63971236 modulo de quimica 20100409193821 condoeira silva
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INORGÂNICA E ORGÂNICA
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Índice
UNIDADE I .................................................................................................................... 11
1. ESTUDO DA MATÉRIA .......................................................................................... 11
1.1. Classificação ........................................................................................................ 11
1.1.1. Substâncias puras ou simplesmente substâncias ........................................... 11
1.1.2. Propriedades das substâncias ........................................................................ 12
1.2. Misturas ............................................................................................................... 12
1.3. Tipos de mistura ................................................................................................... 12
1.4. Método de separação de misturas ........................................................................ 13
1.5. Matéria e seus Estados ......................................................................................... 13
1.5.1. Estado sólido ................................................................................................. 13
1.5.2. Estado líquido ................................................................................................ 14
1.5.3. Estado gasoso ................................................................................................ 14
1.6. Transformações químicas e físicas ...................................................................... 14
UNIDADE II .................................................................................................................. 16
2. TABELA PERIÓDICA .............................................................................................. 16
2.1. Características da Tabela Periódica ..................................................................... 16
2.2. Distribuição Electrónica e Posição no Quadro periódico .................................... 17
2.2.1. Características do átomo ............................................................................... 17
2.2.2. Isótopos ......................................................................................................... 18
2.3. Teoria de Bohr ..................................................................................................... 18
2.4. Mecânica Quântica .............................................................................................. 19
2.4.1. Teoria de orbitais atómicas ........................................................................... 19
2.4.2. Diagrama de Linus Pauling ........................................................................... 20
4
2.5. Transições electrónicas ........................................................................................ 21
2.6. Tendência à estabilidade ...................................................................................... 22
2.6.1. Formação de iões ........................................................................................... 22
2.7. Propriedades dos metais ....................................................................................... 24
2.8. Ligas metálicas ................................................................................................... 24
2.9. PROPRIEDADES PERIÓDICAS ....................................................................... 24
2.9.1. Raio atómico ................................................................................................. 24
2.9.2. Raio iónico ................................................................................................... 25
2.9.3. Carácter metálico e Carácter Ametálico........................................................ 25
2.9.4. Electronegatividade ....................................................................................... 26
2.9.5. Energia de Ionização ..................................................................................... 27
EXERCICIOS ................................................................................................................. 27
UNIDADE III ................................................................................................................. 28
3. FUNÇÕES INORGÂNICAS .................................................................................... 28
3.1. ÁCIDOS ............................................................................................................... 29
3.1.2. Classificação dos ácidos ................................................................................ 29
3.1.3. Nomenclatura dos ácidos .................................................................................. 30
1) Hidrácidos ........................................................................................................ 30
2) Oxiácidos ......................................................................................................... 31
3.2. BASES OU HIDRÓXIDOS ................................................................................ 32
3.2.2. Classificação das bases.................................................................................. 32
3.2.3. Nomenclatura das bases .................................................................................... 33
A) Quando o elemento forma apenas uma base .................................................... 33
B) Quando o elemento forma duas bases .............................................................. 33
3.3. SAIS ..................................................................................................................... 34
3.3.1. Reacção e fórmula geral dos sais normais .................................................... 34
3.3.2. Nomenclatura dos sais normais ..................................................................... 35
5
3.3.3. Reacção de neutralização parcial dos sais ácidos.......................................... 35
3.3.4. Reacção de neutralização parcial dos sais básicos ........................................ 36
3.3.5. Outras classificações dos sais ........................................................................ 37
3.4. ÓXIDOS .............................................................................................................. 37
3.4.1. Definição de óxidos ....................................................................................... 37
3.4.2. Fórmula geral dos óxidos .............................................................................. 38
3.4.3. Classificação dos óxidos e nomenclatura ...................................................... 38
3.4.4. Nomenclatura dos óxidos básicos ................................................................. 38
3.4.5. Óxidos ácidos ou anidridos ........................................................................... 40
3.4.6. Nomenclatura dos óxidos ácidos ................................................................... 40
3.4.7. Óxidos anfóteros ........................................................................................... 41
3.4.8. Óxidos indiferentes ou neutros ...................................................................... 41
3.4.9. Óxidos duplos, Misto ou Salinos................................................................... 42
3.4.10. Peróxidos ..................................................................................................... 43
3.4.11. Superóxidos ................................................................................................. 43
3.5. OUTROS GRUPOD DE COMPOSTOS INORGÂNICOS ................................ 44
3.5.1. Hidretos ............................................................................................................. 44
3.5.1.2. Hidretos moleculares .................................................................................. 45
3.5.1.3. Hidretos metálicos ...................................................................................... 45
3.5.2. Carbetos ............................................................................................................ 46
3.5.2.1. Carbeto iónicos ........................................................................................... 46
3.5.2.2. Carbetos moleculares ................................................................................. 46
3.5.2.3. Carbeto metálico ........................................................................................ 47
3.5.3. Nitretos .............................................................................................................. 47
3.5.3.1. Nitreto iónico.............................................................................................. 47
3.5.3.2. Nitreto moleculares .................................................................................... 47
EXERCICIOS ................................................................................................................. 48
6
UNIDADE IV ................................................................................................................. 49
LIGAÇÕES QUÍMICAS ................................................................................................ 49
4.1. Teoria do octeto ................................................................................................... 49
4.2. Tipos de ligações químicas .................................................................................. 50
1. Ligação iónica ou eletrovalente ....................................................................... 50
2. Ligação covalente ............................................................................................ 52
3. Ligação metálica .............................................................................................. 53
4.3. Tipos de Substâncias ............................................................................................ 53
EXERCICIOS ................................................................................................................. 54
UNIDADE V .................................................................................................................. 55
5. CINÉTICA QUÍMICA ............................................................................................... 55
5.1. Introdução ............................................................................................................ 55
5.2. Factores que influenciam a velocidade da reacção química ................................ 56
5.3. Definição da velocidade ....................................................................................... 58
5.3.1. Velocidade média .......................................................................................... 58
5.3.2. Velocidade instantânea .................................................................................. 59
5.4. Lei de acção de massas ou lei de Guldberg e Waage ......................................... 59
EXERCICIOS ................................................................................................................. 60
UNIDADE VI ................................................................................................................. 61
6. EQUILÍBRIO QUÍMICO I ........................................................................................ 61
6.1. Reacções Reversíveis ........................................................................................... 62
6.2. Factores que afectam o Equilíbrio Químico ........................................................ 63
1.3. O valor de Kc e a posição do equilíbrio .............................................................. 65
EXERCICIOS ................................................................................................................. 65
UNIDADE VII ............................................................................................................... 66
7. EQUILIBRO QUÍMICO II ........................................................................................ 66
7.1. Equilíbrio Químico em Solução Aquosa ............................................................. 66
7
7.1.1. Teoria de Ácido/Base segundo Brönsted-Louwry ........................................ 66
7.2. Ácidos e Bases Conjugadas ................................................................................. 67
7.3. Electrólitos e Equilíbrio Iónico ............................................................................ 67
7.4. Produto iónico da água e Relação entre Ka, Kb e Kw .......................................... 68
7.5. Escala de pH ....................................................................................................... 68
EXERCICIOS ................................................................................................................. 68
UNIDADE VIII .............................................................................................................. 69
8. HIDRÓLISE DE SAIS ............................................................................................... 69
8.1. Casos Fundamentais de Hidrólise ........................................................................ 70
3.2.Constante de Hidrólise e Relação entre Kh, Ka, Kb ............................................... 71
EXERCICIOS ................................................................................................................. 71
UNIDADE IX ................................................................................................................. 72
9. SOLUÇÃO TAMPÃO ............................................................................................... 72
9.1 Solução Tampão ................................................................................................... 72
1. Tampões de ácido fraco e seu sal ........................................................................ 73
2. Tampões de base fraca e seu sal .......................................................................... 73
EXERCICIOS ................................................................................................................. 74
UNIDADE X .................................................................................................................. 75
10. SOLUÇÕES ............................................................................................................. 75
10.1. Conceitos Básicos .............................................................................................. 75
10.2. Tipos de soluções ............................................................................................... 75
10.3. SOLUBILIDADE E PRODUTO DE SOLUBILIDADE (KS) .......................... 77
10.3.1. Solubilidade ................................................................................................. 77
10.3.2. Produto de solubilidade (Kps) ...................................................................... 78
10.3.3. Previsão das Reacções de Precipitação ....................................................... 79
EXERCICIOS ................................................................................................................. 79
UNIDADE XI ................................................................................................................. 80
8
11. REACÇÃO REDOX ................................................................................................ 80
11.1. O conceito de oxidação e redução ..................................................................... 81
11.2. Número de oxidação (Nox) ................................................................................ 82
11.3. Regras básicas para determinar o Nox ............................................................... 82
11.4. Número de oxidação e a Tabela Periódica ......................................................... 83
11.5. Pares redox ......................................................................................................... 84
11.6. Acerto de Equações por Método de Variação de nox ou semi-equações .......... 84
11.7. Agentes Oxidantes e Redutores ......................................................................... 85
11.8. Classificação das reacções Redox ...................................................................... 86
11.9. Pilhas de Daniel ou Célula Galvânica ................................................................ 87
11.10. Funcionamento da pilha do Daniel .................................................................. 87
11.11. Eléctrodo .......................................................................................................... 89
11.12. Potencial normal dum par Redox ..................................................................... 89
11.13. Espontaneidade da reacção numa pilha ........................................................... 90
EXERCICIOS ................................................................................................................. 90
UNIDADE XII ............................................................................................................... 91
12. ELECTRÓLISE ........................................................................................................ 91
12.1. Leis de Faraday .................................................................................................. 92
EXERCICIOS ................................................................................................................. 93
UNIDADE XIII .............................................................................................................. 94
13.1. TERMOQUÍMICA ................................................................................................ 94
13.2. Processos Exotérmicos e Endotérmicos ............................................................ 94
13.3. Entalpia (H) ........................................................................................................ 95
13.4. Variação da entalpia (∆H) ................................................................................. 95
13.5. Propriedades de uma Equação Termoquímica ................................................... 96
13.6. Lei de Hess ......................................................................................................... 96
EXERCICIOS ................................................................................................................. 97
9
14.1. ESTEQUIOMETRIA OU CÁLCULO ESTEQUIMÉTRICO .............................. 98
14.2. Regras para cálculos estequiométricos .............................................................. 99
14.3. Casos gerais de cálculo estequimétrico ............................................................. 99
EXERCICIOS ............................................................................................................... 102
UNIDADE XV ............................................................................................................. 103
15. QUÍMICA ORGÂNICA ........................................................................................ 103
15.1. HIDROCARBONETOS .................................................................................. 104
15.2. Alcanos ou Parafinas ....................................................................................... 104
15.2.1. Isomeria ..................................................................................................... 105
15.2.2 PROPRIEDADES QUÍMICAS ..................................................................... 105
15.2.3 Reacção de Substituição ................................................................................ 105
1. Halogenação (F2, Cl2, Br2 e I2) ....................................................................... 105
3. Sulfonação (adição de H2SO4) .......................................................................... 106
4. Nitração (adição de HNO3) ............................................................................... 106
15.2.4. Reacção de combustão .................................................................................. 106
15.3. Alcenos ou Alquenos ou Olefinas ................................................................... 106
15.3.1. Nomenclatura IUPAC e Usual (ou Trivial) .................................................. 106
15.1.3.1. Isomeria .................................................................................................. 107
15.1.3.2. PROPRIEDADES QUÍMICAS ................................................................. 108
b) Reacção de combustão....................................................................................... 108
c) Adição de halogéneos (F2, Cl2, Br2 e I2) ............................................................ 108
d) Adição de haletos de hidrogénio ....................................................................... 109
e) Hidratação (adição da água) .............................................................................. 109
15.1.4. Alcinos ou Alquinos ..................................................................................... 109
15.1.4.1. Nomenclatura IUPAC e Usual (ou Trivial) ............................................... 110
15.1.4.2. Isomeria .................................................................................................. 110
15.1.4.3. PROPRIEDADES QUÍMICAS ................................................................. 110
10
15.2. Nomenclatura de Hidrocarbonetos Ramificados ............................................. 111
15.2.1. Hidrocarbonetos de Cadeia Aberta ............................................................... 111
15.2.2. Hidrocarbonetos Saturados ........................................................................... 112
15.3. Hidrocarbonetos Insaturados ........................................................................... 113
15.4. Hidrocarbonetos Aromáticos ........................................................................... 114
15.4.1 Nomenclatura ................................................................................................. 114
15.4.2. PROPRIEDADES QUÍMICAS .................................................................... 115
15.5. Álcoois ............................................................................................................. 116
15.5.3. Classificação dos álcoois:......................................................................... 117
15.5.4. PROPRIEDADES QUÍMICAS .................................................................... 117
15.6. Fenóis ............................................................................................................... 119
15.6.2. Nomenclatura ................................................................................................ 120
15.9. Ácidos Carboxílicos ....................................................................................... 125
15.9.1 Nomenclatura ............................................................................................... 126
15.9.2. PROPRIEDADES QUÍMICAS ................................................................. 126
15.10. Ésteres ....................................................................................................... 127
15.10.1. Nomenclatura ........................................................................................ 127
15.10.2. PROPRIEDADES QUÍMICAS ........................................................... 127
1. Hidrólise ácida e hidrólise alcalina ............................................................. 127
2. Reacções entre cloretos de ácidos e álcool ou fenol ................................... 128
3. Reacção com álcool (alcoólise) .................................................................... 128
4. Reacção com amoníaco (amonólise) ............................................................ 128
EXERCICIOS ............................................................................................................... 130
XVI. PLANO TEMÁTICO-QUÍMICA ....................................................................... 131
XVII. FICHA DE EXERCICIOS ................................................................................. 132
XVIII. APÊNDICES .................................................................................................... 133
XVIII. REFERENCIA BIBLIOGRÁFICA .................................................................. 135
11
UNIDADE I
1. ESTUDO DA MATÉRIA
O universo inteiro consiste de matéria e energia. Todo dia entramos em contacto com
incontáveis formas de matéria. Ar, comida, água, rochas, solo, vidro, são todas
diferentes formas de matéria.
Definindo de forma vaga, matéria é qualquer coisa que tem massa e ocupa espaço.
A matéria pode ser bem invisível. Por exemplo, se um tubo de ensaio aparentemente
vazio é imerso de cabeça para baixo num recipiente com água, observa-se que o nível de
água no interior do tubo aumenta apenas ligeiramente. A água não consegue subir mais
porque o tubo está cheio, com uma matéria invisível: o ar.
Matéria é tudo que tem massa e ocupa espaço, se pode sentir, cheirar e tocar.
1.1. Classificação
A matéria classifica-se em substância e mistura
1.1.1. Substâncias puras ou simplesmente substâncias
É uma parte da matéria que em determinadas condições tem propriedades
químicas e físicas bem definidas ou é uma espécie da matéria constituída por
moléculas iguais, ou átomos.
Exemplo: agua, açúcar, ferro, álcool, H2SO4, etc.
Ela pode ser simples ou composta
12
a) Simples / Elementares são aquelas que apresentam um único átomo e não
podem ser decompostas em outras substâncias.
Ex.: Fe, O2, O3, Cl2, Br2, etc.
b) Compostas são aquelas que têm átomos de elementos diferentes e podem ser
decompostas em outras substâncias.
Ex.: H2SO4, HCl, CaCO3, H2O, etc.
1.1.2. Propriedades das substâncias
Existem propriedades gerais e particulares
a) São propriedades gerais as que podemos encontrar em qualquer tipo de matéria.
Exemplo: impenetrabilidade, divisibilidade, massa, inércia.
b) São propriedades particulares as que podemos encontrar em algumas
substâncias.
Para cada substância. Existem duas propriedades:
1) Físicas são as que apercebemos através dos órgãos de sentido.
Exemplo: temperatura, dureza, cor, mudança de estados físicos para outra.
2) Química são aquelas que caracterizando a actividades que de cada substância
permite prever o comportamento dessa substância em presença de outras.
Exemplo: oxidação, corrosão, reacção, com outras substâncias, combustão em
presença etc.
1.2. Misturas
Mistura s são substâncias constituídas por duas ou mais espécies químicas diferentes.
1.3. Tipos de mistura
a) Homogénea – cuja composição é igual em toda parte.
b) Heterogénea – cuja composição é diferente em toda parte.
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1.4. Método de separação de misturas
1) Filtração – consiste em passar a mistura através de um filtro que retém
partículas sólidas, mas não retém o líquido.
2) Decantação – é uma técnica usada para separar a mistura quando o sólido se
deposita no fundo do recipiente.
3) Cromatografia – é uma técnica usada para separar substâncias aromáticas e
corantes.
