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Revisão Tabela Periódica + Funções Inorgânicas Prof.ª Loraine Jacobs [email protected] http://paginapessoal.utfpr.edu.br/lorainejacobs Modelos Atômicos Iniciais Dalton Thomson Rutherford • “Bola de bilhar” • Homogênea • Esfera maciça • Indestrutível • “Pudim de passas” • Tubos de raios catódicos • Descobriu o elétron. • “Planetário” • Descobriu o núcleo • Átomo imenso vazio • Núcleo 10.000 x menor que o átomo Modelo de Rutherford-Bohr Rutherford - Bohr Elétrons sem movimento Núcleo Elétrons girando ao redor do núcleo liberação de energia (não observado) Bohr (1913) Pacotes de energia (quanta) Rutherford - Bohr • Elétrons se movem ao redor do núcleo em um número limitado de órbitas bem definidas órbitas estacionárias; • Movendo-se em uma órbita estacionária, o elétron não emite nem absorve energia; • Ao saltar de uma órbita estacionária para outra, o elétron emite ou absorve uma quantidade bem definida de energia quantum / quanta. Rutherford - Bohr • Orbitas estacionárias Camadas ou níveis de energia Estado energético dos Elétrons • Níveis de energia Subníveis de energia • Diagrama de Pauling Distribuição eletrônica ou configuração eletrônica Exemplo: Arsênio (As): Z = 33 Ordem energética (ordem de preenchimento): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3 Ordem geométrica (ordem de camada): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p3 “Visualizando” a distribuição por ordem geométrica e usando as letras dos níveis (camadas), teremos as camadas energéticas: K = 2; L = 8; M = 18; N = 5 A camada de valência (C.V.) do As é a camada N, pois é o último nível que contém elétrons, no caso um total de 5 elétrons. O subnível mais energético - último subnível usado na distribuição por ordem energética - pode estar incompleto ou não. Neste caso o subnível mais energético é o 4p3 que contém elétrons um total de 3 elétrons (incompleto) Distribuição Eletrônica em Íons Atenção!!! Átomo neutro (estado fundamental) : nº de prótons = nº de elétrons cargas + cargas - Íon: nº de prótons (p) ≠ nº de elétrons Íon positivo (cátion): nº de p > nº de elétrons, pois perdeu elétrons Íon negativo (ânion): nº de p < nº de elétrons, pois ganhou elétrons Portanto!! Os átomos só podem perder ou ganhar elétrons!!!!! Distribuição Eletrônica em Cátions Retirar os elétrons mais externos, isto é, da última camada do átomo correspondente. Exemplo: Ca ( z=20 ) Ordem energética: Z = 26 → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 (estado fundamental = neutro) Perceba que 4s2 é a última camada (C.V.) Desta forma a distribuição para o cátion Ca ficará: (cátion perde 2 elétrons) Ca2+ → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 (estado iônico) mais estável Distribuição Eletrônica em Ânions Colocar os elétrons no subnível incompleto. Exemplo:Oxigênio (O) Ordem energética: Z = 8 → 1s2 2s2 2p4 (estado fundamental = neutro) Desta forma a distribuição para o ânion bivalente oxigênio, que recebe 2 elétrons ficará: O2- → 1s2 2s2 2p6 (estado iônico e mais estável) Identificação dos Átomos O átomo atual O átomo atual nº atômico Quantidade de prótons Z Para átomos