QGB-02-Fundamentos (1)

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QUÍMICA GERAL
Fundamentos
Prof. Dr. Anselmo E. de Oliveira
Instituto de Química, UFG
anselmo.quimica.ufg.br
anselmo.disciplinas@gmail.com
19 de Agosto de 2018
Agronomia
QUÍMICA GERAL Fundamentos
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Elementos e Símbolos
1 Elementos e Símbolos
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Massa Atômica
2 A Massa Atômica do elemento químico é a massa relativa
do átomo comparada a um padrão
I 1961: massa atômica do isótopo 12C = 12
I Massa atômica do oxigênio é 15,9994 (≈ 16)
I Tabelas
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Massa Atômica
I Isótopos
– Massa atômica do Cl é 35,45:
dois isótopos com 35 e 37
– Cd possui oito isótopos com
massas atômicas entre 110 e 116
– U , massa atômica 238, tem uma
meia-vida de 4, 5× 109 anos (lixo
radioativo)
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Massa Atômica
I Massa Atômica em gramas representa a
quantidade do elemento em gramas
correspondente à massa atômica
Exemplo
55,847 é a massa atômica do Fe
55,847 g ≡ 1 mol de átomos de Fe
1 mol de átomos de Fe → 6, 022× 1023 átomos
Logo:
55, 847
6, 022× 1023 = 9, 273× 10
−26 kg/átomos
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Massa Molar
3 Massa Molar: em gramas; 1 mol
4 Molaridade: número de mols de soluto em 1 litro de solução
5 Molalidade: número de mols de soluto em 1 kg de solução
6 Equivalente-grama: Para reagentes redox, um equivalente é
a quantidade de substância que pode doar ou receber elétrons
Exemplo
Na meia-reação MnO−4 + 8H+ + 5e− 
Mn2+ + 4H2O existem
5 equivalentes por mol de MnO−4
I A massa de substância que contém um equivalente é chamada
de equivalente-grama
Exemplo
Qual o equivalente-grama do KMnO4 na reação acima?
massa molar/equiv = 158,0339/5 = 31,6068 g/equiv
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Equivalente-grama
I Em relação aos ácidos e bases, o equivalente-grama de um
reagente é a quantidade que pode ser doada ou recebida por
um mol de H+
Exemplo
Qual o equivalente-grama do íon cálcio na reação
CaCO3 + 2H+ 
 Ca2+ + H2CO3 ?
40/2 = 20 g/equiv
Exemplo
E qual o equivalente-grama do carbonato de cálcio?
(40 + 12 + 3× 16)/2 = 50 g/equiv
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Equivalente-grama
Exemplo
Qual é a concentração de 40 mg/L de Ca2+ quando expressa
como CaCO3 (a dureza da água é normalmente expressa
dessa forma)?
Um equivalente de um íon ou molécula é “quimicamente”
equivalente ao de outro íon ou molécula.
Ca2+ CaCO3
20 g/equiv 50 g/equiv
40 mg/L x
x = 100 mg/L de CaCO3
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Número de Avogadro
7 Número de Avogadro (NA): 1 mol de qualquer substância
contém o mesmo número de moléculas, qualquer que seja essa
substância
I 6, 022× 1023 mol−1
I H2O: 1 mol ≡ 18 g ≡ 6, 022× 1023 moléculas
8 Número de Oxidação (Nox)
I A oxidação corresponde ao aumento do número de oxidação
I A redução corresponde à diminuição do número de oxidação
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Ligação Química
9 Ligação Química: a junção entre dois átomos
I Iônica: adequada para descrição de compostos binários
formados por um elemento metálico (ex: metal do bloco s) e
um elemento não metálico
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Ligação Química
– Um sólido iônico é um conjunto de cátions e ânions que se
mantém juntos em um arranjo regular
Figura: Esse pequeno fragmento de cloreto de sódio é um exemplo de sólido iônico.
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Ligação Química
– Um cristal de cloreto de sódio (composto iônico) tem energia
menor do que os átomos de sódio e cloro muito separados
a) os átomos de sódio liberam elétrons
b) esses elétron se ligam aos átomos de cloro
c) os íons resultantes agrupam-se com um cristal
Na(g)→ Na+(g) + e−(g) ∆E = 494 kJ/mol
Figura: Primeiras energias de ionização dos elementos do grupo principal, em kJ/mol.
