Todas as Fórmulas e Resumo Completo de Química

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15. CLASSIFICACAO DAS REACOES
15.1.Re~o de Srntese
2~ +{}z....2H20
15.2.Rea,..-o de Analise ou Decomposi9lo
CaC03 .... Cao + CO2
15.3. Reacio de Desloc.mento ou Simples
Troes
Fe +CUS04 ~ FeS04 + Cu
15.4. Reaolo de Dupla Troes
NaC£+ AgN03 .... AgCl1+ NaNO,
reagentes
l~membro
~
produtos
2~membro
2~ + {}z-
14. EQUACAOQUiMICA
a: a representacso gnlfica e abreviada de
uma rea~e quimica.
rial.
Ex.: qualquer reacao qu(mica
rial.
Ex.: qualquer mudanca de estado,
b) Quimicos: alteram a natureza do mate-
13. FENOMENOS
a) Fisicos: nao alteram a'natureza do mate-
Material hornoqsneo:
1) um (mico aspecto no ultramicrosc6pio.
2).tOOas as suas port;5es apresentam as
mesmas propriedades.
Fase e cada pon;:1iohomo~nea (continua
ou nao) de um material.
Homogeneo ~ uma s6 fase.
Ex.: alcool, ouro 181<,solucao de ligua e
acucar,
10. MATERIAL HOMOG~NEO E HETERO-
Gf!NEO
_____--oxigenio. : 02
Oxigenio"'------ n
. ozone: 03
9.. ALOT,ROPIA
Urn elernento qurrnico pode dar origem a
varias substanclas simples diferentes.
Exemplos:
<diamante: C,..Carbono rafita: Cn
tim in)
PF e PE varillveis
t{min)
Ponto de fusao e ponto de ebulic;io cons-
tantes.
·11.2.M1stul'lComum
Ex.: lIgua + sal
eOc
PF
8. MISTURA
a: a reuniao de duas ou mais substancias di-
ferentes.
Ex.: ar, 1110001 hidratado, 6gua do mar.
12.2. HomolJl1neas
a) Destilacio Simples: seperacso de um 56-
lido dissolvido em um hquido.
Ex.: sal + dgua.
b) Destila9lo fracionada: separacao de
I(quidos Il)isciveis de pontos de ebulicao dife-
rentes.
Ex.: agua + acetona; petr6leo.
12.1.HeterolJl1neas
a) Filttacio: (5 + L) Ex.: IIgua+ areia.
b) Decantal;ll'o:separacso de lrquidos imis-
clveis. Ex.: agua + 61eo.
c) Flotat;io: separacao de s6lidos de densi-
dades bern diferentes. Ex.: serragem + areia.
d) Dissolucio fracionada: separacso de s61i-
dos de solubilidades diferentes, num determina-
do solvente. Ex.: sal + areia
12. SEPARACAO DE MISTURAS
Observa(:i5es:
a) Existem algumas misturas que se fun-
dem a uma temperatura constante. Tais mistu-
ras sao denominadas misturas eutliticas.
b) Existem algumas misturas que fervem a
uma temperatura constante. Tais misturas sao
denominadas misturas azeotr6picas.
As moll!culas sao formadas por atomos di-
ferentes (elementos diferentesl.
Ex.: H20, CO2• ~ 504, Cll H22 011
As mohlculas sao formadas por atornos
iguais (mesmo elementol.
Ex.:~, O2, 03, P4, S8
Os gases nobres tem a molecule formada
por um s6 atorno [rnoleculas rnonoatornicasl:
He, Ne, Ar, Kr,·Xe. Rn.
7. SUBSTANCIAS COMPOSTAS OU CQM·
POSTOSQu(ivIlCOS
6. SUBSTANCIASSIMPLES
Indica as elementos e a quantidade de ato.-
mas de cada elernento na moh!cula. F6rmula
molecular da agua: H20
5. FORMULA MOLECULAROU BRUTA
4. MOL':CULA
Associacio. de atcmos ligados.
Moh!culada liQua:
PE
1~.1,SubstAncia Pura
. Ex.:lIgua
eOc
11. AQUECIMENTODOS MATERIAlS
HeterOgAneo... rnals oe uma tase.
Ex.: liQuae 6leo, leite, sangue.
3. ELEMENTOQUIMICO
a: 0 conjunto de IItomos iguais.
S(mbolo: e a representat;8o grafica e abre-
viada de urn elemento qufmico.
S6d1o: simbolo: Na
o sfmbolo e a representacio grllflca de um
Storno do e!emento.
" : H
• + • : 2H
2. TEORIA ATOMICO-MOLECULARciAS-
SICA
""'-.Toda matdria e formada por partrculas
extremamente pequenas, os'tornos.
- 0 dtomo deveria ser uma especie de "00-
linha extrema mente pequena, [Tlacit;ae indivisi-
vel'!.
- TOOasubstancia e formada por mol6cu·
lis que sio assoclat;Oesde IItomos iguais au di-
ferentes.
Quimica e a cil!ncia que estuda a eonstitui-
cio, as propriedades e as transforma.;:8es das
substiincias.
1. CONCEITO DE QUIMiCA
PissetaDessecador
.
-Funil de Separac!o
Funil de BUchnere
Kitassato
I 76 ~
1.~...!,,~~._~~~~~~~~~=====iiiiiiIiiii~-
·J',ascopara Refluxo
~-
Cone Externo
(Regilo Oxidantel
.~
.~
o !!
!!! i . Frasco LavedarId Cone Interno .
(Regiao Redutoral
Almofariz e Pistilo
Vidro de
Rel6gio
~perelho de Kim,
G6sSeeo
Tubo de Ensaio
86quer
Balio
Volum6trico
Balia de Destil~
Como Dobrar 0
Papel de FUtro
Regiees de uma
Chama Nio Luminosa
G6sOmido
Aparelho de Desti/a¢'o
Pipetas
Funil
.~
Cdpsulade
Potcelalll
Bureta
Tela de Amianto
Cadinh6Bico de Bunsen
TriPI!de Ferro
Garre
u
Proveta
Bagueta
Condensadores
ErlenmeyerBallo de Funclo Cheto
Pin~ de Madeira
Tubos de Ensaio
Estente para
Suparte Universal
16. PRINCIPAlS PECAS DE LABORATORIO
J
'1
,,
!
:0 •
'Ie SO SO 2 $ aw:r ~~_
77
Comparar 0 valor da massa m(nima com 0
valor da massa molecular.
14. CALCULO DA FORMULA MOLECULAR
menor
FOrmula M(nima
16. VOLUME MOLAR DE UM GAS
t: 0 vo lume ocupado por urn mol de urng6s.
11 mot.de g<is~ 22,4£ I
Condi¢es norma is de temperatura e pres-
sao (CNTP): OOCe 1 atm de pressiio.
Obsemt~o: Recentemente decidiu-se ado-
tar como s{mbolo do mol a palavra MOL. OlIVe.
se entao escrever:
1 mol
3mol
Em urn texto (escrito por extenso) 0 plural
de mol e MOLS.
Ex.: quatro mols
"Volumes iguais de gases diferentes nas
mesmas condi¢es de pressao e temperatura
apresentam igual nOrnerode moleculas".
15. HIP6TESE DE AVOGADRO
direton9de mols de atornos
+ 6. 1(f 3 atomos
nl?de atomos-----------~
Indica os elementos e.0 nOrnerode atomos
de cada elernento.
Exemplo:
fOrmula molecular da glicose - C6H1206
10. FORMULA MOLECULAR
moleculas)
Exemplo:
Massamolecular da glicose: 180
FOrmula minima = CH2 0
F6rmula molecular = (CH20)n
30n = 180:. n:: 6
%OUg +_(_M_A_)_9 ~
Transformar OS dados em nl?de atg.
12. FORMULA PERCENTUAL
Indica a percentagem de cada elemento em
massa. isto e. a massa de cada elemento sxlsten-
te em 10()gdo composto.
Exemplo: f6mula percentual da agua -
11,11%H; 88.89%0
13. CALCULODA FORMULAMI"'IMA
Indica as elementos e a proporcac de ato·
mos de cada elemento.
Exemplo:
Fqrmula minima da glicose - C~ 0
11. FORMULA MfNIMA OU EMP(RICA
6,02 . 1(f 3 .!tomos
de H = 2 atg de H
6,02 . 1(f 3 atomos
deO=1atgdeO
1 mol de /2
~O
(6,02. 1(f3---1
1) nOmero daatorrcs em uma moltfcula.
2) nOmerode atg em um mol.
Exemplo:
/2 atomos de H
1 molecula de H20<;
....ll1tomo de 0
o (ndice de uma f6rmula indica:
9. RELACAO ENTRE 0 ATG EO MOL
1 mol de rnoleculas = 6.02 . 102imoleculas
1 mol de atornos (atg) = 6,02. 1023 atomos
1 mol de (ons = 6,02 . 1023 (ons etc.
1 mol = 6,02. 1(f 3 unidades I
.".,. QUIMICA
~....
"...
.",.,.•
""".
'..
"JlI..
~
~,....
~'.
~..__.
,.'._......
A palavra mol ganhou maior amplitude e
passou a designar 6,02 . 1(f 3 unidades de q~aJ..
Quer coisa.
8. EXTENSAO DO CONCEITO DE MOL
adotar para a unidade de rnassa atOmica a sl'm-
bolo: u. Ex.: M . A . do Na= 23u.
decidiu-se
7. CONVERsAo DE UNIDADES
1 kg => 1OOOg
1 ton => 106g
1 mg => 10-3g
1 £ => 1000m£
1 m£ => 1 cm3
1m3 => 1000£
1 u.m.a. => 1,66.10-24 9
1 A => 10-8 cm
Observa....o: Recenternente
6. NOMERO DE MOLS (n)
t a rela..ao entre a massa (m) eo mol.
In=~ I
contern
1 mol ....6.02 . 1(f 3 molecules
(NOmerode Avogadro)
5. MOL~CULA-GRAMA(mol)
~ numericamente igual Ii massa molecular
emgramas.
eontem
1 atg 6.02 . leY 3 atomos
(NOmerode Avogadro)
4. ATOMO-G RAMA (atg)
t numericamente igual it rllassaatOmica em
gramas.
t a massa de uma molecule medida em
u.m.a ..
Massa molecular = soma das massas aternl-
cas de todos os atomos Queformam a molecula.
Exemplo:
C6H1206 C=12 H=l 0=16
MM= 6 . 12 + 12 . 1 + 6. 16 = 180u.m.a.
3. MASSA MOLECULAR OU PESO MOLE·
CULAR
2. MASSA ATOMICA OU PESO ATOMICO
t a massa de um atcrnc rnedida ~m u.m.a.
Para medir a massa de um atomo. compere-
mos com a u.m.a .. Esta compara..ao e ·feita por
meio de complicados cc!lculos;portanto, os va-
Iores siofornecidos.
Exemplo: H =1,0:: 16, C =·12, N = 14
Iu.m.a. :: -T2 do IItomo de C - 12
Este 4! um dos doze pedar;:os.portanto a
unidade de ma~ atOmica.
Entio, temos:
IIItomode carbono 12
(dtomo padriio)
1. UNIDADE DE MASSA ATOMICA (u.m.a.)
t a unidade para medir a massa de um ato-
ma OIl de lima molecula.
-_
78
62. Dois el6trons de spins apollo. ( ~ t I58
atraem
5.1. Doi. elttrons de mesmo spin ( .j. .j. I se repe-
lem
6., SPIN
,~ 0 movimento de rotacio do eldtron. D,e·
vido ao spin, 0 eletron funciona como um pe-
oueno {mil,
-2 ,
ron 0 (8p,10e):
152 2s2 2p6
o
lItcimo0 (8p,8e):
Is2 252 2p4
II. Dillribui~ eletr6nicalm inion
Colocar os 'eretrons,no subnfval incompleto.
Exemplo: '
+3
(on Fe (26p, 23el:
1r 2S22p6 3s2 3p6 3ds
A camada de val6ncia do As e a camada N.
4~ DI~TRIBUICAO ELETRONICA EM (ONS
Atomo: nqde p = nqde e
ion: nq de p <F nq de e
Ion positivo (clitionl: nl?de p > nq de e
ion negativ~ (iiniQnl:nl?de p<nQde e
I. Di$tribui~ el8trc5nicaem cation
Retirar os eletrons maisexternos do atorno
correspondente. Exemplo:
o
atorno Fe (2~p, 26e):
1S22S22p6 3r 3p6 3d6 452
+2
(on Fe (26p, 24e):
1S22S22p6 3s2 3p6 3d6
Exemplo: Ars6nio (As): Z= 33
I. Ordem energ6tlca (ordem de preenchl·
mentol
1S22522p6 3s2 3p6 4s2 3d' °4p3
u, Ordem geomttrica (ordem de camadal
1s212s2 2p613s2 3p6 3d' 0 4l 4p3
K L M N
2 8 18 5
t: nessa ordem que os subniveis sao pree~.
chidos. Para obter essa ordem basta' seguir as
diagonais no Diagrama:
~
enersia crescenta
Dlnrllu!l;io dos EI6trons nos subn(vels
(Conflguracjo Eletronlcel.
Os subn(veis sao preenchidos em ordem
crescente de energia.
