formulário de química inorgânica
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2015 Química Curso Química Colégio FORMULÁRIO DE QUÍMICA INORGÂNICA 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 13. 14. 15. Estrutura Atômica ...................................................................................................................................................... 2 Números Quânticos .................................................................................................................................................. 4 Tabela Periódica ........................................................................................................................................................ 5 Ligações Químicas ................................................................................................................................................... 5 Funções Inorgânicas ................................................................................................................................................ 6 Teorias Ácido-Base ................................................................................................................................................. 10 Conceitos Fundamentais ........................................................................................................................................ 10 Estequiometria ........................................................................................................................................................ 10 Soluções ................................................................................................................................................................... 11 Propriedades Coligativas ......................................................................................................................................... 11 Termoquímica .......................................................................................................................................................... 12 Cinética Química ..................................................................................................................................................... 13 Equilíbrio Químico ................................................................................................................................................... 13 Equilíbrio Iônico ....................................................................................................................................................... 14 Eletroquímica .......................................................................................................................................................... 16 Pilha ......................................................................................................................................................................... 16 Tabela dos Potenciais-Padrão de Oxidação .......................................................................................................... 17 Eletrólise .................................................................................................................................................................. 17 16. Radioatividade ......................................................................................................................................................... 22 AUTOR: PEDRO CESAR G. FIORETT “TODOS OS DIREITOS RESERVADOS POR CURSO PH LTDA.” 1 Curso Química FORMULÁRIO DE Colégio QUÍMICA INORGÂNICA 1. ESTRUTURA ATÔMICA O que é um modelo atômico? Os modelos atômicos são teorias baseadas em fatos e evidências experimentais para explicar como é o átomo. Muitos cientistas desenvolveram modelos que posteriormente foram evoluindo até chegar ao modelo atual. Modelo de Dalton • • • A matéria é constituída de pequenas partículas indivisíveis e maciças denominadas átomos que não podem ser criados nem destruídos. Em reações químicas os átomos simplesmente se rearranjam, não são criados nem destruídos. Átomos de um mesmo elemento químico apresentam as mesmas propriedades. Modelo de Thomson O átomo era esférico e maciço com estrutura não uniforme formado por um fluido de carga positiva no qual estavam dispersos os elétrons, o que garantiria a neutralidade do átomo. Seu modelo ficou conhecido como “pudim de passas”. Esfera positiva Elétron Representação do modelo atômico de Thomson. Modelo de Rutherford Rutherford realizou um experimento no qual bombardeou uma finíssima lâmina de ouro com partículas alfa emitidas pelo elemento radioativo polônio. Po Partículas (positivas) Bloco de Pb Lâmina de Au Anteparo com ZnS Observou: • A maior parte das partículas alfa atravessou a lâmina de ouro sem sofrer desvio. • Poucas partículas alfa sofreram desvios de trajetória. Concluiu: • A maior parte do átomo deveria ser constituída de espaços vazios. • Há uma região central pequena de carga positiva. 