INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

128
INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA / SISTEMAS MATERIAIS O QUE É QUÍMICA Química é a ciência que estuda a matéria e suas transformações . Estuda também a energia que está envolvida nessas transformações. A química está muito ligada ao nosso dia a dia. Nos alimentos, medicamentos, construções, nas plantas, no vestuário, nos combustíveis. Tudo o que existe no universo é formado por química. No nosso organismo também há diversas transformações químicas.  MATÉRIA E SUBSTÂNCIA  Matéria é tudo o que tem massa e ocupa espaço. Qualquer coisa que tenha existência física ou real é matéria. Tudo o que existe no universo conhecido manifesta-se como matéria ou energia. A matéria pode ser líquida, sólida ou gasosa. São exemplos de matéria: papel, madeira, ar, água, pedra. Analisando a matéria qualitativamente (qualidade) chamamos a matéria de  substância. Substância – possui uma composição característica, determinada e um conjunto definido de propriedades. Pode ser simples (formada por só um elemento químico) ou composta (formada por vários elementos químicos). Exemplos de substância simples: ouro, mercúrio, ferro, zinco. Exemplos de substância composta: água, açúcar (sacarose), sal de cozinha (cloreto de sódio).

Transcript of INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

Page 1: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 1/128

INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA / SISTEMAS MATERIAIS

O QUE É QUÍMICA

Química é a ciência que estuda a matéria e suas transformações.

Estuda também a energia que está envolvida nessas transformações.

A química está muito ligada ao nosso dia a dia. Nos alimentos, medicamentos,construções, nas plantas, no vestuário, nos combustíveis. Tudo o que existe no universoé formado por química. No nosso organismo também há diversas transformaçõesquímicas. 

MATÉRIA E SUBSTÂNCIA

 Matéria é tudo o que tem massa e ocupa espaço.

Qualquer coisa que tenha existência física ou real é matéria. Tudo o que existe nouniverso conhecido manifesta-se como matéria ou energia.

A matéria pode ser líquida, sólida ou gasosa. São exemplos de matéria: papel, madeira,ar, água, pedra.

Analisando a matéria qualitativamente (qualidade) chamamos a matéria de substância.

Substância – possui uma composição característica, determinada e um conjuntodefinido de propriedades.

Pode ser simples (formada por só um elemento químico) ou composta (formada por vários elementos químicos).

Exemplos de substância simples: ouro, mercúrio, ferro, zinco.

Exemplos de substância composta: água, açúcar (sacarose), sal de cozinha (cloreto desódio).

Page 2: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 2/128

As substâncias químicas podem ser classificadas de duas formas: quanto ao tipo deligação que as forma e quanto ao número de elementos químicos que participam naligação.

Classificação

- Quanto ao tipo de ligação

Quanto ao tipo de ligação as substâncias são classificadas em Iônicas, Moleculares ouMetálicas.As substâncias iônicas têm pelo menos uma ligação iônica.

Exemplo: NaCl (cloreto de sódio) NaNO2 (nitrito de sódio)

As substâncias iônicas têm elevados pontos de ebulição e fusão; muitas delas, ao serem

dissolvidas na água, têm os seus íons separados por ação da água num processochamado dissociação iônica; conduzem corrente elétrica em solução aquosa.

Tabela com outros exemplos de substâncias iônicas:

SUBSTÂNCIA IÔNICA DESCRIÇÃO

 

SULFATO DE BÁRIOUSADO EM ESTUDOS DE RAIOS X NO

TRATO GASTRINTESTINAL

ÓXIDO DE CÁLCIO CAL

CARBONATO DE CÁLCIO MÁRMORE

ÓXIDO FÉRRICO FERRUGEM

HIDRÓXIDO DE MAGNÉSIO ANTIÁCIDO

HIDRÓXIDO DE SÓDIO SODA CÁUSTICA

 

As substâncias moleculares são formadas exclusivamente por ligações covalentes. Emgeral, tem baixa temperatura de ebulição e de fusão. A maioria delas não conduzeletricidade em solução aquosa. Formam moléculas.

Exemplos: água (H2O)amoníaco (NH3)

Tabela com outros exemplos de substâncias moleculares:

Page 3: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 3/128

SUBSTÂNCIA MOLECULAR DESCRIÇÃO

 

MONÓXIDO DE CARBONOGÁS VENENOSO RESULTADO DACOMBUSTÃO INCOMPLETA DA

GASOLINA E DO ÁLCOOL 

DIÓXIDO DE CARBONOPRODUTO DA REAÇÃO DE

COMBUSTÃO. ABSORVIDO PELASPLANTAS PARA UTILIZAR NA

FOTOSSÍNTESE

ETANOL INGREDIENTE DE BEBIDASALCOÓLICAS E COMBUSTÍVEL

SACAROSE AÇÚCAR COMUM

 

As substâncias metálicas são formadas exclusivamente por ligações metálicas.Exemplos: Ferro (Fe), Prata (Ag), Ouro (Au), Alumínio (Al).

- Quanto ao número de elementos químicos

Quanto ao número de elementos químicos, as substâncias podem ser classificadas como

simples ou compostas.

Substância Simples é aquela formada por um único elemento químico.Ex. Ferro (Fe), Alumínio (Al), gás hidrogênio (H2).

 

SUBSTÂNCIA SIMPLES – FERRO

Substância Composta é aquela formada por mais de um tipo de elemento químico.Ex. Cloreto de sódio (NaCl), Monóxido de Carbono (CO), Água (H2O).

Page 4: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 4/128

SUBSTÂNCIA COMPOSTA – NaCl

ESTADOS FÍSICOS E ESTADO DE AGREGAÇÃO DAS MOLÉCULAS

Uma substância pode ser encontrada no estado físico líquido, sólido ou gasoso. Estesdiferentes aspectos são chamados de fases de agregação e dependem da temperatura e

 pressão.

Para cada substância existe uma faixa de temperatura e pressão na qual ela mantém suascaracterísticas como espécie, mudando apenas de fase de agregação.

Exemplo: a substância água, à temperatura inferior ou igual à 0°C, submetida à pressãode 1atm, se encontra na fase sólida; entre 0°C e 100°C, submetida à mesma pressão, seencontra na fase líquida e a 100°C, também submetida à mesma pressão, passará para aforma de vapor de água, ou seja, fase gasosa.

Fase gasosa

 Nesta fase as partículas da substância estão com maior energia cinética. Elas ficammuito distantes umas das outras. Movem-se com muita velocidade e colidem entre si.

Um gás qualquer colocado dentro de uma garrafa de 1litro adquire a forma da garrafa eseu volume será de 1litro. Podemos dizer que uma substância na fase gasosa possuiforma e volume variáveis.

Por que os gases são compressíveis? Sabendo que os gases (ao contrário dos líquidos esólidos) não têm volume fixo, com um aumento de pressão podemos comprimi-los, oureduzir o seu volume.Os gases são compressíveis porque há muito espaço entre as partículas que oscompõem.

Fase Líquida

 Na fase líquida as partículas estão um pouco mais unidas em relação às partículas dafase gasosa, mas não totalmente unidas. Não há nenhum arranjo definido. A energiacinética é intermediária entre a fase gasosa e a fase sólida.

As partículas nos líquidos “deslizam” umas sobre as outras e se movem. Isto é o que

 proporciona a fluidez no líquido. Todos os líquidos podem fluir, e alguns mais que os

Page 5: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 5/128

outros. A água, por exemplo, flui com mais facilidade que o mel. Então dizemos que aágua tem baixa viscosidade e que o mel tem alta viscosidade.

Os líquidos com baixa viscosidade oferecem menor resistência para fluir.

Fase Sólida

 Na fase sólida, as partículas que formam a substância possuem a menor energia cinética;elas permanecem praticamente imóveis, unidas por forças de atração mútuas edispostas, em geral, de acordo com um arranjo geométrico definido.

 No caso das moléculas de água, esse arranjo é em forma de anéis, no qual sempre há umátomo de hidrogênio entre dois de oxigênio.

O arranjo das moléculas de água, na fase sólida, é o responsável pelo aumento do seuvolume. Então, ao se congelar, a água se expande, formando o gelo que é menos denso

que a água na fase líquida.Um bloco de mármore, sobre uma mesa, muda de forma e volume com o passar dotempo? Podemos concluir que uma substância sólida possui forma e volume próprios.

MUDANÇA DE FASES E GRÁFICOS

 No nosso dia a dia observamos que o gelo se derrete sob a ação do calor transformando-se em água. A água ferve sob calor mais intenso transformando-se em vapor de água. Aágua, neste caso, apresenta três estados: sólido, líquido e gasoso. São também chamadode estados físicos ou estado de agregação da matéria. Quando se transformam de umestado para o outro chamamos de Mudança de Estados Físicos. Cada transformaçãorecebe um nome.

 

sólida líquida vapor 

Fusão – mudança do estado sólido para o líquido.Vaporização – mudança do estado líquido para o gasoso.Liquefação ou Condensação – mudança do estado gasoso para o líquido.

Solidificação – mudança do estado líquido para o sólido.Sublimação – mudança do estado sólido para o gasoso e vice-versa.

Page 6: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 6/128

 

Fonte: cienciaparavida.blogspot.com

 

A fusão obedece a algumas leis:

- uma determinada substância funde-se sempre na mesma temperatura, em determinada pressão. Essa temperatura é o ponto de fusão (PF)A água se funde a 0ºC e o ferro a 1500°C.

- durante a fusão, a temperatura permanece constante, ou seja, não é alterada.

- durante a fusão, as substâncias aumentam de volume, exceto a água, ferro e a prata.A temperatura em que uma substância começa a se solidificar é a mesma que elacomeça a se fundir. O ponto de solidificação é o mesmo que o ponto de fusão.

A mudança da fase líquida para gasosa é dada de três maneiras. A evaporação é um processo mais lento que ocorre sem temperatura e pressão determinada. A ebulição éum processo rápido e depende de cada substância que possui a sua temperatura e

 pressão já determinada. É caracterizada pelo aparecimento de grande quantidade de bolhas.

A ebulição obedece à algumas leis:- as substância entram em ebulição sempre na mesma temperatura.- durante a ebulição, a temperatura segue inalterada.

Usamos o termo liquefação para indicar o aumento de pressão, transformando o sólidoem gás.

A sublimação é um processo desencadeado a partir de uma temperatura e pressãodeterminadas e não passa pela fase líquida.

 

Gráfico das Mudanças de Estados Físicos:

Page 7: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 7/128

 

ALOTROPIA

Alotropia é a propriedade que alguns elementos químicos têm de formar uma ou maissubstâncias simples diferentes.São alótropos: carbono, oxigênio, fósforo e enxofre.

O carbono possui dois alótropos: o diamante e o grafite.Essas duas substâncias parecem não ter nada em comum. O grafite é um sólido macio e

cinzento, com fraco brilho metálico, conduz bem a eletricidade e calor e tem densidade2,25g/mL. O diamante é sólido duro (o mais duro de todos), tem brilho adamantino, nãoconduz eletricidade nem calor e tem densidade 3,51g/mL. Mas as duas têm em comum amesma composição química expressa pela fórmula Cn, sendo n um número muitogrande e indeterminado.A principal diferença está no arranjo cristalino dos átomos de carbono. No grafiteformam-se hexágonos. Cada átomo de carbono é ligado a apenas três outros átomos decarbono, em lâminas planas, fracamente atraídas umas pelas outras. No diamante, cadaátomo de carbono está ligado a quatro outros átomos também de carbono.

 

Page 8: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 8/128

 

O oxigênio tem dois alótropos, formando duas substâncias simples: o gás oxigênio (O2)e o gás ozônio (O3).O gás oxigênio é incolor e inodoro. Faz parte da atmosfera e é indispensável à vida dosseres aeróbicos. As plantas o devolvem para a atmosfera ao realizar a fotossíntese.O gás ozônio é um gás azulado de cheiro forte e desagradável. Como agente bactericida,

ele é usado na purificação da água nos chamados ozonizadores. O ozônio está presentena estratosfera, a mais ou menos 20Km a 30Km da superfície da terrestre. Ele formauma camada que absorve parte dos raios ultravioletas (UV) do Sol, impedindo que elesse tornem prejudiciais aos organismos vivos.

 GÁS OXIGÊNIO GÁS OZÔNIO

O fósforo tem duas formas alotrópicas principais: o fósforo branco e o fósforovermelho.

O fósforo branco (P4) é um sólido branco com aspecto igual ao da cera. É muito reativo,tem densidade igual a 1,82g/mL e se funde a uma temperatura de 44°C e ferve a 280°C.Se aquecermos a 300°C na ausência de ar ele se transforma em fósforo vermelho, que émais estável (menos reativo).O fósforo vermelho é um pó vermelho-escuro, amorfo (que não tem estruturacristalina). Tem densidade igual a 2,38g/mL, ponto de fusão 590°C. Cada grão de pódesta substância é formado por milhões de moléculas P4, unidas umas às outrasoriginando uma molécula gigante ( P∞).

Page 9: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 9/128

O enxofre possui dois alótropos principais: o enxofre ortorrômbico ou simplesmenterômbico e o enxofre monocíclico. As duas formas são formadas por moléculas emforma de anel com oito átomos de enxofre (S8). A diferença está no arranjo molecular no espaço. Produzem cristais diferentes.Os cristais rômbicos têm densidade 2,08g/mL e seu ponto de fusão é 112,8°C. Os

monocíclicos têm densidade igual a 1,96g/mL e o ponto de fusão é 119,2°C.Ambos alótropos do enxofre fervem a uma temperatura de 445°C. É um pó amarelo,inodoro, insolúvel em água e muito solúvel em sulfeto de carbono (CS2).

Mistura – são duas ou mais substâncias agrupadas, onde a composição é variável e suas propriedades também.Exemplo de misturas: sangue, leite, ar, madeira, granito, água com açúcar.Algumas misturas são tão importantes que têm nome próprio. São exemplos:- gasolina – mistura de hidrocarbonetos, que são substâncias formadas por hidrogênio ecarbono.- ar atmosférico – mistura de 78% de nitrogênio, 21% de oxigênio, 1% de argônio emais outros gases, como o gás carbônico.

- álcool hidratado – mistura de 96% de álcool etílico mais 4% de água.

Sistema – é uma parte do universo que se deseja observar, analisar. Por exemplo: umtubo de ensaio com água, um pedaço de ferro, uma mistura de água e gasolina, etc.

Fases – é o aspecto visual uniforme.

As misturas podem conter uma ou mais fases.

Mistura Homogênea – é formada por apenas uma fase. Não se consegue diferencias asubstância.

