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INTRODUÇÃO À QUÍMICA
O 
O que é química?
A química é o estudo da natureza, propriedades e composição da matéria e como esta sofre alteração.
Qual a relação da química com as outras ciências ?
 
Ciências Físicas  Física  Fisicoquímica
  Astronomia 
  Geologia 
 
Ciências Biológicas  Botânica
  Zoologia
 
 
Outras ciências  Oceanografia
  Paleobotânica
  Metereologia
  Bioquímica
 
Porque estudar a química ?
 
A química representa uma parte importante em todas as outras ciências naturais, básicas e aplicadas. 
 
Exemplos :
 
►O crescimento e o metabolismo de plantas
► Formação de rochas ígneas
► O papel desempenhado pelo ozôneo na atmosfera superior
► A degradação dos poluentes ambientais
► Propriedades do solo lunar
► Ação medicinal das drogas
► Hidratação do cimento
Processos químicos 
 
É transformação da matéria através do uso de reações químicas.
 
Exemplo: Fabricação do Hidróxido de Alumínio
 
Na2CO3 + Al2 (SO4)3 + H2O  Al (OH)3 + Na2SO4 + CO2
 
 
3 Na2CO3 + Al2 (SO4)3 + 3 H2O  2 Al (OH)3 + 3 Na2SO4 + 3 CO2
Calcárias são rochas sedimentares formadas a partir do mineral calcita.
Sua composição química é CaCO3 ( Carbonato de Cálcio).
90% da matéria-prima para fabricação do cimento vem deste importante minério.
FABRICAÇÃO DO CIMENTO
Matérias-Primas: Calcário
É um silicato mineral muito utilizado devido a sua extrema dureza depois de cozida.
Fornece os componentes Al2O3, Fe2O3 e SiO2 .
Contém alumínio e ferro como cátions principais e potássio.
É utilizada para obtenção do clínquer juntamente com o calcário.
Argila
Areia
Minério de Ferro
 Quartzito 
São utilizados para ajustes da 
anteriormente a queima.
 Matérias-primas denominadas de corretivos, podem necessitar de alguns ajustes de formulação.
Aditivos
Material granular de 3mm a 25mm de diâmetro, resultante da calcinação de uma mistura de calcário, argila e de componentes químicos como o silício, o alumínio e o ferro. 
É a principal matéria prima na composição do Cimento Portland.
Clínquer
Mineral aglomerante encontrado em abundancia na natureza.
Produzido a partir do aquecimento da gipsita (CaSO4.2H2O).
 Encontrado também nas formas hemidrato ou bassanita (CaSO4.0,5H2O) e anidrita (CaSO4).
É o produto de adição final no processo de fabricação do cimento Portland.
 É utilizada para manter o cimento trabalhável por mais tempo.
Gesso
Rochas de origem vulcânica.
Material silicoso ou sílico-aluminoso, quando moído e na presença de água reage com hidróxido de cálcio, formando compostos com propriedades cimenteiras.
Proporciona aumento da resistência do concreto aos sulfatos e a outros agentes agressivos ácidos.
Hidratação lenta com baixa liberação de calor. 
Pozolana
É um subproduto de altos-fornos.
É um resíduo com alto teor de óxidos.
Pode ser adicionada ou não, dependendo-se do tipo de cimento que se quer obter.
Utilizada também para elevar a durabilidade do cimento, principalmente em ambientes com presença de sulfatos.
Escória
	Fabricas – Rio de Janeiro	Cidades	Tipos de Cimento
	TUPI	Volta Redonda	CPIII 32 e CPV ARI
	CSN	Volta Redonda	CPIII 40RS, CPIII 32 e CPII E 32
	VOTORANTIM	Volta Redonda	CPIII 40 RS
	LafargeHolcim	Santa Cruz	CPIII-40 RS, CP II E-40
	VOTORANTIM - Santa Cruz	Sepetiba	CPIII-40
	MIZU	Campo Grande	CPIII 40 RS e CPII E 32
	LafargeHolcim	Cantagalo	CPII E 32, CPIV 32 e CPV ARI RS
	CRH	Cantagalo	CP II F 32 CP II E 32
	VOTORANTIM	Cantagalo	CPIIE-32RS e CPV ARI RS
Tabela - RJ
Planta do Processo
 
2a AULA
Teoria Atômica
 
Origem da teoria atômica
 
►Demócrito (460-370 a.C)
 
►Aristóteles (384-322 a.C)
 
►Robert Boyle (1627-1691)
 
►John Dalton (1766-1844)
 
Toda matéria é feita de átomos
Todos os átomos de um determinado elemento são idênticos (massa, propriedades)
Os compostos se formam pela combinação de duas ou mais espécies diferentes
Os átomos são as unidades das transformações químicas
 