4) Separação Magnética – é um recurso usado para separar componentes que têm
propriedades magnéticas das que não têm.
5) Destilação Simples – a separação da mistura é feita por meio de um
condensador e um balão de destilação; no balão se depositam resíduos sólidos
das substâncias que não vaporizam. É por meio deste processo que se consegue
obter a água potável a partir da água do mar.
6) Destilação fraccionada – é um recurso que se usa para separar componentes de
uma mistura homogénea.
1.5. Matéria e seus Estados
� Sólido,
� Liquido,
� Gasoso.
1.5.1. Estado sólido
As partículas estão muito próximas umas das outras, havendo maior forço de interacção
entre elas; as partículas dispõem-se no espaço segundo uma ordem, razão pelo qual os
sólidos apresentam uma forma regular quando visto ao microscópio.
Os sólidos têm forma e volume bem definidos
14
1.5.2. Estado líquido
As moléculas estação pouco próximas umas das outras, apresentando o menor esforço
de interacção comparativamente aos sólidos. Em consequência, as moléculas dos
líquidos comprimem – se muito pouco e podem movimentar – se com facilidade
apresentando forma variável e volume constante.
1.5.3. Estado gasoso
As distâncias entre as partículas são muito maiores, a ponto de não se fazer sentir as
forças de interacção. As moléculas não se mantêm unidades ocupando todo o volume do
recipiente onde adquire a forma deste, portanto, os gases não tem forma nem volume
definido.
� Mudança de um estado físico para o outro
Ponto de fusão - é a temperatura da passagem do estado sólido para líquido.
A temperatura da passagem do estado líquido, para gasoso chama-se ponto de ebulição
(p. eb.)
1.6. Transformações químicas e físicas
Fenómeno ou Transformação são modificações que a matéria sofre sobre influências
químicas ou físicas.
15
Os fenómenos classificam-se em:
a) Químicos são a transformação que ocorre com a alteração das propriedades da
matéria, formando uma nova matéria com propriedade específicas diferentes da
inicial.
Ex.: a queima de um bolo;
O amadurecimento de uma fruta;
A oxidação do ferro, etc.
b) Físicos são transformações em que as propriedades da matéria no estado inicial
e final não se alteram, porém, alteram-se a aparência e a forma.
Ex.: )(ª
)( lt
s FeFe →
)(2)(2 sl OHOH →
16
UNIDADE II
2. TABELA PERIÓDICA
2.1. Características da Tabela Periódica
A tabela periódica é constituída por colunas verticais (grupos) e colunas horizontais
(períodos), também encontra-se dividida em duas partes por uma linha em forma de
escada. Esta linha separa os metais dos ametais.
Normalmente os elementos que se encontram no mesmo grupo ou família possuem
propriedades semelhantes.
Exemplo de grupos de elementos:
� Grupo IA: (metais alcalinos): Li, Na, K, Rb, Cs, Fr.
� Grupo IIA: (metais alcalinos terrosos): Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra.
� Grupo VIA: (calcogénios): O, S, Se, Te, Po.
� Grupo VIIA: (halogéneos): F, Cl, Br, I, At.
� Grupo VIIIA: (gases nobres): He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn.
17
2.2. Distribuição Electrónica e Posição no Quadro periódico
2.2.1. Características do átomo
O átomo é caracterizado pelas seguintes grandezas:
� Número atómico (Z) – identifica o elemento.
� Massa atómica (Ar) – geralmente é um número decimal, que se obtém a partir
da massa média ponderal dos isótopos estáveis de um determinado elemento.
� Número de massa atómica (A) – é um número inteiro, que se obtém por
contagem de número de protões e neutrões.
Em qualquer átomo, o número de protões é sempre igual ao número de electrões e
também é igual ao número atómico.
18
O número de massa (A) é dado pela soma do número de nucleões, isto é, protões e
neutrões.
A massa atómica é praticamente igual a massa do núcleo, porque os electrões têm massa
desprezível. Assim, um átomo e um ião têm praticamente a mesma massa.
A IUPAC1 convencionou que o átomo deve ser representado pela seguinte forma:
2.2.2. Isótopos
Isótopos são átomos do mesmo elemento, que têm o mesmo número atómico e deferem
no número de massa, ou seja, têm diferente número de neutrões.
Exemplo:
Cl3517 e Cl37
17
2.3. Teoria de Bohr
� Os electrões movem-se em redor do núcleo em orbitas circulares e somente
certas orbitas são permitidas.
� O electrão quando está numa orbita não perde e nem ganha energia por si só.
� Para um electrão passar de uma orbita permitida para outra é preciso fornecer
energia (K → L, L → M), ou retirar energia (L → K, M → L).
� Um átomo pode ser destruído devido a radioactividade – emissão espontânea de
partículas positivas ( α42 ), negativas ( β0
1− ) e neutras ( γ0 ).
� Um átomo pode ter no máximo 7 níveis de energia (camadas de energia), como
mostra-nos a figura a seguir:
1 União Internacional de Química Pura e Aplicada do inglês International Union of Pure and Applied Chemistry.
19
Níveis K L M N O P Q
N 1 2 3 4 5 6 7
nºmax. de e- = 2n2 2.(1)2 2.(2)2 2.(3)2 2.(4)2 2.(5)2 2.(6)2 2.(7)2
Exemplo:
17Cl Z = 17; p+ = 17 e e- = 17
� O número de electrões da última camada indica o grupo.
� O número de camadas (níveis) de energia indica o período.
2.4. Mecânica Quântica
2.4.1. Teoria de orbitais atómicas
Orbital é uma região do espaço onde há maior probabilidade de se localizar um
electrão.
Um nível de energia (n) é constituído por subníveis (orbitais): s, p, d e f.
20
Princípio de exclusão de Pauli: cada orbital atómico pode ser ocupado por dois
electrões que terão os spins opostos. Ou dois electrões num átomo não podem ter os
quatro números quânticos iguais.
Princípio da energia mínima: as orbitais atómicas (spins opostos) são preenchidas de
forma que a energia total seja mínima.
Regra de Hund: na ocupação de orbitais do mesmo nível, ocorre primeiro a ocupação
de orbitais vazios, isto é, cada electrão ocupa uma orbital e só após preenchimento
completo de orbitais do mesmo subnível é que ocorre compartilhamento electrónico.
2.4.2. Diagrama de Linus Pauling
� Para elementos de transição: camada de valência orbitais de nível principal
ocupado (n máximo) e orbitais do subnível parcialmente preenchidos.
� Electrões de valência - são electrões que estão na camada de valência (última
camada).
� Electrões do cerne - são electrões do átomo que não pertencem a camada de
valência (são electrões de camadas internas).
� A colocação dos elementos no quadro periódico pela ordem em que
os electrões ocupam subníveis.
Exemplo:
21
� Um elemento que termina em n -s ou n -p designa-se elemento representativo
(grupo A- grupo principal).
� Se a distribuição electrónica terminar em (n-1)d, temos elementos de transição
(grupo B- grupo secundário).
� Se terminar em (n-2)f, temos elementos de transição interna (Lantanídio ou
Actinídio).
Nota: Para elementos de transição soma-se os electrões do último subnível preenchidos
com os do subnível máximo.
Exemplo:
2.5. Transições electrónicas
22
Quando um electrão dum átomo não se encontra na sua posição normal, isto é, se
violar a regra de Hund, o átomo diz-se excitado. Um electrão pode passar dum nível
para o outro ou de uma orbita para outra dentro do mesmo nível.
O estado de energia mais baixo chama-se estado fundamental, é o mais estável.
O carbono tem valência II e IV, isto explica-se de seguinte modo:
2.6. Tendência à estabilidade
2.6.1. Formação de iões
2.6.1.1. Regra de octeto
23
Todo o átomo tem a tendência de captar ou ceder electrões periféricos de forma a atingir
a estrutura de octeto (8 electrões periféricos), típica dos gases nobres ou em alguns
casos 2 electrões periféricos.
Qualquer átomo instável pode compartilhar ou ceder electrões com objectivo de atingir
a estabilidade.
Grupo I: Tem 1e- periférico, perdem 1e- para formar um ião monopositivo.
−+ +→ eNaNa 1 ; −+ +→ eKK 1
Grupo II: Tem 2 electrões periféricos, cedem 2 electrões formando iões 2+.
−+ +→ eCaCa 220 ; −+ +→ eMgMg 220
Grupo III: −+ +→ eAlAl 330
Grupo IV: Tem 4 electrões periféricos. Teoricamente podem ceder 4 electrões ou captar
4 electrões teoricamente. Na realidade não tem tendência a ceder e nem captar electrões,
mas sim partilham os seus electrões formando ligações covalentes.
Grupo V: Tem 5 electrões periféricos, podem captar 3 electrões formando iões
trinegativos.
;3 3−− →+ NeN −− →+ 32 26 NeN
Grupo VI: ;2 2−− →+ OeO −− →+ 22 24 OeO
Grupo VII: ;1 −− →+ CleCl −− →+ CleCl 222
Grupo VIII: Os elementos mais electronegativos da tabela ( F e O), podem captar os
electrões dos gases nobres formando compostos. Trata-se de partilha forçadas de
electrões, não é tendência à estabilidade, pois, em muitos destes compostos, o átomo
central viola a regra de octeto.
6PtF - Hexafluoreto de platina 4KrF - Tetrafluoreto de crípton
6XePtF - Fluoroplatinato de xénon 2XeF - Difluoreto de xenon
4XeOF - Oxitetrafluoreto de xénon 42XeOH - Ácido xénico
64XeONa - Perxenato de sódio 32OXe - Trióxido de xenon
24
2.7. Propriedades dos metais
� Sólidos com ponto de fusão e ebulição elevados.
� Possuem uma cor metálica, esbranquiçada, (Cu), amarelada(Au), avermelhado
(Cu), acinzentado (Fe). O brilho metálico é visível quando polido.
� Bons condutores de calor e electricidade.
� Podem ser soldados (ligados por soldadura).
� Podem ser fundidos e misturados formando ligas metálicas.
� São maleáveis (podem ser dobrados).
� Não são solúveis em água, apenas alguns reagem com água.
2.8. Ligas metálicas
Fe + C ⇒ aço (pouco carbono). Aço + 20% Cr ou Ni ⇒ aço inox
Pb + Sn ⇒ saída (erradamente designada como estanho)
Fe + Sn ⇒ folha-de-flandres (lata de cerveja)
Ag, Au, Pt ⇒ metais preciosos (nobres)
Cu, Hg ⇒ metais semi preciosos
Cu + Zn ⇒ latão (torneiras douradas)
Fe + Zn ⇒ ferro galvanizado (erradamente conhecido como zinco para construção)
Ti e Al ⇒ produção de aviões
2.9. PROPRIEDADES PERIÓDICAS
2.9.1. Raio atómico
O raio atómico aumenta de cima para baixo ao longo do grupo, devido ao aumento de
número de camada (níveis) de energia.
25
Ao longo do periódico atómico aumenta da direita para a esquerda, pela diminuição de
carga nuclear.
2.9.2. Raio iónico
O raio iónico tem o mesmo comportamento que o raio atómico, porque o átomo e ião se
diferem no número de electrões.
2.9.3. Carácter metálico e Carácter Ametálico
O carácter metálico é a tendência que um metal tem de ceder electrões para formar o ião
positivo (electropositividade).
Entre Na e K, qual dos dois se ioniza facilmente? Ou qual dos dois é mais metal?
O electrão periférico do K esta mais afastado do núcleo, por isso e menos atraído por
este e sendo assim pode ser facilmente cedido. K e ma9is metal que o Na.
Ao longo do período toma-se em consideração a força de Coloumb: FMg > FNa.
Menor força de atracção implica maior facilidade de ionização.
Ora vejamos:
26
É mais coerente falar em carácter metálico nos metais e carácter ametálico para ametais.
2.9.4. Electronegatividade
A electronegatividade é a capacidade que os átomos têm de atrair electrões para si numa
ligação química.
� O elemento mais electronegativo é aquele que atrai mais os electrões.
� Lembre se que o núcleo é que tem o poder de atrair os electrões, uma vez que
está carregado positivamente.
� Para o núcleo poder atrair electrões tem de atravessar a barreira electrónica a sua
volta.
8O 2e- 6e- 9F 2e- 7e- 17Cl 2e- 8e- 7e-
� A electronegatividade F é maior que a electronegatividade do O2, pelo aumento
da carga nuclear.
� A electronegatividade F é maior que a electronegatividade do Cl, pela maior
blindagem no cloro (3 camadas).
27
2.9.5. Energia de Ionização
Energia de ionização é a energia necessária para remover electrões de um átomo
qualquer (metal ou ametal).
� Primeira energia de ionização é a energia necessária para remover o primeiro
electrão.
� Segunda energia de ionização é a energia necessária para remover o segundo
electrão.
Para os metais foi provado que a energia de ionização é mais fácil quando se desce na
tabela, isto quer dizer que a energia de ionização diminui de cima para baixo (aumenta
de baixo para cima) devido a diminuição da distância entre electrão periférico e o
núcleo quando se sobe na tabela.
EXERCICIOS
Exame de 2009
1. A estrutura electrónica do Níquel é (Ar) 3d84s2. A estrutura electrónica do Ni2+ é:
A. (Ar) 3d84s24p2
B. (Ar) 3d8
C. (Ar)3d10
D. (Ar)3d84s2
Exame de 2008
28
2. Um conjunto de átomos apresenta: (a) mesmo n atómico; (b) mesmo n de massa; e (c)
mesmo n de neutrões. Para esses átomos pode se afirmar que, eles correspondem
respectivamente, às definições de:
A. Isotonia, isobaria e elemento
químico
B. Isobaria, Isotonia e elemento
químico
C. Elemento químico, isobaria e
Isotonia
D. Elemento químico, Isotonia e
isobaria
3. Quais os elementos com a configuração electrónica dada (só electrões valentes) são
metais?
A. 4s1
B. 3d5 4s2
C. 4s2 4p5
D. 4s2 4p6
Exame de 2008
3. Em que átomo preenche-se o subnível electrónico p:
A. Ba
B. Ti
C. Fe
D. Po
UNIDADE III
3. FUNÇÕES INORGÂNICAS
Devido ao grande número de compostos inorgânicos as substâncias inorgânicas se
subdividem em agrupamentos menores denominado funções químicas inorgânicas.
Função química é um conjunto de substâncias com propriedades químicas
semelhantes, denominados propriedades funcionais.
As principais funções orgânicas que iremos estudar são:
29
• Ácidos
• Bases
• Sais
• Óxido
3.1. ÁCIDOS
3.1.1. Regra geral de formulação dos ácidos:
� Ácido é uma espécie química capaz de ceder (doar) protões.
3.1.2. Classificação dos ácidos
1) De acordo com o número de hidrogénios ionizáveis
Monoácidos: na ionização, a molécula produz apenas um H+ (HCl, HNO3, etc.)
Diácidos: na ionização, a molécula produz dois H+ (H2SO4, H2CO3, etc.)
Triácidos: na ionização, a molécula produz três H+ (H3PO4, H3BO3, etc.)
Tetrácidos: na ionização, a molécula produz quatro H+ (H4P2O7, H4SiO4, etc.)
Não são comuns ácidos com mais de quatro hidrogénios ionizáveis por moléculas.
2) De acordo com a presença ou não de oxigénio na molécula
Hidrácidos: não contêm oxigénio. Ex.: HCl, HBr, H2S, etc.
Oxiácidos: contêm oxigénio. Ex.: HNO3 H2SO4, H2CO3, etc.
3) De acordo com o grau de ionização
Ácidos fortes: quando Ex.: HCl ( %92=α ), H2SO4 ( %61=α )
Ácidos semi-fortes: quando Ex.: HF ( %8=α )
Ácidos fracos: quando Ex.: HCN ( %008,0=α ), H2CO3
( %18,0=α )
Com respeito a força dos ácidos podemos dizer que, dentre os hidrácidos:
• São fortes: HCl, HBr, HI;
30
• É semi-forte apenas o HF;
• São fracos: todos os demais.
E, dentre os oxiácidos, a força é tanto maior quanto maior for a seguinte diferença:
(Número de átomos de oxigénio) – (Número de átomos de hidrogénio)
Uma excepção importante à regra acima é a do ácido carbónico (H2CO3), que é fraco
( %18,0=α ).
4) De acordo com a volatilidade
Ácidos fixos: ou são sólidos ou líquidos pouco voláteis. Por exemplo:
• H2C2O4 é um sólido;
• H2SO4 é um líquido que ferve a 338ºC (é o mais fixo dos ácidos comuns)
Ácidos voláteis: ou são líquidos voláteis ou gases. Por exemplo:
• HNO3 é um líquido que ferve a 86ºC;
• HCl, HCN, H2S são gases.