2 Curso Química Colégio Segundo Rutherford, o átomo não é maciço. É constituído de um região central pequena, densa e com carga positiva, o núcleo, rodeado por uma região praticamente sem massa, a eletrosfera. O átomo seria semelhante ao sistema solar. Núcleo Elétron, partícula com carga elétrica negativa. Nêutron, partícula eletricamente neutra. Próton, partícula com carga elétrica positiva Modelo de Böhr ou Modelo de Rutherford-Böhr Böhr, baseado no modelo de Rutherford, propôs um modelo atômico mais completo que apresenta as seguintes características. • Os elétrons movimentam-se em trajetórias circulares* chamadas níveis ou camadas. • • Em cada órbita circular ou camada o elétron apresenta energia constante. Quando um elétron absorve energia, ele salta para uma órbita mais afastada do núcleo e quando retorna libera uma quantidade de energia na forma de onda eletromagnética. * Posteriormente Sommerfeld concluiu que apenas uma órbita 1 2 é 3circular, as demais são elípticas. 1H 1H 1H Átomo Núcleo prótons (p) nêutrons (n) Eletrosfera - elétrons (e) Absorve energia E 1234567 1234567 1234567 1234567 1234567 + 1234567 e E núcleo e Irradia energia A Z X Número atômico : Isótopos Z Isóbaros 40 19 X Número de nêutrons : n , Trítio A=Z+n Deutério Prótio Número de massa : A Isótonos 35 15 X 40 20Y ; (n = 20) - Massa atômica: é calculada pela média ponderada dos números de massa dos isótopos. Obs.: Água pesada é a água rica em óxido de deutério. Sua fórmula é 3 40 20Y H O ou D O 2 1 2 2 Curso Química Colégio 2. NÚMEROS QUÂNTICOS Símbolo n Signi?cado Significado Nº Quântico Valores n Principal Nível de energia 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 Secundário Subnível de energia m Magnético Orbital Localização do Orbital s Magnético de Spin Giro do Elétron 0, 1, 2, 3 -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 - ½ e + ½ Símbolo Nº máximo de elétrons 2 Símbolo L 8 0 s 2 1 M 18 4 N 32 1 p 6 3 5 O 32 2 d 10 5 6 P 18 3 f 14 7 7 Q 8 1 K 2 3 Nº Máx. de elétrons Nº de Orbitais Orbital: Região no espaço onde há probabilidade máxima de se encontrar o elétron. 1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p Regra de Hund nº de elétrons 4d6 nível ex.: 4d 7 subnível 3p Obs1.: Obs2.: Obs3.: Obs4.: Obs5.: 3 Princípio da exclusão de Pauli: no mesmo orbital pode haver no máximo 2 elétrons de spins contrários. Elétron diferenciador subnível mais energético. Elétron mais externo ou elétron de valência nível mais externo. Elétron desemparelhado sozinho dentro de um orbital. Nem sempre o mais externo é o mais energético. 5s E = 5 4s n = 4 e = 2 E = n + E = 6 5s é o mais externo pois n = 5, maior que o n do 4d, que é quatro. Já a energia (E = n + ) do 4d é maior. 4 Curso Química Colégio 3. TABELA PERIÓDICA - Propriedades Periódicas em ordem crescente. Afinidade Eletrônica Eletronegatividade Energia liberada ao se adicionar um elétron. Tendência de um átomo em receber elétrons. Potencial de Ionização Raio atômico Metade da distância entre o núcleo de dois átomos. Energia necessária para retirar um elétron. Obs.: Em caso de íons isoeletrônicos (mesmo nº de elétrons), quanto maior a carga nuclear (Z), menor o raio do íon. 4. LIGAÇÕES QUÍMICAS Propriedades dos Compostos P.F. e P.E. elevados +2 – e Agregado Iônico Ca – de e ) Sólido na temperatura ambiente metal + ametal (cátion) –1 Iônica, Eletrovalente ou Heteropolar (transferência Exemplo Cl 2 Conduz eletricidade fundido ou aquoso (ânion) P.F. e P.E. baixos Covalente ou Molecular – (compartilhamento de e ) ametal + ametal H + ametal Metálica Polares e Apolares Não conduz eletricidade puro H 2O (polar) O 2 (apolar) P.F. e P.E. elevados (cátions imersos em metal + metal nuvem de elétrons) Dipolo Permanente Ligações de Hidrogênio Dipolo-Induzido Hibridação de Orbitais Bons condutores de eletricidade e calor Cu, Zn, Latão (Cu + Zn) Brilho metálico Moléculas Polares H + F, O, N Moléculas Apolares HCl ‘‘Média’’ atração Elevados P.F. e P.E. Forte atração H2O, NH3 Dipolos instantâneos, molécula apolar Fraca atração - baixo P.F. e P.E. Ângulo entre híbridos Estrutura geométrica O2 , CO 2 Exemplos sp 3 109º28' Tetraédrica CH4 sp 2 120º Trigonal plana C2 H 4 , BF3 sp 180º Linear C 2 H2 , CO 2 5 Curso Química Colégio Obs.: Ligações sigma () e pi() frontal e mais forte, paralela As ligações não são necessariamente nesta ordem. Geometria molecular H2O (angular): H O BF3 (trigonal plana): (polar) H 105º (apolar) N NH3 (piramidal): H CO2 (linear): O C H H O (polar) (apolar) CH4 (tetraédrica): (apolar) Obs.: Íon hidrônio (H3O+) H2O + H+ H3O+ Íon amônio NH4 NH3 + H+ NH4+ 5. FUNÇÕES INORGÂNICAS 5.1. Óxido: composto binário oxigenado onde o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. H O Óxido ácido ou anidrido 2 Ácido (oxiácido) Ex: CO2 + H2O H2CO3 CO2 + 2 KOH K2CO3 + H2O Base Sal + H2O deve-se adicionar H2O ao anidrido. H O 2 Base (hidróxido) Ex: CaO + H2O Ca(OH)2 Óxido básico CaO + 2 HF CaF2 + H2O Ácido Sal + H2O Ex: N2O5 + CaO Ca(NO3)2 Óxido ácido + óxido básico Sal deve-se adicionar H2O ao anidrido. Ácido Sal + H2O Ex: ZnO + 2 HCl ZnCl2 + H2O ZnO + 2 NaOH Na2ZnO2 + H2O Óxido anfótero Base Sal + H O 2 comporta-se como anidrido, logo, deve-se adicionar H2O. 6 Curso Química Colégio Obs.: Principais metais que formam anfóteros: Zn, Al, Sn e Pb Óxido salino X3O4 Óxidos neutros ou inertes