Exemplos:- água + sal- água + álcool etílico- água + acetona- água + açúcar 

Page 10: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 10/128

Água + sais minerais

Mistura Heterogênea – é formada por duas ou mais fases. As substâncias podem ser diferenciadas a olho nu ou pelo microscópio.Exemplos:- água + óleo- granito

- água + enxofre- água + areia + óleo

água + óleo

Os sistemas monofásicos são as misturas homogêneas.Os sistemas polifásicos são as misturas heterogêneas.Os sistemas homogêneos, quando formados por duas ou mais substâncias miscíveis(que se misturam) umas nas outras chamamos de soluções.São exemplos de soluções: água salgada, vinagre, álcool hidratado.Os sistemas heterogêneos podem ser formados por uma única substância, porém emvárias fases de agregação (estados físicos).

Exemplo: água- líquida- sólida (gelo)- vapor SEPARAÇÃO DE MISTURAS

Os componentes das misturas podem ser separados. Há algumas técnicas para realizar aseparação de misturas. O tipo de separação depende do tipo de mistura.Alguns dos métodos de separação de mistura são: catação, levigação, dissolução ouflotação, peneiração, separação magnética, dissolução fracionada, decantação esedimentação, centrifugação, filtração, evaporação, destilação simples e fracionada efusão fracionada.

Separação de Sólidos

Page 11: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 11/128

Para separar sólidos podemos utilizar o método da catação, levigação, flotação oudissolução, peneiração, separação magnética, ventilação e dissolução fracionada.

- CATAÇÃO – consiste basicamente em recolher com as mãos ou uma pinça um doscomponentes da mistura.

Exemplo: separar feijão das impurezas antes de cozinhá-los.

- LEVIGAÇÃO – separa substâncias mais densas das menos densas usando águacorrente.Exemplo: processo usado por garimpeiros para separar ouro (mais denso) da areia(menos densa).

- DISSOLUÇÃO OU FLOCULAÇÃO – consiste em dissolver a mistura em solventecom densidade intermediária entre as densidades dos componentes das misturas.Exemplo: serragem + areiaAdiciona-se água na mistura. A areia fica no fundo e a serragem flutua na água.

- PENEIRAÇÃO – separa sólidos maiores de sólidos menores ou ainda sólidos emsuspensão em líquidos.Exemplo: os pedreiros usam esta técnica para separar a areia mais fina de pedrinhas;

 para separar a polpa de uma fruta das suas sementes, como o maracujá.Este processo também é chamado de tamização.

- SEPARAÇÃO MAGNÉTICA – usado quando um dos componentes da mistura é ummaterial magnético. Com um ímã ou eletroímã, o material é retirado.

Exemplo: limalha de ferro + enxofre; areia + ferro

Page 12: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 12/128

- VENTILAÇÃO – usado para separar dois componentes sólidos com densidadesdiferentes. É aplicado um jato de ar sobre a mistura.Exemplo: separar o amendoim torrado da sua casca já solta; arroz + palha.

- DISSOLUÇÃO FRACIONADA - consiste em separar dois componentes sólidos

utilizando um líquido que dissolva apenas um deles.Exemplo: sal + areiaDissolve-se o sal em água. A areia não se dissolve na água. Pode-se filtrar a misturaseparando a areia, que fica retida no filtro da água salgada. Pode-se evaporar a água,separando a água do sal.

Separação de Sólidos e Líquidos

Para separar misturas de sólidos e líquidos podemos utilizar o método da decantação e

sedimentação, centrifugação, filtração e evaporação.

- SEDIMENTAÇÃO – consiste em deixar a mistura em repouso até o sólido sedepositar no fundo do recipiente.Exemplo: água + areia

- DECANTAÇÃO – é a remoção da parte líquida, virando cuidadosamente orecipiente. Pode-se utilizar um funil de decantação para remover um dos componentesda mistura.Exemplo: água + óleo; água + areia

Page 13: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 13/128

- CENTRIFUGAÇÃO – é o processo de aceleração da sedimentação. Utiliza-se umaparelho chamado centrífuga ou centrifugador , que pode ser elétrico ou manual.Exemplo: Para separar a água com barro.

 

- FILTRAÇÃO – processo mecânico que serve para separar mistura sólida dispersa comum líquido ou gás. Utiliza-se uma superfície porosa (filtro) para reter o sólido e deixar 

 passar o líquido. O filtro usado é um papel-filtro.

 

O papel-filtro dobrado é usado quando o produto que mais interessa é o líquido. Afiltração é mais lenta.

O papel-filtro pregueado produz uma filtração mais rápida e é utilizada quando a parte

Page 14: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 14/128

que mais interessa é a sólida.Exemplo: água + areia

EVAPORAÇÃO – consiste em evaporar o líquido que está misturado com um sólido.Exemplo: água + sal de cozinha (cloreto de sódio).

 Nas salinas, obtém-se o sal de cozinha por este processo. Na realidade, as evaporaçõesresultam em sal grosso, que se for purificado torna-se o sal refinado (sal de cozinha),que é uma mistura de cloreto de sódio e outras substâncias que são adicionadas pelaindústria.

Separação de Misturas Homogêneas

Para separar os componentes das substâncias de misturas homogêneas usamos os

métodos chamados de fracionamento, que se baseiam na constância da temperatura nasmudanças de estados físicos. São eles: destilação e fusão.

- DESTILAÇÃO – consiste em separar líquidos e sólidos com pontos de ebuliçãodiferentes. Os líquidos devem ser miscíveis entre si.Exemplo: água + álcool etílico; água + sal de cozinha

O ponto de ebulição da água é 100°C e o ponto de ebulição do álcool etílico é 78°C. Seaquecermos esta mistura, o álcool ferve primeiro. No condensador, o vapor do álcool éresfriado e transformado em álcool líquido, passando para outro recipiente, que pode ser um frasco coletor, um erlenmeyer ou um copo de béquer. E a água permanece norecipiente anterior, separando-se assim do álcool.Para essa técnica, usa-se o aparelho chamado destilador, que é um conjunto de vidrarias

Page 15: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 15/128

do laboratório químico. Utiliza-se: termômetro, balão de destilação, haste metálica ousuporte, bico de Bunsen, condensador, mangueiras, agarradores e frasco coletor.Este método é a chamada Destilação Simples.

 Nas indústrias, principalmente de petróleo, usa-se a destilação fracionada para separar 

misturas de dois ou mais líquidos. As torres de separação de petróleo fazem a suadivisão produzindo gasolina, óleo diesel, gás natural, querosene, piche.As substâncias devem conter pontos de ebulição diferentes, mas com valores próximosuns aos outros.

Fonte: http://www.infoescola.com/Modules/Articles/Images/destilacao-simples.gif 

 

- FUSÃO FRACIONADA – separa componentes de misturas homogêneas de váriossólidos. Derrete-se a substância sólida até o seu ponto de fusão, separando-se dasdemais substâncias.Exemplo: mistura sólida entre estanho e chumbo.O estanho funde-se a 231°C e o chumbo, a 327°C. Então, funde-se primeiramente oestanho.

MODELOS ATÔMICOS

Durante muito tempo, a constituição da matéria gerava curiosidade no homem. Desde aAntiguidade, filósofos tentavam descobrir como a matéria é formada.Dois filósofos gregos, Demócrito e Leucipo, sugeriram que toda a matéria era formada

 por pequenos corpos indivisíveis. Chamaram estes corpos de átomo, que em grego a significa não e tomos significa divisível.

Page 16: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 16/128

Demócrito, pai da atomística

Então, átomo era a última partícula que podia dividida. Nos anos 500 e 1500 da era cristã, surgiram entre os árabes e europeus, os alquimistas.Seus trabalhos eram obter o elixir da longa vida, para que o ser humano se tornasseimortal. Era a pedra filosofal, capaz de tornar qualquer metal em ouro.

 No século XVI, surge a Iatroquímica, que Ra uma doutrina médica que atribuía a causaquímica para tudo o que eu se passava no organismo.Mais tarde, no século XVIII, nasce a idéia de química com os cientistas que estudaramas Leis Ponderais, Lavoisier e Proust.

 

O que é Modelo Atômico?

Os modelos atômicos são teoria baseadas na experimentação feita por cientistas paraexplicar como é o átomo.Os modelos não existem na natureza. São apenas explicações para mostrar o porquê deum fenômeno. Muitos cientistas desenvolveram suas teorias. Com o passar dos tempos,os modelos foram evoluindo até chegar ao modelo atual.

MODELO DE DALTON

Page 17: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 17/128

O átomo de John Dalton era uma bolinha maciça e indivisível.Para ele, a matéria era formada por partículas que não podiam ser divididas chamadasde átomos. Seu trabalho era baseado nas Leis Ponderais de Proust e Lavoisier.

 

Dalton utilizava círculos de mesmo diâmetro com inscrições para representar os átomosdos diferentes elementos químicos. Assim, ele estabeleceu os postulados a seguir:

I) Todas as substâncias são constituídas de minúsculas partículas, denominadas átomos,que não podem ser criados e nem destruídos. Nas substâncias, eles se encontram unidos

 por forças de atração mútua.

II) Cada substância é constituída de um único tipo de átomo. Substância simples ouelementos são formados de “átomos simples”, que são indivisíveis. Substânciascompostas são formadas por “átomos compostos”, capazes de se decompor, durante asreações químicas em “átomos simples”.

III) Todos os átomos de uma mesma substância são idênticos na forma, no tamanho, namassa e nas demais propriedades; átomos de substâncias diferentes possuem forma,tamanho, massa propriedades diferentes. A massa de um ”átomo composto” é igual àsoma das massas de todos os “átomos simples” componentes.

IV) Os “átomos compostos” são formados por um pequeno número de “átomos

simples”.

MODELO DE THOMPSON

Em 1903, o físico Joseph John Thomson propôs um novo modelo atômico, baseado nasexperiências dos raios catódicos, o qual chamou de elétrons.Para Thomson, o átomo era uma esfera de carga elétrica positiva “recheada” de elétronsde carga negativa. Esse modelo ficou conhecido como “pudim de passas”. Este modeloderruba a idéia de que o átomo é indivisível e introduz a natureza elétrica da matéria.

Page 18: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 18/128

Fonte www.portaltosabendo.com.br 

O modelo de Thomson explica alguns fenômenos como a corrente elétrica, eletrização por atrito, formação de íons e as descargas elétricas em gases.

MODELO DE RUTHERFORD

Em 1911, o neozelandês Ernest Rutherford realizou uma importante experiência.

 

Ele pegou um pedaço do metal polônio (Po) que emite partículas alfa (α) e colocou emuma caixa de chumbo com um pequeno orifício. As partículas alfa atravessavam outras

 placas de chumbo através de orifícios no seu centro. Depois atravessavam um lâminamuito fina (10-4mm) de ouro (Au).

Rutherford adaptou um anteparo móvel com sulfeto de zinco (fluorescente) pararegistrar o caminho percorrido pelas partículas.

O físico observou que a maioria das partículas alfa atravessava a lâmina de ouro e

apenas algumas desviavam até mesmo retrocediam.

Page 19: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 19/128

A partir destes resultados, concluiu que o átomo não era uma esfera positiva comelétrons mergulhados nesta esfera. Concluiu que:

- o átomo é um enorme vazio;- o átomo tem um núcleo muito pequeno;- o átomo tem núcleo positivo (+), já que partículas alfa desviavam algumas vezes;- os elétrons estão ao redor do núcleo (na eletrosfera) para equilibrar as cargas positivas.

O modelo atômico de Rutherford sugeriu então, um átomo com órbitas circulares doselétrons em volta do núcleo. Comparou o átomo com o Sistema Solar, onde os elétronsseriam os planetas e o núcleo seria o Sol.

Hoje, sabe-se que o átomo é 10.000 a 100.000 vezes maior que seu núcleo. Numa escalamacroscópica, pode-se comparar um átomo com um estádio de futebol. Se o átomofosse o estádio do Maracanã, o seu núcleo seria uma formiga no centro do campo. Entãoo átomo é enorme em relação ao seu núcleo.

Porém, o átomo de Rutherford tem algumas falhas. Se o núcleo atômico é formado por  partículas positivas, por que essas partículas não se repelem e o núcleo não desmorona?Se as partículas são de cargas opostas, por que elas não se atraem? Os elétrons iriam

 perder energia gradualmente percorrendo uma espiral em direção ao núcleo, e à medidaque isso acontecesse, emitiriam energia na forma de luz. Mas como os elétrons ficam

em movimento ao redor do núcleo sem que os átomos entrem em colapso?

Estas questões foram respondidas em 1932 por James Chadwick. Ele observou que onúcleo do berílio (Be) radioativo emitia partículas sem carga elétrica e com massa igualà dos prótons (+). Chamou esta partícula de nêutrons. Surgia então, a terceira partículasubatômica.

Agora sabemos que no núcleo do átomo há prótons e nêutrons e na eletrosfera háelétrons.

Então estabeleceu-se esta relação:

Page 20: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 20/128

PARTÍCULA MASSA CARGA ELÉTRICA

 p 1 +1

n 1 0

é 1/1836 -1

 

 Na tabela acima, pode-se verificar que o elétron é 1.836 vezes menor que a massa de um próton.

MODELO DE BOHR 

O modelo do físico dinamarquês Niels Bohr tentava dar continuidade ao trabalho feito por Rutherford. Para explicar os erros do modelo anterior, Bohr sugeriu que o átomo possui energia quantizada. Cada elétron só pode ter determinada quantidade de energia, por isso ele é quantizada.

O modelo de Bohr representa os níveis de energia. Cada elétron possui a sua energia. Écomparado às orbitas dos planetas do Sistema Solar, onde cada elétron possui a sua

 própria órbita e com quantidades de energia já determinadas.As leis da física clássica não se enquadram neste modelo. Quando um elétron salta deum nível menor para um nível mais elevado, ele absorve energia e quando ele retorna

 para um nível menor, o elétron emite uma radiação em forma de luz.Bohr organizou os elétrons em camadas ou níveis de energia.

Cada camada possui um nome e deve ter um número máximo de elétron.Existem sete camadas ou níveis de energia ao redor do núcleo: K, L, M, N, O, P, Q.Observe a tabela que mostra o nome das camadas, o seu número quântico e o númeromáximo de elétrons em cada uma destas camadas:

N° QUÂNTICO N ° MÁXIMO DE é

K 1 2

L 2 8

Page 21: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 21/128

M 3 18

 N 4 32

O 5 32

P 6 18

Q 7 2

MODELO DE SCHRODINGER 

Erwin Schrodinger foi um importante físico austríaco que desenvolveu uma importante

equação para o campo da Teoria Quântica, a Equação de Schrodinger.O físico tentou descrever o movimento de onda, já que Louis De Broglie havia afirmadoque a matéria se comportava como onda e como partícula (comportamento dualístico).Chegou então à famosa equação que tomou seu nome, vindo a ser a fórmula básica damecânica ondulatória, e valendo-lhe a obtenção do prêmio Nobel, juntamente com ofísico inglês Paul Dirac, em 1933.