3.1.3. Nomenclatura dos ácidos
1) Hidrácidos O nome dos hidrácidos é feito com a terminação ídrico:
31
2) Oxiácidos Quando um elemento forma apenas um oxiácido, usa-se a terminação ico:
Quando o elemento forma dois oxiácido:
Nesses casos, Nox maior em geral coincide com o número onde o elemento está situado
na tabela periódica e o Nox menor é igual a esse número menos dois. Frequentemente, o
ácido em Nox maior é o mais comum e o mais importante.
Quando o elemento forma três ou quatro oxiácidos:
32
Certos elementos formam vários oxiácidos que diferem entre si não pelo Nox do
elemento central, mas sim pelo chamado grau de hidratação, que indica a "quantidade
da água" que estaria envolvida na formação dos oxiácidos. Nesse caso, usam-se os
prefixos:
Por exemplo, existem três oxiácidos do fósforo (H3PO4, H4P2O7 e HPO3) em que o Nox
do fósforo é sempre o mesmo, ou seja, +5:
� H3PO4 chama-se ácido ortofosfórico, pois é o mais hidratado dos três;
� H4P2O7 chama-se ácido piro fosfórico;
� HPO3 chama-se ácido metafosfórico.
3.2. BASES OU HIDRÓXIDOS
3.2.1. Regra geral de formulação das bases:
� Base é uma espécie química capaz de captar (receber) protões.
3.2.2. Classificação das bases
1) De acordo com o número de hidroxilos (OH-)
Monobases: possuem apenas um OH- . Exemplos: NaOH, NH4OH, etc.
Dibases: possuem dois OH-. Exemplos: Ca(OH)2, Fe(OH)2, etc.
Tribases: possuem três OH-. Exemplos: Al(OH)3, Fe(OH)3, etc.
Tetrabases: possuem quatro OH-. Exemplos: Sn(OH)4, Pb(OH)4, etc.
Não bases com mais de quatro hidroxilos na molécula.
33
2) De acordo com o grau de ionização
Bases fortes: cujo grau de ionização é praticamente 100%. É o caso de bases de
metais alcalinos (NaOH, KOH, etc.) e alcalino-terrosos (Ca(OH)2, Ba(OH)2,
etc.) que já são iónicos por natureza.
Bases fracas: cujo grau de ionização é, em geral, inferior a 5%; é o caso de
hidróxido de amónio (NH4OH) e o dos hidróxidos dos metais em geral
(excluindo os de metais alcalinos e alcalino-terrosos).
3) De acordo com a solubilidade em água Solúveis: hidróxidos dos metais alcalinos e hidróxido de amónio;
Pouco solúveis: hidróxidos dos metais alcalino-terrosos;
Praticamente insolúveis: todos os demais.
3.2.3. Nomenclatura das bases
A) Quando o elemento forma apenas uma base Hidróxido de……….
NaOH – hidróxido de sódio NH4OH – hidróxido de amónio
B) Quando o elemento forma duas bases
34
Em lugar das terminações ico e oso, podemos usar, também, algarismos romanos
indicando o número de oxidação do elemento.
3.3. SAIS
Sais são compostos iónicos que possuem, pelo menos, um catião diferente de H+ e um
anião diferente de OH-.
Por exemplo:
De facto, já vimos que a reacção entre um ácido e uma base de Arrhenius – chamada de
reacção de neutralização ou de salificação – forma um sal para além de água:
Salientemos que existem outros tipos de reacção que também formam sais.
3.3.1. Reacção e fórmula geral dos sais normais
Representando o ácido genericamente por HxA e a base por B(OH)y, teremos:
Nessa equação, yxAB é a fórmula geral do sal normal ou neutro, formado p+elo catião
B da base (de carga +y) e pelo anião A do ácido (de carga -x). Esquematicamente:
35
3.3.2. Nomenclatura dos sais normais
O nome de um sal normal deriva dos nomes do ácido e base que lhes dão origem.
Assim, para obter o nome de um sal, basta alterar a terminação do nome do ácido
correspondente, de acordo com o seguinte código:
Ácido Sal
-ídrico -eto
-oso -ito
-ico -ato
Esquematicamente, o nome de um sal normal é:
Ex.: NaCl – Cloreto de sódio
KNO2 – Nitrito de potássio
Ca3(PO4)2 – Ortofosfato de cálcio
Note que a nomenclatura do radical básico não sofre nenhuma alteração:
SnCl2 – Cloreto estanoso ou de estanho (II)
FeCl3 – Cloreto férrico ou de ferro (III)
3.3.3. Reacção de neutralização parcial dos sais ácidos
36
Quando um di, tri ou tetrácido reage com uma base e nem todos os hidrogénios
ionizáveis são neutralizados, dizemos que houve uma neutralização parcial do ácido.
Por exemplo:
O nome dos sais ácidos é semelhante ao dos sais normais, porém:
a) Ou indicamos o número de catiões pelos prefixos mono, di, tri:
NaH2PO4 – ortofosfato monossódico
Na2HPO4 – ortofosfato dissódico
b) Ou indicamos o número de H+ pelas expressões (mono)ácido, diácido, triácido:
NaH2PO4 – ortofosfato diácido de sódico
Na2HPO4 – ortofosfato (mono)ácido de sódico
c) Ou indicamos o número de H+ pelas expressões (mono)hidrogeno,
dihidrogeno, trihidrogeno :
NaH2PO4 – dihidrogeno-ortofosfato de sódico
Na2HPO4 – (mono)hidrogeno-ortofosfato de sódico
3.3.4. Reacção de neutralização parcial dos sais básicos
Quando uma di, tri ou tetrabase reage com um ácido e nem todos as hidroxilas são
neutralizadas, dizemos que houve uma neutralização parcial da base:
Exemplos:
Os nomes dos sais básicos são semelhantes aos dos sais normais, porém devemos
indicar o número de hidroxilas presentes:
a) Ou pelas expressões (mono)básico, dibásico, tribásico
37
Al(OH)Cl2 – cloreto (mono)básico de alumínio
Al(OH)2Cl – cloreto dibásico de alumínio
b) Ou pelas expressões (mono)hidroxi, dihidroxi, trihidroxi:
Al(OH)Cl2 – (mono)hidroxi-cloreto de alumínio
Al(OH)2Cl – dihidroxi-cloreto de alumínio
3.3.5. Outras classificações dos sais
Além da classificação em sais normais, ácidos e mistos que acabamos de ver, os sais
podem ser classificados segundo outros critérios, como nos exemplos seguintes.
1) Quanto a presença ou não de oxigénio:
a) Sais oxigenados (Na2SO4 K3PO4, etc.);
b) Sais não-oxigenadas (NaCl, CaBr2, etc.).
2) Conforme contenham dois, três, quatro ou mais elementos químicos:
a) Sais binários (NaCl, PtCl4, etc):
b) Sais ternários (Na2SO2 K3PO4 Al(SO4)3, etc.):
c) Sais quaternários (NaCNO, K4[Fe(CN)]6, etc.).
3.4. ÓXIDOS
3.4.1. Definição de óxidos
Óxidos são compostos binário nos quais o oxigénio é o elemento mais electronegativo.
Por exemplo: H2O, CO2, Fe2O3, SO2, P2O5, etc.
Os óxidos constituem um grupo muito numeroso, pois praticamente todos os elementos
químicos formam óxidos (até mesmo gases nobres como, por exemplo, o XeO3).
38
Apenas os compostos oxigenados do flúor (como, por exemplo, OF2 e O2F2) não são
considerada óxidos, mais sim fluoretos de oxigénio, pois, como já vimos, o flúor é
mais electronegativo que oxigénio .
Sendo assim, outra definição possível para os óxidos seria :
Óxidos são compostos binários do oxigénio com qualquer outro elemento químico,
excepto o flúor.
3.4.2. Fórmula geral dos óxidos
Considerado um elemento químico E, de numero de oxidação +z, e lembrando que o
oxigénio tem numero de oxidação -2 (com excepção dos peróxidos), teremos:
3.4.3. Classificação dos óxidos e nomenclatura
Óxidos básicos são óxidos que reagem com água produzindo uma base ou reagem com
um ácido produzindo sal e água.
Ex.: OHNaClHClONa
NaOHOHONa
22
22
22
2
+→+
→+
Os óxidos básicos são formados por metais com números de oxidação baixos (+1,+2 ou
+3) são compostos sólidos, iónicos, que encerram o anião oxigénio (O2-), e apresentam
pontos de fusão e ebulição elevados. Os óxidos dos metais alcalinos e alcalino-terrosos
reagem com a água; os demais óxidos básicos são pouco solúveis em água.
3.4.4. Nomenclatura dos óxidos básicos
39
Quando o elemento forma apenas um óxido, dizemos:
Na2O – óxidos de sódio Al2O3 - óxidos de alumínio
Quando elemento forma dois óxidos, dizemos:
Por exemplo:
Quando e o elemento forma dois ou mais óxidos, podemos indicar o número de
oxidação do elemento por um algarismo romano, como se mostra a seguir:
Quando o elemento forma dois ou mais óxidos, podemos ainda indicar o número de
átomo de oxigénio e o número de átomos do elemento com o auxílio dos prefixos
mono, di, tri , etc. Frequentemente, o prefixo mono é omisso.
Exemplo:
40
3.4.5. Óxidos ácidos ou anidridos2
Óxidos ácidos ou anidridos são óxidos que reagem com água produzindo um ácido, ou
reagem com uma base produzindo sal e água.
Exemplos:
Os óxidos ácidos ou são formados por não-metais (e, nesse caso, são compostos
geralmente gasosos) ou por metais com números de oxidação elevadas, como, por
exemplo, CrO3, MnO2, Mn2O, etc.
Os óxidos ácidos são compostos moleculares e, em geral, solúveis em água.
3.4.6. Nomenclatura dos óxidos ácidos
Quando o elemento forma apenas um anidrido, usa-se a terminação ico:
CO2 – anidrido carbónico
B2O3 – anidrido bórico
No caso dos anidridos, podemos também usar as nomenclaturas gerais, citadas
anteriormente:
2 O anidrido é considerado como um "ácido sem água " (do grego anhydros que significa sem água)
41
SO3 – óxido de enxofre (VI) ou trióxido de (mono)enxofre.
SO2 – óxido de enxofre (IV) ou dióxido de (mono)enxofre.
3.4.7. Óxidos anfóteros
Óxidos anfóteros são óxidos que podem se comportar como ora como óxidos básicos
ora como óxidos ácidos.
Exemplo:
Os óxidos anfóteros são, em geral, moleculares, insoluveis na água e formados:
� Ou por metais: ZnO; Al2O3; SnO e SnO2; PbO e PbO2.
� Ou por semi-metais: As2O3 e As2O3; Sb2O3 e Sb2O5.
A nomenclatura é idêntica a dos óxidos básicos:
ZnO – óxido de zinco
SnO – óxido estânico ou óxido de estanho II ou (mono)óxido de (mono)estanho.
Quando um metal forma vários óxidos, é interessante notar que o carácter do óxido
passa, gradativamente, de básico para anfóteros e depois para ácido, à medida que o
Nox do metal vai crescendo:
3.4.8. Óxidos indiferentes ou neutros
42
Óxidos indiferentes (ou neutros) são óxidos que não reagem nem com água, nem com
ácidos e nem com bases.
Assim, os óxidos neutros não apresentam nem carácter ácido nem básico. São pouco os
óxidos dessa classe. Os comuns são:
CO – monóxido de carbono
N2O – óxido nitroso
CO2 – dióxido de carbono
NO – oxido nítrico.
São compostos gasosos, moleculares formados por não-metais. Mas o facto de serem
“indiferente” ou “neutros” não significa que esses óxidos não possam participar de
outras reacções. O CO, por exemplo, queima com muita facilidade:
3.4.9. Óxidos duplos, Misto ou Salinos
Óxidos duplos são óxidos que se comportam como se fossem formados por dois outros
óxidos, do mesmo elemento químico.
Por exemplo.
Eles reagem como se fossem mistura de dois óxidos.
São sempre óxidos metálicos, sólidos e de estrutura iónica. A nomenclatura preferida,
nesse caso, é:
−43OFe tetróxido de triferro
43
3.4.10. Peróxidos
Peróxidos – são óxidos que reagem com a água ou com ácidos diluídos produzindo
água oxigenada ( 22OH ).
A nomenclatura e feita com a próprio palavra peróxido por exemplo.
−22ONa Peróxido de sódio
Os peróxidos mais comuns são:
� Peróxidos de hidrogénio. −22ONa (quando em solução aquosa se chama água
oxigenada).
� Peróxidos dos metais alcalinos. ,, 222 OKONa etc.
� Peróxidos dos metais alcalinos-terrosos. ,2BaO etc.
O 22OH é liquido e molecular. Os demais peróxidos são sólidos iónicos, nos quais
encontramos o anião 22−O , do estrutura −−− OO .O noxN do oxigénio nos peróxidos e -1
A água oxigenada se decompõe, com o passar do tempo, e principalmente sob a acção
da luz (dai a necessidade de guarda-la em lugares frascos e escuros), segundo a equação
.2222 22 OOHOH +→ isso também ocorre quando colocamos a água oxigenada sobre
um ferimento, ele parece ferver devido a libertação do 2O .
3.4.11. Superóxidos
Superóxidos são óxidos que reagem com água ou com ácidos diluídos produzindo água
oxigenada )( 22OH e oxigénio.
Por exemplo:
−2FO Superóxidos de potássio
44
Os superóxidos são sólidos iónicos, formados pelos catiões alcalinos ou alcalinos
terrosos e pelo anião superóxido )( 2−O O noxN do oxigénio nos polióxidos é
2
1− .
3.5. OUTROS GRUPOD DE COMPOSTOS INORGÂNICOS
Além dos quatros grandes funções inorgânicas que acabamos de estudar, existem outros
grupos de compostos inorgânicos, como, por exemplo os hidretos, os carbetos, os
nitretos, etc.
3.5.1. Hidretos
Hidretos - são compostos binários de hidrogénio.
Por exemplo: NaH (hidreto de sódio); 2CaH (hidretos de cálcio); 3NH (amoníaco);
OH2 (água); HCl (cloridreto), etc. os hidretos podem ser classificados como
descrevemos a seguir.
3.5.1.1. Hidretos iónicos
São formados pelos metais alcalinos e alcalino-terrosos (colunas IA e IIA da
classificação periódica). São sólidos, cristalinos e apresentam o hidrogénio com nox
igual a -1 tem carácter básico, pois reagem com água produzindo bases exemplos.
Mais correcto seria dizer que o carácter básico decore do ião hidreto ( −H )
45
(Existem inclusive hidretos mistos, como, por exemplos, 4LiaIH , hidreto de lítio e
alumínio.)
3.5.1.2. Hidretos moleculares
São, em geral, formados pelos semi-metais e não-metais (colunas de IIIA a VIIA).
São, em geral, líquidos ou gasosos e apresentam o hidrogénio com noxN iguais a +1. A
seguir citamos algum dos exemplos importantes.
� Na coluna IIIA, são comuns hidretos com formulas múltiplas, como )( 3BH ou
62HB ,o ( XAIH )3 ,etc.
� Na coluna IVA, o carbono forma desde o 4CH , que é seu hidretos mais
simples, até compostos CxHy nos quais x e y assumem valores bastante elevados.
Esses compostos tem o nome genérico de hidrocarbonetos, são indiferentes as
reacções ácido-base, e os estudaremos na química orgânica (volume 3 desta
obra).
� Na coluna VA, o nitrogénio forma o NH3, composto molecular gasoso e de
“carácter básico” pois reage com água formando o hidróxido de amónio:
(composto semelhante ao NH3 são a fosfina, PH3 e a arsina, AsH3)
� Na coluna VIA, o oxigénio forma a água, composto molecular, liquido e de
carácter anfóteros, os demais elementos da coluna VIA formam hidretos ácidos:
H2S, H2Se, H2Te.
� Na coluna VIIA os hidretos são moleculares, gasosos e fortemente ácidos : HCl,
HBr, HI.
3.5.1.3. Hidretos metálicos
46
São em geral formados pelos metais de transição (coluna B de classificação periódica )
neles o H2 fica “preso” no reticulado cristalino do metal, e especialmente na superfície
metálica (é o fenómeno chamado de absorção do hidrogénio pelo metal); por isso, esses
hidretos não têm em geral, fórmula definida.
3.5.2. Carbetos
Carbetos: são compostos binários de carbono.
