Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA PLANO DE ENSINO Faculdade: Faculdade de Ciências Biológicas e da Saúde Curso: Farmácia Disciplina: QGINOG - Química Geral e Inorgânica Folha 1 Ementa Estrutura atômica. Tabela periódica. Ligação química. Funções inorgânicas. Reações químicas. Estequiometria. Termoquímica. Cinética Química. Segurança em laboratório. Identificação e usos de equipamentos de segurança. Material básico de laboratório. Técnicas básicas de laboratório. Objetivos da Disciplina 1. Oferecer base suficiente para o entendimento das diversas funções da química relacionadas com as ligações químicas, funções inorgânicas, reações e fórmulas, cálculos estequiométricos, temoquímica, cinética química, assim como também ao desenvolvimento das disciplinas afins que compõem o curso de Farmácia. 2. Introduzir os conceitos fundamentais da teoria atômica e de ligação, com ênfase na correlação entre a estrutura da matéria e suas propriedades físicas e químicas. 3. Conhecer e utilizar corretamente os símbolos químicos e fórmulas químicas dos compostos. 4. Determinar as configurações eletrônicas dos elementos químicos. 5. Conhecer os elementos e suas propriedades químicas que compõem a tabela periódica. 6. Caracterizar e reconhecer ligações químicas, moléculas polares e apolares. 7. Compreender as formas de ligação para formação de moléculas e substâncias. 8. Identificar ácidos, bases, sais e óxidos e suas principais reações, bem como empregar as nomenclaturas destes. 9. Equacionar e interpretar reações químicas. 10. Conhecer e aplicar as relações quantitativas que existem entre as quantidades das substâncias que participam das reações químicas. 11. Apresentar os princípios fundamentais da termoquímica. 12. Abordar os princípios fundamentais envolvidos no estudo da velocidade e do mecanismo das reações químicas. 13. Apresentar os fundamentos básicos envolvidos nas técnicas experimentais empregadas em laboratório químico, incluindo a manipulação de vidrarias, reagentes e resíduos químicos. 14. Introduzir aos procedimentos e normas de segurança em laboratório químico. 15. Familiarizar o estudante quanto à utilização e aplicação das principais vidrarias, formas adequadas de limpeza, secagem e armazenamento, formas de aquecimento e resfriamento a serem utilizados em laboratório. 16. Familiarizar-se com técnicas básicas como formas de medidas de pH, técnicas de filtração, tipos e utilização adequada de indicadores. 1 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa Plano de Ensino Disciplina QGINOG - Química Geral e Inorgânica Folha 2 Programa ESTRUTURA ATÔMICA Modelos atômicos: modelo de Dalton; modelo atômico de Thomson; modelo atômico de Rutherford; modelo de Bohr; modelo atômico quântico. Níveis e subníveis de energia. Distribuição eletrônica em átomos multieletrônicos. Número atômico; número de massa; isótopos. TABELA PERIÓDICA Tabela periódica: desenvolvimento da tabela periódica; características; propriedades periódicas. Visão geral dos elementos, de sua química e da tabela periódica: grupo 1A, os metais alcalinos; grupo 2A, os metais alcalino-terrosos; grupo 3A; grupo 4A; grupo 5A; grupo 6A; grupo 7A,os halogênios; grupo 8A, os gases nobres; elementos de transição. Configuração eletrônica. LIGAÇÕES QUÍMICAS Tipos de ligação: iônica; covalente; metálica. Compostos iônicos e moleculares: características; propriedades. Estrutura de Lewis e a regra do octeto. Polaridade: da ligação e da molécula. Interações intermoleculares: forças de Van der Waals; ligação de Hidrogênio. FUNÇÕES INORGÂNICAS Ácidos e bases: definição de ácidos e bases segundo Arrhenius, Bronsted-Lowry e Lewis; força dos ácidos e das bases; classificação dos ácidos e nomenclatura; classificação das bases e nomenclatura; ionização de ácidos; dissociação de bases; reações de neutralização. Sais: formação dos sais; nomenclatura; dissociação de sais. Óxidos: nomenclatura; classificação; reações. REAÇÕES QUÍMICAS Tipos de reações químicas: ácido-base; precipitação; oxidação-redução. Equações: moleculares; iônicas completas;iônicas líquidas. Reações de oxidação-redução: número de oxidação; oxidação e redução; agente oxidante e agente redutor; balanceamento pelo método de oxidação-redução; balanceamento pelo método das meias-reações em soluções ácidas e básicas. ESTEQUIOMETRIA Conceito de mol. Fórmula: molecular; mínima. Determinação das massas: massa atômica; massa molecular; massa molar. Cálculos estequiométricos: relações de massa em reações químicas; reagente limitante; rendimento. TERMOQUÍMICA Processos endotérmicos e exotérmicos. Entalpia: variações de energia em processos químicos; lei de Hess. Equações termoquímicas. 2 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa Plano de Ensino Disciplina QGINOG - Química Geral e Inorgânica Folha 3 Programa (continuação) CINÉTICA QUÍMICA Conceitos gerais Reações e tempo de meia-vida de: de primeira ordem; de segunda ordem. Fatores que alteram a velocidade de reação: temperatura; concentração dos reagentes; catalisador. SEGURANÇA EM LABORATÓRIO Normas de segurança: normas gerais; o que fazer em caso de acidentes. Identificação e uso de equipamentos de segurança: EPIs e EPCs. Manipulação de produtos químicos: líquidos inflamáveis; produtos tóxicos; produtos corrosivos. Manuseio, armazenagem e descarte de substâncias químicas: substâncias químicas incompatíveis; resíduos de laboratório. MATERIAL BÁSICO DE LABORATÓRIO Equipamentos, vidrarias e utensílios laboratoriais: apresentação dos equipamentos, das vidrarias e utensílios mais utilizados no laboratório, com descrição da utilização específica destes. TÉCNICAS BÁSICAS DE LABORATÓRIO Execução de experimentos que ilustram conceitos básicos de Química: manuseio do bico de Bunsen e técnicas de aquecimento; pesagens e técnicas volumétricas; calibração de pipeta e balão volumétrico; técnicas de filtração; fenômenos físicos e químicos; miscibilidade e solubilidade; equilíbrio ácido-base e indicadores; medidas de pH; reatividade de metais; reações de oxidação-redução; cinética química. Metodologia Aulas expositivas dialogadas, com a utilização de material audiovisual ilustrativo (transparências, slides – datashow, entre outros). Aulas com exercícios referentes aos assuntos teórico-práticos ministrados. Estudos dirigidos, com suporte de bibliografia técnico-científica especializada. Aulas práticas no laboratório. Critério de Avaliação Primeiro Semestre: Prova extraoficial e/ou relatórios e/ou trabalhos – 5,0 pontos Prova Oficial – 5,0 pontos Segundo Semestre: Prova extraoficial e/ou relatórios e/ou trabalhos – 4,0 pontos Atividade – 1,0 ponto Prova Oficial – 5,0 pontos Bibliografia Básica ATKINS, Peter; JONES, Loretta. moderna e o meio ambiente. 8573077395 (Encad.) Principios de Porto Alegre: quimica: questionando a vida Bookman, 2001. 914p. ISBN 3 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Profa Tania A. Anazawa Disciplina: Química Geral e Inorgânica Plano de Ensino Disciplina QGINOG - Química Geral e Inorgânica Folha 4 Bibliografia Básica (continuação) BROWN, Theodore L. Química: a ciência central. Pearson: Prentice Hall, 2005. 972 p. ISBN 8587918427 (broch.) KOTZ, John C; TREICHEL, Paul. Química geral Thomson, 2005. 671 p. ISBN 8522104271 (broch.) 9ª ed. São Paulo: e reações químicas. São Paulo: Bibliografia Complementar CARVALHO, Paulo Roberto de. Boas práticas químicas em biossegurança. Rio de Janeiro: Interciência, 1999. 132 p. ISBN 8571930163 (broch.) LEE, John David. Quimica inorganica não tão concisa.. Paulo: Edgar Blucher, 1977. 452p. ISBN 8521200277 (broch.) 4ª ed. São MASTERTON, William L; STANITSKI, Conrad L; SLOWINSKI, Emil J. Princípios de química. 6ª ed. Rio de Janeiro: LTC, 1990. 681p. MAIA, Daltamir Justino. Química geral: fundamentos. Prentice Hall, 2007. 436 p. ISBN 9788576050513 São Paulo: Pearson Critérios de Avaliação: PRIMEIRO SEMESTRE Prova oficial Prova extraoficial Atividades Laboratório Peso 5,0 Peso 2,0 Peso 1,0 Peso 2,0 SEGUNDO SEMESTRE Prova oficial Prova extraoficial Laboratório Atividades Prova Substitutiva Peso 5,0 Peso 2,0 Peso 2,0 Peso 1,0 PROVA SUBSTITUTIVA Vale de 0 a 10 e substitui a média anual do aluno. Se obtiver maior ou igual a 6,0, estará aprovado. Data da Prova extra-oficial: 6 de maio (turma 1BFAN) e 7 de maio (turma 1AFAM) Data da Prova teórico-prática: 22 de maio (turmas 1AFAM e 1BFAN) e-mail: [email protected] 4 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa CONCEITOS BÁSICOS Química: é o estudo da composição, estrutura, propriedades e mudanças da matéria. Matéria: é tudo que tem massa e ocupa lugar no espaço. Do que é feita a matéria? A matéria é feita de partículas muito pequenas, denominadas de átomos. Átomo: é a menor partícula existente de qualquer elemento. Os átomos são compostos de partes ainda menores chamadas partículas subatômicas: próton, nêutron e elétron. Comparação entre próton, nêutron e elétron Partículas Próton Nêutron Elétron Carga Positiva (+) Neutra Negativa (-) Massa (u) 1,0073 1,0087 5,486 x 10-4 Átomo é neutro: número de cargas (+) = número de cargas (-) O que faz o átomo de um elemento ser diferente do de outro elemento é o o número de prótons do núcleo do átomo. Esse número é chamado número atômico do elemento. Número atômico (Z) de um elemento: é o número de prótons existentes no núcleo do átomo.. Z=p Exemplos: Hidrogênio (H) Hélio (He) Oxigênio (O) Z=1 Z=2 Z=8 o núcleo do hidrogênio tem 1 próton. o núcleo do hélio tem 2 prótons. o núcleo do oxigênio tem 8 prótons. Número de massa (A): é a soma do número de nêutrons (n) e de prótons (p) presentes no núcleo do átomo. A=p+n ou A =Z + n n=A-p= A–Z Exercício 01 – Qual é o número de massa de um átomo com 11 prótons, 12 nêutrons e 11 elétrons? Exercício 02 – Quantos prótons, nêutrons e elétrons estão presentes em um átomo de nitrogênio (A = 14 e Z = 7)? Exercício 03 – Dê o número de prótons, nêutrons e elétrons de um átomo de: a) carbono (Z = 6, A = 12) b) cobalto (Z = 27, A = 59) A X Representação de um átomo: Z onde Z é o número atômico e A é o número de massa. 12 Ex: C 6 ⇒ representa um átomo do elemento carbono (Z = 6) com número de massa igual a 12 ( A = 12), ou seja, um átomo com 6 prótons, 6 elétrons e 6 nêutrons. 5 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa Exercício 04 – Dê o número de prótons, nêutrons e elétrons de um átomo de: 16 a) oxigênio-16 ( 35 O) b) Cl 8 17 Isótopos: são átomos que têm mesmo número atômico (Z) e que diferem no número de massa (A) ou são átomos de um mesmo elemento químico que diferem no número de nêutrons. 1 Exemplos: 2 H 1 Prótio Z=1 n=0 A=1 3 H 1 Deutério Z=1 n=1 A=2 H 1 Trítio Z=1 n=2 A=3 12 Elemento químico: é um conjunto formado por átomos de mesmo número atômico (Z). Todos esses átomos têm as mesmas propriedades químicas. Exemplos: hidrogênio – conjunto de átomos que possui 1 próton. cálcio – conjunto de átomos que possui 20 prótons. Símbolos dos elementos químicos: 1. A princípio deve ser a inicial do seu nome em letra Exemplo: Nitrogênio N Oxigênio O Boro B maiúscula. Carbono C Flúor F Hidrogênio H 2. No caso de elementos começando com a mesma letra, será acrescentada uma segunda letra em minúscula. Exemplos: Bário Ba Cálcio Ca Alumínio Al Berílio Be Lítio Li Cloro Cl 3. Alguns elementos químicos têm seu símbolo derivado do latim. Exemplos: Elemento Nome em latim Fósforo Phosphorum Ouro Aurum Sódio Natrium Enxofre Sulfur Potássio Kalium Prata Argentum Símbolo P Au Na S K Ag 6 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa Como se classifica a matéria? A matéria é dividida em duas classes: substâncias puras e misturas. Uma substância pura pode ser um elemento ou um composto, e uma mistura pode ser homogênea ou heterogênea. Elemento: é uma substância (por exemplo, carbono, hidrogênio e ferro) que consiste em átomos idênticos. Substância pura Composto: é uma substância pura formada por dois ou mais elementos em proporções fixas de massa. Por exemplo, a água é composto formado de hidrogênio e oxigênio. Mistura é formada por mais de uma substância. Homogênea: toda mistura que apresenta uma única fase. Ex: água e sal de cozinha; ar atomosférico (O2 + N2 + Ar + CO2) Mistura Heterogênea: toda mistura que apresenta pelo menos duas fases. Ex: água e óleo Massa atômica ou peso atômico Os átomos são pequenos pedaços de matéria, portanto têm massa. A massa atômica (ou peso atômico) é a massa média de uma amostra representativa de átomos. A massa atômica de cada elemento foi determinada experimentalmente, e esses valores aparecem na Tabela Periódica. Nela, o boxe de cada elemento contém o número atômico, o símbolo do elemento e a massa atômica. Por exemplo: 19 número atômico K símbolo atômico 39,0983 peso atômico (ou massa atômica) Obs: não confunda massa atômica com número de massa. Massa atômica : é uma medida feita em relação à unidade adotada (u), que vale 1/12 da massa atômica do 12C. Número de massa: é um número inteiro, positivo, definido como a soma do número de prótons (Z) e do número de nêutrons (n), ou seja, A = Z + n 7 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa Exercício 05 – Com a ajuda da Tabela Periódica dê o número atômico e a massa atômica dos seguintes elementos: a) Ca Z = 20 Massa atômica = 40,1 b) B Z = 5 Massa atômica = 10,8 c) N d) Cl e) Ba f) Al g) Fe h) O i) S j) I k) Ag l) F m) Na n) Mg o) P p) K q) Mn r) Cu s) C t) Sr 8 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa ESTRUTURA ATÔMICA MODELOS ATÔMICOS: • Modelo de Dalton: os átomos seriam minúsculas esferas maciças, homogêneas, indivisíveis e indestrutíveis. • Modelo de Thomson: o átomo seria uma esfera neutra, maciça e não-homogênea, formado por pequenas partículas carregadas negativamente (elétrons) e positivamente (prótons). Conhecido como modelo do “pudim de passas” • Modelo de Rutherford: o átomo é uma partícula muitíssimo pequena composta de duas regiões (A) uma interna, o núcleo, onde estariam concentradas praticamente toda a massa do átomo, de carga elétrica positiva, representada por partículas chamadas de prótons e (B) outra externa, de massa desprezível, onde estariam os elétrons, diminutas partículas negativas em movimento ao redor do núcleo. 