas tanto quanto os ácidos, como por exemplo: hidróxido de
sódio utilizado em produtos para desentupir encanamentos, hidróxido de amônio
componente de produtos de limpeza, etc.
Podemos listar aqui algumas das propriedades funcionais das bases, como:
→ Possuem sabor amargo ou cáustico (adstringente – que “amarra” a boca);
→ Modificam a cor dos indicadores ácido-base;
→ Conduzem a corrente elétrica quando fundidos ou em solução aquosa;
→ Reage com ácidos produzindo sal e água;
Na maioria das vezes são corrosivos e reagem com metais.
Página 54
CONCEITO DE BASE SEGUNDO ARRHENIUS
Na+(aq) + OH-(aq)
Ex.: NaOH
Ca(OH)2
Al(OH)3
Ca2+(aq) + 2 OH-(aq)
Al3+(aq) + 3 OH-(aq)
Como pudemos observar, a principal característica das bases é a presença do íon
OH- (hidroxila) ligado ao cátion que é um metal, sendo sua fórmula representada
por:
corresponderá à carga do metal.
Com isso na dissociação da base genérica C(OH)x ficaremos com:
C(OH)x → Cx+ + X OHExemplos:
NaOH
Ca(OH)2
Al(OH)3
Sn(OH)4
Na+(aq) + OH-(aq)
Ca2+(aq) + 2 OH-(aq)
Al3+(aq) + 3 OH-(aq)
Sn4+(aq) + 4 OH-(aq)
Observação:
O hidróxido de amônio (NH4OH) é a única base que não apresenta metal em sua
fórmula sendo proveniente do borbulhamento da amônia (NH3) em água:
Página 55
CLASSIFICAÇÃO DAS BASES
Quanto ao número de hidroxilas na fórmula da base
Monobase → uma hidroxila na fórmula da base.
Ex.: NaOH, KOH, AgOH, etc.
Dibase → duas hidroxilas na fórmula da base.
Ex.: Ca(OH)2, Mg(OH)2, Zn(OH)2, etc.
Tribase → três hidroxilas na fórmula da base.
Ex.: Al(OH)3, Fe(OH)3, Mn(OH)3, etc.
Tetrabase → quatro hidroxilas na fórmula da base.
Ex.: Mn(OH)4, Sn(OH)4, Pb(OH)24, etc.
Quanto a solubilidade das bases em água
Totalmente solúveis → bases de metais alcalinos (1A) e o hidróxido de
amônio (NH4OH).
Parcialmente solúveis → bases de metais alcalinos terrosos (2A).
Praticamente insolúveis → bases dos demais metais.
Exceção: O Be(OH)2 e Mg(OH)2 (bases da família 2A) são praticamente insolúveis.
Quanto ao grau de dissociação (força das bases)
Para que uma base se dissocie é necessário que esta base esteja dissolvida em
água, com isso teremos:
Página 56
Exceção: O hidróxido de amônio (NH4OH) é uma base solúvel, mas que apresenta
um pequeno grau de ionização, desta forma, esta base é classificada como solúvel
e fraca.
Resumindo teremos:
Bases fortes → bases dos metais da família 1A e 2A.
Bases fracas → bases dos demais metais, Be(OH)2, Mg(OH)2 e NH4OH.
Quanto a volatilidade das bases
Base volátil → o hidróxido de amônio (NH4OH) é a única base volátil (baixo
ponto de ebulição).
Bases fixas → todas as demais bases são consideradas não voláteis ou
fixas (alto ponto de ebulição).
NOMENCLATURA DAS BASES
Para cátions que formam uma única base:
Os cátions que formam uma única base são: metais da família 1A e 2A, Ag+, Zn2+,
Al3+ e NH4+ (amônio).
Exemplos:
NaOH → hidróxido de sódio
AgOH → hidróxido de prata
Ca(OH)2 → hidróxido de cálcio
Zn(OH)2 → hidróxido de zinco
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Al(OH)3 → hidróxido de alumínio
NH4OH → hidróxido de amônio
Para montar a fórmula da base a partir dos nomes, é necessário sabermos que na
formulação das base C(OH)x, o número de hidroxilas da base (X) dependerá da
carga do cátion (C). Desta forma, teremos: cátions com carga +1 à 1 OH na fórmula;
cátions com carga +2 à 2 OH na fórmula e cátions com carga +3 à 3 OH na fórmula.
Exemplos:
Hidróxido de potássio → K+ = KOH
Hidróxido de magnésio → Mg2+ = Mg(OH)2
Hidróxido de alumínio → Al3+ = Al(OH)3
Hidróxido de amônio → NH4+ = NH4OH
Hidróxido de zinco → Zn2+ = Zn(OH)2
Hidróxido de prata → Ag+ = AgOH
Para cátions que formam mais de uma base:
Os cátions, mais importantes, que formam duas bases são:
Ouro (Au1+ e Au3+)
Cobre (Cu1+ e Cu2+)
Ferro (Fe2+ e Fe3+)
Chumbo (Pb2+ e Pb4+)
Na tabela a seguir temos os principais cátions com suas respectivas valências:
Página 58
Exemplos:
AuOH → hidróxido de ouro-I ou auroso
Au(OH)3 → hidróxido de ouro-III ou aúrico
CuOH → hidróxido de cobre-I ou cuproso
Cu(OH)2 → hidróxido de cobre-II ou cúprico
Fe(OH)2 → hidróxido de ferro-II ou ferroso
Fe(OH)3 → hidróxido de ferro-III ou férrico
Pb(OH)2 → hidróxido de chumbo-II ou plumboso
Pb(OH)4 → hidróxido de chumbo-IV ou plúmbico
APLICAÇÕES DAS PRINCIPAIS BASES DO COTIDIANO
Hidróxido de sódio – NaOH
Base conhecida como “soda cáustica” ou “lixívia” ou "diabo verde". É a base
mais importante da indústria e do laboratório. É fabricado e consumido em grandes
quantidades;
Utilizado em produtos para desentupir ralos, pias e limpa forno;
Página 59
· É usado na fabricação do sabão. Atualmente, o sabão é obtido de gorduras (de
boi, de porco, de carneiro, etc) ou de óleos (de algodão, de vários tipo de
palmeiras, etc.). A hidrólise alcalina de glicerídeos (óleos ou gorduras) é
denominada, genericamente, de reação de saponificação porque, numa reação
desse tipo, quando é utilizado um éster proveniente de um ácido graxo, o sal
formado recebe o nome de sabão. A equação abaixo representa genericamente a
hidrólise alcalina de um óleo ou de uma gordura:
É usado em inúmeros processos industriais na petroquímica e na fabricação
de papel, celulose, corantes, etc. É muito corrosivo e exige muito cuidado ao ser
manuseado.
Não existe soda cáustica livre na natureza, é fabricado por eletrólise
(decomposição por corrente elétrica) de solução aquosa de sal de cozinha (NaCl).
Hidróxido de cálcio – Ca(OH)2
Conhecido como cal hidratada ou cal extinta ou cal apagada;
É utilizado na construção civil no preparo da argamassa, usada na alvenaria, e
na caiação (pintura a cal) o que fazem os pedreiros ao preparar a argamassa.
Hidróxido de magnésio – Mg(OH)2
È um sólido branco muito pouco solúvel em água;
Quando disperso em água, origina um líquido espesso, denominado de
suspensão, que contém partículas sólidas misturadas à água denominado de
leite de magnésia utilizado como laxante e antiácido.
2 HCl(aq)
acidez estomacal
+
Mg(OH)2(aq) → MgCl2(aq) + 2 H2O(l)
antiácido
Hidróxido de alumínio – Al(OH)3
É um sólido gelatinoso insolúvel na água;
Página 60
Utilizado no tratamento da água. O hidróxido de alumínio formado na
superfície, como um precipitado gelatinoso, arrasta as impurezas sólidas para o
fundo do tanque, no processo denominado decantação;
Al2(SO4)3 + 3 Ca(HCO3)2 → 2 Al(OH)3 + 3 CaSO4 + 6 CO2
Utilizado como medicamento com ação de antiácido estomacal (Pepsamar,
Natusgel, Gelmax, etc) pois neutraliza o excesso de HCl no suco gástrico.
3 HCl(aq)
acidez estomacal
+
Al(OH)3(aq) → AlCl3(aq) + 3 H2O(l)
antiácido
Hidróxido de amônio – NH4OH
É obtido através do borbulhamento de amônia(NH3) em água, originando uma
solução conhecida comercialmente como amoníaco;
NH3(g) + H2O(l) → NH4OH(aq) → NH4+(aq) + OH-(aq)
amônia
amoníaco
íon amônio
íon hidróxido
É utilizado em produtos de limpeza doméstica tais como: ajax, fúria, pato, veja,
etc.
É utilizado na fabricação de sais de amônio, empregados na agricultura e como
explosivos.
SAIS
INTRODUÇÃO
A importância histórica do sal comum como conservante de alimentos e como moeda
permaneceu em várias expressões de linguagem. A palavra salário, derivada do latim,
representava originalmente a porção de sal que os soldados da antiguidade romana
recebiam como pagamento por seus serviços.
Na linguagem vulgar, o termo sal designa estritamente o cloreto de sódio (NaCl),
utilizado na alimentação. Em química, porém, tem um sentido muito mais amplo e se
aplica a uma série de compostos com características bem definidas, que têm em
comum o fato de se formarem pela reação de um ácido com uma base, através de uma
reação denominada neutralização.
REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO
Observe o seguinte experimento:
Página 61
Em um recipiente contendo solução aquosa de hidróxido de sódio (NaOH), adicionouse o indicador fenolftaleína, observando-se uma coloração avermelhada.
Com o auxílio de um conta-gotas, adicionamos vinagre incolor a esta solução e
observamos, após um certo tempo de gotejamento, que a solução fica incolor.
Qual a explicação para este fato?
Quando o vinagre (ácido acético) entrou em contato com a solução de hidróxido de
sódio (NaOH), de alguma forma, o vinagre neutralizou o NaOH da solução.
Agora, vamos entender como isto ocorre.
Sabemos que o vinagre é constituído pelo ácido acético (CH3COOH) que sofre
ionização segundo a equação:
CH3COOH → CH3COO-(aq) + H+(aq)
E o NaOH da solução sofre dissociação iônica conforme mostra a equação:
NaOH → Na+(aq) + OH-(aq)
Quando as soluções se misturam, ocorre a seguinte reação:
CH3COO-(aq) + H+(aq) + Na+(aq) + OH-(aq) → CH3COO-(aq) + Na+(aq) + H2O( )
Como podemos observar, os íons CH3COO-(aq) e Na+(aq) permaneceram inalterados,
não participando do processo, ou seja, não reagiram.
Com isso, a reação anterior fica assim equacionada:
Desta forma, a reação de neutralização se caracteriza, quando os íons H+ do ácido
reagem com os íons OH- da base, formando água.
Agora que sabemos que na solução resultante temos os íons CH 3COO-(aq), Na+(aq) e
moléculas de H2O( ), quando esta solução for aquecida e toda a água da solução for
evaporada, teremos apenas os íons Na+ e CH3COO- que constituem a fórmula do sal
chamado acetato de sódio.
Portanto podemos concluir que a reação entre um ácido e uma base, ou seja, uma
neutralização, produz água e também pode ser obtido um sal.
Generalizando a reação de neutralização, ficamos com:
Página 62
CONCEITO DE SAL
CONCEITO TEÓRICO SEGUNDO ARRHENIUS
Exemplo: NaC ou Na+CCONCEITO PRÁTICO
Exemplo:
HCl + NaOH → NaCl + H2O
Ácido
Base
Sal
Água
NOMENCLATURA DOS SAIS
A nomenclatura dos sais é obtida a partir da troca do sufixo do ácido mais o nome do
cátion proveniente da base.
Sufixo do ácido Sufixo do ânion
ÍDRICO
ETO
OSO
ITO
ICO
ATO
Exemplo:
HCl
Ácido clorídrico
NaOH → NaCl + H2O
+
hidróxido de sódio
cloreto de sódio
água
FORMULAÇÃO DE UM SAL
Para entendermos com um sal é formulado, vamos fazer a reação de neutralização
entre um ácido genérico HYA e uma base genérica C(OH)X, onde A é o ânion do ácido
e C é o cátion da base.
Antes de fazer a reação de neutralização, vamos rever como as cargas dos íons
constituintes do ácido e da base estão dispostas:
Página 63
Para o ácido genérico HYA, invertendo-se o índice y, teremos a carga do ânion:
AYPara a base genérica C(OH)X, invertendo-se o índice X, teremos a carga do
cátion: CX+
Desta forma, a reação de neutralização entre o ácido HYA e a base C(OH)X ficará:
Com isso, o sal será representado genericamente assim:
Para que a soma das cargas dos íons seja igual a zero, é necessário inverter as cargas
dos íons e com isso obteremos o índice do cátion e do ânion, de modo que ao
multiplicar o índice pela carga do respectivo íon, teremos soma igual a zero.
