2º unidade - faculdades integradas simonsen · de acordo com o grau de ionização - bases fortes:...
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2º Unidade
Capítulo VFunções Químicas ______________________________________________________________3
Questões do ENEM e Vestibulares_________________________________________________10
Capítulo VIReações Químicas_______________________________________________________________11
Questões do ENEM e Vestibulares_________________________________________________20
Capítulo VIIEstrutura e Propriedades dos Compostos Orgânicos_____________________________________22
Questões do ENEM e Vestibulares_________________________________________________34
Capítulo VIIISéries Orgânicas e Isomeria (Química Orgânica)_______________________________________35
Questões do ENEM e Vestibulares_________________________________________________43
Organização: Apoio:
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Ácidos
Os ácidos são muito comuns em nosso dia-a-dia: o vinagre (ácido acético), limão, laranja e demais frutas cítricas contém o ácido cítrico, a bateria de automóvel, contém ácido sulfúrico, ácido muriático, usado para a limpeza de azulejos, pisos, etc.
Ácidos são substâncias que, em solução aquosa, se ionizam produzindo como íon positivo apenas cátion hidrogênio (H+).
O H+ será, então, o radical funcional dos ácidos:HCl + H2O → H3O+ + Cl-
HNO3 + H2O → H3O+ + NO3
Classificação dos ÁcidosClassificação dos ácidos quanto ao número de hidrogênios ionizáveis:
Os ácidos são encontrados em muitos produtos comuns.
No nosso dia-a-dia, já experimentamos substâncias que possuem sabor azedo, como o suco de limão. Outras apresentam sabor adstringente como caju verde. Esses tipos de sabores caracterizam dois grupos de substâncias: Ácido e Bases.
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Capítulo V
• Monoácidos - Apresentam apenas um hidrogênio ionizável.HBr, HCl, HNO3, HF.
• Diácidos - Apresentam dois hidrogênios ionizáveis.H2SO4, H2CO3, H2S.
• Triácidos - Apresentam três hidrogênios ionizáveis. H3BO3, H3PO4.
• Tetrácidos - Apresentam quatro hidrogênios ionizáveis. H4SiO4, H4P2O7.
Classificação dos ácidos quanto à presença de oxigênio na molécula
• Hidrácidos - Não apresentam oxigênio na molécula.HBr, HCl, HF.
• Oxiácidos - Apresentam oxigênio na molécula. H4SiO4, H2SO4, H3PO4.
NomenclaturaÁcidos Não-Oxigenados (ou hidrácidos) - Para denominar esse tipo de ácido, basta
escrever o nome do elemento, seguido da terminação ídrico:HF - ácido fluorídricoHBr – ácido bromídricoHCl – ácido clorídrico
Ácidos Oxigenados (ou oxi-ácidos)- Exemplos de oxiácidos e seus respectivos nomes:
Subgrupo do Metal Nox Terminações
4 A+ 2 OSO
+ 4 ICO
5A e 7A+ 3 OSO
+ 5 ICO
6A+ 4 OSS
+ 6 ICO
Nomenclatura dos ácidos
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Capítulo V
Fórmula NomenclaturaH2SO4 ácido sulfúricoH2SO3 ácido sulfurosoHNO3 ácido nítricoHNO2 ácido nitroso
Alguns nomes terminam com o sufixo oso. O que será que isso quer dizer? À primeira vista, parece que tem a ver com o número de átomos de oxigênios na
estrutura.H2SO4 – 4 átomos de oxigênio – ácido sulfúricoH2SO3 – 3 átomos de oxigênio – ácido sulfuroso
HNO3 – 3 átomos de oxigênio – ácido nítricoHNO2 – 2 átomos de oxigênio – ácido nitroso
E como ficaria, então, a nomenclatura dos seguintes ácidos: HClO4, HClO3, HClO2 e HClO?
Apenas os sufixos ico e oso não são suficientes para diferenciar esses quatro ácidos, não é mesmo? O que fazer?
Fórmula NomenclaturaHClO4 ácido percloricoHClO3 ácido clóricoHClO2 ácido clorosoHClO ácido hipocloroso
Observa-se novamente que a diferença entre os quatro ácidos listados acima é o número de átomos de oxigênio. Mas não é só isso. Os diferentes sufixos e prefixos indicam o estado de oxidação (também chamado de número de oxidação) do átomo central do ácido.
Bases (ou hidróxidos)
As bases sã o muito comuns em nossa vida diária. Vários líquidos de limpeza usados na cozinha contém base, como por exemplo, hidróxido de sódio. O chamado “leite de magnésia”, usado para combater a acidez estomacal, contém hidróxido de magnésio, Mg(OH)2.
- 1 átomo de oxigênio
- 1 átomo de oxigênio
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Capítulo V
Bases são compostos que, por dissociação iônica, liberam como íon negativo apenas o ânion OH-, também chamado de hidroxila.
O OH- será, então, o radical funcional das bases:NaOH → Na+ + OH-
Ca(OH)2 → Ca+2 + 2 OH-
Classificação das BasesDe acordo com o número de hidroxilas (OH-)
• Monobases - possuem apenas uma OH-
NaOH, NH4OH
• Dibases - possuem duas OH-
Ca(OH)2, Fe(OH) 2
• Tribases - possuem três OH-
Al(OH) 3, Fe(OH) 3
• Tetrabases - possuem quatro OH-
Sn(OH) 4, Pb(OH) 4
De acordo com o grau de ionização - Bases fortes: quando o grau de ionização é praticamente 100%. É o caso dos hidróxidos dos metais alcalinos e dos metais alcalinos terrosos, que já são, iônicos por natureza.
NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2
Bases fracas - cujo grau de ionização é, em geral, inferior a 5%. É o caso do hidróxido de amônio e dos hidróxidos dos metais em geral - excluídos os metais alcalinos e alcalinos terrosos; que são moleculares por sua própria natureza.
NH4OH
De acordo com a solubilidade em água - Solúveis: hidróxido dos metais alcalinos e hidróxido de amônio.
Pouco solúveis - hidróxido dos metais alcalinos terrosos. Praticamente insolúveis - todos os demais.
NomenclaturaPara dar nome a uma base, escrevemos hidróxido de seguido do nome do metal
(cátion).