9 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa • Modelo de Böhr: o átomo possuíam regiões (órbitas) específicas disponíveis para acomodar seus elétrons – as chamadas camadas eletrônicas. Eletrosfera é a região do átomo onde se localizam os elétrons que estão em n níveis de energia. A cada nível de energia corresponde uma determinada quantidade de energia. Se não houver fornecimento de energia externo, os elétrons se manterão naturalmente em seu nível de energia, que é chamado estado fundamental. 2. Fornecendo-se energia a um elétron que ocupe um nível menos energético, verifica-se que o elétron absorve essa energia e salta para outro nível mais energético. Diz-se que o elétron está em estado ativado ou excitado. 3. Ao retornar a sua camada de origem, o elétron libera a energia recebida, na forma de quantum de energia (igual ao absorvido em intensidade), na forma de luz de cor definida ou outra radiação eletromagnética (fóton). 1. 4. Cada órbita é designada por letras K, L, M, N, O, P, Q. Logo, as camadas podem apresentar: 5. Cada nível de energia é caracterizado por um número quântico (n), que pode assumir valores inteiros: 1, 2, 3, etc. Cada nível de energia (n), pode abrigar um número máximo de elétrons. Camada Nível No máx. elétrons K 1 2 L 2 8 M 3 18 N 4 32 O 5 32 P 6 18 Q 7 2 Cada nível de energia pode ser decomposto em um determinado número de subníveis de energia, onde cada tipo de subnível é representado por um símbolo e suporta um número máximo de elétrons: 10 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Subnível Nº máximo de elétrons s 2 p 6 d 10 Profa Tania A. Anazawa f 14 A notação para indicar o número de elétrons em um subnível é dada por: 1s1: indica 1 elétron no subnível s do nível 1 (ou camada K) 4p6: indica 6 elétrons no subnível p do nível 4 (ou camada N) • Modelo quântico: princípio da incerteza de Heisenberg, que estabelece ser impossível conhecer simultaneamente e com precisão a posição e o momento de uma partícula pequena como o elétron. Distribuição eletrônica em níveis e subníveis de energia • • o elétron irá ocupar primeiro o nível e o subnível de menor energia para fazer a distribuição siga o diagrama de Pauling apresentado a seguir: • Para fazer a distribuição eletrônica de um átomo neutro, deve-se conhecer o seu número atômico (Z) e, conseqüentemente, seu número de elétrons e distribuí-los em ordem crescente de energia dos subníveis, segundo o diagrama de Pauling. Exemplos: Alumínio (Z =13): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 Bromo (Z = 35): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2 3d10 4p5 Para átomos com muitos elétrons, é comum simplificarmos a representação da seguinte maneira: Fe ( Z =26): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 Esta parte é exatamente a distribuição do argônio (Z = 18) Portanto, a distribuição eletrônica do ferro pode ser representada da seguinte maneira: Fe: [Ar] 4s2 3d6 11 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa Exceções ao diagrama de Linus Pauling: cobre, prata, ouro, cromo e molibdênio. Camada de valência (C.V.): é a camada ou nível de energia mais externo do átomo no estado fundamental. O número de elétrons que um átomo possui em sua última camada pode ser visualizado na tabela periódica: o número dos grupos indica o número de elétrons na última camada. Por exemplo, o carbono se encontra no grupo 4ª, portanto, apresenta 4 elétrons na camada de valência. Atenção: esta regra só é válida para elementos dos grupos A, 1B e 2B. Nos exemplos anteriores: 3p1 2 5 Bromo (Z = 35): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s 3d10 4p Alumínio (Z =13): 1s2 2s2 2p6 3s 2 3 elétrons na C.V. 7 elétrons na C.V. Como vimos anteriormente, um átomo é eletricamente neutro quando o número de prótons é igual ao número de elétrons, porém um átomo pode perder ou ganhar elétrons na eletrosfera, sem sofrer alteração no seu núcleo, originando partículas carregadas positiva ou negativamente, denominadas ÍONS. Ânion: é o íon obtido quando um átomo neutro ganha elétrons. O íon ficará carregado negativamente (o elétron tem carga negativa). Cátion: é o íon obtido quando um átomo neutro perde elétrons. O íon ficará positivamente carregado (o próton tem carga positiva). Os átomos e os íons exercem papéis importantes na estrutura e no funcionamento dos seres vivos e em especial no corpo humano. A participação dos íons cálcio no processo de contração muscular, dos íons sódio e potássio na transmissão do impulso nervoso, dos íons ferro no transporte de oxigênio demonstram a sua importância. Distribuição eletrônica nos íons a) ânions (íons negativos) • fazer a distribuição eletrônica para o átomo neutro • adicionar os elétrons ganhos no nível e no subnível que estiverem incompletos Exemplo: 9F - o átomo neutro possui 9 elétrons, logo: 1s2 2s2 2p5 - para se tornar ânion, ganha 1 elétron, que será adicionado no nível e subnível incompleto, que é a 2p5, ficando: 1s2 2s2 2p6 b) cátions (íons positivos) • fazer a distribuição eletrônica para o átomo neutro • retirar os elétrons que foram perdidos a partir do nível e do subnível mais externos Exemplo: 11Na+ - átomo neutro possui 11 elétrons, logo: 1s2 2s2 2p6 3s1 - para se tornar cátion, perde 1 elétron que será retirado do subnível mais externo que é o 3s1, ficando: 1s2 2s2 2p6 (total de 10 elétrons) Observação: o estudo de orbitais será visto na disciplina de Química Orgânica. 12 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa TABELA PERIÓDICA É um arranjo dos elementos em ordem crescente de número atômico em linhas horizontais de comprimentos tais que os elementos com propriedades químicas semelhantes caem diretamente um embaixo do outro. As filas horizontais são denominadas PERÍODOS. Neles os elementos químicos estão dispostos na ordem crescente de seus números atômicos. O número da ordem do período indica o número de níveis energéticos ou camadas eletrônicas do elemento. A tabela periódica apresenta sete períodos. As colunas verticais constituem as FAMÍLIAS OU GRUPOS, nas quais os elementos estão reunidos segundo suas propriedades químicas. Os grupos que possuem nomes especiais são: Grupo 1 (1A): metais alcalinos Grupo 2 (2A): metais alcalino-terrosos Grupo 13 (3A): grupo do boro Grupo 14 (4A): grupo do carbono Grupo Grupo Grupo Grupo 15 16 17 18 (5A): (6A): (7A): (8A): grupo do nitrogênio calcogênios halogênios grupo dos gases nobres Da família 1 e 2 e 13 até 18 chamamos de elementos representativos. Da família do 3 até 12 chamamos de elementos de transição. • Em algumas versões da Tabela Periódica, você poderá ver uma notação diferente para os grupos, com os gases nobres pertencendo ao grupo VIII ou VIIIA. A notação recomendada atualmente é a que está sendo apresentada. Os elementos que ficam na série dos lantanídeos e actinídeos são os elementos de transição. Como eles estão no grupo 3, como se estivessem numa “caixinha” para dentro da tabela, são chamados de elementos de transição interna. E os demais são chamados de elementos de transição externa. Grupos 1 e 2: bloco s Grupos 3 – 12: bloco d 13 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa Grupos 13 – 18: bloco p Lantanídeos e actinídeos: bloco f Elementos do bloco s e p: chamados de elementos representativos ou de grupo principal. Metais dos grupos 3 a 12: metais de transição, caracterizados pelo preenchimento dos subníveis d. Os membros do bloco f, que são mostrados abaixo da tabela principal (para economizar espaço), são metais de transição internos. Os elementos são classificados como: - metais (localizados à esquerda dos semi-metais) - não-metais ou ametais (localizam-se à direita dos semi-metais) metalóides ou semi-metais (B, Si, Ge, As, Sb, Te e Po) O hidrogênio (H) não se encaixa em nenhuma dessas classificações porque possui características próprias. • Metal: - dos 118 elementos, 87 são metais; - são sólidos a 25°C e 1 atm (com exceção do mercúrio que é líquido); - conduz eletricidade; - tem brilho; - é maleável ( pode ser martelado até transformar-se em folhas finas); - é flexível (pode ser alongada em fios); - possuem forte tendência a doar elétrons e portanto, formar cátions. • Não-metal ou ametal: - dos 118 elementos, 11 são não metais; - não conduz eletricidade; - é não-brilhante ; - não é maleável nem flexível; - possuem forte tendência a atrair elétrons e formar ânions. • Semi-metal ou metalóide: - os semi-metais são sete (B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po); - tem a aparência e algumas propriedades de um metal, mas comporta-se quimicamente como um não-metal; - podem ceder ou atrair elétrons conforme a situação em que se encontrem; - são todos sólidos a temperatura ambiente. 14 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa Uma visão geral dos elementos, de sua química e da Tabela Periódica Hidrogênio (1s1) • O hidrogênio é um elemento atípico. É o menor e mais leve dos átomos, pois possui uma única camada eletrônica. Apesar de muitas vezes colocado junto aos metais no grupo 1, não possui nenhuma das características que caracterizam os metais. • O elemento é um gás incolor, inodoro e constituído por moléculas de H2. Em pressões elevadas acredita-se que o hidrogênio tenha propriedades metálicas. De configuração semelhante à dos metais alcalinos, as suas propriedades físicas e químicas são bastante diferentes. • É incomum porque pode formar tanto um cátion (H+) como um ânion (H-). • Não é reativo com a água, mas queima em oxigênio: 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g) Grupo 1 (ou 1A): metais alcalinos Símbolo e número atômico 3Li 11Na 19K 37Rb 55Cs 87Fr • Configuração eletrônica [He] 2s1 [Ne] 3s1 [Ar] 4s1 [Kr] 5s1 [Xe] 6s1 [Rn] 7s1 Possuem 1 elétron na camada de valência que se localiza na subcamada s. Apresentam tendência em perder 1 elétron e formar íons monopositivos: Li → Li+ , Na → Na+, K → K+ • São muito reativos. Todos eles reagem com a água, produzindo gás hidrogênio e solução alcalina do hidróxido do respectivo metal. Por exemplo: 2 Na(s) + 2 H2O(l) → 2 NaOH(aq) + H2(g) Por esse motivo são guardados submersos em solventes não aquosos e não voláteis, como querosene, benzeno, etc, para evitar o contato desses metais com a umidade e o oxigênio do ar. • Em razão de sua reatividade, esses metais somente são encontrados na natureza combinados em compostos (como NaCl), nunca como substâncias simples. • São os metais mais leves (o lítio bóia no óleo). • São todos metais prateados (com exceção do césio, que é dourado) e extremamente maleáveis, podendo ser cortados com uma faca. • A reatividade aumenta quando se desce pela coluna do grupo. • Aplicações dos metais alcalinos: - o lítio é usado em baterias recarregáveis; os compostos de lítio, tais como, carbonato de lítio (Li2CO3) são usadas na preparação de porcelanas e vidros especiais, no tratamento de 15 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa distúrbios psíquicos depressivos; o hidróxido de lítio (LiOH) é usado para remover o CO2 da atmosfera de naves espaciais e de submarinos. - os compostos de sódio, tais como, o NaCl, é utilizado como fonte de sódio e de compostos de sódio, condimento e conservante de alimentos; o NaOH em fabricação de sabão, indústria de pasta de celulose e de papel, refinação do petróleo; o Na2CO3, na fabricação de vidro. - os compostos de potássio, tais como, o KCl, é utilizado como fertilizante; o KOH, na fabricação de sabões líquidos ou moles; o KNO3, empregado como fertilizante, explosivos e fogos de artifício. Grupo 2 (ou 2A): metais alcalino-terrosos Símbolo e número atômico 4Be 12Mg 20Ca 38Sr 56Ba 88Ra Configuração eletrônica [He] 2s2 [Ne] 3s2 [Ar] 4s2 [Kr] 5s2 [Xe] 6s2 [Rn] 7s2 • Possuem 2 elétrons na camada de valência que se localiza na subcamada s. Tem tendência em perder 2 elétrons e formar íons bipositivos: Mg → Mg2+, Ca → Ca2+, Sr → Sr2+, Ba → Ba2+ • Ocorrem naturalmente apenas em compostos. • São reativos, mas muito menos do que os metais alcalinos. A reatividade aumenta quando se desce no grupo. O berílio não reage com a água; o magnésio reage lentamente. O cálcio, o estrôncio e o bário reagem facilmente com a água: Ca(s) + 2 H2O(l) → Ca(OH)2(aq) + H2(g) • Aplicação dos metais alcalinos terrosos: - Magnésio: produz ligas de grande leveza e alta resistência, usadas em partes de automóveis e de aeronaves, e também em equipamentos domésticos, como ferramentas manuais e carcaças de aparelhos. O composto de magnésio, o Mg(OH)2, é utilizado na fabricação do leite de magnésia (suspensão de hidróxido de magnésio em água), que é comercializado como antiácido. - Cálcio é um dos elementos importantes nos dentes e ossos. Os compostos de cálcio, tais como, o CaCO3, é utilizado em antiácidos, dentifrícios; o CaO (óxido de cálcio) e Ca(OH)2 (hidróxido de cálcio) é comercializado sob o nome de cal viva e cal extinta, respectivamente, e que também são usados no tratamento de água. - O composto de bário, o BaSO4, é utilizado como contraste em radioscopia gastrointestinal. 