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Unidade II QUÍMICA GERAL Profa. Luciana Mantzouranis Relações de massa – Massa atômica (MA) A escala de massas atômicas está baseada no isótopo mais comum do carbono, com número de massa igual a 12 (12C) A esse isótopo foi atribuída a massa de 12 unidades de massa atômica (u) Unidade de massa atômica (u) é a massa de 1/12 do átomo de carbono com número de massa igual a 12 http://www.vestibulandoweb.com.br/quimica/teoria/massa-atomica.asp Massa atômica (MA) 1 u = 1,66054 .10-24 g A massa atômica de um átomo é sua massa determinada em u, ou seja, sua massa comparada com 1/12 da massa do 12C Dizer que a massa atômica do átomo de He é igual a 4 u significa que a massa de um átomo de He é 4 vezes maior que a massa de 1/12 do 12C A massa atômica de um elemento leva em consideração a existência e a porcentagem dos isótopos presentes na natureza A massa atômica de um elemento é a calculada através da média ponderada Massa atômica (MA) Exemplo: São encontrados na natureza dois isótopos de cloro, o 35Cl e 37Cl, sendo que suas porcentagens são 75% e 25%, respectivamente. Cálculo da massa do elemento Cl: (35 x 75 + 37x 25)/ 100 = 35,5 u Massa molecular (MM) A massa da molécula é numericamente igual à soma das massas dos átomos que a constituem. Exemplos: H2O → 2 x 1 + 16 = 18 u C5H10 → 5 x 12 + 10 x 1 = 70 u Conceito de mol e massa molar Mol é a quantidade de matéria que contém 6,02 x 1023 entidades 1 mol átomos → 6,02 x 1023 átomos 1 mol de moléculas → 6,02 x 1023 moléculas 1 mol de íons → 6,02 x 1023 íons 1 mol de elétrons → 6,02 x 1023 elétrons Massa molar (M) é a massa que contém um mol (6,02 x 1023 entidades) A massa molar é numericamente igual à massa atômica/ molecular H2O → MM = 18 u, massa molar = 18 g/mol C5H10 → MM = 70 u, massa molar = 70 g/mol Reações químicas Em uma reação química temos a participação de uma ou mais substâncias (reagentes) que se transformam, originando uma ou mais substâncias (produtos). As reações são representadas por equações químicas Exemplo: 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(v) Reagentes Produto A quantidade de cada substância que participa da reação é indicada por números escritos antes de suas fórmulas, denominados coeficientes estequiométricos, que devem ser os menores números inteiros possíveis Quando o coeficiente for igual a 1, não é obrigatória a sua indicação. Reações químicas Reações de síntese ou adição Quando duas ou mais substâncias originam um único produto Genericamente temos: A + B → C Exemplo: 2 Mg(s) + O2(g) → 2 MgO(s) Reações de análise ou decomposição Quando uma substância origina mais de um produto Genericamente temos: A → B + C Exemplo: 2 HgO(s) → 2 Hg(l) + O2(g) Reações químicas Reações de simples troca ou deslocamento Quando uma substância simples reage com uma substância composta, originando uma nova substância simples e outra composta Genericamente temos: A + XY → AY + X Exemplo: Zn(s) + 2 HCl → ZnCl(aq) + H2(g) Dizemos que o zinco deslocou o hidrogênio Para que essas reações ocorram, é necessário que as substâncias simples sejam mais reativas que o elemento da substância composta que será deslocado Reações químicas Reações de dupla-troca Quando duas substâncias compostas reagem originando duas novas substâncias compostas Genericamente temos: AB + XY → AY + XB Exemplo: Na2SO4(aq) + BaOH(aq) → 2 NaOH(aq) + BaSO4(s) Para que essas reações ocorram é necessário que pelo menos um dos produtos, quando comparados aos reagentes, apresente no mínimo uma das seguintes características: pelo menos um produto menos ionizado ou dissociado pelo menos um produto volátil pelo menos um produto insolúvel Reações de oxirredução Nas reações de oxirredução ocorre a transferência de elétrons A substância que recebe elétrons sofre redução A substância que perde elétrons sofre oxidação Exemplos: Redução: 2Ag + + 2 e- → Ag0 Oxidação: Cu0 → Cu2+ + 2e- Interatividade A massa atômica do cálcio (Ca) é aproximadamente 40 u. Assinale a alternativa incorreta. a) A massa