Resumindo temos:
Onde:
C = cátion proveniente da base
A = ânion proveniente do ácido
Exemplos:
1º) Qual a fórmula do sal proveniente da reação entre o ácido fosfórico (H 3PO4) e o
hidróxido de cálcio (Ca(OH)2).
Primeiro vamos determinar as cargas dos íons:
Para o ácido H3PO4, invertendo-se o índice 3, teremos a carga do ânion: PO43-
Página 64
Para a base Ca(OH)2, invertendo-se o índice 2, teremos a carga do cátion: Ca2+
Agora vamos juntar o cátion da base com o ânion do ácido:
Ca2+PO43Observe que a soma das cargas não é igual a zero, para que isto seja possível, vamos
inverter as cargas e depois multiplicar o índice pela carga para cada íon:
Multiplicando-se o índice pela carga do cátion temos +6 e multiplicando-se o índice
pela carga do ânion temos -6, de modo que a soma das cargas ficou igual a zero.
Desta forma, a fórmula do sal ficou assim representada:
2º) Qual a fórmula do sal proveniente da reação entre o ácido sulfúrico (H2SO4) e o
hidróxido de magnésio (Mg(OH)2).
Primeiro vamos determinar as cargas dos íons:
Para o ácido H2SO4, invertendo-se o índice 2, teremos a carga do ânion: SO42Para a base Mg(OH)2, invertendo-se o índice 2, teremos a carga do cátion: Mg2+
Agora vamos juntar o cátion da base com o ânion do ácido:
Mg2+SO42Observe que a soma das cargas ficou igual a zero, e por isso, não se faz necessário
inverter as cargas dos íons, e desta forma a fórmula do sal ficou assim representada:
BALANCEANDO AS EQUAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO
Como vimos, a reação de neutralização é estabelecida quando ácido reage com base
formando água e também sal. Equacionando a reação de neutralização, ficamos com:
Página 65
ÁCIDO + BASE → SAL + ÁGUA
Onde:
ácido e base são os reagentes
Sal e água são os produtos
Segundo a Lei da Conservação das Massas, introduzida por Lavoisier em 1774,
estabelecia que: “numa reação química, a soma das massas dos reagentes é igual à
soma das massas dos produtos.”
Com isso, deduzimos que o número de átomos de um determinado elemento dos
reagentes tem que ser igual ao número de átomos deste mesmo elemento dos
produtos.
NEUTRALIZAÇÃO TOTAL X NEUTRALIZAÇÃO PARCIAL
·
Neutralização total
Neste caso os íons H+ do ácido são totalmente neutralizados pelos íons OH- da base
formando água e um sal normal.
Exemplos:
a) Equacione a neutralização entre o ácido sulfúrico (H2SO4) e o hidróxido de alumínio
(Al(OH)3).
1º Passo: determinar a carga do cátion da base e do ânion do ácido
H2SO4 = SO42Al(OH)3 = Al3+
2º Passo: fazer a reação entre o ácido e a base formando o sal e mais água
H2SO4 + Al(OH)3 → Al3+SO42- + H2O
3º Passo: inverter as cargas dos íons do sal para que a soma se anule
H2SO4 + Al(OH)3 → Al2(SO4)3 + H2O
Observe que temos um número de átomos nos reagentes diferente do número de
átomos nos produtos, e neste caso deveremos iniciar o balanceamento da reação, para
que o número de átomos dos reagentes e dos produtos se iguale.
4º Passo: Parte-se de 1 composto do sal formado.
H2SO4 + Al(OH)3 → 1 Al2(SO4)3 + H2O
Página 66
5º Passo: acerta-se o número de átomos do metal alumínio
H2SO4 + 2 Al(OH)3 → 1 Al2(SO4)3 + H2O
6º Passo: acerta-se o número de átomos do ametal enxofre
3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 → 1 Al2(SO4)3 + H2O
7º Passo: acerta-se o número de átomos de hidrogênio
3 H2SO4 + 2 Al (OH)3 → 1 Al2(SO4)3 + 6 H2O
ác. sulfúrico hidróxido de
alumínio
sulfato de alumínio
Se os coeficientes estiverem corretos, o número de átomos de oxigênio fica
automaticamente balanceado.
Verificando o número de átomos dos reagentes e dos produtos após o balanceamento
da reação:
Elemento
Alumínio
Enxofre
Hidrogênio
Oxigênio
Nº de átomos Nº de átomos
Reagentes
2
3
12
18
Produtos
2
3
12
18
a) Equacione a neutralização entre o ácido fosfórico (H3PO4) e o hidróxido de bário
(Ba(OH)2).
1º Passo: determinar a carga do cátion da base e do ânion do ácido
H3PO4 = PO43Ba(OH)2= Ba2+
2º Passo: fazer a reação entre o ácido e a base formando o sal e mais água
H3PO4 + Ba(OH)2 → Ba2+PO43- + H2O
3º Passo: inverter as cargas dos íons do sal para que a soma se anule
H3PO4+ Ba(OH)2 → Ba3(PO4)2 + H2O
Observe que temos um número de átomos nos reagentes diferente do número de
átomos nos produtos, e neste caso deveremos iniciar o balanceamento da reação, para
que o número de átomos dos reagentes e dos produtos se iguale.
Página 67
4º Passo: Parte-se de 1 composto do sal formado.
H3PO4 + Ba(OH)2 → 1 Ba3(PO4)2 + H2O
5º Passo: acerta-se o número de átomos do metal bário
H3PO4 + 3 Ba(OH)2 → 1 Ba3(PO4)2 + H2O
6º Passo: acerta-se o número de átomos do ametal fósforo
2 H3PO4 + 3 Ba(OH)2 → 1 Ba3(PO4)2 + H2O
7º Passo: acerta-se o número de átomos de hidrogênio
2 H3PO4+ 3 Ba(OH)2 → 1 Ba3(PO4)2 + 6 H2O
ác. fosfórico hidróxido de
bário
fosfato de bário
Se os coeficientes estiverem corretos, o número de átomos de oxigênio fica
automaticamente balanceado.
Verificando o número de átomos dos reagentes e dos produtos após o balanceamento
da reação:
Elemento
Nº de átomos Nº de átomos
Bário
Fósforo
Hidrogênio
Oxigênio
Reagentes
3
2
12
14
Produtos
3
2
12
14
Neutralização parcial
Neste caso sobram íons H+ do ácido ou íons OH- da base sem ser neutralizados
formando água e um hidrogeno sal ou um hidróxi sal.
Exemplos:
a) Equacione a neutralização entre uma molécula de ácido carbônico (H 2CO3) e uma
molécula de hidróxido de sódio (NaOH).
Montando a reação química, temos:
1 H2CO3 + 1 NaOH →
Observe que na neutralização parcial, os reagentes já estão balanceados. Neste caso
a melhor opção para fazer a reação é através da neutralização dos íons H + do ácido
com os íons OH- da base:
Página 68
Como você observou, restou um íon H+ do ácido sem ser neutralizado. Após a
neutralização, juntamos o cátion da base com o que sobrou do ácido e desta forma
temos a fórmula do sal, classificado como hidrogeno sal.
b) Equacione a neutralização entre uma molécula de ácido nítrico (HNO 3) e uma
molécula de hidróxido de cálcio (Ca(OH)2).
Montando a reação química, temos:
1 HNO3 + 1 Ca(OH)2 →
Observe que na neutralização parcial, os reagentes já estão balanceados. Neste caso
a melhor opção para fazer a reação é através da neutralização dos íons H + do ácido
com os íons OH- da base:
Como você observou, restou um íon OH- da base sem ser neutralizado. Após a
neutralização, juntamos o ânion do ácido com o que sobrou da base e desta forma
temos a fórmula do sal, classificado como hidróxi sal.
FORMULAÇÃO DO SAL A PARTIR DE SEU NOME
Para se determinar a fórmula do sal a partir do seu nome, segue-se os seguintes
passos:
Exemplos
Página 69
a) Sulfato de ferro-III
1º Passo: determinar a fórmula do ácido e da base que originaram o sal.
Ânion sulfato
ico = H2SO4
Cátion ferro-
xido de ferro-III = Fe(OH)3
2º Passo: a partir das fórmulas do ácido e da base, determina-se a carga do cátion
base e do ânion do ácido.
H2SO4 = SO42-
ânion sulfato
Fe(OH)3 = Fe3+
-III
3º Passo: juntar o cátion da base com o ânion do ácido.
4º Passo: inverter as cargas dos íons para que a soma das cargas se anule.
b) Carbonato de sódio
1º Passo: determinar a fórmula do ácido e da base que originaram o sal.
Ânion carbonato
ico = H2CO3
= NaOH
2º Passo: a partir das fórmulas do ácido e da base, determina-se a carga do cátion
base e do ânion do ácido.
H2CO3 = CO32NaOH = Na+
cátion sódio
3º Passo: juntar o cátion da base com o ânion do ácido.
Na+ CO324º Passo: inverter as cargas dos íons para que a soma das cargas se anule.
Página 70
c) Bissulfito de potássio ou hidrogeno sulfito de potássio
1º Passo: determinar a fórmula do ácido e da base que originaram o sal.
Ânion hidrogeno sulfito ou bissulfito
oso = H2SO3
2º Passo: a partir das fórmulas do ácido e da base, determina-se a carga do cátion
base e do ânion do ácido.
H2SO3 = HSO3KOH = K+
cátion potássio
3º Passo: juntar o cátion da base com o ânion do ácido.
K+ HSO34º Passo: como a soma das cargas se anulou, não é necessário inverter as cargas.
d) Hidróxi cloreto de cobre-II
1º Passo: determinar a fórmula do ácido e da base que originaram o sal.
Ânion cloreto
Cátion cobre-II
ác. clorídrico = HCl
hidróxido de cobre-II = Cu(OH)2
2º Passo: a partir das fórmulas do ácido e da base, determina-se a carga do cátion
base e do ânion do ácido.
HCl = Cl
ânion cloreto
Cu(OH)2 = Cu2+
cátion cobre-II
3º Passo: juntar o cátion da base com o ânion do ácido, não se esquecendo de colocar
um ânion hidróxido na fórmula (OH-).
Cu2+ (OH-)ClPágina 71
4º Passo: como a soma das cargas se anulou, não é necessário inverter as cargas.
APLICAÇÕES DOS PRINCIPAIS SAIS DO COTIDIANO
Cloreto de sódio – NaCl
·
É conhecido como sal marinho, quando o mesmo é extraído, por
evaporação, a partir da água do mar, armazenada em grandes tanques, cavados na
areia, chamados de salinas.
·
O sal marinho é utilizado na alimentação. É um ingrediente indispensável
ao organismo humano e animal. O NaCl é um dos constituintes da corrente
sanguínea, e dele resulta o ácido clorídrico, existente no suco gástrico.
Por lei é obrigatório a adição de certa quantidade de sais de iodo (NaI e/ou KI)
ao NaCl destinado à alimentação, porque a falta de iodo no organismo pode
acarretar inflamação da glândula tireóide originando uma doença conhecida como
Bócio.
·
Em Medicina o NaCl é componente do soro fisiológico (solução aquosa
contendo 0,9% de NaCl) utilizado em soros, limpeza de lentes ou no combate a
desidratação.
·
O NaCl é utilizado na conservação de carnes, pescado e peles. O sal
absorve a água que existe no alimento, com isso evita a sobrevivência das
bactérias e o apodrecimento da carne.
·
A solução aquosa de NaCl (salmoura) submetido a eletrólise consiste no
processo de obtenção industrial de NaOH (soda cáustica) e também do gás
hidrogênio e do gás cloro (Cl2).
Carbonato de sódio – Na2CO3
·
É conhecido como barrilha ou soda.
·
Utilizado na fabricação do papel, de sabões e do vidro, e também aplicado
no tratamento da água de piscina.
Fluoreto de sódio – NaF
Página 72
·
Anticárie que entra na composição do creme dental, pois inibe o processo de
desmineralização dos dentes, conferindo proteção contra a ação das cáries.
Nitrato de sódio – NaNO3
·
É conhecido como Salitre do Chile. Recebe este nome, pois o deserto do Chile é
a maior reserva mundial deste sal.
·
É utilizado na fabricação de fertilizante (adubos), de vidros, da pólvora negra
(NaNO3 + carvão + enxofre). Também é utilizado como preservativo de alimentos.
Hipoclorito de sódio – NaClO
·
É um poderoso agente anti-séptico que entra na composição dos alvejantes
domésticos (cândida, Q-Bôa, água sanitária, água de lavadeira).
·
Utilizado como alvejante (branqueador), algicida e bactericida. É também um
excelente desinfetante de baixo custo. Adicionado à água, mata o vibrião da cólera,
usado no tratamento da água das piscinas e também na limpeza de hospitais.
Bicarbonato de sódio – NaHCO3
·
Utilizado em Medicina como antiácido estomacal (Sonrisal, Sal de Frutas Eno,
Alka-Seltzer) pois neutraliza o excesso de ácido clorídrico no suco gástrico.