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Capítulo V
Hidróxido de _______________ (nome do elemento)NaOH – hidróxido de sódioNH4OH – hidróxido de amônio
Quando um mesmo elemento forma cátions com diferentes cargas, o número de carga
do íon é acrescentado no final do nome. Outra forma é acrescentar o sufixo -oso ao íon de menor carga e –ico ao íon de maior carga.
Hidróxido de _______________ (nome do elemento)
Fe(OH)3 – Hidróxido férricoFe(OH)2 – Hidróxido ferroso
SaisSão compostos iônicos que possuem, pelo menos, um cátion diferente do H+ e um
ânion diferente do OH-.
Um sal é formado por um cátion B, proveniente da baase,e um ânion A, proveniente do ácido, segundo o esquema:
NaCl, NaHSO4, Ca(OH)ClA reação entre um ácido e uma base de Arrhenius – chamada reação de neutralização
– forma um sal e água.HCl + NaOH → NaCl + H2O
Ácido Base Sal Água
Classificação dos SaisQuanto à presença de oxigênio
• Sal halóide - não possui oxigênioNaCl
• Oxissal - Possui oxigênioKNO3
Quanto aos ânions presentes
ICO – Nox maior
OSO – Nox menor
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Capítulo V
• Sal ácido - possui hidrogênio ionizávelNaHCO3
• Sal básico - possui hidroxilaMgOHBr
NomenclaturaO nome do sal é formado pela substituição do sufixo presente no nome do ácido de
origem pelo sufixo do radical presente no sal, segundo a tabela abaixo:
Ácido Base
ÍDRICO ETO
OSO ITO
ICO ATO
Notas:1º. Sais formados por metais de número de oxidação variável apresentam duas
formas de nomenclatura:FeCl2 – Cloreto de ferro II ou cloreto ferrosoFeCl3 - Cloreto de ferro III ou cloreto férrico
2º. A nomenclatura de sais ácidos e básicos seguem as formas apresentadas a seguir:
Sal ácidoNaHCO3 – Carbonato ácido de sódio Hidrogenocarbonato de sódio Bicarbonato de sódio
Sal básicoMgOHCl – Cloreto básico de magnésio Hidroxicloreto de magnésio
ÓxidosSão compostos binários nos quais o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. Na
natureza são encontrados com grande freqüência, como por exemplo:H2O – ÁguaSiO2 – Sílica (areia)
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Capítulo V
CO2 – Gás carbônicoFe2O3 – Hematita (minério de ferro)MnO2 – pirolusita (minério de manganês)
Classificação e nomenclatura dos óxidosÓxidos básicos ou anfóteros - São formados por metal + oxigênio e reagem com a
água para formar bases.Na2O - óxido de sódioAl2O3 - óxido de alumínioOs óxidos dos metais de número de oxidação variável recebem 3 nomes:Fe2O3 - Trióxido de diferro (contagem dos átomos) Óxido de ferro III (Nox do metal em algarismo romano) Óxido férrico (Terminção ICO para o maior Nox)
Óxidos ácidos (também chamados Anidridos) - São formados por oxigênio + ametal e reagem com a água para formar ácidos.
Os anidros mais importantes são formados por ametais com número de oxidação positivos que se encontram relacionados no quadro seguinte:
Subgrupo do Metal Nox Terminações
4 A+ 2 OSO
+ 4 ICO
5A e 7A+ 3 OSO
+ 5 ICO
6A+ 4 OSS
+ 6 ICO
Nomenclatura dos ácidos
(Mono/Di/Tri/Tetra/etc...) + óxido de + (Mono/Di/Tri/Tetra/etc...)(Nome do Ametal)CO2 - Dióxido de carbono; N2O3 - Trióxido de dinitrogênio Óxido de nitrogênio III Anidrido nitroso
Óxidos neutros - Não reagem com a águaCO - monóxido de carbono
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Capítulo V
O Mg(OH)2 em água (leite de magnésia) é consumido popularmente como laxante e antiácido. De acordo com a equação abaixo, pede-se apontar as afirmativas corretas sobre Mg(OH)2.
Mg(OH)2 (s) + H2O (l) → Mg+2(aq) + 2OH-
(aq)
A) É uma substância básica.
B) Em água é pouco solúvel.
C) Em água produz uma solução neutra.
D) Em água produz um cátion e dois ânions.
E) Tem duas cargas positivas e uma negativa.
Em 1984, a Estátua da Liberdade, em Nova York, Estados Unidos, teve de ser restaurada porque a poluição ácida corroeu a sua estrutura metálica. A precipitação ácida ocorre quando aumenta, na atmosfera, a concentração de:
A) SO2
B) CO
C) MgO
D) NaOH
E) CaCO3
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Capítulo V
No Flash Descartável Ocorre Uma Reação de SínteseOs flashes fotográficos descartáveis, bastante difundidos há
alguns anos, são fabricados com um filamento de magnésio metálico que, na hora do “clic”, sofre uma reação com o oxigênio do ar:
2 Mg + O2 → 2MgODois reagentes Um único produto
Antes de utilizar o flash descartável, vemos um filamento feito de magnésio metálico que depois do uso se transforma, por reação com o oxigênio, em óxido de magnésio. Deve-se à energia liberada na reação a intensa luz branca que chega a ofuscar nossos olhos. Alguns foguetes sinalizadores de socorro para aviões e navios também se baseiam nesse processo. Trata-se do que os químicos chamam de reação de síntese ou de adição, aquela em que existem dois ou mais reagentes e um único produto.
IntroduçãoNuma reação química, as moléculas (ou aglomerados iônicos) iniciais são
“desmontadas” e seus átomos são reaproveitados para “montar” as moléculas (ou aglomerados iônicos) finais.
→
+
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Capítulo VI
Podemos escrever essa reação mais rapidamente, escrevendo:2 H2 + O2 → 2 H2O
A essa representação damos o nome de equação química.Quando substâncias são transformadas em outras, dizemos que ocorreu um fenômeno
químico, isto é, ocorreu uma equação química. Os coeficientes (2,1,2) indicam a proporção de moléculas que participam da reação.
(Não é costume escrever o coeficiente 1, que então, subentendido). O objetivo dos coeficientes é igualar o número total de átomos de cada elemento no primeiro e no segundo membro da equação.
