apostila de teoria de quc3admica geral[1]

F A C U L D A D E S "O S W A L D O C R U Z"

ESCOLA SUPERIOR DE QUÍMICA - ESQ

APOSTILA DE TEORIA E EXERCÍCIOS DE

QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA

ENGENHARIA QUÍMICA

1º ANO – TURMA EX / EY

MSc. MARIA CRISTINA RICCI QUEIROZ

2011

2

SUMÁRIO

1. Unidades de Medida (métrico e inglês)........................................................ 3

2. Exercícios sobre Sistemas de Medidas......................................................... 6

3. Exercícios de Revisão................................................................................... 6

4. Estrutura Atômica ....................................................................................... 15

5. Classificação Periódica dos Elementos Químicos e Propriedades .................... 25

6. Reações dos Metais do grupo I e II .............................................................. 26

7. Propriedades Periódicas............................................................................... 28

7. Ligações Químicas ....................................................................................... 37

8. Forma Geométrica (VSEPR), Polaridade da Molécula e NOX ................... 47

9. Interações Intermoleculares ....................................................................... 53

10. Funções Químicas segundo Arrhenius ..................................................... 59

11. Conceitos Modernos de Ácidos e Bases (Bronsted-Lowry e Lewis) ........... 72

12. Reações Químicas ..................................................................................... 76

14. Balanceamento de Reações pelo Método de Tentativa .............................. 81

15. Balanceamento de Reações pelo Método de Óxido-Redução.................... 84

16. Balanceamento de Reações pelo Método do Íon-elétron........................... 86

17. Mol, Massa Atômica e Massa Molecular ................................................... 88

18. Fórmula Porcentual, Mínima (Empírica) e Molecular .............................. 90

19. Estequiometria de Reações ........................................................................ 99

20. Grau de Pureza, Excesso de Reagentes, Rendimento de Reação.............. 100

21. Estequiometria de Gases Perfeitos.............................................................. 105

22. Estequiometria de Soluções ...................................................................... 109

23. Concentração de Soluções ......................................................................... 116

24. Titulometria ................................................................................................ 127

25. Equilíbrio Químico ..................................................................................... 130

26. Lei da Ação das Massa aplicada aos Equilíbrios Químicos........................ 131

27. Princípio de Lê Chatelier............................................................................. 132

28. pH e pOH .................................................................................................... 142

REFERÊNCIAS ................................................................................................ 149

3

UNIDADES DE MEDIDA (MÉTRICO E INGLÊS)

O sistema de unidades de medida que está sendo gradativamente

adotado pela maior parte do mundo é o sistema internacional (SI), descendente do

sistema MKS (metro-quilograma-segundo) e cujas unidades fundamentais são:

Massa - quilograma = kg

Comprimento - metro = m

Tempo - segundo = s

Temperatura termodinâmica - kelvin = K

Quantidade de matéria - mol = mol

Corrente elétrica - ampère = A

Intensidade luminosa - candela = cd

Alguns prefixos podem ser usados com estas unidades:

NOME SÍMBOLO FATOR PELO QUAL A

UNIDADE É

MULTIPLICADA

POTÊNCIA

exa E = 1 000 000 000 000 000 000 = (1018)

peta P = 1 000 000 000 000 000 = (1015)

tera T = 1 000 000 000 000 = (1012)

giga G = 1 000 000 000 = (109)

mega M = 1 000 000 = (106)

quilo k = 1 000 = (103)

hecto h = 100 = (102)

deca da = 10 = (101)

deci d = 0,1 = (10-1)

centi c = 0,01 = (10-2)

mili m = 0,001 = (10-3)

micro µ = 0,000 001 = (10-6)

nano n = 0,000 000 001 = (10-9)

pico p = 0,000 000 000 001 = (10-12)

femto F = 0,000 000 000 000 001 = (10-15)

atto A = 0,000 000 000 000 000 001 = (10-18)

4

Exemplos: 1 quilômetro (km) = 1x103 m

1 gigâmetro (Gm) = 1 x 109 m

5 micrômetros (µm) = 5x10-6 m

7 mililitros (mL) = 7x10-3 L

Intimamente ligadas ao SI, estão as seguintes unidades derivadas:

Volume - metro cúbico = m3

Força - Newton = N (kg.m.s-2)

Energia - Joule = J (N.m) (kg.m2.s-2)

Área - metro quadrado = m2

Pressão - Pascal = Pa (N/m2)

Concentração – C (mol.L-1)

A seguir, unidades ainda usadas que, porém não fazem parte do Sistema Internacional (SI):

Volume - litro = L

Pressão - atmosfera (atm), mmHg, Torr

Temperatura - Graus Celsius (oC); Fahrenheit (F)

EQUAÇÕES DE CONVERSÃO

UNIDADE CONVERSÃO

Comprimento 1 Ao

= 1.10-10 m

1 mi = 1609 m

1 yd = 0,9144 m

1 in = 1 pol = 2,54 cm

1ft (pé) = 0,3048 m

Massa 1 lb = 453,6 kg

1 oz = 28,35 g

Volume 1 ft3 = 28,316 L

(capacidade) 1 gl amer. = 3,786 L

1 in3 = 16,4 cm3 = 16,4 mL

5

UNIDADE CONVERSÃO

Temperatura T (K) = t (oC) + 273

onde: Ao

= Angstrom lb = libra

yd = jarda in = polegada

mi = milha gl = galão

ft = pé oz = onça

EXEMPLOS DE CONVERSÕES ENTRE DIVERSAS UNIDADES

Para se converter uma medida fornecida em unidade inglesa, por exemplo, 30

in (pol) para metros (m), usa-se o fator de conversão unitário da tabela de equação de

conversão:

1 in = 2,54.10-2 m

Como o fator usado a partir das equações de conversão deverá ter sempre no

denominador a unidade que se deseja eliminar, pode escrever o fator unitário:

2 54 10

1

2, . − in

= 1m

Se multiplicar 30 in por este fator não irá alterar a quantidade, já que o fator

vale 1:

m 10 . 7,62 = m 10 . 76,2 = in 1

10.54,2in 30 1-2-

2 m−

⋅

7,62.10 -1 é a quantidade correspondente a 30 in.

Um outro exemplo: a conversão de 45 oz para gramas envolve a relação:

1 oz = 28,35 g

Dessa relação se deduz o fator de conversão:

28 35

1, oz

= 1g

Multiplicando 45 oz por este fator, obtemos então:

45 oz

oz = 1275,75 g⋅

28 351, g

6

EXERCÍCIOS SOBRE SISTEMAS DE MEDIDAS

UNIDADES E CONVERSÃO

1. Faça as seguintes conversões

a) 2,40 m para cm

b) 3800 mm para m

c) 485 cm3 para dm3

d) 78 g para kg

e) 45 cm2 para m2

f) 822 km para cm

g) 45 m.s-1 para km.h-1

h) 72 km.h-1 para mm.s-1

i) 25,33 kJ para J

j) 7 cm3 para mL

2. Complete o espaço em branco com a unidade correta:

a) 8,2 ___________ = 8,2.10-9 m

b) 46 ___________ = 4,6.10-2 m

c) 9,3 ___________ = 0,0093 g

d) 12,5 __________ = 125 mm

e) 8,5 ___________ = 8,5.10-3 cm3

f) 0,84 __________ = 840 cm3

g) 60 ____________ = 6.104 cm3

EXERCÍCIOS DE REVISÃO DE QUÍMICA GERAL

DENSIDADE

3. Um bloco de magnésio tem massa de 14,3 g e um volume de 8,46 cm3. Qual é a

densidade do magnésio?

4. Água foi colocada dentro de um cilindro graduado até que o volume medisse 25,0 cm3.

Um pedaço de metal de forma irregular, pesando 50,8 g, foi colocado dentro do cilindro

e submergiu completamente. O nível da água subiu até a marca de 36,2 cm3. Qual é

a densidade do metal?

5. O titânio é um importante metal estrutural, usado em aeronaves por causa de sua

resistência e seu "peso leve". Um cilindro sólido de titânio de 2,48 cm de diâmetro e

7

4,75 cm de comprimento foi pesado encontrando-se uma massa de 104,2 gramas.

Calcule a densidade do titânio.

6. O clorofórmio, CHCl3, um líquido usado antigamente como anestésico, possui uma

densidade de 1,492 g.cm-3: a) Qual o volume de 10,00 g de CHCl3?

b) Qual a massa de 10,00 cm3 de CHCl3?

7. Um recipiente de vidro que pode ser repetidamente ocupado com precisamente o

mesmo volume de líquido é chamado de picnômetro. Um determinado picnômetro,

quando vazio e seco pesou 25,296 g. Quando ocupado com água a 25oC o

picnômetro e a água pesaram 34,914 g. Quando ocupado com um líquido de

composição desconhecida, o picnômetro e seu conteúdo pesaram 33,486 g. A 25oC,

a densidade da água é 0,9970 g.cm-3:

a) Qual o volume do picnômetro?

b) Qual a densidade do líquido desconhecido?

8. A densidade do sódio é de 0,97 g.cm-3 e a do ósmio é de 22,5 g.cm-3. Que volume

de sódio deve possuir a mesma massa que 40 cm3 de ósmio?

TEMPERATURA

9. O metal gálio tem a maior faixa líquida dentre os elementos. Ele funde a 30oC e ferve

a 2403oC. Qual seu ponto de fusão e ebulição, em Kelvin?

10. O tungstênio, usado como filamentos em lâmpadas elétricas, tem um ponto de

ebulição de 5660oC. Qual o seu ponto de ebulição expresso em Kelvin?

11. O dióxido de carbono sólido (gelo seco) sublima a 195 K. Qual é a essa temperatura

na escala Celsius?

MATÉRIA

12. Complete as lacunas:

a) Se um determinado material é constituído por moléculas iguais entre si, trata-se de

uma.......................................; caso suas moléculas sejam diferentes entre si, têm-se

uma...............................

8

b) A substância pura formada por dois ou mais elementos químicos é uma

substância...................................., enquanto que a substância pura formada apenas

um elemento químico é uma substância....................................

c) Representa-se graficamente uma substância pura através de uma

............................. e um elemento químico através de um ................................

d) Mistura homogênea ou solução é aquela que apresenta

propriedades................................. em toda a sua ...........................

e) Numa solução, a substância que dissolve é o.................................................... e a

substância que é dissolvida é o .............................................

f) Mistura homogênea é aquela cujas propriedades.................................. ...................

de um ponto para outro.

g) Fase de uma mistura heterogênea é cada................................. (contínuo ou não)

que a forma, separada das demais por............................. (interfaces).

13. Dar os nomes dos seguintes elementos químicos:

N____________ Li___________ F ___________ Cr _________

Sb ___________ Pt ____________ Mg __________ I _________

Ca ___________ Fe ____________ Au ___________ U ________

Na ___________ P ____________ Si ___________ Mn ________

Pb ___________ Cl ____________ Hg ___________ Zr ________

Al ___________ Ag ____________ He ___________ Cu________

B ____________ W ____________ K ___________ Ti _________

C ____________ As ____________ Ni ___________ Kr ________

Sn ____________ Br ____________ Ba ___________ S ________

Sc ____________ Cs ____________ Cd ___________ Nd ________

Sr ____________ O ____________ Y ____________ V _________

14. Entre as substâncias cujas fórmulas aparecem abaixo, indicar quais são as

substâncias simples e as compostas: O2 ; Fe ; F2 ; H2O ; CH3Cl ; O3 ; S8

15. Aponte as substâncias puras e as misturas na seguinte relação:

a) barra de Ferro d) Açúcar comum g) Álcool

b) Vinho e) Água pura h) Sangue

c) Gás hidrogênio f) Leite i) Ar (ar)

16. Aponte as misturas heterogêneas e as homogêneas:

a) Água + Óleo

b) Água + Sal

9

c) Gasolina + Óleo diesel

d) Álcool + Acetona

e) Álcool + Gasolina

17. Misturando, agitando bem e deixando um certo tempo em repouso, quantas fases

surgirão em cada um dos sistemas:

a) Água, Gasolina e Areia

b) Álcool, Água e Mercúrio

c) Areia, Açúcar e Gasolina

d) Água, Sal e Acetona

e) Éter, Água e Açúcar

18. Complete as lacunas:

a) Numa transformação química as substâncias iniciais transformam-se

em.....................................Isto não ocorre numa .....................................

b) Um fenômeno............................. é mais profundo e mais duradouro que um

fenômeno ...........................

c) Complete o quadro com os nomes das mudanças de estado físico:

SÓ LID O LÍQ U ID O G ASO SO

MÉTODOS DE SEPARAÇÃO DE MISTURAS

19. Proponha um procedimento para a separação dos componentes de uma mistura de 3

substâncias A, B e C, cujas solubilidades em água e acetona são indicadas na tabela

abaixo:

SUBSTÂNCIA SOLUBILIDADE EM ÁGUA SOLUBILIDADE EM ACETONA

A SOLÚVEL SOLÚVEL

B INSOLÚVEL SOLÚVEL

C INSOLÚVEL INSOLÚVEL

20. Duas amostras de solução aquosa de CuSO4.5H2O, de coloração azul, foram

submetidas respectivamente as seguintes operações:

I - Filtração através de papel de filtro

II - Destilação simples

Qual é a coloração resultante:

10

a) Do material que passou pelo filtro da operação I?

b) Do produto condensado da operação II?

CONCEITOS FUNDAMENTAIS SOBRE ESTRUTURA ATÔMICA

21. Assinalar as alternativas corretas:

a) Todos os átomos de um elemento químico são iguais.

b) A característica fundamental de um elemento químico é o número de elétrons do

átomo.

c) Todos os átomos de um elemento químico têm a mesma massa.

d) Átomos de elementos químicos diferentes têm necessariamente massas diferentes.

e) Átomos de elementos químicos diferentes têm necessariamente números atômicos

diferentes.

f) Átomos de mesmo elemento químico têm necessariamente o mesmo número

atômico.

22. Dar uma justificativa para o fato de chamar-se número de massa a soma do número de

prótons e nêutrons de um átomo.

23. Dar o símbolo e representar a estrutura eletrônica de cada um dos seguintes

elementos químicos:

ELEMENTO

QUÍMICO

NÚMERO

ATÔMICO

SÍMBOLO ESTRUTURA ELETRÔNICA

Sódio 11

Fósforo 15

Estrôncio 38

Chumbo 82

24. Colocar verdadeiro ou falso nas afirmações abaixo. Justificar.

a) A matéria é continua.

b) A massa do átomo esta fundamentalmente concentrada em seu núcleo.

c) O número de prótons num átomo, também denominado número atômico, fornece a

identidade do elemento químico.

11

25. Atribuir valores aproximados às seguintes relações:

a) = elétron do

próton do

massa

massa

b) = nuclear diâmetro

atômico diâmetro

c) = nêutron do

próton do

massa

massa

26. Os números atômicos, de massa e de nêutrons de um átomo são expressos,

respectivamente, por (3x + 5), (8x) e (6x - 30). Determine os números de prótons e nêutrons

deste átomo.

27. Dados os átomos genéricos:

90232

91234

92233

92234

92A B C D 238

E

Determine qual são isótopos, isóbaros e isótonos.

28. Têm-se as espécies químicas:

3580

3882

3782

3679 +

3479 3

3681 2A B C D E F− −

Indique os isótonos, os isótopos, os isóbaros e os isoeletrônicos.

29. Têm-se dois átomos genéricos e isótopos A e B.Calcule o número de nêutrons de cada

átomo, sabendo que:

ÁTOMO Z A

A 3x - 6 5x

B 2x + 4 5x - 1

30. Tem-se um átomo com número atômico 5 e número de massa 3x - 5. Este átomo é isótono

de um átomo B, que apresenta número de massa 2x + 1 e um próton a mais que A. Calcule os

números de massa de A e B.

31. Três átomos genéricos A, B e C apresentam, respectivamente, números de massa pares

e consecutivos. Sabendo-se que o átomo B possui 27 nêutrons e o átomo C, 29 prótons,

determine os números de massa desses átomos, de modo que A seja isótopo de B e isótono

de C.

12

32. São dados os átomos A, B, C e D.

- 2557A e C2+ são isótonos e isoeletrônicos.

- B é isótopo de C e isóbaro de A.

- D é isótono de B e isóbaro de C.

Quantos prótons, nêutrons e elétrons possuem o íon D3-?

33. O oxigênio natural apresenta 99,759% de 816O (massa atômica de 15,9949);

0,037% de 817O (massa atômica de 16,9991) e 0,204% de 8

18O (massa atômica de

17,9991). Calcular a massa atômica do oxigênio natural.

34. Na natureza, encontra-se em qualquer amostra de cloro, os isótopos de número de

massa 35 e do número de massa 37. Sabendo-se que o número de massa médio do

cloro é igual a 35,5. Calcular a porcentagem de cada isótopo nessa mistura de

isótopos.

35. O elemento químico magnésio é formado pelos isótopos 24, 25 e 26, na proporção de

80%, 10% e 10% respectivamente. Qual é sua massa atômica?

36. O elemento cobre, de massa atômica 63,6, existe na natureza sob forma de dois

isótopos, sendo 70% do isótopo de massa 63. Qual a massa do outro isótopo

existente?

13

Respostas 1. a) 2,40.102 cm

b) 3,8 m

c) 4,85.10-1 dm3

d) 7,8.10-2 kg

e) 4,5.10-3 m2

f) 8,22.107 cm

g) 162 km/h

h) 2.104 mm.s-1

i) 2,533.104 J

j) 7 mL

2. a) nm e) mm3

b) mm f) dm3

c) mg g) dm3 ou L

d) cm

3. 1,69 g.cm-3

4. 4,54 g.cm-3

5. 4,54 g.cm-3

6. a) 6,70 cm3

b) 14,92 g

7. a) 9,647 cm3

b) 0,8489 g.cm-3

8. 927,8 cm3

9. 303 K e 2676 K

10. 5933 K

11. -78oC

12. a) substância pura / mistura

b) composta / simples

c) fórmula / símbolo

d) constantes / extensão

e) solvente / soluto

f) não diferem

g) sistema homogêneo / superfícies visíveis 14. Substâncias simples: O2 , Fe , F2 , O3 , S8

Substâncias compostas: H2O e CH3Cl

15. Substâncias puras: a, c, d, e e g.

Misturas: b e f

14

16. Mistura heterogênea: a.

Misturas homogêneas: b, c, d e e.

17. a) 3 b) 2 c) 3 d) 1 e) 2

18. a) outras substâncias / mistura

b) químico / físico

c)

SÓ LID O LÍQ U ID O G ASO SOfusão

solidificação

sublimação

vaporização

condensação

19. Adiciona-se água à mistura, agita-se até a completa dissolução de A e filtra-se.

Recupera-se A por evaporação da água do filtrado. O precipitado é recolhido e a ele

adiciona-se acetona. Agita-se até a dissolução de B e filtra-se. Evaporando-se a

acetona do filtrado recupera-se B. C se encontra retido pelo filtro.

20. a) azul

b) incolor

21. e e f

22. Porque prótons e nêutrons são as partículas mais pesadas do átomo (elétrons

têm massa desprezível).

23. Na 2 8 1

P 2 8 5

Sr 2 8 18 8 2

Pb 2 8 18 32 18 4

24. a) F (a matéria é constituída por átomos, partículas discretas)

b) V (elétrons têm massa desprezível)

c) V (observa-se que átomos com diferentes quantidades de prótons são

quimicamente diferentes).

25. a) 1840 b) 105 c) 1

26. 80 p+/ 120 n

27. isótopos: C, D e E / isóbaros: B e D / isótonos: A e D.

28. isótonos: A, C, E e F / isótopos : D e F / isóbaros : B e C; D e E / isoeletrônicos:

A e D+; C e E3- ; B e F2-

29. 26 e 25 30. 10 e 11

31. 50, 52 e 54 32. 29, 30, 32

33. 15,9994 34. 75 % e 25 %

35. 24,3 36. 65

15

ESTRUTURA ATÔMICA – CRONOLOGIA

450 a.C

Leucipo A matéria pode ser dividida em partículas cada vez menores.

400 a. C

Demócrito Denominação átomo para a menor partícula da matéria. Considerado o pai do atomismo grego.

60 a. C

Lucrécio Autor do poema De Rerum Natura, através do qual foi consolidado o atomismo de Demócrito.

1661

Boyle Autor do livro Scepitcal Chemist, no qual defendeu o atomismo e deu o primeiro conceito de elemento com base experimental.

1808

J. Dalton Primeiro modelo atômico com base experimental. O átomo é uma partícula maciça, indivisível e eletricamente neutra. O modelo foi utilizado até 1897.

1834

Faraday Estudo quantitativo da eletrólise, através do qual surgiu a idéia da eletricidade associada aos átomos.

1859

Primeiras experiências de descargas elétricas em gases a pressão reduzida (aproximadamente 10 mmHg). Descoberta dos raios posteriormente chamados catódicos.

1874

Stoney Admitiu que a eletricidade estava associada aos átomos em quantidades dicretas. Primeira idéia de quantização de carga elétrica.

1879 Crookes

Primeiras experiências de descarga elétrica de alto vácuo.

1886

Goldstein Descargas elétricas em gases a pressão reduzida com cátodo perfurado. Descoberta dos raios canais ou positivos.

1891 Stoney

Deu nome de elétron a unidade de carga elétrica negativa.

1895

Röentgen Descoberta do Raio X.

1896

Becquerel Descoberta da Radioatividade.

16

1897

Thomson Descargas elétricas de alto vácuo (tubos de Crookes) levaram à descoberta do elétron. O átomo seria uma partícula maciça, mas não indivisível. Seria formado por uma geléia com carga positiva, na qual estariam incrustados os elétrons (modelo do pudim de passas). Determinação da relação carga/massa (q/m) do elétron = 1,76.108 C/g ou 1,76.1011 C/kg.

1898

Casal Curie Descoberta do Polônio (Po) e do Radio (Ra).

1900

Max Planck Teoria dos Quanta.

1905

Albert Einstein Teoria da Relatividade. Relação entre massa e energia (E = m.c2). Esclarecimento do efeito fotoelétrico. Denominação fóton para o quantum de energia radiante.

1909

Millikan Determinação da carga do elétron. q(e-) = 1,602.10-19C. Daí deduziu-se que a massa do e- = 9,11.10-28 g ou 9,11.10-31 kg.

1911

Ernest Rutherford O átomo não é maciço nem indivisível. O átomo seria formado por um núcleo muito pequeno, com carga positiva, onde estaria concentrada praticamente toda a massa. Ao redor do núcleo ficariam os elétrons, neutralizando sua carga. Este é o modelo do átomo nucleado, um modelo que foi comparado ao sistema planetário, onde o Sol seria o núcleo e os planetas seriam os elétrons.

1913

Niels Bohr Modelo atômico fundamentado na teoria dos quanta e sustentado experimentalmente com base na espectroscopia. Distribuição eletrônica em níveis de energia. Quando um elétron do átomo recebe energia, ele salta para outro nível de maior energia, portanto mais distante do núcleo. Quando o elétron volta para seu nível de energia primitivo (mais próximo do núcleo), ele cede à energia extra anteriormente recebida sob forma de uma onda eletromagnética (luz).

1916

Sommerfeld Modelo das órbitas elípticas para o elétron. Introdução dos subníveis de energia.

1920

Ernest Rutherford Caracterização do próton como sendo o núcleo do átomo de hidrogênio e a unidade de carga positiva. Previsão de existência do nêutron.

1924

De Broglie Modelo da partícula-onda para o elétron.

17

1926

Heisenberg Principio da incerteza. “Não se pode determinar simultaneamente a posição e a velocidade de um elétron”.

1927

Schrödinger Equação de função de onda para o elétron. Conceito de Orbital: É a região mais provável de se encontrar o elétron.

1932

Chadwick Descoberta do nêutron através de reação nuclear. Be + He C + n Mn = 1,675.10-24 g ou 1,675.10-27 kg

Fonte: Fisica.net – quimica, 2010 A escala de massa atômica

A massa do 1H é 1,6735x10-24 g e do 16O é 2,6560x10-23 g.

Define-se massa de 12C = exatamente12 u.

Usando unidades de massa atômica: 1 u= 1,66054x10-24 g

1 g = 6,02214x1023u como 1mol = 6,02214 x 1023unidades,

Pode-se associar u e g para1 mol de substância.

Massas atômicas médias

A massa atômica relativa: massas médias dos isótopos:

O Carbono natural: 98,892 % de 12C + 1,107 % de 13C.

A massa média do C: (0,9893). (12 u) + (0,0107). (13,00335) = 12,01 u

A massa atômica (MA) é também conhecida como massa atômica média, ou

simplesmente peso atômico. As massas atômicas estão relacionadas na tabela periódica.

Segundo Thomson (Figura 1), o átomo seria como um “bolo de passas”, ou seja,

os elétrons “embebidos” numa esfera uniforme e positiva.

18

Figura 1. Modelo de Thomson para o átomo.

Em 1910, Rutherford decide usar partículas α (emitidas por átomos radioativos)

para provar a estrutura do átomo. Para isso bombardeou finas películas de ouro com

estas partículas α, sendo os resultados surpreendentes: a maioria das partículas

atravessava a película, algumas mudavam de direção, e outras (poucas) voltavam para

trás. (Figura 2)

Figura 2. Experiência de Rutherford - A maioria das partículas atravessa uma película de ouro, apenas algumas mudam de direção.

Núcleo Partículas α

Átomos de ouro

Folha de ouro

Tela Fluorescente

Fonte de Partículas α

Caixa de Chumbo

Feixe de Partículas α

Carga Positiva

Elétron

19

Rutherford propôs assim, que as cargas positivas estavam concentradas num

núcleo, na parte central do átomo.

As cargas positivas no núcleo são chamadas de prótons. Cada um tem uma

massa de aproximadamente 1,67252×10-24 g, ou seja, cerca de 1840 vezes a massa de

um elétron. O átomo é cerca de 10000 vezes maior do que o seu respectivo núcleo.

Apesar do sucesso de Rutherford, na tentativa de explicar a estrutura do átomo,

continuavam muitos aspectos por esclarecer. Por exemplo, sabia-se que o hidrogênio

continha um próton e o hélio 2 prótons, mas a relação de massas não era de 2:1 mas sim

de 4:1 (despreza-se a massa dos elétrons que é muito pequena comparada com a dos

prótons).

Isto só foi resolvido com a descoberta do nêutron por Chadwick, em 1932. Ele

bombardeou uma película de berílio com partículas a, e o metal emitia uma radiação

altamente energética, constituída por partículas neutras, e com uma massa ligeiramente

superior à do próton, o nêutron.

Com esta descoberta, a constituição do átomo ficou definitivamente estabelecida:

os átomos são constituídos por núcleos muito pequenos e muito densos, cercados por

“nuvens” de elétrons a relativamente grandes distâncias do núcleo. Todos os núcleos

contêm prótons. Núcleos de todos os átomos, exceto o hidrogênio, contêm também

nêutrons.

Na tabela 1 a seguir resumem-se os dados relativos à massa e carga destas três

partículas subatômicas:

Tabela 1 – Dados relativos à massa e carga do elétron, próton e nêutron

Fonte: ATKINS, 2005

Pode-se utilizar o diagrama de Linnus Pauling para facilitar a distribuição eletrônica dos

elementos representativos e de transição como se observa a seguir (Figura 3).

Partícula Massa (g) Carga (C) Unidade de

Carga

Elétron 9,1095×10-28 1,6022×10-19 - 1

Próton 1,67252×10-24 1,6022×10-19 + 1

Nêutron 1,67495×10-24 0 0

20

DIAGRAMA DE ENERGIA DE LINNUS PAULING

Figura 3 – Diagrama de Linnus Pauling.

Assim, os elétrons são distribuídos pelas orbitais com menor energia.

No caso do átomo de hidrogênio, se o elétron se encontrar na orbital 1s diz-se que se

encontra no estado fundamental. Em qualquer outra orbital está num estado excitado.

A configuração do hidrogênio no estado fundamental é:

1 s1 nº de elétrons no subnível

nº quântico principal

Tipo de orbital (nº quântico secundário)

EXERCÍCIOS SOBRE ESTRUTURA ATÔMICA

1. Faça a distribuição eletrônica em níveis e subníveis para os seguintes átomos:

a) 11Na b) 19K c) 18Ar d) 33As e) 38Sr f)30Zn

g) 21Sc h) 58Ce i) 74W j) 82Pb l) 62Sm m)92U

n) 24Cr o) 47Ag p) 42Mo q) 79Au

2. Faça a distribuição eletrônica em níveis e subníveis para os seguintes íons:

a) Mg2+ (Z=12) b) I1- (Z=53) c) O2- (Z=8) d) Cu+ (Z=29)

e) Ga3+ (Z=31) f) S2- (Z=16) g) Cs+ (Z=55) h) Ag+ (Z=47)

ENERGIA CRESCENTE

21

3. Se o elétron mais energético de um átomo é representado por 4s1, pergunta-se:

a) Qual a quantidade total de elétrons deste átomo?

b) Quantas camadas eletrônicas (níveis de energia) possuem este átomo?

c) Qual a sua distribuição eletrônica em níveis e subníveis?

4. São dados os números quânticos do elétron diferenciador dos átomos a seguir.

Calcule os números atômicos destes átomos: a) n = 4 l = 2 m = -1 ms = -1/2

b) n = 3 l = 2 m = -2 ms = +1/2

c) n = 2 l = 0 m = 0 ms = -1/2

d) n = 5 l = 1 m = +1 ms = -1/2

5. Indique o conjunto de números quânticos para os elétrons desemparelhados do átomo

de cobalto (Z=27).

6. Analise as frases e conclua se são verdadeiras ou falsas. Caso a frase seja falsa,

justifique:

a) Teoricamente, um átomo apresenta infinitos níveis de energia, mas apenas sete são

conhecidos.

b) Orbital é a região do espaço onde temos absoluta certeza de encontrar um elétron.

c) O subnível f apresenta 5 orbitais.

d) O número quântico de spin é um número quântico associado à rotação do elétron.

e) O orbital d apresenta, no máximo, dez elétrons.

7. O número atômico de um elemento químico é 46. Pede-se:

a) A sua configuração eletrônica em níveis e subníveis.

b) A distribuição dos elétrons do último e penúltimo níveis em orbitais.

8. O elétron mais energético de um átomo possui o seguinte conjunto de números

quânticos: n = 3 l = 2 m = -2 s = +1/2. Determine o número atômico deste átomo.

9. Qual dos elétrons a seguir, caracterizado por seus números quânticos, está no estado

de menor energia? Coloque esses elétrons em ordem crescente de energia:

ELÉTRON n l m s

A 4 3 -2 -½

B 5 2 +2 +½

C 6 2 -1 -½

D 6 0 0 +½

E 7 0 0 -½

22

10. O átomo 14X apresenta 7 nêutrons. O íon X3- é isoeletrônico de qual átomo? Cite

também sua distribuição eletrônica em níveis, subníveis e orbitais, e os números

quânticos de seu elétron diferenciador.