Observe a reação que ocorre no estômago, quando uma pessoa ingere o antiácido
com bicarbonato de sódio:
NaHCO3(s) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O(
)
+ CO2(g)
O CO2 liberado é o responsável pela eructação (arroto) produzida.
O antiácido contém, além do bicarbonato de sódio, ácidos orgânicos (ác. tartárico, ác.
cítrico entre outros). Na presença de água o NaHCO3 reage com os ácidos,
liberando CO2(g), que é o responsável pela efervescência.
NaHCO3(s) + H+(aq) → Na+(aq) + H2O(
·
)
+ CO2(g)
Utilizado como fermento químico (Pó Royal). A decomposição por aquecimento do
NaHCO3 produz CO2(g), responsável pelo crescimento da massa do pão ou do bolo:
2 NaHCO3(S)



Na2CO3(S) + H2O(g) + CO2(g)
Página 73
·
Utilizado como extintor de incêndio (espuma química). No extintor há NaHCO3 e
H2SO4 em compartimentos separados. Quando o extintor é acionado o NaHCO 3
entra em contato com o H2SO4, com o qual reage produzindo uma espuma, com
liberação de CO2(g).
2 NaHCO3(s) + H2SO4(aq) → Na2SO4(aq) + 2 H2O(
)
+ 2 CO2(g)
Estes extintores não podem ser usados para apagar o fogo em instalações
elétricas, porque a espuma é eletrolítica, conduz corrente elétrica e pode
eletrocutar o operador.
·
Utilizado em desodorantes. Durante a transpiração uma pessoa elimina ácidos
orgânicos (representados por -COOH), responsáveis pelo odor característico do
suor. O NaHCO3 do desodorante, neutraliza estes ácidos formando sal que é
inodoro.
NaHCO3(s) + -COOH(aq) → -COO-Na+(s) + H2O(
·
)
+ CO2(g)
Utilizado em creme dental. Quando restos de alimentos não são removidos da
cavidade bucal, bactérias promovem a decomposição desta matéria orgânica,
formando ácidos orgânicos, tais como o ácido láctico, que são neutralizados pelo
NaHCO3, evitando desta forma, a formação da cárie.
Carbonato de cálcio – CaCO3
·
É encontrado na forma de três variedades polimorfas: calcário, mármore e
calcita.
·
Na forma de calcário é adicionado ao solo para reduzir a acidez, utilizado na
fabricação do vidro e do cimento Portland.
Formação do vidro: barrilha + calcário + areia à vidro
Formação do cimento: calcário + argila + areia à cimento Portland
·
Na forma de mármore é utilizado na fabricação de pisos, pias, túmulos, estátuas,
escadarias, etc.
·
Na forma de calcita, entra na composição das conchas, corais, pérolas, estalactites
(no teto), estalagmites (no solo), casca-de-ovo, etc.
Sulfato de cálcio – CaSO4
Página 74
·
É conhecido como gipsita.
·
O CaSO4 anidro é utilizado na fabricação do giz escolar, enquanto o CaSO4
hidratado é utilizado na obtenção do gesso.
Sulfato de magnésio – MgSO4
·
É conhecido como Sal amargo ou Sal de Epsom.
·
Utilizado em Medicina como purgativo ou laxante.
Sulfato de bário – BaSO4
·
É conhecido popularmente como contraste, pois atua como meio opaco na
radiografia gastro-intestinal.
O sulfato de bário constitui o que se chama um agente radiopaco, isto é, opaco aos
Raios X e utilizado clinicamente para diagnosticar certas condições patológicas, pois
permite realizar radiografias e radioscopias de órgãos moles, que normalmente são
transparentes aos Raios X.
Como é insolúvel em água e em gordura, sulfato de bário forma, ao ser misturado com
água, uma suspensão densa que bloqueia os Raios X. Em conseqüência, as áreas do
corpo em que estiver localizado aparecerão brancas na radiografia.
Isso cria a distinção necessária, ou contraste, entre um órgão e os demais tecidos,
ajudando o radiologista a perceber qualquer condição especial existente no órgão ou
parte do corpo analisada.
Administrado por via oral ou retal, permite assim exames do trato gastro-intestinal e a
detecção de câncer, tumores, úlceras e outras condições inflamatórias como pólipos e
hérnias.
Fosfato de cálcio – Ca3(PO4)2
·
Encontra-se sob a forma dos minerais fosforita e apatita.
·
É um importante componente dos ossos e dos dentes do corpo humano.
·
É utilizado na fabricação de fertilizantes como os superfosfatos ou
hiperfosfatos.
Página 75
·
È o principal componente da mistura conhecida como “farinha de osso”,
obtida a partir da calcinação de ossos de animais.
ÓXIDOS
Óxido - Composto binário de oxigênio com outro elemento menos eletronegativo.
Os óxidos são compostos muito comuns que estão presentes em nosso cotidiano. Veja
alguns exemplos:
A água (H2O) é um óxido vital para nossa sobrevivência.
O gás carbônico (CO2) é um óxido considerado como a base da vida dos vegetais e
dos animais que deles se alimentam, pois participa do processo de fotossíntese .
A quase totalidade dos metais que são utilizados no nosso dia a dia é obtida, por
processos de separação, a partir de minérios. Grande parte desses minérios é
constituída por óxidos:
No entanto, muitos óxidos produzidos por alguns processos de industrialização através
da queima dos combustíveis, são substâncias nocivas, considerados como poluentes
atmosféricos, que podem causar vários danos ao ambiente.
DEFINIÇÃO E FORMULAÇÃO DOS ÓXIDOS
De acordo com tal definição, os óxidos são formulados da seguinte forma:
Página 76
Onde: E à representa o elemento ligado ao oxigênio que pode ser um metal ou um
ametal;
O à representa o elemento oxigênio com carga – 2;
X à indica o número de átomos do elemento ligado ao oxigênio;
Y à indica o número de átomos de oxigênio da fórmula do óxido.
NOMENCLATURA
1º) Para óxidos do tipo: EXOY, onde o elemento E é um ametal.
Prefixo que indica a
quantidade de oxigênio (Y)
Óxido
de
Prefixo que indica a
quantidade do outro elemento
(X)
Mono, di, tri, tetra, penta,
etc.
Nome do
elemento
Di, tri, tetra
Exemplos:
CO → monóxido de carbono
CO2 → dióxido de carbono
NO2 → dióxido de nitrogênio
N2O → monóxido de dinitrogênio
N2O3 → trióxido de dinitrogênio
2º) Para óxidos do tipo: EXOY, onde o elemento E é um metal com a carga fixa.
Metais com carga fixa:
→ Metais alcalinos (1A) e Ag = +1
→ Metais alcalinos terrosos (2A) e Zn = +2
→ Alumínio = +3
Exemplo:
Página 77
Na2O → óxido de sódio
CaO → óxido de cálcio
Al2O3 → óxido de alumínio
K2O → óxido de potássio
MgO → óxido de magnésio
Para montar a fórmula do óxido a partir do nome, é só lembrar a carga do metal, a
carga do oxigênio -2 e fazer com que a soma das cargas se anule.
Exemplos:
Óxido de lítio → Li1+O2- invertendo as cargas: Li2O
Óxido de bário → Ba2+O2-, como a soma das cargas é nula, então temos: BaO
Óxido de alumínio → Al3+O2-, invertendo as cargas: Al2O3
Óxido de zinco → Zn2+O2-, como a soma das cargas é nula, então temos: ZnO
Óxido de prata → Ag1+O2-, invertendo as cargas: Ag2O
3º) Para óxidos do tipo: EXOY, onde o elemento E é um metal com a carga variável.
ou ainda:
Metais com carga variável:
→ Ouro (Au1+ e Au3+)
→ Cobre (Cu1+ e Cu2+)
→ Ferro (Fe2+ e Fe3+)
→ Chumbo (Pb2+ e Pb4+)
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Exemplos:
Au2O3 → óxido de ouro-III ou aúrico
Cu2O → óxido de cobre-I ou cuproso
Fe2O3 → óxido de ferro-III ou férrico
PbO2 → óxido de chumbo-IV ou plúmbico
CLASSIFICAÇÃO DOS ÓXIDOS
ÓXIDOS ÁCIDOS OU ANIDRIDOS
São óxidos moleculares que reagem com a água, produzindo um ácido, ou reagem
com uma base, produzindo sal e água.
Os óxidos ácidos, como são obtidos a partir dos ácidos, pela retirada de água, são
denominados de anidridos de ácidos.
Exemplos:
H2SO4 - H2O = SO3 (anidrido sulfúrico)
H2SO3 - H2O = SO2 (anidrido sulfuroso)
H2CO3 - H2O = CO2 (anidrido carbônico)
HNO3 + HNO3 = H2N2O6 - H2O = N2O5 (anidrido nítrico)
HNO2 + HNO2 = H2N2O4 - H2O = N2O3 (anidrido nitroso)
H3PO4 + H3PO4 = H6P2O8 - 3 H2O = P2O5 (anidrido fosfórico)
REAÇÕES
Exemplo:
CO2 + H2O →
CO2 + NaOH →
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1º) Equacionar a reação do óxido com água:
CO2 + H2O → H2CO3
2º) Equacionar a reação do ácido produzido na reação anterior com a base:
H2CO3 + 2 NaOH → Na2CO3 + 2 H2O
Somando as duas equações ficamos com:
CO2 + 2 NaOH → Na2CO3 + 2 H2O
ÓXIDOS BÁSICOS
São óxidos iônicos de metais alcalinos e metais alcalinos terrosos, que reagem com
água, produzindo uma base, ou reagem com um ácido, produzindo sal e água.
Exemplo:
CaO + H2O →
CaO + H3PO4 →
1º) Equacionar a reação do óxido com água:
3 CaO + 3 H2O → 3 Ca(OH)2
2º) Equacionar a reação da base produzida na reação anterior com o ácido:
3 Ca(OH)2 + 2 H3PO4 → Ca3(PO4)2 + 6 H2O
Somando as duas equações ficamos com:
3 CaO + 2 H3PO4 → Ca3(PO4)2 + 3 H2O
ÓXIDOS ANFÓTEROS
São óxidos que podem se comportar ora como óxido básico, ora como óxido ácido.
Exemplos: ZnO, Al2O3, SnO, SnO2, PbO e PbO2.
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ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O
ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O
ÓXIDOS NEUTROS OU INDIFERENTES
São óxidos que não reagem com água, base ou ácido.
São basicamente três óxidos: CO, NO, N2O.
ÓXIDOS DUPLOS OU MISTOS
Óxidos que se comportam como se fossem formados por dois outros óxidos, do
mesmo elemento químico.
Exemplos:
Fe3O4 → FeO . Fe2O3
Pb3O4 → 2PbO . PbO2
PERÓXIDOS
Os peróxidos são formados pelos elementos hidrogênio, metais alcalinos e alcalinoterrosos, sendo apenas o H2O2 molecular e os demais iônicos.
A nomenclatura de um peróxido é semelhante à dos óxidos, bastando substituir a
palavra óxido por peróxido:
H2O2 → peróxido de hidrogênio (água oxigenada)
Na2O2 → peróxido de sódio
CaO2 → peróxido de cálcio
Os peróxidos que reagem com:
– água, produzindo base e peróxido de hidrogênio;
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– ácido, produzindo sal e peróxido de hidrogênio.
Exemplo:
Na2O2 + H2O →
Na2O2 + H2SO4 →
1º) Equacionar a reação do peróxido com água:
Na2O2 + 2 H2O → 2 NaOH + H2O2 (H2O + 1/2 O2)
Na2O2 + H2O → 2 NaOH + 1/2 O2
2º) Equacionar a reação da base produzida na reação anterior com o ácido:
2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2O
Somando as duas equações ficamos com:
Na2O2 + H2SO4 → Na2SO4 + H2O + 1/2 O2
SUPERÓXIDOS
Os superóxidos são óxidos iônicos que possuem valência -1/2. São formados pelos
metais alcalinos e alcalino-terrosos.
A nomenclatura de um superóxido é semelhante à dos óxidos, bastando substituir a
palavra óxido por superóxido:
Na2O4 ou NaO2 → superóxido de sódio
CaO4 → superóxido de cálcio
Os superóxidos que reagem com:
– água, produzindo base, peróxido de hidrogênio e oxigênio;
– ácido, produzindo sal, peróxido de hidrogênio e oxigênio.
Exemplo:
K2O4 + H2O →
K2O4 + H2SO4 →
1º) Equacionar a reação do peróxido com água:
K2O4 + 2 H2O → 2 KOH + H2O2 + O2
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2º) Equacionar a reação da base produzida na reação anterior com o ácido:
2 KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2 H2O
Somando as duas equações ficamos com:
K2O4 + H2SO4 → K2SO4 + H2O2 + O2
APLICAÇÕES DE ALGUNS ÓXIDOS NO COTIDIANO
Peróxido de hidrogênio – H2O2
Conhecido comercialmente como água oxigenada (solução aquosa);
A solução aquosa de peróxido de hidrogênio (água oxigenada) possui
concentração de oxigênio liberado por unidade de volume da solução. Assim, se 1 mL
(ou 1 litro) de uma solução de água oxigenada é capaz de liberar 10 mL (ou 10 litros)
de oxigênio nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP), diz-se que se
trata de água oxigenada 10 volumes.