►Michael Faraday (1791-1867)
 
►J.J. Thomson 
 Ernest Rutherford
 
 Prótons
 
 Átomo 	 Neutrons
 
	 Elétrons
16
Número Atômico e Número de Massa de um átomo
 
 
 
número de massa A 
 número atômico Z X
 
	 
 
 
 é o átomo X que contém :
 
 Z prótons
 Z elétrons
 (A – Z) nêutrons
 
Exemplo :
 
 
 23 
 11 Na 
 11 p
 11 e-
 12 n
Exercício 1 Calcule o número de prótons, elétrons e nêutrons dos átomos abaixo:
	ÁTOMO	PRÓTONS	ELÉTRONS	NEUTRONS
	 56
 26Fe			
	 138
 56Ba			
	 39
 19 K			
	 55
 25 Mn			
	 59
 27 Co			
Isótopos ►são átomos com o mesmo nº atômico
 
Isótonos ► são átomos com o mesmo nº de nêutrons 
 
Isóbaros ► são átomos com o mesmo nº de massa	
 
 
Exemplos de isótopos:
 
 35 37
 17 Cl e 17 Cl 
 são átomos isótopos porque possuem Z igual e A diferente. 
 1 2 3
 1H 1H 1H
 
 
 Hidrogênio Deutério Trítio 
 
 1 p 1 p 1 p 
 1 e- 1 e- 1 e-
 0 n 1 n 2 n
 
São isótopos porque possuem o nº atômico igual e nº de massa diferente.
 Exemplos de isóbaros:
 
 40 40
 18 Ar 20Ca 
 
 18 p 20 p 
 18 e- 20 e- 
 22 n 20 n
São isóbaros porque possuem nº de massa igual e nºatômico diferente.
 130 130
 54Xe 56Ba 
 
 54 p 56 p 
 54 e- 56 e- 
 76 n 74 n 
 
 
São isóbaros porque possuem nº de massa igual e nºatômico diferente.
Exercício 2 . Dentre os átomos dados, selecione os pares isótopos, isóbaros e isótonos :
 
 16 35 1 40 76 
 8O 17Cl 1H 19 K 32 Ge
 
 2 13 76 18 37
 1H 6C 34Se 8O 16 Cl 
 
 40 3 39 14
 20Ca 1H 19K 6C 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
	PARES ISÓBAROS	PARES ISÓTONOS	PARES ISÓTOPOS
			
Níveis de energia do elétron
 
Orbital
 
Teoria
 
►Heisemberg (Físico alemão -1927)estudou o problema da localização precisa do elétron que depende da determinação simultânea da velocidade e da posição.
 
►Erwin Schrödinger ( Físico austríaco) deduziu uma equação chamada equação de onda que relaciona a função amplitude da onda eletrônica (ψ), às energias potenciais e cinéticas do elétron e às coordenadas espaciais em termos das quais o sistema é obtido. 
 
Definição
 
Orbital ► É uma região tridimensional em torno do núcleo na qual o elétron tem probabilidade de ser encontrado um certo instante.
Sistema de Números Quânticos
 
► A localização dos elétrons na envolvente é função de sua energia que está relacionada com quatro fatores denominados estados quânticos:
 
● níveis ou camadas de energia
● subníveis de energia
● orbitais
● spin eletrônico 
►A cada estado quântico corresponde um número quântico representativo do estado energético do elétron e cujos valores são obtidos da equação da onda de schrödinger. Assim, temos quatro números quânticos:
● Número Quântico Principal - n
● Número Quântico Secundário ou Azimutal ou Número Quântico do Momento Angular - ℓ
● Número Quântico Terciário ou Magnético - m ou mℓ
● número quântico quaternário ou de spin - s ou ms
► Número Quântico Principal - n
 
Nível de energia n
 K 1
 L 2
 M 3
 N 4
 O 5
 P 6
 Q 7 
 subnível ℓ 
 
 s 0 
 p 1 
 d 2 
 f 3
► Número quântico magnético- mℓ 
 
 
subnível ℓ Nº de orbital ( 2ℓ+1) mℓ
 
 s 0 1 0 
 p 1 2 -1, 0 ,+1 
 d 2 3 -2, -1, 0 ,+1,+2
 f 3 4 -3, -2, -1, 0 ,+1,+2,+3
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
► Número quântico de spin - ms 
 
