MEMOREX QUÍMICA

Prévia do material em texto

PARTE QUÍMICA GERAL Partículas fundamentais Carga elétrica Massa DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA do átomo (uec) (u) Diagrama de Pauling Prótons (p) +1 1 ordem de preenchimento Nêutrons (n) 0 1 dos subníveis, em Elétrons (e) 1 energia crescente -1 1840 1s Átomo 2s 2p p=e Positivos Negativos (cátions) (ânions) 3s 3p 3d p>e 4s 4p 4d 4f Número atômico (Z) 5s 5p 5d 5f Número de massa (A) A=p+n 6s 6p 6d Z A n e 7s 7p Isótopos = # = = Isóbaros # = # # # Isótonos # # # = # Número máximo de elétrons por subnível Átomos ou com Isoeletrônicos mesmo número de elétrons s² f14 NÚMEROS Nível Principal (n) Subnível Secundário S p d = f Orbital Magnético (m ou me) 0 +1 -2-10+1+2 1 1 Rotação do Spin (s ou ms) + 2 2 ELEMENTOS REPRESENTATIVOS elétron de maior energia: subníveis S ou Grupos IA ou 1 IIA ou 2 IIIA ou 13 IVA ou 14 VA ou 15 VIA ou 16 VIIA ou 17 0 ou 18 Configuração ns² ns² np¹ ns² np² ns² np³ ns² ns² np⁵ ns² geral ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO EXTERNA ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO INTERNA elétron de maior energia: subnivel d elétron de maior energia: subnivel f Configuração geral: ns² 10 Configuração geral: ns²VARIAÇÃO DAS PROPRIEDADES PERIÓDICAS DOS ELEMENTOS Energia ou potencial Eletronegatividade Caráter metálico de ionização Eletroafinidade Caráter Reatividade Temperatura de fusão Massa Temperatura de ebulição (densidade) LIGAÇÕES QUÍMICAS lônica Covalente Metálica Características Transferência de elétrons; Compartilhamento Cátions do metal cercados atração eletrostática de pares eletrônicos por nuvem hidrogênio Ametal hidrogênio Participantes Metal com ou semimetal ou com ou semimetal Metal com metal ou ametal Hidrogênio ou ametal Estado físico na temperatura ambiente Sólidos Sólidos, líquidos ou gases Sólidos (exceção: Condutibilidade Puros fundidos Somente ácidos e amônia elétrica ou em solução aquosa em solução aquosa Sólidos e PRINCIPAIS ÁCIDOS, SUAS FÓRMULAS ESTRUTURAIS, ALGUNS USOS E CARACTERÍSTICAS HX HF ácido fluorídrico corrói vidro (HF, HCI, HBr, HI) HCI ácido clorídrico Algumas presente no suco gástrico Hidrácidos H-S-H características ácido muriático (HCI impuro) ácido sulfídrico cheiro de podre HCN HCN ácido cianídrico câmara de gás HCIO = ácido hipocloroso HCIO, ácido cloroso ácido clórico HCIO, ácido perclórico 0 0 ácido sulfuroso ácido sulfúrico 0 4 presente na bateria de automóveis chuva ácida em ambiente poluído agente desidratante ácido nitroso ácido nítrico fabricação de explosivos Oxiácidos chuva ácida em ambientes com raios 0 ácido hipofosforoso ácido fosforoso ácido H H H fosfórico 0 fabricação de fertilizantes indústria alimentícia 0 0 ácido carbônico instável: refrigerantes + H2O H-O chuva ácida sem poluição ou relâmpagoFORÇA DOS ÁCIDOS Hidrácidos Oxiácidos HCI, HBr, HI Fortes Semifortes HF Semifortes de H ionizáveis Fracos HCN e demais Fracos (y ALGUMAS BASES Fórmula Hidróxido de Nome usual Aplicação NaOH Sódio Soda cáustica Fabricação de sabão Ca(OH), Cálcio Cal extinta ou apagada Caiação Água ou leite de cal Magnésio Leite de magnésia Antiácido estomacal Amônio Amoníaco Produtos de limpeza FORÇA DAS BASES Fortes Metais alcalinos e Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂, Ra(OH)₂ Fracas as demais INDICADORES ÁCIDO-BASE Fenolftaleína Tornassol Alaranjado de metila Azul de bromotimol Ácido Incolor Róseo Vermelho Amarelo Base Róseo (vermelho) Azul Alaranjado Azul ALGUNS SAIS Cátion Ânion Fórmula e nome do sal Aplicações e ocorrência Sódio Cloreto Cloreto de sódio Presente na água do mar; produção de soda cáustica Cálcio Carbonato Carbonato de cálcio Mármore, calcário; fabricação de vidro Sódio Carbonato Carbonato de sódio Barrilha, soda; fabricação de vidro Magnésio Mg²⁺ Sulfato Sulfato de magnésio Sal amargo (laxante) CÁTIONS ÂNIONS (NORMAIS) Nox fixo Halogênios Carbono Fósforo Outros (ordem alfabética) Nox variável METAIS ALCALINOS Cobre I (cuproso) Fluoreto Cianeto Hipofosfito Aluminato Cloreto Arseniato +1 Cianato Cobre (cúprico) Fosfito e Brometo +2 Mercúrio (mercuroso) Acetato Borato Sódio (Orto) fosfato lodeto +1 Carbonato Cromato Potássio Mercúrio (mercúrico) Hipoclorito PO₃ Metafosfato Rubídio Rb+ Dicromato Ferricianeto Césio Ferro (ferroso) Clorito Ferrocianeto P₂O Pirofosfato Hidreto Frâncio +2 Fe³⁺ Clorato Hidróxido Ferro III (férrico) Perclorato Nitrogênio Enxofre Manganato Ag* e Prata Cromo (cromoso) +3 Hipobromito Cromo III (crômico) Sulfeto (Orto)Silicato METAIS ALCALINO- Bromato Óxido TERROSOS Nitrito Hipoiodito Sulfito Permanganato Magnésio Chumbo (plumboso) +2 lodato Nitrato Peróxido Cálcio Chumbo IV (plúmbico) Sulfato Periodato Zincato e Estrôncio Estanho (estanoso) +2 +4 Bário Estanho IV (estânico) (*) Nome oficial ou IUPAC. prefixo mono dispensável. Rádio (mono) hidrogenocarbonato (*) (mono) hidrogenossulfeto (*) Cátions de não metais ou carbonato (mono) ácido ou bicarbonato ou sulfeto (mono) ácido ou bissulfeto Zinco H* HSO₂ (mono) hidrogenossulfito (*) Cádmio Hidrogênio (mono) hidrogenofosfato (*) ou sulfito (mono) ácido ou bissulfito Hidrônio ou Hidroxônio ou fosfato (mono) ácido Alumínio +3 di-hidrogenofosfato (*) ou fosfato diácido (mono) hidrogenossulfato (*) Amônio ou sulfato (mono) ácido ou bissulfato BismutoÓXIDOS Fórmula geral ExOy Em que oxigênio é 0 elemento mais eletronegativo, com Nox = -2. CARACTERÍSTICAS Classificação Elemento E Exemplos Propriedades químicas -Ametal Óxido ácido + água ácido Ácidos -Metal -Principal responsável + H2O H2CO3 de transição pelo efeito estufa Óxido ácido + base sal + água de Nox elevado Ca + H2O CaO -IA e IIA Óxido básico + água base -Cal virgem ou viva -Metal CaO + H2O Ca Básicos -Corrigir a acidez de transição do solo Óxido básico + ácido sal + água de Nox baixo -Produzir argamassa CaO + CaSO₄ + H2O Óxido anfótero + ácido sal + água Principais: -Minério (bauxita) + Anfóteros e e Zn -Produção de alumínio Óxido anfótero + base sal + água NaOH 2 + H2O Neutros CO, NO, N2O -Poluente atmosférico Não reagem com água, ácidos ou bases IA Peróxidos a + IIA TIPOS DE REAÇÕES I SÍNTESE (ADIÇÃO) ANÁLISE (DECOMPOSIÇÃO) C X CaO + III SIMPLES TROCA (DESLOCAMENTO) IV DUPLA TROCA A + XY AB + XY AY + XB Condição: Condição: mais fracos A mais reativo que X AY e/ou mais voláteis que AB e/ou XY (produtos) menos solúveis (reagentes) Reatividade dos metais Volatilidade Ácidos fixos: voláteis: os demais Reatividade dos ametais Bases: única volátil: Sais: todos são fixosSOLUBILIDADE SOLUBILIDADE EM ÁGUA Solúveis Insolúveis Insolúveis Solúveis (como regra) (principais exceções da regra) (como regra) (principais exceções da regra) Nitratos Acetatos Sulfetos Os dos metais alcalinos, alcalino-terrosos e de amônio. Exs.: Na,S, CaS, BaS, Cloretos AgCl, Hidróxidos Os dos metais alcalinos, alcalino-terrosos e de Brometos AgBr, amônio. Exs.: NaOH, KOH, lodetos Agl, Pbl₂, Hgl₂ Os dos metais alcalinos e de amônio. Carbonatos Exs.: Sulfatos Fosfatos Os dos metais alcalinos e de amônio. Sais de metais Exs.: alcalinos e de amônio Sais não citados Os dos metais alcalinos e de amônio. TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR Unidade de massa atômica(u) Corresponde a da massa do átomo do 12 Quantidade de matéria que contém tantas entidades elementares (átomos, Mol moléculas etc.) quantos são os átomos existentes em 12 g de (0,012 kg Número de átomos de carbono existentes em 12 g de C¹² (0,012 kg Constante de Avogadro que é igual a 6,02 GASES Pressão 1 atm = 760 mmHg 760 torr = 10⁵ Pa Nas CNTP P 1 atm = 760 mmHg 1 mol(g) Volume PV = nRT R = 0,082 atm L. Temperatura absoluta (Kelvin) R 62,3 mm Hg L. Isotérmica Densidade absoluta: PM M T = cte RT 22,4 Isobárica Fração = (X) PA VA % em volume de A T1 T2 P cte T1 T2 molar P V 100% Isocórica Velocidade de difusão (efusão): V = cte T2 M1 PARTE 2 FÍSICO-QUÍMICA SOLUÇÕES Índice 1 = soluto; 2 = solvente; sem = solução Concentração comum (C) Densidade (d) Título em massa (6) e % em massa 6 % em massa = 6 100% V m Molaridade (m) Fração molar (X) Molalidade (W) Soluções aquosas diluídas m W W = Relações Diluição de soluções (mesmo soluto) Mistura de soluções (mesmo soluto)PROPRIEDADES COLIGATIVAS Quanto mais volátil líquido, maior a pressão máxima de vapor (PMV). Quando a pressão máxima de vapor se iguala à pressão atmosférica, líquido entra em ebulição (ferve). Tonoscopia Ebulioscopia Crioscopia Fator de Van't Hoff Pressão osmótica diminuição da PMV aumento da temperatura diminuição da temperatura soluções: passagem do solvente da da solução; de ebulição da solução de congelamento moleculares: i=1 abaixamento relativo solução mais diluida para da solução iônicas: i= 1 (q 1) da PMV Ate = Ke. W. (i) solução mais concentrada AP Atc = (i) π RT (i) TERMOQUÍMICA Reações exotérmicas Liberam calor Reações endotérmicas Absorvem calor > 0 Substância simples no estado padrão aA + bB cC + dD Lei de Hess Convenção: H = zero = + dHD) + + ÓXIDO-REDUÇÃO Nox Substância simples zero Reações de óxido-redução lons Nox é a própria carga Oxidação Redução Molécula ou fórmula Nox = zero perda de elétrons; ganho de elétrons; Nox fixo aumento do Nox diminuição do Nox Metais alcalinos +1 Agente redutor Metais alcalino-terrosos Agente oxidante +2 Ag +1 = +3 sofre oxidação sofre redução Geralmente: Observações: hidrogênio H +1 hidretos metálicos Balanceamento oxigênio peróxidos de elétrons perdidos = de