Utilizado na desinfecções de feridas (água oxigenada 5 ou 10 volumes), como
alvejante de cabelos (água oxigenada 20 volumes), agente de branqueamento e
desodorização de tecidos, etc.
Quando se faz a limpeza (desinfecção) de um ferimento com água oxigenada,
no local surgem bolhas, provenientes da decomposição do H2O2:
H2O2(aq) → H2O(l) + ½ O2(g)
O O2(g) produzido é o responsável pelas bolhas produzidas que mata as bactérias
anaeróbicas, ou seja, que não sobrevivem na presença do oxigênio.
Óxido de cálcio – CaO
Conhecido comercialmente como cal viva ou cal virgem;
Obtido a partir da decomposição por aquecimento do calcário:
CaCO3(s)
CaO(s) + CO2(g)
O óxido de cálcio possui propriedades alcalinas, pois ao ser adicionado em
água, produz uma base (hidróxido de cálcio):
CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(aq)
Utilizado na construção civil no preparo da argamassa e também adicionado ao
solo para diminuir a acidez.
Página 83
Óxido de magnésio – MgO
Conhecido comercialmente como magnesia;
Obtido por queima do magnésio ao ar. Reação do princípio de funcionamento do
flash fotográfico:
Mg(s) + ½ O2(g) → MgO(s)
O óxido de magnésio possui propriedades alcalinas, pois ao ser adicionado em
água, produz uma base (hidróxido de magnésio) utilizado como antiácido
estomacal:
MgO(s) + H2O(l) → Mg(OH)2(aq)
Óxido de silício – SiO2
Conhecido comercialmente como sílica ou cristal de rocha;
É o constituinte químico da areia, considerado o óxido mais abundante da
crosta terrestre. Apresenta-se nas variedades de quartzo, ametista, ágata, ônix,
opala, etc;
Utilizado na fabricação do vidro, porcelana, tijolos refratários para fornos,
argamassa, lixas, fósforos, saponáceos, etc.
Óxido de alumínio – Al2O3
Constitui o minério conhecido como bauxita (Al2O3.2H2O) ou alumina (Al2O3);
Utilizado na obtenção do alumínio e como pedras preciosas em joalherias
(rubi, safira, esmeralda, topázio, turquesa, etc.).
Dióxido de carbono – CO2
Conhecido gás carbônico;
É um gás incolor, inodoro, mais denso que o ar. Não é combustível e nem
comburente, por isso, é usado como extintor de incêndio;
Ao ser acionado o extintor, o gás é liberado formando uma nuvem que ABAFA e RESFRIA o fogo.
O CO2 é o gás usado nos refrigerantes e nas águas minerais gaseificadas. O
gás carbônico é um óxido de característica ácida, pois ao reagir com a água produz
ácido carbônico:
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CO2 + H2O + H2CO3
H+ + HCO3-
Esta reação explica o caráter ácido da chuva em ambientes não poluídos. O gás carbônico do ar
reage com a água da chuva, formando ácido carbônico. Esta chuva ácida não causa nenhum dano ao
meio ambiente (animais e vegetais) pois forma um ácido fraco e instável.
O CO2 sólido, conhecido por gelo seco, é usado para produzir baixas
temperaturas, em extintores de incêndio e efeitos especiais em shows;
O CO2 não é tóxico, por isso não é poluente, porém uma alta
concentração de gás carbônico na atmosfera causa o chamado efeito estufa.
O QUE É EFEITO ESTUFA?
Quando se queima óleo, carvão ou madeira, liberamos dióxido de carbono na
atmosfera. Esse dióxido de carbono extra cria um "cobertor" ao redor da Terra. A maior
parte da radiação de ondas curtas do Sol podem atravessar a camada. Mas a maioria
das radiações de ondas longas da Terra não consegue escapar, fazendo com que a
Terra fique cada vez mais quente. Isso é chamado de "efeito estufa" e causa
aquecimento global.
Efeito estufa: o excesso de gás carbônico na atmosfera absorve a radiação refletida pela Terra,
originando um aumento da temperatura média do planeta, causando derretimento de gelo dos
pólos originando muitos desequilíbrios ecológicos.
As áreas verdes são essenciais para o equilíbrio ecológico e para a saúde humana. A
importância do verde é maior nas grandes cidades, onde há grande concentração de
poluentes. O oxigênio liberado pelas plantas funciona como um diluidor dos poluentes.
Assim, quanto mais parques e praças, menos poluído será o ar que respiramos.
Globalmente, uma das conseqüências da diminuição do verde é o efeito estufa - o
aquecimento da Terra, que poderá trazer efeitos desastrosos se não for contido a
tempo.
Página 85
Causas do Efeito de Estufa
O excesso de dióxido de carbono, expelido pelos automóveis e industrias, está
na origem do aumento do efeito de estufa.
A acumulação de CO2 não vai permitir que a Terra liberte a percentagem de
calor necessária, para manter a estabilidade a nível da temperatura. O CO2
funciona como um potente filtro que permite a entrada das radiações solares,
mas não permite a sua saída.
Por este motivo é aconselhável a utilização dos transportes públicos e a
utilização de filtros nas industrias.
Consequências do efeito de estufa
O aumento da temperatura terrestre pode provocar importantes alterações
climáticas, em todas as regiões da Terra.
Este aumento da temperatura provoca a redução das calotas polares,
conseqüentemente estes originam o aumento gradual do nível das águas.
Este aumento pode ser prejudicial para as zonas litorais que ficariam imergidas
em água.
O aumento da temperatura nas regiões desérticas e secas provocariam ainda
maior secura, provocando fome e mortes.
É por este que devemos preservar o ambiente!
Monóxido de carbono – CO
É um gás incolor extremamente tóxico por inalação, pois se combina com
a hemoglobina do sangue, impedindo o transporte de oxigênio às células e aos
tecidos, causando hipoxia;
É considerado um gás inerte, ou seja, não reage com a água, soluções
ácidas e soluções básicas;
É Combustível, ou seja, reage com o oxigênio. Forma-se na queima
incompleta de combustíveis como álcool (etanol), gasolina, óleo, diesel, etc;
A quantidade de CO lançada na atmosfera pelo escapamento dos
automóveis, caminhões, ônibus, etc. cresce na seguinte ordem em relação ao
combustível usado: álcool < gasolina < óleo diesel. A gasolina usada como
combustível contém um certo teor de álcool (etanol), para reduzir a quantidade de CO
lançada na atmosfera e, com isso, diminuir a poluição do ar, ou seja, diminuir o
impacto ambiental.
Dióxido de enxofe (SO2) e trióxido de enxofre (SO3)
São óxidos eliminados dos escamentos dos veículos movidos a derivados
do petróleo (óleo diesel, querosene e gasolina) que possuem enxofre como impureza:
S(s) + O2(g) → SO2(g)
O enxofre (impureza dos derivados do petróleo) é queimado na câmara de explosão do motor,
Página 86
lançando SO2(g) através do escamento na atmosfera.
SO2(g) + ½ O2(g) → SO3(g)
O dióxido de enxofre liberado, reage com o oxigênio do ar, produzindo o trióxido de enxofre
(SO3).
Observação: O álcool (etanol) não contém enxofre como impureza e, por isso,
na sua queima não é liberado o SO2. Esta é mais uma vantagem do álcool em relação
à gasolina em termos de poluição atmosférica.
São óxidos de característica ácida, pois reagem com água formando
ácidos:
SO2(g) + H2O(l) → H2SO3(aq)
SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(aq)
Neste caso, o SO2(g) e SO3(g) eliminados dos escamentos dos veículos, em contato com a água
da chuva causa a chamada chuva ácida.
ÓXIDOS DE NITROGÊNIO
Dióxido de nitrogênio (NO2)
É um gás de cor castanho-avermelhada, de cheiro forte e irritante, muito
tóxico;
Nos motores de explosão dos automóveis, caminhões, etc., devido à
temperatura muito elevada, o nitrogênio e oxigênio do ar se combinam resultando em
óxidos do nitrogênio, NO e NO2, que poluem a atmosfera:
N2(g) + O2(g) → 2 NO(g)
NO(g) + ½ O2(g) → NO2(g)
O NO2(g) é um óxido de característica ácida, pois ao reagir com a água,
forma uma solução ácida:
2 NO2(g) + H2O(l) → HNO3(aq) + HNO2(aq)
Neste caso, o NO2 produzido, entra em contato com a água da chuva causando também a chuva
ácida.
O NO2 produzido na queima dos combustíveis, reage com o O 2 do ar
produzindo O3 (ozônio), que é outro sério poluente atmosférico:
NO2(g) + O2(g) → NO(g) + O3(g)
O ozônio produzido é extremamente tóxico, causando inflamações nas vias respiratórias quando
inalado.
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Monóxido de dinitrogênio (N2O)
É conhecido como óxido nitroso ou gás hilariante;
O óxido nitroso é um gás incolor, sem cheiro, não combustível, considerado um
óxido neutro, ou seja, não reage com água, solução ácida e solução básica;
Inspirado por alguns instantes, o N2O produz uma espécie de embriaguez
agradável, acompanhada de insensibilidade e às vezes de um riso espasmódico, o
que lhe valeu a denominação de gás hilariante;
Utilizado em Medicina como anestésico fraco que pode ser utilizado em cirurgias
rápidas, pois sua inalação prolongada e repetida pode causar problemas sérios.
Além disso, tem a propriedade de causar euforia;
Em função da baixa toxicidade, o N2O é usado hoje como agente formador de
espumas em cremes. Para isso, ele é colocado nas embalagens, sob pressão,
junto com o creme. Ao acionar a válvula de liberação, a diferença entre a pressão
interna e a do ambiente faz o gás se expandir, e nessa expansão o creme se
transforma em espuma. Os cremes podem ser de vários tipos, inclusive
alimentícios;
Outro uso bastante conhecido do gás hilariante está na fabricação de
granadas usadas por forças policiais para reprimir desordens e manifestações
civis. Seu efeito é mais o de assustar as pessoas que o de causar lesões. As
granadas contendo óxido nitroso líquido são usadas para esse fim porque o gás
hilariante que liberam provoca sonolência e perturbações motoras, durante alguns
minutos, naqueles que o inalam.
Monóxido de nitrogênio (NO)
É conhecido como óxido nítrico;
O óxido nítrico é um gás incolor sem cheiro, considerado um óxido
neutro, ou seja, não reage com água, solução ácida e solução básica;
É uma substância considerada como uma “faca de dois gumes”, ou seja,
pode ser benéfica ou potencialmente tóxica conforme a concentração e a forma de
disponibilização;
Formado na atmosfera pela oxidação incompleta do nitrogênio do ar nas
combustões em alta temperatura, como em fornos industriais, motores e turbinas a
jatos. Altamente tóxico, provoca irritação nas mucosas e pode causar efisema
pulmonar;
N2(g) + O2(g)



2 NO(g)
Reação de formação do óxido nítrico a partir da queima do nitrogênio do ar .
Em 1998 o Prêmio Nobel de Medicina e Fisiologia foi concedido a três
norte-americanos descobridores do princípio de como o óxido nítrico transmite sinais
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pelo corpo e do papel da substância no controle do sistema circulatório. O NO está
envolvido em muitos processos fisiológicos dos mamíferos, que incluem a
neurotransmissão, controle da pressão sangüínea, inflamação, reações
imunológicas e nos mecanismos de defesa contra microorganisnos e tumores.
CHUVA ÁCIDA
COMO SE FORMA?
Os óxidos de enxofre – SOX (SO2 e SO3) e os óxidos de nitrogênio – NOX (NO e NO2)
são poluentes do ar. Quando eles se misturam com a umidade na atmosfera para
formar os ácidos (H2SO4, HNO2 e HNO3), a chuva ácida acontece. Ventos fortes
transportam o ácido, e a chuva ácida cai, tanto na forma de precipitação como na
forma de partículas secas. A chuva ácida pode cair até 3.750 quilômetros de distância
da fonte original da poluição. As chaminés e os automóveis do centro industrial do
meio-oeste causam chuva ácida que prejudica o leste dos Estados Unidos e o noroeste
do Canadá. Grande parte da chuva ácida que cai na Escandinávia vem de origens
européias do oeste, do Reino Unido em particular.
As áreas que recebem a chuva ácida não são igualmente afetadas por ela. A
capacidade de uma região de neutralizar os ácidos, determina o tamanho do prejuízo
em potencial. O solo alcalino neutraliza o ácido. Portanto, as áreas com solos
altamente alcalinos são menos prejudicadas do que aquelas áreas onde o solo é
neutro ou ácido.
O QUE CAUSA PARA O HOMEM?
Saúde: a chuva ácida libera metais tóxicos que estavam no solo. Esses metais
podem alcançar rios e serem utilizados pelo homem causando sérios problemas de
saúde. O seu vapor no ar ao ser respirado causa vários problemas respiratórios.