11. Os elétrons de maior energia de dois átomos A e B são representados por 4d2 e 5p6,

respectivamente. Faça as distribuições eletrônicas dos átomos A e B em níveis e

subníveis e caracterize seus elétrons de diferenciação pelos quatro números

quânticos.

12. Faça as distribuições eletrônicas em orbitais. a) 25Mn4+ (Z=25) b) 26Fe3+ (Z=26) c) Cd2+ (Z=48) d) Zr2+ (Z=40)

Respostas Estrutura Atômica

1. a) K L 3s1

b) K L M 4s1

c) K L 3s2 3p6

d) K L M 4s2 4p3

e) K L M 4s2 4p6 5s2

f) K L M 3d10 4s2 g) K L 3s2 3p6 3d1 4s2

h) K L M 4s2 4p6 4d10 4f2 5s2 5p6 6s2

i) K L M N 5s2 5p6 5d5 6s1

j) K L M N 5s2 5p6 5d10 6s2 6p2

l) K L M 4s2 4p6 4d10 4f6 5s2 5p6 6s2

m) K L M N 5s2 5p6 5d10 5f4 6s2 6p6 7s2

n) K L 3s2 3p6 3d5 4s1

o) K L M 4s2 4p6 4d10 5s1

p) K L M 4s2 4p6 4d5 5s1

q) K L M N 5p6 5d10 6s1

2. a) K 2s2 2p6 b) K L M 4s2 4p6 4d10 5s2 6p6

c) K 2s2 2p6

d) K L 3s2 3p6 3d10

e) K L 3s2 3p6 3d10

f) K L 3s2 3p6

g) K L M 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6

h) K L M 4s2 4p6 4d10

23

3. a) 19

b) 4

c) K L 3s2 3p6 4s1

4. a) 47

b) 25

c) 4

d) 52

5. n = 3 l=2 m = +1 s = - ½

6. a) V

b) F (orbital é uma região de maior probabilidade de encontrar um e-)

c) F (o subnível f apresenta 7 orbitais)

d) V

e) F (qualquer orbital apresenta no máximo dois elétrons)

7. a) K - L - M 4s2 4p6 4d8 5s2

b)

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑↓

4s2 4p6 4d8 5s2

8. Z = 25

9. D / D-A-B-E-C

10. X = 7 prótons pois A = Z + N 1s2 2s2 2p5

n=2 l=1 m= 0 s = - ½

X 3 - = 1s2 2s2 2p6

2s2 2p6

11. A → K L M 4s2 4p6 4d2 5s2

n=4 l=2 m= +1 s = +½

B → K L M 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6

n=5 l=1 m= -1 s = -½

12. a)

Mn4+ K L ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑

3s2 3p6 3d3

n = 3 l = 2 m = 0 s = + ½

b)

Fe3+ K L ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑

3s2 3p6 3d5

n = 3 l = 2 m = -2 s = + ½

10Ne K L ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

24

c)

Cd2+ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

4s2 4p6 4d10

n = 4 l = 2 m = -2 s = - ½

d)

Zr2+ K L M ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑

4s2 4p6 4d2

n = 4 l = 2 m = +1 s = + ½

25

CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS QUÍMICOS

CRONOLOGIA

1829 – Lei das Tríades de Döbereiner

1863 – Parafuso Telúrico de Chancourtois

1884 – Lei das Oitavas de Newlands

1869 – Lei Periódica de Mendeleev e Lothar Meyer: Classificação

periódica com elementos em ordem crescente de massas atômicas

1913 – Lei de Moseley: Conceito atual de número atômico. Classificação

periódica com os elementos em ordem crescente de números atômicos.

TABELA PERIÓDICA – BLOCO “s” - FAMÍLIAS 1ou 1A E 2 ou 2A

Classificação níveis energéticos – períodos

Classificação subníveis energéticos – Famílias ou Grupos

BLOCO “s” – Família dos Metais Alcalinos 1A – s1

Família dos Metais Alcalinos Terrosos 2A– s2

Propriedades dos Metais Alcalinos

- Não são encontrados livres na natureza, são encontrados normalmente na forma de

compostos dissolvidos na água do mar;

- Em condições ambientes são todos sólidos de cor prateada;

- Podem ser cortados com a faca ( são moles);

- Reagem violentamente com a água (alguns de forma explosiva), formando compostos

com propriedades funcionais básicas acentuadas;

- Reagem violentamente com o oxigênio do ar (alta reatividade);

- Para se conservarem na forma metálica precisam ser guardados imersos em óleo

mineral ou querosene (para impedir o contato com o ar e a umidade);

- Os átomos formam cátions monovalentes (+1);

Exemplos:

2 Na(s) + 1 H2O(l) → 2 NaOH(aq) + H2(g)

4 Na(s) + 1O2(g) → 2 Na2O(s)

Obtenção por eletrólise:

2 NaCl → Na(s) + Cl2(g)

26

Propriedades dos Metais Alcalinos Terrosos:

- Na forma de substâncias simples, são sólidos à temperatura ambiente também de

cor prateada;

- Podem ser cortados com a faca (baixa dureza);

- Reagem com água quente, formando compostos com propriedades funcionais

básicas;

- Reagem com o oxigênio do ar;

- Para se conservarem na forma metálica precisam ser guardados imersos em óleo

mineral ou querosene (para impedir o contato com o ar e a umidade);

- Os átomos formam cátions bivalentes (+2).

ALGUMAS REAÇÕES DOS METAIS

REAÇÕES

OBSERVAÇÕES

M + H2O MOH + ½ H2

M + 2 H2O M(OH)2 + H2

Os hidróxidos do grupo I são as bases

mais fortes conhecidas

2 Li + ½ O2 Li2O

M + O2 2 MO

O óxido é formado pelo excesso de oxigênio

2 Na + O2 Na2O2

Ba + O2 BaO2

O peróxido pode ser formado nos grupos I e II

3 Li + ½ N2 Li3N

3M + N2 M3N2

Somente o Li forma nitreto – grupo I

Todos os do grupo II formam nitretos á

temperatura elevadas

M + ½ H2 MH

M + H2 MH2

Formação de hidretos iônicos ou salinos nos

grupos I e II

2 M + S M2S

M + S MS

Todos os metais alcalinos formam sulfetos

M + (P, As, Sb, Se, Te)

3 M + P M3 P

Todos os metais alcalinos formam fosfetos,

arsenetos, antimonetos, selenetos e teluretos

M + (F2, Cl2, Br2 e I2)

M + ½ Cl2 MCl

M + Cl2 MCl2

Todos os metais alcalinos formam fluoretos,

cloretos, brometos e iodetos,

nos grupos I e II

M + 2 HCl MCl2 + H2 Todos os metais reagem com ácidos liberando

hidrogênio

27

1. Complete e balanceie as seguintes equações de reações:

a) Li + H2O

b) Ca + H2O Ca(OH)2

c) Na + O2

d) K + H2

e) Li + N2

f) Mg + H2

g) Rb + Cl2

h) Sr + O2

i) K + Cl2

j) Mg + 2 HBr MgBr2 + H2

k) Ca + H2

l) Ra + HCl

EXERCÍCIOS DE TABELA PERIÓDICA

1- Em que período, grupo ou família da Tabela Periódica, estão localizados os elementos

abaixo? Identifique-os. Classificar em elementos representativos ou de transição.

Responda e justifique.

a) A (Z=6) b) B (Z=17) c) C (Z=20) d) D (Z=34)

e) E (Z=23) f) F (Z=60) g) G (Z=47) h) H (Z=25)

i) I (Z=30) j) J (Z=2) l) L (Z=40) m) M (Z=15)

n) N (Z=58) o) O (Z=29) p) P (Z=13) q) Q (Z=92)

2- Faça a distribuição eletrônica em subníveis e dê o número atômico para o elemento

pertencente a:

a) grupo 6A e 4º período b) grupo 1A e 5º período

c) halogênio do 3º período d) grupo 6B e 4º período

e) 6º elemento de transição interna do 7º período

f) gás nobre do 3º período g) alcalino terroso do 4º período

h) grupo 6A e 4º período

3- Os elementos a seguir pertencem ao grupo dos elementos representativos da tabela

periódica. Deduza, a partir de suas distribuições eletrônicas, o período, família e o bloco

que pertencem.

a) 6C; b) 15P; c) 34Se; d) 53l; e) 18Ar; f) 20Ca;

28

4- Estabeleça se os seguintes elementos estão ou não propensos a formar um cátion ou um

ânion e escreva a fórmula para o íon:

(a) enxofre; (b) potássio; (c) estrôncio; (d) cloro.

5- Certo átomo do elemento E, genérico, apresenta o elétron mais energético no subnível

4p5.

a) Qual o período e família que pertence o elemento E?

b) Qual o número atômico dos elementos que antecedem e sucedem ao elemento E, na

mesma família do sistema periódico? E no mesmo período?

PROPRIEDADES PERIÓDICAS

RAIO ATÔMICO

Relação de Tamanho

Em 1870 Lothar Meyer notou a variação periódica quanto ao tamanho do átomo.

Em virtude da nuvem eletrônica de um átomo não ter um limite definido, o tamanho de

um átomo não pode ser definido de forma simples, contudo a única medida de tamanho é o

parâmetro de Lennard-Jones, que representa a distância de maior aproximação dos

núcleos de dois átomos livres, gasosos do mesmo elemento químico. Assim o Raio

Atômico é definido como a metade da distância internuclear entre os núcleos

de dois átomos vizinhos do mesmo elemento químico.

2

dRA =

Se o elemento é um metal ou gás nobre, usa-se a distância entre os centros de

átomos vizinhos em uma amostra sólida. R.A. (raio atômico)

Exemplo: R.A do Cu = 128 pm e a distância d = 256 pm

Para se chegar aos tamanhos de átomos metálicos, a distância internuclear no

cristal é determinada por difração de raio X e dividida por dois para se chegar ao valor do

raio atômico.

Se o elemento é um não-metal, usa-se a distância entre os núcleos de átomos

unidos por uma ligação química R.C. (raio covalente).

Exemplo: Cl2 d = 198 pm R.C.= 99 pm

29

NAS FAMÍLIAS: À medida que aumentam os números de níveis energéticos, menor a

atração núcleo-eletrosfera e, portanto maior será o Raio Atômico. O efeito da carga nuclear

é neutralizado pelo aumento de níveis ocupados.

Exemplos: Na 2 – 8 – 1

K 2 – 8 – 8 – 1

Rb 2 – 8 – 18 – 8 – 1

NOS PERÍODOS: Quanto maior o número de elétrons na última camada, maior será a

atração núcleo-eletrosfera e, portanto devido ao efeito de blindagem, menor será o raio

atômico. A Tabela 1 mostra o raio atômico dos elementos do 2º período da tabela.

Tabela 1 – Raio Atômico dos Elementos do 2º Período da Tabela Periódica.

Elemento

químico

Li

Be

B C

N

O

F

Carga nuclear

(Z)

+3 +4 +5 +6 +7 +8 +9

Distribuição

Eletrônica

2 -1 2 - 2 2 - 3 2 - 4 2 - 5 2 - 6 2 - 7

Raio Atômico

(pm)

157

112

88

77

74

66

64

Explicação: Os elétrons do nível 2 (L) do Be são mais fortemente atraídos pelo núcleo

(carga +4) do que o Li (carga +3). Na verdade os elétrons do nível 1 (K) atenuam a atração

pelos elétrons do nível 2 (efeito de blindagem).

À medida que aumenta a carga nuclear (Z), os elétrons são atraídos por uma carga

nuclear efetiva cada vez maior. Há uma contração da eletrosfera e, portanto o raio ficará

menor. (Figura 1)

Os elétrons da camada K são atraídos fortemente para o núcleo com uma força

proporcional a carga nuclear. À medida que esta aumenta, os elétrons são puxados mais

fortemente para o núcleo. Assim os elétrons da camada L estão protegidos do núcleo pelos

elétrons da camada K (escudo), de modo que a força atrativa da carga nuclear (+) é

reduzida pelas cargas (-) intermediárias (efeito de blindagem).

Exemplo: 11Na 2 – 8 – 1 (3s1) o elétron mais externo é atraído não por uma carga +11m

mas sim por uma carga +11 encobertos por 10 elétrons interpostos. A carga atrativa líquida

30

está mais próxima a uma carga +1 do que +11, devido ao efeito de blindagem das camadas

K e L.

Figura 1 – Raio Atômico nas famílias e períodos da Tabela Periódica.

RAIO IÔNICO Quanto ao Cátion

O Raio do Cátion é sempre menor que o átomo correspondente no estado

fundamental, pois há perda de elétrons da última camada.

A carga nuclear fica maior que o número de elétrons, quando há perda de elétrons.

Exemplo: 12Mg 2 – 8 – 2

12Mg2+ 2 - 8

Quanto ao Ânion

O Raio do Ânion é sempre maior que o átomo correspondente, no estado

fundamental, pois com a entrada de elétrons no orbital existe uma repulsão entre eles. Há

uma expansão do orbital, aumentando seu tamanho.

Exemplo: 16S 2 – 8 – 6 16S2- 2 – 8 – 8

ENERGIA DE IONIZAÇÃO – POTENCIAL DE IONIZAÇÃO

É a energia mínima necessária para remover um elétron de um átomo isolado, no

estado gasoso, transformando-o em cátion.

Ex.: Na + E Na+ + 1e-

31

Unidades empregadas para medir a E.I. no S.I.- Joule (J), outros sistemas: calorias

(cal), kilocalorias (kcal), elétron volt (e-V). 1J = 1C.1V

NAS FAMÍLIAS: Quanto maior o número de níveis energéticos, menor a atração núcleo-

eletrosfera e, portanto mais facilmente os elétrons poderão ser retirados.

NOS PERÍODOS: Quanto maior o número de elétrons na última camada, maior será a

atração núcleo-eletrosfera, menor será o raio atômico e, portanto mais energia será

necessário para retirar elétrons da camada de valência. (Figura 2)

Figura 2 – Energia de Ionização dos Elementos Químicos.

As Tabelas 2 e 3 mostram as energias de ionizações dos elementos do 2º período da Tabela.

Tabela 2–Elementos do 2º Período da Tabela Periódica.

ELEMENTO E.I. (E-V) E.I. (kcal.mol-1) E.I. (kJ.mol-1)

Li 5,4 124 520

Be 9,3 215 899

B 8,3 191 801

C 11,3 260 1086

N 14,5 336 1402

O 13,6 314 1314

F 17,4 402 1681

Ne 21,6 498 2081

32

Tabela 3 – Energias de Ionização dos elementos do 2º Período da Tabela.

Elemento Carga Nuclear Configuração

eletrônica

E.I.(kJ.mol-1)

Li +3 1s2 2s1 2p0 520

Be +4 1s2 2s2 2p0 899

B +5 1s2 2s2 2p1 801

C +6 1s2 2s2 2p2 1086

N +7 1s2 2s2 2p3 1402

O +8 1s2 2s2 2p4 1314

F +9 1s2 2s2 2p5 1681

Ne +10 1s2 2s2 2p6 2081

AFINIDADE ELETRÔNICA OU ELETROAFINIDADE

É a quantidade mínima de energia, ∆H, envolvida no processo em que um átomo

isolado gasoso, em seu estado fundamental, recebe um elétron, transformando-o em um

íon negativo (ânion). A Tabela 4 mostra a afinidade eletrônica do grupo 17 ou 7A.

Ex.: Cl + 1e- Cl- + E ∆H = - 348 kJ.mol-1

OBS.: O sinal (-) se refere a energia liberada (exotérmica).

Tabela 4 – Afinidade Eletrônica dos Elementos do Grupo 17.

Elemento Carga Nuclear Configuração

eletrônica

A.E. (kJ.mol-1)

F +9 1s2 2s2 2p5 - 333,0

Cl +17 [Ne] 3s2 3p5 -348,0

Br +35 [Ar] 4s2 4p5 -324,0

I +53 [Kr] 5s2 5p5 -256,0

33

A afinidade eletrônica refere-se à facilidade de um elemento isolado captar um

elétron, enquanto a eletronegatividade representa a habilidade relativa de um átomo,

numa molécula, atrair elétrons. (Figura 3)

Figura 3 – Afinidade Eletrônica nas famílias e períodos da Tabela Periódica.

ELETRONEGATIVIDADE – CARATER NÃO METÁLICO

É a medida da atração exercida sobre os elétrons envolvidos em uma ligação

química ou é a tendência de um átomo atrair elétrons para si numa ligação covalente.

Têm sido propostos diversos procedimentos para quantificar a eletronegatividade

dos elementos químicos.

O conceito de eletronegatividade foi originalmente idealizado por L. Pauling para

explicar as diferentes energias de ligações observadas para diferentes moléculas.

OBS.: Geralmente ligações entre átomos que possuem eletronegatividades diferentes

tendem a ser mais fortes que as ligações entre átomos com mesma eletronegatividade.

Linnus Pauling atribuiu o valor máximo de eletronegatividade ao FLÚOR – 4,0.

NOS PERÍODOS: Quanto mais próximos um elemento está do grupo dos gases nobres,

maior será sua capacidade de atrair elétrons.

NAS FAMÍLIAS: Quanto maior o número de níveis energéticos, os elétrons ficam mais

afastados do núcleo e, portanto a eletronegatividade será menor. (Figura 4)

34

A Tabela 5 mostra a comparação entre os valores obtidos por Linnus Pauling e o método

AVEE.

FILA DE ELETRONEGATIVIDADE

Tabela 5 – Elementos químicos do 2º período da tabela periódica.

F O N Cl Br S C I P H

L.Pauling 4,0 3,5 3,0 3,0 2,8 2,6 2,5 2,4 2,3 2,3

AVEE 4,19 3,61 3,07 2,87 2,69 2,59 2,54 2,36 2,25 2,3

AVEE: Average Valence Electron Energy – Nova escala, foi recentemente proposta nas

E.N. das ligações, obtida por espectroscopia fotoelétrica.

Figura 4 - Aumento da eletronegatividade nas famílias e nos períodos da tabela.

EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES SOBRE TABELA PERIÓDICA E PROPRIEDADES PERIÓDICAS

1. Seja o subnível da camada de valência P, dar:

↓

a) O conjunto dos quatro números quânticos do elétron assinalado; b) A configuração eletrônica em subníveis e níveis para o elemento; c) O número atômico deste elemento químico;

d) A família e o período que ele pertence na tabela periódica;

35

2. Considere as seguintes configurações dos átomos neutros, normais:

A - 1s2 2s1 B - 1s2 2s2 2p5

C - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 D - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3

E - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1

F - 1s2 2s2 2p6 3s2 G - 1s2

Responda as questões abaixo, justificando cada uma.

I) Indique os elementos de maior e menor raio atômico da tabela periódica.

II) Compare o tamanho dos íons B-1, F2+, A1+. Coloque em ordem crescente de tamanho.

III) Indique os elementos que apresentam a maior e a menor energia de ionização.

IV) Qual dos elementos é o mais eletronegativo da tabela periódica?

V) Diga a família dos átomos A, B, C, D, E, F e G.

3. Dada a representação abaixo:

a) Indique os quatro números quânticos do elétron assinalado, que está localizado no nível N:

↓

n = ; l = ; m = ; s =

b) Qual é o número atômico deste elemento sabendo-se que ele é neutro? Z =

c) Qual a família e o período que este elemento pertence?

d) Este elemento tem característica de cátion ou ânion? Qual sua carga mais provável?

4. Aliste as seguintes partículas em ordem de dimensão decrescente:

19K+, 18Ar, 16S

-2, 17Cl-1 e 20Ca+2.

5. Compare e explique as diferenças nas dimensões entre os seguintes grupos de partículas:

a) Fe+2 e Fe+3

b) Cu, Cu+1 e Cu+2

6. As 1a energias de ionização (E.I.) do Cu é 744,04 kJ.mol-1 e a 2a energia de ionização

como esperado é maior 1.956,24 kJ.mol-1. Com base na configuração eletrônica do Cu, Cu+

e Cu2+, explique porque a 2a E.I é tantas vezes maior (2,5 vezes) que a 1a E.I.

7. A 1a (E1), 2a (E2), 3a (E3),......En energias de ionização de um elemento químico do 3o

período da tabela periódica valem em kJ.mol-1, respectivamente:

E1 = 577; E2 = 1816; E3 = 2745; E4 = 11493; E5 = 15033; E6 = 18372.

Calcule o número atômico, dê a família e o nome do elemento químico. Justifique.

8. Após a remoção de um elétron, podem-se retirar elétrons adicionais do íon positivo

formado, desde que seja fornecida mais energia. Para o átomo de Ca, as energias

necessárias para as três primeiras etapas de ionização são: 589,9 kJ.mol-1; 1145,5 kJ.mol-1;

4912,4 kJ.mol-1.

a) Por que a 2a etapa requer mais energia que a 1a?

b) Por que a 3a etapa requer uma quantidade de energia muito maior que a 2a?

36

9. Num computador foram armazenados dados sobre os elementos químicos. Ele foi

alimentado com um programa que continha vírus e modificou o programa original, em

resposta, imprimiu a tabela:

I II III IV V

Símbolo do

Elemento

Nox Eletronegatividade Raio Atômico

(Aº)

Energia

Ionização

(kJ/mol)

Ba +2 4,0 2,22 502,9

Ca +2 2,5 1,97 589,8

Ni +2 e +3 1,8 1,24 736,9

C +4 a -4 1,0 0,91 1086,4

F -1 0,7 0,71 1681,1

Sabe-se que o vírus causou a inversão total de apenas uma das colunas da tabela. Qual a coluna

que houve inversão? Justificar a resposta.

10. A variação da energia de ionização dos elementos do 2º período se dá, segundo a tabela:

Elemento

químico

Li Be B C N O F Ne

Carga

nuclear

+3 +4 +5 +6 +7 +8 +9 +10

Energia de

Ionização

(KJ/mol)

520

899

801

1086

1402

1314

1681

2081

a) Como se explica a variação da energia de ionização dos elementos Be e B e entre

N e O ? Justifique sua resposta.

b) Explique como varia o raio atômico dos elementos acima. Justifique.

37

CÁTIONS – ÍONS POSITIVOS

Valência I

Valência II

Valência

III

Valência IV

Valência

V

H+ Hidrogênio Be2+ Berílio Bi3+ Bismuto Sn4+ Estanho IV As5+ Arsênio V

Li+ Lítio Mg2+ Magnésio Al3+ Alumínio Pb4+ Chumbo IV Sb5+ Antimônio

V

Na+ Sódio Ca2+ Cálcio Fe3+ Ferro III Mn4+ Manganês

IV

K+ Potássio Sr2+ Estrôncio Co3+ Cobalto III Pt4+ Platina IV

Rb+ Rubídio Ba2+ Bário Ni3+ Níquel III Si4+ Silício

Cs+ Césio Ra2+ Rádio Cr3+ Crômio III

Fr+ Frâncio Zn2+ Zinco Au3+ Ouro III

Au+ Ouro I Cd2+ Cádmio As3+ Arsênio III

Ag+ Prata Fe2+ Ferro II Sb3+ Antimônio

III

Cu+ Cobre I Co2+ Cobalto II

Hg+ Mercúrio

I Ni2+

Níquel II

Cr2+ Crômio II

Cu2+ Cobre II

Hg2+

Mercúrio

II

Sn2+ Estanho II

Pb2+

Chumbo

II

Mn2+ Manganês

II

Pt2+ Platina II

38

ÂNIONS – ÍONS NEGATIVOS

Valência I Valência II Valência III

F- Fluoreto H2PO2

- Hipofosfito S2- Sulfeto P3- Fosfeto

Cl - Cloreto PO3

- Metafosfato SO4

2- Sulfato PO43- (Orto) Fosfato

ClO- Hipoclorito SCN

- Sulfocianato SO3

2- Sulfito BO33- Borato

ClO2- Clorito CN- Cianeto S2O3

2- Tiossulfato Fe(CN)63- Ferricianeto

ClO3- Clorato CNO

- Cianato S2O7

2- Pirossulfato AsO33- Arsenito

ClO4- Perclorato OCN

- Isocianato S2O82- Persulfato ASS3

3- Sulfoarsenito

Br - Brometo CNS

- Tiocianato S2O42- Hipossulfito ASO4

3- Arseniato

BrO - Hipobromito

H3C

C00-

Acetato S2O62- Hipossulfato ASS4

3- Sulfoarseniato

BrO3- Bromato AlO2

- Aluminato CO32- Carbonato SbO3

3- Antimonito

IO - Hipoiodito MnO4

- Permanganato C2O42- Oxalato SbO4

3- Antimoniato

IO3- Iodato H

- Hidreto CrO4

2- Cromato SbS33- Sulfoantimonito

IO4- Periodato OH

- Hidróxido Cr2O7

2- Dicromato SbS43- Sulfoantimoniato

NO2- Nitrito O2

2- Peróxido MnO42- Manganato Valência IV

NO3- Nitrato SiO3

2- Metassilicato P2O74 - Pirofosfato

HSO4- Bissulfato MoO4

2- Molibdato Fe(CN)64 - Ferrocianeto

HSO3- Bissulfito HPO3

2- Fosfito Sb2O74 - Piroantimoniato

HS- Bissulfeto SnO3

2- Estanito SiO44 - (Orto) Silicato

HCO3- Bicarbonato SnO2

2- Estanato

SnS2- SuIfoestanato

ZnO22- Zincato

O2- Óxido

LIGAÇÕES QUÍMICAS

39

Um dos aspectos mais intrigantes da química é o estudo das forças que agem entre

os átomos. As mais fortes destas forças, denominadas ligações químicas, são as forças que

unem átomos formando moléculas, agrupamento de átomos ou sólidos iônicos.

É uma propriedade que quase todos os átomos possuem é a capacidade de se

combinar com outros átomos para produzir espécies mais complexas, através das forças

que agem entre os átomos que os mantém unidos. A maneira pela quais os átomos formam

essas ligações está relacionada com suas estruturas eletrônicas.

Quando os átomos interagem para formar uma ligação, apenas suas porções mais

externas entram em contato. Para ressaltar a camada mais externa (também chamada de

valência) de elétrons, usamos um tipo especial de notação chamada de símbolos de Lewis

(LEWIS, G, 1845-1946) (Tabela 6).

Tabela 6 – Elementos representativos e a estrutura de Lewis.

GRUPO ELÉTRONS DE

VALÊNCIA

ESTRUTURA DE

LEWIS

OBSERVAÇÕES

1 1 X • Cede elétron

2 2 X•• Geralmente cede

elétron

13 3 •X•• Idem

14 4 ••X•• Cede ou Recebe

elétron

15 5 ••X••• Recebe elétron

16 6 •••X••• Recebe elétron

17 7 ••••X•••• Recebe elétron

Obs.: Os gases nobres não reagem, pois já estão estáveis com 2 ou 8 elétrons.

Valência: é a capacidade de um átomo formar ligações.

40

Os compostos iônicos incluem sais, óxidos, hidróxidos e a maioria dos compostos

inorgânicos. Os sólidos iônicos são mantidos pela força de atração eletrostática entre os

cátions e os ânions.

A ligação iônica ocorre entre elementos que possuem baixa energia de ionização

(geralmente metais), isto é, necessitam de pouca energia para remover o elétron da última

camada transformando-o em cátion com elementos que possuem alta eletronegatividade

(geralmente não-metais) que possuem a tendência de receber elétrons, transformando-o

em ânion. (Figura 5 e Tabela 7). A ligação iônica resulta da atração entre os íons com

cargas opostas.

A formação de uma substância iônica é, por exemplo, a reação entre os átomos de

lítio e flúor.

Li 1s2 2s2 e F 1s2 2s2 2p5

Quando reagem, o átomo de lítio perde o elétron de sua subcamada 2s e tornar-se

Li+, assumindo, assim, uma configuração eletrônica idêntica à do gás nobre hélio.

Li(1s22s2) Li+(1s2) + 1e-

O elétron perdido pelo átomo de lítio é recebido pelo átomo de flúor, que passa a

íon fluoreto, F-. Esse íon passa a ter a configuração idêntica ao gás nobre neônio.

F(1s22s22p5) + 1e- F-(1s22s22p6)

41

LIGAÇÃO IÔNICA OU ELETROVALENTE

Figura 5 – Eletronegatividade segundo Lewis.

Tabela 7 – Porcentagem (%) de carater iônico em uma ligação simples. Diferença de Eletrone-gatividade

0,1

0,2

0,3

0,4

0,5

0,6

0,7

0,8

0,9

1,0

1,1

1,2

1,3

1,4

1,5

1,6

% de Caráter Iônico

0,5 1 2 4 6 9 12 15 19 22 26 30 34 39 43 47

Diferença de Eletrone-gatividade

1,7

1,8

1,9

2,0

2,1

2,2

2,3

2,4

2,5

2,6

2,7

2,8

2,9

3,0

3,1

3,2

% de Caráter Iônico

51 55 59 63 67 70 74 76 79 82 84 86 88 89 91 92

42

Uma vez formado, os íons Li+ e F-, atraem-se um pelo outro, devido as suas cargas

opostas. Esta atração constitui a ligação iônica.

Quando uma reação entre o lítio e o flúor ocorre, ela envolve um enorme número de

átomos, e igualmente, um enorme número de íons é formado. Esses íons agregam-se para

formar o sólido iônico LiF. No cristal LiF, cada cátion (Li+) é cercado e igualmente atraído

por seis ânions (F-) e cada ânion é igualmente atraído pelos seis cátions que o cercam.

O que causa a formação de uma ligação iônica é o decréscimo de energia das

partículas que se liga para formar o composto. Associa-se o decréscimo de energia de um

sistema a um aumento em sua estabilidade.

LIGAÇÃO COVALENTE OU MOLECULAR

É a ligação que se faz entre átomos com tendência a receber o par de elétrons,

através do compartilhamento de pares eletrônicos. Na ligação covalente o par é sempre

formado por um elétron de cada átomo participante da ligação, isto é, nenhum átomo cede

nem recebe elétrons. Esta ligação surge quando o par de elétrons de spins opostos torna-se

comuns aos átomos que se ligam.

Consideram-se dois átomos de H para formar H2

H tende a receber 1 elétron para se estabilizar. Uma forma que ambos adquirem

estabilidade é através do compartilhamento do par de elétrons.

H• e H• formando H •• H

Assim,

1. Os dois átomos de H estão com configuração do gás nobre He (estável);

2. O par de elétrons é chamado de ligação covalente, pertence aos dois átomos;

3. Existe vinculo material prendendo os átomos através do par de elétrons;

4. A molécula é eletricamente neutra.

Obs.: A notação eletrônica de G. Lewis é escrever o símbolo do elemento

indicando o número de elétrons da camada de valência.

A ELETRONEGATIVIDADE NA LIGAÇÃO COVALENTE

Quando dois átomos iguais (com a mesma eletronegatividade) se unem, o par de

elétrons que constituem a ligação fica distribuído simetricamente na molécula. H : H

O par de elétrons da ligação covalente está sendo atraído com a

praticamente a mesma força pelos dois átomos de H, por esse motivo, dizemos que a

distribuição de cargas elétricas nesse conjunto é simétrica, isto é, a distância dos elétrons

ao núcleo em cada átomo é a mesma. Mas nem sempre a distribuição de elétrons é

43

“honesta” em algumas ligações, como HCl, o par de elétrons, forma ligação covalente,

embora pertença aos dois átomos, está submetido a uma atração maior por parte do cloro.

