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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