FASÍCULO-DE-QUÍMICA-GERAL-2016

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REPÚBLICA DE ANGOLA
UNIVERSIDADE KIMPA VITA
ESCOLA SUPERIOR POLITÉCNICA DO UIGE
CURSO DE ENGENHARIA AGRÁRIA
QUÍMICA I
Notas de aula 
 
1o Ano de Engenharia Informática
Docente : Engº Kundakama Mpanda
Io Ano de Engenharia Agrária
Docente : Dra. Nádia NSWADI KINKELA
 
i
Ano lectivo 2016
Docente : Dra. Nádia NSWADI KINKELA
1. INTRODUÇÃO 
0.1. DEFINIÇÂO DA QUIMÍCA
A Química é a ciência que estuda a composição e estrutura da matéria e as transformações que ela sofre em presença de outras. Devido ao fato de tudo no universo ser composto por matéria, química é o estudo do nosso mundo material. 
 A Química fundamenta-se nas observações e nas experiencie ,ela estuda os corpo assim como os fenómenos que alteram profundamente as suas propriedades.
0.2. IMPORTÂNCIA DA QUÍMICA
Todos os dias, assistimos e participamos (activamente ou passivamente) à um grande número de fenómenos químicos. Ao decorrer dessas transformações se produzem as trocas e inter-conversão das energias, sob todas as suas formas : energia mecânica, eléctrica, calorífica, radiante, química, 
A química toca nossas vidas e influencia nossas atividades em tantos caminhos que é frequentemente chamada de ciência central. Nós praticamos química o tempo todo nas nossas atividades diárias, ou seja, o ato de cozinhar, lavar roupa, tomar remédio, adubar o gramado, pintar a casa, ou acender um palito de fósforo, por exemplo, estão diretamente relacionados com esta ciência. Em todas estas atividades, substâncias interagem e mudanças químicas ocorrem. No nosso corpo, quando respiramos, caminhamos e os alimentos sofrem digestão, reações químicas ocorrem constantemente. Os problemas ambientais que vivenciamos e lidamos hoje em dia, como a disposição de efluentes líquidos domésticos e industriais, a chuva ácida, o efeito estufa, o smog fotoquímico, dentre outros tantos, são todos essencialmente problemas químicos. Muitos bens são agora feitos de polímeros e cerâmicas ao invés de madeira e metal graças à nossa habilidade em produzir materiais com propriedades não encontradas na natureza. Não obstante, a química é fundamental na atual revolução da biologia molecular, que está explorando os detalhes de como a vida é geneticamente controlada, ou seja, nenhuma pessoa hoje em dia pode compreender o mundo moderno sem um conhecimento básico de química. 
Émile DUCLAUX, Bioquímico Francês (1840 – 1904) e sucessor do PASTEUR dizia que «a Química está no fundo de tudo e nada a escapa » : nenhum domínio da vida se escapa da Química.
Em medicina, por exemplo, as análises químicas e bioquímicas ajudam a diagnosticar e a tratar as varias doenças, etc.
Em agronomia, a preparação dos produtos de melhoramento do solo para uma produção abundante, estudo do solo, etc. A Química intervém pois em muitos domínios da vida e faz avançar bem os domínios científicos.
0.3. SUBDIVISÕES DA QUÍMICA
Apesar de que conhecemos muitos corpos desde antiguidade (ouro, prata, cobre, bronze, ferro, vidros, tinturas, perfume), o século XVIII foi determinante para que a Química atingisse o estado experimental com a introdução de balança por Antoine Laurent de LAVOISIER do ar na combustão dum corpo e na respiração. 
A subdivisão tradicional da Química divide a Química em: Inorgánica e Orgánica. Ao passo que as necessidades de ensino detalha a Química em ramos como:
· QUÍMICA GERAL: trata os conhecimentos de base de todas as cadeiras (ramos)da Química; 
· QUÍMICA INORGÁNICA OU MINERAL: é o estudo dos elementos químicos e as suas combinações;
· QUÍMICA ORGÁNICA: consagra-se ao estudo das substâncias que cotêm o carbono e aos seus derivados 
· BIOQUÍMICA: é o campo da química responsável do estudo dos processos químicos que ocorrem nos organismos vivos (ou seres vivos);
· QUÍMICA ANALÍTICA: conduz à identificação e dosage das substâncias químicas; 
· QUÍMICA INDUSTRIAL: ocupa-se das fabricações e dos tratamentos de produtos à escala industrial.
A essas cadeiras se ajustam a Química Alimentar, a Química Nuclear, a Química Física, a Química de substancias naturais, a Química de Macro-moléculas, etc.
3
Química geral I / 1o Ano de Engenharia Agrária
 Universidade Kimpavita / ESPU /2016
CAPÍTULO I. NOÇÕES FUNDAMENTAIS
I.1 FENÓMENOS
As modificaçoes sensiveis que manifestam as substâncias são chamadas fenómenos.
Um fenómeno é uma modificação sensivel que manifestam as substâncias. Noutros termos, un fenómeno é toda causa capaz de modificar as propriedades da matéria.
Distingue-se fenómenos fisicos e químico.
A. FENÓMÈNOS FISICOS
	São aqueles que não alteram a natureza intima da matéria (substância); é reversivel.
Ex: 
· Vaporização da água sob acção do calor (Em geral todos liquido são vaporizávies sob acção do calor).
· Atracção do pó de ferro pel.
· dilução de sal com água
· dilução de acúcar +água
· A fusão de gelo
B. FENÓMENOS QUÍMICOS
	Esses fenómenos, ao contrário, mudam profundamente a natureza intima da matéria (substância); é erreversivel.
Ex: Depois da combustão, as cinzas não se tranformam de novo em carvão.
· Transformação do ferro em ferrugem 2Fe2 + 3 e da ferrugem que reage com água em hidróxido de ferro +3O 2Fe(OH)3
· Combustão da madeira 
· Caramelízação de acúcar
I.2. PROPRIEDADES DAS SUBSTÂNCIAS 
	No estudo descritivo dos corpos podem ser classificadas em propriedades físicas, quimicas e fisiológicas.
· As propriedades fisícas sõa gerais em todos os corpos.
Ex: a temperatura de fusão, a temperatura de ebulição a densidade, a solubilidade, temperatura de congelação.
· As proriedades químicas: Referem-se a possibilidade de uma substãncia através de um agente fisico (calor, electricidade, luz) ou em contact com outra,originar novas substãncias
Essas propriedades sao particulares a uma substancia determinada. 
Ex: Ca C calor CaO + C
	 Calcário cal vivo
	 C+c luz CC + 4HCl
	 O electricdade + 
· AS PROPRIEDADES FISIOLÓGICAS: acção dos corpo que excercem nos arganismos vivos principalmente o homem.
Ex: acção do medicamento Homem
 