Linus Pauling descobriu que a energia dos
subnfveis cresce na ordem:
1s 252p 353p4. 3d4p5s4dSp6s4fSd 6p7s5f6d ...
N6mero Maximo de EI6trons em ceda sub-
n(vel.
Nos ,tomos dos 110 elementos conhecidos,
os subnfveis 6g, 6f, Sg, 6h, 7p, 7d, 7f, 7g, 7h, 7i
estlo vazios.
Uma camada de numero n esta subdividida
em n subniveis.
3. SUBCAMADAS OU SUBNIVEIS DE
ENERGIA
Camada de Valincla II a camada mab ex-
terna do atomo e pade conter no maximo 8 eld·
trons.
K L M N 0 P Q
2 8 18 32 32 16 2
II. Experimentel
o elemento de numero at6mico 110 (fabri-
cado no in(cio de 1987 no Laborat6rio Dubnal
apresenta 0 seguinte nemero de eilltrons nas ca-
madas:
o P Q
50 72 98
M N
18 32
L
8
K
2
I. Te6rlco
Equa..ao'de Rydberg: x=2n2
N6mero mdxlmo de eNtrons em cada nlvel
de energla.
A coroa ou eletrosfera esta dividida em 7
camadas designadas par K, L,M, N, 0, P, 0 ou
palos nUmerosn = " 2, 3, 4, 6, 6, 7.
o numero da camada e chamado nurnero
quantico principal (n).
2. CAMADAS ELETRONICAS OU NIVEIS
DE ENERGIA
11Na23 {z= 11
A=23
1.6. R8presenta~o de um litomo
Utiliza·se 0 srrnbolo do elemento com um
rndlce inferior (nq atcrnlco) e um (ndice supe-
riorlnqde massa). Exemplo:
1.6. Elemento Oulmlco
£ um conjunto de atomos de mesmo nU'
mere 8tOmico. 0 elemento hidrog6nio II 0 con-
junto de atornos de numero atemlco igual a t ,
1.4. N6mero de Massa (AI
~ a soma do narnero de pr6tons com 0 nu·
mero de n6utrons.r-r-« __ ~
IA=Z+N!
Exemplo: 0 atomo de s6dlo tem 11pr6tons,
12 nAutrons e 11 el!!trons.0 numero atomico II
11 eo nemero de massae 23.
1.3.N6mero awmlco (ZI
~ 0 nurnero de protons existente no nucleo.
Em um 'tomo, 0 nurnero de pr6tons e igual
eo numero de eletrons.
1.2. Massesclaspenlcul8s fundamentels
'_ Massado pr6ton ~ massado nsutron
Massado pr6ton ~ 1840 x massado ell!tron
1.1. Dlmens6esdo 'tomo
Diiimetro do ~tomo ~ lO-&cm=1Angstrom
Diametro do atorno ~ 10.000 x diametro
do nucleo.
1. CONCEITOSBAslCOS
,1
"i
Ir:
1
79•
Ambos apr.sentarn 6 neutrons.
e811S'
12. ISOTONOS
Atomos de Z diferente. A diferente; e
mesmo numero de n4utrons.
Exemplo:
ea4010
10. ISOTOPOS'
Atomos de mesmo Z (mesmo elemento),
com n"mero de massa diferente (0 nurnero de
neutrons I! dlferente).
Mesmaspropriedades qurmlcas,
Is6topos do hidrog6nio:
Hidrogllnio leve (pr6tio) - nao tem neutron.,
Deuterlo (1 nll"tron)
Tritio (2 neut~o"s)
11-11, IHl , IH3
11. ISOBAROS
Atomos de Zdiferente e A igual.
Exemplo:
9.2. Cromo. Molibd6nio
A estrutura (n - 1) d4 nr d menos estavel
que (n- 11dS nsl.
, Exemplo: Cr(Z=24)
Pelo Diagrama:
1s2 2S12p6 3r 3p6 3d4 4s1
Estrvtura verdadelra:
1s2 2S12p6 3r 3,,6 3ds 4S1
9.1. Cobra. Prata eOuro
A estrutura (n - 1) d9 ns2 ~ menos estavel
que a estrutura (n - 1) dlo ns". Exemplo:
Cu (Z = 29). Pelo Diagrama de Linus Pauling teo
rlamos:
1Sl 2S12p6 3s1 3p6 3d9 4s2
A verdadelra estrutura do cobre II:
1r 2S12p6 3s2 3p6 3dlo 4S1
9. EXCEC;OESAO DIAGRAMA DE LINUS
PAULING
Camada interna: 2,8, 18,32.
c) transio;io; subnlvel d incompleto (1 a 9
eltltrons).
d) transjo;io interna: subnlvel f incompleto
(1 a 13 ell!trons).
c) Numero q,,/intico magl'Mitico 1m)
Valores em subnlvel de numero l! :
Z Orbital Pz
III energia do eilltron.
A energia t! proporciona I a soma (n,+ £),
III) 0 subn(vel.
2=0=>s £=2".d
X
Identificam 0 eilltron.
'7. OS QUATRO, NOMEROS QUA'NTICOS
I
35 3p 3d ,:4s
, fUlIHI1 ~1,nIIHI1111111I![]
" M IN
I
I
2p :
11~11~I1~II
L I
I
I
15 I 2s
ff]:ff]
K
6.6. Distribuio;io Eletronlca em Orbitais
Exemplo: Fe(Z = 26)
yy
erradoerradocerto
1.1.1.11.ltl+llllllLJ
6.5. Regra de Hund (M6xima multiplicidedel
, 0 eilitron entrarei, de prefer4ncia, no orbl-
tal vazio, ao invds de entrar no orbital onde jli
existe outro ekltron.
I I ! I ! ! I I
"~ 0 endereco do eltltron."
e) numero quantico principal (n)
, .Valores: n= 1, 2, 3, ... Representa:
I) a distancia do orbital ac nueleo (2s esta
mais longe do nucleo que 15).
II) tamanho do orbital.
III) energia do eilltron.
IV) a camada (n;, 3 ... M).
b) Numero quantico seeundarlo ou azlmu-
tal (£)
Valores em uma camada de numero n: 0, "
2, . . . (n.,. 1). Representa:
I) forma do orbital ( 2= 0". esfllrico; £ = 1
=>haltel'es).
= 7 orbitais f:Subn(vel f
I. CLASSIFIC\A~AOeos ,ELEMENTOS
Elltron de ,diferenci,(:io: "Itimo eWtron
... entra na corea •
• , ... ' nobres: nsl np6 (Hl!lio;1r)
bl nprewntativos: e~ti'on de diferencia(:io
IOUp.
Z
dl Nu/T18I'oq"Antico, spin (sl - valores:
+ 1f.l e - 1/2.
Representa a rotaeao db eilltl'on.
m=O
y
Representa a orienta(:io do orbital no es-
.-po. X
m= -1
-£-+0-++£
s P
[:J 1~1~1~,1
1'111 I I
Subn(vel d = -5 orbitais d:
1111
3orbitals p:Subn(vel p
D
1 orbital S:'Subn(vels
1.2. Conceito de orbital (Schroedinger)
e a regiio onde a probabilidade de eneon-
1nr"um el6tron II mcixima.
U.Aeprese~ta\li'Ode orbital: Dou 0
U.Princfpio de Exclusio de Pauli
Em um orl5ital pode haver no ITlOIximodois
.wtrons de spins opostos,
1.1. PrincfpiOde lrieartez. (Helsenbergl
E imposslvel saber, com exatid;j'o, a post-
• ~e velocidade de um eilitron, simultanea·,
mente.
... ORBITAL
..............
•._----------------~--~---------------
80
cia.11~11 11 I Apresentam 5 eh!trons na camada de valdn-
0:2,6 N
11\
F
S :2, 8, 6
p
cia,
A) Familia do Oxigenio
0(8), S(16), Se(341, TeIS2)_
Apresentam 6 eletrons na camada de valen-
a
/\
F F
Te
/++\
H H
900
B) Familia do Nitroginio
N(7), P(lS), As(33), Sb(51)
Sb
/1\
H
N
/1\
H
4_ MODELO ORBITAL DA LlGACAO CO-
VALENTE
a angulo previsto na agua e 900, mas 0 .an-
gulo real e 104,So .devido a repulsao entre os
nucleos de hidrogenio_
/~\ /:\ /=\
H H H H H H
104,50 92,So 910
Na+' [0 - H) r:
d) Sais
c) Bases
1'0
H-O-N
"0
Os trils eh!trons nao emparelhados estao em
orbitais p_ Como estes sao perpendiculares, as
molecules sao espaciais (piriimide trigonal).
11.11 11 1
b) Acidos p
Como os do is el~trons nao emparelhados
estao em orbitals p (perpendiculares), as mole-
culas serao angulares (formade VI.
Regrs
Metal (1 a 3 eletrons na camada de valdn-
cia) com nao-metal (S a 7 eh!trons na camada
de val6ncia) ou hidrogj!nio.
Mecanismo
Transferencia de eletrons do metal para 0
nao-metal ou hidrogi!nio_ Ex.: A(Z = 12) 2, 8,
2, B(Z=7) 2, S.
Formulas Estruturais Planas
a) Oxidos
Na ligacao covalente, os atomos comparti-
Iham par de eletron. A ligacao covalente apare-
ce quando MD-metal (mais de 4 eletrons na ca..
rnada de vakincia) combina com 0 hidrog'nio
ou com Dutro nao-metal. Os atorncs empare-
. lham etetrons (spins opostos) formando uma
particula denominada moh!cula. Usando orbi-
tais oeorre uma sobrepostcso (overlap) dos mes-
mos.
3. A LlGACAO COVALENTE
2. LIGA~AO IONICA OU ELETROVALEN-
TE
F6rmnla
estrutural
plana.
F6rmula ele-
tronica
(Lewis)
:c~ So:
1
4
t
t
t
4
•
~
•t
~••
~
f
•••••••••••_.
@II
b ,~
.,;
Li~o covalent' detiva ou cOordenada.
Apenas um 'Torno fornece os dois eliltrons
do par. Exemplo: CO
Os compostos ionicos se apresentam na for-
ma de cristais, que sao agIomerados de um gran-
de numero de ions. Exemplo: Na+C£-
1s H· • H
UJrnffi
1. INTRODU~AO
OSatomos ligam-se para adquirir maior e.s-
tabilidade.
Gases Nobres: unicos elementos que apare-
cem na natureza na forma de atornos isolados.
o hl!lio tem 2 eletronsna camada K. 0 neOnio,
argonio, criptonio, xenOnio e radOnio apresen-
!am 8 eletrons na carnada de valdncia..
Teoria do Oeteto:. os atornos ligam-se,pro-
curando adquirir configiJracao eletrdnica de .gas
nobre.
Metais: rnenos de 4 eletrons na camada de
vall!ncia.Tendi!ncia de ceder e!etron_
Niio metai,: IT.IlIisde 4 el!!trons na camada
de valilncia~ Tendi!ncia de recebsr elllt:o:·.
1 atorno A perde 2lhV3 atornos A perdern 6&
1 aromo B recebe 3~'" 2 atomos B recebem 6&
Exemplo:
{
HIZ:1)
H2
H(Z= 1)
81
C£
I
5i
/1\C.I! C.I!
C.I!
H
I
st
/1\H H
H
H
I
C
/1\H H
H
As molt!culas XY4 serio tetraddrica$.
r-------~l
IS, P I
i[J ffitJL._~ ..!
PxPyPz
Fazemos agora uma hibrida,.ao do tipa spl.
spl , Pz
1111111 D'
orbitais sp3
tes. Como sao trivalentes, excitamos:
Por esta estrutura, eles seriam monovalen·
11 I 1 1
p
cia.
109C?28'
6.2. Hlbrlda9io spl
Este tlpo de hibridat;:iioaparece na famma
do boro.
8(5), AlZ(13), Ga(31). In(49), 12(81)
Apresentam 3 eit!trons na camada 'de valt!n~
z
z,
y
11 11 I I
'0 'If 0
H-Co==C-H
'If
a) Estado Fundamental5.3. Liga9io Tripla: A :: B, A ==B
Uma liga~o d sigma e duas ligat;:iiessao pi.
.
H
H
~Coy'lf
H
H
YC
~H
Ha g a
'If
5.2. Liga9io Dupla: A :: B, A = B
Uma liga~iioe sigma e a outra pi.
C(Z = 6), 5HZ= 14), Ge("Z=32),5n(Z=50),
Pb(Z=82).
Todos eles apresentam 4 elt!trons na carne-
da de valencia.
Sabemos Que '0 carbo no Ii tetravalente e as
quatro valencias sao equivalentes. Exemplo:
a
0/ '"H H
H - F
a
o orbital s d esft!rico, os orbitais p tdm
__ de halteres e os orbitais sp3 a forma de
_ "queijo mussarela" (urn lobo pequeno e urn
...., ... ode). as qUlltro orb itais spJ se dirigem
.... os v6-tices de um tetraedro regular.
[II 11 11 11 11 I
15
o arbono ja Ii tetra valente, mas par essa
___.. as 4 vak!ncias nao sao equivalentes.
d a..do hibridado
o orbital 2s e os tr's orbita is 2p se rearran·
.... tonnando 4 orbitais equivalentes denomi·.... "'3.