Equações IônicasQuando uma reação envolve substâncias iônicas, podemos escrever apenas os íons
que nos interessam na explicação do fenômeno químico. Por exemplo:H+ + OH- → H2O equação iônica
Classificação Das Relações QuímicasAs reações químicas podem ser classificadas segundo vários critérios. No momento
vamos classificá-las em:
• Reações de síntese ou adição;
• Reações de análise ou decomposição;
• Reações de deslocamento ou de substituição ou de troca simples;
• Reações de dupla troca ou dupla substituição.
Reações de Síntese (ou Adição)Ocorre quando uma substância se divide em duas ou mais substâncias de estruturas
mais simples. Por exemplo:
Duas moléculas de hidrogênio (H2)
Uma molécula de hidrogênio (O2)
Duas moléculas de água (H2O)
São os reagentes que vão “desaparecer” durante a reação.
São os produtos que “aparecem” após a reação.
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Capítulo VI
Δ2 HgO → 2 Hg + O2
Δ 2 KClO3 → 2KCl + 3O2
MnO2
Certas reações de análise ou de decomposição recebem n.
Reações de Análise (ou Decomposição)Ocorre quando uma substância se divide em duas ou mais substâncias de estruturas
mais simples. Por exemplo:
2 HgO → 2 Hg + O2
Δ 2 KClO3 → 2 KC + 3 O2
Certas reações de análise ou de decomposição recebem nomes especiais como:Pirólise – decomposição pelo calor (na indústria é chamada também de calcinação);Fotólise – decomposição pela luzEletrólise – decomposição pela eletricidade
Reações de Deslocamento (ou de Substituição, ou de Troca Simples)Ocorrem quando uma substância simples reage com uma substância composta e
“desloca” desta última uma nova substância simples:
Fe + CuSO4 → FeSO4+ Cu↓
Fe + 2 HCl → FeCl2 + H2
Reações de Dupla Troca (ou Dupla Substituição)Ocorrem quando dois compostos reagem, permutando entre si dois elementos ou
radicais e dando origem a dois novos compostos:NaCl + AgNO3 → AgCl ↓ + NaNO3
FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S
MnO2
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Capítulo VI
Reações de OxirreduçãoSão reações que se processam com variação do número de oxidação de um ou mais
elementos. O aumento do número de oxidação e provocado pela perda de elétrons, sendo denominado oxidação. A redução é a diminuição do número de oxidação, provocado por um ganho de elétrons.
Exemplo de reação de oxirredução:SnCl2 + 2 FeCl3 → SnCl4 + 2 FeCl2
Escrevendo os números de oxidação dos elementos sobre seus símbolos, teremos:
SnCl2 + 2 FeCl3 → SnCl4 + 2 FeCl2Nessa reação podemos identficar:
• Elemento oxidado: Sn (sofre aumento do Nox)
• Elemento reduzido: Fe ( sofre diminuição do Nox)
• Elemento oxidante: Fe (se reduz, oxidando um outro elemento)
• Elemento redutor: Sn ( se oxida, reduzindo um outro elemento)
• Agente oxidante: FeCl3 (substância que contém o elemento oxidante)
• Agente redutor: SnCl2 (substância que contém o elemento redutor)
Quando Ocorre Uma Reação Química?Para duas substâncias reagirem quimicamente, é necessário que os reagentes tenham
uma certa afinidade química. Embora seja fácil constatar que existem reagentes “mais reativos” e outros “menos reativos”.
OxidaçãoAumento do NoxPerda de elétrons
ReduçãoDiminuição do NoxGanho de elétrons
+2 -1 +3 -1 +4 -1 +2 -1
REDUÇÃO
OXIDAÇÃO
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Capítulo VI
Reações de Oxi-reduçãoUm reagente deve ter “vontade de ceder elétrons” e outro, “vontade de receber
elétrons”.a. Os matais têm sempre a tendência para ceder elétrons, consequentimente, os
metais se oxidam e agem como redutores. Comparando vários metais, foi possível determinar quais os metais com “maior tendência” e os que têm “menor tendência” para ceder elétrons. Daí surgiu a “Fila da Reatividade”:
Por exemplo:
Os não-metais têm sempre a tendência para receber elétrons, consequentimente, os não-metais se reduzem e agem como oxidantes. Podemos também arrumar os não-metais numa Fila de Reatividade:
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Capítulo VI
Por exemplo:
No primeiro copo ocorreu reação formando bromo (Br2), comprovando-se que o cloro deslocou o bromo, sendo, portanto, mais reativo que ele:
Cl2 + 2 NaBr → Br2 + 2 NaCl Reatividade Cl > Br
Já no segundo copo não houve reação, evidenciando- se que o bromo é menos reativo que o cloro e, dessa forma, não consegue deslocá-lo:
Br2 + 2 NaCl → não ocorre Reatividade Cl > Br
Balanceamento Das Reações QuímicasO número total de átomos deve ser o mesmo nos dois membros da equação química.
Método Direto (ou das “tentativas”)Conforme o próprio nome sugere, consiste em “tentar” encontrar os coeficiente
adequados fazendo elemento por elemento. Para facilitar o processo, devemos ajustar os elementos na seguinte ordem:
1º. Metais2º. Ametais
O cloro consegue deslocar o bromo
O bromo não consegue deslocar o cloro
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Capítulo VI
3º. Hidrogênio4º. Oxigênio
Por exemplo: para balancear a equação: H2SO3 + Al(OH)3 → Al2(SO3) 3 + H2O Seguiremos os seguintes passos:
1º. Balancear o alumínio (metal)
H2SO3 + 2 Al(OH)3 → Al2(SO3) 3 + H2O
2º. Balancear o enxofre (ametal)
3H2SO3 + 2 Al(OH)3 → Al2(SO3) 3 + H2O
3º. Balancear o hidrogênio
3H2SO3 + 2 Al(OH)3 → Al2(SO3) 3 + 3 H2O
4º. Conferir o oxigênio, que nesse caso, já se encontra ajustado.
