formulario de quimica.pdf
Short Description
Download formulario de quimica.pdf...
Description
2015
Química
Curso
Química Colégio
FORMULÁRIO DE QUÍMICA INORGÂNICA
1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 13. 14. 15.
Estrutura Atômica ...................................................................................................................................................... 2 Números Quânticos .................................................................................................................................................. 4 Tabela Periódica ........................................................................................................................................................ 5 Ligações Químicas ................................................................................................................................................... 5 Funções Inorgânicas ................................................................................................................................................ 6 Teorias Ácido-Base ................................................................................................................................................. 10 Conceitos Fundamentais ........................................................................................................................................ 10 Estequiometria ........................................................................................................................................................ 10 Soluções ................................................................................................................................................................... 11 Propriedades Coligativas ......................................................................................................................................... 11 Termoquímica .......................................................................................................................................................... 12 Cinética Química ..................................................................................................................................................... 13 Equilíbrio Químico ................................................................................................................................................... 13 Equilíbrio Iônico ....................................................................................................................................................... 14 Eletroquímica .......................................................................................................................................................... 16 Pilha ......................................................................................................................................................................... 16 Tabela dos Potenciais-Padrão de Oxidação .......................................................................................................... 17 Eletrólise .................................................................................................................................................................. 17 16. Radioatividade ......................................................................................................................................................... 22
AUTOR: PEDRO CESAR G. FIORETT “TODOS OS DIREITOS RESERVADOS POR CURSO PH LTDA.”
1
Curso
Química FORMULÁRIO
DE
Colégio
QUÍMICA INORGÂNICA
1. ESTRUTURA ATÔMICA O que é um modelo atômico? Os modelos atômicos são teorias baseadas em fatos e evidências experimentais para explicar como é o átomo. Muitos cientistas desenvolveram modelos que posteriormente foram evoluindo até chegar ao modelo atual. Modelo de Dalton
• • •
A matéria é constituída de pequenas partículas indivisíveis e maciças denominadas átomos que não podem ser criados nem destruídos. Em reações químicas os átomos simplesmente se rearranjam, não são criados nem destruídos. Átomos de um mesmo elemento químico apresentam as mesmas propriedades.
Modelo de Thomson O átomo era esférico e maciço com estrutura não uniforme formado por um fluido de carga positiva no qual estavam dispersos os elétrons, o que garantiria a neutralidade do átomo. Seu modelo ficou conhecido como “pudim de passas”. Esfera positiva
Elétron
Representação do modelo atômico de Thomson.
Modelo de Rutherford Rutherford realizou um experimento no qual bombardeou uma finíssima lâmina de ouro com partículas alfa emitidas pelo elemento radioativo polônio.
Po
Partículas (positivas) Bloco de Pb
Lâmina de Au
Anteparo com ZnS
Observou: • A maior parte das partículas alfa atravessou a lâmina de ouro sem sofrer desvio.
•
Poucas partículas alfa sofreram desvios de trajetória.
Concluiu: • A maior parte do átomo deveria ser constituída de espaços vazios.
•
Há uma região central pequena de carga positiva.
2
Curso
Química Colégio Segundo Rutherford, o átomo não é maciço. É constituído de um região central pequena, densa e com carga positiva, o núcleo, rodeado por uma região praticamente sem massa, a eletrosfera. O átomo seria semelhante ao sistema solar. Núcleo Elétron, partícula com carga elétrica negativa.
Nêutron, partícula eletricamente neutra.
Próton, partícula com carga elétrica positiva
Modelo de Böhr ou Modelo de Rutherford-Böhr Böhr, baseado no modelo de Rutherford, propôs um modelo atômico mais completo que apresenta as seguintes características. • Os elétrons movimentam-se em trajetórias circulares* chamadas níveis ou camadas.
• •
Em cada órbita circular ou camada o elétron apresenta energia constante. Quando um elétron absorve energia, ele salta para uma órbita mais afastada do núcleo e quando retorna libera uma quantidade de energia na forma de onda eletromagnética.
* Posteriormente Sommerfeld concluiu que apenas uma órbita 1 2 é 3circular, as demais são elípticas. 1H 1H 1H
Átomo
Núcleo
prótons (p) nêutrons (n)
Eletrosfera - elétrons (e) Absorve energia
E 1234567 1234567 1234567 1234567 1234567 + 1234567
e E
núcleo
e Irradia energia
A Z
X
Número atômico :
Isótopos
Z
Isóbaros 40 19 X
Número de nêutrons : n
,
Trítio
A=Z+n
Deutério
Prótio
Número de massa : A
Isótonos 35 15 X
40 20Y
;
(n = 20)
- Massa atômica: é calculada pela média ponderada dos números de massa dos isótopos. Obs.: Água pesada é a água rica em óxido de deutério. Sua fórmula é 3
40 20Y
H O ou D O 2 1
2
2
Curso
Química Colégio 2. NÚMEROS QUÂNTICOS Símbolo
n
Signi?cado Significado
Nº Quântico
Valores
n
Principal
Nível de energia
1, 2, 3, 4, 5, 6, 7
Secundário
Subnível de energia
m
Magnético Orbital
Localização do Orbital
s
Magnético de Spin
Giro do Elétron
0, 1, 2, 3 -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 - ½ e + ½
Símbolo Nº máximo de elétrons 2
Símbolo
L
8
0
s
2
1
M
18
4
N
32
1
p
6
3
5
O
32
2
d
10
5
6
P
18
3
f
14
7
7
Q
8
1
K
2 3
Nº Máx. de elétrons
Nº de Orbitais
Orbital: Região no espaço onde há probabilidade máxima de se encontrar o elétron.
1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p
Regra de Hund nº de elétrons
4d6
nível
ex.: 4d 7
subnível
3p
Obs1.: Obs2.: Obs3.: Obs4.: Obs5.:
3
Princípio da exclusão de Pauli: no mesmo orbital pode haver no máximo 2 elétrons de spins contrários. Elétron diferenciador subnível mais energético. Elétron mais externo ou elétron de valência nível mais externo. Elétron desemparelhado sozinho dentro de um orbital. Nem sempre o mais externo é o mais energético. 5s E = 5 4s n = 4 e = 2 E = n + E = 6 5s é o mais externo pois n = 5, maior que o n do 4d, que é quatro. Já a energia (E = n + ) do 4d é maior. 4
Curso
Química Colégio 3. TABELA PERIÓDICA - Propriedades Periódicas em ordem crescente. Afinidade Eletrônica
Eletronegatividade
Energia liberada ao se adicionar um elétron.
Tendência de um átomo em receber elétrons.
Potencial de Ionização
Raio atômico
Metade da distância entre o núcleo de dois átomos.