elétrons recebidos ELETROQUÍMICA INÍCIO PILHA: Processo espontâneo com produção de corrente elétrica. red -0,76 V K+ red Cu= +0,34 V CI CI K CI K+ Ponte salina e (aq) Zn e Zn e Zn Cu e e e e e Zn e e e e e Interface do eletrodo Zn / ZnSO4(aq) Oxidação: Zn 1M 1,10 V 1M Interface do eletrodo Ânodo Redução: Cu Pólo negativo Cátodo Pólo positivo Reação global da pilha Zn + + Cu da pilha da pilha = (+0,34) (-0,76) +1,10 V (maior) (menor)Tabela de potenciais de redução em solução aquosa a 25 °C Oxidante + Redutor (V) Oxidante + Redutor (V) Li* (aq) Li(s) (aq) (aq) + (aq) 2H2O 0.15 K(s) -2.94 (aq) 0.16 Ba(s) -2.91 (aq) 2e Cu²⁺ (aq) + Cu(s) 0.34 Ca(s) -2.87 (aq) Cu(s) 0.52 Na* Na(s) -2.71 (aq) (s) 0.53 Mg(s) -2.36 (aq) 0.77 (aq) Al(s) -1.68 (aq) 2Hg 0.80 Mn(s) -1.18 aumento do poder oxidante Ag(s) 0.80 Zn(s) (aq) aumento do poder redutor aumento do poder oxidante (aq) 0.90 Cr(s) -0.74 (aq) + 4H* (aq) NO(g) 0.97 Fe(s) -0.41 (aq) + Au(s) + (aq) 1.00 -0.41 (aq) + Br, 2e 1.10 Cd(s) -0.40 + 4H* (aq) + 2H,O 1.23 PbSO, (s) Pb(s) (aq) -0.36 MnO, (s) + (aq) + 1.23 (aq) e⁻ TI(s) -0.34 aumento do poder redutor (aq) + + 14H* (aq) (aq) + 1.33 Co(s) -0.28 Ni²⁺ (g) 1.36 Ni(s) -0.24 (aq) + + 1.46 Agl (s) Ag(s) + (aq) -0.15 (aq) + Au(s) 1.50 Sn²⁺ (aq) + Sn(s) -0.14 (aq) + (aq) 1.51 (aq) + Pb(s) -0.13 PbO, (s) + + + PbSO, (s) + 2H,O 1.69 2H* (aq) 2e 0.000 (aq) + (aq) + 2H,O AgBr (s) Ag(s) 0.07 (aq) Co (aq) 1.95 S(s) + 2H* + 0.14 (g) 2.89 0.15 ELETRÓLISE Processo não-espontâneo. Eletricidade produz uma reação química. Eletrólise ígnea do NaCl Gerador Ânodo Cátodo Oxidação Redução Na* 2 2 + Na Reação global 2 Na+ + 2 2 Na+ Eletrólise aquosa do Gerador Cátodo Oxidação Redução H* facilidade facilidade de descarga de descarga > 2 > 2 + 2 + 2 H2O 2 + 2 + H2 + Reação global solução cátodo ânodo Metais alcalinos K*...) Demais metais Metais alcalino-terrosos H* Ag*, Facilidade de descarga oxigenados não-oxigenados e HSO4 OH FluoretoCINÉTICA QUÍMICA aA bB Velocidade média Reagentes Produtos Vm = onde At # variação do tempo At da massa Mol do de mol Ax variação do volume da molaridade Lei da velocidade Tempo Tempo Reação elementar: + Entalpia Reação direta Reação inversa A B B A Exotérmica 0 Energia de ativação Energia de ativação sem catalisador = sem catalisador = Γ Energia de ativação Energia de ativação com catalisador y A y com catalisador = S S Provoca um aumento na velocidade Catalisador Aumento da concentração. Aumento da pressão (gás). Aumenta a velocidade da reação, Caminho da reação Aumento da de contato (sólido). pois diminui a energia de ativação. Aumento da temperatura. Aumenta a velocidade da reação, Catalisador. mas não altera rendimento. Equilíbrios químicos vd aA + bB cC vi 2 + 3(g) Expressão da constante de equilíbrio (Kc): = Princípio de Le Chatelier I. Aumento da concentração de e/ou IV. Aumento da pressão desloca para lado direito desloca para lado direito (lado de menor volume) II. Aumento da concentração de SO3 V. Diminuição da pressão desloca para lado esquerdo desloca para 0 lado esquerdo III. Diminuição da concentração de e/ou O2 VI. Aumento da temperatura desloca para 0 lado esquerdo desloca para 0 lado esquerdo (favorece a endotérmica)Constante de ionização + + HA A HB H' Ácido forte fraco Eletrólito forte Eletrólito fraco (1 - a) 1 a² pH Solução 1 10⁻¹⁴ 0 Grau de ionização = Ácido de bateria 10⁻¹ 10⁻¹³ 1 1 M HCI nº de mol do ácido ionizado a = nº de mol inicial do ácido 10⁻² 10⁻¹² 2 Suco gástrico (1,0 a 3,0) Suco de limão (2,2) 10⁻³ 10⁻¹¹ Acidez crescente 3 Vinagre (2,5) Suco de laranja Produto iônico da água 10⁻⁴ 10⁻¹⁰ 4 Suco de tomate H2O H+ + 10⁻⁵ 10⁻⁹ 5 Café, Agua de chuva (5,6) Vinho (5,0 a 7,5) a Kw 10⁻¹⁴ 10⁻⁶ 10⁻⁸ 6 Leite (6,3 a 6,7) Saliva (6,3 a 7,5) pH log log [OH⁻] 10⁻⁷ 10⁻⁷ Neutro 7 Água pura (7,0) Sangue (7,3 a 7,5) a Ovos 10⁻⁸ 10⁻⁶ 8 Xampu Agua do mar (7,8 a 8,3) 10⁻⁹ 10⁻⁵ 9 Bicarbonato de sódio (NaHCO₃) Constante de ionização da água (Kw) 10⁻¹⁰ 10⁻⁴ Meio ácido 10⁻¹¹ 10⁻³ Basicidade crescente 10 Leite de magnésia Sabão líquido Meio neutro 11 Produtos de limpeza à base de amoníaco Meio básico Meio neutro pOH 7 10⁻¹² 10⁻² 12 Barrilha Meio ácido > 7 Meio básico pH > 7 pOH 7 10⁻¹³ 10⁻¹ 13 10⁻¹⁴ 1 14 1M NaOH Constante do produto de solubilidade 2Ag+ (aq) Hidrólise salina Sal derivado de: ácido forte e base fraca meio ácido ácido fraco e base forte meio básico ácido fraco e base fraca depende de Ka e Kb ácido forte e base forte não ocorre hidrólisePARTE 3 QUÍMICA ORGÂNICA CADEIAS CARBÔNICAS Normal ou reta Aliciclica C Alifática ou C (aberta) Ramificada Ciclica (fechada) Aromática C Saturadas {c-c-c-c C C C C C Homogêneas C C C Insaturadas Heterogêneas C C 0 NOMENCLATURA PETRÓLEO: MISTURA DE HIDROCARBONETOS NOME Prefixo Intermediário Sufixo de carbonos Saturação da cadeia Função Coluna de fracionamento de petróleo 1C MET Saturadas AN Hidrocarbonetos 2C ET Insaturadas Aumenta: Gás combustivel PROP 1 dupla EN de Álcool (Enol) Gasolina de aviação carbonos 4C BUT 2 duplas DIEN OL na cadeia Gasolina comum PENT 3 TRIEN Temperatura duplas Querosene de fusão Aldeído 6C HEX Petróleo cru Temperatura AL Óleo de ebulição HEPT 1 tripla IN diesel Aquecimento OCT 2 triplas DIIN Cetona ONA Óleos NON 3 triplas TRIIN lubrificantes DEC Ácido Carboxílico Parafina 1 dupla 11C UNDEC e ENIN ÓICO 1 tripla Asfalto Classificação Fórmula geral Exemplo Alcano (parafina) etano Alqueno ou Alceno (olefina) eteno etileno Alquino ou Alcino etino acetileno Alcadieno (diolefina) propadieno aleno Cicloalcano ou ciclano (cicloparafina) ciclopropano Cicloalqueno ou cicloalceno (cicloolefina) H2C CH2 cicloexeno (C₆H₁₀) H2 H2 Aromáticos benzeno naftalenoPRINCIPAIS FUNÇÕES Função Grupo funcional Exemplos Hidrocarboneto C,H metano etino Álcool C OH C saturado metanol etanol OH OH Fenol C aromático hidroxibenzeno (fenol comum) 0 o Aldeído C primário metanal C etanal H H H 0 o o Cetona C secundário propanona butanona C C Ácido carboxílico ácido ácido metanóico etanóico OH OH metanoato o etanoato Éster de etila C de metila Éter metóxi-metano metóxi-etano Br Haleto orgânico (F, CI, Br, I) cloroetano 2-bromopropano o o Haleto de ácido C (F, Br, I) CI Br cloreto de metanoíla brometo de etanoíla primária metilamina fenilamina NH secundária Amina dimetilamina metiletilamina terciária trimetilamina dimetiletilamina Amida C C C etanoamida butanoamida NO, NO, nitroetano 2-nitropropano Nitrocomposto Nitrila etanonitrila propanonitrila Ácido sulfônico ácido metanosulfônico ácido benzenosulfônico Mg Br Composto de Grignard (F, CI, Br, I) cloreto de metil magnésio brometo de etil magnésioGrupos ou radicais monovalentes derivados de hidrocarbonetos metil etil n-propil isopropil n-butil sec-butil isobutil terc-butil etenil ou vinil benzil fenil a naftil naftil NOMES USUAIS DE ALGUNS COMPOSTOS ORGÂNICOS OH OH OH biogás; gás dos pântanos; principal componente álcool metílico álcool etílico; álcool comum; do gás natural álcool da madeira álcool de cana glicerol; glicerina tolueno OH 0 formol; o o fenol comum; formaldeído; acetaldeído; C aldeído acético ácido fênico aldeído fórmico H H OH acetona ácido fórmico 0 0 H C C OH éter etílico; éter sulfúrico; ácido acético formiato de vinila acetato de etila éter comum 0 0 C H3C C C cloreto CI Br cianeto formamida acetamida de metila cloreto de formila brometo de acetila de metila ISOMERIA Isômeros: Mesma fórmula molecular, diferentes fórmulas estruturais ISOMERIA PLANA Metameria Função Cadeia Posição Tautomeria Compensação OH OH H2 OH HISOMERIA ESPACIAL Isomeria geométrica = Cis-trans = H C H H H C H H H C H H3C H H H H cis 2 buteno trans 2 buteno cis 1,2 dimetilciclopropano trans - 1,2 dimetilciclopropano ISOMERIA ÓPTICA C assimétrico 4 ligantes diferentes Isômeros opticamente ativos (IOA) Quantidade de isômeros X dextrogiro (d) 1) n C* diferentes levogiro C IOI = y Z 2)2C* iguais Isômeros opticamente inativos W IOA = 2 (d e 2 (meso e dl) mistura racêmica: (dl) ou (r) (50% + 50%1) ALGUMAS REAÇÕES IMPORTANTES HIDROCARBONETOS Substituição + NO, + H2O Adição A B Ni C C CI Ozonólise Oxidação enérgica cetona ácido carboxílico cetona KMnO, R-C=C-R' + R + Zn H R" H R" OH R" H R" Reações de combustão dos hidrocarbonetos Obtenção industrial do acetileno 2x+y completa CaO + CaO + 3C + CO 2 Ca + incompletas 2ÁLCOOIS Intermolecular Intramolecular CH H,SO Desidratações H OH alceno OH aldeido ácido Álcool primário: carboxilico R C H H H2O H OH OH cetona Álcool Oxidações secundário: R C H não ocorre R' H2O R' Álcool terciário: não ocorre R" ÉSTERES esterificação R C + R C + OH hidrólise R' ácido carboxílico álcool éster + NaOH + R-OH (aq) Na éster base sal de ácido carboxílico álcool polar Sabão: sal de ácido graxo R C apolar (hidrófoba) (hidrófila) Representação genérica Detergente: sal de ácido sulfônico R Na+ POLIMERIZAÇÃO Adição H H CI H CI PT PT n C n H2C CH C C catalisador catalisador H H n cloreto H H n etileno polietileno de vinila policloreto de vinila (PVC) F H H PT n C C H2C CH PT n C C catalisador catalisador F F n H n tetrafluoretileno teflon estireno poliestireno Condensação PT C n C C H N N H C + n + N n catalisador N OH H H H H n ácido adípico 1,6 diaminoexano náilon 66 (poliamida) POLÍMEROS NATURAIS (Polipeptideos) (Amido, glicogênio, celulose) Borracha natural (látex) CH2OH CH2OH CH2OH N CH C H2C H N CH C 0 0 C C H R OH OH OH n OH OH OHQUÍMICA GERAL E INORGÂNICA PROPRIEDADES GERAIS DA MATÉRIA Sólido Líquido Gás aumento da