 

Page 22: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 22/128

MODELO DE BROGLIE

O cientista francês Louis de Broglie estudou a natureza das ondas dos elétrons.Pare ele, a matéria é formada ora por corpúsculos, as partículas ora como onda. Esta é ateoria da dualidade. Suas teorias foram baseadas nos estudos de Albert Einstein e

também de Max Planck.Ele introduz o conceito da mecânica ondulatória. Neste momento o elétron é visto como uma partícula-onda.

PRINCÍPIO DA INCERTEZA DE HEISENBERG

Segundo Werner Heisenberg, para encontrar a posição correta de um elétron, énecessário que ele interaja com algum instrumento de medida, como por exemplo, umaradiação. A radiação deve ter um comprimento de onda na ordem da incerteza com quese quer determinar esta posição.Quanto menor for o comprimento de onda, maior é a precisão do local onde está oelétron.Quando se consegue descobrir o local provável onde está o elétron, este elétron já nãoestará neste local.

Modelo Atual

Segundo Heisenberg, é difícil se prever a posição correta de um elétron na suaeletrosfera. Schrodinger em 1926 calculou a região mais provável onde o elétron possaestar. Para essa região deu o nome de orbital.

Page 23: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 23/128

Orbital – região do espaço que está ao redor do núcleo, onde há máxima probabilidadede se encontrar um elétron.É importante ressaltar que não se pode ver um átomo isolado exatamente como foidescrito nos modelos atômicos. Algumas técnicas utilizadas por supercomputadoresmostram manchas coloridas, mostrando a localização dos átomos de um determinado

material. Essas imagens são obtidas por um microscópio de tunelamento que podeaumentar até 28 milhões de vezes.De acordo com o modelo de Rutherford-Bohr, o átomo apresenta níveis de energia oucamadas energéticas, onde cada nível possui um número máximo de elétrons. O númerodo nível representa o número quântico principal (n).Cada nível está dividido em subníveis de energia s, p, d, f.Representam o número quântico secundário ou azimutal (l).

SUBNÍVEL s p d f  

 NÚMERO QUÂNTICO 0 1 2 3

 NÚMERO MÁX DE é 2 6 10 14

O subnível indica a forma da região no espaço onde está o elétron.As siglas s, p, d, f vem das palavras em inglês sharp, principal, diffuse e fine,respectivamente.

 Número máximo de elétrons em cada subnível:

K = 1 ; 1s²L = 2 ; 2s² 2p6M = 3 ; 3s² 3p6 3d10

 N = 4 ; 4s² 4p6 4d10 4f14O = 5 ; 5s² 5p6 5d10 5f14P = 6 ; 6s² 6 p6 6d10Q = 7 ; 7s²

O diagrama acima mostra a notação utilizada para indicar o número de elétrons em umnível e em um subnível.

Exemplos:1s² - 2 é no subnível s do nível 1 (K)2p3 - 3 é no subnível p do nível 2 (L)5d6 – 6 é no subnível d do nível 5 (O)

Os orbitais são identificados pelo número quântico magnético (m). Indica a orientaçãodesse orbital no espaço. Para cada valor de “l” (subnível), m assume valores inteiros quevariam de – l ..., O,... +l

Assim:

Page 24: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 24/128

s – 1 p – 3d – 5f – 7

Cada orbital é representado simbolicamente por um quadradinho. Então eles podem ser assim:

-3 -2 -1 0 +1 +2 +3

Em cada orbital pode conter no máximo dois elétrons.Mas se os elétrons são cargas negativas, porque eles não se repelem e se afastam?Se os elétrons giram no mesmo sentido ou em sentido contrário, eles criam campomagnético que os repelem ou os atraem. Essa rotação é chamada de SPIN, palavra em

inglês derivada do verbo to spin, que significa girar.

TABELA PERIÓDICA

A partir do século XIX, cientistas começaram a perceber que os elementos químicos poderiam ser agrupados em colunas, formadas pela reunião de elementos com propriedades semelhantes.O número de elementos químicos conhecidos pelo homem aumentou com o passar dosséculos, principalmente no XIX.

Observe a tabela:

ATÉ O FINAL DO SÉCULO: Nº DE ELEMENTOS QUÍMICOS

XVI 14

XVII 33

XIX 83

XX 112

 

Alguns elementos que já eram conhecidos antes de 1650, como Ag, C, As, Au, Hg, Pb,Sn, Sb, Cu, S.Depois de tantos químicos tentarem classificar os elementos químicos, Dimitri

 Ivanovitch Mendeleyev foi o que mais se destacou. Seu trabalho em classificar oselementos é usado até hoje. Ele criou uma tabela periódica dos elementos, que serviu de

 base para organizar a que temos hoje.

Page 25: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 25/128

Mendeleyev observou que há uma periodicidade das propriedades quando os elementosquímicos eram colocados em ordem crescente de suas massas atômicas.

Lei da periodicidade – muitas propriedades físicas e químicas dos elementos variam periodicamente na sequência de seus números atômicos.

Como utilizar a Tabela Periódica?

Cada quadro da tabela fornece os dados referentes ao elemento químico: símbolo, massaatômica, número atômico, nome do elemento, elétrons nas camadas e se o elemento éradioativo.

As filas horizontais são denominadas períodos. Neles os elementos químicos estãodispostos na ordem crescente de seus números atômicos. O número da ordem do período indica o número de níveis energéticos ou camadas eletrônicas do elemento.

A tabela periódica apresenta sete períodos:1º período – 2 elementos2º período – 8 elementos3º período – 8 elementos4º período – 18 elementos5º período – 18 elementos6º período – 32 elementos

7º período – até agora 30 elementos

As colunas verticais constituem as famílias ou grupos, nas quais os elementos estãoreunidos segundo suas propriedades químicas.

As famílias ou grupos vão de 1 a 18. Algumas famílias possuem nome, como por exemplo:1 – alcalinos2 – alcalinos terrosos13 – família do boro14 – família do carbono15 – família do nitrogênio16 – família dos calcogênios

Page 26: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 26/128

17 – família dos halogênios18 – gases nobres

Da família 1 e 2 e 13 até 18 chamamos de elementos representativos.

Da família do 3 até 12 chamamos de elementos de transição.

Os elementos que ficam na série dos lantanídeos e actinídeos são os elementos detransição. Como eles estão no grupo 3, como se estivessem numa “caixinha” paradentro da tabela, são chamados de elementos de transição interna. E os demais sãochamados de elementos de transição externa.

Os elementos químicos estão reunidos em três grandes grupos: metais, não-metais e gases nobres. O hidrogênio (H) não se encaixa em nenhuma dessas classificações

 porque possui características próprias. Algumas tabelas mostram esta divisão.

Os metais são elementos químicos que possuem várias propriedades específicas, como brilho, condutividade térmica e elétrica, maleabilidade e ductibilidade. Todos os metaissão sólidos à temperatura de 25ºC e pressão de 1atm, exceto o mercúrio (Hg) que élíquido nestas condições.

Page 27: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 27/128

 

Quase todos os metais têm brilho, pois são capazes de refletir muito bem a luz. Ouro, prata e alumínio são exemplos de metais com muito brilho.

Os metais são bons condutores elétricos. Como em geral apresentam ductibilidade, ouseja, podem ser reduzidos a fios, são usados como tal na condução de eletricidade.

Os metais conduzem bem o calor. Nem sempre um metal puro apresenta as propriedades desejáveis para determinadas aplicações. Por isso são produzidas as ligasmetálicas, onde dois ou mais metais são misturados. São exemplos o bronze e o latão. O

 bronze é uma mistura de cobre, estanho e o latão é resultado da mistura de cobre ezinco.

A maioria das ligas é formada por dois ou mais metais, mas algumas contêm não-metais, como o carbono. A liga mais usada desse tipo é o aço.

Os não-metais são maus condutores de eletricidade, quase não apresentam brilho, nãosão maleáveis e nem dúcteis. Tendem a formar ânions (íons negativos).

Os gases nobres ou inertes, ou ainda raros, constituem cerca de 1% do ar. É muito difícilse conseguir compostos com estes gases. Raramente eles reagem porque são muitoestáveis. Suas camadas exteriores estão completamente preenchidas de elétrons. Estãotodos no grupo 18 da tabela periódica.

 Na tabela periódica atual, existem elementos naturais e artificiais.

Os naturais são os elementos encontrados na natureza e os artificiais são produzidos emlaboratórios.

Dois estão localizados antes do urânio (U-92), os chamados elementos cisurânicos, quesão o tecnécio (Tc – 43) e o promécio (Pm – 61). Outros elementos artificiais vêmdepois do urânio, chamamos de transurânicos que são todos os outros após o U – 92.Dentre eles: Pu, Am, Bk, Fm, No, Sg, Ds.

 

Alguns elementos e suas descobertas:

Muitos elementos são conhecidos desde a Antiguidade, como por exemplo:- Fe – ferro

- Pb – chumbo

Page 28: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 28/128

- Cu – cobre- S – enxofre

A partir do século XVII foram descobertos outros elementos. Seus nomes eramhomenagem ao cientista que produzia esse novo elemento ou à sua região de origem:

- Mg – magnésio – Magnésia, região da Grécia.- Al – alumínio – do latim alumen, sal de alumínio.- Br – bromo – do grego bromos, mau cheiro.- Rb – rubídio – do latim rubidium, cor vermelho-escuro.-He – hélio – do grego hélios (Sol), por ter sido descoberto a partir do espectro da luz doSol.- Po – polônio – alusão à Polônia, terra natal de Marie Curie.

 No século XX, com a produção de elementos artificiais foram utilizados nomes dos planetas do Sistema Solar:- Np – netúnio

- Pu – plutônio

Homenagem também a continente:- Am – amerício

Homenagem a um estado norte-americano:- Cf – califórnio

Homenagem a cientistas:- Bh – bóhrio- Cm – cúrio- Es – einstênio- No – nobélio- Md – mendelévio- Rf – rutherfórdio

PROPRIEDADES PERIÓDICAS E APERIÓDICAS

Muitas propriedades dos elementos químicos vaiam periodicamente ao longo da Tabela periódica. São as chamadas Propriedades Periódicas.As propriedades periódicas podem ser: raio atômico, volume atômico, densidade

absoluta, eletronegatividade, eletropositividade, eletroafinidade.Esse fato obedece a Lei da Periodicidade de Moseley:“Muitas propriedades físicas e químicas dos elementos variam periodicamente nasequência de seus números atômicos.”Para as propriedades onde os valores só aumentam com o número atômico e outras ondeos valores só diminuem chamamos de Propriedades Aperiódicas. São propriedadesaperiódicas, o calor específico.

Raio Atômico

O raio atômico dos elementos é uma propriedade periódica porque seus valores só

variam periodicamente, ou seja, aumentam e diminuem seguidamente, com o aumentodo número atômico.

Page 29: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 29/128

O raio atômico (r) é a metade da distância internuclear mínima (d) que dois átomosdesse elemento podem apresentar, sem estarem ligados quimicamente.Para medir o raio atômico, usa-se a técnica da difração por Raios-X.

Em uma família, da tabela periódica, o raio atômico aumenta de cima para baixo e no

 período aumenta da direita para esquerda.Para esta regra não é admitido os gases nobres, já que possuem o maior raio atômico emcada período.Observando a tabela periódica, podemos verificar que o frâncio (Fr) tem maior raioatômico.Se o átomo se transforma em íon cátion ou ânion, o seu raio sofre alteração.- o raio do átomo é sempre maior que o raio do seu íon cátion porque perde elétrons.- o raio do átomo é sempre menor que o raio do seu íon ânion porque ganha elétrons.

Volume Atômico

O volume atômico é uma propriedade periódica porque varia periodicamente com oaumento do número atômico.Volume atômico é a relação entre a massa de uma quantidade de matéria (1 mol =6,02.1023 átomos ) e a densidade da substância simples formada por esse elemento nafase sólida.

 Não é o volume de um átomo, mas de um conjunto de átomos. No volume atômicoinflui não só o volume de cada átomo, como também o espaçamento que existe entreesses átomos.

 Na tabela periódica, os valores do volume atômico aumentam de cima para baixo nasfamílias e em um período, do centro para as extremidades da tabela.

Densidade Absoluta

Densidade ou Massa Específica é a relação entre a massa (m) de uma substância e ovolume (V) ocupado por essa massa.

Esta variação, no estado sólido é uma propriedade periódica. Na tabela periódica, os valores de densidades aumentam, nas famílias de cima para

 baixo e nos períodos, das extremidades para o centro.Desta forma, pode-se notar que os elementos mais densos estão no centro e na parte de

Page 30: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 30/128

 baixo da tabela periódica.Exemplos:- Os (ósmio) – d=22,5g/mL- Ir (irídio) – d=22,4g/mL

Ponto de Fusão e Ponto de Ebulição

Ponto de Fusão é a temperatura onde a matéria passa da fase sólida para a fase líquida.Ponto de Ebulição é a temperatura onde a matéria passa da fase líquida para a gasosa.

 Na tabela periódica, os valores de PF e de PE variam numa família, à esquerda databela, aumenta de baixo para cima e à direta da tabela, aumenta de cima para baixo.

 Nos períodos, aumenta das extremidades para o centro. Na tabela periódica há elementos de diferentes estados físicos.- fase gasosa: H, N, O, F, Cl, Ne, Ar, Kr, Xe, RN- fase líquida: Hg e Br - fase sólida: demais elementos

Imagine os elementos:

X = fase sólidaY = fase líquidaZ = fase gasosa

Então, temos:

X com PF e PE maior que Y e Y com PF e PE maior que Z

O carbono (C) é uma exceção para esta regra. Possui PF igual a 3800°C.O tungstênio (W) é o metal com maior PF, 3422°C, sendo utilizado em filamentos delâmpadas incandescentes.

Potencial de Ionização

É a energia mínima necessária para “arrancar” um elétron de um átomo isolado no seuestado gasoso.O primeiro potencial de ionização é considerado o mais importante porque é a energianecessária para “arrancar” o primeiro elétron da camada mais externa do átomo.