6.1. Hibrida~o spJ
Encontramos estt! tipo de hibrida,.ao nas
moit!culas de f6rmula XY4, onde X d urn ele·
mento da fam{lia do carbona.
5.1. Liga~o Simples: A .• B, A - B
t uma liga~o sigma. Exemplos:
11 1111 1[]
6. HIBRIDAc;:AoDEORBITAlS
t urn rearranjo de orbitals, isto d, uma mu-
danc;a na forma, energia e orieota~o dos orbi·
tais .
2p2s15
Par essa estrutura, 0 carbono serla blvalen-
..... eMtrons desemparelhados),
III &ado excitado (ativado)
Par 1Ibsor~0 de energia, urn elt!tron 2$ II
p idD para 0 orbital 2p,
0: S- S
Quando dais orbitais p se interpenetram la-
-....-nte (eixos paralelos), a liga,.ao ~ denorni-
.... pi( .. ),
d
O:p-$
bI
O:p - p
• ~ cuvalente, 0 par eletr6nico IIfor-
........ superpo~o dos orbitais (overlap)........
a...ID os'dois orbitais se interpenetram
__ _.., eixo, a liga~o ~ chamada sigma'
I' • ,L DempIos:
5.. .rBWOSicA0 DE ORBITAlS(OVER·
UIPt
._. __._-_---- ------- -- __ .. -- __ ,
82
Tomemos, como exemplo, 0 etino (aceti·
leno).
1111
ou Mantendo 05 nucleos no mesmo lugar, se
for posslvel mudar a posicao de ligacao pi, exis-
te resson4ncia.
A estrutura de Kekuk! para 0 benzene
(C6 H6) admitia 3 liga<:oesduplas lliternadas. No
entente, 0 comprimento da ligacao carbona -
carbono nobenzeno (1,40A) II intermediario ao
da ligacao dupla (1.34A) e da ligacao simples
(t.54A).
T1 0
C =
11 0
o == C
11
8. RESSONANCIA
!: uma moillcula linear.7.3. Carbono faz duas Ilga<:Oespi
A hibridacao II $p, 0 ingulo entre as liga·
<:oesr! 1800•
.: uma mok!cula plana.
pp
H
1s
1- - _.- ---,
12s 2p
I r.-r-,' ,..-,-;-,
:[] 1111111
'-- .1
11
lIT] 1111111L---~ J
••••I
I•I
I
I
~----~--------~------~~--~~------------~--~~.
1------- -'---I
I 2s 2p I
t
1s
Hibridacao do C : Sp2, pois hoi necessidade
de 1 orbital p para fazer a ligacao pi.
Conslderernos, como exemplo, 0 eteno:
oAf'
11 C~
7.2. Carbono faz uma Ilgacao pi
A hibridacao II Sp2, 0 ;ingulo entre as-figa·
<:oesII 120°. '
o etano II uma mok!cula espacial (dois teo
traedros unidos por um vllrtice).
PROFESSOR ANDRE LUIZ -
7. HIBRIDACAo DO CARBONO
Oependendo das condicees, 0 carbono po-
de apresentar os tr4s tipos de hibridacao.
Observe que a hibridacao sp possui dois or-
bitais p puros.
H
--- -- - ---1'
ls : 2s 2p I
[ll] i If] 1111 111 I
L ----_l·
Hibridacao do carbono: Sp3
Os cIois orbitais sp se repelem ficando em
oposicao.
As moillculas BeH2, BeC £2 sao lineares.
H
I
C - H
I
H
H
I
H - C
I
H
Consideremos, como exemplo, 0 etano:
15 : -2~ - - - ~P
[11 :_~ [JIJ
PxPyPz
Fazemos agora uma hibridacao do tipo sp:
1s 2sp 2py 2pz
[] [ill] IT]
7.1. Carbono Ilio faz 11 (16 ligI\)O•• simples)
A hibridacao r! Sp3, 0 ;ingulo entre as lip-
<:oesII 109028' e 0 carbono esta no centro de
um tetraedro.
Por esta estrutura, 0 berr'lio nao faria liga:
<:oes.Como ele II bivalente, excitamos:
1 1 1 1
2p2515
cia.
6.3. Hlbrld~o sp
Como exemplo temos 0 berl'lio (Z = 4).
Apresenta 2 elt!trons na camada de val!!n·
As moillculas BF" BCII" BH" AIICII3,
AI!F3 sao planas triangulares {trigonais):
05 tn!s orbitais Sp2se dirigem para os vllrti·
ces de um tri4ngulo eqiiihitero, pois assim eles
ficarao 0 mais afastado posslvel um do outro.
Observe que 0 orbital Pz Ilio foi hibridado,
isto II, a hibridacao sp2 possui um orbital p pu-
ro:
i.
II,
I
i~
~.
- ----------_- --~~~ ~=---- --
83•
--H - C == NExemplos de molecules polares:
Essas forcas podem ser divididas em dois ti-
pos:
Forces de Van der Waalse Ponte de Hidro-
gt!nio.
Al For~s de Van der Waals
Existem varios tipos de forces inclut'das
neste grupo _
Vamos estudar dois tipos principals:
• Forca entre dlpolos perman.ntes (F.D.PJ
Dipolo permanente e 0 dipolo devido a di-
terenea de eletroneqatlvldede. Esta torca existe,
portanto, entre molecutas polares (II total * 0).
Exemplos de molecules apotares:
__ F~
Cl!-Be-Cl! 'B-FF;:;?' ---
10. FORCAS INTERMOLECULARES
A ligac;iioque prende os atomos dentro de
uma molecule e a liga~o covalente. Vamos,
agora, analisar as forcas que existem entre as
moleculas.
jJ total = 0
o C = 0
c.) Se ,utotal = 0 ~ rnolecula nao polar
H
ligac;io1f deslocali:zada.
H
bl A e B t6m eletronegativldades diferen-
tes. A ligac;iot! covalente polar. Exemplos:
I
H - F, H - 0 - - C = 0
-H
Il total
III IRJII!cuIa Fl, 0 par e compartilhado
..... _. pelos dois atomos.Na moh!cula HF,
• ... , compartilhado desigualmente, apare-
...... _ &do do flUor uma pequena carga ne-
..... _.-.to no lado do hidrogt!nio aparece
_ c-.. positiva. A molecule HF t! um dipo-
... 7 S - J.. -SI! momenta dipolar a grandeza
_ = I _d. sendo d a distilncia entre os 2 cen-----.s-~ all momento dipolar urn vetor
_a ~ dada na figura. Para uma mo-
..... CDftI rnais de urna ligaC80,define-se 0
___ dipolar total (soma vetorial do mo-
_ """'decada liga~ol.
ail Se IItota I* 0 ~mohkula polar
d
CD
I
1
I I
C - C
I I
0,F - F,O
A-B
Dada uma liga~o covalente
9. POLARIDADE DA LlGACAO COVALEN-
TE
@
,,
CD
Consideremos as molecules F2 e HF
Il
EsIS estruturas sio chamadas formes ca-
...... pais elas nao existem. A verdadeira es-
_ do benzeno apresenta uma 11ga~0 pi
P 7 7 ta, islo e, uma nuvem eletrdnica Ii-
... os 6 atomos de carbone formada pela
posicio dos orbits is p.,
podemos ter dois casas:
al A e B apresentam a mesma eletronegati-
vidade_ A liga~o t! charnada covalente apolar.
Exemplos:
H
I
C
H.... /" ~C,.H
C- II I
C C
H" ............/' 'H
C
I
H
- 0
H H
o
Por esse motivo, 0 benzene e representado
esquernaticamente assim:
Observe que na estrutura de Kekule e pos-
s(vel mudar a posi~o das ligacOes1r •
H
I
C
H, /'....__.,c-, ,.HC C
I I_'C) (C
H ~ ,/'" 'H
C
·1
H
... ~ca que no benzene a liga,.aocar-
__ - grboo;) nio t! dupla nem simples.
IE_ ipc;io intermediaria.
PROFESSOR AHDRt LUIZ -
84
Exemplo: H~
. Substancias que estabelecem ponte de hi-
droginio S§obastante soluveisem agua.
Exemplos: NH3, H3C - CH, - OH,
H3C -COOH.
Substancia5 apolares S§oinsoluveisem agua.
"0 semelhante dissolve 0 semelhante"
Uma substancia e soluvel em outra quando
apresentam 0 mesmo tipo de forr;:aintermolecu·
lar ~ aproximadamente com a inesrna intensida-
de.
Exemplos:
A) Subs1linciapolar dissolve subs1linciepe-
ler '.
Compostos forte mente polares S§obastante
solweis em agua, pois esta d bastante polar.
12. PRINCiPIO DE SOLUBILIDADE
P.M.= 18
P.E. = lOOoC
13. LIGACAO IONICAOU ELETROVALEN·
TE
A) CRISTAIS IONICOS
Cloreto de s6dio - nQde eoordenacso 6
(cada (on no centro de. urn octaedro}, CristaI
rubico.
B) Substiincia apolar dissolve substincia
apolar
sao solweis em CC~4 (a~~r): 12, hidro-
carboneto.
Exemplos:
12, Hidrocarboneto (gasolina, benzene etc.),
CC~4'
n-pentano
P.M.= 72 P.E. = 3SoC
11.2. Para compostos de peso molec:ular prOxi-
mo, 0 mail ramificado 111m0 menor P.E.
Exemplo:
F2Ig6s) <c£Z (960)<Br1 I!Iquido) <12 Isblido)
oo
0:
I
H
0:-- ---- H
I P.H.
H
H
P.M.= 16
P.E. = -1610C
11A.Cornpostos que estabelecem ponte de .hl-
droginio tim P.E. anormalmente elevado.
H3C - C :; N
P.M.=41 P. =f. 0
P.E. = 820C
11.3.Para compostos de P.M. proximo,o mais
- polar tern maior P.E.
HaC - CH1 - CH3
P.M.=44 '" =0
P.E. =-42oC
P.M.=72
CH3
I
H3C - C - CH3
I
CH3
dimetilpropano
PROFESSOR ANDRE LUIZ -
11.1.Substiincias apolares (Ptotal = 01
Quanto maior a superfl'cie da moh!cula
(quanto maior 0 peso molecularl, maior a forea
de London e, portanto, maior 0 P.E..
11. PONTO OE EBULICAO (P.E.)
Na ebuli~o, ocorre um afastamento das
molecules. Portanto, quanto maior a forca in-
termolecular, maior 0 P.E., ou seja, menos vol'-
til a substancla.
+q -q +q-q
H - O:-·------·H a:
I P.H. I
H H
Condicoes:
a) atorno pequeno e bastante eletronegati·
vo (F, 0, NI.
b) par de eletron nao oompartilhado.
c) H ligado a esse atorno.
Exemplos:
HF, H10, ROH, RCOOH, ArOH, NH3,
RNH1, ADN etc.
Exemplo:
BI Ponte de Hidroginio
A ponte de hidrogenio e uma forca entre
dipolos permanentes anormalmente elevada.
c) Colisae, moleculares
+q~- -q i~e@ 8 . EB S-qe e
London
bllndu~o
al Movimento natural dos eilitrons
Assim, na moll!cula de iodo, os dois ell!·
trons, num certo instante, podem aparecer mais
perto de um atomo do que do outro.
• For~s de London .
Este tipo de forca existe entre dipolos tern-
ponlrios ou induzidos que n§o S§odevidos 11dl-
terenca de eletronegatividade. 0 dipolo tempo-
rarlo aparece devido a:
~~~
~.D.P.
Exemplo:
PROFESSOR ANDRE LUIZ -
No gelo, cada molecula da tigua estabelece 4
pontes de hidrogenio de maneira tetraedrica,
ocasionando 0 aparecimento de canals vazios.
Entre as camadas existem forc;;asde Van
der Waals.Estas sio fracas devido a repulsio en-
tre as nuvens eletronicas.
85
II I Graflta: Cn
Existem camadas superpostas. Em uma
camada,. cada atomo esta ligado a trlls outros,
formando hexagonos. A ligac;;iioII semelhante a
.do benzeno, isto e, existe ressonancia, forman-
do uma nuvem eletronica que abrange todo 0
cristaI.
C C
I IiC C
/1\/\
C I\c
C
I) Diamant.: Cn
Cada atomo de carbono esta figado a qua-
tro outros atomos de carbono. A hibridac;;iioe
Sp3.
Exemplo:
16.4.CristaI Covalent.
As part(culas sio atomos ligados por figa·
c;;iiocovalente.
H H
\ /o
o
1\H H As partfculas sio rons positivos e negativosligados por forc;;aeletrostatica (liga~o iOnical.
Ex.: Na+C2- .
16.1.Crlstal lonlco
Cristal e um aglomerado de grande numero
de part(culas arranjadas em ordem no espac;;o.
16. TlPOS DE CRISTAIS
Um pedaco de metal II formado de grios
chamados cristais. Os orbitais mais externos dos
atOmos.se $uperpoem em todas as direciies for-
mando uma nwem eletrOnicaque abrange todo
o cristaI.
Com isso, os atomos perdem eletrons para
a nuvem transformando-se em rons positivos.
Estes sio mantidos ligados por eletrons que se
movem livremente entre eles.
H
\
o
I
H
H H
\/
• Em solucio aquosa conduzem a eletricida-
de, pois a dissoluc;;aoem clgua llberta os
(ons.