16 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa Grupo 13 (ou 3A): grupo do boro Símbolo e número atômico 5B 13Al 31Ga 49In 81Tl Configuração eletrônica [He] 2s22p1 [Ne] 3s23p1 [Ar] 3d104s24p1 [Kr] 4d105s25p1 [Xe] 4f145d106s26p1 • 3 elétrons na camada de valência. • Alumínio é o terceiro elemento mais abundante da Terra, depois do oxigênio e do silício; é um metal ideal para estruturas leves; uma grande variedade de antiácidos contém compostos de alumínio, onde o hidróxido de alumínio e o de magnésio neutralizam o ácido clorídrico no estômago: Al(OH)3 + 3 HCl → AlCl3 + 3 H2O Grupo 14 (ou 4A): grupo do carbono Símbolo e número atômico 6C 14Si 32Ge 50Sn 82Pb • Configuração eletrônica [He] 2s2 2p2 [Ne] 3s23p2 [Ar] 3d104s24p2 [Kr] 4d105s25p2 [Xe] 4f145d106s26p2 4 elétrons na camada de valência. • O carbono (C) é não-metálico. O silício (Si) e o germânio (Ge) são metalóides ou semimetais, embora as propriedades químicas que têm sejam essencialmente de não-metais. O estanho (Sn) e o chumbo (Pb) são metais. Grupo 15 (ou 5A): grupo do nitrogênio Símbolo e número atômico 7N 15P 33As 51Sb 83Bi Configuração eletrônica [He] 2s2 2p3 [Ne] 3s23p3 [Ar] 3d104s24p3 [Kr] 4d105s25p3 [Xe] 4f145d106s26p3 • Nesses elementos, os elétrons de valência são cinco. • O elemento nitrogênio é componente de todas as proteínas, as quais participam de quase todo processo bioquímico que ocorre nos organismos vivos. A maior parte do nitrogênio presente na Terra, porém, está na forma de nitrogênio gasoso (dinitrogênio, N2), um gás incolor e inodoro. É relativamente inerte, pois a ligação tripla nitrogênio-nitrogênio (N≡N) é muito estável. 17 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa • O fósforo, essencial à vida, é um constituinte importante dos ossos e dos dentes. O fósforo também é um importante elemento dos organismos vivos. O ácido desoxirribonucleico (DNA), molécula biológica na qual estão as informações sobre os traços genéticos de uma espécie, tem grupos fosfato ao longo de sua cadeia. Analogamente, o trifosfato de adenosina (ATP), molécula portadora de energia nos organismos vivos, contém grupos fosfato. Grupo 16 (ou 6A): calcogênios Símbolo e número atômico 8O 16S 34Se 52Te 84Po Configuração eletrônica [He] 2s2 2p4 [Ne] 3s23p4 [Ar] 3d104s24p4 [Kr] 4d105s25p4 [Xe] 4f145d106s26p4 • Tendem a ganhar os 2 elétrons necessários para completar o seu nível externo, sendo por isso eletronegativos. • O oxigênio (O2) é um gás incolor, inodoro, tem uma forma alotrópica, o ozônio (O3). • O enxofre é sólido, amarelo, quebradiço, com fórmula molecular S8. • O selênio tem duas formas alotrópicas, o vermelho e o cinzento. O telúrio é sólido, branco, com aspecto metálico, quebradiço e mau condutor de eletricidade. O polônio é um metal radioativo. Grupo 17 (ou 7A): halogênios Símbolo e número atômico 9F 17Cl 35Br 53I 85At Configuração eletrônica [He] 2s2 2p5 [Ne] 3s23p5 [Ar] 3d104s24p5 [Kr] 4d10 5s25p5 [Xe] 4f145d106s26p5 • Possuem 7 elétrons na camada de valência. Tendência em receber 1 elétron ⇒ os halogênios não existem na forma atômica e sim na forma molecular diatômica X2. • Os halogênios são não-metais reativos. • O flúor (F2) é um gás amarelo-claro; o cloro (Cl2) é gás com leve coloração amareloesverdeada; o bromo (Br2) é líquido castanho-avermelhado; e o iodo (I2) é sólido negroazulado, que se sublima dando vapor violeta. Pouco se sabe sobre o astato, que é sintético e radioativo. • O flúor reage com o urânio para formar hexafluoreto de urânio (UF6), composto utilizado para obtenção do combustível dos reatores nucleares. 18 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa • O flúor é também matéria-prima para fabricar o teflon das panelas nas quais não grudam os alimentos. • O cloro é uma matéria-prima para a indústria, pois intervém na fabricação dos plásticos, solventes, agrotóxicos e outros. • Quanto ao bromo e ao iodo, possivelmente a aplicação mais importante é na fabricação de filmes fotográficos, agrotóxicos e aditivos alimentícios. Além disso, o iodo é essencial para o organismo, pois faz parte de um aminoácido natural e de diversos hormônios produzidos pela glândula tireóide. • Com o hidrogênio, formam compostos com a fórmula HX, os haletos de hidrogênio e todos são gases. Todos são corrosivos e se dissolvem em água, dando soluções conhecidas como ácidos. Ex: HCl (ácido clorídrico), HF (ácido fluorídrico). Grupo 18 (ou 8A): gases nobres Símbolo e número atômico 2He 10Ne 18Ar 36Kr 54Xe 86Rn Configuração eletrônica 1s2 [He] 2s22p6 [Ne] 3s23p6 [Ar] 3d10 4s24p6 [Kr] 4d10 5s25p6 [Xe] 4f145d106s26p6 • Estes elementos apresentam uma reatividade apresentarem a última camada completa. • Existem como gases constituídos como átomos livres, por exemplo, o neônio (Ne). • As cores na iluminação artística fluorescente são devidas a emissões dos gases nobres: neônio produz uma luz vermelha, e quando é misturado com argônio, a cor torna-se azulesverdeada. quase nula devido ao fato de Grupos 3 a 12 (grupos B): elementos de transição Metais de transição perigosos do grupo 12: mercúrio e cádmio. • Mercúrio (Hg) pode entrar no organismo pelos pulmões, em forma de vapor, ou através da pele. Uma vez dentro, por meio de um mecanismo que ainda não foi bem entendido, converte-se no íon Hg2+, extremamente tóxico. Seus efeitos (perda do equilíbrio, da visão, da audição e sensações táteis) não aparecem imediatamente mas pouco a pouco, depois de ter danificado irreversivelmente o cérebro e o sistema nervoso. • Cádmio (Cd) não é tão extensamente usado quanto o chumbo e o mercúrio, mas seus efeitos são talvez piores. É muito utilizado em ligas, pois confere resistência mecânica e térmica aos aços, na indústria eletrônica e nas baterias recarregáveis de níquel-cádmio. O problema do cádmio é que substitui o cálcio dos ossos, pois o íon Cd2+ tem o mesmo tamanho que o Ca2+, deixando-os quebradiços. A ingestão produz também graves distúrbios gastrointestinais. 19 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa ELEMENTOS ESSENCIAIS Apenas 11 entre todos os elementos conhecidos são elementos principais (Tabela). Quatro desses elementos (C, H, N e O) constituem a maior porcentagem. Esses são os elementos encontrados na estrutura básica de todas as moléculas bioquímicas. As porcentagens elevadas do oxigênio e do hidrogênio refletem o alto teor de água de todos os sistemas vivos. Tabela – Quantidades relativas dos elementos essenciais no corpo humano. Elemento Oxigênio Carbono Hidrogênio Nitrogênio Cálcio Fósforo Potássio, enxofre, cloro Sódio Magnésio Ferro, cobalto, cobre, zinco, iodo Selênio, flúor Porcentagem em massa 65 18 10 3 1,5 1,2 0,2 0,1 0,05 < 0,05 < 0,01 Sódio, potássio, cálcio, magnésio, fósforo, enxofre e cloro, que ocorrem geralmente na forma de íons, como Na+. K+, Ca2+, Mg2+, HPO42- e Cl-, encontram-se em pequena porcentagem. Embora muitos dos metais sejam necessários apenas em quantia traço, são frequentemente parte integral de moléculas biológicas específicas – como a hemoglobina (Fe), a mioglobina (Fe) e a vitamina B12(Co) – e ativam ou regulam sua função. Boa parte dos 3 ou 4 g de ferro do corpo humano são encontrados na hemoglobina, a substância responsável pelo transporte do oxigênio para as células do corpo. A deficiência de ferro é marcada pela fadiga, por infecções e pela inflamação da boca. Uma pessoa tem também, em média, 2g de zinco; a falta desse elemento é observada pela perda do apetite, dificuldade de crescimento e por mudanças na pele. O corpo humano tem aproximadamente 75 mg de cobre, dos quais aproximadamente um terço é encontrado nos músculos, e o restante, em outros tecidos. O cobre está envolvido em muitas funções biológicas, de modo que sua deficiência apresenta distúrbios variados: anemia, degeneração do sistema nervoso, danos ao sistema imunológico e defeitos na cor e na estrutura dos cabelos. Propriedades Periódicas: - Raio atômico: o tamanho do átomo. - Energia de ionização: energia necessária para remover o elétron de maior energia (mais distante do núcleo) de um átomo ou íon, no estado gasoso. - Afinidade eletrônica ou eletroafinidade: a energia associada à entrada de um elétron num átomo do elemento no estado gasoso. - Eletronegatividade: capacidade de um determinado átomo de atrair os elétrons envolvidos em uma ligação química. - Pontos de fusão e de ebulição - Densidade ATENÇÃO: estudem os nomes e símbolos dos elementos representativos da tabela periódica, bem como o nome do grupo (ou família) a que pertence. 20 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa LIGAÇÕES QUÍMICAS Embora a Tabela Periódica reúna mais de 100 diferentes elementos, apenas cerca de trinta estão presentes nas moléculas constituintes do organismo humano, dos quais estão presentes em grandes proporções o carbono, o oxigênio, o nitrogênio e o hidrogênio. Os átomos tendem a se transformar em moléculas ou íons, de acordo com a Regra (ou teoria) do Octeto. Teoria do Octeto: os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que eles estejam circundados por oito elétrons de valência. Símbolos de Lewis: é um tipo especial de notação para ressaltar a camada mais externa. Ligação química: é como se chama a união entre átomos. Para atingir a estabilidade os átomos se unem através de 3 tipos de ligação: iônica, covalente e metálica. LIGAÇÃO IÔNICA • É a ligação química que se dá entre dois átomos quando um elétron, ou mais de um, se transfere da camada de valência de um átomo para a camada de valência de outro átomo. O átomo que perde os elétrons torna-se um cátion (íon positivo) e o que recebe o elétron torna-se um ânion (íon negativo). • Envolve forças eletrostáticas que atraem íons de cargas opostas, formando um sólido iônico (retículo cristalino). • Resulta da combinação entre: a) um metal com um não-metal ou b) um metal com o hidrogênio 21 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa • os átomos dos metais possuem 1, 2 ou 3 elétrons na última camada e têm forte tendência a perdê-los. • os átomos dos ametais possuem 5, 6 ou 7 elétrons na última camada e têm acentuada tendência a receber mais 3, 2 ou 1 elétron e, assim, completar seus octetos eletrônicos. • Exemplo: Na • ×× × Cl ×× ×× ⇒ ×× [ Na+ ] [ •× Cl ×× ×× ] ⇒ NaCl 22 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa • O total de elétrons doados deve ser igual ao recebido, ou seja, a carga total positiva no composto formado deverá ser igual à negativa, o que o tornará eletricamente neutro como um todo. • Para representar a fórmula de um composto iônico, basta descobrir qual a carga do íon estável formado pelo elemento e, a seguir, utilizar esta regra: CÁTION X+ y ÂNION Y- x • Compostos iônicos: são substâncias constituídas por íons, ou seja, cátions e ânions provenientes de uma ligação iônica. Por exemplo, no NaCl os íons Na+ e Cl- possuem cargas de sinais opostos, atraem-se mutuamente e mantêm-se unidos. Essa união é chamada de ligação iônica e origina uma estrutura altamente organizada, o retículo cristalino iônico. Os compostos iônicos são duros e quebradiços; apresentam elevados pontos de fusão e ebulição e são geralmente solúveis em solventes polares. • O nome do composto iônico se forma pelo: nome do ânion de nome do cátion 23 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa Exercício 1. Considere os elementos Mg, Al, F, Cl, S, O, K, Ca. (a) Quais são metais? (b) Quais são não-metais? (c) Quais tendem a formar cátions? Qual o valor da carga de cada um dos íons? (d) Quais tendem a formar ânions? Qual o valor da carga de cada um dos íons? Exercício 2. Estabeleça a ligação entre átomos de magnésio (12Mg) e cloro (17Cl). Exercício 