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CADERNO DE TEXTOS

CURSO: Licenciatura Plena em Química

MODALIDADE: PARFOR

DISCIPLIN

A:

Princípios Fundamentais da Química I

MÓDULO: I SEMESTRE

E:

I ANO: 2012 CARGA

HORÁRIA:

60h/10

hhh

DOCENTE: Jorge Roberto Assunção Cardoso

PLANO DE DISCIPLINA

OBJETIVO GERAL DA DISCIPLINA:

Obter um primeiro contato com as diversas áreas da química, adquirir

embasamento teórico para as disciplinas que serão cursadas posteriormente.

OBJETIVOS ESPECÍFICOS:

Compreender os códigos e símbolos próprios de uso da Química;

Traduzir a linguagem discursiva em simbólica e vice-versa;

Compreender os diferentes tipos de ligações entre átomos e moléculas nos

diferentes tipos de materiais e suas implicações nas propriedades químicas e

físicas;

Dar nome aos compostos inorgânicos e identificar as propriedades

características das diferentes funções inorgânicas;

Resolver problemas utilizando as diferentes unidades de concentração;

Aplicar a lei estequiométrica aos problemas de química;

Compreender as propriedades de sólidos, líquidos e gases.

INSTITUTO FEDERAL DE ENSINO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO PIAUÍ PRÓ-REITORIA DE ENSINO

COORDENAÇÃO INSTITUCIONAL PARFOR IFPI

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EMENTA:

Matéria e medidas; estrutura atômica; tabela periódica; ligações químicas;

funções inorgânicas; reações químicas e estequiometria; propriedades dos

gases; líquidos, sólidos e forças intermoleculares.

CONTEÚDO PROGRAMÁTICO:

Estrutura Atômica: evolução.

Tabela periódica: propriedades e aplicações

Ligações químicas

Funções inorgânicas: ácidos, bases, sais e óxidos

Cálculos químicos

Propriedades dos gases

Forças intermoleculares

METODOLOGIA:

O professor fará a orientação necessária ao aprendizado adequado durante as

aulas.

RECURSOS:

Quadro de acrílico.

Pincel e apagador

Notebook e Data show

Listas de exercícios

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AVALIAÇÃO:

As avaliações constarão das notas referentes às atividades desenvolvidas nas

aulas e ao desempenho do aluno.

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS:

Bibliografia básica

1 - ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: Questionando a Vida

Moderna e o Meio Ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2007.

2 - BROWN, T. L.; LEMAY J. R. H. E.; BURSTEN, B. E.; BURDGE, J. R.

Química, a ciência central. 9. ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2010.

3 - JOHN B. Russell. Química Geral (Volume I e II), 2 Edicäo, Editora Makron

Books, 1994.

Bibliografia complementar

[1] - KOTZ, J. C.; TREICHEL. P. Química e Reações Químicas. 4 ed. vol 1.

Rio de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos, 2002.

[2] - MASTERTON, W. L.; SLOWINSKI, E. J.; STANITSKI, C. L. Princípios de

Química, Rio de. Janeiro: LTC, 1990.

[3] - BRADY, J. E; HUMISTON, G. E. Química Geral. 2 ed. Rio de Janeiro,

Livros Técnicos e Científicos, v.1 e v.2, 1986.

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CRONOGRAMA DE ATIVIDADES DA DISCIPLINA

DATA UNIDADE CONTEÚDOS ATIVIDADES REFERÊNCIAS

PREVISÃO

DE

HORAS-

AULA

04/07 a

12/07 01

Conceitos

fundamentais,

Modelos Atômicos.

Aula expositiva e

dialogada, resolução

de exercícios em sala.

1.CESAR, PAULO. Modelos Atômicos. Disponível em: <http://www.profpc.com.br/Resumos.> Acessado em: 28/06/2012 as 16:00hs.

2 - ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de

Química: Questionando a Vida

Moderna e o Meio Ambiente. 3. ed.

Porto Alegre: Bookman, 2007.

3 - BROWN, T. L.; LEMAY J. R. H. E.;

BURSTEN, B. E.; BURDGE, J. R.

Química, a ciência central. 9. ed. São

Paulo: Pearson Prentice Hall, 2010.

10.

13/07 a

18/07 02

Tabela Periódica:

Propriedades e

aplicações.

Aula expositiva e


de exercícios em sala,

aplicação de trabalho.

1.CESAR, PAULO. Tabela Periódica. Disponível em: <http://www.profpc.com.br/Resumos.> Acessado em: 28/06/2012 as 16:00 hs.

2. ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de




04.

http://www.profpc.com.br/Resumos


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19/07 a

02/08 03

Ligações químicas e

forças

intermoleculares.

Aula expositiva e


de exercícios em sala.

1. CESAR, PAULO. Ligações Químicas. Disponível em: <http://www.profpc.com.br/Resumos.> Acessado em: 29/06/2012 as 14:00 hs.









14

A definir 04

Funções Inorgânicas:

Ácidos, Bases, Sais e

Óxidos.

Aula expositiva e



apresentação de

seminário.

1.CESAR, PAULO. Funções Inorgânicas. Disponível em: <http://www.profpc.com.br/Resumos.> Acessado em: 28/06/2012 as 16:00hs





8.

A definir 05. Cálculos Químicos.

Aula expositiva e



resolução de

1. CESAR, PAULO. Estequiometria. Disponível em: <http://www.profpc.com.br/Resumos.> Acessado em: 28/06/2012 as 16: 00 hs.

2 - ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de

12




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exercícios práticos. Química: Questionando a Vida







A definir 06 Propriedades dos

Gases

Aula expositiva e



resolução de

exercícios práticos.

1.CESAR, PAULO. Estudo dos Gases. Disponível em: <http://www.profpc.com.br/Resumos.> Acessado em: 28/06/2012.





3. BROWN, T. L.; LEMAY J. R. H. E.;




2 as 16: 00hs

12.


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Relação de textos

Texto

1

1. CESAR, PAULO. Modelos Atômicos. Disponível em: <http://www.profpc.com.br/Resumos.>, Acessado em: 28/06/2012.

2. ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: Questionando a

Vida Moderna e o Meio Ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman,

2007.

3. BROWN, T. L.; LEMAY J. R. H. E.; BURSTEN, B. E.; BURDGE, J.

R. Química, a ciência central. 9. ed. São Paulo: Pearson Prentice

Hall, 2010.

Texto

2

1. CESAR, PAULO. Tabela Periódica. Disponível em: <http://www.profpc.com.br/Resumos.>, Acessado em: 28/06/2012.



2007.

Texto

3

1. CESAR, PAULO. Ligações Químicas e Geometria molecular. Disponível em: <http://www.profpc.com.br/Resumos.>, Acessado em: 28/06/2012.



2007.



Hall, 2010.

Texto

4

1. CESAR, PAULO. Funções Inorgânicas. Disponível em: <http://www.profpc.com.br/Resumos.>, Acessado em: 28/06/2012.






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2007

Texto

5

1. CESAR, PAULO. Estequiometria. Disponível em: <http://www.profpc.com.br/Resumos.>, Acessado em: 30/06/2012.



2007.



Hall, 2010.

Texto

6

1. CESAR, PAULO. Estudo dos Gases. Disponível em: <http://www.profpc.com.br/Resumos.>, Acessado em: 29/06/2012.



2007.



Hall, 2010.



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Inserir as matrizes dos textos listados, identificados segundo

a sequência numérica expressa na tabela.

OBSERVAÇÃO:

AS MATRIZES NÃO PODERÃO SER RISCADAS/RASURADAS, DEVENDO ESTAR DISPOSTAS EM FRENTE E VERSO E TRAZER NA PRIMEIRA FOLHA A IDENTIFICAÇÃO DA NUMERAÇÃO (TEXTO 01, TEXTO 02, TEXTO N...) E A FICHA CATALOGRÁFICA DA OBRA, QUANDO SE TRATAR DE CAPÍTULO DE LIVRO.

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Texto 1

1.CESAR, PAULO. Modelos Atômicos. Disponível em:

<http://www.profpc.com.br/Resumos.>, Acessado em: 28/06/2012 as 16:00hs

2. ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna

e o Meio Ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2007.

3. BROWN, T. L.; LEMAY J. R. H. E.; BURSTEN, B. E.; BURDGE, J. R. Química, a

ciência central. 9. ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2010.

MODELOS ATÔMICOS

1 - Cronologia 450 a.C. - Leucipo A matéria pode se dividir em partículas cada vez menores. 400 a.C. - Demócrito Denominação átomo para a menor partícula de 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 Sceptical chemist, no qual defendeu o atomismo e deu o primeiro conceito de elemento com base experimental. 1808 - Dalton Primeiro modelo atômico com base experimental. O átomo é uma partícula maciça e indivisível. O modelo vingou até 1897. 1834 - Faraday Estudo quantitativo de eletrólise, através do qual surgiu a idéia da eletricidade associada aos átomos. 1859 Primeiras experiências de descargas elétricas em gases a pressão reduzida (ao redor de 10 mmHg). Descoberta dos "raios" posteriormente chamados catódicos. 1874 - Stoney Admitiu que a eletricidade estava associada aos átomos em quantidades discretas. Primeira idéia de quantização da carga elétrica.


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1879 - Crookes Primeiras experiências de descarga elétrica a alto vácuo. 1886 - Goldstein Descargas elétricas em gases a pressão reduzida com cátodo perfurado. Descoberta dos raios canais ou positivos. 1891 - Stoney Deu o nome de elétron para a unidade de carga elétrica negativa. 1895 - Röentgen Descoberta dos raios X. 1896 - Becquerel Descoberta da radioatividade. 1897 - Thomson Descargas elétricas em 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 (e/m) do elétron. 1898 - Casal Curie Descoberta do polônio e do rádio. 1900 - Max Planck Teoria dos quanta. 1905 - Einstein Teoria da relatividade. Relação entre massa e energia (e = mc2). Esclarecimento do efeito fotoelétrico. Denominação fóton para o quantum de energia radiante. 1909 - Millikan Determinação da carga do elétron. 1911 - 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 sua 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 - 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 o seu nível de energia primitivo (mais próximo do núcleo), ele cede a energia anteriormente recebida sob forma de uma onda eletromagnética (luz). 1916 - Sommerfeld

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Modelo das órbitas elípticas para o elétron. Introdução dos subníveis de energia. 1920 - 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. 1926 - Heisenberg Princípio da incerteza. 1927 - Schrödinger Equação de função de onda para o elétron. 1932 - Chadwick Descoberta do nêutron.

2 - Carga Elétrica

Natureza Valor relativo Massa relativa

Próton Positiva +1 1

Nêutron Não existe 0 1

Elétron Negativa -1 1/1836

3 - Camadas Eletrônicas

Os elétrons estão distribuídos em camadas ou níveis de energia:

núcleo

camada

K L M N O P Q

1 2 3 4 5 6 7

nível

Número máximo de elétrons nas camadas ou níveis de energia:

K L M N O P Q

2 8 18 32 32 18 8

4- Subníveis de energia

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As camadas ou níveis de energia são formados de subcamadas ou subníveis de energia, designados pelas letras s, p, d, f.

Subnível s p d f

Número máximo de elétrons 2 6 10 14

Subníveis conhecidos em cada nível de energia:

Subnível 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f

5s 5p 5d 5f

6s 6p 6d 7s

Nível 1 2 3 4 5 6 7

K L M N O P Q

Subníveis em ordem crescente de energia:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d

5- Preenchimento dos subníveis

Os subníveis são preenchidos sucessivamente, na ordem crescente de energia, com o número máximo de elétrons possível em cada subnível. (Regra de aufbau) Os números quânticos indicam a energia do elétron no átomo e a região de máxima probabilidade de se encontrar o elétron.

O número quântico principal (n) indica o nível de energia. Varia de n = 1 a n = ¥, respectivamente, no 1º, 2º, 3º,... nível de energia. O número máximo de elétrons em cada nível é dado por 2n2. Entre os átomos conhecidos, no estado fundamental, o número máximo de elétrons num mesmo nível é 32. O número quântico secundário ou azimutal (l) indica a energia do elétron no subnível. Nos átomos conhecidos, no estado fundamental, há quatro subníveis, representados por s, p, d, f, em ordem crescente de energia.

Subnível s p d f

Número quântico azimutal l = 0 l = 1 l = 2 l = 3

6- Orbitais

Os subníveis são formados de orbitais. Orbital é a região da eletrosfera onde há maior probabilidade de estar localizado o elétron do átomo. O número máximo de elétrons em cada orbital é 2.

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A cada orbital foi atribuído um número quântico magnético (m) cujo valor varia de -l a +l, passando por zero.

subnível s um só orbital s (0)

subnível p três orbitais p (-1) (0) (+1)

subnível d cinco orbitais d (-2) (-1) (0) (+1) (+2)

subnível f sete orbitais f (-3) (-2) (-1) (0) (+1) (+2) (+3)

O orbital s tem forma esférica. Os orbitais p têm forma de duplo ovóide e são perpendiculares entre si (estão dirigidos segundo três eixos ortogonais x, y e z.

7- Spin

Spin é o movimento de rotação do elétron em torno de seu eixo. Pode ser paralelo ou antiparalelo. A cada um deles foi atribuído um número quântico: + 1/2 e -1/2.

8- Princípio da exclusão de Pauli

Em um mesmo átomo, não existem dois elétrons com quatro números quânticos iguais. Como conseqüência desse princípio, dois elétrons de um mesmo orbital têm spins opostos. Um orbital semicheio contém um elétron desemparelhado; um orbital cheio contém dois elétrons emparelhados (de spins opostos).

9- Regra de Hund

Ao ser preenchido um subnível, cada orbital desse subnível recebe inicialmente apenas um elétron; somente depois de o último orbital desse subnível ter recebido seu primeiro elétron começa o preenchimento de cada orbital semicheio com o segundo elétron.

Veja um exemplo: para o átomo de potássio (19K): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3s1

Os números sobrescritos na letra correspondem ao número de elétrons existentes na subcamada. Fazendo a distribuição eletrônica nos orbitais para o potássio, teremos:

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Cada seta indica um elétron. Perceba que, em cada orbital, quando existem dois elétrons, são sempre de spins opostos. Geralmente, os átomos se ligam uns aos outros, de modo a ter emparelhados todos os seus elétrons.

Nesse caso, o potássio pode perder seu elétron 3s, ficando assim com 5 subcamadas completas. O elétron de maior energia, chamado elétron de diferenciação, é o último elétron distribuído no preenchimento dos orbitais, de acordo com a regra de Hund.

Elétron de maior energia ou elétron de diferenciação é o último elétron distribuído no preenchimento da eletrosfera, de acordo com as regras estudadas.

10- O princípio da incerteza de Heisenberg

O princípio da incerteza, desenvolvido pelo físico alemão Werner Heisenberg, estabelece que é impossível conhecer simultaneamente a posição e a energia de uma partícula tal como o elétron. Isso porque, para se estudar uma partícula, é preciso interagir de alguma maneira com esta partícula.

Nenhum instrumento pode "sentir" ou "ver" um elétron sem influenciar intensamente o seu movimento. Se, por exemplo, construíssemos um microscópio tão poderoso, capaz de localizar um elétron, teríamos de usar uma radiação com um comprimento de onda muito menor que o da luz. (Para que um objeto diminuto possa ser visto num microscópio, o comprimento da luz utilizado deve ser menor que o diâmetro do objeto.)

Esse supermicroscópio imaginário deveria, para isso, usar raios x ou raios g. Mas a energia destas radiações é tão grande que modificaria a velocidade e, consequentemente, o momento do elétron, numa quantidade grande e incerta.

O princípio da incerteza pode ser assim interpretado: quanto mais de perto tentarmos olhar uma partícula diminuta, tanto mais difusa se torna a visão da mesma.

11- A dualidade partícula-onda do elétron

O físico francês De Broglie tentou associar a natureza dualista da luz ao comportamento do elétron. Mais tarde essa hipótese foi demonstrada experimentalmente

Portanto, hoje, admite-se que assim como a luz, o elétron tem natureza dupla (dual): ora se comporta como partícula e ora se comporta como se fosse uma onda.

De acordo com a relação de De Broglie, todas as partículas deveriam ter propriedades ondulatórias. Os objetos relativamente grandes como bolas de futebol e automóveis provavelmente têm propriedades de ondas. Porém, estes objetos têm

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massas tão grandes que seus comprimentos de onda são extremamente pequenos, e seu caráter ondulatório é desprezível.

12- As equações de onda

É possível descrever qualquer movimento ondulatório por um tipo de equação matemática chamada equação de onda . O físico austríaco Erwin Schrödinger, em 1926, escreveu uma equação de onda para descrever o elétron num átomo de hidrogênio.

Essa equação ficou conhecida como equação de Schrödinger. Segundo Schrödinger, cada solução de uma equação de onda para o elétron em um átomo de hidrogênio, chamada função de onda , corresponde a um nível quantizado de energia, e o uso desta solução possibilita a determinação das propriedades ondulatórias do elétron naquele nível.

A função de onda é representada pela letra grega Ψ (psi). Frequentemente usamos um índice para sua identificação. Assim, por exemplo, Ψ2p representa a função de onda para um elétron da subcamada 2p.

O valor de Ψ corresponde à amplitude da onda do elétron. Porém, mais importante é o valor de Ψ2 , que de acordo com a mecânica quântica, representa a probabilidade de se encontrar um elétron numa estreita região específica do espaço. Essa probabilidade é dada por unidade de volume, sendo por isso, chamada densidade de probabilidade.

13- Os orbitais atômicos

Os orbitais s - Do gráfico da densidade de probabilidade Ψ21s em função da

distância do núcleo, r, observamos que a probabilidade de se encontrar esse elétron é grande nas proximidades do núcleo e decresce com o aumento da distância ao núcleo.

A forma da curva da densidade de probabilidade para um elétron s independe da direção, isto é, a probabilidade de encontrar um elétron s diminui com a distância do núcleo, da mesma maneira, em todas as direções. Portanto, podemos dizer que a distribuição da densidade de probabilidade para um elétron s é esfericamente simétrica.

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Os orbitais p - Como dissemos anteriormente, a subcamada p tem 3 orbitais. No átomo isolado, esses três orbitais têm a mesma energia e a mesma densidade de probabilidade para o elétron. Os orbitais p têm a forma de haltere, com dois lobos separados por um nó. Eles diferem entre si pela sua orientação no espaço. Usando um sistema de coordenadas tridimensionais cartesianas podemos representar os três como: px , py e pz.

Os orbitais d - A subcamada d consistem em cinco orbitais, representados por dx , dy , dz , dx

2 - y2 e dz

2 . No átomo isolado, todos eles têm energias equivalentes.

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Os orbitais f - Os orbitais f são ainda mais complexos que os orbitais d. Eles são importantes apenas para a química dos elementos lantanóides e actinóides.

Exercícios

01- O conhecimento sobre estrutura atômica evoluiu à medida que determinados

fatos experimentais foram sendo observados, gerando a necessidade de

proposição de modelos atômicos com características que os explicassem.

Escreva as características do modelo: Dalton; Thomson; Rutherford e Bohr,

respectivamente.

02 - A existência dos átomos é justificada:

I - por experiências com microscópios eletrônicos

II - pelas leis das proporções definidas edas proporções multiplas

III - pela estrutura cristalina

(MEDICINA-Santa Casa-68)

03 - I - Os elétrons não estão distribuídos ao acaso em torno do núcleo,

mas sim em localizações determinadas como orbitais.

II - Os orbitais são designados K. L, M, N, etc, a partir do núcleo

para a periferia dos átomos.

III - Dois ou mais elétrons de "spins" contrários se localizam em

cada orbital.

04 - A configuração eletrônica correta do átomo de manganês, no estado

normal e a seguinte: Mn Z = 25

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a) ls2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2

b) ls2 2p2 2p6 3s2 3p5 3d6 4s2 d) ls2 2s2 2p6 3s2 3p4 3d7 4s2

c) ls2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d7 e ) ls2 2s2 2p6 3s3 3p4 3d8 4s

As próximas tres questões, referem-se aos átomos dos seguintes

elementos:

Elemento No. atômico No. de massa

S ......... 16 .......... 32

Ar ......... 18 .......... 39

K ......... 19 .......... 40

Ti ......... 22 .......... 48

Cu ......... 29 .......... 63

Zn ......... 30 .......... 65

05 - A configuração eletrônica dos átomos de Ti é:

a) ls2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d2

b) ls2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d4

c) ls2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p2 3d5

d) ls2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4S1, 3d3

e) ls2, 2s2, 2p6, 3s3, 3p6 , 4s2, 3dl

06 - São isoeletrônicos os íons:

a) K+ e Cu+ b) S = , Zn + + e Ti + +

c) Cu++, Zn++ e Ti++ d) Cu++ e Zn++ e) S= e K+

07 - Assinale a afirmativa verdadeira:

a) Entre os elementos dados, o argônio apresenta o maior raio

atômico porque tem todos seus níveis completos.

b) Os átomos de titânio, cobre e zinco apresentara seus elétrons

diferenciadores em orbitais "p".

c) Os átomos de argonio e potássio na relação acima tem igual

número de neutrons no núcleo.

d) Os elementos de número atômico 16, 18 e 19 tem todos os

seus elétrons diferenciadores no mesmo nível principal.

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e) Os elementos de número atômico 19, 22, 29, 30, são

elementos de transição.

08 - Considere as seguintes informações sobre os átomos A, B e C:

A e B são isótopos.

A e C são isótonos.

B e C são isóbaros.

O numero de massa de A é igual a 55.

A soma dos números de prótons de A, B e C é igual a 79.