· AS SUBSTÂNCIAS 
	Uma subtância é um material, tudo que é constituido por materiais, que tem massa e volume.
· SUBSTÂNCIAS PURAS SIMPLES
	São aquelas formadas dos átomos idênticos
Ex: fio cobre (Cu), Fio (ferro)=Fe, , , B, C
· SUBSTÂNCIAS PURAS COMPOSTAS
	São subtâncias constituidas de átomos diferentes.
Ex: Água (O); Ácido sulfúrico ( S).
I.3. CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA
A palavra matéria tem origem na palavra materia, do Latim. Em Latim, matéria significa “aquilo de que uma coisa é feita”. Matéria é tudo aquilo que compõem as coisas, que ocupa espaço, que tem peso e que pode impressionar os nossos sentidos. Então, estudar a estrutura da matéria é estudar a forma como a matéria é organizada.
A matéria é toda substância que possui características determinadas, quer dizer tudo que é perceptível pelos órgãos de sentido e tem uma certa massa. A matéria é divisível; é formada de partículas últimas, indivisíveis e inalteráveis que se chamam átomos.
I.3.1. ÁTOMO
A noção de átomo foi introduzida, em 1805 pelo Químico Inglês John Dalton.
O átomo é a partícula última da constituição da matéria. Os átomos são estremamente pequenos: têm um diâmetro de cm à cm ou de 2Å a 5Å.
Um elemento é o conjunto de átomos tendo o mesmo numero atómico representado por Z.
a. COMPOSIÇÃO DO ÁTOMO
Os átomos são constituidos pelos particulas seguintes:
· Electrões
· Protões e
· Nêutrões 
O protão e o neutrão são partículas do núcleo; são núcleons.
Fig.1. Constituição do átomo
· Electrão: É uma partícula de carga negativa, cujo o valor numérico é 1,6 10-19 C e encontra-se à volta do núcleo. A sua massa é de 0,91. 10-30kg.
· Protão: É uma partícula infinitamente pequena de carga positiva, cujo o valor numérico é 1,6.10-19 C e encontra-se no núcleo. A sua massa é de 1,672.10-24g ou 0,1672.10-26kg.
· Neutrão: É uma partículaneutra, significa a carga é nula. Sua massa é sensívelmente igual da massa do protão (de massa 1,675.10-24g ou ou 0,1675. 10-28kg).
	Partícule
	Massa (emkg )
	Carga
	Electrão
	0,91. 10-30
	-
	Protão
	0,1672. 10-26
	+
	Neutrão
	0,1675. 10-28
	0
	Valor numérico da carga 1,6. 10-19C
b. CARACTERISTICAS ESPECIFICAS DO ÁTOMO
Todo átomo é caracterizado por dois (2) números :
· O número átomico (Z);
· O número átomico (A).
c. NUMERO ATOMICO (Z) 
é o número que identifica o átomo; determine:
· O número de protões no núcleo;
· O número de que gravitam a volta do núcleo;
· O posicionamento do átomo na tabela periódica.
Exemplo:
O átomo de Na ; (Z=11). Têm 11 electrões, 11 protões e elemento ocupa a 11o lugar.
Representação do número atômico dos átomos
 ZE (H1) 1H , 12Mg
N.B1 : O átomo é electricamente neutro porque o número de protões são igais ao número de electrões.
Exemplo:
Na 11e e 11p
Z=11 -11+11=0
N.B2 : Os elctrões são dispostos na sete (7) camadas electónicas identificadas pelas letrases K,L,M,N,O,P e Q 
d. NUMERO DE MASSA (A)
É um número inteiro e igual à soma de protões e de neutrões ; seja 
Representação de número de massa
 ou 
Exemplo:
Um átomo neutro tem 19 protões e 21 neutrões. Portanto
 
 
e. ISOTOPOS, ISOBAROS E ISOTONOS
· ISOTOPOS
São átomos que apresentam o mesmo número atõmico(Z) e diferentes números de massa (A).
Os isótopos são átomos de mesmo elemento químico (mesmo Z), e que apresentem diferentes números de neutrões, resultanto assim diferentes números de massa.
Exemplos:
 - prótio deutério trítio
 17Cl35 17Cl37
 - cloro 35 cloro 37 
· ISOBAROS
São átomos que apresentam diferentes números atômicos (Z) e mesmo número de massa (A).
Exemplos:
19K40 e 20Ca40
6C14 e 7N14
· ISOTONOS
São átomos que apresentam diferentes números atõmicos (Z), diferentes números de massa, e o mesmo número de neutrões(N).
Exemplos:
12Mg26 e 14Si28
 
 
17Cl26 e 20Ca40
 	 
I.3.2. MOLÉCULA
Dalton admitiu que os corpos são constituido de associação de átomos chamada moléculas.
Os átomos da mesma natureza ou de natureza diferentes associam-se para formar as particulasdistintas ; as moléculas, que é impossível se dividir, sem modificações das suas propriedades.
I.4. NÚMEROS QUÂNTICOS
	O movimento de rotação de electrões no nível qualquer é por 4 números quânticos cujo os valor variam com a distância entre o electrão e o núcleo.
I.4.1. NÚMERO QUÂNTICO PRINCIPAL (n)
	O número quântico principal está associado à energia de um electrão e indica em qual nível de energia está o electrão. Ele leva os valores inteiros, come cando por (1 à ∞) e determina a distância du núcleo ao electrão. Os électrões são dispostos na camadas electrônicas indicada pela letra alfabética tem ao total 7 camadas.
Camada : K L M N N O P Q
	N :1 2 3 4 5 6 7 8
	O número máximo de electrôes por camada electrônica é dada pela fórmula de TRONER : 2
			K L M N O P Q
			1 2 3 4 5 6 7
		 
Nº máximo 2 2 8 18 32 32 18 8
 
I.4.2. NÚMERO QUÂNTICO SECUNDÁRIO OU AZIMUTAL (l) OU (k)
	Cada nível energítico é constrituido de um ou mais subniveis, os quais são representados pelo número quântico secundário. Ele indica a sub nível, a sub camada na qual situa-se o electrão. Indica igualmente a forma e a dimensão da orbital, l serão números inteiros começando por o (zero) e indo até um máximo de (n-1) 
L= 0,1,2,.....(n-1)
Exemplos : se L: n=2 ; l=0,1
		 M: n=3 ; l=0,1,2
Nota 1: Valor de k=l+1
· L=0 k=1 Sub camada s
· L=1 k=2 Sub camada p 
· L=2 k=3 Sub camada d 
· L=3 k=4 Sub camada f 
Ex: n=4 ; l=n-1
		L=4-1=3 k=4 l=0
					 L=1
					 L=2
					 L=3
	Os electões situam-se nas regiões de espaço chamado órbitais. Uma órbita é uma região de espaço onde a probabilidade de encontrar os electroes é maior. 
Nota :Segunda SOMMERFELD,o eletrão pode girar ao volta do núcleo segundo seja uma trajectória circular seja uma trajectoria elíptica.A Forma de orbita é determinada na relação :
= =		onde k: número quântico secondário
				 b:é o meio pequeno eixo 
				 a:é o meio grande eixo
				 n: é o número quântico principal
se ; ou b=a ; tem uma trajectória circular
se ou b≠1 ; tem uma trajectória elíptica
				
Exemplos
a. l=n-1
 = b=a : trajectória circular notada 1S 
b. n=4 ; l=0 = : trajectória elíptica
 l=1 = : trajectória elíptica
 l=2 = : trajectória elíptica
		 l=3 = : trajectória elíptica
 
I.4.3. NÚMERO QUÂNTICO MAGNETICO OU ÓRBITAL (m)
 Indica a orientação de órbital num campo mangético. Noutros termos, indica a duplicação das raias espectrais ditas num campo electrico externo intensa. Leva 2l+1 valores; m varia de –l a +l.
Exemplo:
· Para n=1 ; l=0 ; m=1 : 1 valores significa a sub camada s não conhece nenhuma duplicação em presença de campo magnético.
· Para n=2 ; l=0 ; m=1 : 
 l=1 ; m=3 
 
 
A sub camada P se duplica em 3 orientações. corespondendo a 3 valores de 
Cada casa quântica ou órbital atómico leva no máximo 2 electrões. Assim, a sub camada S prenche-se com 2 electrões; P com 6 electrões; d com 10 electões e f com 14 electrões.
							