Por exemplo: CaC2 (carbeto de cálcio), Al4C3 (carbeto de alumínio), SiC (carbeto de
silício), etc. os carbetos podem ser classificados como descritos a seguir:
3.5.2.1. Carbeto iónicos
São formados por metais muito electropositivos (colunas IA, IIA, IIIA), são sólidos,
cristalino e reagem com a água de dois modos diferentes:
� Os carbetos que contêm o ião metaneto produzem CH4 (metano); por exemplo:
� E os carbetos que contem o ião acetileto produzem C2H2 (acetileno); por
exemplo:
3.5.2.2. Carbetos moleculares
Exemplo clássico de carbeto molecular é o carbeto de silício (SiC), que tem estrutura
covalente macromolecular semelhante ao diamante e dureza bastante elevada (só
perdendo para o diamante) por isso é usado na indústria, com o nome de carborundum,
para fabricar lixas, rebolos de esmeris, etc.
47
3.5.2.3. Carbeto metálico
São formados em geral com metais de transição. Nos carbetos metálicos, o carbono fica
nos interstícios da rede cristalina do metal aumentando sua dureza. Exemplo: o carbeto
de tungsténio (WC), que é usado em ferramentas de corte.
3.5.3. Nitretos
Nitretos são compostos do nitrogénio.
Por exemplo: Li3N (nitreto de lítio), Mg3N2 (nitreto de magnésio), etc. os nitretos podem
ser classificados como se descreve a seguir:
3.5.3.1. Nitreto iónico
São formados por metais muito electropositivos (colunas IA, IIA, IIIA), são sólidos,
cristalinos e reagem com água produzindo NH3, tal como mostra o exemplo a seguir:
Nos nitretos iónicos o nitrogénio tem Nox igual a –3 como ocorre, com NH3. Por isso,
podemos considera-los derivados do NH3 “trocando-se” o hidrogénio por átomos de
metal, como, por exemplo: NH3 → Li3N
3.5.3.2. Nitreto moleculares
São compostos covalentes formados com os não-metais ou com os semi-metais.
Exemplo:
BN, S4N2, P3N5, etc.
A tabela a seguir resume as fórmulas dos principais compostos ao longo da tabela periódica:
48
Coluna IA (B) IIA (B) IIIA (B) IVA (B) VA (B) VIA (B) VIIA (B)
Nox
máximo
Nox mínimo
+1 +2 +3 +4
-4
+5
-3
+6
-2
+7
-1
Ácidos
H3BO3 H4XO4
H2XO3
H3XO4
H4X2O7
HXO3
H3XO3
H2XO4
H2XO3
H2X
HXO4
HXO3
HXO2
HXO
HX
Bases
BOH B(OH)2 B(OH)3 B(OH)4
B(OH)2
Óxidos
E2O EO E2O3 EO2
EO
E2O5
E2O3
EO3
EO2
E2O7
E2O5
Hidretos
EH
EH2
EH3
EH4
EH3
E2H
HE
EXERCICIOS
EXAME 2009
1. A fórmula química do Pirofosfato de cálcio é Ca2P2O7. As fórmulas do
Pirofosfato de sódio e do Pirofosfato férrico são respectivamente:
A. Na2(P2O7)2 e Fe4(P2O7)3 C. Na4(P2O7)2 e Fe4(P2O7)3
B. Na4P2O7 e Fe4(P2O7)2 D. Na4P2O7 e Fe4(P2O7)3
EXAME DE 2005
1. A fórmula do óxido contendo 50% do enxofre (massa atómica S=32; O=16) é:
A. SO3
B. SO2
C. SO
D. S2O3
49
EXAME DE 2008
1. Dois elementos X e T apresentam somente covalência simples nos
compostos oxigenados de fórmulas X2O e TO2. Assinale a opção correcta:
A. X pode formar hidróxidos d fórmulas XOH e X(OH)2
B. T pode formar ácidos de fórmulas HT e H2T
C. X pode formar oxiácidos de fórmulas HXO e HXO4
D. T pode formar hidróxidos de fórmulas TOH e T(OH)2
UNIDADE IV
LIGAÇÕES QUÍMICAS
As ligações químicas são uniões estabelecidas entre átomos para formarem as
moléculas, que constituem a estrutura básica de uma substância ou composto. Na
Natureza existem aproximadamente uma centena de elementos químicos. Os átomos
destes elementos químicos ao se unirem formam a grande diversidade de substâncias
químicas.
4.1. Teoria do octeto
50
Na natureza, todos os sistemas tendem a adquirir a maior estabilidade possível. Os
átomos ligam-se uns aos outros para aumentar a sua estabilidade. Os gases nobres são as
únicas substâncias formadas por átomos isolados, consequentemente, são os únicos
estáveis, pois possuem a camada da valência completa.
A configuração electrónica com a camada da valência completa é chamada
configuração estável.
Teoria do octeto - Os átomos dos elementos se ligam uns aos outros na tentativa de
completar a camada da valência de seus átomos. Isso pode ser conseguido de diversas
maneiras, dando origem a diversos tipos de ligações químicas:
� Ligação iónica ou eletrovalente
� Ligação covalente
� Ligação metálica
4.2. Tipos de ligações químicas
1. Ligação iónica ou eletrovalente
Ligação iónica ou eletrovalente é a que ocorre com transferência de electrões dos
átomos de um elemento para os átomos de outro elemento.
Para se formar uma ligação iónica, é necessário que os átomos de um dos elementos
tenham tendência a ceder electrões e os átomos do outro elemento tenham tendência a
receber electrões. Os que apresentam tendência a ceder electrões apresentam um, dois
ou três electrões na camada da valência; são todos átomos de metais, com excepção dos
átomos de H e He. Os átomos com tendência a receber electrões apresentam quatro,
cinco, seis e sete electrões na camada da valência; são os átomos dos não-metais e do H.
51
Os átomos dos metais, cedendo electrões, transformam-se em iões positivos ou catiões,
e os átomos dos não-metais ou do H, recebendo electrões, transformam-se em iões
negativos ou aniões.
Todo anião monoatómico tem configuração estável, semelhante à de um gás nobre,
porque, na formação do anião, o átomo recebe exactamente o número de electrões que
falta para ser atingida a configuração estável.
Nem todo catião monoatómico tem configuração estável. O átomo, ao ceder os electrões
de sua camada da valência, nem sempre fica com configuração estável.
Os catiões dos metais alcalinos e alcalinos-terroso, bem como o catião de alumínio, têm
configurações estáveis. Os catiões dos metais de transição não têm, em sua maioria,
configuração estável.
Exemplo: ligação iónica no fluoreto de lítio.
O Lítio tem um electrão em sua camada de valência, mantido com dificuldade porque
sua energia de ionização é baixa. O Flúor possui 7 electrões em sua camada de
valência. Quando um electrão se move do lítio para o flúor, cada ião adquire a
configuração de gás nobre. A energia de ligação proveniente da atracção electrostática
dos dois iões de cargas opostas tem valor negativo suficiente para que a ligação se torne
estável.
O mesmo acontece na molécula de NaCl (cloreto de sódio)
Valência é o poder de combinação dos elementos. O conceito de valência foi criado por
Berzelius, em 1820.
52
Electrovalência é a valência do elemento na forma iónica. É igual à carga do seu ião
monoatómico.
2. Ligação covalente
Ligação covalente é aquela em que um par de electrões é compartilhado por dois
átomos, sendo um electrão de cada átomo participante da ligação.
Exemplo: formação de ligação covalente na molécula de H2O
Ligação covalente polar é aquela que constitui um dipolo eléctrico. Forma-se quando
as electronegatividades dos elementos ligados são diferentes.
Ligação covalente apolar é aquela que não constitui dipolo eléctrico. Neste caso, as
electronegatividades dos átomos ligados são iguais.
Ligação covalente dativa ou coordenada é aquela em que um par de electrões é
compartilhado por dois átomos, no qual os dois electrões são fornecidos apenas por um
dos átomos participantes da ligação. Forma-se quando um dos átomos já tem o seu
octeto completo e o outro ainda não.
53
Electronegatividade de um elemento é uma medida da sua capacidade de atrair os
electrões das ligações covalentes das quais ele participa.
Quanto maior for a capacidade de um átomo de atrair os electrões das ligações
covalentes das quais ele participa, maior será a sua electronegatividade.
3. Ligação metálica
É o tipo de ligação que ocorre entre os átomos de metais. Os átomos dos elementos
metálicos apresentam forte tendência a doarem seus electrões de última camada.
Quando muitos destes átomos estão juntos num cristal metálico, estes perdem seus
electrões da última camada. Forma-se então uma rede ordenada de iões positivos
mergulhada num mar de electrões em movimento aleatório. Se aplicarmos um campo
eléctrico a um metal, orientamos o movimento dos electrões numa direcção
preferencial, ou seja, geramos uma corrente eléctrica.
A ligação metálica ocorre entre metais, isto é, átomos de alta electropositividade.
Ligação metálica é constituída pelos electrões livres que ficam entre os catiões dos
metais (modelo do gás electrónico ou do mar de electrões).
A ligação metálica explica a condutividade eléctrica, a maleabilidade, a ductilidade e
outras propriedades dos metais.
4.3. Tipos de Substâncias
Substância iónica ou eletrovalente é toda substância que apresenta pelo menos uma
ligação iónica. Mesmo as substâncias que apresentam ligações iónicas e covalentes são
classificadas como iónicas.
Substância molecular apresenta somente ligações covalentes e é formada por
moléculas discretas.
54
Substância covalente apresenta somente ligações covalentes e é formada por
macromoléculas.
Propriedade das substâncias iónicas
Alto ponto de fusão (PF) e ponto de ebulição (PE).
Sólidas à temperatura ambiente.
Conduzem a corrente eléctrica no estado fundido e não no
estado sólido.
Cristais duros e quebradiços.
As substâncias moleculares não apresentam as propriedades acima. As substâncias
covalentes, ao contrário das moleculares, têm PF e PE altíssimos (analogia com as
iónicas).
EXERCICIOS
EXAME 2009
1. Pela sublimação da naftalina quebram-se as ligações:
A. Iónicas
B. Atómicas (covalentes)
C. Intermoleculares
D. Metálicas
EXAME 2005
1. Uma substância A conduz corrente eléctrica em solução aquosa. Outra
substância, B, conduz corrente no estado sólido e uma terceira, C, nunca conduz
corrente eléctrica. O tipo de ligação química existente nessas substâncias é
respectivamente:
A. Iónica; metálica; covalente polar
B. Metálica; iónica; covalente apolar
55
C. Covalente polar; iónica; covalente apolar
D. Iónica; metálica; covalente apolar
EXAME DE 2008
1. Que molécula apresenta a ligação covalente apolar?
1. CO 2. CO2 3. O2 4. Cl2 5. HF
A. 2 e 4 B. 3 e 4 C. 2 e 5 D. 2, 3 e 5
UNIDADE V
5. CINÉTICA QUÍMICA
5.1. Introdução
Cinética química é o capítulo da química que estuda a velocidade e o mecanismo das
reacções químicas.
Há reacções lentas rápidas, outras tão rápidas que até chegam a ser explosivas.
� Reacções lentas
Oxidação do ferro (corrosão do ferro),
Combustão da vela.
� Reacções rápidas
Reacção de Na ou K com água.
Reacção ácido - base.
56
� Reacções explosivas
Explosão ou combustão do gás (CH4 + ar, C4H10 + ar);
H2 + ar ( O2) = H2O
5.2. Factores que influenciam a velocidade da reacção química
Os factores que influenciam na velocidade de uma reacção química são:
� Natureza dos reagentes,
� Superfície de contacto,
� Temperatura,
� Pressão,
� Concentração,
� Catalisador,
� Luz.
Passemos agora a analisar cada um dos factores:
a) Natureza dos reagentes
São mais rápidas as reacções que devido à natureza dos seus reagentes, há
menos ligações químicas para quebrar.
b) Superfície de contacto (estado de divisão dos reagentes)
ao aumentar a superfície de contacto, aumenta a probabilidade de ocorrência de
choques eficazes/efectivas e aumenta a velocidade da reacção.
c) Temperatura
Ao aumentara temperatura, aumenta a energia cinética das partículas
(movimento das partículas) e isso provoca ou aumenta a probabilidade de
ocorrência de choques eficazes, o que resulta no aumento da velocidade da
reacção.
5.2.1. Regra de Vant Hoff
A dependência da velocidade da reacção (ou da constante de velocidade da reacção) da
temperatura pode ser expressa através da equação:
Onde: tv e tK são a velocidade e a constante de velocidade à temperatura Ctº
57
ttv ∆+ e ttK ∆+ são a velocidade e a constante de velocidade à temperatura Ct)º+(t ∆
υ é o coeficiente térmico
Exemplo: quantas vezes aumenta a velocidade da reacção quando a temperatura passa
de 20ºC para 75ºC?
C20)º-(75=t∆ 28710 ==′ ∆t
v
v υ → 2878,2 10
55
==′
v
v
c) Concentração dos reagentes
Ao aumentar a concentração dum reagente, aumenta a energia cinética das
partículas por unidade de volume e consequentemente aumenta-se a
probabilidade de ocorrência de choques, o que resultam num aumento da
velocidade.
d) Pressão e/ou Volume
Ao aumentar a pressão dum sistema (ou diminuir o volume, a consequência é a
mesma), resulta num aumento da concentração e a velocidade aumenta pela
explicação dada na concentração dos reagentes.
nRTPV = e) Catalisador
Um catalisador numa reacção química diminui a energia de activação (encurta o
caminho da reacção), por isso, aumenta velocidade da reacção.
Ea1 – energia de activação da reacção directa com catalisador
Ea2 – energia de activação da reacção inversa sem catalisador Ea1 < Ea2
Inibidor – substancia que diminui a velocidade de uma reacção, pois aumenta a energia
de activação.
58
Lembre-se que um catalisador não age como reagente, por isso não se gasta durante a
reacção, ele é recuperado no fim do processo.
Um catalisador tem acção específica, quer dizer, cada catalisador actua numa
determinada reacção e pode não actuar noutras.
As reacções biológicas são catalisadas por enzimas. As enzimas são substâncias de
natureza proteica.
f) Luz
Há reacções que só decorrem na presença de luz, portanto, não podem decorrer
no escuro.
Ex.: halogenação de hidrocarbonetos
5.3. Definição da velocidade
5.3.1. Velocidade média (Vm):
Para a equação:
O sinal negativo nos reagentes provém do facto de se ter convencionado que a
velocidade da reacção deve ser uma grandeza positiva.
Como a concentração dum reagente diminui ao longo do tempo (os reagentes gastam-
se), então: 0<C=C f iC−∆
A concentração do produto vai aumentando no decorrer da reacção (o produto forma-
se), então: 0>C=C f iC−∆
59
5.3.2. Velocidade instantânea (V)
Como a velocidade de uma reacção varia no decurso desta, é importante definir a
velocidade em cada instante, isto é, a velocidade instantânea, trata-se da derivada da
concentração do reagente em ordem ao tempo, calculada para o instante considerado.
Para a equação:
As velocidades instantâneas podem ser medidas pela inclinação da tangente, em cada
ponto, à curva da concentração dos reagentes em função do tempo. Em particular, a
velocidade inicial da reacção é obtida traçando a tangente à curva para t = 0.
5.4. Lei de acção de massas ou lei de Guldberg e Waage
Para a reacção:
K- é a constante da velocidade. K Só depende da temperatura.
x e y – são ordem da reacção em relação a A e B, respectivamente.
x e y nem sempre são coeficientes estequiométricos da reacção, no entanto em certas
reacções podem coincidir com os coeficientes. x e y determinam-se experimentalmente.
60
Numa reacção que decorre em várias etapas, a etapa mais lenta é a que determina a
velocidade da reacção. Neste caso x e y são coeficientes estequiométricos da etapa mais
lenta.
A ordem da reacção pode ser : 0, 1, 2, 3, -1, -2,-3,1/2, 2/3, -1/2…, isto é, pode tomar
qualquer valor.
EXERCICIOS
1. A reacção CBA →+ 2 decorre com a velocidade V. Se a concentração de A for
duplicada e a de B for reduzida à metade, então a reacção decorre com a velocidade:
a) 0, 20V b) 0,25V c) 0,30V d) 0,50
2. 10g de zinco são colocados num frasco. Qual dos seguintes você adicionaria para
produzir 50 cm3 de hidrogénio o mais rápido possível?
a) 800cm3 de ácido sulfúrico 0,5M b) 400cm3 de ácido sulfúrico 1,0M
c) 200cm3 de ácido sulfúrico 2,0M d) 100cm3 de ácido sulfúrico 4,0M
61
3. Objectos de ferro (Fe) enferrujam mais rapidamente em água salgada (água que
contém sal – NaCl) do que em água pura. O sal neste processo é:
a) um reagente b) um indicador c) um catalisador d) um produto da
reacção
UNIDADE VI
6. EQUILÍBRIO QUÍMICO I
Quando consideramos alterações químicas pensando no sentido dos reagentes para os
produtos. Isto significa que as reacções param? Não.