CO, N2O (óxido nitroso) e NO (óxido nítrico) Peróxido: Nº de oxidação do O = -1 H O 2 Base + H2O2 Obs.: Decomposição do peróxido de Hidrogênio (H2O2) Peróxido ácido Sal + H2O2 LUZ H2O2 H2O + ½ O2 Superóxido: Nº de oxidação do O = -1/2 2 Base + H2O2 + O2 H O Superóxido ácido Sal + H2O2 + O2 Obs.: Obtenção do ácido sulfúrico (processo de contato) S + O2 SO2 SO2 + ½ O2 SO3 SO3 + H2O H2SO4 5.2. Ácidos - Oxiácidos: ácidos que contêm oxigênio. Ex.: H2SO4 - Hidrácidos: ácidos que não contêm oxigênio. Ex.: HCl Ácido + Base Sal + H2O Ácido + Metal (+ ativo) Sal + H2 Escala de atividade dos metais Alc - Alct - Al - Zn - Fe - Ni - Sn - Pb - H - Bi - Cu - Hg - Ag - Au - Pt + ativos Ácido1 + Halogênio2 F2 > Cl2 > Br2 > I2 Obs1.: - ativos Ácido2 + Halogênio1 Reatividade dos Halogênios H3PO4 (ácido fosfórico) ............................. 3 H ácidos H3PO3 (ácido fosforoso) ........................... 2 H ácidos H3PO2 (ácido hipofosforoso) .................... 1 H ácido 7 Curso Química Colégio Obs2.: Ácidos fortes: Ácidos fracos: Oxiácidos Diferença entre O e H (ácido) é maior ou igual a 2. Hidrácidos HI, HBr e HCl Oxiácidos Diferença entre O e H (ácido) é menor que 2. Hidrácidos HF, H2S e ácidos com C Obs3.: Teoria de Arrhenius HCl + H2O H3O+ + Cl– 5.3. Bases ou hidróxidos Metal + OH– Me(OH)x onde x = nº de oxidação do metal Principais números de oxidação: metais alcalinos e Ag metais alcalinoterrosos, Zn e Cd Al e Bi F Fe, Co, Ni Cu, Hg Sn, Pb Au n. o. x. +1 +2 +3 -1 +2 e +3 +1 e +2 +2 e +4 +1 e +3 Metal alcalino ou metal alcalinoterroso + H2O base + H2 NH3 + H2O NH4OH (hidróxido de amônio) Obs1.: Bases fortes: Hidróxidos alcalinos e alcalinoterrosos exceto Be e Mg. Bases fracas: todas as demais. Obs2.: Teoria de Arrhenius NaOH H2O Na+ + OH– Obs3.: Indicadores: Indicador Meio ácido Meio básico Tornasol Tornassol Vermelho* Azul Fenolftaleína Incolor Vermelho* * Pode ser rosa 8 Curso Química Colégio 5.4. Sais Metal + Radical do ácido sal Obs.: nomenclatura dos sais Ácido Sal OSO ITO ICO ATO ÍDRICO ETO - Calcinação: Carbonatos ¾¾ óxido metálico + CO2 CaO + CO Ex.: CaCO3 ¾¾ 2 Bicarbonato ¾¾ carbonato + CO2 + H2O ¾¾ Alcalino alcalino Na CO + CO + H O Ex.: 2 NaHCO3 ¾¾ 2 3 2 2 (fermento) cloreto + O2 Clorato ¾¾ Ex.: 2 KClO3 ¾¾ 2 KCl + 3 O2 - Reações de dupla-troca Ácido1 + Sal2 Ácido2 + Sal1 Hidróxido1 + Sal2 Hidróxido2 + Sal1 Sal1 + Sal2 Sal3 + Sal4 * Regra de Berthollet Formar uma substância menos solúvel ou mais fraca ou mais volátil. Principais sulfato de bário Precipitados: carbonato de cálcio carbonato de bário cloretos, brometos e iodetos de prata e chumbo II BaSO4 CaCO3 BaCO3 AgClAgBr, AgI, PbCl2, PbBr2, PbI2. Ex.: 2 HCl + CaCO3 CaCl2 + CO2 + H2O Hidrólise Quebra do sal pela água. sal + H2O ácido + base sal ácido NaOH + CO2 + H2O NaHCO3 + H2O base forte Sal de solução básica (pH > 7) 9 Curso Química Colégio 6. TEORIAS ÁCIDO-BASE A) Arrhenius: ácido + H2O base + H2O OH– + cátion B) Brönsted-Lowry: ácido H+ DOA H+ = próton H+ RECEBE base C) Lewis: H3O+ + ânion ácido par de e– RECEBE DOA base par de e– Principais (Lewis): Ácidos: íons + , BF3 e AlCl3 Bases: íons - , H2O e NH3 7. CONCEITOS FUNDAMENTAIS Átomo padrão C12 = isótopo 12 do carbono C12 = 1 u.m.a. (unidade de massa atômica) Massa molar é a massa em gramas cujo valor coincide com a massa atômica e com a massa molecular e se refere a 1 mol de átomos ou de moléculas. 1 mol de qualquer gás ou vapor = 6,02 . 1023 moléculas = 22,4 L CNTP T = 0ºC ou 273 K e P = 1 atm ou 760 mmHg. 8. ESTADO GASOSO A) Equação de Clapeyron n= m Mol B) Densidade: R = 0,082 d P.V=n.R.T atm L K.M ol m V C) Princípio de Avogadro (gases): - Volumes iguais - Mesmas condições de temperatura e pressão - Mesmo número de moléculas ou mols 10 Curso Química Colégio 9. SOLUÇÕES - Misturas Homogêneas ou Solução Solução = soluto + solvente Solução - não saturada - saturada - supersaturada - Coeficiente de solubilidade (solubilidade) Quantidade máxima de soluto dissolvido em uma determinada quantidade de solvente (em geral 100 g de H2O) a uma dada temperatura. ex.: A 0ºC 35,7 g de NaCl saturam 100 g de água. Unidades de Concentração: Concentração EM SOLUTO GERAL SOLUÇÃO A) Concentração comum C m1 V m 1 ........ massa do soluto V .......... volume da solução (g / L) B) Concentração em quantidade de matéria (molaridade) M n1 V (mol / L ) n1 = m1 Mol1 n 1 ......... nº de mols do soluto Mol1 ..... massa molar do soluto Diluição de Soluções C1V1 = C2V2 M1V1 = M2V2 V2 = V1 + V H O 2 - Mistura de Soluções de mesmo Soluto CfVf = C1V1 + C2V2 + ... MfVf = M1V1 + M2V2 + ... Vf = V1 + V2 + ... 