agitação das partículas aumento da energia MUDANÇAS DE ESTADO Sublimação Vaporização (evaporação) (ebulição) Fusão sólido gasoso Solidificação Liquefação (condensação) Sublimação massa m Densidade = = volume V Densidade da água líquida (à temperatura ambiente): 1 g/cm³ = 1 g/mL = 1 kg/L = kg/m³ CLASSIFICAÇÃO DOS SISTEMAS 1. Quanto ao número de fases (F): 2. Quanto ao número de componentes (C) F = 1 homogêneo (número de substâncias): heterogêneo substância pura C> 1 mistura Qualquer mistura homogênea é uma SOLUÇÃO. Substância pura: propriedades bem definidas (densidade, ponto de fusão, ponto de ebulição, composição, etc.) Mistura: as propriedades dependem da concentração de cada componente. Exemplo (à temperatura ambiente): Densidade da água pura: 1,0 kg/L Densidade do etanol puro: 0,8 kg/L Portanto, a densidade da mistura de água com etanol deve estar entre 0,8 e 1,0 kg/L Simples Substância Pura Homogêneo Composta Mistura Homogênea (solução) Sistema Substância Pura (em diferentes estados físicos) Heterogéneo Mistura Heterogênea 283Simples Homogênea Ex. + (dissolvido) (1 só elemento) (1 só fase) ácool Substância Mistura Pura Composta Ex. Heterogênea H2O óleo (mais de 1 elemento) (mais de 1 fase) H2O areia Os sistemas gasosos são homogêneos. Angela Giseli T Substância Pura V PE Ebulição e Subtância pura em diferentes estados fisicos Sistema heterogêneo PF Fusão = de componentes F de fases tempo T Mistura Alotropia: um elemento químico pode formar mais que uma V substância simples. Ebulição Exemplos de Alotropia: (oxigênio) e (ozônio) Carbono grafite, carbono diamante e fulerenos Fósforo branco e fósforo vermelho Fusão Enxofre ortorrômbico e enxofre monoclínico tempo TRANSFORMAÇÕES OU FENÔMENOS Processo Físico: as substâncias continuam as mesmas (as Processo Químico (Reação Química): transformação de algu- moléculas não se alteram). mas substâncias (reagentes) em outras (produtos). Exemplos: Exemplos: mudanças de estado físico combustão processos físicos de separação de misturas: filtração, decan- hidrólise tação, etc. neutralização (salificação): ácido + base sal + água dissolução PROCESSOS FÍSICOS DE SEPARAÇÃO dissolução fracionada sólido líquido (extração) destilação simples (sal) sólido - sólido peneiramento flutuação MISTURA líquido líquido destilação fracionada separação magnética HOMOGÊNEA (álcool) (água) MISTURA fusão fracionada HETEROGÊNEA gás gás liquefação e posterior sólido - líquido filtração ar destilação fracionada (areia) (água) sedimentação Observação: líquido liquido decantação (óleo) (água) processo de separação sempre deve ser melhor possível (otimização). 284ESTRUTURA ATÔMICA Modelo de Dalton: Átomos são minúsculas partículas e (1808) Átomos do mesmo elemento químico são idênticos (Bola de bilhar) Átomos podem combinar-se espécies químicas Modelo de Thomson "Descobriu" 0 elétron como partícula (1898) 0 átomo é uma "massa" positiva contendo as partículas negativas elétrons como ameixas em um pudim. ("Pudim de ameixas") Modelo de Rutherford: Átomos são minúsculas partículas divisíveis (1911) Núcleo Central Positivo Prótons + ("Planetário") Eletrosfera Periférica Negativa Elétrons Modelo de Ideal para o átomo de hidrogênio. Rutherford Bohr: Elétrons descrevem trajetórias circulares ao redor do núcleo com energia constante, quantizada nos níveis (1913) energéticos. Observação: 1836 SALTOS ELETRÔNICOS (BOHR) Energia Quantizada Absorve um cresce quantum Núcleo Núcleo e e Irradia um quantum (fóton) K Etotal cresce K L M N o P Q ISÓTOPOS ISÓBAROS ISÓTONOS Número Atômico Z = atômico 19K, Representação: de nêutrons Prótio Deutério Trítio Número de Massa (A) A=Z+N * Igual diferente A e diferente N * Igual A * Igual N = 10 = 10 Isoeletrônicos 285Números Quânticos Simbolo Quântico Significado Valores Teóricos n Principal Nível de Energia Secundário Subnível de Energia m Magnético Orientação do orbital Sentido de "rotação" do 1 1 ms Magnético de spin eletrônico --e+- elétron 2 2 Diagrama das Diagonais ("Linus Pauling") Regra de Hund: Total de elétrons Exemplos: Nível 2p³ TABELA PERIÓDICA Grupo na vertical *Propriedades Periódicas: em ordem de crescimento Período na horizontal Raio Atômico Eletronegatividade Afinidade Eletrônica CÁTION = RAIO MENOR Força com que o átomo atrai elétrons Energia liberada quando um átomo no ANION = RAIO MAIOR na ligação. estado gasoso recebe um elétron. Energia de ionização * Densidade Reatividade química m d= Unidade: g/cm³ V Elementos de transição 1 18 1A 0 11 12 13 14 15 16 17 H 2 He 1s² 4A 5A 6A 7A 2A 3 4 5 6 7 8 9 10 2B 4s, 3d (incompleto) 5s, 4d (incompleto) su 6s, 5d (incompleto) La camada de valência camada de valência 286DISTRIBUIÇÕES ELETRÔNICAS a) Elementos Representativos o elétron de diferenciação situa-se nos subníveis S ou Grupo - 1 (1A) Metais Alcalinos Grupo 2 (2A) Metais Alcalino-terrosos * o elemento químico Grupo 16 (6A) Calcogênios hidrogênio (H) não é Grupo 17 (7A) Halogênios um metal alcalino. Grupo 18 (Zero) Gases Nobres b) Elementos de Transição Externa o elétron de diferenciação é colocado em subnível d. Ex.: Grupo 3 (3B), Grupo 4 (4B), Grupo 7 (7B), Grupo 11 (1B), Grupo 12 (2B). c) Elementos de Transição Interna o elétron de diferenciação é colocado em subnível f. Ex.: Série dos Lantanoides e Série dos Actnoides. (4f) (5f) Energia de lonização (Potencial) X(g) + + elétron Energia de lonização Energia de lonização > Poder ionizante: > Observação Em um átomo com excesso de nêutrons pode haver desintegração de um nêutron: próton + elétron (beta) + neutrino LEIS DA RADIOATIVIDADE usinas nucleares bomba atômica 1. conservação do número de massa Exemplo: 2. conservação da carga elétrica nuclear Emissão de + + + energia Fusão nuclear Emissão de partícula União de núcleos atômicos pequenos com a formação de um núcleo maior, como enorme liberação de energia: Sol bomba H Fissão nuclear Exemplo: Quebra de um núcleo atômico grande em núcleos menores, com grande liberação de energia: + + energia 287CINÉTICA RADIOATIVA As desintegrações radioativas naturais apresentam uma cinética de ordem e, assim, a quantidade de átomos radioativos varia ao longo do tempo de acordo com uma exponencial decrescente: Massa 100% Tempo de meia-vida (t1/2) é o tempo necessário para desinte- grar metade da amostra. Para processos com cinética de ordem, tempo de meia- -vida permanece constante. 50% 2 A relação entre a quantidade inicial de material radioativo 25% e a quantidade final (m) é dada por 2* 4 m 12,5% 8 Onde = quantidade de períodos de meia-vida transcorridos. 0 2t 3t tempo LIGAÇÕES QUÍMICAS CONCEITO As ligações químicas tornam os átomos estáveis (estado de menor energia). Para os átomos: estável = 8 elétrons na camada de valência semelhante a gás nobre (Modelo do Octeto) He = estável com 2 elétrons na camada de valência TIPOS DE LIGAÇÕES A. lônica = Eletrovalente = Heteropolar Propriedades: Exemplos: (transferência de e⁻) PF e PE elevados Metal + Não Metal Retículo cristalino (Cátion) Sólido na temperatura ambiente Conduz eletricidade fundido ou aquoso B. Covalente Propriedades: Exemplos: não metal + não metal (compartilhamento de PF e PE baixos (polar) H + não metal Polares e apolares (apolar) H + semimetal Compostos moleculares Polares conduzem eletricidade em solução aquosa C. Metálica Propriedades: Exemplos: (cátions imersos em nuvem de "Gás PF e PE elevados Al, Mg, Cu, Zn, Metal + Metal Bons condutores de eletricidade e calor Latão (Cu + Zn) Sólidos cristalinos maleáveis, brilho metálico Aço (Liga de Fe + C) Bronze (Cu + Sn) Orbitais Atômicos Orbital região ao redor do núcleo onde há maior probabilidade de se encontrar o elétron. Forma de Orbitais S esférico P halteres Orbitais Moleculares H orbital H Cl p) Cl orbital p (Grupo - 17 Sigma ou Fam. 7A) 288Hibridização do Carbono Tipos Geometria Ângulos entre os orbitais Estrutura Exemplos H sp³ Tetraédrica 109° 28' H H sp² Trigonal plana 120° H sp Linear 180° H-C=N FÓRMULAS ESTRUTURAIS E GEOMETRIA MOLECULAR Geometria Molecular A geometria de uma molécula é determinada pela posição dos núcleos dos átomos que constituem a molécula. Para determinar a geometria de uma molécula, é necessário escrever as fórmulas eletrônica e estrutural da molécula. Usando a tabela periódica, determine o número total de elétrons de valência a serem Coloque, de início, um par de elétrons entre cada dois átomos. Distribua os elétrons restantes dos pares, de modo que cada átomo tenha um octeto (cada átomo de hidrogênio tem um dueto). Substitua cada par de elétrons compartilhado por um traço. Uma dupla ligação e uma tripla ligação têm mesmo comportamento que uma simples ligação. Na fórmula estrutural: Observe o de simples ligações no átomo central. Observe de pares de elétrons não compartilhados no átomo central. Use a tabela a seguir: de ligações de pares de elétrons sigma do não compartilhados Geometria Molecular Exemplos átomo central no átomo central Moléculas *Diatômicas possuem geometria linear. 