neutros Z = nº de elétrons O átomo atual prótons + nêutrons prótons prótons + nêutrons prótons A nº de Massa E Z - nº Atômico 7 Li E 3 - + + + - A Tabela Periódica A Tabela Periódica A tabela periódica é uma ordenação sistemática dos elementos químicos conhecidos através de seus números atômicos (Z). A tabela é dividida em: • Períodos: 7 linhas horizontais (K, L, M, N, O, P, Q) • Grupos (Famílias): 18linhas verticais • Metais, Ametais e Semi-Metais A Tabela Periódica nº Atômico A Tabela Periódica • Períodos A Tabela Periódica • Grupos ou Famílias A Tabela Periódica • Metais, Ametais e Semi-Metais Configurações Eletrônicas A Tabela Periódica • Grupos ou Famílias A Tabela Periódica • Grupos ou Famílias Propriedades Periódicas Propriedades Periódicas • Raio Atômico Vertical Aumento de cima para baixo número crescente de camadas eletrônicas. Horizontal Aumento para a esquerda Para a direita, as camadas eletrônicas são atraídas cada vez mais intensamente pelo núcleo, pois a carga positiva do núcleo também cresce para a direita. Propriedades Periódicas • Energia de Ionização • Energia necessária para retirar um elétron de um átomo no estado gasoso. (Medida em eV) Propriedades Periódicas • Eletroafinidade/ Eletronegatividade • Energia liberada quando um elétron é adicionado a um átomo neutro no estado gasoso. (Medida em eV) Regra do Octeto Regra do Octeto “Um átomo adquire estabilidade quando possui 8 elétrons na camada eletrônica mais externa, ou 2 elétrons quando possui apenas a camada K (subnível s)” Regra do octeto Regra do octeto Os metais formam cátions: - Monovalentes: Na+ perdem 1 e- - Bivalentes: Ca2+ perdem 2 e- Trivalentes: Al3+ perdem 3 e- Tetravalentes: Pb4+ perdem 4 e- Pentavalentes: Bi5+ perdem 5 e- Regra do octeto Os não-metais formam ânions: - Com cinco elétrons: N recebem 3 e- Com seis elétrons: O recebem 2 e- Com sete elétrons: F recebe 1 e- Funções Inorgânicas Ionização É a quebra da ligação covalente, devido à diferença de eletronegatividade entre os átomos ligantes, com a formação de íons Ionização Ocorre com alguns COMPOSTOS MOLECULARES H – Cl + H2O H3O + + Cl – Dissociação Neste fenômeno os íons apenas A dissociação ocorre com os são separados compostos iônicos As substâncias químicas podem ser agrupadas de acordo com suas PROPRIEDADES COMUNS PROPRIEDADES FUNCIONAIS Agrupamento das substâncias em grupos Funções Inorgânicas Principais Ácido Base Sal Óxido Ácido Segundo Arrhenius – Substância que em solução aquosa sofre ionização produzindo como cátion H+ HCl H2SO4 H3PO4 H4P2O7 H2O H2O H2O H2O H + + 2 H + + 3 H + + 4 H + + Cl – SO4 2 – PO4 3 – P2O7 4 – Classificação dos Ácidos MONOÁCIDOS Na ionização, a molécula produz apenas 1 H + HCl HCN HNO3 H2O H2O H2O H+ + Cl – H+ + CN – + + NO3 – H DIÁCIDOS Na ionização, a molécula produz apenas 2 H H2CO3 H2SO4 H2O H2O 2 H + + CO3 2 H + + SO4 + 2– 2– TRIÁCIDOS Na ionização, a molécula produz apenas 3 H H3PO4 H3BO3 H2O H2O 3 H + + 3 H + + PO4 BO3 + 3– 3– TETRÁCIDOS Na ionização, a molécula produz apenas 4 H + H4P2O7 H4SiO4 H2O H2O 4 H + 4 H + + + P2O7 SiO4 4– 4– Atenção H3PO3 H3PO2 H2O H2O 2 H + + 1 H + + HPO3 2– H2PO2 – (DIÁCIDO) (MONOÁCIDO) HIDRÁCIDOS São