I.4.4. NÚMERO QUÂNTICO SPIN (s) ()
	Vem de inglês « to spin = girar ».
Indice o sentido de movimento do electrão ao volta do núcleo e ao volta de si mesmo. Tem dois valores pasaveis:
				+
· S=+ : quando o electrão gira no mesmo sentido que o ponteiro de um rélogio;
· S=- : quando o electrão gira no sentido contrário do ponteiro de um rélogio
I.5. CONFIGURAÇÃO ELECTRONICAS DOS ÁTOMOS
	Muitas regras ou principios foram estabelecidos para interpretar as propriedades dos elementos pela estrutura do seu nível de energia e em particular pela estructura do nível periférico.
I.5.1. PRINCIPIO DE EXCLUSÃO DE PAULI
	« Dois electrões de um mesmo átomo não podem existir num mesmo estado, quer dizer que não pode existir dois electrões do ,esmo átomo tendo quatro número idêntico »
Dois electrões que sommente são deferemtes em número quântico spin são parelhados. 
O número máximo dos electrôes que pode ter uma camada n é 2. É a regra de STONER.
I.5.2. PRINCIPIO DE HUND
	« Todo electrão tamando lugar num cortégio electrónico ocupa a casa livre de energia minimal ».
	Noutros termos, em presença de muitas órbitais livres e de mesma energia, os electrões tendem a ocupar o maior grande número possível.
Exemplo: 
 
		 2p
I.5.3. REGRA DE KLECHKOWSKI OU REGRA DE (N+1) CRESCENTE OU TAMBÈM REGRA DE CHASSÉ-CRUZADO
Exercicios
1) a. Determina as configurações electrónicas dos elementos químicas a partir de número atômico seguintes:
 17, 20, 11, e 28 
b. Dar a estrutura electrónica do ferro e as coordonada quânticas do 12º, 17º, e 26º electrão.
Nota: algumas excepções dos elementos que não representam a regra de KLECHKOWSKI.
Ex: a) 
 b) c) d) 
I.6 Formúla de LEWIS ou símbolo de LEWIS
Esta fómula representa os elementos através dos electrões do último nível (electrões de valência) indicando-os por pontos. 
I.7. ELECTRÕES DE VALÊNCIA
	Nas ligacões interatómicas, somente os electrões os mais energéticos, então esses das últimas etapas intevem. São os electrões da camada externa ou camada periférica ou então camada de valência.
	A existência nesta camada da a infomação mais interessante numa configuração electrónica.
	
Sempre dada à esta camada uma descripção mais completa, utilizando a representação de casas qu^nticas. As vézes mesmo não se representa os de mais pelos seus símbolos na condição que eles sejam completas.
Ex: para o cloro:
			1233 
						3s		
								 3p
I.8 IÕES
Os iões são átomos que receberam ou perderam electrões, ficicando com carga electrica.
Exemplos:
Mg2+, Na+, Cl-, Br-, O2-, Ca2+,etc.
Os iões podem ser negativos ou positivos.
a. IÕES NEGATIVOS (ANIÃO)
São átomos que recebem electrõese ficam com carga eléctrica negativa.
Exemplos:
Cl-, Br-, I-, O2- 
Determine a formação dos ânião Cl- e O2-
1. 17Cl
 
			Àtomo de cloro
	 +1e- 	 17Cl- Anião cloreto
OUTRO METODO 
17Cl 1s2 2s22p6 3s23p5 17Cl- (1s2 2s22p6 3s23p6)
1. 8O
Anião 
Átomo de hidrogénio
8O2-
+2e-
	
	
OUTRO METODO
8O 1s2 2s22p4 8O2- ( 1s2 2s22p6)
b. IÕES POSITIVOS (CATIÃO)
São átomos que perdem electrões e ficam com carga eléctrica positiva.
Exemplos:
Na+, Li+, Ag+, Cu+, Al3+, Mg2+, Ca2+
Determine a formação dos catião K+, Na+, e Mg2+
1. 19K 1s2 2s22p6 3s23p64s1 19K+ (1s2 2s22p6 3s23p6)
2. 12Mg 1s2 2s22p6 3s2 12Mg+ (1s2 2s22p6)
EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO
1. Determine o número de protões, neutões e electrões presentes em cada ion.
a. -
b. -
c. 2+
d. 3-
e. +
f. 2-
2. Assinale a alternativa correta. Um ion de cardge +2 possui 15 electrões. O seu número de neutrões aumenta duas unidades que o número de protões. O número de massa do elemento correspondante é :
a. 15 b. 17 c. 32 d. 36 e. NRC
3. Um ion 3+ apresenta :
a. 27 Protões b. 27 electrões c. 52 neutrões d. 21 protões e. 21 electrões
4. Qual é o número atômico (Z), o número de massa (A) e a carga de um ião que possui 12 protões, 14 neutrões e 10 electrões?
5. Um átomo neutro possui Z igual a 19 e A igual a 39. Quantos neutrões e electrões possui este átomo?
6. Considerando-se as espécies químicas : - , ,2+ , 2+ , 2+ , 
Podemos afirmar que as espécies que apresentam os mesmo número de electrões são :
a. Ca e Ca2+
b. Ni2+ e Zn
c. Cl- e Ca2+
d. Ni2+ e Co2+
e. Co2+ e Zn
I.9 MASSA ATÓMICA E MASSA MOLECULAR
a. MASSA ATOMICA(MA ou A) 
os átomos de diversos elementos diferem entre outros nas massas.
A massa atómica é a massa de um átomo expressa em u.m.a, ou indicando quantas vezes a massa do átomo de carbono é maior do que 1/12 da massa do átomo de carbono 12.
Exemplos:
· MA de ;
· MA de ;
· MA de .
b. MASSA MOLECULAR (MM)
A massa molecular de uma substância (simple ou composta), é a soma das massas atómicas de todos os átomos que formam a molécula.
Exemplos:
Determine sa massas moléculres das substâncias seguintes:
· H2O; 
· O2;
· CO2;
· C6H12O6.
Resolução 
· MM de 
· MM de 
· MM de 
· MM de 
EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO
1. H2SO4 =
2. NaOH =
3. Mg(OH)2 =
4. Al2O3 =
5. Al(OH)3 =
6. Ca3(PO4)2
7. Na3PO4 =
NB: A partir da massa molécular de uma substância que contém o elemento, podemos determinar a massa atómica deste.
Exemplos : 
1. Seja o elemento X da substância C12 H22 X11 de Mm=342. Determine a Mat de X e o nome do elemento.
A nossa incógnito é X ?
Conhecendo a Mat de C = 12; de H = 1; escrevemos :
a. (12)12+(1)22+11at de X = 342
144+22+11 Mat de X = 342
11 Mat de X = 342 - 144 -22 
11 Mat de X = 176 
Mat de X = 
b. O elemento é o oxigénio C12H22O11
2. Seja a substância Na2 X4 O6 de Mm=270; determine a MA de X e o símbolo do elemento.
Com Mat de Na=23 e de O=16 , escrevermos :
46+4 at de X+96 = 270
4 Mat de X= 270 - 142
4 Mat de =128
Mat de Mat de X = 32
O elemento é S Na2S4O6
3. Determine a massa atómica de H2SO4, NaOH, Mg(OH)2, NaS4O6, Al(OH)3, Al2O3
I.10 CONCEITO DE MOLE E NUMERO DE AVOGADRO
a. MOLE 
É a quantidade de matéria que contém tantas entidades elementares (átomos, moléculas, iões,...)
Exemplos:
· 1 mole de 
· 1 mole de 
· 1 mole de 
b. NUMERO DE AVOGADRO (NA)
É o número de particulas existentes em uma mole de sbstância e tem como valor 6,02.1023 chamado constante de Avogadro.
Exemplos:
1) 1 mole de 
Ou 
2) 1 mole de 
Ou 98g de 
N.B: Podemos calcular o número de partículas á partir de uma massa dada.
Exemplo:
Quantos átomos de Fe existem nos 26,5g de Fe ?
1 mole de 
Ou 56g de 
 26,5g de 
 1g de 
· Massa molar (Mm)
É númericamente igual á massa molecular em g/mole.
Exemplos:
 
 
· Número de moles(n)
É a relação entre a massa(emg) da substãncia e a sua massa molar.
 
Exemplo:
Quantas moles existem nos 25,8g de NaOH ?
 
