apostila de química.pdf

2

Química>Tabela Periódica

Tabela Periódica dos Elementos Químicos

3

Matérias > Química > Atomística > Estrutura do Átomo

ESTRUTURA DO ÁTOMO

Experiência de Rutherford (1911)

Na figura temos:

1. Invólucro de chumbo.

2. Material Radiativo.

3. Partículas a emitidas.

4. Placa de ouro.

5. Tela fluorescente.

6. Partículas que retornam.

7. Partículas desviadas.

8. Partículas sem desvio mensurável.

9. Cintilações produzidas pelos choques.

Rutherford imaginou então que o átomo teria uma região de grande massa aonde as partículas refletiriam, ao que chamou de núcleo (positivamente carregados), envolta por uma região de massa desprezível, incapaz de refletir as partículas, chamada eletrosfera. Esse modelo também é denominado modelo nuclear ou planetário. A experiência mostrou ainda outro resultado surpreendente. O diâmetro do átomo é 10.000 vezes maior que o do núcleo. A massa do átomo está, praticamente toda, nos prótons e nêutrons

confinados na pequena região do núcleo.

Partículas Subatômicas:

Os átomos são constituídos por várias partículas entre elas temos: Prótons (P), Nêutrons (N) e Elétrons (E). Suas massas em unidade de massa atômica (u) e cargas em unidade elementar de carga (UEC) estão no quadro abaixo.

propriedade / partícula massa (em u) carga (em UEC)

PRÓTON ~1 +1

NÊUTRON ~1 0

ELÉTRON ~1/1836 -1

4


A disposição dessas partículas, no modelo de Rutherford, é:

Características dos Átomos: Número Atômico (Z)

É o número de prótons que o átomo possui no núcleo

O número atômico identifica o átomo de um elemento.

Z = P

Número de Massa (A)

É a soma dos números de prótons e nêutrons:

A = P + N ou A = Z + N

Representação:

Átomo (NEUTRO) e Íon

Átomos são espécies neutras ou seja o número de prótons (+) é igual ao nº de elétrons (-).

nº p = nº e

Os átomos quando reagem podem perder ou ganhar elétrons, formando íons.

5

Matérias > Química > Atomística >Estrutura do Átomo

Representação: Cátion Ânion X+q -q y Veja alguns átomos e íons:

nº p > nº e

(Átomo) (Cátion Monovalente)

nº e > nº p

(Átomo) (Cátion Monovalente)

Átomos Isótopos, Isóbaros e Isótonos:

Isótopos

São átomos que possuem

Atente para que os isótopos são átomos do mesmo elemento, porque possuem o mesmo número atômico, portanto devem sempre ser representados pelo mesmo símbolo.

Ex:

O hidrogênio é encontrado na natureza na forma de três isótopos:

1H1 1H2

1H3

Denominados, respectivamente, prótio, deutério e trítio.

6


Composição Isotópica

O elemento cloro, por exemplo, aparece na natureza com a seguinte composição isotópica aproximada:

17Cl35 : 75,5%

17Cl37 : 24,5%

A massa atômica do cloro encontrada, por exemplo, nas tabelas periódicas, é a média ponderada das massas dos isótopos

Isóbaros

São átomos que possuem:

Veja que são átomos de elementos diferentes, pois possuem números atômicos diferentes. Exemplo:

6C14 7N14

Isótonos

São átomos que possuem :

Exemplos:

7

Matérias > Química > Atomística>Ligações Químicas

LIGAÇÕES QUÍMICAS

A idéia de ligação entre os átomos é tão antiga como a própria idéia de átomo. O filósofo da antiga Grécia, Epicuro, já imaginava os átomos ligando-se através de ganchos e outros artifícios mecânicos. Só no século passado é que a idéia de ligação química foi associada à capacidade de ligação de um átomo, principalmente por Couper (1864) e Kekulé (1865). Mas afinal, por quê os átomos se ligam?

A primeira explicação para isso foi formulada, independentemente, por Lewis e Kössel. Em suma propunham a Regra do Octeto. Em 1916 foram propostos os primeiros trabalhos que tentam responder a essa pergunta.

Os átomos ligam-se para obterem 8 elétrons na camada de valência (ou completarem a última

camada). Basearam-se nas configurações eletrônicas dos gases nobres, considerados até então

completamente inertes e estáveis (não faziam ligação química):

Classificamos as ligações em três tipos:

● ligação iônica

● ligação covalente

● ligação metálica

LIGAÇÃO IÔNICA

É a ligação que ocorre quando se

ligam: Metal + Não Metal

Ou

Metal + Hidrogênio

O átomo do metal possui, geralmente, 1, 2 ou 3 e na camada de valência (CV) e doa-os ao não metal (ou

H), obtendo, com isso, 8e- na CV. Ao ceder esses elétrons, transforma-se em cátion com carga +1, +2 ou +3, respectivamente.

O não-metal possui 5, 6 ou 7 na CV e recebe 3, 2, ou 1 do metal, respectivamente, obtendo 8e- na última camada. Com isto, sua carga vai a -3, -2 ou -1, respectivamente.