H : Cl

Diz-se neste caso que o cloro é mais eletronegativo que o hidrogênio. Este

fenômeno sempre irá ocorrer quando a ligação covalente for estabelecida entre átomos

com eletronegatividades diferentes. Neste caso temos uma ligação covalente polar. O

termo polar deve-se a formação de pólos + e – na ligação química.

Hδ+ ...... Clδ-

Dipolo elétrico

A letra δ (delta) representa a fração de carga. Quando a ligação covalente se estabelecer

entre átomos de mesma eletronegatividade, recebe o nome de ligação apolar.

F , O, N, Cl, Br, S, I, C, ...... P, H, B, Al, Mg, Ca, Sr, Li, Na, Ba, Ra, K, Rb, Cs, Fr

4,0 ; 3,5; 3,0; 2,8; 2,5; 2,1; 2,0; 1,5; 1,2; 1,0; 0,9; 0,8; 0,7

Obs.: A ligação iônica surge quando a diferença entre eletronegatividades é muito grande

entre os átomos. É um caso de polarização excessiva.

Ligação iônica quando se tem diferença maior que 1,9 e

Ligação covalente quanto se tem diferença menor que 1,9.

Na prática moléculas simétricas são apolares e assimétricas são polares.

LIGAÇÃO COVALENTE COORDENADA

É a união entre átomos que é estabelecida por meio de pares de elétrons, porém de

modo que o par seja “cedido” apenas por um dos átomos.

É aquela que compartilha o par de elétrons, sendo estes provenientes de um dos

átomos. O par de elétrons após a ligação coordenada pertence ao conjunto.

Obs.: Não confunda ligação covalente coordenada com ligação iônica, pois na ligação

coordenada não há doação de elétrons.

44

REQUESITOS PRÁTICOS PARA CONSTRUIR FÓRMULAS ELETRÔNICAS E

ESTRUTURAIS

1. Verificar o número de elétrons na camada de valência de todos os átomos

participantes da ligação. A seguir faça as ligações covalentes normais possíveis;

2. Construir as ligações covalentes normais até que o átomo central fique com oito

elétrons;

3. Ligar os átomos restantes ao átomo central por ligações coordenadas;

4. Não existe dupla ou tripla coordenada entre dois átomos;

5. Geralmente a coordenada aparece entre átomos de elementos diferentes.

Ex. SO2 (gás sulfuroso); H2SO3 (ácido sulfuroso)

SO3 (gás sulfúrico); H2SO4 (ácido sulfúrico)

LIGAÇÕES METÁLICAS

Os metais apresentam algumas propriedades completamente diferentes daquelas

apresentadas por outras substâncias. A maioria dos metais é sólida à temperatura

ambiente (25ºC), com exceção do Hg, que é líquido e tem brilho característico que é

chamado de aspecto metálico, de cor prateada, à exceção do Cu que é avermelhado e o Au

que é dourado. A maior parte dos metais são bons condutores de calor e eletricidade, tanto

no estado sólido como no líquido.

Através de raios-X pode-se observar que os retículos cristalinos dos metais sólidos

consistem em agrupamento de cátions, rodeados por um “mar de elétrons”. Esses

elétrons são provenientes da camada de valência dos respectivos átomos e não são atraídos

por nenhum núcleo em particular, eles estão deslocalizados. Esses elétrons ocupam o

retículo cristalino do metal por inteiro e a liberdade que têm de se moverem através do

cristal é responsável pelas características dos metais.

As forças de atração entre os elétrons livres e os cátions determinam a forma rígida

e cristalina dos metais. Veja quais elétrons estão deslocalizados e, consequentemente, são

suscetíveis de mobilização nos exemplos a seguir:

11Na [Ne] 1s1

26Fe [Ar] 3d6 4s2

47Ag [Kr] 4d10 5s1

Observam-se nesses exemplos que os elétrons são facilmente removíveis. Desta forma, o

retículo cristalino seria formado por íons positivos (cátions) rodeados por uma nuvem de

elétrons que provém da mobilidade dos elétrons deslocalizados (modelo da nuvem

eletrônica ou modelo do mar de elétrons).

45

PROPRIEDADES FÍSICAS DOS METAIS

- PONTOS DE FUSÃO E EBULIÇÃO ELEVADOS: Como os metais estão na forma

iônica é de se supor que quanto maior a carga dos íons, maior será a energia necessária

para romper a estrutura, consequentemente maior o P.F. e P.E.

- CONDUÇÃO DE ELETRICIDADE E CALOR: Quando submetidos a uma ddp, os

elétrons móveis da nuvem eletrônica passam ter movimento ordenado, formando um

fluxo, que recebe o nome de corrente elétrica. Esta passagem provoca aumento de

temperatura, pois os elétrons chocam contra os íons positivos dando-lhes mais energia.

Observa-se que quanto maior a temperatura dificulta a condução de corrente elétrica, pois

gera mais vibração dos íons positivos, dificultando o fluxo de elétrons.

- DUCTIBILIDADE E MALEABILIDADE: Quando os íons do retículo cristalino

sofrem a ação de uma pressão qualquer, eles podem deslocar-se uns sobre os outros,

formando novas formas dentro do arranjo cristalino. Exemplo de metais dúcteis: Ouro e

Cobre - metais fáceis de serem transformados em fios. Exemplo de metais maleáveis, ou

seja, fácil de transformar em lâminas: Ouro, Alumínio, Prata, etc..

FORMAÇÃO DE LIGAS METÁLICAS

Materiais com propriedades metálicas que contêm dois ou mais elementos, sendo

que pelo menos um deles é metal.

As propriedades de uma liga geralmente são diferentes dos seus elementos

constituintes. (Tabela 8)

Exemplos:

- AUMENTO DA DUREZA: Liga de ouro de joalheria (Au, Ag e Cu);

- AUMENTO DA RESISTÊNCIA MECÂNICA: Aço ( Fe e C ).

- DIMINUIÇÃO DO P.F.: Liga de metal fusível (Bi, Pb, Sn e Cd);

46

Tabela 8 – Composição de Ligas Metálicas e suas Aplicações.

Liga Metálica Composição Aplicações

Amálgama dental (Hg 50% + Ag 50%) Obturações dentárias

Aço (Fe ~ 98,5% + C(0,5 a 1,7%) traços Si, S e P

Empregado nas mais diversas ligas destinadas a

diferentes aplicações.

Aço Inoxidável Aço 74% + Cr 18% + Ni 8%)

Talheres, Utensílio de cozinha, Peças de carro,

Brocas.

Bronze Comum (Cu 90% + Sn 10%) Sinos, Moedas, Estátuas.

Latão Amarelo (Cu 67% + Zn 33%) Tubos, Radiadores, Armas, Cartuchos, Torneiras.

Solda Elétrica (Pb 67% + Sn 33%) Solda usada por funileiros e

eletricistas.

Ouro 18 quilates (Au 75% + Ag 12,5% + Cu

12,5%)

Joalheria, próteses, circuitos eletrônicos de alto

desempenho.

Liga Wood (Bi 50% + Pb 27% + Sn 13%

+ Cd 10%)

Usada em fusíveis para instalações elétricas. Baixa

fusibilidade, PF - 68oC.

EXERCÍCIOS SOBRE LIGAÇÕES QUÍMICAS

1. Explique as diferenças existentes entre uma ligação iônica e uma ligação covalente.

2. O composto Cl2O e iônico ou molecular? Por quê?

3. O número atômico de um elemento X é 29 e o de outro elemento Y é 16:

a) Dar a configuração eletrônica de cada um deles.

b) Identificar o metal e o não metal.

c) Escreva as fórmulas eletrônica e empírica do composto.

4. Escreva as fórmulas eletrônicas, iônicas e empíricas dos compostos obtidos entre os

seguintes elementos:

a) K (Z=19) e S (Z=16) b) Mg (Z=12) e Cl (Z=17)

c) Ca (Z=20) e N (Z=7) d) Al (Z=13) e Se (Z=34)

47

5. I) Mostre, pela representação de Lewis, as ligações entre os elementos mencionados em

cada item abaixo: a) 20Ca e 17Cl b) 37Rb e 8O

c) 19K e 1H d) 38Sr e 7N

e) 13Al e 8O

II) Escreva o íon-fórmula de cada um dos compostos acima.

III) Qual a carga adquirida pelos cátions e ânions no exercício acima?

6. Complete o quadro abaixo com as fórmulas das substâncias que podem ser obtidas

pelos cátions e ânions indicados (veja os dois exemplos citados):

K+ Sr2+ Al3+ Ba2+ H1+

Br1-

SrBr2

PO4 3-

SO32-

OH1-

O2-

S2-

7. Faça as fórmulas eletrônicas dos compostos formados pelos elementos:

a) bromo e rubídio e) cloro e alumínio

b) sódio e oxigênio f) enxofre e césio

c) flúor e magnésio g) cloro e rádio

d) nitrogênio e alumínio h) hidrogênio e cálcio

8. Escreva as fórmulas iônicas dos compostos obtidos pelos elementos abaixo e

escreva também as respectivas reações de síntese:

a) flúor e alumínio e) selênio e sódio

b) bário e hidrogênio f) lítio e enxofre

c) cálcio e enxofre g) fósforo e magnésio

d) cloro e lítio h) potássio e fósforo

48

9. O gráfico a seguir mostra a variação de energia na formação do hidrogênio gasoso,

em função da distância d entre os núcleos.

Responda as seguintes questões:

a) Em qual ponto os átomos estão isolados?

b) Onde os átomos já podem sofrer atração?

c) Em que ponto ocorre um equilíbrio entre todas as forças de atração e repulsão?

d) Lembrando que quanto menor a energia, maior a estabilidade do sistema, qual o

ponto de maior estabilidade?

e) Em que ponto ocorreu à ligação covalente?

f) No ponto 4 os átomos estão mais próximos do que no estado de equilíbrio.

Quais as forças que prevalecem neste ponto?

10. Faça as fórmulas eletrônicas, estruturais e moleculares dos compostos obtidos pelos

elementos abaixo:

a) hidrogênio e fósforo g) cloro e enxofre

b) bromo e iodo h) bromo e nitrogênio

c) iodo e nitrogênio i) flúor e oxigênio

d) flúor e boro j) flúor e nitrogênio

e) hidrogênio e selênio l) cloro e carbono

f) carbono e enxofre m) oxigênio e bromo

11. Faça as fórmulas moleculares dos compostos obtidos pelos elementos abaixo e

escreva a respectiva reação de síntese:

a) cloro e fósforo e) fósforo e bromo

b) iodo e hidrogênio f) flúor e hidrogênio

c) hidrogênio e enxofre g) boro e flúor

d) oxigênio e carbono h) flúor e carbono

49

12. Escreva as fórmulas eletrônicas e estruturais planas dos seguintes óxidos:

a) I2O7 b) N2O5 c) Cl2O7 d) SO3 e) B2O3 f) I2O5

13. Escrever as fórmulas eletrônica e estrutural plana dos seguintes compostos:

a) CH4 b) H2S c) HI d) HCN e) CO2 f) HNO3 g) HClO4 h) H2SO4 i) H3PO4 j) H3PO3 k) H3PO2 l) KIO3

m) H4P2O7 n) KNO3 o) Na2SO4

14. Faça as fórmulas estruturais espaciais e indique por δ+ e δ- as polarizações das

ligações nos seguintes compostos:

a) HI b) H2S c) PBr3 d) CO2 e) CH4 f) BCl3

15. Dadas as ligações: H - Cl; H - I; H - O; H - H; H - Br; H - N; H - F

Coloque-as em ordem crescente de polaridade.

16. Faça as estruturas espaciais das substâncias abaixo, indicando os momentos

dipolares das ligações:

a) PBr3 b) BCl3 c) CO2 d) Br2O e) CF4 f) OF2

FORMA GEOMÉTRICA (VSEPR) E POLARIDADE DA MOLÉCULA E NOX

GEOMETRIA MOLECULAR

É o estudo de como os átomos estão distribuídos espacialmente em uma molécula.

Esta pode assumir várias formas geométricas, dependendo dos átomos que a compõem. As

principais classificações são linear, angular, trigonal plana, piramidal e tetraédrica.

Para se determinar a geometria de uma molécula, é preciso conhecer a teoria da

repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência.

Teoria da repulsão dos pares eletrônicos (VSEPR)

VSEPR (Valence Shell electron-pair repulsion theory)

Tradução: Teoria da repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência.

50

Este método visa determinar a orientação mais estável dos pares eletrônicos ao

redor do átomo central numa molécula e a partir disto, determinar a geometria da

molécula.

Baseia-se na idéia de que pares eletrônicos da camada de valência de um átomo

central estejam fazendo ligação química ou não, eles se comportam como nuvens

eletrônicas que se repelem, ficando com a maior distância angular possível uns dos outros.

Uma nuvem eletrônica pode ser representada por uma ligação simples, dupla, tripla ou

mesmo por um par de elétrons que não estão a fazer ligação química.

Essa teoria funciona bem para moléculas do tipo AXnE , em que A é o átomo

central, X é chamado elemento ligante e E representa o par de elétrons solitários de

A.

De acordo com essa teoria, os pares de elétrons da camada de valência do átomo

central (A) se repelem, produzindo o formato da molécula. Assim, se houver 2 nuvens

eletrônicas ao redor de um átomo central, a maior distância angular que elas podem

assumir é 180o. No caso de três nuvens, 120o, sendo que é de extrema importância analisar

se a ligação é covalente ou iônica.

REGRAS PARA CONSTRUÇÃO DA FORMA GEOMÉTRICA

1. A energia total deve ser mínima entre o Átomo Central (A) e os Ligantes (X);

2. A repulsão entre pares de elétrons depende dos pares eletrônicos estarem

compartilhados ou não:

I. Se tiverem com dois pares compartilhados, a repulsão é mais fraca;

II. Se tiverem um par solitário e um ou dois pares compartilhados, a repulsão é

intermediária;

III. Se tiverem dois pares solitários, a repulsão é mais forte.

3. As forças repulsivas decrescem bruscamente com o aumento do ângulo entre pares.

Fortes: ângulo de 90º; Fracas: ângulo de 120º; Extremamente fracas: ângulo de 180º.

NÚMERO ESTÉRICO

É o número total de pares eletrônicos solitários e compartilhados ao redor do átomo.

No estérico = Aligados + Esolitários

51

Obs.: Se houver ligações múltiplas, o número estérico de um átomo é definido como a

soma do número de átomos ligados a ele mais o número de pares solitários.

Tipos de Geometria Molecular

Linear: Ocorre em toda molécula diotômica ou em toda molécula em que o átomo

central possui no máximo duas nuvens eletrônicas em sua camada de valência.

Exemplo: Ácido Clorídrico (HCl) e gás carbônico (CO2).

Angular: Ocorre quando o átomo central tem três ou quatro nuvens eletrônicas em

sua camada de valência. No caso de três, duas devem estar fazendo ligações químicas e

uma não, formando um ângulo de 120o entre os átomos ligantes.

Quando há quatro nuvens, duas devem fazer ligações químicas e duas não,

formando um ângulo de 104° 34' (104,45°) entre os átomos. Exemplo: H2O.

POLARIDADE

Pares de elétrons não ligantes como outros "H" ligados ao oxigênio, a repulsão

chega a um valor 104°5'. O ângulo é um pouco menor do que configuração tetraédrica

do gás metano (109°28"), devido ao fato da repulsão de elétrons livres ser maior que a

repulsão de elétrons estabelecendo uma ligação com outro átomo.

Polarização das Moléculas

A Polarização pode ser definida através da eletronegatividade dos átomos ligados ou do

cálculo da somatória vetorial entre os ligantes e o átomo central.

I. Eletronegatividade:

Moléculas Apolares: ocorre geralmente quando se têm átomos com

eletronegatividades iguais.

52

Moléculas Polares: ocorre quando se têm átomos com eletronegatividades

diferentes.

II. Somatória Vetorial

1. Quando a somatória vetorial dos momentos dipolares for igual a zero, temos simetria

elétrica e geométrica. Portanto a molécula é Apolar (µR=0).

2. Quando a somatória vetorial dos momentos dipolares for diferente de zero, não

temos simetria elétrica e geométrica. Portanto a molécula é Polar. (µR ≠0).

Obs: Momento dipolar (µ) é a grandeza vetorial que mede a polaridade da molécula.

Representação do Diagrama de Energia da Molécula de Água e a Soma

Vetorial

Na molécula de água observa-se a presença de dois pares de elétrons não ligantes

ou livres, responsáveis pela forma angular da água. Sendo assim, caso haja a soma dos

vetores das ligações, verifica-se que a molécula é polar, ou seja, a resultante da soma

dos vetores é diferente de zero.

Figura 1–Representação do diagrama de energia com o par de elétrons livres do

oxigênio.

Usa-se a soma dos vetores µ para sabermos se uma dada molécula é polar ou apolar.

Trigonal plana: Ocorre somente quando o átomo central tem três nuvens eletrônicas

em sua camada de valência. Estas devem fazer ligações químicas, formando um ângulo

de 120o entre os átomos ligados ao átomo central. Exemplo: BF3, BH3

Obs.: No caso das nuvens eletrônicas for de ligações químicas e uma de elétrons não

ligantes a geometria é angular e o ângulo é de 120º.

53

Piramidal: Ocorre quando há quatro nuvens eletrônicas na camada de valência do

átomo central, sendo que três fazem ligações químicas e uma não. Os três átomos

ligados ao átomo central não ficam no mesmo plano. O ângulo é de 107°. Exemplo:

amônia, NH3.

Tetraédrica: Ocorre quando há quatro nuvens eletrônicas na camada de valência do

átomo central e todas fazem ligações químicas. O átomo central assume o centro de um

tetraedro regular. Ângulo de 109º 28‘. Exemplo CH4 (metano).

Bipiramidal: Ocorre quando há cinco nuvens eletrônicas na camada de valência do

átomo central, todas fazendo ligação química. O átomo central assume o centro de uma

bipirâmide trigonal, sólido formado pela união de dois tetraedros por uma face comum.

Exemplo PCl5. Os ângulos entre as ligações são 120o e 90o.

Octaédrica: Ocorre quando há seis nuvens eletrônicas na camada de valência do

átomo central e todas fazem ligações químicas formando ângulos de 90o e 180o.

Exemplo: SF6

54

EXERCÍCIOS

1. Faça as estruturas espaciais de Lewis das substâncias abaixo, indicando os momentos

dipolares das ligações e das moléculas:

a) PBr3 b) BCl3 c) CO2 d) Br2O e) CF4 f) OF2

2. Dadas às substâncias abaixo, utilize as estruturas de Lewis e a teoria de VSEPR, diga

qual a forma geométrica de suas moléculas, se são polares ou apolares e os ângulos de

ligação existentes em cada caso:

a) CCl4 b) H2 c) SF4 d) CS2 e) SOCl2 f) NH3

g) PCl3 h) Br2 i) CO j) H2S l) CH2Cl2 m) BF3

n) CHCl3 o)NO2F p) PF5 q) CO32-

3. Construir a fórmula eletrônica do tetracloreto de carbono CCl4. Imagine agora que, para

cada ligação química no CCl4 o par eletrônico seja cedido para o átomo mais

eletronegativo. Assim o átomo de carbono adquire uma carga igual a .........., e cada átomo

de cloro adquire uma carga formal igual a ......... Logo o Nox do carbono é igual a ......... e o

cloro o Nox é igual a ........ .

4. Dar o número de oxidação de cada elemento químico nas seguintes moléculas:

O2 ; S8 ; H2 ; P4 ; F2

5. Construir as fórmulas eletrônicas dos seguintes compostos e radicais, determinando o

número de oxidação de cada átomo que neles comparece:

a) H3PO4 b) H3PO2 c) NaNO3 d) LiH e) MgO2 f) Ba(ClO4)2

g) OF2 h) NaHSO4 i) CH2O j) K2O2 k) SO32- l) H3AsO4

m) BrO31- n) MnO4

2- o) Ca2+ p) NH41+

6. Aplicando as regras práticas, dar o Nox de cada elemento químico em:

a) Cr2O72- b) NO2

1- c) H2S2O3 d) Na2O2 e) K2MnO4 f) MgO

g) H4P2O7 h) C4H10 i) Na2P2O7 j) HPO32- l) Ca3(BO3)2 m) NaH

n) CaO2 o) PuO22+ p) NH4

1+ q) CaSnO2 r) Cd(NO3)2 s) HgI42-

7. Qual das seguintes espécies F1-, BrO1-, ClO31-, ClO4

1-, apresenta o átomo de halogênio

com maior número de oxidação?

8. Dar o número de oxidação de cada átomo de carbono nos compostos:

55

OHCH2CH3 CH3 CO

HCH3 CH2 Cl CH3CH3 C

O

(a) (b) (c) (d)

INTERAÇÕES INTERMOLECULARES

O assunto Interações Intermoleculares é de grande importância em qualquer área

da química. O objetivo do estudo das Interações Intermoleculares é investigar o que

mantém as moléculas unidas nos estados líquido e sólido assim como observar quais são as

forças responsáveis pela existência dos três estados físicos da matéria. O aluno deverá:

- Saber distinguir quando as moléculas estão ligadas pelas forças de van der Waals, pelas

interações dipolo-dipolo, pelas interações dipolo-dipolo permanente, pelas forças de

London ou pelas ligações do hidrogênio.

- Saber quais são as conseqüências destas interações, em compostos iônicos e/ou

covalentes.

- Saber porque alguns compostos com menores massas moleculares possuem maiores

pontos de fusão e ebulição.

Nos compostos iônicos, os íons (+) cátions e (-) ânions, estão agregados por forças

de coesão muito intensas, de caráter elétrico, são responsáveis pela natureza sólida e pelos

altos pontos de fusão e ebulição que caracterizam os compostos iônicos, também chamados

de retículos iônicos.

Já nos compostos moleculares, as forças de coesão aparecem nos três estados

físicos da matéria, uma vez que existe uma diferença de intensidade nas interações entre as

moléculas. No estado gasoso as moléculas se encontram bastante separadas,

movimentando-se com grande liberdade, indicando que não existem interações entre essas

moléculas. No estado líquido elas se encontram mais próximas e unidas, movimentando-se

com menor liberdade, indicando que ocorre uma interação entre as moléculas. No estado

sólido já temos moléculas bem organizadas e ainda mais próximas com movimento muito

restringido, isto indica que a interação é muito grande.

Para ocorrer mudança de estado nos compostos moleculares, é preciso fornecer

certa quantidade de energia que deverá ser proporcional à intensidade das forças

intermoleculares.

Quanto maior for a intensidade das forças intermoleculares, maior será

a energia necessária para provocar a mudança de estado, e

consequentemente, maiores serão os pontos de fusão e ebulição dos

compostos moleculares.

56

As forças intermoleculares foram genericamente chamadas de Forças de van der

Waals (1873) em homenagem ao físico holandês que propôs a existência dessas forças. As

atrações existem tanto em substâncias polares como nas apolares, mas estas últimas foram

estudadas por Fritz London (1930).

1. TIPOS DE FORÇAS INTERMOLECULARES

1.1 INTERAÇÃO ÍON-ÍON (COMPOSTOS IÔNICOS)

As forças que interagem nestes compostos são de natureza eletrostática, entre íons

de cargas opostas, as quais são bastante intensas.

- Os compostos iônicos são sólidos à temperatura ambiente e seus íons constituem um

retículo cristalino.

- Os compostos iônicos possuem PF (ponto de fusão) relativamente altos (+2000ºC). No

estado sólido os íons apresentam movimento de vibração, mas conservam a distância

média entre si. No estado líquido eles possuem maior mobilidade. Para adquirir

mobilidade é preciso fornecer energia aos íons suficiente para vencer a forte atração que os

mantêm organizados, por isso é que as substâncias iônicas possuem alto PF.

2. FORÇAS DIPOLO INDUZIDO - DIPOLO INDUZIDO - MOLÉCULAS APOLARES

– FORÇAS DE LONDON

Este tipo de força ocorre somente em moléculas apolares. Neste tipo de molécula

não ocorrem diferenças de eletronegatividade entre os átomos, portanto os átomos não

apresentam polaridade. Assim, uma molécula no estado sólido ou líquido possui uma

maior proximidade entre seus átomos e ocorrerá uma deformação momentânea nas

nuvens eletrônicas, originando pólos (+) e (-). Exemplos: H2, O2, F2, Cl2, Br2, I2, CO2, CH4,

C2H6, etc...

Mesmo as moléculas sendo apolares, elas são formadas por muitos elétrons que se

movimentam rapidamente. Pode acontecer, num dado instante, de uma molécula estar

com mais elétrons de um lado do que de outro, esta molécula estará, então,

momentaneamente polarizada e por indução elétrica, irá provocar polarização de uma

molécula vizinha (dipolo induzido), resultando uma atração fraca entre ambas, chamada

de forças de van der Waals.

É por esse motivo que as substâncias apolares têm PF e PE menor do que as

substâncias polares. A força de interação de London depende da polarizabilidade, isto é,

facilidade com a qual a nuvem eletrônica é deformada.

Exemplos: HCl - Substância polar PF: - 83ºC; M = 36,5

F2 - Substância apolar PF: - 223ºC; M = 38,0 (Tabela 9)

57

Tabela 9 – Pontos de Fusão, Ebulição e Massa Molar da Família 7A.

Substância M PF (ºC) PE(ºC)

F2 38 - 223 -187

Cl2 71 - 102 - 35

Br2 160 - 7 + 59

I2 254 +113 +184

CONSEQÜÊNCIAS DAS FORÇAS DE VAN DER WAALS

1. O número de elétrons: quanto maior o número de elétrons no último nível de um

átomo e quanto mais próximas do núcleo, mais intensas serão as interações entre os

dipolos induzidos.

2. A massa molecular: quanto maior a massa molecular, maior será o tamanho das

moléculas e, portanto mais intensas serão as interações entre os dipolos. Por exemplo, ao

se fundir um sólido, tem que agitar suas unidades, o que será mais difícil quanto mais

pesada elas forem, devido à ação gravitacional.

3. Forças Dipolo-Dipolo ou Dipolo Permanente-Dipolo Permanente - Moléculas

Polares.

Este tipo de força ocorre em moléculas polares. Neste tipo de molécula ocorre uma

interação parecida com a que ocorre entre as ligações iônicas, porém com menor

intensidade.

Exemplos: HCl, HBr, H2S, CO, HCCl3, SO2, etc...

4. Ligação de Hidrogênio

A ligação de Hidrogênio por ser muito intensa, é um exemplo extremo de interação

dipolo-dipolo, ocorre comumente em moléculas que apresentam os átomos de hidrogênio

ligados a átomos altamente eletronegativos como F, O e N, com um solitário par de

elétrons isolado, originando dipolos muito acentuados.

Exemplos: (HF)n , H2O e NH3

As ligações de hidrogênio podem ser:

- intermoleculares: a ligação ocorre entre duas moléculas distintas. Ex. H2O; (HF)n;

NH3

- intramoleculares: a ligação ocorre entre os grupos doador e receptor de uma mesma

molécula. Ex. o-nitrofenol; H2CF-COOH.

58

A ligação de hidrogênio, que ocorre quando átomos de hidrogênio estão ligados entre

átomos de O, N e F é o tipo mais forte de força intermolecular. Ela é responsável pelos altos

pontos de fusão, ebulição, entalpia de vaporização e entalpia de sublimação da substância.

OBS.: ESTA LIGAÇÃO É APROXIMADAMENTE 10 VEZES MAIS FRACA QUE

UMA LIGAÇÃO COVALENTE, MAS É CERCA DE 10 VEZES MAIS FORTE DO QUE

AS FORÇAS DE VAN DER WAALS.

Tabela 10 - Forças interiônicas e intermoleculares.

Tipos de Interação Energia (kJ.mol-1)

Espécies que Interagem

Íon – íon 250 (100-1000) Somente íons

Íon – dipolo 15 (1-70) Íons e moléculas polares

Dipolo – dipolo 2 (0,1-10)

0,3

Moléculas polares estacionárias

Moléculas polares

Dispersão de London 2 (0,1-2,0) Todos os tipos de moléculas

Ligação do hidrogênio 20 (10-40) N, O e F, a ligação é um átomo de

H compartilhado.

Isto explica porque as ligações de hidrogênio nas ligações intermoleculares possuem

pontos de fusão e ebulição altos.

Observa-se na Tabela 11 que nos compostos da família 4A (correlatos), a medida

que os hidretos se tornam maiores, aumentam contínua e gradativamente os pontos de

fusão e ebulição da substância, devido ao aumento das forças dispersivas, já que não há

formação da ligação do hidrogênio.

Tabela 11 - Família 4A.

Substância P.E.(ºC) M

CH4 -162 16

SiH4 - 112 32

GeH4 - 90 76,6

SnH4 - 50 123

Já nos hidretos das famílias 5A, 6A e 7A , as moléculas NH3, H2O e HF, possuem

seus P.E. bem maiores que o esperado em compostos correlatos. Isto ocorre devido as

ligações do hidrogênio existentes nestas moléculas. (Tabelas 12 a 14) e Comparação das

Tabela 15.

59



NH3 -33 17

PH3 - 88 34

AsH3 - 62 78

SbH3 - 17 125



H2O +100 18

H2S - 61 34

H2Se - 41 81

H2Te - 2,2 130



HF +20 20

HCl - 85 36,5

HBr - 67 81

HI - 36 128

Tabela 15 – Comparação entre HF, H2O e NH3 a 25oC.

Substância P.E.(ºC) M Estado

NH3 -33 17 Gás

H2O +100 18 Líquido

HF +20 20 Gás

CONSEQÜÊNCIAS DAS LIGAÇÕES DE HIDROGÊNIO

1. A Ligação de Hidrogênio dificulta a vaporização ou a ebulição da substância,

tornando-a menos volátil. É por isso que a água é líquida e não gasosa como

acontece no H2S.

60

H2O H2S

Muito polar Pouco polar Forma ligações de

hidrogênio Não forma ligações

de hidrogênio

Menos volátil Mais volátil

+ 100ºC - 61ºC

2. Em comparação entre os quatro halogênios do H (HF, HCl, HBr e HI), dos quais o

HF é o que possui maior ponto de ebulição (PE) devido as Ligações de Hidrogênio.

3. Devido as fortes interações intermoleculares, a molécula de água apresenta

algumas propriedades especiais como à tensão superficial. Esta propriedade faz

com que o líquido se comporte como se tivesse uma membrana elástica em sua

superfície, daí a forma esférica de gotas ou bolhas do líquido.

4. A água possui outra propriedade anômala, o gelo bóia sobre a água líquida. Isto

ocorre porque a densidade no estado sólido é menor do que no estado líquido. No

estado sólido a água confere uma organização reticular quase cristalina, com um

maior espaço entre as moléculas, ou seja, uma menor densidade.