Energia necessária para retirar um elétron.
Obs.: Em caso de íons isoeletrônicos (mesmo nº de elétrons), quanto maior a carga nuclear (Z), menor o raio do íon.
4. LIGAÇÕES QUÍMICAS Propriedades dos Compostos
P.F. e P.E. elevados
+2
–
e
Agregado Iônico
Ca
–
de e )
Sólido na temperatura ambiente metal + ametal (cátion)
–1
Iônica, Eletrovalente ou Heteropolar (transferência
Exemplo
Cl 2
Conduz eletricidade fundido ou aquoso
(ânion) P.F. e P.E. baixos
Covalente ou Molecular – (compartilhamento de e )
ametal + ametal H + ametal
Metálica
Polares e Apolares Não conduz eletricidade puro
H 2O (polar) O 2 (apolar)
P.F. e P.E. elevados
(cátions imersos em
metal + metal
nuvem de elétrons) Dipolo Permanente
Ligações de Hidrogênio
Dipolo-Induzido
Hibridação de Orbitais
Bons condutores de eletricidade e calor
Cu, Zn, Latão (Cu + Zn)
Brilho metálico Moléculas Polares
H + F, O, N
Moléculas Apolares
HCl
‘‘Média’’ atração Elevados P.F. e P.E. Forte atração
H2O, NH3
Dipolos instantâneos, molécula apolar Fraca atração - baixo P.F. e P.E.
Ângulo entre híbridos
Estrutura geométrica
O2 , CO 2 Exemplos
sp 3
109º28'
Tetraédrica
CH4
sp 2
120º
Trigonal plana
C2 H 4 , BF3
sp
180º
Linear
C 2 H2 , CO 2
5
Curso
Química Colégio Obs.: Ligações sigma () e pi()
frontal e mais forte, paralela
As ligações não são necessariamente nesta ordem. Geometria molecular
H2O (angular):
H
O
BF3 (trigonal plana):
(polar)
H
105º
(apolar)
N NH3 (piramidal):
H
CO2 (linear): O
C
H
H
O
(polar)
(apolar)
CH4 (tetraédrica):
(apolar)
Obs.: Íon hidrônio (H3O+) H2O + H+ H3O+
Íon amônio NH4
NH3 + H+ NH4+
5. FUNÇÕES INORGÂNICAS 5.1. Óxido: composto binário oxigenado onde o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. H O
Óxido ácido ou anidrido
2 Ácido (oxiácido)
Ex: CO2 + H2O H2CO3 CO2 + 2 KOH K2CO3 + H2O
Base
Sal + H2O
deve-se adicionar H2O ao anidrido.
H O
2 Base (hidróxido)
Ex: CaO + H2O Ca(OH)2
Óxido básico
CaO + 2 HF CaF2 + H2O
Ácido
Sal + H2O
Ex: N2O5 + CaO Ca(NO3)2
Óxido ácido + óxido básico Sal
deve-se adicionar H2O ao anidrido. Ácido
Sal + H2O
Ex: ZnO + 2 HCl ZnCl2 + H2O ZnO + 2 NaOH Na2ZnO2 + H2O
Óxido anfótero Base
Sal + H O 2
comporta-se como anidrido, logo, deve-se adicionar H2O. 6
Curso
Química Colégio Obs.: Principais metais que formam anfóteros: Zn, Al, Sn e Pb Óxido salino X3O4 Óxidos neutros ou inertes CO, N2O (óxido nitroso) e NO (óxido nítrico) Peróxido: Nº de oxidação do O = -1 H O
2 Base + H2O2
Obs.: Decomposição do peróxido de Hidrogênio (H2O2)
Peróxido ácido
Sal + H2O2
LUZ H2O2 H2O + ½ O2
Superóxido: Nº de oxidação do O = -1/2 2 Base + H2O2 + O2
H O
Superóxido ácido Sal + H2O2 + O2
Obs.: Obtenção do ácido sulfúrico (processo de contato) S + O2 SO2 SO2 + ½ O2 SO3 SO3 + H2O H2SO4
5.2. Ácidos - Oxiácidos: ácidos que contêm oxigênio. Ex.: H2SO4 - Hidrácidos: ácidos que não contêm oxigênio. Ex.: HCl Ácido + Base Sal + H2O Ácido + Metal (+ ativo) Sal + H2
Escala de atividade dos metais Alc - Alct - Al - Zn - Fe - Ni - Sn - Pb - H - Bi - Cu - Hg - Ag - Au - Pt + ativos Ácido1 + Halogênio2 F2 > Cl2 > Br2 > I2 Obs1.:
- ativos
Ácido2 + Halogênio1
Reatividade dos Halogênios
H3PO4 (ácido fosfórico) ............................. 3 H ácidos H3PO3 (ácido fosforoso) ........................... 2 H ácidos H3PO2 (ácido hipofosforoso) .................... 1 H ácido
7
Curso
Química Colégio Obs2.: Ácidos fortes: Ácidos fracos:
Oxiácidos Diferença entre O e H (ácido) é maior ou igual a 2. Hidrácidos HI, HBr e HCl Oxiácidos Diferença entre O e H (ácido) é menor que 2. Hidrácidos HF, H2S e ácidos com C
Obs3.: Teoria de Arrhenius HCl + H2O H3O+ + Cl–
5.3. Bases ou hidróxidos Metal + OH– Me(OH)x
onde x = nº de oxidação do metal
Principais números de oxidação: metais alcalinos e Ag metais alcalinoterrosos, Zn e Cd Al e Bi F Fe, Co, Ni Cu, Hg Sn, Pb Au
n. o. x. +1 +2 +3 -1 +2 e +3 +1 e +2 +2 e +4 +1 e +3
Metal alcalino ou metal alcalinoterroso + H2O base + H2
NH3 + H2O NH4OH (hidróxido de amônio) Obs1.: Bases fortes: Hidróxidos alcalinos e alcalinoterrosos exceto Be e Mg. Bases fracas: todas as demais. Obs2.: Teoria de Arrhenius
NaOH H2O
Na+ + OH–
Obs3.: Indicadores: Indicador
Meio ácido
Meio básico
Tornasol Tornassol
Vermelho*
Azul
Fenolftaleína
Incolor
Vermelho*
* Pode ser rosa
8
Curso
Química Colégio 5.4. Sais Metal + Radical do ácido sal Obs.: nomenclatura dos sais Ácido
Sal
OSO
ITO
ICO
ATO
ÍDRICO
ETO
- Calcinação: Carbonatos ¾¾ óxido metálico + CO2 CaO + CO Ex.: CaCO3 ¾¾ 2 Bicarbonato ¾¾ carbonato + CO2 + H2O
¾¾
Alcalino
alcalino
Na CO + CO + H O Ex.: 2 NaHCO3 ¾¾ 2 3 2 2
(fermento)
cloreto + O2 Clorato ¾¾
Ex.: 2 KClO3 ¾¾ 2 KCl + 3 O2
- Reações de dupla-troca Ácido1 + Sal2
Ácido2 + Sal1
Hidróxido1 + Sal2 Hidróxido2 + Sal1 Sal1 + Sal2
Sal3 + Sal4
* Regra de Berthollet Formar uma substância menos solúvel ou mais fraca ou mais volátil. Principais sulfato de bário Precipitados: carbonato de cálcio carbonato de bário cloretos, brometos e iodetos de prata e chumbo II
BaSO4 CaCO3 BaCO3 AgClAgBr, AgI, PbCl2, PbBr2, PbI2.