3. Os elementos A e B apresentam as seguintes configurações eletrônicas: A: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 e B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Qual a fórmula esperada para o composto formado entre esses dois elementos e qual a ligação envolvida? Exercício 4. Dê as fórmulas químicas dos compostos iônicos que se formam com os seguintes pares de elementos: (a) Ca e F (b) Na e S Exercício 5. Indique as ligações, através dos símbolos de Lewis, entre os seguintes átomos: (a) Al e F (e) Ca e N (b) Ca e H (f) Ca e Br (c) K e S (g) Al e O (d) Li e O 24 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa Exercício 6. Qual é a fórmula e o tipo de ligação mais prováveis de um composto resultante da combinação do potássio (Z =19) com o nitrogênio (Z = 7)? Justifique utilizando as estruturas de Lewis. LIGAÇÃO COVALENTE Ligação covalente comum ou normal • Neste tipo de ligação, dois átomos compartilham elétrons provenientes de cada um. Ocorre quando os 2 elementos da ligação tendem a receber elétrons (não-metal) • As substâncias formadas por ligações covalentes são chamadas de substâncias moleculares e podem ser sólidas, líquidas ou gasosas. • Portanto, a ligação covalente acontece entre: ♦ não-metal + não-metal ♦ não-metal + hidrogênio fórmula eletrônica ou fórmula de Lewis fórmula estrutural 25 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa Exercício 7. Faça as fórmulas eletrônica (ou fórmula de Lewis) e estrutural para os compostos que apresentam as seguintes fórmulas moleculares: a) Cl2 b) HCl c) H2O d) O2 e) CO2 f) N2 ♦ número de ligações covalentes que um átomo faz é chamado de valência desse átomo. Assim, por exemplo, H e Cl são monovalentes, O é bivalente, N é trivalente e C é tetravalente. ♦ Outra expressão utilizada vem de acordo com o número de ligações covalentes formadas: ligação covalente dupla (O2), ligação covalente tripla (N2). Ligação covalente coordenada • Termo antigo: ligação covalente dativa. • Na ligação covalente comum o par eletrônico é formado por um elétron de cada átomo, mas na ligação coordenada o par eletrônico (2 elétrons) é fornecido por um dos átomos da ligação. 26 Curso: Farmácia • Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa “Comum” e “coordenada” são apenas termos convenientes para indicar a origem dos elétrons do par compartilhado. Fórmula eletrônica de Lewis ×× ×× O × • × • ×× •• • O •• O=S→O S • • O ×× Fórmula molecular SO2 ×× •• H× Fórmula estrutural ×× • × •• Cl ×× O •• ×× •• H − O − Cl → O HClO2 POLARIDADE NAS LIGAÇÕES COVALENTES Escala de eletronegatividade de Pauling: Ligação covalente apolar: é a ligação covalente que se estabelece entre átomos de igual eletronegatividade, portanto, ambos os átomos atraem o par eletrônico com a mesma intensidade. Ex: F2 diferença de eletronegatividade: 4,0 – 4,0 = 0 Ligação covalente polar: é a ligação covalente que se estabelece entre átomos de diferentes eletronegatividades, logo o par eletrônico estará distribuído assimetricamente, mais próximo do átomo mais eletronegativo. Ex: H – F diferença de eletronegatividade: 4,0 – 2,1 = 1,9 δ+ δH–F o elemento mais eletronegativo desloca o par de elétrons adquirindo uma carga parcial negativa (δ-) e o outro elemento que teve seu elétron mais distante uma carga parcial positiva (δ+). 27 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa Representação das estruturas de Lewis 1. Desenhe o esqueleto básico da molécula, unindo os átomos por ligações simples. 2. Conte o número de elétrons de valência dos átomos. Para uma molécula, simplesmente somamos os elétrons de valência dos átomos participantes. 3. Coloque um par de elétrons em cada ligação. 4. Distribua os elétrons restantes sob a forma de pares não-compartilhados de modo que cada átomo tenha, se possível, 8 elétrons. 5. Coloque todos os elétrons adicionais no átomo central, em pares. Exercício 8 - Dê a estrutura de Lewis de: a) tetracloreto de carbono (CCl4) b) amônia (NH3) c) H2O d) CHCl3 e) CH4 f) Etileno (C2H4) 28 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa Exceções a regra do octeto Em alguns casos, as ligações se completam com menos de 8 elétrons Ex: BeH2 BF3 Em outros casos, as ligações perfazem mais do que 8 elétrons Ex: PCl5 SF6 Esses casos só ocorrem quando o átomo central é relativamente grande, para que possa acomodar tantos elétrons ao seu redor. Por isso, essa chamada camada de valência expandida só aparece em elementos do 3o período da Tabela Periódica para baixo. Compostos dos gases nobres Ex: XeF2 XeF4 POLARIDADE DAS MOLÉCULAS A polaridade de uma molécula depende do tipo de ligação (polar ou apolar) que ocorre entre os átomos e da geometria da molécula. As fórmulas de Lewis mostram dois tipos de pares de elétrons na camada de valência: - pares ligantes, que são compartilhados pelos átomos nas ligações - pares não-ligantes (ou pares isolados) Ex: •• HNH | H par não-ligante pares ligantes A geometria da molécula pode ser determinada pelo modelo RPECV (repulsão dos pares de elétrons na camada de valência). A repulsão entre os pares elétrons se dá na ordem mostrada a seguir: - par não-ligante – par não-ligante - par ligante – par não-ligante - par ligante – par ligante REPULSÃO O motivo é que os pares não-ligantes ocupam um espaço maior que os ligantes, de onde deriva a maior repulsão. Isso explica porque o ângulo H – O – H na água não é de 109,5°, e sim menor. A maior repulsão dos pares não-ligantes provoca a redução do ângulo das ligações H – O –H, cujo valor experimental é de 104,5°. 29 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Profa Tania A. Anazawa Disciplina: Química Geral e Inorgânica Como deteminar a geometria da molécula pelo RPECV? 1. Desenhar a estrutura de Lewis da molécula. 2. Determinar o número total dos pares de elétrons em torno do átomo central e, com a ajuda de tabela procurar a configuração espacial que torna mínima a repulsão entre os pares. 3. Descrever a geometria da molécula em termos da disposição angular dos pares ligantes. 4. Na previsão da geometria, uma ligação dupla ou tripla é contada como se fosse um par ligante. Ex: geometria da molécula de NH3 deduzida a partir da estrutura de Lewis e do modelo da RPECV, que determina a geometria dos pares de elétrons. A ligação dos átomos, descreve, no final, a estrutura da molécula. - Para saber mais, você poderá consultar os seguintes livros: ATKINS, P., JONES, L. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2001. Capítulo 3, pág. 220. KOTZ, J. C., TREICHEL, P. Química & Reações Químicas. Vol. 1. Rio de Janeiro: LTC, 1998. Capítulo 9, página 255. Molécula apolar ocorre quando: • Todas as ligações entre os átomos formadores da molécula são apolares: H – H; Cl – Cl • A soma total dos momentos dipolares for igual a zero (µtotal = 0) Ex: CO2 e µ CH4 H µ O=C=O µ µR = 0 µ µ C H H H µR = 0 Molécula polar ocorre quando tivermos ligações polares e a soma total dos momentos dipolares for diferente de zero (µtotal ≠ 0): Exemplos: H2O O µ H µ HCl NH3 µ µ H Cl H µR ≠ 0 H µ µ N H H µR ≠ 0 µR ≠ 0 Obs: não esqueça que se trata de uma soma vetorial. 30 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa Regra prática para identificar se uma molécula é polar ou apolar: Se o número de pares eletrônicos ao redor do átomo central (incluindo os ligantes) for igual ao número de átomos iguais ligados a ele, a molécula será apolar. Caso estes números não coincidam, a molécula será polar. (As ligações dativas, duplas e triplas devem ser contadas como apenas um par eletrônico. Exemplos: CCl4 CHCl3 SO3 HCN BF3 H 2O NH3 4 4 3 2 3 4 4 pares pares pares pares pares pares pares eletrônicos e 4 eletrônicos e 3 eletrônicos e 3 eletrônicos e 0 eletrônicos e 3 eletrônicos e 2 eletrônicos e 3 átomos iguais átomos iguais átomos íguais átomos iguais átomos iguais átomos iguais átomos iguais apolar polar apolar polar apolar polar polar Regra de solubilidade: “O semelhante dissolve o semelhante”. Substância polar tende a dissolver substância polar. Substância apolar tende a dissolver substância apolar. Exercício 9 – Considere as moléculas de HF, HCl, H2O, H2, CCl4, CH2Cl2, O2 e CH4. a) Classifique essas moléculas em polares e apolares. b) São miscíveis partes iguais de HF e HCl? Justifique. c) São miscíveis partes iguais de HCl e H2O? Justifique. d) São miscíveis partes iguais de CCl4 e CH2Cl2? Justifique. e) São miscíveis partes iguais de CCl4 e H2O? Justifique. f) São miscíveis partes iguais de CH2Cl2 e H2O? Justifique. 31 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa LIGAÇÃO METÁLICA • Os metais não exercem muita atração sobre os elétrons de sua camada de valência e portanto, possuem alta tendência a perder esses elétrons. Daí, um metal sólido ser constituído por átomos metálicos em posições ordenadas com seus elétrons de valência livres para se movimentar por todo o metal. Essa organização de íons metálicos positivos mergulhados num “mar de elétrons” livres é chamado modelo de mar de elétrons, que explica a condutividade elétrica dos metais e mantêm os átomos metálicos unidos. • Ligas metálicas: são misturas sólidas de dois ou mais elementos, sendo quase que totalmente, ou na maior parte formado de elementos metálicos. Ex: - ouro 18 quilates: ouro e cobre - bronze: cobre e estanho - latão: cobre e zinco - aço: ferro e carbono INTERAÇÕES ou FORÇAS INTERMOLECULARES • Até agora vimos ligações entre átomos ou íons. Entretanto, as moléculas com ligações covalentes podem por sua vez interagir com outras. • As forças intermoleculares são forças de atração que ocorrem entre as moléculas (intermoleculares), mantendo-as unidas, e são bem mais fracas, quando comparadas às forças intramoleculares (ligação iônica e covalente), encontradas entre íons e átomos, que formam a substância. • Cuidado! Não confundir com ligações entre os átomos. • Essas forças atuam principalmente no estado sólido e líquido das substâncias. • O conhecimento da extensão dessas interações nos levam a informações físicas importantes como ponto de fusão, ponto de ebulição, solubilidade etc. • Tipos de interações intermoleculares: ligação de hidrogênio: Ocorrem quando um átomo de H ligado a um átomo muito eletronegativo (F, O e N) de uma molécula é atraído por um par de elétrons não compartilhados no átomo de F, O ou N de outra molécula. Ex: moléculas de H2O, NH3 e HF. 32 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa Entre as propriedades físicas dos compostos, a solubilidade é uma das mais importantes. Por exemplo, a água se mistura muito bem com o álcool etílico (álcool comum), pois as forças intermoleculares destas duas moléculas são do tipo ligação de hidrogênio. Como há a possibilidade da formação de ligação de hidrogênio entre a água e o álcool etílico, estes dois compostos se misturam: H H O O H H H-----O CH3CH2OH H H O - - - - -H H O CH2CH3 água álcool etílico água-álcool dissolvidos forças de van der Waals: existem dois tipos mais importantes: Dipolo instantâneo-dipolo induzido ou força de dispersão de London: ocorre entre moléculas apolares (por ex. H2, F2, Cl2, CO2, CCl4, CCl4), pois quando estão perto uma das outras, ocorrem deformações das nuvens eletrônicas e surgem os dipolosinduzidos, unindo as moléculas apolares entre si. 33 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN δ- δ+ Disciplina: Química Geral e Inorgânica δ- Molécula δ+ Molécula Uma distorção momentânea da nuvem eletrônica produz um dipolo instantâneo... Profa Tania A. Anazawa δ- δ+ Molécula ... que induz ao aparecimento de um dipolo na molécula vizinha dipolo permanente ou dipolo-dipolo: é a força de atração existente entre moléculas polares (por ex. HCl, HBr, H2S, CO, HCCl3). As moléculas por apresentarem um dipolo permanente, ou seja, um pólo de carga positiva e outro de carga negativa, atraem-se mutuamente, de modo que o pólo positivo de uma molécula atrai o pólo negativo de outra molécula e assim sucessivamente. Ex: molécula de HCl, onde o cloro com carga parcial negativa atrai a extremidade positiva da molécula vizinha. H – Cl H – Cl δ+ δ- δ+ δ- interações dipolo-dipolo Exercício 10. O que mantém as moléculas de bromo (Br2) unidas no estado líquido são: (a) ligações covalentes (c) interações tipo dipolo-dipolo (b) ligações iônicas (d) interações tipo dipolo-dipolo induzido 34 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa Exercício 11. Durante a ebulição da água são rompidas: (a) ligações covalentes (c) interações tipo ponte de hidrogênio (b) ligações iônicas (d) interações tipo dipolo-dipolo Interações intermoleculares e ponto de ebulição e fusão Quando uma substância molecular muda de estado físico, as moléculas tendem a se separar umas das outras, rompendo assim a força intermolecular. Assim, ao ferver HF, estamos rompendo ligações de hidrogênio; ao ferver HCl, HBr ou HI(polares), estamos quebrando interações dipolo-dipolo; e ao ferver, Cl2, Br2 ou I2 (apolares), estamos rompendo dipolo induzido-induzido. Quanto mais forte a força intermolecular, mais unidas estarão as moléculas, mais difícil será separá-las, mais calor será necessário e, portanto, maiores serão os pontos de fusão (PF) e ebulição (PE) da substância. Ligações de hidrogênio > dipolo–dipolo > dipolo induzido–dipolo induzido Exercício 12. Com relação aos compostos I, II e III a seguir, responda: I CH3 – CH2 – CH3 II III a) Qual o que possui maior ponto de ebulição? Justifique sua resposta. b) Qual o menos solúvel em água? Justifique a sua resposta. c) Quais aqueles que formam ligações de hidrogênio entre suas moléculas? Mostre a formação das ligações. Exercício 13. Uma das propriedades que determina maior ou menor concentração de uma vitamina na urina é a sua solubilidade em água. a) Qual dessas vitaminas é mais facilmente eliminada na urina? Justifique. b) Dê uma justificativa para o ponto de fusão da vitamina C ser superior ao da vitamina A. Vitamina A (ponto de fusão = 62ºC) 35 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa Vitamina C (ponto de fusão = 62ºC) • Curiosidades químicas: muitas propriedades anormais de muitas substâncias hidrogenadas são explicadas através desse fenômeno. Por que o gelo flutua na água líquida? A água se encontra no estado líquido em razão das ligações de hidrogênio. Quando a água passa para o estado sólido, essas ligações conferem à água uma organização reticular quase cristalina, com um maior espaço entre as moléculas, ou seja, uma menor densidade, daí o porque do gelo flutuar na água. Como explicar o fato de alguns insetos conseguirem andar sobre a água sem afundar? 