 
 
 m= +1 ms = - 1
 2 2
 
 
 
 
obs: sempre iniciar com ms = +1
 2 
 
 
 Diagrama de Pauling 
 
 1s K (1) 1s2 = 2
 2s 2p L (2) 2s2 2p6 = 8
 3s 3p 3d M (3) 3s2 3p6 3d10 =18
 4s 4p 4d 4f N (4) 4s2 4p6 4d10 4f14 = 32
 5s 5p 5d 5f O (5) 5s2 5p6 5d10 5f14 = 32
 6s 6p 6d P (6) 6s2 6p6 6d10 =18
 7s 7p Q (7) 7s2 7p6 = 8
  8S
 
 As setas indicam a ordem crescente de energia :
 
 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p 
   
3) Ba (Z =56) 
 
 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s24p6 4d10 5s2 5p6 6s2
 K=2 L=8 M=14 N=2 O=8 P=2
Exercício 3. Determine as configurações eletrônicas dos seguintes elementos e o número quântico principal, número quântico secundário, número quântico magnético e número quântico de spin :
 
Samário (Sm) / Z = 62
Antimônio (Sb) / Z = 51
Radônio (Rn) / Z = 86 
Prata (Ag ) / Z = 47
Zircônio (Zr) / Z = 40
Cádmio (Cd) / Z = 48
Criptônio (Kr) / Z = 36
Iodo (I) / Z = 53
Frâncio (Fr) / Z = 87
Exemplos :
 
Ca (Z =20)
 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
 
 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
 K=2 L=8 M=8 N=2
 
 
2) Fe (Z =26)
 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
 
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2
 K=2 L=8 M=14 N=2
 
Tabela Periódica
 
Teoria
 
 A tabela Periódica é um dos conceitos mais importantes em química.Seu desenvolvimento é um exemplo de como descobertas científicas podem ser feitas pelo uso da perspicácia para organizar dados coletados por um grande número de cientistas em um período de muitos anos.
Em 1860, o Congresso de Karlsruhe reuniu muitos químicos proeminentes com a intenção de obter concordância em alguns resultados, tais como, a existência do átomo, as massas atômicas corretas, como os elementos se relacionavam entre si e o princípio de Avogadro.
Em 1889, o alemão German Lothar Meyer e o russo Dmitri Mendeleev, ambos estiveram no congresso, descobriram independentemente que um padrão regular de repetição das propriedades podia ser observado quando os elementos eram arranjados em ordem crescente de massa atômica. Mendeleev chamou esta observação de lei periódica.
Um dos problemas com a tabela de Mendeleev, foi que alguns dos elementos pareciam estar fora de lugar. Entretanto, quando Henry Mosely examinou o espectro de raio x dos elementos no início do século XX, descobriu que todos os átomos de um mesmo elemento tinham a mesma carga nuclear, e portanto, o mesmo número de prótons, que dão o número atômico do elemento.Rapidamente foi descoberto que os elementos ficam em um padrão, uniformemente repetitivo da Tabela Periódica, se eles são organizados pelo número atômico, ao invés da massa atômica . 
Grupo 1A: H e os Metais Alcalinos  
► Li, Na, K, Rb, Cs, Fr 
►São muito reativos e quando reagem com a água formando soluções alcalinas
►O sódio(Na) teve um papel importante na história, pois ele é fundamental na dieta dos homens e dos animais.
►Os compostos de potássio(K) são importantes nutrientes dos vegetais.
►Todos esses elementos metálicos formam compostos com o oxigênio que têm M2O, onde M é o metal alcalino.
Ex : Li2O, Na2O, K2O, Rb2O, Cs2O
Grupo 2A: Metais Alcalinos-Terrosos
 
 Be, Mg, Ca, Sr, Ba
 
►Exceto o berílio(Be), esses elementos também reagem com a água para formar soluções alcalinas, e a maior parte dos seus óxidos(como a cal, CaO) forma soluções alcalinas.
►O cálcio(Ca) e o magnésio(Mg) são respectivamente o quinto e o sétimo elementos mais abundante na crosta terrestre.
►O carbonato de cálcio(CaCO3) é o principal constituinte do calcário, dos corais, das conchas, do mármore e do giz.
►O rádio(Ra) é usado na radioterapia de certos tumores cancerosos.
►Combinam com o oxigênio e a fórmula geral é TO, onde T é o um dos elementos alcalinos terrosos como por exemplo, o cálcio forma o CaO e o magnésio o MgO.
Grupo 3A :
 
B, Al, Ga, In, Tl
 
►O alumínio(Al) é o terceiro elemento mais abundante da crosta terrestre e o de grande importância comercial no grupo 3A. 
►O alumínio, o gálio(Ga), o índio(In) e o tálio(Tl) são metais enquanto o boro(B) é um metalóide.
►Todos esses elementos combinam com o oxigênio e a fórmula geral é X2O3 , como por exemplo o Al2O3. 
Grupo 4A :
 