8

Matérias > Química > Atomística >Ligações Químicas

Exemplos:

Ligação entre o sódio (Z = 11) e o cloro (Z = 17):

11Na : 2, 8 , 1 é metal (1e na CV) cede 1e-

17Cl : 2, 8, 7 é não-metal (7e na CV) recebe 1e-

Fórmula do composto é Na+Cl- ou NaCl

Ligação entre o sódio (Z = 11) e o oxigênio (Z = 8):

11Na : 2, 8, 1 é metal (1e- na CV) cede 1e-

Na+ : 2, 8. 8O: 2, 6 é não metal (6e na CV)

recebe 2e- : O-2: 2,8. O número de elétrons perdidos pelo metal sempre é igual ao número de elétrons recebidos pelo não metal ou hidrogênio.

Portanto nesse caso na fórmula do composto temos dois íons de sódio e um de oxigênio.

RESUMO:

METAL: 1, 2 ou 3 e- na CV: cede 1, 2 ou 3e-

CÁTION: +1, +2 ou +3

NÃO METAL: 5, 6 ou 7 e- na CV: recebe 3, 2 ou 1e-

ÂNION: -3, -2 ou -1

9


LIGAÇÃO COVALENTE

É a ligação que ocorre quando se unem:

NÃO METAL + NÃO METAL

NÃO METAL + HIDROGÊNIO

HIDROGÊNIO + HIDROGÊNIO

Como todos os átomos dos elementos citados têm tendência a receber elétrons, o resultado que satisfaz a todos é o compartilhamento de elétrons, que ocorre sempre aos pares. Representação do compartilhamento entre átomos A e B:

O objetivo do compartilhamento é completar o octeto da camada de valência. Ou, no caso do hidrogênio, completar o "dueto".

Veja a formação de algumas moléculas, a partir do número de e- da CV:

1H : 1

8O : 2, 6

6C : 2, 4

17Cl: 2, 8, 7

7N : 2, 5

10


Como as moléculas não podem ser construídas, apenas com as regras dadas acima, desenvolveu-se o conceito da ligação covalente coordenada, ou ligação covalente dativa. Nela, os átomos que já possuem o octeto completo podem ligar-se “cedendo” dois elétrons não compartilhados. REPRESENTAMOS ASSIM:

Veja a formação de algumas moléculas, a partir do número de e- da CV:

1H : 1

Cl: 2, 8, 7

8O : 2, 6

P : 2, 8, 5

6C : 2, 4

11


12

Matérias > Química > Atomística >Configuração Eletrônica

CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA

NÍVEIS OU CAMADAS

K L M N O P Q

1 2 3 4 5 6 7

SUBNÍVEIS

Encontramos, no máximo, 4 tipos de subníveis para qualquer átomo no estado fundamental. São identificados pelas letras s, p, d e f.

O número máximo de elétrons por subnível é:

Subnível s p d f

Nº máx. de e- 2 6 10 14

DIAGRAMA DE ENERGIAS

diagrama de energias dá a ocorrência de cada subnível nos níveis, bem como a ordem de energias crescentes

● Subnível mais energético é o último da distribuição de acordo com o diagrama de energia.

● Camada de valência é a camada (nível) mais externa.

Exemplos: Distribuição eletrônica

(Subníveis)

(Níveis ou Camadas)

13


(Subníveis) 21Sc 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1

(Níveis)

Distribuição Eletrônica de Cátions:

Na distribuição eletrônica de cátions, o(s) elétron(s) perdido(s) sai (em) da camada de valência.

26Fe2+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6

Distribuição Eletrônica de Ânions:

Nos átomos, o(s) elétron(s) ganho(s) entra(m) no subnível mais energético (que é a camada de valência).

7N3- 1s2 2s2 2p6

ORBITAIS E SPIN:

Em 1926, Heisenberg propôs o "princípio da incerteza" que, aplicado ao átomo, mostra ser impossível determinar a trajetória do elétron em torno do núcleo. Para contornar o problema, Schrödinger e, depois, Born desenvolveram o conceito de orbital como uma região do espaço onde é muito provável (mas não absolutamente certo) encontrar o elétron.

O Princípio de Pauli: "dois elétrons só ocupam o mesmo orbital se possuírem spins opostos".

REGRA DE HUND: A distribuição dos elétrons nos orbitais de um mesmo subnível deve ser feita de modo que se tenha o maior número possível de elétrons desemparelhados.

14


Exemplos:

OS SALTOS QUÂNTICOS:

15

Matérias > Química >Radioatividade

RADIOATIVIDADE

Átomos que apresentam instabilidade nuclear emitem partículas e ondas eletromagnéticas denominadas emissões radioativas.

As mais importantes são:

Outras Partículas e Representações:

Comportamento da Radiação Atual:

1 e- aceleração

CONSTITUIÇÃO

VELOCIDADE RELATIVA

PODER DE PENETRAÇÃO RELATIVO

2 prótons 2 neutrons

Baixa Baixo

EMISSÃO RADIOATIVA

Média

Onda Eletromagnética Alta Alto

Médio

16


Explicação:

As partículas α que apresentam carga positiva (próton) são atraídas pela placa eletrizada

negativamente. As partículas β que apresentam carga negativa (elétron) são atraídas pela placa eletrizada

positivamente. As ondas eletromagnéticas (emissões γ) não apresentam cargas, logo não sofrem desvios.

