Resumo de Química para EsPCEx

Gases Nobres

Halogêneos

Calcogêneos

Metais Alcalinos Terrosos

Metais Alcalinos

6strutura ?tPmica #odelos ?tPmicos  O desenvolvimento da química 

;ohn -altonL primeiros estudos (A new system of chemical philosophy)

1) Toda matéria é constituída por átomos (pequenas partículas) 2) Atomos seriam indestrutíveis e imutáveis (base do princípio de Lavoisier) 3) Atomos são indivisíveis 4) os diferentes elementos são caracterizados pelas diferentes massas 5) Atomos do mesmo elemento químico possuem a mesma massa. 6) Os átomos de um elemento são idênticos em massa. 7) O átomo é como uma esfera maciça e rígida, semelhante a uma bola de bilhar. 8) o a´tomo é uma partícula eletricamente neutra. Observação: 1) No desenvolvimento da ciência, os cientistas descobriram que: - Atomos podem ser divididos em partículas menores (protons, elétrons e neutros) - Atomos de mesmo elementos podem ter massas diferentes (Isotopos) - Atomos de elementos diferentes podem possuir a mesma massa (Isobaros) 

;ohn 8homson L ? descoberta do el:tron (The Lord K elvin)

1) O estudo dos raios catódicos: massa e carga das partículas 2) Prêmio Nobel de Física: A descoberta do elétron 3) Elétrons: Partículas subatômicas 4) O átomo era uma esfera positiva na qual os elétrons estariam imersos. (Pudim de passas) 5) Atomos: Cargas positivas e negativas (neutralidade) 

(uther7ordL D desen'ol'imento da 9u+mica

1) Eletrosfera: Nucleo provido de prótons e neutros rodeados por elétrons em movimentos circulares 2) O núcleo é formado por p´rotons e neutrons, sendo a maior parte do atomo vazia. 3) A eletrosfera é formada pelos elétrons. 4) O átomo era uma esfera maciça e positiva. 5) Prêmio Nobel de Química: partículas radioativas alfa e beta. 

GohrL Ds estudos apro7undado das Wrbitas.

1) Aprimoração do modelo de Rutherford. 2) A trajetória circular e a energia quantizada. 3) Ao saltar de uma orbita a outra, há emissão de energia. 4) Os elétrons absorvem energia ao passar de uma órbita interna para externa. 5) Os elétrons emitem energia ao passar de uma órbita externa para interna. 6) Quando o elétron estiver girando em órbita, não há emissão de energia. Observação: 1) James Chadwick: comprovou a existência dos nêutrons. 2) Dmitri Mendeleiev: Publicou a primeira tabela periódica, baseando nas propriedades dos elementos e suas massas atômicas. 3) Demócrito: Na filosofia, foi o primeiro a definir conceiitos sobre o atomo. 4) Jacob Berzelius: Descobridor do efeitos de catálise, desenvolveu a teoria da reatividade, e dividiu os elementos em metais e não-metais. 5) Henry Mosely: Conceitos de número atômico. 6) Richard Feynman / Max Planck : Teoria Quantica 6) Sommerfeld: Subníveis de energia.

 ?tom+stica  Representação oficial Iupac: p+n=A (A = Nº de massa) n Z=P (Z = P = Nº atômico)

X

Observação: 1) Atomos negativos (ânion) Nº de elétrons > Nº de prótons Q

X

2) Atomos positivos (cátions) Nº de prótons > Nº de elétrons Q+

X



=sWtopos 1) Mesmo número atômico (z=p) 2) Diferentes números de massa (A) 

=sWtonos 1) Mesmo número de nêutrons (n) 2) Diferentes números atômicos (z) 3) Diferentes números de massa (A)  =sWbaros 1) Mesmo número de massa (A) 2) Diferentes números atômicos (z) 

Substncia pura Observação: 1) Possui fórmula 2) Propriedades definidas 3) Composição fixa. a) Simples: único elemento ( O2, H 2,C n,...) b) Composto: mais de um elemento ( H 2O, ...) 

#isturas Observação: 1) Não possui fórmula 2) Não tem propriedades definidas 3) Não possui composição fixa. a) Homogênea (solução): uma única fase (água potável, ouro 18 quilates, ar...) b) Heterogênea: mais de uma fase 2 2 (Polifásica) (água + areia, granito, pólvora, leite ...) -ensidade  É a relação entre massa (em gramas) de uma amostra de matéria e o volume (geralmente cm³) ocupado por esta amostra. Densidade (g/cm³) D=m massa (g) v Volume(cm³)

-

Subst.ncia 

-iarama de &inus *aulin



0Kmeros %u.nticos

Co

= 1s 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 2 , 3p 6 , 4s 2 , 3d 7 27 Observação: 1) Numero Quântico Principal (n): Também conhecido como nível energético, são representados pelos números inteiros. (3d7)

Nk F (2) #k & (I)

(n) = 3 (l) = 2 (m) = -1 (s) = -1/2

-

!k # (1I) Ok 0 (!2)

2) Numero Quântico Azimutal (l): Representados pelas letras S(0), P(1), D(2) e F(3).

Mk D (!2)

3) Numero Quântico Magnético (m): É util para identificação dos orbitais.

Lk * (1I) Pk % (I)

Número máximo de elétrons: ✔ Subnível s: 2 ✔ Subnível p: 6 ✔ Subnível d: 10 ✔ Subnível f: 14

1) Ordem crescente de energia: 1s 2 , 2s 2 , 2p6 , 3s2 , 3p 6 , 4s 2 , 3d10 , 4p6 , ... Observação: a) O Número Quântico é comumente conhecido com o subnível energético. 2) Ordem de camadas: 1s 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 2 , 3p 6 , 3d10 , 4s2 , 4p6 , ... Observação: a) A Família e per íodos dos elementos são comumente conhecidos com a camada de valência. 



#isturas

É o tipo de matéria cuja fusão e/ou ebulição não ocorrem em temperaturas constantes. I. Misturas Azeotrópicas É a mistura que apr esenta ponto de ebulição constante. (água e alcool)

O primeiro a entrar na Orbitra é:

d(5)=

 Atenção:

 _  _   _ _   _  _  _   _  _  _   _ _   _   _ _   _  _  _  _   _ _  _  _  p(3)= _  d(5)= _  0 -1 0 +1 -2 -1 0 +1 +2  _  _   _  _   _ _   _  _  _  _   _ _   _  _  _  _  f(7)= _  -3 -2 -1 +1 +2 +3 s(1)=

0

3) Numero Quântico de Spin (s): São representações em forma de seta dos elétrons distribuídos nos orbitais. Para baixo é negativo Ms = -½(meio) Para cima é positivo M s = +½(meio)

Observação: 1) Toda mistura homogênea de líquidos são azeotrópicas. 2) Principais misturas azeotrópicas: água e álcool; acetona e etanol; álcool e clorofórmio; II. Misturas Eutéticas É a mistura que apr esenta ponto de fusão constante. (água e NaCl)

Sistemas

Dbser'a34o ✔

5;+u&dos +ue se %&stura% são )*a%ados de ';+u&dos %&s);ve&s. $9.( Q2ua e Q')oo'F

✔

5;+u&dos +ue não se %&stura% são )*a%ados de ';+u&dos &%&s);ve&s. $9.( Q2ua e G'eoF

✔

Todo s&ste%a +ue a1resentar a1enas u%a Aase3 d&?e%os %onoAQs&)oF duas Aases3 b&AQs&)oF tr:s3 tr&AQs&)oF %a&s de tr:s Aases3 1o'&AQs&)oF

✔

U%a substBn)&a 1ura 1ode Aor%ar s&ste%as *o%o2:neos ou *etero2:neos3 de1endendo dos estados A;s&)os e% +ue e'a se a1resentaF D[2ua e 2e'oE

 As %&sturas *o%o2:neas or%a% s&ste%as *o%o2:neos e as *etero2:neas or%a% s&ste%as *etero2:neos. ✔ O n7%ero de ases do s&ste%a ne% se%1re Y &2ua' ao n7%ero de )o%1onentes envo'v&dos. ✔ -&ste%a *o%o2:neos a1resenta% a1enas u%a aseF s&ste%as *etero2:neos a1resenta% %a&s de u%a aseF ✔

Observação: 1) Toda mistura homogênea de sólidos são eutéticas. (Ligas metálicas)

 ?lotropia  Alotropia: propriedade que alguns elementos possuem de formar substâncias simples diferentes.

Observação: 1) Alótropos possuem propriedades químicas iguais, ou seja, reagem da mesma forma. Já as propriedades físicas dos alótropos são diferentes. 2) Já as propriedades físicas dos alótropos são diferentes. 3) As variedades alotrópicas podem diferir uma da outra em relação à atomicidade (número de átomos que formam a molécula) 4) ou quanto, à organização de átomos na estrutura (arranjo cristalino).