· Volume molar 
É o volume ocupado por uma substânci.
· Para os sólidos e líquidos : 
· Para os gases, nas condições normais (0oC ou 273,15K e 76Cm de Hg), o volume molar para todos gases é 22,4l
Demonstração 
A equação de estado dos gas perfeitos é 
Na qual: p (pressão) = 76Cm de Hg = 1 atm
 n (número de moles = 1 mole)
 R (constante dos gases perfeitos 
 = 0,0821 atm.l.mole-1.K-1
 T = temperatura absoluta 0 273oK
 
CAPÍTULO II. CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS
II.1. DESCRIPÇÃO DO SISTEMA PERIÓDICA
Diante da grande diversidade dos elementos químicos presente na natureza, uma necessidade se impoõe aos químicos de classificar de maneira a facilitar o estudo.
A pesquisa de um critério para um modo de classificação de diversos elementos químicos se intensificaram; pode-se somente, neste contexto, passar sub silêncio de nomes tais que: Alexandre Bégayer de Chantourtois (França), Tomas Geaman (Ingleterra), L.GMELIN e sobre tudo J.LOTHAR MEYER (Alemanhã) mas também, outros Atlânticos Olivier W. GIBBSE Josiah P. Cooke, da universidade Harvard. 
Depois de ter recolhido muitos informações ao sujeito de 63 elementos conhecido na época, um quimico Russo Dimitri Ivanovitch Mendeleev, classifica-se os elementos químicos segundo as propriedades físicas e químicas.
O trabalho realizado par Mendeleev foi profundo e minucioso que acabou sendo utilizado como base da tabela periódica moderna.
A classificação actual compreende os elementos não conhecido do tempo de Mendeleev e comporta sete (7) linhas horizontais e nove (9) colonas verticais (grupo ou familias). 
Em efeito, os gases raros por exemplo não foram descobertas que em 1894 por Raleigh e Ramsay. Conhece –se actualmente 116 elementos.
Os elementos químicos na tabela periódica classifica-se em metais e não metais. Assim, um metal é bom conductor da electricidade e do calor. Enquanto, os não metais, são maus conductores da electricidade e do calor. Temos também os métaloídos (ou semi-metais) que têm as propriedades intermediárias entre aquelas dos metais e dos não metais.
A tabela periódica é formada por sete (7) linhas horizontais, chamadas periodos e dezoito (18) colunas verticais chamados grupos ou famílias. As famílias são designadas pelas letras A e B. 
As linhas fora e abaixo da tabela periódica são os lantanídeos(6º periodo) e actinideos (7º periodo) chamam-se elementos de transição Interna ; apresetam subnível energético f.
Exemplo:
 56Ce: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f2
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Química geral I / 1o Ano de Engenharia Agrária
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Docente : Dra Nádia NSWADI KINKELA
II.2. CARACTERISTICA DA TABELA PERIÓDICA
II.2.1. FAMILIAS OU GRUPOS
As dezoito (18) colunas verticais da TP são denominadas grupos ou famílias; designadas pelas letras A e B.
a. FAMILIAS A 
Os elementos que constituem essas famílias são denominadas elementos representativos ou homólogos verdadeiros. Porque têm propriedades holólogos e reagindo da mesma forma. Os seus electrões mais energéticos estão situados em subníveis S ou p.
Nas famílias A, o número da família indica a quantidade de electrões na camada de valência. Elas recebem ainda nomes característcos.
	
Família ou grupo
	Número de electrões na camada de valência
	Distribuição electrónica da camada de valência
	
Nome
	
Elementos
	IA
	1
	ns1
	Alcalinos
	Li, Na...
	
IIA
	
2
	
ns2
	Alcalino- terrosos
	Be, Mg...
	
IIIA
	
3
	
ns2np1
	Terrosos ou família do boro
	B,Al...
	
IVA
	
4
	
ns1np2
	Família do carbono ou carbonideos
	C,Si....
	
VA
	
5
	
ns2np3
	Família do nitrogênio ou os nitrogenideos
	N,P...
	
VIA
	
6
	
ns2np4
	Sulfirideis ou calcogênios
	O,S...
	
VIIA
	
7
	
ns2np5
	halogênios
	F,Cl...
	
VIIIA
	
8
	
ns2np6
	Gasas nobres ou gasas raros
	Ne,Ar...
NB: o número de electões solteiros da ultima camada indica a valência dos elementos num grupo.
	Grupo
	Ia
	IIa
	IIIa
	IVa
	Va
	VIa
	VIIa
	VIIIa
	Valência
	1
	2
	3
	4
	3
	2
	1
	0
b. FAMILIAS B
Os elementos dessas famílias são denominadosgenericamente elementos de transição ou homologos longuiqueo pocedendo algumas propriedades comuns com elementos dos grupos A.
Os elementos de transição ocupa o bloco central da tabela periódica de IIIB até IIB (10 colunas), e apresenta seu electrão mais energético em sub níveis d.
	IIIB
	IVB
	VB
	VIB
	VIIB
	VIIIB
	IB
	IIB
	d1
	d2
	d3
	d4
	d5
	d6
	d7
	d8
	d9
	d10
N.B: Os elementos dos grupos VIIIB chaman-se TRIADES são 9 elementos que têm uma analogia mais pronunciadas quando são tomadas 3 por 3 horizontalmente.
II.2.2. PERIODOS 
Cada periódo reforma os elementos possedendo o mesmo número de camada electrónicas (o níveis electrónicas). Temos ao total 7:
- O 1º periódo é a mais curto e mais aberrante eleva somente que dois elementos: H e He.
Os electrões ocupa respetivamente uma camada (camada K).
- O 2º e 3º periódo : cada periódo têm oito elementos vão de Li ao Ne e do Na ao Ar.
- O 4º e 5º periódo: são longos e leva dezoito (18) elementos cada, cujo 10 metais de transição.
- O 6º periódo: é o mais longo e conta 32 elementos vai de do Cs (55) ao Ba (56), cuja 14 terras raras ou lantanideos (La – Yb) e 16 metais pesado (Lu – Rn);
- O 7º periódo: é ainda incompleta e conta hoje em dia com 30 elementos seja 6 natural e 24 artificial.
 
II.3. METAIS E NÃO METAIS
A tabela periódica contem cerca de ¾ (80%) dos elementos que são metais e ¼ (20%) dos não metais.
a. METAIS 
São bons conductores de color e da electricidade; são meleáveis; dúcteis, brilhantes, sólidos à temperatura ambiente; com exceção do mercúrio que é líquido.
b. NÃO METAIS
Esses elementos são mãu condutores da electricidade e do calor; não maleáveis não dúcteis, não brilhantes, tipicamente sólidos, líquidos ou gasos com baixo ponto de fusão.
NB: os semimetais ou metaboides são os elementos que têm as propriedades intermediarias entre metal e não metal. Sua condictividade electrica é pequena e tende a aumentar com a elevação da temperatura. São seis os elementos considerados semimetais: 
· Boro (B);
· Silíco (Si);
· Germánio (Ge);
· Arsênio (As);
· Antimônio (Sb);
· Telúrio (Te).
II.4. CARACTERE ELECTRONEGATIVO E ELECTROPOSITIVO
· A electronegatividade E é a capacidade para um átomo de ganhar um ou mais electrões.
Todos elementos dando por ganho de electrões uns iões negativos (aniões) são elementos electronegativos (têm um caractere não metálico).
Exemplos:
1. F+1e- F-
2. N+3e- N3-
3. S+2e- S2-
· A electropositividade E é a capacidade para um átomo de perder um ou mais electrões.
Todos elementos dando por perda de electrões uns iões positivos (catiões) são elementos electropositivos (têm um caractere metálico).
Exemplos: 
1. Na Na+ + 1e-
2. Al Al3+ + 3e-
3. Ca Ca2+ + 2e-
No sistema periodico, a electronegatividade crese de esquerda para direita num periódo, e de baixo para cima numa família.
EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO
CAPÍTULO III. MISTURAS E COMBINAÇÕES
III.1. MISTURA
a. DEFINIÇÃO
Uma mistura é um conjuto no qual coexistem fragmentos de diferentes substâncias. De acordo com aspecto pode ser homogénea ou heterogénea.
A mistura é portanto de dois ou varios corpos diferentes que conservam as suas propreidades químicas. São os constituintes da mistura; aquele que está em maior quantidade é o solvente; os outros são os solutos. 
Distinguimos:
 