Ex.: 2 HCl + CaCO3 CaCl2 + CO2 + H2O Hidrólise Quebra do sal pela água. sal + H2O ácido + base sal ácido
NaOH + CO2 + H2O
NaHCO3 + H2O
base forte
Sal de solução básica (pH > 7) 9
Curso
Química Colégio 6. TEORIAS ÁCIDO-BASE A) Arrhenius:
ácido + H2O
base + H2O
OH– + cátion
B) Brönsted-Lowry:
ácido
H+ DOA
H+ = próton
H+ RECEBE
base
C) Lewis:
H3O+ + ânion
ácido
par de e– RECEBE DOA
base
par de e–
Principais (Lewis): Ácidos:
íons + , BF3 e AlCl3
Bases:
íons - , H2O e NH3
7. CONCEITOS FUNDAMENTAIS Átomo padrão C12 = isótopo 12 do carbono
C12 = 1 u.m.a. (unidade de massa atômica) Massa molar é a massa em gramas cujo valor coincide com a massa atômica e com a massa molecular e se refere a 1 mol de átomos ou de moléculas. 1 mol de qualquer gás ou vapor = 6,02 . 1023 moléculas = 22,4 L CNTP T = 0ºC ou 273 K e P = 1 atm ou 760 mmHg.
8. ESTADO GASOSO A) Equação de Clapeyron n=
m Mol
B) Densidade:
R = 0,082
d
P.V=n.R.T
atm L K.M ol
m V
C) Princípio de Avogadro (gases):
- Volumes iguais - Mesmas condições de temperatura e pressão - Mesmo número de moléculas ou mols
10
Curso
Química Colégio 9. SOLUÇÕES - Misturas Homogêneas ou Solução Solução = soluto + solvente
Solução
- não saturada - saturada - supersaturada
- Coeficiente de solubilidade (solubilidade) Quantidade máxima de soluto dissolvido em uma determinada quantidade de solvente (em geral 100 g de H2O) a uma dada temperatura. ex.: A 0ºC 35,7 g de NaCl saturam 100 g de água.
Unidades de Concentração: Concentração
EM
SOLUTO
GERAL
SOLUÇÃO
A) Concentração comum C
m1 V
m 1 ........ massa do soluto V .......... volume da solução
(g / L)
B) Concentração em quantidade de matéria (molaridade) M
n1 V
(mol / L )
n1 =
m1 Mol1
n 1 ......... nº de mols do soluto Mol1 ..... massa molar do soluto
Diluição de Soluções C1V1 = C2V2 M1V1 = M2V2 V2 = V1 + V
H O 2
- Mistura de Soluções de mesmo Soluto
CfVf = C1V1 + C2V2 + ... MfVf = M1V1 + M2V2 + ... Vf = V1 + V2 + ... 10. PROPRIEDADES COLIGATIVAS A adição de um soluto a um solvente provoca:
Pressão de vapor Ponto de ebulição Ponto de congelação Pressão osmótica
= MRTi (fórmula da pressão osmótica) 11
Curso
Química Colégio 11. TERMOQUÍMICA - Calor associado às reações químicas. Reações
Exotérmicas
liberam calor
Endotérmicas absorvem calor
- Reação Exotérmica A B
- Reação Endotérmica
H < 0
A B
H < 0
H > 0
H > 0
Obs.: “O calor de formação de uma substância simples em seu estado de agregação mais comum é igual a zero”. Ex.: O hidrogênio é um gás nas condições ambientes (T = 25ºC e p = 1 atm). Logo, o estado gasoso é o estado de agregação mais comum do elemento hidrogênio e então: H fH
=0
2(g)
- Tipos de Calores de Reação ou Entalpia A) Entalpia de Combustão
Hcombustão < 0
Calor liberado na combustão completa de 1 mol de uma substância no estado padrão. B) Entalpia de Formação HF > 0 ou HF < 0 Calor liberado ou absorvido na formação de 1 mol de uma substância por síntese direta a partir das substâncias no estado padrão. n1A + n2B n’ C + n” D H = . . . A fórmula a aplicar será: H = n’ Hf(C) + n” Hf(D) - n1 Hf(A) - n2 Hf(B) (II) onde: Hf(A) ............................................................... entalpia de formação de A Hf(B) ............................................................... entalpia de formação de B Hf(C) ............................................................... entalpia de formação de C Hf(D) ............................................................... entalpia de formação de D C) Entalpia de Ligação Ligação Rompida: Ligação Formada:
H > 0 H < 0
12
Curso
Química Colégio Calor liberado ou absorvido na formação ou no rompimento de 1 mol de ligações de uma substância. - Lei de Hess H da reação depende apenas dos estados inicial e final da reação. Consequências: 1ª) As equações termoquímicas podem ser somadas algebricamente. 2ª) Invertendo-se a equação termoquímica, muda-se o sinal do H. 3ª) Multiplicando-se ou dividindo-se a equação por um certo número de zero o H fica multiplicado ou dividido por este mesmo valor. 12. CINÉTICA QUÍMICA
Velocidade média =
[ ]
tempo
- Lei da ação das massas aA + bB cC + dD
V = K[A]a . [B]b
Obs.: Reações que ocorrem em etapas: V = Vetapa lenta - Catálise: - Catalisador aumenta a velocidade da reação sem ser consumido. - Diminui a energia de ativação; não altera a H da reação. ex.: Reação exotérmica com Catalisador.
H H1 H2 H3 C.A.
13. EQUILÍBRIO QUÍMICO - Sistemas Homogêneos reversíveis. aA + bB
v1 v2
cC + dD
Equilíbrio químico: v1 = v2 v1 v2
Velocidade da reação direta. Velocidade da reação inversa.
13
Variação da entalpia da reação. Energia de ativação sem catalisador. Energia de ativação com catalisador. Abaixamento da energia de ativação. Complexo ativado.