De acordo com o SI (Sistema Internacional) deve-se ser expresso em Kj/mol.O potencial de ionização é uma propriedade periódica, que na tabela periódica, secomporta exatamente ao contrário do raio atômico.Quanto maior o raio atômico, menor a atração do núcleo com o seu elétron maisafastado. Então é mais fácil de “arrancar” o elétron. Consequentemente é menor aenergia de ionização.O potencial de ionização aumenta, nas famílias de baixo para cima e nos períodos daesquerda para a direita.

Eletronegatividade

É a tendência que um átomo tem de atrair elétrons. É muito característico dos não-metais. Linus Pauling, através de experimentos, tentou quantificar esta tendência e criou

Page 31: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 31/128

uma escala de eletronegatividade. Essa escala existe em muitas tabelas periódicas.A eletronegatividade aumenta conforme o raio atômico diminui. Quanto maior o raioatômico, menor será a atração do núcleo pelos elétrons mais afastados e então, menor aeletronegatividade.

 Na tabela periódica, os gases nobres não são considerados, já que não tem tendência a

ganhar ou perder elétrons. Já estão estabilizados.A eletronegatividade aumenta nas famílias, de baixo para cima e nos períodos daesquerda para a direita.O elemento mais eletronegativo é o flúor (F), com valor de eletronegatividade 3,98.

Eletropositividade

É a tendência que um átomo tem de perder elétrons. É muito característico dos metais.Pode ser também chamado de caráter metálico. É o inverso da eletronegatividade.A eletropositividade aumenta conforme o raio atômico aumenta.Quanto maior o raio atômico, menor será a atração do núcleo pelo elétron mais afastado,

maior a facilidade do átomo em doar elétrons, então, maior será a eletropositividade.Os gases nobres também não são considerados, por conta da sua estabilidade.A eletropositividade aumenta nas famílias, de cima para baixo, e nos períodos, da direita

 para a esquerda.O elemento mais eletropositivo é o frâncio (Fr), que possui eletronegatividade 0,70.

Tabela de eletronegatividade

Lembrando que o menor valor é o mais eletropositivo

Elementos Eletronegatividade

F 3,98

O 3,44

Cl 3,16

 N 3,04

Br 2,96

I 2,66

S 2,58

C 2,55

Metais Nobres 2,54 a 2,28

Page 32: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 32/128

H 2,20

P 2,19

Semi-metais 2,04 a 1,18

Metais Comuns 2,20 a 0,79

Fr 0,70

 

Eletroafinidade ou Afinidade Eletrônica

É a quantidade de energia liberada quando um átomo isolado no seu estado fundamental(fase gasosa) recebe 1é.Um átomo isolado no seu estado fundamental pode receber 1é, transformando-se em umânion. Isso pode levar ao átomo um estado de maior estabilidade e então ocorre aliberação de energia.

A afinidade eletrônica aumenta conforme o raio atômico diminui. É importante para osnão-metais. Os elementos mais eletroafins são os halogênios e o oxigênio.A eletroafinidade, na tabela periódica, aumenta nas famílias de baixo para cima e nos

 períodos da esquerda para a direita.Seus valores são dados em Kj/mol e são muito difíceis de serem medidos.

Calor Específico

É uma propriedade aperiódica.O calor específico do elemento no estado sólido sempre diminui com o aumento donúmero atômico.O calor específico é a quantidade de calor necessária para elevar a 1°C a temperatura de

1g do elemento.

LIGAÇÕES QUÍMICAS

Os átomos dificilmente ficam sozinhos na natureza. Eles tendem a se unir uns aosoutros, formando assim tudo o que existe hoje.

Alguns átomos são estáveis, ou seja, pouco reativos. Já outros não podem ficar isolados.Precisam se ligar a outros elementos. As forças que mantêm os átomos unidos sãofundamentalmente de natureza elétrica e são chamadas de Ligações Químicas.

Page 33: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 33/128

Toda ligação envolve o movimento de elétrons nas camadas mais externas dos átomos,mas nunca atinge o núcleo. 

ESTABILIDADE DOS GASES NOBRES

De todos os elementos químicos conhecidos, apenas 6, os gases nobres ou raros, sãoencontrados na natureza na forma de átomos isolados. Os demais se encontram sempreligados uns aos outros, de diversas maneiras, nas mais diversas combinações.

Os gases nobres são encontrados na natureza na forma de átomos isolados porque elestêm a última camada da eletrosfera completa, ou seja, com 8 elétrons. Mesmo o hélio,com 2 elétrons, está completo porque o nível K só permite, no máximo, 2 elétrons.

 Regra do Octeto – Os elementos químicos devem sempre conter 8 elétrons na últimacamada eletrônica ou camada de valência. Na camada K pode haver no máximo 2

elétrons. Desta forma os átomos ficam estáveis, com a configuração idêntica à dos gasesnobres.

Observe a distribuição eletrônica dos gases nobres na tabela a seguir:

 NOME SÍMBOLO Z K L M N O P Q

HÉLIO He 2 2 - - - - - -

 NEÔNIO Ne 10 2 8 - - - - -

ARGÔNIO Ar 18 2 8 8 - - - -

CRIPTÔNIO Kr 36 2 8 18 8 - - -

XENÔNIO Xe 54 2 8 18 18 8 - -

RADÔNIO Rn 86 2 8 18 32 18 8 -

 

A estabilidade dos gases nobres deve-se ao fato de que possuem a última camadacompleta, ou seja, com o número máximo de elétrons que essa camada pode conter,enquanto última. Os átomos dos demais elementos químicos, para ficarem estáveis,devem adquirir, através das ligações químicas, eletrosferas iguais às dos gases nobres.

Há três tipos de ligações químicas:

- Ligação Iônica – perda ou ganho de elétrons.

- Ligação Covalente – compartilhamento de elétrons.- Ligação Metálica – átomos neutros e cátions mergulhados numa "nuvem" de elétrons.

Page 34: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 34/128

LIGAÇÃO IÔNICA

A ligação iônica é resultado da alteração entre íons de cargas elétricas contrárias (ânionse cátions).Esta ligação acontece, geralmente, entre os metais e não-metais.

Metais – 1 a 3 elétrons na última camada; tendência a perder elétrons e formar cátions.Elementos mais eletropositivos ou menos eletronegativos.

 Não-Metais – 5 a 7 elétrons na última camada; tendência a ganhar elétrons e formar ânions. Elementos mais eletronegativos ou menos eletropositivos.

Então:

METAL + NÃO-METAL → LIGAÇÃO IÔNICA

Exemplo: Na e Cl

 Na (Z = 11) K = 2 L = 8 M = 1Cl (Z = 17) K = 2 L = 8 M = 7

O Na quer doar 1 é → Na+ (cátion)O Cl quer receber 1 é → Cl – (ânion)

O cloro quer receber 7é na última camada. Para ficar com 8é (igual aos gases nobres) precisa de 1é.

 

 Na+ Cl  –  → NaClcátion ânion cloreto de sódio

As ligações iônicas formam compostos iônicos que são constituídos de cátions e ânions.Tais compostos iônicos formam-se de acordo com a capacidade de cada átomo deganhar ou perder elétrons. Essa capacidade é a valência.

Observe a tabela com a valência dos elementos químicos (alguns alcalinos, alcalinosterrosos, calcogênios e halogênios):

SÍMBOLO ELEMENTO QUÍMICO CARGA ELÉTRICA

 Na SÓDIO +1

K POTÁSSIO +1

Mg MAGNÉSIO +2

Ca CÁLCIO +2

Page 35: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 35/128

Al ALUMÍNIO +3

F FLÚOR -1

Cl CLORO -1

Br BROMO -1

O OXIGÊNIO -2

S ENXOFRE -2

Valência de outros elementos químicos:

SÍMBOLO ELEMENTO QUÍMICO CARGA ELÉTRICA

Fe FERRO +2

Fe FERRO +3

Ag PRATA +1

Zn ZINCO +2

 

Exemplo: Mg e Cl

Mg+2 Cl 1- → MgCl2cátion ânion cloreto de magnésio

Pode-se utilizar a “ Regra da Tesoura”, onde o cátion passará a ser o número de cloros

(não-metal) na fórmula final e o ânion será o número de magnésio (metal).

Outro exemplo: Al e O

Al +3 O -2 → Al2O3cátion ânion óxido de alumínio

 Neste caso, também foi utilizada a “Regra da Tesoura”.A fórmula final será chamada de íon fórmula.

Fórmula Eletrônica / Teoria de Lewis

Page 36: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 36/128

A fórmula eletrônica representa os elétrons nas camadas de valência dos átomos.Ex. NaCl

A fórmula eletrônica é também chamada de fórmula de Lewis por ter sido proposta por esse cientista.

LIGAÇÃO COVALENTE

A ligação covalente, geralmente é feita entre os não-metais e não metais, hidrogênio enão-metais e hidrogênio com hidrogênio.Esta ligação é caracterizada pelo compartilhamento de elétrons. O hidrogênio possui umelétron na sua camada de valência. Para ficar idêntico ao gás nobre hélio com 2 elétronsna última camada. Ele precisa de mais um elétron. Então, 2 átomos de hidrogêniocompartilham seus elétrons ficando estáveis:

Ex. H (Z = 1) K = 1

H – H → H2

O traço representa o par de elétrons compartilhados.

 Nessa situação, tudo se passa como se cada átomo tivesse 2 elétrons em sua eletrosfera.Os elétrons pertencem ao mesmo tempo, aos dois átomos, ou seja, os dois átomoscompartilham os 2 elétrons. A menor porção de uma substância resultante de ligaçãocovalente é chamada de molécula. Então o H2 é uma molécula ou um compostomolecular. Um composto é considerado composto molecular ou molécula quando

 possui apenas ligações covalentes

Observe a ligação covalente entre dois átomos de cloro:

Fórmula de Lewis o u Fórmula Eletrônica

 

Cl – ClFórmula Estrutural

 

Cl 2

Fórmula Molecular 

Conforme o número de elétrons que os átomos compartilham, eles podem ser mono, bi,

tri ou tetravalentes.

Page 37: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 37/128

A ligação covalente pode ocorrer também, entre átomos de diferentes elementos, por exemplo, a água.

Fórmula de Lewis

Fórmula Estrutural

H2OFórmula Molecular 

A água, no exemplo, faz três ligações covalentes, formando a molécula H2O. Ooxigênio tem 6é na última camada e precisa de 2é para ficar estável. O hidrogênio tem 1é e precisa de mais 1é para se estabilizar. Sobram ainda dois pares de elétrons sobre oátomo de oxigênio.

A ligação covalente pode ser representada de várias formas.As fórmulas em que aparecem indicados pelos sinais . ou x são chamadas defórmula de Lewis ou fórmula eletrônica.Quando os pares de elétrons são representados por traços (-) chamamos de fórmulaestrutural plana, mostrando o número de ligações e quais os átomos estão ligados.A fórmula molecular é a mais simplificada, mostrando apenas quais e quantos átomostêm na molécula.Veja o modelo:

H . . H H – H H2

Fórmula de Lewis ou eletrônica Fórmula Estrutural Plana Fórmula Molecular 

Tabela de alguns elementos com sua valência (covalência) e a sua representação:

ELEMENTO COMPARTILHA VALÊNCIA REPRESENTAÇÃO

HIDROGÊNIO 1é 1 H –  

CLORO 1é 1 Cl –  

Page 38: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 38/128

OXIGÊNIO 2é 2 – O – e O =

ENXOFRE 2é 2 – S – e S =

  NITROGÊNIO

 3é

 3

| – N – , = N – e N ≡

 

CARBONO

 

 

4

| – C – , = C = , = C| |

e ≡ C – 

LIGAÇÃO METÁLICA

Ligação metálica é a ligação entre metais e metais. Formam as chamadas ligas metálicasque são cada vez mais importantes para o nosso dia-a-dia.

 No estado sólido, os metais se agrupam de forma geometricamente ordenados formandoas células, ou grades ou retículo cristalino.Uma amostra de metal é constituída por um grande número de células unitáriasformadas por cátions desse metal.

 Na ligação entre átomos de um elemento metálico ocorre liberação parcial dos elétronsmais externos, com a conseqüente formação de cátions, que formam as células unitárias.

Esses cátions têm suas cargas estabilizadas pelos elétrons que foram liberados e queficam envolvendo a estrutura como uma nuvem eletrônica. São dotados de um certomovimento e, por isso, chamados de elétrons livres. Essa movimentação dos elétronslivres explica por que os metais são bons condutores elétricos e térmicos.

A consideração de que a corrente elétrica é um fluxo de elétrons levou à criação daTeoria da Nuvem Eletrônica ou Teoria do “Mar” de elétrons.Pode-se dizer que o metal seria um aglomerado de átomos neutros e cátions,mergulhados numa nuvem ou “mar” de elétrons livres. Esta nuvem de elétronsfuncionaria como a ligação metálica, que mantém os átomos unidos.

 

Page 39: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 39/128

Figura geométrica do NaCl (cloreto de sódio)

Um cristal ou retículo cristalino de NaCl aumentado 300 vezes

São estas ligações e suas estruturas que os metais apresentam uma série de propriedades bem características, como por exemplo, o brilho metálico, a condutividade elétrica, oalto ponto de fusão e ebulição, a maleabilidade, a ductilidade, a alta densidade e aresistência á tração.As ligas metálicas são a união de dois ou mais metais. Às vezes com não-metais emetais. As ligas têm mais aplicação do que os metais puros.Algumas ligas:- bronze (cobre + estanho) – usado em estátuas, sinos

- aço comum (ferro + 0,1 a 0,8% de carbono) – com maior resistência à tração, é usadoem construção, pontes, fogões, geladeiras.

 

- aço inoxidável (ferro + 0,1 de carbono + 18% de cromo + 8% de níquel) – não

enferruja (diferente do ferro e do aço comum), é usado em vagões de metrô, fogões, piase talheres.

Page 40: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 40/128

 

- latão (cobre + zinco) – usado em armas e torneiras.

 

- ouro / em jóias (75% de ouro ou prata + 25% de cobre) – usado para fabricação de jóias. Utiliza-se 25% de cobre para o ouro 18K. E o ouro 24K é considerado ouro puro.

As substâncias metálicas são representadas graficamente pelo símbolo do elemento:Exemplo: Fe, Cu, Na, Ag, Au, Ca, Hg, Mg, Cs, Li.

REAÇÕES QUÍMICAS

As substâncias podem combinar-se com outras substâncias transformando-se em novassubstâncias. Para estas transformações damos o nome de Reações Químicas.

 Reação Química é um fenômeno onde os átomos permanecemintactos. Durante as reações, as moléculas iniciais são "desmontadas"e os seus átomos são reaproveitados para "montar" novas moléculas.