Um soluto dissolve-se até que a solução se torne saturada. Uma vez que um sólido
permanece não - dissolvido em um recipiente, o sistema aparente estar em repouso.
O corpo humano é uma maravilhosa fábrica química, e mesmo assim aparentemente
permanece inalterado dia após dia. Por exemplo, o sangue mantém um PH constante,
embora todo tipo de reacção química esteja ocorrendo, ou um antiácido que absorve o
ácido estomacal em excesso e não muda o pH do estômago. Nos dois casos estão
62
ocorrendo reacções, embora os sinais de alteração química estejam ausentes. Quando o
sistema está em equilíbrio, as reacções químicas são dinâmicas.
6.1. Reacções Reversíveis
São reacções que se processam em dois sentidos (directo e inverso).
Representação gráfica:
1- Reacção Directa
2- Reacção Inversa
Escrevendo a lei da velocidade para os dois sentidos da reacção teremos:
� Sentido directo (1):
� Sentido inverso (2):
Durante a reacção directa (V1) diminui e a velocidade da reacção inversa (V2) aumenta,
devido ao consumo das concentrações A e B e a formação constante de C e D.
Quando as concentrações A, B, C e D permanecem inalteradas, as duas velocidades (V1
e V2) tornam-se iguais, neste momento o sistema alcança o equilíbrio químico.
Fig.1: Representação gráfica de um sistema em equilíbrio químico.
63
Quando a velocidade da reacção directa aumenta dizemos que o equilíbrio está
deslocado para a direita e quando ela diminui aumentando V2 dizemos que o equilíbrio
para a esquerda:
Equilíbrio para a direita
Equilíbrio para a esquerda
6.2. Factores que afectam o Equilíbrio Químico
� Alteração das concentrações de um ou mais participantes do equilíbrio.
� Alteração da pressão total sobre o sistema.
� Adição de um catalisador.
A adição desses factores no equilíbrio obedece o princípio de Le Chatelier3.
6.2.1. Aumento de um dos reagentes.
Se se aumentar concentração de um dos reagentes, o sistema de tal maneira que vai
diminuir a concentração deste reagentes.
Ex.: Equilibro químico entre nitrogénio, hidrogénio e amoníaco.
� Junta-se ao sistema N2. assim, a velocidade da formação de NH3 aumenta de tal
maneira que se forma mais NH3 do que se dissocia. Num novo equilíbrio tem-se
mais NH3 do que antes da adição de N2 e as concentrações de N2 e H2 vão
diminuir. Diz-se que o equilíbrio de deslocou para o lado de NH3 (lado direito).
6.2.2. Retirada de um dos reagentes
3 Henry luís Le Chatelier 1850-1936 Engenheiro Químico Metalúrgico
64
Retirando um dos reagentes, o sistema reage de forma que é formado mais deste
reagente.
Ex.: Equilibro químico entre nitrogénio, hidrogénio e amoníaco.
� Retira – se H2 do sistema. Assim existe em falta o H2, o sistema terá que produzir
mais H2 diminuindo NH3 e aumentando N2 e H2. o equilíbrio se desloca para o
lado de H2 (sentido inverso), produzindo – o mais.
6.2.3. Variação de temperatura
Aumentando a temperatura o equilíbrio se desloca para o sentido endotérmico,
consumindo o calor. Ao baixar a temperatura o equilíbrio se desloca para o lado
exotérmico produzindo calor.
Ex.: Equilibro químico entre nitrogénio, hidrogénio e amoníaco.
� A dissociação de NH3 (processo inverso) é endotérmico, entretanto o aumento da
temperatura favorece o deslocamento de equilíbrio no sentido de formação de N2
e H2 ( lado esquerdo) e a diminuição da temperatura desloca o equilíbrio para a
directa favorecendo o processo exotérmico, que é a formação de NH3
6.2.4. Variação do volume e da pressão
Quando se aumenta o volume, o equilíbrio se desloca de tal maneira que se forma mais
partículas e sua diminuição equilíbrio se desloca de maneira o n de partículas.
Ex.: Equilibro químico entre nitrogénio, hidrogénio e amoníaco.
� Quando se aumenta o volume, a concentração das partículas diminui. O
equilíbrio se desloca para a esquerda (no sentido de maior nº de partículas). Ao
diminuir o volume o equilíbrio se desloca para a directa para diminuir a
concentração das partículas.
65
A mesma avaliação se pode fazer para a pressão levando em consideração que o
aumento do volume implica a diminuição da pressão e a diminuição do volume implica
o aumento da pressão.
6.2.5. Adição de um catalisador
A adição de um catalisador não tem influência sobre a posição do equilíbrio, apenas
aumenta a velocidade das reacções diminuindo o tempo necessário para se estabelecer o
equilíbrio.
1.3. O valor de Kc e a posição do equilíbrio
1) Se Kc>1, o equilíbrio encontra-se a direita, porque a concentração dos produtos é
maior que a dos reagentes: [P] > [R]
2) Se Kc <1, o equilíbrio encontra-se a esquerda, porque a concentração dos
produtos é menor que a dos reagentes: [P] < [R]
3) Se Kc = 1, o equilíbrio não está nem à direita, nem à esquerda.
4) Se Kc = 0, não há equilíbrio (não houve reacção).
EXERCICIOS
EXAME 2009
1. Os cálculos renais (“pedras nos rins”), são agregados cristalinos compostos por
alguns sais, dentre eles o Ca3(PO4)2, que se forma na reacção entre os iões
presentes no sangue: 3Ca2+(aq) + 2PO43- (aq) Ca3(PO4)2 (s).
A formação das “pedras nos rins” é favorecida por:
A. Variações da pressão
B. C. baixa concentração de iões fosfato no sangue
C. Alta concentração de iões cálcio no sangue
D. D. todas alternativas são correctas
66
EXAME DE 2007
1. Num recipiente de 4,0 litros estão em equilíbrio os gases SO2, O2 e SO3. As
quantidades presentes no estado de equilíbrio são 0,64 mol, 0,28 mol e 0,56 mol
respectivamente.
O equilíbrio neste sistema encontra-se:
A. À direita porque Keq >1
B. À direita porque Keq <1
C. À esquerda porque Keq>1
D. À esquerda porque Keq <1
EXAME DE 2005
1. Na síntese do amoníaco: N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g); as concentrações de azoto,
hidrogénio e amoníaco são respectivamente 0,8, 1,5 e 0,1 mol/l. Quais serão as
concentrações de amoníaco e hidrogénio se a de azoto baixar para 0,5 mol/l:
A. 0,7 e 0,6
B. 0,13 e 1,8
C. 0,4 e 2,4
D. 0,5 e 0,2
UNIDADE VII
7. EQUILIBRO QUÍMICO II
7.1. Equilíbrio Químico em Solução Aquosa
7.1.1. Teoria de Ácido/Base segundo Brönsted-Louwry
James Nicolaus Brönsted e Thomas Martins Louwry propuseram de modo independente
em 1923 que:
� Ácido é uma espécie química capaz de ceder (doar) protões.
Ex.:
67
� Base é uma espécie química capaz de captar (receber) protões.
Ex.:
Esses conceitos são mais amplos que os de Arrhenius, dado que o conceito de Arrhenius
era muito restrito, considerando ácidos ou bases apenas em soluções aquosas.
7.2. Ácidos e Bases Conjugadas
a) O ácido perde um protão (H+) transformando-se em base.
b) A base recebe um protão (H+) transformando-se em ácido.
7.3. Electrólitos e Equilíbrio Iónico
A força de um electrólito depende predominantemente do número de iões existentes da
solução, do soluto, do solvente, da concentração e da temperatura. Assim, os electrólitos
quanto ao grau de dissociação (relação entre o numero de iões na solução), dividem-se
em:
a) Electrólitos Fortes: são aqueles que em solução se dissolvem completamente.
b) Electrólitos Fracos: são aqueles que em solução não se dissolvem
completamente.
No equilíbrio iónico pode se escrever também a formula da constante de equilíbrio.
Ex.:
[ ][ ][ ]HCN
CNHK i
−+
= .( )1[ ] [ ]
[ ]KNH OH
NH OHi =+ −4
4
.( )2
68
Na expressão de Ki substitui-se o índice i na formula da constante de equilíbrio por a ou
b, passando a ser Ka ou Kb conforme se tratar de um ácido ou base respectivamente.
Ki = Ka (Constante da acidez)
Ki = Kb (Constante da basicidade)
7.4. Produto iónico da água e Relação entre Ka, Kb e Kw
A água sendo electrólito fraco dissocia-se pouco significativamente formando H+ e OH-
em equilíbrio com H2O.
[ ] [ ]K
H OH
H Oi =+ −.
2
[ ] [ ]K H OHw = + −.
A temperatura ambiente (25ºC) Kw = 1.10-14mol2/l2, resultando dai que,
[ ] [ ]H OH mol l+ − −= = 110 7.
7.5. Escala de pH
Fig.2: representação gráfica da escala de pH
EXERCICIOS
EXAME DE 2009
1. Determine o valor de pH da solução de H2SO4 a 0,012 M;
A. 1,62
B. 2,62
C. 3,4
D. 2,7
( )1
( )2
69
EXAME DE 2007
1. Sabendo que log 2 = 0,3010, o valor do pH de uma solução de HCl a 2.10-1 é:
A. 13,3
B. 0,69
C. 0,56
D. 0,4
EXAME DE 2005
1. A teoria de ácidos de Brönsted-Louwry é mais ampla que a de Arrhenius. Entre
os grupos de substâncias e iões abaixo, aquele em que existem dois ácidos de
Arrhenius e quatro de Brönsted-Louwry é:
A. HF, HCl; NO3-; HSO4
-; Cl-; SO42-
B. HCl; H2SO4; Cl-; HSO4-
C. H2SO4; NH4+, H3O+; HF
D. HCl; HF; HNO3; H2SO4
UNIDADE VIII
8. HIDRÓLISE DE SAIS
Nas principais funções inorgânicas, como vimos nos capítulos anteriores, estuda-se sais.
Os sais podem ser classificados em:
- Sais Normais ou Neutros: quando não apresentam o ião H+ ou OH- na sua composição.
Ex.: NaCl; BaCl2; AlCl3; etc.
- Sais ácidos: os que possuem um ou mais átomos de hidrogénio ionizável na sua
molécula.
Ex.: NaHCO3; NaHPO4; etc.
-Sais Básicos: são aqueles que possuem pelo menos um grupo OH- na sua molécula.
Ex.: Ca(OH)2Cl; Al(OH)2Br2; etc.
70
Esses sais quando entram em interacção com a água, formam diferentes tipos de
soluções (ácidas, básicas ou neutras).
Hidrólise – é a reacção de um sal com água. A hidrólise corresponde a reacção inversa
da neutralização.
Ex.:
8.1. Casos Fundamentais de Hidrólise
O processo de hidrólise é reversível por isso de estuda no capitulo de equilíbrio.
1) Hidrólise de Catião (H+): Sal de ácido forte e base fraca
Ex.: OHNHHClOHClNH 424 +↔+
OHNHClHOHClNH 424 ++↔++ −+−+
� O ião liberto (H+) confere a solução o carácter ácido (pH<7).
2) Hidrólise de anião (OH-): Sal de ácido fraco e base forte
Ex.: KOHHCNOHKCN +↔+ 2
−+−+ ++↔++ OHKHCNOHCNK 2
� O grupo (OH-) confere a solução o carácter básico (pOH> 7).
3) Hidrólise de sal de bases e ácidos fracos.
Ex:
71
Se a base e o ácido forem simultaneamente fracos, a solução será neutra. Visto que
ocorre hidrolise do catião e do anião ao mesmo tempo.
4) Hidrólise de sal de ácido e base fortes
Ex.:
Neste caso não há hidrólise, na equação, na presença de NaCl não altera o equilíbrio
iónico normal da água. O NaCl apenas se dissolve na água.
O observando as equações iónicas dos três primeiros casos chega – se a conclusão que:
quem sofre a hidrólise não e o sal, mas apenas o ião correspondente ao acido ou base
fraca.
Nota : um sal de ácido forte de uma solução e um sal de base forte da uma solução
básica, por outras palavras, na solução predomina a carácter do mais forte.
3.2.Constante de Hidrólise e Relação entre Kh, Ka, Kb
seja dada a equação:
A constante de hidrólise será exprimida de seguinte maneira:
a) Para um sal de ácido forte e base fraca:
b) Para um sal de ácido fraco e base fraca:
c) Para um sal de ácido e base, ambos fracos:
EXERCICIOS
EXAME DE 2009
[ ][ ][ ]NaCl
HClNaOHK h
.=
72
1. Qual dos seguintes sais se hidrolisa parcialmente com a formação de um sal
básico?
A. Cr2(SO4)
B. Na2CO3
C. AgNO3
D. AlCl3
EXAME DE 2007
1. Dissolvendo em água os seguintes sais (i) nitrato de chumbo; (ii) sulfito de sódio
(iii) iodeto de potássio e (iv) carbonato de sódio, as soluções resultantes terão,
respectivamente, o seguinte carácter:
A. Ácido; básico neutro e básico C. Ácido; neutro; neutro e ácido
B. Básico; básico neutro e neutro D. Ácido; básico básica e básico
EXAME DE 2005
1. Qual dos seguintes reagentes quando adicionados a uma solução de FeCl3
diminui a hidrólise deste sal:
A. NaOH
B. Na2CO3
C. HCl
D. H2O
UNIDADE IX
9. SOLUÇÃO TAMPÃO
9.1 Solução Tampão
Diz -se que uma solução está tamponada ou é tampão quando ela resiste a variação de
pH.
Solução tampão: é a solução que praticamente não sofre variação de pH quando a ela se
adiciona uma pequena quantidade de ácido ou base mesmo que seja forte.
A resistência do PH na solução tampão pode ser explicada a partir do funcionamento da
solução tampão de acido acético (CH3-COOH) que é um acido fraco e um sal
correspondente, acetato de sódio (CH3-COONa)
73
� Junta-se um ácido qualquer a essa solução, seus iões H+ serão consumidos
imediatamente pelo primeiro equilíbrio (1), deslocando o equilíbrio para a
esquerda. A acidez não aumenta e o pH não varia.
Neste caso não faltarão iões acetato porque a segunda reacção fornece, segundo
a equação:
� Juntando uma base
qualquer à solução, seus iões OH─ serão imediatamente consumidos pelos iões
H+ da ionização do ácido acético resultando o equilíbrio da água, deste modo, a
basicidade não aumenta e o pH não varia. Os iões H+ não faltam para reagir
com o grupo OH─ da base adicionada, pois o ácido acético sendo fraco continua
a fornecer iões H+ através da sua dissociação.
Nas soluções tampão, pode-se calcular o pH mediante as seguintes relações:
1. Tampões de ácido fraco e seu sal
2. Tampões de base fraca e seu sal
Onde: pKa – produto da constante da acidez;
pKb – produto da constante da basicidade;
pKw – produto da constante da água;
74
pH – Potencial hidrogeniónico ou potencial de hidrogénio.
EXERCICIOS
1. Qual e a razão entre as concentrações de um acido (Ka = 1,8.10.5 ) e de seu sal
numa solução tampão com pH igual a 5,7?