A soma dos números de nêutrons de A, B e C é igual a 88.

Determine os números atômicos e de massa de A, B e C.

09- O íon Fe2+, que faz parte da molécula de hemoglobina e integra o sistema de

transporte de oxigênio no interior do corpo, possui 24 elétrons e número de massa

igual a 56. Qual o número atômico e o número de nêutrons desse íon?

.

10 - O átomo do elemento químico A tem número de massa 20 e é isótopo do átomo

do elemento B de número de massa 22. Este é isóbaro do átomo do elemento C que

tem número atômico 12. Sabe-se que A e C são isótonos, qual é o número atômico

do elemento químico A?

11 - A alternativa que reúne apenas espécies isoeletrônicas é:

a) 7N3–, 9F

–, 13A3+

b) 16S , 17Cl–, 19K+

c) 10Ne, 11Na, 12Mg

d) 20Ca2+, 38Sr2+, 56Ba2+

e) 17Cl–, 35Br–, 53I–

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Texto 2 1. CESAR, PAULO. Tabela Periódica. Disponível em: <http://www.profpc.com.br/Resumos.>, Acessado em: 28/06/2012 as 16:00hs. 2. ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna


TABELA PERIÓDICA

1- UMA BREVE HISTÓRIA DA TABELA PERIÓDICA À medida que os elementos químicos foram sendo descobertos, observou-se semelhanças entre as propriedades físicas e químicas em determinados grupos desses elementos. Procurava-se então uma maneira de selecionar os elementos em conjuntos de propriedades semelhantes.

A primeira classificação realmente útil surgiu em 1869 com base nos trabalhos apresentados por Lothar Meyer e, principalmente, Dmitri Mendeleyev. O grande cientista russo Mendeleyev propôs a disposição dos elementos em ordem crescente de massa atômica e colocou-os em grupos ou famílias de tal modo que cada grupo apresentasse elementos com propriedades química semelhantes. Um dos méritos desta classificação foi a previsão da existência de alguns elementos. Mendeleyev organizou sua classificação para 60 elementos existentes na época e ficavam alguns buracos, os quais seriam preenchidos com elementos descobertos posteriormente. Assim, Mendeleyev pôde prever algumas propriedades desses elementos desconhecidos.

A classificação de Mendeleyev, no entanto, apresentava alguns problemas. Por exemplo, o cobalto e o níquel ficariam em posições contrárias às atuais, se fossem colocados em ordem crescente de massa atômica. Mendeleyev inclusive afirmou que outro critério de classificação ainda iria ser criado para sanar essas falhas. Com efeito, em 1913, Moseley lançou o conceito de número atômico e a tabela de Mendeleyev foi reorganizada. Os elementos foram dispostos em ordem crescente de número atômico e então praticamente chegou-se à tabela atual.

2- A CLASSIFICAÇÃO ATUAL DOS ELEMENTOS A atual tabela periódica dos elementos é dividida em grupos e períodos. Cada coluna vertical é denominada grupo ou família e cada fila horizontal é denominada período. Os grupos são divididos em A e B. Os grupos A são enumerados de IA até VIIA, mais o grupo 0. Os elementos destes grupos são conhecidos como elementos representativos, cujo subnível de maior energia de seus átomos é s ou p. Os grupos B são enumerados de IB até VIIIB. Os elementos destes grupos são chamados elementos de transição, e o subnível de maior energia de seus átomos é d. A IUPAC, no entanto, recomenda atualmente, a numeração dos grupos em algarismos arábicos de 1 a 18, da esquerda para a direita. Os períodos são enumerados de 1 a 7 e as duas fileiras localizadas à parte da tabela são os elementos actinóides e


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lantanóides, que constituem os elementos de transição interna, cujo subnível mais energético de seus átomos é f.

O período em que um elemento está localizado indica o número de subníveis do elemento. Assim, por exemplo, o fósforo está localizado no 3o período, logo, tem 3 camadas ou níveis de energia. Nas famílias A (representativos) e nos grupos IB e IIB, o número da coluna indica o número de elétrons da camada de valência do elemento. Assim, o oxigênio, por exemplo, que está no grupo 6A, apresenta 6 elétrons na última camada.

3- AS CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS Na tabela periódica os átomos são organizados na ordem crescente de seus números atômicos. A periodicidade nas propriedades dos elementos é resultado da periodicidade nas configurações eletrônicas de seus átomos. Pode-se dizer que cada período é iniciado pela adição de um elétron a uma nova camada, mais externa, denominada camada de valência. Os elétrons da camada de valência são grandemente, embora não exclusivamente, responsáveis pela maneira dos átomos se combinarem entre si. Quando oito elétrons estão presentes na camada de valência, sua configuração é ns2 np6 e o elemento é um gás nobre. Esta é uma configuração estável e os gases nobres têm pouca tendência a reagir. A configuração ns2 np6 é chamada octeto, porque consiste em um total de oito elétrons, e a generalização desta configuração de especial estabilidade é conhecida como regra do octeto. Muitos elementos adquirem estabilidade através do octeto.

4- O RAIO ATÔMICO O raio de um átomo nos informa o seu "tamanho", isto é, o volume atômico, e não é uma coisa fácil de ser calculada. Não por dificuldades devido às técnicas experimentais, mas à interpretação dos resultados. Por exemplo, na molécula de H2, o raio covalente (distância entre os núcleos de dois átomos ligados) é de 0,074 nm (0,034 nm por átomo). No diamante, a distância de ligação entre dois átomos de carbono é de 0,154 nm (0,077 nm por átomo). No entanto, na molécula de CH4 , a distância entre um átomo de carbono e um átomo de hidrogênio, que supostamente seria dada por 0,034 nm + 0,077 nm, ou seja, 0,114 nm, é de 0,110 nm. Os métodos empregados são bem precisos e a discrepância de 0,004 nm não pode ser desprezada. Isso nos mostra que o raio efetivo do átomo não é constante. A contribuição de cada átomo na distância de ligação total depende da natureza da ligação, que por sua vez, depende, em parte, das propriedades dos átomos.

Apesar das dificuldades, é possível reunir um conjunto de dados de raios atômicos aproximados obtidos de medidas de distâncias interatômicas. Os resultados demonstram uma variação periódica dos raios atômicos em função do número atômico. O raio atômico decresce ao longo do período e abaixo dos grupos. Isso se deve ao fato de que ao longo de um período o número atômico aumenta, isto é, o núcleo contém mais prótons, o que aumenta a carga nuclear. Isso provoca um aumento na força de atração exercida sobre os elétrons, aproximando-os do núcleo. Como resultado, o raio atômico diminui.

É interessante notar que, na série dos elementos de transição, o decréscimo do raio atômico é moderado em relação à dos representativos. A estruturação da configuração eletrônica dos elementos de transição é caracterizada pelo aumento

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gradual de elétrons na segunda camada externa (n -1)d, e não na camada de valência, n. Uma vez que os elétrons são colocados entre o núcleo e a camada de valência, eles protegem parcialmente os elétrons da camada de valência da força de atração exercida pelo núcleo. Esse efeito, chamado de efeito de blindagem, reduz a carga nuclear efetiva, mantendo os elétrons de valência do átomo. Portanto, o raio atômico ao longo das séries dos elementos de transição não decresce tão rapidamente como nas dos representativos. No final da série dos elementos de transição, a subcamada (n -1)d se aproxima de sua população máxima, 10 elétrons, aumentando o efeito de blindagem; consequentemente, as repulsões inter-eletrônicas entre a camada (n -1)d e a camada de valência compensam quase completamente o aumento na carga nuclear, acarretando um menor aumento no tamanho do raio, principalmente na série dos elementos de transição interna, onde a subcamada (n -2)f, que é preenchida ao longo do período, comporta um grande número de elétrons (14, no máximo). Num mesmo grupo, o raio atômico aumenta e, nos elementos representativos, esse aumento é bastante pronunciado. A carga nuclear é crescente no grupo, e o núcleo tende a atrair mais fortemente os elétrons, porém, o número de camadas eletrônicas também é crescente. Portanto, as repulsões inter-eletrônicas compensam essa atração nuclear, aumentando o raio atômico.

5- O RAIO IÔNICO Um caso interessante que devemos denotar em relação ao raio de um átomo é a alteração no tamanho deste quando o átomo se transforma em um íon. O raio de um íon é chamado raio iônico . Quando comparamos um átomo neutro com seu íon, a carga efetiva do núcleo sobre os elétrons permanece constante, pois o número atômico não se altera. Porém, como o número de elétrons em um íon é sempre diferente do número de elétrons do átomo neutro, ocorrerá uma diferença no raio atômico decorrente dessa situação. Por exemplo, um átomo de sódio, cuja configuração é 1s2 2s2 2p6 3s1, quando perde seu elétron 3s , logicamente, perde também a terceira camada, o que leva à redução do raio. Além disso, o menor número de elétrons facilita a atração nuclear sobre a nuvem eletrônica, contribuindo para a redução do raio. Podemos generalizar que um cátion é sempre menor do que o átomo neutro que o originou.

Por outro lado, o cloro, por exemplo, cuja configuração é 1s2 2s2 2p5 , quando recebe um elétron, aumenta seu número de elétrons e, consequentemente, as repulsões inter-eletrônicas na sua camada 2p . Isso contribui para uma expansão da nuvem eletrônica, que aumenta o raio iônico. Portanto, um ânion é sempre maior do que o átomo neutro que o originou. É importante ressaltar que só se deve fazer comparações entre íons isoeletrônicos ou entre um íon e seu átomo neutro. Outras comparações não teriam sentido.

6- RAIO COVALENTE E RAIO DE VAN DER WAALS Além do raio atômico e do raio iônico, podemos ainda falar em raio covalente e raio de Van der Waals. O raio atômico corresponde ao raio do átomo em seu estado neutro, ou seja, sem se combinar; o raio iônico corresponde ao raio de um íon, ou seja, do átomo que forma uma ligação iônica; logicamente, o raio covalente, corresponde ao raio de um átomo que forma uma ligação covalente. O raio covalente é menor que o raio iônico, devido ao fato de o átomo não receber elétrons,

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mas compartilhar, fazendo com que a expansão da nuvem eletrônica seja menos intensa, já que o elétron não pertence somente a um átomo.

Para exemplificar o conceito de raio de Van der Waals vamos imaginar uma substância diatômica no estado sólido. Nesse estado as moléculas "encostam-se" umas às outras. Podemos esquematizar as moléculas desenhando átomos com raios aparentes. Então tem-se a impressão de que uma molécula está distanciada uma da outra.

Veja que o raio de Van der Waals, portanto, corresponde à metade da distância entre os núcleos de dois átomos da substância que se encostam e pertencem a moléculas diferentes. Trata-se de uma distância intermolecular.

7- A ENERGIA DE IONIZAÇÃO Quando um átomo isolado, em seu estado fundamental, absorve energia, o elétron pode se transferir de um nível energético quantizado para outro. Se a energia fornecida for suficiente, o elétron pode ser completamente removido do átomo, originando um íon positivo (cátion). O elétron mais facilmente removível é aquele que possui maior energia (último a ser distribuído segundo as regras de Hund), e está menos atraído pelo núcleo. A energia de ionização é a energia mínima necessária para remover um elétron de um átomo isolado, no seu estado fundamental. Uma vez que um átomo isolado está livre da influência de átomos vizinhos, o termo implica um átomo no estado gasoso. No caso de íons com mais de um elétron removível dizemos que a energia necessária para remover o primeiro elétron é a primeira energia de ionização. Para o segundo elétron, a segunda energia de ionização, e assim por diante. A energia de ionização geralmente é dada em kJ / mol (quilojoules por mol). A energia de ionização também é uma propriedade periódica, e varia com o número atômico. Em geral, quanto maior a carga nuclear do elemento, maior a atração dos elétrons pelo núcleo, e mais difícil é a sua ionização. Portanto, a energia de ionização tende a aumentar através do período. Contudo, existem casos que fogem a essa regra. O boro, por exemplo, tem energia de ionização menor do que a do berílio. O mesmo vale para o oxigênio comparado com o nitrogênio. Estas irregularidades podem ser explicadas da seguinte maneira: no boro, o elétron a ser removido está no orbital 2p, enquanto que no berílio está no orbital 2s. Um elétron 2s está mais firmemente preso ao núcleo do que um elétron 2p, o que conduz à menor energia de ionização do boro, mesmo com maior carga nuclear. Além disso, os elétrons 2s do boro podem blindar parte dessa carga do seu elétron 2p. No caso do oxigênio, a primeira energia de ionização é mais baixa do que o

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esperado, porque o elétron é removido de um orbital 2p que contém um segundo elétron. Dois elétrons ocupando um mesmo orbital repelem-se com maior intensidade do que se estivessem em orbitais diferentes. A repulsão inter-eletrônica facilita a remoção do elétron. No átomo de nitrogênio não há tal repulsão. Irregularidades análogas às encontradas no boro e no oxigênio são igualmente explicáveis nos demais períodos sucessivos.

8- A AFINIDADE ELETRÔNICA Um átomo pode receber um elétron, tornando-se um íon negativo (ânion). Esse processo é normalmente acompanhado por uma liberação de energia e tal energia mede o quão fortemente o elétron se liga ao átomo. A afinidade eletrônica de um átomo é definida como a quantidade de energia envolvida no processo em que um átomo isolado gasoso, no seu estado fundamental, recebe um elétron, formando um ânion. Como a energia é liberada, a quantidade de energia para o processo é negativa (das convenções termoquímicas). Portanto, quanto mais negativo for o valor da afinidade eletrônica, maior é a tendência do átomo receber o elétron. Isso, porém, não impede que alguns elementos tenham afinidade eletrônica positiva, o que indica uma baixíssima tendência a receber elétrons. É o caso do berílio e do magnésio.

As afinidades eletrônicas, em geral, têm valores menos negativos ao longo de um grupo (descendo), porque a camada de valência está progressivamente mais distante do núcleo, e a blindagem da camada interna é efetiva na compensação do aumento da carga nuclear. Como a energia de ionização, a afinidade eletrônica também é expressa em kJ / mol.

9- A ELETRONEGATIVIDADE Numa ligação covalente, o par eletrônico é compartilhado entre dois átomos. Isto significa que o par é atraído simultaneamente para o núcleo de ambos os átomos, resultando numa competição pelos elétrons. Esta atração é medida por uma quantidade chamada eletronegatividade, que é definida como a tendência relativa de um átomo em atrair o par de elétrons da ligação. A eletronegatividade tende a crescer da esquerda para a direita através de um período na tabela periódica devido ao aumento da carga nuclear. Essa tendência é geralmente uniforme entre os elementos representativos. Através de uma série de transição, a eletronegatividade apresenta algumas irregularidades no crescimento da esquerda para a direita, resultantes da variação na efetividade do efeito de blindagem. Indo para baixo num grupo, a eletronegatividade decresce à medida que a camada de valência se torna mais afastada do núcleo e à medida que o efeito de blindagem compensa amplamente o aumento da carga nuclear. Assim, os elementos com maior eletronegatividade são os ametais à direita, particularmente os da parte superior diretia da tabela periódica. Os elementos com as mais baixas eletronegatividades são os metais, particularmente os que se encontram na parte inferior esquerda da tabela periódica.

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Veja abaixo um esquema geral da variação das propriedades periódicas na tabela:

EXERCICOS 1. Escreva o nome dos semi-metais, não-metais e gases nobres.

2. Como se distingue um elemento de transição interna de um de transição externa?

Exemplifique.

3. Quantos elementos tem cada período? Quantas colunas tem a tabela periódica de

forma longa? Qual o grupo que abrange 3 colunas? Como são divididos os grupos

da tabela periódica? Como é numerada cada coluna?

4. Como determinar em que período se encontra um elemento quando conhecemos

a distribuição eletrônica?

5. Através dos níveis de maior energia encontre a que período pertencem os

seguintes elementos: a) N=7 b) P=6 c) P=9 Q=2 d) N=8 O=2 e) N=6

6. Conhecendo o elétron de maior energia identifique a posição destes elementos na

tabela: a) 5p5 b) 3d2 c) 4d7d) 3d9 e) 5s1 f) 6s2 g) 6p6 h) 7s1 i) 6d2 j) 5f13

7. Como são chamados os elementos que não são de transição?

8. Como variam os raios atômicos num mesmo grupo? E no mesmo período? Quem

tem maior raio atômico: Rb ou Br? Ca e Ba?

9. O que é o potencial de ionização? Como varia num mesmo grupo? E no mesmo

período? Quem tem maior potencial de ionização: Sr ou Sb? F ou I?

10. O que é eletroafinidade? Como varia num mesmo grupo? E no mesmo período?

Quem tem maior eletroafinidade: K ou Br? Be ou Ba?

11. Segundo a afirmação: “Os íons quando comparados com seus respectivos

átomos possuem tamanhos menores”. Explique os fatores que determinam esta

tendência observada nos elementos dos blocos s e p.

12. Qual a diferença entre eletronegatividade e afinidade eletrônica?

13. Quais os fatores que influenciam a energia de ionização?

Por que as energias de ionização dos metais alcalinos estão nesta ordem Li > Na >

K > Rb?

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14. Selecione (e explique) a melhor escolha em cada uma das seguintes opções:

Maior energia de ionização: Ca ou Sr.

Maior afinidade eletrônica: C ou N.

Elemento mais eletropositivo: Li ou Mg.

Elemento mais eletronegativo: I ou Br.

Menor energia de ionização: Rb ou I.

Maior raio atômico: K ou Ba.

Menor raio atômico: K ou Bi.

Maior energia de ionização: O ou N

15. As energias de ionização para Cl-, Cl e Cl+ são 343, 1250 e 2300 KJ mol-1,

respectivamente. Explique este tendência.

16.Por que a segunda energia de ionização de qualquer átomo é maior do que a

primeira?

17. As seguintes partículas são isoeletrônicas, isto é, possuem a mesma

configuração eletrônica. Coloque-as em ordem decrescente de raios: Ne, F-, Na+, O2-

, Mg2+.

18.As energias de ionização geralmente crescem da esquerda para a direita na

Tabela periódica. A energia de ionização do oxigênio, entretanto, é menor do que do

nitrogênio. Explique essa anomalia.

19.O Tálio é o mais pesado dos elementos do grupo 13. O alumínio é também um

membro desse grupo e sua química é denominada pelo estado de oxidação +3. O

Tálio, porém, é encontrado mais usualmente no estado de oxidação +1. Examine

essa diferença relacionando a primeira, segunda e terceira energias de ionização

com seus números atômicos.

20. As configurações de estado fundamental do Cr (Z=24) e do Cu (Z=29) não são

previstas pelo princípio da construção. Forneça as configurações eletrônicas e

explique por que ocorrem essas diferenças.

21. A primeira, segunda e terceira energias de ionização do Boro são 8,3, 25,15 e

37,29 eV. Sugira uma explicação para a variação entre esses valores.

22.Como você explica a diferença entre as Energias de ionização entre Be e B?

23Por que a primeira energia de ionização do Mg é maior do que a do Na, e também

maior do que a do Al?

24. Explique por que a primeira energia de ionização diminui consideravelmente ao

se passar do Na para o K e do Mg para o Ca, mas não do Al para o Ga.

25. Qual a relação entre tamanho dos átomos e sua energias de ionização.

26.Como varia o tamanho dos átomos da esquerda para a direita num período e de

cima para baixo num grupo da tabela periódica? Quais as razões dessas variações?

27.Explique por que a variação do raio atômico (grupos) nos elementos de transição

não acontece um significativo aumento de raio.

28.Defina afinidade eletrônica.

29.Explique de uma forma geral a variação de afinidade eletrônica na Tabela

Periódica. Sugira explicações plausíveis para a diferença de afinidade eletrônica

entre o F e Cl.

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Textos 3

1.CESAR, PAULO. Ligações Químicas. disponível em: <http://www.profpc.com.br/Resumos.>, Acessado em: 28/06/2012 as 16:00hs. 2. ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna




Ligações Químicas

1- Teoria do octeto

Na natureza, todos os sistemas tendem a adquirir a maior estabilidade possível. Os átomos ligam-se uns aos outros para aumentar a sua estabilidade. Os gases nobres são as únicas substâncias formadas por átomos isolados. Conclusão: os átomos dos gases nobres são os únicos estáveis.

Os átomos dos gases nobres são os únicos que possuem a camada da valência completa, isto é, com oito elétrons (ou dois, no caso da camada K). Conclusão: a saturação da camada da valência com oito elétrons (ou dois, no caso da camada K) aumenta a estabilidade do átomo.

A configuração eletrônica com a camada da valência completa é chamada configuração estável. Os átomos dos gases nobres são os únicos que já têm a camada da valência completa.

Teoria do octeto - Os átomos dos elementos ligam-se uns aos outros na tentativa de completar a camada da valência de seus átomos. Isso pode ser conseguido de diversas maneiras, dando origem a diversos tipos de ligações químicas.

2- Ligações químicas

Ligação iônica ou eletrovalente é a atração eletrostática entre íons de cargas opostas num retículo cristalino. Esses íons formam-se pela transferência de elétrons dos átomos de um elemento para os átomos de outro elemento. Para se formar uma ligação iônica, é necessário que os átomos de um dos elementos tenham tendência a ceder elétrons e os átomos do outro elemento tenham tendência a receber elétrons.

Quando os átomos de dois elementos A e B têm ambos tendência a ceder ou a receber elétrons, não pode se formar uma ligação iônica entre eles. Os átomos com tendência a ceder elétrons apresentam um, dois ou três elétrons na camada da valência; são todos átomos de metais, com exceção dos átomos de H e He. Os átomos com tendência a receber elétrons apresentam quatro, cinco, seis e sete elétrons na camada da valência; são os átomos dos não-metais e do H.