5. Quanto maior for a área de contato entre as moléculas, maior será a interação

molecular.

EXERCÍCIOS SOBRE GEOMETRIA MOLÉCULAR E SUA ESTRUTURA

1. Faça as estruturas espaciais de Lewis das substâncias abaixo, indicando os momentos

dipolares das ligações e das moléculas:

a) PBr3 b) BCl3 c) CO2 d) Br2O e) CF4

2. Dadas às substâncias abaixo, utilize as estruturas de Lewis e a teoria de VSEPR, diga

qual a forma geométrica de suas moléculas, se são polares ou apolares e os ângulos de

ligação existentes em cada caso:

a) CCl4 b) H2 c) SF4 d) CS2 e) SOCl2 f) NH3

g) PCl3 h) Br2 i) CO j) H2S l) CH2Cl2 m) BF3

n) CHCl3 o) CH3Cl p) CO32-

61

3. Construir as fórmulas eletrônicas e estruturais dos seguintes compostos e/ou radicais:

a) H3PO4 b) H3PO2 c) NaNO3 d) LiH e) HClO2 f) Ba(ClO4)2

g) OF2 h) BaSO4 i) CH2O j) H2O2 k) SO3-2 l) NaHCO3

m) BrO31- n) MnO4

2- o) H3O+ p) NH4

1+

4. Utilizando-se dos conceitos de interações intermoleculares estudados, explique o que

ocorre nas seguintes observações, todos os PE das substâncias foram medidos ao nível do

mar:

a) O CO2 sublima a – 78oC, enquanto o SiO2 tem PE a 2.200oC;

b) O CF4 tem PE = -128oC, enquanto o SiF4 tem PE = - 86oC ;

c) O HF tem PE = 19oC, enquanto o HCl tem P.E = - 85oC ;

d) A H2O tem PE = 100oC, enquanto o H2S tem PE = -61oC ;

e) Embebendo um chumaço de algodão em éter e repetindo o procedimento com água e

colocando-os um em cada mão, a que contiver éter parecerá mais fria. Dada a F.M. do Éter: CH CH O CH CH3 2 2 3− − − −

5. Os pontos de ebulição dos compostos, metano, amônia e água seguem a seqüência: CH4

< NH3 < H2O. Explique essa ordem considerando-se os tipos de forças intermoleculares.

FUNÇÕES QUÍMICAS INORGÂNICAS SEGUNDO ARRHEHIUS

Ácido, segundo Arrhenius (1887), é toda substância que, em solução aquosa, libera

única e exclusivamente íons H+ ou H3O+. Alguns anos mais tarde, em 1923 Brønsted e

Lowry propuseram a idéia de que ácido é uma substância que pode ceder prótons (íons

H+).

Esta última definição, generaliza a teoria de ácidos de Arrhenius. A teoria de

Brønsted e Lowry de ácidos também serve para dissoluções não aquosas; as duas teorias

são muito parecidas na definição de ácido, mas a de Brønsted-Lowry é muito mais geral.

Lewis em 1923 ampliou ainda mais a definição de ácidos, teoria que não obteve

repercussão até alguns anos mais tarde. Segundo a teoría de Lewis um ácido é aquela

espécie química que, em qualquer meio, pode aceitar um par de elétrons. Desta forma

incluem-se substâncias que se comportam como ácidos, mas não cumprem a definição de

Brønsted e Lowry, sendo denominadas ácidos de Lewis. Visto que o próton, segundo esta

definição, é um ácido de Lewis (tem vazio o orbital 1s, onde pode alojar-se o par de

elétrons), pode-se afirmar que todos os ácidos de Brønsted-Lowry são ácidos de Lewis, e

todos os ácidos de Arrhenius são de Brønsted-Lowry.

62

Eletrólito: Substância que conduz a corrente elétrica, quando em solução aquosa.

ÁCIDOS

Conceito segundo Arrhenius: Ácidos são substâncias que em solução aquosa se

ionizam, produzindo íons H+ (ou H3O+) como únicos cátions:

H2SO4 2 H+1 + SO4-2

H2SO4 + 2 H2O 2 H3O+1 + SO4-2

A ionização de um poliácido ocorre por etapas:

H3PO4 + H2O H3O+1 + H2PO4-1

H2PO4-1 + H2O H3O+1 + HPO4-2

HPO4-2 + H2O H3O+1 + PO4-3

______________________________________________

H3PO4 + 3 H2O 3 H3O+1 + PO4-3

(O íon H3O+ é conhecido como hidrônio ou hidroxônio)

Nomenclatura

Hidrácidos: HF - fluorídrico H2S - sulfídrico

Óxiácidos que diferem entre si pela quantidade de oxigênios:

hipo...oso HCllllO - - H3PO2 - - -

hipocloroso hipofosforoso

...oso HCllllO2 HNO2 H2SO3 H3PO3 - - -

cloroso nitroso sulfuroso fosforoso

..ico HCllllO3 HNO3 H2SO4 H3PO4 H2CO3 H3BO3 HOCN

clórico nítrico sulfúrico fosfórico carbônico bórico Ciânico

per...ico HCllllO4 - - - - - -

perclórico

(Os oxiácidos do bromo e do iodo se assemelham aos do cloro )

ÁCIDO ___________ÍDRICO

63

Óxiácidos que diferem entre si pelo grau de hidratação:

Prefixos: ORTO (ácido mais hidratado)

PIRO ou DI (hidratação intermediária)

META (ácido menos hidratado) 2 x ORTO - H2O = PIRO (OU DI)

ORTO - H2O = META

Exemplo H3PO4 - ác. (orto) fosfórico

H3PO4 - H2O = H4P2O7 - ác. pirofosfórico ou difosfórico

H3PO4 - H2O = HPO3 - ác. metafosfórico

Óxiácidos onde um átomo de oxigênio é substituído pelo enxofre: Prefixo TIO Exemplo: H2SO4 - ác. sulfúrico → H2S2O3 - ác. tiossulfúrico

HOCN - ác. ciânico → HSCN - ác. tiociânico

Nos ânions derivados dos ácidos, os sufixos ídrico, ico e oso são substituídos pelos sufixos

eto, ato e ito:

Classificação

Quanto à presença de oxigênio: hidrácidos: HCl, HCN, H2S, etc.

oxiácidos: HNO3, H3PO4, etc.

Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis: monoácidos: HBr, HClO3, H3PO2, etc.

diácidos: H2SO3, H2S, H3PO3, etc.

triácidos: H3PO4, H3BO3, etc.

Quanto à volatilidade: voláteis: HF, HCl, HBr, HI, HCN, H2S e HNO3.

fixos: restantes

ÁCIDO H+ + ÂNION-

ÍDRICO ETO

ICO ATO

OSO ITO

64

Quanto ao grau de ionização (αααα):

sdissolvida totaismoléculas de

ionizadas moléculas de

número

número=α

fortes (α > 50% )

moderados (5 50% %≤ ≤α )

fracos (α < 5%)

para os hidrácidos:

fortes: HCl, HBr e HI

moderado: HF

fracos: restantes

Para os oxiácidos: HxEOy ou (HO)xEOn onde y-x = n

se n = 3 → muito fortes (HClO4)

n = 2 → fortes (HClO3, H2SO4)

n = 1 → moderados (HClO2, H3PO4, H3PO3, H3PO2)

n = 0 → fracos (HClO, H3BO3)

Exceção: H2CO3 → ácido fraco

Ácidos instáveis H2CO3 H2O + CO2

H2SO3 H2O + SO2

H2S2O3 H2O + S + SO2

PROPRIEDADES DOS ÁCIDOS

Os ácidos apresentam as seguintes propriedades:

Possuem sabor azedo.

Conduzem bem a eletricidade quando a solução. Por exemplo, para realizar a eletrólise (ou

quebra de molécula por corrente elétrica) da água, deve-se passar uma corrente elétrica

por uma porção de água acidulada, pois a água pura não é boa condutora de eletricidade.

Alteram a cor dos indicadores. (Indicadores são substancias que têm a propriedade de

mudar de cor; essa mudança de cor indica o caráter ácido ou básico da solução). Por

exemplo, a fenolftaleína vermelha se torna incolor quando a ela é acrescentado um ácido; o

papel de tornassol azul fica vermelho quando mergulhado em ácido.

65

Reagem com os hidróxidos (bases), produzindo sal e água. O ácido clorídrico, por exemplo,

reage com o hidróxido de sódio (soda cáustica), formando cloreto de sódio e água. Veja:

BASES

Conceito segundo Arrhenius - Bases são substâncias que em solução aquosa se dissociam,

produzindo íons OH-1 (hidroxila) como únicos cátions:

Ca(OH)2 Ca2+ + 2 OH-1

NH4OH NH4+1 + OH-1

Nomenclatura

Exemplos: Ca(OH)2 - hidróxido de cálcio (cal hidratada)

NH4OH - hidróxido de amônio

Os diferentes números de oxidação de cátions de metais de transição são indicados por

algarismos romanos (notação de Stock).

Os sufixos ico e oso para os maiores e o menores números de oxidação estão em desuso.

Notação de Stock Notação antiga

Fe (OH)2 hidróxido de ferro (II) hidróxido ferroso

Fe(OH)3 hidróxido de ferro (III) hidróxido férrico

Classificação

Quanto ao número de hidroxilas: monobases: NaOH, NH4OH, etc.

dibases: Ca(OH)2, Fe(OH)2, etc.

tribases: Fe(OH)3, Al(OH)3, etc.

Quanto ao grau de dissociação (α): fortes: bases de metais alcalinos, Ca(OH)2,, Sr(OH)2 e Ba(OH)2

fracas: restantes

Quanto à solubilidade em água: solúveis: bases de metais alcalinos e NH4OH

parcialmente solúveis: bases de metais alcalino-terrosos

HIDRÓXIDO DE ____________

66

insolúveis: restantes

Base instável NH4OH H2O + NH3

PROPRIEDADES DAS BASES

As bases apresentam as propriedades relacionadas a seguir:

Possuem sabor adstringente;

Conduzem bem a eletricidade, quando em solução;

Torna vermelha a fenolftaleína incolor;

Torna azul o papel de tornassol vermelho;

Reagem com os ácidos, produzindo sal e água.

Exemplo: o ácido sulfídrico e a soda cáustica reagem formando sulfeto de sódio e água.

SAIS

São compostos obtidos junto com água em reações entre ácidos e bases (reações de

neutralização):

Ex.: H2SO4 + 2 KOH 2 H2O + K2SO4

H3PO4 + 3 NH4OH 3 H2O + (NH4)3PO4

Nomenclatura

Modificam-se os prefixos ÍDRICO, ICO e OSO dos ácidos de origem para ETO, ATO e ITO,

respectivamente.

Ex.: NaBr brometo de sódio K3PO4 fosfato de potássio

CuHPO3 fosfito de cobre (II)

Classificação

Sais normais: São sais obtidos em reações de neutralização total entre ácidos e bases,

não possuindo portanto nem hidrogênios ionizáveis nem hidroxilas em sua estrutura: CaCl2 cloreto de cálcio

NH4H2PO2 hipofosfito de amônio

Al2(SO4)3 sulfato de alumínio

Hidrogenossais - são sais que possuem hidrogênios ionizáveis, não neutralizados: NaHCO3 hidrogenocarbonato de sódio (bicarbonato de sódio)

ÁCIDO + BASE ÁGUA + SAL

67

Ca(HSO3)2 hidrogenossulfito de cálcio (bissulfito de cálcio)

(O prefixo hidrogeno dos ânions derivados de diácidos pode ser substituído pelo prefixo

bi)

Hidróxissais - são sais que possuem hidroxilas em sua estrutura: Bi(OH)2NO3 diidróxinitrato de bismuto

Sais duplos - são sais que possuem dois cátions ou dois ânions diferentes: KNaCO3 carbonato de potássio e sódio

CaICl cloreto iodeto de cálcio

PROPRIEDADES DOS SAIS

Têm sabor salgado. O cloreto de sódio, por exemplo, é uma substância que apresenta essa

propriedade.

Conduzem bem a eletricidade, quando em solução.

São obtidos pela reação de ácido com bases. Essa reação é denominada de reação de

neutralização ou de salificação. Exemplo: o ácido clorídrico reage com o hidróxido de

alumínio, produzindo cloreto de alumínio e água.

ÓXIDOS

Óxidos são compostos binários do oxigênio: ExOy

Classificação

Óxidos ácidos (anidridos) são os óxidos capazes de reagir com bases, produzindo sais:

SO2, SO3, CO2, SiO2, P2O5, P2O3, N2O5, B2O3, Cl2O, Cl2O7, I2O5, Br2O, ClO2, Cl2O6 e

NO2.

Ex.: SO3 + 2 NaOH → H2O + Na2CO3 I2O5 + Ca(OH)2 → H2O + Ca(IO3)2

Alguns óxidos ácidos podem reagir com água produzindo ácidos: SO3 + H2O → H2SO4

CO2 + H2O H2CO3 NO2 + H2O → HNO2 + HNO3

Os óxidos ácidos podem ser denominados com o nome "anidrido" seguido do nome

do ácido de origem: CO2 dióxido de carbono ou anidrido carbônico

68

SO3 trióxido de enxofre ou anidrido sulfúrico

P2O3 trióxido de difósforo ou anidrido fosforoso

NO2 dióxido de nitrogênio ou anidrido nítrico-nitroso

Óxidos básicos são os óxidos capazes de reagir com ácidos, produzindo sais:

Li2O, Na2O, K2O, Rb2O, MgO, CaO, SrO, BaO, FeO, NiO, CuO, Ag2O, etc.

Exemplos: Na2O + 2 HCl → H2O + 2 NaCl

CaO + 2 HNO3 → H2O + Ca(NO3)2

Alguns óxidos básicos podem reagir com água produzindo bases: Na2O + H2O → 2 NaOH

BaO + H2O → Ba(OH)2

Óxidos anfóteros são óxidos que possuem caráter ácido ou básico, conforme a reação:

Al2O3, ZnO, As2O3, As2O5, Sb2O3, Sb2O5, PbO, PbO2, SnO, SnO2, MnO2 e

Cr2O3.

Exemplos: Al2O3 + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2O

Al2O3 + 2 NaOH → H2O + 2 NaAlO2 ZnO + 2 HNO3 → H2O + Zn(NO3)2 ZnO + 2 KOH → H2O + K2ZnO2

Óxidos compostos são óxidos que se comportam como se fossem formados de dois

outros óxidos:

Fe3O4 (Fe2O3.FeO), Mn3O4 (MnO2.2MnO), Pb3O4 (PbO2.2PbO), Co3O4 (Co2O3.CoO).

Exemplo: Fe3O4 + 4 H2SO4 → Fe2(SO4)3 + FeSO4 + 4 H2O

Óxido neutros são óxidos que não possuem caráter ácido ou básico: NO, N2O e CO.

Peróxidos São óxidos que possuem o íon O22- (íon peróxido), com número de oxidação

-1 no oxigênio: H2O2, Na2O2, K2O2, BaO2, CaO2, etc.

Os peróxidos iônicos reagem com a água, produzindo bases e liberando oxigênio e com

ácidos, produzindo sais e peróxido de hidrogênio (água oxigenada).

69

Exemplo: Na2O2 + H2O → 2 NaOH + 1/2 O2

Na2O2 + 2 HCl → 2 NaCl + H2O2

HIDRETOS

Os compostos binários do hidrogênio com os elementos são designados hidretos. O

tipo de hidreto formado por um elemento depende de sua eletronegatividade, portanto, do

tipo de ligação formada. Embora não haja uma distinção nítida entre ligação iônica,

covalente e metálica, é conveniente separar os hidretos em três classes. Hidretos iônicos

ou salinos; Hidretos covalentes ou moleculares e Hidretos metálicos.

Hidretos iônicos ou salinos

A altas temperaturas, os metais do Grupo 1 (metais alcalinos) e os metais mais pesados

do Grupo 2 (metais alcalino-terrosos) Ca, Sr e Ba formam hidretos iônicos como NaH e

CaH2. Esses compostos são sólidos com elevados pontos de fusão e são classificados como

hidretos iônicos (salinos). São as seguintes as evidências de que se trata de compostos

iônicos:

1. LiH fundido (ponto de fusão 691 °C) conduz eletricidade e H2 é liberado no ânodo,

confirmando assim a presença do íon hidreto, H1-.

2. Os demais hidretos iônicos se decompõem antes de se fundir, mas eles podem ser

dissolvidos em haletos alcalinos fundidos.

3. As estruturas cristalinas desses hidretos são conhecidas e elas não apresentam

evidências de ligações direcionais.

O lítio é o cátion mais polarizante e mais apto a formar compostos covalentes que os

demais metais. Assim, se o LiH for essencialmente iônico, os demais hidretos também

devem ser iônicos e devem conter o íon hidreto, H-. A densidade desses hidretos é maior

que a do correspondente metal de que são formados.

Esse tipo de hidreto só é formado por elementos que tenham eletronegatividades

significativamente menores que o valor 2,1 do hidrogênio, de modo a favorecer a abstração

de um elétron do metal pelo hidrogênio, com formação de M+ e H-.

Os hidretos do Grupo 1 são mais reativos que os correspondentes hidretos do Grupo 2.

Além disso, a reatividade aumenta de cima para baixo dentro do grupo.

Com exceção do LiH, os hidretos iônicos se decompõem gerando os elementos, quando

aquecidos a temperaturas de 400 -500oC.

O íon hidreto (H-) não é um íon muito comum e é instável . Todos os hidretos iônicos

70

reagem com água formando hidrogênio.

LiH + H2 O LiOH + H2

CaH2 + 2HzO Ca(OH)2 + 2H2

Eles são agentes redutores fortes, especialmente a elevadas, embora sua reatividade com

a água limite sua utilidade.

2CO + NaH H� COONa + C

SiCl4 + 4NaH SiH4 + 4NaCl

O NaH apresenta diversos usos como agente redutor sintética. Ele é utilizado para se

obter outros antes, especialmente o hidreto de alumínio e o borohidreto de sódio Na[BH4] .

Ambos são muito utilizados como agentes redutores tanto em sínteses orgânicas como

inorgânicas.

Hidretos Covalentes

Os hidretos dos elementos do bloco p são covalentes. Isso é de se esperar, visto que a

diferença de eletronegatividade entre esses átomos e o hidrogênio é pequena. Os

compostos em questão geralmente são constituídos por moléculas covalentes discretas, as

quais são mantidas unidas apenas por forças de van der Waals fracas. Por isso, normal-

mente são voláteis e apresentam baixo ponto de fusão e de ebulição. Eles não conduzem a

corrente elétrica. Esses hidretos podem ser obtidos por diversos métodos de síntese:

Alguns poucos podem ser obtidos por combinação direta dos elementos.

3H2 + N2 2NH3 (altas temperatura e pressão + catalisador, processo Haber)

2H2 + O2 2H20 (centelha - explosão)

H2 + Cl2 2HCl (combustão - preparo de HCl puro)

EXERCÍCIOS

1. Equacione as reações de neutralização total:

a) ácido fosfórico + hidróxido de bário

b) ácido clorídrico + hidróxido de ferro (III)

c) hidróxido de sódio + ácido nitroso

71

d) hidróxido de amônio + ácido sulfúrico

e) hidróxido de cálcio + ácido fosforoso

2. Dê os nomes dos compostos:

a. Ba(NO3)2 k. Ni(ClO3)2

b. (NH4)3BO3 l.Bi(OH)3

c. Na2S m. K2O2

d. FeCO3 n. (NH4)2Cr2O7

e. Cr(NO3)2 o.Mn(NO2)2

f. Ag2S2O3 p. H2SO4

g. BaO2 q. Cr2O3

h. Fe2(SO3)3 r. Ni(OH)3

i. Al2(SO4)3 s. KMnO4

j. H2CrO4 t. K3PO4

3. Dê as fórmulas para os compostos abaixo:

a. fosfato de magnésio f) hipoclorito de cálcio

b. óxido de césio g) hidróxido de estrôncio

c. fosfito de amônio h) ácido arsênico

d. carbonato de alumínio i) sulfito de níquel (II)

e. peróxido de sódio j) borato de potássio

4. Escreva a equação de ionização total e parcial para:

a) HCl

b) H2SO4

c) HNO2

d) H3PO4

5. Escreva a equação de dissociação para as seguintes bases:

a) LiOH

b) Ba(OH)2

c) Al(OH)3

d) Fe(OH)3

72

6. Na noite de 21 de agosto de 1986, uma nuvem tóxica de gases saiu do fundo de um lago

vulcânico, o lago de Nios, na África. Técnicos concluíram que a nuvem de gases continha

sulfeto de hidrogênio, monóxido de carbono, dióxido de carbono e dióxido de enxofre.

Determine as fórmulas dos gases citados.

7. Nas equações abaixo, do comportamento mostrado pelos óxidos, conclui-se que:

N2O5 + H2O → 2HNO3

CO + H2O → não reage

K2O + H2O → 2 KOH

a) K2O é um peróxido

b) CO é um óxido neutro ou indiferente

c) K2O é um óxido ácido

d) N2O5 é um óxido duplo ou misto

e) N2O5 é um óxido básico

8. Muitos compostos químicos são utilizados no cotidiano. Alguns exemplos são citados a

seguir.

I. O ácido muriático é o nome comercial do ácido clorídrico impuro.

II. A soda cáustica é usada para desentupir pia.

III. O carbonato de lítio é um antidepressivo.

IV. O hipoclorito de sódio é o principal constituinte da água sanitária.

V. O peróxido de hidrogênio é o nome químico da água oxigenada.

Quais as representações corretas destas substâncias?

9. O consumidor brasileiro já está informado de que os alimentos industrializados que

ingere contêm substâncias cuja função básica é a de preservá-los da deterioração. Alguns

exemplos dessas substâncias são: conservantes como o ácido bórico e anidrido

sulfuroso; antioxidante como o ácido fosfórico; antiumectantes como o carbonato de

cálcio e dióxido de silício. Quais as fórmulas de cada substância apresentada no texto?

10. Um dos processos de purificação da água para uso doméstico constitui-se das seguintes

etapas:

1ª filtração seguida de alcalinização com óxido de cálcio (X).

2ª floculação por adição de sulfato de alumínio seguida de filtração.

73

3ª aeração e adição de cloro para formação do ácido hipocloroso (Z), que elimina bactérias.

Quais as fórmulas químicas representadas pelas letras X, Y e Z?

11. Quais soluções ácidas e básicas você poderia usar para preparar nitrato de rubídio?

Escreva a equação química para a neutralização.

12. Escreva a equação química para a reação de neutralização na qual fosfato de cálcio é

produzido.

13. Selecione um ácido e uma base para uma reação de neutralização que resulte na

formação de:

a) brometo de potássio; b) nitrito de zinco; c) cianeto de cálcio;

d) fosfato de potássio; e) sulfeto de bário; f) sulfito de sódio;

g) sulfato de zinco; h) fosfato de alumínio; i) sulfato de ferro (III);

j) fosfato de magnésio.

14. Selecione um ácido e uma base que, quando misturadas em solução, produzam:

a) Ba(NO3)2(aq); b) Na2SO4(aq); c) KClO4(aq); d)NiCl2(aq) 15. Observe a seqüência de reações:

X(s) → Q(s) + CO2(g)

Q(s) + H2O(l) → Z(aq)

Z(aq) + 2 HCl → CaCl2 + 2 H2O(l)

(Ca+2(aq) + 2 Cl-(aq))

Quais são os compostos X, Q e Z. Complete a seqüência de reações.

16. A principal substância química presente no giz pode ser obtida pela reação entre o

ácido sulfúrico (H2SO4) e a cal viva (CaO).

a) Qual é o nome dessa substância?

b) Escreva a reação, indicando o nome do outro composto simultaneamente produzido.

17. Complete as equações das reações e escreva abaixo do óxido o ácido ou a base

correspondente como resolvido no item a:

a) 3 BaO + 2 H3PO4 → Ba3(PO4)2 + 3 H2O

base: Ba(OH)2

b) CO2 + KOH →

c) N2O5 + H2O →

d) FeO + HCl →

e) CaCO3 + HCl →

74

18. Complete as reações:

a) Na2O + H2O →

b) CaO + HCl →

c) SO3 + H2O →

d) Mg + H2SO4 →

e) SO2 + NaOH →

f) KOH + H3PO4 →

g) HI + Ca(OH)2 →

h) CO2 + H2O →

i) Zn + HCl →

j) Fe(OH)3 + HCl →

5 - Classifique os óxidos em ácidos ou básicos:

a) K2O

b) BaO

c) SO2

d) CO3

e) Fe2O3

CONCEITOS MODERNOS DE ÁCIDOS E BASES: BRÖNSTED-LOWRY E LEWIS

Os conceitos de Arrhenius de ácidos e bases são fundamentados pelas características

apresentadas pelas substâncias em soluções aquosas: ácidos em solução aquosa produzem íons

H+ (ou H3O+) e bases em solução aquosa produzem íons OH-.

Uma definição mais abrangente de ácidos e bases foi proposta em 1923, pelo

dinamarquês Johannes Brönsted e pelo inglês T. M. Lowry: ácidos passam a ser encarados

como doadores de prótons e bases seriam os receptores de prótons:

A teoria de Brönsted-Lowry (teoria protônica) supõe que as reações ácido-base sejam

processos onde há transferência de prótons (protólise).

Este conceito não chega a contradizer a teoria de Arrhenius (na reação entre o HCl e o

NaOH, por exemplo, há uma transferência de um próton do ácido para a hidroxila da base),

mas amplia a quantidade de reações que podem ser consideradas como reações ácido-base:

75

Nas reações ácido-base de Brönsted-Lowry, ao perder o próton, o ácido se transforma

em sua base conjugada e a base ao receber o próton se transforma em seu ácido conjugado.

Par conjugado ácido-base é constituído por um ácido e uma base que diferem entre

si por um próton.

Ex.: HCl + H2O H3O+ + Cl-

ácido 1 base 2 ácido 2 base 1 NH3 + H2O NH4+ + OH-

base 2 ácido 1 ácido 2 base 1 HCO3- + OH- H2O + CO32-

ácido 1 base 2 ácido 2 base 1 HCO3- + H2O H2CO3 + OH-

base 2 ácido 1 ácido 2 base 1

Substâncias que podem funcionar como doadoras ou como receptoras de prótons são

conhecidas como substâncias anfipróticas ou anfólitos.

As substâncias anfipróticas no estado líquido podem sofrer uma auto-ionização:

H2O + H2O H3O+ + OH-

H2SO4 + H2SO4 H3SO4+ + HSO4-

NH3 + NH3 NH4+ + NH2-

A força de um ácido de Brönsted se evidencia pela facilidade de perder o próton e a

força de uma base de Brönsted, pela facilidade de receber o próton: HCl + H2O H3O+ + Cl-

ácido 1 base 2 ácido 2 base 1 (forte) (forte) (fraco) (fraca)

HCN + H2O H3O+ + CN-

ácido 1 base 2 ácido 2 base 1 (fraco) (fraca) (forte) (forte)

Obs.: Quanto mais forte é um ácido, mais fraca será sua base conjugada e vice-versa.

76

Em 1923, o norte-americano Gilbert N. Lewis ampliou os conceitos de ácidos e bases,

tornando-os independentes do uso de solventes (Arrhenius) e da presença de prótons

(Brönsted-Lowry). De acordo com Lewis, as bases eram espécies químicas doadoras de pares

eletrônicos (em ligações coordenadas) e os ácidos eram os receptores desses pares eletrônicos.

Dessa forma, além das reações ácido-base de Arrhenius e Brönsted, passam a ser

encarada dessa forma:

As reações que envolvem moléculas que não completam o octeto:

BF3 + F

- → BF4

-

AlCl3 + Cl- → AlCl4

-

As reações de hidratação de cátions:

Cu2+ + 4 H2O → Cu2+.4H2O

Al3+ + 6 H2O → Al3+.6H2O

As reações de formação de complexos:

Ag+ + 2 NH3 → [Ag(NH3)2]+

Cu2+ + 4 NH3 → [Cu(NH3)2]2+

Fe3+ + 6 SCN- → [Fe(SCN)6]3-

NOMENCLATURA DE COMPLEXOS NOME DOS LIGANTES H2O – AQUO NH3 – AMIM CN- - CIANO SCN- - TIOCIANO Cl- – CLORO NO2

- - NITRO CO – CARBONIL EXEMPLOS

[Pt(NH3)6]4+ Hexamimplatinato IV

Be(H2O)4 2+ Tetraquoberilato

[Ag(NH3)6]+ Hexamimprata

[Fe(H2O)6]SO4 Sulfato de hexaquoferrato II ou sulfato de hexaquoferro II

K2[PtCl6] Hexacloroplatinato (IV) de potássio

REFERÊNCIA BASOLO, F., JOHNSON, R. Química de los compuestos de coordinación. Barcelona: Reverte S.A. 1976.

77

EXERCÍCIOS SOBRE ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED-LOWRY E LEWIS

1. Classifique as reações abaixo pelo conceito ácido-base que mais as caracteriza (Brönsted-

Lowry ou Lewis):

a) KHSO4 + KOH H2O + K2SO4 b) NaOH + H3BO3 H2O + NaH2BO3

c) Pt4+ + 6 NH3 [Pt(NH3)6]4+

d) BeF2 + 2 F1-

BeF41-

e) H3O+ + NH3 NH4+ + H2O

f) Be2+ + 4 H2O Be2+.4H2O

g) HCO3- + HI H2CO3 + I1-

h) H2O + H- OH1- + H2

i) NH21-

+ H2O NH3 + OH1-

j) HCN + KOH H2O + KCN

k) OH1-

+ CO2 CO32-

l) Hg2+ + 4 I1- HgI42-

2. Cite as bases conjugadas das espécies químicas: a) HBr b) H2SO3

c) H3PO4 d) HSO41-

e) HCO31-

f) H2S

g) H2NO3+ NH4+

h) CH4 H3O+

i) NH3

3. Cite os ácidos conjugados das espécies químicas:

a) OH1-

b) PO43-

c) NH3 d) CO32-

e) HAsO42- f) F1-

g) N2H31-

h) S2-

i) H2BO31-

j) SO42-

l) H2O m)NH21-

78

TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS

Reação química é todo o fenômeno em que uma ou mais substâncias se transformam em

outras, com mudança total de suas propriedades.

Equação química é a representação gráfica das reações químicas. As equações químicas

possuem:

Fórmulas dos participantes: reagentes e produtos;

Coeficientes: indicam a proporção de moléculas que participam das reações.

Ex.: 2 H2O(l) 2 H2(h) + 1 O2(g)

(1º membro) (2º membro)

reagente produto

Coeficientes: 2, 2 e 1

Equação Iônica é a equação química onde aparecem íons, além de átomos e moléculas.