Ouando um composto i6nico e dissolvido
em 6guaocorrem dois fen6menos:
I) Dissoeia~o IOnlca:separacio dos rons,
III Solvata~o: liga~o dos (ons a moleculas
do solvente. No caso da agua 0 fenOmeno e cha-
mado hidrBta~o.
• No estado I(quido (fundidol conduzem a
eletriddade, pois a fusio rebenta 0 cristaI
libertando os (ons,
• No estado s6lido nao conduzem a eletrici·
dade, .pois os tons estao presos no crista!.
Ex.: iodo s61ido, 12 (Van der Waalsl
gelo, H20 (ponte de hidrogllniol
16.3.Cristal Molecular
As part(culas sio moleculas ligadaspor for-
cas intermoleculares (Van der Waals e ponte de
hidrogeniol.
162..CrIstaIMetlilico
Neste cristaI temos (ons positivos ligados
por um mar de eletrons.
GBB3
€fJBJ)
• Sofrem elivagemquando submetidos a uma
pancada, isto e, rompem segundo uma suo
pertieie plana.
• Apresentam ponte de fusio e ponto de
ebulicio elevados.
• Sio s6lidos cristalinos nas condiQ6es am-
bientals.
BI PROPRIE,DADESDOS COMPOSTOS10-
NICOS
86
nome do CATION
........ , .... de
nome do anion
Exemplo: HC~ + NaOH -+ NaC£ + Hz0
b) Nomenclatura
Coloca-se 0 nome do anion (derivado do
scido por troca de terminacao) eo nome do c'"
tion (derivado da base).
ACIDO + BASE -? SAL + AGUA.
5. FUNCAo SAL
a) Definioiio
Sal t! todo composto que, em solu(ioaquo-
sa, Ijberta pelo menos um cation diferente do
H+ e pelo menos um Anion diferente do OH- _
ou
Sal II 0 composto forrnado ao lado da agua,
quando um acido reage com uma base.
Exemplos:
Fe(OH)2 - hidr6xido de ferro II ou hidr6-
xido ferroso.
Fe(OH)3 - hldroxido de ferro III ou hidr6-
xido ferr ico.
elemento
HIORDXIDO de ___,--- (Nox)
BORICO
CARBONICO
NiTR ICO
acido
acido
acido
elemento central'
ACIDO -------ICO
bz) Oxiicidos hicidol oxlgenadol'
• Acidos ICO
OBS.:Consideraremos alguns acldos como
fundamentais e aos quais daremos a terminaoao
ICO e deles derivaremos os demais acidos.
Coloca-se a palavra ACIDO seguida do no-
me do elemento central (aquele diferente do
He do 0) com a termina(io ICO.
Exemplo: HC£: ACIDO CLOR (ORICO
elemento
ACIDO ------- (ORICO
b) Nomenclaturab,) Hidrlicidos (acidos Ili'o oxlgenados)
Coloca-se a palavra ACIDO seguida do no-
me do elemento (ou radical) ligado ao hidrogf-
nio, com a terminacao (ORICO.
o hidronio, H30+, sera representado por H+_
HC~ + H20 -? H30+ + C£- ou
HO
H~ 2 ... H· + C~-
b) Nomenclatura
Coloca-sa II pa'lavra HIORDXIDO, a prepo-
sioao de e 0 nome do elemento iigado ao OH-,
com 0 respectivo Nox em algarismo romano.
4. FUNCAo BASE·
a) Dllflnlqio
(Segundo a teoria de Arrhenius)
Base e todo composto que, em solucso
aquosa, liberta, exclusivamente, como part(cula
neliativa 0 (on OW, chamado hidr6xido.
H20 +
Exemplo: NaOH_Na + OH-
• AcidosORTO - META - PIRO
Quando da formula de' um acldo.tor POSSI-
vel a retirada de agua e resultar outro actdo, ele
sera chamado ORTO (que e pretixo optativo).
Exemplo:
H3P04 acido FOSFORICO ou
acido ORTO FOSFORICO
OS acidos resultantes de desidratac;:oes re-
cebem os prefixos META ou PI RO, segundo as
regras:
1 molecule orto • - 1 Hz0 = META
H3P04 - H20 = HP03 acido META
FOSFORICO
2 moleculas orto - 1 H20 = PI RO
2H3P04 - H20 = H4P207 aeldo PIRO-
FOSFDRICO.
3_ FUNCAo ACIDO
a) Detln~o
(Segundo a teoria de Arrhenius)
Acido e todo composto que, em sotucso
aquosa, fornece, exclusivamente, como partrcu-
la positiva 0 (on H30+, chamado hidronio,
c) Sals
Sal t! todo composto que, em solu(io liber-
ta pelo menos um cation diferente de H30+ e
pelo menos um anion diferente do OH-
H20 +
Exemplos: NaC~- ... Na + C£-
H20 +2
CaBr2_Ca + 2Br-
d) Neutrallzaoao Acido-Base
Acido + Base -? Sal + Agua
Exemplo: HC~ + K OH -? KC~ + H20
I I----.J I
OBS.:Na neutraliza(io parcial resta na for-
mula do sal H+ou OH- sem sofrer rea(io.
Exemplo:
Mg(OHh + HC~ -?Mg(OH) C£ + Hz0
HzO +Exemplos: NaOH __ - ... Na +OH-
HO
Ca(OHh___:___'Ca+2 + 20W
• AcidosPER
Sao derivados do ICO por adi(io de 1 oxl-
genio a formula !CO. Na nomenclatura acres-
eenta-se 0 prefixo PER. ao nome do acido ICO.
H~04 acido PER CLOR ICO
• Acidos HIPO
580 derivados do OSO por retirada de 1
oxig6nio da formula OSO. Na nomenclatura
acrescenta-se 0 prefixo HIPO ao nome do ;!cido
OSO.
,H3P02 acldo HIPO FOSFOR OSO
HC~O 8cido HIPO CLOR 080
NITROSO
FOSFOR OSO
SULFUROSO
CLOROSO
acido
acldo
acido
acldo
HN02
H3P03
HZS03
HC£02
elemento central
ACIDO -------OSO
H3P04, acldo
HZS04 acid,!
HC£03 acido
• AcidosOSO
580 derivados do ICO por retirada de 1 oxi-
genio da formula ICO.
FOSFOR ICO
SULFORICO
CLOR ICO
OBS.:Os hidrogenios contidos na moil!cula
da substancia, que, em Sdluc;:ao, fornecem 0
H3O· , sao chamados de hidrog~nios ionlzllveis.
Nos acidos oxigenados, 0 hidrogenio loni-
zllvel esta ligado a oxigenio.
b) Bases
Base ,t! toda suostancla que, em solu(io
aquosa, liberta, exclusivamente, como anion 0
(on OW(hidroxido).
+ NO;-
+ HS04
+ S042
Os acldos sao compostos que, em solucao
aquosa, libertam, exclusivamente, como cation
o (on hldrentc.
H30· -? (on hldronlo
H· -? representa(io que usaremos para
os aeldos.
Exemplos:
HC~ + H20 ¢ H30· + C~-
HN03 + H20 H30·
H2S04 + H20 H30+
HS04 + H20 H30·
2. TEORIA DE ARRHENIUS
a) Acidos
Eletronegatlvidade l! a medida ~a tend§ncia
do atomo de atrair eletrons,
Fita decrescente de eletronegatividade:
F, 0, N, C~, Br, I, S, C, P, H ... Cs
1. ELETRONEGATIVJDADE
---:"t-
1387
r
VI) NH4C£+ NaOH_"NaC£+.NH~OH
NH40H _,.NH3 + H20
V) Na2C03 + 2HC£-+2NaC£+ [ H2CO'31
H2C03 _,.HaO + CO2
'IV) Na2S+ 2I-1C£-+2NaC£+HaS
HaS MAISFRACOque HC£
III) 2NaC£+ H2SO4 -+ Na2SO4 + 2HC£
HC£MAISVOLATIL que HaS04
II) FeC£2 + Ba(OH)a -+Fe(OHh + BaC£2
insolClvll1
I) Na2S04 + BaC£a -+ BaS04 + 2NaC£
insolClvel
Esta reacao II possfvel na pratlca quando
formar:
I) Sal insoluvel
II) Base insoiuvel
III) Acido maisvolatil ou mais fraco
Exemplos:
11_ REACOESDE DUPLA-TROCA
Reacao de'dupla-troca I! toda rea~o do ti-
C4) Oxido Neutro ou Indiferente
Oxido neutro t! 'aquele que niio reag~com
cigua, nem com aCido, nem com base. sa!> os
6xidos: CO, NOe N20
C3) Oxido Anf6tero
Oxido anf6tero II aquele que pode reagir
tanto com acido como com base.
, ~xemplos:
PbO, ZnO, A~ 03 _ ••
OBS.:Geralmente 6xido acido II 6xido de
niio-metal.
Exemplos:
S02, 503, P20" CO2 ...
ExcellOes:
Mn207, Cr03
Oxido acido reage com agua fomecendo
acido (anidrido de acido).
C~ 07 + H20 -+ 2HC£04
acido percl6rico
OXIDOACIDO+ BASE-+SAL + "'GUA
~) Oxido Acilo
Oxido acipo I! aquele que reage com base
para formar sal e agua.
10. REACAo DE NEUTRALIZACAo
IACIDO+ BASE -+ SAL + AGUA I
Ex.: HC£ + NaOH -+NaC£ + H20
9_ FORCA DASBASES(regras praticas)
As bases 50lUveissao fortes. As bases inso-
luveissao fracas.
OBS.:O hldroxido de amanio II soluvel e
fraco.
8_ SOLUBILIDADE(regras praticas)
I) Os compostos de metais alcalinos e de
amenlo sao solUveis.
II) Os nitratos silosoluvels,
III) Os sulfatos sao soluveis: exeeto: Ba, Ca,
Pb,Sr
~V) Os cloretos, brometos, iodetos sao solu-
veis: exeeto: Ag, Pb, Hg (I)
V) Os carbonatos e fosfatos sao in5Oluveis;
exceto: regra I
VI) Os sulfetos sao insoluveis; exceto: regra
I e alcallno-terrosos
VII) Os hidr6xidos 50lUveissao: alcalinos,
amonlo, barlo e calcic.
OBS.:Geralmente 6xido metalico fl 6xido
basico.
Exemplos:
N~ 0, CaO, FeO, Alb0 ...
I OXIDOBAslCO + ACIDO-+SAL+ AGUA I
Na20 + 21-1C£-+2NaCJi+ H20
c) Classifi~ dOlOxidos
CI) Oxido Basic:o
Oxido baslco II aquele que reage com acido
para forrnar saIe agua.
de oxida~o, em algarismo romano, deve cons-
tar do nome.
Exemplos:
N~ 0 6xido de s6dio
FeO 6xido de ferro II
~) Nomenclatura eom PREFIXOS
Colocam-seos prefixos MONO,01, TRI...
para indicar 0 nurnero de atomos de oxigenio
(6xido) e tambtlm 0 numero de atomos do ele-
mento ligadoao oxigenio.
Exemplos:
S03 TRI6xiljo de MONOenxofre
P2o, PENT6xidode Dlf6sforo
Examplo HC£04
Exemplo H2S04
Examplo H3P04
Exemplo H3B03
m= 3: muito forte
m= 2: forte
m = 1: semi-forte
m=O: fraco
7.2_ Oxicicilos (acldos oxigenados)
F6rmula geral de urn cicidooxigenado:
10m Y (OH)p I
7, FORCA DOS ACIDOS (REGRAS PRATI-
CAS)
7_1. Hidracilos (acldos MO oxigenados)
Fortes: HI, HBr, HC.£
Mfldioou Semi-forte: HF
Fracos: os demais
Formam per6xidos os metais alcalinos, at-
calino-terrosos e 0 hidrogenio..
cs) Peroxidos
Per6xidos reagem com acidos para dar sal e
agua oxigenada.
b) Nomenclatura
bl) Nomenclatura OFICIAL
Coloca-se a palavra OXIDO, a preposi~o
DE e 0 NOMEDO ELEMEIIITO.Se 0 elemento
apresenta mais de urnavalincia, 0 seunumero
6. OXIDOS
a) Defini~o
Oxido fl todo composto bimirio que con-
tern oxigGnio,comoelemento maiseletroneqatl-
VO.
Exemplos:
FeC£2 - cloreto de ferro II ou clore-
to ferroso.
Fe(N03)3 - nitrate de ferro III ou nitra-
to ferrico.
- nitrito de s6dio.
C£-
CLORETO
S042
SULFATO
NOi
NITRITO
Exemplos:
HC£
acido CLORIDRICO
H2S04
acido SULFORICO
HN02
acido NITROSO
AClIlO ANION
(DRICO ETO
ICO ATO
050 ITO
88
6~ regra: Acertarnos a equaCaopelo metodo
das tentatlvas, Deiiear para 0 flm 0 hidrogilnio
e 0 oxig@nio.
1 ~1=2X'a.=1
,~ l' '\
1 ~2=2 ~=1.
4~ ragra: Multiplicar os I::!. pela atomicidade
dos eleme_ntosque sofreram oxidacao e redu-
cao. Inverter os resultados obtidos (simplifique
se passivel) que serao os coeficientes das subs-
tancias esCoIhidas.
red ~
,aI! regra: Escolher uma substancia do ramal
oxi e outra do ramal red. Nio pode escolher
substAnciacom Nox repetido.
oxi IMn021
4. OXIDACAo E REDUCAO
Oxid~: perda d. ell!trons '* aumento do
Nox.