Curso
Química Colégio - Constante de Equilíbrio [C]c . [D]d Kc [ A ]a . [B]b
p c . p Dd K p = Ca p A . p Bb
Kp = Kc(RT)n
onde R = 0,082
n = np - nR
T Kelvin n variação do número de mols gasosos
Sistemas Heterogêneos só os gases são considerados. - Graficamente
- Deslocamento do Equilíbrio Químico Princípio de Le Chatelier desloca A) Aumento de pressão menor volume (menor número de mols).
desloca B) Aumento de temperatura reação endotérmica. desloca C) Aumento da concentração reação que consome.
14. EQUILÍBRIO IÔNICO
Moléculas
Equilíbrio
íons
- Constante de Equilíbrio Iônico (Ki) _
(aq.) HA
H+ + A–
Ki =
[H+ ].[A ] [HA]
K i M 2
Quanto maior Ki e , mais forte o eletrólito. - Equilíbrio Iônico da Água
H2O
H+ + OH–
Kw = [H+] . [OH–] = 10–14 (mol/L)2 Produto iônico da H2O a 25 ºC
14
Curso
Química Colégio Potencial hidrogeniônico e Potencial hidroxiliônico
1 [H ]
pH = - log [H+]
pH = log
pOH = - log [OH–]
pOH = log
pH + pOH = 14
1 [OH- ]
Solução Neutra
[H+] = [OH-] = 10 - 7
pH = pOH = 7
Solução Ácida
[H+] > 10 - 7
pH < 7
Solução Básica
[H+] < 10 - 7
pH > 7
- Escala de pH a 25 ºC
14
Básico
7
Neutro
Ácido
0 - Solução Tampão Ácido ou fracos + sal corrrespondente Base pH = pKa + log [SAL] [ ÁCIDO] onde Ka e Kb são as constantes de ionização do ácido e da base correspondentes. pOH = pKb + log
[SAL] [BASE]
- Hidrólise Salina A) Ácido e Base Fortes Solução neutra pH = 7. B) Ácido e Base Fracos Depende do Ka e do Kb. C) Ácido Forte e Base Fraca Solução ácida pH < 7. D) Ácido Fraco e Base Forte Solução básica pH > 7.
15
Curso
Química Colégio - Produto de solubilidade (Kps)
Soluções saturadas. Eletrólitos pouco solúveis. Ex.: Ca3(PO4)2
Kps > produto dos íons insaturada Kps = produto dos íons saturada
3Ca+2 + 2 PO 43
Kps = [Ca+2]3 . PO43
2
15. ELETROQUÍMICA
Reações de Redox
PILHA
Energia elétrica ELETRÓLISE
Oxidação
Oxidou Nox aumentou perdeu e– Ag. redutor
Redução
Nº de e– perdidos = Nº de e– ganhos
Reduziu Nox diminuiu ganhou e– Ag. oxidante
A) Pilha Reações de Redox
PRODUZ
Corrente elétrica
- Pilha de Daniell Eletrodo de Zn
Eletrodo de Cu
Ânodo (-) Oxidação Semirreação Zn0 - 2 e– Zn+2 Lâmina fica corroída Aumenta a concentração de Zn+2
Cátodo (+) Redução Semirreação Cu+2 + 2 e– Cu0 Lâmina fica aumentada Diminui a concentração de Cu+2
Reação total: Solução ZnSO4 1 mol/ 25 ºC, 1 atm
Solução CuSO4 1 mol/ 25 ºC, 1 atm
Zn + Cu+2 Cu + Zn+2
Esquema: Zn / Zn+2 // Cu+2 / Cu0
- Cálculo de E0 ou d.d.p das pilhas de concentração 1 mol/ a 25 ºC E0 = E0redução cátodo + E0oxidação ânodo - Equação de Nernst 0,059 E = E n 0
n nº de e– transferidos na reação Q Kc da reação
. log Q
E0 = potencial padrão (1 mol/) E = potencial fora da concentração padrão (1 mol/)
16
E0 = + 1,10 V
Curso
Química Colégio B) Eletrólise Corrente elétrica
PROVOCA
reações de Redox
1) Ígnea (substância no estado fundido): metal (cátodo / redução) não metal (ânodo / oxidação) 2) Solução aquosa
Tabelas para prioridade de descarga I– Br – Cl–
potencial de oxidação crescente
Ânions potencial de redução crescente
Cátions Alc+ Alc.-Terr.+2 Al+3 H Zn+2 Fe+2 Ni+2 Sn+2 Pb+2 Bi+3 Cu+2 Hg+2 Ag+ Au+3 Pt+2
ânions orgânicos R - COOOHânions oxigenados
R| S| T
SO4-2 NO3PO4-3 etc
F-
Cátodo Íon + de maior potencial de redução Ânodo Íon – de maior potencial de oxidação Íons restantes ficam na solução aquosa
Lei de Faraday 1 Mol e– = 96500 C = 1F (Faraday) Q=i.t Q .......... carga elétrica (C) i .............. corrente (A) t ............... tempo (s)
17
Curso
Química Colégio 16. RADIOATIVIDADE Emissão de partículas e radiações por núcleos instáveis. Radiação Representação Carga
Massa
Alfa
4 2
+2
4
Beta
0 1
–1
0
Características 2 prótons e 2 nêutrons Gerada pela decomposição de um nêutron
0 0
Gama 1ª Lei 2ª Lei
x
A Z
A Z
x
4 2
0
A 4 Z 2
y
A Z 1
y
0 1
0
Ondas eletromagnéticas
Meia-vida (T) - Tempo para desintegrar a metade da massa radioativa.
m
m 0 .... m .... t .... T ....
m0 2
t
T
massa inicial massa final tempo meia-vida
Resumo das partículas: 4 0 0 1 1 0 2 2 , 1, 0 , 1p, 0 n, 1e, 1D
Fissão Nuclear Núcleo
Partícula +
Grande
Acelerada
Núcleos +
nêutrons
+
energia
Menores
ex.: Fissão artificial do U235 em reatores. Fusão Nuclear Síntese de Núcleos
ex.: 21H,
2 1H
Núcleo maior (mais estável)
42 He energia
(liberação de energia do sol)
18
+
energia
Curso
Química Colégio
FORMULÁRIO DE QUÍMICA ORGÂNICA
1. 2. 3. 4. 5. 6.
Propriedades do Carbono ...................................................................................................................................... Cadeias Carbônicas ............................................................................................................................................... Hidrocarbonetos ...................................................................................................................................................... Funções Químicas .................................................................................................................................................. Isomeria ................................................................................................................................................................... Reações da Química Orgânica ............................................................................................................................... Reações de Adição ................................................................................................................................................. Reações de Substituição ........................................................................................................................................ Reações de Eliminação .......................................................................................................................................... Reações de Oxidação ............................................................................................................................................. Reações de Redução ............................................................................................................................................. Tabela Periódica ......................................................................................................................................................