REAÇÕES NUCLEARES (TRANSMUTAÇÕES):

● Conservação da carga: a + b = c + d .

● Conservação da massa*: a’ + b’ = c’ + d’ .

* A conservação da massa não é completa. Uma pequena quantidade pode transformar-se em

energia. TEMPO DE MEIA-VIDA OU PERÍODO DE SEMIDESINTEGRAÇÃO (T1/2 ou P)

É o tempo que decorre para uma determinada quantidade (Q) do elemento reduzir-se à metade (Q’ = Q/2) :

Exemplo:

O Iodo – 131 é radioativo e usado para se fazer diagnóstico da Glândula Tiróide, seu período de meia

vida é de 8 dias. Isto significa que a cada 8 dias a quantidade de I131 se reduz a metade ou seja:

m ....8 dias.......... m/2 ....8 dias......... m/4 ....8 dias......... m/8 ...

100% ...8 dias.......... 50% ....8 dias......... 25% ....8 dias......... 12,5% ...

1 ....8 dias......... 1/2 ....8 dias......... 1/4 ....8 dias.......... 1/8 ...

aAa’+bBb’ cCc’+dDd’

17


ENERGIA NUCLEAR

FISSÃO NUCLEAR: É a forma como a energia é obtida nos reatores nucleares e nas bombas atômicas. Uma das reações possíveis é:

92U235 + 0n1 36Kr92 + 56Ba141 + 30n1 + ENERGIA

Devido ao fenômeno de defeito de massa explicado anteriormente, a massa dos produtos é levemente menor que a dos reagentes, o que provoca liberação de energia.

FUSÃO NUCLEAR: É a forma como obtém energia a bomba de hidrogênio, estrelas como o Sol e reatores "limpos" denominados tokamaks, ainda experimentais. Uma reação possível é :

1H2 + 1H2 + 2He3 + 0n1 + ENERGIA

Também ocorre defeito de massa com liberação de energia.

USOS DE ALGUNS ISÓTOPOS ARTIFICIAIS:

● I131 : Detecção de tumores da tireóide.

● Co60 e Cs137 : Emitem radiações que matam células cancerosas.

● C14 : Datação de material arqueológico.

● U235 e Pu239 : Átomos físseis. Em bombas atômicas e reatores nucleares.

● H2 : O deutério é o material fúsel das bombas de hidrogênio e tokamaks. Na forma de água pesada (D2O) é utilizado em reatores nucleares

18

Matérias > Química > Orgânica > Classificação das Cadeias Carbônicas

Classificação das Cadeias Carbônicas

1- Quanto à presença ou não de ciclo, a cadeia carbônica pode ser:

ACÍCLICA: A cadeia não fecha. Também chamada aberta ou alifática.

CÍCLICA: A cadeia fecha em algum ponto. Também chamada de

fechada.

2- Quanto ao tipo de ligações entre carbonos, pode ser:

SATURADA: Possui apenas ligações simples entre carbonos.

INSATURADA: Possui ligações duplas e/ou triplas entre

carbonos.

3- Quanto à presença, ou não, de ramificação:

NORMAL: Geralmente possui apenas átomos de carbono primário e/ou secundário. Também chamada linear.

RAMIFICADA: Geralmente possui átomos de carbono terciário e/ou quaternário.

4- Quanto à natureza dos átomos:

HOMOGÊNEA: Não possui heteroátomo

HETEROGÊNEA: Possui heteroátomo

*Heteroátomo é aquele que, não sendo carbono, aparece entre carbonos.

19

Matérias > Química > Orgânica > Classificação das Cadeias Carbônicas

Para cadeias cíclicas utiliza-se, ainda estas duas classificações:

5- Quanto à natureza dos átomos no ciclo:

HOMOCÍCLICA: Não possui heteroátomo no ciclo.

HETEROCÍCLICA: Possui heteroátomo no ciclo.

6- Quanto à aromaticidade:

AROMÁTICA: Possui anel com seis átomos e ligações duplas e simples alternadas.

ALICÍCLICA: É qualquer cadeia cíclica não aromática.

20

Matérias>Química>Orgânica>Nomenclatura

NOMENCLATURA

NOMENCLATURA OFICIAL:

É formada, no mínimo de três partes:

1. A primeira indica o número de carbonos.

2. A segunda indica o tipo de ligação entre carbonos (simples, dupla ou tripla).

3. A terceira indica a função (tipo de composto). 1. Nº DE C(s) –PREFIXO

1 meta 7 hepta 2 eta 8 octa 3 propa 9 nona 4 buta 10 deca 5 penta 11 undeca 6 hexa 12 duodeca ... 2. TIPO DE LIGAÇÃO

Entre Carbonos

apenas simples

uma dupla

duas duplas

duas triplas

três duplas

Infixo

an

en dien

diin

trien...