RedU\llO:ganho de elt!trons '* diminui(:io
do Nox.
a) "H" nos hidretosmet61icostem Nox=-1
Exemplo; NaH, CaH2
b) "0" nos per6xidos tem No~=-1
'Exemplo: H202, Na,02, Ba02
3. EXCECOES
Nox=O substincias simples
Nox-+ 1 H, alcalinos, Ag
Nox-+2 alcalino-terrosos, Zn
Nox-+3 A2, Bi
Nox--1 Halogl1nios(pontadireita)
Nox=- 2 '0
}:;Nox-O compostos
2. TABELADE NOX
II::!. = Nox maior - Nol(menor I
2~ regra: Assinalamosos "ramais" de oxide-
cao e reduCaocom os respectivos I::!. (varia~o do
Nox).
+4 -2 +1-I +2 -1 0 +1 -2
Mn02 + HC2 .... MlC22 + C2, + H20
6. ACERTO DOS COEFICIENTES PELO
METODODE OXIDO.REDUcAO
1~ ragra: Calculamos 0 Nox de cada.ele·
mento.
Fe, 0,: oxidante
. CO: redutor
5. O~IDANTE E REDUTOR
Oxidant.: substAncia que eontam elemen-
to que sofre redu(:io.
Redutor: substiincia que contl!m um ele-
mento que sofre oxida(:io.
{
Noxdo Na=+ 1
Noxdo C2=- 1
e a carga real ou aparente adquirida par
um !ltomo ligado.
1. NOMERODEOXIDACAo (N()X)
Ex.: Qual a massa de Caco, obtida na
'rea~o de 2 mol de Cao com 2 mol d. CO2, sa
o rendimento for 60%7
Dados: Moldo Caco, = 100g
Cao + CO2 -+ Caco3
Resposta: .
1 mol Cao -1 mol CO2- 1 mol Caco,
2 mol Cao - 2 mol CO2-2 mol Caco3
1 mCaco, = 200g I
200g CaCO,---100% rendimento
x 60% rendimento
Ix = 120g de CaCO, I
quantidade te6rica
R = _.....::Ig~u=an~t:.!:id=a~d:=.e.:.;re~a!:..i_.l00
£ 0 quociente entre a quantidade de pro-
duto realmente obtida, e a quantidade teorica-
mente calculada. Pode ser expresso em porcen-
tagem.
_I X= 160gde caco,l
6. RENDIMENTO
Ex.: Qual a massede Cac03 presente numa
amostra de 200g de calcareo cuja pureza tI de
80%7
Resposta:
100g de cal~reo -BOg de Caco,
200g de cal~reo _x
massada amostra.
.100
5. PUREZA
£ 0 quociente entre a massa da subsdncia
pura e a massa total da amostra. Pode ser ex-
pressa .m parcentagem.
P_ massada subst. pura
2CO(g) o CNTP+ 2(g) ---.~ 2CO~(g!
2 mol 1 mol 2 mol
ou .... 5Sg 32g SSg
ou .... 12.1(j3 6: 1(j 3 12.1(j3
moItlculas moltlculas molt!culas
ou .... 44,82 22,42 44,82
1 mol OCUPl! 22,42 nls CNTP.
de gas
4. EXEMPLOsAslCO
(Dado: C= 12; 0 = 16)
1 mol corresponde a massa molecular em
gramas.
3. RELACOESAUXILIARES
2 mol de CO: 1 mol de O2: 2 mol de CO2
estio par. .est' para
el Monter a propar~o basaando-sa nos
dados e nas perguntas .do problema (massa .
masse, mlsse- nQde moll, masse-volume etc.).
d) Utilizar ragras de tn!s para chegar 11 res-
pasta.
2. REGRAS GERAIS PARA 0 CALCULO
ESTEQUIOMeTRICO
a). Escrevera eq~ qu(mica do processo.
Ex.: Combustfo do mon6xido de carbona
CO+02 ....Co,
b) Acertar os co.ficientes estequiomlltrioos
de equa(:io.
Ex.: 2CO + 0, ....2Co,
Assim vOcf teni a p,opor~ do numero.d.
mols entre os particlpantes. Esses ooefici.nt.s
Ih. darao uma idllis da. relacio segundo I qual
IS substfncias sa oombinam.
Exemplo:
1. DEFINICAO
e 0 ~Iculo que permite relacionar quanti-
dad.s d. r.ag.ntes • produtos, que participam
de uma rea(:io com 0 aux(lio dIS equa~es qu (.
micesoori'espand.ntes.
. .~
89..•
em colunas verticais de sete elementos, em or-
dem crescenta de pesos atamicos, observando
que de sete em sete elementos havia repeti~o
das proprledades, fato que recebeu 0 nome de
Leidas Oitavas.
Finalmente, em 1I~69,Mendeleevapresen-
tou uma classifica~o, QueIia base da elassifica-
~o periodica moderna, colocando os elementos
em ordem crescente de suas massas atemicas,
distrlbutdos em oito colunas verticais e doze
faixas horizontais. Verificou que as proprieda-
des variavam periodicamente it medida Que au-
mentava a massaatornica.
NaTabela Periodlca moderna, os elementos
sio colocados em ordem crescenta de n6mero
at6mico.
2. CONSTRUCAODATABELA
Os elementos sio colocados em faixas ho-
rizontais (perfodos) e faixas verticais (grupos ou
famflias).
Em um grupo, os elementos tsm proprieda-
des semelhantes e, em um per(odo, as propria-
dades sio diferentes.
Na tabela hci sete per(odos.
Os grupos sio numerados de 0 a 8. Com
exce~o dos grupos 0 e 8, cada grupo esta sub-
dividido em dois subgrupos, A e B. 0 !1rupo8 e
chamado de 8B e e constitu(do por tres falxas
verticais.
+1-1 +1 +1-1 +1
NaC2+Ag(ND3)-1 ~ AgC2+ Na(N03)-1
Exemplo:
~ toda rea~o onde ocorre transfereneia de"
eletron. ~ toda rea~o onde ocorre varia~o do
Nox de algum elemento.
o numero total de eldtrons cedidos deve
ser igual ao nemero total de eletrons recebidos.
Uma rea~o de dupla-troca nao 6 rea~o de
6xido-redu~o.
8. REACAoDEOXIDO·REDUCAo
1<?membro: 2(-1) + 16(+1) + 10(-1) = +4
21?membro: 2(+2) = +4
Em 1863, Chancourtois dispOsos elemen-
tos numa espiral tracada nas paredes de um ci-
lindro, em ordem crescente de massa aternica.
Tal classifical=io recebeu 0 nome de parafuso
telurico.
Li Na K
7 23 39
Exemplo:
A soma das cargas do 1<?membro e igual a
soma das cargas do 2<?membro.
c) . Equ.o lonica
Em 1829, Dobereiner reuniu os elementos
semelhantes em grupos de trlls.
Cada grupo recebeu 0 nome de tr(ade. A
massa atOmicade um elemento era aproximada-
mente a ml!cliaaritm6tica das massas atomicas.
dos dois outros elementos.
1. HISTORICO
NUmero AIGma i
51mbolo ~
~~;:;.~
b) AguaOxigenada
Dependendo da rl!~, a .ua oxigenada
" pode atuar como oxidante ouredutora,
3C22 + 6NaOH~ 5NaC2+ 1NaC203 + 3H20
5
7. CASOSESPECIAIS
a) Autooxi·red~
A substAnciafunciona como auto oxldante-
redutor. EssasubstAncianlo pode ser escolhida.
I.._______..!
6.7. Ponto" Fusio • Ebllli~
II
V.A. = atomo-grama
densidade no estado s6lido
Ex.: V.A ..= 56g 7 cm3'
do Fe Bg/cm3
6.6. VollI"18 Atomico IV.A.)
•,
•••••(I
•.,
"""
6.5. Densidade (d)
~ a rela~o entre a massa e 0 1I0lume de
uma arnostra do elemento.
90
Cs
Fr
Metai.
Eletropositividade ou carater meta!ico: ten-
d6ncia do atomo para ceder eh!tron.
F.
~.4. Elatronllgatividade e EIBtropositividade
Eilltronegatividade: tendencia do at~mo pa-
ra receber eilitron.· 0
C~O(g) + e- -+ CQ- (g) + A.E.
6.3. Afinidade, Eletrdnica (ou eletroafinidade)
~. a energia desenvolvida, quando urn ele·
tron e adicionado a urn atomo neutro isolado.
I~E .1.
6.2. Potencial ou Energia de loniza\lio
Prlmeiro potencial de io;,iza~o de um ato-
mo II a energia necessaria (absorvidal para .retl-
rar 0 eletron de liga~o mais frouxa de urn ato-
mo no estado gasoso .isolado.
A energia necessaria para arrancar 0 21?ele·
tron II0 segundo potencial de ioniza~o.
Segundo .potencial de ioniza-.ao > 1«;l po-
tencial de ionjza~o.
Nao (g) +HE.I. -+ Na+(g) + e-
N~+(g) + 2~ E.L -+ Na++(gl + e-
Quanto menor 0 atorno, maior a energia de
ioniza~o.
Em um grupo, it medid~ que aumenta 0 Z,
aumenta 0 nl? de camad'as e, portanto, aumenta
o tamanho.
Em urn per (odo. como. os atomos tllm b
mesrno nl? de camadas, aumentando 0 Z, au-
menta a carga nuclear e, portanto, di minui 0 tao
manho (os eilltrons sao atraidos mais forternen-
Mpelo ""'00'. II II
~
!.l ....!:
i :
I· '
i
i
r •
z
6. .PROPRIEOAOES PERIOOICAS
6.1. Tamanho dos Atomos
- carga nuclear. Quanto maior a carga nu-
clear, menor 0 tamanho.
efeito de prot~o dos .ellitrons inter-
nos. Quanto maior 0 nomero de eletrons,
maior 0 tamanho.
,
•,,
•
Calor
Espac(fico
z
bl PropriedadeS aperi6dicas sao aquelas co-
jos valorss crescem ou sempre decrescem, Iime-
dida que aumenta 0 numero atomico (massa
atamica, calor espec(ficol.
Massa
5. .PROPRIEDADES .PERIODICAS E APE·
RIOOICAS
al Proprilld!!des peri6dicas sao aquelas cu-
o f6sforo esta no grupo SA.
bl Elementos de transi~
A soma do numero de eletrons dos subn'·
veis sed mais externos e 0 numero do grupo.
Exemplo: VIZ = 23)
152 2s2 2p6 352 3p6 3d3 452
soma s + d = 2 + 3= 5 ~ grupo 58.
Propriedade
jos valores crescem e decrescem sucessivamente.
aumentando 0 numero atemico.
M
5
.L
8
K
2
4. RELACAO ENTRE CONFIGURACAO
ELETRONICA E A POSICAo DO ELE·
MENTO NA TABELA
I) Periodo
Urn elemento com x camadas eletrcnicas
esta no per iodo x.
Exemplo: P(Z ~ 151 K L M
285
o f6sforo esta no 39 per fodo.
II) Grupo
al Elementos representativos (grupos A e
18e 2B).
o numero de eletrons na camada de valencia
II 0 numero do grupo. Exemplo: P(Z ~ 15).
IV. Gil .. ~,.s: grupo zero ou 8A.
V. Alguns grupos fainosos:
lA: meta is alcalinos
2A: metais alcatlno-terrosos
7A: nao·metais halo~nios
6A: calcogenios
a) Lantanideos (matais terras raras): grupo
3B e 6l?periodo. Elementos de Z: 57 a 71.
b] Actinldeos: g~upo 3B e 7I?per(odo. Ele-
mentos de Z : 89 a 103.
III. Elementosdetransi~ interna
(ultimo eilltron colocado em subnivel f:
apresentam subn(vel f lncompletcl, Estao divi·
didos em duas classes:
II. Elementos de trami~
(ultimo eh:!tron colocado em subnivel d;
apresentam Subn(vel d incompleto): 3B, 48, 58,
6B, 78, 8B. Estiio no centro da tabela.
3. POSICAO DOS ELEMENTOS NA TABE·
LA
". Elementos representetivos 0u tipioos
'. ::." (ultimo eilltron colocado em subn(vel s oil
··Pi:. ;irupos A e 1B e 2B. Estio nos extremos da
tabela.
91
d M
Como _!L = _!L ,vem:
dA MA
f.-=~
"As velocidades de difusao e efusao de dois
gases nas mesmas condicdas de p~essao e tempe-
ratura sao iriversamente proporcionais as rarzes
quadrsdas das respectivas densidades absolu-
tas.
e) Pressio Parcial em func;ao da fra\lio mo-
lar e pressao total.