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Uma ligação iônica forma-se entre um metal e um não-metal ou entre um metal e o H. Os elétrons são transferidos dos átomos dos metais para os dos não-metais ou do H. Os átomos dos metais, cedendo elétrons, transformam-se em íons positivos ou cátions, e os átomos dos não-metais ou do H, recebendo elétrons, transformam-se em íons negativos ou ânions.

Todo ânion monoatômico tem configuração estável, semelhante à de um gás nobre, porque, na formação do ânion, o átomo recebe exatamente o número de elétrons que falta para ser atingida a configuração estável.

Nem todo cátion monoatômico tem configuração estável. O átomo, ao ceder os elétrons de sua camada da valência , nem sempre fica com configuração estável. Os cátions dos metais alcalinos e alcalino-terrosos, bem como o cátion de alumínio, têm configurações estáveis. Os cátions dos metais de transição não têm, em sua maioria, configuração estável.

Valência é o poder de combinação dos elementos. O conceito de valência foi criado por Berzelius, em 1820.

Eletrovalência é a valência do elemento na forma iônica. É igual à carga do seu íon monoatômico.

Ligação covalente é um par de elétrons compartilhado por dois átomos, sendo um elétron de cada átomo participante da ligação.

Ligação dativa ou coordenada é um par de elétrons compartilhado por dois átomos, no qual os dois elétrons são fornecidos apenas por um dos átomos participantes da ligação. Forma-se quando um dos átomos já tem o seu octeto completo e o outro ainda não.

Ligação metálica é constituída pelos elétrons livres que ficam entre os cátions dos metais (modelo do gás eletrônico ou do mar de elétrons). Os metais são constituídos por seus cátions mergulhados em um mar de elétrons. A ligação metálica explica a condutividade elétrica, a maleabilidade, a ductilidade e outras propriedades dos metais.

Eletronegatividade de um elemento é uma medida da sua capacidade de atrair os elétrons das ligações covalentes das quais ele participa. Quanto maior for a capacidade de um átomo de atrair os elétrons das ligações covalentes das quais ele participa, maior será a sua eletronegatividade.

Ligação covalente polar é aquela que constitui um dipolo elétrico. Forma-se quando as eletronegatividades dos elementos ligados são diferentes.

Ligação covalente apolar é aquela que não constitui dipolo elétrico. Neste caso, as eletronegatividades dos átomos ligados são iguais.

3- Tipos de substâncias

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Substância iônica ou eletrovalente é toda substância que apresenta pelo menos uma ligação iônica. Mesmo as substâncias que apresentam ligações iônicas e covalentes são classificadas como iônicas.

Substância molecular apresenta somente ligações covalentes e é formada por moléculas discretas.

Substância covalente apresenta somente ligações covalentes e é formada por macromoléculas.

Propriedade das substâncias iônicas

Alto ponto de fusão (PF) e ponto de ebulição (PE).

Sólidas à temperatura ambiente.

Conduzem a corrente elétrica no estado fundido e não no estado sólido.

Cristais duros e quebradiços.

As substâncias moleculares não apresentam as propriedades acima. As substâncias covalentes, ao contrário das moleculares, têm PF e PE altíssimos (analogia com as iônicas).

4- Fórmulas eletrônicas e estruturais

Estruturas de Lewis ou fórmulas eletrônicas são representações dos pares de elétrons das ligações covalentes entre todos os átomos da molécula, bem como dos elétrons das camadas da valência que não participam das ligações covalentes.

Estruturas de Couper ou fórmulas estruturais planas são representações, por traços de união, de todas as ligações covalentes entre todos os átomos da molécula.

Simples ligação é uma ligação covalente entre dois átomos (A - B). Ligação dupla são duas ligações covalentes entre dois átomos (A = B). Ligação tripla são três ligações covalentes entre dois átomos (A º B).

5- Número de oxidação

Número de oxidação (nox) é um número associado à carga de um elemento numa molécula ou num íon. O nox de um elemento sob forma de um íon monoatômico é igual à carga desse íon, portanto é igual à eletrovalência do elemento nesse íon. O nox de um elemento numa molécula e num íon composto é a carga que teria o átomo desse elemento supondo que os elétrons das ligações covalentes e dativas se transferissem totalmente do átomo menos eletronegativo para o mais eletronegativo, como se fosse uma ligação iônica.

Elementos com nox fixo em seus compostos

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metais alcalinos (+1)

metais alcalino-terroso (+2)

alumínio (+3)

prata (+1)

zinco (+2)

O oxigênio é o mais eletronegativo de todos os elementos, exceto o flúor. O oxigênio tem nox negativo em todos os seus compostos, exceto quando ligado ao flúor. Na grande maioria de seus compostos, o oxigênio tem nox = -2. Nos peróxidos (grupo -O-O-) o oxigênio tem nox = -1.

O hidrogênio é menos eletronegativo que todos os não-metais e semimetais; por isso, quando ligado a esses elementos, tem nox positivo e sempre igual a +1. O hidrogênio é mais eletronegativo que os metais; por isso, quando ligado a esses elementos, tem nox negativo e sempre igual a -1.

A soma dos nox de todos os átomos de:

uma molécula é igual a zero. um íon composto é igual à carga do íon.

O nox de qualquer elemento sob forma de substância simples é igual a zero.

O nox máximo de um elemento é igual ao número do grupo onde está o elemento na Tabela Periódica, com exceção dos elementos do Grupo VIIIB. O nox mínimo é igual a (número do grupo - 8),no caso de o elemento ser um não-metal ou um semimetal.

Nox e valência - O nox de um elemento na forma de um íon monoatômico é igual à sua eletrovalência. O nox de um elemento na forma de molécula ou de íon composto não é obrigatoriamente igual à sua valência. A valência, nesses casos, é dada pelo número de ligações covalentes e dativas. Cada ligação covalente conta como uma unidade de valência, e cada ligação dativa, como duas unidades de valência.

Ligação covalente pelo modelo do orbital molecular

1- Orbital molecular

Orbital molecular é a região de máxima probabilidade de se encontrar o par de elétrons compartilhado da ligação covalente.

Orbital molecular sigma ou ligação sigma resulta da interpenetração, num mesmo eixo, de dois orbitais atômicos semicheios, um de cada átomo de ligação, com elétrons de spins opostos.

Orbital molecular pi ou ligação pi resulta da interpenetração em paralelo de dois orbitais atômicos semicheios, um de cada átomo da ligação, com elétrons de spins opostos.

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Uma ligação simples (A - B) é sempre sigma. Uma ligação dupla (A = B) é sempre uma ligação sigma e outra pi. Uma ligação tripla (A → B) é sempre uma ligação sigma e duas ligações pi.

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GEOMETRIA MOLECULAR

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Polaridade das moléculas - ligações intermoleculares

1- Ligação covalente e polaridade

Ligação covalente apolar - Os átomos ligados têm igual eletronegatividade. Ligação covalente polar - Os átomos ligados têm diferente eletronegatividade. A toda ligação covalente polar está associado um vetor polarização, orientado da

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carga positiva para a negativa. Ligação covalente polar - Ligação intermediária entre a ligação covalente apolar e a ligação iônica.

2- Polaridade das moléculas

Molécula apolar - A soma vetorial dos vetores polarização associados a todas as ligações covalentes polares da molécula é nula. Molécula polar - A soma vetorial dos vetores polarização associados a todas as ligações covalentes polares na molécula é diferente de zero.

3- Polaridade e solubilidade

Polaridade e solubilidade: "O semelhante dissolve o semelhante."

Substância polar dissolve substância polar e não dissolve ou dissolve pouca quantidade de substância apolar. Substância apolar dissolve substância apolar e não dissolve ou dissolve pouca quantidade de substância polar.

4- Ligações intermoleculares

Ligações intermoleculares podem ser classificadas em:

A) Ligações de van der Waals, ou forças de van der Waals:

I - atração dipolo induzido: dipolo induzido ou forças de dispersão de London II - atração dipolo permanente: dipolo permanente

B) Ponte de hidrogênio ou ligação de hidrogênio

Substâncias apolares estabelecem somente ligações intermoleculares I. Substâncias polares sem ligações H - F, O - H e N - H estabelecem ligações intermoleculares I e II. Substâncias polares com ligações H - F, O - H e N - H estabelecem ligações intermoleculares Pontes de Hidrogênio.

Quanto maior for o tamanho da molécula, mais fortes serão as forças de dispersão de London. Quanto mais fortes forem as ligações intermoleculares, mais elevada será a temperatura de ebulição.

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Exercícios

1. Desenhe a estrutura de Lewis para cada um dos seguintes íons ou moléculas e determine seu arranjo, sua geometria molecular e polaridade: a) H3O

+, b) SCN-, c) CS2, d) BrO3

-, e) SeF4, f) ICl4-, g) N2O, h) SO3, i) PCl3, j) NH2Cl, k) BrF5, l) KrF2.

2.Indique a hibridização e os ângulos de ligação associados com cada um dos seguintes arranjos: a) linear; b) tetraédrico; c) trigonal plano; d) octaédrico; e) bipirâmide trigonal 2. Os átomos de nitrogênio em N2 participam da ligação múltipla, enquanto na hidrazina, N2H4, eles não participam. Como você pode explicar essa observação considerando a hibridização nos átomos de nitrogênio nas duas moléculas. 3. a) Qual é a diferença entre uma ligação π localizada e uma deslocalizada? b) Como você pode determinar se uma molécula ou um íon exibirá uma ligação π deslocalizada? c) A ligação π em NO2

- é localizada ou deslocalizada? 4. O que significa o termo paramagnetismo? Como se pode determinar experimentalmente se uma substância é paramagnética?

Para a resolução dos exercícios de 05 a 18 são dadas as informações seguintes. Oxidação — É a perda de elétrons ou aumento do Nox numa reação. Redução — É o ganho de elétrons ou diminuição do Nox numa reação. Agente oxidante ou simplesmente oxidante — É a substância que sofre a redução, ou seja, que recebe elétrons. Agente redutor ou simplesmente redutor — É a substância que sofre a oxidação, ou seja, que perde elétrons. 05. Na reação segundo a equação

a) Qual o elemento que sofre oxidação? b) Qual o elemento que sofre redução? c) Qual o (agente) oxidante? d) Qual o (agente) redutor?

06. Na reação segundo a equação:

a) Qual o elemento que se oxida? b) Qual o elemento que se reduz? c) Qual o oxidante? d) Qual o redutor?

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07. Na reação segundo a equação:

a) Qual o elemento que se oxida? b) Qual o elemento que se reduz? c) Qual a substância que se oxida? d) Qual a substância que se reduz? e) Qual o oxidante? f) Qual o redutor?

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Textos 4

CESAR, PAULO. Funções Inorgânicas. Disponível em:

<http://www.profpc.com.br/Resumos.>, Acessado em: 28/06/2012 as 16:00hs

Funções Inorgânicas

Como vimos, propriedades funcionais são propriedades comuns a determinados grupos de matérias, identificadas pela função que desempenham, denominadas de funções químicas.

As funções químicas são um conjunto de substâncias com propriedades químicas semelhantes, que podem ser divididas em orgânicas e inorgânicas.

Funções orgânicas à são aquelas constituídas pelo elemento carbono, estudada pela química orgânica. A química orgânica estuda os compostos que contém carbono e a propriedade típica do carbono é a formação de cadeias. É chamada de orgânica porque inicialmente os cientistas pensavam que eles só podiam ser encontrados nos seres vivos ou fósseis. Hoje um grande número de compostos de carbono pode ser produzido em laboratório para utilização na indústria. Certos medicamentos, plásticos e pesticidas, por exemplo, são substâncias orgânicas sintéticas.

Existem algumas substâncias que possuem átomo de carbono, mas que fogem a este critério de classificação, por possuírem propriedades de compostos inorgânicos, dentre as quais destacam-se: CO (monóxido de carbono), CO2 (dióxido de carbono), KCN (cianeto de potássio), CaCO3 (carbonato de cálcio), Na2CO3 (carbonato de sódio), H2CO3 (ácido carbônico), entre outros.

Funções inorgânicas à são aquelas constituídas por todos os demais elementos químicos que constituem os ácidos, bases, sais e óxidos, estudados pela química inorgânica. A química mineral ou inorgânica abrange o estudo dos metalóides e dos metais e das combinações químicas, tem composição qualitativa, que varia muito de um para outro elemento.

As principais funções químicas inorgânicas – ácidos, bases, sais e óxidos – são encontradas em nosso cotidiano e também em nosso organismo. Por exemplo: o ácido clorídrico é um dos constituintes do suco gástrico, encontrado no estômago; a soda cáustica é constituinte de produto de uso doméstico para desentupir pias e utilizado para fabricar o sabão; o sal de cozinha é constituído pelo cloreto de sódio e a cal viva, utilizado na construção civil e também na culinária, é constituída pelo óxido de cálcio.

Para definir estas substâncias existem vários critérios de classificação. Nós utilizaremos os critérios da condutividade elétrica segundo Arrhenius e o teste com indicadores ácido-base para caracterizar semelhança nas propriedades químicas dessas substâncias.


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ÁCIDOS

Ácidos no cotidiano: ácido acético - vinagre, ácido cítrico - frutas cítricas.

Introdução

Desde os tempos dos alquimistas, observou-se que certas substâncias apresentavam comportamentos peculiares quando dissolvidos na água. Entre tais propriedades destacavam-se:

o sabor azedo facilmente identificado em frutas cítricas, como limão, laranja e maçã (a palavra ácido é proveniente do latim acidus - azedo, picante);

formar soluções aquosas condutoras de eletricidade; provocar efervescência, quando em contato com o calcário; produzir mudança de cor nos indicadores ácido-base.

Essas substâncias foram denominadas ácidos.

Os ácidos estão presentes em nosso dia-a-dia, como por exemplo: a laranja, o limão e as demais frutas cítricas contém ácido cítrico, a bateria de um automóvel contém ácido sulfúrico, o vinagre contém ácido acético, o ácido clorídrico é constituinte do suco gástrico no estômago, o ácido nítrico é utilizado para produzir explosivos como o TNT.

De um modo geral os ácidos são tóxicos e corrosivos, portanto deve-se evitar contato com a pele, ingeri-los ou respirá-los.

Definição Segundo Arrhenius

Ácido é todo composto molecular que, em solução aquosa, se ioniza, produzindo exclusivamente como cátion o H3O

+ (hidroxônio).

HCl + H2O H3O+ + Cl–

HCN + H2O H3O+ + CN–

No entanto, o cátion Hidroxônio (H3O+) pode ser representado por H+:

HCl H+ + Cl–

HCN H+ + CN–

Classificação dos Ácidos

Quanto à natureza do ácido

Orgânicos - são compostos que contêm em sua estrutura o grupamento carboxila, composto por um átomo de carbono ligado a um átomo de oxigênio por ligação dupla e a um grupo de hidroxila, por ligação simples:

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carboxila

O grupo carboxila também pode ser representado apenas por:

-COOH

O hidrogênio ligado ao átomo de oxigênio do grupo carboxila é considerado o hidrogênio ionizável do ácido, desta forma na sua ionização, teremos:

-COOH → H+ + -COO

-

Entre os milhares de ácidos orgânicos conhecidos, alguns são de enorme importância para o homem, como por exemplo:

COOH à ácido fórmico (proveniente das formigas)

CH3COOH à ácido acético (extraído no vinagre, acetum – azedo)

Inorgânicos ou minerais - são de origem mineral e dividem-se em hidrácidos e oxiácidos.

Ex.: HCl, HF, HCN, H2SO4, H3PO4, et

Quanto à presença de oxigênio na molécula

Hidrácidos – não possuem oxigênio

Exemplos: HCl, HCN, HF, HI, HBr, H2S, etc.

Oxiácidos – possuem oxigênio

Exemplos: HNO3 , HClO3 , H2SO4, H3PO4, etc.

Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis

Monoácidos (ou monopróticos) – apresentam um hidrogênio ionizável.

Exemplos: HCl, HBr, HNO3 , H3PO2 (exceção).

Diácidos (ou dipróticos) – apresentam dois hidrogênios ionizáveis.

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Exemplos: H2S, H2SO4 , H3PO3 (exceção).

Triácidos – apresentam três hidrogênios ionizáveis.

Exemplos: H3PO4 , H3BO3.

Tetrácidos – apresentam quatro hidrogênios ionizáveis.

Exemplos: H4SiO4 , H4P2O7.

Quanto ao número de elementos químicos

Binário – dois elementos químicos diferentes.

Exemplos: HCl, H2S, HBr.

Ternário – três elementos químicos diferentes.

Exemplos: HCN, HNO3 , H2SO4 .

Quaternário – quatro elementos químicos diferentes.

Exemplos: HCNO, HSCN

Quanto à volatilidade (ponto de ebulição)

Observação: Por quê se deixarmos um recipiente aberto contendo éter, em pouco tempo, observa-se que o éter desaparecerá?

O éter é um líquido que possui baixo ponto de ebulição e evapora com facilidade à temperatura ambiente. Dizemos neste caso que o éter é uma substância volátil.

Um outro exemplo comum ocorre com o vinagre, o qual possui um odor bastante pronunciado devido à volatilidade do ácido acético, seu principal constituinte.

Ácidos voláteis - ácidos com baixo ponto de ebulição (PE).

Ex.: todos os hidrácidos (HCl, HF, HI, HBr, HCN, H2S), HNO3, HCOOH e CH3COOH.

Ácidos fixos - ácidos com elevado ponto de ebulição (PE).

Ex.: H2SO4 (PE = 340ºC), H3PO4 (PE = 213ºC) e H3BO3 (PE = 185ºC).

Quanto ao grau de ionização (força de um ácido)

Ácidos fortes: possuem α > 50%

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Ácidos moderados: 5% α 50%

Ácidos fracos: α < 5%

Regra Prática para Determinação da Força de um Ácido

I. Hidrácidos

Ácidos fortes: HI > HBr > HCl.

Ácido moderado: HF.

Ácidos fracos: demais.

II. Oxiácidos

Sendo HxEzOy a fórmula de um ácido de um elemento E qualquer, temos

em que:

se:

m = 3 ácido muito forte

Exemplos: HClO4 , HMnO4...

m = 2 ácido forte

Exemplos: HNO3 , H2SO4...

m = 1 ácido moderado

Exemplos: H3PO4 , H2SO3 , H3PO3(2 H+), H3PO2(1 H+)

m = 0 ácido fraco

Exemplos: HClO, H3BO3

Observação

1º) O ácido carbônico (H2CO3) é uma exceção, pois é um ácido fraco (α = 0,18%), embora o valor de m = 1

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2º) Todos os ácidos carboxílicos são fracos.

Fórmula Estrutural

I. Hidrácidos ( HxE )

Cada hidrogênio está ligado ao elemento por um traço (–) que representa a ligação covalente.

Exemplos

II. Oxiácidos (HxEzOy )

Para escrever a fórmula estrutural dos oxiácidos, devemos proceder da seguinte maneira:

1) escrever o elemento central;

2) ligar o elemento central a tantos grupos – OH quantos forem os hidrogênios ionizáveis;

3) ligar o elemento central aos oxigênios restantes através de uma dupla ligação ou por ligação dativa

Exemplos

Observação

Duas exceções importantes, por apresentarem hidrogênios não-ionizáveis, são:

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Formulação e Nomenclatura

I. Formulação

O ácido é formado pelo cátion H+ e ânion qualquer (Ax-). Portanto, podemos representar sua fórmula da seguinte maneira:

H+A

x- HxA

II. Nomenclatura

O nome de um ácido é feito basicamente da seguinte forma:

1o) a palavra ácido; 2o) nome do elemento; 3o) terminação ídrico, ico ou oso

Hidrácidos (HxE)

Exemplos

HCl ácido clorídrico HBr ácido bromídrico HCN ácido cianídrico H2S ácido sulfídrico HI ácido iodídrico

Oxiácidos (HxEzOy)

Neste caso, como o mesmo elemento pode formar vários oxiácidos, estabelecemos um oxiácido padrão a partir do qual daremos nomes aos demais.

• Oxiácido padrão

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ácido nome de E ico

Regra geral para elementos que formam 2 ou mais oxiácidos:

Como vemos na tabela acima, todo oxiácido padrão tem terminação ico. Se tivermos um ácido com:

a) um oxigênio a mais que o padrão, acrescentamos o prefixo per;

b) um oxigênio a menos que o padrão, a terminação muda para oso;

c) dois oxigênios a menos que o padrão, a terminação continua oso e acrescentamos o prefixo hipo.

Resumindo temos:

Aplicando esta regra, ficamos com:

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Regra quando varia o grau de hidratação

Resumindo temos:

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Exemplos

Ionização dos Ácidos

A ionização de um ácido, como já vimos anteriormente, na própria definição de ácido de Arrhenius, é a reação do ácido com a molécula de água, produzindo o cátion H3O

+. Se um ácido possui dois ou mais hidrogênios ionizáveis (poliácido), a ionização ocorre em etapas.