· Misturas homogéneas ou solução verdadeira
É uma mistura na qual pode se distinguir os constituintes; têm o mesmo aspecto em todos pontos, são compostas de uma única fase.
Exemplos: 
· Ar;
· Álcool;
· Água + Sal;
· Água + Açugar...
· Misturas heterogéneas ou mecánica
É uma mistura na qual pode se distinguir os constituintes; têm regiões com diferentes aspectos. Podem ser percebidas visualmente.
Exemplos:
· Água + Areia;
· Água + Oléo de palma...
b. METODOS DE SEPARAÇÃO OU ANALISE IMEDIATA
Consiste a separar a mistura em seus constituintes baseando a diferença das propriedades físicas.
1º Misturas heteroéneas
· Misturas constituidas de vários sólidos
Os solidos são separados por:
1. Peneiração; se são de grossuras diferentes. Exemplos: Arroz + areia
1. Levigação; se são de massas volúmicas diferentes. Exemplos: Ouro + areia, Extração do diamante.
1. Dissolução; se um dos constituintes é soluvel num líquido que não se dissolve nos outros. 
Extracção por solvente = usada para separar sólido de sólido num solvente capaz de dissolver somente um dos componentes da mistura.
Exemplos: Separação do sal dos materiais terrosos que o mancham.
Exemplo: Arroz + feijão
 - Magnetização ou separação magnética; se um dos constituintes pode ser retirado pelo ímã. Exemplo: Separação da mistura formada de ferro e da areia.
· Misturas constituidas de vários líquidos
1. Decantação: Exemplo: Separação de água óleo.
1. Centrifugação: Exemplo: Separação dos componentes via sedimentação dos líquidos imiscíveis de diferentes densidades
Temos também a filtração; empregada para separar os componentes de uma mistura heterogénea sólido-liquido e sólido - gás.
2º Misturas homogéneas
· As soluções
São separados por:
· Distilação, se os constituintes têm os pontos de ebulição diferentes (líquido-líquido). Exemplo: Água + Álcool
· Solvente selectiva (líquido-sólido). Exemplo: Separação do óleo essencial da recina de mangueira.
· Cristalisação (líquido-sólido). Exemplo: Separação, à partir da água do mar, da água e sal.
N.B: Quando os costituintes são mais de 2, processe-se a distilação fraccionada.
· Misturas de gases
Os gases são separados por:
1. Difusão gasosa. Exemplo: Separação de isótopos de uránio à partir de uranio natural.
1. Distilação fraccionada, procede-se ainda pela liquefaccção depois passa-se a distilação fraccionada do líquido pela ajuda de uma barra munida decoluna à chicanas( umdeflegmação).
III.2. COMBINAÇÕES
1. DEFINIÇÃO 
Uma combinação é uma união íntima de dois ou mais corpos identicos ou diferentes tomada nas proporções bem definidas e invariável. Obtém-se os novos corpos ou moléculas pela reacção química. 
Exemplos: 
 
 
b. METODOS INDIRECTOS OU ANALISE MEDIATO
Os corpos puros simples resistem a todos os ensaios de separação fazendo intervir dos fenómenos físicos. Os corpos puros compostos podedem ser dissociados noutros compostos por: 
· Pirólise (Dissociação térmica): é a decomposição de um corpo pelo calor.
Exemplos: 
· Fotólise: Decomposição de um composto pela energia luminosa.
Exemplos:	
- Electrólise: é a decomposiçao dum corpo pela energia electrica. Esses processos é muito usado em metalurgia para extrair os metais.
Exemplo: 
CAPÍTULO IV. REACÇÕES QUÍMICAS E EQUAÇÕES QUÍMICAS 
IV.1. INTRODUÇÃO
As reacções químicas são fenômenos nos quais duas ou mais subtências reagem entre si, dando origem a outras subtâncias diferentes.
A representação gráfica de uma reacção química chama-se « equação química »; onde aparecem no primeiro membro os reagentes e, no segundo; os produtos.
Exemplo genérico geralmente; escrevemos:
Exemplos:
1. Um átomo de carbono combina-se com oxigénio dando um gase carbonico.
2. Uma molecula de oxydo de enxofre (III) reagem com uma molécula de água dando um ácido (H2SO4: ácido sulfurique: ácido sulfúrico)
 
3. Um átomo de ferro combina-se com ácido sulfúricodando um sal (sulfato de ferro II) e libertando o hidrogénio.
4. Ácido fosfórico reage com hidrócido de sódio produzindo o fosfato de sódio e água.
	
IV.2. CLASSIFICAÇÃO
a. REACÇÕES DE SINTESE OU ADIÇÃO
Quando duas ou mais subtâncias reagem produzindo uma única subtância.
Exemplos:
b. REACÇÕES DE ANALISE OU DECOMPOSIÇÃO
Quando, a partir de uma subtância reagente, produz-se duas ou mais subtâncias.
Exemplos:
c. REACÇÕES DE DESLOCAMENTO OU SIMPLES TROCA
Quando uma subtância simples reage com uma subtância composta; produzindo uma nova substância simples e nova composta.
Genericamente: 
Exemplos:
	
d. REACÇÕES DE DUPLA TROCA
Quando duas subtâncias compostas reagem, produzindo duas novas substâncias compostas.
Genericamente:
Exemplos:
· 
· 
· 
IV.3. BANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUIMICAS
Para ecertarou bancear as equações químicas, colocarmos números inteiros chamadas coeficientes estequiométricos antes das fómulas químicas das equações.
O número de átomos de cada um dos elementos químicos deve ser igual nos dois membros da equação(esquerda e direita).
Existem vários métodos para balancear uma equação química. As equações que não redox, usa-se os métodos das tentativas e dos coeficientes indeterminados (método algébrico). 
IV.3.1. MÉTODO DAS TENTATIVAS
Exemplos:
1. 
· 
2. 
· 
· 
3. 
· 
4. 
a. Colocar 3 a frente de e2 a frente de 
b. Colocar 6 a frente de obtendo 12 H
c. 
IV.3.2. MÉTODO ALGEBRICO OU DOS COEFICENTES INDETERMINADOS
Seja a equação seguinte:
a. 
a.1. colocar os coeficientes : x,y,z no primeiro membro e a,b,c,... no segundo.
a.2. levantar o sistema de equações para cada elemento.
 
 
 
Suponhamos 
 
 
 
 
 
 
 
Assim escrevemos:
 
Multiplicamos por 4 que é o denominador maior para eliminar as fracções.
 
Os coeficientes estequiométrocos da equação são 4/5 // 4/6.
b. 
Com mesmo raciocínio, escrevemos:
 
 
 
 
Se 
Temos: 
 
 
 
 
 
 
Assim, escrevemos a equação:
 
Multiplicamos por 2
 
Os coeficientes estequiométricos são: 2/6 // 2/3/4
EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO 
IV.4. LEIS FUNDAMENTAIS
Lembramos que a combinação de diferentes elementos conduz na formação de diversas substâncias da natureza.
IV.4.1. LEI DA CONSERVAÇÃO DA MATERIA OU LEI DE LAVOISIER (1771)
Enúnciado: « a massa de um sistema isolado do meio externo fica constante qualquer que seja as transformações químicas ou físicas que sofra. Isto significa:« ao decorer de uma transformação química, nada se cria e nada se perde, tudo se transforma ».
Exemplos:
A soma de massas dos reagentes é igual a massa dos produtos.
 
Nota: as teorias modernas sobre a matéria e a energia que toda aparição de energia E ao decorer de uma reacção química acompanha-se sempre sem erro de uma diminuição de massa do sistema reagente, ai está a relação de Albert Einstein: 
Legenda:
 
 
 
IV.4.2. LEI DE PROPORÇÕES INVARIAVEIS (DEFINIDO) OU LEI DE PROUST (1801)
Enúciado: « quando dois corpos simples se combinam para formar um corpo composto, as massas que se combinam estão numa relação ponderal (massa) invariável.
Exemplos:
 
Relação invariável é: 
IV.4.3. LEI DE PROPORÇÕES MULTIPLAS OU LEI DE DALTON (1804)
Enúciado: « quando dois corpos simples se combinam para formar varias corpos compostos, as massas variáveis de um que se combinam na mesma massa de outro estão numa relação simple».
Exemplos:
1. 
 