I PA = X.A:P I I PB = XB• Pj
7. DENSIDADE ABSOLUTA DE UM GAS
Id=%-I
8. LEI DE GRAHAM
[P?PA +PB I
d) Fra\lio Molar de um gas (X)
!: a relac;ao entre 0 numero de mols do gas
eo numero de mols total.
l~A=~1 I XB=~I
2C(g)
2V
+ 3B(g)
3V
1 A(g)
1 V
Numa reacao onde s6 participam gases e
nas mesmas condicoes de temperatura e pres-
sao, existe uma proporcao de nurneros i,nteiros
entre os vo lumes dos gases participantes da rea-
c;ao:
Ex.:
5. LEI DE GAY LUSSAC
(56vale para reaeees entre gases)
mB e.mC sao chamadas MASSAS EOUI-
VALENTES, pois ambas reagem com uma mes-
ma massa de um terceiro etemento (tornado co-
mo padrao),
Obs.: Conseqiilincia da .lei de Richter:
Equivalente-grama.
A + B ..... X
ImA I mB
A + C ..... Y
ImAI mC
B + C ....Z
m' m'B C
I
' "a R T
PB = --==----
VI PA~-¥2-1
c) Lei de Dalton
A pressao total IIa soma das pressoes
par cia is.
b) Pressio Parcial ou Individual
(pI e a pressao de cada gas nurna
mistura 9aso$8.
a) Equa9io de Clapeyron
PV = (nA+ nB) R T I
Leis Transforma9io. Equa9io Grafico
Boyle T=cte PI VI = P2V2
P!,-
Mariotte lsoterrnlea PV=K V....
Charles P = cte .ss.: .:::h._
lLTTI
T2
tsobarlce
Gay Lussac .s.: K'
T
V cte V=cte
PI P2 P1L-T--=r;- = T;-isoc6rica
lsometrlca _P_= K"
T
4. EOUACAO GERAL DO GASES
a) Volume das molsculas t! desprezivel.
b) Nao existe torca de atrac;ao entre as mo- I \~I = \~2 II!!culas.
2. TEORIA CINETICA DOS GASES 5. EOUACAO DE CLAPEYRON
a) Os gases sao formados de moll!culas em
movimento continuo e desordenado. I PV=n R T I
b) A pressao de urn gas e devida aos cho-
ques das molecules contra as paredes do reel- R = 0,082. atm. £ R = 62,j!!mHg,£
piente. K. mol K. mol
c) A energia cim!tica media das molecules e
diretamente proporcional a temperatura absolu- 6. MISTURA GASOSA
tao gas A
IEc= K.T·I +
3. LEIS DOS GASES gas B
4. LEI DE RICHTER - WENZEt
(Lei das proporcoes recrprocas)
Se uma massa fixa de um elemento reage
com massas d iferentes de dois outros elementos
diferentes conclui-se que:
Se esses do is elementos rcombinarem en-
tre si, suas massas estarao na mesma propor\lio
do que quando reagirem com 0 primeiro ele-
mento.
estas massas estao entre sl numa relac;ao de nu-
meros inteiros e pequenos:
m'
tBmassas
diferentes
2~composto
1~composto
A + B .....
1~experlsncia mA mB
2~experiencia mA
tmassa
fixa
(Lei das proporcdes multlplas)
Se uma massa fixa de um elemento se com-
bina com massas diferentes de um segundo ele-
mento, para formar compostos diferentes, estas
massas (diferentes) estao entre si numa relac;ao
de numeros inteiros pequenos .
Obs_: Conseqiilincias da Lei de Proust:
a) composic;ao centesimal
b) calculos estequiornetrlcos
A + ,B ..... C + D
1~experiencia ma mb mc md
2~ experlencia m' m' . m' m'a b c d
2_ LEI DE PROUST
(Lei das proporcdes constantes, definidas
ou fixas)
Ouando, em vilrias experlencias, duas subs-
tancias se reunem para formar um composto,
sempre 0 fazem numa mesma proporceo,
l' + B ..... C + DI I ,
I I I, I I ,
rna mb mc md
(Lei da conservacso da massa)
Numa reacio qurrnica, a soma das massas
dos reagentes e igual Ii soma das massas dos pro-
dutos.
HzS04 + S03 .... HzSz 0,
acido pirossulfurico
o oleum e entao dilufdo em ilgua:
HzSzO, + HzO .... 2HzSO.
8. NITROGENIO
Preparacao
I. Laborat6rio
NH.NOz_Nz + 2HzO
!:J.
cat.2S0z + Oz _ 2S03
!:J.
o tri6xido de enxofre e absorvido em acido
sulfurico; formando 0 acldo sulfurlco fumegan-
te ou oleum.
....C1 S H31COOIzCa + 2NaHC03
~ Bicarbonate de s6dio
A agua dura nas caldeiras produz explosao
devido a 'formacao de uma crosta de sais de cal-
cio.
4. AGUADURA
Actua dura e a agua que contern, dissolvi-
dos, sais de calclo e magnesio, principalmente
bicarbonatos e sulfatos.
A agua dura nao produz espuma com os sa-
boes, porque os sais de calcio e magnesio da
ilgua dura dao precipitados com os sais s6dicos
de acldos graxos.
o
II
2C1SH31 -C-OrNa+ + Ca++(HC03r ....
palmitato de sodlo
[sabao]
Pb + HzSO ..... PbS04 + Hz
Usarn-se 6xidos de nitroqenio (NO e NOz)
como cata lisado res:
b) Oxid~ao de SOz a S03
2S0z + Oz ~~2S03
Existem dois processos usados para oxidar
dioxldo de enxofre:
I. Processo das camaras de chumbo
o chumbo, apesar de ser um metal menos
nobre que 0 hidrogenio, nao e atacado pelo ilci-
do das camaras por formar' sulfato insoluvel.
Preparacao
Etapas:
a) Obtencao de SOz
S + Oz ....SOz (queima de S)
4FeSz + 110z .... 2Fez 03 + 8S0z
(ustuiaclio de pirita)
7. ACIDOSULFORICO
II. Laboret6rio
2KCQQ3(S) Mn02 2KCQ(s) + 30z (g)
!:J. (cat)
frac.
.dest.I ar Irquido I
. 3. OXIG~NIO
Pt'eparacao
I. Industrial
a) Eletr6lise da ilgua
2HzO ....2Hz +Oz
b) Liquefacao e posterior destilacao fracio-
nada do ar.
{
78% Nz
ar 21% Oz compressao
resfnamento
l%Ar ,
II. LaboratiSrio
a) Zn(s) + HzSO ..... ZnS04 + Ht
t
b) CaHz + 2Hz 0 ....Ca(OHIz + 2Hz
SiOz + 4HF .... SiF~ + 2Hz 0
(gas)
Acido Fluoridrico (HF)
Ataca a silica e os silicatos e portanto 0 vi-
dro (e usado na gravacao de vidros).
6. HALETOS DE HIDROGeNIO,(HX)
Prepare.,ao
Hz + Brz .... 2HBr
4HCQ + MnOz ....Cl1z +MnCQz + 2HzO
o elemento fluor pode ser preparado 50-
mente por oxidai;:a"o numa cdlula eletrolrtica,
5.2. Preparacao
A reativ idade como receptores de e letrons
decresce na seguinte ordem:
F> CQ> Br> I '
o cloro t! pouco solovel em ilgua (0,1 moll
Ilitro) reagindo com a mesma dando (ons clore-
to e hipoclorito.
CQz + 2Hz 0 .., H30+ + Cl1- + HOCQ
(agua de cloro)
A agua de cloro e descorante devido 11 for-
macao de acido hipocloroso (oxidante).
b) Eletr6lisa da "'ua
2HzO ... 2Hz + Oz - 135kcal
eletr61ise
1. OCORR~NCIA DOS ELEMENTOS ,
Os elementos mais abundantes na crosta
em porcentagem em peso sio: 0, Si, Al1, Fe, Ca.
Exemplos de Min6rios; ,
(Galena) PbS (Blenda) ZnS
(Cinilbrio) HgS [Pirita) FeSz
(Hematita) Fez 03 (Magnetita) FeS04
(Piroluzita) MnOz (Salgema) NaCl1
(Cillcario, marmore, calcita) Cac03
(Bauxita) ARz032HzO
A agua do mar e fonte principal de obten-
cao de varios elementos como 0 bromo e 0 mag-
nesio. '
Abundancia (em nq de Stomos) na agua do
mar: H> O>CR> Na> Mg
Abundincia na atmosfera (% em volume):
NzI78%), Oz(21%I, ArlO,9%) e, ooz(O,03%)
2. HIDROGeNIO
Prepara.,ao
I. Industrial
a) C + HzO 1000:C CO + Hz
gas d'ilgua tcombusnve+ industrial)
II. Industrial
l.lquefacdo e destilaCao fraclonadado ar.
9. AMONIA OU GAS AMONIACO
Preparacao
NO Processo Habet-Bosh
2S0z + Oz - 2S03N~ ~L
Nz + 3Hz 2NH3
S03 + Hz0 .... HzSO.pressso !:J.
II. Processo de contato Aplica96es:
Neste processo, a oxidaCao Ii catalisada por a) refrigeraCao ..
pent6xido de, vanadio ou platina finamente di- b) preparacso do acido n(trico
vidida. )
L- ~ c__fe_r_tl_·Ii_za_n_t_e_s~------------~----J...
~ ~ .
~
5: HALOG~NIOS
5.1. Caracterfsticas
Nao ocorrem livre na natureza.
Fz - gils amaralo claro. '
Cl1z - gils verde-amarelo
'Brz - liquido vermelho-acastanhado
Iz - s6lido marron-violet~ de brilho
rnetallco. Sublima a 184QCdando vapor vloleta. ....~ ~ ~~ __~_J~
PROFESSORANDRt LUIZ -
93..
Admitamos que na medida de uma grande-
za fisica a. foram feitas n medidas al. a2•...
.... an' obtendo-se um valor mais provavel ( il)
um desvio medic absoluto (dm) e um desvio
medlo relativo (dmr).
o verdadeiro valor de a nao e posslvel de se
determiner, porern podemos concluir. com alto
grau de confianca, que 0 seu valor esta com-
7.2. Erros Acidentais ou Fortuitos
Silo erros que resultam de causas tndeter-
minadas e afetam de modo imprevisivel as me-
didas.
Exemplo: variaclles de pressao. temperatura
tremores de terra etc ...
Os erros acidentais sao os unlcos que NO
podem ser totalmente eliminados. mas tio so-
mente atenuados.
6. APRESENTACAO DE UM RESULTADO
Define-sa desvio medlo relativo (dmr), para
um conjunto de n rnedldas, como sendo 0 quo-
ciente entre 0 desvio medic absoluto (dm) e 0
valor mais provavel da grandeza ( 1i ).
I dmr=-+ I
a = (3.70 ± 0,03) g
7. CLASSIFICACAO DOS ERROS
7.1. Erros sistemdticos
Sao erros oriundos de causas constantes
e que afetam as medidas de um modo uniforme.
Exemplo: medidas de um comprimemo fei-
tas com uma trena de aco que sncolheu.
5. DESVIO MeDIO RELATIVO PARA UM
CONJUNTO DE nMEDIDAS
Exemplo:
n
~ usual a notacao:
Define-se desvio medic absoluto (dm), para
um conjunto de n medidas, como sendo a me-
dia aritmetica dos mOdulos dos desvios absolu-
tos dessas n medidas.
Idl I+ Id2 1+ ... + Idn I
dm = ---------'''-
preendido no intervalo de a - dm aa+ dm, is-
to e:
4. DESVIO MeDIO ABSOLUTO PARA UM
CONJUNTO DE nMEDIDAS
d.
d.=-_I_
n (i
3. DESVIO RELATIVO PARA CADA ME-
'DIDA
Define-se desvio relativo (dri), para uma
medida de ordem (i), como sendo 0 quociente
entre 0 desvio absoluto correspondente (di) eo
valor mais provavel Q .
2. DESVIO ABSOLUTO PARA CAD A ME·
DIDA
Define-se desvio absoluto (di). para uma
medida de ordem (i), como sendo a diferenca
entre 0 valor experimental ai e 0 valor mais pro-
vavel Ii.
Para uma serie de medidas (at. a2•.... an)
de mesma confianca (operador. metodo e ins-
trurnentacso equivalentes) 0 valor mais prov 6-
vel ( ii )da grandeza medida e dado pela ml!dia
aritmetica dos valores experimentais obtidos.
Assim:
1. POSTULADO DE GAUSS
anodo: CuD(s) _,. C(J++(aq) + 2e"
catodo: Cu++(aq) + 2 e' -+ Cuo (s)
Reduciio
o produto brute dos altos-fornos e chama-
do ferro gusa e contern cerca de 4% de carbo no,
de+3 D
Fe203 + 3CO _,. 2Fe + 3C02
Cobre
Impuro
Ar -- -lir---...g
Cadinho -t;;;;;J'f,'
o redutor siderurqico I! 0 MONaXIDO DE
CARBONO (CO) que se forma na reaeao:
2C + O2 _,. 2CO
Equaciio global:
Alto-
forno
Ferro. Calcario.
Coque
13. OBTENCAo DO ALUMiNIO
o aluminio e obtido a partir do mim!rio
bauxita (A£203 . 2H2 0) por reducao eletrol(ti·
ca (processo Hall-Heroult].
+3 +3e- D
AQ (£)_A£ (£)
14. OBTENCAo DO COBRE
Na obtencso do cobre a partir de sulfetos
faz-se a ustulaeao do rninerlo concentrado por
flotaeao.
