Química Geral - Slides de Aula - Unidade II

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Profa. Luciana Mantzouranis
UNIDADE II
Química Geral
 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 massa de 12 unidades de massa atômica (u).
Relações de massa – Massa atômica (MA)
 Unidade de massa atômica (u) é a massa de 1/12 do átomo de carbono com 
número de massa igual a 12.
Relações de massa – Massa atômica (MA)
Adaptado de: 
http://www.vestibulandoweb.com.br/
quimica/teoria/massa-atomica.asp
12C
dividido em 
12 partes iguais
1 u
(unidade de 
massa atômica)
do átomo de 12C
1
12
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.
He = 4 u
 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 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 + 37 x 25) / 100 = 35,5 u
Massa atômica (MA)
 A massa da molécula é numericamente igual à soma das massas dos átomos que 
a constituem.
Exemplos:
 H2O → 2 x 1 + 1 x 16 = 18 u
 C5H10 → 5 x 12 + 10 x 1 = 70 u
Massa molecular (MM)
 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
Conceito de mol e massa molar
 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(aq) → ZnCl2 + 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) + Ba(OH)2 → 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 químicas
 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: Ag+ + e- → Ag0
 Oxidação: Cu0 → Cu2+ + 2e-
Reações de oxirredução
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.
Interatividade
 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.
Dissociação iônica e ionização
 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:
 possuem sabor azedo
 formam soluções iônicas e, portanto, conduzem corrente elétrica
 reagem com metais, formando gás hidrogênio (H2)
 reagem com carbonatos e bicarbonatos, formando gás 
carbônico (CO2)
Funções inorgânicas: Ácidos
 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)
Hidrácidos e Oxiácidos
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 a 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-lo em:
 Forte: α ≥ 50%
 Semiforte ou moderado: 5% < α < 50%
 Fraco: α ≤ 5%
Os hidrácidos mais conhecidos são assim classificados:
 Fortes: HCl, HBr e HI
 Semifortes ou moderados: HF
 Fracos: H2S, HCN
Grau de ionização
 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:
Força dos oxiácidos
Classificação Resultado
Forte 2 ou 3
Moderado 1
Fraco 0
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. 
Força dos oxiácidos
 Indica a maior ou menor facilidade com que os 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 voláteismais comuns são o H2SO4 e o H3PO4
Classificação dos ácidos: Volatilidade
Em função do número de íons H+ (ou H3O
+) liberados por molécula ionizada, 
os ácidos podem ser assim classificados em:
 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
Classificação dos ácidos: Hidrogênios Ionizáveis
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 – Hidrácidos
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
 H3PO4 – 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
Exemplos:
Nomenclatura dos ácidos – Oxiácidos
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
- 2 átomos de oxigênio
Nomenclatura Molécula Oxigênios
Ácido perclórico HCIO4 +1
Ácido clórico HCIO3 ---
Ácido cloroso HCIO2 -1
Ácido hipocloroso HCIO -2
A, B e C representam três ácidos. 1000 moléculas de cada ácido foram dissolvidas 
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. 
Interatividade 
 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.
 conduzem corrente elétrica quando estão em solução aquosa.
Funções inorgânicas: Bases ou Hidróxidos
De modo geral, temos que:
 As bases formadas por metais alcalinos são solúveis.
 As bases formadas por metais alcalinoterrosos são pouco solúveis.
 As bases formadas por outros metais são praticamente insolúveis.
Classificação das bases: Solubilidade em água
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: Grau de dissociação
Em função do número de OH- liberados por fórmula, as bases podem ser 
classificadas como:
 Monobases
 Dibases
 Tribases
 Tetrabases
Classificação das bases: Número de hidroxilas
Para a nomenclatura das bases, pode-se 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
 Fe(OH)2 → hidróxido de ferro II ou ferroso
 Fe(OH)3 → hidróxido de ferro III ou férrico
Nomenclatura das bases
 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
Indicadores ácido-base
 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
Reação de neutralização
 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)
Funções inorgânicas: Sais
 nome do ânion de nome do cátion
Exemplos:
 NaCl → cloreto de sódio
 KNO3 → nitrato de potássio
Nomenclatura dos sais
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 uma 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.
Interatividade 
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.
Funções inorgânicas: Óxidos
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 moleculares
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
Nomenclatura: Óxidos iônicos
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 básicos
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 → H2SO3
 SO2 + 2 NaOH → Na2SO3 + H2O
Classificação dos óxidos – Óxidos ácidos
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 neutros
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
Exemplos:
 ZnO + 2 HCl → ZnCl2 + H2O
 ZnO + 2 NaOH → Na2ZnO2 + H2O
Os óxidos anfóteros mais comuns são: ZnO e Al2O3
Classificação dos óxidos: Óxidos anfóteros
Peróxidos: apresentam em sua estrutura o grupo (O2)
2-
Os peróxidos mais comuns são formados por hidrogênio, metais alcalinos e metais 
alcalinoterrosos
Exemplos:
 H2O2 → peróxido de hidrogênio
 Na2O2 → peróxido de 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
Classificação dos óxidos: Peróxidos 
Qual das alternativas abaixo apresenta apenas óxidos?
a) H2SO4 e CaO
b) Mg(OH)2 e HNO3
c) NaCl e CaCO3
d) Na2O e CO2
e) Na e O2
Interatividade
ATÉ A PRÓXIMA!