Exemplos

a)

b)

c)

d)

e)

Nomenclatura dos Ânions

Podemos considerar que os ânions são provenientes dos ácidos, assim temos:

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HF = ácido fluorídrico → F- = fluoreto

HCl = ácido clorídrico → Cl- = ânion cloreto

HBr = ácido bromídrico → Br- = ânion brometo

HI = ácido iodídrico → I- = ânion iodeto

HCN = ácido cianídrico → CN- = ânion cianeto

HNO3 = ácido nítrico → NO3- = ânion nitrato

HNO2 = ácido nitroso → NO2- = ânion nitrito

HClO3 = ácido clórico → ClO3- = ânion clorato

HClO4 = ácido perclórico → ClO4- = ânion perclorato

HClO2 = ácido cloroso → ClO2- = ânion clorito

HClO = ácido hipocloroso → ClO- = ânion hipoclorito

CH3COOH = ácido acético → CH3COO- = ânion acetato

HIDROGENO ÂNIONS

São ânions que possuem um ou mais hidrogênios ionizáveis em sua fórmula. Sua nomenclatura segue a seguinte regra:

Mono, di ou tri (nº de H ionizáveis) + hidrogeno + nome do ânion normal

Ou ainda:

Nome do ânion normal + mono, di ou tri (nº de H ionizáveis) + ácido

Observações:

1º) A colocação do prefixo mono é opcional;

2º) Os hidrogeno ânions provenientes de diácidos, o nome pode ser formado acrescentando-se o prefixo BI.

Exemplo 1:

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H2S → H+ + HS

-

HS- → H

+ + S

2-

Desta forma, teremos:

H2S HS- S2-

Ácido sulfídrico (Mono)Hidrogeno sulfeto

Sulfeto (mono)ácido

Bissulfeto

Sulfeto

Exemplo 2:

H2SO4 → H+ + HSO4

-

HSO4- → H

+ + SO4

2-


H2SO4 HSO4- SO4

2-

Ácido sulfúrico (Mono)Hidrogeno sulfato

Sulfato (mono)ácido

Bissulfato

Sulfato

Exemplo 3:

H3PO4 → H+ + H2PO4

-

H2PO4- → H

+ + HPO4

2-

HPO42-

→ H+ + PO4

3-


H3PO4 H2PO4- HPO4

2- (*) PO43-

Ácido Fosfórico Di-hidrogeno fosfato

Fosfato diácido

(Mono)Hidrogeno fosfato

Fosfato (mono)ácido

Fosfato

(*) Observe que para o hidrogeno fosfato não foi utilizado o prefixo BI, pois o ânion é proveniente de um triácido.

Exemplo 4:

H2CO3 → H+ + HCO3

-

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HCO3- → H

+ + CO3

2-


H2CO3 HCO3- CO3

2-

Ácido carbônico (Mono)Hidrogeno carbonato

Carbonato (mono)ácido

Bicarbonato

Carbonato

Apesar de esses ânions apresentarem hidrogênios, estes não são ionizáveis

APLICAÇÕES DOS PRINCIPAIS ÁCIDOS DO COTIDIANO

Ácido clorídrico (HCl)

O ácido impuro (técnico) é vendido no comércio com o nome de ácido muriático;

É encontrado no suco gástrico, produzido pelas células parietais, responsável pela acidez estomacal;

É um reagente muito usado na indústria e no laboratório;

É usado na limpeza de pisos após a caiação das paredes (cal hidratada Ca(OH)2) , para remover os respingos de cal;

HCl(aq) + Ca(OH)2(s) → CaCl2(aq) + 2 H2O

É usado na limpeza de superfícies metálicas antes da soldagem dos respectivos metais.

Ácido fluorídrico (HF)

Tem a particularidade de corroer o vidro, devendo ser guardado em frascos de plástico, por esta razão é usado para fazer gravações sobre o vidro.

Vidro de um automóvel com gravação do número do chassi feita com HF

Ácido cianídrico (HCN)

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· O HCN é o gás de ação venenosa mais rápida que se conhece: uma concentração de 0,3 mg por litro de ar é imediatamente mortal;

· É o gás usado nos estados americanos do Norte que adotam a pena de morte por câmara de gás;

· A primeira vítima do HCN foi seu descobridor, Carl Wihelm Scheele, que morreu ao deixar cair um vidro contendo solução de HCN.

Ácido sulfídrico (H2S)

· O H2S é um gás incolor, mais pesado do que o ar e inflamável com um forte odor

desagradável de ovos podres. Esse gás é algumas vezes referido como "gás de cano de esgoto". Em pequenas concentrações ele pode irritar os olhos e atuar como depressivo; em elevadas concentrações ele pode provocar irritação do sistema respiratório superior e, durante longas exposições, edema pulmonar. Sendo mais denso que o ar, o H2S pode acumular-se em depressões e cavernas.

Aquecendo as mãos no geiser (deserto chileno nos andes) que elimina H2S com odor de ovo podre.

Ácido sulfúrico (H2SO4)

· É o ácido mais utilizado e importante nas indústrias e nos laboratórios, conhecido

como “burro de carga”. O poder econômico de um país pode ser avaliado pela quantidade de ácido sulfúrico que ele fabrica e consome;

· O maior consumo de ácido sulfúrico é na fabricação de fertilizantes, como os

superfosfatos e o sulfato de amônio;

· É o ácido dos acumuladores de chumbo (baterias) usados nos automóveis;

· É consumido em enormes quantidades em inúmeros processos industriais, como

processos da indústria petroquímica, fabricação de papel, corantes, etc;

· O ácido sulfúrico concentrado é um dos desidratantes mais enérgicos. Assim, ele

carboniza os hidratos de carbono como os açúcares, amido e celulose; a carbonização é devido à desidratação desses materiais;

C12H22O11(s) 12 C(s) + 11 H2O(v) Sacarose Carvão

· O ácido sulfúrico "destrói" o papel, o tecido de algodão, a madeira, o açúcar e

outros materiais devido à sua enérgica ação desidratante;

2 4H SO

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· O ácido sulfúrico concentrado tem ação corrosiva sobre os tecidos dos organismos

vivos também devido à sua ação desidratante. Produz sérias queimaduras na pele. Por isso, é necessário extremo cuidado ao manusear esse ácido;

· As chuvas ácidas em ambiente poluídos com dióxido de enxofre contêm H2SO4 e

causam grande impacto ambiental.

S + O2(g) → SO2(g) + 1/2 O2(g) → SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(aq)

impureza ar ar água da chuva chuva ácida dos derivados do petróleo

Ácido nítrico (HNO3)

· Depois do sulfúrico, é o ácido mais fabricado e mais consumido na indústria. Seu

maior consumo é na fabricação de explosivos, como nitroglicerina (dinamite), trinitrotolueno (TNT), trinitrocelulose (algodão pólvora) e ácido pícrico e picrato de amônio;

· É usado na fabricação do salitre (NaNO3, KNO3) e da pólvora negra (salitre +

carvão + enxofre);

· As chuvas ácidas em ambientes poluídos com óxidos do nitrogênio contém HNO3

e causam sério impacto ambiental. Em ambientes não poluídos, mas na presença de raios e relâmpagos, a chuva também contém HNO3, mas em proporção mínima;

N2(g) + O2(g) → 2 NO(g) + O2(g) → 2 NO2(g) + H2O(l) → HNO2 + HNO3

· O ácido nítrico concentrado é um líquido muito volátil; seus vapores são muito

tóxicos. É um ácido muito corrosivo e, assim como o ácido sulfúrico, é necessário muito cuidado para manuseá- lo.

Ácido fosfórico (H3PO4)

· Os seus sais (fosfatos) têm grande aplicação como fertilizantes na agricultura;

· É usado como aditivo (acidulante) em refrigerantes como Coca-Cola.

Ácido carbônico (H2CO3)

· É o ácido das águas minerais gaseificadas e dos refrigerantes. Forma-se na

reação do gás carbônico com a água: CO2 + H2O à H2CO3

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· Responsável pelo processo de formação da chuva ácida em ambientes não

poluídos na ausência de descargas elétricas.

CO2(g) + H2 2CO3+(aq) + HCO3

1-(aq)

Ácido acético (H3C-COOH)

· É o ácido constituinte do vinagre, utilizado com condimento na culinária;

· O vinagre é uma solução aquosa contendo de 3 a 7% de ácido acético.

BASES

INTRODUÇÃO

Os antigos dividiam as substâncias em dois grandes grupos: as que se assemelhavam ao vinagre, denominadas ácidos, e as semelhantes às cinzas de plantas, chamadas álcalis. Os álcalis eram substâncias detergentes ou, segundo o farmacêutico e químico francês Guillaume François Rouelle, bases.

Existem muitas bases fracas e inofensivas no nosso cotidiano, dentre as muitas podemos citar o sabonete que faz muita espuma e desliza facilmente pela pele, pois, transforma alguns tipos de óleos de nossa pele em substâncias parecidas com as usadas para fazer sabão até compostos utilizados como medicamentos, como o hidróxido de magnésio e o hidróxido de alumínio. Por outro lado, existe também bases fortes e corrosivas tanto quanto os ácidos, como por exemplo: hidróxido de sódio utilizado em produtos para desentupir encanamentos, hidróxido de amônio componente de produtos de limpeza, etc.

Podemos listar aqui algumas das propriedades funcionais das bases, como:

→ Possuem sabor amargo ou cáustico (adstringente – que “amarra” a boca);

→ Modificam a cor dos indicadores ácido-base;

→ Conduzem a corrente elétrica quando fundidos ou em solução aquosa;

→ Reage com ácidos produzindo sal e água;

Na maioria das vezes são corrosivos e reagem com metais.

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CONCEITO DE BASE SEGUNDO ARRHENIUS

Ex.: NaOH Na+(aq) + OH

-(aq)

Ca(OH)2 Ca2+

(aq) + 2 OH-(aq)

Al(OH)3 Al3+

(aq) + 3 OH-(aq)

Como pudemos observar, a principal característica das bases é a presença do íon OH- (hidroxila) ligado ao cátion que é um metal, sendo sua fórmula representada por:

corresponderá à carga do metal.

Com isso na dissociação da base genérica C(OH)x ficaremos com:

C(OH)x → Cx+

+ X OH-

Exemplos:

NaOH Na+(aq) + OH

-(aq)

Ca(OH)2 Ca2+

(aq) + 2 OH-(aq)

Al(OH)3 Al3+

(aq) + 3 OH-(aq)

Sn(OH)4 Sn4+

(aq) + 4 OH-(aq)

Observação:

O hidróxido de amônio (NH4OH) é a única base que não apresenta metal em sua fórmula sendo proveniente do borbulhamento da amônia (NH3) em água:

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CLASSIFICAÇÃO DAS BASES

Quanto ao número de hidroxilas na fórmula da base

Monobase → uma hidroxila na fórmula da base.

Ex.: NaOH, KOH, AgOH, etc.

Dibase → duas hidroxilas na fórmula da base.

Ex.: Ca(OH)2, Mg(OH)2, Zn(OH)2, etc.

Tribase → três hidroxilas na fórmula da base.

Ex.: Al(OH)3, Fe(OH)3, Mn(OH)3, etc.

Tetrabase → quatro hidroxilas na fórmula da base.

Ex.: Mn(OH)4, Sn(OH)4, Pb(OH)24, etc.

Quanto a solubilidade das bases em água

Totalmente solúveis → bases de metais alcalinos (1A) e o hidróxido de amônio (NH4OH).

Parcialmente solúveis → bases de metais alcalinos terrosos (2A).

Praticamente insolúveis → bases dos demais metais.

Exceção: O Be(OH)2 e Mg(OH)2 (bases da família 2A) são praticamente insolúveis.

Quanto ao grau de dissociação (força das bases)

Para que uma base se dissocie é necessário que esta base esteja dissolvida em água, com isso teremos:

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Exceção: O hidróxido de amônio (NH4OH) é uma base solúvel, mas que apresenta um pequeno grau de ionização, desta forma, esta base é classificada como solúvel e fraca.

Resumindo teremos:

Bases fortes → bases dos metais da família 1A e 2A.

Bases fracas → bases dos demais metais, Be(OH)2, Mg(OH)2 e NH4OH.

Quanto a volatilidade das bases

Base volátil → o hidróxido de amônio (NH4OH) é a única base volátil (baixo

ponto de ebulição).

Bases fixas → todas as demais bases são consideradas não voláteis ou

fixas (alto ponto de ebulição).

NOMENCLATURA DAS BASES

Para cátions que formam uma única base:

Os cátions que formam uma única base são: metais da família 1A e 2A, Ag+, Zn2+, Al3+ e NH4

+ (amônio).

Exemplos:

NaOH → hidróxido de sódio

AgOH → hidróxido de prata

Ca(OH)2 → hidróxido de cálcio

Zn(OH)2 → hidróxido de zinco

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Al(OH)3 → hidróxido de alumínio

NH4OH → hidróxido de amônio

Para montar a fórmula da base a partir dos nomes, é necessário sabermos que na formulação das base C(OH)x, o número de hidroxilas da base (X) dependerá da carga do cátion (C). Desta forma, teremos: cátions com carga +1 à 1 OH na fórmula; cátions com carga +2 à 2 OH na fórmula e cátions com carga +3 à 3 OH na fórmula.

Exemplos:

Hidróxido de potássio → K+ = KOH

Hidróxido de magnésio → Mg2+ = Mg(OH)2

Hidróxido de alumínio → Al3+ = Al(OH)3

Hidróxido de amônio → NH4+ = NH4OH

Hidróxido de zinco → Zn2+ = Zn(OH)2

Hidróxido de prata → Ag+ = AgOH

Para cátions que formam mais de uma base:

Os cátions, mais importantes, que formam duas bases são:

Ouro (Au1+ e Au3+)

Cobre (Cu1+ e Cu2+)

Ferro (Fe2+ e Fe3+)

Chumbo (Pb2+ e Pb4+)

Na tabela a seguir temos os principais cátions com suas respectivas valências:

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Exemplos:

AuOH → hidróxido de ouro-I ou auroso

Au(OH)3 → hidróxido de ouro-III ou aúrico

CuOH → hidróxido de cobre-I ou cuproso

Cu(OH)2 → hidróxido de cobre-II ou cúprico

Fe(OH)2 → hidróxido de ferro-II ou ferroso

Fe(OH)3 → hidróxido de ferro-III ou férrico

Pb(OH)2 → hidróxido de chumbo-II ou plumboso

Pb(OH)4 → hidróxido de chumbo-IV ou plúmbico

APLICAÇÕES DAS PRINCIPAIS BASES DO COTIDIANO

Hidróxido de sódio – NaOH

Base conhecida como “soda cáustica” ou “lixívia” ou "diabo verde". É a base mais importante da indústria e do laboratório. É fabricado e consumido em grandes quantidades;

Utilizado em produtos para desentupir ralos, pias e limpa forno;

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· É usado na fabricação do sabão. Atualmente, o sabão é obtido de gorduras (de boi, de porco, de carneiro, etc) ou de óleos (de algodão, de vários tipo de palmeiras, etc.). A hidrólise alcalina de glicerídeos (óleos ou gorduras) é denominada, genericamente, de reação de saponificação porque, numa reação desse tipo, quando é utilizado um éster proveniente de um ácido graxo, o sal formado recebe o nome de sabão. A equação abaixo representa genericamente a hidrólise alcalina de um óleo ou de uma gordura:

É usado em inúmeros processos industriais na petroquímica e na fabricação de papel, celulose, corantes, etc. É muito corrosivo e exige muito cuidado ao ser manuseado.

Não existe soda cáustica livre na natureza, é fabricado por eletrólise (decomposição por corrente elétrica) de solução aquosa de sal de cozinha (NaCl).

Hidróxido de cálcio – Ca(OH)2

Conhecido como cal hidratada ou cal extinta ou cal apagada;

É utilizado na construção civil no preparo da argamassa, usada na alvenaria, e na caiação (pintura a cal) o que fazem os pedreiros ao preparar a argamassa.

Hidróxido de magnésio – Mg(OH)2

È um sólido branco muito pouco solúvel em água;

Quando disperso em água, origina um líquido espesso, denominado de suspensão, que contém partículas sólidas misturadas à água denominado de leite de magnésia utilizado como laxante e antiácido.

2 HCl(aq) + Mg(OH)2(aq) → MgCl2(aq) + 2 H2O(l) acidez estomacal antiácido

Hidróxido de alumínio – Al(OH)3

É um sólido gelatinoso insolúvel na água;

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Utilizado no tratamento da água. O hidróxido de alumínio formado na superfície, como um precipitado gelatinoso, arrasta as impurezas sólidas para o fundo do tanque, no processo denominado decantação;

Al2(SO4)3 + 3 Ca(HCO3)2 → 2 Al(OH)3 + 3 CaSO4 + 6 CO2

Utilizado como medicamento com ação de antiácido estomacal (Pepsamar, Natusgel, Gelmax, etc) pois neutraliza o excesso de HCl no suco gástrico.

3 HCl(aq) + Al(OH)3(aq) → AlCl3(aq) + 3 H2O(l) acidez estomacal antiácido

Hidróxido de amônio – NH4OH

É obtido através do borbulhamento de amônia(NH3) em água, originando uma solução conhecida comercialmente como amoníaco;

NH3(g) + H2O(l) → NH4OH(aq) → NH4+(aq) + OH

-(aq)

amônia amoníaco íon amônio íon hidróxido

É utilizado em produtos de limpeza doméstica tais como: ajax, fúria, pato, veja, etc.

É utilizado na fabricação de sais de amônio, empregados na agricultura e como explosivos.

SAIS

INTRODUÇÃO

A importância histórica do sal comum como conservante de alimentos e como moeda permaneceu em várias expressões de linguagem. A palavra salário, derivada do latim, representava originalmente a porção de sal que os soldados da antiguidade romana recebiam como pagamento por seus serviços.

Na linguagem vulgar, o termo sal designa estritamente o cloreto de sódio (NaCl), utilizado na alimentação. Em química, porém, tem um sentido muito mais amplo e se aplica a uma série de compostos com características bem definidas, que têm em comum o fato de se formarem pela reação de um ácido com uma base, através de uma reação denominada neutralização.

REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO

Observe o seguinte experimento:

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Em um recipiente contendo solução aquosa de hidróxido de sódio (NaOH), adicionou-se o indicador fenolftaleína, observando-se uma coloração avermelhada.

Com o auxílio de um conta-gotas, adicionamos vinagre incolor a esta solução e observamos, após um certo tempo de gotejamento, que a solução fica incolor.

Qual a explicação para este fato?

Quando o vinagre (ácido acético) entrou em contato com a solução de hidróxido de sódio (NaOH), de alguma forma, o vinagre neutralizou o NaOH da solução.

Agora, vamos entender como isto ocorre.

Sabemos que o vinagre é constituído pelo ácido acético (CH3COOH) que sofre ionização segundo a equação:

CH3COOH → CH3COO-(aq) + H+(aq)

E o NaOH da solução sofre dissociação iônica conforme mostra a equação:

NaOH → Na+(aq) + OH-(aq)

Quando as soluções se misturam, ocorre a seguinte reação:

CH3COO-(aq) + H+(aq) + Na+(aq) + OH-(aq) → CH3COO-(aq) + Na+(aq) + H2O( )

Como podemos observar, os íons CH3COO-(aq) e Na+(aq) permaneceram inalterados, não participando do processo, ou seja, não reagiram.

Com isso, a reação anterior fica assim equacionada:

Desta forma, a reação de neutralização se caracteriza, quando os íons H+ do ácido reagem com os íons OH- da base, formando água.

Agora que sabemos que na solução resultante temos os íons CH3COO-(aq), Na+(aq) e

moléculas de H2O( ), quando esta solução for aquecida e toda a água da solução for evaporada, teremos apenas os íons Na+ e CH3COO- que constituem a fórmula do sal chamado acetato de sódio.

Portanto podemos concluir que a reação entre um ácido e uma base, ou seja, uma neutralização, produz água e também pode ser obtido um sal.

Generalizando a reação de neutralização, ficamos com:

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CONCEITO DE SAL

CONCEITO TEÓRICO SEGUNDO ARRHENIUS

Exemplo: NaC ou Na+C-

CONCEITO PRÁTICO

Exemplo:

HCl + NaOH → NaCl + H2O Ácido Base Sal Água

NOMENCLATURA DOS SAIS

A nomenclatura dos sais é obtida a partir da troca do sufixo do ácido mais o nome do cátion proveniente da base.

Sufixo do ácido Sufixo do ânion

ÍDRICO ETO

OSO ITO

ICO ATO

Exemplo:

HCl + NaOH → NaCl + H2O

Ácido clorídrico hidróxido de sódio cloreto de sódio água

FORMULAÇÃO DE UM SAL

Para entendermos com um sal é formulado, vamos fazer a reação de neutralização entre um ácido genérico HYA e uma base genérica C(OH)X, onde A é o ânion do ácido e C é o cátion da base.

Antes de fazer a reação de neutralização, vamos rever como as cargas dos íons constituintes do ácido e da base estão dispostas:

de 116

Para o ácido genérico HYA, invertendo-se o índice y, teremos a carga do ânion: AY-

Para a base genérica C(OH)X, invertendo-se o índice X, teremos a carga do cátion: CX+

Desta forma, a reação de neutralização entre o ácido HYA e a base C(OH)X ficará:

Com isso, o sal será representado genericamente assim:

Para que a soma das cargas dos íons seja igual a zero, é necessário inverter as cargas dos íons e com isso obteremos o índice do cátion e do ânion, de modo que ao multiplicar o índice pela carga do respectivo íon, teremos soma igual a zero.

Resumindo temos:

Onde:

C = cátion proveniente da base

A = ânion proveniente do ácido

Exemplos:

1º) Qual a fórmula do sal proveniente da reação entre o ácido fosfórico (H3PO4) e o hidróxido de cálcio (Ca(OH)2).