Prédios, casas, arquitetura: a chuva ácida ajuda a corroer os materiais usados
nas construções como casas, edifícios e arquitetura, destruindo represas, turbinas
hidrelétricas etc.
Meio ambiente
1. Lagos: os lagos podem ser os mais prejudicados com o efeito da chuva ácida,
pois podem ficar totalmente acidificados, perdendo toda a sua vida.
2. Desmatamentos: a chuva ácida faz clareiras, matando duas ou três árvores.
Imagine uma floresta com muitas árvores utilizando mutuamente, agora duas árvores
são atingidas pela chuva ácida e morrem, algum tempo após muitas plantas que se
utilizavam da sombra destas árvores morrem e assim vão indo até formar uma clareira.
Essas reações podem destruir florestas.
3. Agricultura: a chuva ácida afeta as plantações quase do mesmo jeito que das
florestas, só que é destruída mais rápido já que as plantas são mesmo do mesmo
tamanho, tendo assim mais áreas atingidas.
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COMO EVITAR A CHUVA ÁCIDA
Conservar energia: Hoje em dia o carvão, o petróleo e o gás natural são
utilizados para suprir 75% dos gastos com energia. Nós podemos cortar estes
gastos pela metade e ter um alto nível de vida. Eis algumas sugestões para
economizar energia;
Transporte coletivo: diminuindo-se o número de carros a quantidade de
poluentes também diminui;
Utilização do metrô: por ser elétrico polui menos do que os carros;
Utilizar fontes de energia menos poluentes: energia hidrelétrica, energia
geotérmica, energia das marés, energia eólica (dos moinhos de vento), energia
nuclear (embora cause preocupações para as pessoas, em relação à possíveis
acidentes e para onde levar o lixo nuclear).
Purificação dos escapamentos dos veículos: utilizar gasolina sem chumbo e
conversores catalíticos;
Utilizar combustíveis com baixo ou nenhum teor de enxofre.
O QUE SÃO CONVERSORES CATALÍTICOS OU “CATALISADORES”
Instalados em alguns modelos a partir de 1992, os catalisadores tornaram-se itens
obrigatórios, com o objetivo de transformar grande parte dos gases tóxicos expelidos
pelo motor em gases inofensivos. Com a entrada em vigor da inspeção veicular, cresce
ainda mais a importância desse item, que se não estiver em ordem terá de ser
substituído. Caso contrário, o carro não poderá ser licenciado.
Instalados no sistema de escapamento, os catalisadores trabalham numa temperatura
superior a 350º. Assim, devem sempre estar livres de fagulhas, ou combustível não
queimado para não pegar fogo. Por isso, manter o sistema elétrico em ordem,
verificando o estado das velas, bobinas, distribuidor e dos cabos é um dos cuidados
que devem ser tomados.
Outra dica é evitar os combustíveis de qualidade duvidosa e escolher sempre os
lubrificantes recomendados no manual do proprietário. Se a combustão e a lubrificação
do motor não forem perfeitas, existe o risco dos detritos entupirem o catalisador. No
caso da peça ser danificada por batidas em lombadas, o entupimento pode ser
causado por pedaços de cerâmica. Um bom catalisador dura cerca de 80 mil
quilômetros, mas uma vez danificado, precisará ser trocado.
Página 90
Trabalhão de Química
Atenção: antes de responder às questões tenha em mãos uma tabela de
cátions e ânions.
01. O que é uma função química? Cite as principais funções inorgânicas.
02. Explique o que significa cada termo:
a) ionização
b) dissociação iônica
c) grau de ionização
03. O que é uma solução eletrolítica? O que distingui um eletrólito forte de um fraco?
04. Explique por que o NaCl conduz eletricidade quando fundido ou em solução.
Explique, também, por que o HCl puro é um mau condutor de eletricidade e em
solução é um bom condutor.
05. Pesquise sobre substâncias ácidas presentes em seu cotidiano.
06. Dê o conceito de ácido segundo Arrhenius.
07. A equação geral de ionização de um ácido é dada por: HA + H 2O → H3O+ + A-,
+
H O
no entanto, a forma simplificada é mais utilizada: HA 
 H + A . Deve-se
entender que esse processo ocorre em meio aquoso. De acordo com o texto lido,
escreva para cada item as equações balanceadas de ionização completa dos
seguintes ácidos, envolvendo H2O e a forma simplificada:
2
a) HBr
b) HNO3
c) H2SO4
d) H3PO4
e)H3PO3
08. Classifique e exemplifique os ácidos de acordo com:
a) número de hidrogênios ionizáveis
molécula
b) grau de ionização
c) presença ou não de oxigênio na
d) volatilidade
09. Dados os ácidos: HCl, HClO, HCIO2, HClO3, HClO4, H2S, H2SO4, H2SO3, HNO3,
HNO2, HBr, HCN, H3PO4, H3PO3, H3PO2, H4P2O7, HPO3, H2CO3 e CH3COOH.
Construa duas tabelas, uma para hidrácidos e outro para oxiácidos (ou ácidos
oxigenados), segundo o modelo:
Tabela 1: Hidrácidos
HIDRÁCIDOS
HCN
.
.
.
FÓRMULA ESTRUTURAL
(indicar com * o hidrogênio
ionizável)
H
.
.
.
C
N
NOME
ácido cianídrico
.
.
.
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Tabela 2: Oxiácidos
OXIÁCIDOS
FÓRMULA ESTRUTURAL
(indicar com * o hidrogênio
ionizável)
H
O
H
H3PO2
NOME
P
O
ácido hipofosforoso
H
.
.
.
.
.
.
.
.
.
10. Escreva a fórmula molecular e o nome dos ácidos correspondentes aos ânions:
a) periodato
b) bromato
c) bromito
d) hipoiodito
e) tiosulfato
11. Pesquise sobre algumas substâncias de caráter básico no seu cotidiano.
12. Dê o conceito de base segundo Arrhenius.
13. Escreva a equação balanceada de dissociação das seguintes bases:
a) KOH
Fe(OH)2
b) Ba(OH)2
c) Al(OH)3
d) NH4OH
e)
14. Escreva a fórmula e nomenclatura das bases correspondentes aos seguintes
cátions:
a) NH4+
b) Ca2+
c) Fe3+
d) Mg2+
e) Na+
15. A partir da molécula da água (H2O), construa a fórmula eletrônica do íon OH-.
16. Classifique e exemplifique as bases de acordo com:
a) número de hidroxilas (OH-). b) grau de dissociação.
água.
c) solubilidade em
17. Associe corretamente:
(1) base forte e solúvel em água
(2) base forte e pouco solúvel em água
(3) base fraca e solúvel em água
(4) base fraca e praticamente solúvel em água
(
(
(
(
(
(
) hidróxido de cobre(II)
) hidróxido de rubídio
) hidróxido de magnésio
) hidróxido de amônio
) hidróxido de estanho(II)
) hidróxido de cromo
18. O que é um indicador ácido-base? Pesquise sobre alguns indicadores utilizados
em laboratório e suas colorações de acordo com a acidez ou basicidade do meio.
Página 92
19. Pesquise os conceitos de ácido e base segundo Brфnsted-Lowry e segundo
Lewis. Para cada caso, cite dois exemplos.
20. Dentre os três conceitos de ácidos e bases pesquisados (Arrhenius, BrфnstedLowry e Lewis), qual o mais abrangente? Explique.
21. O que é um sal? Exemplifique.
22. Dê a fórmula e nomenclatura do sal formado pelos seguintes íons:
a) Fe3+ e ClMnO4-
b) Al3+ e SO42-
c) Ca2+ e NO3-
d) Na+ e PO43-
e) NH4+ e
23. Pesquise sobre algumas propriedades físicas dos sais. (solubilidade em água,
ponto de fusão e ebulição, condutividade elétrica)
24. O que quer dizer reação de neutralização total e parcial? Diga quais tipos de
substância estão envolvidas nesse processo e exemplifique essas reações.
25. Escreva a equação balanceada de neutralização total entre os compostos
abaixo:
a) NaOH e HCl
e HNO3
b) KOH e H2SO4 c) Mg(OH)2 e H2SO4
e) Ca(OH)2 e HCl
d) Al(OH)3
26. Um estudante, ao testar a condutividade elétrica de uma solução aquosa de
amônia e outra de ácido acético, verificou que a lâmpada acendia fracamente nos
dois casos. No entanto, quando juntava as duas soluções, o brilho da lâmpada se
tornava mais intenso. Como você explica esses fatos?
27. O leite de magnésia é uma suspensão aquosa de Mg(OH) 2. Explique por que o
mesmo é usado como antiácido estomacal.
28. O que são óxidos? Dê alguns exemplos de óxidos presentes no seu cotidiano.
29. De acordo com a Tabela Periódica, escreva a fórmula dos óxidos abaixo:
a) óxido de sódio
cálcio
b) óxido de magnésio
c) óxido alumínio
d) óxido de
30. A concentração de CO2 (dióxido de carbono ou gás carbônico) na atmosfera tem
aumentado nos últimos anos. Cite uma conseqüência ambiental desse fato.
31. Explique, com o auxílio de equações químicas, como ocorre a formação de ácido
sulfúrico e ácido nítrico na água da chuva, aumentando sua acidez, devido a
presença de óxidos de enxofre e nitrogênio na atmosfera.
32. Pesquise sobre peróxidos e superóxidos, citando dois exemplos para cada caso.
Página 93
33. Pesquise sobre outros grupos de compostos inorgânicos: hidretos, carbetos e
nitretos. Cite exemplos.
Bibliografia recomendada para a resolução das questões
1. LEMBO, Antônio. Quimica: realidade e contexto. São Paulo: Ática, 1999.
2. PERUZZO, Tito Miragaia; CANTO, Eduardo Leite do. Quimica na abordagem do
cotidiano. São Paulo: Moderna, 1996. (TITO & CANTO)
3. FELTRE, Ricardo; YOSHINAGA, Setsuo. Quimica geral. São Paulo: Moderna, 4
ed.
Página 94
Textos 6
1.CESAR,
PAULO.
Propriedades
dos
Gases.
Disponível
em:
<http://www.profpc.com.br/Resumos.>, Acessado em: 28/06/2012 as 16:00hs
2. ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna
e o Meio Ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2007.
3. BROWN, T. L.; LEMAY J. R. H. E.; BURSTEN, B. E.; BURDGE, J. R. Química, a
ciência central. 9. ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2010.
Propriedades dos Gases
1- Teoria cinética dos gases
Características de uma substância no estado gasoso - Não tem forma e nem
volume próprios. Um gás tem a forma do recipiente onde está contido e ocupa todo
o espaço limitado pelas paredes do recipiente. O volume de um gás é o volume do
recipiente onde está contido.
Modelo do estado gasoso (teoria cinética dos gases) - Um gás é constituído por
moléculas isoladas, separadas umas das outras por grandes espaços vazios em
relação ao seu tamanho e em contínuo movimento de translação, rotação e
vibração.
2- Volume, Pressão, Temperatura de um gás
I. Volume
O volume de qualquer substância é o espaço ocupado por esta substância. No caso
dos gases, o volume de uma dada amostra é igual ao volume do recipiente que a
contém.
II. Temperatura
É a medida do grau de agitação térmica das partículas que constituem uma
substância.
No estudo dos gases, é utilizada a escala absoluta ou Kelvin (K) e, no Brasil, a
escala usual é a Celsius ou centígrada (°C). Portanto, para transformar graus
Celsius (t) em Kelvin, temos:
T/K = t/ºC + 273,15
III. Pressão
Página 95
A pressão é definida como força por unidade de área. No estado gasoso, a pressão
é o resultado do choque de suas moléculas contra as paredes do recipiente que as
contém.
3- Gás Ideal ou Perfeito
Gás ideal ou gás perfeito - É um modelo teórico. É um gás que obedece às
equações P·V/T = k e P·V = n·R·T, com exatidão matemática.
4- Gás Real
Não segue o comportamento do gás ideal, principalmente em pressões muito altas
e/ou em temperaturas baixas, porque ocorre alta redução de volume e as partículas,
muito próximas, passam a interferir umas no movimento das outras.
Um gás real aproxima-se do comportamento de um gás ideal à medida que diminui a
pressão e aumenta a temperatura.
5- Lei de Boyle e lei de Charles e Gay-Lussac
Lei de Boyle - A temperatura constante, o volume ocupado por uma quantidade fixa
de um gás é inversamente proporcional à sua pressão.
P·V = k = constante
Lei de Charles e Gay-Lussac - A volume constante, a pressão de uma massa fixa
de um gás varia linearmente com a temperatura do gás em graus Celsius.
A pressão constante, o volume de uma massa fixa de um gás varia linearmente com
a temperatura do gás em graus Celsius.
Com a introdução da escala absoluta, as leis de Charles e Gay-Lussac foram assim
enunciadas:
A volume constante, a pressão de uma massa fixa de gás é diretamente
proporcional à temperatura absoluta do gás.
