Baixe o app para aproveitar ainda mais
Esta é uma pré-visualização de arquivo. Entre para ver o arquivo original
ACIDOS, SAIS E BASES.pdf Universidade Federal de Rondônia Campus Ji-Paraná ÁCIDOS, BASES E SAIS Primeiros estudos químicos sobre substâncias Ácido: substância que têm sabor azedo; -1884: Svante Arrheius propôs uma definição para essas substâncias envolvendo conceitos experimentais, concluindo, que elas deveriam conter partículas carregadas: íons; Base: substância que têm gosto de sabão; -Arrhenius constatou a passagem de corrente elétrica, concluindo à existência de íons livre na solução, o que foi denominado dissociação iônica. -Ácido: é um composto que contém hidrogênio e reage com água para formar íons hidrogênio (H+); -Base: é um composto que produz íons hidróxido (OH-) na água; essas substâncias são conhecidas como ácidos e bases de Arrhenius -HCl é um ácido de Arrhenius porque libera íon hidrogênio (próton H+) quando se dissolve em água: -NaOH é uma base de Arrhenius porque produz íons (OH-) quando em solução: HCl(aq) →→→→ H+(aq) + Cl-(aq) NaOH(aq) →→→→ Na+(aq) + OH-(aq) -dissociação iônica: consiste na separação dos íons já existentes no aglomerado iônico (retículo cristalino); composto molecular solução molecular (não eletrolítica) dissociação solução iônica (eletrolítica) composto iônico solução iônica (eletrolítica) ionização -o composto iônico (ou substância) é formado por íons (cátions e ânions). Em presença de água sofre dissociação iônica (serparação de íons). P. ex. KCl dissolvido em água separa-se em íons K+(aq) e Cl-(aq); -a água dissolve substâncias formadas por moléculas como p. ex. HCl que se dissolve na água num processo chamado de ionização (formação de íons a partir de moléculas): HCl(g) →→→→ HCl(aq) →→→→ H+(aq) + Cl-(aq) -sacarose e etanol se dissolvem em água porque são formados de moléculas polares, mas essas substâncias não formam íons em solução aquosa; nesse caso temos dissociação molecular: C12H22O11(s) →→→→ C12H22O11(aq) CH3CH2OH(l) →→→→ CH3CH2OH(aq) -o CH4 não é um ácido de Arrhenius pois não libera íons hidrogênio em água!!! -definição de Arrhenius: se refere a um solvente particular, a água; -estudos demonstraram que solventes diferentes da água, p.ex: amônia líquida, encontraram o mesmo padrão de comportamento ácido-base, mas obviamente as definições de Arrhenius não se aplicavam. -trabalhando independentemente Thomas Lowry e Johannes BrØnsted chegaram a mesma idéia : o que acontecia era a transferência de prótons de uma substância para outra. A definição BrØnsted-Lowry de ácidos e bases define que: Ácido: é um doador de prótons; Base: é um receptor de prótons. Ácidos e Bases de BrØnsted-Lowry!!! -essa definição tem uma implicação importante: uma substância não pode atuar sem a presença de uma base para aceitar o próton e vice-versa. -no caso da molécula de água, trata-se de uma espécie anfótera ou seja, apresenta tanto comportamento ácido como básico, justificando sua auto-ionização: 2H2O ⇔ H3O+(aq) + OH-(aq) Ácidos e Bases -molécula de ácido se dissolve em água e transfere um íon hidrogênio H+ para uma molécula H2O formando um íon hidrônio H3O+ : HCl(aq) + H2O(l) →→→→ H3O+(aq) + Cl-(aq) -já as bases (íon hidróxido) são receptores de prótons, ou seja, recebem prótons dos ácidos para formar moléculas de água: OH-(aq) + CH3COOH(aq) →→→→ H2O(l) + CH3COO-(aq) ácidos são moléculas ou íons doadores de prótons e bases são moléculas ou íons receptores de prótons. Ácidos e Bases Fortes e Fracos -eletrólitos são classificados em fortes e fracos de acordo com sua capacidade de formar íons em solução; -ácidos e bases são classificados de forma semelhante, assim, desprotonação significa perda de um próton, e protonação significa ganho de um próton; -um ácido forte está completamente desprotonado em solução: HCl(g) + H2O(l) →→→→ H3O+(aq) + Cl-(aq) -um ácido fraco não está completamente desprotonado em solução: HF(g) + H2O(l) ↔↔↔↔ H3O+ (aq) + F- (aq) -uma base forte está completamente protonada em solução: NaOH(aq) →→→→ Na+(aq) + OH-(aq) -uma base fraca não está completamente protonada em solução: NH3(aq) + H2O(l) ↔↔↔↔ NH4+(aq) + OH-(aq) Determinação da Força de um Ácido ou de uma Base -podemos determinar a força de um ácido ou de uma base através da extensão da reação ácido-base ou reação de neutralização, na qual um próton é transferido de um ácido HA para uma base A- para formar o novo par mais fraco ácido-base H3O+ e A-: HA(aq) + H2O(l) →→→→ H3O+(aq) + A-(aq) [ ][ ] [ ][ ]OHHA AOHKa 2 3 −+ = [ ][ ] [ ]HA AOHKa −+ = 3 [ ][ ] [ ][ ]OHA OHHAKb 2 − − = [ ][ ] [ ]− − = A OHHAKb A-(aq) + H2O(l) →→→→ HA(aq) + OH-(aq) -a capacidade de doação de prótons de um ácido é medida por sua constante de acidez; -a capacidade de aceitação de prótons de uma base é medida por sua constante de basicidade; -quanto maior forem essas constantes, maior a respectiva capacidade ácida ou básica. Relação entre Ka e Kb -para um ácido de forma geral HA, temos: HA(aq) + H2O(l) ↔↔↔↔ H3O+(aq) + A-(aq) [ ][ ] [ ]HA AOHKa −+ = 3 -e para sua base conjugada, temos: A-(aq) + H2O(l) ↔↔↔↔ HA(aq) + OH-(aq) [ ][ ] [ ]− − = A OHHAKb -assim teremos: =baKK [ ][ ] [ ]HA AOH −+3[ ][ ][ ] xA OHHA − − [ ][ ]−+= OHOHKW 3 à 250C KW= 1,0X10-14 -para água sem sais dissolvidos teremos [H3O+] = [OH-] = 10-7 M; -quanto maior a [H3O+] mais ácida é a solução; -quanto maior a [OH-] mais alcalina é a solução. Neutralização -a reação entre um ácido e uma base é chamada reação de neutralização e o composto iônico produzido na reação é chamado de sal. A fórmula geral de uma reação de neutralização de um ácido forte por uma base forte em meio aquoso é: Ácido + Base →→→→ Sal + H2O HCl(aq) + NaOH(aq) →→→→ NaCl(aq) + H2O(l) ou H+(aq)+ Cl-(aq) + Na+(aq) + OH-(aq)→→→→ Na+(aq) + Cl-(aq) + H2O(l) -definição de pH: potencial hidrogeniônico que indica a ácidez, neutralidade ou alcalinidade de um sistema; -até agora vimos que os íons hidrônio estão presentes qualitativamente na água e que em solução de ácidos e bases em água essa concentração depende do soluto. Devemos agora expressar quantitativamente o íon hidrônio em termos de pH; pH = - log[H3O+] pOH = - log[OH-] pH + pOH = 14 -pH de uma solução ácida é menor do que 7; -pH de uma solução neutra é 7; -pH de uma solução básica é maior do que 7. Nomenclatura de Ácidos Os ácidos são divididos em dois grupos: -ácidos sem oxigênio: hidrácidos -ácidos com oxigênio: oxiácidos Hidrácidos -ácido.... (nome do elemento)+ídrico, p.ex: HF: ácido fluorídrico HCl: ácido clorídrico -uma das maneiras mais simples de dar nome a esses ácidos é a partir do nome e da fórmula dos ácidos-padrão de cada grupo; H2CO3 Ác. carbônico HNO3 Ác. Nítrico H2SO4 Ác. Sulfúrico HClO3 Ác. clórico 14 (C)15 (N, P, As)16(S, Se)17(Cl, Br, I) Oxiácidos -a partir dessas fórmulas e de acordo com a variação do número de oxidação desses átomos, determinam-se as fórmulas e os nomes de outros ácidos com o uso de prefixos e sufixos; -1 átomo de Oosonome do elemento ácido -1 átomo de Oosonome do elemento ácido hipo HClO3 H3PO4 iconome do elemento ácido + 1 átomo de Oiconome do elemento ácido per HClO4 HClO2 H3PO3 HClO H3PO2 Ácido Padrão 2 moléculas do padrão menos uma molécula de H2O: piro 1 moléculas do padrão menos uma molécula de H2O: meta H3PO4 2H3PO4 - 1H2O = H4P207 1H3PO4 - 1H2O = HPO3 Classificação dos Ácidos -além da classificação baseada na presença de oxigênio na molécula, os ácidos podem ser classificados pelo seu caráter ácido; -número de hidrogênios ionizáveis -em função do número de ions H+ (H3O+) liberados por molécula ionizada, os ácidos podem ser classificados: no H+ por molécula ionizada 4H+3H+2H+H+ tretaácidostriácidosdiácidosmonoácidos -nos hidrácidos (p.ex: HCl) o hidrogênio presente na molécula é ionizável; -grau de ionização -relação entre o número de moléculas ionizadas e o número total de moléculas dissolvidas; solvidasléculasdisnúmerodemo izadasléculasionnúmerodemo =α Os ácidos são classificados: -ácido forte: possui α maior do que 50% (p/ solução diluída); HCl: α= 93% HNO3: α= 92% H2SO4: α= 61% -ácido semiforte: possui α entre 5% e 50% (p/ solução diluída); H2SO3 : α= 30% H3 PO4 : α= 27% HF: α= 8% -ácido fraco: possui α menor que 5% (p/ solução diluída); H2S: α= 0,08% H3 BO3: α= 0,075% HCN: α= 0,008% -hidrácido: quando comparamos elementos do mesmo grupo na TP, quanto maior o raio atômico do átomo ligado ao H, maior será a força do átomo ligado a esse H, portanto, maior será a força do ácido, p.ex: ác. fortes: HI(aq), HBr(aq), HCl(aq) ác. semiforte: HF(aq) ác. fraco: os demais -polaridade da ligação diminui no grupo dos halogênios, ou seja, a ligação H-F é mais polar do que a ligação H-I; isso gera um fortalecimento da ligação e consequentemente a acidez aumenta de cima para baixo; o ácido H-F é um ácido fraco enquanto H-I é um ácido forte. Qto mais fraca for a ligação H-A mais fácil para o próton ser liberado e mais forte será o ácido. Oxiácidos -a força do ácido aumenta conforme o número de oxigênios que estabelecem ligação coordenada com o átomo central (O que não se ligam ao H); HxAzOy y – x = Fác Ácido forte Fác≥ 2 