21

Matérias > Química > Orgânica > Classificação das cadeias carbônicas

3. FUNÇÃO

Inicialmente vamos estudar os compostos que só possuam carbono e hidrogênio, denominados hidrocarbonetos. O sufixo utilizado é a letra o.

Exemplos:

CH4 metano(met+an+o)

H3C - CH3 etano

H2C = CH2 eteno (*etileno)

etino (**acetileno)

H2C = CH - CH3 propeno

(*propileno)

**nomenclatura usual

Numeração das ligações: Se houver mais de uma possibilidade de colocar uma dupla ou tripla ligação, a cadeia deve ser numerada. De várias numerações possíveis, a correta é a que conduzir aos menores números:

22


I- A CADEIA PRINCIPAL

É uma seqüência de carbonos que possui:

1º - O(s) grupo(s) funcional (ais)*.

2º - As duplas ou triplas ligações ou os ciclos.

3º - O maior número de carbono.

*Para os hidrocarbonetos não vamos encontrar grupos funcionais, já que estes estão associados a átomos diferentes de hidrogênio e carbono.

Abaixo estão identificadas as cadeias principais de alguns hidrocarbonetos:

23


II- RADICAIS:

São grupos com carbono e hidrogênio que restam quando identificamos a cadeia principal. Os principais radicais são:

Retomando os exemplos anteriores, vamos dar nome aos radicais, além da cadeia principal.

24


III- LOCALIZAR OS RADICAIS:

Localizam-se os radicais numerando-se a cadeia. De várias numerações possíveis, a correta é a que conduzir aos menores números:

A dupla ligação fica com o menor número em relação ao radical.

3 - metil -1- buteno

25

Matérias > Química > Orgânica >Funções

Funções

Para outras funções de cadeia homogênea utiliza-se a mesma estrutura de nomenclatura dos hidrocarbonetos, trocando-se apenas a terminação.

ÁLCOOIS: Possuem o grupo -OH (hidroxila) preso a um carbono saturado.

Nomenclatura: Nome do hidrocarboneto correspondente + ol:

(nomenclatura usual)

Álcoois podem ser classificados em primários, secundários ou terciários se a hidroxila estiver presa a carbono primário, secundário e terciário, respectivamente.

Nos exemplos acima, são primários o etanol e o 1-propanol, enquanto o 2-propanol e o cicloexanol são secundários.

26

Matérias>Química>Orgânica>Funções

FENOIS: Possuem o grupo -OH (hidroxila) preso a anel aromático.

Nomenclatura: Hidroxi + nome do hidrocarboneto:

O grupo funcional fica sempre com o menor número.

ALDEÍDOS: Possuem o grupo carbonila (C = O) em carbono primário.

Nomenclatura: Nome do hidrocarboneto correspondente + al:

(nomenclatura usual)

H2CBr – CHBr – CHO 2, 3-dibromopropanal

27


CETONAS: Possuem o grupo carbonila (C = O) em carbono secundário. Nomenclatura: Nome do

hidrocarboneto correspondente + ona:

ÁCIDOS CARBOXÍLICOS: Possuem o grupo carboxila

Nomenclatura: ácido + nome do hidrocarboneto correspondente

+óico: (nomenclatura usual)

2-vinil-butanodióico

28


AMIDA: Derivadas dos ácidos carboxílicos pela substituição do grupo -OH por -NH2

Nomenclatura: Nome do hidrocarboneto correspondente + amida:

NITRILA: Possuem o grupo nitrila ou nitrilo

Nomenclatura: Nome do hidrocarboneto correspondente + nitrila

2-fenil-nitrila

29


OUTRAS FUNÇÕES II

Para funções de cadeia heterogênea dá-se nome a cada grupo preso ao heteroátomo, independentemente.

ÉTERES: Podem ser considerados derivados dos álcoois pela substituição do hidrogênio da hidroxila (R-OH) por um radical (-R’) : R-O-R’.

A nomenclatura mais utilizada dá nome aos radicais presos ao oxigênio, precedido da palavra éter.

ÉSTERES: São derivados dos ácidos carboxílicos pela substituição do hidrogênio da carboxila

(R-COOH) por um radical R’: R-COO-R’.

Dá-se a terminação oato à parte que provém do ácido e ila ao radical que substitui o hidrogênio.

Nos exemplos acima, metilamina e fenilamina são aminas primárias, propil-isopropilamina é secundária e dimetil-etilamina, terciária.

30

Matérias > Química > Orgânica >Isomeria

ISOMERIA

É quando vários compostos orgânicos apresentam a mesma fórmula

molecular.

Exemplo:

C4H8 podemos escrever

CH3 - CH2 -CH = CH2 1-buteno

H3C - HC = CH -CH3 2-buteno

31

Matérias > Química > Orgânica >Isomeria

Utilize o auxílio do quadro abaixo:

32

Matérias>Química>Orgânica>Reações Orgânicas

REAÇÕES ORGÂNICAS

Substituição em alcanos

O hidrogênio substituido segue a ordem:

1º Hidrogênio de carbono terceário depois de carbono secundário e por último hidrogênio de carbono primário.

Adição em alcenos

Ocorre a quebra da ligação pi e o cloro é adicionado completando a tetravalência de cada carbono.