 

 No nosso cotidiano, há muitas reações químicas envolvidas, como por exemplo, no preparo de alimentos, a própria digestão destes alimentos no nosso organismo, acombustão nos automóveis, o aparecimento da ferrugem, a fabricação de remédios, etc.

Page 41: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 41/128

 

EQUAÇÃO QUÍMICA

A forma que representamos a reação química chama-se Equação Química.

 Equação Química – é a representação gráfica da reação química.

 Nela colocamos os elementos que estão envolvidos na reação, de forma abreviada, ecomo ela aconteceu, através de símbolos já padronizados.

As Equações Químicas representam a escrita usada pelos químicos e de formauniversal, ou seja, é a mesma em qualquer país.

As substâncias que participam da reação química são chamadas de produtos oureagentes na equação química.

 Reagentes (1° membro) – são as substâncias que estão no início da reação. São as queirão reagir, sofrer a transformação.

 Produtos (2° membro) – são as substâncias resultantes da reação química.

Exemplo: Duas moléculas de gás hidrogênio juntam-se com uma molécula de gásoxigênio formando duas moléculas de água.

2H2 + O2 → 2 H2O

reagente produto

Observe que o H2 e o O2 são reagentes e H2O é o produto.

Para representar a reação química, utiliza-se uma seta apontando para o lado direito,indicando a transformação.

Em cima da seta, são utilizados alguns símbolos indicando as condições nas quais areação deve ocorrer.

∆ - calor aq – aquoso ( em água)

Page 42: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 42/128

cat – catalisador λ – energia luminosa

Em cada substância pode haver os seguintes símbolos:↑ - desprendimento de gás

↓ - precipitação de um sólido

 Nas equações químicas, as substâncias podem aparecer com seus estados físicos:(s) – sólido(l) – líquido(g) – gasoso

Exemplo:C (s) + O2 (g) → CO2 (g)

BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS

Em uma reação química, a estrutura dos átomos, enquanto elementos químicos ficaminalterados. Os átomos de um elemento não se transformam em átomos de outroelemento. Também não há perda ou criação de átomos novos (Lei de Lavoisier).

O número de átomos dos reagentes deve ser igual ao número de átomos dos produtos.Quando isso acontece, dizemos que a equação química está balanceada.

Exemplo de equação balanceada: C + O2 → CO2

Exemplo de equação química não balanceada: H2 + O2 → H2O

Observe que na 1ª equação há um carbono e no reagente e um carbono no produto.Também há dois oxigênios no reagente e dois no produto. A equação está corretamente

 balanceada.

 Na 2ª equação, há dois hidrogênios no reagente e dois hidrogênios no produto, porém hádois oxigênios no reagente e apenas um no produto. Então, deve-se balancear estaequação. Há alguns métodos para balancear uma equação química. O mais fácil esimples é o Método das Tentativas.

Para balancear a 2ª equação, podemos colocar o número 2 na frente do H2 e o número 2na frente da H2O, assim:

2 H2 + O2 → 2 H2O

O número de átomos, por exemplo, deve ser mantido sempre. Para esse número damoso nome de índice. O número que poderá ser colocado na frente do átomo é o coeficiente,no caso, também 2.Então temos agora 4 H no reagente e 4 H no produto. Também 2 O no reagente e 2 O no

 produto. A reação agora está balanceada.

Quando o coeficiente for 1, ele não precisa ser escrito.

Page 43: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 43/128

Método das Tentativas / Acerto de Coeficientes

Para fazer o acerto dos coeficientes das reações químicas, utilizamos o método dastentativas, que consiste apenas em contar o número de átomos dos reagentes e dos

 produtos.

Para facilitar, podemos começar acertando os metais. Em seguida os não-metais, depoisoxigênio e por último o hidrogênio.

 Nesta ordem:1º) Metais2º) Não-Metais3º) Oxigênio4º) Hidrogênio 

VELOCIDADE DAS REAÇÕES

As reações químicas não ocorrem com a mesma velocidade: umas são mais rápidas,outras são bem lentas. A reação entre bicarbonato de sódio, por exemplo, e vinagre, érápida. Basta os reagentes entrarem em contato para que ela ocorra. Já a reação queocorre entre ferro, oxigênio e água, formando a ferrugem, é lenta.

Alguns fatores podem alterar a velocidade das reações químicas.

 Numa reação entre um comprimido efervescente e água podemos acelerar a velocidadedesta reação. Basta dividir o comprimido em pedaços iguais. Então quanto maistriturado, mais dividido, mais rápida é a reação. Este fator é a superfície de contato, queaumenta e faz com que a reação seja mais rápida.

O mesmo acontece quanto à temperatura. Se colocarmos o comprimido efervescente emágua fria e outro em água quente, observaremos que com a água quente a reação ocorremais rápida. Então, o aumento da temperatura faz com que a velocidade da reaçãoquímica aumente.

TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS

Page 44: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 44/128

As reações químicas são classificadas em quatro tipos:

- síntese ou adição- análise ou decomposição- simples troca ou deslocamento

- dupla troca

- SÍNTESE OU ADIÇÃO – é a reação onde duas ou mais substâncias reagem para setransformar em uma. Exemplos:C + O2 → CO2

Cao + H2O → Ca(OH)2

 - ANÁLISE OU DECOMPOSIÇÃO – é a reação onde uma substância se divide emduas ou mais substâncias de estrutura mais simples.Exemplos:

2AgBr → 2Ag + Br 22Cu(NO3)2 → 2CuO + 4NO2 + O2 

- SIMPLES TROCA OU DESLOCAMENTO – é a reação onde uma substância simplestroca de lugar com um elemento de uma substância composta, se transformando em umanova substância simples.Exemplos:Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2 Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

 - DUPLA TROCA – é a reação onde duas substâncias compostas reagem e trocam seuselementos, se transformando em duas substâncias também compostas.Exemplos:HCl + NaOH → NaCl + H2OFeS + 2HCl → FeCl2 + H2S 

LEI DE LAVOISIER 

“Numa reação química, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos.”

Segundo esta lei, num sistema químico fechado, qualquer que seja a transformaçãoocorrida, a massa segue constante.

Estas afirmativas obedecem a uma Lei da natureza. Descoberta pelo cientista francês Antoine Lavoisier , no final do século XVII. Por este motivo, esta lei ficou conhecidacomo Lei de Lavoisier ou Lei da Conservação da Massa.

É dele também a célebre frase: "Na natureza nada se perde, nada se cria. Tudo se

transforma" .

Page 45: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 45/128

 

Observe:Uma reação entre as substâncias A e B transformam-se em C.A massa da substância A é 20g e de B é 5g. Qual a massa de C?

A + B → C20g 5g x

Então: 20 + 5 = 25g de C

A + B → C20g 5g 25g

Esta reação obedece a Lei de Lavoisier, onde a soma das massas dos reagentes é igual asoma da massa dos produtos.

LEI DE PROUST

"Uma determinada substância composta é formada por substâncias mais simples,unidas sempre na mesma proporção em massa".

Page 46: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 46/128

O químico francês Joseph Louis Proust observou que em uma reação química arelação entre as massas das substâncias participantes é sempre constante. A Lei deProust ou a Lei das proporções definidas diz que dois ou mais elementos ao secombinarem para formar substâncias, conservam entre si proporções definidas.

Observe: A massa de uma molécula de água é 18g e é resultado da soma dasmassas atômicas do hidrogênio e do oxigênio. 

H2 – massa atômica = 1 → 2 x 1 = 2gO – massa atômica = 16 → 1 x 16 = 16g

Então 18g de água tem sempre 16g de oxigênio e 2g de hidrogênio. A molécula águaesta na proporção 1:8.

m H2 = 2g = 1

 ____ ___ __ 

m O 16g 8

 

As Leis de Lavoisier e de Proust são chamadas de Leis Ponderais porque estãorelacionadas à massa dos elementos químicos nas reações químicas.

ESTEQUIOMETRIA

Estequiometria é a parte da Química que estuda as proporções dos elementos que secombinam ou que reagem.

 

MASSA ATÔMICA (u)

É a massa do átomo medida em unidades de massa atômica (u).

A massa atômica indica quantas vezes o átomo considerado é mais pesado que doisótopo C12.

 Na natureza, quase todos os elementos são misturas dos seus isótopos com diferentes porcentagens em massa. Estas porcentagens são chamadas de abundâncias relativas.

Veja a abundância relativa do cloro:

Isótopo Abundância Relativa Massa Atômica

Cl35 75,4% 34,969 u

Page 47: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 47/128

Cl37 24,6% 36,966 u

 

A massa atômica do cloro que aparece na Tabela Periódica dos Elementos é a média ponderada destas massas. O cálculo é feito desta maneira:

Veja a porcentagem dos isótopos do hidrogênio na natureza:

1H1 1H² 1H³

99,9% 0,09% 0,01%

Hidrogênio Deutério Trítio

 

Antigamente, utilizava-se o termo "peso atômico". Mas deve-se evitar este termo. Paradeterminar as massas atômicas dos elementos é utilizado um aparelho chamadoespectrômetro de massas.

MASSA MOLECULAR (MM)

É a massa da molécula medida em unidades de massa atômica. Para cálculosestequioméricos, utliza-se a unidade gramas (g).O cálculo da massa molecular é feito a partir das massas atômicas dos elementos e asoma dos seus átomos na molécula.Assim:

H2O (água)

O = 1x 16 = 16H = 2 x 1 = 2MM = 16 + 2 = 18g ou 18u

 Na fórmula da água há 1 átomo de O que é multiplicado pela sua massa atômica (16),resultando em 16.Há dois átomos de H que é multiplicado pela sua massa atômica (1), resultando em 2.Estes resultados são somados e desta forma encontramos o valor da massa molecular,18g ou 18u.

Veja outros exemplos:

Page 48: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 48/128

CO2 (dióxido de carbono)

O = 2 x 16 = 32C = 1 x 12 = 12MM = 32 + 12 = 44g ou 44u

C12H22O11 (sacarose)

O = 11 x 16 = 176H = 22 x 1 = 22C = 12 x 12 = 144MM = 176 + 22 + 144 = 342g ou 342u

Mg(OH)2 (hidróxido de magnésio)

H = 2 x 1 = 2

O = 2 x 16 = 32Mg = 1 x 24 = 24MM = 2 + 32 + 24 = 58g ou 58u

Ca(NO3)2 (nitrato de cálcio)

O = 6 x 16 = 96 N = 2 x 14 = 28Ca = 1 x 40 = 40MM = 96 + 28 + 40 = 164g ou 164u

CuSO4.5H2O (sulfato cúprico penta-hidratado)

O = 5 x 16 = 80H = 10 x 1 = 10O = 4 x 16 = 64S = 1 x 32 = 32Cu = 1 x 63,5 = 63,5MM = 80 + 10 + 64 + 32 + 63,5 = 249,5g ou 249,5u

Fórmula Mínima

É uma fórmula que fornece o número relativo entre os átomos da substância.Mostra a proporção em número de átomos dos elementos expressa em número inteiros eos menores possíveis.

Veja a fórmula mínima de algumas substâncias e sua fórmula moleculares:

Substância Fórmula Molecular Fórmula Mínima

Água Oxigenada H2O2 HO

Page 49: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 49/128

Glicose C6H12O6 CH2O

Ácido Sulfúrico H2SO4 H2SO4

Geralmente, as fórmulas mínimas são uma “simplificação matemática” da fórmulamolecular. A água oxigenada pode ser dividida por 2 formando a fórmula mínimaacima. Na glicose, a fórmula molecular foi dividida por 6 e no ácido sulfúrico, não é

 possível dividir por um número inteiro, então a fórmula mínima fica igual à fórmulamolecular.

Composição Centesimal ou Análise Elementar

A fórmula centesimal fornece o percentual dos átomos que compõe a substância.Representa a proporção em massa que existe na substância. É sempre constante e segue

a Lei de Proust.

Exemplo:

C: 85,6%H: 14,4%

Veja como calcular a fórmula centesimal a partir de dados obtidos da análise dasubstância:

A análise de 0,40g de um certo óxido de ferro revelou que ele possui 0,28g de ferro e

0,12g de oxigênio. Qual é a sua fórmula centesimal?

x = 70% de Fe

x = 30%

Então, neste óxido possui 70% de Fe e 30% de O.

MOL

A palavra mol foi utilizada pela primira vez pelo químico Wilhem Ostwald em 1896.Em latim, esta palavra significa mole, que significa”monte”, “quantidade”. A partir desta palavra também originou molécula, que quer dizer  pequena quantidade.Algumas mercadorias são vendidadas em quantidades já definidas, como por exemplo a

dúzia (6), a resma (500) e etc.

Page 50: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 50/128

O mol também determina quantidade. Pode determinar também massa e volume. Veja oesquema a seguir:

O mol indica quantidade. Um mol de qualquer coisa possui 6,02.1023 unidades. Éutilizado em química para referir-se à matéria microscópica, já que este número é muitogrande. Pode ser usado para quantificar átomos, moléculas, íons, número de elétrons,etc.O número 6,02.1023 é a constante de Avogadro.

Exemplos:

1 mol de átomos de H tem 6,02.1023 átomos.2 mol de átomos de H tem 2 x 6,02.1023 átomos = 12,04.1023 átomos de H

O mol indica massa. Um mol de um elemento é igual a sua massa molecular em gramas(g).

Exemplos:

1 mol de água tem 18g2 mol de água tem 2 x 18 = 36g

O mol indica volume. Na realidade, indica o volume ocupado por um gás nas CNTP(condições normais de temperatura e pressão). Para gases que estão nestas condições, ovalor de um mol é 22,4L (litros).

CNTP:T=0°C = 273K P = 1atm = 760mmHg

Exemplos:

1 mol de CO2 ocupa que volume nas CNTP? 22,4L2 mol de CO2 ocupa que volume nas CNTP? 2 x 22,4L = 44,8L

Para gases que não estão nestas condições, utiliza-se a fórmula do Gás Ideal ou Equaçãode Clapeyron:

P.V = n.R.T

Onde:

P = pressão do gás (atm)V = volume do gás (L)

Page 51: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 51/128

n = número de mols do gás (mol)R = constante de Clapeyron = 0,082atm.L/mol.K T = temperatura do gás (K)

ESTEQUIOMETRIA COMUM / ESTEQUIOMETRIA DA FÓRMULA:

Os cálculos estequiométricos são cálculos que relacionam as grandezas e quantidadesdos elementos químicos. Utiliza-se muito o conceito de mol nestes cálculos.É muito importante saber transformar a unidade grama em mol. Pode-se usar a seguintefórmula:

Onde:n = número de mol (quantidade de matéria)

m = massa em gramasMM = massa molar (g/mol)

Exemplo:

Quantas gramas existem em 2 mol de CO2?