A. 1 : 9
B. 1 : 2
C. 2 : 3
D. 3 : 1
2. Uma solução tampão foi preparada misturando-se 200,0ml de uma solução de
NH3 0,60 M e 300,0 ml de uma solução de NH4Cl 0,20 M. O valor de pKb de
NH3 e de 4,76. Esta solução tampão tem um pH de :
A. 8,94
B. 9,54
C. 10,0
D. 9,06
75
3. O sangue humano mantêm-se em uma estreita faixa de pH, em torno de 7,4
mesmo após a ingestão de quantidades relativamente grandes de substancias
acidas ou alcalinas. Isso deve-se principalmente ao fenómeno de :
A. Osmose
B. Catalise
C. Hidrólise
D. Tamponamento
UNIDADE X
10. SOLUÇÕES
10.1. Conceitos Básicos
Solução: Mistura homogénea de duas ou mais substâncias
Solvente: Substância que dissolve as outras, substância presente em maior quantidade
Soluto: Substância dissolvida
10.2. Tipos de soluções
76
- Líquidas (aquosas e outras): As mais frequentes
- Sólidas: ligas, minerais naturais
- Gasosas: Ar, mistura de gases
Tipos de solução – Estado de agregação
Solução Soluto Solvente
Ar, gás natural Gás Gás Gás
Anticongelante Líquido Líquido Líquido
Ligas Sólido Sólido Sólido
Soda (bebida) Líquido Gás Líquido
Água do mar Líquido Sólido Líquido
H2 na platina Sólido Gás Sólido
Para indicar as quantidades relativas de soluto e solvente/solução usam-se diferentes
formas de exprimir a concentração:
� Molaridade: número de moles de soluto por litro de solução
solucão de volume
soluto de moles de n°=M
� Molalidade: número de moles de soluto por kg de solvente
solvente de massa
soluto de moles de n°=m
� Fracção molar: número de moles de um dado componente dividido pelo
número total de moles da mistura
∑
= n
in
inix
1
1....211=+++∑ = nxxx
n
ix
77
� Normalidade: número de equivalentes de soluto por litro de solução
solucão de volume
soluto de esequivalent de n°=M
� Percentagem por massa: Massa de um dado componente contida em 100g de
mistura
x100%mistura da massa
componente um de massa massa % =
Solução saturada:
- Solução que já não consegue dissolver mais soluto
Solução supersaturada:
- Solução em equilíbrio com excesso de solvente
Comportamento durante a dissolução:
“Semelhante dissolve semelhante”
10.3. SOLUBILIDADE E PRODUTO DE SOLUBILIDADE (K S)
10.3.1. Solubilidade
A questão de dissolução de sólidos em líquidos na água, em particular, é de grande
importância nos laboratórios e na indústria química, porque os sólidos estão em solução.
É importante lembrar que certas substâncias são muito solúveis em determinados
solventes, outros são pouco solúveis e chama-se normalmente de substâncias insolúveis.
Ex: Dissolução e dissociação do sólido
( ) ( ) ( )++ +→ 22
aqaqs SFeFeS
Reacção de precipitação: ( ) ( ) ↓→+ −+ FeSSFe aqaq22
78
Com o passar do tempo a velocidade de dissociação diminui e a velocidade de
precipitação aumenta ate se igualarem. É neste instante que a solução se torna saturada e
no qual atinge o equilíbrio, da solução (equilíbrio heterogéneo).
1. Velocidade de dissociação
2. Velocidade de precipitação
10.3.2. Produto de solubilidade (Kps)
Produto de solubilidade (Kps) é o produto das concentrações dos iões existentes em
uma solução saturada, estando cada concentração elevada à potência que é o coeficiente
do ião na equação de dissociação iónica correspondente.
� O produto de solubilidade varia com a temperatura, isto é, quanto maior
for a temperatura, maior será o produto de solubilidade;
� Quanto maior for o Kps mais solúvel é o electrólito.
Dado equilíbrio abaixo:
( ) ( ) ( )++ +→ 22
aqaqs SFeFeS
A sua lei da acção das massas será dada por:
[ ][ ][ ]FeS
SFeKc
−+
=22 .
Enquanto existir FeS precipitado, a concentração [ ]FeS em fase aquosa é constante,
porque trata-se de uma solução saturada. Logo: [ ]FeSKc. é também constante que se
denomina Produto de Solubilidade e é representado por: Ks, Kps ou Ps
[ ] [ ][ ]−+= 22 .. SFeFeSKc
[ ][ ]−+= 22 . SFeK ps
O valor de Kps é constante para cada substância a uma determinada temperatura.
79
10.3.3. Previsão das Reacções de Precipitação
Se numa dada solução, as quantidades dos iões forem tão pequena que multiplicando as
suas concentrações, o produto resultante for menor que Kps diz-se que a solução não
está saturada, consequentemente haverá formação de um precipitado.
Ex.: Dado o equilíbrio:
,[ ] 102 10.2 −+ =Fe e [ ] 102 10.2 −− =S , Sabendo que
substituindo na formula de Kps teremos como resultado 2010.4 −=psK que é menor que
1810.5 − . Deste modo, essa solução é não saturada e não precipitação. Se aumentarmos a
concentração de Fe2+ e S2-, chega um momento em que o produto [ ][ ]−+ 22 . SFe se tornará
igual ao valor de Kps. Neste momento a solução estará saturada.
Se continuar a aumentar as concentrações de Fe2+ e S2-,
de tal modo que o produto desses iões tende a ultrapassar o valor de Kps , começará a
ocorrer o precipitado (FeS). Neste ponto
Tudo o que foi dito acima pode se resumir de seguinte modo:
Para a equação
Quando:
EXERCICIOS
EXAME DE 2009
1. Quantas vezes a solubilidade de BaSO4 numa solução de BaCl2 (bem solúvel) a
0,1M será inferior a deste mesmo sal na água? Produto das solubilidades de
BaSO4 é igual a 10-10
[ ][ ] 1822 10.5. −−+ == SFeK ps
80
A. 103
B. 104
C. 105
D. 106
EXAME DE 2007
1. Sabendo que a solubilidade do PbBr2 a 25º C é igual a 1,32x10-2 o valor de Kps
é:
A. 6,3x10-6
B. 0,92x10-4
C. 9,2x10-6
D. 4,1x10-2
EXAME DE 2005
1. O coeficiente de NH4Cl a 50º C é igual a 50 g em 100 g de água. Qual é a
fracção em massa (%massa) do NH4Cl na sua solução saturada a mesma
temperatura:
A. 6,6
B. 13,3
C. 26,6
D. 33,3
UNIDADE XI
11. REACÇÃO REDOX
Inicialmente estudaremos o conceito de numero de oxidação e forma de como calcula-
lo, o que tornara possível entender o significado de expressões como "o KMnO4 é um
poderoso oxidante" ou então "CO é um óptimo redutor na usina de siderúrgica."
Os processos de redox formam uma classe muito importante de reacções químicas. Eles
ocorrem entre muitos compostos inorgânicos e orgânicos e são extremamente
importantes nos sistemas bioquímicos, onde provém o mecanismo para transferência de
energia nos organismos vivos.
Como regra, a estequiometria das reacções redox tende a ser mais complicada do que
para as reacções que não envolvem transferência de electrão. Como resultado, as
81
equações químicas para as reacções de redox são frequentemente, complexas e difíceis
de balancear por inspecção. Felizmente, existem métodos que podem ser aplicados para
ajudar no balanceamento destas equações.
11.1. O conceito de oxidação e redução
Uma reacção de oxidação/redução ocorre quando um ou mais elementos sofrem
variações nos seus números de oxidação, ou seja, ocorre transferência de electrões.
Oxidação: é a perda de electrões por uma espécie química.
Ex.: cada átomo de zinco perde 2 electrões:
( ) ( )−+ +→ e
aqs ZnZn 22 ; ( )sZn sofre oxidação
Redução: é o ganho de electrões por uma espécie química.
Ex.: cada ião de ( )+aqH ganha electrão:
( ) ( )ge
aq HH 222 →+ −+ ; ( )+aqH
Oxidação e redução ocorrem ao mesmo tempo, não existindo uma sem outra, pois o
total de electrões perdidos por uma espécie química deve ser igual ao total de electrões
ganhos por outra espécie.
Oxidação⇒Aumento de Nox ⇒Perda de Electrões ⇒ Eléctrodo negativo⇒Redutor
Redução⇒Diminuição de Nox ⇒Ganho de Electrões⇒ Eléctrodo Positivo⇒
Oxidante
82
11.2. Número de oxidação (Nox)
Numero de oxidação (Nox) é o numero que mede a carga real (em ligações iónicas) ou
carga parcial (em ligação covalentes) de uma espécie química.
11.3. Regras básicas para determinar o Nox
1) O nox de um elemento livre e não combinado é igual a zero.
Ex. ooo ZnHAl ;; 2 .
2) O nox do hidrogénio (H2) nos compostos é sempre (+1) excepto em hidretos
metálicos é onde (-1).
Ex.1: OHClH1
2
1
;++
Ex.2: 11
2 ;−−
HNaHCa
3) O nox do oxigénio nos compostos e sempre (-2) excepto nos peróxidos onde é (-
1) e nos compostos com flúor onde pode ter carga positiva (+2)
Ex. 2
22
2
22
22
2 ;;;++−−OFOHOCOH
4) A soma algébrica dos nox positivos e negativos de todos os átomos numa
molécula neutra é igual a zero.
Ex1: Soma algébrica de nox de hidrogénio e oxigénio para a molécula de água:
00
022
0)2.(1)1(2
0)()(
0
2
2
1
==−
=−++=+
=∑
−+
oNoxHnox
nox
OH
Ex.2: Determinação de nox de enxofre na molécula de 42SOH
83
6
0)2(4)1(2
0)(4)()(2
0
2
42
1
+==−+++
=++
=∑
−+
x
x
ONoxSxNoxHnox
nox
OSHx
5) A soma algébrica dos nox negativos e positivos de todos átomos num ião é igual
a carga desse ião.
Ex.: determinação de nox de fósforo no ião fosfato ( )−34PO :
5
3)2(4
3)(4)(
3
34
+=−=−+
−=+
−=∑
−
x
x
ONoxPNox
nox
OPx
11.4. Número de oxidação e a Tabela Periódica
Assim como a configuração electrónica dos átomos, também se verifica uma
irregularidade na distribuição de nox ao longo do quadro periódico.
� O hidrogénio apresenta o nox (+1) quando combinado com um ametal;
� Os metais dos grupos principais (IA, IIA e IIIA), apresentam nox (+1), (+2) e
(+3) respectivamente.
� Os elementos do IVA apresentam nox (+1), (+2) e (+4). Os estados de oxidação
mais importantes neste grupo são (+2) e (+4).
� Os elementos do VA apresentam nox (-3), (+3), (+5). O nitrogénio pode
apresentar nox (-3), (+1), (+2), (+3), (+4) e (+5) quando ligado a NH3, N2O,
NO, N2O3, NO2 e N2O5 respectivamente.
� Elementos do VIA: o oxigénio apresenta nox (-2) e nos peróxidos apresenta nox
(-1). O enxofre pode ter nox (-2), (+2), (+4) e (+6).
84
� Os elementos do VIIA apresentam nox (-1), excepto raros casos em que têm nox
(+1).
� Os metais de transição apresentam mais que um nox, pelo facto de alguns
electrões mais internos se poderem comportar como electrões de valência:
Cobre (Cu): (+1), (+2)
Ferro (Fe): (+2), (+3)
Crómio (Cr): (+2), (+3), (+6)
Manganês (Mn): (+2), (+4), (+6), (+7)
11.5. Pares redox
Assim como nas reacções ácido/base, se uma espécie química perde electrões dá origem
a outra espécie química capaz de os aceitar, as duas espécies constituem um par redox
conjugado.
Ex.: −+ +→ eNaNa 110
Há espécies químicas que na reacção redox a mesma espécie sofre simultaneamente
oxidação e redução. Esse processo designa-se por auto-oxidação ou dismutação.
Ex.:
� Oxidação: aumento de número de oxidação;
� Redução: diminuição de número de oxidação.
11.6. Acerto de Equações por Método de Variação de nox ou semi-equações
85
Quando se faz um acerto de equações redox, para alem do número de átomos (massa),
tem de se ter em conta o acerto da carga eléctrica, ou seja, número de electrões que se
transferem de uma espécie química para a outra.
Nas reacções redox, o balanço se baseia numa contagem de electrões, pois o número de
electrões perdidos na oxidação deve ser igual ao número de electrões ganhos na
redução.
Ex.: MgOOMg →+ 2
Procedimentos:
1. Calcular o nox de cada elemento participante na reacção:
2202
0 −+→+ OMgOMg
2. Montar os pares redox:
Oxidação: −+ +→ eMgMg 220
Redução: 202 24 −− →+ OeO
3. Determinar o m.m.c dos electrões perdidos e ganhos durante a reacção e
multiplicar depois ambos membros da equação.
11.7. Agentes Oxidantes e Redutores
Os elementos que se encontram num estado em que o seu nox é a dado ponto superior
somente podem reduzir, uma vez que os seus átomos se limitam a serem capazes de
captar electrões.
Ex.: Enxofre com estado de oxidação (+6) no 42SOH
Nitrogénio com estado de oxidação (+5) no 3HNO , etc.
86
Os elementos que se encontram num estado em que o seu nox é inferior somente podem
oxidar, uma vez que se limitam a perder electrões.
Ex.: Enxofre com estado de oxidação (-2) no SH 2
Nitrogénio com estado de oxidação (+5) no 3NH , etc.
As substâncias que contêm elementos que se encontram num estado de oxidação
intermédio são dotadas de uma dualidade oxidante/redutor.
11.8. Classificação das reacções Redox
1) Reacções Intermoleculares: os átomos que apresentam a variação de seu nox são
de diferentes substâncias.
Ex.:
2) Reacções Intramoleculares: os átomos são diferentes mas se encontram numa
mesma substância.
Ex.:
3) Reacções de Dismutação: uma espécie simultaneamente diminui e aumenta o
seu número de oxidação.
87
Ex.:
11.9. Pilhas de Daniel ou Célula Galvânica
O princípio de uma célula galvânica é que duas semi-reacções separadas podem ocorrer
simultaneamente com a transferência de electrões através de um fio condutor.
Uma pilha galvânica (pilha de Daniel) típica usa a seguinte reacção:
044
0 CuZnSOCuSOZn +→+
em que as espécies oxidadas e reduzidas podem ser representadas como sendo:
0220 CuZnCuZn +→+ ++
Fig.3: Representação esquemática de uma célula galvânica
11.10. Funcionamento da pilha do Daniel
Neste dispositivo existe dois compartimentos chamadas meia célula, separada por uma
parede porosa.
� No compartimento esquerdo (meia célula de zinco) ocorre a oxidação do zinco.
Semi-equação do zinco: −+ +→ eZnZn 220 que fornece os electrões, migrando
por meio de um fio externo em direcção a chapa de cobre.
88
� No compartimento direito (meio célula de cobre) ocorre a redução do cobre,
captando electrões vindo do zinco. A semi-equação do cobre: 02 2 CueCu →+ −+
assim, teremos um fluxo de electrões saindo do ânodo (-) para o cátodo (+).
Os iões negativos ( −24SO ) e positivo (Zn2+), circulam para esquerda e para direita
respectivamente através da parede porosa. Este movimento de iões representa a corrente
eléctrica dentro da solução.
� Os electrões circulam através de um fio externo;
� Os iões circulam através da solução (parede porosa) estabelecendo um
equilíbrio: −+ ⇔ 24
2 SOZn
Não é necessariamente que uma pilha de Daniel seja constituída por iões de zinco
( +2Zn ) e pela barra metálica de cobre, pois a barra de cobre pode ser substituída por
qualquer metal e qualquer ião positivo pode ser usado no lugar de zinco ( +2Zn ).
A parede porosa é colocada para impedir uma transferência directa de electrões na barra
de Zn; porque caso assim acontecesse provocaria curto-circuito na pilha. Ela ainda
permite a difusão de iões positivos e negativos de um comprimento para o outro. Se
assim não fosse a solução ficaria positivamente carregada no ânodo e negativamente no
cátodo, o que faria cessar a passagem da corrente.
A pilha de Daniel e todas outras pilhas, podem se representar da seguinte maneira:
A pilha de Daniel, como as outras pilhas podem ser representadas usando esquema mais
simples.
89
Fig.4: Representação esquemática da pilha de Daniel
A ponte salina é um simples tudo cheio de solução de sal, que tem a função de permitir
movimentações de iões de um copo para o outro nos dois sentidos.
11.11. Eléctrodo
Eléctrodo – é um condutor que emite ou recebe electrões numa pilha ou numa válvula
termiónica.
O eléctrodo pode ser positivo ou negativo:
• Eléctrodo negativo – é o ânodo onde ocorre a oxidação durante o processo.
• Eléctrodo positivo – é o cátodo onde ocorre a redução durante o processo.
E0( redutor ) é sempre menor em relação ao E0 (oxidante)
E0 (oxidante) é sempre maior em relação ao E0 ( redutor ).
11.12. Potencial normal dum par Redox
Fechando um circuito por meio duma ponte salina, verifica-se o deslocamento da agulha
do galvanómetro indicando o movimento de electrões de lâmina de zinco para a lâmina
de cobre. O movimento de electrões é possível porque sabe-se que uma lâmina metálica
90
mergulhada numa solução de iões de metais cede os seus electrões não localizados nos
iões da solução, permitindo a descarga desses electrões a superfície da lâmina.
Na pilha considerada, os iões Zn2+ passam da lâmina metálica para solução, ficando por
isso a lâmina com excesso de electrões e a solução em contacto com ela ficando com o
excesso de carga positivas.