2 0 linear ex.: N₂, HCl, 3 0 BF₃, CH₂O, trigonal plana 4 0 tetraédrica 3 1 NH3, piramidal 2 2 angular Angular, com 1 par de elétrons livres Mais alguns exemplos Fórmula Orbitais Estrutura ou Ângulo entre Fórmula Estrutural Plana Molecular Moleculares Geometria as Ligações linear linear - linear 1π linear 2π 5. HCl linear 0 angular 104° 30' N 7. piramidal 107° 289A estrutura da água sugere uma hibridação sp³ para átomo Exemplos: de oxigênio. CO₂ Fórmula estrutural: H Identificação do dipolo: A estrutura da amônia sugere uma hibridação sp³ para o + átomo de nitrogênio. Geometria Linear Momentos dipolares: N + H o Polaridade das Moléculas Momento dipolar resultante: é a soma vetorial dos momentos dipolares existentes na molécula. Fatores que influem na polaridade das moléculas: polaridade das ligações geometria da molécula Fila de eletronegatividade de Linus Pauling: Molécula Apolar Br o Eletronegatividade decresce Fórmula estrutural: Geometria Angular H H Identificação dos dipolos: CARÁTER POLAR E APOLAR DE UMA LIGAÇÃO QUÍMICA COVALENTE H Observe a molécula HCl: Momento dipolar resultante: o par de elétrons compartilhado é deslocado no sentido do Molécula Polar cloro, que é mais eletronegativo que o hidrogênio. CH₄ (Metano) Formou-se assim um dipolo elétrico, e a ligação é denomi- Fórmula estrutural: nada covalente polar. H A polarização pode ser representada pelo vetor momento Geometria dipolar ou vetor momento do dipolo H H Tetraédrica Identificação dos dipolos: Molécula Polar Observe a molécula Momento dipolar resultante: como a estrutura da molécula Cl : é tetraédrica regular, ela tem O. Molécula Apolar Pelo fato de os átomos ligados possuírem a mesma eletrone- gatividade, não haverá deslocamento do par eletrônico. FORÇAS INTERMOLECULARES Não se forma, assim, um dipolo elétrico, razão pela qual a São forças de atração entre moléculas predominantemente ligação é denominada covalente apolar. nos estados sólido e líquido. Exemplo: Dipolo Dipolo Ex.: HBr (permanente) (permanente) Molécula Apolar Assim, a extremidade positiva de uma molécula atrai a extre- Molécula midade negativa da molécula vizinha e assim por diante. Exemplos: cetonas, éteres, aldeídos. Polar Apolar 290Ligações de Hidrogênio Comparando as forças intermoleculares de substâncias dife- Quando hidrogênio (H) estiver ligado a flúor (F), oxigênio rentes, porém com massas e tamanhos próximos, podemos ou nitrogênio (N), elementos de alta eletronegatividade, concluir que: pequeno raio e com par eletrônico não ligante. Força dipolo Força Ligações de F dipolo induzido dipolo-dipolo H ligado a N Observações Aumenta a intensidade das forças intermoleculares. As ligações de hidrogênio são mais fortes que as atrações dipolo-dipolo. Alguns autores chamam as forças dipolo instantâneo-dipolo o N induzido de forças de Van der Waals. Na realidade, a tendência H H moderna utiliza a expressão "forças de van der Waals" para todas H H H H as forças intermoleculares. o H H H N Forças Maior ligações de H Intermoleculares mais Ponto de H H H H H H intensas Ebulição H H H MASSA ATÔMICA/ MASSA MOLECULAR Exemplos: HF, álcoois, fenóis, ácidos carboxílicos, ami- Massa Atômica: massa de um átomo expressa em u. nas aminas amidas. Massa Molecular: massa de uma molécula expressa em u. 1 u 1 da massa do átomo de 12 PE (16) 12 Forma ligações de H 6A * 1 1,66 10⁻²⁴ g S H2Se 1 mol de átomos = 6,02 10²³ átomos Se 1 mol de moléculas = 6,02 10²³ moléculas Te H2S Constante de Avogadro: 6,02 10²³ mol⁻¹ MM (u) Exemplos: 16 u MA = Massa Atômica FORCAS DIPOLO MMO₂ 2 (16) = 32 u MM = Massa Molecular INDUZIDO (FORÇA DE DISPERSÃO DE M Massa Molar (g/mol) ou (g mol⁻¹) LONDON) OU DE "VAN DER WAALS" São forças fracas que ocorrem tanto nas substâncias polares 1 mol 16 g como nas apolares. São de grande importância, pois constituem o 16 g/mol único tipo de interação envolvendo moléculas apolares. Servem 6,02 átomos para justificar a permanência no estado sólido, em condições ambientes, de certas substâncias apolares, como, por exemplo, 1 mol alguns hidrocarbonetos, iodo etc. 32 g Esse tipo de força surge quando, numa fração de segundo, = 2 (16) 32 g/mol a nuvem eletrônica (que está em movimento) presente 6,02 10²³ moléculas em uma molécula apolar encontra-se um pouco mais deslocada m para uma extremidade da molécula. Nesse instante, surgem dois M polos na molécula, ou seja, foi criado um dipolo instantâneo. Uma 0°C 273 K outra molécula que se encontre próxima ao dipolo instantâneo criado terá seus elétrons atraídos pela extremidade positiva desse CNTP P 1 atm = 760 mmHg = 101,3 Pa onde 1 pascal = 1Pa 1N/m² dipolo, surgindo assim um novo dipolo denominado dipolo indu- zido. resultado da criação desses dipolos é uma atração mais Volume molar de um gás nas CNTP = 22,4L mol⁻¹ fraca entre as moléculas denominada dipolo instantâneo-dipolo induzido ou força de dispersão de London. Exemplos: Hidrocarbonetos, Ne, CO2. 291FÓRMULAS FÓRMULA MOLECULAR (F.M.) Representa 0 número de Etano: 1 molécula de etano Hidrogênio + Oxigênio Água átomos de cada elemento contém 2 átomos de e 6 átomos presente em uma molécula. de H 2g 16 g 18 g FÓRMULA MÍNIMA OU EMPÍRICA (f.m.) 18 g A soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas Representa a proporção, expressa pelos menores Etano: CH₃ dos produtos (num sistema fechado). números inteiros, em que A proporção com os menores inteiros Lei de Proust (Proporções Constantes ou Proporções Definidas) átomos existem na molécula. entre os átomos de Hidrogênio + Oxigênio Água FÓRMULA CENTESIMAL 2g 16 g 18 g 4g 32 g 36 g Representa a porcentagem em Etano: C80% 16 g 128 g 144 g massa de cada elemento no cada 100 g contém 80 g de e 1 8 9 composto. 20 g de H Proporção constante F.M. = (f.m.) MM Numa mesma reação química, há uma relação constante entre as massas das substâncias participantes. = massa da fórmula mínima Lei volumétrica de Gay-Lussac Exemplo: Etano: FM = (f.m) + 3H₂ LEIS DAS COMBINAÇÕES QUÍMICAS Leis Ponderais (Massa) 1 vol 2 vol 3 vol Lei de Lavoisier (Conservação das Massas) (mesmas condições de T e P) Exemplo: 10L 30L 20L reag. prod. (Sistema Fechado) CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO Coeficientes de Equações Químicas e Mol 1 + 3 2 2(14) 28 g/mol 1 mol 3 mol 2 mol 2(1) 2 g/mol 28 g 3 (2 g) 2 X (17 g) MNH3 14 3(1) 17 g/mol 6,02 10²³ moléc. 3 (6,02 10²³ moléc.) 2 (6,02 10²³ moléc.) 3 2 * Nas CNTP * Quantidade produto prática Rendimento (r) = Exemplos: Síntese da Amônia com rendimento de 80%. Quantidade produto teórica + 2 * o rendimento (r) afeta apenas os produtos. 1 mol 3 mol 2 mol = 100% 1 mol 3 mol 1,6 mol 80% 292GRAU DE PUREZA Massa da amostra que contém impurezas inertes parte Massa pura = Massa da Amostra Grau de Pureza pura impurezas % de pureza * A massa que reage é sempre a massa pura! grau de pureza = + = 100% da amostra 100 ELETRÓLITOS Ânions Para haver corrente elétrica são necessárias duas condições: ÁCIDO OXIGENADO ÂNION cargas elétricas mobilidade ácido perclórico ânion perclorato Eletrólitos são substâncias que, quando se dissolvem, libe- ram em solução. Uma solução eletrolítica conduz corrente HBrO ácido hipobromoso ânion hipobromito elétrica. Dissociação separação dos de um composto iônico. HBrO₃ ácido brômico BrO₃ ânion bromato lonização: formação de a partir de um composto molecular. HIO ácido hipoiodoso ânion hipoiodito ÁCIDOS ácido iódico ânion iodato São compostos moleculares que liberam em solução aquosa (Arrhenius). ácido periódico 10₄ ânion periodato água ácido + ânion ânion hidrogeno- H2O Ex.: + HSO₃ -sulfito (bissulfito) ácido sulfuroso Na verdade + ânion sulfito = cátion hidrônio ou hidroxônio Ex.: Hce + + ânion hidrogeno- HSO₄ -sulfato (bissulfato) Nomenclatura e Formulação ácido sulfúrico ânion sulfato Ácidos não oxigenados (hidrácidos): ídrico ácido ânion tiossulfato tiossulfúrico Ácidos oxigenados HNO₂ ácido nitroso NO₂ ânion nitrito per ico aumento do HNO₃ ácido ico NO₃ ânion nitrato de hipo oso ácido hipofosforoso ânion hipofosfito ânion hidrogeno-fosfito Alguns ácidos oxigenados importantes: ácido fosforoso ácido clórico ânion fosfito ácido sulfúrico ácido nítrico ânion dihidrogeno- -fosfato ácido fosfórico ácido carbônico ácido fosfórico ânion hidrogeno- -fosfato H3CCOOH ácido acético ânion fosfato Terminação do ácido Terminação do ânion HCO₃ ânion hidrogeno- ito -carbonato (bicarbonato) ácido carbônico ânion carbonato ico ato idrico eto 293ÁCIDO OXIGENADO Solubilidade em Água Ácidos inorgânicos comuns são solúveis. ácido acético ânion acetato Força dos Ácidos ácido bórico ânion borato HIDRÁCIDOS OXIÁCIDOS: ácido mangânico ânion manganato Fortes: HCl, HBr, HI (a 2 ou 3 Forte ácido MnO₄ ânion permanganato Moderado: HF (a b) Moderado ácido crômico ânion cromato Fracos: os demais (a 0 Fraco ácido dicrômico ânion dicromato onde b é o de hidrogênios ionizáveis. Exceções: é fraco. Ácidos orgânicos são geralmente fracos. BASES São substâncias que liberam (OH) em solução aquosa (Arrhenius). Base água cátion + (OH)⁻ Exemplos: Hidróxido de sódio: (soda cáustica) Hidróxido de cálcio: (cal extinta ou apagada ou hidratada). Cátions 1+ 2+ 3+ 4+ lítio Mg²⁺ magnésio alumínio sódio Ca²⁺ cálcio potássio Sr²⁺ estrôncio CARGA FIXA Rb+ rubídio Ba²⁺ bário césio Ra²⁺ rádio prata Zn²⁺ zinco amônio Cd²⁺ cádmio (Hg₂)²⁺ mercúrio Hg²⁺ mercúrio cobre Cu²⁺ cobre Il ouro I Au³⁺ ouro III Fe²⁺ ferro Fe³⁺ ferro CARGA VARIÁVEL cobalto cobalto Ni²⁺ níquel III Sn²⁺ estanho estanho IV Pb²⁺ chumbo chumbo IV Pt²⁺ platina platina IV Quando um elemento metálico forma dois cátions diferentes, Força de Bases pode-se empregar o sufixo para indicar a carga menor e o FORTES bases de metais 1A, sufixo ICO para indicar a carga maior. Ca(OH)₂, Exemplo: Sr(OH)₂, cátion ferrOSO Ba(OH)₂ Fe³⁺: cátion FRACAS as demais Solubilidade em Água das Bases Hidróxido de Amônio (NH₄OH) SOLÚVEIS bases de metais 1A