Carbono:

Oxigênio:

Oxigênio Diamante (Tetraédrico)

Grafite (Hexágonos)

Ozônio

Observação:

Fulerenos

O9&2:n&o DO #E

Observação: Carbono Grafite (Hexágonos) 1) Conduz corrente elétrica 2) Ponto de fusão 3000ºC 3) A diferença entre Cgrafite e Cdiamante está no arranjo cristalino (estrutura). 4) O Cgrafite é menos energético que o Cd, logo, é mais estável e um bom condutor de eletricidade

1) Inodoro, incolor, substância vital 2) A diferença entre O e O está na2 atomicidade 3 3) O2 é menos energético que o O 3 , logo, o O 2é mais estável. O9&2:n&o DO !E

1) Tem cheiro característico 2) É levemente azulado 3) É o gás formador da estratosfera

Carbono Diamante (Tetraédrico) 1) Estrutura rígida 2) Não conduz corrente elétrica 3) Transforma-se em grafite a 1900ºC

Fósforo: Observação:

Carbono Fulerenos (C L0) 1) Substância sintética

8GsAoro Cer%e'*o

1) Mais estável, menos volátil e menos tóxico 2) Usados na fabricação de palitos de fósforos. 8GsAoro 4ran)o DP E

1) Extremamente tóxico e inflamável. 2) Aplicações militares em bombas incendiárias.

8abela *eriWdica aio ?tPmicoL re1resenta a d&stBn)&a do n7)'eo  )a%ada de va':n)&a Observa=ão( NE Para Qto%os &soe'etrZn&)os ( Menor 7%ero AtZ%&)o3 %a&or Ra&o AtZ%&)oF #E Para Qto%os do %es%o e'e%ento D%as )o% d&erentes )ar2as e'Ytr&)asE( Ma&or n7%ero de e'Ytrons3 %a&or Ra&o AtZ%&)oF e v&)e versaF

6letrone2ati'idade (Caráter n4o@metálico) _ a )a1a)&dade +ue u% Qto%o a1resenta e% atra&r e'Ytrons Observa=ão( NE Os 2ases nobres não entra% na re2ra de e'etrone2at&v&dade

(átomos neutros)

6ner2ia ou potencial de ioniza34o _ a ener2&a ne)essQr&a 1ara •arran)ar• u% e'Ytron de u% Qto%o &so'ado

 ?7inidade eletrPnica ou eletroa7inidadeL

_ a ener2&a '&berada +uando u% e'Ytron Y ad&)&onado a u% Qto%o neutro no estado 2asoso. Observa=ão( NE var&a=ão &d:nt&)a  e'etrone2at&v&dade

8abela *eriWdica

6letropositi'idade (caráter metálico)L _ a )a1a)&dade +ue u% Qto%o a1resenta de 1erder e'Ytrons Observa=ão( NE $'etro1os&t&v&dade Y a 1ro1r&edade o1osta R e'etrone2at&v&dade

VolumeL #!

_ o vo'u%e o)u1ado 1or u% %o' do e'e%ento DL30#.N0 E e% deter%&nadas )ond&=>es de te%1eratura e 1ressão.

#E Os 2ases nobres não entra% na re2ra de e'etro1os&t&v&dade.

*onto de 7us4o e ebuli34oL

-ensidadeL Observa=ão( NE O e'e%ento %a&s denso da tabe'a 1er&Gd&)a Y o \s%&o3 se2u&dos do Ir;d&o e da P'at&na.

 ? di'is4o em blocos

Observação:

(epresentati'osL distribuição eletrônica terminada em "s" e "p"

1) A tabela periódica está organizada em ordem crescente de números atômicos. 2) elementos de um mesmo grupo apresentam propriedades químicas semelhantes.

8ransi34oL distribuição eletrônica terminada em "d"

3) As linhas horizontais da tabela são denominadas períodos e há sete deles. 4) As linhas verticais (colunas) da tabela são denominadas grupos ou famílias. 5) Os principais grupos são: 1 ou IA: Metais Alcalinos 2 ou IIA: Metais Alcalinos terrosos. 13 ou IIIA: Grupo do alumínio 14 ou IVA: Grupo do carbono 15 ou VA: Grupo do nitrogêneo 16 ou VIA: Calcogêneos 17 ou VIIA: Halogêneos 18 ou VIIIA: Gases nobres

8ransi34o internaL distribuição eletrônica terminada em "F"

 ? correla34o entre tabela periWdica e con7i2ura34o eletrPnica Observação: 1 ou IA: 2 ou IIA: 13 ou IIIA: 14 ou IVA: 15 ou VA: 16 ou VIA: 17 ou VIIA: 18 ou VIIIA:

Metais Alcalinos Metais Alcalinos terrosos Grupo do alumínio Grupo do carbono Grupo do nitrogêneo Calcogêneos Halogêneos Gases nobres

1 elétron na camada de valência. 2 elétron na camada de valência. 3 elétron na camada de valência. 4 elétron na camada de valência. 5 elétron na camada de valência. 6 elétron na camada de valência. 7 elétron na camada de valência. 8 elétron na camada de valência.

1 camada eletrônica: 2 camadas eletrônicas: 3 camadas eletrônicas: 4 camadas eletrônicas: 5 camadas eletrônicas: 6 camadas eletrônicas: 7 camadas eletrônicas:

1º período 2º período 3º período 4º período 5º período 6º período 7º período

&ia3Nes %u+micas Geometria #olecular  *olaridade das mol:culas

era do DctetoL os átomos liam@se para obter a con7iura34o eletrPnica de um ás nobre (I el:trons na camada de 'al,ncia ).

0u'ens de 6l:trons

&ia3Nes Pnicas  metal + ametal ou hidro. (Cede 6l:trons ) ( ecebe 6l:trons)

 ?>



Geometria

> >

*olaridade

&inear 

D

 ?polar 

C D

2

>

+

6>emplo

Observação: 1) Elementos Eletropositivos: Tendência a perder elétrons 2) Todo composto iônico é sólido. 3) Altos pontos de fusão e ebulição 4) Conduz corrente elétrica no meio aquoso ou líquido ( íons dissociados) 5) Não conduz corrente elétrica quando sólido 6) Grande diferença de eletronegatividade entre os átomos (Família IA, IIA, IIIA e VA, VIA, VIIA) Diferença >1,7 7) São solúveis em solventes polares;

 ?nular 

>>

S

D

*olar  (6l:trons em sobra)

D

! D

8rional  ?polar 

S D

D

?   2  e  o m  e  t   r  i    a m  o l    e  c   u l    a r   b   a  s   e i    a @  s   e n  a  s  l   i    2  a  3   N   e  s   c   o '   a l    e n  t    e  s  .

8) Principais metais: Na, Mg, Ca, Rb, Sr, Li e K

&ia3Nes Co'alentes 

.. .. D ..

(&ia3Nes Simples) > > + +



>  >  >  > 

ametal + ametal (hidro.) (Compartilhamento )

. .. ( . = D ..  >

>

D

 >>

0

A



Família IIIA  B (3 elétrons na camada de valência) Família IVA  C e Si (4 elétrons na camada de valência) Família VA  N, P e As (5 elétrons na cama de valência) Família VIA  O, S e Se (6 elétrons na camada de valência) Família VIIA  F, Cl e Br (7 elétrons na camada de valência) (&ia3Nes -ati'as ou Coordenadas)

>

+



O

O

=

 D 





Observação: 1) Com a regra do Octeto completa no átomo central, já estável, " doa-se " um par de elétron livre. 2) Capacidade de ligações simples e dativas: Família IVA  Família VA  Família VIA  Família VIIA 

*olar  (6l:trons em sobra)

8etra:trica

 ?polar 



 C   *olaridade das &ia3Nes

7) Principais ametais:

>



*iramidal



5) Pequena diferença de eletronegatividade entre os átomos (Familia VA, VIA e VIIA) Diferença



*olar  (6l:trons em sobra)

ou @D@ )

Observação: 1) Alta eletronegatividade (tendência a receber elétrons) 2) O hidrogênio compartilha um elétron, adquirindo a configuração eletrônica do gás nobre hélio (He) 3) Baixos pontos de fusão e ebulição 4) Não conduz corrente elétrica no estado sólido. (não há íons)

.. . .  D .

 ?nular 

4 (simples) 3 (simples) e 1 (dativa) 2 (simples) e 2 (dativas) 1 (simples) e 3 (dativas)

&ia3Nes #etálicas  metal

+

metal

Observação: 1) Altos pontos de fusão e ebulição (exceto:Hg) 2) Todo composto metálico é sólido 3) Conduz corrente elétrica no estado sólido e líquido. 4) boa condutividade térmica e elétrica (elétrons livres) 5) Ductibilidade e maleabilidade: Laminação

1) Polar   Eletronegatividades diferentes 2)  Apolar   Eletronegatividades iguais

 

Observação: 1) Todo hidrocarboneto (com Hidrogênio e Carbono) é apolar. 2) Toda molécula que apresenta o fator base (OH) é polar.

5or3as nter#oleculares  *ropriedades 7+sicas Observação: 1) São as forças que mantém as moléculas unidas nos estados sólidos e líquidos. 2) Fatores que Influenciam nas tempraturas de fusão e ebulição: - Intensidade das forças interpartículas - as dimensões das superfícies ou massa moleculares - ramificações das cadeias carbônicas 3) Fator Força Intermoleculares (ponto de ebulição e fusão): Lig. Hidrog. > Dipolo Permanente > Dipolo Induzido 

*ontes de idro,nio (5D0)

 5 D 0

+ ou ou Observação: 1) Ocorre quando o Hidrogênio liga-se a átomos fortemente eletronegativos: o Flúor, o Oxigênio e o Nitrogênio 2) São moléculas polares 

&ia3Nes -ipolo@-ipolo *ermanente

 ...