Ex.: H+(aq) + OH-

(aq) H2O(l)

As reações químicas são classificadas segundo vários critérios, porém, a mais comum é a

que as divide nos seguintes tipos:

1. Reações de análise ou decomposição

É quando uma substância se desdobra em duas ou mais substâncias de estruturas

mais simples diferentes. Ex.: CaCO3(s)

→ CaO(s) + CO2(g)

2HgO(s) → 2Hg(l) + O2(g)

2. Reações de síntese ou adição

É quando duas ou mais substâncias reagem, produzindo uma única substância mais

complexa. Ex.: H2(g)

+ Cl2(g) → 2 HCl(g)

A reação de síntese é dividida em dois tipos:

2.1. Síntese Total

Quando se tem apenas de substâncias simples 2H2(g)

+ O2(g) → 2 H2O(v)

2.2 Síntese parcial

Quando pelo menos uma das substâncias é composta 2CO(g) + O2(g)

→ 2 CO2(g)

79

3. Reação de deslocamento ou de substituição ou de simples troca

É quando uma substância simples reage com uma substância composta e

"desloca", desta última, uma nova substância simples. Ex. Fe(s) + CuSO4(aq) → FeSO4(aq) + Cu

Cl2(g) + 2 KI(aq) → 2 KCl(aq) + I2(s)

3.1. Quando ocorre reação de oxi-redução Atenção: observar filas de reatividade abaixo Ex.: Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2

Au + HCl Cl2 + Na2S 2 NaCl + S I2 + NaCl

FILA DE ELETROPOSITIVIDADE

Rb, K, Na, Li, Ba, Sr, Ca, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, H, Bi, As, Cu, Hg, Ag, Pt,

Au.

FILA DE ELETRONEGATIVIDADE

F, O, N, Cl, Br, S, I, C, P, H

4. Reação de dupla troca ou de dupla substituição

É quando duas substâncias compostas, reagem, permutando entre si os

elementos ou radicais e dando origem a dois novos compostos.

AB + CD →→→→ CB + AD

Ex.: AgNO3(aq) + KCl(aq) → AgCl(s) + KNO3(aq)

FeS(s) + 2 HCl(aq) → FeCl2(aq) + H2S(g)

Ocorrência das reações de dupla troca:

1. Um dos produtos formados for molecular ou menor grau de ionização que os

reagentes. AD e/ou CB seja mais fraco;

2. Um dos produtos for volátil (composto gasoso). AD e/ou CB seja volátil;

3. Um dos produtos for insolúvel (precipitado) ou produtos for insolúvel (precipitado)

ou AD e/ou CB seja insolúvel;

4. Um dos produtos for um ácido ou base fraca dos produtos for insolúvel

(precipitado) ou pouco solúvel. AD e/ou CB seja instável.

80

VERIFICAR A SOLUBILIDADE DOS COMPOSTOS NA TABELA PERIÓDICA

EM SOLUBILIDADE DE SAIS E BASES EM ÁGUA A 25ºC.

4.1. Quando um dos produtos for menos solúvel que os reagentes Ex.: NaCl(aq)+ AgNO3(aq) AgCl(s) + NaNO3(aq) Fe3+

(aq) + 3 OH-(aq) Fe(OH)3(s)

4.2. Quando um dos produtos for mais volátil que os reagentes Ex.: 2H+ + S2- H2S(g)

Na2CO3(aq) + 2 HCl(aq) 2 NaCl(aq) + H2O + CO2(g) Na2SO3(aq) + 2 HCl(aq) 2 NaCl(aq) + H2O + SO2(g)

NaOH(aq) + NH4Cl(aq) NaCl(aq)+ NH3(g) + H2O(l)

4.3. Quando um dos produtos for menos ionizado que os reagentes

Ex.: HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O Na2CO3(aq) + 2 HCl(aq) 2 NaCl(aq) + H2O + CO2

H2SO4(aq) + 2 NaNO2(aq) Na2SO4(aq) + 2 HNO2(aq) Acido Forte Acido Moderado

81

EXERCÍCIOS SOBRE TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS

1. Escrever as fórmulas correspondentes a cada uma das substâncias que compõem a

equação química, balanceando-a:

a) enxofre + oxigênio anidrido sulfuroso

b) ferro metálico + sulfato de cobre II sulfato ferroso + cobre metálico

c) cloreto de sódio + nitrato de prata cloreto de prata + nitrato de sódio

d) magnésio + ácido clorídrico cloreto de magnésio + hidrogênio

e) iodo + hidróxido de sódio iodeto de sódio + iodato de sódio + água

f) nitrato de chumbo II + sulfato de sódio sulfato de chumbo II + nitrato de sódio

2. Escrever a equação química da reação que ocorre, quando se coloca em contato:

a) ferro e solução aquosa de ácido sulfúrico

b) iodo e hidrogênio gasoso

c) cloro e iodeto de potássio em solução aquosa

d) cloreto de sódio e nitrato de prata, em solução aquosa

e) carbonato de bário e ácido nítrico

f) sulfato de amônio e hidróxido de potássio, em solução aquosa

g) cálcio e água

h) hidróxido de amônio e cloreto férrico, em solução aquosa

i) ácido sulfúrico e nitrato de sódio (sólido)

j) bário e ácido clorídrico

1) peróxido de bário e ácido bromídrico

m) anidrido sulfuroso e hidróxido de amônio

3. Equacione, balanceando as reações:

1. KOH + H2SO4

2. Mg +2 HCl MgCl2 + H2

3. Na2O2 + H2O

4. CaO + H2SO4

5. CaO + CO2

6. NO2 + H2O

7. I2O5 + 2 NaOH 2 NaIO3 + H2O

82

8. NaI + NaOH

9. Zn + HClO3

10. N2O5 + KOH

11. CO2 + KOH

12. CaCO3 + HBr

13. BaO2 + 2 HNO3 Ba(NO3)2 + H2O2

14. NaH + H2O

15. K2O + SO2

16. AgNO3 + NaCl

17. NaOH + Cr2(SO4)3

18. Ca(OH)2 + HClO4

19. Cu + HCl

20. Al2O3 + NaOH NaAlO2 + H2O

21. Ni + AgNO3

22. Cr(NO3)3 + Ag

23. Na2SO3 + HNO3

24. NaF + H2SO4

25. BaO + HI

26. Hg(NO3)2 + Cr

27. CO2 + 2 NaOH Na2CO3

28. NH4OH + Al(NO3)3

29. SO3 + Sr(OH)2

30. NO2 + KOH

31. I2O5 + 2 KOH 2 KIO3 + H2O

32. ZnO + HClO3

33. KOH + Co(NO3)3

34. Ba(OH)2 + HCl

35. KBr + I2

36. K2O2 + HNO3

37. Cl2O7 + NaOH

38. CaO + H2O

39. SO2 + H2O

40. CaO2 + 2 HCl CaCl2 + H2O2

83

AJUSTE DE COEFICIENTES DE EQUAÇÕES QUÍMICAS PELO MÉTODO

DAS TENTATIVAS

Exercícios: Ajustar os coeficientes das equações, pelo método das tentativas:

1. Cl2 + P4 → PCl5

2. H2 + N2 → NH3

3. F2 + S8 → SF6

4. O2 + Al → Al2O3

5. C2H6 + O2 → CO2 + H2O

6. C3H8O + O2 → CO2 + H2O

7. NH3 + O2 → N2 + H2O

8. Cr + Fe(NO3)2 → Fe + Cr(NO3)3

9. C4H10O + O2 → H2O + CO2

10. KOH + Al2(SO4)3 → K2SO4 + Al(OH)3

11. C3H8O3 + O2 → CO2 + H2O

12. PH3 + O2 → P2O5 + H2O

13. C3H5(NO3)3 (nitroglicerina) → CO2 + N2 + O2 + H2O

14. C8H18 + O2 → H2O + CO2

15. Pb(NO3)2 → PbO + NO2 + O2

16. H3BO3 + MgCO3 → Mg3(BO3)2 + CO2 + H2O

17. C2H6 + O3 → CO2 + H2O

18. C7H5(NO2)3 (TNT) + O2 → CO2 + H2O + N2

19. Al2(SO3)3 + HClO3 → Al(ClO3)3 + H2O + SO2

20. Fe + H2O → Fe3O4 + H2

21. CH4 + SO2 + O2 → CS2 + H2O + CO2

22. CS2 + Cl2 → CCl4 + S2Cl2

23. Al(OH)3 + H4SiO4 → Al4(SiO4)3 + H2O

24. Ca3(PO4)2 + SiO2 + C → CaSiO3 + P + CO

25. BCl3 + P4 + H2 → BP + HCl

26. C2H2Cl4 + Ca(OH)2 → C2HCl3 + CaCl2 + H2O

27. HClO4 + P4O10 → H3PO4 + Cl2O7

28. C6H5Cl + SiCl4 + Na → (C6H5)4Si + NaCl

29. Na2CO3 + C + N2 → NaCN + CO

30. FeS2 + O2 → Fe2O3 + SO2

84

NÚMERO DE OXIDAÇÃO – NOX

REGRAS PARA A DETERMINAÇÃO DO NÚMERO DE OXIDAÇÃO

1a regra: Substância Simples

Numa substância simples, como os átomos são todos do mesmo elemento, não há

diferença de eletronegatividade entre eles, o número de oxidação do elemento é zero.

Como exemplos de substâncias simples formadas por elementos metálicos podem-se

citar: Fe, Zn, Cu, Au, Ag, Pb. E formadas por elementos não-metálicos temos H2, I2, O2, O3, F2,

Cl2, P4, P(verm), C(diam), C(Graf).

Nas substâncias simples, o número de oxidação (Nox) do elemento que forma a

substância é zero.

2a regra: Sobre o hidrogênio e seus compostos

Os compostos químicos são formados por dois ou mais elementos químicos. Quando o

hidrogênio se liga aos não-metais (ligação covalente), que são mais eletronegativos, o

hidrogênio atrairá menos o seu elétron, assim o Nox será +1. Ao se ligar aos metais, forma

hidretos metálicos, pois como o hidrogênio é mais eletronegativo que eles, adquirirá carga –1.

O Nox do hidrogênio em seus compostos geralmente é +1, exceto nos hidretos

metálicos, nos quais é –1.

3a regra: Sobre o oxigênio e seus compostos

O oxigênio (6A) apresenta seis elétrons na camada de valência e completa o octeto ao

receber ou compartilhar dois elétrons.

Na ligação iônica, o oxigênio recebe 2 elétrons e transforma-se no íon O2- (íon óxido),

isto é, adquire Nox = –2. Exemplos: Na2O, CaO, Al2O3.

Na ligação covalente, o oxigênio só não é mais eletronegativo que o flúor, ao se

combinar com todos os demais elementos, atrairá os elétrons compartilhados, portanto ficará

com Nox = –2. É o que acontece no CO2, H2O.

Exceção nos peróxidos. O íon é O22- (peróxido) possui Nox –1. Exemplo no H2O2 e

peróxidos metálicos (grupo 1 e 2) da tabela periódica, como Na2O2 e CaO2. Também ocorre

exceção no OF2, onde o flúor é mais eletronegativo, assim o oxigênio adquire Nox = +2.

85

O Nox do oxigênio em seus compostos geralmente é –2. Exceções no fluoreto de

oxigênio, OF2, cujo Nox = +2 e nos peróxidos, nos quais é –1.

4a regra: Sobre outros elementos que possuem o mesmo Nox em seus compostos

Os metais alcalinos (Grupo 1A) sempre possuem Nox = +1 e os metais alcalinos

terrosos (Grupo 2A) sempre possuem Nox = +2. O alumínio (Grupo 3A) possui Nox = +3.

A prata (Ag) possui Nox sempre +1 e o zinco (Zn) possui Nox sempre +2. O Flúor

(F) sempre possui Nox = -1.

5a regra: Sobre a soma algébrica dos Nox em uma espécie química eletricamente

neutra (molécula)

Uma molécula é uma espécie eletricamente neutra. Assim a somatória das cargas

positiva e negativa se anula e a molécula é neutra. Isto é, a somatória das cargas em uma

molécula é sempre zero. Exemplos: H2SO4, Fe2O3, Na2O, CaSO4, etc.

6a regra: Sobre a soma algébrica dos Nox em um íon poliatômico

Um íon é uma espécie química eletricamente carregada, íons poliatômicos, tais como:

NO3-, SO4

2-, PO43-, NH4

+, etc., a soma de todos os Nox deve resultar na carga elétrica dessa

espécie química. Isto é, a somatória das cargas em um íon é sempre igual à carga desse

íon.

86

BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES REDOX

MÉTODO DE ÓXIDO-REDUÇÃO

Etapa 1: Atribua número de oxidação a todos os átomos.

Etapa 2: Observe quais átomos que parecem perder e quais os que parecem ganhar elétrons.

Determine quantos elétrons são perdidos e ganhos.

Etapa 3: Se houver mais de um átomo ganhando ou perdendo elétrons em uma fórmula,

determine o total de número de elétrons perdidos ou recebidos.

Calcular a variação do Nox, através da equação: (no maior – no menor).

O delta (∆∆∆∆) deve ser sempre positivo.

Etapa 4: Iguale o ganho de elétrons pelo agente oxidante ao da perda pelo agente redutor,

colocando o coeficiente apropriado antes da fórmula de cada um, do lado direito ou

esquerdo da equação (o que tiver número de átomos maior).

Etapa 5: Complete o balanceamento da equação por tentativa. Inicialmente balanceie os

átomos que ganharam ou perderam elétrons; em seguida todos os átomos, à exceção de

O e H, por último os átomos de oxigênio e hidrogênio respectivamente. Finalmente,

verifique para ter certeza, de que o número de átomo de cada elemento é o mesmo em

ambos os lados da equação.

EXERCÍCIOS

Ajuste os coeficientes das equações abaixo pelo processo de óxido-redução, indicando

em cada caso o oxidante e o redutor:

1. P4 + HNO3 + H2O → H3PO4 + NO

2. Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + H2O + NO2

3. SO2 + Cl2 + H2O → H2SO4 + HCl

4. KMnO4 + HBr → KBr + MnBr2 + H2O + Br2

5. KMnO4 + H2O2 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + O2 + H2O

6. Bi + H2SO4 → Bi2(SO4)3 + H2O + SO2

7. Cu + H2SO4 → CuSO4 + SO3 + H2O

8. K2Cr2O7 + HCl → KCl + CrCl3 + H2O + Cl2

9. KMnO4 + H2SO4 + FeSO4 → Fe2(SO4)3 + MnSO4 + KHSO4 + H2O

10. K2Cr2O7 + H3PO4 + H2S → CrPO4 + K3PO4 + S + H2O

11. NaClO3 + NaOH + CrCl3 → Na2CrO4 + NaCl + H2O

12. Na2C2O4 + K2Cr2O7 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + K2SO4 + Na2SO4 + H2O + CO2

13. Bi2O3 + NaClO + NaOH → NaBiO3 + NaCl + H2O

14. H2SO4 + MnO2 + NaI → Na2SO4 + MnSO4 + I2 + H2O

15. CuS + HNO3 → Cu(NO3)2 + S + NO + H2O

16. K2Cr2O7 + H2SO4 + H2O2 → Cr2(SO4)3 + KHSO4 + H2O + O2

17. Cl2 + NaOH → NaCl + NaClO3 + H2O

87

18. As2S5 + H2O + HNO3 → H3AsO4 + H2SO4 + NO

19. Cl2 + NaOH → NaCl + NaClO + H2O

20. KClO3 + H2SO4 → KClO4 + ClO2 + H2O + KHSO4

21. NaOH + CrCl3 + H2O2 → NaCl + Na2CrO4 + H2O

22. N2H4 + KIO3 + HCl → ICl + KCl + N2 + H2O

23. As2O3 + K2CO3 + KClO3 → KCl + K3AsO4 + CO2

24. Cu2S + HNO3 → Cu(NO3)2 + CuSO4 + H2O + NO2

EXERCÍCIOS EXTRAS SOBRE ÓXIDO REDUÇÃO

1. Balancear as equações abaixo pelo método da variação do número de oxidação. Indicar

qual é o agente oxidante e o agente redutor.

a) KMnO4 + KNO2 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + KNO3 + H2O

b) KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O

c) KIO3 + KI + HCl → KCl + I2 + H2O

d) K2Cr2O7 + H2SO4 + H2S → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + S + H2O

e) KClO3 + H2SO4 → HClO4 + ClO2 + KHSO4 + H2O

f) Na2SO3 → Na2S + Na2SO4

g) As2S3 + H2O2 + NH4OH → (NH4)3AsO4 + (NH4)2SO4 + H2O

h) CrO3 + SnCl2 + HCl → CrCl3 + SnCl4 + H2O

i) As2S5 + H2O2 + NH4OH → (NH4)3AsO4 + (NH4)2SO4 + H2O

j) KNO3 + Al + KOH + H2O → NH3 + KAlO2

2. Escrever a forma iônica das equações químicas abaixo:

a) Zn(s) + 2 HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g)

b) Cu(s) + 8 HNO3(aq) → 3 Cu(NO3)2(aq) + 2 NO(g) + 4 H2O

c) Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O

3. Balancear as equações químicas abaixo e escrevê-las na forma iônica:

a) H2O2 + KI + H2SO4 → K2SO4 + I2 + H2O

b) KMnO4 + H2SO3 → K2SO4 + MnSO4 + H2SO4 + H2O

c) KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + Fe2(SO4)3 + H2O

88

BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES REDOX (SOL.AQUOSA):

MÉTODO DA SEMI-REAÇÃO

Etapa 1: Separe o esboço da reação em duas semi-reações, uma de oxidação e outra de

redução.

Etapa 2: Balanceie cada semi-reação separadamente de acordo com esta seqüência:

a) Balanceie todos os átomos, à exceção de H e O, por tentativa.

b) Balanceie todos os átomos de O adicionando H2O ou OH1- ao lado

apropriado. A maneira disto ser feito depende se a solução é ácida ou básica.

c) Balanceie todos os átomos de H, adicionando íons H+ do lado deficiente de

H.

d) Balanceie a carga adicionando e- do lado deficiente em carga negativa.

Etapa 3: Multiplique cada semi-reação balanceada por um número apropriado a fim

de balancear a perda de elétrons com ganho de elétrons. Em seguida somar as

duas semi-reações.

Etapa 4: Subtrair (cancelar) qualquer espécie que apareça em ambos os lados. (Todos

os elétrons deveriam ter desaparecido nesta etapa).

Finalmente, verifique para ter certeza de que: (1) o número de átomos de cada

elemento e (2) a soma das cargas iônicas são iguais em ambos os lados da

equação.

EXERCÍCIOS SOBRE BALANCEAMENTO DE REAÇÕES

PELO MÉTODO DO ÍON- ELÉTRON

1. Acertar os coeficientes das equações abaixo pelo método do íon-elétron:

a) Cr2O72- + Fe2+ + H+ → Cr3+ + Fe3+

+ H2O

b) MnO41-

+ NO21-

+ H+ → Mn2+ + NO31-

+ H2O

c) CrO21-

+ Na2O2 + H2O → CrO42- + Na+ + OH1-

d) MnO42- + H+ → MnO2 + H2O + MnO4

1-

e) Ag2S + CN1-

+ O2 + H2O → S + Ag(CN)21-

+ OH1-

f) C2H5OH + MnO41- → CH3COOH + Mn2+ + H2O

g) C14H10 + Cr2O72- + H+ → C14H8O2 + Cr3+ + H2O

h) FeS2 + HNO3 + OH1- → Fe3+ + SO42- + NO2

i) CuS + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO2 + S + H2O

j) Cr3+ + MnO2 + H2O → Mn2+ + CrO42- + H+

k) Cr2O72- + Sn2+ + H+ → Cr3+ + Sn4+ + H2O

m) H+ + Cr2O72- + H2SO3 → Cr3+ + HSO41-

+ H2O

n) Bi3+ + SnO22- + OH1- → SnO32- + H2O + Bi

o) NO31- + I2 + H+ → IO3

1- + NO2 + H2O

89

p) MnO41- + SnO22- + H2O → MnO2 + SnO32- + OH1-

q) Co2+ + BrO1- + H+ → Co3+ + H2O + Br2

r) MnO41- + SO32- + H+ → Mn2+ + SO42- + H2O

s) Cr(OH)3 + IO31- + OH

1- → CrO42- + I

1- + H2O

t) Cr3+ + MnO2 + OH1-

→ CrO42- + Mn2+ + H2O

u) AsO43- + Zn + H+ → Zn2+ + H2O + AsH3

v) Zn + NO31-

+ H+ → Zn2+ + NH4+ + H2O

x) MnO41- + H2C2O4 + H+ → Mn2+ + CO2 + H2O

2. Completar, balancear e dar o nome do íon que na reação atua como oxidante na

equação química abaixo:

Sn2+ + Cr2O72- → Sn4+ + Cr3+

3. I) Balancear as equações químicas abaixo:

a) FeS + HNO3 → Fe(NO3)3 + NO2 + H2SO4 + H2O

b) S2O32- + Fe3+ → S4O62- + Fe2+

II) Apresentar a equação a na forma iônica.

(Lembrar que o sulfeto ferroso é pouco solúvel na água)

III) Apresentar a equação b na forma molecular admitindo-se usados como reagentes:

tiossulfato de sódio e cloreto férrico.

4. Equacionar a oxidação do iodeto pelo permanganato em presença de solução

aquosa de hidróxido de sódio, sabendo-se que há precipitação de dióxido de

manganês como produto de reação.

5. a) Balancear a equação química abaixo e passá-la para a forma iônica:

KMnO4 + H2SO4 + NaNO2 → K2SO4 + MnSO4 + NaNO3 + H2O

b) Equacionar a redução do clorato a cloreto por ebulição com solução aquosa de

sulfato ferroso, em presença de ácido inorgânico diluído.

90

CONCEITOS FUNDAMENTAIS

M.A., M, MOL, FÓRMULA MÍNIMA E FÓRMULA MOLECULAR

UNIDADE DE MASSA ATÔMICA (u)

Esta unidade equivale a 1/12 da massa de um átomo de 12C. É representada pela

letra minúscula u.

MASSA ATÔMICA

A massa atômica (MA) representa o quanto mais pesado que 1/12 de um átomo de

carbono-12 um átomo de elemento químico qualquer é.

Por exemplo, o Oxigênio tem massa atômica de 16u, pois é mais pesado 16 vezes em

relação a 1 parte de 12 de um átomo de carbono-12.

O átomo de Helio possui 4u, ou seja, ele é 3 vezes mais leve que um átomo de 12C. Obs:

muitas vezes o u da unidade é omitido em tabelas periódicas

MASSA ATÔMICA DE UM ELEMENTO QUÍMICO

Os elementos químicos podem possuir vários isótopos (mesmo número atômico,

porém massa diferente), mas não seria viável representá-los todos na tabela periódica. Por

isso, as massas atômicas nas tabelas, são médias ponderadas das massas dos diversos

isótopos estáveis existentes no universo que esse elemento químico possui.

Por exemplo, o oxigênio possui três isótopos estáveis:

16O – MA = 16u, equivale a 99,7% de todos os átomos de oxigênio do universo;

17O - MA = 17u, são apenas 0,03% dos átomos de O;

18O - MA = 18u, abundância de 0,2%

Fazendo a média ponderada:

Como era previsto, a média ponderada deu um valor próximo a 16, já que 99,7% dos

átomos de oxigênio possuem essa MA.

91

Isótopos estáveis de cloro: 35Cl - MA = 35u, representa 75,4% dos átomos de cloro; 37Cl - MA = 37u, é 24,6% dos átomos de cloro;

MASSA MOLECULAR

A massa molecular (MM ou M) é a soma das massas atômicas dos átomos que

compõem a molécula.

Exemplo 1 - A molécula de água (H2O)

H = 1 u, como são dois hidrogênios = 2 u

O = 16 u

Portanto a Massa molar da H2O = 2u + 16u = 18u

Exemplo 2 - A molécula de CuSO4.5H2O

Cu = 63,5 u;

S = 32 u;

O = 16u como são quatro hidrogênios = 64u

H = 1 u, como são dois hidrogênios = 2 u

O = 16 u

Massa molar da H2O = 2u + 16u = 18u

Portanto a Massa Molar do CuSO4.5H2O = 158,5u

MOL E MASSA MOLAR

A unidade SI para quantidade de matéria é o mol (mole, em inglês). O mol é

definido como "a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas unidades

elementares quantos forem os átomos contidos em 0,012 kg de Carbono-12". Através desta

definição, qualquer quantidade de matéria que contenha 6,022 x 1023 entidades é um mol.

Assim, pode-se ter um mol de átomos, de moléculas, de íons, de prótons, de elétrons, ou de

outras partículas, etc. Havendo tantas possibilidades, a entidade em questão deve ser

sempre claramente especificada.

A expressão correta para se referir à massa de uma porção de substância cuja

quantidade de matéria é um mol é a massa molar (M). A massa molar pode se referir as

92

moléculas, elementos, íons, elétrons, etc. Exemplo: M(KCl) = 74,56 g/mol, M(Cu) = 63,54

g/mol; M(H) = 1,0074 g/mol; M(Cl2) = 70,916 g/mol.

O nome e o símbolo da unidade mol são idênticos. O plural do nome, muito usado

no Brasil, é denominado mols e não moles, embora esse plural não se ajuste às normas

gramaticais da língua portuguesa. Entretanto, é importante lembrar que o símbolo da

unidade não muda no plural como, por exemplo, 2 mol.

O emprego desta definição de mol tornou-se obsoleto e em desuso como diversos

termos como número de mols, número de moléculas-grama, número de átomos-grama

(todos substituídos por quantidade de matéria); peso atômico e peso molecular

(substituídos por massa molar) e molaridade e normalidade (substituídos por

concentração em quantidade de matéria ou, simplesmente, concentração).

Os termos massa nuclídica, massa atômica e massa molecular, todos com símbolo

m, têm um significado diferente daquele muitas vezes utilizado no passado. Eles se referem

à massa de um dado nuclídio, átomo, ou molécula (ou fórmula unitária).

A unidade unificada de massa atômica (u), definida como 1 u = 1 g/No, onde No é o

número de Avogadro (6,022 x 1023), pois a unidade grama é muito grande para expressar a

massa nuclídica, atômica ou molecular.

Exemplos: mCl = 35,45 u ou 5,887 x 10-23 g; mNaCl = 58,44 u ou 9,704 x 10-23 g.

FÓRMULAS QUÍMICAS

As fórmulas químicas são formas abreviadas de representar a composição química

das substâncias através de símbolos químicos.

FÓRMULA MÍNIMA

Indica a menor relação dos átomos presentes num composto. Esta relação e quase

sempre expressa através de números inteiros e pequenos, dando o número relativo de

átomos no composto.

É a fórmula que apresenta apenas a composição qualitativa e quantitativa de uma

molécula. Exemplos:

A fórmula mínima da água oxigenada é HO. Esta fórmula expressa quais os

elementos que participam de uma substância e em que proporção.

93

A fórmula mínima do etileno é CH2. Através desta fórmula pode-se afirmar que o

etileno é formado pelos elementos carbono e hidrogênio e que suas moléculas apresentam

uma proporção de dois átomos de hidrogênio para um átomo de carbono.

FÓRMULA MOLECULAR

É a fórmula que apresenta a composição qualitativa e quantitativa da molécula e

sua extensão. Voltando ao exemplo da água oxigenada, que apresenta fórmula H2O2: esta é

constituída de hidrogênio e oxigênio, a proporção dos elementos é de 1:1 e cada molécula é

formada por dois átomos de hidrogênio e dois átomos de oxigênio.

Assim, na fórmula molecular, além da composição qualitativa e quantitativa, o

número de átomos de cada elemento que compõem a substância. De maneira semelhante,

a molécula do gás etileno é formada por dois átomos de carbono e quatro de hidrogênio

(C2H4). Além da composição qualitativa e quantitativa, o número de átomos de carbono e

hidrogênio que formam a molécula.

FÓRMULA CENTESIMAL

Na composição centesimal de uma substância são apresentadas as percentagens,

em massa, dos elementos participantes da fórmula da mesma.

A composição centesimal da água é 88,99% de oxigênio e 11,11% de hidrogênio. Isso

significa que em cada 100 gramas de água existem 88,89 gramas de oxigênio e 11,11 gramas

de hidrogênio.

CÁLCULO DA COMPOSIÇÃO CENTESIMAL A PARTIR DA FÓRMULA

MOLECULAR

Cálculo da composição centesimal da água, H2O:

a) Calcula-se, inicialmente, a massa molar da substância:

g/mol 18 Molar Massa

161 x 16 :O

2 2 x 1 :H OH2

=

=

=

94

b) Estabeleceram-se regras de três com a massa molar da substância e a massa do

elemento, para o qual se deseja calcular a porcentagem:

hidrogênio de % 11,11 88,88 - g 100

% 88,88 X

X ................. OH de 100g

oxigênio de g 16 ................. OH de g 18

2

2

=

=

Composição centesimal de H2O: 88,89% de oxigênio, 11,11% de hidrogênio.

Obs: Quando a soma das porcentagens não é igual a 100%, deve-se arredondar o maior

valor de porcentagem encontrado, de tal forma, que a soma seja igual a 100%.

CÁLCULO DA COMPOSIÇÃO CENTESIMAL A PARTIR DE DADOS

EXPERIMENTAIS DE ANÁLISE

Considerando o seguinte problema: Na análise de 5,33 g de sal foram encontrados:

1,955 g de potássio, 1,775 g de cloro e 1,6 g de oxigênio. Qual a composição centesimal do

sal analisado?

Para a resolução, estabelecem-se regras de três entre a massa total da substância

analisada (no lugar da massa molar) e as massas de cada elemento encontrado na análise,

comparando-se com 100%.

O de % 30,02 X

X ......................... 1,60g

100% ................. sal de g 5,33

Cl de % 33,30 X

X ....................... 1,775g

100% ................. sal de g 5,33

K de % 36,68 X

X ...................... 1,955g

100% ................. sal de g 5,33

=

=

=

95

CÁLCULO DA FÓRMULA MÍNIMA

Para se calcular a fórmula empírica precisa-se conhecer:

1. Os elementos combinados;

2. Suas massas atômicas;

3. A relação em massa ou porcentagem (%) da combinação entre os átomos.

Exemplo AxBy onde x e y são números inteiros e pequenos.

ETAPAS PARA CÁLCULO

1. Considerar uma quantidade definida (usualmente 100g do composto, se não for

dada) e expressar em gramas a massa de cada elemento;

2. Multiplicar a massa (g) de cada elemento pelo fator 1 mol / massa atômica

(expressa em g) para transformar em mol. Esta conversão fornece o número de mol

de átomos de cada elemento na quantidade considerada. Usualmente, neste ponto,

estes números não são inteiros;

3. Dividir cada um dos valores obtidos pelo menor deles. Se os números obtidos por

este procedimento forem inteiros, utilizar como índices ao escrever a fórmula

empírica. Se os números não forem inteiros passar para o item 4;

4. Multiplicar os valores obtidos novamente pelo menor número que os transforme

em números inteiros. Utilizar então estes valores como índices para a fórmula

empírica.

Exemplo: Calcular a fórmula mínima de um composto que apresenta a seguinte

composição centesimal: 43,4% de sódio, 11,3% de carbono e 45,3% de oxigênio.