ácidos que não possuem o elemento químico OXIGÊNIO HCl HCN H2S H4[Fe(CN)6] OXIÁCIDOS São ácidos que possuem o elemento químico OXIGÊNIO HNO3 H2CO3 H2SO4 H3PO4 BINÁRIOS Possuem apenas dois elementos químicos HCl H2S TERNÁRIOS Possuem apenas três elementos químicos H2CO3 HCN H2SO4 QUATERNÁRIOS Possuem apenas quatro elementos químicos H4[Fe(CN)6] FRACOS Possuem H2CO3 a 5% a = 0,2% MODERADOS Possuem 5% < a < 50% H3PO4 a = 27% FORTES Possuem a 50% HCl a = 92% Quando não conhecemos o grau de ionização podemos aplicar as seguintes observações para classificar o ácido Para os HIDRÁCIDOS FORTES HCl HBr HI MODERADO HF FRACOS Todos os demais hidrácidos Para os OXIÁCIDOS calculamos x= número de átomos de oxigênio x=0 H3BO3 x=1 número de hidrogênios ionizáveis Ácido fraco x= 3 – 3 = 0 ácido fraco Ácido médio H3PO4 x= 4 – 3 = 1 ácido médio x=2 Ácido forte x= 4 – 2 = 2 ácido forte H2SO4 x=3 HClO4 Ácido muito forte x= 4 – 1 = 3 ácido muito forte Ação sobre Indicadores FENOLFTALEINA AZUL DE BROMOTIMOL • Nomenclatura dos Ácidos Hidrácidos ÁCIDO + ELEMENTO FORMADOR HCl ácido clor ídrico H Br ácido bromídrico H2 S ácido sulf ídrico H CN ácido cianídrico + ÍDRICO • Nomenclatura dos Ácidos Oxiácidos Elemento central forma um único oxiácido ÁCIDO + ELEMENTO FORMADOR + ICO H2 CO3 ácido carbônico H3 B O3 ácido bórico • Nomenclatura dos Ácidos Oxiácidos Elemento central forma mais de um oxiácido ÁCIDO + ELEMENTO FORMADOR OSO < Nox ICO > Nox + H2 S O3 ácido sulfuroso H2 S O4 ácido sulfúrico H N O2 ácido nitroso H N O3 ácido nítrico Base ou Hidróxido Segundo Arrhenius – Substância que em solução aquosa sofre dissociação produzindo como ânion OH- NaOH Ca(OH)2 Fe(OH)3 Pb(OH)4 H2O H2O H2O H2O Na + + OH – Ca2+ + 2 OH – 3+ + 3 OH – Pb 4+ + 4 OH – Fe Classificação das Bases Quanto ao número de hidroxilas MONOBASES Na dissociação, a molécula liberta apenas uma oxidrila (hidroxila) NaOH KOH NH4OH H2O H2O H2O Na + + OH – + + OH – K NH4 + + OH – DIBASES Na dissociação, a molécula liberta duas oxidrilas Ca(OH)2 Zn(OH)2 H2O H2O Ca2+ + 2 OH – 2+ 2 OH – Zn + TRIBASES Na dissociação, a molécula liberta três oxidrilas Fe(OH)3 Al(OH)3 H2O H2O Fe 3+ + 3 OH – Al 3+ + 3 OH – Classificação das Bases Quanto à força FORTES São as bases em que a oxidrila se liga a um metal alcalino ou alcalino terroso NaOH KOH LiOH Ca(OH)2 Ba(OH)2 Mg(OH)2 FRACAS São as bases em que a oxidrila se liga aos demais cátions AgOH NH4OH Al(OH)3 Zn(OH)2 Fe(OH)3 Pb(OH)4 Ação sobre indicadores FENOLFTALEINA AZUL DE BROMOTIMOL Nomenclatura das Bases O cátion forma uma única base HIDRÓXIDO + de + NOME DO CÁTION NaOH hidróxido de sódio LiOH hidróxido de lítio NH4OH hidróxido de amônio Ca(OH)2 hidróxido de cálcio Ba(OH)2 hidróxido de bário Nomenclatura das Bases O cátion forma duas bases diferentes HIDRÓXIDO + NOME DO CÁTION OSO < Nox ICO > Nox + Fe(OH)2 hidróxido ferroso Fe(OH)3 hidróxido férrico Pb(OH)2 hidróxido plumboso Pb(OH)4 hidróxido plúmbico Reações das Bases Reagem com os ácidos produzindo sal e água. H Cl 2 H Cl + Na OH Na Cl + H2O + Ba (OH)2 Ba Cl2 + 2 H2O H2 SO4 + Ba (OH)2 Ba SO4 + 2 H2O A reação entre um ácido e uma base recebe o nome especial de NEUTRALIZAÇÃO ou SALIFICAÇÃO