36 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa Se devem às fortes interações existentes entre as moléculas de água, estas forças intermoleculares, que são as ligações de hidrogênio, conferem à água algumas propriedades especiais, sendo uma delas a tensão superficial. A tensão superficial pode ser observada em quase todos os líquidos e é ela a responsável pela forma esférica de gotas ou bolhas do líquido. Esse fenômeno ocorre porque as moléculas do líquido interagem mais fortemente com suas vizinhas do que com as moléculas do ar. Com isso, estas moléculas tendem a ficar o mais próximo possível uma das outras, pois uma “atrai” a outra na mesma intensidade, o que resulta em uma forma esférica. Figura: esquema da tensão superficial da água, em que as forças de atração (forças intermoleculares) existentes entre as moléculas de água vizinhas são mais fortes que as forças de atração entre as moléculas de água e o ar. Isto faz com que as moléculas de água à superfície tendam a ser mais fortemente puxadas para o interior do líquido. Um outro exemplo é o DNA de todos os humanos: sua forma de dupla-hélice – é mantida graças às ligações hidrogênio entre os grupos dos –OH e – NH das bases nitrogenadas heterocíclicas que o compõe: GCAT.No DNA também há interações intermoleculares: Fonte: www.qmc.ufsc.br/.../revista_especiais_forcas_intermoleculares.html 37 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa FUNÇÕES INORGÂNICAS São substâncias com propriedades químicas semelhantes. Funções inorgânicas: ácidos, bases, sais e óxidos. ÁCIDO • Uma das características é a presença, nas substâncias, do elemento químico hidrogênio ligado a ametais. Ex: HCl, HF, H2S • Existem ácidos que possuem mais de dois elementos químicos em sua composição, muitos deles destacando-se pela presença do elemento oxigênio. Ex: HNO3, H2SO4, H2CO3 • Definição de Arrhenius: é toda substância que, em solução aquosa, libera como íons positivos somente H+. • Equação de ionização do ácido: Antes de se dissolverem em água, os ácidos são compostos moleculares, ou seja, quando puros não formam íons. A ionização ocorre quando são dissolvidos em água. Ex: HCl + H2O H3O+ HCl + H2O H+ ou HCl H2O H+ + + Cl- + Cl- Cl- A espécie H+ é instável e logo se associa a uma molécula de água para formar a espécie H3O+, chamada de íon hidrônio ou hidroxônio. Por conveniência e simplicidade, costuma-se representar o íon hidroxônio pelo íon H+, mas jamais se esqueça que o cátion existente e estável em soluções aquosas nesses casos é o íon hidroxônio. No caso de o ácido conter mais de um átomo de hidrogênio ionizável em sua molécula, a ionização acontece por etapas, ocorrendo em cada uma delas a ionização de apenas 1H+ ionizável. Pode-se, portanto, representar a equação total ou a equação parcial: Equação global: ou simplificadamente: H2SO4 H2SO4 ou Equação parcial: • 2 H3O+ 2 H+ + 2 H 2O + 2 H 2O H2SO4 H2O + + 2 H+ + SO42SO42SO42- H2SO4 + H 2O H3O+ + HSO4- HSO4- + H3O+ + SO42- H 2O Fórmula Geral A carga total positiva dos H+ deve anular a carga total do radical negativo, de tal modo que a molécula seja eletricamente neutra. Desse modo, representando o ânion (ou radical ácido) por A e supondo sua valência igual a +x, chegamos à seguinte regra geral de formulação dos ácidos: 38 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa • Nomenclatura dos ácidos ÂNION ETO ATO ITO ÁCIDO ÍDRICO ICO OSO Exemplos: 1º) ETO → ÍDRICO - Cl : cloreto HCl: ácido clorídrico I - : iodeto HI: ácido iodídrico - Br : brometo S 2- HBr: ácido bromídrico : sulfeto H2S: ácido sulfídrico - CN : cianeto ATO → 2º) SO4 2- HCN: ácido cianídrico ICO : sulfato - NO3 : nitrato CO3 PO4 2- 3- BO3 3- HNO3: ácido nítrico : carbonato H2CO3 : ácido carbônico : fosfato H3PO4: ácido fosfórico : borato H3BO3: ácido bórico - C2H3O2 : acetato - ClO4 : perclorato HC2H3O2: ácido acético HClO4: ácido perclórico ITO → OSO 3º) - NO2 : nitrito SO3 H2SO4: ácido sulfúrico 2- : sulfito HNO2: ácido nitroso H2SO3: ácido sulfuroso • Classificação dos ácidos de acordo com o número de hidrogênios ionizáveis No hidrogênio ionizáveis 1 2 3 4 Classificação do ácido Monoácido ou monoprótico Diácido ou diprótico Triácido ou triprótico Tetrácido ou tetraprótico Exemplos HNO3, HCl, H3PO2 H2SO4, H2CO3, H3PO3 H3BO3, H3PO4 H4P2O7 Quando um ácido possui dois ou mais hidrogênios ionizáveis, ele é denominado poliácido ou poliprótico e os H+ se ionizam em etapas sucessivas. Ex: H3PO4 39 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica + H2O(l) H3O+(aq) + H2PO4-(aq) H2PO4-(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + HPO42-(aq) HPO42-(aq) + H2O(l) H3O+(aq) + PO43-(aq) H3PO4(aq) Profa Tania A. Anazawa Atenção: o H3PO3 (ácido fosforoso) possui apenas 2H+ e o H3PO2 (ácido hipofosforoso) possui apenas 1H+. Então, a equação de ionização global para estes dois ácidos fica: H3PO3 H2O 2 H+ + HPO32- H3PO2 H2O H+ + H2PO2 - • Classificação dos ácidos de acordo com a presença ou não de oxigênios na molécula - hidrácidos: não contém oxigênio na molécula. Ex: HBr, HCN, H2S. - oxiácidos: contém oxigênio na molécula. Ex: HNO3, H2SO4. • Classificação de ácidos de acordo com o grau de ionização - ácidos fortes: quando α > 50% . Ex: HCl (α = 92%) , H2SO4 (α = 61%). - ácidos moderados: quando 5% < α 50%. Ex: HF(α = 8%), H3PO4 (α = 27%) - ácidos fracos: quando α < 5%. Ex: HCN (α = 0,008%), H2CO3 (α = 0,18%) Ácidos fortes em água: Ácido bromídrico – HBr Ácido clorídrico – HCl Ácido iodídrico – HI Ácido nítrico – HNO3 Ácido perclórico – HClO4 Ácido clórico – HClO3 Ácido sulfúrico – H2SO4 Força dos oxiácidos Para os ácidos oxigenados, há uma regra prática que permite classificá-los pela sua força, através da fórmula: n = (no de átomos de O) − (no de átomos de H ionizáveis) n 3 2 1 0 Força Muito forte Forte semi-forte Fraco Exemplos HClO4 HNO3, H2SO4 H3PO4, HNO2 HClO * Exceção: o CH3COOH e o H2CO3, que apesar de n = 1, são ácidos fracos. • Ácidos importantes a) Ácido sulfúrico — H2SO4 O ácido sulfúrico é o produto químico mais utilizado na indústria; por isso costuma-se dizer que o consumo de ácido sulfúrico mede o desenvolvimento industrial de um país. 40 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa O H2SO4 puro é um líquido incolor, oleoso, denso (d % 1,84 g/mL), corrosivo e extremamente solúvel em água (para diluí-lo, deve-se despejá-lo lentamente em água, e nunca o contrário, pois, devido ao calor liberado, quando se despeja água sobre H2SO4, ela vaporiza rapidamente e pode se projetar contra as mãos ou o rosto do operador). O H2SO4 ferve a 338 °C, que é um valor bem acima da temperatura de ebulição dos ácidos comuns; por isso é considerado um ácido fixo, isto é, pouco volátil. É usado em muitos processos industriais, tais como a produção de fertilizantes, tinturas e pigmentos. b) Ácido clorídrico — HCl O HCl puro, chamado de gás clorídrico ou cloridreto ou cloreto de hidrogênio, é um gás incolor, não-inflamável, muito tóxico e corrosivo. Esse gás é muito solúvel em água (cerca de 450 L de gás clorídrico por litro de água, em condições ambientes). Sua solução aquosa é denominada ácido clorídrico. Trata-se de uma solução incolor que, quando concentrada, contém cerca de 37% de HCl em massa, é fumegante (pois libera vapores de HCl), sufocante, muito tóxica e corrosiva. O ácido clorídrico é usado na hidrólise de amidos e proteínas (indústria de alimentos); na produção de corantes, tintas, couros etc. Na limpeza de pisos e paredes de pedra ou de azulejo, usa-se o ácido muriático, que é o ácido clorídrico impuro. Além disso, é importante destacar que o ácido clorídrico é um dos componentes do suco gástrico existente em nosso estômago. Sua ação é ajudar a digestão dos alimentos. c) Ácido nítrico — HNO3 O ácido nítrico é um líquido incolor, muito tóxico e corrosivo. Ferve a 83 °C. É muito solúvel em água e, com o tempo e a influência da luz, sua solução fica avermelhada devido à decomposição do HNO3 em NO2. O ácido nítrico é usado na produção de compostos orgânicos (explosivos, corantes, medicamentos etc.), na produção de fertilizantes agrícolas, etc. É um forte agente oxidante. Uma simples gota sobre a pele faz surgir uma mancha amarela, pois o ácido reage com as proteínas da pele. d) Ácido acético (CH3COOH): está presente no vinagre (cerca de 5%). e) Ácido bórico (H3BO3): é um sólido. Soluções de ácido bórico em água são usadas como antissépticos, especialmente para os olhos. O ácido bórico é tóxico quando ingerido. BASES • É caracterizada por substâncias que apresentam o grupo hidroxila (OH-) ligado a metais. Ex: NaOH, KOH, Ca(OH)2 Exceção: hidróxido de amônio (NH4OH), que não possui um metal em sua fórmula. • Definição de Arrhenius: são substâncias que, em solução aquosa, liberam como íons negativos somente OH- (íon hidroxila ou hidróxido). Os hidróxidos metálicos são compostos iônicos e, portanto, sofrem dissociação iônica quando dissolvidos em água: NaOH(s) + H2O(l) Na+(aq) + OH-(aq) Ca(OH)2(s) + H2O(l) Ca2+(aq) + 2 OH-(aq) Fe(OH)3(s) + H2O(l) Fe3+(aq) + 3 OH-(aq) 41 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa A única base inorgânica que resulta de uma ionização é o hidróxido de amônio, conhecido como amoníaco: NH3 + H2O(l) NH4OH NH4+(aq) + OH-(aq) NH4OH(aq) • Fórmula Geral A carga positiva do cátion é neutralizada pela carga negativa total das hidroxilas, originando a seguinte regra geral de formulação das bases: • Nomenclatura das Bases M(OH)x → hidróxido de nome de M Nox fixo NaOH hidróxido de sódio CuOH Ca(OH)2 hidróxido de cálcio Al(OH)3 hidróxido de alumínio Cu(OH)2 NH4OH hidróxido de amônio *terminações ico e oso para nox maior e menor, • Nox variável* hidróxido de cobre (I) ou Hidróxido cuproso hidróxido de cobre (II) ou hidróxido cúprico respectivamente. Equação de dissociação de bases: NaOH(s) H2O Na+(aq) + OH-(aq) Ca(OH)2(s) H2O Ca2+(aq) + 2 OH-(aq) Fe(OH)3(s) H2O Fe3+(aq) + 3 OH-(aq) NH4OH(aq H2O NH4+(aq) + OH-(aq) • Classificação das bases de acordo com a solubilidade Os hidróxidos dos metais alcalinos, alcalino-terrosos (exceto Mg) e o hidróxido de amônio são solúveis em água. Os demais são muito pouco solúveis e por isso podem ser considerados insolúveis. LiOH, NaOH KOH, RbOH CsOH, NH4OH muito solúveis Ca(OH)2 Sr(OH)2 Ba(OH)2 solúveis hidróxidos de outros metais insolúveis Numa mesma família, a solubilidade aumenta com o aumento do número atômico: Alcalinos Alcalino-terrosos LiOH < NaOH < KOH < RbOH < CsOH Mg(OH)2 < Ca(OH)2 < Sr(OH)2 < Ba(OH)2 42 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa • Classificação de uma base quanto a sua força • Quando uma base é solúvel em água, a dissociação iônica é completa e a base é classificada como forte. Portanto, bases solúveis são bases fortes e bases insolúveis são consideradas bases fracas. LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 Bases solúveis bases fortes Mg(OH)2, Zn(OH)2, Fe(OH)2, Fe(OH)3 Bases insolúveis bases fracas Exceção: o hidróxido de amônio apesar de solúvel, é uma base fraca. • Algumas bases importantes: a) Hidróxido de sódio (NaOH): é um sólido cujas soluções aquosas são usadas em muitos processos industriais, incluindo a fabricação de vidro e sabão. b) Hidróxido de potássio (KOH): também é um sólido, é utilizado, em muitas situações, com a mesma função do NaOH. c) Hidróxido de cálcio (Ca(OH)2: utilizada para preparar argamassa, para fazer pintura e para reduzir a acidez do solo antes do plantio. d) Amônia (NH3): é um gás cujo uso industrial é bastante amplo. Uma de suas principais utilizações é em fertilizantes. e) Hidróxido de magnésio (Mg(OH)2): é um sólido insolúvel em água. Uma suspensão de Mg(OH)2 8% em água é chamada de leite de magnésia e usada como laxante. O Mg(OH)2 também é usado para tratar águas residuária em indústrias que processam metais. Como reconhecer se uma substância é ácida ou básica? Através de indicadores que mudam a coloração de certos corantes. Exemplo: tornassol, que é um corante vegetal obtido de um líquen. Soluções aquosas de ácido tornam o papel vermelho; soluções aquosas de bases tornam o tornassol azul. Através de um pHmetro Escala de pH (potencial hidrogeniônico): indica se o meio é ácido, básico ou neutro. Os valores de pH são calculados matematicamente considerando as concentrações de H+ e OH- presentes em uma solução. 