de um átomo de cálcio é 40 vezes maior que 1/12 da massa do átomo de 12C. b) A massa atômica do cálcio foi determinada experimentalmente. c) A massa de um átomo de cálcio corresponde a 40g. d) A massa de 1 mol de Ca corresponde a 40g. e) A massa de um átomo de Ca é maior que a massa de um átomo de carbono. Dissociação iônica e ionização De acordo com Arrhenius, determinadas substâncias, quando dissolvidas em água, são capazes de originar íons positivos, os cátions e íons negativos, os ânions. Compostos iônicos ao serem dissolvidos em água sofrem a separação de íons existentes nela formando uma solução iônica. Esse fenômeno é chamado de dissociação iônica Compostos moleculares, na presença de água, podem formar uma solução molecular ou uma solução iônica. Quando esses compostos formam uma solução iônica esse fenômeno é chamado ionização. Soluções iônicas permitem a passagem de corrente elétrica e são denominadas soluções eletrolíticas. Funções inorgânicas: Ácidos Segundo Arrhenius: Ácido é toda substância que, em solução aquosa, sofre ionização, liberando como único cátion o H+ Exemplo: HCl ↔ H+ + Cl- O cátion H+ liberado interage com H2O, formando o íon hidrônio (H3O+) Características dos ácidos: sabor azedo forma soluções iônicas e, portanto, conduz corrente elétrica reage com metais, formando gás hidrogênio (H2) reage com carbonatos e bicarbonatos, formando gás carbônico (CO2) água Hidrácidos e Oxiácidos Ácidos que não possuem oxigênio em sua estrutura são chamados de hidrácidos. Exemplos: HF (ácido fluorídrico), HCl (ácido clorídrico) Ácidos que possuem oxigênio em sua estrutura são chamados de oxiácidos Exemplos: H2SO4 (ácido sulfúrico), HNO3 (ácido nítrico) Grau de ionização Grau de ionização (α) é a relação entre o número de moléculas ionizadas e o número total de moléculas dissolvidas. Matematicamente, temos a seguinte expressão: α = número de moléculas ionizadas número de moléculas dissolvidas Experimentalmente, verifica-se que, de cada 1000 moléculas de HCl dissolvidas, 920 sofrem ionização: HCl ↔ H+ + Cl- α = 920/1000 = 0,92 ou 92% Grau de ionização Conhecendo o grau de ionização, podemos classificá-los em: Forte: α ≥ 50% Semifortes ou moderados: 5% < α < 50% Fracos: α ≤ 5% Os hidrácidos mais conhecidos são assim classificados: Fortes: HCl, HBr e HI Semifortes ou moderados: HF Fracos: H2S, HCN Força dos oxiácidos Há um procedimento prático, baseado em observações experimentais, que permite avaliar a força dos oxiácidos Determinar a diferença (x) entre o número de átomos de oxigênio e o número de átomos de hidrogênio ionizáveis x = número de átomos de oxigênio – número de átomos de H ionizáveis Conforme o valor obtido, teremos a seguinte classificação: Classificação Resultado Forte 2 ou 3 Moderado 1 Fraco 0 Força dos oxiácidos Exemplos: H2SO4 = 4 – 2 = 2 (ácido forte) H3PO4 = 4 – 3 = 1 (ácido moderado) HClO = 1 – 1 = 0 (ácido fraco) O ácido carbônico (H2CO3), por ser um ácido instável, decompõe-se mais facilmente do que se ioniza, apresentando um pequeno grau de ionização. Assim, é considerado um ácido fraco, não seguindo a regra apresentada. Classificação dos ácidos: Volatilidade Indica a maior ou menor facilidade com queos ácidos passam do estado líquido para o gasoso. Voláteis: a grande maioria dos ácidos: HF, HCl, HCN, H2S, HNO3 etc. Fixos: os dois ácidos pouco voláteis mais comuns são o H2SO4 e H3PO4. Classificação dos ácidos: Hidrogênios Ionizáveis Em função do número de íons H+ (ou H3O+) liberados por molécula ionizada, os ácidos podem ser assim classificados: Monoácidos Diácidos Triácidos Tetrácidos Nos hidrácidos, todos os hidrogênios presentes nas moléculas são ionizáveis Nos oxiácidos, são ionizáveis somente os hidrogênios ligados a átomos de oxigênio. Nomenclatura dos ácidos - Hidrácidos Ácido nome do elemento + ídrico Exemplos: HF → ácido fluorídrico HCl → ácido clorídrico HBr → ácido bromídrico HI → ácido iodídrico H2S → ácido sulfídrico HCN → ácido cianídrico Nomenclatura dos ácidos - Oxiácidos Uma das maneiras mais simples de dar