C, Si, Ge, Sn, Pb
 
►O grupo 4A contém um não metal, o carbono(C), dois metalóides, o silício(Si) e Germânio(Ge), e dois metais, estanho(Sn) e chumbo(Pb).
►Todos elementos deste grupo formam compostos com oxigênio com a fórmula geral YO2, como por exemplo o CO2.
Grupo 5A :
 
N, P, As, Sb, Bi
 
►O nitrogênio constitui cerca de ¾ da atmosfera terrestre.
►O fósforo é essencial a vida como constituinte importante dos ossos e dentes. 
►Todos os elementos do grupo 5A formam compostos contendo oxigênio ou enxofre com as fórmulas gerais E2O3 ou E2S3.
Grupo 6A :
 
O, S, Sc, Te, Po
 
►O oxigênio(O) constitui cerca de 20% da atmosfera terrestre e combina-se facilmente com a maioria dos elementos.
►A maioria da energia que alimenta a vida na terra provém de reações nas quais o oxigênio se combina com outras substâncias. 
►O enxofre(S),o selênio(Se) e o telúrio(Te) são denominados calcogênios, pois aparecem nos minérios de cobre.
Grupo 7A : Halogênios
 
F, Cl, Br, I, At
 
►O flúor(F), cloro(Cl) bromo(Br) e o iodo(I) existem como molécula diatômica. 
►Todos se combinam violentamente com os metais alcalinos formando sais, como o sal de cozinha (NaCl).
 
Grupo 8A : Gases Nobres
 
He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
	Grupo	 Íons Simples mais Comuns
	IA	(X+) Li+, K+, Rb +,Cs+, Na+
	IIA	(X++) Mg++, Ca++, Sr++, Ba++ 
(Be não forma íon simples)
	IIIA	(X+++) Al+++, Ga+++, In+++
(B não forma íon simples)
	IVA	(X++, X++++) Ge++, Ge++++, Sn++, Sn++++, Pb++ , Pb++++
( C e Si não formam íon simples)
	VA	P≡, N≡, Sb+++, Bi+++, As+++
	VIA	(X=) O=, S=, Se=, Te= 
(Po não forma íon simples)
	VIIA	(X-) F-, Cl-, Br -, I-
	IB	(X+) Cu+, Cu++, Ag+, Au+, Au+++
	IIB	(X++) Zn++, Cd++, Hg++, Hg2++
	IIIB	(X+++) Sc+++
	IVB e VIIB	(X++, X+++) Paládio somente Pd++, Platina Pt++, Pt+++ 
	Cátions com mais de um número de oxidação	
	Sn++ estanoso	Mn++ manganoso
	Sn+4 estânico	Mn+3 mangânico
	Ge++ germanoso	Co++ cobaltoso 
	Ge+4 germânico	Co+3 cobáltico 
	Pb+2 plumboso	Hg2++ mercuroso
	Pb+4 plúmbico	Hg++ mercúrico
	As+3 arsenioso	Cu+ cuproso
	Sb+3 antimonioso	Cu++ cúprico
	Sn++ estanoso	Fe++ ferroso
	Sn+4 estânico	Fe+3 férrico
	Ni++ niqueloso	Au+ auroso
	Ni+3 niquélico	Au+3 áurico
	Cr++ cromoso 	
	Cr+3 crômico 	
	Ânions Simples	
	N≡ nitreto	P≡ fosfeto
	O= óxido	S= sulfeto
	Te= telureto	Se= seleneto
	F- fluoreto	Cl- cloreto
	Br - brometo	I- iodeto
Ligações Químicas
 
 Elétrons de Valência
 
O conceito de elétron de Valência foi inicialmente apresentado no princípio do século XX pelo cientista G.N.Lewis. Os elétrons de valência são aqueles que se localizam na camada mais externas de um átomo e determinam as propriedades de um elemento.
Exemplos :
 
 
H (Z=1) -1s1 H0 H+
 
 
As (z=33) -1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3 As +As+
 + 
 K=2 L=8 M=18 N=5 
 
 
P (Z=15) - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 P P≡
 K=2 L=8 M=5
 
 
Cl (Z=17) - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Cl Cl- 
 K=2 L=8 M=7
 
Teoria
Uma ligação química forma-se entre dois átomos se o arranjo resultante de seus dois núcleos e seus elétrons tem energia mais baixa que a energia total dos átomos separados. Se a energia mais baixa pode ser atingida pela transferência completa de um ou mais elétrons de um átomo para outro, formam-se íons e o composto é mantido pela atração entre esses íons. Esta atração é chamada de ligação iônica. Se o abaixamento de energia pode ser atingido pelo compartilhamento de elétrons, então os átomos unem-se através de uma ligação covalente, formando moléculas discretas.
Ligações Iônicas
 