Relaciona-se, inicialmente, a porcentagem com a massa molar de cada elemento:

96

A seguir, dividem-se todos os valores encontrados pelo menor deles:

394,0

82,2O 1

94,0

94,0C 2

94,0

88,1Na ======

Fórmula Mínima: Na2CO3

Para tornar mais simples o cálculo da fórmula mínima geralmente se utiliza o esquema

apresentado a seguir:

Dados

Divisão pelas

massas

atômicas

Divisão pelo menor

número obtido

Fórmula

Mínima

Na = 43,4 %

C = 11,3 %

O = 45,3 %

Na2CO3

CÁLCULO DA FÓRMULA MOLECULAR

Para calcular a fórmula molecular de uma substância é necessário conhecer:

Os elementos formadores da substância;

A proporção em massa dos elementos formadores da substância;

As massas atômicas dos elementos;

A massa molecular da substância.

Exemplo:

97

Calcular a fórmula molecular da substância que apresenta a seguinte composição

centesimal: 39,92 % de carbono, 6,70 % de hidrogênio e 53,38 % de oxigênio. A massa

molecular da substância é 60.

Dados

Divisão pelas

massas

atômicas

Divisão pelo menor

número obtido

Fórmula

Mínima

C = 39,92 %

H = 6,70 %

O = 53,8 %

CH2O

Para calcular a fórmula molecular a partir da fórmula mínima, deve-se comparar a

massa da fórmula mínima com a massa da fórmula molecular do composto.

mínima fórmula da Massa

composto domolecular Massa=n

Para o exercício acima:

30

60=n

Portanto têm-se como fórmula molecular a fórmula mínima multiplicada por dois.

Logo, a fórmula molecular do composto será: C2H4O2.

EXERCICIOS SOBRE MOL, MASSA ATÔMICA E MOLECULAR 1. Qual a massa de 0,16 mol de ferro?

R: 8,96g

98

2. Determinar a massa de 2,107.1022 átomos de cálcio.

R: 1,4g

3. Quantas moléculas há em 13,6 g de metano (CH4)?

R: 5,12.1023 moléculas

4. Qual a massa de 7,22,1021 moléculas de amônia (NH3)?

R: 2,04.10-1 g

5. Quantos mols há em 117 g de glicose (C6H12O6)?

R: 0,65 mol

6. Em 103,5 g de sódio há quantos átomos?

R: 2,71.1024 átomos

7. Quantos mols há em 9,03.1024 moléculas de gás freon (CCl2F2)?

R: 15mols

8.Calcular a quantidade de moléculas existentes em 1,1.10-3 g de gás carbônico.

R: 1,51.1019 moléculas

9. Qual a massa de 1018 átomos de ferro ?

R: 9,3.10-5 g

10. Quantos átomos há em 7.10-4 mol de níquel ?

R: 4,2.1020 átomos

11. Determinar o volume ocupado por 11 g de gás carbônico nas CNTP?

R: 5,6 L

12. Quantas moléculas de gás sulfuroso há em 67,2 L deste gás nas CNTP?

R: 1,8.1024 moléculas.

13. Quantos mols há em 123,2 L de monóxido de carbono nas CNTP?

R: 5,5 mol

14. Determinar o volume ocupado por 5,12.1024 moléculas de hidrogênio nas CNTP?

R: 190,5 L

15. Qual a massa de 20 moléculas de água?

R: 6.10-22 g

16. Quantos mols correspondem 9,3.1024 moléculas de sacarose? R:

15,5 mol

17. Num recipiente há 80 g de metano. Determinar:

99

a) o no de moléculas;

b) o no de mols;

c) o no de átomos de C e H;

d) o no de mols de átomos de C e H contidos neste recipiente.

R: a) 3.1024 moléculas; b) 5 mols; c) 1,5.1025 átomos; d) 25 mol de átomos

18. Quantas moléculas e quantos átomos de hidrogênio há em 11,76 g de ácido fosfórico?

R: 7,2.1022 moléculas e 2,2.1023 átomos de hidrogênio.

19.Calcular a massa de uma molécula de oxigênio.

R:5,3.10-23 g

20. Quantos átomos de cálcio há em 62 g de fosfato de cálcio Ca3(PO4)2?

R: 3,6.1023 átomos de Ca

21.Que massa de ácido sulfúrico contém 8,43.1024 átomos de oxigênio ?

R: 343 g

22. Determinar:

a) a massa;

b) o no. de moléculas;

c) o no. de átomos contidos em 2016 cm3 de cloro nas CNTP

R: a) 6,4g; b) 5,4.1022 moléculas; c) 1,1.1023 átomos.

23. Tem-se uma mistura de 3,2 g de metano (CH4); 0,35 mol de amônia (NH3) e 6,6 g de

gás carbônico (CO2). Quantas moléculas e quantos átomos terão no final?

R: 4,2.1023 moléculas e 1,72.1024 átomos.

24. 90 g de água são misturados com igual quantidade de glicose (C6H12O6). Quantas

moléculas e quantos átomos de hidrogênio há na mistura?

R: 3,3.1024 moléculas e 9,6.1024 átomos.

25. Que massa de fosfato de sódio contém 2,7.1022 átomos de sódio?

R: 2,46 g

EXERCÍCIOS EXTRAS DE MOL

1- Qual é a massa de uma molécula de glicose (C6H12O6)? Resp.: 2,99.10-22 moléculas

2- Um átomo X tem massa 2,97.1023 g. Qual é a massa atômica de X? Quantos mols de

átomos há em 3,58 g de X? Resp.: 0,02 mol de átomos.

100

3- Uma assinatura média escrita a lápis pesa cerca de 1 mg. Supondo que o material preto

seja carbono, calcule o número aproximado de átomos necessários para escrever essa

assinatura. Resp.: 5,02.1019 átomos de C.

4- A análise da clorofila mostra que ela contém 2,6% em massa de magnésio. Quantos

átomos de Mg haverá em 1 g de clorofila? Resp.: 6,44.1020 átomos de Mg

EXERCÍCIOS SOBRE FÓRMULA MÍNIMA E MOLECULAR

1. Uma substância contém 43,4% de átomos de sódio, 11,3% de átomos de carbono e 45,3 % de átomos de oxigênio. Qual a sua fórmula empírica? Resp.: Na2CO3

2. Um composto possui 6,0 g de carbono combinados a 1,25 mol de átomos de

hidrogênio e 1,5.1023 átomos de oxigênio. Qual a fórmula empírica (mínima) e a fórmula molecular, sabendo-se que a massa molecular do composto é 90 u? Resp.: C2H5O

3. Uma determinada amostra de fluoreto de enxofre contém moléculas de um único

tipo SFn, onde n é um nº inteiro. Sabendo-se que 1,2.1021 moléculas do composto pesam 0,293 g, qual é o valor de n? Resp.: SF6

4. Na formação de um óxido de nitrogênio, verificou-se que para cada 9,03.1022

átomos de nitrogênio foram consumidos 4,8 g de oxigênio. Determinar a fórmula

mínima e a fórmula molecular desse óxido, sabendo-se que sua massa molecular é

92.

Resp.: NO2 ; N2O4

5. Na combustão completa de 0,210 g de um composto que contém somente carbono e

hidrogênio, recuperou-se 0,66 g de CO2.Qual a fórmula empírica do composto?

Sabendo-se que 1 mol deste composto corresponde a 42 g, qual é a sua fórmula

molecular.

Resp.: CH2 ; C3H6

6. Um composto contendo 0,75 g de carbono, hidrogênio e oxigênio, ao ser submetido

a uma combustão completa, produziu 0,448 L de gás carbônico e 0,336 L de vapor

d’água, ambos os volumes foram medidos nas condições normais de temperatura e

pressão (CNTP). Calcular:

a) A composição centesimal da substância; 32% C; 4% H; 64% O

b) A fórmula empírica do composto.

Resp.: C2H3O3

101

7. Uma amostra de 1,500 g de um composto contendo apenas C, H e O foi queimada completamente. Os únicos produtos de combustão foram 1,738 g de CO2 e 0,711 g

de H2O. Qual é a fórmula empírica deste composto?

Resp.: C2H4O3

8. A análise elementar de 0,564 g de um composto orgânico que contém somente C, H e O, produziu 0,827 g de CO2 e 0,336 g de H2O. Uma massa de 0,402 g do composto depois de volatilizado ocupou o volume de 0,15 L nas CNTP. Pergunta-se: a) Qual a fórmula empírica do composto? b) Qual a fórmula molecular do composto? Resp.: CH2O ;C2H4O2

9. A análise elementar mostrou que um composto orgânico contém apenas C, H, N e O como constituintes. Uma amostra de 1,279 g foi queimada completamente, como resultados, foram obtidos 1,60 g de CO2 e 0,77 g de H2O. Uma nova amostra, pesando 1,625 g continha 0,216 g de nitrogênio. Qual é a fórmula empírica deste composto? Resp.: C3H7O3N

ESTEQUIOMETRIA

É importante saber a quantidade de produto que pode ser obtido a partir de uma

determinada quantidade de reagentes. É fundamental, também numa indústria química,

saber antecipadamente qual a quantidade de reagentes que deve ser utilizada para se obter

uma determinada quantidade de produto.

O objetivo econômico de toda indústria que envolve processos químicos é produzir

substâncias em quantidade suficiente, usando a menor quantidade possível de

reagentes e com menor custo, obtendo-se assim, a melhor relação custo /

benefício.

ESTEQUIOMETRIA DE REAÇÕES (STOICHEIAMETREIM)

Do grego Stoicheia = partes mais simples; Metreim = medida

Os significados de uma equação química:

QUALITATIVAMENTE: uma equação química simplesmente descreve quais são

os produtos e reagentes de uma reação. Por exemplo:

4 Fe(s) + 3 O2(g) 2 Fe2O3(s)

Representa uma reação na qual o ferro reage com o oxigênio para formar óxido de ferro III.

102

QUANTITATIVAMENTE: uma equação química balanceada especifica uma

relação numérica das quantidades de reagentes e produtos de uma reação. As relações

podem ser expressas em termos de quantidades microscópicas como: átomos, moléculas,

fórmulas unitárias, ou em quantidades macroscópicas como: mol de átomos, moléculas,

fórmulas unitárias. Exemplo:

4 Fe(s) + 3 O2(g) 2 Fe2O3(s)

4 átomos 3 moléculas 2 íons fórmula 4 mols átomos de Fe 3 mols moléculas de O2 2 mols fórmulas unitárias de óxido férrico 4x (6,02.1023 átomos de Fe) 3x (6,02.1023 moléculas de O2) 2x(6,02.1023 de f. unitárias de óxido férrico)

Os coeficientes na equação balanceada descrevem razões fixas das quantidades dos

reagentes e produtos. Em escala atômica e molecular, a equação acima estabelece que os

átomos de ferro e moléculas de oxigênio são consumidos e fórmulas unitárias de óxido de

ferro III são formadas na razão de 4 : 3 : 2.

CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS - QUANTIDADES DE REAGENTES E

PRODUTOS

1. REAGENTES EM EXCESSO E REAGENTE LIMITANTE

Em uma reação química geralmente os reagentes não se encontram presentes em

quantidades estequiométricas exatas, ou seja, nas proporções indicadas pela equação

balanceada.

Como o objetivo de qualquer reação é produzir a quantidade máxima de produto a

partir dos materiais iniciais, frequentemente se utilizará um dos reagentes em excesso para

assegurar que o reagente mais caro seja completamente convertido no produto desejado.

Como conseqüência, no final da reação, haverá sobra de um reagente. O reagente

consumido em primeiro lugar é denominado reagente limitante, pois a quantidade

máxima de produto formado depende da quantidade inicial deste reagente. Quando todo

esse reagente é consumido, não se pode formar mais produto.

Reagente em excesso é o reagente presente em quantidade superior àquelas

necessárias para reagir com dada quantidade do reagente limitante.

103

Exemplo: Dada à reação, pede-se:

H2(g) + O2(g) H2O(l)

40 g 40g

a) Qual o reagente limitante?

b) Qual a massa de produto formada?

c) Qual a massa de reagente em excesso?

Resolução:

MM: H2 = 2 u; O2 = 32 u; H2O = 18 u

22

22 320

4

3240 gO

gH

gOgH =

falta O2, pois só temos 40 g de O2 Reagente Limitante

22

22 5

32

440 gH

gO

gHgO =

Reage – Reagente em Excesso

Logo pela estequiometria da reação, temos:

2 H2(g) + 1 O2(g) 2 H2O(l)

5 g 40g 45g (Lei de Lavoisier)

Excesso de reagente H2: 40 g – 5g = 35g de H2

Exercício

Na obtenção de HNO3, a amônia (NH3) reage com o oxigênio (O2) de acordo com a

seguinte reação:

NH3(g) + O2(g) NO(g) + H2O(l)

Ao se empregar 10 mols de amônia e 15 mols de oxigênio, responda:

a) Diga qual reagente está em excesso e a quantidade em mols e em gramas?

b) Diga qual reagente é o limitante da reação.

c) Qual a quantidade em mols de NO que será obtida?

d) Qual a massa de água que será formada na reação?

2. RENDIMENTO DA REAÇÃO

A quantidade de reagente limitante presente no início de uma reação determina o

rendimento teórico dessa reação, ou seja, a quantidade de produto que se formará se

todo o reagente limitante for consumido durante a reação.

O rendimento teórico é, então, o rendimento máximo que se pode obter de acordo

com a reação balanceada. Na prática o rendimento real geralmente é menor que o

rendimento teórico.

104

Existem inúmeros motivos para justificar esta diferença como, por exemplo, muitas

reações são reversíveis, de modo que não se processam 100%, reações complexas formando

outros produtos ou ainda quando os reagentes não são puros.

Para determinar a % de rendimento de uma reação, utiliza-se a equação:

100 teóricorendimento

real rendimentorendimento % x=

A porcentagem de rendimento pode variar de 1 a 100%.

Exemplo:

Na obtenção de titânio, um metal forte e leve, utiliza-se cloreto de titânio (IV) e magnésio

como reagentes a temperatura de l.000oC de acordo com a equação:

TiCl4(g) + Mg(l) Ti(s) + MgCl2(l)

Adicionou-se 3,54.107g de TiCl4 com 1,13.107g de Mg, a partir destes dados:

a) Determine o rendimento teórico para a obtenção de Ti em gramas?

b) Calcule a porcentagem de rendimento se forem obtidos 7,91.106 g de Ti de

rendimento real.

Resolução:

a) Primeiramente deve-se verificar se há excesso de reagente. Portanto a reação deverá

estar balanceada:

1 TiCl4(g) + 2 Mg(l) 1Ti(s) + 2 MgCl2(l)

Ti mol10.87,1TiCl mol 1

Ti mol 1

TiCl 187,7g

TiCl mol 1TiCl de g10.54,3 5

44

44

7 =

=

Ti mol10.32,2Mg mol 1

Ti mol 1

Mg g 24,31

Mg mol 1Mg de g10.13,1 57 =

=

Assim concluí-se que TiCl4 é o reagente limitante, pois é aquele que produz a menor

quantidade de Ti. Assim a massa de Ti obtida é:

Ti g10.95,8Ti mol 1

Ti g 47,88Ti mol10.87,1 65 =

=

b) A porcentagem de rendimento será:

105

100 teóricorendimento

real rendimentorendimento % x=

%100x 8,95.10

7,91.10rendimento %

6

6

=

% rendimento = 88,4%

Exercício de Fixação:

Uma massa 30 g de hidrogênio e 70 g de nitrogênio são misturadas e reage de modo a

fornecer 51 g de gás amônia. Qual o rendimento dessa reação de síntese?

EXERCÍCIOS SOBRE ESTEQUIOMETRIA DE REAÇÃO

1. A combustão (queima) de uma substância é um fenômeno químico em que esta substância reage com o oxigênio. a) Equacionar a queima do magnésio produzindo óxido de magnésio. b) Partindo-se de 48,0 g de magnésio e de 32,0 g de oxigênio, que a massa de óxido de

magnésio será formada? Resp.: 80,6 g c) A quantidade de óxido de magnésio produzida está de acordo com o princípio da

conservação dos átomos? Resp.: sim 3. Calcular a massa de fosfato de cálcio que se pode obter pela reação de 28 g de óxido de

cálcio com ácido fosfórico em excesso. Qual a massa de ácido consumido na reação? Resp.: 51,72 g de fosfato de cálcio; 32,67 g de ácido

4. Equacionar a reação entre 10,0 g de carbonato de cálcio e 15,0 g de ácido bromídrico:

------------- + ----------------- ---------------- + -------------------

Pede-se calcular:

a) a massa do reagente em excesso; Resp.:0,74 g

b) A massa do reagente limitante; Resp.: 15 g

c) A massa de brometo de cálcio formada. Resp.: 18,52 g 4. Uma massa de 28,0 g de ferro é adicionada a 54,75 g de ácido clorídrico dissolvidos em

água (ácido clorídrico diluído), obtém-se cloreto férrico e um gás como produtos. Pergunta-se: a) Todo o ferro foi atacado pelo ácido? Resp.: sim b) Qual a massa do sal formado na reação? Resp.: 81,44 g

106

5. Uma massa de 5,6 g de cloreto de sódio em solução é adicionada a 13,6 g de nitrato de

prata também em solução. Obtém-se um precipitado, que é separado por filtração, e a

solução filtrada é submetida à evaporação total. Pede-se:

a) A massa e a composição do resíduo sólido resultante da evaporação da solução filtrada.

Admitir que a precipitação fosse total. Resp.:6,8 g

b) A massa dos produtos da reação obtida. Resp.:6,8 g e 11,48g

6. Uma massa de 12,0 g de sal de cozinha úmido e contendo 3% em massa de outros sais

como impurezas são tratadas com nitrato de prata, obtendo-se um precipitado que

depois de lavado e seco, pesou 25,5 g. Qual a porcentagem de água na mistura?

Resp.:10,41%

7. Reagindo-se 200 g de uma amostra de óxido de ferro III com ácido clorídrico obtém-se

água e 348,2 g de cloreto de ferro III. Qual o grau de pureza da amostra utilizada?

Resp.:85,71%

8. O escurecimento da prata em presença de gás sulfídrico pode ser equacionado pela

reação não balanceada:

Ag + H2S + O2 → Ag2S + H2O

a) Que massa de sulfeto de prata é obtida a partir de 0,1 mols de prata? Resp.: 12,4 g

b) Que volume de H2S nas CNTP é consumido na obtenção de 200 g de sulfeto de prata?

Resp.:18,065 L

9. Preparam-se 19 g de uma mistura de hidrogênio e flúor, contendo 20% em massa de

flúor. Forma-se ácido fluorídrico como produto da síntese. Sabendo-se que este

composto possui um teor de hidrogênio igual a 5% em massa, pergunta-se:

a) Qual a massa de ácido fluorídrico formada? Resp.: 4,0 g

b) Qual a massa e a natureza do reagente em excesso, se houver? Resp.:15g

10. O cloreto de prata contém 75,3% de prata, em massa. Uma amostra de prata impura,

pesando 25,0 g, foi completamente atacada por 7,1 g de cloro.

a) Qual a massa de cloreto de prata obtida? Resp.:28,7 g

b) Qual a porcentagem de pureza da amostra de prata? Resp.:86,4 %

11. Uma mistura de 1,915 g de cloreto de sódio e cloreto de potássio em solução reage com

nitrato de prata em excesso, também em solução. Obtém-se um precipitado que depois de

filtrado, lavado e seco, pesou 4,305g. Determinar a composição percentual em massa da

mistura.

Resp.: 39% KCl; 61% NaCl

107

12. Tratou-se 4,22 g de uma mistura de CaCl2 e NaCl para precipitar todo o cálcio na forma

de CaCO3, que foi então aquecido e transformado em CaO puro. A massa final do CaO foi

0,959 g. Qual a % em massa de CaCl2 na mistura original?

Resp.: 44,95%

13. Uma massa de 50 g de uma amostra de zinco impuro reage com 0,129 L de ácido

clorídrico, cuja densidade é igual a l,2 g/mL e que contém 35% em massa do ácido. Qual a

porcentagem de zinco metálico na amostra? Considere que a impureza é inerte ao ácido.

Resp.: 96,48%

GASES PERFEITOS

A pressão de um gás resulta da interação das moléculas, de uma amostra gasosa, em

constante movimento, com uma determinada superfície, implicando um maior número de

choques por unidade de superfície uma maior pressão.

Esta grandeza apresenta como unidade SI o pascal (1 Pa = 1 N m-2), mas pode também ser

apresentada em atm ou mmHg:

1 atm = 1,013 x 105 Pa = 760 mmHg = 760 torr

Casos particulares da equação dos gases perfeitos

Lei de Boyle-Mariotte

Para uma quantidade de gás constante e a temperatura constante (transformação isotérmica), a pressão e o volume da amostra gasosa são grandezas inversamente proporcionais:

P1V1 = P2V2 ou PV = constante

Esta lei pode ser traduzida pelas seguintes representações gráficas:

Gráficos PV = f ( V ) , P = f ( V ) e P = f ( 1/V )

1ª Lei de Charles e Gay-Lussac

Para uma quantidade de gás constante a uma dada pressão (transformação isobárica), o volume e a temperatura absoluta de uma amostra gasosa são grandezas diretamente proporcionais:

V1 / V2 = T1 / T2

108

Esta lei pode ser descrita pelas seguintes representações gráficas:

Gráficos V = f ( T ) e V = f ( q )

2ª Lei de Charles e Gay-Lussac Para uma quantidade de gás constante num dado volume (transformação isocórica ou isovolumétrica), a pressão e a temperatura absoluta de uma amostra gasosa são grandezas diretamente proporcionais:

P1 / P2 = T1 / T2

Esta lei pode ser descrita pelas seguintes representações gráficas:

Gráficos P = f ( T ) e P = f ( q )

Lei de Avogadro

A pressão e temperatura constantes, o volume de uma amostra gasosa é diretamente proporcional ao número de mols existentes na amostra gasosa:

V1 / V2 = n1 / n2

Esta relação demonstra que a percentagem, em volume, de uma amostra gasosa ideal é igual à respectiva percentagem molar:

% ( V / V ) = % ( n / n )

109

Esta lei pode ser descrita pela seguinte representação gráfica:

Gráfico V = f ( n )

Lei de Dalton

As leis anteriores também se aplicam as misturas de dois ou mais gases considerados ideais. Nestes casos, a lei de Dalton diz que a pressão total da mistura gasosa é a soma das pressões parciais dos gases constituintes dessa mistura:

Ptotal = P1 + P2 + ... + Pn

A pressão parcial de um gás pode ser traduzida pelas expressões:

PiV = ni R T ou Pi = xi . Ptotal

Sendo xi a fração molar do gás i na mistura:

xi = ni / ntotal

A soma das frações molares de todos os constituintes da mistura gasosa é igual à unidade.

EQUAÇÃO DOS GASES IDEAIS

A equação que descreve normalmente a relação entre a pressão, e volume, a temperatura e a quantidade (em mols) de um gás ideal é:

dRTPM

RTPV

n

nRTPV

M

m

M

m

=

=

=

=

110

Onde:

Unidades (SI):

P = Pressão do gás Pa

V = Volume ocupado pelo gás m3

n = Número de mols do gás mol

M = Massa molar do gás g/mol

R = Constante Universal dos gases 8,32 Pa.m3.mol-1.K-1

T = Temperatura absoluta do gás K

ESTEQUIOMETRIA DE GASES

1. Uma amostra de 32 g de uma soda comercial (carbonato de sódio) é tratada com ácido

clorídrico, havendo desprendimento de certo gás cujo volume é de 2,8 L, medido à

temperatura de 20oC e à pressão de 0,947 atm. Qual o grau de pureza da soda?

R = 0,082 atm. L.mol-1.K-1. Resp.:36,43%

2. Um carbeto de cálcio (CaC2) comercial reage com água, formando 0,2 L de acetileno

(C2H2), quando se usa uma amostra de 0,72 g . Sabe-se que o gás foi medido nas

CNTP. Determinar:

a) a massa em gramas de carbeto puro, necessária para formar este volume; Resp.: 0,572 g

b) a porcentagem de carbeto de cálcio na amostra; Resp.: 79,36%

CaC2 + H2O → Ca(OH)2 + C2H2

3. Suponha que 0,560 g de oxigênio sejam colocados em um recipiente e irradiado com

luz ultravioleta. Esta converterá 0,10 g de oxigênio (O2) em ozônio (O3), o único

produto. Calcule o volume da mistura a uma pressão de 0,97 atm a temperatura de

91oC.

R = 0,082 atm. L.mol-1.K-1. Resp.:0,5 L

4. Que massa de zinco deve ser dissolvida em ácido sulfúrico para se obter 500 mL de

hidrogênio a 20oC e 770 mmHg. Dados: R= 62,3 mmHg.L.mol-1.K-1. Resp.:1,38 g

Zn(s) + H2SO4(aq) ZnSO4 + H2(g)

5. Em um recipiente de 8 litros cheio de gás cloro nas CNTP, foi queimado 2 g de ferro,

formando FeCl3. Qual a pressão exercida pelo cloro em excesso, se a temperatura no final

da reação subir para 25ºC. Resp.: 0,925 atm ou 9,38.104 Pa

Fe + Cl2 FeCl3

6. Uma amostra de Cr2O3 contaminada com impureza inerte é reduzida com hidrogênio de

acordo com a seguinte equação não balanceada:

Cr2O3(s) + H2(g) Cr(s) + H2O(L)

111

Qual o volume de hidrogênio, medidos à pressão de 9,73.104 Pa e a uma temperatura de

273ºC, necessário para purificar 5 g de Cr2O3, contendo 15% de impurezas inertes? R =

8,3144 Pa.m3.mol-1.K-1. Resp.:38 L

7. A pólvora negra é uma mistura estequiométrica de nitrato de potássio, enxofre e

carbono (carvão) que, quando explode, forma sulfato de potássio, nitrogênio e monóxido

de carbono. Detonando-se 500 g desta pólvora, quantos litros de gases serão

desenvolvidos, nas condições normais de pressão e temperatura? Resp.: 43,4 L N2 e 86,8 L

CO

KNO3 + S + C → K2SO4 + N2 + CO

SOLUÇÕES

INTRODUÇÃO

Solução é a denominação ao sistema em que uma substância está distribuída ou

disseminada, numa segunda substância sob forma de pequenas partículas, isto é, um

soluto está dissolvido em um solvente.

Solução = Soluto + Solvente

Dissolvendo-se sal na água, forma-se uma solução de íons sódio (Na+) e íons cloreto

(Cl-). Misturando-se cal na água, obtém-se uma solução onde predominam as partículas de

cal (CaO) não dissolvidas. Nos dois exemplos o sal e a cal é a fase dispersa, o disperso ou

soluto e a água é a fase de dispersão, dispersante, dispergente ou solvente.

CLASSIFICAÇÃO DAS SOLUÇÕES

A classificação das soluções pode ser feita sob diferentes critérios:

De acordo com o tamanho das partículas dispersas

Classificação Tamanho das partículas dispersas

Solução verdadeira

Solução coloidal

Suspensões

Até 1 nm (nanômetro)

de 1 nm a 100 nm

maior que 100 nm

As soluções verdadeiras, ou simplesmente soluções, são formadas por moléculas ou

íons isolados, dispersos num solvente. São exemplos de soluções verdadeiras: solução de

sal em água; solução de açúcar em água; solução de enxofre em sulfeto de carbono.

112

As soluções coloidais apresentam como partículas dispersas, agregados de

moléculas ou íons, macromoléculas ou macro-íons. Exemplos: Solução de moléculas de

proteínas na água; solução de amido em água.

Partículas dispersas de soluções (suspensões): são agregados de moléculas ou íons.

Exemplos: solução de cloreto de prata (AgCl) em água; solução de enxofre (S8) em água.

CARACTERÍSTICAS DAS SOLUÇÕES

As principais características das soluções estão descritas no quadro comparativo a seguir:

Características Solução

verdadeira Solução coloidal Suspensões

Homogeneidade

da solução Homogênea Heterogênea Heterogênea

Visibilidade do

disperso

Não visível em

nenhum

aparelho

Visível em

ultramicroscópio

Visível em microscópio

comum

Sedimentação do

disperso Não sedimenta

Sedimenta apenas

por meio de

ultracentrífuga

Sedimenta

espontaneamente ou

por meio de centrífuga

comum

Retenção do

disperso em filtros

Não é retido

por nenhum

tipo de filtro

É retido somente

por ultrafiltros

É retido por filtros

comuns

SOLUÇÕES VERDADEIRAS

A solução verdadeira é a denominação mais simples de solução, é uma dispersão

homogênea de duas ou mais espécies de substâncias.

Nas soluções, a fase dispersa e a fase dispersante recebe os nomes de soluto e

solvente, respectivamente. O soluto é geralmente o componente que se apresenta em

menor quantidade na solução, enquanto que o solvente se apresenta em maior quantidade.

A água, no entanto, é sempre considerada como solvente, não importando a proporção

desta na solução.

113

Exemplos: O vinagre é uma solução com aproximadamente 4% de ácido acético.

Nesta solução, o ácido acético é o soluto e a água é solvente. O álcool a 70%, é uma solução

na qual o soluto é o álcool e a água é o solvente.

Nas soluções que são aquosas não é necessário citar o solvente. Nas soluções em

que o solvente é uma substância diferente da água, este deve ser citado.

Exemplo: A solução de ácido sulfúrico (H2SO4) a 10%. Nesta solução o soluto é o

ácido e o solvente é a água. Numa solução alcoólica de fenolftaleína, o soluto é a

fenolftaleína e o solvente é o álcool.

Disperso ou Soluto: Sistema constituído de material particulado, suspenso no ar ou em

outros fluidos como a água. È fracionado em pequenas partículas espalhadas em outras

substâncias. É a substância que é dissolvida.

Dispersante, Dispergente ou Solvente: Substância que recebeu o disperso ou dissolve

o soluto.

SOLUBILIDADE

A solubilidade é a propriedade que as substâncias têm de se dissolverem

espontaneamente numa outra substância denominada de solvente. A quantidade de

substância que se dissolve em determinada quantidade de solvente varia muito de

substância para substância. O álcool, por exemplo, possui solubilidade infinita em água,

pois água e álcool se mistura em qualquer proporção. Grande parte as substâncias, por sua

vez, possui solubilidade limitada, ou são insolúveis.

COEFICIENTE DE SOLUBILIDADE

É a máxima quantidade de soluto (em gramas) que se consegue dissolver em certa

quantidade de solvente em determinadas condições de temperatura e pressão.

Exemplos:

Coeficiente de sol. do NaCl em H2O a 0 oC e 1 atm. = 35,7 g em 100 g de água.

Coeficiente de sol. do KNO3 em H2O a 0 oC e 1 atm. = 13,3 g em 100 g de água.

a 40 oC e 1 atm. = 63,9 g em 100 g de água.

a 80 oC e 1 atm. = 169,6 g em 100 g de água.

114

O coeficiente de solubilidade é a quantidade de soluto necessária para saturar

uma quantidade padrão de solvente a uma determinada temperatura.