A pressão constante, o volume de uma massa fixa de gás é diretamente
proporcional à temperatura absoluta do gás.
6- Equação geral dos gases perfeitos
P·V
—— = k
T
ou
P1·V1 P2·V2
——— = ———
T1
T2
(número de mols constante)
Página 96
É possível o gás passar por um estado intermediário (3), observe o diagrama:
(1) → (2) → (3)
Desta forma teremos:
A Lei de Boyle e Charles aplica:
Se multiplicar parte por parte
7- Transformações Isotérmica, Isobárica e Isovolumétrica
ISOBÁRICA
(p1 = p2)
V1
V2
—— = ——
T1
T2
lei
de
e Gay-Lussac
ISOCÓRICA
(V1 = V2)
p1
p2
—— = ——
T1
T2
lei
de
Charles
Gay-Lussac
ISOTÉRMICA
(T1 = T2)
p1·V1 = p2·V2
Charles
e
lei de Boyle
8- Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP, CN ou TPN)
São definidas como condições normais de temperatura e pressão quando o gás é
submetido a uma pressão de 1 atm e à temperatura de 0 °C. Portanto, podemos
colocar:
P = 1 atm = 760 mmHg
T = 0 °C = 273,15 K
Página 97
9- Volume molar de um gás
Volume
molar
é
o
volume
de
um
mol
de
substância.
O volume molar de um gás é constante para todos os gases a uma mesma
pressão e temperatura.
Nas CNTP, o volume molar é igual a 22,4 L/mol.
10- Equação de Clapeyron
As leis de Boyle e Charles/Gay-Lussac podem ser combinadas com a lei de
Avogadro para relacionar volume, pressão, temperatura e quantidade em mols de
um gás.
Tal relação é chamada de equação de estado de um gás. A equação de estado
pode então ser representada por:
P · V = n ·R · T
Esta equação também é denominada de equação de Clapeyron, em homenagem ao
físico francês que a determinou.
A constante R pode assumir vários valores dentre os quais destacamos:
11- Densidade de um gás
Densidade de um gás nas CNTP:
M
dCNTP = ——— g/L
22,4
Densidade de um gás a uma pressão p e temperatura T:
P·M
d = ———
R·T
Densidade de um gás A em relação a um gás B:
MA
dA,B = ——
MB
Página 98
Densidade de um gás A em relação ao ar:
MA
MA
dA,ar = —— = ———
Mar 28,8
12- Mistura Gasosa: Pressão Parcial e Volume Parcial
Fração em mol
Abaixo a fração do mol expressa na relação:
Onde:
ni – quantidade em mols de gás i.
n – quantidade em mols da mistura.
Pressão parcial
Em uma mistura gasosa a pressão parcial de um gás é igual ao resultado de sua
fração em mol na mistura, pela própria pressão.
Pgás = Xgás . Ptotal
Volume parcial
Em uma mistura gasosa o volume parcial de um gás é igual ao resultado de sua
fração em mol na mistura, pelo próprio volume.
Vgás = Xgás . Vtotal
Lei de Amagat
Segundo essa lei, a soma dos volumes parciais de seus componentes, é ocupada
por uma mistura gasosa.
V = v1 + v2 + v3 + ... vz
Lei de Dalton
Segundo essa lei, a soma das pressões parciais de seus componentes, é ocupada
por uma mistura gasosa.
Página 99
P = P1 + P2 + P3 + ... Pz
Misturas de gases perfeitos
O fato de que os gases são miscíveis, independente da proporção resulta em
misturas gasosas homogêneas.
13- Difusão e Efusão Gasosa
Difusão gasosa – é a forma na qual, os gases atravessam uma parede porosa,
e nesse mesmo processo se misturam de maneira uniforme com outros gases.
Porém, a efusão gasosa é conceituada como uma forma em que um gás
escapa de um recipiente, por meio de um pequeno furo, para o vácuo.
Thomas Graham foi um químico britânico, que estudou a efusão gasosa, ele
criou
a
lei
que
o
explica.
“As velocidades de efusão dos gases são inversamente proporcionais às raízes
quadradas de suas massas específicas, quando submetidos à mesma pressão e
temperatura.”
QUESTÕES DISSERTATIVAS - GASES
Texto para as próximas 2 questões.
Um brinquedo que se tornou popular no Rio de Janeiro é um balão preto
confeccionado com um saco de polietileno bem fino. A brincadeira consiste em
encher parcialmente o balão com ar atmosférico (massa molar igual a 28,8 g/mol),
fechá-lo e deixá-lo ao Sol para que o ar em seu interior se aqueça. Dessa forma, o
ar se expande, o balão infla e começa a voar quando sua densidade fica menor do
que a do ar atmosférico.
1) Considere que o ar no interior do balão se comporte como gás ideal, que sua
pressão seja igual à atmosférica e que a massa do saco de polietileno usado para
confeccionar o balão seja igual a 12 g. Determine a temperatura do ar, em graus
Celsius (°C), no interior do balão no momento em que seu volume atinge 250 L e
sua densidade se iguala à do ar atmosférico (1,2 g/L).
2) Deseja-se substituir o ar no interior do balão por um gás formado por uma
substância simples que, nas condições de temperatura e pressão do ar atmosférico,
faça o balão voar. Desprezando a massa do filme de polietileno que constitui o
balão, identifique os quatro elementos da tabela periódica que poderiam ser usados
para tal fim. (Obs.: utilize uma tabela periódica).
Texto para a próxima questão.
Página 100
(Unicamp) Vestibular, tempo de tensões, de alegrias, de surpresas... Naná e Chuá
formam um casal de namorados. Eles estão prestando o Vestibular da Unicamp
2001. Já passaram pela primeira fase e agora se preparam para a etapa seguinte.
Hoje resolveram rever a matéria de Química. Arrumaram o material sobre a mesa da
sala e iniciaram o estudo:
– Será que estamos preparados para esta prova? – pergunta Naná.
– Acho que sim! – responde Chuá. – O fato de já sabermos que Química não se
resume à regra de três e à decoração de fórmulas nos dá uma certa tranquilidade.
– Em grande parte graças à nossa professora – observa Naná.
– Bem, vamos ao estudo!
3) Após resolver as questões, Chuá abriu um livro onde estava descrito outro
experimento.
– Aqui temos uma experiência muito interessante: num frasco de 380 mL e massa
100,00g foram colocados cerca de 5g de uma substância líquida. O frasco foi
fechado com uma tampa com um orifício muito pequeno. A seguir, foi levado a uma
estufa regulada em 107°C, temperatura esta acima do ponto de ebulição da
substância adicionada. Assim que não se percebeu mais líquido no interior do
frasco, este foi retirado da estufa e deixado resfriar até a temperatura ambiente.
Formou-se um pouco de líquido no fundo. Pesou-se o sistema e observou-se a
massa de 101,85g.
a) Qual a quantidade do líquido, em mol, que sobrou no frasco?
b) Qual é a massa molar da substância do experimento?
– Esta é moleza – fala Naná.
– Já que é fácil, responda mais esta – provoca Chuá.
c) A molécula da substância do experimento é constituída por apenas 1 átomo de
carbono e mais 4 átomos iguais. Escreva a sua fórmula estrutural e o seu nome e
explicite como procedeu para descobri-la.
4. Uma das principais fontes de energia térmica utilizada atualmente no Estado de
São Paulo é o gás natural proveniente da Bolívia (constituído principalmente por
metano). No entanto, devido a problemas políticos e econômicos que causam
eventuais interrupções no fornecimento, algumas empresas estão voltando a utilizar
o GLP (gás liquefeito de petróleo, constituído principalmente por butano). Forneça as
equações químicas para a combustão de cada um desses gases e calcule os
volumes de cada um deles que produzem 22,4 litros de CO2.
5) Uma balança de dois pratos, tendo em cada prato um frasco aberto ao ar, foi
equilibrada nas condições-ambiente de pressão e temperatura. Em seguida, o ar
atmosférico de um dos frascos foi substituído, totalmente, por outro gás. Com isso, a
balança se desequilibrou, pendendo para o lado em que foi feita a substituição.
a) Dê a equação da densidade de um gás (ou mistura gasosa), em função de sua
massa molar (ou massa molar média).
b) Dentre os gases da tabela, quais os que, não sendo tóxicos nem irritantes, podem
substituir o ar atmosférico para que ocorra o que foi descrito? Justifique.
Equação dos gases ideais: PV = nRT
P = pressão
V = volume
n = quantidade de gás
R = constante dos gases
T = temperatura
Página 101
M = massa molar (ou massa molar média)
6) Por que dizemos que ao nível do mar existem mais moléculas de ar?
7. Explique o fato de uma bola de futebol parecer mais “cheia” durante o dia e mais
murcha à noite.
8. Uma mistura gasosa ideal de propano e ar é queimada à pressão constante,
gerando 720 litros de CO2 por hora, medidos a 20 °C. Sabe-se que o propano e o ar
encontram-se em proporção estequiométrica. Determine a velocidade média de
reação da mistura em relação ao ar, considerando a composição do ar 21% de O‚ e
79% de N2, em volume.
Dados: Massas moleculares O = 16,00; N = 14,00; C = 12,00
9.
a) Um reator foi projetado para operar em temperatura de 127°C e suportar altas
pressões gasosas. Por questões de segurança, foi instalada uma válvula de alívio,
que abre quando a pressão ultrapassa 10 atm. Calcule o volume deste reator
sabendo que o mesmo tem capacidade para conter 5 mols de nitrogênio nestas
condições.
b) Uma amostra de gás, a 327°C e 120 atm de pressão, ocupa um recipiente de 10L.
Qual a variação de temperatura que se deve efetuar para que a pressão seja de
20atm quando se transferir este gás para um recipiente de 40L?
10. Para suprir a demanda de energia, o Brasil ainda necessita importar gás natural.
Através do gasoduto Brasil-Bolívia, construído em parceria pelos dois países, a
Bolívia fornece gás natural para várias cidades do Centro-Sul brasileiro. O gás
natural está sendo utilizado cada vez mais como combustível para automóveis pelo
fato de ser mais econômico e menos poluente do que a gasolina.
(Feltre, 2004, p. 38-39).
Considere um cilindro de gás natural de um automóvel, com 100 L de gás
natural ideal, carregado a 27 °C e 9,0 atm, em um posto de combustíveis. Admitindo
que a composição, em quantidade de matéria, do gás natural é 80 % de metano e
20 % de etano, determine o valor da massa da mistura gasosa contida nesse
cilindro, expressando o resultado com três algarismos significativos.
11. Considere um recipiente de 10 L contendo um mistura gasosa de 0,20 mol de
metano, 0,30 mol de hidrogênio e 0,40 mol de nitrogênio, a 25 °C. Admitindo-se o
comportamento do gás ideal, pede-se:
a) a pressão, em atmosferas, no interior do recipiente.
b) as pressões parciais dos componentes.
Dado: R = 0,082 atmLmol-1K-1
12. Na calcinação de 50,0 g de carbonato de cálcio, obtém-se um resíduo A e um
gás B. Indique:
a) a equação representativa da calcinação e o volume do gás B nas CNTP;
b) a equação representativa da reação do resíduo com a água e a nomenclatura
oficial (IUPAC) do produto dessa reação.
13. Considere um gás ideal submetido às seguintes transformações:
Considere, também, as seguintes leis:
Página 102
Sob volume constante, a pressão exercida por uma determinada massa gasosa é
diretamente proporcional à sua temperatura absoluta.
(“Lei de Gay-Lussac”)
Sob temperatura constante, o volume ocupado por determinada massa gasosa é
inversamente proporcional à sua pressão.
(“Lei de Boyle”)
Sob pressão constante, o volume ocupado por uma determinada massa gasosa é
diretamente proporcional à sua temperatura absoluta.
(“Lei de Charles”)
a) Associe as transformações A-B; B-C e C-D às Leis correspondentes. Justifique
sua resposta.
b) Esboce os gráficos dessas transformações, mostrando as grandezas que sofrem
variações e identificando a(s) que permanece(m) constante(s).
14. Uma certa quantidade de gás ideal ocupa 30 litros à pressão de 2atm e à
temperatura de 300 K. Que volume passará a ocupar se a temperatura e a pressão
tiverem seus valores dobrados?
15. Para se determinar a pressão de vapor de um líquido utilizou-se uma seringa
evacuada contendo 5mL do líquido. A seringa foi colocada em banho-maria,
conforme a figura. Quando a temperatura alcançou 45 °C, a pressão no interior da
seringa era 0,97 atm e o volume de gás era 33,5 mL. Qual a pressão de vapor do
líquido nesta temperatura?
16. O ideal é que a pressão parcial do oxigênio no pulmão seja de 0,20 atm. Um
mergulhador, que está sujeito a altas pressões,deve dosar o gás que respira para
manter a pressão parcial do oxigênio neste valor. Se ele estiver mergulhando a uma
profundidade onde a pressão seja de 2,5 atm, qual deve ser a fração molar de
oxigênio numa mistura oxigênio/nitrogênio para que ele possa respirar sem
dificuldades?