Desta forma, a equação balanceada fica:3H2SO3 + 2 Al(OH)3 → Al2(SO3) 3 + 3 H2O
Método de Oxi-ReduçãoAs reações de oxirredução têm um número próprio de balanceamento, que se baseia
em igualar o número de elétrons cedidos pelo redutor ao recebido pelo oxidante. Por exemplo:Balancear os coeficientes da seguinte reação de oxirredução:
S + HNO3 → H2SO4 + NO2 + H2O
6 hidrogênios
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Capítulo VI
Primeiramente, verificar os elementos que sofrem variação do número de oxidação:
S + HNO3 → H2SO4 + NO2 + H2O
Em seguida, igualamos os números de elétrons cedidos aos recebidos:
S → S (x 1)
N → N (x 6)-----------------------------------------------
1 S + 6 N → 1 S + 6 N Depois, fixamos os coeficientes obtidos na equação original:
1 S + 6 HNO3 → 1 H2SO4 + 6 NO2 + 2 H2O
Outros Tipos de Reações
Reações com oxigênio (Combustões)O oxigênio é um ametal bastante reativo que consegue reagir com quase todos os
demais elementos químicos; a reação é, em geral, denominada queima ou combustão é produz óxidos de vários tipos. Por exemplo:
2 Cu + O2 → 2 CuO
Reações com HidrogênioO hidrogênio reage com metais e com ametais de alta reatividade, formando hidretos.
Por exemplo:
OXIDAÇÃO
REDUÇÃO
0 +1 +5 -2 +1 +6 -2 +4 -2 +1 -2
0 -6é +6
+5 +1é +4
0 +5 +6 +4
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Capítulo VI
H2 + Cl2 → 2 HCl
Reações com ÁguaOs metais alcalinos e alcalinos-terrosos reagem com água em temperatura ambiente,
formando hidróxidos correspondentes:2Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2
A Chuva ÁcidaA chuva ácida contém um certo grau natural de acidez, que não prejudica o
ambiente. No entanto, essa acidez pode sofrer alterações e aumentar muito quando a água da chuva reage com dióxido de enxofre (SO2) e dióxido de nitrogênio (NO2). Esses gases resultam, principalmente, da combustão do carvão mineral, do petróleo e de seus derivados.
A reação desses dois gases com a água, podem se formar dois ácidos: o sulfúrico e o nítrico, os quais são absorvidos pelas gotas de chuva, preciptando-se sob a forma de chuva ácida.
Conseqüências - florestas podem ser destruídas, monumentos e paredes de edifícios, estatuas e veículos são corroídos e etc.
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Capítulo VI
Antes de um funileiro soldar peças de zinco galvanizadas, ele as limpa com uma solução de ácido muriático (ácido clorídrico). Assinale a equação que mais bem representa a reação, bem como sua classificação.
A) Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2 , reação de dupla troca
B) ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O; reação de decomposição
C) ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O; reação de dupla troca
D) Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2 , reação de decomposição
E) ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O; reação de oxidação
Alguns cuidados devem ser tomados por quem decide iniciar o cultivo do girassol. A oleaginosa deve ser plantada em solos descompactados, com pH acima de 5,2 (que indica menor acidez da terra). Conforme as recomendações da Embrapa, o agricultor deve colocar,
por hectare, 40 kg a 60 kg de nitrogênio, 40 kg a 80 kg de fósforo. O pH do solo, na região do agricultor, é de 4,8. Dessa forma, o agricultor deverá fazer a "calagem".
Suponha que o agricultor vá fazer calagem (aumento do pH do solo por adição de cal virgem - CaO). De maneira simplificada, a diminuição da acidez se dá pela interação da cal (CaO) com a água presente no solo, gerando hidróxido de cálcio (Ca(OH)2) que reage com os íons H1+ (dos ácidos), ocorrendo, então, a formação de água e deixando os íons Ca2+ no solo.
Considere as seguintes equações:
I. CaO + 2H2O => Ca(OH)3
II. CaO + H2O => Ca(OH)2
III. Ca(OH)2 + 2H+ => Ca2+ + 2H2O
IV. Ca(OH)2 + H+ => CaO + H2O
O processo de calagem descrito acima pode ser representado pelas equações:
A) I e II
B) I e IV
C) II e III
D) II e IV
E) III e IV
Uma região industrial lança ao ar gases como o dióxido de enxofre e óxidos de nitrogênio, causadores da chuva ácida. A figura mostra a dispersão desses gases poluentes.
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Capítulo VI
Considerando o ciclo da água e a dispersão dos gases, analise as seguintes possibilidades:
I. As águas de escoamento superficial e de precipitação que atingem o manancial poderiam causar aumento da acidez da água do manancial e provocar a morte dos peixes.
II. A precipitação na região rural poderia causar aumento de acidez do solo e exigir procedimentos corretivos, como a calagem.
III. A precipitação na região rural, embora ácida, não afetaria o ecossistema, pois a transpiração dos vegetais neutralizaria o excesso ácido.
A) pode ocorrer apenas a I.
B) pode ocorrer apenas a II.
C) podem ocorrer tanto a I quanto a II.
D) podem ocorrer tanto a I quanto a III.
E) podem ocorrer tanto a II quanto a III.
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Capítulo VI
3 g
Leis Ponderais das ReaçõesLeis ponderais são leis que falam das massas das substâncias que participam das
reações químicas. As principais leis ponderais são:
• Lei de Lavoisier ou da conservação da massa, ou de conservação da matéria;
• Lei de Proust ou das proporções constantes, ou das proporções definidas, ou das proporções fixas ou invariáveis;
• Lei de Dalton ou das proporções múltiplas.Vejamos agora cada uma dessas leis, precedida de uma experiência típica que lhe dá
origem.
Lei de LavoisierExperiência Conclusão
carbono + oxigênio → gás carbônico C + O2 → CO2
+ → →
Veja que: 3 + 8 = 11
Lei De Lavoiser
A soma das massas antes da reação é igual à soma das massas após a reação.
Lei de ProustExperiência Conclusão
8 g 11g
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Capítulo VII
3 g
6 g 16 g
9 g
carbono + oxigênio → gás carbônico C + O2 → CO2
+ → → + →
+ 24 g → 33 g
e assim por diante.
Veja que na segunda linha todas as massas dobram, na terceira linha todas as massas triplicaram, e assim por diante. Nesse caso, a matemática diz que embora os números variem, a proporção entre eles permanece constante.
Lei de Proust
A proporção das massas que reagem permanece sempre constante.