2CuFeS2 + 502 -+ 2Cu + 2FeO + 4S02
o cobre assslrn obtido tem 97 a 99% de PU-
reza. A sua purificaciio I! feita em urna cela ele-
trohtica com 0 catodo feito de cobre puro,
o rninerio de ferro. calcarlo e coque sao
adicionados pela parte superior enquanto que 0
ar ou oxigenio e injetado pela parte inferior. A
medida que se forma. 0 ferro fundido escorre
para 0 fundo do forno de onde e retirado perio-
dicamente.
2% de silfcio, ate 1% de f651oro e manganes.
traces de enxofre e 0 resto e ferro.
12. OBTEIIICAO DO FEB RO
1,. ALGUMAS LIGAS IMPORT-ANTES
Ferro-done; Fe-C (%C ate 0.5%)
Ferro-gusa: Fe-C (%C acima de 2%)
Aco: Fe-C (%C entre 0.5 e 2%)
Bronze: Cu-Sn
Latao: Cu-Zn
Ouro 18 quilates:Au(75%) - Cu(25%)
(algumas vezes prata)
Aco inoxidavel: Fe·C·Ni·Cr
_ Ac.DO NiTRICO
Prepara~
Wtodo Industrial
al Processodo arco (em desuso)
arco
N2 +02- 2NO
. voltaico
2NO + O2 -+ 2N01
(ar)
2N01 + H20 -+ HN03 + HN02
Com aquecimento 0 HN02 se decompoe.
3HN02-HN03 + 2NO +H20
!::J.
b) Oxida~da amOnia'(Ostwald)
Pt
4NH3 + 502-4NO + 6H20
8000C
2NO + O2 -+ 2N02
3N02 + H20 -+ 2HN03 + NO
94
2.5. Esptlcie anf6tera ou anfipr6tica
Especie anf6tera e aquela que pode atuar
como acido ou como base dependendo do meio
base
HS04
base
acido
H2S04
acldo
2.4. Par Conjugado
Par conjugado e urn acido e uma base que
se diferenciam por um proton.
Exemplos:
HCQ CQ-
Exemplo:
_'-H~ /"H~
HCQ + HzO "" H30+ + CQ-
acldo 1 base 1 acido 2 base 2
3.3. Neutraliz8t;:iio
A reaCao acldo-base de Lewis consiste na
format;:lio de uma ligat;:liocovalente dativa entre
3.2. Acido
Acido e toda esptlcie capaz de ganhar par
de e letro ns.
Base e toda especie capaz de doar par de
eletrons,
3.1. Base
3. TEORIA DE LEWIS
A agua frente ao HCQ comporta-se como
base e frente II am6nia cornporta-se como acldo,
logo, sgua tem comportamento anfotero,
em que ocorre 0 fenomeno.
Exemplo:
,-H~
H30+HzO + HCQ "" + CQ-base
/H~
NH:HzO + NH3 "" + OWacldo
Algarismos significativos sao todos aqueles
onde ha certeza e mais um onde hoiduvida.
Exemplo:
2,86 ± 0,01
Os algarismos 2 e 8 sao certos e 0 algarisrno
6 e duvidoso. Os algarismos significativos sao 0
2,8 e 6.
Outros exemplos:
/18 - 2 algarismos significativos
certo 'duvidoso
/18,OS ..? algarismos significativos
certo ~erto duvidoso
o zero e algarismo significativo, exceto
quando 11 esquerda do primeiro algarismo dife-
rente de zero. Neste caso, 0 zero tem apenas a
funt;:lio de localizar a casa decimal.
Exemplos:
0,08 : 1 algarismo significativo
0,080 : 2 algarismos significativos
0,802 : 3 algarismos significativos
10. ALGARISMOS SIGNIFICATIVOS
se somam.
9.2. Produto ou Ouociente
Se fizermos a multiplicat;:lio (ab) ou a diw;'
sao _a_ ou _b_ , os desvios medics relativos
b a
com 0 resultado apontado aCima:(14,3 ± O,41ctc
2.3. Neutralizat;:lio
A reat;:ao acldo-base de Bronsted-Lowry
consiste na transferencia do proton do acido
ara a base.
2.2. Base
Base e toda especle capaz de ganhar pr6ton
[ H+ J, em qualquer meio.
2. TEO RIA DE BRONSTED-LOWRY
2.1. Acido
Acido e toda especie capaz de doar proton
[ H+ J, em qualquer meio.
Exemplo:
HN03 + KOH .... KN03 + Hz 0
1,3. Neutraliz8t;:lio licido-base
I ACIOO + BASE .... SAL + AGUA
Modifica(:io da Defini~: Hoje sabemos
que 0 acldo em solut;:ao aquosa se ioniza com
format;:lio do H30+, chamado hldronio.
Exemplo: HCQ+ Hz0 "" H30+ + CQ-
1.2, Base
Defini~: Base e toda especie qu(mica que
em agua se dissocia dando como unlco anion 0
OW, chama do hidr6xido.
Exemplo: H 0
NaOH(s6Iido) _:_ Na+(aq) + OW(aq)
1. TEORIA DE ARRHENIUS
1,1. Acido
Definic;ao: acido e toda especle qu (mica
que em agua se dissocia dando como unlco ca-
tion 0 H+.
Portanto, esses nurneros estso de acordo
menor t.t
(27,5 - 0,2) = 27,30C
(13,2 + 0,2) = 13,4°C
13,90C
Vejamos os valores que darao a maior e a
menor diferenca t.t.
maior t.t
(27,5 + 0,2) = 27,7°C
(13,2 - 0,2) = 13,OoC
14,7°C
9.1. Adi~ ou Subtrat;:iio
Se fizermos a adit;:ao (a + b) ou a diterenca
(a - b) ou (b - a), os desvios medics absolutos
se somam.
Exemplo:
• A diferenca t.t entre as temperaturas
(27,5 ± O,2)oC e,(13,2 ± O,2)oC pode ser escri-
ta assim: t.t = (14,3 ± OA)oC
Explicat;:io:
9. PROPAGACAODOS OESVIOS
Oadas as medidasde duas grandezas f{sicas:
a = (a ± dm ) e b = (b ± dm ) se efetuar-
a b
mos operacoes com a e b, os desvios cometidos
VaGse acumulando.
erros sisternaticos, nao conseguindo melhorar
significativamente a EXATIOAo.
Se nao existirem erros sistematicos. os
conceitos de PRECISAo e EXATlOAO serso
os mesmos.
o desvio medio relativo e um numero puro,
e e um (ndice da PRECISAo da medida: quanto
menor 0 desvio medic relativo maior a PRECI-
sAo do resultado da medida.
Teremos uma boa precisao, quando as me-
didas estiverem relativamente proximas, Tere-
mos boa exatidao, quando 0 valor medido esti-
ver proximo do valor real.
Assim, depois de uma queda de tensao ele-
trica, dez relogias eletricos diferentes dariam
boa PRECISAo i porern ma EXATIOAo.
A PRECISAo da medida esta ligada apenas
aos erros acidentais (fortuitos), de modo que
um aumento no nurnero (n) de medidas aumen-
ta a PRECISAo do resultado, pois atenua a in-
flufncia dos erros acidentais.
Uma medida se diz tanto mais EXATA
quanto menor for 0 "v(cio" da rnedlda, isto e,
a diferenca entre 0 valor mais provavel encon-
trado e 0 verdadeiro valor da grandeza medida,
suposto conhecldo teoricamente.
A EXATIOAo do resultado de uma medi-
da, alem de depender dos erros acidentais,
depende sobretudo dos erros sisternatlcos. As·
sim, a PRECISAO esta ligada ao desvio medio
relativo e a EXATIOAO esta ligada ao vrclo
da medida.
Assim, 0 aumento do nurnero n de medidas
. atenua os erros acidentais, porern, nao altera os
+ forte H~. ceo. + "....
H' '"HBr Br-
H,SO. HSO.
HC!! 01"
HNO, 1\10.
H,O' H,O
HSOi SO.
HF F"
H,PO. H,PO.
CH,COOH CH,COO-
H,C03 HCOi
H,S HS-
NH' NH,
HCN CW
HCO' CO",
C.H,OH CoH,O· (fen6xido)
H,O OW
C,H,OH c.. H,O- (et6xido)
NH3 NHi lamideto)
H, H" Ihidreto)
CH. CHi (metileto)
+ trace + fone
"21
NOTA: A amina terciBria deveria ser mais
forte que as aminas seeundarja e prlmarla, pais
apresenta trlis 'radicais eilltron-repelentes. N'o
entanto, isso nao acontece . .0 grande numero
de radicais dificulta a entrada do pr6ton no ni-
trogenio. 0 fenomeno II chamado impedimento
espacial ou efeito esterico.
TAHLA DE FORCA
kido ........ B_ oonjupda
SEMI-FORTE: HF
FRAcas: os dernais
• Para OXIACIDOS
Considerando como f6rmula geral dos acl-
dos oxigenados: '
I 01TlY (OH)p I temos:
"Quanto maior a el~ronegatividade de Y
maiore.a force do acido."
'Exemplo: HC!!.o > HBr.o
Ci! tem maior eletroneqativldade. que 0 Br.
.observ~o: GRAVE !ST.o:
amY (OH)p
m =3: muito forte: HC!!.o4
m=2: forte: H2SO4",
m= 1: semi-forte (fraco): H3P.o4
m = 0: fraco (muito fraco): HCl!O
• Para BASES
Fortes: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH,
FrOH, ca(OHh e Ba(.oHh
Fracas: as demais
HaN<H2.o<HF
GRAVE ISTO:
HI> HBr> HC!!
Exemplo: HF < HC!! < HBr < HI
Nos PERiOO.oS da tabela peri6diea:
"Quanto major a eletronegatividade do
atomo do elemento, maior II a force d!> lIeiQo
correspondente. "
Exemplo:
Observa~o:
F.oRTES:
95
Resumo:
AMINA 2~ > AMINA 1~> AMINA 3~>
> NHa > amina arornatlca.
H2
< H3C-C-NH2
etilamina
Exemplo:
HaC - NH2
metilamina •
H3C-<H3C-CH~ -<
metil etil
< HaC - CH2 - CH2 - ...
propil
ordem crescente de ell!tron·repeh!ncia:
5.3. Aminas
As aminas sao as bases org§nicas.
Observa~o:
GRUPOS EL~TRON"REPELENtES sio
aqueles que repelem eh!trons, e quando ligados
ao nitrogenio de uma amina aumentam a sua
densidade eletrOnica tornando-a mais baslca.
as fen6is sio aeldos org§nicos mais fracos
que os acidos carboxrllcos.
.observ~o: A introducio de um grupo elll-
tron-atraente na estrutura de um feno I torna-o
mais acldo,
5.2. Fen6is
4.4. Regras PrMicas para Determina~o da For-
(:8de Acidos .' Bases
• Para HIDRAclDOS
- Nos GRUPOS da tabela peri6dica:
"Ouanto maior 0 tamanho do atorno
maior II a force do acldo correspondente."
acido forte: or> 50%
acido fraco: a < 10%
IIcido semi-forte: 10%';;; a';;; 50%
or '" n'? de moh!cuias que ionizam
n,?de molecules dlssofvidas
Grau de ioniza(:io
HCi!+H20~HaO+ + Ci!~
1000 moilicula~ dissolvidas
'900 moiliculas ionizam formando
900 (ons H3.o+ e
900 (ons C!!-
100 molecules intactas.
4.3. For(:8 na Teoria de Arrhenius
- Acido forte: ioniza bastante
- Acido fraco: ioniza pouro
/..0
FC - C '"
H2, "OH
acldo fluoraclltico
<
...... decrescente de eilitron-atrdncia:
F.CI. Br, I, -C.o.oH, -N.o2~ "
~:,
o..v~o:
6RUPOS ELtTRON-ATRAENTES sio
a...as au grupo de atomos que atraem el!itrons
• ...-to presentes em um ;!cido carboxrtlco,
~ mais ionizavel, isto II, aumentam a
_DIIZ..
H2 jJ
H3C-C-C.
'.oH
IIcido propiOnico
>
&.1. Aados Carboxllicos
Quanto maior 0 numero de 'tomos de car-
.._, menor IIa for"'; acida.
&.mplo:
&. EORCA DOS ACIDOS E BASES ORGA-
.ICOS
42. ,.. Conjugado
Em um par conjugado Bcida-base, se 0 aci-
•• torte a base II fra«;a e, se 0 'cido II fraco a
.... forte.
4.1.Defjni~es
NIlTeoria de Bronsted-Lowry:
FOI"(:8de um Bcido IIa ihte. ,sldade com que
alllllll6de doa pr6tons.
F0I"98 de uma base IIa intensidade com que
• ..-ae ganha pr6ton.
~ FORCA DE ACIDOS E BASES
F3B: NH3
complexo coordenado
IF~H, .....
..., base'
[ Cu(NH3)S'2
complexo coordenado
H:O;H
oo~'plexo coordenado
ElCII!mplos:
~ .."'~<D0: W .....
tiio ba"se
..... A : B
comolexo coordenado
r"" ......
A + @B
Kido base
"dativa"
.Kido e a base.
.nsolvente, Xsolvente = __ -c.-",==,,-_
nsoluto + nsolvente
nsoluto
Xsoluto= +
nsoluto nsoIv ente
• Fra~ Molar (X ou F.M.I
p= 100 T = 100
• Porcentagem em Massa (pI
OBS.:m representa a massa em gramas.