Uma ligação iônica resulta da atração eletrostática de íons com cargas opostas,isto é, a atração de um íon positivo e um íon negativo que provoca uma transferência completa (ou quase completa)de um ou mais elétron de um átomo para o outro.De acordo com Linus Pauling, uma ligação será iônica ou eletrovalente quando a diferença entre as eletronegatividade dos elementos que se ligarem for maior ou igual a 1,9
 
Exemplo: 
 
1) Na + Cl → NaCl
 
2) Ca + O → CaO
 
3) Na + O → Na2O
 
Ligações Covalentes
 
É o tipo de ligação em que ocorre emparelhamento de elétrons, isto é, formação de um ou mais pares eletrônicos entre os átomos ligantes.
 
 
Exemplos:
 
1) HO OH H H H―H ═ H2
 
 
2) Cl0 oCl Cl Cl Cl―Cl ═ Cl2
Exercício 6 : Diga se as ligações entre os átomos abaixo são iônicas ou covalentes e esquematize no modelo de Lewis.
Dados:
Eletronegatividade do F= 4,0 ; Al=1,5 ; N= 3,0 ; O= 3,5 ; K= 0,8 ; Mg= 1,2 ; H= 2,1 
 
1)Alumínio (Z=13) e Flúor (Z= 9)
 
2)Potássio (Z= 19) e Nitrogênio (Z= 7)
 
3) Alumínio (Z=13) e Oxigênio (Z= 8)
 
4) Hidrogênio (Z= 1) e Oxigênio (Z= 8)
 
5) Magnésio e Nitrogênio (Z= 7)
Exercício 7 : Um elemento metálico M forma um óxido de fórmulaM2O3. Qual será a provável fórmula do composto que ele formará com o cloro ?
 
M+++ + O= M2O3
 
M+++ + Cl- MCl3
Ácidos e Bases
 
Teoria
 
Os primeiros químicos aplicaram o termo ácido a substância que tinham um sabor azedo acentuado. O vinagre, por exemplo contém ácido acético, CH3COOH. Soluções aquosas de substâncias eram chamadas de bases se fossem reconhecidas pela sensação de ensaboadas. Felizmente, há maneiras menos perigosas de se reconhecer ácidos e bases. Por exemplo, os ácidos e as bases mudam a cor de certos corantes conhecidos como indicadores. Outra forma, é através do uso de um pHmetro. Este equipamento é um voltímetro que mede a diferença de potencial entre dois eletrodos e possui um mostrador que é calibrado para dar diretamente o valor de pH.
Os conceitos de ácido e base foram debatidos por muitos anos antes que definições precisas fossem desenvolvidas. Entre algumas das primeiras sugestões feitas, encontramos as do químico sueco Svante Arrhenius, que (em 1884) sugeriu que :
Um ácido é um composto que contém hidrogênio e reage com a água para formar íons hidrogênio.
 
Uma base é um composto que produz íons hidróxido na água.
Chamaremos tais substâncias de ácidos e bases de Arrhenius. 
 
Exemplo:
 
Ácidos → HCl , H2SO4 , HNO3, ..
 
Bases → NaOH, KOH, Ca(OH)2 , ...
O problema é que as definições de Arrhenius são específicas para um solvente em particular, a água.Quando os químicos estudaram solventes não aquoso tais como amônia líquida, encontraram um número de substâncias que mostraram o mesmo padrão de comportamento ácido-base, mas obviamente as definições de Arrhenius não podiam ser usadas. Um avanço maior no entendimento do que significava um ácido e uma base veio em 1923, quando dois químicos trabalhando independentemente, Thomas Lowry, na Inglaterra, e Johannes Bronsted, na Dinamarca, tiveram a mesma idéia. Seus conhecimentos os levaram ao conceito fundamental de que as propriedades dos ácidos e bases eram a transferência de um próton(um íon de hidrogênio) de uma substância a outra. A definição de Bronsted-Lowry de ácidos e bases é a seguinte :
Um ácido é um doador de prótons.
 