10. PROPRIEDADES COLIGATIVAS A adição de um soluto a um solvente provoca: Pressão de vapor Ponto de ebulição Ponto de congelação Pressão osmótica = MRTi (fórmula da pressão osmótica) 11 Curso Química Colégio 11. TERMOQUÍMICA - Calor associado às reações químicas. Reações Exotérmicas liberam calor Endotérmicas absorvem calor - Reação Exotérmica A B - Reação Endotérmica H < 0 A B H < 0 H > 0 H > 0 Obs.: “O calor de formação de uma substância simples em seu estado de agregação mais comum é igual a zero”. Ex.: O hidrogênio é um gás nas condições ambientes (T = 25ºC e p = 1 atm). Logo, o estado gasoso é o estado de agregação mais comum do elemento hidrogênio e então: H fH =0 2(g) - Tipos de Calores de Reação ou Entalpia A) Entalpia de Combustão Hcombustão < 0 Calor liberado na combustão completa de 1 mol de uma substância no estado padrão. B) Entalpia de Formação HF > 0 ou HF < 0 Calor liberado ou absorvido na formação de 1 mol de uma substância por síntese direta a partir das substâncias no estado padrão. n1A + n2B n’ C + n” D H = . . . A fórmula a aplicar será: H = n’ Hf(C) + n” Hf(D) - n1 Hf(A) - n2 Hf(B) (II) onde: Hf(A) ............................................................... entalpia de formação de A Hf(B) ............................................................... entalpia de formação de B Hf(C) ............................................................... entalpia de formação de C Hf(D) ............................................................... entalpia de formação de D C) Entalpia de Ligação Ligação Rompida: Ligação Formada: H > 0 H < 0 12 Curso Química Colégio Calor liberado ou absorvido na formação ou no rompimento de 1 mol de ligações de uma substância. - Lei de Hess H da reação depende apenas dos estados inicial e final da reação. Consequências: 1ª) As equações termoquímicas podem ser somadas algebricamente. 2ª) Invertendo-se a equação termoquímica, muda-se o sinal do H. 3ª) Multiplicando-se ou dividindo-se a equação por um certo número de zero o H fica multiplicado ou dividido por este mesmo valor. 12. CINÉTICA QUÍMICA Velocidade média = [ ] tempo - Lei da ação das massas aA + bB cC + dD V = K[A]a . [B]b Obs.: Reações que ocorrem em etapas: V = Vetapa lenta - Catálise: - Catalisador aumenta a velocidade da reação sem ser consumido. - Diminui a energia de ativação; não altera a H da reação. ex.: Reação exotérmica com Catalisador. H H1 H2 H3 C.A. 13. EQUILÍBRIO QUÍMICO - Sistemas Homogêneos reversíveis. aA + bB v1 v2 cC + dD Equilíbrio químico: v1 = v2 v1 v2 Velocidade da reação direta. Velocidade da reação inversa. 13 Variação da entalpia da reação. Energia de ativação sem catalisador. Energia de ativação com catalisador. Abaixamento da energia de ativação. Complexo ativado. Curso Química Colégio - Constante de Equilíbrio [C]c . [D]d Kc [ A ]a . [B]b p c . p Dd K p = Ca p A . p Bb Kp = Kc(RT)n onde R = 0,082 n = np - nR T Kelvin n variação do número de mols gasosos Sistemas Heterogêneos só os gases são considerados. - Graficamente - Deslocamento do Equilíbrio Químico Princípio de Le Chatelier desloca A) Aumento de pressão menor volume (menor número de mols). desloca B) Aumento de temperatura reação endotérmica. desloca C) Aumento da concentração reação que consome. 14. EQUILÍBRIO IÔNICO Moléculas Equilíbrio íons - Constante de Equilíbrio Iônico (Ki) _ (aq.) HA H+ + A– Ki = [H+ ].[A ] [HA] K i M 2 Quanto maior Ki e , mais forte o eletrólito. - Equilíbrio Iônico da Água H2O H+ + OH– Kw = [H+] . [OH–] = 10–14 (mol/L)2 Produto iônico da H2O a 25 ºC 14 Curso Química Colégio Potencial hidrogeniônico e Potencial hidroxiliônico 1 [H ] pH = - log [H+] pH = log pOH = - log [OH–] pOH = log pH + pOH = 14 1 [OH- ] Solução Neutra [H+] = [OH-] = 10 - 7 pH = pOH = 7 Solução Ácida [H+] > 10 - 7 pH < 7 Solução Básica [H+] < 10 - 7 pH > 7 - Escala de pH a 25 ºC 14 Básico 7 Neutro Ácido 0 - Solução Tampão Ácido ou fracos + sal corrrespondente Base pH = pKa + log [SAL] [ ÁCIDO] onde Ka e Kb são as constantes de ionização do ácido e da base correspondentes. pOH = pKb + log [SAL] [BASE] - Hidrólise Salina A) Ácido e Base Fortes Solução neutra pH = 7. B) Ácido e Base Fracos Depende do Ka e do Kb. C) Ácido Forte e Base Fraca Solução ácida pH < 7. D) Ácido Fraco e Base Forte Solução básica pH > 7. 15 Curso Química Colégio - Produto de solubilidade (Kps) Soluções saturadas. Eletrólitos pouco solúveis. Ex.: Ca3(PO4)2 Kps > produto dos íons insaturada Kps = produto dos íons saturada 3Ca+2 + 2 PO 43 Kps = [Ca+2]3 . PO43 2 15. ELETROQUÍMICA Reações de Redox PILHA Energia elétrica ELETRÓLISE Oxidação Oxidou Nox aumentou perdeu e– Ag. redutor Redução Nº de e– perdidos = Nº de e– ganhos Reduziu Nox diminuiu ganhou e– Ag. oxidante A) Pilha Reações de Redox PRODUZ Corrente elétrica - Pilha de Daniell Eletrodo de Zn Eletrodo de Cu Ânodo (-) Oxidação Semirreação Zn0 - 2 e– Zn+2 Lâmina fica corroída Aumenta a concentração de Zn+2 Cátodo (+) Redução Semirreação Cu+2 + 2 e– Cu0 Lâmina fica aumentada Diminui a concentração de Cu+2 Reação total: Solução ZnSO4 1 mol/ 25 ºC, 1 atm Solução CuSO4 1 mol/ 25 ºC, 1 atm Zn + Cu+2 Cu + Zn+2 Esquema: Zn / Zn+2 // Cu+2 / Cu0 - Cálculo de E0 ou d.d.p das pilhas de concentração 1 mol/ a 25 ºC E0 = E0redução cátodo + E0oxidação ânodo - Equação de Nernst 0,059 E = E n 0 n nº de e– transferidos na reação Q Kc da reação . log Q E0 = potencial padrão (1 mol/) E = potencial fora da concentração padrão (1 mol/) 16 E0 = + 1,10 V Curso Química Colégio B) Eletrólise Corrente elétrica PROVOCA reações de Redox 1) Ígnea (substância no estado fundido): metal (cátodo / redução) não metal (ânodo / oxidação) 2) Solução aquosa Tabelas para prioridade de descarga I– Br – Cl– potencial de oxidação crescente Ânions potencial de redução crescente Cátions Alc+ Alc.