Regra de Markownikoff: Nas reações de adição de H - A adicione o H ao carbono mais hidrogenado da dupla.

33

Matérias>Química>Orgânica>Reações Orgânicas

Ozonólise em Alcenos

Oxidação enérgica em alcenos

Desidratação de álcool: aquecimento em presença de ácido sulfúrico concentrado.

Oxidação de álcool: [O] obtido à partir de KMnO4 em meio ácido.

Esterificação: A REAÇÃO ORGÂNICA MAIS IMPORTANTE PARA O VESTIBULAR!!!!

34

Matérias > Química > Equilíbrio Químico >Constante de Equilíbrio

Constante de equilíbrio

Para a reação reversível genérica:

1 - Reação direta 2 - Reação

inversa

Onde x, y, z, e t são os coeficientes que balanceiam a equação. A constante de equilíbrio é representada por Keq ou Kc , por ser expressa em termos de concentrações molares. Escrevemos então:

GRÁFICOS

Se no início tivermos apenas os componentes da esquerda ( A e B ) v1 é máxima no início, enquanto que v2 é zero. No equilíbrio, são iguais, então:

A partir do tempo T o equilíbrio foi atingido.

No equilíbrio, as concentrações serão constantes mas não necessariamente

iguais. Para uma reação genérica A + 2B 2C

35

Matérias > Química > Equilíbrio Químico >Constante de Equilíbrio

A constante de equilíbrio no exemplo acima será:

Observe que após 15 segundos as concentrações ficaram constantes ou seja a partir deste instante a reação está em equilíbrio.

36

Matérias > Química > Equilíbrio Químico >Deslocamento de Equilíbrio

DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO

Princípio de Le Chatelier:

Usando este princípio, podemos prever o que ocorre com um sistema em equilíbrio quando um fator age sobre este :

Quando um fator age num equilíbrio, este se desloca no sentido de anular esse

fator.

FATORES QUE DESLOCAM O EQUILÍBRIO

CONCENTRAÇÃO

Ao adicionarmos um componente A genérico, o sistema se desloca no sentido de

retirar A. Ao retirarmos um componente A genérico, o sistema se desloca no sentido de

formar A.

TEMPERATURA

O aumento da temperatura desloca o equilíbrio no sentido endotérmico. Isto quer dizer, ao adicionarmos calor a um sistema, este se desloca no sentido da retirada de calor

A diminuição da temperatura desloca o equilíbrio no sentido exotérmico. Isto quer dizer, ao retirarmos calor de um sistema, este se desloca no sentido de liberar calor

PRESSÃO

A pressão pode agir quando há, no mínimo, um componente em gasoso equilíbrio.

O aumento da pressão desloca o equilíbrio no sentido da contração do sistema. (menor volume)

A diminuição da pressão desloca o equilíbrio no sentido da expansão do sistema. (maior volume)

Para determinar o sentido da expansão, ou contração, devemos lembrar que o volume ocupado por um gás é proporcional ao número de mols :

37

Matérias > Química > Equilíbrio Químico > Constante de Ionização

CONSTANTE DE IONIZAÇÃO

Equilíbrio Químico

No caso do ácido ou base sempre vamos encontrar moléculas não ionizadas (ou dissociadas) em número considerável. Para a reação:

A constante de equilíbrio será:

O equilíbrio iônico, pode ser chamada de Ki ou, ainda, Ka ou Kb , respectivamente para ácidos ou bases.

Para ácidos com mesma molaridade, quanto maior é a constante, maior é a concentração de H+ e

mais forte é o ácido.

GRAU DE IONIZAÇÃO, OU DISSOCIAÇÃO ( )

Ácidos (ou bases) mais fortes possuem maior grau de ionização (ou dissociação), para soluções de mesma molaridade. EQUAÇÃO DE OSTWALD

Para um ácido, ou base, a constante de ionização (Ki) relaciona-se com a molaridade (m) e o grau de ionização, ou dissociação , assim: Para ácidos e bases com ≥ 5%

Para ácidos e bases fracas o é menor que 5% logo,

1 - ~ 1

Para estes casos temos: Ki= 2.m

38

Matérias > Química > Equilíbrio Químico > pH e pOH

pH e pOH

Equilíbrio Iônico da Água

PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA (KW):

KW = [H+] . [OH-] = 10-14 A 25ºC

pH e pOH :

pH = -log [ H+ ] e pOH = -log [ OH-]

a 25ºC à pH + pOH = 14

TIPO DE SOLUÇÃO [ H+ ] [OH-] pH pOH

NEUTRA 10-7 10-7 7 7

ÁCIDA >10-7 <10-7 < 7 > 7

BÁSICA <10-7 >10-7 > 7 < 7

ESCALA DE pH a 25ºC

39

Matérias > Química > Massa Atômica / Molecular e Mol > Mol

MOL

Segundo a IUPAC, mol é o número de átomos que existem em 12g de carbono, isótopo 12. Esse número é 6,02 . 1023

A menos que a questão de vestibular estabeleça o contrário, vamos usá-lo como 6,0 x 1023.