e + + POUCO SOLÚVEIS Sr(OH)₂ e Ba(OH)₂ amônia INSOLÚVEIS as demais 294SAIS SAIS SOLÚVEIS EXCEÇÕES São compostos que contêm cátion proveniente de uma base e ânion proveniente de um ácido. Cloretos Exemplos: Cloreto de sódio: Brometos Br⁻ Pb²⁺, (Hg₂)²⁺ Hidrogeno carbonato de sódio: (bicarbonato de sódio) lodetos Nitrato de ferro III: Sulfatos Ca²⁺, Ba²⁺, Pb²⁺ SOLUBILIDADE EM ÁGUA DOS SAIS Regra Geral: SAIS INSOLÚVEIS EXCEÇÕES Sais com cátions 1A ou com cátion amônio, são solú- veis em água. Sulfetos 1A, 2A, Regras Particulares Carbonatos SAIS SOLÚVEIS EXCEÇÕES Fosfatos 1A, Sulfitos Nitratos NO₃ Cloratos Força dos Sais Os sais são eletrólitos fortes. Acetatos Ag+ COMPOSTOS BINÁRIOS Óxidos São compostos binários em que o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. Tipos de óxidos de acordo com a classificação do elemento: 1A e 2A básicos Metais de carga baixa (4) ácidos (geralmente) Não metais ácidos (geralmente) Óxidos Básicos Estrutura Exemplos Reações características Reagem através do ânion com + 0⁻²: óxido de sódio CaO + H2O Ca(OH)₂ metal 1A São sólidos óxido de cálcio Possuem ânion óxido, (originam solução básica) metal 2A São formados por metais 1A, 2A e metais de Ni²⁺ óxido de níquel com ácido: + transição com carga +1 ou H2O metal de transição + + (neutralizam soluções ácidas) Óxidos Ácidos Estrutura Exemplos Reações características com originam solução ácida São moleculares. dióxido de enxofre + H₂O Muitos são gases. trióxido de enxofre São formados, principalmente, por não metais. dióxido de carbono neutralizam soluções básicas + + H2O 295Óxidos Anfóteros Estrutura Exemplos Reações características neutralizam solução de ácido forte São formados por metais ou semimetais. ZnO: óxido de zinco ZnO + 2HCl ZnCl₂ + São insolúveis em água. Al₂O₃: óxido de alumínio SnO₂: óxido de estanho IV neutralizam solução de base forte ZnO + 2NaOH Na₂ZnO₂ + Óxidos Neutros Estrutura Exemplos Reações características CO: monóxido de carbono São moleculares, formados por não metais. NO: monóxido de nitrogênio Não reagem com ácidos, nem com bases, nem monóxido de dinitrogênio com água. Peróxidos Estrutura Exemplos Reações características Reagem através do ânion H₂O₂: peróxido de hidrogênio com + + Possuem 0 ânion peróxido Na₂O₂: peróxido de sódio Peróxidos metálicos são iônicos. + + + metal 1A (São formados por metais 1A, 2A e Ag.) peróxido de cálcio 0 peróxido de hidrogênio, é molecular. metal 2A com ácido: + Ag₂O₂: peróxido de prata + Hidretos Estrutura Exemplos Reações características hidreto de sódio Os hidretos metálicos reagem através do Os hidretos de metais 1A e 2A são iônicos e metal 1A ânion H⁻ possuem ânion hidreto, H⁻. hidreto de cálcio com H⁻ + + Os hidretos de não metais são moleculares e, metal 2A geralmente, gasosos. HCl: cloridreto + + + (não metal) REAÇÕES INORGÂNICAS TIPOS SÍNTESE (adição ou combinação) Exemplo: N₂ + 3H₂ 2NH₃ DECOMPOSIÇÃO (análise) Exemplo: CaO + Deslocamento (SIMPLES TROCA) AC + (A deslocou B A é mais reativo que B) BA + (A deslocou A é mais reativo que C) Fila de reatividade dos metais e do hidrogênio: K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb H Cu Hg Ag Au metais 1A e 2A metais comuns metais nobres da aumento da nobreza 296Fila de reatividade dos não metais: F Cl Br S aumento da reatividade Exemplo: Zn + ZnSO₄ + Cu Mg + 2HCl + Au + HCl não reage Na + HOH NaOH + 1/2H₂ Os metais 1A, 2A e comuns reagem com ácidos, formando sal e Os metais 1A e 2A (exceto Mg) reagem com água (temperatura ambiente), formando base e Dupla troca AB + CD AD + CB Exemplo: HCl + NaOH + NaCl (reação de neutralização ou salificação) ácido base água sal REAÇÕES IÔNICAS (Dupla Troca): reações entre ácidos, bases e sais É necessária a formação de: Exemplo: Produto insolúvel (precipitado): Solução + solução Na base insolúvel sal insolúvel Ag* Ag Exemplos de sais insolúveis: NO3 Cl Cl CaSO₄ BaSO₄ Produto gasoso: + + NH₃ + + Equação completa 2H+ + + + hidrácidos Equação iônica completa + + + + + Produto menos ionizado: Equação iônica simplificada ácido mais fraco, base mais fraca, ÁGUA + TITULAÇÃO Técnica da Química Analítica utilizada para determinar a concentração de uma solução. Para isso, uma amostra da solução pro- blema reage com uma outra solução (de concentração conhecida). Exemplo: titulação ácido base o ponto de equivalência (final da titulação) pode ser identificado com a ajuda de indicadores: Meio ácido Meio básico incolor vermelha tornassol vermelho azul GASES LEIS FÍSICAS DOS GASES Transformação Lei de Expressão Diagrama GÁS PERFEITO OU IDEAL P isotérmica Particulas esféricas Boyle (T = cte) V₂ Forças de atração e repulsão inexistentes V Movimento desordenado Choques perfeitamente elásticos Charles- isobárica (P = cte) -Gay- -Lussac T1 T2 T EQUAÇÃO GERAL DOS GASES PERFEITOS P Charles- isovolumétrica P1 (V cte) -Lussac T1 = (Politrópica) T2 (m = cte) T T em Kelvin 297EQUAÇÃO DE ESTADO DOS DISPERSÃO = MISTURA GASES PERFEITOS Dispersão = disperso + dispersante Disperso substância que se distribui na forma de pequenas massa (g) Quantidade de partículas matéria m (de CLASSIFICAÇÃO DAS DISPERSÕES EM RELAÇÃO TAMANHO M DAS PARTÍCULAS DISPERSAS M = massa molar (g 1 Nanometro = 1 nm 10⁻⁹ m 0,082 atm L K⁻¹ mol⁻¹ MISTURAS HETEROGÊNEAS valores de R 62,3 mmHg L.K⁻¹ mol⁻¹ Suspensão Apresenta partículas dispersas, com tamanho médio superior Densidade Absoluta a 100 nm, sendo visíveis a olho nu. Exemplo: d R.T água + hidróxido de magnésio + Mg(OH)₂) M Nas CNTP = Leite de magnésia 22,4 Densidade Relativa Divanzir Padilha MB 29 g/mol (aparente) Coloide ou dispersão coloidal Mx 29 Tem suas partículas dispersas com tamanho médio infe- rior a 100 nm, porém superior a 1 nm, sendo visíveis apenas no ultramicroscópio. Misturas Gasosas Exemplos: T, Lei de Dalton Divanzir Padilha Lei de Amagat ©Shutterstock/Mg Sg de Marmore Fração Molar do gás Pressão Parcial + gelatina Sangue Maionese do gás A Volume Parcial do gás A Misturas Homogêneas (Soluções) Apresenta o disperso com tamanho médio inferior a 1 nm. Difusão e Efusão Gasosa Não são visíveis nem com o auxílio do ultramicroscópio. Divanzir Padilha Exemple: Lei de GRAHAM água + sacarose dissolvida + Para a mesma V velocidade 298Curvas de solubilidade Solução = mistura homogênea Trazem os coeficientes de solubilidade de várias substâncias. Partículas dispersas = dissolvidas = soluto Dispersante = solvente 120 100 Solubilidade (gramas de soluto/100 g de 80 Solução = soluto + solvente 60 40 Dissolvendo 10 g de NaCl em 80 g de água, temos: 20 Soluto = 10 g Solução = 90 g 0 Solvente = 80 g 0 20 40 60 80 100 Temperatura (°C) Solubilidade É a quantidade máxima de soluto que se consegue dissolver Observe que cada substância tem uma variação diferente da numa certa quantidade de solvente à temperatura e pressão solubilidade em relação à mudança da temperatura. determinadas. Fazendo a leitura de algumas curvas: Coeficiente de solubilidade do KCl a 20°C A 50°C, 110 g de g H2O 34 g KCl / 100 g de água a 20°C A 30°C, 10 g de g Interpretação: conseguimos dissolver até 34 g de KCl para cada 100 g de água a 20°C A solubilidade do gás num líquido é favorecida pela diminuição da temperatura e pelo aumento na pressão. Classificação das soluções Solução insaturada (não saturada) dissolvida uma quan- tidade inferior à máxima. SOLUBILIDADE DO GÁS NUM LÍQUIDO Solução saturada dissolvida a quantidade máxima. Solução supersaturada dissolvida uma quantidade supe- rior à máxima (é uma solução instável conseguimos pre- pará-la fazendo variações de temperatura de forma lenta Pressão constante e sem nenhuma agitação). Exemplos: 35 g KCl/100 g a 30°C 40 g KCl/100 g a 50°C 36g 100g t°C KCl Solução saturada c/ corpo de fundo (chão) 35g (mistura heterogênea) dissolvidos 1 KCl SOLUBILIDADE DO GÁS NUM LÍQUIDO 30°C Temperatura constante Solução insaturada Perturbação P Resfriamento sem agitação Solução supersaturada (instável) 36g dissolvidos Observação: Qualquer perturbação (agitação, adição de um cristal, etc.) na solução supersaturada, todo excesso vai para fundo do sis- tema, ou seja, voltaremos a ter uma solução saturada com corpo de fundo. 299CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES Conversão entre as concentrações massa molar do soluto = indice 1 g/L d m soluto solvente = 2 título em solução = sem indice massa mol/L densidade da solução fator de conversão da densidade (g/cm³ ou kg/L) de g/cm³ ou kg/L para g/L Título em massa = % m/m) Determina a porcentagem em massa de uma substância na Diluição das soluções solução. Uma diluição, normalmente, é feita por meio da conservação da quantidade de soluto e o aumento do volume da solução (valor centesimal) pelo acréscimo de solvente. m Título em 100 (valor percentual) massa do Diluição = Diminuir a concentração m soluto conserva V (L) aumenta Título em volume % v/v) diminui Antes da Depois da Determina a porcentagem em volume de uma substância na diluição diluição n₁ conserva m solução. V (L) aumenta (valor centesimal) título em volume Evaporação do solvente V do soluto na Conservamos a quantidade de soluto e diminuímos o volume 100 (valor percentual) solução da solução evaporando solvente. V Evaporar solvente = aumentar a concentração % m/V % P/V Determina a massa da substância em 100 mL de solução conserva Exemplo: vinagre a 4% m/v em ácido acético diminui interpretação: há 4 g de ácido acético em 100 mL de vinagre. aumenta Antes da Depois da evaporação evaporação do °GL determina a porcentagem em volume de etanol na do solvente solvente m n₁ conserva V (L) diminui solução. Vinho a 17°GL = em 1000 mL de vinho há 170 mL de etanol determina a porcentagem em massa de etanol MISTURA DE SOLUÇÕES DE MESMO na solução. SOLUTO Álcool 46°INPM = em 1000 g de solução há 460 g de etanol m' m" V' + V" = Concentração comum, simples ou g/L (c) C n' Determina a massa de soluto em de solução. V' + V" = V (L) m Soluções a serem Mistura Concentração molar, molaridade, misturadas ou mol/L ou concentração em quantidade de matéria (m) m' = massa do soluto da primeira solução m" = massa do soluto da segunda solução Indica a quantidade de mols do soluto em 1,0 L de solução. m = massa do soluto da mistura (m' + m") n' = quantidade de mols do soluto da primeira solução m ou (L) = quantidade de mols do soluto da segunda solução n = quantidade de mols do soluto da mistura (n' + n") 300Considera-se volume da mistura (V) igual 0 somatório dos volumes das soluções a serem misturadas. PROPRIEDADES COLIGATIVAS DISSOLVENDO UM SOLUTO NÃO VOLÁTIL soluções a serem mistura A dissolução de um soluto não volátil diminui a pressão de misturadas vapor; logo, aumenta a temperatura de início de ebulição. Molalidade = concentração mol/kg conc. em mol kg⁻¹ Quantidade em mols do soluto em 1,0 kg de solvente n, de mol do soluto massa do solvente em kg Partes por milhão (ppm) Solvente puro Solução Solução mais Partes do soluto em um milhão de partes de solução concentrada Associações interessantes: ppm em massa mg ppm = Xmg kg Pvapor Pvapor Pvapor kg solvente mL solução solução mais ppm em volume = YmL Y ppm = m³ m³ puro concentrada (Maior concentração de partículas em mol kg⁻¹) Pressão de vapor (Pvapor) Pambiente Pambiente Pambiente Pvapor Éter(v) Solução mais Solvente puro Temperatura Temp. de ebulição do solvente puro Temp. de início de ebulição do solvente na solução Éter(l) Éter(v) Temp. de de ebulição do solvente na solução com maior concentração de particulas em mol kg⁻¹ Equilíbrio na superfície do líquido Ponto de Congelação (P.C.) A substância mais volátil apresenta a maior pressão de vapor Temperatura na qual o líquido passa a fase sólida. Solvente puro maior ponto de congelação aumento da temperatura aumenta a Pvapor Solução menor ponto de congelação Exemplo: água pura: P.C. = 0°C Ponto de ebulição: Solução: P.C. x°C Definição: temperatura na qual a pressão de vapor se iguala Solução mais concentradaDISSOLUÇÃO DE COMPOSTO MOLECULAR PROPRIEDADES COLIGATIVAS (QUANTITATIVA) de mol/kg de mol/kg = dissolvido de partículas em solução LEIS DE RAOULT Tonoscopia ou Tonometria Exemplo: Cálculo do Abaixamento da Pressão de Vapor do Solvente. Solução 0,2 mol/kg de glicose Abaixamento da 0,2 mol/kg de partículas em solução Xsoluto Pvapor pressão de vapor = do solvente DISSOLUÇÃO DE UM COMPOSTO IÔNICO do solvente fração molar puro (% mols) do soluto Compostos iônicos sofrem dissociação quando dissolvidos em água. Composto iônico dissociado 100% = 100%) Pvapor do Solvente Xsolvente Pvapor dissolvido (admite-se) na Solução do solvente fração molar puro Exemplos: solução 0,2 mol/kg de NaCl (% mols) do solvente 1NaCl + 1Cl (aq) 0,2 mol/kg 0,2 mol/kg 0,2 mol/kg Ebulioscopia ou Ebuliometria 0,4 mol/kg de partículas em solução Cada solvente tem sua constante Ebulioscópica (Keb) que deter- mina o aumento na temperatura de início de ebulição do solvente Se = 100% basta multiplicar a concentração da para cada mol de partículas dissolvidas em 1,0 kg de solvente. substância pela soma dos índices mol Keb X°C/molal = Molal kg 0,2 mol 0,4 mol kg⁻¹ partículas X 2 Interpretação Para cada mol de partículas dissolvidas em 1,0 kg desse sol- Solução 0,2 mol/kg de vente há um aumento de X°C na temperatura de início de ebuli- + ção do referido solvente. 0,2 mol/kg 0,2 mol/kg 0,4 mol/kg Exemplo: 0,6 mol/kg de em solução Constante Ebulioscópica da H2O 0,2 mol kg⁻¹ Ca₁Cl₂ 0,6 mol kg⁻¹ partículas Keb 0,52° C/molal 3 Para cada mol de dissolvidas em 1,0 kg de água há um aumento de 0,52°C na temperatura de inicio de ebulição da água. Quando 0 grau (a) de dissociação não é 100% 0,5 mol kg⁻¹ de a = 80% Crioscopia ou Criometria + Cada solvente tem sua constante crioscópica que deter- Dissolvido 0,5 mol kg⁻¹ # # mina a diminuição (abaixamento) na temperatura de início de (80%) congelação do solvente para cada mol de partículas dissolvidas em 0,4 mol kg⁻¹ 0,4 mol kg⁻¹ 0,8 mol kg⁻¹ dissociado 1,0 kg de solvente Em solução 0,1 mol kg⁻¹ 0,4 mol kg⁻¹ 0,8 mol kg⁻¹ Kcr Y°C/molal Total de particulas em solução = 0,1 + 0,4 0,8 1,3 mol kg⁻¹ de partículas 302Interpretação Reação Endotérmica Para cada mol de partículas dissolvidas em 1,0 kg de solvente + ou > 0) há uma diminuição de Y°C na temperatura de início de congela- H(kJ) ção do referido solvente. P Exemplo: H, AH > 0 (calor absorvido) Constante Crioscópica da H2O Kcr R Para cada moi de Particulas dissolvidas em 1,0Kg de água há uma diminuição de 1,86°C na temperatura de de congelação da água. Pressão Osmótica Caminho da reação Pressão que deve ser exercida sobre a solução para evitar a endo endo osmose, em relação a água pura. R P + XkJ ou R + XkJ P pressão temperatura na escala osmótica Kelvin (absoluta) Estado Padrão de uma Substância de mol/L de constante em solução universal dos Forma alotrópica mais estável gases Estado físico mais comum Solução: P = 1 bar = 10⁵ Pa 0,987 atm Hipertônica π de mol de partículas por litro de solução t = 25°C T 298K Hipotônica π de mol de partículas por litro de solução H° Entalpia no Estado Padrão Isotônica π -> = de mol de partículas por litro de solução * Em solução líquida o estado padrão de um soluto corres- ponde à concentração molar de 1,0 mol/L. Conclusões: Por Convenção Quanto maior Menor a pressão de vapor Elemento químico no estado padrão de mols particulas Maior a temperatura de início de ebulição por: L de solução Menor a temperatura de início de congelação Maior a pressão osmótica H° = Zero ou Kg de solvente Entalpia de mudança de estado físico TERMOQUÍMICA Energia associada às reações químicas ou às mudanças no ouEntalpia de neutralização {calor liberado na reação de 1 mol de ions com 1 mol de ions H(aq) + (OH), - ou 1 cal = H(aq) + (OH) AH 13,8 kcal calor de neutralização entre ácidos fortes e bases fortes em solução diluída vale sempre 58 kJ/mol de H₂O formado. HCl(aq) + + 58 kJ * Entalpia de solução (calor) é a variação de entalpia que acompanha a dissolução de 1 mol de substância numa quantidade de solvente tão grande que uma diluição dessa solução não vai alterar valor do referido + + ions e no estado gasoso + passo passo Entalpia AHhid Entalpia de + + + 4kJ/mol Entalpia de dissolução + ions Na e no ions CR retículo cristalino hidratados sólido) Calor de diluição "Se liga"! A adição de água ao (concentrado), para reduzir a sua concentração, pode ser perigosa devido ao calor de dissolução do ser exotérmico e ter um valor muito elevado. o (concentrado) é composto de 98% de ácido e 2% de água em massa. Quando se faz a sua diluição em água, há uma quantidade considerável de calor liberada para o meio exterior. Este processo é tão exotérmico que nunca se deve tentar diluir (concentrado) juntando-lhe água. o processo recomendado é adicionar lentamente (concentrado) à água! Cuidado! H2SO4 0 Água Maneira correta Maneira incorreta Energia de Ligação Ligação rompida endo absorve calor AH > 0 Ligação formada exo libera calor AHLei de Hess Exemplo de reação que ocorre em mais de uma etapa: A reação representada pela equação: AH da reação depende apenas dos estados inicial e final 2NO₂(g) + + O₂(g) da reação. ocorre em duas etapas: NO₂(g) + + O₂(g) (etapa lenta) + NO₂(g) -> N₂O₅(g) (etapa rápida) Consequências 1. As equações termoquímicas podem ser somadas algebricamente. EQUAÇÃO DA VELOCIDADE 2. Invertendo-se a equação termoquímica, muda-se o sinal do V=k 3. Multiplicando-se ou dividindo-se a equação por um certo número (# zero), o fica multiplicado ou dividido por este reagentes da etapa lenta elevado aos mesmo valor. coeficientes do balanceamento Entropia em relação ao NO₂ = = ordem 1 ou ordem em relação ao O₃ = ordem 1 ou ordem Desordem do sistema. sem especificar o reagente = ordem total = ordem 2 Energia Livre de Gibbs (AG) ou ordem (soma dos expoentes) Espontaneidade da reação Exemplo de experimento que permite a determinação da ordem da reação e consequentemente da Lei (equação) da velocidade: AG AS o fosgênio, gás altamente tóxico, pode ser produzido pela reação entre monóxido de carbono (CO) e Cloro de acordo com a equação. Reação não espontânea CO(g) + Cl₂(g) COCl₂(g) AG2) Temperatura Caminho energético de uma reação que ocorre em duas etapas: Um aumento da temperatura aumenta o de moléculas Energia com energia mínima para formar complexo ativado e com isso ocorre um aumento no de colisões efetivas. Logo, um aumento na velocidade da reação. A TT velocidade da reação EAt, B 3) Pressão Quando pelo menos um dos reagentes é gasoso, um aumento da pressão diminui volume, ou seja, aumenta a concentra- Caminho da reação (coordenada) ção; portanto, temos um maior de choques efetivos, logo maior velocidade. Etapa: A B Equação Global A tv n Obs.: Como a etapa tem a maior energia de ativação, é a etapa lenta, ou seja, a determinante na velocidade da reação. 