Primeiro vamos determinar as cargas dos íons:

Para o ácido H3PO4, invertendo-se o índice 3, teremos a carga do ânion: PO43-

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Para a base Ca(OH)2, invertendo-se o índice 2, teremos a carga do cátion: Ca2+

Agora vamos juntar o cátion da base com o ânion do ácido:

Ca2+

PO43-

Observe que a soma das cargas não é igual a zero, para que isto seja possível, vamos inverter as cargas e depois multiplicar o índice pela carga para cada íon:

Multiplicando-se o índice pela carga do cátion temos +6 e multiplicando-se o índice pela carga do ânion temos -6, de modo que a soma das cargas ficou igual a zero. Desta forma, a fórmula do sal ficou assim representada:

2º) Qual a fórmula do sal proveniente da reação entre o ácido sulfúrico (H2SO4) e o hidróxido de magnésio (Mg(OH)2).

Primeiro vamos determinar as cargas dos íons:

Para o ácido H2SO4, invertendo-se o índice 2, teremos a carga do ânion: SO42-

Para a base Mg(OH)2, invertendo-se o índice 2, teremos a carga do cátion: Mg2+

Agora vamos juntar o cátion da base com o ânion do ácido:

Mg2+

SO42-

Observe que a soma das cargas ficou igual a zero, e por isso, não se faz necessário inverter as cargas dos íons, e desta forma a fórmula do sal ficou assim representada:

BALANCEANDO AS EQUAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO

Como vimos, a reação de neutralização é estabelecida quando ácido reage com base formando água e também sal. Equacionando a reação de neutralização, ficamos com:

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ÁCIDO + BASE → SAL + ÁGUA

Onde: ácido e base são os reagentes Sal e água são os produtos

Segundo a Lei da Conservação das Massas, introduzida por Lavoisier em 1774, estabelecia que: “numa reação química, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos.”

Com isso, deduzimos que o número de átomos de um determinado elemento dos reagentes tem que ser igual ao número de átomos deste mesmo elemento dos produtos.

NEUTRALIZAÇÃO TOTAL X NEUTRALIZAÇÃO PARCIAL

· Neutralização total

Neste caso os íons H+ do ácido são totalmente neutralizados pelos íons OH- da base formando água e um sal normal.

Exemplos:

a) Equacione a neutralização entre o ácido sulfúrico (H2SO4) e o hidróxido de alumínio (Al(OH)3).

1º Passo: determinar a carga do cátion da base e do ânion do ácido

H2SO4 = SO42-

Al(OH)3 = Al3+

2º Passo: fazer a reação entre o ácido e a base formando o sal e mais água

H2SO4 + Al(OH)3 → Al3+

SO42-

+ H2O

3º Passo: inverter as cargas dos íons do sal para que a soma se anule

H2SO4 + Al(OH)3 → Al2(SO4)3 + H2O

Observe que temos um número de átomos nos reagentes diferente do número de átomos nos produtos, e neste caso deveremos iniciar o balanceamento da reação, para que o número de átomos dos reagentes e dos produtos se iguale.

4º Passo: Parte-se de 1 composto do sal formado.

H2SO4 + Al(OH)3 → 1 Al2(SO4)3 + H2O

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5º Passo: acerta-se o número de átomos do metal alumínio

H2SO4 + 2 Al(OH)3 → 1 Al2(SO4)3 + H2O

6º Passo: acerta-se o número de átomos do ametal enxofre

3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 → 1 Al2(SO4)3 + H2O

7º Passo: acerta-se o número de átomos de hidrogênio

3 H2SO4 + 2 Al (OH)3 → 1 Al2(SO4)3 + 6 H2O ác. sulfúrico hidróxido de sulfato de alumínio alumínio

Se os coeficientes estiverem corretos, o número de átomos de oxigênio fica automaticamente balanceado.

Verificando o número de átomos dos reagentes e dos produtos após o balanceamento da reação:

Elemento Nº de átomos

Reagentes

Nº de átomos

Produtos

Alumínio 2 2

Enxofre 3 3

Hidrogênio 12 12

Oxigênio 18 18

a) Equacione a neutralização entre o ácido fosfórico (H3PO4) e o hidróxido de bário (Ba(OH)2).

1º Passo: determinar a carga do cátion da base e do ânion do ácido

H3PO4 = PO43-

Ba(OH)2= Ba2+

2º Passo: fazer a reação entre o ácido e a base formando o sal e mais água

H3PO4 + Ba(OH)2 → Ba2+

PO43-

+ H2O

3º Passo: inverter as cargas dos íons do sal para que a soma se anule

H3PO4+ Ba(OH)2 → Ba3(PO4)2 + H2O

Observe que temos um número de átomos nos reagentes diferente do número de átomos nos produtos, e neste caso deveremos iniciar o balanceamento da reação, para que o número de átomos dos reagentes e dos produtos se iguale.

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4º Passo: Parte-se de 1 composto do sal formado.

H3PO4 + Ba(OH)2 → 1 Ba3(PO4)2 + H2O

5º Passo: acerta-se o número de átomos do metal bário

H3PO4 + 3 Ba(OH)2 → 1 Ba3(PO4)2 + H2O

6º Passo: acerta-se o número de átomos do ametal fósforo

2 H3PO4 + 3 Ba(OH)2 → 1 Ba3(PO4)2 + H2O

7º Passo: acerta-se o número de átomos de hidrogênio

2 H3PO4+ 3 Ba(OH)2 → 1 Ba3(PO4)2 + 6 H2O ác. fosfórico hidróxido de fosfato de bário bário

Se os coeficientes estiverem corretos, o número de átomos de oxigênio fica automaticamente balanceado.

Verificando o número de átomos dos reagentes e dos produtos após o balanceamento da reação:

Elemento Nº de átomos

Reagentes

Nº de átomos

Produtos

Bário 3 3

Fósforo 2 2

Hidrogênio 12 12

Oxigênio 14 14

Neutralização parcial

Neste caso sobram íons H+ do ácido ou íons OH- da base sem ser neutralizados formando água e um hidrogeno sal ou um hidróxi sal.

Exemplos:

a) Equacione a neutralização entre uma molécula de ácido carbônico (H2CO3) e uma molécula de hidróxido de sódio (NaOH).

Montando a reação química, temos:

1 H2CO3 + 1 NaOH →

Observe que na neutralização parcial, os reagentes já estão balanceados. Neste caso a melhor opção para fazer a reação é através da neutralização dos íons H+ do ácido com os íons OH- da base:

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Como você observou, restou um íon H+ do ácido sem ser neutralizado. Após a neutralização, juntamos o cátion da base com o que sobrou do ácido e desta forma temos a fórmula do sal, classificado como hidrogeno sal.

b) Equacione a neutralização entre uma molécula de ácido nítrico (HNO3) e uma molécula de hidróxido de cálcio (Ca(OH)2).

Montando a reação química, temos:

1 HNO3 + 1 Ca(OH)2 →

Observe que na neutralização parcial, os reagentes já estão balanceados. Neste caso a melhor opção para fazer a reação é através da neutralização dos íons H+ do ácido com os íons OH- da base:

Como você observou, restou um íon OH- da base sem ser neutralizado. Após a neutralização, juntamos o ânion do ácido com o que sobrou da base e desta forma temos a fórmula do sal, classificado como hidróxi sal.

FORMULAÇÃO DO SAL A PARTIR DE SEU NOME

Para se determinar a fórmula do sal a partir do seu nome, segue-se os seguintes passos:

Exemplos

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a) Sulfato de ferro-III

1º Passo: determinar a fórmula do ácido e da base que originaram o sal.

Ânion sulfato ico = H2SO4

Cátion ferro- xido de ferro-III = Fe(OH)3

2º Passo: a partir das fórmulas do ácido e da base, determina-se a carga do cátion base e do ânion do ácido.

H2SO4 = SO42- ânion sulfato

Fe(OH)3 = Fe3+ -III

3º Passo: juntar o cátion da base com o ânion do ácido.

4º Passo: inverter as cargas dos íons para que a soma das cargas se anule.

b) Carbonato de sódio


Ânion carbonato ico = H2CO3

= NaOH


H2CO3 = CO32-

NaOH = Na+ cátion sódio


Na+ CO3

2-

4º Passo: inverter as cargas dos íons para que a soma das cargas se anule.

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c) Bissulfito de potássio ou hidrogeno sulfito de potássio


Ânion hidrogeno sulfito ou bissulfito oso = H2SO3


H2SO3 = HSO3-

KOH = K+ cátion potássio


K+ HSO3

-

4º Passo: como a soma das cargas se anulou, não é necessário inverter as cargas.

d) Hidróxi cloreto de cobre-II


Ânion cloreto ác. clorídrico = HCl

Cátion cobre-II hidróxido de cobre-II = Cu(OH)2


HCl = Cl ânion cloreto

Cu(OH)2 = Cu2+ cátion cobre-II

3º Passo: juntar o cátion da base com o ânion do ácido, não se esquecendo de colocar um ânion hidróxido na fórmula (OH-).

Cu2+

(OH-)Cl

-

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4º Passo: como a soma das cargas se anulou, não é necessário inverter as cargas.

APLICAÇÕES DOS PRINCIPAIS SAIS DO COTIDIANO

Cloreto de sódio – NaCl

· É conhecido como sal marinho, quando o mesmo é extraído, por

evaporação, a partir da água do mar, armazenada em grandes tanques, cavados na areia, chamados de salinas.

· O sal marinho é utilizado na alimentação. É um ingrediente indispensável

ao organismo humano e animal. O NaCl é um dos constituintes da corrente sanguínea, e dele resulta o ácido clorídrico, existente no suco gástrico.

Por lei é obrigatório a adição de certa quantidade de sais de iodo (NaI e/ou KI) ao NaCl destinado à alimentação, porque a falta de iodo no organismo pode acarretar inflamação da glândula tireóide originando uma doença conhecida como Bócio.

· Em Medicina o NaCl é componente do soro fisiológico (solução aquosa

contendo 0,9% de NaCl) utilizado em soros, limpeza de lentes ou no combate a desidratação.

· O NaCl é utilizado na conservação de carnes, pescado e peles. O sal

absorve a água que existe no alimento, com isso evita a sobrevivência das bactérias e o apodrecimento da carne.

· A solução aquosa de NaCl (salmoura) submetido a eletrólise consiste no

processo de obtenção industrial de NaOH (soda cáustica) e também do gás hidrogênio e do gás cloro (Cl2).

Carbonato de sódio – Na2CO3

· É conhecido como barrilha ou soda.

· Utilizado na fabricação do papel, de sabões e do vidro, e também aplicado

no tratamento da água de piscina.

Fluoreto de sódio – NaF

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· Anticárie que entra na composição do creme dental, pois inibe o processo de

desmineralização dos dentes, conferindo proteção contra a ação das cáries.

Nitrato de sódio – NaNO3

· É conhecido como Salitre do Chile. Recebe este nome, pois o deserto do Chile é

a maior reserva mundial deste sal.

· É utilizado na fabricação de fertilizante (adubos), de vidros, da pólvora negra

(NaNO3 + carvão + enxofre). Também é utilizado como preservativo de alimentos.

Hipoclorito de sódio – NaClO

· É um poderoso agente anti-séptico que entra na composição dos alvejantes

domésticos (cândida, Q-Bôa, água sanitária, água de lavadeira).

· Utilizado como alvejante (branqueador), algicida e bactericida. É também um

excelente desinfetante de baixo custo. Adicionado à água, mata o vibrião da cólera, usado no tratamento da água das piscinas e também na limpeza de hospitais.

Bicarbonato de sódio – NaHCO3

· Utilizado em Medicina como antiácido estomacal (Sonrisal, Sal de Frutas Eno,

Alka-Seltzer) pois neutraliza o excesso de ácido clorídrico no suco gástrico.

Observe a reação que ocorre no estômago, quando uma pessoa ingere o antiácido com bicarbonato de sódio:

NaHCO3(s) + HCl(aq) → NaCl(aq) + H2O( ) + CO2(g)

O CO2 liberado é o responsável pela eructação (arroto) produzida.

O antiácido contém, além do bicarbonato de sódio, ácidos orgânicos (ác. tartárico, ác. cítrico entre outros). Na presença de água o NaHCO3 reage com os ácidos, liberando CO2(g), que é o responsável pela efervescência.

NaHCO3(s) + H+

(aq) → Na+

(aq) + H2O( ) + CO2(g)

· Utilizado como fermento químico (Pó Royal). A decomposição por aquecimento do

NaHCO3 produz CO2(g), responsável pelo crescimento da massa do pão ou do bolo:

2 NaHCO3(S) Na2CO3(S) + H2O(g) + CO2(g)

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· Utilizado como extintor de incêndio (espuma química). No extintor há NaHCO3 e

H2SO4 em compartimentos separados. Quando o extintor é acionado o NaHCO3 entra em contato com o H2SO4, com o qual reage produzindo uma espuma, com liberação de CO2(g).

2 NaHCO3(s) + H2SO4(aq) → Na2SO4(aq) + 2 H2O( ) + 2 CO2(g)

Estes extintores não podem ser usados para apagar o fogo em instalações elétricas, porque a espuma é eletrolítica, conduz corrente elétrica e pode eletrocutar o operador.

· Utilizado em desodorantes. Durante a transpiração uma pessoa elimina ácidos

orgânicos (representados por -COOH), responsáveis pelo odor característico do suor. O NaHCO3 do desodorante, neutraliza estes ácidos formando sal que é inodoro.

NaHCO3(s) + -COOH(aq) → -COO-Na

+(s) + H2O( ) + CO2(g)

· Utilizado em creme dental. Quando restos de alimentos não são removidos da

cavidade bucal, bactérias promovem a decomposição desta matéria orgânica, formando ácidos orgânicos, tais como o ácido láctico, que são neutralizados pelo NaHCO3, evitando desta forma, a formação da cárie.

Carbonato de cálcio – CaCO3

· É encontrado na forma de três variedades polimorfas: calcário, mármore e

calcita.

· Na forma de calcário é adicionado ao solo para reduzir a acidez, utilizado na

fabricação do vidro e do cimento Portland.

Formação do vidro: barrilha + calcário + areia à vidro

Formação do cimento: calcário + argila + areia à cimento Portland

· Na forma de mármore é utilizado na fabricação de pisos, pias, túmulos, estátuas,

escadarias, etc.

· Na forma de calcita, entra na composição das conchas, corais, pérolas, estalactites

(no teto), estalagmites (no solo), casca-de-ovo, etc.

Sulfato de cálcio – CaSO4

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· É conhecido como gipsita.

· O CaSO4 anidro é utilizado na fabricação do giz escolar, enquanto o CaSO4

hidratado é utilizado na obtenção do gesso.

Sulfato de magnésio – MgSO4

· É conhecido como Sal amargo ou Sal de Epsom.

· Utilizado em Medicina como purgativo ou laxante.

Sulfato de bário – BaSO4

· É conhecido popularmente como contraste, pois atua como meio opaco na

radiografia gastro-intestinal.

O sulfato de bário constitui o que se chama um agente radiopaco, isto é, opaco aos Raios X e utilizado clinicamente para diagnosticar certas condições patológicas, pois permite realizar radiografias e radioscopias de órgãos moles, que normalmente são transparentes aos Raios X.

Como é insolúvel em água e em gordura, sulfato de bário forma, ao ser misturado com água, uma suspensão densa que bloqueia os Raios X. Em conseqüência, as áreas do corpo em que estiver localizado aparecerão brancas na radiografia.

Isso cria a distinção necessária, ou contraste, entre um órgão e os demais tecidos, ajudando o radiologista a perceber qualquer condição especial existente no órgão ou parte do corpo analisada.

Administrado por via oral ou retal, permite assim exames do trato gastro-intestinal e a detecção de câncer, tumores, úlceras e outras condições inflamatórias como pólipos e hérnias.

Fosfato de cálcio – Ca3(PO4)2

· Encontra-se sob a forma dos minerais fosforita e apatita.

· É um importante componente dos ossos e dos dentes do corpo humano.

· É utilizado na fabricação de fertilizantes como os superfosfatos ou

hiperfosfatos.

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· È o principal componente da mistura conhecida como “farinha de osso”,

obtida a partir da calcinação de ossos de animais.

ÓXIDOS

Óxido - Composto binário de oxigênio com outro elemento menos eletronegativo.

Os óxidos são compostos muito comuns que estão presentes em nosso cotidiano. Veja alguns exemplos:

A água (H2O) é um óxido vital para nossa sobrevivência.

O gás carbônico (CO2) é um óxido considerado como a base da vida dos vegetais e

dos animais que deles se alimentam, pois participa do processo de fotossíntese.

A quase totalidade dos metais que são utilizados no nosso dia a dia é obtida, por processos de separação, a partir de minérios. Grande parte desses minérios é constituída por óxidos:

No entanto, muitos óxidos produzidos por alguns processos de industrialização através da queima dos combustíveis, são substâncias nocivas, considerados como poluentes atmosféricos, que podem causar vários danos ao ambiente.

DEFINIÇÃO E FORMULAÇÃO DOS ÓXIDOS

De acordo com tal definição, os óxidos são formulados da seguinte forma:

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Onde: E à representa o elemento ligado ao oxigênio que pode ser um metal ou um ametal;

O à representa o elemento oxigênio com carga – 2;

X à indica o número de átomos do elemento ligado ao oxigênio;

Y à indica o número de átomos de oxigênio da fórmula do óxido.

NOMENCLATURA

1º) Para óxidos do tipo: EXOY, onde o elemento E é um ametal.

Prefixo que indica a quantidade de oxigênio (Y)

Mono, di, tri, tetra, penta, etc.

Óxido de

Prefixo que indica a quantidade do outro elemento

(X)

Di, tri, tetra

Nome do elemento

Exemplos:

CO → monóxido de carbono

CO2 → dióxido de carbono

NO2 → dióxido de nitrogênio

N2O → monóxido de dinitrogênio

N2O3 → trióxido de dinitrogênio

2º) Para óxidos do tipo: EXOY, onde o elemento E é um metal com a carga fixa.

Metais com carga fixa:

→ Metais alcalinos (1A) e Ag = +1

→ Metais alcalinos terrosos (2A) e Zn = +2

→ Alumínio = +3

Exemplo:

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Na2O → óxido de sódio

CaO → óxido de cálcio

Al2O3 → óxido de alumínio

K2O → óxido de potássio

MgO → óxido de magnésio

Para montar a fórmula do óxido a partir do nome, é só lembrar a carga do metal, a carga do oxigênio -2 e fazer com que a soma das cargas se anule.

Exemplos:

Óxido de lítio → Li1+O2- invertendo as cargas: Li2O

Óxido de bário → Ba2+O2-, como a soma das cargas é nula, então temos: BaO

Óxido de alumínio → Al3+O2-, invertendo as cargas: Al2O3

Óxido de zinco → Zn2+O2-, como a soma das cargas é nula, então temos: ZnO

Óxido de prata → Ag1+O2-, invertendo as cargas: Ag2O

3º) Para óxidos do tipo: EXOY, onde o elemento E é um metal com a carga variável.

ou ainda:

Metais com carga variável:

→ Ouro (Au1+ e Au3+)

→ Cobre (Cu1+ e Cu2+)

→ Ferro (Fe2+ e Fe3+)

→ Chumbo (Pb2+ e Pb4+)

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Exemplos:

Au2O3 → óxido de ouro-III ou aúrico

Cu2O → óxido de cobre-I ou cuproso

Fe2O3 → óxido de ferro-III ou férrico

PbO2 → óxido de chumbo-IV ou plúmbico

CLASSIFICAÇÃO DOS ÓXIDOS

ÓXIDOS ÁCIDOS OU ANIDRIDOS

São óxidos moleculares que reagem com a água, produzindo um ácido, ou reagem com uma base, produzindo sal e água.

Os óxidos ácidos, como são obtidos a partir dos ácidos, pela retirada de água, são denominados de anidridos de ácidos.

Exemplos:

H2SO4 - H2O = SO3 (anidrido sulfúrico)

H2SO3 - H2O = SO2 (anidrido sulfuroso)

H2CO3 - H2O = CO2 (anidrido carbônico)

HNO3 + HNO3 = H2N2O6 - H2O = N2O5 (anidrido nítrico)

HNO2 + HNO2 = H2N2O4 - H2O = N2O3 (anidrido nitroso)

H3PO4 + H3PO4 = H6P2O8 - 3 H2O = P2O5 (anidrido fosfórico)

REAÇÕES

Exemplo:

CO2 + H2O →

CO2 + NaOH →

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1º) Equacionar a reação do óxido com água:

CO2 + H2O → H2CO3

2º) Equacionar a reação do ácido produzido na reação anterior com a base:

H2CO3 + 2 NaOH → Na2CO3 + 2 H2O

Somando as duas equações ficamos com:

CO2 + 2 NaOH → Na2CO3 + 2 H2O

ÓXIDOS BÁSICOS

São óxidos iônicos de metais alcalinos e metais alcalinos terrosos, que reagem com água, produzindo uma base, ou reagem com um ácido, produzindo sal e água.

Exemplo:

CaO + H2O →

CaO + H3PO4 →

1º) Equacionar a reação do óxido com água:

3 CaO + 3 H2O → 3 Ca(OH)2

2º) Equacionar a reação da base produzida na reação anterior com o ácido:

3 Ca(OH)2 + 2 H3PO4 → Ca3(PO4)2 + 6 H2O


3 CaO + 2 H3PO4 → Ca3(PO4)2 + 3 H2O

ÓXIDOS ANFÓTEROS

São óxidos que podem se comportar ora como óxido básico, ora como óxido ácido.

Exemplos: ZnO, Al2O3, SnO, SnO2, PbO e PbO2.