HClO4, HNO3, H2SO4 H3PO4, HNO2, H3BO3 Estabilidade dos Ácidos -estáveis: são aqueles que não sofrem decomposição em CNTP; a maioria dos ácidos é estável; -instáveis: são aqueles que se decompõe parcial ou totalmente em CNTP; H2CO3(aq) ↔ H2O(l) + CO2(g) H2SO3(aq) → H2O(l) + SO2(g) -nos oxiácidos somente são ionizáveis os hidrogênios ligados a átomos de oxigênio (O); p.ex: HClO4, H2SO4, HNO3, H3PO4 Tabela 1: Indicadores utilizados em laboratório com respectivas cores -são substancias químicas, geralmente orgânicas, que em presença de substâncias ácidas ou básicas adquirem coloração diferente da original; Indicadores azulvermelhobásico verdeincolorneutro amareloincolorácido azul de bromotimolfenolftaleínameio BASES -são substâncias que em solução aquosa se dissociam liberando como único ânion o hidróxido (OH-), p.ex: Ca(OH)2(aq) →→→→ Ca2+(aq) + 2OH-(aq) -bases com cátion possuindo apenas uma valência hidróxido + nome do cátion , p. ex: NaOH, Al(OH)3, Zn(OH)2 -bases com cátion possuindo mais de uma valência hidróxido + nome do cátion + valência (em algarismo romano) ou o sufixo de menor ou maior valência, p. ex: Fe(OH)2, Fe(OH)3, CuOH, Cu(OH)2 Solubilidade em Água -solúveis: bases dos hidróxidos alcalinos e o NH4(OH); -parcialmente solúveis: bases dos hidróxidos dos metais alcalinos terrosos; -insolúveis: todos os demais hidróxidos. Grau de Ionização -é a medida de sua força, sendo análogo ao de ionização dos ácidos; -base solúvel → elevado grau de dissociação : base forte; -base praticamente insolúvel → baixo grau de dissociação: base fraca; -bases fortes: metais alcalinos e alcalinos terrosos (Ca, Sr, Ba); -bases fracas: NH4OH e base dos demais metais. -NH4OH é a única base que não apresenta metal na sua fórmula, existindo apenas em solução aquosa e, portanto, é uma base solúvel: NH3 + H2O ⇔⇔⇔⇔ NH4OH ⇔⇔⇔⇔ NH4+ + OH- Sais -são compostos capazes de se dissociar em água produzindo íons, dos quais pelo menos um cátion é diferente de H+ e um ânion é diferente de OH-; -é formado em uma reação entre um ácido e uma base (reação de neutralização); CuNO3(s) →→→→ Cu+(aq) + (NO3)-(aq) Al2(SO4)3(s) →→→→ 2Al3+(aq) + 3(SO4)2-(aq) HCl(aq) + NaOH(aq) →→→→ Na+(aq) + Cl-(aq) + H2O -Sal neutro: formado quando um ácido forte (HCl, HNO3, HClO4, H2SO4 - primeiro hidrogênio - etc.) é neutralizado com uma base forte (LiOH, NaOH, KOH, CsOH etc.) na reação: H+(aq) + OH–(aq) ↔↔↔↔ H2O(l) NaCl (cloreto de sódio) KNO3 (nitrato de potássio) Caráter Ácido-Base de um Sal -sais que possuem cátion e ânion provenientes de base e ácidos fortes ou fracos apresentam caráter neutro, enquanto os demais prevalece o caráter do mais forte: básico ou ácido; -Sal ácido: apresenta dois cátions, sendo um deles o H+ (hidrogênio ionizável) e somente um ânion, p.ex: NaHCO3 [carbonato (mono) ácido de sódio] -Sal básico: apresenta dois ânions, sendo um deles o OH- (hidroxila) e somente um cátion, p.ex: Ca(OH)Cl [cloreto (mono) básico de cálcio] -Sal duplo ou misto: é um sal que apresenta dois cátions diferentes (exceto o hidrogênio ionizável H+) ou dois ânions diferentes (exceto a hidroxila OH-), p.ex; NaLiSO4 (sulfato de sódio e lítio) Ca(Cl)ClO (hipoclorito cloreto de cálcio) -Sal hidratado: apresenta no retículo cristalino, moléculas de água em proporção definida conhecida como água de cristalização, p.ex: CuSO4.5H2O (sulfato de cobre II penta-hidratado) •solução neutra, quando o sal dissolvido é neutro, nenhum dos íons sofre hidrólise, portanto [H3O+] = [OH-]; •solução ácida, quando o sal, por dissociação, origina um íon que se hidrolisa, originando íons H3O+, portanto [H3O+] > [OH-].; •solução básica, quando o sal, por dissociação, origina um íon que se hidrolisa, originando íons OH-, portanto [H3O+] < [OH-]. -a dissolução de um sal em que apenas um dos íons se hidrolisa pode resultar: Nomenclatura dos Sais -é obtida a partir da nomenclatura do ácido que originou o ânion participante do sal: itoatoetoSufixo do ânion osoicoídricoSufixo do ácido Al3+NO2-HNO2 Ca2+SO42-H2SO4 Na+Cl-HCl salcátionânionácido de origem -sal neutro: NaCl, MgSO4 -sal neutro: NH4CN, ZnS -sal básico: Mg3(BO3)2, NaHCO3 -sal ácido: AgNO3, Al2(SO4)3 -portanto, o caráter ácido, básico ou neutro de uma solução aquosa de um sal depende diretamente da força do ácido e da base que deram origem a esse sal. Solubilidade dos Sais em Água -critério importante para classificação dos sais; Ca2+, Sr2+, Ba2+, Pb2+sulfatos (SO42-) Ag+, Pb2+, Hg22+cloretos (Cl-) brometos (Br-) Iodetos (I-) -nitratos (NO3-) Insolúveis (principais exceções) Solúveis (como