nome a esses ácidos é a partir do nome e da fórmula dos ácidos - padrão. Ácidos padrão: HClO3 – ácido clórico H2SO4 – ácido sulfúrico HNO3 – ácido fosfórico H2CO3 – ácido carbônico A partir dessas fórmulas e de acordo com a variação do número de átomos de oxigênio, determina-se a fórmula e o nome de outros ácidos, com o uso de prefixos e sufixos Nomenclatura dos ácidos - Oxiácidos Exemplo: ácido per ácido ácido ácido hipo nome do elemento ico nome do elemento nome do elemento oso nome do elemento oso → → → → + 1 átomo de oxigênio ácido padrão - 1 átomo de oxigênio - 1 átomo de oxigênio Interatividade A, B e C representam três ácidos. 1000 moléculas de cada ácido foram dissolvidos em um mesmo volume de água, à temperatura constante. Os ácidos A, B e C tiveram 900, 10 e 500 moléculas ionizadas. Considerando os três ácidos, analise as alternativas abaixo e assinale a alternativa correta: a) O ácido A é o mais fraco. b) O ácido C possui o maior grau de ionização. c) O ácido C é o mais fraco. d) A ordem crescente de acidez é B, C e A. e) Não existem dados suficientes para o cálculo do grau de ionização. Funções inorgânicas: Bases ou hidróxidos Segundo Arrhenius, base é toda substância que, em solução aquosa, origina o OH- como único tipo de ânion. Exemplo: NaOH ↔ Na+ + OH- Características das bases: sabor adstringente conduz corrente elétrica quando estão em solução aquosa água Classificação das bases: Solubilidade em água De um modo geral, temos que: As bases formadas por metais alcalinos são solúveis As bases formadas por metais alcalino terrosos são pouco solúveis As bases formadas por outros metais são praticamente insolúveis Classificação das bases: Grau de dissociação A força das bases pode ser relacionada com a solubilidade Quanto maior a solubilidade de uma base, maior será o seu grau de dissociação e ela será considerada uma base forte Quanto menor a solubilidade de uma base, menor será o seu grau de dissociação e ela será considerada uma base fraca Classificação das bases: Número de hidroxilas Em função do número de OH- liberados por fórmula, as bases podem ser classificadas como: Monobases Dibases Tribases Tetrabases Nomenclatura das bases Para a nomenclatura das bases, pode utilizar a seguinte regra: Hidróxido de nome do cátion Exemplos: NaOH → hidróxido de sódio Ca(OH)2 → hidróxido de cálcio Al (OH)3 → hidróxido de alumínio Indicadores ácido-base Os indicadores ácido-base são substâncias que se comportam de maneira diferente em meio ácido e em meio básico. A seguir temos os indicadores mais utilizados em laboratório: Fenoftaleína – incolor em meio ácido e rosa em meio básico Alaranjado de metila – vermelho em meio ácido e amarelo em meio básico Azul de bromotimol – amarelo em meio ácido e azul em meio básico Reação de neutralização Se misturarmos um ácido e uma base, os íons H+ e OH- interagem formando água. O cátion da base e o ânion do ácido darão origem a um sal. Ácido + Base → Sal + água Exemplos: HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2 H2O Funções orgânicas: Sais Sal é toda substância que, em solução, sofre dissociação, produzindo pelo menos um cátion diferente do H+ e pelo menos um ânion diferente do OH- Exemplos: NaCl(s) → Na+(aq) + Cl-(aq) AgNO3(s) → Ag+(aq) + NO3-(aq) Nomenclatura dos sais nome do ânion de nome do cátion Exemplos: NaCl → cloreto de sódio KNO3 → nitrato de potássio (NH4)2CO3 → carbonato de amônio Interatividade O leite de magnésia possui em sua composição o hidróxido de magnésio (Mg(OH)2) e é utilizado para combater a azia. Leia as afirmativas sobre esse composto e assinale a alternativa incorreta. a) O hidróxido de magnésio é um base. b) Na presença de fenolftaleína, o hidróxido de magnésio adquire coloração rosa. c) É utilizado para combater a azia pois neutraliza o ácido clorídrico em excesso produzido pelo estômago. d) O hidróxido de magnésio libera íons H+. e) O hidróxido de magnésio é uma dibase. Funções orgânicas: Óxidos Óxido é um composto binário, ou seja, formado por dois elementos, sendo o oxigênio o