+ Observação: 1) Ocorre quando o Hidrogênio liga-se a átomos diferentes dos átomos do Flúor, Oxigênio e Nitrogênio. 2) São moléculas polares 

5or3a de Van -er L @D Vetor momento dipolar U=0 Vetor momento dipolar U=0 e>L Cl@Cl ( ou Vetor polaridade)

Química Inorgânica: Ácidos 0omenclatura dos idrácidos

8eoria da dissocia34o Pnica

Grau de iônização

(dissociação iônica ou eletrolítica: corrente elétrica)

(Devido a diferença de eletronegatividade entre os átomos de hidrogênio e cloro a ligação covalente é quebrada produzindo íons, esse fenômeno é chamado de ionização).

D nome : sempre escrito com a termina34o Q-CD

a) Ácidos fortes: 50% ‡ V   ‡ N00v H2SO4 (V = 61%) HCl (V  = 92%) Observação: 1) Fortes condutores de eletricidade, em soluções aquosas. b) Ácidos moderados: 5% ‡ V   ‡ M0v HF ( V  = 8%) H3PO4 ( V  = 27%)

a) se o elemento 7ormar somente um o>iácidoH usa@se a termina34o CD (5amilia ? e 5am+lia V?)  ?lum+nio Carbono Sil+cio oro

c) Ácidos fracos: 0% ‡ V  ‡ Mv H2CO3 (ácido carbônico V = 0,18%) HCN ( V  = 0,008 %)

b) se o elemento 7ormar tr,s ou 9uatro o>iácidos usa@se a termina34o CD ou DSD

Grau de ionização =

Nos de moléculas ionizadas Nos de moléculas dissolvidas

Observação: 1) O grau de ionização ou de dissolução distingue um eletrólito forte de um fraco.

Ácidos: Cátion Hidrogênio (H+)

(Ph: 0pH à 7 pH) 1) Radical Funcional H+ + átomo A Família VA : N e P > +1 Família VIA : O e S )  ? Família VIIA : F, Cl e Br (Cátion) (ânion) (Tendência a receber elétrons) Observação: 1) Todos os ácidos são solúveis em água. 2) Quanto a estrutura, são moleculares. 3) Ácidos fortes Somente conduz corrente elétrica em solução aquosa. 4) Possui sabor azedo, são tóxicos e corrosivos. 5) Ácidos importantes: Ácido Sulfúrico (bateria de automóveis) : H2SO4 Ácido Acético (vinagre) : C2H4O2 Ácido Cítrico (frutas) : C6H8O7 Ácido Carbônico : H2CO3

 ? presen3a do o>i,nio na mol:cula Hidrácidos: não contém oxigênio ( HCl, HBr ...) Oxiácidos: Contém oxigênio ( HNO3, H2SO 4, ...)

Hidrogênios Ionizáveis

Observação: 1) A formulação dos oxiácidos: O hidrogênio liga-se ao átomo central através do oxigênio.

Monoácidos (1H+ ): HCl , HNO3 (exceção: H3PO2 ) Diácidos (2H +): H2SO4, H2CO3 (exceção: H3 PO3) Triácidos (3H+): H3PO4, H3BO3 Tetracidos (4H+): H4P2O7, H4SiO4

(Os demais átomos de oxigênio ligam-se ao átomo central por ligações dativas ou duplas).

H O H O C O

Ácido + ........................................ ídrico (nome do ânion)

0omenclatura dos D>iácidos

Ácido + ........................................ ico (nome do ânion)

0o> maior

0o> menor  

(5amilia V? e 5am+lia V?) 0itro,nio D>i,nio 6n>o7re 5Ws7oro Sel,nio

Ácido + .................................. ico (Nox maior) (nome do ânion) Ácido + ................................. oso (Nox menor) (nome do ânion) Dbser'a34o 1) D 5Ws7oroH de'ido a 'aria34o no seu rau de hidrata34o (0o>=B)H recebe os pre7i>os #68?H D8D e *DL #eta5os7Wr  Ácido + .................................. ico *D! Drto5os7Wr  Ácido + .................................. ico !*DA *iro5os7Wr  Ácido + .................................. ico A*2D (nome do ânion) c) se o elemento 7ormar apenas dois o>iácidosH usa@se a termina34o CD ou DSDH mais os pre7i>os *6 e *D (5amilia V? ) 5lKor  átomos de Cloro o>i,nio romo

Ácido + Per................................ ico

HXO4

Ácido + ..................................... ico

HXO3

Ácido + ..................................... oso

HXO2

Ácido + Hipo ............................. oso (nome do ânion)

HXO1

Química Inorgânica: Bases de Arrhenius Bases ou Hidróxidos: ânion OH-

Grau de dissociação iônica

Nomenclatura das bases

(Ph: 7pH à 14 pH) (Os íons são separados: compostos iônicos) a) se a base cont:m apenas uma hidro>ilaL a) Bases fortes: Metais alcalinos, Metais alcalinos (5am+lia ?H 5am+lia ? e 5amilia ?) 1) Metal A + Radical funcional OH terrosos.  ?lum+nio SWdio Cálcio +> Hidróxido de sódio : NaOH Família IA : Na, K e Rb 1 *otássio #an:sio  ? D) Observação: Família IIA : Ca e Mg (Cátion) (ânion) 1) Este fato ocorre por que a base dos metais ou NH4 (amônio) são compostos iônicos. Hidróxido de ........................................... E os demais metais: Al, Fe, B, Sn 2) Ótimos condutores de eletricidade. (nome do elemento) (Tendência a perder elétrons) Hidróxido de magnésiob: Mg(OH) 2 Observação: b) Bases fracas: Os demais metais e o Hidróxido 1) Quanto a estrutura, são iônicos. de amônio. b) se a base cont:m duas hidro>ilasH usa@se os NH4OH 2) Conduz corrente elétrica quando fundidos. su7i>os CD 0o> maior  ou DSD 0o> menor  Observação: 3) Possui sabor caústico e adstringente, são tóxicos 1) São compostos moleculares. (5am+lia V? e os metais de transi34o) e corrosivas. Chumbo 5erro Solubilidade em água Germ.nio 6stanho Númeross de Oxidrilas (OH ) a) Solúveis: Metais Alcalinos e Hidroxído de Hidróxido de ..................................ico (Nox maior) 1) Monobases (1OH-): NaOH , NH4OH (Família IA) amônio. (nome do elemento) b) Poucos solúveis: Metais Alcalinos Terrosos 2) Dibases (2OH-): Ca(OH)2 (Família IIA) c) Insolúveis: Metais de transição 3) Tribases (3OH-): Al(OH)3 (Família IIIA) Hidróxido de ..................................oso (Nox menor) 4) Tetrabases (4OH ): Pb(OH)4 (Família IVA) (nome do elemento)

Química Inorgânica: Sais Sais

Nomenclatura dos sais

Neutralização parcial do ácido (sal ácido)

I. Reação de neutralização (salificação): ácido + base

............................  ETO ITO ....................... Nome do ácido de origem  ATO Nome do cátion da

sal + água



trocando a terminação

(Sais: formados na reação de um ácido com uma base de arrhenius) Reação de salificação

⇒

Balanceadas

⇒

Dissociação dos sais

⇒

3H2SO4 + 2Fe(OH)3  1Fe2(SO4)3 + 6H2O 1Fe2(SO4)3



Para memorizar: Em ácido ídrico eu não me m eto formoso mosqu ito mordeu o b ico do pato

⇒

24

2Fe + 3SO

II. Todo sal, quanto à estrutura, é iônico.

HCl + NaOH

Reação de neutralização total (sal normal)



Ácido Hidróxido clorídrico de sódio

Quando reagem todos os H+ do ácido e todos os OH- da base. União completa entre H+ do ácido e OH- da base

NaCl + 2H2O

Cloreto de sódio

(Hidrácido)

 3NaOH + H3PO4  Na3PO4 + 3H2O  Ca(OH) + 2HNO 3  Ca(NO3) 2 + 2H2O 2 

OS >

Cátion G proveniente da base

?

> S ânion

proveniente dos ácidos

...................  Ito

Eto

Nome do ácido de  Ato origem trocando a terminação



NAHSO4 + H2O

Sulfato de Ferro

HNO2 + KOH  KNO2 + H2O

Ácido Hidróxido Nitrito de potássio nitroso de potássio

⇒

NaH2PO4

Neutralização parcial da base (sal básico) ocorre quando nem todos as oxidrilas ionizáveis são neutralizadas. 

Ca(OH)Cl + H2O

apresenta na estrutura uma ou mais oxidrila

3H2SO4 + 2Fe(OH)3  1Fe2(SO4)3 + 6H2O Ácido Hidróxido sulfúrico de ferro

 Mono ácido ...... ...............  Di Nome do cátion  Tri da base

Ortofosfato diácido de sódio

Ca(OH)2 + HCl

(oxiácido)

I. Fórmula geral:

NaOH + H2SO4

Nomenclatura  ídrico  ETO (Hidrácidos) Terminação do ácido  oso ⇒  ITO  ico  ATO

H2SO4 + Fe(OH)3  Fe2(SO4)3 + H2O 3+

base

ocorre quando nem todos os hidrogênios ionizáveis são neutralizados.

Nomenclatura

...................  ITO

ETO  Mono  Di  ATO  Tri

base ............... ......

Nome do cátion da base

Nome do ácido de origem trocando a terminação

(oxiácido)

Solubilidade dos sais

I. Os nitratos, cloratos e acetatos possuem grandes solubilidades. (provenientes dos ácidos) II. Os cátions da Família 1A ( Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+ e NH4+) posseum grandes solubilidades.