O coeficiente de solubilidade geralmente é expresso em gramas por 100 gramas ou

1000 gramas de solvente. Quando o coeficiente de solubilidade é muito pequeno, como do

AgCl, diz-se que a substância é insolúvel.

Quando o soluto e o solvente são líquidos e não se dissolvem entre si, diz-se que os

mesmos são imiscíveis.

Quando o coeficiente de solubilidade é muito pequeno, como do AgCl, diz-se que a

substância é insolúvel. Já o silicato de sódio (Mg2SiO4) é praticamente insolúvel na água à

esta temperatura.

Quando o soluto e o solvente são líquidos e não se dissolvem entre si diz-se que os

mesmos são imiscíveis.

Substância

Coeficiente de solubilidade (g

por 100 g de água a

20 º C)

NaCl

Br

KNO3

CaSO4

AgCl

Mg2SiO4

36,0

64,0

31,6

0,20

0,0014

Praticamente zero

REGRA DE SOLUBILIDADE

Tabela de solubilidade de compostos inorgânicos em água:

Compostos Solubilidade Observações

Óxidos de metais alcalinos

e alcalino-terrosos a

Reagem com água e formam

bases e liberando H2

Óxidos de não-metais a Reagem com água e formam

ácidos

Óxidos de outros

elementos Insolúveis a

Ácidos Solúveis a

Bases de metais alcalinos Solúveis É também solúvel o NH4OH

Bases de metais alcalino-

terrosos

Parcialmente

Solúveis a

Bases de outros metais Insolúveis a

115

Compostos Solubilidade Observações

Sais: Nitratos, Cloratos,

Acetatos Solúveis a

Sais: Cloretos, Brometos,

Iodetos Solúveis

São insolúveis: Ag, Cu, Hg2+,

Pb2+, HgI2 e BiI3

Sais: Sulfatos Solúveis São insolúveis: Ca2+, Sr2+,

Ba2+ e Pb2+

Sais: Sulfetos Insolúveis São solúveis os sulfetos de

metais alcalinos e NH4+

Outros ânions Insolúveis São solúveis os sais de metais

alcalinos e NH4+

As substâncias inorgânicas (sais, ácidos e bases) se dissolvem em água. As

substâncias orgânicas não se dissolvem em água, com exceção dos sais, ácidos e álcoois. As

substâncias orgânicas, porém, se dissolvem em solventes orgânicos, tais como gasolina,

tetracloreto de carbono, benzeno, etc. Considerando a polaridade das substâncias, pode-se

notar que as substâncias com polaridades semelhantes se dissolvem entre si e as

substâncias com polaridades diferentes não se dissolvem entre si.

"Geralmente substâncias tendem a se dissolver em solventes quimicamente semelhantes a

elas”.

Levando em consideração o aspecto da polaridade das substâncias, pode-se dizer:

"Substâncias polares se dissolvem em solventes polares e apolares se dissolvem em

solventes apolares”.

Um dado importante na Química, principalmente para aulas de laboratório, é conhecer

quais as substâncias que se dissolvem em água e quais as que não se dissolvem.

OBS.: Sempre são solúveis os compostos de metais alcalinos, amônio, nitratos e acetatos.

CURVAS DE SOLUBILIDADE

Normalmente a solubilidade de uma substância varia com a temperatura. O gráfico

que representa a solubilidade de uma substância em função da temperatura é denominado

de curva de solubilidade.

Existem três tipos de curvas:

Curvas Ascendentes: representam as substâncias cujo coeficiente de solubilidade

aumenta com a temperatura. São substâncias que se dissolvem com a absorção de calor,

isto é, a dissolução é endotérmica.

116

Curvas Descendentes: representam as substâncias cujo coeficiente de solubilidade

diminui com o aumento de temperatura. São substâncias que se dissolvem com liberação

de calor, isto é, a dissolução é exotérmica.

Curvas com Inflexões: representam as substâncias que sofrem modificações em sua

estrutura com a variação da temperatura. O sulfato de sódio, por exemplo, até a

temperatura de 32,4ºC apresenta em sua estrutura dez moléculas de água, em temperatura

acima de 32,4ºC o sulfato de sódio perde suas moléculas de "água de cristalização" e a

curva de solubilidade sofre uma inflexão.

CLASSIFICAÇÃO DAS SUBSTÂNCIAS

As soluções podem ser classificadas sob vários critérios, que são apresentados a seguir:

Quanto ao estado físico da solução

Soluções sólidas: ligas metálicas;

Soluções líquidas: soluções de álcool;

Soluções gasosas: ar atmosférico.

Quanto ao estado físico do soluto e do solvente

Soluções sólido-sólido: liga metálica ouro-prata;

Soluções sólido-líquido: sal e água;

Soluções líquido-líquido: álcool e água;

Soluções gás-líquido: gás carbônico nos refrigerantes;

Soluções gás-gás: ar atmosférico.

Quanto à natureza do soluto

SOLUÇÕES IÔNICAS OU ELETROLÍTICAS

São soluções na qual o soluto, forma íons quando em solução aquosa. As

substâncias que sempre formam soluções iônicas são os ácidos, bases e sais, quando forem

solúveis. Exemplo: −+ + → ClHHCl

OH 2 −+ + → OHNaNaOH

OH2 −+ + → 2

442 22 SONaSONaOH

As soluções destas substâncias, devido à formação de íons, são capazes de conduzir

a corrente elétrica, sendo, por isso, determinadas de soluções eletrolíticas.

117

SOLUÇÕES MOLECULARES OU NÃO ELETROLÍTICAS

São soluções nas quais as partículas do soluto são moléculas, ou seja, o soluto é uma

substância molecular. São moléculas que não conduzem a corrente elétrica.

Quanto à proporção entre soluto e solvente

SOLUÇÃO INSATAURADA

É toda solução que contém uma quantidade de soluto inferior à definida pelo

Coeficiente de Solubilidade nas condições de temperatura e pressão.

São, geralmente, consideradas como soluções diluídas aquelas que apresentam

menos de 0,1 mol de soluto por litro de solução. Exemplos: solução 0,1 molar de NaCl;

solução 2% de HCl; solução 10 g/l de H2SO4.

SOLUÇÕES SATURADAS

São soluções que apresentam grande quantidade de soluto em relação à quantidade

de solvente. As soluções concentradas apresentam, porém, menor quantidade de soluto

que a solução saturada. Exemplos: solução de HCl 25%; solução 1000 g/l de H2SO4.

São soluções estáveis que apresentam quantidade máxima de soluto possível de

dissolver numa determinada quantidade de solvente, a uma dada temperatura.

Exemplos: Solução saturada de NaCl: 360 g/l a 20ºC;

Solução saturada de KNO3: 316 g/l a 20ºC.

SOLUÇÃO SUPERSATURADA

É uma solução instável, que contém uma quantidade de soluto superior à definida

pelo Coeficiente de Solubilidade nas condições de temperatura e pressão.

Exemplo:

Coeficiente de sol. do NaCl em H2O a 80 oC e 1 atm = 38,4 g em 100 g de água.

a 60 oC e 1 atm = 37,3 g em 100 g de água.

Para preparar uma solução supersaturada é necessário um método especial. Juntando-se

36 g de NaCl a 100 g de água, a 20ºC, verifica-se que esta quantidade de sal se dissolve, ou

seja, forma-se uma solução saturada de NaCl. Aquecendo a solução até 80ºC, é possível

dissolver mais dois gramas, obtendo-se assim, uma solução saturada de NaCl a 80ºC.

Resfriando cuidadosamente esta solução à temperatura inicial de 20ºC, observa-se que os

118

dois gramas de NaCl que a solução contém em excesso permanecem dissolvidos, obtendo-

se desta maneira uma solução supersaturada.

As soluções supersaturadas são muito instáveis, com uma pequena agitação, ou

adicionando-se um pequeno cristal do soluto, ocorre precipitação imediata do soluto em

excesso, voltando à solução saturada.

CONCENTRAÇÕES EM SOLUÇÕES

Concentração é a denominação dada a qualquer solução entre a quantidade de

soluto e solvente, ou entre a quantidade de soluto e solução.

Definições e unidades utilizadas para expressar concentração de soluções:

Definição Notação Unidade Aplicação

Concentração C g/L, g/mL Geral

Título T - Geral

Porcentagem P % Geral

Molaridade M M, molar ou mol/L Química

Densidade D g/L, g/mL Química

Molalidade W molal Química e Física

Fração Molar FM mols Química e Física

CONCENTRAÇÃO COMUM OU CONCENTRAÇÃO EM g/L

Conceito:

É a razão entre a massa de soluto, em gramas, e o volume de solução em litros.

Expressão matemática

V

mC

soluçãovolume

solutomassaãoConcentraç 1

.

.=⇒=

Onde:

C = concentração (g/L);

m1 = massa do soluto (g);

V = Volume de solução (L).

Unidade: gramas por litro, g/L

119

Significado

A concentração nos indica a quantidade de soluto, em gramas, que existe em um litro ou

em um mL de solução.

Exemplo:

Uma solução 1 g/L possui um grama de soluto dissolvido em um litro de solução; uma

solução 20 g/L possui 20 gramas de soluto dissolvidos em um litro de solução.

1 g/L............1 g de soluto..........1 L de solução;

20 g/L..........20 g de soluto..........1 L de solução;

30 g/mL........30 g de soluto..........1 mL de solução.

CONCENTRAÇÃO EM MASSA OU TÍTULO

Conceito

É a razão entre a massa de soluto e a massa de solução.


21

1

..

..)(

mm

mou

soluçãodemassa

solutodemassaTitulo

+== ττ

Onde:

τ ou T = título

m1 = massa do soluto

m2 = massa do solvente

m1 + m2 = m (massa da solução).

Unidade

O título de uma solução ou a porcentagem em massa é um número sem unidades,

maior que zero e menor que um. Geralmente utiliza-se o título expresso em porcentagem.

Para isso, multiplica-se o título em massa por 100.

100.)( 1

21

1

m

mou

mm

mTitulo =

+= ττ

120

Significado

O título dá a porcentagem em massa de uma solução, ou seja, a quantidade em

gramas de soluto que existe em 100 gramas de solução. Representa-se por % p/p

Exemplo:

Uma solução de KCl a 10 % possui 10 g de KCl em 100 g de solução ou seja 90 g de

água.

2% ........2 g de soluto.......100 g de solução ou 98 g de solvente;

10 %......10 g de soluto......100 g de solução ou 90 g de solvente;

30 %......30 g de soluto......100 g de solução ou 70 g de solvente.

O uso de porcentagem (%, partes por cem), partes por mil, partes por milhão (ppm)

e partes por bilhão (ppb) são utilizados em indústrias e laboratórios, mas não são

unidades SI.

O principal problema com estes termos é a ambigüidade, pois eles podem se referir

as relações massa/massa, massa/volume, volume/volume ou volume/massa. Assim, se o

seu uso for necessário, é preciso dar referência à relação de comparação (ex.: 2% m/V).

O uso de porcentagem é aceitável quando em eventos que não possam ser descritos

com unidades SI ou então quando se trata de uma comparação fracional bem definida.

Alguns dos casos possíveis são: coeficiente de variação, composição de produtos

comerciais, umidade relativa e átomo-porcento de abundância de isótopos estáveis, etc.

CONCENTRAÇÃO MOLAR, CONCENTRAÇÃO EM MOL/L OU MOLARIDADE

Conceito

É a razão entre o número de mols de soluto e o volume de solução dado em litros (L).


ou V

n1=Μ

como Mol

mn 1= assim:

VMol

m

.1=Μ

soluçãovolume

solutomoldenúmeroMolaridade

.

...).( =Μ

121

Onde:

M = Concentração em mol/L;

n1 = número de mols de soluto;

V = volume de solução (litros);

m1 = massa de soluto (gramas);

Mol = massa molar do soluto.

Unidade : mol por litro (mol/L), molar.

Significado

A concentração molar ou molaridade indica o número de mols de soluto que existe

em um litro de solução.

Exemplo: Uma solução 1M possui um mol de soluto dissolvido em um litro de

solução. Uma solução 0,5M de KOH possui 0,5 mols de soluto (28g de KOH) dissolvidos

em um balão aferido de um litro de água.

0,5 molar.....0,5 mol de soluto ......1 litro de solvente

1 molar.......1 mol de soluto........1litro de solvente;

2 molar........2 mol de soluto........1 litro de solvente;

CONCENTRAÇÃO MOLAL OU MOLALIDADE

Conceito

É a razão entre o número de mols de soluto e a massa de solvente, dada em kg.


M

mn 1=

2

1

m

nW =

2

1

.mM

mW =

122

Esta equação, no entanto, deve ser multiplicada por mil (1000), porque a molalidade é

expressa em número de mols por quilograma de solvente. Com isso, têm-se:

Onde: W = molalidade;


m2 = massa de solvente (quilogramas);

Mol = massa molar.

Unidade: molal

Significado

A concentração molal nos indica o número de mols de soluto que existe em um

quilograma de solvente. Exemplo: Uma solução um molal, possui um mol de soluto

dissolvido em um quilograma de solvente. Uma solução quatro molal possui 4 mols de

soluto em um quilograma de solvente.

1 molal.......1 mol de soluto.......1000 g (1kg) de solvente;

2 molal........2 mol de soluto........1 kg de solvente;

0,3 molal.....0,3 mol de soluto......1 kg de solvente.

FRAÇÃO MOLAR

Conceito

A fração molar de uma solução é a relação entre o número de mols deste componente e o

número total de mols da solução.


Se a solução apresenta apenas um tipo de soluto, a expressão da Fração Molar será:

Fração molar do soluto:

21

11

nn

nFM

+=

2

1

.

.1000

mM

mW =

123

Fração molar do solvente:

21

22

nn

nFM

+=

Onde:

FM1 = fração molar do soluto; FM2 = fração molar do solvente;

n1 = número de mol de soluto; n2 = número de mol de solvente.

Se a solução apresentar mais de um soluto, calcula-se a relação entre o número de

mols do soluto ou solvente em questão e a somatória do número de mols dos demais

componentes.

i

innnn

nFM

++++=

...321

1

Para obter a percentagem molar de uma solução, multiplica-se a fração molar por 100.

%M = FM x 100

Onde: %M = porcentagem molar.

Unidade

A fração molar não tem unidade, é um número maior que zero e menor que um,

quando multiplicado por 100 (porcentagem molar) se expressa o resultado em mols %.

Significado

A porcentagem molar nos indica o número de mols de um componente de uma

solução, que existem em 100 mols de solução. A fração molar nos indica a fração de mols

de um componente por mol de solução.

Uma solução de NaCl que tem uma porcentagem molar de 5%, possui 5 mols de

NaCl dissolvidos em 95 mols de água, ou 100 mols de solução. Esta mesma solução teria

fração molar igual a 0,05 ou 0,05 mols em 0,95 mols de água.

FM1 = 0,1.....0,1 mol de soluto.....1 mol de solução;

% M = 10%.....10 mols de soluto.....100 mols de solução.

124

A soma das frações molares de todos os componentes de uma solução é igual a uma

unidade, e a soma das porcentagens molares é igual a 100.

FM = 1 e a Soma % M = 100

DENSIDADE (d ou ρ)

Conceito

É a razão da massa da solução pelo volume da solução, dada em L ou mL.


V

m

soluçãovolume

soluçãomassaDensidade =⇒= ρρ

.

.).(

Onde:

ρ = densidade;

m = massa da solução;

V = volume da solução, dada em L ou mL.

Unidade: g/L ou g/mL.

Significado

A densidade indica a massa, em gramas, encontrada em um litro (gases) ou mililitro de

solução.

Exemplos: Uma solução de densidade 1 g/mL possui massa de 1 g por ml de solução, ou

seja, 1mL de solução apresenta massa igual a 1 g. Uma solução de densidade 980 g/L

possui massa 980 g por 1 L de solução, ou seja, 1 L de solução apresenta massa igual a 980

g.

RELAÇÕES ENTRE AS UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO

Relação entre concentração e título

V

mC 1= e

21

1)(mm

mTitulo

+=τ

Dividindo a concentração pelo título, têm-se:

125

1

211

21

1

1

.

)(

mV

mmm

T

C

mm

mV

m

T

C +=⇒

+

=

Simplificando a massa, têm-se:

V

mm

T

C 21 +=

A densidade de uma solução é igual à massa da solução dividida pelo volume.

V

m=ρ

Numa solução, no entanto, a massa solução é igual à soma da massa de soluto e do

solvente, assim, pode-se escrever:

V

mm 21 +=ρ

Logo:

TDCT

C.=⇒= ρ

Para obter-se a concentração em g/L, deve-se multiplicar a expressão obtida por 1000

(mil) porque a densidade é expressa em g/mL. Com isso, a relação entre a concentração e o

título fica:

1000..τρ=C

CONCENTRAÇÃO E MOLARIDADE

V

mC 1= e

VMol

m

.1=Μ

Dividindo a concentração pela molaridade têm-se:

Vm

MolVm

M

C

VMol

mV

m

M

C

.

..

.1

1

1

1

=⇒=

Simplificando a massa e o volume, têm-se:

126

MolMCMolM

C.=⇒=

NORMALIDADE (NÃO USUAL)

Ainda como conseqüência da definição de mol, as expressões equivalente-grama

(e), normal (N) e normalidade tornaram-se obsoletas e estão em desuso. Por definição, o

equivalente de uma espécie versus é aquela entidade que, para uma determinada reação,

combinará com:

a) Uma entidade de íons hidrogênio ionizáveis, nas reações que não envolve mudança no

número de oxidação, como nas reações ácido-base;

b) Uma entidade de elétrons, nas reações de óxido-redução. Nestes casos, é preciso levar

em conta o conceito de Fator de Equivalência.

V

nN

eq= VE

mN

.1

1= K

ME 1=

Onde:

N = Concentração em neq/L;

neq = m1/E = número de equivalentes de soluto;

V = volume de solução (litros);


E1 = equivalente do soluto

Mol = massa molar do soluto.

K = constante que depende da substância

Para melhor explicá-lo, considerar uma reação genérica:

aA + bB Produtos

Onde a b e a razão (b/a) = feq 1, sendo feq o Fator de Equivalência.

Isto significa que uma entidade da espécie A será "equivalente" a (b/a) entidades da

espécie B.

Exemplos:

127

1. Para reações ácido-base: H3O+ + OH- 2H2O

NaOH/HCl .................. feq[HCl] = 1, ou seja, n(HCl) = n(NaOH);

NaOH/H2SO4 ............... feq[H2SO4] = 1/2, ou seja, n(NaOH) = n(1/2 H2SO4);

NaOH/H3PO4 ............... feq[H3PO4] = 1/3, ou seja, n(NaOH) = n(1/3 H3PO4).

Deve-se notar que no caso de reações de ácidos polipróticos, como o H3PO4, com

bases monohidroxiladas, como o NaOH, os valores de feq podem assumir valores

fracionários como por ex: 1/2 ou 1/3, além do unitário, dependendo da quantidade de base

adicionada, em relação ao ácido poliprótico. Isto corresponde à formação majoritária das

espécies H2PO4- (feq = 1), HPO4

2- (feq = 1/2) ou PO43- (feq = 1/3). Assim, as concentrações em

termos de massa/volume de uma solução 1N de ácido fosfórico poderiam ser 0,098 kg/L,

0,049 kg/L ou 0,033 kg/L, respectivamente, dependendo do valor de feq. Desse modo, para

se usar inequivocamente o termo "normalidade" é preciso explicitar a reação e o fator de

equivalência. Assim expressa, a concentração normal é igual à concentração em

quantidade de matéria e, portanto, redundante.

2. Para as reações de óxido-redução, o Fator de Equivalência estará associado aos números

de elétrons envolvidos nas semi-reações. Na reação usada para a determinação de ferro.

5Fe2+ 5Fe3+ + 5e-

MnO4- + 8H+ + 5e- Mn2+ + 4H2O

5Fe2+ + MnO4- + 8H+ 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O

O Fator de Equivalência do permanganato de potássio é feq[KMnO4] = 1/5, ou seja, n(Fe2+)

= n(1/5 MnO4-), enquanto que para a reação de padronização do KMnO4 com oxalato de

sódio. C2O42- CO2 + 2e- (x 5)

MnO4- + 8H+ + 5e- Mn2+ + 4H2O (x 2)

5C2O42- + 2MnO4

- + 16H+ 5CO2 + 2Mn2+ + 8H2O,

O Fator de Equivalência do permanganato de potássio é feq[KMnO4] = 2/5, ou seja.

n(C2O42-) = n(2/5 MnO4

-) de modo que uma mesma espécie poderá apresentar diferentes

valores de feq, dependendo da reação.

Assim sendo, a principal restrição à expressão de concentrações em normalidade é

o fato do equivalente de uma substância não ser constante e variar de acordo com a reação

em que está envolvida. Por conseguinte, recomenda-se que as concentrações expressas em

normalidade sejam abandonadas.

128

DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES

Diluir uma solução significa diminuir a sua concentração. O procedimento mais

simples, geralmente aplicado, para diluir uma solução, é a adição de solvente à solução.

Na diluição de soluções a massa de soluto, inicial e final, é a mesma, somente o

volume é maior, logo, a concentração da solução será menor. Como a massa de soluto

permanece inalterada durante a diluição, pode-se escrever:

C1.V1 = C2.V2

Aplicando um raciocínio semelhante para a molaridade, obtém-se a expressão:

M1.V1 = M2.V2

Através das expressões obtidas para a diluição de soluções, pode-se observar qual a

concentração de uma solução é inversamente proporcional ao volume.

MISTURA DE SOLUÇÕES

Na mistura de soluções e massa total do soluto e o volume da solução final, é igual à

soma das massas dos solutos e dos volumes das soluções que foram misturadas.

Solução 1 Solução 2 Solução 3

m1 = massa de soluto

M1 = molaridade

C1 = concentração

m2 = massa de soluto

M2 = molaridade

C2 = concentração

mr = m1 + m2

Mr = ?

Cr = ?

Para a mistura de soluções têm-se:

129

mr = m1 + m2 e Vr = V1 + V2,

pode escrever-se que: 21

21

VV

mmCr +

+=

MISTURA DE SOLUÇÕES DE SOLUTOS DIFERENTES, QUE NÃO REAGEM

Quando são misturadas duas ou mais soluções sem que haja reação entre elas, os

solutos das mesmas sofrem apenas diluição.

MISTURA DE SOLUÇÕES DE SOLUTOS DIFERENTES COM REAÇÃO

mistura de soluções de substâncias que reagem entre si deve ser analisada como

reação química. O cálculo das concentrações das substâncias que não reagiram e as

substâncias que se formaram é feito de forma semelhante aos cálculos estequiométricos.

TITULOMETRIA

A titulometria consiste no tratamento de um volume conhecido de soluções de

substância a dosar, com uma solução de reagente adequado de concentração conhecida

(soluções-padrão).

O volume da solução padrão necessário para a dosagem é tal que a quantidade de

reagente adicionado seja equivalente à quantidade da substância a dosar. Este ponto é

chamado ponto de equivalência.

A solução padrão é colocada numa bureta e a substância a ser dosada num

erlenmeyer. A titulação consiste na adição da solução padrão gota a gota à solução

problema até o término da reação. (Ponto de equivalência ou ponto final da titulação).

Indicadores - São substâncias que indicam o ponto final de uma titulação, por meio de

uma mudança de cor, pela formação de um precipitado, etc..

Ex.: Fenolftaleína - em meio ácido é incolor

em meio básico é vermelho

A mudança de cor do indicador é normalmente chamada de viragem do indicador.

Os principais métodos titulométricos são:

a) Neutralização (acidimetria e alcalimetria)

b) Oxi-redução (permanganometria, iodometria)

130

Alcalimetria e Acidimetria: Permitem a dosagem de substância de caráter ácido ou

básico. Baseiam-se na neutralização de um ácido por uma base, com formação de sal e

água.

Acidimetria: Consiste na dosagem de um ácido livre por uma base.

Alcalimetria: Consiste na dosagem de uma base livre por meio de um ácido.

EXERCÍCIOS SOBRE ESTEQUIOMETRIA DE SOLUÇÕES

1. Uma amostra de sulfato de amônio comercial, pesando 3,2 g, foi dissolvida em água

destilada. A solução obtida tratada com cloreto de bário forneceu um precipitado branco

que pesou 5,5 g. Calcular a porcentagem de pureza do produto analisado. R.: 97,16%

2. Tratando-se 10 mL de uma solução de HCl com excesso de solução de nitrato de prata,

forma-se um precipitado branco, que depois de lavado e seco, pesa 0,1435 g. Calcular a

molaridade da solução ácida. R.: 0,1 M

3. Calcular a molaridade da solução de ácido sulfúrico, sabendo-se que 25 mL desta solução

foram tratados por excesso de solução de BaCl2, como resultado há formação de um

precipitado branco que depois de lavado e seco, pesa 0,466 g. R.: 0,08M

4. Junta-se uma solução de NaBr, em excesso, a 20 mL de solução de nitrato de prata a dosar.

O precipitado branco amarelado que se forma, depois de lavado e seco, pesa 9,4 g. Calcular a molaridade da solução argêntica. R.: 2,5M

5. Dada a seguinte equação de oxi-redução não balanceada:

Fe2+ + Cr2O72- + H+ → Fe3+ + Cr3+ + H2O

a) Qual é o agente oxidante e o agente redutor?

b) Quantos gramas de cloreto de ferro III serão obtidos por reação com 28 mL de

dicromato de potássio 0,25 M. R.: 6,83 g

6. Qual é a massa de alumínio que reage com 100 mL de ácido sulfúrico em solução 0,1M? R.: 0,18 g

7. 50 mL de solução de hidróxido de amônio consomem, na titulação, 15 mL de ácido nítrico 2

molar. Pede-se calcular: a) A molaridade R.: 0,6 M b) A concentração em gramas por litro da solução de NH4OH. R.: 21 g/L

131

8. Que volume (em litros) de uma solução 2 M de um ácido neutralizará 10 mL de uma solução 0,1 M de uma base? R.: 5. 10-4 L

9. Um volume de 0,6 L de uma solução de ácido sulfúrico contém 14,7 g de H2SO4 puro. Na

neutralização de 24,2 mL de uma solução de NaOH foram gastos exatamente 9,4 mL de uma solução de H2SO4. Calcular a molaridade da solução alcalina. R.: 0,194 M

10. Uma massa de 0,345 g de carbonato de potássio puro foi dissolvida em 100 mL de água e a

solução assim obtida exigiu 25 mL de ácido clorídrico para sua neutralização. Qual a molaridade do ácido? R.: 0,2 M

11. Calcular a concentração de hidróxido de cálcio, em g.L-1, sabendo-se que 50 cm3 da solução saturada exigiu 18,5 cm3 de HCl 0,1 M para a neutralização. R.: 1,37 g/L

12. Se 150 cm3 de NaOH 0,3 M forem acrescidos de 350 cm3 de solução 0,4 M de HCl, qual

será a molaridade da solução resultante com relação: a) HCl em excesso? R.: 0,19M b) NaCl formado pela neutralização? R.: 0,09M

13. Uma massa de 1,0 g de certa soda comercial (NaOH) é dissolvida em água destilada e o

volume é levado a 0,5 L. Homogeneiza-se bem a solução e retira-se uma alíquota de 25 mL,

que exige 7,75 mL de ácido clorídrico decimolar (0,1M) para neutralização. Calcular a

porcentagem de NaOH existente no produto comercial. R.: 62%

14. Um volume de 100 mL de vinagre é diluído a 250 mL com água destilada. Retira-se uma

alíquota de 25 mL e titula-se com NaOH 0,1 M, verificando-se que 65,5 mL são necessários

para neutralização. Sabendo-se que densidade do vinagre original é 1,016 g.cm-3. a)Calcular a quantidade de ácido acético existente em 1 kg de vinagre; b)Qual a porcentagem, em massa, de ácido acético no vinagre analisado? R.: 3,87%

15. Um volume de 43,4 mL de solução 5 M de ácido nítrico foi necessário para a neutralização

de 20 cm3 de uma solução de amoníaco. Calcular a porcentagem de NH3, em massa,

existente na solução de amoníaco analisada, sabendo que a densidade desta solução é igual a 0,9229 g.cm-3. R.: 20%

HNO3 + NH4OH NH4NO3 + H2O NH4OH NH3 + H2O

16. Uma massa de 1,0 g de uma amostra de calcário, finamente pulverizada, foi dissolvida em

100 mL de HCl 0,2 M e o excesso do ácido foi titulado com uma solução 0,1 M de Ba(OH)2,

desta, gastaram-se 20 mL. O minério, além de seu componente principal, não continha

substâncias atacáveis pelo ácido empregado. Pergunta-se qual a porcentagem de CaCO3 no pó examinado. R.: 80%

CaCO3 + HCl → CaCl2+CO2 + H2O

HCl + Ca(OH)2 → BaCl2 + H2O

132

17. Que volume (em litros) de óxido de enxofre IV que se forma à 20oC e 770 mmHg por aquecimento de 15,2 g de mercúrio com excesso de ácido sulfúrico concentrado? R.: 1,8L

Hg + H2SO4 → SO2 + HgSO4 + H2O

18. Uma solução de iodeto de potássio é tratada com 0,2 g de uma mistura de cloro e bromo. O

iodo resultante é titulado com 25,5 mL de tiossulfato de sódio 0,1 M. Qual a porcentagem de cloro na mistura? R.: 22,63%

KI + Br2 + I2 → KBr + KI +I2

19. São necessários 18,1 mL de KMnO4 0,1023 M para titular 1 mL de peróxido de hidrogênio

de densidade 1,01 g.cm-3. Calcular a porcentagem de H2O2 na amostra. R.: 15,6%

KMnO4 + H2SO4 + H2O2 → K2SO4 + MnSO4 + O2 + H2O

EQUILÍBRIO QUÍMICO 1. REAÇÃO IRREVERSÍVEL E REVERSÍVEL

2. VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO

1.1 Reação Irreversível: são aquelas que ocorrem em um único sentido.

Ex. Mg + 2 H Cl MgCl2 + H2

1.2 Reação Reversível: são parciais, jamais se completam. São aquelas que podem ocorrer

nos dois sentidos.

Ex. H2 + I2 2 HI H2 + I2 2 HI

2 HI H2 + I2

As reações acima dependem das condições empregadas.

Representação de uma Reação Reversível

aA + bB v1 cC + dD

v2

2. Velocidade de uma reação

É a razão entre a parcela de massa transformada (∆m) e o intervalo de tempo (∆ t)

exigido nessa transformação.

133

Lei de Guldberg-Waage (1887): Na Noruega foram os primeiros cientistas a procurar a

relação quantitativa entre a velocidade da reação e a concentração dos reagentes.

Em cada instante, a velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao produto das

concentrações molares dos reagentes.

v = k.[P]

onde k (s-1) constante que depende da temperatura.

Suponha a reação: aA + bB v1 cC + dD

v2

Reagentes Produtos

De acordo com a L.A.M. (Lei da Ação das Massas)

v1 = k1[A]ª [B]b onde k1: constante de velocidade

ou v2 = k2[C]c [D]d

Equação Química Equação de Velocidade

V1

A + B v1 C + D v1 = k1.[A].[B]

v2

2A + B v1 C + D v1 = k1.[A]2.[B]

v2

3A + 2B v1 C + D v1 = k1.[A]3.[B]2

v2

tmv ∆

∆=

v1=v2

V1

V2

k1=k2

t (s)

Veloc.