Uma base é um receptor de prótons.
Exemplo :
 
 HCl é um ácido de Bronsted-Lowry
 
 HCl (aq) + H2O(l) → H3O+(aq) + Cl-(aq)
 
 
 NaOH é uma base de Bronsted-Lowry
 
 HO-(aq) + HCl(aq) → H2O + Cl-(aq)
Exercício 8 : Quais dos seguintes compostos são ácidos ou bases ?
HNO3 ; b) C6H6 ; c) KOH ; d) C3H3COOH
 
 
Resposta : 
a e d são ácidos ; b não é um ácido nem base ; c é uma base 
O pH de algumas substâncias que costumamos usar, ingerir , descartar,... 
	pH
	
	0-1	 Corrosivo
	1-2	Corrosivo
	2-3	 
 VINAGRE VINHO SUCO DE LIMÃO
	3-4	 VINHO CHUVA ÁCIDA REFRIGERANTE
 
	4-5	 SUCO DE TOMATE CHUVA ÁCIDA CERVEJA 
 
	5-6	
	6-7	 LEITE SALIVA ÁGUA DE TORNEIRA URINA
 
	7-8SALIVA ÁGUA DE TORNEIRA URINA 
 
	8-9	 DETERGENTES 
	9-10	
	10-11	 AMÔNIA PARA LIMPEZA DOMÉSTICA
	11-12	 AMÔNIA PARA LIMPEZA DOMÉSTICA
	12-13	 Corrosivo
	13-14	Corrosivo
Exercício 9 : Escreva os processos de dissociação dos compostos abaixo e diga quais são considerados ácidos, bases ou sais de Arrhenius ?
 
1) Ácido clorídrico (g) 
2) Hidróxido de sódio(s)
3) Hidróxido de lantânio(s)
4) Fluoreto de sódio(s)
5) Cloreto de cálcio(s)
6) Ácido fluorídrico(g)
7) Nitrato de lantânio(s)
8) Ácido nítrico(l)
9) Hidróxido de cálcio(s)
Resposta : 
1) HCl(g) → H+ + Cl- ↔ ácido de Arrhenius
 
2) NaOH (s)→ Na+ + HO- ↔ base de Arrhenius
 
3) La(OH)3 (s) → La+++ + 3 HO- ↔ base de Arrhenius
 
4) NaF(s) → Na+ + F- ↔ sal de Arrhenius
 
5) CaCl2 (s) → Ca++ + 2 Cl- ↔ sal de Arrhenius
 
6) HF(g) → H+ + F- ↔ ácido de Arrhenius
 
7) La(NO3)3(s) → La+++ + 3 NO3- ↔ sal de Arrhenius
 
8) HNO3 (l) → H+ + NO3- ↔ ácido de Arrhenius
 
9) Ca(OH)2 (s) → Ca++ + 2 HO- ↔ base de Arrhenius
 
Ácidos e Bases fortes e fracas
 
Os ácidos e as bases são eletrólitos e são classificados em termos similares. Quando estes conceitos são estendidos para a transferência de prótons, podemos classificar os ácidos e bases como : 
Um ácido forte, é aquele que está completamente deprotonado em solução.
Um ácido fraco, é aquele que está incompletamente deprotonado em solução.
Uma base forte, é aquela que está completamente protonada em solução.
Um base fraca, é aquela que está incompletamente protonada em solução.
A deprotonação significa a perda de um próton; protonação significa o ganho de um próton.
Os Ácidos e Bases fortes em água
 
 Ácidos fortes Bases fortes
 
Ácido bromídrico→ HBr Hidróxidos do grupo 1 
Ácido clorídrico → HCl Hidróxidos de cálcio→ Ca(OH)2
Ácido iodídrico → HI Hidróxidos de estrôncio→Sr(OH)2 
Ácido nítrico → HNO3 Hidróxidos de bário→Ba(OH)2 
Ácido perclórico → HCLO4 
Ácido clórico → HClO3
Ácido sulfúrico → H2SO4
Ácidos fracos Bases fracas
 
Ácido cianídrico→HCN Amônia→NH3
Ácido sulfídrico→H2S Hidróxido de alumínio→Al(OH)3 
Ácido acético→CH3COOH Hidróxido de magnésio→Mg(OH)2
Neutralização
 
A reação entre um ácido e uma base é chamada de reação de neutralização, e o composto iônico produzido na reação é chamado sal . A forma geral de uma reação de neutralização em solução aquosa é
 
Ácido + base → sal + água
 
Exemplo :
 
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)
 
HNO3(aq) + Ba(OH)2(s) → Ba(NO3)2(aq) + H2O(l)
Exercício 10 : Escreva a equação global das seguintes reações ácido-base abaixo :
 
1)NaOH + CH3COOH → 
 
2) H2SO4 + KOH →
 
3) Ba(OH)2 + HCN →
 
4) NaOH + HNO3 →
 
5) Ca(OH)2 + HCl →
 
6) NH4OH + HCl →
 
7) Fe(OH)3 + H2SO4 →
 
8) LiOH + HCLO3 → 
 
9) KOH + H3PO4 →
 
10) NH4OH + H2SO4 →
 
11) NH4OH + HNO3 →
 
12) Mg(OH)2 + HCl →
 
13) Al(OH)3 + HCl →
 
14) NaOH + HI →
 
15) Al(OH)3 + HNO3 →
 
16) Mg(OH)2 + HNO3 →
 
17) HClO3 + Al(OH)3 →
 
18) H3PO4 + Al(OH)3 →
Número de Oxidação
 
Regras para determinar os números de oxidação
 
1) Cada átomo, em um elemento puro, tem o número de oxidação igual a zero. O número de oxidação do Cu no cobre metálico é zero e também é zero para cada átomo de I2 ou de S8.
 