-Terr.+2 Al+3 H Zn+2 Fe+2 Ni+2 Sn+2 Pb+2 Bi+3 Cu+2 Hg+2 Ag+ Au+3 Pt+2 ânions orgânicos R - COOOHânions oxigenados R| S| T SO4-2 NO3PO4-3 etc F- Cátodo Íon + de maior potencial de redução Ânodo Íon – de maior potencial de oxidação Íons restantes ficam na solução aquosa Lei de Faraday 1 Mol e– = 96500 C = 1F (Faraday) Q=i.t Q .......... carga elétrica (C) i .............. corrente (A) t ............... tempo (s) 17 Curso Química Colégio 16. RADIOATIVIDADE Emissão de partículas e radiações por núcleos instáveis. Radiação Representação Carga Massa Alfa 4 2 +2 4 Beta 0 1 –1 0 Características 2 prótons e 2 nêutrons Gerada pela decomposição de um nêutron 0 0 Gama 1ª Lei 2ª Lei x A Z A Z x 4 2 0 A 4 Z 2 y A Z 1 y 0 1 0 Ondas eletromagnéticas Meia-vida (T) - Tempo para desintegrar a metade da massa radioativa. m m 0 .... m .... t .... T .... m0 2 t T massa inicial massa final tempo meia-vida Resumo das partículas: 4 0 0 1 1 0 2 2 , 1, 0 , 1p, 0 n, 1e, 1D Fissão Nuclear Núcleo Partícula + Grande Acelerada Núcleos + nêutrons + energia Menores ex.: Fissão artificial do U235 em reatores. Fusão Nuclear Síntese de Núcleos ex.: 21H, 2 1H Núcleo maior (mais estável) 42 He energia (liberação de energia do sol) 18 + energia Curso Química Colégio FORMULÁRIO DE QUÍMICA ORGÂNICA 1. 2. 3. 4. 5. 6. Propriedades do Carbono ...................................................................................................................................... Cadeias Carbônicas ............................................................................................................................................... Hidrocarbonetos ...................................................................................................................................................... Funções Químicas .................................................................................................................................................. Isomeria ................................................................................................................................................................... Reações da Química Orgânica ............................................................................................................................... Reações de Adição ................................................................................................................................................. Reações de Substituição ........................................................................................................................................ Reações de Eliminação .......................................................................................................................................... Reações de Oxidação ............................................................................................................................................. Reações de Redução ............................................................................................................................................. Tabela Periódica ...................................................................................................................................................... AUTOR: PEDRO CESAR G. FIORETT “TODOS OS DIREITOS RESERVADOS POR CURSO PH LTDA .” 19 20 20 21 22 24 26 26 28 31 32 33 35 Curso Química Colégio - Principais Radicais Radical CH3 Nome metil CH3 CH2 etil CH3 CH2 CH2 propil CH3 CH CH3 isopropil CH3 CH2 CH2 CH2 CH3 CH2 CH CH3 butil sec-butil CH3 CH3 C CH3 terc-butil CH3 CH3 CH CH2 isobutil CH3 CH2 CH2 CH2 CH2 pentil CH3 CH CH2 CH2 CH3 isopentil CH3 C CH2 CH3 neopentil CH3 20 Curso Química Colégio Nomenclatura: Nº. de carbonos P refixo 1 MET 2 ET 3 PROP 4 BUT 5 PE NT 6 HEX 7 HEPT 8 OCT 9 NON 10 DEC 11 UNDEC 12 DODEC 20 EICOS 3. HIDROCARBONETOS Característica Fórmula geral Alcanos Saturada Cn H 2n+2 Alcenos 1 Dupla Cn H 2n Nomenclatura oficial .........+ ANO prefixo .........+ ENO prefixo Exemplos Nomes Butano H3C CH2 CH2 CH3 H2C CH CH2 CH3 But-1-eno Etino CH HC Alcinos 1 Tripla Cn H 2n-2 (Acetileno) .........+ INO prefixo Cadeia HC C CH2 CH3 Aberta H2C Alcadienos 2 Duplas Cn H2n-2 .........+ ADIENO prefixo H2C H2C Ciclanos ou Saturada Cn H2n Cicloalcanos Ciclenos ou Cicloalquenos Cadeia Fechada 1 Dupla Aromáticos ou Um ou mais núcleos Arenos benzênicos Cn H 2n-2 CICLO..........+ ANO prefixo CICLO..........+ ENO prefixo ...........+ BENZENO radical C CH2 Propadieno C CH CH3 CH CH CH H2C CH2 H2C CH2 H2C CH H2C CH But-1-ino Buta-1,2-dieno CH3 Penta-1,3-dieno Ciclobutano Ciclobuteno CH3 Metilbenzeno (Tolueno) 21 Curso Química Colégio 4. FUNÇÕES QUÍMICAS Nomenclatura Funções Grupo Funcional Fórmula Geral Exemplo Exemplo Usual H a l e t o s O r g. Derivados Monohalogenados -X (X=F, Cl, Br, I) Derivados di-halogenados 2 Halogênios no mesmo C Derivados di-halogenados C X CH3 CH Cl h alo gê nio hc de origem C C - C (C)n C 2-Bromopropano brometo de isopropila 1,1-Dicloroetano Cl .............+............. haleto nome do H3C CH CH2 F F radical divalente X H2C CH2 CH2 CH2 - I I X H3C CH2 OH R CH2 OH Primários Br ...............