AUTOR: PEDRO CESAR G. FIORETT “TODOS OS DIREITOS RESERVADOS POR CURSO PH LTDA .”
19
20 20 21 22 24 26 26 28 31 32 33 35
Curso
Química Colégio
-
Principais Radicais Radical
CH3
Nome metil
CH3 CH2
etil
CH3 CH2 CH2
propil
CH3 CH CH3
isopropil
CH3 CH2 CH2 CH2 CH3 CH2 CH CH3
butil sec-butil
CH3 CH3 C CH3
terc-butil
CH3 CH3 CH CH2
isobutil
CH3 CH2 CH2 CH2 CH2
pentil
CH3 CH CH2 CH2 CH3
isopentil
CH3 C CH2 CH3
neopentil
CH3
20
Curso
Química Colégio Nomenclatura: Nº. de carbonos
P refixo
1
MET
2
ET
3
PROP
4
BUT
5
PE NT
6
HEX
7
HEPT
8
OCT
9
NON
10
DEC
11
UNDEC
12
DODEC
20
EICOS
3. HIDROCARBONETOS Característica
Fórmula geral
Alcanos
Saturada
Cn H 2n+2
Alcenos
1 Dupla
Cn H 2n
Nomenclatura oficial
.........+ ANO
prefixo
.........+ ENO
prefixo
Exemplos
Nomes
Butano
H3C CH2 CH2 CH3
H2C CH CH2 CH3
But-1-eno
Etino
CH
HC Alcinos
1 Tripla
Cn H 2n-2
(Acetileno)
.........+ INO
prefixo
Cadeia
HC C CH2 CH3
Aberta
H2C
Alcadienos
2 Duplas
Cn H2n-2
.........+ ADIENO
prefixo
H2C
H2C Ciclanos ou
Saturada
Cn H2n
Cicloalcanos Ciclenos ou Cicloalquenos
Cadeia Fechada
1 Dupla
Aromáticos ou
Um ou mais núcleos
Arenos
benzênicos
Cn H 2n-2
CICLO..........+ ANO
prefixo
CICLO..........+ ENO
prefixo
...........+ BENZENO radical
C
CH2
Propadieno
C CH CH3
CH CH
CH
H2C
CH2
H2C
CH2
H2C
CH
H2C
CH
But-1-ino
Buta-1,2-dieno
CH3
Penta-1,3-dieno
Ciclobutano
Ciclobuteno
CH3
Metilbenzeno (Tolueno)
21
Curso
Química Colégio 4. FUNÇÕES QUÍMICAS Nomenclatura Funções
Grupo Funcional
Fórmula Geral
Exemplo
Exemplo
Usual
H a l e t o s O r g.
Derivados Monohalogenados
-X (X=F, Cl, Br, I)
Derivados di-halogenados
2 Halogênios no mesmo C
Derivados di-halogenados
C X
CH3 CH Cl h alo gê nio hc de origem
C C
-
C (C)n C
2-Bromopropano brometo de isopropila
1,1-Dicloroetano
Cl .............+............. haleto
nome do
H3C CH CH2 F
F
radical divalente
X
H2C CH2 CH2 CH2
-
I
I
X
H3C CH2 OH
R CH2 OH
Primários
Br
...............+............... nome do nome do
X X 2 Halogênios em C não vizinhos
CH3 CH CH3
-
X 2 Halogênios em carbonos vizinhos
............ + ............... Haleto + nome do radical monovalente
-
Ar - X
(vicinais)
Derivados di-halogenados (isolados)
A l c o ó i s
R - X ou
1,4-Diiodobutano
etanol, álcool etílico metilcarbinol
1 Álcool+........+ICO radical Secundários
- OH ligado a carbono saturado
CH3 CH CH3
R CH OH C nH2n+2O
R’
......................... +OL nome do hc
OH
OH
H3C C CH3 OH
R’ Fenóis
-OH em C de Núcleo Benzênico
Enóis
-OH ligado a C com dupla
Carboxila Ácidos Carboxílicos
O
C
Ar-OH
C C
C
-
O R
..... -ICO+ATO+nome
-
OM
O
O R’ C
O R
Cloreto + ............... nome comum do ácido
O H3C
C
Ácido etanóico ácido acético
OH O H
Cloreto de metanoíla
C
C nH2nO 2
O R
cloreto de formila
Cl
Anidrido +............... nome comum do ácido
CH3 CH2 C O CH3 CH2 C
Anidrido propanóico anidrido propiônico
O
O
M = Metal
C
ácido
R C
Etenol álcool vinílico
OH
O
O
Ésteres
-
Anidrido + ................ nome do
C
O
OM
nome do hc
Hidroxibenzeno fenol
H2C CH
Ácido + .................. fonte de origem
metilpropan-2-ol álcool terc-butílico trimetilcarbinol
O
C
O
Sais de Ácidos
Cloreto + ........... ILA
OH
Deriva de nomes próprios (fenol, naftol, ...)