 

Este cálculo pode ser feito também por Regra de Três:

Para os cálculos com regra de três, sempre devemos colocar as unidade iguais umaembaixo da outra, como no exemplo acima.

Outros exemplos de cálculos estequiométricos envolvendo apenas a fórmula química:1. Quantos mols há em 90g de H2O?

 

90 = 18. x

Page 52: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 52/128

5 mol = x

1. Quantas moléculas de água há em 3 mol de H2O?

 

x = 3 . 6,02.1023x = 18,06. 1023 ou 1,806.1024 moléculas

3) Qual o volume ocupado por 4 mol do gás Cl2 nas CNTP?

x = 4 x 22,4x = 89,6L

4) Quantos mols existem em 89,6L do gás CO2 nas CNTP?

x = 4 mol

ESTEQUIOMETRIA DA EQUAÇÃO QUÍMICA

Os cálculos estequiométricos que envolvem uma reação química consiste em encontrar 

as quantidades de certas substâncias a partir de dados de outras substâncias que participam da mesma reação química.Estes cálculos são feitos através de proporções. Deve-se levar em conta os coeficientes,que agora serão chamados de coeficientes estequiométricos.

Veja alguns passos que podem ser seguidos para montar e calcular:

1. fazer o balanceamento da equação química (acertar os coeficientes estequiométricos);2. fazer contagem de mol de cada substância;3. ler no problema o que pede;4. relacionar as grandezas;

5. calcular com regra de três (proporção).

Page 53: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 53/128

Exemplos:1) 108g de metal alumínio reagem com o ácido sulfúrico, produzindo o sal e hidrogênio,segundo a reação abaixo:

Determine:a) o balanceamento da equação:

 

Isto quer dizer que 2 mol de Al reage com 3 mol de H2SO4 reagindo com 1 mol deAl2(SO4)3 e 3 mol de H2

 b) a massa o ácido sulfúrico necessária para reagir com o alumínio:1°) passo: 2°) passo:

3°) passo:

x = 588g de H2SO4

Relacionar a massa de ácido com a massa de alumínio, como no 3° passo. Antes, no 1°e no 2°passo, transformar o número de mol em gramas.

CÁLCULO DE PUREZA

O cálculo de pureza é feito para determinar a quantidade de impurezas que existem nassubstâncias.Estes cálculos são muito utilizados, já que nem todas as substâncias são puras.

Exemplo:

Page 54: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 54/128

Uma amostra de calcita, contendo 80% de carbonato de cálcio, sofre decomposiçãoquando submetida a aquecimento, de acordo com a reação:

Qual massa de óxido de cálcio obtida a partir da queima de 800g de calcita?

x = 640g de CaCO3

Para o restante do cálculo, utiliza-se somente o valor de CaCO3 puro, ou seja, 640g.

x = 358,4g de CaO

CÁLCULO DE RENDIMENTO

É comum, nas reações químicas, a quantidade de produto ser inferior ao valor esperado. Neste caso, o rendimento não foi total. Isto pode acontecer por várias razões, como por 

exemplo, má qualidade dos aparelhos ou dos reagentes, falta de preparo do operador,etc.O cálculo de rendimento de uma reação química é feito a partir da quantidade obtida de

 produto e a quantidade teórica (que deveria ser obtida).Quando não houver referência ao rendimento de reação envolvida, supõe-se que eletenha sido de 100%.

Exemplo:

 Num processo de obtenção de ferro a partir do minério hematita (Fe2O3), considere aequação química não-balanceada:

Page 55: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 55/128

Utilizando–se 480g do minério e admitindo-se um rendimento de 80% na reação, aquantidade de ferro produzida será de:

Equação Balanceada:Dados: 1Fe2O3 = 480g2Fe = x (m) com 80% de rendimentoMM Fe2O3 = 160g/molMM Fe = 56g/mol

x = 336g de Fe

Cálculo de Rendimento:

x = 268,8g de Fe

CÁLCULO DO REAGENTE LIMITANTE E EM EXCESSO:

Para garantir que a reação ocorra e para ocorrer mais rápido, é adicionado, geralmente,

um excesso de reagente. Apenas um dos reagentes estará em excesso. O outro reagenteserá o limitante.Estes cálculos podem ser identificados quando o problema apresenta dois valores dereagentes. É necessário calcular qual destes reagentes é o limitante e qual deles é o queestá em excesso. Depois de descobrir o reagente limitante e em excesso, utiliza-seapenas o limitante como base para os cálculos estequiométricos.

Exemplos:

1) Zinco e enxofre reagem para formar sulfeto de zinco de acordo com a seguinte

reação:

Page 56: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 56/128

Reagiu 30g de zinco e 36g de enxofre. Qual é o regente em excesso?

Balancear a reação química:Dados:Zn = 30g

S = 36g

Transformar a massa em gramas para mol:

 

Pela proporção da reação 1mol de Zn reage com 1mol de S.Então 0,46mol de Zn reage com quantos mols de S?Pode ser feita uma regra de três para verificar qual regente está em excesso:

x = 0,46mol de S

Então 1mol de Zn precisa de 1mol de S para reagir. Se temos 0,46mol de Zn, prrecisamos de 0,46mol de S, mas temos 1,12mol de S. Concluimos que o S está emexcesso e, portanto o Zn é o regente limitante.

2) Quantos gramas de ZnS será formado a partir dos dados da equação acima?

Para resolver esta pergunta, utiliza-se somente o valor do reagente limitante.

x = 44,68g de ZnS

Page 57: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 57/128

Algumas constantes e conversões úteis:

1atm = 760mmHg = 101325Pa1Torr = 1mmHg

R= 0,082atm.L/mol.K R= 8,314/mol.K R= 1,987cal/mol.K 

 Número de Avogadro: 6,02.1023

1mL = 1cm³1dm³ = 1L = 1000mL

1000Kg = 1ton1Kg = 1000g

1g = 1000mg

1nm = 1.10-9m

SOLUÇÕES

As misturas podem ser homogêneas ou heterogêneas.

As misturas homogêneas possuem uma fase distinta.As misturas heterogêneas possuem duas ou mais fases distintas.

 Solução é uma mistura homogênea entre duas ou mais substâncias. O processo utilizado para obter esa mistura é chamdo de dissolução.

 

Uma solução é sempre formada pelo soluto e pelo solvente.

Soluto – substância que será dissolvida.Solvente – substância que dissolve.

Page 58: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 58/128

A água é chamada de solvente universal. Isso porque ela dissolve muitas substâncias eestá presente em muitas soluções.

As soluções podem ser formadas por qualquer combinação envolvendo os três estadosfísicos da matéria: sólido, líquido e gasoso.

Exemplos de soluções no nosso dia-a-dia:

- álcool hidratado- acetona- água mineral- soro fisiológico

Tipos de Dispersão

 Dispersão – são sistemas nos quais uma substância está disseminada, sob a forma de

 pequenas partículas, em uma segunda substância.

Um exemplo é a mistura entre água e areia em um copo. No início, a mistura fica turva,mas com o passar do tempo, as partículas maiores vão de depositando no fundo docopo. Mesmo assim, a água ainda fica turva na parte de cima. A água não ficarátotalmente livre de areia.

De acordo com o tamanho das partículas, podemos classificar estas dispersões em solução verdadeira, colóide e suspensão.

Veja a seguir o diâmetro médio das partículas dispersas:

Dispersão Diâmetro médio

Soluções Verdadeiras Entre 0 e 1nm

Colóides Entre 1 e 1.000nm

Suspensões Acima de 1.000nm

Obs. 1nm (nanômetro) = 1.10-9m

SOLUÇÃO

São misturas homogêneas translúcidas, com diâmetro médio das partículas entre 0 e1nm.

Exemplos: açúcar na água, sal de cozinha na água, álcool hidratado. 

COLÓIDES

Page 59: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 59/128

São misturas homogêneas que possuem moléculas ou íons gigantes. O diâmetro médiode suas partículas é de 1 a 1.000nm. Este tipo de mistura dispersa facilmente a luz, por isso são opacas, não são translúcidas.

Podem ser sólidas, líquidas ou gasosas.

O termo colóide vem do grego e significa "cola" e foi proposto por Thomas Grahm, em1860 para as denominar as substâncias como o amido, cola, gelatina e albumina, que sedifundiam na água lentamente em comparação com as soluções verdadeiras (água eaçúcar, por exemplo).

Apesar dos colóides parecerem homogêneos a olho nu, a nível microscópico sãoheterogêneos. Isto porque não são estáveis e quase sempre precipitam.

Exemplos: maionese, shampoo, leite de magnésia, neblina, gelatina na água, leite,creme.

Suspensão – são misturas com grandes aglomerados de átomos, íons e moléculas. Otamanho médio das partículas é acima de 1.000nm.

Exemplos: terra suspensa em água, fumaça negra (partículas de carvã suspensam no ar). 

COEFICIENTE DE SOLUBILIDADE

Quando adicionamos sal a um copo com água, dependendo da quantidade colocadaneste copo, o sal se dissolverá ou não. O mesmo acontece quando colocamos muitoaçúcar no café preto. Nem todo o açúcar se dissolverá no café. A quantidade que não sedissolver ficará depositada no fundo.

O Coeficiente de Solubilidade é a quantidade necessária de uma substância para saturar uma quantidade padrão de solvente, em determinada temperatura e pressão.

Em outras palvras, a solubilidade é definida como a concentração de uma substância emsolução, que está em equilíbrio com o soluto puro a uma dada temperatura.

Exemplos:

AgNO3 – 330g/100mL de H2O a 25°C NaCl – 357g/L de H2O a 0°CAgCl – 0,00035g/100mL de H2O a 25°C

Veja que o AgCl é muito insolúvel. Quando o coeficiente de solubilidade é quase nulo,a substância é insolúvel naquele solvente.

Quando dois líquidos não se misturam chamamos de líquidos imiscíveis (água e óleo, por exemplo). Quando dois líquidos se misturam em qualquer proporção, ou seja, ocoeficeinte de solubilidade é infinito, os líquidos são miscíves (água e álcool, por exemplo).

Page 60: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 60/128

Classificação das Soluções Quanto à Quantidade de Soluto

De acordo com a quantidade de soluto dissolvida na solução podemos classificá-las em:solução saturada, solução insaturada e solução supersaturada.

Solução Saturada – são aquelas que atingiram o coeficiente de solubilidade. Está nolimite da saturação. Contém a máxima quantidade de soluto dissolvido, está emequilíbrio com o soluto não-dissolvido, em determinada temperatura. Dizer que umasolução é saturada é o mesmo que dizer que a solução atingiu o ponto de saturação.

Solução Insaturada (Não-saturada) – são aquelas que contém menos soluto do que oestabelecido pelo coeficiente de solubilidade. Não está em equilíbrio, porque se for adicionado mais soluto, ele se dissolve até atingir a saturação.

Solução Supersaturada – são aquelas que contém mais soluto do que o necessário paraformar uma solução saturada, em determinada temperatura. Ultrapassa o coeficiente desolubilidade. São instáveis e podem precipitar, formando o chamado precipitado (ppt)ou corpo de chão.

CURVAS DE SOLUBILIDADE

São gráficos que apresentam variação dos coeficientes de solubilidade das substânciasem função da temperatura.

Veja os coeficientes de solubilidade do nitrato de potássio em 100g de água. A a partir destes dados é possível montar a curva de solubilidade.

Temperatura (°C) (g) KNO3 /100g de água

0 13,3

10 20,9

20 31,6

30 45,8

40 63,9

50 85,5

60 110

Page 61: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 61/128

70 138

80 169

90 202

100 246

Para qualquer ponto em cima da curva de solublidade, a solução é saturada.Para qualquer ponto acima da curva de solubilidade, a solução é supersaturada.Para qualquer ponto abaixo da curva de solubilidade, a solução é insaturada.

Através do gráfico também é possível observar que a solubilidade aumenta com oaumento da tempratura. Em geral, isso ocorre porque quando o soluto se dissolve comabsorção de calor (dissolução endotérmica). As substâncias que se dissolvem comliberação de calor (dissolução exotérmica) tendem a ser menos solúveis a quente.

Curva de Solubilidade de alguns saisFONTE: http://www.furg.br/furg/depto/quimica/solubi.html

Page 62: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 62/128

FONTE: http://luizclaudionovaes.sites.uol.com.br/solub.1.gif 

Observando o gráfico acima sobre a solubilidade de alguns sais, responda:1) Qual o soluto mais solúvel a 0°C?

É o KI, porque solubiliza quase 130g em 100g de água.

2) Qual o C.S. aproximado do NaNO3 a 20°C?

90

3) Se a temperatura de uma solução baixar de 70°C para 50°C, qual seráaproximadamente a massa do KBr que precipitará?

70°C = 90g50°C = 80gEntão: 90-80 = 10g

4) Qual sal tem a solubilidade prejudicada pelo aquecimento?

 Na2SO4

5) Se o KNO3 solubiliza 90g em 100g de água a 50°C, quanto solubilizará quandohouver 50g de água?

x = 45g de sal KNO3

Page 63: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 63/128

6) Que tipo de solução formaria 80g do sal NH4Cl a 20°C?

Solução Supersaturada.

Soluções Importantes no Cotidiano:

Ácido Acético Ácido Acético a 4% Temperar alimentos

Álcool Hidratado Hidratado 96% Álcool doméstico, empregado naem limpeza

Soda Cáustica NaOH (líquido) Remoção de crosta de gorduras efabricação de sabão

Soro Fisiológico NaCl (aquoso) 0,9% Medicina e limpeza de lentes decontato

Formol Metanal 40% Conservação de tecido animal

Aliança de ouro Ouro 18 quilates Joalheria

Água Sanitária Hipoclorito de sódio a 5% Bactericida e alvejante

Quanto à proporção do soluto/solvente

A solução pode ser:- Concentrada: grande quantidade de soluto em relação ao solvente.Exemplo: H2SO4 conc = ácido sulfúrico 98% + água

- Diluída: pequena quantidade de soluto em relação ao solvente.Diluir significa adicionar mais solvente puro a uma determinada solução.Exemplo: água + pitada de sal de cozinha.