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ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O

ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O

ÓXIDOS NEUTROS OU INDIFERENTES

São óxidos que não reagem com água, base ou ácido.

São basicamente três óxidos: CO, NO, N2O.

ÓXIDOS DUPLOS OU MISTOS

Óxidos que se comportam como se fossem formados por dois outros óxidos, do mesmo elemento químico.

Exemplos:

Fe3O4 → FeO . Fe2O3

Pb3O4 → 2PbO . PbO2

PERÓXIDOS

Os peróxidos são formados pelos elementos hidrogênio, metais alcalinos e alcalino-terrosos, sendo apenas o H2O2 molecular e os demais iônicos.

A nomenclatura de um peróxido é semelhante à dos óxidos, bastando substituir a palavra óxido por peróxido:

H2O2 → peróxido de hidrogênio (água oxigenada)

Na2O2 → peróxido de sódio

CaO2 → peróxido de cálcio

Os peróxidos que reagem com:

– água, produzindo base e peróxido de hidrogênio;

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– ácido, produzindo sal e peróxido de hidrogênio.

Exemplo:

Na2O2 + H2O →

Na2O2 + H2SO4 →

1º) Equacionar a reação do peróxido com água:

Na2O2 + 2 H2O → 2 NaOH + H2O2 (H2O + 1/2 O2)

Na2O2 + H2O → 2 NaOH + 1/2 O2


2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2O


Na2O2 + H2SO4 → Na2SO4 + H2O + 1/2 O2

SUPERÓXIDOS

Os superóxidos são óxidos iônicos que possuem valência -1/2. São formados pelos metais alcalinos e alcalino-terrosos.

A nomenclatura de um superóxido é semelhante à dos óxidos, bastando substituir a palavra óxido por superóxido:

Na2O4 ou NaO2 → superóxido de sódio

CaO4 → superóxido de cálcio

Os superóxidos que reagem com:

– água, produzindo base, peróxido de hidrogênio e oxigênio; – ácido, produzindo sal, peróxido de hidrogênio e oxigênio.

Exemplo:

K2O4 + H2O →

K2O4 + H2SO4 →

1º) Equacionar a reação do peróxido com água:

K2O4 + 2 H2O → 2 KOH + H2O2 + O2

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2 KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2 H2O


K2O4 + H2SO4 → K2SO4 + H2O2 + O2

APLICAÇÕES DE ALGUNS ÓXIDOS NO COTIDIANO

Peróxido de hidrogênio – H2O2

Conhecido comercialmente como água oxigenada (solução aquosa);

A solução aquosa de peróxido de hidrogênio (água oxigenada) possui concentração de oxigênio liberado por unidade de volume da solução. Assim, se 1 mL (ou 1 litro) de uma solução de água oxigenada é capaz de liberar 10 mL (ou 10 litros) de oxigênio nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP), diz-se que se trata de água oxigenada 10 volumes.

Utilizado na desinfecções de feridas (água oxigenada 5 ou 10 volumes), como alvejante de cabelos (água oxigenada 20 volumes), agente de branqueamento e desodorização de tecidos, etc.

Quando se faz a limpeza (desinfecção) de um ferimento com água oxigenada, no local surgem bolhas, provenientes da decomposição do H2O2:

H2O2(aq) → H2O(l) + ½ O2(g)

O O2(g) produzido é o responsável pelas bolhas produzidas que mata as bactérias anaeróbicas, ou seja, que não sobrevivem na presença do oxigênio.

Óxido de cálcio – CaO

Conhecido comercialmente como cal viva ou cal virgem;

Obtido a partir da decomposição por aquecimento do calcário:

CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)

O óxido de cálcio possui propriedades alcalinas, pois ao ser adicionado em água, produz uma base (hidróxido de cálcio):

CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(aq)

Utilizado na construção civil no preparo da argamassa e também adicionado ao solo para diminuir a acidez.

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Óxido de magnésio – MgO

Conhecido comercialmente como magnesia;

Obtido por queima do magnésio ao ar. Reação do princípio de funcionamento do flash fotográfico:

Mg(s) + ½ O2(g) → MgO(s)

O óxido de magnésio possui propriedades alcalinas, pois ao ser adicionado em água, produz uma base (hidróxido de magnésio) utilizado como antiácido estomacal:

MgO(s) + H2O(l) → Mg(OH)2(aq)

Óxido de silício – SiO2

Conhecido comercialmente como sílica ou cristal de rocha;

É o constituinte químico da areia, considerado o óxido mais abundante da crosta terrestre. Apresenta-se nas variedades de quartzo, ametista, ágata, ônix, opala, etc;

Utilizado na fabricação do vidro, porcelana, tijolos refratários para fornos, argamassa, lixas, fósforos, saponáceos, etc.

Óxido de alumínio – Al2O3

Constitui o minério conhecido como bauxita (Al2O3.2H2O) ou alumina (Al2O3);

Utilizado na obtenção do alumínio e como pedras preciosas em joalherias (rubi, safira, esmeralda, topázio, turquesa, etc.).

Dióxido de carbono – CO2

Conhecido gás carbônico;

É um gás incolor, inodoro, mais denso que o ar. Não é combustível e nem comburente, por isso, é usado como extintor de incêndio;

Ao ser acionado o extintor, o gás é liberado formando uma nuvem que ABAFA e RESFRIA o fogo.

O CO2 é o gás usado nos refrigerantes e nas águas minerais gaseificadas. O gás carbônico é um óxido de característica ácida, pois ao reagir com a água produz ácido carbônico:

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CO2 + H2O + H2CO3 H+ + HCO3

-

Esta reação explica o caráter ácido da chuva em ambientes não poluídos. O gás carbônico do ar reage com a água da chuva, formando ácido carbônico. Esta chuva ácida não causa nenhum dano ao meio ambiente (animais e vegetais) pois forma um ácido fraco e instável.

O CO2 sólido, conhecido por gelo seco, é usado para produzir baixas temperaturas, em extintores de incêndio e efeitos especiais em shows;

O CO2 não é tóxico, por isso não é poluente, porém uma alta concentração de gás carbônico na atmosfera causa o chamado efeito estufa.

O QUE É EFEITO ESTUFA?

Quando se queima óleo, carvão ou madeira, liberamos dióxido de carbono na atmosfera. Esse dióxido de carbono extra cria um "cobertor" ao redor da Terra. A maior parte da radiação de ondas curtas do Sol podem atravessar a camada. Mas a maioria das radiações de ondas longas da Terra não consegue escapar, fazendo com que a Terra fique cada vez mais quente. Isso é chamado de "efeito estufa" e causa aquecimento global.

Efeito estufa: o excesso de gás carbônico na atmosfera absorve a radiação refletida pela Terra, originando um aumento da temperatura média do planeta, causando derretimento de gelo dos pólos originando muitos desequilíbrios ecológicos.

As áreas verdes são essenciais para o equilíbrio ecológico e para a saúde humana. A importância do verde é maior nas grandes cidades, onde há grande concentração de poluentes. O oxigênio liberado pelas plantas funciona como um diluidor dos poluentes. Assim, quanto mais parques e praças, menos poluído será o ar que respiramos. Globalmente, uma das conseqüências da diminuição do verde é o efeito estufa - o aquecimento da Terra, que poderá trazer efeitos desastrosos se não for contido a tempo.

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Causas do Efeito de Estufa

O excesso de dióxido de carbono, expelido pelos automóveis e industrias, está na origem do aumento do efeito de estufa. A acumulação de CO2 não vai permitir que a Terra liberte a percentagem de calor necessária, para manter a estabilidade a nível da temperatura. O CO2 funciona como um potente filtro que permite a entrada das radiações solares, mas não permite a sua saída. Por este motivo é aconselhável a utilização dos transportes públicos e a utilização de filtros nas industrias.

Consequências do efeito de estufa O aumento da temperatura terrestre pode provocar importantes alterações climáticas, em todas as regiões da Terra. Este aumento da temperatura provoca a redução das calotas polares, conseqüentemente estes originam o aumento gradual do nível das águas. Este aumento pode ser prejudicial para as zonas litorais que ficariam imergidas em água. O aumento da temperatura nas regiões desérticas e secas provocariam ainda maior secura, provocando fome e mortes. É por este que devemos preservar o ambiente! Monóxido de carbono – CO

É um gás incolor extremamente tóxico por inalação, pois se combina com a hemoglobina do sangue, impedindo o transporte de oxigênio às células e aos tecidos, causando hipoxia;

É considerado um gás inerte, ou seja, não reage com a água, soluções ácidas e soluções básicas;

É Combustível, ou seja, reage com o oxigênio. Forma-se na queima incompleta de combustíveis como álcool (etanol), gasolina, óleo, diesel, etc;

A quantidade de CO lançada na atmosfera pelo escapamento dos automóveis, caminhões, ônibus, etc. cresce na seguinte ordem em relação ao combustível usado: álcool < gasolina < óleo diesel. A gasolina usada como combustível contém um certo teor de álcool (etanol), para reduzir a quantidade de CO lançada na atmosfera e, com isso, diminuir a poluição do ar, ou seja, diminuir o impacto ambiental.

Dióxido de enxofe (SO2) e trióxido de enxofre (SO3)

São óxidos eliminados dos escamentos dos veículos movidos a derivados do petróleo (óleo diesel, querosene e gasolina) que possuem enxofre como impureza:

S(s) + O2(g) → SO2(g) O enxofre (impureza dos derivados do petróleo) é queimado na câmara de explosão do motor,

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lançando SO2(g) através do escamento na atmosfera.

SO2(g) + ½ O2(g) → SO3(g)

O dióxido de enxofre liberado, reage com o oxigênio do ar, produzindo o trióxido de enxofre (SO3).

Observação: O álcool (etanol) não contém enxofre como impureza e, por isso, na sua queima não é liberado o SO2. Esta é mais uma vantagem do álcool em relação à gasolina em termos de poluição atmosférica.

São óxidos de característica ácida, pois reagem com água formando ácidos:

SO2(g) + H2O(l) → H2SO3(aq)

SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(aq) Neste caso, o SO2(g) e SO3(g) eliminados dos escamentos dos veículos, em contato com a água

da chuva causa a chamada chuva ácida.

ÓXIDOS DE NITROGÊNIO

Dióxido de nitrogênio (NO2)

É um gás de cor castanho-avermelhada, de cheiro forte e irritante, muito tóxico;

Nos motores de explosão dos automóveis, caminhões, etc., devido à temperatura muito elevada, o nitrogênio e oxigênio do ar se combinam resultando em óxidos do nitrogênio, NO e NO2, que poluem a atmosfera:

N2(g) + O2(g) → 2 NO(g)

NO(g) + ½ O2(g) → NO2(g)

O NO2(g) é um óxido de característica ácida, pois ao reagir com a água, forma uma solução ácida:

2 NO2(g) + H2O(l) → HNO3(aq) + HNO2(aq) Neste caso, o NO2 produzido, entra em contato com a água da chuva causando também a chuva

ácida.

O NO2 produzido na queima dos combustíveis, reage com o O2 do ar produzindo O3 (ozônio), que é outro sério poluente atmosférico:

NO2(g) + O2(g) → NO(g) + O3(g) O ozônio produzido é extremamente tóxico, causando inflamações nas vias respiratórias quando

inalado.

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Monóxido de dinitrogênio (N2O)

É conhecido como óxido nitroso ou gás hilariante;

O óxido nitroso é um gás incolor, sem cheiro, não combustível, considerado um óxido neutro, ou seja, não reage com água, solução ácida e solução básica;

Inspirado por alguns instantes, o N2O produz uma espécie de embriaguez agradável, acompanhada de insensibilidade e às vezes de um riso espasmódico, o que lhe valeu a denominação de gás hilariante;

Utilizado em Medicina como anestésico fraco que pode ser utilizado em cirurgias rápidas, pois sua inalação prolongada e repetida pode causar problemas sérios. Além disso, tem a propriedade de causar euforia;

Em função da baixa toxicidade, o N2O é usado hoje como agente formador de espumas em cremes. Para isso, ele é colocado nas embalagens, sob pressão, junto com o creme. Ao acionar a válvula de liberação, a diferença entre a pressão interna e a do ambiente faz o gás se expandir, e nessa expansão o creme se transforma em espuma. Os cremes podem ser de vários tipos, inclusive alimentícios;

Outro uso bastante conhecido do gás hilariante está na fabricação de granadas usadas por forças policiais para reprimir desordens e manifestações civis. Seu efeito é mais o de assustar as pessoas que o de causar lesões. As granadas contendo óxido nitroso líquido são usadas para esse fim porque o gás hilariante que liberam provoca sonolência e perturbações motoras, durante alguns minutos, naqueles que o inalam.

Monóxido de nitrogênio (NO)

É conhecido como óxido nítrico;

O óxido nítrico é um gás incolor sem cheiro, considerado um óxido neutro, ou seja, não reage com água, solução ácida e solução básica;

É uma substância considerada como uma “faca de dois gumes”, ou seja, pode ser benéfica ou potencialmente tóxica conforme a concentração e a forma de disponibilização;

Formado na atmosfera pela oxidação incompleta do nitrogênio do ar nas combustões em alta temperatura, como em fornos industriais, motores e turbinas a jatos. Altamente tóxico, provoca irritação nas mucosas e pode causar efisema pulmonar;

N2(g) + O2(g) 2 NO(g)

Reação de formação do óxido nítrico a partir da queima do nitrogênio do ar.

Em 1998 o Prêmio Nobel de Medicina e Fisiologia foi concedido a três norte-americanos descobridores do princípio de como o óxido nítrico transmite sinais

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pelo corpo e do papel da substância no controle do sistema circulatório. O NO está envolvido em muitos processos fisiológicos dos mamíferos, que incluem a neurotransmissão, controle da pressão sangüínea, inflamação, reações imunológicas e nos mecanismos de defesa contra microorganisnos e tumores.

CHUVA ÁCIDA

COMO SE FORMA?

Os óxidos de enxofre – SOX (SO2 e SO3) e os óxidos de nitrogênio – NOX (NO e NO2) são poluentes do ar. Quando eles se misturam com a umidade na atmosfera para formar os ácidos (H2SO4, HNO2 e HNO3), a chuva ácida acontece. Ventos fortes transportam o ácido, e a chuva ácida cai, tanto na forma de precipitação como na forma de partículas secas. A chuva ácida pode cair até 3.750 quilômetros de distância da fonte original da poluição. As chaminés e os automóveis do centro industrial do meio-oeste causam chuva ácida que prejudica o leste dos Estados Unidos e o noroeste do Canadá. Grande parte da chuva ácida que cai na Escandinávia vem de origens européias do oeste, do Reino Unido em particular.

As áreas que recebem a chuva ácida não são igualmente afetadas por ela. A capacidade de uma região de neutralizar os ácidos, determina o tamanho do prejuízo em potencial. O solo alcalino neutraliza o ácido. Portanto, as áreas com solos altamente alcalinos são menos prejudicadas do que aquelas áreas onde o solo é neutro ou ácido.

O QUE CAUSA PARA O HOMEM?

Saúde: a chuva ácida libera metais tóxicos que estavam no solo. Esses metais podem alcançar rios e serem utilizados pelo homem causando sérios problemas de saúde. O seu vapor no ar ao ser respirado causa vários problemas respiratórios.

Prédios, casas, arquitetura: a chuva ácida ajuda a corroer os materiais usados nas construções como casas, edifícios e arquitetura, destruindo represas, turbinas hidrelétricas etc.

Meio ambiente

1. Lagos: os lagos podem ser os mais prejudicados com o efeito da chuva ácida, pois podem ficar totalmente acidificados, perdendo toda a sua vida.

2. Desmatamentos: a chuva ácida faz clareiras, matando duas ou três árvores. Imagine uma floresta com muitas árvores utilizando mutuamente, agora duas árvores são atingidas pela chuva ácida e morrem, algum tempo após muitas plantas que se utilizavam da sombra destas árvores morrem e assim vão indo até formar uma clareira. Essas reações podem destruir florestas.

3. Agricultura: a chuva ácida afeta as plantações quase do mesmo jeito que das florestas, só que é destruída mais rápido já que as plantas são mesmo do mesmo tamanho, tendo assim mais áreas atingidas.

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COMO EVITAR A CHUVA ÁCIDA

Conservar energia: Hoje em dia o carvão, o petróleo e o gás natural são utilizados para suprir 75% dos gastos com energia. Nós podemos cortar estes gastos pela metade e ter um alto nível de vida. Eis algumas sugestões para economizar energia;

Transporte coletivo: diminuindo-se o número de carros a quantidade de poluentes também diminui;

Utilização do metrô: por ser elétrico polui menos do que os carros;

Utilizar fontes de energia menos poluentes: energia hidrelétrica, energia geotérmica, energia das marés, energia eólica (dos moinhos de vento), energia nuclear (embora cause preocupações para as pessoas, em relação à possíveis acidentes e para onde levar o lixo nuclear).

Purificação dos escapamentos dos veículos: utilizar gasolina sem chumbo e conversores catalíticos;

Utilizar combustíveis com baixo ou nenhum teor de enxofre.

O QUE SÃO CONVERSORES CATALÍTICOS OU “CATALISADORES”

Instalados em alguns modelos a partir de 1992, os catalisadores tornaram-se itens obrigatórios, com o objetivo de transformar grande parte dos gases tóxicos expelidos pelo motor em gases inofensivos. Com a entrada em vigor da inspeção veicular, cresce ainda mais a importância desse item, que se não estiver em ordem terá de ser substituído. Caso contrário, o carro não poderá ser licenciado.

Instalados no sistema de escapamento, os catalisadores trabalham numa temperatura superior a 350º. Assim, devem sempre estar livres de fagulhas, ou combustível não queimado para não pegar fogo. Por isso, manter o sistema elétrico em ordem, verificando o estado das velas, bobinas, distribuidor e dos cabos é um dos cuidados que devem ser tomados.

Outra dica é evitar os combustíveis de qualidade duvidosa e escolher sempre os lubrificantes recomendados no manual do proprietário. Se a combustão e a lubrificação do motor não forem perfeitas, existe o risco dos detritos entupirem o catalisador. No caso da peça ser danificada por batidas em lombadas, o entupimento pode ser causado por pedaços de cerâmica. Um bom catalisador dura cerca de 80 mil quilômetros, mas uma vez danificado, precisará ser trocado.

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Trabalhão de Química Atenção: antes de responder às questões tenha em mãos uma tabela de cátions e ânions. 01. O que é uma função química? Cite as principais funções inorgânicas. 02. Explique o que significa cada termo: a) ionização b) dissociação iônica c) grau de ionização 03. O que é uma solução eletrolítica? O que distingui um eletrólito forte de um fraco? 04. Explique por que o NaCl conduz eletricidade quando fundido ou em solução. Explique, também, por que o HCl puro é um mau condutor de eletricidade e em solução é um bom condutor. 05. Pesquise sobre substâncias ácidas presentes em seu cotidiano. 06. Dê o conceito de ácido segundo Arrhenius. 07. A equação geral de ionização de um ácido é dada por: HA + H2O → H3O

+ + A-,

no entanto, a forma simplificada é mais utilizada: HA OH2 H+ + A-. Deve-se

entender que esse processo ocorre em meio aquoso. De acordo com o texto lido, escreva para cada item as equações balanceadas de ionização completa dos seguintes ácidos, envolvendo H2O e a forma simplificada: a) HBr b) HNO3 c) H2SO4 d) H3PO4 e)H3PO3 08. Classifique e exemplifique os ácidos de acordo com: a) número de hidrogênios ionizáveis c) presença ou não de oxigênio na molécula b) grau de ionização d) volatilidade 09. Dados os ácidos: HCl, HClO, HCIO2, HClO3, HClO4, H2S, H2SO4, H2SO3, HNO3, HNO2, HBr, HCN, H3PO4, H3PO3, H3PO2, H4P2O7, HPO3, H2CO3 e CH3COOH. Construa duas tabelas, uma para hidrácidos e outro para oxiácidos (ou ácidos oxigenados), segundo o modelo: Tabela 1: Hidrácidos

HIDRÁCIDOS FÓRMULA ESTRUTURAL (indicar com * o hidrogênio

ionizável)

NOME

HCN

.

.

.

. . .

ácido cianídrico

.

.

.

C NH

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Tabela 2: Oxiácidos

OXIÁCIDOS FÓRMULA ESTRUTURAL (indicar com * o hidrogênio ionizável)

NOME

H3PO2 . . .

. . .

ácido hipofosforoso . . .

10. Escreva a fórmula molecular e o nome dos ácidos correspondentes aos ânions: a) periodato b) bromato c) bromito d) hipoiodito e) tiosulfato 11. Pesquise sobre algumas substâncias de caráter básico no seu cotidiano. 12. Dê o conceito de base segundo Arrhenius. 13. Escreva a equação balanceada de dissociação das seguintes bases: a) KOH b) Ba(OH)2 c) Al(OH)3 d) NH4OH e) Fe(OH)2 14. Escreva a fórmula e nomenclatura das bases correspondentes aos seguintes cátions: a) NH4

+ b) Ca2+ c) Fe3+ d) Mg2+ e) Na+ 15. A partir da molécula da água (H2O), construa a fórmula eletrônica do íon OH-. 16. Classifique e exemplifique as bases de acordo com: a) número de hidroxilas (OH-). b) grau de dissociação. c) solubilidade em água. 17. Associe corretamente: (1) base forte e solúvel em água ( ) hidróxido de cobre(II) (2) base forte e pouco solúvel em água ( ) hidróxido de rubídio (3) base fraca e solúvel em água ( ) hidróxido de magnésio (4) base fraca e praticamente solúvel em água ( ) hidróxido de amônio ( ) hidróxido de estanho(II) ( ) hidróxido de cromo 18. O que é um indicador ácido-base? Pesquise sobre alguns indicadores utilizados em laboratório e suas colorações de acordo com a acidez ou basicidade do meio.