+............... nome do nome do X X 2 Halogênios em C não vizinhos CH3 CH CH3 - X 2 Halogênios em carbonos vizinhos ............ + ............... Haleto + nome do radical monovalente - Ar - X (vicinais) Derivados di-halogenados (isolados) A l c o ó i s R - X ou 1,4-Diiodobutano etanol, álcool etílico metilcarbinol 1 Álcool+........+ICO radical Secundários - OH ligado a carbono saturado CH3 CH CH3 R CH OH C nH2n+2O R’ ......................... +OL nome do hc OH OH H3C C CH3 OH R’ Fenóis -OH em C de Núcleo Benzênico Enóis -OH ligado a C com dupla Carboxila Ácidos Carboxílicos O C Ar-OH C C C - O R ..... -ICO+ATO+nome - OM O O R’ C O R Cloreto + ............... nome comum do ácido O H3C C Ácido etanóico ácido acético OH O H Cloreto de metanoíla C C nH2nO 2 O R cloreto de formila Cl Anidrido +............... nome comum do ácido CH3 CH2 C O CH3 CH2 C Anidrido propanóico anidrido propiônico O O M = Metal C ácido R C Etenol álcool vinílico OH O O Ésteres - Anidrido + ................ nome do C O OM nome do hc Hidroxibenzeno fenol H2C CH Ácido + .................. fonte de origem metilpropan-2-ol álcool terc-butílico trimetilcarbinol O C O Sais de Ácidos Cloreto + ........... ILA OH Deriva de nomes próprios (fenol, naftol, ...) O R C Ácido +........+ ÓICO nome do hc Cl O C C nH2nO 2 O C Cl Anidridos de Ácidos ...................... + OL nome do hc OH R C - O R O C Hidróxi +.................. nome do hc OH OH Cloretos de Ácidos - álcool isopropílico dimetilcarbinol CH3 2 ...........+ Carbinol radical (is) R C R” Terciários propan-2-ol nome do ácido do metal ..... -ICO+ATO+nome nome do do ácido radical 22 .......-ICO+ATO+nome nome do comum metal do ácido .......-ICO+ATO+nome nome do comum radical do ácido O H3C C ONa Etanoato de sódio acetato de sódio O Propanoato de metila propionato de metila CH 3 CH2 C O CH3 Curso Química Colégio Funções Nomenclatura Grupo Funcional Fórmula Geral Exemplo Exemplo Usual O C R C H Aldeídos 1 Aldeído+.............. nome O H C nH2nO ...................... + AL nome do hc Carbonila primária do ácido O H3C C H 2 .............-ICO+Aldeído nome comum do ácido Etanal aldeído acético acetaldeído C Cetonas R C R’ O Carbonila secundária Éteres O C nH2nO O R O R’ CnH 2n+2O ..................... + ONA nome do hc Radical Maior+Radical Menor + Cetona ...............+............... nome do nome Éter +..................+ICO radical alcoxi do hc (menor) (maior) nome dos radicais H3C C CH2 CH2 CH3 O CH3 O CH2 CH3 Pentan-2-ona cetona metílica e propílica Metoxietano éter etílico e metílico H Primárias NH2 R N Amino Secundárias N H N R N N nome do(s) radical(is) H — R’ R Terciárias Metilamina ...................+ AMINA A m i n a s H3C NH2 — H — H Dimetilamina CH3 ...................+ AMINA nome do hc R” H3C CH2 N CH2 CH3 — R’ H3C N CH3 Dietilmetilamina A m i d a s O C O R C NH 2 — NH 2 O ...................+ AMIDA nome do — H3C C NH 2 hc Etanamida acetamida 1 ...........HC+Nitrila Nitrilas CN ................+ NITRILO R CN — (ciano) Isonitrilas NC R NC (carbilaminas) — (isociano) Ácidos sulfônicos SO3H Nitrocompostos NO2 R SO3H R NO2 — nome do hc nome vulgar do ácido H3C CN 2 Cianeto+de+.............. nome do radical ............+Carbilamina nome do Isocianeto+de+.............. nome radical do radical Ácido+.........sulfônico nome do hc — Nitro + ............................. nome do hidrocarboneto 23 H3C NC H3C CH2 SO3H NO2 Etanonitrila acetonitrila cianeto de metila Metilcarbilamina isocianeto de metila Ácido etanosulfônico Nitrobenzeno Curso Química Colégio 5. ISOMERIA - de cadeia - de posição - de compensação ou metameria - de função - tautomeria Plana - Isomeria (compostos diferentes com a mesma fórmula molecular) - geométrica Espacial ou Estereoisomeria - óptica I - Isomeria Plana Tipo Características Exemplo C5H12 De cadeia CH3 CH2 CH2 CH2 CH3 Mesma função Diferem pelo tipo de cadeia CH3 CH2 CH CH3 CH3 C3H8O H3C CH2 CH2 OH H3C CH CH3 OH Mesma função Mesmo tipo de cadeia Diferem na posição do grupo funcional, da ramificação ou da insaturação De posição C6H14 H3C CH2 CH CH2 CH3 CH3 H3C CH CH2 CH2 CH3 CH3 C4H8 H2C CH CH2 CH3 H3C CH CH CH3 C4H10O Compensação ou Metameria Mesma função Diferem pela posição do heteroátomo CH3 O CH2 CH2 CH3 CH3 CH2 O CH2 CH3 24 Curso Química Colégio De função ou Funções diferentes Principais casos C2H6O CH3 CH2 OH Funcional Álcool e éter CH3 O CH3 Aldeído e cetona Ácido e éster C2H4O H H2C C CH2 C H H ¾ Enol Aldeído ¬ ¾ aldo-enólica e ¾ Enol Cetona ¬ ¾ H O H2C C C3H6O CH3 Tautomeria OH O Equilíbrio dinâmico entre: OH CH2 C CH3 ceto-enólica II - Isomeria espacial Exemplo Características Tipo R1 C4H8 R3 C H3C C R2 R4 H CH3 C H cis ou Geométrica R1 R3 H3C R2 R4 H • C H C CH3 trans R1 R2 e R 3 R4 Carbono assimétrico (quiral) OH Cl R2 CH 3 C* C* CH3 R1 C* R3 H R4 2n = 22 = 4 isômeros ativos • Compostos com assimetria dita molecular R1 R 1 R 2 C d1 d2 1 2 4 isômeros 2n-1 = 21 = 2 misturas racêmicas (oticamente inativas) R3 C R2 H 2 C* diferentes R 1 R2 R3 R 4 Óptica C C d1 1 R4 2 isômeros d2 2 R 3 R 4 n = nº de carbonos assimétricos diferentes 25 Curso Química Colégio 6. REAÇÕES DA QUÍMICA ORGÂNICA 1) Rupturas ou cisões das