(provenientes das bases)

Química Inorgânica: Óxidos Óxidos: Oxigênio: elemento mais eletronegativo Óxidos ácidos 1) átomo A + Radical Funcional O Oz

62

2

Dz

(Cátion) (ânion) Observação: I. exceções: Flouretos de oxigênio OF2 e O2 F2 (O Flúor é mais eletronegativo que o oxigênio)

II. óxidos importantes: água gás carbônico

⇒ ⇒

H 2 O areia ⇒ SiO2 CO2 (fotossíntese)

Óxidos básicos

São óxidos que reagem com água produzindo um base, ou reagem com um ácido, produzindo sal e água

I. Óxidos básicos são compostos sólidos, iônicos, cujo o ponto de fusão e ebulição são elevados. IMPORTANTE: Ligados a metais com números de oxidação baixos +1 ou +2 ou +3 (para o elemento Bismuto)

Nomenclatura a) elementos 9ue 7ormam apenas um W>ido (5am+lia =?H 5am+lia ==? e 5amilia ===?)  ?lum+nio SWdio Cálcio *otássio #a2n:sio

Óxido de ........................................... (nome do elemento) b) elementos 9ue 7ormam mais de um W>ido (#etais de transi34o) 5erro *rata Cobre Duro

Óxido .................................. ico (Nox maior) (nome do elemento) Óxido ................................. oso (Nox menor) (nome do elemento)

São óxidos que reagem com água produzindo um ácido, ou reagem com um base, produzindo sal e água

I. Óxidos ácidos são compostos geralmente gasosos, moleculares e solúveis em água. IMPORTANTE: Ligados a ametais com números de oxidação elevados +5 ou +6 ou +7.

Nomenclatura (5am+lia V?H 5amilia V=? e 5am+lia V==?) 0itro2,nio D>i2,nio 5lKor  6n>o7re 5Ws7oro Cloro Sel,nio Gromo

Anidrido .................................. ico (Nox maior) (nome do elemento) Anidrido ................................. oso (Nox menor) (nome do elemento)

Óxidos anfóteros

São óxidos que ora se comprota como óxido básico, ora como óxidos ácido. Só irão reagir com ácido forte ou base forte.

I. Óxidos anfóteros são sólidos moleculares, insolúveis em água e formados ora por metais ora por ametais. IMPORTANTE: Ligados ora com metais ora ametais com números de oxidação +3 ou +4 ou apresentando os elementos Zn (zinco), Pb (chumbo) e Sn (estanho).

ZnO + 2HCl



ZnCl + H O 2

2

Óxidos duplos ou mistos ou salinos São óxidos que se comporta como se fosse formado por dois outros óxidos de mesmo elemento químico. IMPORTANTE: Ligados por elementos que apresentam número de oxidação -8/3

Peróxidos

São óxidos que reagem com água, formando água oxigenada.

IMPORTANTE: São compostos que apresentam número de oxidação do Hidrogênio igual à 1.

Óxidos Neutros

São óxidos que não reagem com água, não reagem com bases, e não reagem com ácidos.

I. Óxidos neutros são compostos que não apresentam caráter ácido e básico.

Superóxidos

São óxidos que reagem com água, formando água oxigenada e oxigênio.

IMPORTANTE: São poucos os ácidos neutros, os mais comuns são: água ⇒ H 2 O monóxido de carbono ⇒ CO

I. Superóxidos são compostos sólidos iônicos, formados por cátions alcalinos ou alcalinos terrosos e pelo ânion superoxido (O 2-).

NO2 NO

IMPORTANTE: São compostos que apresentam número de oxidação do oxigênio igual à -1/2.

óxido nitroso

⇒

óxido nitrico

⇒

⇒

KO 2

Reações Químicas ea3Nes %u+micas I. As reações do oxigênio com metais produz, em geral, óxidos básicos. 2Cu + O2  2CuO (óxidos básicos) II. As reações do oxigênio com ametais produz, em geral, óxidos ácidos.

ea3Nes de deslocamento ou simples troca (ou de substituição - reações de oxi-redução) Quando uma substância simples reage com uma substância composta, originando uma nova substância simples e outra composta.

III. o hidrogênio reage com metais e não metais de alta reatividade formando hidretos. III.I Reações com não-metais formam hidretos gasosos, moleculares, estáveis e de caráter ácido ( faz exceção a água)  2 O Cl 2  Cl

III.II Reações com metais formam hidretos sólidos, cristalinos, iônicos, muitos reativos e de caráter básico. 20a O 2  20a

IV. reações com a água: IV.I Reações com metais alcalinos e alcalinos terrosos formando hidróxidos correspondentes. 20a O 22D  20aD O  2 Ca O 22D  Ca(D) 2 O  2

IV.II Reações com metais comuns só acontecem por aquecimento, formando óxidos. calor 

5e O A2D  5e!DA O A 2

IV.II Reações com metais nobres não acontece, (pequena reatividade)

ea3Nes de s+ntese ou adi34o Quando duas ou mais substâncias reagem, originando um único produto.

 ?OGO... C =. s+ntese totalL Todos os reagentes são substâncias simples. C O D2  CD2

S O D 2  SD2

==. s+ntese parcialL Quando pelo menos um dos reagentes for substância composta. CaD O 2D  Ca(D)2

ea3Nes de análise ou decomposi34o Quando uma única substância origina dois ou mais produtos

C ?OGO... =. decomposi34o totalL Todos os produtos são substâncias simples. 2D  2 O D 2

==. decomposi34o parcialL Quando pelo menos um dos produtos for substância composta. 2Cu(0D!)2  2CuD O A0D2 O D2

 ?GO C-  ?- O GC

 ?O GC  ?C O G

S O D 2  SD2 (óxidos ácidos)

ea3Nes de dupla troca ou permuta34o (ou dupla substituição) Quando substâncias compostas reagem formando duas novas substâncias compostas.

Observação: 1) O elemento A somente deslocará o elemento B quando A for mais reativo do que B. FeSO4(aq) + Ag(s)  não ocorre a reação 2 AgNO3(aq) + Fe(s)   Fe(NO3)2(aq) + 2 Ag(s) 3 Fe(SO4)(aq) + 2 Al(s)   Al2(SO4)3(aq) + Fe(s)  Al2(SO4)3(aq) + Fe(s)  não ocorre a reação

eati'idade %u+mica tendência que um átomo possui para captar ou perder elétrons. Observação: 1) O elemento mais reativo desloca um menos reativo em uma reação química.

I. Reação de salificação HCl + NaOH  NaCl + H2O Características: I. Um dos produtos é menos solúvel que um dos reagentes. NaCl + AgNO !  AgCl + NaNO! Nitrato Cloretomenos solúveis Mais solúveis

Fe(SOA)! + 6NaOH  2Fe(OH)! + 3Na2SOA Bases Basesmenos solúveis Alcalinos solúveis

Observação: 1) Os ácidos, em geral, são solúveis. 2) As bases alcalinas são solúveis. 3) Os sais nitratos, cloratos e iodetos solúveis.

=. reati'idade dos metais Quanto mais eletropositivo for o elemento mais reativo será o metal.

II. Um dos produtos é menos ionizado que um dos reagentes.

Fila da reatividade (ou tensões eletrolíticas):

H2SOA + 2NaNO 2  Na2SOA + 2HNO2

K > Ba > Ca > Na > Mg > Al > Zn > Fe > H > Cu > Hg > Ag > Au (zinco)

(potássio)

Família IA e IIA

Metais comuns

(cobre) (mercúrio)(prata) (ouro)

Metais nobres

=. reati'idade dos ametais Quanto mais eletronegativo for o elemento mais reativo será o ametal. Fila da reatividade (ou tensões eletrolíticas): F > O > Cl > Br > I > S

(Flúor)

(Enxofre)

Família VA, VIA e VIIA

Ácidos fortes

Ácidos fracos

H2SOA + 2KOH  K2SOA + 2H2O Comp osto iô nico

Compo sto mole cu lar

Observação: 1) ácidos fortes: HCl, HBr, HI e H2SOA

Soluções Conceitos

D coe7iciente de solubilidade de um ás (&ei de enr)

. misturas homo,neas mono7ásicas. . as part+culas n4o se sedimentam de nenhum modo. . dissolu34oL o soluto se dissol'e no sol'ente ou o sol'ente dissol'e o soluto. V. rera eral de solubilidadeL substncia polar : solK'el em subst4ncia polar eH substncia apolar : solK'el em substncia apolar (semelhante dissol'e semelhante). V. Solubilidade de substncias inornicas em áuaL V. @ os ácidos (polares) s4o em eral solK'eis. V. @ as bases s4o em eral insolK'eis (e>ceto os hidrW>idos de metais alcalinos e de amPnio). V. @ J>idos n4o@metálicos dissol'em reaindo com áuaH en9uanto W>idos metálicos s4o insolK'eis. V. m solu3NesH o soluto sW pode ser separado do sol'ente por processos 7+sicosH com mudan3as de estado. V. m eralH temos 9ueL V. *ara uma solu34o do tipo l+9uido@sWlido ou l+9uido@ásH o sol'ente (em maior 9uantidade) : sempre o l+9uido e o soluto (em menor 9uantidade) : o sWlido ou o ás. V. para uma solu34o do tipo l+9uido@l+9uidoH sWlido@sWlido ou ás@ásH o sol'ente : a substncia 9ue se encontra em maior 9uantidade e o solutoH : a substncia 9ue se encontra em menor 9uantidade.