O R
C
Ácido +........+ ÓICO nome do hc
Cl
O
C
C nH2nO 2
O C
Cl
Anidridos de Ácidos
...................... + OL nome do hc
OH
R
C
-
O R
O C
Hidróxi +.................. nome do hc
OH
OH
Cloretos de Ácidos
-
álcool isopropílico dimetilcarbinol
CH3
2 ...........+ Carbinol radical (is)
R C R”
Terciários
propan-2-ol
nome do ácido
do metal
..... -ICO+ATO+nome nome do do ácido radical
22
.......-ICO+ATO+nome nome do comum metal do ácido
.......-ICO+ATO+nome nome do comum radical do ácido
O H3C C ONa
Etanoato de sódio acetato de sódio
O Propanoato de metila propionato de metila
CH 3 CH2 C O CH3
Curso
Química Colégio Funções
Nomenclatura
Grupo Funcional
Fórmula Geral
Exemplo
Exemplo
Usual
O C
R
C
H
Aldeídos
1 Aldeído+.............. nome
O H
C nH2nO
...................... + AL nome do hc
Carbonila primária
do ácido
O H3C C H
2 .............-ICO+Aldeído nome comum do ácido
Etanal aldeído acético acetaldeído
C Cetonas
R C R’
O Carbonila secundária
Éteres
O
C nH2nO
O
R O R’
CnH 2n+2O
..................... + ONA nome do hc
Radical Maior+Radical Menor + Cetona
...............+............... nome do nome
Éter +..................+ICO
radical alcoxi
do hc
(menor)
(maior)
nome dos radicais
H3C C CH2 CH2 CH3 O
CH3 O CH2 CH3
Pentan-2-ona cetona metílica e propílica
Metoxietano éter etílico e metílico
H Primárias
NH2
R N
Amino
Secundárias
N H
N
R
N
N
nome do(s) radical(is)
H —
R’ R
Terciárias
Metilamina
...................+ AMINA
A m i n a s
H3C NH2
—
H
—
H
Dimetilamina
CH3
...................+ AMINA nome do hc
R”
H3C CH2 N CH2 CH3
—
R’
H3C N
CH3
Dietilmetilamina
A m i d a s
O C
O R C
NH 2
—
NH 2
O
...................+ AMIDA nome do
—
H3C C NH 2
hc
Etanamida acetamida
1 ...........HC+Nitrila
Nitrilas
CN
................+ NITRILO
R CN — (ciano)
Isonitrilas
NC
R NC
(carbilaminas)
—
(isociano)
Ácidos sulfônicos
SO3H
Nitrocompostos
NO2
R SO3H
R NO2
—
nome do hc
nome vulgar do ácido
H3C CN
2 Cianeto+de+.............. nome do radical
............+Carbilamina nome do
Isocianeto+de+.............. nome
radical
do radical
Ácido+.........sulfônico nome do hc
—
Nitro + ............................. nome do hidrocarboneto
23
H3C NC
H3C CH2 SO3H
NO2
Etanonitrila acetonitrila cianeto de metila
Metilcarbilamina isocianeto de metila
Ácido etanosulfônico
Nitrobenzeno
Curso
Química Colégio 5. ISOMERIA - de cadeia - de posição - de compensação ou metameria - de função - tautomeria
Plana
- Isomeria (compostos diferentes com a mesma fórmula molecular)
- geométrica Espacial ou Estereoisomeria - óptica
I - Isomeria Plana
Tipo
Características
Exemplo C5H12
De cadeia
CH3 CH2 CH2 CH2 CH3
Mesma função Diferem pelo tipo de cadeia
CH3 CH2 CH
CH3
CH3
C3H8O H3C
CH2 CH2 OH
H3C CH
CH3
OH
Mesma função Mesmo tipo de cadeia Diferem na posição do grupo funcional, da ramificação ou da insaturação
De posição
C6H14 H3C CH2 CH
CH2 CH3
CH3 H3C CH
CH2 CH2 CH3
CH3 C4H8 H2C CH CH2 CH3 H3C CH
CH CH3
C4H10O
Compensação ou Metameria
Mesma função Diferem pela posição do heteroátomo
CH3 O CH2 CH2 CH3 CH3 CH2 O CH2 CH3 24
Curso
Química Colégio
De função ou
Funções diferentes
Principais casos
C2H6O CH3 CH2 OH
Funcional
Álcool e éter
CH3 O CH3
Aldeído e cetona Ácido e éster
C2H4O H H2C C
CH2
C H
H
¾ Enol Aldeído ¬ ¾
aldo-enólica
e
¾ Enol Cetona ¬ ¾
H
O
H2C
C
C3H6O CH3
Tautomeria
OH
O
Equilíbrio dinâmico entre:
OH
CH2 C CH3
ceto-enólica
II - Isomeria espacial Exemplo
Características
Tipo
R1
C4H8
R3 C
H3C
C
R2
R4
H
CH3 C H cis
ou
Geométrica R1
R3
H3C
R2
R4
H
•
C
H
C
CH3
trans
R1 R2 e R 3 R4 Carbono assimétrico (quiral)
OH Cl
R2
CH 3 C* C* CH3
R1 C* R3
H
R4
2n = 22 = 4 isômeros ativos
•
Compostos com assimetria dita molecular
R1
R 1 R 2
C
d1
d2
1
2
4 isômeros
2n-1 = 21 = 2 misturas racêmicas (oticamente inativas)
R3 C
R2
H
2 C* diferentes
R 1 R2 R3 R 4
Óptica
C
C
d1 1
R4
2 isômeros d2 2
R 3 R 4
n = nº de carbonos assimétricos diferentes 25
Curso
Química Colégio 6. REAÇÕES DA QUÍMICA ORGÂNICA 1) Rupturas ou cisões das ligações a) Heterolíticas H3C
Cl
H3C
+
+
x
Cl
-
íon carbocátion
H3C
MgCl
-
H3C
+
x
+
MgCl
íon carbânion
b) Homolíticas CH 3
H3C
+
x
CH3
H3C
radicais livres
2) Classificação dos reagentes Eletrofílicos
Nucleofílicos
1 - São deficientes em elétrons
1 - São ricos em elétrons
2 - Aceitam um par de elétrons
2 - Doam um par de elétrons
3 - São ácidos de Lewis
3 - São bases de Lewis
4 - São usualmente cátions
4 - Frequentemente são ânions
Ex.: H+, Br+, CH3+
Ex.: Br , R–NH2
–
3) Principais Tipos de Reações 3.1. Reações de Adição 3.1.1. Adição a alcenos Mecanismo: adição eletrofílica a) Hidrogenação (reação de Sabatier-Sanderens) H H H2C
CH CH3 + H2 H2C CH P, T
c at alisa dor
CH3
b) Halogenação Br Br H2C
CH CH3 + Br2
H2C CH
CH3
c) Adição de Hidrácidos Obs.: Regra de Markovnikov: O radical mais eletronegativo irá se adicionar ao carbono menos hidrogenado.