4) Superfície de contato dos reagentes 5) Catalisador Quanto maior a superfície de contato dos reagentes, maior o Substância que participa da reação diminui a energia de ati- número de colisões efetivas e, portanto, maior a velocidade vação aumentando a velocidade e, no final é recuperado (não da reação. é consumido). Exemplo: de contato A reação representada pela equação: + O₂(g) Reação com maior apresenta pequena velocidade velocidade Um dos catalisadores dessa reação é o monóxido de nitro- gênio (NO) Veja o mecanismo dessa reação catalisada: 2NO(g) + O₂(g) 2NO₂(g) Reação com maior Sólido num único Sólido em pó velocidade pedaço 2NO₂(g) + *Quando dissolvemos uma substância a separamos em partí- Observe: catalisador (NO) participou da reação e no final culas tão pequenas que não conseguimos enxergá-las, nem com foi recuperado. a utilização do ultramicroscópio. Caminho energético da reação com e sem catalisador: Portanto, se preparamos uma solução concentrada de um H sólido, aumentamos ainda mais a superfície de contato. Logo, a ordem decrescente de superfície de contato é: Eat sem catalisador solução sólido sólido num Eat A com catalisador concentrada V triturado > único pedaço Caminho energético da reação AH que ocorre em uma única etapa: B Energia Caminho da reação Complexo ativado (energia de ativação) 0 catalisador não altera da reação. X Catálise Homogênea: reagentes + catalisador = mistura Homogênea AH Exemplo: Y Caminho da reação (coordenada) Mistura (reag. + catalisador) de gases = Homogênea 306Catálise Heterogênea: reagentes + catalisador = mistura CONSTANTE DE EQUILÍBRIO (K) Heterogênea Exemplo: Em termos de concentração (Kc) (Mistura heterogênea) coeficientes do MnO₂(s) 2H₂O(l) + O₂(g) balanceamento (Reagente aquoso + catalisador sólido) *Sólidos e solventes puros não entram na expressão do Kc. EQUILÍBRIO Em termos de pressão coeficientes do balanceamento EQUILÍBRIO QUÍMICO Uma reação atinge o equilíbrio quando, num sistema fechado, é exclusividade para substâncias gasosas. as velocidades das reações direta (V₁) e inversa (V₂) se igualam, o Exemplos: que faz as concentrações de todas as substâncias permanecerem 2NO₂(g) N₂O₄(g) constantes. Kc No representado pela equação: aA + bB + dD 4H₂(g) 3Fe(s) V₂ (pH₂O)⁴ Kc (pH₂)⁴ [A], [B], [C], [D] constantes [ = mol/L (Sólidos não participam) HCl(aq) + Para cada temperatura temos um comportamento diferente em uma mesma reação química. [HCl] (Não temos substância gasosa no equilibrio.) R Reagentes P Produtos Importante: [P] > [R] (no equilibrio) o equilíbrio estará tanto mais deslocado para a direita (pro- [P] dutos) na temperatura, onde obtemos o maior valor da cons- tante de equilíbrio. [R] [R] o estará tanto mais deslocado para a esquerda Equilibrio Tempo (reagentes) na temperatura, onde obtemos menor valor da constante de equilíbrio. [P] [R]T [P] (no equilibrio) [R] Relação entre e Kp [P] dos coeficientes (2 dos dos coeficientes An dos produtos) dos reagentes) Equilibrio Tempo DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO Grau de é a porcentagem que reage para a reação Deslocar para direita = aumentar a velocidade da reação direta atingir o equilibrio. Deslocar para esquerda = aumentar a velocidade da reação inversa Deslocar 0 equilibrio = mudar rendimento da reação = favorecer a reação 307PRINCÍPIO DE LE CHATELIER CONSTANTE DE para ácidos se desloca no sentido de anular, pelo menos, IONIZAÇÃO para bases Kb parte da alteração feita. Grau de ionização Temperatura É a porcentagem que ioniza TT desloca no sentido da reação endotérmica de mol que ioniza desloca no sentido da reação exotérmica a de mol inicial Pressão (gás) HA(aq) TP desloca equilíbrio no sentido do menor de mols de gases ( volume gasoso) forma # am am equilibrio - am am Observação: Uma variação da pressão desloca equilíbrios que apresentam pelo menos uma substância gasosa e ainda com variação volumé- [HA] trica (dos mols) entre reagentes e produtos. Para ácidos e bases com a > 5% Concentração ] = adicionar desloca no sentido de consumo Lado oposto ao da substância adicionada = retirar desloca no sentido de reposição Mesmo lado da substância retirada Para ácidos e bases com a 5%, logo: 1 - - 1 Observação: Adição ou retirada de compostos, que no equilíbrio estão no estado sólido, não promovem deslocamento. Para ácidos Efeito do Comum Quanto maior o = mais forte o ácido A adição de substâncias, em solução, que apresentam um Para bases (cátion ou ânion) comum, desloca o equilíbrio no sentido de con- sumo, ou seja, para o lado oposto. Quanto maior o Kb mais forte a base Exemplo: HCN(aq) + CN⁻ log A adição de NaCN o ânion CN⁻ (comum ao equilíbrio) desloca pKb = log Kb o equilíbrio para a esquerda. Nos Poliácidos Importante: A introdução de um gás inerte não desloca equilibrio. + (aq) catalisador não desloca Uma reação com cata- (constante de ionização do lisador atinge equilibrio com maior velocidade. + K2 (constante de ionização do Sempre: Nesse exemplo temos que: é mais forte que 308pH E pOH Produto iônico da água (Kw) a 25°C pH log pOH = log pH + = 14 10⁻¹ 10⁻² 10⁻³ 10⁻⁴ 10⁻⁵ 10⁻⁶ 10⁻⁷ 10⁻⁹ 10⁻¹⁰ 10⁻¹¹ 10⁻¹² 10⁻¹³ 10⁻¹⁴ pH 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 0 1 2 3 Aumenta alcalinidade Aumenta acidez Neutra Solução ácida Solução básica (alcalina) 0 7 14 ácida básica pH Neutra HIDRÓLISE DE SAIS (Kb > sal básico SAL HCN + (Base fraca) (Ácido fraco) B A Sofre Hidrólise o cátion ou ânion que ânion (proveniente (proveniente provém de base fraca ou ácido fraco da base) do ácido) Ácido Forte + Base Forte sal neutro (não sofre hidrólise) CLASSIFICAÇÃO DOS SAIS Ácido Forte + Base Fraca sal ácido (o cátion sofre hidrólise) Ácido Fraco + Base Forte sal básico (o ânion sofre hidrólise) Ácido Forte + Base forte sal neutro (pH 7) Ácido Fraco + Base Fraca cátion e ânion sofrem hidrólise Soluções Ácido Forte + Base fraca sal ácido (pH 7) Hidrólise do Cátion desses sais (Alcalino) + B(OH)(aq) + (base fraca) (solução ácida) sal neutro Kb) Ácido fraco Hidrólise do Ânion + sal básico (Kb Ka) Base fraca A⁻(aq) + HA(aq) + (ácido (solução sal ácido Kb) fraco) básica) Obs.: quanto maior a diferença de força entre o ácido e a base que reagirem, mais acentuado é o caráter do sal. Constante de Hidrólise (Kh) Exemplo: Exemplos: NaCl sal neutro + + (base fraca) NaOH (Base forte) (Ácido forte) [NH₄OH] Kh - sal ácido + HCN(aq) + Ácido fraco (Base fraca) (Ácido forte) sal básico [HCN] Ca(OH)₂ (Base forte) (Ácido fraco) 309Solução-tampão 3. o Nox de simples é sempre igual à carga do ion. Soluções que apresentam uma certa resistência à mudança Exemplo: de pH quando adicionamos ácido ou base. Se as quantidades de ácido ou base adicionadas, mesmo fortes, 4. Em ions compostos, a soma das cargas é igual à carga do ion. forem pequenas, pH praticamente não sofre variação. Exemplo: As soluções-tampão geralmente são feitas com: Ácido Fraco + sal proveniente desse ácido +6 Ex.: Ácido acético + acetato de sódio Σ + 6 Base Fraca + sal proveniente dessa base Ex.: Hidróxido de amônio + cloreto de amônio 5. Nos peróxidos o oxigênio tem Nox = 1 Exemplo: Constante do produto de solubilidade ou PS) -1 Nesse caso, temos um sólido em equilíbrio com seus numa solução saturada. OXIRREDUÇÃO Solução Reações de ocorrem transferências de saturada Oxirredução elétrons (Nox varia) Sólido Exemplo: 2e⁻ + Ca + S + Oxidação Perda de (aumento do Nox) 0 0 +2 Redução Redução Ganho de e⁻ (ganho de (diminuição do Nox) Oxidação BaSO₄(s) (perda de Agente oxidante ou simplesmente Oxidante: É a substância que sofre redução. Importante: Agente Redutor ou simplesmente Redutor: É a substância que sofre oxidação. Conseguimos dissolver uma substância até que seja atingido seus A partir daí ocorre precipitação. manter, na mesma solução, completamente do exemplo dado (Agente Oxidante) = S dissolvido um cátion e um ânion até atingir o Kps da subtância (Agente Redutor) = Ca formada por eles. Balanceamento por Oxirredução OXIRREDUÇÃO Número de elétrons perdidos = Número de elétrons ganhos. de perdidos de ganhos) NÚMERO DE OXIDAÇÃO ELETROQUÍMICA (REGRAS BÁSICAS) Potencial Padrão de Eletrodo 1. Nox de cada átomo em substância simples = zero Exemplos: Exemplo: O₂, H2, Zn²⁺ + 0,76 V 2. Quando na fórmula de uma substância composta não está repre- Cu²⁺ + Cu° 0,34 V sentado as cargas é porque a somatória delas é igual a zero. Quanto maior for mais fácil será a redução e mais Exemplo: forte será oxidante. Na₂ S O₄ E° Nox Red +1 +6 -2 Zn²⁺ +2 +6 310Portanto, Cu²⁺ tem mais facilidade em sofrer redução do Cálculo da ddp (Voltagem) da pilha que Zn²⁺ Cu²⁺ + (redução) = Red (maior) (menor) Zn²⁺ + (oxidação) Representação da IUPAC para as pilhas + + Zn²⁺ Reação global (espontânea) redução oxidação Ânodo Cátodo PILHA reação de oxirredução espontânea que produz Semipilha de Semipilha de corrente elétrica. Oxidação Redução Pilha Zinco-Cobre Ponte salina ou A descarga de uma pilha é um processo espontâneo. parede porosa elétrons Exemplo: ddp Cu / (aq) Cu²⁺ (aq) / (s) Ânodo Cátodo (Oxidação) (Redução) Após algum tempo ELETRÓLISE Eletrólise Reação de Oxirredução não espontânea que ocorre pela passagem de corrente elétrica (Reação inversa à pilha). elétrons + ddp Pilha Cu Reação Energia Química Elétrica Eletrólise Ânodo Eletrólise Ígnea (Oxidação) + É a eletrólise do composto iônico fundido. Polo se reduzem no Menor E°Red Neste processo ânions se oxidam no Cátodo (Redução) Exemplo: Eletrólise do NaCl + Redução Oxidação Polo + Maior E°Red