C solub. = ". *ress4o (" representa a constante de proporcionalidade) Dbser'a34oL 1) a press4o in7luencia de modo sini7icati'o na solubilidade de solutos asosos. 2) a solubilidade de ás em l+9uido aumenta com a ele'a34o da press4o e diminui com a ele'a34o da temperatura (dissolu34o e>ot:rmica). !) D a9uecimento da áua do mar diminui a solubilidade do o>i,nio dissol'ido na áua. 0a carbona34o de um re7rieranteH de'emos ter  alta press4o e bai>a temperatura.

-issolu34o endot:rmica e e>ot:rmica . se a dissolu34o do soluto absor'er eneria (endot:rmica)H o aumento da temperatura aumentará o coe7iciente de solubilidade. . se a dissolu34o do soluto liberar eneria (e>ot:rmica)H o aumento da temperatura diminuirá o coe7iciente de solubilidade. (solutos asosos) Cur'as de solubilidadeL -issolu34o endot:rmica (solutos n4o asosos)

Solubilidade ou coe7iciente de solubilidade É a quantidade máxima de um soluto capaz de se dissolver totalmente numa quantidade padrão de solvente, em determinada temperatura.

   )   a   u   g    á   e   e    d    d   g   a    0    d    i   0    l    1    i   /    b  s   u  a    l   m   o  a   r   g    S    (

Observação: 1) a temperatura interfere na capacidade de dissolução de um soluto em determinado soluto, aumentando o grau de solubilidade (exceto em soluções com solutos gasosos) Solubilidade da Sacarose C 12 H 22 O11 ,em g de sacarose por 100g de água. Temperatura (°C) 0 30 70 100 Solubilidade 179,2 219,5 320,5 487.2

Supersaturada ou saturada com corpo de 7undo.

Saturadas

          ⇒

nsaturadas

(gramas/100g de água)

(dissolução endotérmica) Pela tabela, se tivermos 100g de água a 70°C, conseguimos dissolver no máximo 320,5g de sacarose. - se adicionarmos 350g de sacarose a 100g de água a 70°C, irão se dissolver, somente, 320,5g de sacarose (formando uma solução saturada) e a diferença 29,5g de sacarose irá se depositar no fundo do recipiente (sem dissolver). É o que chamamos de precipitado ou corpo de fundo. - Da mesma forma, se tivermos uma solução com 320,5g de sacarose em 100g de água a 70°C e resfriarmos essa solução para 30°C teremos a deposição da diferença 101 g de sacaros no fundo do recipiente, pois, a 30°C, a quantidade máxima de sacarose que se dissolve em 100g de água a 30°C é 219,5g.

m 7un34o do ponto de satura34o (propor34o soluto/sol'ente) I. Insaturada: contêm menos soluto que o estabelecido pelo coeficiente de solubilidade (solução rasa) - diluída: baixa relação soluto/solvente. - concentrada: alta relação soluto/solvente. Ou seja, a quantidade de soluto é bem próxima ao coeficiente de solubilidade. II. Saturada: atinge-se o coeficiente de solubilidade (sistema monofásico) ou apresenta corpo de fundo após atingir o coeficiente de solubilidade (sistema bifásico). II. Super saturada: ultrapassa o coeficiente de solubilidade, mas não apresenta corpo de fundo (só existindo em condições especiais); A mínima pertubação do sistema faz com que o excesso de soluto sofra cristalização (saturada com corpo de fundo).

Temperatura (°C) Concentração Comum ✔ a concentra34o indica 9uantas gramas de soluto e>iste em cada litro de solução. D 'olume e a concentra34o s4o m randezas in'ersamente proporcionais C = soluto

Vsolu34o

1m ! = 1& 1dm = 1& 1cm ! = 1 @! & = 1m&

$nidadeL ramas por litro (/&)

Concentração Molar ou Molaridade (ou concentra34o em 9uantidade de mat:ria)

✔

a concentra34o indica 9uantos mols de soluto e>iste em cada litro de solução.

# = n 9uantidade de mols do soluto $nidadeL mols por litro (mol/&) V solu34o como n 9uantidade de mols

=

massa

⇒

#=

massa molar 

msoluto mmolar .Vsolu34o

m rela34o as e>pressNes de concentra34oL

C = #olaridade . # assa molar do soluto Concentração em ppm solu34o e>tremamente dilu+da

> ppm =

>  de soluto = > m de soluto = >  de soluto @6 .1 6

1  de solu34o

" de solu34o

 de solu34o

Soluções Molaridade de íons

Diluição das soluções

Nas soluções iônicas é possível determinar a molaridade do soluto assim como a molaridade dos íons provenientes de sua dissociação ou ionização.

✔

Adicionar um solvente puro em uma solução

A molaridade dos íons é proporcional aos seus coeficientes estequiométricos nas equações de ionização ou dissociação: !O

2@

equação de dissociação balanceada

Al2(SOA) ! (a9)    2Al(a9) + 3SO A proporção solução

SeMaL

1 mol

2 mol

3 mol

0,2 mol/L

0,4 mol/L

0,6 mol/L

[Al2(SOA) ! (a9) ] = 0,2 mol/L

  (proporcionalmente)

!O [ Al(a9) ] = 0,4 mol/L [ SO2@A ] = 0,6 mol/L

. ? adi34o de sol'ente puro pro'oca aumento no 'olume da solu34oH por:mH a 9uantidade de soluto permanece constante.

Sulfato de amônio:

%uantidade inicial de soluto = %uantidade 7inal de soluto

(Sulfato SO2@ A )

2@

O

equação de dissociação balanceada

(NHA 2 ) SO   (a9)  2NHA + SOA proporção solução

SeMaL

1 mol

2 mol

1 mol

0,2 mol/L

0,4 mol/L

0,2 mol/L

[ (NHA) 2SO   (a9)] = 0,2 mol/L

  (proporcionalmente)

O A

2@ A

[ NH ] = 0,4 mol/L [ SO ] = 0,2 mol/L

Título é uma forma que temos de verificar a proporção em massa ou volume que uma substância tem em relação ao todo. 8+tulo em massaL

τ  =

á > 2ramas de soluto a cada 12 de solu34o

msoluto

⇒

msoluto O msol'ente

Inicial Concentração m soluto C= Comum

Relação

m soluto C' = ' Vsolu34o

⇒

C . ' = C 5inal . ' 5inal

Concentração n mols n mols molar ou #= #' = molaridade ' Vsolu34o Vsolu34o

⇒

# . ' = #5inal . ' 5inal

Vsolu34o

τ m% = msoluto 1

(porcenta2em em massa de soluto)

Título

τ  =

m soluto

τ  ' =

m solu34o

8+tulo em 'olumeL

τ  =

Final

m soluto

⇒

m'solu34o

5inal = τ 5inal . m τ.m solu34o solu34o

á > litros de soluto a cada 1& de solu34o

' soluto

τ '% = ' soluto

⇒

' solu34o

Misturas de soluções (sem reações químicas)

1

(porcenta2em em 'olume de soluto) ✔ !

Densidade (2/m& ou 2/cm )

d=

m solu34o

Solução A + Solução B

C = τ  . d(2/m&)

Vsolu34o

ou ⇒

Mesmos soluto e solvente 

Solução Final

C = 1 . τ  . d(2/m&)

(C=2/m&)

Na solução final, a quantidade de soluto, a massa da solução e o volume da solução correspondem a soma de seus

(C=2/&)

Fração Molar (ou fração em mols)

valores nas soluções iniciais.

6m rela34o ao solutoL

>=

n soluto n soluto O n sol'ente

6m rela34o ao sol'ente ou ⇒

>=

n soluto n soluto O n sol'ente

Molalidade =ndica a 9uantidade de soluto di ssol'ido em determinada 9uantidade de sol'ente (e n4o solu34o).

=

ou ⇒

=

n mols do soluto m assa do sol'ente

1.

n mols do soluto m assa do sol'ente

Solução A + Solução B aten34o ⇒ massa e>pressa em Filo2ramas (F2)

aten34o massa e>pressa em 2ramas (2)

          ⇒

Concentração Comum

Concentração molar ou molaridade

m1= c1.'1 soluto

m2= c2.'2



Solução Final

C . ('1O '2) = C1. '1O C 2. ' 2

soluto

1= # 1. '1 nsoluto n2 = #2. '2 soluto

# . ('1 O '2 ) = #1. ' 1O #2. ' 2

Para fixação: A concentração final é a média ponderada das concentrações inicias, tomando-se "peso" os volumes correspondentes. ⇒

C = C1 . V1 O C2. V2 V1 O V2

⇒

# = #1 . V1 O #2 . V2 V1 O V2

Soluções Misturas de soluções - íons (sem reações químicas) -1 Misturando-se 100 mL de solução aquosa 0,5 mol .L de sulfato de potássio (K2SO4) com 100 mL de solução aquosa 0,4 mol.L- 1  de sulfato de alumínio (AI2(SO4)3), admitindo-se a solubilidade total d as espécies. -1

Mesmos soluto (sulfato) e solvente (solução aquosa) 2@

!O

O (K2SO  A) (a9)  2K (a9) + SO A

0,1.0,5  3.0,1.0,4  mols

SO24   

0,2 L

 0,05  0,12  mols 0,2 L

II. As concentrações finais dos dois solutos serão menores que as iniciais.

2@

Al2(SOA) ! (a9)   2Al(a9) + 3SO A

Equações de dissociação balanceadas e obedecendo a regra da proporcionalidade

SO24   

I. Ocorre é uma simples diuição dos dois solutos, pois suas quantidades permanecem iguais, porém dispersa em um volume maior.