1 2 3 4 5 6 7 ÁCIDO 8 9 10 11 12 13 14 BÁSICO NEUTRO Uma solução será ácida se o pH for menor que 7. Uma solução será básica se o pH for maior que 7. Uma solução será neutra se o pH for igual a 7. 43 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa Limitação da Teoria de Arrhenius: é específica para apenas um solvente, a água. Existem inúmeras substâncias que mantém um comportamento ácido-básico em solventes não aquosos, tais como a amônia líquida. Daí outras definições existentes para ácidos e bases como a teoria de BrönstedLowry e a de Lewis. Teoria Protônica de Ácidos e Bases (Teoria de Brönsted-Lowry) Ácidos são moléculas ou íons doadores de prótons e bases são moléculas ou íons receptores de prótons. A reação é portanto, uma transferência de prótons (do ácido para a base). Ex: - HCl(aq) + ácido(1) H2O(l) base(2) H3O+(aq) ácido(2) + Cl-(aq) base(1) H2O(l) ácido(1) NH3 base(2) NH4+(aq) ácido(2) + OH-(aq) base(1) + Base conjugada: é a espécie formada quando um ácido perde próton. Ácido conjugado: é a espécie formada quando uma base aceita um próton. Quanto mais forte o ácido, mais fraca será sua base conjugada. Quanto mais forte a base, mais fraco será seu ácido conjugado. As Constantes de Acidez e Basicidade • • • A constante de acidez indica a força ou capacidade de doação de prótons de um ácido enquanto a constante de basicidade mede a força de aceitação de prótons por uma base. Quanto maior a constante de acidez maior a força do ácido em doar um próton e da base receber um próton. Quanto mais alto for o valor de pK mais fraco será o ácido ou a base. As constantes de acidez Ácido Ka Ácido tricloroacético 3,0 x 10-1 Ácido sulfuroso 1,5 x 10-2 Ácido nitroso 4,3 x 10-4 Ácido fluorídrico 3,5 x 10-4 Ácido fórmico 1,8 x 10-4 Ácido benzóico 6,5 x 10-5 Ácido acético 1,8 x 10-5 Ácido carbônico 4,3 x 10-7 Ácido cianídrico 4,9 x 10-10 Ácido hipoiodoso, HIO 2,3 x 10-11 pKa 0,52 1,81 3,37 3,45 3,75 4,19 4,75 6,37 9,31 10,64 Exemplo: Dentre os ácidos tricloroacético (Ka = 3,0 x 10-1), fluorídrico (Ka = 3,5 x 10-4) e cianídrico (Ka = 4,9 x 10-10), qual é o mais forte? Resposta: ácido tricloroacético. Exemplo: Dentre os ácidos carbônico (pKa = 6,37), benzóico (pKa = 4,19) e fórmico (pKa = 3,75), qual é o mais forte? Resposta: ácido fórmico. 44 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica As constantes de basicidade Base Kb Uréia 1,3 x 10-14 Anilina 4,3 x 10-10 Piridina 1,8 x 10-9 Nicotina 1,0 x 10-6 Morfina 1,6 x 10-6 Amônia 1,8 x 10-5 Metilamina 3,6 x 10-4 Dimetilamina 5,4 x 10-4 Etilamina 6,5 x 10-4 Profa Tania A. Anazawa pKb 13,90 9,37 8,75 5,98 5,79 4,75 3,44 3,27 3,19 Exemplo: Dentre as bases uréia (Kb = 1,3 x 10-14), amônia (Kb = 1,8 x 10-5) e metilamina (Kb = 3,6 x 10-4), qual é a mais forte? Resposta: metilamina. Exemplo: Dentre as bases piridina (pKb = 8,75), etilamina (pKb = 3,19) e amônia (pKb = 4,75), qual é a mais forte? Resposta: etilamina. Concluindo: os valores de ka e kb, pka e pkb possibilitam de uma maneira conveniente a comparação da força de ácidos e bases fracos: quanto menor valor de Ka, maior o valor de pKa. quanto mais alto o valor de Ka mais forte o ácido quanto mais baixo o valor de pka mais forte o ácido quanto mais alto o valor de kb mais forte a base quanto mais baixo o pkb mais forte a base SAL • É um composto formado na reação. Ácido + Base → Sal + H2O • Têm-se: Sal Normal: é o sal que não possui H+ ou OH- como ânion; resulta de uma neutralização total. H2SO4(aq) + 2HCl(aq) + → Na2SO4(aq) + 2H2O(l) → CaCl2(aq) + 2H2O(l) 2NaOH(aq) Ca(OH)2(aq) Hidrogeno Sal: é o sal cujo ânion tem um ou mais H ionizáveis e não apresenta o ânion OH-; resulta de uma neutralização parcial do ácido. Ex: H2SO4(aq) + NaOH(aq) → NaHSO4(aq) + H2O(l) Hidróxi Sal: é o sal cujo ânion não apresenta H ionizável e, além desse ânion, há o OH-; resulta da neutralização parcial da base. Ca(OH)2(aq) + HCl(aq) → Ca(OH)Cl(aq) + H2O(l) 45 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa • Fórmula geral dos sais normais Um sal normal é formado por um cátion B, proveniente da base, e um ânion A, proveniente do ácido, segundo o esquema: • Nomenclatura de Sais nome do ânion + de + nome do Cátion nome dos compostos iônicos consistem do nome do ânion seguido da preposição “de” e do nome do cátion. NaCl cloreto de sódio cloreto de cálcio CaCl2 MgSO4 sulfato de magnésio Al(NO3)3 nitrato de alumínio FeCl3 cloreto de ferro (III) ou cloreto férrico sulfato de sódio Na2SO4 Ca3(PO4)2 fosfato de cálcio NaHSO4 hidrogeno sulfato de sódio, sulfato ácido de sódio ou bissulfato de sódio NaHCO3 hidrogeno carbonato de sódio (mono pode ser omitido) ou carbonato ácido de sódio ou bicarbonato de sódio KH2PO4 dihidrogeno fosfato de potássio ou fosfato diácido de potássio Ca(OH)Cl hidroxicloreto de cálcio ou cloreto básico de cálcio Para dar nome aos hidratos adiciona-se a palavra hidratado, precedido do prefixo grego que indica o número de moléculas de água na fórmula unitária. Exemplo: CuSO4.5H2O - nome do ânion: sulfato – SO42- (ânion bivalente) - nome do cátion: íon cobre e precisa 2+ para adquirir a neutralidade. Logo, o cobre (metal de transição) é o cobre (II) e o 5H2O é o número de moléculas de água presente. Portanto, o nome do composto é sulfato de cobre (II) pentahidratado, um composto de cor azul. - Quando aquecido o sulfato de cobre (II) pentahidratado pode perder as moléculas de água que pode ser visualizado pela mudança da cor azul para branco e nesse caso deve ser denominado de sulfato de cobre anidro. Anidro significa que perdeu a água de hidratação. 46 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa Os sais são também muito comuns em nosso cotidiano: o sal comum, NaCl (cloreto de sódio), está presente em nossa alimentação, na conservação de alimentos (carne-seca, bacalhau e outros) etc; o bicarbonato de sódio, NaHCO3, é usado como antiácido e também no preparo de bolos e biscoitos; o sulfato de sódio, Na2SO4 (sal de Glauber), e o sulfato de magnésio, MgSO4 (sal amargo), são usados como purgante; o gesso usado em ortopedia ou em construção é o sulfato de cálcio hidratado, 2 CaSO4.H2O; e assim por diante. Os sais também são muito usados nas indústrias químicas. O sal comum (NaCl) é muito usado na fabricação da soda cáustica (NaOH), do gás hidrogênio (H2) e do gás cloro (Cl2). Outro exemplo importante é o do calcário (CaCO3) usado na fabricação da cal (CaO), do vidro, do cimento, como fundente em indústrias metalúrgicas etc. ÓXIDOS • É todo composto binário que contém oxigênio como elemento mais eletronegativo. Ex: CaO, Fe2O3, FeO, NO, NO2, CO, CO2, SO2, Cl2O, Na2O • Nomenclatura de Óxidos Mono Di Tri etc óxido de mono di tri etc nome do elemento Fórmula Molecular do Óxido Nome do Óxido Li2O Óxido de lítio Na2O Óxido de sódio MgO Óxido de magnésio CaO Óxido de cálcio Al2O3 Óxido de alumínio Ag2O Óxido de prata FeO Óxido de ferro II (óxido ferroso) Fe2O3 Óxido de ferro III (óxido férrico) CO Óxido de carbono II (monóxido de carbono) CO2 Óxido de carbono IV (dióxido de carbono) Na2O2 Peróxido de sódio* H2O2 Peróxido de hidrogênio* * óxido cujo oxigênio possui carga (nox) = -1 47 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa Caso você não se lembre dos cátions e ânions, leia a seguir: TABELA DOS PRINCIPAIS CÁTIONS Carga 1+ Fórmula H+ Li+ Na+ K+ Cs+ Ag+ Nome íon hidrogênio íon lítio íon sódio íon potássio íon césio íon prata Fórmula NH4+ Cu+ Nome íon amônio íon cobre (I) ou cuproso 2+ Mg2+ Ca2+ Sr2+ Ba2+ Zn2+ Cd2+ íon magnésio íon cálcio íon estrôncio íon bário íon zinco íon cádmio Co2+ Cu2+ Fe2+ Mn2+ Hg22+ Hg2+ Ni2+ Pb2+ Sn2+ íon cobalto (II) ou cobaltoso íon cobre (II) ou cúprico íon ferro (II) ou férroso íon manganês (II) ou manganoso íon mercúrio (I) ou mercuroso íon mercúrio (II) ou mercúrico íon níquel (II) ou niqueloso íon chumbo (II) ou plumboso íon estanho (II) ou estanoso 3+ Al3+ íon alumínio Cr3+ Fe3+ íon cromo (III) ou crômico íon ferro (III) ou férrico Nomenclatura de cátions: a) Um cátion monoatômico (que contém apenas um átomo) é formado quando um metal perde um ou mais elétrons de valência. Os cátions formados de átomos de um metal têm o mesmo nome do metal. Ex: Grupo 1A Íon H + Li+ + Nome Grupo 2A Íon 2+ íon hidrogênio Mg íon lítio Ca2+ 2+ Na íon sódio Sr K+ íon potássio Ba2+ Nome íon magnésio Grupo 3A Íon Al 3+ Nome íon alumínio íon cálcio íon estrôncio íon bário b) A maior parte dos elementos de transição e de transição interna forma mais de um tipo de cátion e, portanto, a carga positiva é indicada pelo número romano entre parênteses depois do nome do metal. Ex: Fe2+ íon ferro (II) Fe3+ íon ferro (III) Cu+ íon cobre (I) Cu2+ íon cobre (II) 48 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa Um sistema antigo de nomenclatura ainda é usado. Em alguns textos mais antigos ou não atualizados o íon de maior carga recebe o sufixo ico e o de menor carga o sufixo oso adicionado à raiz do nome do elemento. Ex: Fe2+ íon ferroso Fe3+ íon férrico Cu+ íon cuproso Cu2+ íon cúprico A prata, embora seja um metal de transição, ela forma apenas Ag+. c) Cátions formados por átomos não-metálicos têm nomes terminados em – ônio: NH4+ íon amônio H3O+ íon hidrônio (ou hidroxônio) TABELA DOS ÂNIONS MAIS COMUNS Carga 1- Fórmula HFClBrI- Nome Íon hidreto Íon fluoreto Íon cloreto Íon brometo Íon iodeto Fórmula C2H3O2ClOClO3ClO4NO3MnO4IO3- Nome Íon acetato Íon hipoclorito Íon clorato Íon perclorato Íon nitrato Íon permanganato Íon iodato CNOH- Íon cianeto Íon hidróxido 2- O2O22S2- Íon óxido Íon peróxido Íon sulfeto CO32CrO42Cr2O72SO42SO32C2O42S2O32- Íon carbonato Íon cromato Íon dicromato Íon sulfato Íon sulfito Íon oxalato Íon tiossulfato 3- N3P3- Íon nitreto Íon fosfeto PO43BO33- Íon fosfato Íon borato Nomenclatura de ânions: a) Os nomes dos ânions monoatômicos (que contém apenas um átomo) são formados pela adição de sufixo eto à raiz do nome do elemento. Exemplos: 49 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Ânion Nome do ânion - hidreto - fluoreto - cloreto - brometo H F Cl Br I- iodeto 2- sulfeto 3- N nitreto C4- carbeto S Profa Tania A. Anazawa 2- O óxido obs: óxido é uma exceção b) A maioria dos íons poliatômicos (contém mais de um átomo) são oxiânions (possuem oxigênio). Têm seus nomes terminando em –ato ou –ito. A terminação –ato é usada para a maioria dos oxiânions comuns de um elemento. A terminação –ito é usada para um oxiânion que tem a mesma carga, mas um átomo de O a menos. Ex: c) NO3- íon nitrato NO2- íon nitrito SO42- íon sulfato SO32- íon sulfito ClO3- íon clorato ClO2- íon clorito Alguns elementos – particularmente os halogênios _ formam mais que duas espécies de oxiânions. O nome do oxiânion com o maior número de átomos de oxigênio é formado adicionando o prefixo per- e o sufixo –ato ao nome. O oxiânion com menos átomos de oxigênio recebe o prefixo hipo- e o sufixo –ito. Ânion simples ______eto (cloreto, Cl-) + átomo de O Oxiânions ClO4ClO3ClO2ClO- per______ato (perclorato, ClO4-) − átomo de O _______ato (clorato, ClO3-) − átomo de O ______ito (clorito, ClO2-) hipo_____ito (hipoclorito, ClO-) íon perclorato (um átomo de O a mais do que o clorato) íon clorato íon clorito (um átomo de O a menos do que o clorato) íon hipoclorito (um átomo de O a menos que o clorito) d) Ânions derivados da adição de H+ a um oxiânion têm seu nome formado pela adição da palavra hidrogeno ou dihidrogeno como um prefixo, como apropriado. No sistema antigo um ânion que contém hidrogênio é denominado com o prefixo bi-. CO32- íon carbonato HCO3- íon hidrogenocarbonato Método antigo: íon bicarbonato SO42- íon sulfato HSO4- íon hidrogenosulfato íon bissulfato PO43- íon fosfato H2PO4- íon dihidrogenofosfato 50 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa Atividade 1 NOME:________________________________________________________________________TURMA:__________________ 1. Quais as principais partículas subatômicas de um átomo? Qual o sinal da carga elétrica de cada uma delas? Qual a partícula mais leve? 2. O que significa o átomo ser neutro? 