regra) solubilidade em água MA e (NH4+)fosfatos (PO43-) MA e (NH4+)carbonatos (CO32-) MA, MAT e (NH4+)sulfetos (S2-) solúveis (principais exceções) insolúveis (como regra) solubilidade em água Óxidos -são compostos químicos binários, ou seja, formado por dois elementos, sendo que o oxigênio é o mais eletronegativo entre eles, p.ex: CO SO3 Na2O CO2 Cl2O7 Fe2O3 Classificação dos Óxidos -óxidos básicos: apresentam caráter iônico, em que o metal terá geralmente número de oxidação +1 e +2, p.ex: Na2O, BaO óxidos básicos + água → base + ácido → sal + água -óxidos ácidos: apresentam caráter covalente e são formados por ametais, p.ex: CO2, SO2 óxidos ácidos + água → ácido + base → sal + água -óxidos neutros: são covalentes, isto é formados por ametais e não reagem com água, ácido ou base, p.ex: CO, NO, N2O -óxidos anfóteros: comportam-se como óxidos básicos na presença de um ácido e como óxidos ácidos na presença de uma base, p.ex: ZnO e Al2O3 óxidos anfóteros + ácido → sal + água + base → sal + água -peróxidos: apresentam em sua estrutura o grupo (O2)2-; -peróxido de hidrogênio: H2O2; -peróxido de MA: Li2O2, Na2O2, K2O2; -peróxido de MAT: MgO2, CaO2, BaO2; -reagem com água produzindo uma base e H2O2: K2O2 + H2O →→→→ 2KOH + H2O2 -reagem com ácido produzindo um sal e H2O2: K2O2 + 2HCl →→→→ 2KCl + H2O2 AT 1 - Introdução química.pdf INTRODUÇÃO DEFINIÇÃO • Ciência que estuda a química dos processos biológicos; • Todo os seres vivos apresentam processos bioquímicos; • Estudo da estrutura e função de: • Proteínas, • carboidratos, • Lipídios, • Ácidos nucléicos • Vitaminas • etc ... Na constituição das células vivas, os átomos se agrupam em moléculas e, dentre elas, a mais abundante é a água. São conhecidos, na natureza, perto de 100 elementos químicos diferentes. Todavia, quatro deles constituem mais de 95% de toda a matéria viva: o carbono - C, o hidrogênio - H, o nitrogênio - N e o oxigênio - O e, em quantidades bem menores, o fósforo e o enxofre. DEFINIÇÃO • Há 92 elementos na natureza; • 22 componentes dos seres vivos; • H, O, C e N representam 98% da massa total do corpo humano. Elementos químicos Camadas K; L; M e N O ÁTOMO • Elemento básico que compõe a matéria; • Estruturas e processos fisiológicos são devidos às interações entre átomos e íons; MOLÉCULAS Actina Enzima ribonuclease orgânicas e inorgânicas Ex: HCl NaCl DIVISÃO DA QUÍMICA Mas exceções como o dióxido de carbono – CO2 são inorgânicos. Esses compostos inorgânicos estão organizados em quatro classes: ácidos, bases, sais e óxidos. Orgânicas - Possuem átomos de C na estrutura química; Ex: CH4OH – metanol Inorgânicas - Possuem outros átomos. 1 - Componentes inorgânicos Água - garante nutrição, matem temperatura; Sais Minerais - garante nutrição; 2 - Componentes orgânicos Carboidratos; Proteínas; Enzimas; Vitaminas; Ácidos Nucléicos (DNA e RNA). Bactéria Do que são feitas as células? Homem Vegetal Estes elementos químicos não se encontram isolados, nas células, mas agrupam-se formando moléculas. Do que são feitas as células? A estrutura e o funcionamento das células de plantas, bactérias, homens, peixes e outros seres vivos são mantidos por pouco mais de 40 tipos fundamentais de moléculas. Célula Menor nível organizacional capaz de executar todas as atividades para vida; • Procariontes: Células menores;DNA sem envoltório; organelas sem membranas. • Eucariontes: DNA - núcleo delimitado por membrana dupla camada; organelas delimitadas. Célula Apresentam molécula DNA– unidades de herança que transmite informações genéticas. Os sistemas de órgãos cooperam na formação dos organismos. OS ÁTOMOS FORMAM MOLÉCULAS AS MOLÉCULAS FORMAM ORGANELAS AS ORGANELAS FORMAM A CÉLULA AS CÉLULAS FORMAM TECIDOS OS TECIDOS FORMAM ORGÃOS OS ORGÃOS FORMAM SISTEMA OS SISTEMAS FORMAM CORPO BIOMOLÉCULAS BIOMOLÉCULAS • Formadas pelos seguintes átomos: C = carbono N = nitrogênio O = oxigênio H= hidrogênio • Compostos de estrutura simples, presentes nos seres vivos e essenciais aos processos vitais. Bio = organismo vivo Molécula = união de dois ou mais átomos distintos Biomoléculas = moléculas de importância biológica. Biomoléculas Orgânicas e inorgânicas • Biomoléculas orgânicas são aquelas que possuem átomos de carbono (C) em sua estrutura química; • Biomoléculas inorgânicas não possuem carbono. Exemplos: Orgânicas = CH4OH Inorgânicas = HCl POLÍMEROS BIOLÓGICOS • Muitas moléculas biológicas são MACROMOLÉCULAS (polímeros) de alto peso molecular montados a partir de precursores mais simples. • A síntese de macromoléculas é a atividade que mais CONSOME