Lei de DaltonExperiência Conclusão
carbono + oxigênio → gás carbônico C + O2 → CO2
carbono + oxigênio → monóxido de carbono 2C + O2 → 2 CO 6g 8g 14g
Estas são duas reações diferentes que formam produtos diferentes (CO2 e CO). Verifique, porém que, para a mesma massa de oxigênio (8 gramas), a massa do carbono pulou de 3 gramas para o dobro – 6 gramas
Lei De Dalton
Mudando-se a reação, se a massa de um participante permanecer constante, a massa do outro só poderá variar segundo valores múltiplos.
Consequências das Leis Ponderais
Teoria Atômica ClássicaEm decorrência das leis ponderais mencionadas, Dalton propôs, em 1983, a Teoria
Atômica Clássica, que, em linhas gerais, dizia:
• Toda matéria é formada pro partículas extremamente pequenas, denominadas Átomos;
8 g 11g
22g
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Capítulo VII
• os átomos são INDIVISÍVEIS, não podendo ser criados nem destruídos durante a reação química;
• todos os átomos de um mesmo elemento são iguais, enquanto os átomos de elementos diferentes serão também diferentes em tamanho, massa, etc.;
• os átomos se unem em proporções simples e bem-definidas para formar os compostos químicos.
Composição Centesimal das SubstânciasUma consequência importante da Lei de Proust é que qualquer composto químico tem
uma composição constante em massa. Por exemplo: Cálculo da composição centesimal da água, H2O:
a. Calcula-se, inicialmente, a massa molar da substância:
b. Estabeleceram-se regras de três com a massa molar da substância e a massa do elemento, para o qual se deseja calcular a porcentagem:
Composição centesimal de H2O: 88,89% de oxigênio, 11,11% de hidrogênio.Observe que quando a soma das porcentagens não é igual a 100%, deve-se arredondar o maior valor de porcentagem encontrado, de tal forma, que a soma seja igual a 100%.
Cálculo EstequiométricoÉ outra consequência importante da Lei de Proust. Para exemplificá-lo, vamos ver o
exemplo a seguir: C + O2 → CO2
Composição centesimal de uma substância são as porcentagens em massa dos elementos formados dessa substância.
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Capítulo VII
3g + 8g → 11gE se a Lei de Proust garante que esta proporção é invariável, então poderemos
efetuar , por exemplo a seguinte regra de três:C + O2 → CO2
Se 3g de C ----------- 11g de CO2
30g de C ----------- X
X = 110g de CO2
Ora, esta regra de três só é possível porque a proporção entre as massas de C e CO2
permanece constante conforme a Lei de Proust.
Através dos cálculos estequiométricos prevemos as quantidades das substâncias que participarão de uma reação química.
Estudo Físico dos GasesVamos estudar agora algumas leis que pertencem mais à Física do que q Química.
Estas leis procuram mostrar como varia o volume de um gás quando variam a pressão e temperatura a que ele está submetido. Antes, porém, vejamos algumas definições importantes:
• Estado de um gás são as condições de volume (V), pressão (P) e temperatura (T) em que ele se encontra.
• O volume (V), a pressão (P) e a temperatura (T) são denominados variáveis de estado.
• Transformações gasosas são variações de volume, pressão, temperatura sofridas por uma determinada massa gasosa.
As transformações gasosas mais importantes são:
Transformações Volume Pressão Temperatura
Isotérmica Varia Varia Constante
Isobárica Varia Constante Varia
Isoméricaou isocórica
Constante Varia Varia
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Capítulo VII
Também é muito importante que você conheça as unidades usuais em que são expressos o volume, a pressão e a temperatura dos gases.
VolumeO volume dos gases é medido nas unidades usuais: mililitros (mL), centímetros cúbicos
(cm3), litros (l), metros cúbicos (m3), etc. É bom relembrar que:1 mL = 1 cm3
1 L = 1000 mL = 1000 cm3
1 m3 = 1000 L = 1.000.000 mL (cm3)
PressãoA pressão do gás é, usualmente, medida em
milímetros de mercúrio, unidade que resulta de uma experiência clássica de Torricelli:
Quando um tubo completamente cheio com Mercúrio é emborcado num recipiente contendo também mercúrio, a altura h que o mercúrio “estaciona” depende exclusivamente da pressão do ar atmosférico.
Esse aparelho denominado barômetro, serve para medir a pressão atmosférica e, de um modo mais geral, para medir a pressão de qualquer gás.
Se a experiência descrita for feita ao nível do mar, a altura h será de 76 centímetros de mercúrio (cmHg) ou 760 milímetros de mercúrio (mmHg) ou 760 torricelli (torr) ou, ainda, uma atmosfera (atm); em resumo:
TemperaturaNo Brasil, as temperaturas são medidas na chamada Escala Centesimal, Centígrada
ou Celsius - °C. No estudo dos gases, porém, usa-se a escala absoluta ou Kelvin – K, pois essa escala traz grandes simplificações na leis e fórmulas em geral. Comparando a escala Kelvin com a Escala Centígrada, temos:
h
1 mmHg = 1 Torr
1 atm = 76 cmHg = 760 mmHg = 760 Torr
26
Capítulo VII
Portanto, para transformar graus Celsius em Kelvin, temos:C = K + 273
Leis Físicas dos Gases
Lei de Boyle (Transformação Isotérmica)A temperatura constante, o volume ocupado por uma quantidade fixa de um gás é
inversamente proporcional à sua pressão. Donde resultam as seguintes representações:Representação Matemática:
P1 V1 = P2 V2 ou P·V = constanteRepresentação Gráfica:
Hipérbole equilátera
Lei de Gay-Lussac (Transformação Isobárica)A pressão constante, o volume de uma massa fixa de um gás varia linearmente com a
temperatura absoluta. Donde resultam as seguintes representações:Representação Matemática:
1
1
TV
= 2
2
TV
ou TV
= Constante
27
Capítulo VII
Representação Gráfica:
Lei de Charles (Transformação Isométrica)A volume constante, a pressão exercida por uma determinada massa gasosa é
diretamente proporcional à sua temperatura absoluta. Donde resultam as seguintes representações:
Representação Matemática:
1
1
TP
= 2
2
TP
ou TP
= Constante
Representação Gráfica:
Equação Geral dos Gases
Resumindo as três fórmulas, chegamos à fórmula matemática: 1
11
TVP
= 2
22
TVP
que é
chamada Equação Geral dos Gases. Note que ela só é válida para uma massa constante de um mesmo gás.