 
 
 
Massa fixa (massa) de azoto):28
Massa variável (massa de oxigénio): 16,32,48,64,80
Relação: 
CAPÍTULO V. FUNÇÕES QUIMICAS
V.1. GENERALIDADES
As substâncias apresentam propriedades químicas e físicas semelhante, são caracterizadas por um grupo funcional chamadas «funcção química ».
Assim, uma função química, é o conjuntu de substâncias com propriedades químicas e físicas semelhamtes.
Um grupo funcional é um átomo ou agrupamento de átomos, com ou sem carga electrica, responsável pelo comportamento químico ou físico semelhante de diferentes substâncias.
As principais funções são:
· A função óxido metálico ou óxido básico;
· A função óxido não-metálico ou óxido ácido;
· A função ácido;
· A função base;
· A função sal.
V.2. ESTUDO PARTICULAR DE CADA FUNÇÃO
V.2.1. FUNÇÃO ÓXIDO METALICO OU ÓXIDO BASICO
A função regrupe todos compostos formandos pela combinação de um metal com oxigênio; exceto Au, Pt, Ag (ouro, platina e prata).
Exemplo: 
Na2O, CaO, MgO, Al2O3
A. NOMENCLATURA 
1. Quando o metal forma apenas um óxido, nome-se pela seguinte regra: 
Óxido de + nome do metal
Exemplos:
· Na2O óxido de sódio;
· CaO óxido de cálcio;
· K2O óxido de potássio;
· Al2O3 óxido de alumínio;
· ZnO óxido de zinco;
· MgO óxido de magnésio.
2. Quando o elemento (metal) forma dois óxidos, existe dois maneira de nomenclatura dos óxidos:
a. Óxido de + nome do metal com vãlencia do metal em algarismos romanos.
b. Óxido + nome do metal com as terminações ico
(vâlenci mais elevado ou maior do metal e oso
(vâlencia mais baixo ou menor do metal
Exemplos: 
· Fe2O3 ou óxido ferrico;
· FeO ou óxido ferroso;
· CuO ou óxido cúprico
· Cu2O ou óxido cuproso
B. PROPRIEDADES
· Os óxidos básicos reagem com água, produzem uma base.
Exemplos: 
· Na2O + H2O 2NaOH ;
· Fe2O3 + 3H2O 2Fe(OH)3 ;
· CaO + H2O Ca(OH)2 .
· Reagem com ácido, produzindo sal e água.
Exemplos: 
· Na2O + 2HCl 2NaCl + H2O ;
· BaO + 2HCl BaCl2 + H2O .
V.2.2. FUNÇÃO ÓXIDO NÃO-METALICO OU ÓXIDO ACIDO
Essa função é a combinação de não-matais com oxigênio.
Exemplos:
· NO;
· N2O;
· CO;
· CO2;
· SO3 etc. 
Geralmente os óxidos ácidos tem por fórmula: 
A. NOMENCLATURA 
Considerando um óxido do tipo , onde X é a indice do não-metal e Y é o número de oxigênios na fórmula. A regra da nomenclatura é:
· Quando a relação ; o prefixo é hemi
Exemplo: N2O: hemióxido de nitrogênio
· ; o prefixo é di
Exemplos: 
· CO2: dióxido de carbono;
· SO2: dióxido de enxofre.
· ; o prefixo é mon
Exemplos: 
· NO: monóxido de nitrogênio;
· CO: monóxido de carbono.
· ; o prefixo é hemihept ou heptóxido de di...
Exemplo: Cl2O7: hemiheptóxido de cloro ou 
 heptóxido de dicloro
· ; o prefixo é hemipent ou pentoxyde de di....
Exemplos: 
· N2O5: hemipentóxido de nitrogênio ou pentóxido de nitrogênio;
· P2O5: hemipentóxido de fósforo ou pentóxido de difósforo
· ; o prefixo é sesqui ou trióxido de di....
Exemplo : N2O3: sesquióxido de nitrogênio ou trióxido de dinitrogênio.
· ; o prefixo é tri
Exemplo : SO3: trióxido de enxofre
B. PROPRIEDADES
· Com água, o óxido ácido produzem um ácido.
Exemplos: 
· CO2 + H2O H2CO3 ;
· SO3 + H2O H2SO4 .
· Reagem com bases, produzindo sal e água
Exemplos: 
· CO2 + 2NaOH Na2CO3 + H2O ;
V.2.3. FUNÇÃO ÁCIDO
A. DEFINIÇÃO 
Os ácidos são as subtâncias que liberam em soluções aquosa iões H+.
B. Fórmula geral 
 HR com H: hidrogênio e 
 R: não metal ou radical
Exemplos: 
· HCl + H2O H3O+ + Cl- ;
· HNO3 + H2O H3O+ + NO3- ;
· H2SO4 + 2H2O 2H3O+ + SO42- .
Note : Na prática, o cátião H+ se combina com uma molécula de água formando o cation hidrônio ou hidroxônio(H3O+).
C. TIPOS DOS ÁCIDOS
Existem dois tipos:
· Hidrácidos ( não possuem oxigênio);
· Oxiácidos ( possuem oxigênio).
C.1. HIDRACIDOS
São ácidos nos quais R é não metal, nomea-se os hidrácidos da maneira seguintes:
 