Há repulsão electrostática da solução carregada positivamente e detêm de Zn2+ essa
transferência de Zn2+ surgindo uma dupla camada de carga correspondente a d.d.p.
(diferença de potencial) eléctrica entre a lâmina e a solução, chamada potencial de
dupla camada ou potencial de eléctrodo junto a lâmina de cobre verifica-se a descarga
de uma deficiência de cargas positivas. Portanto a lâmina de cobre passa a ter a carga
positiva ligando a duas lâminas com um fio metálico estabelecendo-se entre elas uma
d.d.p.
Ligando o circuito com uma ponte salina os electrões passarão da lâmina de Zn para Cu,
provocando o movimento da agulha do galvanómetro, permitindo que transferência de
Zn2+ da lâmina passe para a solução do ião Cu2+.
A d.d.p. de uma pilha em condições padrão (1mol a 25ºC) é dada por:
ou simplesmente
[ ] VoltE =∆ 0
11.13. Espontaneidade da reacção numa pilha
Se o funcionamento da pilha é Espontâneo no sentido considerado.
Se o funcionamento da pilha Não é Espontâneo no sentido considerado.
EXERCICIOS
EXAME DE 2009
91
1. Na reacção: K2MnO4 + HNO3 KMnO4 + NO2 + H2O. O agente oxidante é:
A. K2MnO4
B. HNO3
C. KMnO4
D. NO2
EXAME DE 2007
1. Na reacção Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu o redutor e o oxidante são respectivamente:
A. Zn2+ e Cu2+
B. Cu2+ e Zn2+
C. Cu2+ e Zn
D. Zn e Cu2+
EXAME DE 2005
1. Os números de oxidação e valência do carbono na molécula de CO são:
A. + e II
B. -2 e II
C. +2 e III
D. -2 e III
UNIDADE XII
12. ELECTRÓLISE
Electrólise – é a reacção redox provocada pela corrente eléctrica. Ou seja, é o processo
em que se usa a electricidade para quebrar as ligações de uma substância.
Consideremos a electrólise do CuCl2 em solução, depositado num recipiente dentro do
qual são colocados dois eléctrodos de carvão. Liga-se um fio metálico a um
acumulador.
Observa-se que no eléctrodo que serve de cátodo se formará uma camada de cobre
metálico enquanto no ânodo se libertará o cloro livre. Deste modo sob acção da corrente
eléctrica decorre uma reacção química na qual o CuCl2 se decompõe em cobre metálico
e cloro livre.
92
Considerando a teoria electrolítica, o acumulador que actua como uma bomba de
electrões realiza uma espécie de transferência de um eléctrodo para outro. O eléctrodo
onde são tirado electrões torna-se positivo e tem o nome de ânodo enquanto o eléctrodo
para onde se deslocam os electrões tornam-se negativos e se designam cátodo.
A solução de CuCl2 está dissolvida em iões como se mostra a seguir:
−+ +→ )(2
)()(2 aqaqaq ClCuCuCl
Sob acção da corrente eléctrica, na solução de CuCl2, o movimento desordenado de iões
ordenam-se e os iões de Cu2+ dirigem-se para o eléctrodo negativo (cátodo), enquanto
os iões negativos de Cl- se dirigem para o eléctrodo positivo (ânodo). Deste modo os
pólos cátodos e ânodos oxidam-se e reduzem-se simultaneamente formando cobre
metálico e cloro molecular de acordo com a seguinte equação química:
Tabela 1: Característica da electrólise e pilha de Daniel
Cátodo Ânodo
Pilha (+) Ocorre Redução (-) Ocorre Oxidação
Electrólise (-) Ocorre Redução (+) Ocorre Oxidação
12.1. Leis de Faraday
As leis de Faraday relacionam-se com a massa formada nos eléctrodos com carga dessa
solução e com as equivalentes gramas das substâncias formadas nos eléctrodos.
12.1.2. Primeira Lei de Faraday:
93
"A massa formada num eléctrodo é directamente proporcional a carga que atravessa a
solução."
12.1.3. Segunda Lei de Faraday:
"As massas de diferentes substâncias formadas pela passagem da mesma quantidade de
electricidade são proporcionais à equivalente grama de cada substância."
EXERCICIOS
EXAME 2009
1. Durante a electrólise de uma solução aquosa de NaOH no ânodo libertam-se
2,8 l de oxigénio (em condições consideradas normais). Que quantidade de
hidrogénio se liberta no cátodo?
A. 2,8 l B. 5,6 l C. 11,2l D. 22,4l
EXAME 2005
1. Durante a electrólise de uma solução aquosa de CuCl2 no ânodo libertam-se
11200ml de gás (em condições consideradas normais). Determine a massa de
cobre que se liberta no cátodo se MCu=63,55 u.m.a
94
A. 63,55g B. 31,78 C. 6,36g D. 3,18g
EXAME DE 2008
1. Entre as afirmações abaixo, assinale aquela que considera verdadeira:
A. A electrólise do ácido clorídrico em solução diluída, com eléctrodos
inertes, origina gás oxigénio
B. Na electrólise do ácido clorídrico, em solução aquosa, a solução vai-se
tornando cada vez mais concentrada em ácido clorídrico
C. Na electrólise do ácido sulfúrico, em solução diluída, com eléctrodos
inertes, a solução se torna cada vez mais ácida; isto é, mais concentrada
em ácido sulfúrico
D. Na electrólise do ácido sulfúrico, em solução diluída, com eléctrodos
inertes, ocorre a oxidação anódica do sulfato
UNIDADE XIII
13.1. TERMOQUÍMICA
As reacções químicas são acompanhadas por trocas de energia que podem se manifestar
de diferentes formas. Este capitulo será dedicada a um tipo de troca energética que é a
transferência de calor, associado a uma reacção química ou mudança de estado físico de
uma substância.
Termoquímica é a ciência que estuda as transferências de calor associada a uma reacção
química ou mudanças no estado físico de uma substância.
13.2. Processos Exotérmicos e Endotérmicos
Processo exotérmico é aquele que ocorre com libertação de calor da mistura de reacção
(reagentes) para o meio ambiente.
95
ou
Processo endotérmico é aquele em que mistura de reacção (reagentes) absorve o calor
do meio ambiente.
)(2)(2)(2 2
18,285 ggl OHkJOH +→+ ou
13.3. Entalpia (H)
O conteúdo de energia de cada substância participante da reacção é uma importante
propriedade que a chamaremos de entalpia.
13.4. Variação da entalpia (∆H)
Para qualquer reacção que ocorra a pressão constante, o calor de reacção é exactamente
igual a diferença entre a entalpia dos produtos e a dos reagentes.
Nas reacções exotérmicas, o sistema reactivo apresenta uma diminuição de entalpia,
portanto, a entalpia dos produtos é menor que a dos reagentes.
Por exemplo:
kJOHOH lgg 8,2852
1)(2)(2)(2 +→+
96
Nas reacções endotérmicas, o sistema reactivo apresenta uma aumento de entalpia,
portanto a entalpia dos produtos é maior que a dos reagentes. Por exemplo:
13.5. Propriedades de uma Equação Termoquímica
1. " O valor numérico de ∆H de uma reacção é directamente proporcional à
quantidade (em massa ou mol) de reagentes e produtos."
2. "A reacção directa e inversa apresentam o mesmo valor numérico, porém são
simétricos."
3. "A equação global é a soma de todas etapas intermediárias."
13.6. Lei de Hess
"Uma equação termoquímica (etapa global) pode ser expressa pela soma de duas ou
97
mais outras equações (etapas intermediárias), e como consequência o ∆H global da
equação global é a soma dos ∆H das etapas individuais."
Ex.:
EXERCICIOS
EXAME DE 2009
1. Com base no calor de formação de dióxido de carbono gasoso (∆H = -393,5 kJ)
e do processo termodinâmico:
C (grafite) + 2N2O(g) CO2(g) + 2N2(g). ∆H = -557,5kj. O calor de formação de
N2O(g) é:
A. -970,0Kj
B. +164,0Kj
C. -292,5Kj
D. +82,0Kj
98
EXAME D 2005
1. Se as entalpias de atomização e de ligação C-H no benzeno forem
respectivamente, 5540 e 414 kJ/mol, a energia de ligação C-C será igual:
A. 390,3 kJ/mol
B. 459,7 kJ/mol
C. 209,8 kJ/mol
D. 509,3kj/mol
EXAME DE 2008
1. Sabendo que um sistema executou um trabalho igual a 40 Kcal e que a sua
variação de energia interna foi igual a -60 Kcal, então pode-se afirmar que ele:
A. Recebeu 60Kcal sob a forma de calor
B. Cedeu 40 Kcal sob a forma de calor
C. Cedeu 20 Kcal sob a forma de calor
D. Não recebeu nem cedeu calor.
UNIDADE XIV
14.1. ESTEQUIOMETRIA OU CÁLCULO ESTEQUIMÉTRICO
Cálculo estequimétrico ou estequimetria é o cálculo das quantidades de reagentes e/ou
produtos das reacções químicas, feito com base nas leis das reacções e executado, em
geral, como auxilio das equações químicas correspondentes.
99
Seja dada a equação: )(3)(2)(2 23 ggg NHHN →+ pode-se fazer as seguintes
interpretações:
14.2. Regras para cálculos estequiométricos
1) Escrever a equação química mencionada no problema.
2) Acertar os coeficientes dessa equação.
3) Estabelecer uma regra de três entre o dado e a pergunta do problema,
obedecendo aos coeficientes da equação, que poderá ser em massa, ou em
volume, ou em mol, etc., conforme as conveniências do problema.
14.3. Casos gerais de cálculo estequimétrico
1. Quando o dado e a pergunta são expressos em massa
Ex.: Calcular a massa de óxido cúprico obtida a partir de 2,54g de cobre metálico
(massas atómicas: O = 16; Cu = 63,5).
Resolução
Equação balanceada: CuOOCu 22 2 →+
Informação da equação: 2 moles de Cu →produzem 2 moles de CuO
100
2. Quando o dado é expresso em massa e a pergunta em volume (ou vice-
versa)
Ex.: Calcular o volume de gás carbónico obtido, nas CNTP, por calcinação de 200g de
carbonato de cálcio (massas atómicas: C = 12; O = 16; Ca = 40).
Resolução
Equação balanceada: 23 COCaOCaCO +→∆
Informação da equação: 1 mol de 3CaCO →produz 1 mol de 2CO
3. Quando o dado e a pergunta são expressas em volume
Ex.: 15L de hidrogénio, medido a 15ºC e 720mmHg, reagem completamente com o
cloro. Qual é o volume do gás clorídrico produzido, na mesma temperatura e pressão?
Resolução
Equação balanceada: )()(2)(2 2 ggg HClClH →+
Informação da equação: 1 volume de 2H →produz 2 volumes de HCl
101
O cálculo estequimétrico entre volumes de gases é um cálculo directo e imediato,
deste que os gases estejam nas mesmas condições de temperatura e pressão. De
facto, as leis volumétricas de Gay-Lussac4 e a lei de Avogadro5 permitem afirmar que a
proporção dos volumes gasosos que reagem e são produzidos numa reacção coincide
com a própria proporção dos coeficientes da equação química dessa reacção. No
entanto, se o dado e a pergunta do são volumes gasosos em condições diferentes de
temperatura e pressão entre si, devemos usar a relação T
PV no inicio ou no fim dos
cálculos, pois a regra de três somente admite volumes nas mesmas condições de
temperatura e pressão (quaisquer que sejam P e T).
4. Quando o dado é expresso em massa e a pergunta em moles (ou vice-versa)
Ex.: Quantos moles de ácido clorídrico são necessários para produzir 23,4 gramas de
cloreto de sódio? (massas atómicas: Na = 23; Cl = 35,5)
Resolução
Equação balanceada: OHNaClNaOHHCl 2+→+
Informação da equação: 1 mol de HCl →produz 1 mol de NaCl
5. Quando o dado é expresso em a pergunta em quantidade de moléculas (ou
vice-versa)
Ex.: quantas moléculas de gás carbónico podem ser obtidas pela queima completa de
4,8g de carbono puro? (massas atómicas: C = 12)
Resolução
Equação balanceada:
Informação da equação: 1 mol de C →produz 1 mol de 2CO
4 5 Amadeo Avogadro, químico italiano (1776-1856).
102
Concluindo, para se resolver um cálculo estequimétrico basta escrever a equação
química mencionada no problema, acerta-la e montar uma regra de três de acordo com
as proporções indicadas na própria equação química. Nesta regra, teremos a liberdade
de relaciona:
EXERCICIOS
1. Uma das componentes da gasolina é octano, C8H18, cuja combustão incompleta
produz CO. Admita-se que a combustão incompleta do octano é representada
pela equação. C8H18 + 11O2 → 5CO2 +3CO2 + 9H2O.
A partir de 100 moles de octano, qual é o número de moléculas de CO obtido?
A. 30,0 B. 18.1025
103
C. 300 D. 3000
2. Durante a decomposição do calcário CaCO3 libertam-se 11,2 l de CO2 (CNTP).
Qual e a massa de KOH necessária para ligar o gás libertado de forma a obter-se
um carbonato? M (KOH) = 56 u.m.a
A. 28g
B. 56g
C. 84g
D. 112g
3. Precisamente 0,7 litros de hidrogénio medidos nas CNTP foram substituídos de
um ácido mineral por um metal com a massa equivalente igual a 28 g/ mol.
A massa do metal que reagiu e:
A. 3,50g
B. 2,75g
C. 1,75g
D. 4,25g
UNIDADE XV
15. QUÍMICA ORGÂNICA
104
15.1. HIDROCARBONETOS
Hidrocarbonetos são compostos orgânicos formados exclusivamente por átomos de
carbono e hidrogénio. Eles se subdividem em várias subclasses, das quais as mais
importantes são alcanos, alcenos, alcinos, ciclanos (ou cicloalcanos) e aromáticos.
As cadeias carbónicas dos hidrocarbonetos classificam-se em:
15.2. Alcanos ou Parafinas6
Alcanos são hidrocarbonetos acíclicos (cadeia aberta) e saturados. Sua nomenclatura é
dada utilizando o intermediário an e o sufixo o, ou seja, os nomes dos alcanos possuem
prefixo de numeração7 e ano no final.
Veja os exemplos:
1 Carbono + ano Metano
2 Carbonos + ano Etano
3 Carbonos + ano Propano
4 Carbonos + ano Butano
6 A palavra parafina derivado do latim e significa “com pouca afinidade”. 7 Os prefixos de enumeração se encontram na tabela I.1
105
As fórmulas moleculares de todos os alcanos se encaixam na FÓRMULA GERAL :
CnH2n+2, onde n é um número inteiro. Assim, por exemplo, no Octano temos n = 8
átomos de Carbono e, consequentemente, 2n + 2 = 2 ⇒ 8 + 2 = 18 átomos de
hidrogénio, e fórmula molecular será C8H18.
15.2.1. Isomeria
Isómeros são compostos que apresentam mesma forma molecular, mas se diferem na
sua estrutura.
Os alcanos apresentam a isomeria de cadeia.
Ex.:
15.2.2 PROPRIEDADES QUÍMICAS
A saturação da cadeia nos alcanos, os torna muito pouco reactivos, deste modo, a sua
reacção característica é a Reacção de Substituição.
15.2.3 Reacção de Substituição
Esquematicamente, para os dois casos, teremos:
Exemplos de reacção de substituição:
1. Halogenação (F2, Cl2, Br2 e I2)
2HXRHXHR +−→+− HXXRXHR +−→+− 2
HBrBrCHBrCH +−→+ 324
106
2. Reacção com (HBr, HI ou HCl)
3. Sulfonação (adição de H2SO4)
4. Nitração (adição de HNO3)
OHNOCHCHCHNOHOCHCHCH cat
222232323 +−−−→−+−−
15.2.4. Reacção de combustão
OHCOOCH 2224 22 +→+
15.3. Alcenos ou Alquenos ou Olefinas
Alcenos são hidrocarbonetos acíclicos contendo ligações duplas.
15.3.1. Nomenclatura IUPAC e Usual (ou Trivial)
Sua nomenclatura é dada utilizando o intermediário en e o sufixo o e possuem
FÓRMULA GERAL: CnH2n, onde n é um número inteiro. Veja os exemplos abaixo:
2 Carbonos + eno 3 Carbonos + eno
234 HClCHHClCH +−→+
OHHSOCHHSOHOCH 23334 +−→−+
107
Eteno Propeno
Obs.: O eteno também é chamado de etileno
Em casos onde existem mais de uma possibilidade para a posição da dupla ligação, é
necessário indicar a sua posição, através de uma numeração. O Carbono 1 é sempre o
Carbono da extremidade mais próxima da dupla ligação na cadeia, fazendo com que
sejam usados os menores números possíveis. Veja os exemplos abaixo:
Ligação dupla no Carbono 1 + 5 Carbonos + eno Penteno-1
Ligação dupla no Carbono 2 + 6 Carbonos + eno Hexeno-2
No que diz respeito a nomenclatura usual, os alcenos são considerados como derivados
de etileno (CH2=CH2)
Exemplos:
15.1.3.1. Isomeria
a) Isomeria de posição
Os alcenos apresentam a mesma fórmula molecular, mas se difere na posição da
ligação dupla.