26
Curso
Química Colégio H Br H2C
+
–
+
–
CH CH3 + HBr
H2C CH
CH3
Exceção: Br H H2C
CH CH3 + HBr
peróxido
H2C CH
CH3
Efeito Kharasch (anti-Markovnikov)
d) Adição de Água (hidratação) H OH
H2C
H
CH CH3 + H2O +
H2C CH
CH3
–
H OH 3.1.2. Adição a alcinos
Mecanismo: adição eletrofílica a) Hidrogenação H HC C CH3 + 2 H2
H
CAT HC H
C CH3 H
b) Halogenação Br Br HC C CH3 + 2 Br2 HC
C CH3
Br Br c) Adição de Hidrácidos H +
–
HC C CH3 + 2 H Cl HC H
Cl C CH3 Cl Br H
HC HC C CH3 + 2 HBr peróxido +
–
C CH3
Br H
d) Adição de Água (hidratação)
OH H H3C C CH + H2O H3C C
O tautomeria H3C C CH3 CH
27
Curso
Química Colégio 3.1.3. Adição a compostos carbonilados (aldeídos ou cetonas) Mecanismo: adição nucleofílica a) Adição de HCN OH
-
H3C
O
+
+
+
C
HCN
-
H3C C
H
CN
H
b) Adição de compostos de Grignard -
H3C
O
+
C
H3C
H
C
H3C
+
C
OH
H OH
MgOHCl + CH3
H3C
H
-
O
H2O
OMgCl
+ MgCl
+ H3C
+ MgBr H3C
CH3 + H3C
OMgBr C
H2O H OH
CH3 H3C
OH C
CH3 + MgOHBr
CH3
3.2. Reações de Substituição 3.2.1. Reações das quais participam derivados halogenados Mecanismo: Substituição Nucleofílica a) Derivado halogenado + KOH em meio aquoso álcool +
–
H O
H3C CH2 OH +
KCl
Potassa aquosa
b) Derivado halogenado + KCN +
+
–
– H3C CH2 Br + K CN H3C CH2 CN + KBr
c) Síntese de Williamson +
–
+
–
H3C CH2 Cl + NaO
CH2 CH3 H3C CH2 O CH2 CH3 + NaCl
d) Reação de derivado halogenado com óxido de prata 2 AgCl + H3C CH2 O CH2 CH3 2 H3C CH2 Cl + Ag2O seco +
CH3
H
CH 3
2 H3C CH2 Cl + K OH ¾¾
C
–
2 AgCl + 2 H3C CH2 OH 2 H3C CH2 Cl + Ag2O HO 2
2 AgOH 28
Curso
Química Colégio e) Reação de amonólise +
–
H3C CH2 NH2 + HBr
H3C CH2 Br + NH 3 +
–
H NH2 f) Síntese de Wurtz
H3C CH3
3 H3C CH2 Cl
+ 6 Na
6 NaCl + H3C CH2 CH3
3 H3C Cl
H3C CH2 CH2 CH3
3.2.2. Reações envolvendo ácidos carboxílicos e seus derivados Mecanismo: Substituição Nucleofílica a) Esterificação Ácido Carboxílico + Álcool Éster + H2O (Equação Fundamental da Química Orgânica) +
O
H 3C C
+
–
CH3
+ HO
–
O H 3C C
OH
O CH3
+ HO 2
b) Hidrólise +
+
H OH
O
H 3C C
–
H H 3C C
+ 2 H2O
–
O OH
NH2 +
O
+
H3C
C
H3C
–
H OH
O
–
O +
+ NH OH 4
2 H 3C C
H2O
C
OH O
anidrido c) Amonólise +
–
H NH2 +
O +
H 3C C
–
NH 3
H3 C C
O CH3
O + HO
CH3
NH2
d) Saponificação O C17H35 C O O C17H35 C O O
CH2
CH + 3 NaOH 3 C17H35 C (base)
C17H35 C gordura
O
CH2
OH
O –
+
+
ONa Estearato de sódio (sabão)
29
OH OH
CH2 CH CH2 Glicerina
Curso
Química Colégio 3.2.3. Halogenação de alcanos Mecanismo: Substituição via radicais livres calor ou luz H3C CH3 + Cl2
H3C CH2 Cl + HCl
ultravioleta
Reatividade dos hidrogênios: H terciário > H secundário > H primário H
Br
H3C C CH2 CH3 + Br2 H3C C CH2 CH3 + HBr CH 3
CH3
3.2.4. Reações envolvendo o benzeno e seus derivados Mecanismo: Substituição eletrofílica a) Alquilação de Friedel-Crafts H
+
CH3
–
AlCl
3 Cl
–
+ H3C+
+ HCl
b) Halogenação Cl
H FeCl
3 + Cl2
Obs.: Cl Cl
+ HCl
Cl Cl
+
luz FeCl3
Cl
(cisão homolítica)
Cl Cl+ + FeCl4-
(cisão heterolítica)
reagente eletrofílico
c) Nitração NO2
H
H2SO 4
+ HNO3 –
+ H2O
+
OH NO2 d) Sulfonação SO3H
H H2SO 4
+ H2SO4 –
+
+ H2O Ácido benzenosulfônico
OH SO3H
3.2.5. Influência de um radical já presente no anel
CH3
Cl +
AlCl3
+ 2 Cl2
2
CH3
CH3
(orto)
+ 2 HCl Cl (para)
NO2
NO2 AlCl3
+ Cl2
+ HCl Cl (meta)
30
Curso
Química Colégio Regra Geral:
A aB b
Orto-para dirigente ou orientador orto-para. Ex.: CH3, OH, NH2, Cl, OCH3.
A aB b
Meta dirigente ou orientador meta. Ex.: NO2, COOH, SO3H.
Mecanismo: substituição via radicais livres
CH3
CH 2Cl
luz (u.v)
+ Cl2
+
HCl
calor
sem catalisador
3.3. Reações de Eliminação 3.3.1. Desidratação de álcoois H SO conc.
H2C H2C CH2 2 4 H
CH2 + H2O
OH
Regra de Saytzeff: Na desidratação de um álcool, elimina-se preferencialmente o hidrogênio do carbono menos hidrogenado adjacente ao carbono do grupo OH. OH H SO conc.
H3C C H3C C CH2 CH3 2 4 CH3
CH CH3 + H2O
CH3
Obs.: Os álcoois podem sofrer dois tipos de desidratação. Desidratação Intermolecular H3C CH2 OH H3C CH2 OH
H2SO 4 H3C CH2 O CH2 CH3 + H2O 140º C
Desidratação Intramolecular H SO 4 HC H2C CH2 2 2 170º C
H
CH2 + H2O
OH
3.3.2. Desalogenação H3C CH CH2 + Zn H3C Cl
CH
CH2 + ZnCl2
Cl
31
Curso
Química Colégio 3.3.3. Desidro - Halogenação Cl
H
álcool
H3C CH CH2 + KOH H3C CH
CH2 + KCl + H2O
potassa alcoólica
H2 O álcool Obs.: Derivado monohalogenado + KOH ¾¾ álcool Derivado monohalogenado + KOH ¾¾ alceno
3.3.4. Desidratação de ácidos O
O H3C C
C
H3C
OH OH
H2O +
H3C
C
H3C
O
P2O5
C O
O 3.3.5. Processo de Dumas
O H3C CH2 C
–
+
+ NaOH
CaO
Na2CO3 + CH3 CH3
ONa 3.4. Reações de Oxidação 3.4.1. Oxidação de Álcoois Agente oxidante: KMnO4 ou K2Cr2O7 H3C CH2 OH + [O] H2O + H3C C Álcool 1º OH H3C CH CH3 + [O]
O O O H3C C OH H
O H3C C CH3 + H2O
Álcool 2º OH H3C C CH3 + [O] não reage CH3 Álcool 3º Obs.:
H3C OH + [O] HC
O O O O HC CO2 + H2O OH H
32
Curso
Química Colégio 3.4.2. Oxidação de Alcenos a) oxidação branda (teste de Baeyer) OH OH H3C C
KMnO
CH CH3 4(diluído) H3C C CH CH3 meio básico e a frio
CH3
CH3 diálcool
Obs.: A reação de Baeyer é capaz de distinguir um alceno de um ciclano. - se o teste der positivo: alceno - se o teste der negativo: ciclano b) ozonólise O O H2O CH + O H3C C CH3 H3C C CH3 + H3C C + H2O2 3 H CH3 Obs.: Se o carbono da dupla for primário ou secundário produz aldeído. Se o carbono da dupla for terciário produz cetona. c) oxidação energética O O KMnO ado) H C C CH + H C C H3C C CH CH3 4(concentr 3 3 3 meio ácido e a quente OH CH3 KMnO 4(concentrado) H2C CH CH3 CO2 + H2O + H3C C H
Obs.: Carbono na ligação dupla: - Primário produz CO2 e H2O; - Secundário produz ácido carboxílico; - Terciário produz cetona.