Cátodo 2Na Fluxo de elétrons na pilha 2Na fusão Cátodo E° Red E° Cátodo Red maior (Redução) + (Semirreação polo polo + Polo de Redução) Anodo (Oxidação) + (Semirreação Polo de Oxidação) Reação + + Global 311Eletrólise em Solução Aquosa eletrólise + + 2(OH) Exemplo 2: Descarga + dos ions Eletrólise do provenaientes 2(OH) + da água Ni° "Semirreação de Redução da água" Ni(NO₃)₂ = + 2(OH) Descarga Polo {descarrega Ni²⁺ dos oH provenaientes + + 2e⁻ Polo {descarrega o (OH) proveniente da água da água "Semirreação de Oxidação da água" Leis de Faraday Lei: A massa de substância formada em um eletrodo é dire- Para determinar as semirreações que ocorrem nos eletrodos, tamente proporcional à quantidade de eletricidade usada. observar que: Lei: Para uma mesma quantidade de eletricidade, a massa de Cátions 1A, cátions 2A e cátions não reduzem; em substância, formada em um eletrodo, é diretamente propor- seu lugar são reduzidas moléculas cional ao seu equivalente-grama. Faraday (F) Ânions oxigenados e ânions não oxidam; em seu lugar Quantidade de eletricidade que existe em um mol de elé- são oxidadas moléculas trons. Corresponde a 96500 C. Forma um equivalente-grama de substância. Exemplo 1: 1F 1 mol Exemplo do (eletrólise da água) + + (C) (A) (s) Celas eletrolíticas em série Para cálculos, observar que, neste caso, a quantidade de ele- tricidade utilizada nas celas é a mesma. Polo {descarrega o proveniente da água Polo {descarrega o (OH) proveniente da água QUÍMICA ORGÂNICA Conceito: parte da Química que estuda os compostos do CARACTERÍSTICAS DOS elemento carbono, como os hidrocarbonetos e seus derivados. COMPOSTOS ORGÂNICOS PROPRIEDADES FUNDAMENTAIS 1. poucos elementos constituintes; 2. predominância de ligações covalentes; DO CARBONO 3. reações lentas; 4. fácil decomposição pelo calor; Algumas propriedades importantes são: 1. tetracovalência; 5. isomeria e polimeria frequentes. 2. número de oxidação variável 4 a + 4); 3. formação de cadeias. 312CLASSIFICAÇÃO DOS FUNÇÃO QUÍMICA CARBONOS NA CADEIA Primário (aquele que se une a 1 C) Um conjunto de substâncias com propriedades químicas Secundário (aquele que se une a semelhantes, caracterizadas por um agrupamento comum Terciário (aquele que se une a 3 C) de átomos (grupo funcional), denomina-se função química. Quaternário (aquele que se une a CLASSIFICAÇÃO DAS CADEIAS NOMENCLATURA DE CARBÔNICAS COMPOSTOS ORGÂNICOS Alifática, Aberta ou Acíclica: Inicialmente devemos observar, como princípio básico, que o nome de um composto orgânico é constituído de três partes: -C-C-C- Prefixo + intermediário + sufixo (início) (meio) (terminação) Fechada ou Cíclica: prefixo indica o número de átomos de carbonos. Aromática: ou Assim: Prefixo de carbonos Prefixo de carbonos Não aromática: ou Met 1 Undec 11 Quanto à Disposição dos Et 2 Dodec 12 Átomos de Carbono Prop 3 Tridec 13 Normal: Não possui carbono nem Possui todos os áto- mos de carbono em uma única sequência. But 4 Tetradec 14 Exemplo: Pent 5 Pentadec 15 Ramificada: Possui pelo menos um carbono ou ou não Hex 6 Hexadec 16 possui todos os átomos de carbono em uma única sequência. Hept 7 Heptadec 17 Exemplo: Oct 8 Octadec 18 Non 9 Nonadec 19 Quanto à Saturação Saturada: possui somente ligações simples entre átomos Dec 10 Eicos (icos) 20 de carbono. o intermediário (meio) indica o tipo de ligação entre os áto- Exemplo:-C-C-C- mos de carbono existentes na molécula do composto. Assim: Insaturada: Possui dupla ou tripla ligação entre átomos de Tipo de ligação Intermediário (meio) carbono. Simples AN I Quanto à Natureza dos Átomos Uma dupla EN Homogênea: Possui somente átomos de carbono. Uma tripla IN Duas duplas DIEN Heterogênea: Possui heteroátomo Sufixo: indica a função orgânica à qual o composto pertence. 313RADICAIS Arila Principais radicais monovalentes Alquila ou Alcoíla fenil metil CH₃ o-toluil etil n-propil RADICAIS DIVALENTES isopropil Alcoilenos n-butil etileno sec-butil Alcoilidenos H terc-butil etilideno CH₃ isobutil CH₃ OUTROS Acila benzil acetila Alcenila vinil benzoíla Alcóxi metóxi - etóxi FUNÇÕES ORGÂNICAS Hidrocarbonetos (formados exclusivamente por carbono e hidrogênio) CLASSIFICAÇÃO FÓRMULA GERAL COMO RECONHECER EXEMPLO NOME IUPAC OUTROS NOMES Alcanos só simples ligação etano Alcenos CₙH₂ₙ 1 dupla eteno etileno Alcinos 1 tripla H-C=C-H etino acetileno Alcadienos 2 duplas buta-1,3-dieno eritreno Ciclanos cadeia cíclica saturada ciclopropano Ciclenos cadeia cíclica com 1 dupla ciclopropeno 1 ou + núcleos benzênicos metilbenzeno tolueno Aromáticos 314FUNÇÃO GRUPO CLASSIFICAÇÃO/EXEMPLO NOME IUPAC OUTROS NOMES FUNCIONAL Cl 2-cloropropano cloreto de isopropila mono-halogenado Haletos Orgânicos ou Derivados Halogenados de H de hidrocarboneto por halogênio(X) F, Cl, Br, di-halogenado 1,2-dibromoetano brometo de etileno Br Br Cl tri-halogenado triclorometano clorofórmio Cl primário: etanol álcool etílico secundário: propan-2-ol álcool isopropílico Álcoois OH (hidroxila) em saturado R OH monol terciário: - metilpropan-2-ol álcool OH diol ou glicol etanodiol etilenoglicol OH propanotriol glicerol, triol OH OH OH (propano-1, 2, 3-triol) glicerina OH OH Enol (hidroxila) em etenol "álcool "radical" alcenila OH hidroxibenzeno, fenol benzenol comum, ácido fênico monofenol OH m-hidroxitolueno 3-metilbenzenol m-cresol Fenóis -OH (hidroxila) em de núcleo benzênico (AR OH) CH₃ OH OH o-benzenodiol catecol OH difenol m-benzenodiol resorcina OH OH p-benzenodiol hidroquinona OH 315FUNÇÃO GRUPO FUNCIONAL CLASSIFICAÇÃO/EXEMPLO NOME IUPAC OUTROS NOMES H COOH metanoico ácido fórmico OH etanoico ácido acético presença da propanoico ácido Carboxila monocarboxílicos Ácidos Carboxílicos butanoico ácido butírico propenoico ácido acrílico OH ou 2-hidroxipropanoico ácido lático - COOH HOOC COOH etanodioico ácido oxálico dicarboxílicos propanodioico ácido malônico butanodioico ácido succínico Cloretos de Ácidos cloreto de etanoila cloreto de acetila Cl Obtidos por A partir de monoácido desidratação de (desidratação anidrido etanoico anidrido acético Anidridos de ácidos ácidos. intermolecular) Apresentam 0 grupo: 0 0 A partir de diácido (desidratação 0 anidrido butanodioico anidrido succínico intramolecular) o Sal Orgânico de ácido carboxilico etanoato de sódio acetato de sódio Éster éster orgânico etanoato de metila acetato de metila metoxietano éter etilmetílico Éter etoxietano éter éter sulfúrico monoaldeído etanal aldeído acético, Aldeidos 0 etanodial aldeído oxálico, H H oxalaldeído Presença de Carbonila: monocetona dimetilcetona, ou propanona 0 acetona Cetonas 00 (Deve estar ligada dicetona butanodiona Biacetila átomos de C.) 316GRUPO FUNÇÃO CLASSIFICAÇÃO/EXEMPLO NOME IUPAC OUTROS NOMES FUNCIONAL metilazano metilamina metanamina amina fenilamina ou anilina ou fenilazano "Derivadas" da benzenoamina Aminas amônia (NH₃) pela substituição de H por átomo - de carbono amina etilmetilamina etilmetilazano H amina etildimetilamina etildimetilazano CH₃ etanamida acetamida NH₂ 0 dietanamida diacetamida Mono, di e triaciladas H Substituição de H da amônia trietanamida triacetamida por radicais acilas Amidas CH₃ R mono: N-metilpropanamida N-metilpropionamida H di: N, N-dimetil N, N-dimetil propanamida propionamida Nitrilas ou Cianetos Orgânicos acetonitrila, cianeto etanonitrila de metila Isonitrilas, Isocianetos Orgânicos ou Carbilaminas isocianeto metilcarbilamina de metila nitrometano Nitrocompostos CH₃ NO₂ 2,4,6- trinitrotolueno TNT NO₂ Nitroso- compostos nitrosoetano 317FUNÇÃO GRUPO FUNCIONAL CLASSIFICAÇÃO/EXEMPLO NOME IUPAC OUTROS NOMES Ácidos Sulfônicos ácido etanossulfônico Compostos de Grignard Fórmula Geral R MgX ou cloreto de etilmagnésio AR MgX ISOMERIA CONCEITO Isomeria de Posição: os isômeros pertencem à mesma fun- ção, possuem a mesma cadeia carbônica, mas diferem na Substâncias que têm a mesma fórmula molecular, mas não posição de: são substâncias idênticas são chamadas isômeros (do grego: iso 1. grupos funcionais significa "mesmo", "igual", e merossignifica "partes", "formas"). 2. insaturações (casos mais comuns) TIPOS DE ISOMERIA PLANA 3. radicais Exemplos correspondentes: Isomeria de Função: os isômeros pertencem a funções quí- OH micas diferentes. Casos mais comuns: 1. e 1. álcool éter 2. aldeído cetona 2. e 3. ácido carboxílico éster H H H 4. fenol álcool aromático e éter aromático Exemplos correspondentes: 3. e CH₃ 2. e H CH₃ Isomeria de Compensação ou Metameria: os isômeros per- 3. tencem à mesma função e diferem quanto à posição relativa e de um heteroátomo. oH Exemplo: e 4. CH₃; Tautomeria: caso particular de isomeria de função em que se tem um equilíbrio dinâmico entre os isômeros. Casos mais comuns de equilíbrio: Isomeria de Cadeia: os isômeros pertencem à mesma função, 1. aldo enólico mas possuem cadeias carbônicas diferentes. 2. ceto enólico Casos mais comuns: Exemplos correspondentes: 1. cadeia normal cadeia ramificada OH 2. cadeia aberta cadeia fechada 1. 3. cadeia homogênea cadeia heterogênea enol aldeido 4. cadeia ramificada cadeia "mais" ramificada Exemplos correspondentes: OH 1. e 2. CH₃ enol cetona 2. e ISÔMEROS ESPACIAIS (Estereoisômeros) 3. e Isômeros Geométricos H CH₃ Se a fórmula estrutural plana do composto apresentar uma dupla 4. e ligação carbono-carbono e cada carbono da dupla estiver ligado a dois ligantes diferentes entre si, o composto existe sob forma cis e CH₃ sob forma trans, isto é, o composto apresenta isomeria 318