Ex: 84HC
108
b) Isomeria geométrica
A existência de ligações duplas cria a possibilidade de isomeria. Tradicionalmente os
dois isómeros são denominados cis e trans, consoante os substituintes de cada um dos
carbonos da ligação dupla se encontrem do mesmo lado ou não:
15.1.3.2. PROPRIEDADES QUÍMICAS
Em comparação aos alcanos os alcenos são mais reactivos devido a insaturação que
apresenta na sua estrutura. A sua reacção característica é a reacção de adição.
a) Adição de hidrogénio
É possível efectuar a redução de um alceno ao alcano correspondente utilizando
hidrogénio molecular como agente redutor na presença de catalizadores (de Pt,
Ni, Rh).
b) Reacção de combustão
c) Adição de halogéneos (F2, Cl2, Br2 e I2)
109
d) Adição de haletos de hidrogénio
Regra de Markovnikov
A adição de halogenetos de hidrogénio é realizada mediante a regra de Markovnikov:
“quando um alceno substituído assimetricamente reage com um halogeneto de
hidrogénio, o hidrogénio liga-se ao carbono que tem o maior número de hidrogénios
e o halogéneo ao carbono com menos hidrogénios.”
e) Hidratação (adição da água)
Por hidratação, os alcenos originam álcoois:
Usam-se ácidos fortes como catalizadores da reacção.
15.1.4. Alcinos ou Alquinos
Alcinos são hidrocarbonetos alifáticos insaturados contendo triplas ligações. Possuem
FÓRMULA GERAL: CnH2n-2.
110
15.1.4.1. Nomenclatura IUPAC e Usual (ou Trivial)
A nomenclatura é igual a dos alcenos, porém seu intermediário é in. Veja os exemplos:
2 Carbonos + ino Etino
Ligação tripla no Carbono 2 + 5 Carbonos + INO Pentino-2
Ligação tripla no Carbono 1 + 4 Carbonos + INO Butino-1
Obs.: O etino também é chamado de acetileno.
No que diz respeito a nomenclatura usual, os alcinos são considerados como derivados
de acetileno (CH≡CH)
Exemplos:
15.1.4.2. Isomeria
a) Isomeria de posição
Os alcenos apresentam a mesma formula molecular, mas se difere na posição da
ligação dupla.
Ex: 64HC
15.1.4.3. PROPRIEDADES QUÍMICAS
Assim como os alcenos, os alcinos são muito reactivos. A sua reacção característica é
também a Reacção de Adição.
a) Adição de hidrogénio na presença de um catalisador
111
b) Reacção de combustão
c) Reacção com haletos de hidrogénio
d) Halogenação
e) Hidratação (adição da água)
15.2. Nomenclatura de Hidrocarbonetos Ramificados
Os hidrocarbonetos são considerados ramificados quando apresentam em sua estrutura
um carbono que seja terciário ou quaternário. Suas regras de nomenclatura envolvem
conhecimento de numeração e nomes de radicais e, para melhorar o aprendizado, estão
divididas em Nomenclatura de Hidrocarbonetos de Cadeia Aberta, Cíclicos e
Aromáticos.
15.2.1. Hidrocarbonetos de Cadeia Aberta
Está dividida em Hidrocarbonetos Saturados e Insaturados. Para dar nomes a estas
estruturas, é necessário destacar a cadeia principal e os radicais, dando seus nomes e
indicando através de numeração (sempre os menores números possíveis) a posição dos
112
radicais. O que muda entre os Hidrocarbonetos Saturados e Insaturados é o meio de se
achar a cadeia principal. Acompanhe os dois casos:
15.2.2. Hidrocarbonetos Saturados
Nos Hidrocarbonetos Saturados, isto é, naqueles que só apresentam ligações simples em
sua estrutura a nomenclatura mediante as seguintes regras:
1. Escolhe-se a cadeia principal (a mais longa);
2. Enumera-se a partir da extremidade mais próxima de radical;
3. Nomeia-se os radicais (o nome dos radicais são obtidos por eliminação de um
átomo de hidrogénio dum átomo de carbono terminal, substituindo a terminação
-ano por -il . Ex.: butil, dodecil, etil, isopropil, metil, , propil,...) seguindo a sua
ordem alfabética, indicando o número de carbono a que está ligado. Se os
radicais se repetem usam-se os prefixos di, tri, tetra, etc de acordo com a sua
quantidade (esses não afectam a ordem alfabética. Ex: 5-etil-3,4-dimetil-5-
isopropil-octano);
4. Nomeia-se a cadeia principal.
Exemplo (1):
metil-propano
(não é necessário numerar pois não há outra posição para o radical)
Este composto também é chamado de Isobutano
Exemplo (2):
5-etil-3,4-dimetil-5-isopropil-octano
113
(Note que neste caso a cadeia principal não foi uma sequência representada numa linha
recta)
15.3. Hidrocarbonetos Insaturados
Os hidrocarbonetos insaturados são aqueles que contêm pelo menos uma ligação dupla
ou tripla em sua cadeia. Nestes casos, a cadeia principal é a maior sequência que
contiver a ligação dupla ou tripla; o Carbono 1 será o Carbono mais próximo da
insaturação. Acompanhe dois exemplos:
Exemplo (1):
4,5,5-trimetil-3-isopropil-hepteno-2
Exemplo (2):
4-metil-3-etil-hexino-1
� Da mesma forma procede-se para os alcenos.
114
15.4. Hidrocarbonetos Aromáticos
São hidrocarbonetos que apresentam um ou mais anéis aromáticos.
C
CC
C
CC
H
H
H
H
H
H
ou ou
15.4.1 Nomenclatura
Os hidrocarbonetos aromáticos apresentam uma nomenclatura particular:
CH3
metil benzeno
(ou tolueno)
CH2CH3
etil benzeno
CHCH 3
CH 3
Com relação a um radical ligado ao anel benzénico, as outras cinco posições recebem nomes especiais.
Seja um anel benzénico ao qual está ligado um radical R:
Tabela 2: características dos radicais orto-para e meta dirigentes:
orto-para dirigente -NH2 -OH -CH3 -Cl -C2H5 -OCH3
Meta dirigente -NO2 -SO3H -COH -COOH -C≡H
Exemplos:
R
(orto)
(meta)
(para)
(orto)
(meta)
115
Eis exemplos de alguns radicais:
15.4.2. PROPRIEDADES QUÍMICAS
Devido a estabilidade do anel aromático. Estes, tal como os alcanos, sofrem a reacção
de substituição:
a) Halogenação: reacção com X2 (Cl2, Br2)
b) Nitração: reacção com HNO2
Esta reacção é catalisada pelo ácido sulfúrico.
CCHetinil
fenil
CH 2
benzil
CHH2C
vinil (etenil)
CHCH3 CH
propenil
CH 3
orto toluil
116
c) Sulfonação: adição de H2SO4
d) Reacção de Friedel-Crafts:
• Acilaçao: reacção com
• Alquilação: reacção com
15.5. Álcoois
São compostos orgânicos que possuem na sua estrutura uma ou mais grupos hidroxilas
(-OH) ligadas a átomos de carbono saturado.
15.5.1. Fórmula Geral
Onde R é um radical alquila, isto é, derivado de alcanos
15.5.2. Nomenclatura:
OFICIAL:
1. Escolher a cadeia mais longa partindo da extremidade mais próxima do grupo
OH.
2. Nomear os radicais indicando as respectivas posições8.
3. Usar o prefixo seguido da terminação “ol” e a respectiva posição do grupo OH
indicada no fim.
Exemplos: 8 Ver a nomenclatura dos alcanos no que diz respeito a radicais.
R – OH
Prefixo de carbonos + OL+ indicação de ligação
CRO
X
XR
117
CH3-CH2-OH etanol-1
USUAL:
Exemplos:
CH3 - CH2 - OH
álcool metílico
15.5.3. Classificação dos álcoois:
1) De acordo com a quantidade de –OH:
� Monoalcoóis: apresentam um grupo – OH.
� Dialcoóis: apresentam dois grupos – OH.
� Trialcoóis: apresentam três grupos – OH.
2) De acordo com a posição do radical:
� Álcool primário: o grupo – OH se liga a carbono primário.
� Secundário: o grupo – OH liga-se a carbono secundário.
� Terciário: o grupo – OH liga-se a carbono terciário.
15.5.4. PROPRIEDADES QUÍMICAS
Palavra álcool +prefixo + sufixo (ilico)
118
1) Reagem com metais alcalinos
22323 21 HONaCHCHNaOHCHCH +−−→+−−
2) Desidratação
2223 CHCHOHCHCH rCatalizado = →−−∆
3) Reacção com ácidos (Reacção de Esterificação)
4) Reacção de oxidação
a) Oxidação de álcool primário
b) Oxidação de álcool secundário
119
c) Oxidação de álcool terciário
5) Reacção de combustão
OHCOOOHCHCH 22223 323 +→+−−
6) Redução dos álcoois
OHICHCHHIOHCHCH 22323 +−−→+−−
23323 ICHCHHIICHCH +−→+−−
7) Reacção com compostos de Grignard
423323 CHOMgBrCHCHMgBrCHOHCHCH +−−→−+−−
15.6. Fenóis
Fenóis são compostos orgânicos que possuem um ou mais grupos OH ligados
directamente ao anel benzénico.
120
15.6.1. Fórmula Geral
15.6.2. Nomenclatura
1. IUPAC (Oficial): usa-se a terminação ol, como nos álcoois ou o prefixo hidroxi.
� Se tiver mais ligantes no anel, a numeração começa no grupo hidroxilo.
2. TRIVIAL (Usual): a nomenclatura usual dos fenóis não possui regras.
Exemplos:
15.6.3. PROPRIEDADES QUÍMICAS
1. Reacção com bases
Ar – OH
121
� Devido ao seu carácter ácido, os fenóis não reagem com ácidos
produzindo ésteres.
2. Reacção com cloretos ácidos
3. Reacção com HNO3/H2SO4
15.7. Aldeidos
Aldeidos são compostos que apresentam o grupo funcional:
15.7.1. Nomenclatura dos aldeidos
1. Escolher a cadeia mais longa que contenha o grupo funcional.
2. Enumerar a cadeia mais longa partindo da extremidade que contenha o grupo
funcional.
3. Indicar as posições dos radicais e dar nome
4. Usar o prefixo da série homologa da cadeia principal e acrescentar a terminação
al.
122
15.7.2. Nomenclatura Usual
O nome usual dos aldeidos provém dos ácidos carboxílicos correspondentes, tirando a
terminação ico do ácido e adicionando a palavra aldeido.
15.8. Cetonas
Cetonas são compostos que apresentam o grupo funcional:
Grupo Carbonilo:
15.8.1. Nomenclatura IUPAC e USUAL das cetonas
1. Escolher a cadeia mais longa que contenha o grupo funcional.
2. Enumerar a cadeia mais longa partindo da extremidade mais próxima do grupo
funcional.
3. Indicar as posições do radicais e nomeá-lo(s)
4. Usar o prefixo da série homóloga da cadeia principal e acrescentar a terminação
correspondente a uma cetona (ona).
123
Usual: dão-se nome os radicais ligados ao grupo carbonilo e acrescenta-se o termo
cetona.
15.8.2. Propriedades químicas de aldeidos e cetonas
1. Reacção de oxidação
2. Redução (aldeidos reduzem-se à álcoois primários e cetonas à secundários):
Os aldeidos e as cetonas podem ser reduzidos respectivamente a álcoois
primários e a álcoois secundários. A redução pode ser realizada (tal como a
redução de alcenos) por hidrogenação na presença de Pt, Pd, Rh ou Ni.
3. Reacção com compostos de Grignard
124
Os aldeidos e cetonas podem reagir com composto de Grignard e posterior
hidratação em meio ácido, produzindo álcoois.
Exemplos:
4. Reagente de Fehling sobre os aldeidos e cetonas
5. Reagente de Tollens sobre os aldeidos e cetonas
125
6. Reacção com derivados da amoníaco
Os aldeidos e cetonas reagem, em meio ácido, com vários derivados da
amoníaco e produzem inúmeros produtos diferentes, geralmente contendo uma
insaturação carbono-nitrogênio, característica. Veja as principais reacções com
estes compostos:
15.9. Ácidos Carboxílicos
126
São compostos que apresentam gomo grupo funcional o carboxila
15.9.1 Nomenclatura
A nomenclatura oficial é idêntica a das cetonas, porém, usa-se no inicio o palavra ácido
precedido da terminação oico.
Exemplos:
15.9.2. PROPRIEDADES QUÍMICAS
1. Os ácidos carboxílicos reagem com:
a) Metais:
b) Bases:
2. Reacção com álcoois (Reacção de Esterificação)
3. Reagem com PX3 e PX5 produzindo cloretos de acila:
Ácido……………………oico
127
4. Reacção com cloro ou bromo
5. Reacção com compostos de Grignard (R-MgX):
15.10. Ésteres
São compostos que apresentam a fórmula geral:
Onde R pode ser um radical alquila ou arila.
15.10.1. Nomenclatura
A nomenclatura dos esteres é bastante semelhante à dos sais inorgânicos.
Veja:
15.10.2. PROPRIEDADES QUÍMICAS
1. Hidrólise ácida e hidrólise alcalina
128
� Hidrólise ácida:
� Hidrólise alcalina - Reacção de saponificação:
2. Reacções entre cloretos de ácidos e álcool ou fenol
3. Reacção com álcool (alcoólise)
4. Reacção com amoníaco (amonólise)
129
5. Reacção com outro éster (transesterificação)
1. Reacção com PCl5
2. Reacção de redução
130
EXERCICIOS
EXAME DE 2009
1. Na sulfonação do benzeno obtêm-se:
A. Sulfato de fenila
B. hidrogenosulfato de fenila
C. Sulfato de benzila
D. ácido benzenosulfônico
EXAME DE 2007
1. Pertencem a função álcool a ácido carboxílico, respectivamente:
A. C2H6 e C3H6O
B. C3H6O e CH4O
C. CH4O e C2H4O
D. C2H4O2 e C2H6O
EXAME DE 2006
1. Pertence a classe das aminas primárias, o composto que se obtém pela
substituição:
A. De um dos átomos de hidrogénio do NH3, por um radical alquila
B. De um dos átomos de hidrogénio d NH3, por um radical acila
C. De dois átomos de hidrogénio do NH3, por dois radicais arila
D. De dois átomos de hidrogénio do NH3, por um radical alquilidena
131
XVI. PLANO TEMÁTICO-QUÍMICA
Conteúdos Objectivos O aluno deve ser capaz de :
1. Estrutura atómica
• Enunciar e interpretar as diferentes teorias atómicas;
• Representar os modelos atómicos
2. Tabela periódica
• Fazer a distribuição electrónica em camadas, níveis e subniveis de energia;
• Identificar as propriedades dos elementos;
• Identificar as causas de variações das propriedades dos elementos
3. Ligações Químicas
• Identificar os diferentes tipos de ligações químicas;
• Representar a estrutura de Lewis 4. Funções Inorgânicas
• Identificar as funções inorgânicas; • Nomear os compostos inorgânicos •
6. Termoquímica
• Aplicar a 1ª lei da termodinâmica na resolução de exercícios concretos;
• Aplicar a lei de Hess; • Determinar o calor de uma reacção
7. Cinética Química
• Aplicar a lei da velocidade; • Demonstrar a essência da teoria de
colisões; • Identificar os factores que
influenciam na velocidade da reacção 8. Equilíbrio Químico I
• Enunciar o Princípio de Le Chatelier • Caracterizar o estado de equilíbrio
9. Equilíbrio Químico em solução aquosa ou Equilíbrio Químico II
10. Electroquímica
• Diferenciar pilha de electrolise • Determinar os potenciais de eléctrodo
11. Química Orgânica
• Mostrar a fórmula geral de uma determinada classe de compostos orgânicos
• Nomear os compostos orgânicos • Identificar as principais reacções
132
XVII. FICHA DE EXERCICIOS
Nota: O conteúdo desta página, está numa página única denominada EXERCICIOS
133
XVIII. APÊNDICES
134
135
XIX. REFERENCIA BIBLIOGRÁFICA