2-

 A concentração em mol.L  dos íons sulfato (SO4 ) presentes na solução final: ✔

Misturas de soluções com solutos diferentes

  0,17



0,2

III. Efetuaremos os cálculos particularmente a cada soluto em questão para expressar sua concentração.

mol / L  0,85 mol

Reações químicas entre solutos

Casos comuns: ácido com base, oxidantes com redutores e dois sais. Ocorrem quando: I. se a quantidade de número equivalentes-gramas de um dos reagentes é igual ao outro, assim reagem integralmente , de modo que não há sobra ou excesso de um dos reagentes.

N º eq.-g = massa

Equiv-g

Reação de salificação

⇒

SeMaL

6 ⇒

Nº de equivalente-grama = V olume. N ormalidade

(ou concentração normal)

3H2SO4 + 2Fe(OH)3  1Fe2(SO4)3 + 6H2O 0,12 eq-g 0,12 eq-g

Equivalente Grama é a massa em gramas de substância que pode reagir com um mol de elétrons. ✔

0,12 eq-g

Equiv-g =

(ficará dissolvido na solução final)

II. se a quantidade de número equivalentes-gramas forem diferentes, o excesso de equivalente gramas de um dos reagentes em relação ao outro, e o número equivalente-grama do produto formado ficarão dissolvidos nas soluções finais.

Nº de equivalente-grama = V olume. N ormalidade

(ou concentração normal)

Reação de salificação SeMaL SW podem rea2irL S ob ra mL

⇒

HCl + NaOH

 NaCl

Substância simples

✔

✔

0,12 eq-g

z er o

0,04 eq-g

0,12 eq-g

(ficará dissolvido na solução final)

Ácido (H x AB Valência dos hidrogênios ionizáveis)

Bases ( A(OH)x Valência da Oxidrilas) Equiv-g = Massa molar Bases x (valência das oxidrilas)

+ H2O

...............................................................................

Massa molar Valência do elemento

Equiv-g = Massa molar Ácidos x (Valência dos hidrogênio ionizáveis)

0,12 eq-g 0,16 eq-g 0,12 eq-g 0,12 eq-g

Substância simples

✔

Sais ( C x A y Valência dos cátions e ânions) Equiv-g = Massa molar Sais x . y (produto das valências dos cátions e ânions)

Equilíbrios Equilíbrios Químicos

Grau de equilíbrio

Reações reversíveis: aquela que se processa simultaneamente nos dois sentidos. Reação direta           Seja CO() + NO2 ()   CO2() + NO () (200ºC) balanceada:

Reação inversa

Conceito de equilíbrio químico ⇒ é o estado no qual as velocidades das reações diretas e inversas se igualam. I. o equilíbrio químico só pode ser atingido em sistema fechado. II. dizemos que uma reação reversível atinge um equilíbrio químico quando a velocidade da reação direta e a velocidade da reação inversa se tornam iguais. III. toda reação reversível irá chegar a um equilíbrio. IV. quando atinge-se o equilíbrio químico, as propriedades microscópias do sistema (concentração, densidade, massa e cor) permanecem constantes. V. catalisadores não alteram o equilíbrio da reação. Tempo de reação (min)

0

CO() + NO 2 () 1 mol/L

CO2() + NO ()

           

1 mol/L

zero

(200ºC) Sob temperatura constante

zero

10

0,5 mol/L 0,5 mol/L

20

0,2 mol/L 0,2 mol/L

0,8 mol/L 0,8 mol/L

0,2 mol/L 0,2 mol/L

0,8 mol/L 0,8 mol/L

30

0,5 mol/L 0,5 mol/L

⇒

a reação vai começar

⇒

a reação está caminhando

⇒

a reação chegou ao equilíbrio (permanecerão inalteradas)

Quantidade de reagente que sobrou

É o quociente entre a quantidade de mol que realmente reagem de um reagente até o equilíbrio e a quantidade inicial de mols no mesmo reagente. V  =

(quantidade de mols que reagem)

Indicando por porcentagem modo genérico:

(quantidade inicial de mols)

V % = 100. V 

Logo: I. V  próximo de 1 (ou V % próximo de 100%), indica que no equilíbrio sobram poucas quantidades de reagentes e grande quantidade de produto, dizemos que a extensão (ou rendimento) da reação é grande. II. V  próximo de 0 (ou V % próximo de 0%), indica que no equilíbrio sobram grandes quantidades de reagentes e pouca quantidade de produto, dizemos que a extensão (ou rendimento) da reação é pequena. Constante de equilíbrio (Kc ) Reação direta Seja balanceada:

CO() + NO 2 ()

CO2() + NO ()

           

Reação inversa

Reação direta

CO() + NO2 ()



CO2() + NO()

(200ºC)

⇒

v = k 1 .[CO].[NO 2 ]

⇒

v = k 2 .[CO 2 ].[NO]

Reação inversa

CO2 () + NO()



(200ºC)

CO() + NO 2 () (200ºC)

Graficamente expresso: I. No equilíbrio, a velocidade da reação direta e a velocidade da reação inversa são iguais (v1= v2) [CO 2 ].[NO] k k 1 .[CO].[NO 2 ] = k2 .[CO 2].[NO] ⇒ 1 = k2 [CO].[NO2 ]

kc =

[CO 2 ].[NO]

          ⇒

[CO].[NO 2 ]

          ⇒

produtos reagentes Lei da ação das massas ou lei de Guldberg-Waage

II. K c para uma reação genérica >

Reação direta

Apartir do instante de equilíbrio, o rendimento permanece fixo. A lei cinética da velocidade das reações

v = k . [concentração da molécula do reagente] Reação direta Seja balanceada:

CO() + NO 2 ()

CO2() + NO ()

           

(200ºC)

Reação inversa

I. velocidade da reação direta: Reação direta

CO() + NO 2 ()



CO2() + NO ()

(200ºC)

⇒

v = k 1 .[CO].[NO 2 ]

⇒

v = k 2 .[CO 2 ].[NO]

II. velocidade da reação inversa: Reação inversa

CO2 () + NO()



CO() + NO 2 () (200ºC)

(essa velocidade é nula no início da reação, depois aumentando com o tempo)

Observação: 1) Após um certo tempo, as duas velocidades se igualam e dizemos que atingimos o ponto de equilíbrio. 2) tanto a reação direta, como a inversa, continua se processando por isso dizemos que o equilíbrio é dinâmico.

aA + bB + ...

xX + yY + ...

           

Reação inversa

⇒

kc =

S

[X] .[Y] ... a

b

[A] .[B] ...

produtos reagentes

          ⇒           ⇒

Constante de equilibrio em termos de concentração em mol/L

Observações I. Para reações de altos rendimentos, temos altos K c e V  grandes. II. Para reações de baixos rendimentos, temos baixos K c e V  pequenos. III. Não confundir concentrações do equilíbrio com concentrações que reagem. IV. Como o grau de equilíbrio, a constante de equilíbrio (K c ) recebe nomes particulares conforme a reação considerada. Em uma reação de esterificação o K c é chamado de constante de esterificação, e assim por diante.

Equilíbrios Cálculo de Kc a partir de dados gerais sobre o equilíbrio: tabela de cálculo

Exemplo I_  Seja 1 mol de hidrogênio e 1 mol de iodo misturados a 500ºC. As substâncias REAGEM, e após certo tempo, chega-se um equilíbrio, em que se constata, a presença de 0,22 mol de hidrogênio residual. A constante de equilíbrio (K c ) nessas condições é: Reação direta Seja:

H 2 () + I 2()

2HI()

           

(500ºC)

Deslocamento do equilíbrio

É toda e qualquer alteração na velocidade da reação direta ou da reação inversa, provocando modificações nas concentrações das substâncias e levando o sistema a um novo estado de equilíbrio. Reação direta

Observação I. devemos obter as concentrações em mol/L no equilíbrio, que serão usadas na fórmula Kc ; +

H 2 ()

I 2 ()

Reação inversa

Tabela de cálculo 2HI() (500ºC)



(500ºC)

Reação direta  C + D A () + B ()            () ()

Reação inversa

Quantidade inicial de mols

1 mol

1 mol

mols que reagem : Mols que são produzidos (esta linha sempre obedece à equação e é obtida por cálculo estequiométrico)

linha proporcional

0,78 mol ...............

0,78 mol ...............

1,56 mol ...............

Quantidade de mols em equilíbrio

0,22 mol

0,22 mol ...............

1,56 mol ...............

Concentração molar (mols/L)

0,22 mol/L ...............

0,22 mol/L ...............

1,56 mol/L ...............