H O

PH

H

O

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19. Pesquise os conceitos de ácido e base segundo Brфnsted-Lowry e segundo Lewis. Para cada caso, cite dois exemplos. 20. Dentre os três conceitos de ácidos e bases pesquisados (Arrhenius, Brфnsted-Lowry e Lewis), qual o mais abrangente? Explique. 21. O que é um sal? Exemplifique. 22. Dê a fórmula e nomenclatura do sal formado pelos seguintes íons: a) Fe3+ e Cl- b) Al3+ e SO4

2- c) Ca2+ e NO3- d) Na+ e PO4

3- e) NH4+ e

MnO4-

23. Pesquise sobre algumas propriedades físicas dos sais. (solubilidade em água, ponto de fusão e ebulição, condutividade elétrica) 24. O que quer dizer reação de neutralização total e parcial? Diga quais tipos de substância estão envolvidas nesse processo e exemplifique essas reações. 25. Escreva a equação balanceada de neutralização total entre os compostos abaixo: a) NaOH e HCl b) KOH e H2SO4 c) Mg(OH)2 e H2SO4 d) Al(OH)3 e HNO3 e) Ca(OH)2 e HCl 26. Um estudante, ao testar a condutividade elétrica de uma solução aquosa de amônia e outra de ácido acético, verificou que a lâmpada acendia fracamente nos dois casos. No entanto, quando juntava as duas soluções, o brilho da lâmpada se tornava mais intenso. Como você explica esses fatos? 27. O leite de magnésia é uma suspensão aquosa de Mg(OH)2. Explique por que o mesmo é usado como antiácido estomacal. 28. O que são óxidos? Dê alguns exemplos de óxidos presentes no seu cotidiano. 29. De acordo com a Tabela Periódica, escreva a fórmula dos óxidos abaixo: a) óxido de sódio b) óxido de magnésio c) óxido alumínio d) óxido de cálcio 30. A concentração de CO2 (dióxido de carbono ou gás carbônico) na atmosfera tem aumentado nos últimos anos. Cite uma conseqüência ambiental desse fato. 31. Explique, com o auxílio de equações químicas, como ocorre a formação de ácido sulfúrico e ácido nítrico na água da chuva, aumentando sua acidez, devido a presença de óxidos de enxofre e nitrogênio na atmosfera. 32. Pesquise sobre peróxidos e superóxidos, citando dois exemplos para cada caso.

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33. Pesquise sobre outros grupos de compostos inorgânicos: hidretos, carbetos e nitretos. Cite exemplos.

Bibliografia recomendada para a resolução das questões 1. LEMBO, Antônio. Quimica: realidade e contexto. São Paulo: Ática, 1999. 2. PERUZZO, Tito Miragaia; CANTO, Eduardo Leite do. Quimica na abordagem do

cotidiano. São Paulo: Moderna, 1996. (TITO & CANTO) 3. FELTRE, Ricardo; YOSHINAGA, Setsuo. Quimica geral. São Paulo: Moderna, 4

ed.

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Textos 6

1.CESAR, PAULO. Propriedades dos Gases. Disponível em: <http://www.profpc.com.br/Resumos.>, Acessado em: 28/06/2012 as 16:00hs 2. ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna




Propriedades dos Gases

1- Teoria cinética dos gases

Características de uma substância no estado gasoso - Não tem forma e nem volume próprios. Um gás tem a forma do recipiente onde está contido e ocupa todo o espaço limitado pelas paredes do recipiente. O volume de um gás é o volume do recipiente onde está contido.

Modelo do estado gasoso (teoria cinética dos gases) - Um gás é constituído por moléculas isoladas, separadas umas das outras por grandes espaços vazios em relação ao seu tamanho e em contínuo movimento de translação, rotação e vibração.

2- Volume, Pressão, Temperatura de um gás

I. Volume

O volume de qualquer substância é o espaço ocupado por esta substância. No caso dos gases, o volume de uma dada amostra é igual ao volume do recipiente que a contém.

II. Temperatura

É a medida do grau de agitação térmica das partículas que constituem uma substância.

No estudo dos gases, é utilizada a escala absoluta ou Kelvin (K) e, no Brasil, a escala usual é a Celsius ou centígrada (°C). Portanto, para transformar graus Celsius (t) em Kelvin, temos:

T/K = t/ºC + 273,15

III. Pressão


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A pressão é definida como força por unidade de área. No estado gasoso, a pressão é o resultado do choque de suas moléculas contra as paredes do recipiente que as contém.

3- Gás Ideal ou Perfeito

Gás ideal ou gás perfeito - É um modelo teórico. É um gás que obedece às equações P·V/T = k e P·V = n·R·T, com exatidão matemática.

4- Gás Real

Não segue o comportamento do gás ideal, principalmente em pressões muito altas e/ou em temperaturas baixas, porque ocorre alta redução de volume e as partículas, muito próximas, passam a interferir umas no movimento das outras.

Um gás real aproxima-se do comportamento de um gás ideal à medida que diminui a pressão e aumenta a temperatura.

5- Lei de Boyle e lei de Charles e Gay-Lussac

Lei de Boyle - A temperatura constante, o volume ocupado por uma quantidade fixa de um gás é inversamente proporcional à sua pressão.

P·V = k = constante

Lei de Charles e Gay-Lussac - A volume constante, a pressão de uma massa fixa de um gás varia linearmente com a temperatura do gás em graus Celsius.

A pressão constante, o volume de uma massa fixa de um gás varia linearmente com a temperatura do gás em graus Celsius.

Com a introdução da escala absoluta, as leis de Charles e Gay-Lussac foram assim enunciadas:

A volume constante, a pressão de uma massa fixa de gás é diretamente proporcional à temperatura absoluta do gás. A pressão constante, o volume de uma massa fixa de gás é diretamente proporcional à temperatura absoluta do gás.

6- Equação geral dos gases perfeitos

P·V —— T

= k ou P1·V1 ——— T1

= P2·V2 ——— T2

(número de mols constante)

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É possível o gás passar por um estado intermediário (3), observe o diagrama:

(1) → (2) → (3)

Desta forma teremos:

A Lei de Boyle e Charles aplica:

Se multiplicar parte por parte

7- Transformações Isotérmica, Isobárica e Isovolumétrica

ISOBÁRICA (p1 = p2)

V1 —— T1

= V2 —— T2

lei de Charles e Gay-Lussac

ISOCÓRICA (V1 = V2)

p1 —— T1

= p2 —— T2

lei de Charles e Gay-Lussac

ISOTÉRMICA (T1 = T2)

p1·V1 = p2·V2 lei de Boyle

8- Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP, CN ou TPN)

São definidas como condições normais de temperatura e pressão quando o gás é submetido a uma pressão de 1 atm e à temperatura de 0 °C. Portanto, podemos colocar:

P = 1 atm = 760 mmHg

T = 0 °C = 273,15 K

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9- Volume molar de um gás

Volume molar é o volume de um mol de substância. O volume molar de um gás é constante para todos os gases a uma mesma pressão e temperatura.

Nas CNTP, o volume molar é igual a 22,4 L/mol.

10- Equação de Clapeyron

As leis de Boyle e Charles/Gay-Lussac podem ser combinadas com a lei de Avogadro para relacionar volume, pressão, temperatura e quantidade em mols de um gás.

Tal relação é chamada de equação de estado de um gás. A equação de estado pode então ser representada por:

P · V = n ·R · T

Esta equação também é denominada de equação de Clapeyron, em homenagem ao físico francês que a determinou.

A constante R pode assumir vários valores dentre os quais destacamos:

11- Densidade de um gás

Densidade de um gás nas CNTP:

dCNTP = M ——— 22,4

g/L

Densidade de um gás a uma pressão p e temperatura T:

d = P·M ——— R·T

Densidade de um gás A em relação a um gás B:

dA,B = MA —— MB

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Densidade de um gás A em relação ao ar:

dA,ar = MA —— Mar

= MA ——— 28,8

12- Mistura Gasosa: Pressão Parcial e Volume Parcial

Fração em mol

Abaixo a fração do mol expressa na relação:

Onde:

ni – quantidade em mols de gás i.

n – quantidade em mols da mistura.

Pressão parcial

Em uma mistura gasosa a pressão parcial de um gás é igual ao resultado de sua fração em mol na mistura, pela própria pressão.

Pgás = Xgás . Ptotal

Volume parcial

Em uma mistura gasosa o volume parcial de um gás é igual ao resultado de sua fração em mol na mistura, pelo próprio volume.

Vgás = Xgás . Vtotal

Lei de Amagat

Segundo essa lei, a soma dos volumes parciais de seus componentes, é ocupada por uma mistura gasosa.

V = v1 + v2 + v3 + ... vz

Lei de Dalton

Segundo essa lei, a soma das pressões parciais de seus componentes, é ocupada por uma mistura gasosa.

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P = P1 + P2 + P3 + ... Pz

Misturas de gases perfeitos

O fato de que os gases são miscíveis, independente da proporção resulta em misturas gasosas homogêneas.

13- Difusão e Efusão Gasosa

Difusão gasosa – é a forma na qual, os gases atravessam uma parede porosa, e nesse mesmo processo se misturam de maneira uniforme com outros gases. Porém, a efusão gasosa é conceituada como uma forma em que um gás escapa de um recipiente, por meio de um pequeno furo, para o vácuo. Thomas Graham foi um químico britânico, que estudou a efusão gasosa, ele criou a lei que o explica. “As velocidades de efusão dos gases são inversamente proporcionais às raízes quadradas de suas massas específicas, quando submetidos à mesma pressão e temperatura.”

QUESTÕES DISSERTATIVAS - GASES Texto para as próximas 2 questões. Um brinquedo que se tornou popular no Rio de Janeiro é um balão preto confeccionado com um saco de polietileno bem fino. A brincadeira consiste em encher parcialmente o balão com ar atmosférico (massa molar igual a 28,8 g/mol), fechá-lo e deixá-lo ao Sol para que o ar em seu interior se aqueça. Dessa forma, o ar se expande, o balão infla e começa a voar quando sua densidade fica menor do que a do ar atmosférico. 1) Considere que o ar no interior do balão se comporte como gás ideal, que sua pressão seja igual à atmosférica e que a massa do saco de polietileno usado para confeccionar o balão seja igual a 12 g. Determine a temperatura do ar, em graus Celsius (°C), no interior do balão no momento em que seu volume atinge 250 L e sua densidade se iguala à do ar atmosférico (1,2 g/L). 2) Deseja-se substituir o ar no interior do balão por um gás formado por uma substância simples que, nas condições de temperatura e pressão do ar atmosférico, faça o balão voar. Desprezando a massa do filme de polietileno que constitui o balão, identifique os quatro elementos da tabela periódica que poderiam ser usados para tal fim. (Obs.: utilize uma tabela periódica). Texto para a próxima questão.

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(Unicamp) Vestibular, tempo de tensões, de alegrias, de surpresas... Naná e Chuá formam um casal de namorados. Eles estão prestando o Vestibular da Unicamp 2001. Já passaram pela primeira fase e agora se preparam para a etapa seguinte. Hoje resolveram rever a matéria de Química. Arrumaram o material sobre a mesa da sala e iniciaram o estudo: – Será que estamos preparados para esta prova? – pergunta Naná. – Acho que sim! – responde Chuá. – O fato de já sabermos que Química não se resume à regra de três e à decoração de fórmulas nos dá uma certa tranquilidade. – Em grande parte graças à nossa professora – observa Naná. – Bem, vamos ao estudo! 3) Após resolver as questões, Chuá abriu um livro onde estava descrito outro experimento. – Aqui temos uma experiência muito interessante: num frasco de 380 mL e massa 100,00g foram colocados cerca de 5g de uma substância líquida. O frasco foi fechado com uma tampa com um orifício muito pequeno. A seguir, foi levado a uma estufa regulada em 107°C, temperatura esta acima do ponto de ebulição da substância adicionada. Assim que não se percebeu mais líquido no interior do frasco, este foi retirado da estufa e deixado resfriar até a temperatura ambiente. Formou-se um pouco de líquido no fundo. Pesou-se o sistema e observou-se a massa de 101,85g. a) Qual a quantidade do líquido, em mol, que sobrou no frasco? b) Qual é a massa molar da substância do experimento? – Esta é moleza – fala Naná. – Já que é fácil, responda mais esta – provoca Chuá. c) A molécula da substância do experimento é constituída por apenas 1 átomo de carbono e mais 4 átomos iguais. Escreva a sua fórmula estrutural e o seu nome e explicite como procedeu para descobri-la. 4. Uma das principais fontes de energia térmica utilizada atualmente no Estado de São Paulo é o gás natural proveniente da Bolívia (constituído principalmente por metano). No entanto, devido a problemas políticos e econômicos que causam eventuais interrupções no fornecimento, algumas empresas estão voltando a utilizar o GLP (gás liquefeito de petróleo, constituído principalmente por butano). Forneça as equações químicas para a combustão de cada um desses gases e calcule os volumes de cada um deles que produzem 22,4 litros de CO2. 5) Uma balança de dois pratos, tendo em cada prato um frasco aberto ao ar, foi equilibrada nas condições-ambiente de pressão e temperatura. Em seguida, o ar atmosférico de um dos frascos foi substituído, totalmente, por outro gás. Com isso, a balança se desequilibrou, pendendo para o lado em que foi feita a substituição. a) Dê a equação da densidade de um gás (ou mistura gasosa), em função de sua massa molar (ou massa molar média). b) Dentre os gases da tabela, quais os que, não sendo tóxicos nem irritantes, podem substituir o ar atmosférico para que ocorra o que foi descrito? Justifique. Equação dos gases ideais: PV = nRT P = pressão V = volume n = quantidade de gás R = constante dos gases T = temperatura

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M = massa molar (ou massa molar média) 6) Por que dizemos que ao nível do mar existem mais moléculas de ar? 7. Explique o fato de uma bola de futebol parecer mais “cheia” durante o dia e mais murcha à noite. 8. Uma mistura gasosa ideal de propano e ar é queimada à pressão constante, gerando 720 litros de CO2 por hora, medidos a 20 °C. Sabe-se que o propano e o ar encontram-se em proporção estequiométrica. Determine a velocidade média de reação da mistura em relação ao ar, considerando a composição do ar 21% de O‚ e 79% de N2, em volume. Dados: Massas moleculares O = 16,00; N = 14,00; C = 12,00 9. a) Um reator foi projetado para operar em temperatura de 127°C e suportar altas pressões gasosas. Por questões de segurança, foi instalada uma válvula de alívio, que abre quando a pressão ultrapassa 10 atm. Calcule o volume deste reator sabendo que o mesmo tem capacidade para conter 5 mols de nitrogênio nestas condições. b) Uma amostra de gás, a 327°C e 120 atm de pressão, ocupa um recipiente de 10L. Qual a variação de temperatura que se deve efetuar para que a pressão seja de 20atm quando se transferir este gás para um recipiente de 40L? 10. Para suprir a demanda de energia, o Brasil ainda necessita importar gás natural. Através do gasoduto Brasil-Bolívia, construído em parceria pelos dois países, a Bolívia fornece gás natural para várias cidades do Centro-Sul brasileiro. O gás natural está sendo utilizado cada vez mais como combustível para automóveis pelo fato de ser mais econômico e menos poluente do que a gasolina. (Feltre, 2004, p. 38-39).

Considere um cilindro de gás natural de um automóvel, com 100 L de gás natural ideal, carregado a 27 °C e 9,0 atm, em um posto de combustíveis. Admitindo que a composição, em quantidade de matéria, do gás natural é 80 % de metano e 20 % de etano, determine o valor da massa da mistura gasosa contida nesse cilindro, expressando o resultado com três algarismos significativos. 11. Considere um recipiente de 10 L contendo um mistura gasosa de 0,20 mol de metano, 0,30 mol de hidrogênio e 0,40 mol de nitrogênio, a 25 °C. Admitindo-se o comportamento do gás ideal, pede-se: a) a pressão, em atmosferas, no interior do recipiente. b) as pressões parciais dos componentes. Dado: R = 0,082 atmLmol-1K-1 12. Na calcinação de 50,0 g de carbonato de cálcio, obtém-se um resíduo A e um gás B. Indique: a) a equação representativa da calcinação e o volume do gás B nas CNTP; b) a equação representativa da reação do resíduo com a água e a nomenclatura oficial (IUPAC) do produto dessa reação. 13. Considere um gás ideal submetido às seguintes transformações: Considere, também, as seguintes leis:

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Sob volume constante, a pressão exercida por uma determinada massa gasosa é diretamente proporcional à sua temperatura absoluta. (“Lei de Gay-Lussac”) Sob temperatura constante, o volume ocupado por determinada massa gasosa é inversamente proporcional à sua pressão. (“Lei de Boyle”) Sob pressão constante, o volume ocupado por uma determinada massa gasosa é diretamente proporcional à sua temperatura absoluta. (“Lei de Charles”) a) Associe as transformações A-B; B-C e C-D às Leis correspondentes. Justifique sua resposta. b) Esboce os gráficos dessas transformações, mostrando as grandezas que sofrem variações e identificando a(s) que permanece(m) constante(s). 14. Uma certa quantidade de gás ideal ocupa 30 litros à pressão de 2atm e à temperatura de 300 K. Que volume passará a ocupar se a temperatura e a pressão tiverem seus valores dobrados? 15. Para se determinar a pressão de vapor de um líquido utilizou-se uma seringa evacuada contendo 5mL do líquido. A seringa foi colocada em banho-maria, conforme a figura. Quando a temperatura alcançou 45 °C, a pressão no interior da seringa era 0,97 atm e o volume de gás era 33,5 mL. Qual a pressão de vapor do líquido nesta temperatura? 16. O ideal é que a pressão parcial do oxigênio no pulmão seja de 0,20 atm. Um mergulhador, que está sujeito a altas pressões,deve dosar o gás que respira para manter a pressão parcial do oxigênio neste valor. Se ele estiver mergulhando a uma profundidade onde a pressão seja de 2,5 atm, qual deve ser a fração molar de oxigênio numa mistura oxigênio/nitrogênio para que ele possa respirar sem dificuldades? 17. Uma mistura de 4,00 g de H2 gasoso com uma quantidade desconhecida de He gasoso é mantida nas condições normais de pressão e temperatura. Se uma massa de 10,0g de H2 gasoso for adicionada à mistura, mantendo-se as condições de pressão e temperatura constantes, o volume dobra. Calcule a massa de He gasoso presente na mistura. Massas atômicas: H = 1; He = 4. Constante universal dos gases = 0,0821 L atm/mol K. Volume ocupado por um mol de gás nas condições normais de pressão e temperatura = 22,4 litros. 18. Algumas misturas gasosas podem ser importantes em ambientes hospitalares, assim como na prática de esportes, como mergulho autônomo a grandes profundidades. Uma dessas misturas, denominada Trimix, contém 16 % de oxigênio, 24 % de hélio e 60 % de nitrogênio (porcentagem em volume). Suponha um cilindro de Trimix mantido à temperatura ambiente e a uma pressão de 9000 kPa. a) Escreva as fórmulas dos gases da mistura. b) Qual é a pressão parcial do hélio no cilindro? Mostre os cálculos. c) Qual é a massa molar média da mistura? Mostre os cálculos. Dado: R = 8,3 kPa L mol-1 K-1.

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19. 12,8g de gás oxigênio (O2) ocupam o volume de 2,46L a 27°C. Determine a pressão exercida. Dados: Massa molar: O=16g/mol e R=0,082atm.L.mol-1.K-1 20) (Unitau) Qual a massa molecular de 45g de uma substância gasosa que está dentro de um recipiente de 3 litros a uma pressão de 5 atm e a uma temperatura de 27°C? Dado: R = 0,082 atm.L/mol.K

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Textos 7 1.CESAR, PAULO. Estequiometria. Disponível em: <http://www.profpc.com.br/Resumos.>, Acessado em: 30/06/2012 as 16:00hs 2. ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna




Estequiometria

1 - Conceito

Estequiometria é o estudo que permite o cálculo das relações quantitativas nas reações químicas.

Considere uma reação química onde os compostos A e B reagem entre si produzindo os compostos C e D. Equilibrada a equação teremos:

aA + bB cC + dD

O cálculo de quantidades desconhecidas de reagentes ou produtos é realizado estabelecendo-se a proporcionalidade com os coeficientes a, b, c e d.

2 - Relação entre massas

Considere a reação:

Al2O3

+

3 H2SO4

→

Al2(SO4)3

+

3 H2O

1 mol 3 mols 1 mol 3 mols

102g 294g 342g 54g

Algumas perguntas: 1) Qual é a quantidade de ácido sulfúrico necessária para produzir 500g de sulfato de alumínio?

Al2O3

+

3 H2SO4

→

Al2(SO4)3

+

3 H2O


294g 342g

xg 500g


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2) Quantos mols de óxido de alumínio são necessários para reagir com 200 g de ácido sulfúrico?

Al2O3

+

3 H2SO4

→

Al2(SO4)3

+

3 H2O


1 mol 294g

x mols 200g

3 - Relação entre massas e moléculas

Exemplo: Considere a reação:

Al2O3

+

3 H2SO4

→

Al2(SO4)3

+

3 H2O


102g 294g 342g 54g

1 A 3 A 1 A 3 A

Onde A é o Número de Avogadro A = 6,02 x 10 23 moléculas

Algumas perguntas: 1) Quantas moléculas de ácido sulfúrico são necessárias para produzir 400g de sulfato de alumínio?