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Ligação Química
Cl(g) + e−(g)→ Cl−(g)∆E = −349 kJ/mol
Figura: Variação das afinidades eletrônicas dos elementos do grupo principal, em kJ/mol.
Balanço energético:
494− 349 = +145 kJ/mol (aumento de energia)
Ou seja, um gás de íons Na+ e Cl− muito separados tem energia
mais alta do que um gás de átomos de Na e Cl neutros
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Ligação Química
E se os íons Na+ e Cl− do gás se juntam para
formar um sólido cristalino?
Na+(g) + Cl−(g)→ NaCl(s) ∆E = −787 kJ/mol
A mudança líquida na energia do processo global
Na(g) + Cl(g)→ NaCl(s)
é 145− 787 = −642 kJ/mol (decréscimo de energia)
Conclusão
Um sólido composto de íons Na+ e Cl− tem energia
mais baixa do que uma coleção de átomos de Na e Cl
muito separados.
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Ligação Química
I Covalente: ligação entre não metais e consiste em um par de
elétrons compartilhado por dois átomos
I Apolar: entre átomos idênticos
I Polar: moléculas heteronucleares
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Nomenclatura
10 Nomenclatura
a) Cátions
I O nome de um cátion monoatômico é o nome do elemento
químico que o formou, precedido pela palavra íon: “ion sódio”
para Na+
I Quando o elemento pode formar mais de um tipo de cátion
usa-se o número de oxidação: Cu+ é o “íon cobre(I)” e Cu2+ é
o “íon cobre(II)”
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Nomenclatura
I Sistemas antigos
– Sufixos oso e ico para os íons com cargas maiores e menores,
respectivamente: Fe2+, íons de ferro(II), íons ferrosos; Fe3+,
íons de ferro(III), íons férricos
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Nomenclatura
b) Ânions
I O nome dos ânions monoatômicos, como o íon Cl− é formado
pela adição do sufixo eto ao nome do elemento precedido pela
palavra íon: Cl− é o “íon cloreto”
I Oxoânions: adição do sufixo ato: CO2−3 é “íon carbonato”
– Para números diferentes de átomos de oxigênio usam-se os
sufixos ito (menor número) e ato (maior número): NO−2 é
“nitrito” e NO−3 é “nitrato”; NH4NO3 é “nitrato de amônio”
– Halogênios, em particular, formam mais de duas espécies de
oxoânions
◦ Menor número de átomos de oxigênio: prefixo hipo e sufixo ito: ClO− é “hipoclorito”
◦ Maior número de átomos de oxigênio: prefixo per e sufixo ato: ClO−4 é “perclorato”
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Nomenclatura
Tabela: Ânions comuns e seus ácidos.
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Nomenclatura
I Hidrogênio presente em íons: prefixo hidrogeno
– HS− é “íon hidrogenossulfeto”; HCO−3 é “íon
hidrogenocarbonato”
– Sistema antigo
◦ Ânion que contém hidrogênio nomeado com prefixo bi : HCO−3
é “íon bicarbonato”
◦ Dois átomos de hidrogênio usa-se o prefixo di-hidrogeno:
H2PO−4 “íon di-hidrogenofosfato”
c) Compostos Iônicos
I Nome do ânion + de + nome do cátion: KCl “cloreto de
potássio”, NH4NO3 “nitrato de amônio”
– Se mais de uma carga é possível, adiciona-se o número de
oxidação: CoCl2, com Co2+ é “cloreto de cobalto(II)” e CoCl3,
com Co3+ é “cloreto de cobalto(III)”
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Nomenclatura
I Hidratos
– nome do composto + prefixo grego do úmero de moléculas de
água de cada fórmula unitária + hidratado
– CuSO4 · 5H2O
◦ O ponto “·” indica a água de hidratação
◦ O número “5” indica o número de moléculas de água de cada
fórmula unitária
◦ “sulfato de cobre(II) pentahidratado”
◦ Quando perdeu a água de hidratação: “sulfato de cobre(II)
anidro”
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Nomenclatura
Figura: CuSO4 · 5H2O (azul escuro) e anidro (azul claro).