3. Em que consiste o número atômico e o número de massa? 4. Um isótopo de iodo usado no tratamento de distúrbios da tireóide é I (A = 131, Z = 53). Dê o número de: a) prótons no núcleo b) nêutrons no núcleo c) elétrons em um átomo de I d) elétrons no íon I- formado pelo isótopo 5. De acordo com o número atômico de cada elemento, cite quantos prótons e elétrons há no átomo de: a) Sódio, Na (Z = 11) b) Carbono, C (Z = 6) c) Manganês, Mn (Z = 25) d) Cobre, Cu (Z = 29) e) Chumbo, Pb ( Z = 82) 51 Curso: Farmácia 6. Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa Para interpretar a grande maioria dos processos químicos, é suficiente considerar o átomo como sendo constituído por apenas três partículas: o próton, o nêutron e o elétron. Essas três partículas não estão distribuídas ao acaso; elas interagem entre si, e essa interação produz um conjunto organizado, o átomo. A respeito do átomo, julgue os itens seguintes: I. Os elétrons, partículas de carga elétrica negativa, distribuem-se em torno do núcleo em diversos níveis e subníveis energéticos. Se o número de elétrons em um átomo for igual ao número de prótons, o átomo será neutro; se for maior, será um ânion; se for menor, será um cátion. O número de prótons de um átomo é denominado número atômico e é representado pela letra Z. A soma dos prótons e dos nêutrons de um átomo é conhecido como número de massa, representado pela letra A. II. III. IV. É correto apenas o que se afirma em: (A) (B) (C) (D) (E) I e II I e III I, III e IV III e IV I, II, III e IV 7. O elemento presente na crosta terrestre em maior porcentagem é o oxigênio (em torno de 46% em massa). Sabendo que esse elemento é composto de três isótopos: 16 17 O 8 18 O 8 O 8 analise as afirmativas: I – O número de prótons de cada oxigênio é 8, 9 e 10, respectivamente. II – Os números 16, 17 e 18 correspondem ao número de massa de cada isótopo, respectivamente. III – O número de nêutrons de cada oxigênio é igual a 8. IV – O número de elétrons de cada oxigênio é igual a 8. É correto apenas o que se afirma em: (A) I (B) II (C) I e II (D) II e IV (E) I, III e IV 52 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa Atividade 2 NOME:________________________________________________________________________TURMA:__________________ 1. A última camada de um átomo possui a configuração eletrônica 3s23p4. Qual é o número atômico desse elemento? 2. O nitrogênio é o principal componente da atmosfera terrestre. Este elemento chega ao solo através de compostos orgânicos (restos vegetais e animais) e/ou inorgânicos. Sua fixação pode ser biológica ou por descargas elétricas. No solo o N se encontra na forma orgânica ou inorgânica. Em relação ao nitrogênio, dê: a) o seu número atômico, a quantidade de elétrons e prótons. b) a distribuição eletrônica do átomo neutro e de seu íon(N3-). c) o número de elétrons na camada de valência. 3. Escreva o íon de cada átomo ao perder ou ganhar elétrons: a) átomo de bário ( Z = 56) ao perder 2 elétrons Ba2+ b) átomo de enxofre (Z = 16) ao ganhar 2 elétrons c) átomo de alumínio (Z = 13) ao perder 3 elétrons d) átomo de nitrogênio (Z = 7) ao ganhar 3 elétrons 4. Faça a distribuição eletrônica usando o diagrama de Pauling para os seguintes elementos: a) nitrogênio (Z =7) b) fósforo (Z =15) c) oxigênio (Z =8) d) cloro (Z = 17) e) cálcio ( Z = 20) f) ferro (Z =26) g) estrôncio (Z = 38) 1s22s22p3 53 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN h) bário (Z = 56) i) iodo ( Z = 53) j) silício (Z = 14) Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa 5. No exercício anterior, indique o número de elétrons na camada de valência. 6. Faça a distribuição eletrônica dos seguintes íons: 3+ a) 13Al b) 17Cl c) 16S d) 2+ 20Ca e) 38Sr 1s22s22p6 - 2- 2+ 7. No exercício anterior, indique o número de elétrons na camada de valência. 8. Faça a distribuição eletrônica de: a) K (Z= 19) e de seu íon K+ K: 1s22s22p63s23p64s1 K+: 1s22s22p63s23p6 b) P (Z = 15) e de seu íon P3- c) Se (Z = 34) e de seu íon Se2- d) Mg (Z =12) e de seu íon Mg2+ 54 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa 1 9. Se o subnível mais energético de um átomo é o 4s pergunta-se: a) Qual é o total de elétrons desse átomo? b) Quantas camadas possui este átomo? c) Dê a sua configuração eletrônica. 10. Indique o número de prótons, elétrons e nêutrons dos átomos e íons a seguir: a) Na (Z = 11, A = 23) b) 27 Al3+ 13 c) 2- O ( Z = 8, A = 16) 52 Cr3+, presente no rubi, apresenta quantos elétrons? 11. O íon 24 55 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa Atividade 3 NOME:________________________________________________________________________TURMA:__________________ 1. De acordo com a Tabela Periódica, considere os elementos químicos hidrogênio, oxigênio, magnésio, fósforo, carbono, boro, nitrogênio, silício, cloro, sódio, alumínio, enxofre, cobre e manganês. a) Dos elementos citados, quais são metais? _________________________________________ b) Dos elementos citados, quais são ametais?_________________________________________ c) Dos elementos citados, quais são semi-metais?______________________________________ d) Escreva os íons dos elementos: oxigênio _____ magnésio_____fósforo_____enxofre_____alumínio_____cloro_____ sódio_____ e) Quantos elétrons tem na camada de valência do: oxigênio_____ carbono_____ cloro______ sódio_____ alumínio_____ enxofre_____ boro _____ f) Escreva a configuração eletrônica do enxofre e seu íon, do alumínio e seu íon. ________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ 2. Como são dispostos os elementos químicos na tabela periódica? ________________________________________________________________________ 56 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa 3. Complete a tabela: Elemento químico Símbolo químico Sódio Magnésio Enxofre Cloro Nitrogênio Cálcio Potássio Iodo Oxigênio Alumínio Silício Na Metal, ametal ou semi-metal? metal N° de elétrons na camada de valência 1 Símbolo do seu íon Na+ 4. Os íons Na+ e Mg2+ ocorrem em compostos químicos, mas os íons Na2+ e Mg3+ não. Explique. ______________________________________________________________________________ ______________________________________________________________________________ ___________________________________________________________________________ 5. Recorra à tabela periódica e complete a seguinte tabela, assinalando com X as classificações adequadas: NãoSemiMetais de Gases Metais Elementos Metais Representativos Halogênios metais metais transição Nobres alcalinos Carbono X X Sódio Neônio Hélio Magnésio Ferro Cloro Silício 6. Os elementos I, II e III têm as seguintes configurações eletrônicas em suas camadas de valência: I – 3s23p3 II – 4s24p5 III – 3s2 Com base nessas informações, assinale a alternativa errada: (A) (B) (C) (D) (E) o elemento I é um não-metal o elemento II é um halogênio o elemento III é um metal alcalino terroso os elementos I e III pertencem ao terceiro período da tabela periódica os três elementos pertencem ao mesmo grupo da tabela periódica 57 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa 7. Indique o símbolo do elemento químico, o período, o grupo (ou família) e o nome do grupo em que os elementos químicos abaixo estão localizados na tabela periódica: Elemento químico Potássio Magnésio Enxofre Cloro Xenônio Sódio Nitrogênio Silício Carbono Iodo alumínio Germânio Símbolo período K 4° Grupo (ou família) 1A Nome do grupo metal alcalino 8. Considere os metais alcalinos. a) Que tipo de íons formam os metais alcalinos ? _____________________________________ b) Represente o íon que o átomo de sódio (Na) e potássio (K) têm tendência a formar. _________ c) Que tipo de compostos formam quando reagem com a água? Escreva também a equação química. __________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________ 9. Considere os metais alcalino-terrosos. a) Que tipo de íons formam os metais alcalino-terrosos? _______________________________ b) Represente o íon que o átomo de magnésio (Mg) e cálcio (Ca) têm tendência a formar.________ c) Que tipo de compostos formam quando reagem com a água?___________________________ d) Escreva a equação química referente à reação entre o magnésio e a água. _______________________________________________________________________ 10. A maioria dos alimentos que o ser humano precisa ingerir para sua sobrevivência – que podem ser sólidos ou líquidos – pertence a três grupos de compostos orgânicos, conhecidos como carboidratos, gorduras e proteínas. Essas substâncias, no entanto, devem ser metabolizadas para que possam ser absorvidas pelo organismo, já que suas células só são capazes de absorver nutrientes orgânicos sob as formas de glicose, ácidos graxos e aminoácidos. Além disso, substâncias que contêm elementos químicos como potássio, magnésio, fósforo, iodo, cálcio e ferro devem ser fornecidas por fontes externas. Considerando as informações fornecidas no texto, analise as seguintes asserções: 58 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa Para que átomos de magnésio e iodo adquiram a configuração eletrônica igual à dos gases nobres, é necessário que o magnésio receba 2 elétrons e o iodo ceda 1 elétron PORQUE O magnésio e o iodo pertencem ao grupo 2 e 7A da tabela periódica, respectivamente. Acerca dessas asserções, assinale a opção correta: (A) As duas asserções são proposições verdadeiras, e a segunda é uma justificativa correta da primeira. (B) As duas asserções são proposições verdadeiras, mas a segunda não é uma justificativa correta da primeira. (C) Tanto a primeira como a segunda asserções são proposições falsas. (D) A primeira asserção é uma proposição verdadeira, e a segunda é uma proposição falsa. (E) A primeira asserção é uma proposição falsa, e a segunda é uma proposição verdadeira. 11. Em geral, a composição média de uma planta é de, aproximadamente, 90% de água e 10% de matéria seca. Carbono, oxigênio e hidrogênio são os elementos químicos que constituem a maior parte de uma planta. Além desses, existem outros elementos considerados essenciais às plantas, que, em função da quantidade exigida, são classificados em: - elementos macronutrientes: N, P, K, Ca, Mg e S elementos micronutrientes: B, Cl, Cu, Fe, Mn, Mo e Zn Com relação à estrutura atômica desses elementos e às informações constantes da tabela periódica, julgue os itens que se seguem: I. Elementos químicos de um mesmo período da tabela periódica possuem propriedades químicas semelhantes. II. Uma vez que o potássio se localiza no grupo 1 da tabela periódica, o seu íon é o K+. III. Todos os átomos de cloro possuem 17 prótons. IV. Os elementos Ca e Mg são considerados metais alcalinos terrosos, tem 2 elétrons na camada de valência e tem tendência a ganhar 2 elétrons. É correto apenas o que se afirma em: (A) (B) (C) (D) (E) I e II II e III I, II e III II e IV I, II, III e IV 12. O período e o grupo em que se situam um elemento de configuração eletrônica 1s2 2s2 2p63s23p3 são, respectivamente: (A) 1, 2B (B) 3, 5A (C) 2, 3A (D) 3, 2B (E) 2, 5A 59 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa 13. Responda e justifique com base exclusivamente na configuração eletrônica, em que período e grupo se localiza cada um dos seguintes elementos: 1 elétron na C.V. → grupo 1A 1 a) [Ar] 4s 4° período b) [Ar]4s2 3d10 4p2 c) [Kr] 5s2 d) [Kr] 5s2 4d10 5p5 e) [He] 2s2 2p4 14. A configuração de um elemento é dada: [Ar] 3d104s24p4 a) Qual é a identidade do elemento com essa configuração? b) Apresente a configuração eletrônica do íon −2 desse elemento. 60 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa Atividade 4 NOME:________________________________________________________________________TURMA:__________________ 1. Responda a seguir: a) O que são elétrons de valência? b) O que é a regra do octeto? c) Quantos elétrons um átomo de enxofre deve ganhar para atingir um octeto em seu nível de valência? d) Se um átomo tem a configuração eletrônica 1s22s22p3, quantos elétrons ele deve ganhar para atingir um octeto? 2. Dê o número de elétrons de valência de cada átomo: a) N ________ e) O ________ b) B ________ f) Cl ________ c) Na ________ g) Al ________ d) Ca ________ h) Mg ________ i) F j) C k) P l) S _______ _______ _______ _______ 3. Qual é a fórmula e o tipo de ligação mais prováveis de um composto resultante da combinação de um elemento A, de número atômico igual a 12, e um elemento B, de número atômico igual a 35? Justifique utilizando as estruturas de Lewis. 