2) Nos íons constituídos por um só átomo, o número de oxidação é igual à carga do íon. Os elementos dos grupos 1A e 2A, possuem as cargas iguais ao número do grupo que pertence.Assim, o magnésio que forma Mg2+ tem o número de oxidação +2.
 
3) O flúor é sempre -1 nos compostos com outros elementos. 
4) Os halogênios Cl, Br e I são sempre -1 nos compostos, exceto quando combinados com o oxigênio e o flúor. Assim, o Cl tem número de oxidação -1 no NaCl (no qual o Na é +1, pois é do grupo 1A. No íon ClO- , o átomo de de Cl tem número de oxidação +1 e o oxigênio tem número de oxidação -2.
5) Na maioria dos compostos, o número de oxidação do H é +1 e o do O é -2. Embora esta regra se aplique a muitos compostos, ocorrem algumas poucas exceções importantes :
 
 a) Quando o H forma composto binário com um metal, o metal forma um íon positivo e o hidrogênio se torna o íon hidreto, H-. Assim o CaH2 , o número de oxidação do Ca é +2( igual ao do grupo) e o do H é -1.
  b) O oxigênio pode ter o número de oxidação -1 na classe de compostos denominados peróxidos, compostos que têm o íon O22-. Por exemplo, no peróxido de hidrogênio, H2O2 , o hidrogênio tem o seu número de oxidação usual +1, e por isso o O é -1.
 
6) A soma algébrica dos números de oxidação num composto neutro é igual a zero; num íon poliatômico, a soma deve ser igual a carga do íon.
Exercício 11: Determine o número de oxidação de cada elemento abaixo:
	Composto	Íons	Número de oxidação	
	NaCl			 
	CaF2			 
	K2O			 
	AgBr			 
	PbI2			 
	FeCl3			 
	H2O2			 
Exercício 12 : Determine o número de oxidação do elemento que está indicado em cada um dos compostos ou íons seguintes :
 
Alumínio no óxido de alumínio, Al2O3
Enxofre no ácido sulfúrico, H2SO4
Manganês no íon permanganato. MnO4-
Cada átomo de Cr no íon dicromato, Cr2O72-
 
Exercício 13: Determine o número de oxidação do átomo que está sublinhado em cada uma das moléculas ou íons seguintes.
 
1) Fe2O3 2) H3PO4 3) CO32- 4) NO2+
 
5) Fe(OH)3 6) PO43- 7) CaCO3 8) HNO2
Exercício 13: Determine o número de oxidação do átomo que está sublinhado em cada uma das moléculas ou íons seguintes.
 
1) Fe2O3 2) H3PO4 3) CO32- 4) NO2+
 
5) Fe(OH)3 6) PO43- 7) CaCO3 8) HNO2
 
Equilíbrio das equações químicas
 
Ao equilibrar uma equação química, estamos escrevendo as quantidades de moléculas que reagem e que se formam.
 ∆ 
 Exemplo: 2 NaNO3 2 NaNO2 + 1 O2
 
 moléculas molécula molécula 
 
Métodos de ajuste :
 
Tentativas
Redoxi
Exercício 14 : Faça o balanceamento das equações e interprete-as :
a) N2(g) + H2(g) NH3(g)
 
 
b) Al(s) + H2SO4(aq) Al2(SO4)3(aq) + H2(g)
 
 
c) H3PO4(aq) + Ca(OH)2(aq) Ca3(PO4)2(aq) + H2O 
 
 ∆ 
d) C(s) + H2O (g) CO(g) + H2(g) 
 
e) CO(g) + H2O (g) CO2(g) + H2(g) 
 
f) CaH2(s) + H2O (l) Ca(OH)2(aq) + H2(g) 
 
 
g) Na2O(s) + H2O(l) NaOH(aq)
 
 
h) SO3(g) + H2O(l) H2SO4(aq)
 
 
i) Al2(SO4)3(aq) + CaCl2(aq) AlCl3(aq) + CaSO4(s)
 