Teoria Cinética dos GasesEm linhas gerais, a Teoria Cinética dos Gases diz que:
28
Capítulo VII
a. Todo gás é formado por partículas minúsculas (átomos, moléculas, íons) em movimento livre, desordenado e com alta velocidade.
b. As partículas estão muito afastadas uma das outras, isto é, o espaço ocupado pelas partículas é desprezível em face do espaço “vazio” existente no estado gasoso. Isso explica por que os gases têm densidades baixas, podem ser facilmente comprimidos e se misturam com muita facilidade. Além disso, estando muito afastadas, as partículas se atraem muito pouco, o que explica a expansão fácil dos gases e sua grande dilatação frente ao calor.
c. As partículas se chocam entre si e contra as paredes do recipiente, de forma perfeitamente elástica, isto é, sem perder energia. Isso explica por que o movimento das partículas é perpétuo; além disso, é fácil compreender que a pressão que o gás exerce dentro de um recipiente é o resultado dos choques de suas partículas contra as paredes do recipiente.
Gás Perfeito e Gás RealChama-se gás perfeito ou gás ideal o gás que obedece, rigorosamente, às leis Leis
Física dos Gases (Lei de Boyle-Mariotte, Gay-Lussac e Charles), em quaisquer condições de pressão e temperatura; além disso, o gás perfeito ou ideal deve se encaixar perfeitamente no modelo descrito pela Teoria Cinética dos Gases.
Na prática, entretanto, um gás comum, que chamaremos de gás real, sempre se afasta do comportamento de uma gás perfeito, principalmente sob pressões muito altas e/ou temperaturas muito baixas. Nesses casos, o volume do gás se reduz e as partículas se avizinham, passando umas a ”atrapalhar” o movimento das outras; como consequência, o comportamento do gás passa a contrariar a Teoria Cinética dos Gases
Desse modo, podemos concluir que um gás real se aproxima do “gás perfeito” à medida que a pressão diminui e a temperatura aumenta; em outras palavras, um gás será tanto mais perfeito quanto mais rarefeito ele estiver.
Conceitos e Cálculos Decorrentes das Leis e da Teoria Atômico-MolecularAs massas pequenas geralmente são expressas na unidade gramas (massa absoluta),
mas quando se trata de massas extremamente pequenas, como no caso dos átomos, isto é impossível.
Logo, ao se tratar da massa de átomos (massas atômicas) e da massa das moléculas (massas moleculares), devemos abandonar a unidade gramas e utilizar outra que é mais própria.
Massa Atômica (MA)O átomo tomado como padrão para a determinação de massas atômicas é o isótopo
de carbono cujo número de massa é 12, e a massa atômica é definida da seguinte maneira:
29
Capítulo VII
Assim, quando dizemos que a massa atômica do ferro é igual a 56 u, significa que o átomo de ferro é 56 vezes mais pesado que 1/12 da massa do isótopo 12 do carbono.
Número de AvogradoO cientista italiano Amedeu Avogrado determinou através de cálculos relativamente
complexos, que na massa atômica expressa em gramas de qualquer elemento químico existe o mesmo número de átomos. Esse número, denominado Número de Avogadro (N) é igual a 6,02 x 1023.
O número de Avogrado é o número de átomos (ou de moléculas) existentes em um átomo-grama (ou molécula-grama) de qualquer elemento químico (ou substância simples).
Desse modo, em 56 gramas de ferro ou em 23 gramas de sódio ou em 12 gramas de carbono existem 6,02 x 1023. Por exemplo:
Determinar o número de átomos existentes em 120 gramas de cálcio.Consultando a Tabela Periódica, verificamos que:
Cálcio – Ca MA = 40 uMassa atômica expressa em gramas = 40 gramas
40g de cálcio ------------ 6,02 x 1023
120 g de cálcio ---------- x X = 1,8 x 1024 átomos
Massa MolecularUma molécula é formada por átomos. Logo, a sua massa é igual à soma dos átomos,
sendo por isso, expressa em unidades de massa atômica. Por exemplo:A massa molecular da glicose (C6H12O6) é dada por:
MM = (12X6) + (1X12) + (16x6) = 180 uEsse resultado mostra que a molécula de glicose é 180 vezes mais pesada que 1/12
da massa do isótopo 12 do carbono. Por exemplo: determinar o número de moléculas existentes em 80 gramas do gás metano (CH4).
1 Unidade De Massa Atômica = 1 u = 121
da massa do 12C = 1,66 x 10-24 g
30
Capítulo VII
CH4
MM = (12x1) + (1x4) = 16uMassa molecular expressa em gramas 16 g
16 g de metano ----------- 6,02 x 1023 moléculas80 g de matano ----------- xX = 3 x 1024 moléculas
MOLMol é a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades
elementares quanto são os átomos contidos em 0,012 Kg do isótopo 12 do carbono.Sabemos, com base nos conceitos apresentados anteriorme que 0,012 Kg (12g) d
isótopo 12 do carbono contêm 6,02 x 1023 átomos. Desse modo, podemos dizer que mol é a
quantidade de matéria de um sistema que contêm 6,02 x 1023 entidades elementares, o que nos permite afirmar que:
1 mol de íons = íons;
1 mol de átomos = átomos;
1 mol de moléculas = moléculas;
1 mol de elétrons = elétrons;
1 mol de alfinetes= alfinetes;
Notas: 1º. A massa atômica expressa em gramas, de um elemento, é denominada massa
molar (MM) desse elemento, uma vez que contém 1 mol de átomos. Por exemplo:Magnésio – Mg MA = 24,5 uMM= 24,5 g/molAssim, em 24,5 g de magnésio existem 6,02 x 1023
átomos.
2º. A massa molecular, expressa em gramas, de uma substância, é denominada massa molar dessa substância. Por exemplo:
Monóxido de carbono – CO
31
Capítulo VII
MA = 12 + 16 = 28uMM= 28g/mol
Assim, em 28g de CO existem 6,02 x 1023 moléculas.
3º. O número de mols de moléculas (n) existentes numa amostra de uma substância é dado por:
n = MMm
Volume MolarVolume molar é o volume ocupado por 1 mol de moléculas de um gás, em
determinadas condições de temperaturas e pressão. Nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP), onde a temperatura é igual
a 0 ºC e a pressão é igual a 1 atm, observa-se que 1 mol de moléculas de um gás com comportamento ideal ocupa um volume que é aproximadamente igual a 22,4L.