134

A + B C + D

t = 0 [A] [B] 0 0

t = 1 n n n n

t = equil. [A] – n [B] – n n n

Natureza da Termodinâmica do Equilíbrio

∆G = ∆H + T∆S

∆Go = variação de energia livre de Gibbs

∆Ho = variação da entalpia do sistema

T = temperatura do sistema

∆So = variação da entropia do sistema

Representa um meio termo entre duas tendências opostas: a propensão das moléculas

assumirem o “Estado de Energia Mínima” e o ímpeto em direção “Estado de Entropia

Máxima”.

Teoricamente, todas as reações químicas podem ocorrer no sentido oposto, em alguma

extensão. Freqüentemente, a força que dirige a reação favorece de tal maneira um dos sentidos

da reação que, a extensão da reação oposta torna-se infinitesimal e impossível de se medir. A

força que dirige uma reação química ou a variação da energia livre que acompanha a reação é

igual a medida da tendência de ocorrer a reação.

Quando o valor de ∆Go é muito grande e o sinal negativo (-), a reação é, praticamente

completa no sentido considerado.

Quando o valor de ∆Go for pouco negativo (-), a reação ocorre em pequena extensão

neste sentido até atingir o ponto em que ∆Go seja zero e o sentido da reação possa ser invertido

com uma variação ligeira nas concentrações, então diz-se que a reação é reversível

termodinamicamente.

Quando o sistema químico alcançou o estado de reversibilidade

termodinâmica tem ∆∆∆∆Go = 0 e está em equilíbrio.

PRINCÍPIO DE LE CHATELIER

“Se um sistema em equilíbrio é submetido a qualquer perturbação exterior, o equilíbrio se

desloca no sentido contrário a esta perturbação”.

Em um sistema em equilíbrio, entende-se por deslocamento, qualquer alteração em uma das

velocidades da reação.

135

A v1 B

v2

O equilíbrio é deslocado no sentido da maior velocidade.

Os fatores que podem afetar a condição de equilíbrio de um sistema são:

1. Concentração;

2. Pressão;

3. Temperatura.

1. CONCENTRAÇÃO

Considere o equilíbrio: C(s) + CO2( g) 2 CO(g)

1a situação: Adição de CO2(g)

Quando se adiciona CO2(g) ao equilíbrio, imediatamente ocorre um aumento na sua

concentração, o que irá acarretar consequentemente um aumento do número de choques entre

o C(s) e o CO2(g). Reagindo a essa mudança de condição, haverá um aumento na velocidade da

reação direta favorecendo a formação de CO(g), ou seja, o equilíbrio estará sendo deslocado para

o lado direito.

Com o decorrer da reação, a concentração de CO2(g) irá diminuir, ao passo que a

concentração de CO(g) irá aumentar até o sistema atingir uma nova situação de equilíbrio.

Através da análise da expressão de Kc têm-se:

Ao introduzir CO2(g) no equilíbrio, a concentração está sendo aumentada e, como sua

constante Kc não varia, a concentração de CO, também deverá aumentar para manter a

igualdade.

Se tivesse adicionado C(s) ao equilíbrio, não haveria alteração, pois a concentração de

um sólido é constante e não depende de sua quantidade.

2a situação: Adição de CO(g)

Quando se adiciona CO(g) ao equilíbrio, imediatamente ocorre um aumento na sua

concentração, transformando-o parcialmente em CO2(g) e em C(s). Nesse caso, o equilíbrio

estará sendo deslocado para a esquerda.

][][

2

2

CO

CO

cK =

136

3a situação: Remoção de CO(g)

Quando se retira parte do CO(g) presente no equilíbrio, imediatamente ocorre uma diminuição

de sua concentração e, como conseqüência, a velocidade da reação inversa diminui. Logo, a

velocidade da reação direta será maior, favorecendo a formação de CO(g), ou seja, o equilíbrio é

deslocado para a direita.

RESUMO

aX + bY cZ

Aumento de concentração em:

- X e/ou Y, desloca o equilíbrio para a direita (→ )

- Z, desloca o equilíbrio para a esquerda (← ) Diminuição de concentração em:

- X e/ou Y, desloca o equilíbrio para a esquerda (← )

- Z, desloca o equilíbrio para a direita (→ )

Considera-se o equilíbrio em meio aquoso:

2 CrO42-(aq) + 2H+

(aq ) Cr2O72-(aq) + H2O(l)

(amarelo) (alaranjado)

Seu deslocamento é perceptível visualmente, pois existem espécies coloridas. Supondo,

por exemplo, que em equilíbrio predomina a coloração amarela dada pelo cromato, quando se

adiciona uma solução ácida qualquer (H+), há um deslocamento do equilíbrio para a direita, e o

equilíbrio nesta nova situação, apresenta cor alaranjada.

Neste caso particular de deslocamento de equilíbrio, foi adicionada uma substância que

originou um íon presente no equilíbrio, um íon comum: o H+. A esse fato dá-se o nome de

efeito do íon comum.

Quando se adiciona uma solução básica, ocorre um novo deslocamento, na solução aquosa de

NaOH existem íons OH- que consomem os íons H+ presentes no equilíbrio:

OH-(aq) + H+

(aq) → H2O(l)

A remoção dos íons H+ provoca um deslocamento para a esquerda, resultando na cor

amarela da solução.

Um deslocamento semelhante a esse ocorre quando se estuda os indicadores ácido-base.

Genericamente, o comportamento de um indicador pode ser representado por:

Hind H+ + Ind-

137

Quando o indicador está não ionizado (Hind), ele apresenta uma coloração que é

característica de cada indicador; quando está ionizado (Ind-), apresenta uma nova coloração.

Exemplo: Fenolftaleina em meio ácido – incolor

Fenolftaleina em meio básico – rósea

2. PRESSÃO

A uma determinada temperatura (T) constante, quando se aumenta a pressão sobre o

equilíbrio gasoso, há um deslocamento no sentido da reação capaz de diminuir essa pressão e

vice-versa.

Considere o equilíbrio químico entre as substâncias gasosas (Processo de Haber-Bosh):

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

4 mols 2 mols

Aumento da pressão desloca o equilíbrio para a direita, favorecendo a formação de

NH3(g), porque neste sentido há uma diminuição do número de mols de gás e,

consequentemente, uma diminuição da pressão, uma diminuição da pressão desloca o

equilíbrio no sentido inverso, isto é, desloca para a esquerda. Pode-se associar o número de

mols ao volume, assim, temos: (4 mols = 4 volumes; 2 mols = 2 volumes).

RESUMO

aX + bY cZ

Aumento de pressão:

- Provoca contração de volume, desloca o equilíbrio para o lado de menor volume

(menor número de mols). Diminuição de pressão:

- Provoca expansão de volume, desloca o equilíbrio para o lado de maior volume (maior

número de mols). Variação de pressão:

- Não provoca nem contração nem expansão de volume, não há deslocamento do

equilíbrio, quando os volumes e o número de mols dos gases são iguais.

Obs: Adição de gás inerte no sistema ocorre um aumento da pressão total do sistema, no

entanto, como não há variação da concentração nem das pressões parciais de cada gás

componente do equilíbrio, a adição do gás inerte não afeta o equilíbrio.

3. TEMPERATURA

138

A temperatura é o único fator responsável por alterações na constante de equilíbrio (Kc), além

de provocar um deslocamento do equilíbrio.

Em um sistema em equilíbrio, têm-se:

Reações endotérmicas, que absorvem calor e exotérmicas, que liberam calor. Quando se

aumenta a temperatura em um sistema em equilíbrio, este é deslocado no sentido em que há

absorção de calor, a fim de minimizar seus efeitos.

Considere a reação:

1 N2(g) + 3H2(g 2 NH3(g) ∆H –91,96 kJ

A reação direta é exotérmica, isto é, libera calor, consequentemente a reação inversa, absorve

calor, ou seja, é endotérmica.

Se deseja relacionar a variação da temperatura com a constante de equilíbrio Kc, deve-se

considerar que uma elevação da temperatura favorece a reação endotérmica. Então, [N2] e [H2]

aumentam e [NH3] diminui.

Se [NH3] diminui e [N2] e [H2] aumentam, então Kc diminui.

Kc

Temperatura

RESUMO

Aumento de Temperatura:

- Desloca o equilíbrio no sentido da reação endotérmica para a esquerda (← )

Diminuição de Temperatura:

- Desloca o equilíbrio no sentido da reação exotérmica para a direita (→ )

Resolver: Dada a reação N2(g) + O2(g) 2 NO(g) ∆H + 90,25 kJ

]][[][

22

23

HN

NH

cK =

139

- Um aumento da temperatura desloca o equilíbrio para a ___________________________

- Uma diminuição da temperatura desloca o equilíbrio para a ________________________

- Escreva a equação da constante de equilíbrio para a reação, faça um esboço do gráfico.

4. CATALISADOR

Os catalisadores não deslocam o equilíbrio. A adição de um catalisador aumenta as velocidades

direta e inversa na mesma proporção e, consequentemente, o equilíbrio da reação não é

deslocado.

EXERCÍCIOS SOBRE EQUILÍBRIO QUÍMICO

1. Dado o equilíbrio:

2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g) ∆H < 0 em que sentido ele é deslocado quando:

a) Aumenta-se a concentração da água?

b) Diminui-se a pressão do sistema?

c) Aumenta-se a temperatura do sistema?

d) Diminui-se a temperatura do sistema?

e) Adiciona-se um catalisador?

2. Conhecidas as seguintes reações de equilíbrio:

I) 2 SO3(g) + calor 2 SO2(g) + 1 O2(g)

II) 2 NO2(g) N2O4(g) + calor

III) 2 HI(g) H2(g) + 1 I2(g) + calor

IV) CO(g) + H2O CO2(g) + 1 H2(g) + calor

Em que sentido é deslocado o equilíbrio quando:

a) Aumenta-se a pressão do sistema, mantendo-se a temperatura constante;

b) Diminui-se a temperatura, sob pressão constante.

3. É conhecida a equação:

Cl2(g) + CO(g) 1 COCl2(g) + calor Pede-se:

a) Um aumento de pressão à T constante, desloca o equilíbrio em que sentido?

b) Um aumento de temperatura, sob P cte, desloca o equilíbrio em que sentido?

c) Qual o princípio que foi utilizado para responder os itens a e b.

4. Dada à reação:

PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)

140

Que absorve 39,5 kcal/mol quando a reação ocorre da esquerda para a direita.

Descreva os seguintes fatores:

a) Aumento de pressão;

b) Decréscimo da temperatura;

c) Acréscimo de certa quantidade de cloro.

5. Considere a reação realizada num sistema fechado, representada pela equação:

4 HCl(g) + 1 O2(g) 2 H2O(v) + 2 Cl2(g) ∆H = - 27 kcal

Para aumentar a concentração de gás cloro no equilíbrio, qual das mudanças abaixo é a mais

indicada?

a) aumentar a temperatura do sistema;

b) adicionar um catalisador;

c) diminuir a concentração de oxigênio;

d) aumentar a pressão total;

e) aumentar o volume do sistema.

CÁLCULO DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 1. 1 mol de hidrogênio e 1 mol de iodo são introduzidos em um frasco de 1 L, a temperatura

de 490oC. Quais serão as concentrações finais no frasco quando o equilíbrio for atingido?

Dado Kc = 4,0. Resp.:0,5 mol/L de H2; 0,5 mol/L de I2; 1 mol/L de HI

2. 1 mol da substância A é colocado em um recipiente de 1L de capacidade, e aquecido a

200oC, sofre dissociação térmica:

1A 2 C.

A constante de equilíbrio vale 2. Determinar o número de mols de A e C no equilíbrio. Resp.:

0,5 mol de A e 1mol de C

Considere o equilíbrio genérico 2A C. No início, utilizou-se 6 mol de A e atingido o

equilíbrio, permaneceram 4 mols de A. Pede-se o número de mols de C formado. Resp.: 1mol

3. Considere o equilíbrio da transformação de SO2 a SO3, em um recipiente de 2 litros de

capacidade, segundo a equação:

2 SO2 + O2 2 SO3 .

Admitindo-se que no início, misturou-se 5 mol de SO2 e 3 mols de O2, e que, no equilíbrio

formaram-se 4 mols de SO3. Pedem-se as concentrações em mol/L de SO2, O2 e SO3 no

equilíbrio. Resp.: 3 mol/L de SO2; 2 mol/L de O2; 2 mol/L de O2

141

4. Calcular Kp para a equação: A(g) + B(g) C(g) + D(g) , sabendo-se que num recipiente de

10 L de capacidade, mantido a 727oC estão em equilíbrio 0,82 mol de A, 0,82 mol de B,

1,64 mol de C e 0,164 mol de D. Resp.:

LEI DA AÇÃO DAS MASSAS APLICADA AOS EQUÍLÍBRIOS QUÍMICOS

1. No equilíbrio: H2(g) + CO2 (g) H2O(v) + CO(g) encontram-se presentes à 1.700oC, 0,69

mols por litro de hidrogênio, 0,69 mols por litro de gás carbônico, 1,45 mols por litro de água e

1,45 mols por litro de monóxido de carbono. Qual o valor da constante de equilíbrio?

R: Kc = 4,416 mol/L

2. Num recipiente de 20 litros estão em equilíbrio 0,856 mols de pentacloreto de fósforo, 26,4

mols de tricloreto de fósforo e 0,01452 mols de cloro. Calcular a constante de equilíbrio da

reação: PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)

Resp.: Kc = 0,0224 mol/L

3. Calcular a constante de equilíbrio da reação a 750 oC,

2H2 + S2(g) 2H2S

sabendo-se que num recipiente de 90 litros de capacidade estão em equilíbrio 13,7 g de

hidrogênio (9,2 X 10-3)g de enxofre e 28,56 g de gás sulfídrico.

Resp: Kc = 9,4 X 103 (mol/L)

4. Quantos gramas de iodidreto estarão em equilíbrio com 20 g de hidrogênio e 2,54 g de

vapor de iodo segundo a equação:

2HI H2(g) + I2(g)

Sabendo-se que nas condições da experiência a constante de equilíbrio Kc = 10-3?

Resp.: 1.280 g de HI

5. 240 g de ácido acético são misturados com 138 g de álcool etílico a 25OC. Mantendo-se a

temperatura constante, pede-se:

a) Qual a equação da reação?

b) Qual a massa das substancias envolvidas após o equilíbrio ser alcançado?

Dados: Ka 25oC = 4

Resp.: Ácido Acético - 104,22 g; Álcool Etílico 33,90 g; Acetato de Etila = 199,14 g; Água =

40,73 g

6. Se um mol de hidrogênio e um mol de iodo são misturados em um recipiente de 1 litro e

aquecidos a 457,7oC atingem o equilíbrio. Qual a concentração de cada substância no

equilíbrio? Dado: Kc a 457,7oC = 48,9

Resp: Iodidreto (HI) = 1,554 mol/L; Hidrogênio = 0,223 mol/L; Iodo = 0,223 mol/L

142

7. 1 mol de hidrogênio, 2 mols de iodo e 3 mols de iodidreto são introduzidos em um balão de

1 litro. Quais serão as concentrações das substâncias no equilíbrio a 490oC? Dado Kc a 490oC

= 45,9

Resp.: Hidrogênio = 0,316 mol/L; Iodo = 1,316 mol/L; Iodidreto = 4,368 mol/L.

8. Aqueceram-se 2 mols de moléculas de pentacloreto de fósforo num recipiente fechado com

capacidade de 2 litros. Atingido o equilíbrio 40% do PCl5 encontrava-se dissociado em

tricloreto de fósforo e cloro. Qual a constante de equilíbrio? Resp.: 0,266 mol/L

9. Faz-se a reação entre 25 g de ácido acético e 75 g de álcool etílico a 1000oC. Sabendo-se

que a constante de equilíbrio é 4, qual a porcentagem do ácido que esterifica?

Resp.: 92,6 %

10. A 450oC as pressões parciais do hidrogênio, do iodo e do iodidreto(HI) em equilíbrio são

respectivamente, 0,1095 atm, 0,1095 atm e 0,781 atm. Achar a constante de equilíbrio (Kp) do

processo: H2(g) + I2(g) 2HI(g)

Resp.: Kp = 50,87 atm-2

11. A temperatura de 400oC uma mistura gasosa de hidrogênio, iodo e iodidreto (HI) em

equilíbrio contêm respectivamente, 0,0031 mol de hidrogênio, 0,0031 mol de iodo e 0,0239

mol de iodidreto por litro.

Calcular: a) O valor da constante Kc.

b) O valor da constante Kp.

c) A pressão total da misturam

d) A pressão parcial de cada componente.

Resp: a) Kc = 59,5 b) Kp = 59,5 c) P = 1,66 atm

d) 1. Pressão parcial do hidrogênio 0,1709 atm

2. Pressão parcial do iodo 0,1709 atm

3. Pressão parcial do iodidreto 1,318 atm

12. Aquecendo-se SO3 a 600oC obtém-se uma mistura em equilíbrio que contém por litro,

0,0106 mols de SO3, 0,0032 mols de anidrido sulfuroso e 0,0016 mols de oxigênio. Calcular:

a) O valor da constante Kc.

b) O valor da constante Kp.

Dada a reação: 2SO2 + O2 2SO3

Resp.: a) Kc = 6857,91 (mol/L) b) Kp = 95,79 (atm)

143

13. Calcular a constante Kp para a reação: CO + H2O CO2 + H2, em fase gasosa,

sabendo-se que num recipiente de 20 litros de capacidade, mantido a 1.727 oC estão em

equilíbrio 0,855 mols de monóxido de carbono, 0,855 mol de vapor d'água, 1,145 mol de gás

carbônico e 0,145 mol de hidrogênio. Resp: Kp = 0,23

14. Num recipiente fechado, mantido a 727oC tem-se 0,102 mol/L de amônia, 1,03 mol/L de

nitrogênio e 1,62 mol/L de hidrogênio em equilíbrio. Pede-se calcular o valor das constantes

Kc e Kp na temperatura mencionada.

Dado:N2(g) + H2(g) NH3(g)

Resp.: Kc = 0,00237 (mol/L)-2 Kp = 3,52.10-7 (mol/L)-2

15. Calcular a constante Kc para o equilíbrio: 2 CO(g) + O2(g) 2 CO2(g) a 727oC sabendo-

se que a esta temperatura a constante Kp = 2,73.1020 (atm)-1.

Resp.: Kc = 2,238.1022 (mol/L)-1

16. Em um recipiente de 1 litro de capacidade colocam-se, a baixa temperatura, 0,02174 mols

de N2O4(l). Fecha-se o recipiente e aquece-se à 45oC; o N2O4 vaporiza-se e 41,6 %

decompõem-se em NO2. Calcular o valor das constantes Kc e Kp para a dissociação:

N2O4 2 NO2 .

Resp.: Kc = 0,00258 (mol/L)-1 Kp = 0,6727 atm-2

17. O pentacloreto de fósforo dissocia-se segundo a equação:

PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g).

A 250oC e 1 atm de pressão a densidade do PCl5 parcialmente dissociado é 2,595 g/L.

Determinar o grau de dissociação do PCl5 e a constante de equilíbrio Kp na temperatura

acima. Resp.: grau de dissociação = 0,8075 (80%) e Kp = 1,816 atm

18. Em um frasco de um litro de capacidade colocam-se 6,0 g de PCl5 sólido. Faz-se vácuo,

fecha-se o frasco e aquece-se a 250 oC . O PCl5 torna-se vapor e dissocia-se parcialmente, a

pressão é 2,078 atm. Calcular o grau de dissociação do PCl5 em PCl3 e Cl2 e a constante Kp

nas condições acima.

Resp.: grau de dissociação = 0,683 (68,3%) e Kp = 1,816 atm

19. Um frasco contém um pouco de NaHCO3 e após Ter sido feito vácuo aqueceu-se o sal a

100oC. A pressão de equilíbrio é 0,962 atm. Calcular:

a) A constante de equilíbrio Kp para a decomposição do NaHCO3 segundo a equação:

144

2 NaHCO3(s) Na2CO3(s) + CO2(g)

b) A massa de NaHCO3 decomposto numa capacidade de 2 litros.

Resp.: a) Kp = 0,02313 (atm)-2 b) 5,29 g de NaHCO3

EQUILÍBRIO IÔNICO DE SUBSTÂNCIAS ELETROLÍTICAS - pH

Produto Iônico da Água (Kw)

H2O + H2O H3O+ + OH-

Kc.[H2O]2 = [H3O+].[OH-] = KW

Por meio da condutividade elétrica da água, determinou-se o produto das concentrações

molares dos íons a 25oC.

Kw = KH2O = 10-14 mol2.L-2.

[H3O+].[OH-] = 10-14 mol2.L-2

CONCENTRAÇÃO MOLAR DA ÁGUA PURA

É o número de mols de água em 1 litro da própria água.

M H2O = 18 g.mol-1 e d = 1 kg.m-3 (g.cm-3).

V

md = portanto,

g 1000cm .1000g/cm 1m 33 ==

mol 5,55181000

2==OHn

Em 1 litro têm-se M =[H2O] = 55,5 mol/L

M = n / V = 55,5 mol/L

GRAU DE IONIZAÇÃO, DISSOCIAÇÃO IÔNICA OU EQUILÍBRIO (αααα)

22

3

][

]][[

OH

OHOHkc

−+

=

145

O grau de dissociação, ionização ou equilíbrio é dado pela equação:

Se: α > 50% têm-se um ácido forte

50% α≥ ≥ 5% têm-se um ácido moderado

α < 5% têm-se um ácido fraco

Pela estequiometria da reação para cada mol de H+ formado, produz 1 mol de OH-.

Portanto no equilíbrio temos: [H+] = [OH-].

Se denominarmos a [H+] de x:

Kw = x .x = x2 como x2 = 1.10-14 assim: x = 10-7.

Para a concentração da água pura:

Quando: [H+] = [OH-] = 10-7 – neutra

[H+] > [OH-] > 10-7 – ácida

[H+] < [OH-] < 10-7 – básica

CONCEITO DE pH (potencial hidrogeniônico)

As concentrações das soluções podem variar de 10 M até 1.10-14 M.

Conceito: [ ] XpXX 101

10 loglog −==

Para a concentração hidrogeniônica:

[ ]+=H

pH 110log ou [ ]+−= HpH 10log

Exemplo: Em solução de concentração de íons [H+] = 10-3 M

pH = -log10 [H+] = -log1010-3 = 3

Para a concentração hidroxiliônica [OH-]: pOH (potencial hidroxiliônico)

100sdissolvido teinicialmen mols noionizados mols no

=α

[ ] 100.M

H +

=α [ ] MH .α=+

146

pOH = -log10[OH-] = colog [OH-]

A somatória do pH e pOH têm-se a equação:

pH + pOH = 14

CONSTANTE DE IONIZAÇÃO DE UM ÁCIDO (Ka OU Ki )

HA + H2O H3O+ + A-

Como: KW = [H3O+].[OH-]

Temos:

Como

Então:

Ou

REVISÃO - PAR CONJUGADO ÁCIDO-BASE BRÖNSTED-LOWRY

[ ]HAOH

AOHK c ].[

]].[[

2

3−+

=

[ ]HA

AOHOHK c

]].[[][ 3

2

−+

=

[ ]HA

AOHK a

]].[[ 3−+

=

[ ][ ][ ]−

−−+

=OH

OH

HA

AOHK a

]].[[ 3

[ ][ ]−

−

=OHHA

AKK w

a

].[

[ ][ ]][A

OHHA−

−

=bK

b

wa

K

KK =

a

wb

K

KK =

147

Em reações ácido-base ao perder o próton, o ácido se transforma em sua base

conjugada e a base ao receber o próton se transforma em seu ácido conjugado.

Par conjugado ácido-base é constituído por um ácido e uma base que diferem

entre si por um próton.

Ex.: HCl + H2O H3O+ + Cl-

ácido 1 base 2 ácido 2 base 1 NH3 + H2O NH4+ + OH-

base 2 ácido 1 ácido 2 base 1

LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD

À medida que a concentração em mols de um eletrólito (ácido, base) diminui, o grau de

ionização ou dissociação (α) aumenta a certa temperatura.

Sendo V = 1L

HA H3O+ + A-

n Início t = 0 n 0 0

n Reage t = 1 α.n α.n α.n

n EQ t = equil. n – α.n α.n α.n

Quando temos um ácido fraco α é pequeno, portanto pode ser desprezado.

Supondo um volume V temos:

sdissolvido teinicialmen mols nosdissociadoou ionizados mols no

=α

[ ] M . α=ionizadosn

[ ]HA

AOHKa

]].[[ 3−+

=

Vnn

VnVnKa /.

/]..[/].[

ααα

−=

( )Vn

VnKa /)1.(

/. 22

αα

−=

148

EXERCÍCIOS SOBRE pH e pOH

1. Uma solução tem concentração hidroxiliônica igual a 10-6 mol de íons por litro. A solução é ácida, básica ou neutra? Resp.: básica.

2. Calcular o pH e o pOH de uma solução cuja concentração hidrogeniônica é 3,45.10-11

mols de íons por litro. Resp.: pH =10,46 e pOH = 3,54

3. Mostrar que a concentração hidrogeniônica de uma solução é igual a 10-pH (dez elevado a menos pH). 4. Calcular o pH de uma solução 0,05 molar de ácido acético, sabendo-se que o mesmo

se encontra 2% dissociado. Resp.: pH = 3

5. Tem-se pH de duas soluções que são: a) 4,22 e b) 10,38. Qual a concentração hidrogeniônica de cada solução?

Resp.: a) concentração hidrogeniônica = 6,03.10-5;

b) concentração hidrogeniônica = 4,17.10-11 6. Uma solução de 100 mL de ácido clorídrico contém 0,00365 g de soluto.

Calcular: a) pH e b) pOH. Considerar o ácido totalmente dissociado. Resp: a) pH = 3 b) pOH = 11

7. Calcular o pH de uma solução 10-4 molar de hidróxido de sódio. Resp: pH = 10

8. Calcular o pH de uma solução 0,03 M de ácido acético sabendo-se que sua constante

de ionização (Ka) é igual a 1,8.10-5. Resp.: pH = 3,13

9. Qual o pH de uma solução 0,05 M de hidróxido de amônio sabendo-se que sua constante de ionização (kb) é igual a 1,75.10-5. Resp.: pH = 10,97

10. A um litro de água destilada adiciona-se 1 gota (1 mL contam aproximadamente 20 gotas) de ácido clorídrico 0,1 molar. Qual o pH da solução resultante? Resp.: pH = 5.3

MKa )1(

2

αα−

=

149

EXERCÍCIOS EXTRAS EQ E pH

1. Seja a reação: N2 (g) + O2 (g) ⇄ 2 NO (g)

Se colocarmos em um recipiente de 1 litro 4,2 mols de N2 e a mesma quantidade de O2, e se o valor da constante de equilíbrio for 10–2, qual a concentração do NO (mol/L)

quando o equilíbrio for atingido? 2. Colocam-se em um recipiente de 2 litros 8 mols de HBr gasoso. Atingido o equilíbrio,

observa-se a formação de 2 mols de Br2 gasoso.Qual o Kc?

2HBr(g) ⇄H2(g)+Br2(g)

3. Calcule o pH da solução resultante da adição de 100mL de solução aquosa

0,2mol/L de NaOH a 150mL de solução aquosa 0,1 mol/L de HCl. 4. Uma mistura é analisada no equilíbrio, a certa temperatura:

NO2(g) + SO2(g) NO(g) + SO3(g) Verificou-se que a concentração molar de cada componente era: [NO2] = 0,10; [SO2] = 0,30; [NO] = 2,00; [SO3] = 0,60. Se 0,5 mols de SO2 forem introduzidos à temperatura

constante, pergunta-se: a) Qual será a nova concentração dos reagentes e produtos quando o equilíbrio for

restabelecido?

b) Para que lado da reação será deslocado o equilíbrio, após a adição de SO2? Justifique.

5. Um tanque de 10.000 litros usado para reprodução de peixes foi contaminado acidentalmente com 490 g de ácido sulfúrico. Para neutralizar o ácido, um técnico sugere a adição imediata de 350 g de hidróxido de amônio.

a) Calcule o pH do líquido presente no tanque logo após a contaminação com o ácido sulfúrico; b) Verifique se a ação sugerida pelo técnico é eficiente para deixar novamente a

solução do tanque neutra (aproximadamente pH = 7,0). 6. Observações calorimétricas mostram que a reação é exotérmica:

SO2(g) + O2(g) 2SO3(g); De acordo com essa informação, assinale o processo que pode ser empregado para aumentar, com certeza, a concentração do SO2 no equilíbrio:

a) aumento da pressão; b) adição de O2; c) aumento da temperatura; d) adição de um catalisador.

8. Um dos impactos ambientais estudados é a chuva ácida onde um dos ácidos responsáveis é o enxofre e seus derivados. O equilíbrio envolvido na formação do ácido sulfúrico na água da chuva é representado através das equações:

150

SO2(g) + O2(g) SO3(g) ∆H< 0

SO3(g) + H2O H2SO4(g)

Responda: a) Calcule o valor da constante de equilíbrio reagindo-se 6 mols/L de SO2 com 5

mols/L de O2, obtêm-se 4 mols/L de SO3 quando o sistema atinge o equilíbrio.

b) Construa um gráfico para este equilíbrio, representando as concentrações em mol/L (ordenadas) versus tempo em segundos (s) nas abscissas. Indique ainda o ponto onde ocorreu o equilíbrio químico.

c) Com base no item b, mostre como ficaria o novo gráfico com o aumento da concentração de SO2(g);

d) Ainda com base no item b, mostre como ficaria o novo gráfico com a diminuição da

pressão.

9. São colocados 8,0 mols de amônia num recipiente fechado de 5,0 litros de capacidade.

Acima de 450ºC estabelecem-se, pós algum tempo, o equilíbrio:

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

Sabendo que a variação do número de mols dos participantes está registrada no gráfico a

seguir, pergunta-se qual é a constante de equilíbrio, Kc, nessas condições?

10. Considere a reação a seguir no equilíbrio a 400 K e sua respectiva constante de equilíbrio, K, assinale a afirmativa incorreta e justifique.

a) A temperatura de 400 K, a formação do reagente é favorecida; b) A expressão da constante de equilíbrio da reação é dada por: [PCl5] / ([PCl3] [Cl2];

c) No equilíbrio, ao se adicionar à reação, uma quantidade de PCl3(g), a reação de formação de PCl5(g) será favorecida; d) Se, em um dado instante, a concentração dos três gases é 0,1 mol L-1, pode-se dizer que

neste instante a reação de formação de PCl5(g) é favorecida. e) No equilíbrio, ao se retirar da reação, certa quantidade de cloro haverá maior formação de PCl5.

151

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apostila de teoria de quc3admica geral[1]

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