Método de cálculo: I. transferir para a tabela todos os lados do problema; II. preencher a segunda linha da tabela (quantidade de mols que reagem e são produzidos) obedecendo à estequiometrica da própria equação química dada; III. preencher a terceira linha: III.I. nas colunas dos reagentes, basta subtrair. III.II. nas colunas dos produtos, basta somar. IV. a quarta linha, referente a concentração molar, equivale à quantidade de mols por litro. aplicando a expressão de K c nas concentrações de equilíbrio: >

S

a

b

[X] .[Y] ... [A] .[B] ...

produtos reagentes

          ⇒

k = c

          ⇒

2

[HI]

⇒

[H ] .[I ] 2

(500ºC)

zero

Quantidade de mols que reagem

kc =

 C + D A () + B ()            () ()

k = c

2

[1,56]

Princípio de Chatelier  (ou princípio da fuga ante a força)

Quando um fator externo (força externa) age sobre um sistema em equilíbrio, ele se desloca, procurando anular a ação do fator aplicado (ou seja, fugir da ação) e procurando atingir um novo estado de equilíbrio. ✔

A influência das concentrações

A adição ou retirada de um r eagente ou produto pertubará o equilíbrio do sistema. Seja:

H2 () + I 2()

ADIÇÃO DE UM REAGENTE

2

[0,22 ] .[0,22 ]

= 50

Cálculo de Kc a partir de dados gerais sobre o equilíbrio: tabela de cálculo

Exemplo II_  Uma mistura, contendo inicialmente 0,07 mol de HCl e 0,035 mol de O , REAGEM atingindo o equilíbrio a 480ºC. Reação direta           Seja: 4HCl() + O2   2Cl 2+ 2H2O (480ºC)

⇒

2HI()

           

(500ºC)

A reação, na tentativa de anular e se reequilibrar é forçada a produzir maior quantidade de produtos, deslocando o equilíbrio para DIREITA.

A reação, na tentativa de anular e se reequilibrar é forçada a produzir maior           ⇒ ADIÇÃO DE UM quantidade de reagentes, PRODUTO deslocando o equilíbrio para ESQUERDA.

No equilíbrio, a concentração de Cl é 0,03 mol/L. A constante de equilíbrio em termos de concentração (KC ) é: 4HCl ()

O2 ()

+

Tabela de cálculo 2H2O +

2Cl 2 ()



Quantidade inicial de mols

0,07 mol

0,035 mol

zero

Quantidade de mols que reagem

0,06 mol ...............

0,015 mol ...............

0,03 mol ...............

0,03 mol ...............

Quantidade de mols em equilíbrio

0,06 mol ...............

0,02 mol ...............

0,03 mol

0,03 mol ...............

0,06 mol/L ...............

0,02 mol/L ...............

0,03 mol/L

zero mols que reagem : Mols que são produzidos (esta linha sempre obedece à equação e é obtida por cálculo estequiométrico)

linha proporcional

Concentração molar (mols/L)

0,03 mol/L ...............

aplicando a expressão de K c nas concentrações de equilíbrio:

kc =

>

S

a

b

[X] .[Y] ... [A] .[B] ...

produtos reagentes

          ⇒           ⇒

2

k = c

[Cl ] .[H O] 2

2

2

2

⇒

[HCl] .[O ] A

2

k = c

[0,03] .[0,03] A

2

[0,01 ] .[0,02 ]

= 4050

A reação, na tentativa de anular e se reequilibrar RETIRADA DE           ⇒é forçada a produzir maior UM REAGENTE quantidade de reagentes, deslocando o equilíbrio para ESQUERDA. A reação, na tentativa de anular e se reequilibrar é forçada a produzir maior quantidade de reagentes, deslocando o equilíbrio para ESQUERDA.

⇒

RETIRADA DE UM PRODUTO

Observação I. o equilíbrio desloca no sentido que for preciso produzir maior quantidade para se equilíbrar com a adição ou retirada. II. a alteração de concentrações em uma reação não altera os valores das constantes Kc e K p.

Equilíbrios Cálculo de Kc a partir de dados gerais sobre o equilíbrio: tabela de cálculo

Princípio de Chatelier  (ou princípio da fuga ante a força)

Exemplo III_  Na esterificação de 1 mol de ácido acético com 1 mol de álcool etílico, a 25ºc, o equilíbrio é atingido com Kc = 4. Quais as quantidades em mols das substâncias presentes no equilíbrio? I. devemos obter as concentrações em mol/L no equilíbrio, que serão usadas na fórmula K c; CH!COOH () + Quantidade inicial de mols

C2HBOH ()

1 mol



Tabela de cálculo CH!COOC2H B + H2O

1 mol

zero

mols que reagem : Mols que são produzidos (esta linha sempre obedece à equação e é obtida por cálculo estequiométrico)

linha proporcional

x mol ...............

x mol ...............

x mol ...............

x mol ...............

Quantidade de mols em equilíbrio

(1-x) mol ...............

(1-x) mol ...............

x mol ...............

x mol ...............

(1-x) mol/L ...............

(1-x) mol/L ...............

x mol/L ...............

x mol/L ...............

kc =

S

a

b

[X] .[Y] ... [A] .[B] ...

produtos reagentes

          ⇒

kc =

          ⇒

[ CH!COOC2H B ] .[ H2O] [CH!COOH ] .[ C2HBOH ]

CH!COOH () + Quantidade de mols em equilíbrio

⇒

1-0,6 = 0,4 mol ........................

C2HBOH ()



4=

1N2 () + 3H 2()

x.x (1-x) . (1-x)

⇒ x'

= 2 mols (impossível) ⇒ x''= 0,6 mols

Observação I. se a reação se processar sem variação de mols, a pressão não exerce nenhuma influência.

H2O

0,6 mol ...............

A redução da pressão desloca o equilíbrio para o lado que possuir maior quantidade de mols.

0,6 mol ...............

Seja:

Cálculo de Kc a partir de dados gerais sobre o equilíbrio: tabela de cálculo

Aqueceram-se 2 mols de PCl 5 em um recipiente fechado, com capacidade de 2L. Atingindo o equilíbrío, o PCl 5 estava 40% dissociado em PCl 3 e Cl 2 . A constante de equilíbrio é: ✔

% = 40%, ou seja, V = 0,4

⇒

V 

(quantidade de mols que reagem) = (quantidade inicial de mols)

(quantidade de mols que reagem) = (quantidade inicial de mols) .  V  (quantidade de mols de PCl 5 que reagem) = 2 . 0,4 = 0,8 mol de PCl 5 (1,2 mol de PCl 5 ficaram em equilíbrio)

PCl B Quantidade inicial de mols



2 mols

PCl !

+

Tabela de cálculo Cl 2

zero 0,8 mol ...............

0,8 mol ...............

Quantidade de mols em equilíbrio

1,2 mols ...............

0,8 mol ...............

0,8 mol ...............

Concentração molar (C=mols/L)

mols que reagem : Mols que são produzidos (esta linha sempre obedece à equação e é obtida por cálculo estequiométrico)

kc =

>

S

a

b

[A] .[B] ...

produtos reagentes

          ⇒           ⇒

kc =

[ PCl! ] .[ Cl 2 ] [PCl B ]

⇒

kc =

0,4 . 0,4 0,6

Constante de equilíbrio em termos de pressões parciais.

I. Quando todas as substâncias do equilíbrio químico são gases; II. Usaremos as pressões parciais em lugar das concetrações em mol/L. III. Generalizando: Reação direta > S           PX . PS ...           ⇒produtos aA () + bB ()   xX () + yY() kp = a b Reação inversa P ? . PG ...           ⇒reagentes

O aumento da temperatura desloca o equilíbrio para o sentido endotérmico. Seja:

1N2 () +

Exotérmica (-109,5 kj)           ( H= -109,5kj) 3H 2()   2NH   !()

⇒

Observação I. A constante de equilíbrio (K c) aumenta com a temperatura.

✔

0,8 mol 0,8 mol 1,2 mols = 0,6 mol/L = 0,4 mol/L = 0,4 mol/L 2 litros 2 litros ............... ............... 2 litros ............... OBSERVAÇÃO: Neste problema o volume é igual a 2L

A influência do catalisador

O catalisador, embora diminua o tempo necessário para atingir o equilíbrio, não altera o estado de equilíbrio da reação.

aplicando a expressão de K c nas concentrações de equilíbrio: [X] .[Y] ...

A influência da temperatura

A diminuição da temperatura desloca o equilíbrio para o sentido exotérmico.

linha proporcional

0,8 mol

2HI()

           

Endotérmica (+109,5 kj)

zero

Quantidade de mols que reagem

H 2 () + I 2()

II. A alteração na pressão não altera o valor das constantes K c e K p .

Exemplo VI_ 

V 

2NH   !()

           

4 mols 2 mols Desloca-se para direita ⇒

CH!COOC2H B +

1-0,6 = 0,4 mol ........................

O aumento da pressão desloca o equilíbrio para o lado que possuir menor quantidade de mols. Seja:

aplicando a expressão de K c nas concentrações de equilíbrio: >

A influência da pressão

✔

zero

Quantidade de mols que reagem

Concentração molar (mols/L)

Quando um fator externo (força externa) age sobre um sistema em equilíbrio, ele se desloca, procurando anular a ação do fator aplicado (ou seja, fugir da ação) e procurando atingir um novo estado de equilíbrio.

k c = 0,26

Sendo que: (>OS) @ (a@b) K p= Kc .(R.T) K p= Kc .(R.T)

n ('aria34o de mols)

Equilíbrio Iônico Equilíbrios iônicos

Lei da diluição Ostwald

É o caso particular dos equilíbrios químicos que aparecem íons. Seja: Ácidos Bases

AB

A +B

           O

@

@

O

O A

A

@

Reações de análise ou decomposição

k=

I. Grau de ionização ou dissociação (grau de equilíbrio) V  =

Indicando por porcentagem modo genérico:

(quantidade de mols dissociados) (quantidade inicial de mols)

V % = 100. V 

(Lei de Guldberg-Waage) >

S

a

b

[X] .[Y] ... [A] .[B] ...

n.

V 

2

ou ⇒

v . (1- V )

k=

M . V  2 (1- V )

- Molaridade ou concentração molar do reagente. - Constante de ionização baseada na molaridade do reagente do composto.