mais eletronegativo entre eles Óxidos moleculares: são os óxidos formados pela ligação do oxigênio a um não metal Óxidos iônicos: óxidos formados por metais, e neles o oxigênio apresenta carga -2 Nomenclatura: Óxidos moleculares A nomenclatura dos óxidos moleculares é estabelecida pela seguinte regra: prefixo que indica a quantidade de oxigênio (mono, di, tri) + óxido de + prefixo que indica a quantidade do outro elemento (di, tri, tetra) + nome do elemento Exemplos: CO → monóxido de carbono CO2 → dióxido de carbono SO3 → trióxido de enxofre Cl2O7 → heptóxido de dicloro Nomenclatura: Óxidos iônicos A nomenclatura de óxidos iônicos é estabelecida pela seguinte regra: óxido de nome do elemento Exemplos: Na2O → óxido de sódio Fe2O3 → óxido de ferro III Classificação dos óxidos – Óxidos básicos Óxidos básicos: apresentam caráter iônico Reagem com água, produzindo bases Óxidos básicos + água → base Reagem com ácidos originando sal e água Óxidos básicos + ácido → sal + água Exemplos: Na2O + H2O → 2 NaOH Na2O + H2SO4 → Na2SO4 + H2O Classificação dos óxidos – Óxidos ácidos Óxidos ácidos: apresentam caráter covalente Reagem com água produzindo ácido Óxidos ácidos + água → ácido Reagem com bases originando sal e água Óxidos ácidos + base → sal + água Exemplos: SO2 + H2O → H2SO4 SO2 + 2 NaOH → Na2SO3 + H2O Classificação dos óxidos – Óxidos neutros Óxidos neutros: são óxidos covalentes formados por ametais e não reagem com água, ácido ou base Os óxidos neutros mais importantes são: CO → monóxido de carbono NO → monóxido de nitrogênio ou óxido nítrico N2O → monóxido de dinitrogênio ou óxido nitroso Classificação dos óxidos: Óxidos anfóteros Óxidos anfóteros: comportam-se como óxidos básicos na presença de um ácido e como óxidos ácidos na presença de uma base Óxido anfótero + ácido → sal + água Óxido anfótero + base → sal + água Exemplo: ZnO + 2 HCl → ZnCl2 + H2O ZnO + 2 NaOH → Na2ZnO2 + H2O Os óxidos anfóteros mais comuns são: ZnO e Al2O3 Classificação dos óxidos: Peróxidos Peróxidos: apresentam em sua estrutura o grupo (O2)2- Os peróxidos mais comuns são formados por hidrogênio, metais alcalinos e metais alcalino terrosos Exemplos: H2O2 → peróxido de hidrogênio Na2O2 → peróxidode sódio CaO2 → peróxido de cálcio Reagem com água e produzem uma base e água oxigenada K2O2 + 2 H2O → 2 KOH + H2O2 Reagem com ácidos e produzem sal e água oxigenada CaO2 + 2 HCl → CaCl2 + H2O2 Interatividade (Enem - adaptada) H2CO3, HNO3, HNO2, H2SO4 e H2SO3, são ácidos presentes na chuva ácida. Se considerarmos as mesmas concentrações, quais ácidos conferem mais acidez as chuvas ácidas? a) HNO3 e HNO2 b) H2SO4 e H2SO3 c) H2SO3 e HNO2 d) H2SO4 e HNO3 e) H2CO3 e H2SO3 ATÉ A PRÓXIMA! Slide Number 1 Relações de massa – Massa atômica (MA) Massa atômica (MA) Massa atômica (MA) Massa molecular (MM) Conceito de mol e massa molar Reações químicas Reações químicas Reações químicas Reações químicas Reações de oxirredução Interatividade Resposta Dissociação iônica e ionização Funções inorgânicas: Ácidos Hidrácidos e Oxiácidos Grau de ionização Grau de ionização Força dos oxiácidos Força dos oxiácidos Classificação dos ácidos: Volatilidade Classificação dos ácidos: Hidrogênios Ionizáveis Nomenclatura dos ácidos - Hidrácidos Nomenclatura dos ácidos - Oxiácidos Nomenclatura dos ácidos - Oxiácidos Interatividade Resposta Funções inorgânicas: Bases ou hidróxidos Classificação das bases: Solubilidade em água Classificação das bases: Grau de dissociação Classificação das bases: Número de hidroxilas Nomenclatura das bases Indicadores ácido-base Reação de neutralização Funções orgânicas: Sais Nomenclatura dos sais Interatividade Resposta Funções orgânicas: Óxidos Nomenclatura: Óxidos moleculares Nomenclatura: Óxidos iônicos Classificação dos óxidos – Óxidos básicos Classificação dos óxidos – Óxidos ácidos Classificação dos óxidos – Óxidos neutros Classificação dos óxidos: Óxidos anfóteros Classificação dos óxidos: Peróxidos Interatividade Resposta Slide Number 49
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