TIPOS DE CONCENTRAÇÃO

Concentração é o termo que utilizamos para fazer a relação entre a quantidade de solutoe a quantidade de solvente em uma solução.As quantidades podem ser dadas em massa, volume, mol, etc.Observe:m1= 2gn2 = 0,5molV = 14L

Cada grandeza tem um índice. Utilizamos índice:1 = para quantidades relativas ao soluto

2 = para quantidades relativas ao solventenenhum índice = para quantidades relativas à solução

Page 64: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 64/128

Exemplos:massa de 2g do soluto NaCl: m1= 2gnúmero de mols de 0,5mol do solvente água: n2 = 0,5molvolume da solução de 14L: V = 14L

As concentrações podem ser:

1. Concentração Comum2. Molaridade3. Título4. Fração Molar 5. Normalidade

Concentração Comum (C)

É a relação entre a massa do soluto em gramas e o volume da solução em litros.

Onde:C = concentração comum (g/L)m1= massa do soluto(g)V = volume da solução (L)

Exemplo:Qual a concentração comum em g/L de uma solução de 3L com 60g de NaCl?

Concentração comum é diferente de densidade, apesar da fórmula ser parecida. Veja adiferença:

A densidade é sempre da solução, então:

 Na concentração comum, calcula-se apenas a msoluto, ou seja, m1

Molaridade (M)

Page 65: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 65/128

A molaridade de uma solução é a concentração em número de mols de soluto e ovolumede 1L de solução.

Onde:

M = molaridade (mol/L)n1= número de mols do soluto (mol)V = volume da solução (L)

cálculo da molaridade é feito através da fórmula acima ou por regra de três. Outrafórmula que utilizamos é para achar o número de mols de um soluto:

Onde:n = número de mols (mol)m1 = massa do soluto (g)MM = massa molar (g/mol)

Exemplo:Qual a molaridade de uma solução de 3L com 87,75g de NaCl?

Podemos utilizar uma única fórmula unindo a molaridade e o número de mols:

Onde:M = molaridade (mol/L)m1 = massa do soluto (g)

MM1= massa molar do soluto (g/mol)V = volume da solução (L)

Título ( ) e Percentual (%)

É a relação entre soluto e solvente de uma solução dada em percentual (%).Os percentuais podem ser:- Percentual massa/massa ou peso/peso:

%m/m ; %p/p

Page 66: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 66/128

- Percentual massa/volume:%m/V ; %p/V

 - Percentual volume/volume:%v/v

Exemplos: NaCl 20,3% = 20,3g em 100g de solução50% de NaOH = 50g de NaOH em 100mL de solução (m/v)46% de etanol = 46mL de etanol em 100mL de solução (v/v)O título não possui unidade. É adimensional. Ele varia entre 0 e 1.O percentual varia de 0 a 100.

ou

Para encontrar o valor percentual através do título:

Relação entre concentração comum, densidade e título:

 Relação entre outras grandezas:

Ou simplesmente:

 

Exemplo:1) Uma solução contém 8g de NaCl e 42g de água. Qual o título em massa da solução?E seu título percentual?

% = ? 

Page 67: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 67/128

 

2) No rótulo de um frasco de HCl há a seguinte informação:título percentual em massa = 36,5%densidade = 1,18g/mLQual a molaridade desse ácido?Transformar o percentual em título:

Depois aplicar a fórmula:

Para achar a molaridade:

Fração Molar (x)

A fração molar é uma unidade de concentração muito utilizada em físico-química. Podeser encontrado o valor da fração molar do soluto e também do solvente. É uma unidadeadimensional.

ou

ou

Então:

Onde:

Page 68: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 68/128

x = fração molar da soluçãox1= fração molar do soluto

x2 = fração molar do solventen1= n°de mol do soluto

n2 = n° de mol do solvente

n = n° de mol da solução

Observação:

Exemplo:

Adicionando-se 52,0g de sacarose, C12H22O11 a 48,0g de água para formar uma

solução, calcule para a fração molar da sacarose nesta solução:

 

Para achar a fração molar do soluto (sacarose):

 

Normalidade (N ou η)

É a relação entre o equivalente-grama do soluto pelo volume da solução. A unidade érepresentada pela letra N (normal). Está em desuso, mas ainda pode ser encontrada emalguns rótulos nos laboratórios.

Onde: N = normalidade (N)

n Eqg1 = número de equivalente-grama do soluto

V = volume da solução

Page 69: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 69/128

Como calcular o equivalente-grama?Para ácido:

Onde:1E ácido = 1 equivavelnte-grama do ácidoMM = massa molar 

Exemplo:Quantas gramas tem 1E (um equivalente-grama) de HCl?

 

Para base:

Onde:1E base = 1 equivavelnte-grama da baseMM = massa molar 

Exemplo:Quantos equivalentes-grama tem em 80g de NaOH?

 

Para sal:

Onde:1E sal = 1 equivavelnte-grama do salMM = massa molar 

Exemplo:Quantas gramas tem 1E de NaCl?

 

Resumindo as três fórmulas, o equivalente-grama pode ser dado por:

Page 70: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 70/128

Onde:MM = massa molar x = n° de H+, n° de OH- ou n° total de elétrons transferidos

Algumas relações entre normalidade, molaridade e massa:

 

Exemplo de cálculo envolvendo normalidade:

Qual a massa de ácido sulfúrico (H2SO4) contida em 80mL de sua solução 0,1N?Dados:MM = 98g/molV = 80mL = 0,08L

 N = 0,1Nm1= ?Calcular o equivalente-grama:

Calcular a massa:

 

DILUIÇÃO

Consiste em adicionar mais solvente puro a uma determinada solução.

A massa de uma solução após ser diluída permance a mesma, não é alterada, porém asua concentração e o volume se alteram. Enquanto o volume aumenta, a concentraçãodiminui. Veja a fórmula:

Onde:M1 = molaridade da solução 1M2 = molaridade da solução 2V1 = volume da solução 1V2 = volume da solução 2

Page 71: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 71/128

Para esta fórmula, sempre M1 e V1 são mais concentrados e M2 e V2 são mais diluídos.

Exemplo:Um químico deseja preparar 1500mL de uma solução 1,4mol/L de ácido clorídrico

(HCl), diluindo uma solução 2,8mol/L do mesmo ácido. Qual o volum de solução quehavia na primeira solução a ser diluída?Dados:

Observe que as unidades de volume foram mantidas em mL. Se uma das unidades for diferente, deve-se transformar para litros.

MISTURA DE SOLUÇÕES

- De mesmo soluto: na mistura de soluções de mesmo soluto não há reação químicaentre estas soluções. Neste caso, o valor do volume final é a soma das soluções.

Onde:C = concentração comum (g/L)

M = molaridade (mol/L)V = volume (L)

Exemplo:Qual a molaridade de uma solução de NaOH formada pela mistura de 60mL de soluçãoa 5mol/L com 300mL de solução a 2mol/L?

Page 72: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 72/128

 

- De diferente soluto que reagem entre si: ocorre reação entre as substâncias quecompõe a mistura. Para que a reção seja completa entre os solutos, os volumesmisturados devem obedecer a proporção estequiométrica que corresponde à reaçãoquímica.

Veja as fórmulas utilizadas:Reação de Neutralização:

 

Pode-se usar a seguinte fórmula:

Onde:xa = número de H+xb= número de OH-

Estes cálculos também podem ser feitos por regra de três e utilizando as outrasfórmulas.

Exemplo:Juntando-se 300mL de HCl 0,4mol/L com 200mL de NaOH 0,6mol/L, pergunta-sequais serão as molaridades da solução final com respeito:a) ao ácido:

 b) à base:c) ao sal formado:

Montar a reação química:

Page 73: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 73/128

Calcular n (número de mol) do ácido e da base:

 Se forma 0,12mol de ácido e também de base e a proporção estequiométrica é 1:1, entãoa molaridade final de ácido e de base é zero porque reagiu todo o soluto.

Calcular a molaridade do sal:Antes achar o volume final:

 

Titulação

Método de análise volumétrica que consiste em determinar a concentração de ácido oude base atravpes de um volume gasto de uma das soluções com molaridade conhecida.Este método é muito utilizado em laboratórios químicos e é utilizado as seguintesvidrarias e reagentes:- erlenmeyer (vidro usado para guardar e preparar soluções);- bureta (tubo de vidro graduado em milímetros com torneira;- indicador ácido-base (fenolftaleína, alaranjado de metila, etc).

 

 Na bureta, coloca-se a solução de concentração conhecida, a qual é adicionada a uma

alíquota (porção) da solução com concentração a ser determinada.O momento em que o indicador muda de cor chamamos de ponto de final ou ponto de

Page 74: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 74/128

equivalência. Anota-se o volume gasto na bureta. Atraves deste volume podemosestabelecer as quantidades, em mol, que reagiram entre si.

TERMOQUÍMICA

As transformações físicas e as reações químicas quase sempre estão envolvidas em perda ou ganho de calor. O calor é uma das formas de energia mais comum que seconhece.A Termoquimica é uma parte da Química que faz o estudo das quantidades de calor liberadas ou absorvidas durante as reações químicas. A maioria das reações químicasenvolve perda ou ganho de calor (energia).

Veja no quadro abaixo os tipos de reações com perda ou ganho de calor:

REAÇÕES QUE LIBERAMENERGIA

REAÇÕES QUE ABSORVEMENERGIA

Queima do carvão Cozimento de alimentos

Queima da vela Fotossíntese das plantas, o sol forneceenergia

Reação química em uma pilha Pancada violenta inicia a detonação deum explosivo

Queima da gasolina no carro Cromagem em para-choque de carro,com energia elétrica

As transformações físicas também são acompanhadas de calor, como ocorre namudanda de estados físicos da matéria.

absorção de calor 

 

SÓLIDO LÍQUIDO GASOSO

liberação de calor 

Page 75: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 75/128

Quando a substância passa do estado físico sólido para liquido e em seguida paragasoso, ocorre absorção de calor.Quando a substância passa do estado gasoso para líquido e em seguida para líquido,ocorre liberação de calor.Essa energia que vem das reações químicas é decorrente de rearranjo das ligações

químicas dos reagentes transformando-se em produtos. Essa energia armazenada é aENTALPIA (H). É a energia que vem de dentro da molécula. Nas reações químicas não é necessário calcular a entalpia. Devemos calcular,geralmente, a variação de entalpia (ΔH). A variação de entalpia é a diferença entre a entalpia dos produtos e a entalpia dosreagentes.

UNIDADE DE CALOR 

Tipos de Reações

As reações químicas podem ser de dois tipos:- ENDOTÉRMICA: absorvem calor (+)- EXOTÉRMICA: liberam calor (-)

REAÇÃO ENDOTÉRMICA

Page 76: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 76/128

Se o valor for positivo (+) a reação é endotérmica.A reação absorveu energia para acontecer.

REAÇÃO EXOTÉRMICA

Page 77: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 77/128

Se o valor for negativo (-) a reação é exotérmica.A reação perdeu energia para acontecer.

ENTALPIA

Tipos de Entalpias

Através de algumas reações, é possível calcular o valor da variação de entalpia.- Entalpia de Formação- Entalpia de Combustão- Entalpia de Ligação

- Entalpia de Neutralização- Entalpia de Dissolução

Entalpia de Formação ou Calor de Reação

A Entalpia de formação é a energia da reação quando forma 1 mol de substância, a partir das substâncias químicas (elemento no seu estado padrão).

 Estado Padrão: é a forma mais estável de uma substância a 25°C e a 1atm de pressão.São as substâncias simples.As substâncias que participam da reação de formação devem ser simples. Devem

Page 78: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 78/128

informar o estado físico. Sua variação de entalpia de formação padrão é zero.

Exemplo de substância simples:C(grafite), O2(g), N2(g), H2(g), Na(s), S(s).

Exemplo de reação de formação:

Isto quer dizer que para formar 1 mol de NH3 a reção produz 11 kcal de energia.Este cálculo pode ser feito utilizando a fórmula da variação de entalpia e utilizandoalguns dados tabelados.

Tabela com valores de Entalpia de Formação Padrão de Algumas Substâncias

SUBSTÂNCIA H°f kJ/mol SUBSTÂNCIA H°f kJ/mol

C2H2(g) 226,8 C diamante +2,1

CH4(g) -74,8 NH3 (g) -45,9

CO(g) -110,3 NaCl (s) -412,1

CO2(g) -393,3 O3 (g) +143

H2O(v) -242 SO2 (g) -297

H2O(l) -286 SO3 (g) -396

Exemplo:Escreva a reação de formação para cada substância abaixo, indicando o valor da entalpiade formação de SO3(g):1°) montar a reação de formação:

2°) Aplicar a fórmula:

Page 79: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 79/128

Entalpia de Combustão

É sempre uma reação exotérmica. É o calor liberado na reação de combustão de 1 mol de uma substância em presença de gás oxigênio O2(g)

COMBUSTÃO COMPLETA: mais quantidade de oxigênio. Forma gás carbônico eágua.

COMBUSTÃO INCOMPLETA: menos quantidade de oxigênio. Produz menosquantidade de energia. Forma mais resíduos como monóxido de carbono (CO) e água(H2O).

Exemplo:Qual o valor da entalpia de combustão do benzeno (C6H6)?Dados:

Tabela de ΔH°comb de algumas substâncias

SUBSTÂNCIA FÓRMULA ΔH°comb (kcal/mol)

Page 80: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 80/128

Hidrogênio H2(g) -68,3

Carbono Grafite C(grafite) -94,1

Monóxido de Carbono CO(g) -67,6

Metano CH4(g) -212,8

Etano C2H6(g) -372,8

Propano C3H8(g) -530,6

Butano C4H10(g) -688,0

Benzeno C6H6(g) -781,0

Etanol H3C – CH2 – OH(l) -326,5

Ácido Acético H3C – COOH(l) -208,5

Glicose C6H12O6(S) -673,0

Sacarose C12H22O11(S) -1348,9

talpia de Ligação

Durante as reações químicas, as ligações químicas dos reagentes e produtos sãoalteradas. Podemos calcular o ΔH pela análise desses novos rearranjos.

A entalpia de ligação é a variação de entalpia verificada na quebra de 1mol de umadeterminada ligação química, sendo que todas as substâncias estejam no estado gasoso,a 25° C e 1atm.

Reagentes = sempre são quebradas as ligações = ENDOTÉRMICA (+)Produtos = sempre são formadas as ligações = EXOTÉRMICA (-)Exemplo:

 

Page 81: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 81/128

A ΔH do processo é a soma desses calores. Calcula-se utilizando dados tabelados.