 
Exemplos: 
· HCl: cloreto de hidrogênio ou ácido cloridrico;
· HBr: brometo de hidrogênio ou ácido bromidrico;
· HI: iodeto de hidrogênio ou ácido iodidrico.
C.2. OXIÁCIDOS
São nos quais R é um radical, essa radical é formando dum grupo de não metal com oxigênio.
A regra de nomenclatura de um oxiácido é feito basicamente da seguinte forma:
· Nome do radical + de hidrogênio ou 
· Ácido radical 
Exemplos: 
· HNO2: nitrico de hidrogênio ou ácido nitrosos;
· HNO3: nutrato de hidrogênio ou ácido nitrico;
· H2SO3: sulfito de hidrogênio ou ácido sulfuroso;
· H2SO4: sulfato de hidrogênio ou ácido sulfurico;
· H3PO3: fosfato de hidrogênio ou ácido fosforoso;
· H2PO4: fosfato de hidrogênio ou ácido fosforico.
D. PROPRIEDADES
· Têm um sabor azedo (como exemplos: o vinagre deve o seu sabor ao ácido acético, e o limão ao ácido cítrico).
· Causam mudanças de cor nos corantes vegetais (por exemplo: alteram a cor do papel azul de tornesol, de azul para vermelho).
· Reagem com certos metais (como o zinco, o magnésio e o ferro) produzindo hidrogénio gasoso.
· As suas soluções aquosas conduzem a eletricidade...
E. DISSOCIAÇÕES DOS ÁCIDOS 
Formúla:
HnR nH+ + Rn-
Exemplos: 
· HCl H+ + Cl- ;
· H2SO4 2H+ + SO42- ;
· H3PO4 3H+ + PO43- ;
· H2S 2H+ + S2- .
V.2.4. FUNÇÃO BÁSICO
A. DEFINIÇÃO 
Uma base é todo composto que em solução aquosa produz exclusivamente como ânion OH-.
Exemplos: 
· KOH + H2O K+ + OH- ;
· NaOH + H2O Na+ + OH- ;
· Ca(OH)2 + H2O Ca2+ + 2OH- ;
· Ba(OH)2 + H2O Ba2+ + OH- .
B. NOMENCLATURA
· Quando o elemento forma uma base, usamos a expressão « hidróxido de » seguida do nome do elemento
Exemplos:· NaOH: hidróxido de sódio ou soda cáustica;
· Ca(OH)2: hidróxido de cálcio ;
· Al(OH)3: hidróxido de alumúnio;
· KOH: hidróxido de potássio ou potassa c;
· Ba(OH)2: hidróxido de bário.
· Quando o elemento forma duas bases, usamos a expressão « hidróxido de » seguida do nome do elemento e os sufixos OSO e ICO, ou então a valência em números romanos.
Exemplos: 
· Fe(OH)2: hidróxido de ferro II ou hidróxido ferroso;
· Fe(OH)3: hidróxido de ferro III ou hidróxido ferrico.
C. PROPRIEDADES
· As bases reagem com ácidos produzindo sal e água.
Exemplo: 
· Reagem com oxidos não metálico(óxido ácido) produzindo sal e água.
Exemplo: 2NaOH + CO2 Na2CO3 + H2O
· Tem sabor picante e amargo
· As suas soluções aquosas conduzem a eletricidade
· Tem uma acção sobre indicadores colorados
Exemplo: alteram a cor do papel vermelho de tornesol, de vermelho para azul).
D. CLASSIFICAÇÃO DAS BASES
Existem:
· Monobases: possuem apenas uma oxidrila : KOH, NH4OH, NaOH, ...
· Dibases : possuem duas óxidrilas. Ca(OH)2, Mg(OH)2
· Tribase: possuem três oxidrilas: Al(OH)3, Fe(OH)3 
· Tetrabases: possuem quatro óxidrilas : Pb(OH)4, Sn(OH)4,...
Note: não são conhecidas as bases com mais de quatro oxidrilas por molécula.
E. DISSOCIAÇÃO DAS BASES
Formúla: M(OH)n Mn+ + nOH-
Exemplos: 
· NaOH Na+ + OH- ;
· NH4OH NH4+ + OH- ;
· Ca(OH)2 Ca2+ + 2OH- ;
· Al(OH) Al3+ + 3OH- .
V.2.5. FUNÇÃO SAL
A. DEFINIÇÃO 
São compostos que podem ser formandos a prtir da reação de um ácido com uma base. Significa os sais derivam da reação de um ácido com uma base; essa reação chama-se neutralização ou salificação
Exemplos: 
· H2SO4 + Ca(OH)2 CaSO4 + 2H2O ;
· HCl + NaOH NaCl + H2O .
C. TIPOS 
Existe três tipos de sais:
1. Sais neutros
2. Sais ácidos
3. Sais básicos
C.1. SAIS NEUTROS
são as combinações dos metais com não metais ou radicais.
· Formula : MR
M : metal 
R : não metal ou radical
Exemplos: 
· NaCl, CaCl, KBr, AlCl3, KNO3, Al2(SO4)3, Ca3(PO4)2, CaSO4 ...
Para sais neutros utiliza-se a seguinte regra:
· Nome não metal + eto + de + nome de metal;
· Nome do radical + de + nome de metal
Exemplos: 
· NaCl 	: cloreto de sódio;
· AlCl3 	: cloreto de almúnio;
· KBr 		: brométo de potássio;
· KNO3 	: nitráto de potássio;
· KNO2 	: nitríto de potássio;
· K2CO2 	: carbonáto de potássio;
· Na2SO3 	: sulfíto de sódio;
· FeSO4	: sulfato de ferro (II);
· Fe2(SO4)3	: sulfato de ferro (III).
· Dissociação
1. MR M+ + R-
Exemplo: NaCl Na+ + Cl-
 2. MRn Mn+ + nR-
Exemplo: CaCl2 Ca2+ + 2Cl-
 3. MnRm nMm+ + mRn-
Exemplo: Al2(SO4)3 2Al3+ + 3SO42-
C.2. SAIS ÁCIDOS
são as combinação dos metais, hidrogênios com radicais. 
Formula: MHR
M : metal
H : hidrogênio
R : radical
Exemplos: 
· NaHSO4 : hidrogêno sulfato de sódio ou 
 monohidrogêno sulfato de sódio ou também 
 bissulfato de sódio;
· NaHCO3 : monohidrogêno corbonato de sódio ou 
 bicarbonato de sódio;
· NaH2PO4: dihidrogêno fosfato de sódio
· Dissociação
MHR M+ + HR-
Exemplos:
· NaHCO3 Na+ + HCO3- ;
· NaH2PO4 Na+ + H2PO4- ;
· NaHPO4 2Na+ + HPO22-
C.3. SAIS BÁSICOS
Formula : MOHR
M : metal
OH : hidroxi
R : radical
Exemplos: 
· Ca(OH)Cl ou CaClOH : hidroxi cloreto de cálsio ou 
 monohidroxi cloreto de sódio
· Al(OH)Cl2 : monohidroxi cloreto de alumínio
· Al(OH)2Cl : dihidroxi cloreto de alumínio
· Al(OH)2Br : dihidroxi brometo de alumínio
· Dissociação
MOHR MOH+ + R-
Exemplos:
· CaOHCl CaOH+ + Cl-
· AlOHCl2 AlOH+2 + 2Cl-
· Al(OH)2Cl Al(OH)2 + Cl-
OBTENÇÃO DOS SAIS
1. Ácido + base sal + H2O
Exemplos: 
· HCl + NaOH NaCl + H2O;
· 2HCl + Ca(OH)2 CaCl2 + 2H2O;
· 3H2SO4 + 2Al(OH) Al2(SO4) + 6H2O .
2. Óxido ácido + base sal + H2O
Exemplos: 
· CO2 + 2NaOH Na2CO3 + H2O;
· N2O5 + 2NaOH3 2NaNO3 + H2O;
· SO3 + Ca(OH)2 CaSO4 + H2O.
3. Óxido básico + ácido sal + H2O
Exemplos: 
· NaO + 2HCl 2NaCl + H2O;
· BaO + 2HCl BaCl2 + H2O;
· CaO + H2SO4 CaSO4 + H2O.
4. Óxido básico + óxido ácido 
Exemplos:
· CaO + CO2 CaCO3;
· MgO + SO3 MgSO4.
5. Metal + não-metal sal
Exemplos: 
· 2Na + Cl2 2NaCl;
· Ag + Cl AgCl.
6. Metal + ácido sal
Exemplo: 
EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO E PRÁTICA DE LABORATORIO
CAPÍTULO VI. NOÇÕES DE CONCETRAÇÕES 
VI.1.NOÇÕA DE SOLUÇÃO
Uma solução é uma mistura homogênea entre duas ou mais substãncias. Uma solução é sempre formada pelo soluto e solvente (geralmente l´quido).
- Soluto: substância que será dissolvida
- Solvente: substância que dissolve
Nota: A água e chamada de solvente universal; porque ela disolve muita substâncias e está presente em muitas soluções.
Exemplo: a mistura de 1g de sal (NaCl) nos 100ml de água (H2O)
NaCl : soluto
H2O : solvente universal 
Nota:
Alguns solventes
- Alcool (ex: etal ou álcool étilico: C2H5OH ou CH3CH2OH);
- Benzeno: C6H6 ou 	ou	
	
			
- Acetona: CH3COCH3
- Os éthers
- Tétracloreto de carbono: CCl4 
- Triclorometana: CHCl3, etc.
CLASSIFICAÇÃO DAS SOLUÇÕES EM RELAÇÃO DA QUANTIDADE DE SOLUTO
De acordo com a quantidade de soluto dissolvida na solução podemos classifica-las em:
- solução diluida, solução concentrada, solução saturada, solução insaturada e solução supersaturada.
a. solução diluída: a quantidade de soluto é muito pequena em relação à de solvente; a solução se encotra completamente diluida
b. solução concentrada: Quando a quantidade de soluto é grande em relação de solvente; ou seja a solução não se encotra dissolvida
c. solução saturada: a quantidade de soluto é a máxima permitida para uma certa quantidade de solvente, a temperatura de terminada.
d. solução sobre saturada: Contém excesso de soluto no solvente a temperatura determinada.
VI.2. NOÇÃO DE CONCETRAÇÃO
A concentração de uma solução é uma maneira de expressar a quantidade de soluto contido num volume de solução ou de solvente.
Os diferentes modos de expressar a concentração de uma solução são:
· Concentração massica ou título massico;
· Concentração molar ou molaridade;
· Concentração normal ou normalidade;
· Concentração molal ou molalidade;
· Percentagem;
· Frcção molar (ou mássica)
· Etc.
A. CONCENTRAÇÃO MASSICA OU TÍTULO MASSICO (C OU T)
É a quantidade de soluto(g) numa quantidade de solução(l).
Fómula:
Onde, 
m: massa de soluto em g
V: volume de solução em l ou ml
C: concentração em g/l
Exemplos:
1. Qual é o título duma solução que contém 4g de hidróxido de sódio em 100ml de água.
Solução: 
2. Qual é a concentraçºao de 25g de NaCl nos 250ml de solução?
3. Qual é massa a dissolver nos 500ml de solução de concentração 0,58g/l
Dodos Incógníto Fórmula 
 