17. Uma mistura de 4,00 g de H2 gasoso com uma quantidade desconhecida de He
gasoso é mantida nas condições normais de pressão e temperatura. Se uma massa
de 10,0g de H2 gasoso for adicionada à mistura, mantendo-se as condições de
pressão e temperatura constantes, o volume dobra. Calcule a massa de He gasoso
presente na mistura.
Massas atômicas: H = 1; He = 4.
Constante universal dos gases = 0,0821 L atm/mol K.
Volume ocupado por um mol de gás nas condições normais de pressão e
temperatura = 22,4 litros.
18. Algumas misturas gasosas podem ser importantes em ambientes hospitalares,
assim como na prática de esportes, como mergulho autônomo a grandes
profundidades. Uma dessas misturas, denominada Trimix, contém 16 % de oxigênio,
24 % de hélio e 60 % de nitrogênio (porcentagem em volume). Suponha um cilindro
de Trimix mantido à temperatura ambiente e a uma pressão de 9000 kPa.
a) Escreva as fórmulas dos gases da mistura.
b) Qual é a pressão parcial do hélio no cilindro? Mostre os cálculos.
c) Qual é a massa molar média da mistura? Mostre os cálculos.
Dado: R = 8,3 kPa L mol-1 K-1.
Página 103
19. 12,8g de gás oxigênio (O2) ocupam o volume de 2,46L a 27°C. Determine a
pressão exercida.
Dados: Massa molar: O=16g/mol e R=0,082atm.L.mol-1.K-1
20) (Unitau) Qual a massa molecular de 45g de uma substância gasosa que está
dentro de um recipiente de 3 litros a uma pressão de 5 atm e a uma temperatura de
27°C?
Dado: R = 0,082 atm.L/mol.K
Página 104
Textos 7
1.CESAR,
PAULO.
Estequiometria.
Disponível
em:
<http://www.profpc.com.br/Resumos.>, Acessado em: 30/06/2012 as 16:00hs
2. ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna
e o Meio Ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2007.
3. BROWN, T. L.; LEMAY J. R. H. E.; BURSTEN, B. E.; BURDGE, J. R. Química, a
ciência central. 9. ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2010.
Estequiometria
1 - Conceito
Estequiometria é o estudo que permite o cálculo das relações quantitativas nas
reações químicas.
Considere uma reação química onde os compostos A e B reagem entre si
produzindo
os
compostos
C
e
D.
Equilibrada a equação teremos:
aA + bB cC + dD
O cálculo de quantidades desconhecidas de reagentes ou produtos é realizado
estabelecendo-se a proporcionalidade com os coeficientes a, b, c e d.
2 - Relação entre massas
Considere a reação:
Al2O3
1 mol
3 H2SO4
+
102g
3 mols
Al2(SO4)3
→
294g
3 H2O
1 mol
+
342g
3 mols
54g
Algumas
perguntas:
1) Qual é a quantidade de ácido sulfúrico necessária para produzir 500g de sulfato
de alumínio?
Al2O3
1 mol
3 H2SO4
+
3 mols
294g
xg
Al2(SO4)3
→
1 mol
342g
3 H2O
+
3 mols
500g
Página 105
2) Quantos mols de óxido de alumínio são necessários para reagir com 200 g de
ácido sulfúrico?
Al2O3
1 mol
1 mol
3 H2SO4
Al2(SO4)3
3 mols
+
→
294g
x mols
1 mol
3 H2O
3 mols
+
200g
3 - Relação entre massas e moléculas
Exemplo:
Considere a reação:
Al2O3
1 mol
102g
3 H2SO4
+
1A
3 mols
294g
Al2(SO4)3
3 H2O
1 mol
→
+
342g
3A
1A
3 mols
54g
3A
Onde A é o Número de Avogadro A = 6,02 x 10 23 moléculas
Algumas
perguntas:
1) Quantas moléculas de ácido sulfúrico são necessárias para produzir 400g de
sulfato de alumínio?
Al2O3
1 mol
3 H2SO4
Al2(SO4)3
3 mols
+
1 mol
→
3A
3 H2O
+
342g
x
3 mols
400g
24
moléculas
2) Quantas moléculas de óxido de alumínio são necessárias para reagir com 100 g
de ácido sulfúrico?
Al2O3
1 mol
1A
x
3 H2SO4
+
3 mols
294g
Al2(SO4)3
→
1 mol
3 H2O
+
3 mols
100g
Página 106
294.x = 1A.100 → x = 0,34A → x = 2.1023 moléculas.
4 - Relação entre volumes
Exemplo:
Considere a reação:
3 H2
N2
3 mols
+
2 NH3
→
1 mol
3V
1V
2 mols
2V
Onde V é o volume molar, sendo V = 22,4 litros nas CNPT
Uma
pergunta:
Qual é o volume de nitrogênio necessário para produzir 100 litros de amônia, nas
mesmas condições de pressão e temperatura?
3 H2
N2
3 mols
2 NH3
1 mol
+
2 mols
→
1V
2V
x
100 litros
2V .x = 100.1V → x = 50 litros.
5 - Relação entre massa e volume
Exemplo:
Considere a reação:
Cl2
1 mol
71g
2 NaOH
+
2 mols
80g
NaClO
→
1 mol
74,5g
NaCl
+
1 mol
58,5g
H2O
+
1 mol
18g
1V
Uma
pergunta:
Qual é o volume de cloro nas CNPT necessário para produzir 200g de hipoclorito de
sódio.
Cl2
1 mol
+
2 NaOH
2 mols
→
NaClO
1 mol
+
NaCl
1 mol
+
H2O
1 mol
Página 107
1V
74,5g
x
200g
74,5.x = 200.1V → x = 2,68V → x = 2,68.22,4 → x = 60,1 litros
6 - Relações envolvendo uma sequência de reações
Equilibramos
as
equações.
Atribuímos valores ao coeficiente do composto elo de ligação entre as reações de
modo
que
somando
as
equações
resulta
uma
única.
Então resolvemos o problema normalmente.
Exemplo:
Considere as reações:
2 NaN3 → 2 Na + 3 N2
10 Na + 2 KNO3 → K2O + 5 Na2O + N2
O elo de ligação entre as duas equações é o Na. Para que ele seja eliminado na
soma das duas equações vamos multiplicar a primeira equação por 5.
10 NaN3 → 10 Na + 15 N2
10
Na
+
2
KNO3
→
K2O
_____________________________________
+
5
Na2O
+
N2
10 NaN3 + 10 Na + 2 KNO3 >>> 10 Na + 15 N2 + K2O + 5 Na2O + N2
10 NaN3 + 2 KNO3 → K2O + 5 Na2O + 16 N2
Os problemas serão resolvidos usando a equação obtida.
7 - Relações envolvendo quantidade em excesso de um dos reagentes
Para verificar se há excesso de reagente vamos sempre comparar pelo número de
mols indicado na reação.
7.1 - Relações envolvendo apenas os volumes
Exemplo:
Considere a reação.
N2
1 mol
1V
3 H2
+
3 mols
3V
2 NH3
→
2 mols
2V
Página 108
Uma
ergunta:
Fazendo-se reagir 4 litros de N2 com 9 litros de H2 qual é o volume de NH3 obtido
nas
mesmas
condições
de
pressão
e
temperatura?
A equação nos mostra que o volume de H2 deve ser 3 vezes maior que o volume de
N2
nos
permitindo
afirmar
que
há
um
excesso
de
N 2.
Verificamos ainda que o volume de NH3 é 2 vezes maior que o de N2.
N2
3 H2
2 NH3
1 mol
3 mols
2 mols
3V
2V
9 litros
x
1V
+
3
litros
1 litro de
excesso
x = 2.3 → x = 6 litros
7.2 - Relações envolvendo apenas massas
Exemplo:
Considere a reação.
CO2
1 mol
2 NaOH
+
2 mols
44 g
2.40 = 80g
Na2CO3
→ 1 mol
H2O
+
1 mol
140 g
18 g
Uma
pergunta.
Fazendo reagir 5 g de gás carbônico com 8 g de hidróxido de sódio, qual é a massa
de
carbonato
de
sódio
obtida?
A equação nos mostra que a massa de hidróxido de sódio deve ser 80/44 = 1,81
vezes maior que a massa de gás carbônico não 8/5 = 1,6 nos permitindo afirmar que
há
um
excesso
de
gás
carbônico.
A quantidade y de gás carbônico que irá reagir com 8 g de hidróxido de sódio é: 8/y
CO2
2 NaOH
Na2CO3
H2O
1 mol
2 mols
1 mol
1 mol
44 g
4,4
0,6
g
excesso
+
g
em
2.40 = 80g
8g
→
140 g
+
18 g
x
80.x = 8.140 → x = 14 g
Página 109
8 - Relações envolvendo reagentes com impurezas
Quando um reagente for impuro procuramos determinar a quantidade de reagente
puro e procedemos normalmente.
Exemplo:
Numa reação são utilizados 500 g de ácido sulfúrico com 90% de pureza.
A quantidade de ácido que irá reagir será 500.90/100 = 450 g
9 - Relações envolvendo rendimento de reações
Realizamos o cálculo do produtos de uma reação supondo sempre que o rendimento
seja
100%.
O rendimento das reações químicas é sempre calculado em função dos produtos da
reação.
Exemplo:
Numa reação são produzidos 200 g de carbonato de sódio com rendimento de
100%.
Se o rendimento da reação for 75% a quantidade de carbonato de sódio obtida será
de 200.75/100 = 150 g
Exercícios
1. Como é denominado a parte da química que estuda o balanço energético de uma
reação? E a que estuda a velocidade das reações?
2. Exemplifique os vários tipos de reações químicas: deslocamento ou simples troca,
dupla troca, síntese ou formação e decomposição.
3. Exemplifique as reações de oxirredução, indicando as semi-reações. Algumas das
reações indicadas na questão anterior podem ser enquadradas como de
oxirredução. Quais?
4. O cal utilizado na construção civil é preparado a partir do aquecimento do
calcário, seguido da hidratação da cal virgem. Escreva as equações
correspondentes a estes processos.
5. Os balões são cheios com o gás proveniente da reação de alumínio com soda
cáustica. Este procedimento é seguro? Escreva a equação correspondente a
este processo.
6. O bicarbonato de sódio é utilizado em extintores de incêndio (pó químico) porque
quando aquecido libera gás carbônico. Escreva a equação correspondente. Como
Página 110
o bicarbonato de sódio sai destes extintores? Pesquise os casos onde é
recomendado esta classe de extintores.
7. O gás de cozinha é uma mistura de propano e butano. Escreva a equação de
combustão completa para cada um destes gases. Faça o balanceamento destas
equações.
8. As pias de mármore são atacadas pelo suco de limão e pelo vinagre. Escreva as
equações correspondentes.
9. O leite de magnésia é usado para combater a azia. Escreva a equação
correspondente.
10.
A limpeza de uma superfície metálica (decapagem) é feita com ácido
muriático. Escreva a equação correspondente.
11.
Qual a composição do aço? Por que a palha de aço queima facilmente
enquanto que uma peça de aço não queima? Escreva as equações envolvidas na
queima da palha de aço.
12. Faça o balanceamento das equações:
FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + Fe2(SO4)3 + H2O
MnO2 + HCl →
H2O + MnCl2 + Cl2
K2Cr2O7 + HCl → CrCl3 + KCl + H2O + Cl2
Hg2S + HNO3 → HgSO4 + Hg(NO3)2 + H2O +NO
CrI3 + KOH + Cl2 → K2CrO4 + KIO4 + KCl + H2O
H2SO3 + HIO3 → H2SO4 + H2O + I2
NaNO2 + KMnO4 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + NaNO3 + H2O
HI + MnO2 → MnI2 + H2O + I2
Na2SnO2 + Bi(OH)3 → Na2SnO3 + Bi + H2O
H2S + H2O + Br2 → HBr + H2SO4
13. Parathion é um composto tóxico usado como inseticida cuja fórmula molecular é
C10H14O5 NSP. Qual a massa molecular?
14. Uma amostra de nitrogênio gasoso contém 4.63x10 22 átomos de nitrogênio.
Quantos mols de átomos de N estão presentes?
15. Calcule massa em gramas de 0,2 mol de moléculas de CO2.
16.
AgNO3 +NaCl → AgCl +NaNO3.
a) Quantos g de AgNO3 são necessários para reagir com 5g de NaCl?
b) Quantos g de AgNO3 são necessários para precipitar 5g de AgCl?
c) Quantos g de NaCl são adicionados ao AgNO3 para produzir 5g de AgCl?
17. Calcular a massa de 1,00 mol de fórmulas unitário de KNO3 (nitreto de potássio).
18. A cafeína é o principal estimulante contido no café, pode analisar-se queimando
este em uma corrente de oxigênio e pesando os óxidos formados. A análise por este
Página 111
método mostra que a cafeína consta de 49.48% (massa) de C, 5.19% de H, 28.85%
de N e 16.48% de O. Qual a fórmula empírica?.