3.5. Reações de Redução 3.5.1. Redução de aldeídos OH O H3C C + 2 [H] H3C CH2 H
3.5.2. Redução de cetonas O
OH
H3C C CH3 + 2 [H] H3C CH CH3
33
O OH
Curso
Química Colégio 4) Propriedades 4.1. Acidez e Basicidade A. Efeito indutivo Efeito indutivo é a tendência de um átomo ou grupo de átomos de atrair ou repelir elétrons. Radicais eletroatraentes (eletronegativos). Radicais eletrorrepelentes (eletropositivos).
B. Aplicação do efeito indutivo 1) Acidez Aumenta com a presença de radicais eletronegativos e diminui com a presença de radicais eletropositivos. 2) Basicidade Aumenta com a presença de radicais eletropositivos e diminui com a presença de radicais eletronegativos. C. Acidez Compostos com caráter ácido: - Ácidos carboxílicos - Fenóis
caráter ácido decrescente
D. Basicidade Compostos com caráter básico: - Aminas - Amidas
caráter básico decrescente (aumento na cadeia carbônica)
Obs.: Basicidade das aminas Secundária > Primária > Terciária > NH3 > Aromática 4.2. Temperatura de ebulição dos alcanos Em isômeros de cadeia, à medida que aumenta a quantidade de ramificações, a temperatura de ebulição diminui, pois há uma diminuição da superfície de contato. 4.3. Interações intermoleculares Hidrocarboneto dipolo - induzido Aldeído e Cetona dipolo - dipolo Álcool, Amina e Ácido Carboxílico ligações de hidrogênio
4.4. Solubilidade dos alcoóis Quanto maior a cadeia carbônica (parte hidrofóbica) menor a solubilidade.
34
Curso
Química Colégio 5. Séries Orgânicas Homóloga mesma função que diferem pela quantidade de CH2. Isóloga mesma quantidade de átomos de carbono diferindo pela quantidade de H2. Heteróloga mesma quantidade de átomos de carbono e funções diferentes.
6. Polímeros 6.1. Adição Formados por sucessivas adições de monômeros. Durante a polimerização ocorre a queda da . 6.2. Condensação Formados pela reação de dois monômeros diferentes com a eliminação de pequenas moléculas, geralmente H2O.
35
1,5
0,9 12
1,2
Li Be 7,0 9,0
1,0 4
2
1,0 21
1,3 22
36
0,7 88
0,9
Eletronegatividade
Massa Atômica Aproximada
Símbolo
Número Atômico
Fr Ra
87
Ba Cs 137,5 133,0
0,9
Actinídios
89-103
Lantanídios
57-71
55
1,4 41
1,6 25
7 1,5 26
8 1,8 27
9 1,8 28 1,9 29
10 1,9 30
11 1,8 33 2,0 34
P
31,0
1,6 42 1,8 43 1,9 44
2,2 45
106
2,2 46 2,2 47 1,9 48 1,7 49
1,9 76
107 108
Ir
2,4 35
1,1 58
2,8 36
1,7 50 1,8 51
1,9 52
109
2,2 79 2,4 80
1,9 81
1,1 59 1,1 60 1,1 61 1,1 62
1,8 82
1,9 83
1,9 84
I
2,0 85
110 111
112
1,2 63
1,2 64
1,2 65
1,2 66
1,2 67
1,2 68
FI
114
1,2 69
1,2 70
Lv
116
1,1 71
1,2
Rn
2,2 86
Xe 131,5
2,5 54
127,0
2,1 53
1,1 90 1,3 91 1,3 94
1,2 95
1,3 96
1,3 97
1,3 98
1,3 99
1,3 100 1,3
101 1,3
102 1,3 103 1,3
Número de Avogadro: 6x1023 Constante Universal dos Gases Perfeitos: R=0,082 L . atm. K-1 .mol -1 Constante de Faraday: 96500 C
Spin
+½
-½
U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
1,3 93
238,0
1,5 92
Ac Th Pa 232,0 231,0
89
Actinídios
Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu La Ce Pr Nd 139,0 141,0 140,0 144,0 150,5 152,0 157,0 159,0 165,0 162,5 167,0 173,0 169,0 175,0
57
Lantanídios
3,0 18
F Ne 20,0
19,0
Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At 195,0 197,0 200,5 204,5 207,0 209,0
2,2 78
192,0
2,2 77
Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn
105
104
1,7 75
W Re Os 186,0 190,0
1,5 74
184,0
1,3 73
Hf Ta 178,5 181,0
72
He 4,0
4,0 10
17
18
S Cl Ar 35,5 40,0
32,0
2,5 17
O
3,5 9
16
16,0
2,1 16
N
3,0 8
15
14,0
1,8 15
C
12,0
2,5 7
Si 28,0
1,6 32
Al 27,0
1,6 31
12
1,5 14
B
11,0
2,0 6
14
2
Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 52,0 55,0 56,0 59,0 58,5 65,5 63,5 69,5 75,0 72,5 79,0 80,0 84,0
6
13
5
13
Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te 91,0 93,0 96,0 101,0 98,0 103,0 106,5 108,0 112,5 115,0 118,5 122,0 127,5
1,2 40
0,7 56
1,0 39
89,0
0,8 38
V
1,6 24
5
51,0
1,5 23
4
K Ca Sc Ti 45,0 39,0 48,0 40,0
0,8 20
3
Sr Rb 87,5 85,5
37
19
Mg Na 23,0 24,5
11
3
2,1
H 1,0
1
Tabela Periódica dos Elementos
Curso
Química Colégio
View more...
Comments