 A.N
 	
B. CONCENTRAÇÃO MOLAR OU MOLARIDADE(M)
É o número de moles do soluto num litro de solução
Fórmula:
 (1)
Relembrando que o número de mole (n) de uma substância é a relação entre a massa(em g) da substãncia e a sua massa molecular(Mm) em g/mol.
Teremos: (2)
(2) em (1) (em litro) ; (em ml)
Exemplos:
1. Achar molaridade de uma solução aquosa que contém 2,30g de álcool étilico (EtOH; C2H5OH) em 350l.
a. Calcular o número de mol em 2,30g de tanol
C2H5OH 
 
 
b. Determine a concentração molar: 
2. Calcule a molaridade de 3,9g d NaOH nos 50ml de solução.
Dados Inc Fórmula A.N
 
3. Calcule a massa de soluto que contém 500 ml numa solução de sulfato de sódio 0,1M.
Dados Inc Fórmula 
 
 A.N
4. Como prepararia 0,150l de uma solução 0,500M de NaOH, a partir de NaOH sólido e água.
Calculeremos o número de moles de NaOH requeridos:
 
C. CONCENTRAÇÃO MOLAL OU MOLALIDADE( )
É o número de mol de soluto que contém uma massa de solvente (em Kg).
 
 
Exemplo: 
Com uma dissolução de 9,8g de ácido sulfírico em 1000g de água; determine a molalidade?
 Dados Inc Fórmula 
msoluto: 9,8g 
msolvente: 1000g
H2SO4
 
	A.N
 
D. CONCENTRAÇÃO NORMAL OU NORMALIDADE (N)
A normalidaede duma solução é a relação entre o número de equivalentes-gramasdo soluto e o volume da solução, em litro.
N: normalidade ou concentração normal
n ou nEqg: número de equivalentes-gramas do soluto
V: volume da solução, em litro
 onde (com : número de partícula (válencia))
· CONCEITO DE EQUIVALENTES - GRAMAS
O conceito «equivalente» é relativo, varia segundo a situação.
· Para os ácidos
 
 
Exemplos:
1. 
 
2. 
 
3. 
 
4. 
 
· Para sais
Exemplos:
1. 
 
2. 
 
3. 
 
Vomos agora para a normalidade ou concentração normal.
Exemplos:
1. Qual a concentração ormal de uma solução que contém 21,56g de H2SO4 dissolvido em 200 ml de solução?
Dados Inc Fórmula A.N
 
 
 
 
2. Qual a massa de Na2CO3 contida em 100 ml de solução 0,5N?
Dados Inc Fórmula 
 
 A.N
3. Qual a massa de nécessária para oroduzir 2L de solução 2 normal.
EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO E PRÁTICAS DE LABORATORIO
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
1. Giesbrecht, E.; "Experiências de Química, Técnicas e Conceitos Básicos - PEQ - Projetos de Ensino de Química"; Ed. Moderna - Universidade de São Paulo, SP (1979). 
2. Trindade, D.F.; Oliveira, F.P.; Banuth, G.S. & Bispo, J.G.; "Química Básica Experimental"; Ed. Parma Ltda., São Paulo (1981).
3. BIANCHI, J. C. de A.;ALBRECHT, C. H.; MAIA, D. J; Universo da Quimica. Sao Paulo: FTD. 2005. Vol. Unico. 688 p. 
4. Bassett, J.; Denney, R.C.; Jefíery, G.H. & Mendham, J.; "VOGEL - Análise Inorgânica Quantitativa"; Ed. Guanabara Dois, Rio de Janeiro (1981).
5. Bruce M. Mahan e Rollie J. Myers ; Química um curso universitário, Ed. Edgard Blucher LTDA. São Paulo (2007).
6. FELTRE, Ricardo. Quimica Geral. 4. ed. Sao Paulo: Moderna, 1994. Vol. 1, 467 p.
7. SARDELLA, A. Quimica. Sao Paulo: Atica, 2002. Vol. Unico. 414 p.
Sites consultados:
· http://www.tchequimica.com
· http://members.tripod.com/~netopedia/quimic/calc_quimicos.htm
ÍNDICE
0.	INTRODUÇÃO	1
0.1. DEFINIÇÂO DA QUIMÍCA	1
0.2. IMPORTÂNCIA DA QUÍMICA	1
0.3. SUBDIVISÕES DA QUÍMICA	2
CAPÍTULO I. NOÇÕES FUNDAMENTAIS	4
I.1 FENÓMENOS............................................................................................................4
I.2. PROPRIEDADES DAS SUBSTÂNCIAS .................................................................5
I.3. CONSTITUIÇÃO DA MATÉRIA	6
 I.4. NÚMEROS QUÂNTICOS................................................................................10
 
I.5. CONFIGURAÇÃO ELECTRONICAS DOS ATOMOS	13
 I.6 FORMÙLA DE LEWIS ou SÌMBOLO DE LEWIS.......................................14
 I.7. ELECTRÕES DE VALÊNCIA.......................................................................14
I.8. IÕES	155
I.9. MASSA ATÓMICA E MASSA MOLECULAR	188
I.10.CONCEITO DE MOLE E NUMERO DE AVOGADRO	21
CAPÍTULO II. CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS	233
II.1. DESCRIPÇÃO DO SISTEMA PERIÓDICA	233
II.2. CARACTERISTICA DA TABELA PERIÓDICA	255
II.2.1. FAMILIAS OU GRUPOS	255
II.2.2. PERIODOS	277
II.3. METAIS E NÃO METAIS	288
II.4. CARACTERE ELECTRONEGATIVO E ELECTROPOSITIVO	299
CAPÍTULO III. MISTURAS E COMBINAÇÕES	31
III.1. MISTURA	31
III.2. COMBINAÇÕES...................................................................................................34
CAPÍTULO IV. REACÇÕES QUÍMICAS E EQUAÇÕES QUÍMICAS......................36 
IV.1 INTRODUÇÃO.......................................................................................................36
IV.2. CLASSIFICAÇÃO	377
IV.3. BANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUIMICAS	388
IV.3.1. MÉTODO DAS TENTATIVAS	399
IV.3.2. MÉTODO ALGEBRICO OU DOS COEFICENTES INDETERMINADOS	399
IV.4. LEIS FUNDAMENTAIS	422
IV.4.1. LEI DA CONSERVAÇÃO DA MATERIA OU LEI DE LAVOISIER (1771)	423
IV.4.2. LEI DE PROPORÇÕES INVARIAVEIS (DEFINIDO) OU LEI DE PROUST (1801)	43
IV.4.3. LEI DE PROPORÇÕES MULTIPLAS OU LEI DE DALTON (1804)	43
CAPÍTULO V. FUNÇÕES QUIMICAS	444
V.1. GENERALIDADES	444
V.2. ESTUDO PARTICULAR DE CADA FUNÇÃO	454
V.2.1. FUNÇÃO ÓXIDO METALICO OU ÓXIDO BASICO	454
V.2.2. FUNÇÃO ÓXIDO NÃO-METALICO OU ÓXIDO ACIDO	466
V.2.3. FUNÇÃO ÁCIDO	498
V.2.4. FUNÇÃO BÁSICO	51
V.2.5. FUNÇÃO SAL	533
CAPÍTULO VI. NOÇÕES DE CONCETRAÇÕES	599
VI.1.NOÇÕA DE SOLUÇÃO	59
VI.2. NOÇÃO DE CONCETRAÇÃO	60
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS	688
ÍNDICE	699
	
	
8
10
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2
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8
10
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5
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