ENERGIA DAS CÉLULAS. MONÔMEROS POLÍMEROS radical EXEMPLO: 1. Proteínas: peptídeos (formado por aminoácidos) 2. Ácidos nucléicos: polinucleotídeos (DNA e RNA) 3. Polissacarídeos: (formado por açúcares) BIOMOLÉCULAS Orgânicas Proteínas Glicídeos Lipídeos Ácidos Nucléicos Importância biomoléculas • Interações entre biomoléculas são fundamentais no estudo dos mecanismos de doença; • 60% DOS NOVOS FÁRMACOS SÃO PROTEÍNAS que interagem com proteínas do organismo. Combinação de biomoléculas Importância do Carbono Biomoléculas são esqueletos carbonados • Formam ligações covalentes MUITO ESTÁVEIS: É um tipo de ligação química caracterizada pelo COMPARTILHAMENTO DE UM OU MAIS PARES DE ELÉTRONS ENTRE ÁTOMOS, causando uma atração mútua entre eles, que mantêm a molécula resultante unida. • C, O, H e N podem formar novas ligações covalentes aumentando diversidade química das biomoléculas O átomo de C Possibilita várias ligações Átomo de C Possibilita formar cadeias Átomo de C possibilita isômeros estruturais e ópticos Átomo de C possibilita isomeria cis - trans cis trans AT 2-Elemento_quimico_e_isotopos.pdf Símbolo do elemento químico número atómico Cada elemento químico tem um número atómico característico. Todos os átomos do mesmo elemento têm o mesmo número atómico. Os átomos de um elemento podem apresentar diferente nº de neutron. Isótopos de um elemento –átomos do mesmo elemento químico (com o mesmo número atómico) e com diferente número de massa. número de massa número atómico Número atómico (Z) = número de proton Como o átomo é uma partícula globalmente neutra então: o número de proton é igual ao número de eletron. Número de massa (A) = número de proton + número de neutrn A = Z + N 6 proton 6 neutron 6 eletron 6 proton 7 neutron 6 eletron 6 proton 8 neutron 6 eletron Carbono 12 Carbono 13 Carbono 14 AT 3-tab_dist_Ele.pdf Distribuição dos elétrons Camadas Eletrônicas ou Níveis de Energia A coroa ou eletrosfera está dividida em 7 níveis ou camadas designadas por K, L, M, N, O, P, Q ou pelos números: n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, respectivamente. O número de camada é chamado número quântico principal (n). Número máximo de elétrons em cada nível de energia: 1. Teórico: Equação de Rydberg: x = 2n2 K L M N O P Q 2 8 18 32 50 72 98 2. Experimental: O elemento de número atômico 112 apresenta o seguinte número de elétrons nas camadas energéticas: K L M N O P Q 2 8 18 32 32 18 2 Camada de valência (C.V.) ou nível de valência é o nível mais externo, isto é, última camada do átomo e pode contar no máximo 8 elétrons. Camada de Valência é o último nível de uma distribuição eletrônica, normalmente os elétrons pertencentes à camada de valência, são os que participam de alguma ligação química. Subníveis ou Subcamadas de Energia Uma camada de número n será subdividida em n subníveis: s, p, d, f, g, h, i… Nos átomos dos elementos conhecidos, os subníveis teóricos g, h, i… estão vazios. Número máximo de elétrons em cada subnível experimental: s p d f 2 6 10 14 Distribuição dos elétrons nos subníveis (configuração eletrônica) Os subníveis são preenchidos em ordem crescente de energia (ordem energética). Linus Pauling descobriu que a energia dos subníveis cresce na ordem: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d… É nessa ordem que os subníveis são preenchidos. Para obter essa ordem basta seguir as diagonais no Diagrama abaixo: Ciências Introdução a tabela periódica Representações da tabela periódica Ciências Introdução a tabela periódica Representações da tabela periódica Ciências Introdução a tabela periódica Tabela atualmente recomendada pela IUPAC Ciências Introdução a tabela periódica Classificação dos elementos da tabela periódica Metais: são a maioria dos elementos da tabela, sendo bons condutores de eletricidade e calor, maleáveis e dúcteis, possuem brilho metálico característico e são sólidos, com exceção do mercúrio. Ametais: são os mais abundantes na natureza, não são bons condutores de calor e eletricidade, não são maleáveis e dúcteis e não possuem brilho como os metais. Gases Nobres: são no total 6 elementos e sua característica mais importante é a estabilidade química. Hidrogênio: O hidrogênio é um elemento considerado à parte por ter um comportamento único. Ciências Introdução a tabela periódica Períodos: são as linhas horizontais que aparecem nas tabelas. Indicam quantas camadas eletrônicas um elemento químico possui. Sendo assim, quando encontramos um elemento químico no quarto período, sabemos que ele possui quatro camadas