A neutralização entre um ácido e uma base pode ser TOTAL ou PARCIAL NEUTRALIZAÇÃO TOTAL O total de hidrogênios ionizáveis do ácido é igual ao total de oxidrilas da base H Cl 2 H Cl + + NaOH Ba(OH)2 NaCl + H2O BaCl2 + 2 H2O NEUTRALIZAÇÃO PARCIAL O total de hidrogênios ionizáveis do ácido é diferente do total de oxidrilas da base HCl + Ba(OH)2 BaOHCl + H2O Um “H” se une a uma “OH” formando apenas uma molécula de água e restando uma oxidrila (OH) H2 SO4 + NaOH NaH SO4 + Apenas um “H” se une a uma “OH” formando apenas uma molécula de água e restando um “H” H2O Sal É todo composto que em solução aquosa possui pelo menos um cátion diferente do H+, e pelo menos um ânion diferente do OH-. Na Cl Ba SO4 Na + cátion diferente do H+ Cl ânion diferente do OH- Ba 2+ SO4 2– cátion diferente do H+ ânion diferente do OH- Classificação dos Sais NaCl Ba Cl2 Na H SO4 Ba OH Cl Ba Br Cl NaK SO4 Cu SO4 . 5 H2O Ba SO4 Nomenclatura dos Sais A nomenclatura dos sais normais é feita citando-se o nome do ânion, proveniente do ácido (mudando-se a terminação) seguido do nome do cátion, proveniente da base Terminações dos ÁCIDOS e SAIS ÁCIDO SAL ÍDRICO OSO ICO ETO ITO ATO H Cl + ÁCIDO SAL ÍDRICO ETO OSO ITO ICO ATO NaOH ÁCIDO HIDRÓXIDO CLORÍDRICO DE SÓDIO 2 H NO3 ÁCIDO NITR ÍCO + Fe (OH)2 HIDRÓXIDO DE FERRO II NaCl + H2O CLOR ETO DE SÓDIO Fe NO3 NITR ATO DE FERRO II ou ou FERROSO FERROSO 2 + 2 H2O Óxidos É o conjunto de compostos binários onde o oxigênio é o elemento mais eletronegativo SO3 Na2O N2O5 CO2 CaO Fe2O3 Al2O3 Classificação dos Óxidos Óxidos Moleculares O elemento ligado ao oxigênio é ametal SO3 N2O5 CO2 Óxidos Iônicos O elemento ligado ao oxigênio é um metal Na2O CaO Fe2O3 Al2O3 Classificação dos Óxidos Óxidos Básicos Reagem com água, formando uma base CaO + H2O Ca(OH)2 Reagem com um ácido, formando sal e água CaO + H2SO4 CaSO4 + H2O Os óxidos básicos são formados por METAIS de baixo Nox (+1 ou + 2) Classificação dos Óxidos Óxidos Ácidos Reagem com água, formando um ácido SO3 + H2O H2SO4 Reagem com uma base, formando sal e água SO3 + Ba(OH)2 CaSO4 + H2O Os óxidos ácidos são formados por AMETAIS de alto Nox Classificação dos Óxidos Óxidos Neutros São óxidos moleculares que não reagem com água, nem com base ou ácidos Os mais importantes são CO NO N2O Classificação dos Óxidos Óxidos Anfóteros São óxidos que se comportam tanto como óxidos ácidos quanto como óxidos básicos Al2O3 ZnO As2O3 Óxidos Duplos ou Mistos São os óxidos que se comportam como se fossem formados por dois outros óxidos de um mesmo elemento Fe3O4 = FeO + Fe2O3 Nomenclatura dos Óxidos Para os óxidos moleculares: óxido + de + nome do elemento colocamos os prefixo mono, di, tri, tetra, etc., para indicar a quantidade de átomos de cada elemento na fórmula Cl2O7 CO2 heptóxido de dicloro dióxido de carbono Para óxidos iônicos óxido + de + nome do elemento Al2O3 óxido de alumínio ZnO óxido de zinco BaO óxido de bário K2O óxido de potássio Nomenclatura dos Óxidos Se o elemento forma dois cátions diferentes, devemos indicar a sua VALÊNCIA em ALGARISMO ROMANO ou com as terminações OSO e ICO FeO óxido ferroso ou óxido de ferro II Fe2O3 óxido férrico ou óxido de ferro III