MASSA MOLAR

É a massa de 1 mol (6,0 x 1023 ) de átomos, moléculas, íons-fórmula etc. A massa molar dos átomos de um elemento, por exemplo, é a massa atômica expressa em gramas. Essa massa já foi denominada átomo-grama.

Exemplos:

ELEMENTO MASSA ATÔMICA MASSA MOLAR Nº DE ÁTOMOS

Hidrogênio 1,008u 1,008 g/mol 6 . 1023

Oxigênio 16,00 u 16,00 g/mol 6 . 1023

Enxofre 32,06 u 32,06 g/mol 6 . 1023

Para resolução de exercícios podemos, então, fazer a relação:

Exemplo:

O número de átomos de ferro (Fe = 55,847 ou 56, aproximado) em 2,3 g desse metal é:

1 mol de átomos ---------- 6 . 1023 átomos --------- 56 g x átomos -------- 2, x=2,64x1022 átomos de ferro obs.: 6,02 . 1023 também é denominado número de Avogadro.

40

Matérias > Química > Massa Atômica / Molecular e Mol >Mol

PARA SUBSTÂNCIAS

A massa molar, será a massa de 1 mol (6,0 x 1023) de moléculas, íons-fórmula, etc. A massa molar das moléculas de uma substância, por exemplo, é a massa molecular expressa em gramas. Essa massa já foi denominada molécula-grama. Exemplos:

Substância Massa Molecular Massa Molar Nº de Moléculas

Água 18u 18 g/mol 6,0 x 1023

Gás carbônico 44u 44 g/mol 6,0 x 1023

Podemos dizer, ainda, que 1 mol de uma substância gasosa ocupa nas CNTP (Condições Normais de Temperatura e Pressão) o volume aproximado de 22,4 L.

Resumindo:

Se quisermos o número de mols de 22 g de CO2 (C = 12, O = 16), por exemplo:

1 mol de moléculas ------- 6 . 1023 moléculas ------ 44 g ------ 22,4L (CNTP)

x --------------------------------------------------- 22 g

x = 0,5 mol

Ou seja: 3 . 1023 moléculas de CO2

Ou

Nas CNTP, CO2

41

Matérias > Química > Massa Atômica / Molecular /Mol > Fórmulas Quantitativas

Fórmulas Quantitativas

Fórmula Molecular: Fornece o número de átomos na

molécula.

Exemplos:

Substância Fórmula molecular

Água H2O

Benzeno C6H6

Acetileno C2H2

2-Hepteno C7H14

Fórmula Mínima, Empírica ou Estequiométrica: Fornece a proporção dos átomos na

molécula.

Exemplos:

Substância Fórmula

mínima Água H2O

Benzeno CH

Acetileno CH

2-Hepteno CH2

Fórmula Percentual: Mostra a proporção em massa dos elementos que compõe a substância. Exemplo:

heptano: C = 85,7%, H = 14,3%

42

Matérias > Química > Massa Atômica / Molecular/Mol >Cálculo Estequiométrico

CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO

LEIS PONDERAIS: LEIS DE LA VOISIER CONSERVAÇÃO DAS MASSAS

Numa reação química a massa que reage é igual a massa produzida.

Isto porque há uma conservação no número de átomos, aí surge o balanceamento das equações

químicas. Nº de átomos dos reagentes = Nº de átomos dos produtos.

LEI DE PROUST

Há uma proporção constante entre as massas de reagentes e produtos numa reação.

Isto significa que qualquer alteração que se faça em qualquer substância participante da reação, temos que promover a mesma alteração proporcional em todas as outras substâncias desta reação.

1N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

1 mol 3 mol 2 mol

1,28g 3,2g 2,17g (observe a lei de Lavoisier)

1,6x1023 moléc. 3,6x1023 moléc. 2,6x1023 moléc.

Entre os gases nas mesmas condições de T e P temos a proporção volumétrica

1V 3V

2V OBS: Se for CNTP 1V = 22,4L ou 22,7L

Se quisermos saber, por exemplo, o volume de amônia (NH3) produzido (medido nas TPN)a partir de

5,6 g de nitrogênio (N2), fazemos:

N = 14

1N2 + 3H2 2 N3H

1 x 28g 2 x 22,4 L

5,6g X => X = 8,96 L

43

Matérias > Química >Soluções

SOLUÇÕES

São misturas homogêneas. Os componentes são denominados soluto e solvente: A massa da solução é a igual à massa do solvente somado a soluto.

CONCENTRAÇÕES

TÍTULO (T)

como msç > mst T < 1

PORCENTAGEM EM MASSA (P)

como msç > mst P < 100%

CONCENTRAÇÃO EM g/L ( C )

É a massa do soluto em 1L de solução

A unidade é g/L

MOLARIDADE (M) Determina o nº de mols do soluto para 1L de solução

com mst = massa do soluto e Mst = massa molar do

soluto. É expresso em mol/L ou molar (M)

Relação entre a as grandezas :

44

Matérias > Química > Funções químicas > Ácidos de Arrehenius

ÁCIDOS DE ARREHENIUS

É todo composto molecular que em solução aquosa sofre ionização liberando

* Ionização Formação de íons

Considerações Importantes

Na fórmula estrutural dos ácidos as ligações químicas são covalentes (molecular) ou seja, não há íons, mas quando dissolvemos essa substâncias em água os íons são formados, por isso a solução aquosa de ácido conduz corrente elétrica (eletrólito).