Observação I. O grau de ionização de um eletrólito aumenta à medida que a solução dilui (à medida que o volume aumenta). II. À medida que a concentração da solução aumenta (mol/L, diminuindo o volume em litros), o grau de ionização diminui.

II. Constante de ionização (K ácidos ou K bases)

ki =

@

O

(Equilíbrio iônico)

          HCN   H + CN           NH OH   NH + OH

É a relação do grau de ionização com o volume (diluição) da solução.           Seja: AB   A + B (Equilíbrio iônico)

produtos reagentes

          ⇒

Efeito do íon comum

          ⇒

          AB   A + B (Equilíbrio iônico) I. adicionando concentrações (deslocamento de equilíbrios) nos nos produtos, o reagente diminui seu grau de ionização.

Observação 1) Quando o valor numérico do grau de ionização e da constante de ionização forem altos o eletrólito é forte. Quando o valor numérico é baixo, o eletrólito é fraco; 2) Tanto o grau de ionização como a constante de ionização aumentam com a temperatura.

@

O

Seja:

II. É a diminuição da ionização de um ácido ou base fraca, por influência de um sal do próprio ácido ou base. III. É o deslocamento da posição do equilíbrio de um eletrólito, causado pela adição de um segundo eletrólito (em geral mais forte), possuidor de um íon em comum com o primeiro.

Equilíbrio Iônico na água / PH e POH Introdução de ácidos

Ácidos: Cátion Hidrogênio (H+)

(Ph: 0pH à 7 pH) 1) Radical Funcional H+ + átomo A Família VA : N e P > +1 Família VIA : O e S )  ? Família VIIA : F, Cl e Br (Cátion) (ânion) (Tendência a receber elétrons) Observação: 1) Todos os ácidos são solúveis em água. 2) Quanto a estrutura, são moleculares. 3) Ácidos fortes Somente conduz corrente elétrica em solução aquosa. 4) Possui sabor azedo, são tóxicos e corrosivos. 5) Ácidos importantes: Ácido Sulfúrico (bateria de automóveis) : H2SO4 Ácido Acético (vinagre) : C2H4O2 Ácido Cítrico (frutas) : C6H8O 7 Ácido Carbônico : H2CO3

Equilíbrio iônico na água / produto iônico da água (ionização da água)           H O   H + OH 2

O

@

Seja:

@

k=

[HO] .[OH ]

produtos           ⇒ reagentes [H2O] (equilíbrio iônico)           ⇒

⇒

k . [H2O] = [HO] .[OH@ ] k . [H2O] = k water (água) k w = 10 -14 (a 25ºC) Produto iônico da água

I. a ionização da água é extremamente fraca, explicando sua baixa condutividade elétrica. II. toda constante de equilíbrio varia com a temperatura. III. concentrações de H O e OH @ em água pura:

k w = [HO] .[OH@ ]

⇒

@

[HO] .[OH ] = 10 -14 (a 25ºC)

IV. em soluções aquosas @ [HO] = 10 -7 e [OH @ ] = 10 -7 I. Em água pura O -7 -7 II. Em soluções ácidas [H ] > 10 -7 e [OH @ ] <  10-7 O III. Em soluções básicas [H ] <  10 e [OH ] > 10

Introdução de bases

Bases ou Hidróxidos: ânion OH-

(Ph: 7pH à 14 pH)

1) Metal A + Radical funcional OH+> Família IA : Na, K e Rb  ? D)-1 Família IIA : Ca e Mg (Cátion) (ânion) ou NH4 (amônio) E os demais metais: Al, Fe, B, Sn (Tendência a perder elétrons)

Observação: 1) Quanto a estrutura, são iônicos. 2) Conduz corrente elétrica quando fundidos. 3) Possui sabor caústico e adstringente, são tóxicos e corrosivos.

I. Quanto maior a acidez de uma solução maior será a concentração de H . O

II. Quanto maior o poder caústico de uma solução maior será a concentração de OH . @

Equilíbrio Iônico na água / PH e POH Conceito de PH e POH

Os valores usuais de pH e pOH são expressos através do uso de logaritmos. pH = -log[H ] pOH = -log[OH ] O

@

I. Propriedades operacionais do logaritmo

II. Com o uso dos logaritmos decimais:

1) logb ( xy) = logb x + logb y

✔

2) logb ( x / y ) = logb x − logb y

✔

3) logb xn

=

4) logb x =

Expressão (produto) Extraindo logaritmos

n.logb x

logc x logc b

@

[H ] .[OH ] = 10 -14 (a 25ºC) log[H ] . [OH ] = log10-14 log[H ] + log[OH ] = log10-14 O

@

O

@

O

Trocando-se sinais

✔

 (mudança de base)

@

-log[H ] -log[OH ] = 14 O

conclui-se ⇒

pH + pOH = 14

Observação I. Quanto maior a acidez de uma solução, maior será a concentração de H , porém menor será o pH. II. Quanto maior o poder caústico de uma solução, maior será a concentração de OH , porém menor será o pOH. III. Quanto maior a basidade de uma solução, maior será a concentração de OH , porém menor será o pOH. IV. Assim: O

@

@

e

pH = -log[H ] O

Concentração Hidrogeniônica ou concentração molar de íons HO

e

pOH = -log[OH ] @

⇒

pH + pOH = 14

⇒

Concentração Hidroxilinônica ou concentração molar de íons OH @

O pH ou pOH é um valor que sempre se refere à concentração molar (molaridade) em equilíbrio químico.

O pH e a concentração das soluções

O pH e o cálculo estequiométrico

I. Em solução aquosa 0,1 M, o ácido acético está 0,1% ionizado. A concentração hidrogênica e o pH da solução são:           Seja: CH COOH   H + CH COO (Equilíbrio iônico) @

O

!

!

% = 1%, ou seja, V = 0,01

V 

⇒

V 

=

(quantidade de mols dissociados) (quantidade inicial de mols)

(quantidade de mols dissociados) = (quantidade inicial de mols) .  V  (quantidade de mols dissociados) = 0,1 . 0,01 = 0,001 mol de ácido acético (0,1 - 0,001 mol do ácido ficaram em equilíbrio)

CH COOH

Tabela de cálculo

!

H

0,1 mols

Quantidade de mols que reagem

zero

10-3 mol

Quantidade de mols em equilíbrio

0,1 - 10-3 mols ...........................

Concentração molar (C=mols/L)

0,1 - 10-3 mols/L ...........................

pH = -log[H ] O

⇒

Concentração Hidrogeniônica ou concentração molar de íons H O

# . ' = #5inal . ' 5inal Adicionar um solvente puro em uma solução ⇒

O suco de limão vai ser diluído de 30mL para 300mL. @2

⇒

[HO] = 1 @! mol/&

1

KNO + H O !

2

KOH

⇒

K + OH

            O

@

1 mol 1 mol 0,1 mol 0,1 mol

pOH = -log[OH ] @

Concentração Hidroxilinônica ou concentração molar de íons OH @

pOH = -log[10 ] pOH = 1 e pH = 13 @1

O pH e o deslocamento do equilíbrio

I. A concentração Hidrogeniônica do suco de limão puro é 10 mol/L. O pH de um refresco preparado com 30 mL de suco de limão e água suficiente para completar 300 mL é igual a:

! . 1 = ! . [HO ]

1

           

!

1 mol 0,1 mol

pH = 3

O pH e a diluição das soluções

Diluição das soluções

Dissociação

10 mol/L ............... ⇒

1

1 mol 1 mol (De acordo com a reação de neutralização) 0,2 mol 0,1 mol 0,1 mol/L de KOH ficará em excesso

-3

10 mol/L ...............

1

n = 0,50 mol/L . 0,020 L = 0,01 mol de HNO !

KOH + HNO

10-3 mol ...............

-3

pH = -log[10 ]

mols dissociados: (esta linha sempre obedece à equação e é obtida por cálculo estequiométrico)

10 mol ...............

@!

Concentração Hidrogeniônica ou concentração molar de íons HO

!

linha proporcional -3

10-3 mol ...............

1

n = 0,25 mol/L . 0,08 L = 0,02 mol de KOH

- mols de HNO : n = M . v ⇒

2

!

(equação de neutralização)

1

zero

10-3 mol ...............

KNO + H O

           

!

- mols de KOH: n = M . v

@

!

⇒

Quantidade inicial de mols

✔

KOH + HNO

CH COO

+

O



I. 80 mL de uma solução aquosa de hidróxido de potássio de concentração 0,250 mol/L são parcialmente neutralizados por 20,0 mL de uma solução aquosa de ácido nítrico de concentração 0,500 mol/L. Sabendo que pOH = -log[OH] e que pH + pOH = 14, calcule o pH da solução após a adição do ácido.

⇒

p) = !

I. Á temperatura ambiente, o pH de um certo refrigerante, saturado com gás carbônico, quando em garrafa fechada, vale 4. Ao abrir-se a garrafa, ocorre escape de gás carbônico. Qual deve ser o valor do pH do refrigerante depois de a garrafa aberta? No refrigerante há o equilíbrio: CO + H O 2

2

H + HCO

            O

@ !

Ocorrendo escape de CO , o equilíbrio se desloca para a esquerda, consumindo H . A solução torna-se então menos ácida e seu pH aumenta, em relação ao pH inicial que vale 4. (4 < pH < 14) 2

O

Quanto maior a acidez de uma solução maior será a concentração de H , porém menor será o pH. O