ligações a) Heterolíticas H3C Cl H3C + + x Cl - íon carbocátion H3C MgCl - H3C + x + MgCl íon carbânion b) Homolíticas CH 3 H3C + x CH3 H3C radicais livres 2) Classificação dos reagentes Eletrofílicos Nucleofílicos 1 - São deficientes em elétrons 1 - São ricos em elétrons 2 - Aceitam um par de elétrons 2 - Doam um par de elétrons 3 - São ácidos de Lewis 3 - São bases de Lewis 4 - São usualmente cátions 4 - Frequentemente são ânions Ex.: H+, Br+, CH3+ Ex.: Br , R–NH2 – 3) Principais Tipos de Reações 3.1. Reações de Adição 3.1.1. Adição a alcenos Mecanismo: adição eletrofílica a) Hidrogenação (reação de Sabatier-Sanderens) H H H2C CH CH3 + H2 H2C CH P, T c at alisa dor CH3 b) Halogenação Br Br H2C CH CH3 + Br2 H2C CH CH3 c) Adição de Hidrácidos Obs.: Regra de Markovnikov: O radical mais eletronegativo irá se adicionar ao carbono menos hidrogenado. 26 Curso Química Colégio H Br H2C + – + – CH CH3 + HBr H2C CH CH3 Exceção: Br H H2C CH CH3 + HBr peróxido H2C CH CH3 Efeito Kharasch (anti-Markovnikov) d) Adição de Água (hidratação) H OH H2C H CH CH3 + H2O + H2C CH CH3 – H OH 3.1.2. Adição a alcinos Mecanismo: adição eletrofílica a) Hidrogenação H HC C CH3 + 2 H2 H CAT HC H C CH3 H b) Halogenação Br Br HC C CH3 + 2 Br2 HC C CH3 Br Br c) Adição de Hidrácidos H + – HC C CH3 + 2 H Cl HC H Cl C CH3 Cl Br H HC HC C CH3 + 2 HBr peróxido + – C CH3 Br H d) Adição de Água (hidratação) OH H H3C C CH + H2O H3C C O tautomeria H3C C CH3 CH 27 Curso Química Colégio 3.1.3. Adição a compostos carbonilados (aldeídos ou cetonas) Mecanismo: adição nucleofílica a) Adição de HCN OH - H3C O + + + C HCN - H3C C H CN H b) Adição de compostos de Grignard - H3C O + C H3C H C H3C + C OH H OH MgOHCl + CH3 H3C H - O H2O OMgCl + MgCl + H3C + MgBr H3C CH3 + H3C OMgBr C H2O H OH CH3 H3C OH C CH3 + MgOHBr CH3 3.2. Reações de Substituição 3.2.1. Reações das quais participam derivados halogenados Mecanismo: Substituição Nucleofílica a) Derivado halogenado + KOH em meio aquoso álcool + – H O H3C CH2 OH + KCl Potassa aquosa b) Derivado halogenado + KCN + + – – H3C CH2 Br + K CN H3C CH2 CN + KBr c) Síntese de Williamson + – + – H3C CH2 Cl + NaO CH2 CH3 H3C CH2 O CH2 CH3 + NaCl d) Reação de derivado halogenado com óxido de prata 2 AgCl + H3C CH2 O CH2 CH3 2 H3C CH2 Cl + Ag2O seco + CH3 H CH 3 2 H3C CH2 Cl + K OH ¾¾ C – 2 AgCl + 2 H3C CH2 OH 2 H3C CH2 Cl + Ag2O HO 2 2 AgOH 28 Curso Química Colégio e) Reação de amonólise + – H3C CH2 NH2 + HBr H3C CH2 Br + NH 3 + – H NH2 f) Síntese de Wurtz H3C CH3 3 H3C CH2 Cl + 6 Na 6 NaCl + H3C CH2 CH3 3 H3C Cl H3C CH2 CH2 CH3 3.2.2. Reações envolvendo ácidos carboxílicos e seus derivados Mecanismo: Substituição Nucleofílica a) Esterificação Ácido Carboxílico + Álcool Éster + H2O (Equação Fundamental da Química Orgânica) + O H 3C C + – CH3 + HO – O H 3C C OH O CH3 + HO 2 b) Hidrólise + + H OH O H 3C C – H H 3C C + 2 H2O – O OH NH2 + O + H3C C H3C – H OH O – O + + NH OH 4 2 H 3C C H2O C OH O anidrido c) Amonólise + – H NH2 + O + H 3C C – NH 3 H3 C C O CH3 O + HO CH3 NH2 d) Saponificação O C17H35 C O O C17H35 C O O CH2 CH + 3 NaOH 3 C17H35 C (base) C17H35 C gordura O CH2 OH O – + + ONa Estearato de sódio (sabão) 29 OH OH CH2 CH CH2 Glicerina Curso Química Colégio 3.2.3. Halogenação de alcanos Mecanismo: Substituição via radicais livres calor ou luz H3C CH3 + Cl2 H3C CH2 Cl + HCl ultravioleta Reatividade dos hidrogênios: H terciário > H secundário > H primário H Br H3C C CH2 CH3 + Br2 H3C C CH2 CH3 + HBr CH 3 CH3 3.2.4. Reações envolvendo o benzeno e seus derivados Mecanismo: Substituição eletrofílica a) Alquilação de Friedel-Crafts H + CH3 – AlCl 3 Cl – + H3C+ + HCl b) Halogenação Cl H FeCl 3 + Cl2 Obs.: Cl Cl + HCl Cl Cl + luz FeCl3 Cl (cisão homolítica) Cl Cl+ + FeCl4- (cisão heterolítica) reagente eletrofílico c) Nitração NO2 H H2SO 4 + HNO3 – + H2O + OH NO2 d) Sulfonação SO3H H H2SO 4 + H2SO4 – + + H2O Ácido benzenosulfônico OH SO3H 3.2.5. Influência de um radical já presente no anel CH3 Cl + AlCl3 + 2 Cl2 2 CH3 CH3 (orto) + 2 HCl Cl (para) NO2 NO2 AlCl3 + Cl2 + HCl Cl (meta) 30 Curso Química Colégio Regra Geral: A aB b Orto-para dirigente ou orientador orto-para. Ex.: CH3, OH, NH2, Cl, OCH3. A aB b Meta dirigente ou orientador meta. Ex.: NO2, COOH, SO3H. Mecanismo: substituição via radicais livres CH3 CH 2Cl luz (u.v) + Cl2 + HCl calor sem catalisador 3.3. Reações de Eliminação 3.3.1. Desidratação de álcoois H SO conc. H2C H2C CH2 2 4 H CH2 + H2O OH Regra de Saytzeff: Na desidratação de um álcool, elimina-se preferencialmente o hidrogênio do carbono menos hidrogenado adjacente ao carbono do grupo OH. OH H SO conc. H3C C H3C C CH2 CH3 2 4 CH3 CH CH3 + H2O CH3 Obs.: Os álcoois podem sofrer dois tipos de desidratação. Desidratação Intermolecular H3C CH2 OH H3C CH2 OH H2SO 4 H3C CH2 O CH2 CH3 + H2O 140º C Desidratação Intramolecular H SO 4 HC H2C CH2 2 2 170º C H CH2 + H2O OH 3.3.2. Desalogenação H3C CH CH2 + Zn H3C Cl CH CH2 + ZnCl2 Cl 31 Curso Química Colégio 3.3.3. Desidro - Halogenação Cl H álcool H3C CH CH2 + KOH H3C CH CH2 + KCl + H2O potassa alcoólica H2 O álcool Obs.: Derivado monohalogenado + KOH ¾¾ álcool Derivado monohalogenado + KOH ¾¾ alceno 3.3.4. Desidratação de