19. A fórmula molecular da cafeína é C8H10O2N4. Uma amostra contendo 0,150 mol
de moléculas de cafeína, quantos mols de átomos de C, H, O, N estão presentes?
20.
a) Quantos gramas de O2 reagem com 1g de cafeína?
b) Quantos gramas de NO2 se produzirão ao queimar 1g de cafeína?
21. Um grama de um composto gasoso de carbono e hidrogênio fornece após a
combustão, 3.3g de CO2 e 0.899g de H2O. Qual a fórmula empírica do composto?
22. Uma amostra de cálcio metálico puro, pesando 1,35g, foi quantitativamente
transformada em 1,88g de CaO puro. Se considerarmos a massa atômica do
oxigênio igual a 16,0, qual a massa atômica do cálcio?
23. 3.65g de H2 e 26.7g O2 são misturados e reagem. Quantos g H2O são
produzidos?
24. A pirita (FeS2) é utilizada para obter ácido sulfúrico segundo as reações:
FeS2 +O2 → Fe2O3 + SO2(g)
SO2+O2 → SO3(g)
SO3(g)+H2O → H2SO4(l)
Balancear as reações e calcular o rendimento, sabendo-se que de 1ton de FeS2 com
90% de riqueza são obtidos 1200 kg de H2SO4.
25. Quando um sulfeto de hidrogênio, H2S, queima em excesso de oxigênio, os
produtos são água e dióxido de enxofre. Se 16,0g de água são formados nessa
reação, quantos a) mols de moléculas de O2, b) moléculas de O2, c) gramas de O2
são consumidos e d) gramas de H2S são consumidos?.
26. Completar, balancear e classificar as seguintes reações:
a) CH4 + O2 → CO2 + 2H2O
b) Fe (s)+ O2 → Fe2O3(s)
c) Formação de ácido nítrico a partir do óxido não metálico e água. NO + H2O→
HNO3
d) Precipitação do AgCl a partir de NaCl e AgNO3
e) HgO → Hg + O2f) Fe (s)+ CuSO4 → FeSO4(s) + Cu
27. Da reação de combustão C6H6 +O2 obtêm-se CO2 e H2O. Quantas moléculas de
CO2 são produzidas a partir de 10 moléculas de C6H6?
28. Calcular as massas que representam: a) 3 mols de nitrato de cálcio, b) 1,5 mols
de sulfato ferroso heptahidratado; c) 4 mols de propano, d) 0,2 mols de NaOH. e) 3
mols nitrato de cálcio f) 1,5 mol de sulfato ferroso heptahidratado g) 4 mols de
propano h) 0,2 mols de hidróxido de sódio
29. Calcular o tempo que demora em contar as moléculas de água que há em um
copo de água com 200cm3, se fosse capaz de contar 10000 milhões de
moléculas/seg. sem parar.
30. Calcular o número de átomos de oxigênio em: a) 1l de água, b) 200g de HNO3;
c) 1 mg de óxido férrico, d) 32g de gás oxigênio.
Página 112
31. Uma gota de H2SO4 (d=1,981g/cm3) ocupa um vol. de 0,025mL. Quantas
moléculas de ácido há nessa gota e o número de átomos de oxigênio presentes na
mesma. Qual é a massa de uma molécula de ácido sulfúrico?
32. Uma mistura de 0,62 mols de metano (CH4) e hidrogênio (H2) tem uma massa de
6,84g. a) Calcular os moles da mistura de gases e b) moles de átomos de
hidrogênio.
33. Um composto gasoso esta formado por 77,45% de Cl e o resto de fósforo. Qual
a fórmula empírica? Uma amostra de 0,029g desse gás ocupam em c.n um volume
de 4,72 mL. Qual a fórmula molecular?
34. Duas reações características do alto forno são:
(1)Formação de monóxido de carbono (gás) a partir do coque e CO2 (g).
(2)Redução do óxido de Ferro III com o monóxido de carbono da reação (1)
obtendo-se Fe(s) e dióxido de carbono.
Escreva a equações balanceadas e calcule a massa de Carbono necessário para
liberar o monóxido de carbono para reduzir 100 kg de Fe III
35. O sulfato de alumínio pode preparar-se fazendo reagir o material bauxita
triturado com H2SO4.
Al2O3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2O
Em uma fábrica de processamento foi utilizada bauxita de riqueza 55,4 de Al 2O3. E a
solução de H2SO4 tinha 77%, sendo o restante H2O. Foram obtidos 1.798 de sulfato
de alumínio puro utilizando 1.080 g de mineral e 510 g de solução de H 2SO4.
a) identifique o reagente em excesso.
b) Qual a porcentagem de reagente em excesso?
36. 300 mg de uma mistura de NaCl e KCl produzem pela adição de excesso de
AgNO3 720mg de AgCl. Ache a composição de massa da mistura.
NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3
KCl + AgNO3 → KNO3 + AgCl
37. 0,800 g de uma liga de prata deram por tratamento adequado 0,5682 g de
cloreto de prata. Qual a porcentagem de prata na liga? Resposta: 53,45% de prata.
38. 2,480 g de uma mistura de NaCl e NaBr foram dissolvidos em água e levados a
500 mL. 25 mL desta solução tratados com AgNO3 deram um precipitado de 0,2652
g. Qual a porcentagem dos componentes da mistura? Resposta: 49,80% de cloreto
de sódio e 50,20% de brometo de sódio.
39. Qual a porcentagem de NaI em uma solução de densidade 1,046 e da qual 10
mL tratados com AgNO3 deram um precipitado de AgI que pesou 0,8426 g?
Resposta: 5,14% de iodeto de sódio.
40. 400 mg de blenda deram, com o devido tratamento, 520 mg de BaSO 4. Qual a
porcentagem de ZnS na blenda analisada? Resposta: 54,25% de sulfeto de zinco
41. 2 g de uma liga de cobre e prata foram transformados em sulfatos solúveis e
estes foram precipitados como sulfato de bário pesando 4,6508 g. Qual a
composição centesimal da liga? Resposta: 52,05% de cobre e 47,95% de prata.
42. Uma mistura de carbonato de cálcio e carbonato de magnésio de pesando 1,248
g foi calcinada completamente. Os dois óxidos resultantes pesaram 0,6468 g. Qual a
composição da mistura inicial? Resposta: 50,32% de carbonato de cálcio e 49,68%
de carbonato de magnésio.
Página 113
43. 2,8 g de galena foram precipitados como sulfato de chumbo pesando 2,503 g.
Qual a porcentagem de chumbo e sulfeto de chumbo na galena examinada?
Resposta: 61,07% de chumbo e 70,51% de sulfeto de chumbo
44. Qual a massa de sulfato de cálcio obtida quando se trata 37 g de hidróxido de
cálcio com um excesso de solução de ácido sulfúrico? Resposta: 68 g de sulfato de
cálcio.
45. Qual a massa de ácido ortofosfórico utilizada na obtenção de 15,5 g de fosfato
de cálcio, quando aquele ácido se combina com excesso de hidróxido de cálcio?
Resposta: 9,8 g de ácido fosfórico.
46. Calcinando-se 28 g de uma amostra de um calcário, obteve-se um resíduo de
óxido de cálcio que pesou 14 g. Qual a massa de carbonato de cálcio existente em
100 g deste calcário? Resposta: 89 g de carbonato de cálcio.
47. 20 g de sal de cozinha, contendo 5% de impurezas, são tratados pelo nitrato de
prata. Qual o precipitado obtido e qual sua massa? Resposta: 46,6 g de cloreto de
prata.
48. 3 g de uma mistura de nitrato de sódio e nitrato de prata são tratados pelo HCl,
obtendo-se um precipitado que depois de lavado e seco pesou 1,32 g. Qual a
porcentagem dos componentes da mistura? Resposta: 52% de AgNO3 e 48% de
NaNO3.
49. Quando o chumbo é atacado pelo HNO3 diluído forma-se um sal que reagindo
com hidróxido de sódio dá um precipitado branco que, fortemente calcinado, deixa
um resíduo de óxido de chumbo que pesou 2 g. Qual a massa de chumbo que
reagiu? Resposta: 1,8 g de chumbo.
50. 10 g de uma liga de cobre e prata são tratados por solução de HNO 3 diluído até
completa transformação. Os produtos obtidos, tratados por solução de NaCl até
completa precipitação, originam um precipitado branco que depois de lavado e seco
pesou 10 g. Calcular a composição centesimal desta liga. Resposta: 75% de prata e
25% de cobre.
51. Calcinando-se 5 g de uma mistura de carbonato de cálcio e hidróxido de cálcio,
obteve-se um resíduo que pesou 3,164 g. Qual a composição centesimal da
mistura? Resposta: 63% de carbonato de cálcio e 37% de hidróxido de cálcio.
52. 20 g de carbonato de cálcio reagem com excesso de solução de HCl. Qual a
massa do sal resultante dessa reação? Resposta: 55,5 g de cloreto de cálcio.
53. Sabendo-se que 196 g de ácido sulfúrico reagem com hidróxido de sódio,
calcular a massa de sulfato de sódio formada. Resposta: 284 g de sulfato de sódio.
Página 114
Informações importantes
Para resolver os exercícios, siga as seguintes etapas:
a) leia o enunciado, com atenção, até entendê-lo perfeitamente (se necessário,
desenhe,
use
esquemas
para
ajudá-lo
na
compreensão);
b) encontre a ligação entre o que é dado e o que se pede;
c) planeje a solução dos problemas através de esquemas, perguntas, fórmulas, etc.;
d)
efetue
os
cálculos
com
a
máxima
atenção;
e)
verifique
o
resultado,
procurando
interpretá-lo;
f) recomece com calma, se não chegou ao resultado esperado e não se dê por
vencido
até
encontrar
a
resposta
certa;
g)
busque
diferentes
caminhos
para
a
solução
dos
problemas;
h) faça o maior número possível de exercícios, consultando outros autores;
i) se surgirem dúvidas, anote-as e procure a solução nos livros ou com o professor;
E mais......
• habitue-se a fazer dois tipos de revisão: a imediata, que é aquela que você deve
fazer logo após as explicações do professor e a global, que é aquela que serve
como
preparação
às
avaliações
parciais
e
finais;
• sempre que necessário, consulte outras fontes de informações além de seu livro
texto, como dicionários, enciclopédias, jornais, livros didáticos e paradidáticos,
revistas científicas (Ciência Hoje, Superinteressante, Divirta-se com a Química,
Química Nova na Escola), internet (Portal de Estudos em Química) etc.;
• se depois de percorrer a seqüência deste roteiro, ainda persistir alguma dúvida,
volte ao professor, lembrando-se de que você é a figura principal do processo de
aprendizagem e de que o professor, é o seu ponto de apoio e o seu orientador.
Dicas Como Estudar Química
01 – Procure não estudar vários assuntos de uma só vez: isso é extremamente
prejudicial, atuando negativamente na sua linha de raciocínio.
02 – Escolha um local adequado para seus estudos. Quer em casa ou no seu
ambiente preferido, esse local deve ser bem iluminado e isento de ruídos que
possam atrapalhar a sua aprendizagem.
03 – Não estude por horas a fio. Procure reservar três a quatro horas diárias (média
recomendada) às suas atividades estudantis.
04 – Faça com que seus estudos tornem-se um hábito e uma obrigação diária. Não
deixe que nada interfira nesse hábito salutar e necessário a você que almeja concluir
seus estudos com brilhantismo.
05 – Não seja apressado nos estudos. Cada assunto não deve ser apenas lido. Ele
precisa ser entendido e assimilado. Assim, cada assunto apresentado deve ser
primeiramente lido na sua íntegra. Após isso, releia-o enfocando os pontos
principais; destaque-os fazendo anotações numa folha em separado. Essa tese de
Página 115
estudo é recomendável, pois fará com que você memorize e aprenda com mais
facilidade. Lembre: Aula dada aula estudada!
06 – Mantenha seus materiais de estudo (apostilas, anotações, resumos, livros, etc)
bem ordenados, de forma que qualquer consulta possa ser feita com rapidez.
07 – Nunca estude naqueles momentos em que suas condições orgânicas forem
desfavoráveis. Sono e cansaço, por exemplo, são fatores que contribuem para que o
rendimento escolar seja negativo. Opte pelos períodos em que você, organicamente
esteja idealmente predisposto aos estudos.
08 – Ao estudar química não esmoreça e estude com muito afinco. Lembre-se que
sua aprendizagem depende única e exclusivamente de você de sua boa vontade e
perseverança.
09 – Não guarde dúvidas. Sempre há alguém a consultar.
10 – Não falte as aulas por qualquer motivo. Tudo atrasa com uma falta,
principalmente seu rendimento.
11 – Caso tenha muitas dificuldades para resolver novos exercícios de química,
refaça os exercícios feitos pelo professor, quantas vezes achar necessário.
12 – Não perca o olhar de criança que existe em você. Questione o mundo que o
cerca. Faça perguntas infantis, tais como: Por que o céu é azul, por que o mar é
salgado, por que o navio não enferruja, e claro, pesquise a resposta.
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