T = m...:s",o.:.,:lu:..:t,;:,o_
msoluto + msolvente
A == ponto de inf lexao (aparece nas curvas
de solubilidade de sais hidratados),
t == temperatura do ponto de inflexao
(onde 0 sal hic:'ratado perde agua).
4. CONCENTRACAo DAS SOLuC6ES
4.1. RELACOES MASSA·MASSA
• Titulo ( TI
C
Curva de solubilidade mostra a variac;:aodo
Cs em funcso da temperatura. Substanclas dife-
rentes apresentam curvas de solubilidade dlfs-
rentes.
Cs(g/100gH20) KN03
A
3. CURVAS DE SOLUBILIOADE
2.3. Classificac;:ao das solu96es
• Soluc;:ao saturada e aquela cuja massa de
substancia dissolvida e igual a Cs, naquela tern-
peratura.
OBS.:Excesso de solute, em rela~o ao va·
lor do Cs' nao se dissolve, e constituira 0 corpo
de fundo.
• Solu~o insaturada e aquela cuja massa
de substancia dissolvida e menor que 0 Cs' na-
quela temperatura.
• Soluc;:ao supersaturada e uma solucao
instavel, que contern dissolvida uma massa de
soluto superior ao Cs' naquela temperatura.
"As substanclas reagem entre ., equivalente
a equivalente".
4. PRINCiPIO DA EQUIVALeNCIA
m -. 37
n =--=-==-=010e E 37 '
Calculo do nurnero de equivalentes-gramas:
Exemplo: Qual 0 nurnero de equivalentes-
gramas de Ca(OH)2 (mol = 74g) contidos em
3,79 dessa substancia pura?
Resoluc;:ao:
Calculo do equivalente-grama:
n = massa em gramas
e equivalente-grama
3. NOMERO DE EQUIVALENTE8-GRA-
MAS (eou nel
nq H+que reagiu
Mol
Resoluc;:ao: Observe que dos do is hidroge·
nios do H2S04, somente urn reagiu.
Mol
Eoxidante ou redutor =~
Exernplos:
1. Determinar 0 equlvalente-qrarna do
,H2S04 (mol = 98g).
Resoluc;:ao:
EH S·0 = Mol =~=49g
2 4 nq H+ 2
2. Determinar 0 equivalente-grama do
H2S04 na reac;:ao representada pela equacao:
H2S04 + KOH">-KHS04 + H20
bs) Oxidante ou red utor
K e 0 nurnero total de eletrons cedidos ou
recebidos ( /:; total ).
E . = Mol
oxido Valencia
nio.
b4) Oxido
K e a valilncia do elemento ligado ao oxigll·
E = Mol
sal Valencia total
b3) Sal
K e igual II valencia total do cation ou do
anion considerado.
2.2. Coeficiente de solubilidade (Cs)
Cs II a maior massa de soluto que pode ser
dissolvida em uma dada massa de solvente, a
uma dada temperatura.
2. SOLUCOES
2.1. Defini~
SolUl;:ao~ qua Iquer mistura hornoqsnea.
OBS.:A dispersfo grosseira pode correspon·
der a:
• Suspensilo: quando a mistura for de um
s6lido com um trquldo.
• Emulsao: quando a mistura for de um
I(quido com outro lfquido.
lOA 1 ooA
1mI-! 100mI-!
)( col6ide ~ disp. grosseira ..solUl;:ao
1.2. Classifica~.
1. DISPERSOES
1.1. Conceito
Dispersao e um sistema onde partrculas de
uma substiincia A se distribuem entre as partr-
culas de outra substiincia B.
b2) Base
K e igual 80 nurnero de hldroxidos (OW).
E - Mol
acido -~
o valor de K ~ interpretado de acordo com
o compor:tamento qu(mico da substancia.
bt) Acido
K I! igual ao numero de hidrogtlnios ionlze-
veis (H+).
E mohkula'grama
K
b) Para a substanela:
a) Para 0 elemento:
E =Atomo-grama
VaU!ncia
2. REGRAS PRATICAS
Equivalente-grama de uma substancia e a
massa dessa substancia que corresponde a 8 gra·
mas de oxiginio.
1. DEFINICAo
a
,{
2£
'c = temperatura de conge la- }
~o do solvente puro
tC>t'c
t' C temperatura de congela-
cao do solvente na solu-
~o.
o abaixamento sera: t. tc = 'c - t'C
Ciilculo de t.tc (Lei de Raoult): .
3.3, Crioscopia ou Criometria ou Abaixamento
do Ponto de Congel~ do Solvente
"A dissoluCio de um soluto em um solven-
te diminui 0 ponto de congelat;:8'o do solvente."
OBS.: Na relat;:8'o: i = (r (q - 1) + 1
Temos:
a = grau de ionizacao (0";; (r ..;;1)
q = Numero de tons por f6rmula de soluto
Ex.:
NaCQ -+ Na+ + CQ- -+ q=2
NazS04-+2Na+ + S042 -+q=3
OBS.:
A f6rmula acima vale quando as solucOes
nao reagem entre si. 0 N pode simbolizar nor-
malidade, molaridade e concentra~o em gra-
mas por litro.
hp aaa
P2 ----:--::1----- i
. ,
Pi -------. :
: I
I '
PMV
Vapor Saturante
em equilibria com Iiquida.
PMVS = pressao maxima de vapor saturante.
PMVS del?8nde: Temperatura e Natureza
do I(quido.
o AUMENTO DA TEMPERATURA
AUMENTA A PMV
2. PRESSAO MAXIMA DE VAPOR (PMV)
PMV e a pressao exercida pelo vapor quan-
do esta em equil (brio com 0 liquido correspon-
dente.
1; DEFINICAO
Propriedade coligativa II a propriedade das
solut;i5es que s6 depende do nornero de partfcu-
las dispersas.
OBS.:
ne repr..esenta 0 numero de equivalentes-
gramas.
!!9..::JL ou norma I
Q
nesoluto
V(Q)solut;ao
N=
"~-------------- ~=- __---- ~ ~ __J
97
HC!!HCQHC!!
M!!=. nsoluto
msolvente (kg)
Molsolvente
1000
mols ou molar
Q
nsolutoM=---:==~
V(Q)solu~o.
• Normalidade (N)
• Molaridade (M) ~ tij
-----
. .
------ ~ ""V +V.+ i" = 3 1
V2 ;N2 N3
7. MISTURA DE SOLUCOES
OBS.:
Na f6rmula da diluit;ao 0 N pode simboli-
zar: normalidade, rnotaridade e gramas por litro
bJ ..=..::..----- tB---~~-:···~+ e- = 2 I- Vsolvente N2I
I VI NI = V2 N2 I
6. .DILUICAO DAS SOLUCOES
1£..= Kt M2
p
molecular
AP..= KtMQ.i
p
idnico
t.P independe da temperatura
P
3.2. Ciilculo do i::,.P/P (Lei de Raoult) e Fator
de Vant'Hoff Ii)
P P
Abaixamento Relativo da PMV do Solvente
3.1. Tonometria ou Tonoscopia ou Abaixamen-
to da PMV do Solvente
"A dissolu~o de um soluto nao vohitil em
um solvente diminui a pressso maxima de vapor
do solvente".
p = PMV do solvente puro' }
p>p'
p' = PMV do solvente na solu~o
o abliixamento da PMV e: t. p = p - p'
t.p depende da temperatura.
3. PROPRIEDADES COLIGATIVAS
OBS.: p= 100 T
C = 10 p d
onde d II a densidade da solu~o em g/m2.
C= lOOOd T
5.3. Rel~ entre Concentra~o em.gramas por
litro e TftuJo
r
'cido: numero de hidrogllnios acldos.
base: numero de hidr6xidos
k1sal: valencia total do catiO.n ou do tinion
oxidante e redutor. variacao total de ell!·
trons na transformacso considerada.
N=kM
5.2. Rel~ entre Normalidade e Molaridade
C = M x Moisoluto
5.1. Rela~o entre Concentra~o em gramas por
litro e Mo larid ade
5. REL~COES ENTRE AS UNIDADES
....lI....
2
msoluto
V(2)solu~0
c=
4.2. RELACOES MASSA·VOLUME
• Concentra~o em gramas por litro (e)
• Mol.lidade (M2)
M2= nsoluto. ~ ou molal
msolvente em kg kg
QsS~'
_.L; Em qualquer solucao a soma das fracaes
mo1a\'es de seus componentes ~ igual a 1.
2. n representa 0 numero de mols.
5.1. Calor de Combustao
!: a variac;io de calor que ocorre na com-
bustao de 1 mol de subst§ncia a 250C e 1 atm
de pressio.
5, CALOR DE REACAo OU ENERGIA DE
REACAO
A "energia de reac;io" ou "calor de reacao"
II a energia tarrnica libertada ou absorvida numa
rea(3'o.
o calor de reacio mede a dlfsrenca de ener-
gia entre os reagentes e os produtos, desde que
as substiincias iniciais e finais estejam, todas, a
mesma temperatura e 11 me sma pressio.
"Em uma transforma(3'o qu(mica, a varia-
c;io de energia depende exclusivamente dos es-
tados inicial e final do sistema, nao interessando
as etapas interrnediarjas de transforma(3'o".
4. LEI DE HESS
0<0
~H>O
Reac;io endotl!rmica:
A + B + CALOR -+ C + D
OU
A+ B -+C+ D - CALOR
3.6. Osm6metro de Pfeffer
A camara B apresenta paredes semipermea-
veis e contsrn a solucao; a camara A contem sol-
{
Isot6nicas: PA = PB
~nisoto- {P A> PB: A Ii hipertonica de B
meas PA < PB: A e hipot6nica de B
6.1. Entalpia de urna substancia simples. a 1
atm e 2SoC e no estado e forma alotr6pica
6. ENTALPIAPADRAO(Ho)
5.3. Calor de Forma,.ao
Calor de formacao de uma substancia Ii a
quantidade de calor libertada ou absorvida na
s(ntese total de 1 mol dessa substancia no esta-
do padrao,
Exemplos:
H2 (g) + Y:z01(g) .... H20(£) + 68,3 kcal
Y:zH2(g) + Y:z12(s) -+ Hl(g) - 6,2 kcal
5.2. Calor de Neutralizac;io
!: 0 calor da reac;io de neutralizac;io de um
equivalente-grarna de um acido com um equiva-
lente-grama de um~ base.
Para solucdes aquosas dilu(das, verifica-se
que 0 calor de neutralizac;io de acidos fortes
com bases fortes e aproximadamente 13,7kcal .
Exemplo:
HBr(aq) + NaOH(aq) -+
-+ NaBr(aq) + H10(£) + 13,7 kcal.
Exemplos:
CIs) + O2 (g) .... CO2 (g) + 94,1 kcal
CH4 (g) + 202 (g) -+
.... CO2 (g) + 2Hl 0(£) + ,12,8 kcal
vente puro. Inicialmente, 0 mercurio do ttmo
encurvado esta em equillbrio. 0 solvente ,_
de A para B e desloca a coluna do merctlrio no
sentido indicado pela seta, atl! que 0 novo equi-
IIbrio seja atingido, ou seja, 0 peso ds coluna de
mercuric se iguale a "forca" do fluxo de entra-
da do solvente. A pressio osm6ti4a de uma
soluc;io e equivalente a pressao que se dave apli-
car sobre urn'a solucao para bloquear a entrada
de solvente atraves de uma membrana semiper-
meavel. Atraves da graduac~o do tubo encurva-
do, podemos ler a pressao.osmotica.
....
membrana
semipermeavel
J
1T OU P = pressao osm6tica
M - molaridade
Pressao OSmOtica Ii a pressfo que se deve
exercer sobre a soluc;io para impedir a Osmose.
C~lculo da Pressao Osm6tica:
A OSMOSE OCORRE DA SOLUCAO
MAIS DILUfDA PARA A SOLUCAO MAIS
CONCENTRADA.
3.2. Reac;io Endotlirmiea
~ aque!a que absorve calor ou Ii aquala
onde calor Iiconsidarado como reagente.
A + B -+ C + D + CALOR
A varia(3'o de· entalpia, ~.H, tem sinal tro-
cado em relacio eo calor;
Reac;io exotlirmica: 0> 0
~H<O
3. CLASSIFICACAo DAS REACOES
3.1. R8Ic;io Exot'nnica
~ aquela que liberta calor ou Ii aquela
onde calor Ii considerado como produto de rea-
cio.
2. ENTALPIA DE UM SISTEMA (HI
A entalpia de um sistema pode ser concei-
tuada como sendo 0 eonteudo energl!tico do
sistema.
Mede-se nas transformac;oes cju(micas a va-
riacio de enta Ipia.
1. DEFINICAO
Termoqufmlca Ii0 ramo da Hsico-Ou(mica
que estuda os fen6menos tl!rmicos que acompa-
nham as rea,.oes qu(micas.
3.6. Osmose e Pressio Osm6tiea
Osmose Iia passagem do solvente atravds de
uma membrana semiperme<ivel.
i=a(q-1)+1
M£ = __ n...:s:::o:.!!lu~t~o:..,__
msolvente (kg)
A elevac;io sent: ~ te = t' e - te
Qllculo de ~ te (Lei de Roault):
3.4. Ebuliometria ou Ebulioscopia ou Elavac;io