 
j) AgNo3(aq) + K2CrO4(aq) KNO3(aq) + Ag2CrO4(s) 
 
 luz
k) H2 + Cl2 HCL 
l) PCl3 + 2O HCl + H3PO3 
 
m) FeS2 + O2 Fe2O3 + SO2
 luz
n) H2O2 H2O + O2 
 
 
o) Na2SO4 + H2O Na2SO4.7H2O
 
 ∆ 
p) CaCO3 CaO + CO2
 
 
q) Cl2 + NaOH NaCl + NaClO + H2O 
 
r) K3PO4 + Ca(NO3)2 KNO3 + Ca3(PO4)2
Reações de oxi-redução
 
O equilíbrio por oxi-redução, baseia-se no seguinte princípio:
 
“ O número de elétrons cedidos pelo agente redutoré igual ao número de elétrons ganhos pelo agente oxidante “.
 
Exemplo 
 
SnCl2 + 2 FeCl3 → SnCl4 + 2 FeCl2
 
Semi-reação de oxidação : Sn++ → Sn+4 + 2e- (x 1)
 
Semi-reação de redução : Fe+++ → Fe++ - 1 e- ( x2)
 
 2 Fe+++ → 2 Fe++ - 2 e-
 
Termos essenciais
 
Sn++ → Agente redutor Sn+4 → Forma oxidada
Fe+++→ Agente oxidante Fe++ → Forma reduzida
Exemplo 
 
2 FeSO4 + 2 H2SO4 → Fe2(SO4)3 + SO2 + 2 H2O
 
Semi-reação de oxidação : Fe++  Fe+++ + 1 e- ( x2)
 
Semi-reação de redução : S+6 + 2e-  S+4 ( x1) 
 Fe++ + S+6  Fe+++ + S+4 
Fe++ → Agente redutor Fe+++ → Forma oxidada
SO4=→ Agente oxidante SO2 → Forma reduzida
ClO Hipoclorito 
ClO2- Clorito
ClO3- Clorato
ClO4- Perclorato
BrO- Hipobromito
BrO3- Bromato
BrO4- Perbromato
IO- Hipoiodito
IO3- Iodato
H3IO6= PeriodatO
S2O3= Tiosulfato
S4O6= Tetrationato
SO3= Sulfito
SO4= Sulfato
HSO4- Bissulfato
HSO3 Bisulfito
HO- hidroxila
O2= peróxido
CN- cianeto
CNO- cianato
SCN- tiocianato
NH4+ amônio
NO2- nitrito
NO3- nitrato
AsO33- arsenito
AsO43- arseniato
SiO44- silicato
PO43- fosfato
HPO4= hidrogeno fosfato
H2PO4- dihidrogeno fosfato
HPO3= fosfito
H2PO2- hipofosfito
[Al(OH)4]- aluminato
[Zn(OH)4]= zincato
BO33- borato
B4O7= tetraborato
[Be(OH)4]= berilato
[Fe(CN)6]4- ferrocianeto
[Fe(CN)6]3- ferricianeto
CrO4= cromato
Cr2O7= dicromato
MnO4= manganato
MnO4- permanganato
MoO4= molibdato
S2O3= Tiosulfato
S4O6= Tetrationato
SO3= Sulfito
SO4= Sulfato
HSO4- Bissulfato
HSO3 Bisulfito
CH3CO2- Acetato
HCOO- Formiato
C2O4= Oxalato
CO3= Carbonato
HCO3- Bicarbonato
Exercício 15 : Ajustar as seguintes equações químicas por oxi-redução e identifique as semi reaçãões de oxidação, redução e oxiredução, os agentes oxidante e redutor além das formas reduzidas e oxidadas :
 
a) Fe(s) + H2SO4(aq)  FeSO4 + H2
 
b) Cu + HNO3  Cu(NO3)2 + NO + H2O 
	
c) P + NaOH + H2O  NaH2PO2 + PH3 
 
d) K2Cr2O7 + HCl + FeCl2 KCl + CrCl3 + FeCl3 + H2O 
 
e) KMnO4+ H2C2O4 + H2SO4 CO2+ MnSO4+ K2SO4 + H2O 
  
f) KMnO4 + HCl  KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O
g) Cl2 + NaOH  NaCl + NaClO3 + H2O
  
h) MnO2 + HCl  MnCl + Cl2 + H2O
 
i) Na2S2O3 + I2  Na2S4O6 + NaI
 
j) KMnO4+ H2SO4+ H2O2  K2SO4 + MnSO4+ H2O+ O2
  
k) HNO3 + Ag2S  AgNO3 + H2O + NO + S↓
 
l) S + HNO3  H2SO4 + NO2 + H2O