4. Considerando os elementos sódio, magnésio, enxofre e cloro, escreva as fórmulas dos compostos iônicos que podem ser formados entre eles. 61 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa 5. A fórmula de um composto iônico representa apenas a proporção dos íons envolvidos na formação do composto iônico. Escreva a fórmula dos compostos iônicos formados com os pares de íons abaixo: a) Na+ e Cl− NaCl b) Ba2+ e Cl− BaCl2 c) Li+ e Se2− d) K+ e O2- e) Ca2+ e PO43− f) Al3+ e O2g) Mg2+ e N3h) Zn2+ e Cli) Fe3+ e S2j) Ag+ e Clk) Li+ e O2l) Al3+ e Cl- 6. Os seguintes pares de elementos formarão compostos iônicos ao reagirem entre si? Em caso afirmativo, escreva também a fórmula do composto iônico. a) magnésio e fósforo b) alumínio e oxigênio c) enxofre e bromo d) Cálcio e nitrogênio e) Sódio e enxofre f) Carbono e cloro g) Potássio e fósforo h) Bário e oxigênio i) Alumínio e cloro Sim. Mg3P2 62 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa Atividade 5 NOME:________________________________________________________________________TURMA:__________________ 1. 2. Considere os elementos hidrogênio, carbono, bário e cálcio. Com quais deles o cloro formará compostos covalentes e qual a fórmula molecular? Assinale a alternativa em que há somente exemplos de compostos moleculares: (A) CO2, H2O e H2O2 (B) CO, KCl e NH3 (C) NaF, MgO e N2 (D) H2O, Li2O e CH4 (E) CH4, SO2 e NaH 3. Defina o tipo de ligação que deve ocorrer entre os seguintes pares de átomos: a) H e Cl covalente b) N e H c) Ca e Cl d) H e P e) C e H 4. Indique quais as substâncias representadas pelas fórmulas a seguir são iônicas ou moleculares. a) H2S b) KI c) CaCl2 d) BaH2 e) CH4 63 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa f) NaCl g) NH3 5. O monóxido de carbono (CO) é um dos principais poluentes atmosféricos. Esse gás incolor e inodoro pode ser letal a partir de determinadas concentrações. Escreva sua fórmula eletrônica e estrutural. 6. Escreva a fórmula eletrônica e a estrutural das seguintes substâncias: a) gás cloro (Cl2) b) gás metano (CH4) c) gás nitrogênio (N2) d) gás oxigênio (O2) e) gás carbônico (CO2) f) água oxigenada (H2O2) g) tetracloreto de carbono (CCl4) h) ácido cianídrico (HCN) i) cloramina (NH2Cl) j) ácido sulfídrico (H2S) k) ácido nítrico (HNO3, dica: o H está ligado a O) l) Cl2O m) CHCl3 Responda no verso da folha. 7. O elemento oxigênio é o mais abundante da crosta terrestre até uma profundidade de 12 km. Esse elemento apresenta duas variedades alotrópicas: gás oxigênio (O2) e gás ozônio (O3). Dê a fórmula eletrônica e estrutural dos dois. 64 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa Atividade 6 NOME:________________________________________________________________________TURMA:__________________ 1. Dados os compostos no estado líquido: H2O e CCl4. a) Representar a estrutura de Lewis da H2O e do CCl4. b) São miscíveis as misturas de partes iguais de H2O e CCl4? Justificar. 2. Considerando as moléculas NH3, CCl4, H2O e benzeno. Diga se a molécula é polar ou apolar. 3. Considere as seguintes substâncias: NaCl, H2O, CaCl2, Li2O, HCl. Estas substâncias apresentam seus átomos unidos por qual tipo de ligação? 4. Qual a diferença entre ligações iônica, covalente e interações intermoleculares? 65 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa 5. Das substâncias abaixo, aquela que apresenta ligações de hidrogênio entre suas moléculas é: (A) CH3CH2OCH2CH3 (B) CH3COONa (C) CH3CH2OH (D)CH3COCℓ (E) CH3COCH3 6. No esquema a seguir estão representadas, na forma de linhas pontilhadas, determinadas interações intermoleculares entre as bases nitrogenadas presentes na molécula de DNA timina, adenina, citosina e guanina. As interações representadas entre a timina e a adenina, e entre a citosina e a guanina, são do tipo: (A) (B) (C) (D) (E) 7. iônica metálica covalente dipolo-dipolo ligação de hidrogênio Que tipo de interação intermolecular existe entre as moléculas de: a) CCl4? b) H2O? c) NH3? d) CH2Cl2? e) CHCl3? 66 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa Atividade 7 NOME:________________________________________________________________________TURMA:__________________ 1. Escreva a equação de ionização (global) dos seguintes ácidos: a) ácido clorídrico HCl → H+ + Cl- b) ácido nítrico c) ácido sulfúrico d) ácido carbônico e) ácido fosfórico f) ácido sulfídrico g) ácido bórico h) ácido perclórico i) ácido acético j) ácido fosforoso k) ácido hipofosforoso 2. Os ácidos abaixo possuem mais de um hidrogênio ionizável. Escreva equação de ionização dos ácidos em etapas: a) H2SO4 H2SO4 → H+ + HSO4HSO4- → H+ + SO42b) H3BO3 c) H3PO4 d) H2CO3 e) H3PO3 67 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa 3. Escreva as equações de dissociação iônica das bases: a) Hidróxido de sódio b) Hidróxido de bário c) Hidróxido de prata d) Hidróxido de cobre (II) e) Hidróxido cúprico f) Hidróxido férrico g) Hidróxido de amônio h) Hidróxido de cálcio i) Hidróxido ferroso j) Hidróxido de magnésio k) Hidróxido de zinco NaOH → Na+ + OH- 4. Escreva o ânion e a fórmula de: a. ácido clorídrico b. ácido bórico c. ácido nítrico d. ácido fosfórico e. ácido sulfúrico f. ácido cianídrico g. ácido perclórico h. ácido bromídrico i. ácido iodídrico j. ácido acético k. ácido carbônico l. ácido fluorídrico m. ácido sulfídrico n. ácido nitroso ânion cloreto: Cl- fórmula do ácido HCl 5. Dê nome das seguintes bases: a) Ba(OH)2 b) NaOH c) Fe(OH)3 d) KOH e) Al(OH)3 f) Bi(OH)3 g) Ca(OH)2 h) NH4OH 68 Curso: Farmácia 6. Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Consulte a tabela de cátions e escreva a fórmula de: cátion a. hidróxido de cálcio Ca+2 Profa Tania A. Anazawa fórmula da base Ca(OH)2 b. hidróxido de zinco c. hidróxido de alumínio d. hidróxido de amônio e. hidróxido de chumbo f. hidróxido de magnésio g. hidróxido de potássio h. hidróxido de bário i. hidróxido de sódio j. hidróxido ferroso k. hidróxido férrico l. hidróxido de bismuto 7. Nos seguintes pares indique qual deve ser o ácido mais forte: a) HCl e H2S b) H2SO4 e H3PO4 c) H2SO3 e HClO3 d) HNO2 e HNO3 8. Dados os ácidos: HClO, H2SO4, H3PO4, HClO4 a) coloque-os em ordem decrescente de força b) faça a ionização por etapas do que é triácido. 9. Coloque as bases em ordem crescente de solubilidade em água: a) NaOH, Ca(OH)2 e Fe(OH)2 b) KOH, Ba(OH)2, Mg(OH)2 e Al(OH)3 c) Ca(OH)2, Ba(OH)2 e Mg(OH)2 d) Ca(OH)2, Cu(OH)2 e NH4OH 69 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa Atividade 8 NOME:________________________________________________________________________TURMA:__________________ 1. Indique quais os ácidos e bases e seus pares conjugados de acordo com a teoria de Brönsted-Lowry. a) HS- + H 2O b) CH3NH2 + c) C6H5NH2 + H2S + H 2O CH3COOH d) HCl + C2H5OH e) CH3OH + CH3OH 2. Qual é: a) o ácido conjugado do OH-? b) a base conjugada do HPO42-? 3. Qual é: a) o ácido conjugado do H2O? b) a base conjugada do NH3? OH- CH3NH3+ + OH- CH3COO- + C6H5NH3+ C2H5OH2+ + Cl- CH3OH2+ + CH3O- 4. Qual é a base conjugada de cada um dos seguintes ácidos: HClO4, H2S, HCN, H2CO3? 5. Qual é o ácido conjugado de cada uma das seguintes bases: CN-, H2O, NH3? 70 Curso: Farmácia 6. Turmas: 1AFAM e 1BFAN Profa Tania A. Anazawa Disciplina: Química Geral e Inorgânica Na tabela a seguir estão alguns ácidos fracos em água e seus valores de Ka: Ácido Ácido fluorídrico (HF) Ácido acético (HC2H3O2) Ácido hipocloroso (HClO) Ácido cianídrico (HCN) Ka 6,8 x 10-4 1,8 x 10-5 3,0 x 10-8 4,9 x 10-10 a) Qual o ácido mais forte? ___________________ b) Qual o ácido mais fraco? ___________________ 7. Indique: Ácido ou base HF HCN Amônia (NH3) Anilina (C6H5NH2) pKa ou pKb 3,17 9,31 4,74 7,34 a) ácido mais forte:__________________ b) base mais fraca:__________________ 8. Dadas as constantes dos ácidos e bases abaixo, indique: Ácidos Acético Fórmico Cianídrico Fosfórico Ka 1,8 x 10-5 1,7 x 10-4 4,9 x 10-10 7,5 x 10-3 Bases Amônia Hidrazina Piridina Metilamina Kb 1,8 x 10-5 3,0 x 10-6 2,3 x 10-9 5,0 x 10-4 a) o ácido mais forte: ____________________ o ácido mais fraco: ___________________ b) a base mais forte: ____________________ a base mais fraca: ____________________ 71 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa Atividade 9 NOME:________________________________________________________________________TURMA:__________________ 2. Dê o nome dos seguintes sais: 3. a) Fe(NO2)2 _________________________________________________________ b) Fe(NO3)3 _________________________________________________________ c) Na2S sulfeto de sódio____________________________________________ d) CuCO3 _________________________________________________________ e) Al2(SO3)3 _________________________________________________________ f) CuSO4 _________________________________________________________ g) Ni(NO3)2 _________________________________________________________ h) PbSO4 _________________________________________________________ i) Ca(NO3)2 _________________________________________________________ j) Na2CO3 _________________________________________________________ k) MnSO4 _________________________________________________________ l) _________________________________________________________ Mg(OH)Br m) NaHCO3 _________________________________________________________ n) K2HPO4 _________________________________________________________ o) Ca(OH)NO3 _________________________________________________________ Escreva as fórmulas dos sais com os seguintes nomes: a) carbonato de ferro (III) Fe2(CO3)3_________________________________ b) fosfato de cobre (II) ________________________________________ c) sulfato de prata ________________________________________ d) cloreto de potássio ________________________________________ e) fosfato de cálcio ________________________________________ f) bicarbonato de sódio ________________________________________ g) sulfato de cálcio ________________________________________ h) nitrato de magnésio ________________________________________ i) cloreto de bário ________________________________________ j) nitrato de prata ________________________________________ k) nitrato de chumbo (II) ________________________________________ 72 Curso: Farmácia 4. 5. Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa Escreva a equação de dissociação dos sais abaixo: a) NaCl b) CaCl2 c) Na2CO3 d) CaCO3 e) BaSO4 f) Al(NO3)3 g) K3PO4 h) Mg3(PO4)2 i) Fe(NO3)3 j) ZnCl2 k) Fe(NO2)2 l) NaCH3COO NaCl → Na+ + Cl- Indique qual o ácido e a base que levou a formação de cada um dos sais: a) brometo de cálcio CaBr2 ácido bromídrico e hidróxido de cálcio cátion ânion base ácido b) sulfato de sódio c) nitrato de potássio d) perclorato de amônio e) cloreto de bário 73 Curso: Farmácia 6. Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa Equacione as reações de salificação abaixo, com neutralização total do ácido e da base: a) hidróxido de magnésio com ácido fosfórico 3 Mg(OH)2 + → 2 H3PO4 Mg3(PO4)2 + 6 H2O b) hidróxido de alumínio com ácido sulfuroso c) hidróxido de zinco com ácido sulfúrico d) hidróxido de sódio com ácido fosfórico e) hidróxido de ferro (III) com ácido nítrico f) hidróxido de amônio com ácido perclórico 7. Complete as reações de neutralização total abaixo e dê o nome do sal formado. a) 3 NaOH(aq) + H3PO4(aq) → Na3PO4 + 3 H 2O fosfato de sódio b) NaOH(aq) + HCl(aq) → c) Fe(OH)3(aq) + HNO3(aq) d) KOH(aq) → + HCN(aq) → e) NH4OH(aq) + H2S(aq) → f) NH4OH(aq) + HClO4(aq) → 74 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN g) H2SO4 + Mg(OH)2 → h) H3PO4 + Al(OH)3 → i) H2CO3 + Ba(OH)2 → j) HNO3 + Al(OH)3 → k) H2SO4 + l) H2S + Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa Ba(OH)2 → Ba(OH)2 → 75 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa Atividade 10 NOME:________________________________________________________________________TURMA:__________________ Complete a tabela: Nome do composto 1. nitrato de sódio Cátion Ânion fórmula Na+ NO3- NaNO3 Ca2+ CO32- CaCO3 Na+ Cl- NaCl Na+ SO42- Na2SO4 2. nitrato de magnésio 3. nitrato de cálcio 4. nitrato de prata 5. nitrato de bário 6. nitrato de amônio 7. carbonato de cálcio 8. carbonato de sódio 9. carbonato de bário 10. carbonato de amônio 11. carbonato de chumbo (II) 12. carbonato de ferro (II) 13. carbonato de estrôncio 14. cloreto de sódio 15. cloreto de potássio 16. cloreto de cálcio 17. cloreto de chumbo (II) 18. cloreto de prata 19. cloreto de bário 20. cloreto de amônio 21. cloreto de alumínio 22. sulfato de sódio 23. sulfato de cálcio 24. sulfato de ferro (III) 25. sulfato de bário 26. sulfato de cobre (II) 76 Curso: Farmácia Turmas: 1AFAM e 1BFAN Disciplina: Química Geral e Inorgânica Profa Tania A. Anazawa 27. sulfato de lítio 28. sulfato de amônio 29. sulfato de chumbo (II) 30. sulfato de estrôncio 31. sulfato de zinco 32. sulfato de alumínio 33. fosfato de sódio Na+ PO43- Na3PO4 K+ I- KI Pb2+ S2- PbS Ag+ CrO42- Ag2CrO4 Na+ NO2- NaNO2 K+ CN- KCN 34. fosfato de chumbo (II) 35. fosfato de cálcio 36. fosfato de magnésio 37. fosfato de potássio 38. iodeto de potássio 39. iodeto de sódio 40. iodeto de magnésio 41. iodeto de cálcio 42. fluoreto de sódio 43. fluoreto de cálcio 44. sulfeto de chumbo (II) 45. sulfeto de cobre (II) 46. sulfeto de zinco 47. sulfeto de manganês (II) 48. sulfeto de ferro (III) 49. sulfeto de prata 50. sulfeto de cobre (II) 51. cromato de prata 52. cromato de bário 53. cromato de potássio 54. acetato de sódio 55. nitrito de sódio 56. nitrito de potássio 57. cianeto de potássio 58. cianeto de sódio 77