O H+ liberado se liga a uma molécula de água formando

Portanto numa solução ácida não temos H+ e sim H3O+, mas como nos livros é comum a

representação dessas soluções apenas por H+, dizemos:

O H+ é uma maneira cômoda de representar o

H3O+. A ionização que mostramos como exemplo:

Fica corretamente representada por:

HA + H2O H3O+ + A-

Mas as duas são consideradas corretas.

45


A ionização acontece em etapas, onde em cada etapa ocorre a liberação de um H+ ou seja a

formação de um H3O+.

Ácido Cloridrico (HCl) 1 Hidrogênio Ionizável 1 etapa

ou HCl + H2O H3O

+ + Cl – Ácido Carbônico (H2CO3) 1 Hidrogênio Ionizável 2 etapas

NUNCA SE ESQUEÇA: Quando aparecer H+, na verdade é o H3O+

NOMENCLATURA

Hidrácidos

Ácido Nome do elemento + ÍDRICO

(ÁCIDOS NÃO OXIGENADOS)

Exemplo:

HCl : ác. clorídrico.

HF : ác. fluorídrico.

H2S : ác. sulfídrico.

HCN: ác.cianídrico.

Oxácidos ácidos oxigenados

A grande maioria dos ácidos apresentam oxigênio. Temos alguns caminhos para a nomenclatura desses ácidos, vamos agora por um deles.

46


TABELA DE ÁCIDOS PADRÃO

NOME: Ácido Elemento central + ICO

Elemento Central Padrão Nome

Cl, Br, I H Cl O3 Ácido Clórico

S, Se, Te H2 S O4 Ácido Sulfúrico

P, As, Sb H3 P O4 Ácido Fosfórico

B H3 B O3 Ácido Bórico

C H2 C O3 Ácido Carbônico

N H N O3 Ácido Nítrico

1ª REGRA

Ácido padrão com um átomo de oxigênio a menos

Ácido Elemento central + oso

Exemplo:

H2SO3 Ácido sulforoso

(Veja na tabela que o ácido padrão para o enxofre é H2SO4)

2ª REGRA

Ácido padrão com dois átomos de oxigênio a menos

Ácido Hipo + elemento central + oso

H3PO2 Ácido Hipofosforoso

(o ácido padrão para o fósforo é o H3PO4)

3ª REGRA

Ácido padrão com um átomo de oxigênio a mais

Ácido Per + elemento central + ico

HClO4 Ácido Perclórico

(Padrão para o cloro é

HClO3)

Ácidos "orto"

Este prefixo não altera a fórmula do ácido, apenas indica que é possível retirar água. Ácido ortofosfórico = Ácido Fosfórico H3PO4

47


Ácidos "meta" Este prefixo indica que foi retirado uma molécula de água de uma molécula do ácido.

1 (ácido) –1 H2O

Ácido metafosfórico HPO3

Ácidos "piro"

Este prefixo indica que foi retirado uma molécula de água de duas moléculas do ácido.

2 (ácido) –1 H2O

Ácido Pirofosfórico H4P2O7 2.(H3PO4)

Bases de Arrehenius

São compostos iônicos que em solução aquosa liberam OH- (Hidróxido ou Hidroxila)

B(OH)x xB+ + XOH-

Como as bases são compostos iônicos, quando dissolvidos em água os íons separam-se, este processo é chamado de dissociação iônica.

Veja algumas dissociações: NaOH: Na+ + OH-

Ca(OH)2: Ca2++2OH-

Na verdade temos bases iônicas e moleculares. As mais importantes, portanto as que nos interessam são as iônicas.

48


Bases - Formulação

Para encontrar a fórmula de uma base, considera-se que os ânions OH - devem anular as cargas do cátion. Exemplos:

Cátions mais importantes

NH4+, Ag, 1A + 1

Cd, Zn, 2ª + 2 Valência Fixa

Al + 3

Carga Variável

METAL VALÊNCIA

Cu, Hg + 1 ou + 2

Fe, Co, Ni + 2 ou + 3

Au + 1 ou + 3

Sn, Pb, Mn, Pt + 2 ou + 4

Nomenclatura

Hidróxido de - acrescentando-se o nome do cátion a seguir.

Exemplos: NaOH - hidróxido de sódio.

Ca(OH)2 - hidróxido de cálcio.

Al(OH)3 - hidróxido de

alumínio. NH4OH - hidróxido

de amônio.

Para cátions com mais de uma valência, especifica-se esta em algarismos romanos ou usa-se as terminações:

oso : para o de menor valência.

ico : para o de maior

valência.

49


Exemplos:

- hidróxido de ferro II ou hidróxido ferroso

- hidróxido de ferro III ou hidróxido férrico

Química Aplicada

NaOH - hidróxido de sódio: Uma das substâncias consumidas em maior quantidade no mundo todo. É utilizada em limpeza doméstica pesada, para fabricar sabão etc. Nome usual: soda cáustica.