CNTP1 mol de moléculas de gás ideal ----------------- 22,4 L ( 0 ºC, 1 atm)
Exemplo1º. Calcular o volume ocupado por 5 mols de moléculas de um gás ideal, nas CNTP.
1 mol de moléculas ------------- 22,4 L
5 mols de moléculas ----------- x
X = 112 L
2º. Calcular o número de moléculas existentes em 89,6L de um gás ideal, nas CNTP.
6 X 1023 ---------------- 22,4L
X ---------------- 89,6 L
X = 2,4 x 1024 moléculas
Equação de ClapeyronAs grandezas de um gás ideal (número de mols de moléculas, volume, temperatura e
pressão) relacionam-se através de uma expressão matemática denominada Equação de Clapeyron ou equação geral de estado de um gás. A Equação de Clapeyron é definida por:
PV = nRT
32
Capítulo VII
Tendo em vista que n = MMm , podemos também escrevê-la:
PV = MMm R T
Nestas expressões temos:P = pressão do gás 1 atm = 760 mmHg1 atm = 1,013×105 Pa
V = volume do gás – em litros (L)n = número de mols do gásR = Constante dos gases.
Essa constante pode assumir os seguintes valores:
R = 0,082 KmolLatm
..
= 8,31 KmolJ
.
m = massa do gásT = temperatura do gás, obrigatoriamente em Kelvin
Densidade dos Gases
Densidade AbsolutaDensidade absoluta ou massa específica de um gás, em determinada pressão e
temperatura, é quociente entre a massa e o volume do gás, nas condições consideradas de pressão e temperatura.
Matematicamente: d = Vm
Podemos calcular a densidade absoluta, em qualquer pressão e temperatura com o auxílio da Equação de Clapeyron:
PV = MMm
RT → Vm
= RTPMM
33
Capítulo VII
Sabendo-se que a fórmula molecular do ácido oxálico é H2C2O4, sua composição centesimal será: (Dadas as massas atômicas: H=1 , C=12 e O=16)
A) 16,30% de hidrogênio, 29,70% de carbono e 54,00% de oxigênio
B) 3,74% de hidrogênio, 37,40% de carbono e 58,86% de oxigênio
C) 2,22% de hidrogênio, 26,67% de carbono e 71,11% de oxigênio
D) 26,67% de hidrogênio, 32,23% de carbono e 41,10% de oxigênio
E) 8,23% de hidrogênio, 17,47% de carbono e 73,30% de oxigênio
A porcentagem em massa do carbono no clorofórmio, CHCl3, é:
A) 1%
B) 10%
C) 12%
D) 24%
E) 50%
34
Capítulo VII
Séries Orgânicas
Série HomólogaÉ a seqUência de compostos pertencentes à mesma função orgânica e que diferem
entre si por um ou mais grupos CH2.Por exemplo, nos hidrocarbonetos temos as séries homólogas dos:
• Alcanos – hidrocarbonetos acíclicos e saturados:CH4 ----------------------------------------------- CH4
CH3 – CH3 -------------------------------------- C2H6
CH2 – CH3 --------------------------------------- C3H8
CH3 -CH2 – CH2 – CH3 ----------------------- C4H10
Fórmula Geral: CnH2n+2
• Alcenos – hidrocarbonetos acíclicos com uma dupla ligaçãoCH2 = CH2 ----------------------------------------- C2H4
CH3 = CH – CH3 ---------------------------------- C3H6
CH2 =CH – CH2 – CH3 -------------------------- C4H8
Fórmula Geral: CnH2n
+ CH2
+ CH2
+ CH2
+ CH2
+ CH2
35
Capítulo VIII
• Alcinos – hidrocarbonetos acíclicos com uma tripla ligação
CH ≡ CH ---------------------------------------------- C2H2
H ≡ C – CH3 ---------------------------------------- C3H4
HC ≡ C – CH2 – CH3 ------------------------------- C4H6
Fórmula Geral: CnH2n - 2
Os compostos formadores de uma érie homóloga são denominados HOMÓLOGOS entre si; suas propriedades químicas são semelhantes, pois pertencem à mesma função química e suas propriedades físicas vão variando gradativamente, à medida que aumenta o tamanho da cadeia carbônica.
Série IsólogaÉ uma sequência de compostos que diferem entre si por um ou mais H2.
CH3 -CH2 – CH2 – CH3
CH2 =CH – CH2 – CH3
CH = C – CH2 – CH3
Os compostos formadores de uma série isóloga são denominados ISÒLOGOS entre si. Eles diferem pela saturação ou pela ciclização. Em geral, essas propriedades físicas são semelhantes, pois as massas moleculares são próximas. Suas propriedades químicas, porém, são bem diferentes, pois a estrutura molecular vai mudando.
Série HeterólogaÉ conjunto de compostos de funções diferentes contendo, porém, o mesmo número de
átomos de carbono.Nos exemplos a seguir, todos os compostos têm dois átomos de carbono:
CH3 - CH3 ---------------------------------------------- C2H6
CH3 – CH2OH ----------------------------------------- C2H6O
------------------------------------------ C2H4O
+ CH2
-H2
-H2
+ CH2
O//
H3C – C\
H
36
Capítulo VIII
Éter
IsomeriaÉ o fenômeno da existência de duas ou mais substâncias diferentes com a mesma
fórmula molecular.
Isomeria PlanaPode ser dividida em cinco casos a saber:
Isomeria de cadeia – pertencem à mesma função, mas apresentam diferentes classificações de suas cadeias.
CH3 – CH2 – CH2 – CH3 CH3 – CH – CH3
CH3
Isomeria de posição – ocorre quando os isômeros pertencem à mesma função, possuem a mesma cadeia, mas diferem na posição de um radical ou de uma insaturação.
CH3 – CH = CH - CH3 CH2 = CH – CH2 – CH3
CH3 – CH2 – CH2 CH3 – CH2 – CH2
Isomeria de função – pertencem à funções diferentes.
H3C - CH2 – OH C2H6O H3C - O - CH3
Isomeria de compensação ou metameria – isômeros pertencem à mesma função, mas diferem no número de carbonos em cada radical ligado ao heteroátomo.