Al2O3

+

3 H2SO4

→

Al2(SO4)3

+

3 H2O


3 A 342g

x 400g

24 moléculas

2) Quantas moléculas de óxido de alumínio são necessárias para reagir com 100 g de ácido sulfúrico?

Al2O3

+

3 H2SO4

→

Al2(SO4)3

+

3 H2O


1 A 294g

x 100g

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294.x = 1A.100 → x = 0,34A → x = 2.1023 moléculas.

4 - Relação entre volumes


3 H2

+

N2

→

2 NH3

3 mols 1 mol 2 mols

3 V 1 V 2 V

Onde V é o volume molar, sendo V = 22,4 litros nas CNPT

Uma pergunta: Qual é o volume de nitrogênio necessário para produzir 100 litros de amônia, nas mesmas condições de pressão e temperatura?

3 H2

+

N2

→

2 NH3

3 mols 1 mol 2 mols

1 V 2 V

x 100 litros

2V .x = 100.1V → x = 50 litros.

5 - Relação entre massa e volume


Cl2

+

2 NaOH

→

NaClO

+

NaCl

+

H2O

1 mol 2 mols 1 mol 1 mol 1 mol

71g 80g 74,5g 58,5g 18g

1 V

Uma pergunta: Qual é o volume de cloro nas CNPT necessário para produzir 200g de hipoclorito de sódio.

Cl2 +

2 NaOH →

NaClO +

NaCl +

H2O

1 mol 2 mols 1 mol 1 mol 1 mol

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1 V 74,5g

x 200g

74,5.x = 200.1V → x = 2,68V → x = 2,68.22,4 → x = 60,1 litros

6 - Relações envolvendo uma sequência de reações

Equilibramos as equações. Atribuímos valores ao coeficiente do composto elo de ligação entre as reações de modo que somando as equações resulta uma única. Então resolvemos o problema normalmente.

Exemplo: Considere as reações:

2 NaN3 → 2 Na + 3 N2

10 Na + 2 KNO3 → K2O + 5 Na2O + N2

O elo de ligação entre as duas equações é o Na. Para que ele seja eliminado na soma das duas equações vamos multiplicar a primeira equação por 5.

10 NaN3 → 10 Na + 15 N2

10 Na + 2 KNO3 → K2O + 5 Na2O + N2 _____________________________________

10 NaN3 + 10 Na + 2 KNO3 >>> 10 Na + 15 N2 + K2O + 5 Na2O + N2

10 NaN3 + 2 KNO3 → K2O + 5 Na2O + 16 N2

Os problemas serão resolvidos usando a equação obtida.

7 - Relações envolvendo quantidade em excesso de um dos reagentes

Para verificar se há excesso de reagente vamos sempre comparar pelo número de mols indicado na reação.

7.1 - Relações envolvendo apenas os volumes

Exemplo: Considere a reação.

N2

+

3 H2

→

2 NH3

1 mol 3 mols 2 mols

1 V 3 V 2 V

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Uma ergunta: Fazendo-se reagir 4 litros de N2 com 9 litros de H2 qual é o volume de NH3 obtido nas mesmas condições de pressão e temperatura? A equação nos mostra que o volume de H2 deve ser 3 vezes maior que o volume de N2 nos permitindo afirmar que há um excesso de N2. Verificamos ainda que o volume de NH3 é 2 vezes maior que o de N2.

N2

+

3 H2

2 NH3

1 mol 3 mols 2 mols

1 V 3 V 2 V

3 litros 1 litro de excesso

9 litros x

x = 2.3 → x = 6 litros

7.2 - Relações envolvendo apenas massas

Exemplo: Considere a reação.

CO2

+

2 NaOH

→

Na2CO3

+

H2O

1 mol 2 mols 1 mol 1 mol

44 g 2.40 = 80g 140 g 18 g

Uma pergunta. Fazendo reagir 5 g de gás carbônico com 8 g de hidróxido de sódio, qual é a massa de carbonato de sódio obtida? A equação nos mostra que a massa de hidróxido de sódio deve ser 80/44 = 1,81 vezes maior que a massa de gás carbônico não 8/5 = 1,6 nos permitindo afirmar que há um excesso de gás carbônico. A quantidade y de gás carbônico que irá reagir com 8 g de hidróxido de sódio é: 8/y

CO2

+

2 NaOH

→

Na2CO3

+

H2O

1 mol 2 mols 1 mol 1 mol

44 g 2.40 = 80g 140 g 18 g

4,4 g 0,6 g em excesso

8 g x

80.x = 8.140 → x = 14 g

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8 - Relações envolvendo reagentes com impurezas

Quando um reagente for impuro procuramos determinar a quantidade de reagente puro e procedemos normalmente.

Exemplo: Numa reação são utilizados 500 g de ácido sulfúrico com 90% de pureza. A quantidade de ácido que irá reagir será 500.90/100 = 450 g

9 - Relações envolvendo rendimento de reações

Realizamos o cálculo do produtos de uma reação supondo sempre que o rendimento seja 100%. O rendimento das reações químicas é sempre calculado em função dos produtos da reação.

Exemplo: Numa reação são produzidos 200 g de carbonato de sódio com rendimento de 100%. Se o rendimento da reação for 75% a quantidade de carbonato de sódio obtida será de 200.75/100 = 150 g

Exercícios

1. Como é denominado a parte da química que estuda o balanço energético de uma

reação? E a que estuda a velocidade das reações?

2. Exemplifique os vários tipos de reações químicas: deslocamento ou simples troca,

dupla troca, síntese ou formação e decomposição.

3. Exemplifique as reações de oxirredução, indicando as semi-reações. Algumas das

reações indicadas na questão anterior podem ser enquadradas como de

oxirredução. Quais?

4. O cal utilizado na construção civil é preparado a partir do aquecimento do

calcário, seguido da hidratação da cal virgem. Escreva as equações

correspondentes a estes processos.

5. Os balões são cheios com o gás proveniente da reação de alumínio com soda

cáustica. Este procedimento é seguro? Escreva a equação correspondente a

este processo.

6. O bicarbonato de sódio é utilizado em extintores de incêndio (pó químico) porque

quando aquecido libera gás carbônico. Escreva a equação correspondente. Como

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o bicarbonato de sódio sai destes extintores? Pesquise os casos onde é

recomendado esta classe de extintores.

7. O gás de cozinha é uma mistura de propano e butano. Escreva a equação de

combustão completa para cada um destes gases. Faça o balanceamento destas

equações.

8. As pias de mármore são atacadas pelo suco de limão e pelo vinagre. Escreva as

equações correspondentes.

9. O leite de magnésia é usado para combater a azia. Escreva a equação

correspondente.

10. A limpeza de uma superfície metálica (decapagem) é feita com ácido

muriático. Escreva a equação correspondente.

11. Qual a composição do aço? Por que a palha de aço queima facilmente

enquanto que uma peça de aço não queima? Escreva as equações envolvidas na

queima da palha de aço.

12. Faça o balanceamento das equações:

FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + Fe2(SO4)3 + H2O

MnO2 + HCl → H2O + MnCl2 + Cl2

K2Cr2O7 + HCl → CrCl3 + KCl + H2O + Cl2

Hg2S + HNO3 → HgSO4 + Hg(NO3)2 + H2O +NO

CrI3 + KOH + Cl2 → K2CrO4 + KIO4 + KCl + H2O

H2SO3 + HIO3 → H2SO4 + H2O + I2

NaNO2 + KMnO4 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + NaNO3 + H2O

HI + MnO2 → MnI2 + H2O + I2

Na2SnO2 + Bi(OH)3 → Na2SnO3 + Bi + H2O

H2S + H2O + Br2 → HBr + H2SO4

13. Parathion é um composto tóxico usado como inseticida cuja fórmula molecular é

C10H14O5 NSP. Qual a massa molecular?

14. Uma amostra de nitrogênio gasoso contém 4.63x1022 átomos de nitrogênio.

Quantos mols de átomos de N estão presentes?

15. Calcule massa em gramas de 0,2 mol de moléculas de CO2.

16.

AgNO3 +NaCl → AgCl +NaNO3.

a) Quantos g de AgNO3 são necessários para reagir com 5g de NaCl?

b) Quantos g de AgNO3 são necessários para precipitar 5g de AgCl?

c) Quantos g de NaCl são adicionados ao AgNO3 para produzir 5g de AgCl?

17. Calcular a massa de 1,00 mol de fórmulas unitário de KNO3 (nitreto de potássio).

18. A cafeína é o principal estimulante contido no café, pode analisar-se queimando

este em uma corrente de oxigênio e pesando os óxidos formados. A análise por este

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método mostra que a cafeína consta de 49.48% (massa) de C, 5.19% de H, 28.85%

de N e 16.48% de O. Qual a fórmula empírica?.

19. A fórmula molecular da cafeína é C8H10O2N4. Uma amostra contendo 0,150 mol

de moléculas de cafeína, quantos mols de átomos de C, H, O, N estão presentes?

20.

a) Quantos gramas de O2 reagem com 1g de cafeína?

b) Quantos gramas de NO2 se produzirão ao queimar 1g de cafeína?

21. Um grama de um composto gasoso de carbono e hidrogênio fornece após a

combustão, 3.3g de CO2 e 0.899g de H2O. Qual a fórmula empírica do composto?

22. Uma amostra de cálcio metálico puro, pesando 1,35g, foi quantitativamente

transformada em 1,88g de CaO puro. Se considerarmos a massa atômica do

oxigênio igual a 16,0, qual a massa atômica do cálcio?

23. 3.65g de H2 e 26.7g O2 são misturados e reagem. Quantos g H2O são

produzidos?

24. A pirita (FeS2) é utilizada para obter ácido sulfúrico segundo as reações:

FeS2 +O2 → Fe2O3 + SO2(g)

SO2+O2 → SO3(g)

SO3(g)+H2O → H2SO4(l)

Balancear as reações e calcular o rendimento, sabendo-se que de 1ton de FeS2 com

90% de riqueza são obtidos 1200 kg de H2SO4.

25. Quando um sulfeto de hidrogênio, H2S, queima em excesso de oxigênio, os

produtos são água e dióxido de enxofre. Se 16,0g de água são formados nessa

reação, quantos a) mols de moléculas de O2, b) moléculas de O2, c) gramas de O2

são consumidos e d) gramas de H2S são consumidos?.

26. Completar, balancear e classificar as seguintes reações:

a) CH4 + O2 → CO2 + 2H2O

b) Fe (s)+ O2 → Fe2O3(s)

c) Formação de ácido nítrico a partir do óxido não metálico e água. NO + H2O→

HNO3

d) Precipitação do AgCl a partir de NaCl e AgNO3

e) HgO → Hg + O2

f) Fe (s)+ CuSO4 → FeSO4(s) + Cu

27. Da reação de combustão C6H6 +O2 obtêm-se CO2 e H2O. Quantas moléculas de

CO2 são produzidas a partir de 10 moléculas de C6H6?

28. Calcular as massas que representam: a) 3 mols de nitrato de cálcio, b) 1,5 mols

de sulfato ferroso heptahidratado; c) 4 mols de propano, d) 0,2 mols de NaOH. e) 3

mols nitrato de cálcio f) 1,5 mol de sulfato ferroso heptahidratado g) 4 mols de

propano h) 0,2 mols de hidróxido de sódio

29. Calcular o tempo que demora em contar as moléculas de água que há em um

copo de água com 200cm3, se fosse capaz de contar 10000 milhões de

moléculas/seg. sem parar.

30. Calcular o número de átomos de oxigênio em: a) 1l de água, b) 200g de HNO3;

c) 1 mg de óxido férrico, d) 32g de gás oxigênio.

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31. Uma gota de H2SO4 (d=1,981g/cm3) ocupa um vol. de 0,025mL. Quantas

moléculas de ácido há nessa gota e o número de átomos de oxigênio presentes na

mesma. Qual é a massa de uma molécula de ácido sulfúrico?

32. Uma mistura de 0,62 mols de metano (CH4) e hidrogênio (H2) tem uma massa de

6,84g. a) Calcular os moles da mistura de gases e b) moles de átomos de

hidrogênio.

33. Um composto gasoso esta formado por 77,45% de Cl e o resto de fósforo. Qual

a fórmula empírica? Uma amostra de 0,029g desse gás ocupam em c.n um volume

de 4,72 mL. Qual a fórmula molecular?

34. Duas reações características do alto forno são:

(1)Formação de monóxido de carbono (gás) a partir do coque e CO2 (g).

(2)Redução do óxido de Ferro III com o monóxido de carbono da reação (1)

obtendo-se Fe(s) e dióxido de carbono.

Escreva a equações balanceadas e calcule a massa de Carbono necessário para

liberar o monóxido de carbono para reduzir 100 kg de Fe III

35. O sulfato de alumínio pode preparar-se fazendo reagir o material bauxita

triturado com H2SO4.

Al2O3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2O

Em uma fábrica de processamento foi utilizada bauxita de riqueza 55,4 de Al2O3. E a

solução de H2SO4 tinha 77%, sendo o restante H2O. Foram obtidos 1.798 de sulfato

de alumínio puro utilizando 1.080 g de mineral e 510 g de solução de H2SO4.

a) identifique o reagente em excesso.

b) Qual a porcentagem de reagente em excesso?

36. 300 mg de uma mistura de NaCl e KCl produzem pela adição de excesso de

AgNO3 720mg de AgCl. Ache a composição de massa da mistura.

NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3

KCl + AgNO3 → KNO3 + AgCl

37. 0,800 g de uma liga de prata deram por tratamento adequado 0,5682 g de

cloreto de prata. Qual a porcentagem de prata na liga? Resposta: 53,45% de prata.

38. 2,480 g de uma mistura de NaCl e NaBr foram dissolvidos em água e levados a

500 mL. 25 mL desta solução tratados com AgNO3 deram um precipitado de 0,2652

g. Qual a porcentagem dos componentes da mistura? Resposta: 49,80% de cloreto

de sódio e 50,20% de brometo de sódio.

39. Qual a porcentagem de NaI em uma solução de densidade 1,046 e da qual 10

mL tratados com AgNO3 deram um precipitado de AgI que pesou 0,8426 g?

Resposta: 5,14% de iodeto de sódio.

40. 400 mg de blenda deram, com o devido tratamento, 520 mg de BaSO4. Qual a

porcentagem de ZnS na blenda analisada? Resposta: 54,25% de sulfeto de zinco

41. 2 g de uma liga de cobre e prata foram transformados em sulfatos solúveis e

estes foram precipitados como sulfato de bário pesando 4,6508 g. Qual a

composição centesimal da liga? Resposta: 52,05% de cobre e 47,95% de prata.

42. Uma mistura de carbonato de cálcio e carbonato de magnésio de pesando 1,248

g foi calcinada completamente. Os dois óxidos resultantes pesaram 0,6468 g. Qual a

composição da mistura inicial? Resposta: 50,32% de carbonato de cálcio e 49,68%

de carbonato de magnésio.

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43. 2,8 g de galena foram precipitados como sulfato de chumbo pesando 2,503 g.

Qual a porcentagem de chumbo e sulfeto de chumbo na galena examinada?

Resposta: 61,07% de chumbo e 70,51% de sulfeto de chumbo

44. Qual a massa de sulfato de cálcio obtida quando se trata 37 g de hidróxido de

cálcio com um excesso de solução de ácido sulfúrico? Resposta: 68 g de sulfato de

cálcio.

45. Qual a massa de ácido ortofosfórico utilizada na obtenção de 15,5 g de fosfato

de cálcio, quando aquele ácido se combina com excesso de hidróxido de cálcio?

Resposta: 9,8 g de ácido fosfórico.

46. Calcinando-se 28 g de uma amostra de um calcário, obteve-se um resíduo de

óxido de cálcio que pesou 14 g. Qual a massa de carbonato de cálcio existente em

100 g deste calcário? Resposta: 89 g de carbonato de cálcio.

47. 20 g de sal de cozinha, contendo 5% de impurezas, são tratados pelo nitrato de

prata. Qual o precipitado obtido e qual sua massa? Resposta: 46,6 g de cloreto de

prata.

48. 3 g de uma mistura de nitrato de sódio e nitrato de prata são tratados pelo HCl,

obtendo-se um precipitado que depois de lavado e seco pesou 1,32 g. Qual a

porcentagem dos componentes da mistura? Resposta: 52% de AgNO3 e 48% de

NaNO3.

49. Quando o chumbo é atacado pelo HNO3 diluído forma-se um sal que reagindo

com hidróxido de sódio dá um precipitado branco que, fortemente calcinado, deixa

um resíduo de óxido de chumbo que pesou 2 g. Qual a massa de chumbo que

reagiu? Resposta: 1,8 g de chumbo.

50. 10 g de uma liga de cobre e prata são tratados por solução de HNO3 diluído até

completa transformação. Os produtos obtidos, tratados por solução de NaCl até

completa precipitação, originam um precipitado branco que depois de lavado e seco

pesou 10 g. Calcular a composição centesimal desta liga. Resposta: 75% de prata e

25% de cobre.

51. Calcinando-se 5 g de uma mistura de carbonato de cálcio e hidróxido de cálcio,

obteve-se um resíduo que pesou 3,164 g. Qual a composição centesimal da

mistura? Resposta: 63% de carbonato de cálcio e 37% de hidróxido de cálcio.

52. 20 g de carbonato de cálcio reagem com excesso de solução de HCl. Qual a

massa do sal resultante dessa reação? Resposta: 55,5 g de cloreto de cálcio.

53. Sabendo-se que 196 g de ácido sulfúrico reagem com hidróxido de sódio,

calcular a massa de sulfato de sódio formada. Resposta: 284 g de sulfato de sódio.

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Informações importantes

Para resolver os exercícios, siga as seguintes etapas:

a) leia o enunciado, com atenção, até entendê-lo perfeitamente (se necessário, desenhe, use esquemas para ajudá-lo na compreensão); b) encontre a ligação entre o que é dado e o que se pede; c) planeje a solução dos problemas através de esquemas, perguntas, fórmulas, etc.; d) efetue os cálculos com a máxima atenção; e) verifique o resultado, procurando interpretá-lo; f) recomece com calma, se não chegou ao resultado esperado e não se dê por vencido até encontrar a resposta certa; g) busque diferentes caminhos para a solução dos problemas; h) faça o maior número possível de exercícios, consultando outros autores; i) se surgirem dúvidas, anote-as e procure a solução nos livros ou com o professor;

E mais......

• habitue-se a fazer dois tipos de revisão: a imediata, que é aquela que você deve fazer logo após as explicações do professor e a global, que é aquela que serve como preparação às avaliações parciais e finais; • sempre que necessário, consulte outras fontes de informações além de seu livro texto, como dicionários, enciclopédias, jornais, livros didáticos e paradidáticos, revistas científicas (Ciência Hoje, Superinteressante, Divirta-se com a Química, Química Nova na Escola), internet (Portal de Estudos em Química) etc.; • se depois de percorrer a seqüência deste roteiro, ainda persistir alguma dúvida, volte ao professor, lembrando-se de que você é a figura principal do processo de aprendizagem e de que o professor, é o seu ponto de apoio e o seu orientador.

Dicas Como Estudar Química

01 – Procure não estudar vários assuntos de uma só vez: isso é extremamente prejudicial, atuando negativamente na sua linha de raciocínio.

02 – Escolha um local adequado para seus estudos. Quer em casa ou no seu ambiente preferido, esse local deve ser bem iluminado e isento de ruídos que possam atrapalhar a sua aprendizagem.

03 – Não estude por horas a fio. Procure reservar três a quatro horas diárias (média recomendada) às suas atividades estudantis.

04 – Faça com que seus estudos tornem-se um hábito e uma obrigação diária. Não deixe que nada interfira nesse hábito salutar e necessário a você que almeja concluir seus estudos com brilhantismo.

05 – Não seja apressado nos estudos. Cada assunto não deve ser apenas lido. Ele precisa ser entendido e assimilado. Assim, cada assunto apresentado deve ser primeiramente lido na sua íntegra. Após isso, releia-o enfocando os pontos principais; destaque-os fazendo anotações numa folha em separado. Essa tese de

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estudo é recomendável, pois fará com que você memorize e aprenda com mais facilidade. Lembre: Aula dada aula estudada!

06 – Mantenha seus materiais de estudo (apostilas, anotações, resumos, livros, etc) bem ordenados, de forma que qualquer consulta possa ser feita com rapidez.

07 – Nunca estude naqueles momentos em que suas condições orgânicas forem desfavoráveis. Sono e cansaço, por exemplo, são fatores que contribuem para que o rendimento escolar seja negativo. Opte pelos períodos em que você, organicamente esteja idealmente predisposto aos estudos.

08 – Ao estudar química não esmoreça e estude com muito afinco. Lembre-se que sua aprendizagem depende única e exclusivamente de você de sua boa vontade e perseverança.

09 – Não guarde dúvidas. Sempre há alguém a consultar.

10 – Não falte as aulas por qualquer motivo. Tudo atrasa com uma falta, principalmente seu rendimento.

11 – Caso tenha muitas dificuldades para resolver novos exercícios de química, refaça os exercícios feitos pelo professor, quantas vezes achar necessário.

12 – Não perca o olhar de criança que existe em você. Questione o mundo que o cerca. Faça perguntas infantis, tais como: Por que o céu é azul, por que o mar é salgado, por que o navio não enferruja, e claro, pesquise a resposta.

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