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Equações Químicas
11 Equações Químicas
I Representação: Reagentes → Produtos
I Equação simplificada: Na + H2O → NaOH + H2
Figura: Quando uma quantidade pequena de sódio é colocada em água, ocorre uma reação vigorosa,
formando gás hidrogênio e hidróxido de sódio (VÍDEO).
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https://www.youtube.com/watch?v=dmcfsEEogxs
Equações Químicas
I Lei da conservação das massas: a massa total é constante
durante uma reação química
I Equação química balanceada
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2
– coeficientes estequiométricos: 2, 2, 2, 1 (número relativo de
mols de cada substância que reage ou é produzida)
I símbolo de estado: s, l, g e aq
2Na(s) + 2H2O(l)→ 2NaOH(aq) + H2(g)
I Aquecimento
CaCO3(s)
∆−→ CaO(s) + CO2(g)
I Catalisador
2SO2(g) + O2
V2O5−−−→ 2SO3(g)
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Equações Químicas
I Estequiometria:quantitativo
N2(g) + 3H2(g)→ 2NH3(g)
“Quando 1 mol de N2 reage, 3 mols de H2 são consumidos e
2 mols de NH3 são produzidos”
1 mol de N2 ⇐⇒ 3 mols de H2
1 mol de N2 ⇐⇒ 2 mols de NH3
28 g de N2 ⇐⇒ 6 g de H2
28 g de N2 ⇐⇒ 34 g de NH3
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Oxidação e Redução
12 Oxidação e Redução
I Reação de Oxidação
– Significado original: reação com oxigênio
– Reação entre magnésio e oxigênio: VÍDEO
2Mg(s) + O2(g)→ 2MgO(s)
2Mg(s) + O2(g)→ 2Mg2+(s) + 2O2−(s)
– Reação entre magnésio e cloro: VÍDEO
2Mg(s) + Cl2(g)→ 2MgCl2(s)
2Mg(s) + Cl2(g)→ 2Mg2+(s) + 2Cl−(s)
– Nos dois casos há perda de elétrons do magnésio e
transferência para o outro reagente
– Oxidação é a perda de elétrons (aumento da carga)
– Também acontece com ânions:
2KBr(aq) + Cl2(g)→ 2KCl(aq) + Br2(aq) (VÍDEO)
Br−1 + e− → Br0
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https://www.youtube.com/watch?v=s5ciTT5fOvs
https://www.youtube.com/watch?v=y9nA1Oliano
https://www.youtube.com/watch?v=1JDTAelU6gQ
Oxidação e Redução
I Reação de Redução
– Significado original: extração de um metal do seu óxido,
comumente pela reação com hidrogênio, carbono ou monóxido
de carbono
– Produção de aço
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Oxidação e Redução
I Redução do óxido de ferro(III) pelo monóxido de carbono
Fe2O3(s) + 3CO(g)→ 2Fe(l) + 3CO2(g)
Fe+3 + 3e− → Fe0
(VÍDEO)
I Redução é o ganho de elétrons (diminuição da carga)
I Reação Redox: sempre que, em uma reação, uma espécie se
oxida, a outra tem de se reduzir
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https://www.patana.ac.th/parents/curriculum/chemistry/units/LR702.html
Oxidação e Redução
I Como atribuir o Nox
a) Para um elemento não combinado com outro elemento: zero
b) A soma dos Nox de todos os átomos em uma espécie é igual a
sua carga total
I Nox específicos
a) Hidrogênio: +1 quando combinado com não metal (HCl)
−1 quando combinado com metal (NaH)
b) Elementos dos Grupos 1 e 2: número do Grupo
Na+, Mg2+
c) Halogênios: −1 (HCl, NaF)
exceto quando combinado com oxigênio (Cl2O, cada Cl é +1)
ou outro halogênio mais alto do grupo (BrCl3, Br +3, Cl −1)
Flúor é sempre −1
d) Oxigênio: −2 (geralmente)
Exceções: compostos com flúor; em peróxidos (O2−2 ),
superóxidos (O−2 ) e ozonídeos (O
−
3 )
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Oxidação e Redução
I Oxidantes e Redutores
a) agente oxidante ou oxidante é a espécie que provoca a
oxidação e, consequentemente, é reduzida no processo
2Mg(s) + O2(g)→ 2MgO(s)
oxigênio remove elétrons do magnésio
seu Nox diminui de 0 para −2
oxigênio é o agente oxidante da reação
b) agente redutor ou redutor é a espécie que provoca a redução
e, consequentemente, é oxidada no processo
magnésio fornece elétrons ao oxigênio
seu Nox aumenta de 0 para +2
magnésio é o agente redutor da reação
Logo, para identificar o redutor e o oxidante em uma reação redox
é necessário comparar os números de oxidação dos elementes antes
e depois da reação.