C4H
10
C4H
8
C4H
8O
C2H
6O
Álcool
n – Butano
Cadeia Normal
Metil Propano
Cadeia Ramificada
2 – buteno 1- buteno
|OH
|OH
1- propanol 2- propanol
37
Capítulo VIII
CH3 – CH2 – O – CH2 – CH3 CH3 – O – CH2 – CH2 - CH3
Tautomeria – ocorre quando se estabelece um equilíbrio dinâmico entre um determinado par de isômeros.
Isomeria Espacial A isomeria espacial divide-se em:
• Isomeria cis-trans ou geométrica;
• Isomeria óptica.
Isomeria Cis-Trans (ou Geométrica)Na isomeria geométrica (Cis-trans e Z-E) os isômeros são compostos que possuem a
distribuição espacial diferente. Este tipo de isomeria ocorre casos existam ligações duplas ou cadeia fechada ou se os ligantes estiverem ligados à carbonos diferentes. Os isômeros podem ser classificados como cis ou trans, referindo-se a posição de grupos ligantes, quando esses forem iguais, dois a dois. Outra denominação pode ser Z ou E, quando os grupos ligantes forem diferentes, assim classifica-se quanto a massa (“peso”) atômica.
Assim,“Cis” – quando os ligantes situam-se no mesmo lado da molécula
C4H
10O
etoxietanometoxipropano
equilíbrio aldo-enólico
38
Capítulo VIII
“Trans” - quando os ligantes iguais estão opostos na moléculaZ – quando os ligantes de maior massa situam-se no mesmo lado da moléculaE - quando os ligantes de maior massa não se situam no mesmo lado da molécula
Exemplo: Consideremos o ácido butenodióicoNa molécula deste composto os dois grupos carboxílicos podem ficar de um mesmo
lado ou em lados opostos em relação ao plano determinado pela ligação pi; por isto existem duas moléculas diferentes, correspondem dois compostos diferentes que são os dois isômeros geométricos do ácido butenodióico.
O isômero cuja molécula apresenta os dois grupos carboxílicos de um mesmo lado do plano determinado pela ligação pi chama-se Cis; o isômero cuja molécula apresenta os dois grupos carboxílicos em lados opostos em relação ao plano determinado pela ligação pi chama-se Trans.
O ácido butenodióico cis é chamado Ácido Malêico e o trans é chamado Ácido Fumárico.
Exemplo:
39
Capítulo VIII
Exemplo:
Exemplo:
Exemplo:
Isomeria ÓpticaSubstâncias opticamente ativas são as que têm a propriedade de desviar o plano de
vibração da luz polarizada.Substâncias dextrógiras são as que desviam o plano de vibração da luz polarizada
para a direita. Substâncias levógiras são as que desviam o plano de vibração da luz polarizada para a esquerda.
Isomeria óptica é um caso de estereoisomeria que ocorre em compostos formados por Moléculas Assimétricas. O átomo de carbono que está ligado a quatro radicais diferentes entre si (a, b, c, d) chama-se carbono assimétrico (comumente representado por C*). Toda molécula que apresenta 1C* é assimétrica, e como tal, produz ao espelho plano uma imagem que não pode sobrepor ao objeto. A estas duas moléculas (objeto e imagem ao espelho plano) correspondem dois isômeros opticamente ativos, um dextrógiro e outro levógiro, os quais são denominados antípodas ópticos, enantiômero ou enantiomorfos.
40
Capítulo VIII
Na isomeria óptica os isômeros são compostos assimétricos (quirais) que, a pesar de possuírem propriedades químicas e físicas semelhantes (como ponto de fusão e ebulição), apresentam efeito fisiológico distinto e desviam diferentemente a luz polarizada.
Regra de Van’ t HoffQuando uma molécula possui n carbonos assimétricos diferentes, o número de
isômeros ativos (IOA) é dado por:IOA = 2n
Exemplo:Ácido lático
n = 1 → IOA = 21 = 2O ácido lático apresenta somente 1 carbono assimétrico na molécula, ela possui dois
isômeros ópticos ativos.Uma mistura equimolar (mistura de igual número de mols de moléculas) dos dois
enantiômeros é opticamente inativa, uma vez que um anula o desvio do outro. Essa mistura é denominada mistura racêmica.
Os isômeros opticamente ativos se apresentam sempre na forma de pares d-l, e cada um desses pares pode produzir uma mistura racêmica. Desse modo, o número de misturas racêmicas (MR) é sempre igual a metade do número de isômeros ópticos ativos.
MR = 2IOA
= 22n MR = 2 n-1
Exemplo:
2 – bromo – 3 - metilpropanon = 2
IOA = 22 = 4MR = 2
41
Capítulo VIII
Nesse caso, existem 4 isômeroS opticamente ativos e 2 misturas racêmicas. Desses 4 isômeros ativos, 2 são dextrógeros (d1 e d2) e 2 são levógiros (I1 e I2).
Um par dos isômeros que não produz mistura racêmica (como d1 com I2, d2 com I1, etc) é denominado par de diasteroisômero.
42
Capítulo VIII
As ligações químicas nos compostos orgânicos podem ser do tipo sigma ou pi. A ligação é formada pela interação de dois orbitais atômicos, segundo o eixo que une os dois átomos, ao passo que na ligação , a interação dos orbitais atômicos se faz segundo o plano que contém o eixo da ligação.
Na estrutura representada acima, tem-se:
A) 2 ligações s e 6 ligações p
B) 2 ligações s e 8 ligações p
C) 4 ligações s e 4 ligações p
D) 6 ligações s e 2 ligações p
E) 8 ligações s e 2 ligações
Na molécula de propeno (CH2 = CH – CH3), qualquer um dos carbonos com hibridização sp2 apresenta:
A) 1 ligação sigma e 3 ligações pi
B) 4 ligações sigma e 2 pi
C) 2 ligações sigma e 2 pi
D) 3 ligações sigma e 1 ligação pi
Tal como o CO2, o CH4 também causa o efeito estufa, absorvendo parte da radiação infravermelha que seria refletida da Terra para o espaço. Esta absorção deve-se à estrutura das suas moléculas que, no caso destes dois compostos, apresentam, respectivamente, ligações:
Números atômicos: H = 1; C = 6; O = 8
A) p e σ s.
B) p e σ s-sp3.
C) p e σs-p.
D) σ s e p.
E) σ s-sp3 e p.
43
Capítulo VIII