eletrônicas. Colunas, grupos ou famílias: são as linhas verticais que aparecem na tabela. Nas colunas A, o número de elétrons na última camada eletrônica é igual ao próprio número da coluna. O nitrogênio, por exemplo, está na coluna 5A e a sua última camada eletrônica tem 5 elétrons. Classificação dos elementos da tabela periódica Ciências Introdução a tabela periódica Representação dos elementos químicos E Z A Nº atômico Massa atômica a) Cloro b) Iodo c) Sódio d) Carbono e) Potássio f) Oxigênio Dê a representação química dos seguintes elementos químicos: Ciências Introdução a tabela periódica Determinando o número de prótons, elétrons e nêutrons de um elemento químico: a) Cloro b) Iodo c) Sódio d) Carbono e) Potássio f) Oxigênio Dê o nº de prótons, elétrons e nêutrons dos seguintes elementos químicos: Exemplo: Nº de prótons = Z (nº atômico) = 9 Nº de elétrons = Nº de prótons = 9 Nº de nêutrons = A – Z = 19 – 9 = 10 Nº de prótons = Z (nº atômico) Nº de elétrons = Nº de prótons Nº de nêutrons = A - Z F 9 19,0 Ciências Introdução a tabela periódica Utilizando a tabela periódica, resolva o desafio 1. Determine o nome, os nº de prótons, elétrons e nêutrons, a massa atômica e o número atômico dos seguintes elementos químicos: a) Sb b) Hg c) Au d) Cs e) Fe f) In g) Mg h) Ca 2. Quais são as colunas e períodos de todos os elementos citados no primeiro desafio? • Na tabela periódica atual, os elementos químicos: • 1 - estão dispostos em ordem crescente de número atômico ( z ). • 2 - originam os períodos na horizontal ( em linhas ). • 3 – originam as famílias ou grupos na vertical ( em colunas ). • OBS: Elementos representativos e elementos de transição Organização da Tabela Periódica A Tabela Periódica dos Elementos Classificação dos Elementos : Hidrogênio 1 elemento : Metais 84 elementos : Ametais 11 elementos : Semimetais 7 elementos : Gases nobres 6 elementos • 1 ou IA metais alcalinos • 2 ou IIA metais alcalinos terrosos • 3 ou IIIA família do boro • 4 ou IVA família do carbono • 5 ou VA família do nitrogênio • 6 ou VIA calcogênios • 7 ou VIIA halogênios • 8 ou VIIIA gases nobres NOMENCLATURA • 1 - Metais: apresentam brilho metálico, conduzem corrente elétrica e são maleáveis. • 2 - Ametais: não apresentam brilho metálico, não conduzem corrente elétrica e fragmentam-se. • 3 - Semimetais: apresentam brilho metálico, têm pequena condutibilidade elétrica e fragmentam-se. • 4 - Hidrogênio: é um elemento atípico, pois possui a propriedade de se combinar com metais, ametais e • semimetais. • 5 - Gases nobres: sua principal característica química é a grande estabilidade, ou seja, possuem pequena • capacidade de se combinar com outros elementos. Classificação dos Elementos • Metais: Eles são a maioria dos elementos da tabela. São bons condutores de eletricidade e calor, maleáveis e dúcteis, possuem brilho metálico característico e são sólidos, com exceção do mercúrio. • Não-Metais: São os mais abundantes na natureza e, ao contrário dos metais, não são bons condutores de calor e eletricidade, não são maleáveis e dúcteis e não possuem brilho como os metais. • Gases Nobres: São no total 6 elementos e sua característica mais importante é a inércia química. • Hidrogênio: O hidrogênio é um elemento considerado à parte por ter um comportamento único. • Semimetais: São todos sólidos em condições ambiente e apresentam semelhanças entre metais e ametais. Os elementos da Tabela Periódica podem ser classificados como: Propriedades periódicas: ocorrem à medida que o número atômico de um elemento químico aumenta, ou seja, assume valores que crescem e decrescem em cada período da Tabela Periódica. Entre as propriedades periódicas temos: raio atômico, energia de ionização, eletroafinidade, eletronegatividade Propriedades aperiódicas: os valores desta propriedade variam à medida que o número atômico aumenta, mas não obedecem à posição na Tabela, ou seja, não se repetem em períodos regulares. Exemplos de propriedades aperiódicas: calor específico, índice de refração, dureza e massa atômica Propriedades periódicas e aperiódicas AT 4-Soluções.pdf SOLUÇÕES SOLUÇÃO É uma mistura uniforme de átomos, íons ou moléculas de duas ou mais substâncias. SOLUTO Substância dissolvida ou substância presente em menor quantidade na solução. SOLVENTE Substância que dissolve ou a substância presente em maior quantidade. SOLUTO SOLVENTE SOLUÇÃO EXEMPLOS DE SOLUÇÕES Solvente Sólido Solvente Líquido Solvente Gasoso Soluto Sólido Bronze (zinco em cobre, uma liga) Solução salina (cloreto de sódio em água) a Soluto Líquido Amálgama (mercúrio em prata) Licor (álcool em água) a Soluto Gasoso Hidrogênio em platina metálica Água gaseificada (dióxido de carbono em água) Ar (oxigênio em nitrogênio) ª Para formar solução com solvente gasoso, o soluto deve geralmente estar também no estado gasoso. Soluções Aquosas: Soluções que contêm água como solvente. ÁGUA Estrutura de Lewis para a molécula de água O HH 105 o O HH OH Hx x O PROCESSO DA DISSOLUÇÃO Um soluto se dissolve num solvente que tem estrutura semelhante a ele. Solventes polares: tendem a dissolver solutos polares ou iônicos. Solventes não polares: tendem a dissolver solutos não polares. “O SEMELHANTE DISSOLVE O SEMELHANTE.” IONIZAÇÃO Compostos covalentes polares que se dissolvem em água. Exemplo: HCl (H+ e Cl-) Eletrólitos: substâncias que produzem íons quando se dissolvem em água. SOLUBILIDADE É a massa do soluto que pode ser dissolvida numa certa quantidade de solvente em uma dada temperatura. É expressa em gramas de soluto por 100 mL (100 cm3) ou por 100 g de solvente numa dada temperatura. Exemplos: 1) Cloreto de sódio - 36 g por 100 g de H2O a 20 oC. 2) Sacarose - 204 g por 100 g de H2O a 20 oC. 3) Hidróxido de cálcio [Ca(OH)2] - 0,17 g por 100 g de H2O a 20 oC. 4) Cloreto de prata (AgCl) - 0,0001 g por 100 g de H2O a 20 oC. Influência da Temperatura na Solubilidade A solubilidade da maioria dos sólidos nos líquidos aumenta com a temperatura. Exemplo: uma quantidade adicional de 308 g de açúcar se dissolve em 100 g de água quando a temperatura passa de 0 oC a 100 oC. Velocidade de dissolução: pulverização e agitação. SOLUÇÃO SATURADA Solução que está em equilíbrio em relação a uma outra substância dissolvida. SOLUÇÃO INSATURADA Uma solução que não está em equilíbrio em relação à substância dissolvida e pode dissolver quantidade maior desta mesma substância. SOLUÇAO SUPERSATURADA Solução com quantidade de substância dissolvida maior que a solução saturada. Solução de Acetato de Sódio: a) adição de um cristal de NaC2H3O2. b) e c) O excesso de NaC2H3O2 cristaliza-se na solução. CONCENTRAÇÃO A concentração de uma solução expressa a quantidade de soluto presente numa dada quantidade de solvente ou de solução. Porcentagem em massa por volume: EXEMPLO: uma solução a 5 % (m/v) de dextrose usada para alimentação endovenosa contém 5 g de dextrose (glicose) para 100 mL. Porcentagem em massa por volume (m/v) gramas de soluto mililitros de solução = x 100 % Dextrose a 5 % (m/v) 5 g de dextrose 100 mL de solução = x 100 % Porcentagem em massa: EXEMPLO: Uma solução de ácido nítrico a 70 % (m/m) contém 70 g de HNO3 em cada 100 g de solução. Massa por cento (m/m) gramas de soluto gramas de solução = x 100 % HNO3 a 70 % (m/m) 70 g de HNO3 100 g de solução = x 100 % Porcentagem em volume: EXEMPLO: Uma solução de álcool etílico a 70 % (v/v) usada como antisséptica e dessinfetante consiste de 70 mL de álcool etílico cujo volume total é de 100 mL. Porcentagem em volume a volume (v/v) mililitros de soluto mililitros de solução = x 100 % Álcool a 70 % (v/v) 70 mL de álcool 100 mL de solução = x 100 % Partes por milhão (ppm) Porcentagem: significa partes por cem 5 %: 5 partes em 100 5 ppm: 5 partes em um milhão ( ou 106 partes) EXEMPLO: Se a quantidade de mercúrio em amostra for 5 mg, sua concentração em ppm é ( Note que 1 kg = 103 g = 106 mg e que mg/kg é portanto o mesmo que ppm.) 5 mg 1 kg = 10 6 mg 5 mg = 5 ppm MOLARIDADE Uma solução 5,00 M de cloreto de sódio contém 5,00 moles (292,5 g) de NaCl por litro de solução. EXEMPLO: A molaridade de uma solução que contém 0,600 mol de soluto em 2,00 litros de solução é molaridade (M) = moles de soluto litro de solução molaridade = moles de soluto litro de solução 2,00 litros de solução 0,600 mol de soluto = = 0,300 M MOLALIDADE Uma solução 5,00 m de cloreto de sódio contém 5,00 moles de NaCl por quilograma de água. quilogramas de solvente moles de soluto =molalidade ( m ) AT 6-Ácidos.pdf FUNÇÕES INORGÂNICAS CLASSIFICAÇÃO: ÁCIDOS HIDRETOS BASES ÓXIDOS SAIS Ácidos: substâncias que em meio aquoso se ionizam originando apenas cátions H+ (H3O +). Ex.: HCl H+ + Cl- Conceitos de Arrhenius: Ácidos, Hidretos e Bases • Bases: Compostos iônicos que em meio aquoso se dissociam liberando exclusivamente ânions OH-. Ex.: NaOH Na+ + OH- aq aq IONIZAÇÃO E DISSOCIAÇÃO HClO4 H2O H + + ClO4 -1 H2SO3 H2O 2H+ + SO3 -2 H3PO4 H2O 3H+ + PO4 -3 Ca(OH)2 H2O Ca2+ + 2OH- AgOH H2O Ag+ + OH- NH4OH H2O NH4 + + OH - EXCEÇÕES: H3PO3 H2O 2H+ + HPO3 -2 H3PO2 H2O H+ + H2PO2 -1 CLASSIFICAÇÃO DAS BASES 1) Nº DE HIDROXILAS (OH-) Monobases: Dibases: Tribases: Tetrabases: NaOH, AgOH, NH4OH ... Ca(OH)2, Zn(OH)2, Fe(OH)2 ... Al(OH)3, Fe(OH)3, Ni(OH)3 ... Pb(OH)4, Mn(OH)4, Sn(OH)4 ... 