Mg(OH)2 - hidróxido de magnésio:

Em suspensão aquosa é comercializada como leite-de-magnésia, um antiácido estomacal e laxante

suave. Al(OH)3 - hidróxido de alumínio: É utilizado em medicamentos anti-ácidos.

NH4OH - hidróxido de amônio: É o amoníaco. Usado em limpeza doméstica e na produção de fertilizantes. É uma base que se decompõe, liberando o gás amônia

(NH3 ) NH4OH NH3 + H2O

50

Matérias > Química > Funções químicas > Sais

SAIS

São produtos, ao lado da água, da reação de ácidos com bases. Esta é denominada reação de salificação ou neutralização:

ÁCIDO + BASE SAL + ÁGUA

Exemplos:

HCl + NaOH NaCl + H2O

H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O

3H2SO4 + 2Al(OH)3 Al2(SO4)3 + 6H2O

NOMENCLATURA DOS SAIS

O ânion do sal é sempre proveniente do ácido, e para determinar seu nome basta fazer a troca de sufixo com o ácido de origem de acordo com o quadro:

ÁCIDO ÂNION

ídrico eto

ico ato

oso Ito

Exemplos:

NaCl : cloreto de sódio

( do HCl: ác.clorídrico )

CaSO4 : sulfato de

cálcio

( do H2SO4 : ácido sulfúrico )

NH4NO3 : nitrato de

amônio ( do HNO3 : ácido

nítrico ) Fe3(PO4)2 : fosfato

de ferro II ( H3PO4 : ácido

fosfórico)

51

Matérias > Química > Funções químicas > Sais

DISSOCIAÇÃO DOS SAIS

Sais dissociam-se em água liberando cátions e

ânions.

Exemplos:

NaCl N+a+ Cl-

Na2SO4 2N+a+ SO42-

52

Matérias > Química > Funções químicas > Óxidos

ÓXIDOS

Óxidos são compostos binários onde o elemento mais eletronegativo (da direita) é o

oxigênio. ExOy

a) Óxidos iônicos: São formados pelo ânion óxido (O2-) e um cátion de

metal.

b) Óxidos covalentes: São formados por um não-metal e o oxigênio.

NOMENCLATURA E FORMULAÇÃO

Para encontrar a fórmula de um óxido iônico, levamos em conta que a carga dos cátions deve

anular a carga dos ânions O2-, Para a nomenclatura, o mais usual é:

óxido + nome do

cátion: Na2O : óxido de

sódio CaO : óxido de

cálcio Al2O3 : óxido de

alumínio

Fe2O3 : óxido de ferro III ( ou férrico)

A nomenclatura dos óxidos covalentes é feita usando-se os prefixos mono, di, tri, tetra ... para indicar o número de oxigênios e de átomos do elemento que o acompanha. O prefixo mono no segundo elemento é opcional. Cada elemento pode formar diversos óxidos:

NO: monóxido de

(mono)nitrogênio. NO2: dióxido

de nitrogênio.

N2O: monóxido de dinitrogênio.

N2O3 : trióxido de dinitrogênio.

N2O5 : pentóxido de

Ninitrogênio.

53

Matérias > Química > Funções químicas > Óxidos

QUÍMICA APLICADA

CaO : É comercializada como cal virgem. Usada no preparo de argamassa e em

pintura. Fe2O3 : É a hematita. Um importante minério de ferro.

Al2O3 . 2H2O : É a bauxita. Um minério do alumínio.

SiO2 : Constitui o quartzo, é a maior parte da areia.

CO2: É o gás carbônico. Liberado na respiração e em combustões. Provoca o "efeito estufa" na

atmosfera porque impede o calor de abandonar a Terra.

CO: O monóxido de carbono é um importante poluente liberado pelos motores de combustão, principalmente a gasolina. Reage com a hemoglobina do sangue.

Chuva ácida: A chuva é naturalmente ácida porque o CO2 reage com a água produzindo ácido

carbônico, um ácido muito fraco. Em locais poluídos com SO2 , SO3 e NO2 , estes reagem com a água da

chuva produzindo ácidos fortes como H2SO4 e HNO3 .

54

Matérias > Química > Termoquímica > Entalpia- Calor de reação

Entalpia - calor de reação

I. Transformação ENDOTÉRMICA : H > 0 Representa um ganho de energia pelo sistema, ou HP > HR.

Graficamente:

Podemos representar a variação da entalpia ( H) de uma reação endotérmica através da equação da reação.

Por exemplo:

2NH3(g) N2(g) + 3H2(g) H = +22kcal

ou

2NH3(g) N2(g) + 3H2(g) -22kcal

II. Transformação EXOTÉRMICA : H < 0 - Representa uma perda de energia pelo sistema, ou HP <

HR.

Graficamente:

representando um exemplo através da

equação: Cgraf + O2(g) CO2(g) H = -

94kcal

ou Cgraf + O2(g) CO2(g) + 94kcal

55

Créditos:

clara

gumaro Luciana

http://thegenius.tv

apostila de química.pdf

Documents