ácidos O O H3C C C H3C OH OH H2O + H3C C H3C O P2O5 C O O 3.3.5. Processo de Dumas O H3C CH2 C – + + NaOH CaO Na2CO3 + CH3 CH3 ONa 3.4. Reações de Oxidação 3.4.1. Oxidação de Álcoois Agente oxidante: KMnO4 ou K2Cr2O7 H3C CH2 OH + [O] H2O + H3C C Álcool 1º OH H3C CH CH3 + [O] O O O H3C C OH H O H3C C CH3 + H2O Álcool 2º OH H3C C CH3 + [O] não reage CH3 Álcool 3º Obs.: H3C OH + [O] HC O O O O HC CO2 + H2O OH H 32 Curso Química Colégio 3.4.2. Oxidação de Alcenos a) oxidação branda (teste de Baeyer) OH OH H3C C KMnO CH CH3 4(diluído) H3C C CH CH3 meio básico e a frio CH3 CH3 diálcool Obs.: A reação de Baeyer é capaz de distinguir um alceno de um ciclano. - se o teste der positivo: alceno - se o teste der negativo: ciclano b) ozonólise O O H2O CH + O H3C C CH3 H3C C CH3 + H3C C + H2O2 3 H CH3 Obs.: Se o carbono da dupla for primário ou secundário produz aldeído. Se o carbono da dupla for terciário produz cetona. c) oxidação energética O O KMnO ado) H C C CH + H C C H3C C CH CH3 4(concentr 3 3 3 meio ácido e a quente OH CH3 KMnO 4(concentrado) H2C CH CH3 CO2 + H2O + H3C C H Obs.: Carbono na ligação dupla: - Primário produz CO2 e H2O; - Secundário produz ácido carboxílico; - Terciário produz cetona. 3.5. Reações de Redução 3.5.1. Redução de aldeídos OH O H3C C + 2 [H] H3C CH2 H 3.5.2. Redução de cetonas O OH H3C C CH3 + 2 [H] H3C CH CH3 33 O OH Curso Química Colégio 4) Propriedades 4.1. Acidez e Basicidade A. Efeito indutivo Efeito indutivo é a tendência de um átomo ou grupo de átomos de atrair ou repelir elétrons. Radicais eletroatraentes (eletronegativos). Radicais eletrorrepelentes (eletropositivos). B. Aplicação do efeito indutivo 1) Acidez Aumenta com a presença de radicais eletronegativos e diminui com a presença de radicais eletropositivos. 2) Basicidade Aumenta com a presença de radicais eletropositivos e diminui com a presença de radicais eletronegativos. C. Acidez Compostos com caráter ácido: - Ácidos carboxílicos - Fenóis caráter ácido decrescente D. Basicidade Compostos com caráter básico: - Aminas - Amidas caráter básico decrescente (aumento na cadeia carbônica) Obs.: Basicidade das aminas Secundária > Primária > Terciária > NH3 > Aromática 4.2. Temperatura de ebulição dos alcanos Em isômeros de cadeia, à medida que aumenta a quantidade de ramificações, a temperatura de ebulição diminui, pois há uma diminuição da superfície de contato. 4.3. Interações intermoleculares Hidrocarboneto dipolo - induzido Aldeído e Cetona dipolo - dipolo Álcool, Amina e Ácido Carboxílico ligações de hidrogênio 4.4. Solubilidade dos alcoóis Quanto maior a cadeia carbônica (parte hidrofóbica) menor a solubilidade. 34 Curso Química Colégio 5. Séries Orgânicas Homóloga mesma função que diferem pela quantidade de CH2. Isóloga mesma quantidade de átomos de carbono diferindo pela quantidade de H2. Heteróloga mesma quantidade de átomos de carbono e funções diferentes. 6. Polímeros 6.1. Adição Formados por sucessivas adições de monômeros. Durante a polimerização ocorre a queda da . 6.2. Condensação Formados pela reação de dois monômeros diferentes com a eliminação de pequenas moléculas, geralmente H2O. 35 1,5 0,9 12 1,2 Li Be 7,0 9,0 1,0 4 2 1,0 21 1,3 22 36 0,7 88 0,9 Eletronegatividade Massa Atômica Aproximada Símbolo Número Atômico Fr Ra 87 Ba Cs 137,5 133,0 0,9 Actinídios 89-103 Lantanídios 57-71 55 1,4 41 1,6 25 7 1,5 26 8 1,8 27 9 1,8 28 1,9 29 10 1,9 30 11 1,8 33 2,0 34 P 31,0 1,6 42 1,8 43 1,9 44 2,2 45 106 2,2 46 2,2 47 1,9 48 1,7 49 1,9 76 107 108 Ir 2,4 35 1,1 58 2,8 36 1,7 50 1,8 51 1,9 52 109 2,2 79 2,4 80 1,9 81 1,1 59 1,1 60 1,1 61 1,1 62 1,8 82 1,9 83 1,9 84 I 2,0 85 110 111 112 1,2 63 1,2 64 1,2 65 1,2 66 1,2 67 1,2 68 FI 114 1,2 69 1,2 70 Lv 116 1,1 71 1,2 Rn 2,2 86 Xe 131,5 2,5 54 127,0 2,1 53 1,1 90 1,3 91 1,3 94 1,2 95 1,3 96 1,3 97 1,3 98 1,3 99 1,3 100 1,3 101 1,3 102 1,3 103 1,3 Número de Avogadro: 6x1023 Constante Universal dos Gases Perfeitos: R=0,082 L . atm. K-1 .mol -1 Constante de Faraday: 96500 C Spin +½ -½ U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr 1,3 93 238,0 1,5 92 Ac Th Pa 232,0 231,0 89 Actinídios Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu La Ce Pr Nd 139,0 141,0 140,0 144,0 150,5 152,0 157,0 159,0 165,0 162,5 167,0 173,0 169,0 175,0 57 Lantanídios 3,0 18 F Ne 20,0 19,0 Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At 195,0 197,0 200,5 204,5 207,0 209,0 2,2 78 192,0 2,2 77 Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn 105 104 1,7 75 W Re Os 186,0 190,0 1,5 74 184,0 1,3 73 Hf Ta 178,5 181,0 72 He 4,0 4,0 10 17 18 S Cl Ar 35,5 40,0 32,0 2,5 17 O 3,5 9 16 16,0 2,1 16 N 3,0 8 15 14,0 1,8 15 C 12,0 2,5 7 Si 28,0 1,6 32 Al 27,0 1,6 31 12 1,5 14 B 11,0 2,0 6 14 2 Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 52,0 55,0 56,0 59,0 58,5 65,5 63,5 69,5 75,0 72,5 79,0 80,0 84,0 6 13 5 13 Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te 91,0 93,0 96,0 101,0 98,0 103,0 106,5 108,0 112,5 115,0 118,5 122,0 127,5 1,2 40 0,7 56 1,0 39 89,0 0,8 38 V 1,6 24 5 51,0 1,5 23 4 K Ca Sc Ti 45,0 39,0 48,0 40,0 0,8 20 3 Sr Rb 87,5 85,5 37 19 Mg Na 23,0 24,5 11 3 2,1 H 1,0 1 Tabela Periódica dos Elementos Curso Química Colégio