2) SOLUBILIDADE EM ÁGUA Solúveis: Pouco solúveis: Insolúveis: dos metais alcalinos (NaOH, LiOH ...) e amônio (NH4OH). dos metais alc-terrosos – Ca(OH)2, Sr(OH)2 ... Todas as demais. APLICAÇÕES DE ÁCIDOS E BASES HF Corroer e gravar vidros. H2S Putrefação (decomposição) de matéria orgânica. HCl Comercialmente conhecido como ácido muriático; Componente do suco gástrico; Limpeza de pisos e chapas metálicas. HCN Gás letal; Em condenados à morte. CH3COOH Principal componente do vinagre ( tempero). H2CO3 Gás de refrigerantes e água mineral. H2SO4 Presente em bateria de automóveis; Fabricação de fertilizantes. H3PO4 Estabilizante de refrigerantes do tipo cola; Fabricação de fertilizantes (superfosfatos). HNO3 Fabricação de salitre para explosivos como o TNT; Fabricação de fertilizantes. Ca(OH)2 Conhecido como “cal apagada ” ou “cal extinta”; Em pinturas de meios-fios, paredes e muros (caiação). Mg(OH)2 Princípio ativo do leite de magnésia; Usado como laxante e antiácido estomacal. NaOH Conhecido como soda cáustica; NH4OH Conhecido como amoníaco; Em alguns produtos de limpeza e tintura de cabelos; Usado na fabricação de sabão e desentupimentos de tubulações. As soluções de ácidos possuem um sabor acre Suco de limão Ácido cítrico Suco de laranja Vinagre Ácido acético Leite azedo Ácido Láctico Quando os ácidos reagem com certos compostos, esses mudam de cor --- ------ indicadores Tornassol : azul para vermelho Fenolftaleína: vermelho para incolor Importante: Ácidos reagem com óxidos e hidróxidos para formar água e um sal Bases • Podem ser definidas como substâncias que produzem íons hidroxilas • Soluções de bases são escorregadias como sabão e oleosas ao tato, e possuem um sabor cáustico e amargo. ligação_química.ppt * * * * São as ligações que se estabelecem entre a união de dois átomos. Existem três tipos de ligações químicas: A ligação covalente (partilha de eletrons) A ligação metálica (mar de eletrons livres) A ligação iónica (cedência/captação de eletrons) * * É a ligação que se estabelece entre dois átomos numa molécula por partilha de eletrons. eletrons partilhados Cada átomo “disponibiliza” um ou mais eletrons de valência para ser partilhado com outro átomo. * * O antes, enquanto eram átomos isolados… H H H H : + E o depois de se estabelecer a ligação covalente… * * Por cada par de eletrons de valência desenha-se um traço e se forem partilhados desenha-se um traço entre os átomos (fórmula de estrutura) Ou, representa-se os eletrons de valência por pontos ou cruzes (representação de Lewis) * * * * O2 Cl2 H2 H2O CO2 N2 * * Nas ligações covalentes os eletrons poderão ser partilhados de forma igual ou de forma diferente, dependendo da capacidade de atrair os eletrons de cada átomo Ligação covalente apolar – os átomos atraem os eletrons da mesma forma e a nuvem electrónica é simétrica (ex: H2, O2, F2) Ligação covalente polar – um dos átomos da ligação atrai os eletrons mais intensamente do que o outro átomo o que provoca uma nuvem electrónica assimétrica , com um pólo positivo (+) e um pólo negativo (-). (ex: HF, CO, H2O) - + * * É a ligação química que se estabelece entre os átomos de diversos metais (ex: Ferro, Zinco, Alumínio, etc) Caracteriza-se pela existência de ions positivos (átomos que cederem eletrons) dispostos de forma ordenada Entre os ions positivos circulam, com grande liberdade de movimento, os eletrons que foram cedidos pelos átomos (é devido a este fator que os metais conduzem bem a eletricidade), por isso se chama a esse conjunto “mar de eletrons”. * * É a ligação química que se estabelece entre dois átomos, em que um deles captou um ou mais eletrons ao outro, formando-se um cation e um anion. (ex: NaCl, CaF2) * * Na ligação covalente os átomos mantêm-se ligados por partilha de eletrons Na ligação metálica os corpúsculos mantém-se ligados por atração entre os iões e o mar de eletrons Na ligação iônica os corpúsculos mantêm-se ligados devido à atração entre o cation e o anion formados. * * * * * * * * * * * ÁGUA QUÍMICA DOS ALIMENTOS.pdf ÁGUA DIAGRAMA DE FASES Fonte: fisicanaweb.wordpress.com/category/uncategorized/page/3/ Pontos de fusão e ebulição Pressão crítica Ponto triplo Pressão de vapor Condutividade Pressão de vapor • Quando a água é resfriada a temperatura menor que 4º C, seu volume expande. - Qual a consequência disso para as células? Por que o gelo é menos denso que a água no estado líquido?
Compartilhar