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Oxidação e Redução
I Balanceamento de Equações Redox: balancear as cargas e os
átomos
a) Meias-reações
– O segredo para escrever e balancear as equações de reações
redox é considerar os processos de redução e oxidação
separadamente: meia-reação
– Reação entre zinco e prata em uma pilha voltaica
Zn(s) + 2Ag+(aq)→ Zn2+(aq) + Ag(s)
◦ oxidação: Zn(s)→ Zn2+(s) + 2e−
◦ redução: Ag+(aq) + e− → +Ag(s)
– As espécies reduzida e oxidada, juntas, formam um par redox
Zn2+/Zn e Ag+/Ag
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Oxidação e Redução
Tabela: Potenciais padrão em 25 ◦C
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Oxidação e Redução
b) Reações Simples
Cu(s) + Ag+(aq)→ Cu2+(aq) + Ag(s)
– Mesmo número de átomos dos dois lados da equação
– Carga total dos produtos é diferente da dos reagentes
– Cada Cu perdeu 2e−
– Cada Ag ganhou 1e−
– Pra balancear os elétrons:
Cu(s) + 2Ag+(aq)→ Cu2+(aq) + 2Ag(s)
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Oxidação e Redução
c) Reações Complexas
Íon permanganato reage com ácido oxálico em solução ácida,
em água, para produzir íon manganês(II) e dióxido de carbono
MnO−4 (aq) + H2C2O4(aq)→Mn2+(aq) + CO2(g)
I Meia-reação de redução
1 Identifique as espécies que sofrem redução
Nox do Mn diminui de +7 para +2
2 Escreva a equação simplificada da redução
MnO−4 → Mn2+
3 Balanceie todos os elementos, exceto H e O
MnO−4 → Mn2+
4 Balanceie os átomos de O adicionando H2O
MnO−4 → Mn2+ + 4 H2O
5 Balanceie os átomos de H adicionando H+
MnO−4 + 8 H+ → Mn2+ + 4 H2O
6 Balanceie as cargas adicionando e−
MnO−4 + 8 H+ + 5 e− → Mn2+ + 4 H2O
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Oxidação e Redução
MnO−4 (aq) + H2C2O4(aq)→Mn2+(aq) + CO2(g)
I Meia-reação de oxidação
1 Identifique as espécies que sofrem oxidação
Nox do C aumenta de +3 para +4
2 Escreva a equação simplificada da oxidação
H2C2O4 → CO2
3 Balanceie todos os elementos, exceto H e O
H2C2O4 → 2 CO2
4 Balanceie os átomos de O adicionando H2O (não precisa)
H2C2O4 → 2 CO2
5 Balanceie os átomos de H adicionando H+
H2C2O4 → 2 CO2 + 2 H+
6 Balanceie as cargas adicionando e−
H2C2O4 → 2 CO2 + 2 H+ + 2 e−
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Oxidação e Redução
I Equação total
1 Junte as duas equações
MnO−4 + 8 H+ + 5 e− → Mn2+ + 4 H2O
H2C2O4 → 2 CO2 + 2 H+ + 2 e−
2 Balancei os elétrons
MnO−4 + 8 H+ + 5 e− → Mn2+ + 4 H2O ×2
H2C2O4 → 2 CO2 + 2 H+ + 2 e− ×5
2 MnO−4 + 16 H+ + 10 e− → 2 Mn2+ + 8 H2O
5 H2C2O4 → 10 CO2 + 10 H+ + 10 e−
3 Adicione as duas equações e cancele os elétrons
2 MnO−4 + 16 H
+ + 5 H2C2O4 → 2 Mn2+ + 8 H2O + 10 CO2 + 10 H+
4 Cancele 10 íons H+ à esquerda e à direita e adicione os
estados físicos
2 MnO−4 (aq) + 6 H
+(aq) + 5 H2C2O4(aq)→ 2 Mn2+(aq) + 8 H2O(l) + 10 CO2(g)
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