 

ENTALPIA DE LIGAÇÃO (EM kJ/MOL)

 

LIGAÇÃO H°(kJ/MOL) LIGAÇÃO H°(kJ/MOL) LIGAÇÃO H°(kJ/MOL)

H – H 436 H – Br 366 N – C 305

H – O 463 H – I 299 C ≡ C 837

 N – N 163 H – N 388 C = C 612

 N = N 409 H – C 412 C – C 348

 N ≡ N 944 O = O 496 C – Cl 338

H – F 565 O – C 360 Br – Br 193

H – Cl 431 O = C 743 Cl – Cl 242

 

A partir desta tabela com dados das ligações de alguns elementos é possível calcular também outras entalpias, como por exemplo a de combustão e a de formação.

Entalpia de Neutralização

É a entalpia de uma reação de neutralização (entre um ácido e uma base formando sal eágua). A reação é exotérmica.É a variação de entalpia verificada na neutralização de 1mol de H+ do ácido por 1molde OH-da base, sendo todas as substâncias em diluição total ou infinita, a 25°C e 1atm.

Exemplos:

Page 82: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 82/128

Entalpia de Dissolução

É a variação de entalpia envolvida na dissolução de 1mol de determinada substâncianuma quantidade de água suficiente para que a solução obtida seja diluída.Quando um sólido é colocado em um copo com água acontece uma dissolução. Nestaordem acontece:

LEI DE HESS

O químico e médico Germain Henry Hess (1802-1850) desenvolveu importantestrabalhos na área de Termoquímica.A Lei de Hess é uma lei experimental e estabelece que a variação de entalpia de umareação química depende apenas dos estados inicial e final da reação.

A Lei de Hess também pode ser chamada de Lei da Soma dos Calores de Reação. Éuma forma de calcular a variação de entalpia através dos calores das reações

intermediárias. Podem ser infinitas variações de entalpia.

Exemplo:

Page 83: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 83/128

Qual o valor da variação de entalpia da reação a seguir?

Dados (equações intermediárias):

Resolução:

 ______________________________________ 

Observe que a ΔH1e ΔH2 são somadas, obtendo-se o valor da variação de entalpia. Asequações químicas também são somadas, obtendo-se a reação global.

Para montar as equações e aplicar a Lei de Hess, podemos fazer algumas alteraçõesmatemáticas, seguindo as seguintes regras:1°) as equações intermediárias devem estar de acordo com a reação global. Coloca-se asequações (dados) na ordem que reagem ou são produzidas. Se não estiverem de acordo,

troca-se o sinal da ΔH;2°) acertar os coeficientes também de acordo com a reação global. Se a equação for multiplicada, a ΔH também deve ser multiplicada pelo mesmo número.3°) realizar o somatório para montar a reação global;4°) somar os valores das ΔH das equações intermediárias para achar a ΔH da reaçãoglobal.

Exemplo:

Calcule a variação de entalpia da seguinte reação pela Lei de Hess:

Dados:

Resolução:Deve-se escrever todas as equações intermediárias (dados) de acordo com a reação

global. Na primeira equação, o que há em comum é o C(grafite). Então ele deve ser escrito da mesma forma (como reagente e 1mol).

Page 84: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 84/128

A segunda equação tem em comum com a reação global o H2(g). Nos dados, esta eséciequímica não está exatamente igual como na global. Deve-se multiplicar toda a equação

 por 2, inclusive a ΔH2A terceira equação tem em comum com a reação global o CH4(g). deve-se inverter a

 posição desta equação e portanto trocar o sinal da ΔH3

Veja como deve ser feito:

<="" p="">

CINÉTICA QUÍMICA

Podemos observar que algumas reações químicas acontecem com mais rapidez e outrasmais lentamente. Nem toda reação química acontece no mesmo tempo. Umas demoramhoras, dias, anos. Outras levam uma fração de segundo para ocorrer.As reações químicas ocorrem em velocidades diferentes, como por exemplo o processo

de digestão dos alimentos que leva algumas horas e uma explosão que é instantânea.Veja algumas reações químicas:- ácido e uma base é uma reação instantânea;- formação da ferrugem, que levam anos para se formar;- dissolução de uma pastilha efervescente, que levam alguns segundos;- decaimento radioativos, que levam muitas vezes bilhões de anos;- queima de uma vela, que levam algumas horas;- queima de um palito de fósforo, que levam alguns segundos;- formação das rochas, que levam alguns milhões de anos.

 

Page 85: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 85/128

As vezes é importante controlar estas reações, tornando-as mais rápidas ou mais lentas.A cinética química é uma área da Química que estuda a velocidade das reaçõesquímicas e os fatores que alteram esta velocidade.

VELOCIDADE MÉDIA

A velocidade média de uma reação química pode ser dada através da razão da variaçãode concentração pelo tempo de reação.

Onde:Vm = velocidade média (mol/L/s)

variação de concentração (mol/L)

variação de tempo (s, min)

módulo (resultado tem que ser positivo, a velocidade tem que ser positiva)

As unidades podem variar.

Exemplo:Observe a transformação do acetileno em benzeno:

Pode-se calcular a velocidade média (até o processo final) ou parcial:Dados:

[C2H2] (mol) 3,5 2,7 2,0 1,5 0,9

t (min) 0 1 2 3 4

1. cálculo da velocidade ao final de 4 minutos:

 

Page 86: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 86/128

 

1. cálculo da velocidade entre 1 e 2 minutos:

 

A velocidade média de uma reação química pode também estar relacionada com areação de desaparecimento e com a reação de aparecimento, desta forma:

As unidades podem ser:

Conhecendo as informações sobre um dos participantes da reação, podemos calcular avelocidade dos outros participantes e até mesmo a velocidade média da reação.Veja o caso da síntese da amônia:

Dividindo-se a velocidade calculada para qualquer um dos participantes pelo seu próprio coeficiente estequiométrico, será encontrado um resultado igual ao mesmocálculo feito aos demais participantes.

Onde:

Estes cálculos podem ser feitos também, através de regra de três.

Exemplos:De acordo com a reação da síntese da amônia, veja o problema seguinte:O gás hidrogênio é consumido a uma taxa de 18mols a cada 4 minutos. Calcule:a) a velocidade de consumo do N2

Page 87: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 87/128

 b) a taxa de formação do NH3

c) a massa consumida de H2 por minuto

d) a massa obtida de NH3 por minuto

Durante uma reação química, a concentração dos reagentes (B) vai diminuindo,enquanto a concentração dos produtos vai aumentando (A).

Fonte: http://cesarmauriciosantos-fisqui.blogspot.com/2008_09_01_archive.html

 

A concentração dos reagentes pode ou não chegar a zero. Se a concentração dosreagentes for diminuindo, a velocidade da reação também vai diminuindo. Quandoterminar a reação, a velocidade será zero.

Page 88: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 88/128

FONTE: http://inorgan221.iq.unesp.br/quimgeral/respostas/graph.gif 

Velocidade de Consumo e de Produção

A velocidade média de consumo é a medida de reagente que é consumida, “desaparece”na reação, por unidade de tempo.A velocidade média de produção é a medida de produto formado durante a reação, por unidade de tempo.

Seja a reação genérica:

 Neste caso, o reagente também pode ser chamado de reatante.

A equação química pode apresentar o coeficiente estequiométrico de cada reagente. Este

coeficiente representa o número de mols da substância. Veja uma equação químicagenérica, onde a, b, c e d são coeficientes estequiométricos e A , B, C e D são assubstâncias químicas.

Velocidade de Consumo dos Reagentes:

Exemplo:

Velocidade de Formação dos Produtos:

Page 89: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 89/128

Condições para que ocorra uma reação química

Para que uma reação química ocorra é necessário que haja contato e afinidade químicaentre os reagentes. Uma das condições mais importantes para a ocorrência de umareação química é a energia de ativação e as colisões entre as moléculas dos reagentes.

TEORIA DAS COLISÕES

Os átomos das moléculas dos reagentes estão sempre em movimento gerando muitascolisões (choques). Parte destas colisões aumentam a velocidade da reação química.Quanto mais choques com energia e geometria adequada houver, maior a velocidade dareação.Há dois tipos de colisões:- horizontal – colisão mais lenta- vertical – colisão mais rápida, colisão efetiva

Veja os dois modelos de colisões para a formação de duas moléculas de HCl:

Colisão Horizontal

 

Observe que após a primeira colisão há a formação de apenas uma molécula de HCl. Asegunda molécula se formará na segunda colisão.

Colisão Vertical

Observe que molécula de H2 se aproxima da molécula de Cl2 com muita velocidade.Em seguida, se chocam violentamente formando duas moléculas de HCl que se afastam

Page 90: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 90/128

logo. A primeira colisão forma o complexo ativado (duas molécuas de HCl). Estacolisão acontece com muita velocidade e portanto mais rápida, mais efetiva. Torna areação química mais rápida.O estado intermediário da reação, onde forma-se o complexo ativado é um estado detransição onde há um alto valor de energia envolvido.

O complexo ativado é a espécie química com maior valor energético em toda a reaçãoquímica que tem vida curtíssima.

ENERGIA DE ATIVAÇÃO(Eat)

É a energia mínima que os reagentes precisam para que inicie a reação química. Estaenergia mínima é necessária para a formação do complexo ativado.Quanto maior a energia de ativação mais lenta é a reação porque aumenta a dificuldade

 para que o processo ocorra.Quanto menor a energia de ativação menor a “barreira” de energia, mais colisõesefetivas e portanto uma reação mais rápida.

Gráficos Endotérmicos e Exotérmicos para a Energia de Ativação

A energia de ativação varia de acordo com o tipo de reação química. Nas reaçõesendotérmicas ela é maior do que nas exotérmica.

 

Onde:

Endotérmico

Page 91: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 91/128

Fonte: http://luizclaudionovaes.sites.uol.com.br/enerat1.gif 

Exotérmico

 

Fonte: http://luizclaudionovaes.sites.uol.com.br/enerat1.gif 

FATORES QUE ALTERAM A VELOCIDADE DAS REAÇÕES QUÍMICAS

Alguns fatores podem aumentar ou diminur a velocidade de uma reação química. Sãoeles:- temperatura- superfície de contato- pressão- concentração- presença de luz- catalisador - inibidores

Temperatura

Page 92: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 92/128

A temperatura está ligada à agitação das moléculas. Quanto mais calor, mais agitadasficam as moléculas. Se aumenta a temperatura, aumenta a energia cinética dasmoléculas (movimento). Se as moléculas se movimentam mais, elas se chocam mais ecom mais energia, diminuindo a energia de ativação e em consequência, aumenta onúmero de colisões efetivas e portanto a velocidade da reação também aumenta.

Por este motivo, aumentamos a chama do fogão para cozinhar e utilizamos a geladeira para evitar a deterioração dos alimentos.

Superfície de Contato

A área de contato entre os reagentes também interfere na velocidade das reaçõesquímicas. Quanto maior a superfície de contato, maior o número de moléculas reagindo,maior o número de colisões eficazes e portanto, aumenta a velocidade da reação.

Isto explica porque devemos tomar um comprimido de aspirina, por exemplo, inteiro doque em pó. O comprimido em pó reage mais rapidamente, causando lesões no nossoestômago. Se ele for ingerido inteiro, levará mais tempo para reagir, evitando lesões.

Uma substância em pó reage mais rápido do que uma substância inteira porque possuimaior superfície de contato.

Veja outros exemplos:- a carne é digerida mais facilmente quando mastigada do que inteira;- gravetos queimas mais rápido do que um pedaço de madeira de mesma massa;- palha de aço queima mais rápido do que um pedaço de ferro de mesma massa.

Pressão

Pressão é a razão entre força e área, ou seja, fazer força sobre uma determinada área.Com o aumento da pressão em um recipiente, diminui o volume e desta forma aumentaa concentração dos reagentes. As moléculas se chocam mais, aumentando o número decolísões e portanto, aumenta a velocidade da reação.

Page 93: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 93/128

Fonte: http://www.brasilescola.com/upload/e/pressao.jpgConcentração

Concentração está relacionado à quantidade de soluto e de solvente de uma substância.Se aumenta a concentração de reagentes , aumenta o número de moléculas dosreagentes, aumentando o número de colísões e aumentando também a velocidade da

reação. Está associada à Lei Cinética (Lei de Guldber-Waage).Quando se aumenta a concentração de oxigênio numa queima, a combustão acontecemais rápido.

Presença de Luz

Algumas reações químicas ocorrem com maior velocidade quando estão na presença de

luz. A luz influencia na velocidade das reações porque é uma energia em forma de ondaeletromagnética que ajuda a quebrar a barreira da energia de ativação.A água oxigenada, por exemplo, se decompõe mais facilmente quando está exposta àluz, por isso devemos deixá-la guardada em local escuro. A fotossíntese realizada pelas

 plantas é um tipo de reação que é influenciada pela presença da luz. Outra reação onde émuito utilizada a luz é a decomposição do AgBr que dá origem aos filmes fotográficos.

CATALISADOR 

Catalisador é uma substância química que não participa da reação química. Diminui aenergia de ativação e aumenta a velocidade da reação.

O catalisador acelera a reação mas não altera a composição química dos reagentes e produtos envolvidos. A quantidade de substância produzida na reação não se altera como uso de catalisadores.Se a reação for reversível, a reação inversa também será acelerada, pois sua energia deativação também terá um valor menor.O catalisador não altera a variação de entalpia.

Gráficos com e sem catalisadores:

Page 94: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 94/128

http://clientespeedy.klickeducacao.com.br/2006/arq_img_upload/paginas/558/cineticanew2.jpg

Catálise é o aumento de velocidade da reação, provocado pelo catalisador.A palavra catálise, do grego katálysis, foi introduzida, em 1835, por Berzeliu.

 No nosso organismo existem muitos catalisadores, que são chamados de enzimas. Asaliva e o suco gástrico (que contém ácido clorídrico) são exemplos de enzimas queaumentam a velocidade da reação, no caso, a digestão.

 Nas indústrias químicas, principalmente a petroquímica, os catalisadores são muitoutilizados para acelerar as reações, deixando o processo mais barato.Uma forma de ver a ação dos catalisadores é adicionando açúcar ao refrigerante. Osrefrigerenates carbonatados contém dióxido de carbono (gás carbônico) e pode ser eliminado mais facilmente com adição de açúcar. A reação de eliminação do gásacontece com mais velocidade e percebe-se a formação de bolhas do gás deixando asolução.

 Na equação química, coloca-se o catalisador em cima da seta que representa a reação

química.Em função dos estados físicos dos reagentes e produtos, a catálise pode ser homogêneaou heterogênea.

- catálise homogênea: quando reagentes e catalisador estão no mesmo estado físicoformando um sistema monofásico.

- catálise heterogênea: quando reagentes e catalisador não estão no mesmo estado físicoformando um sistema heterogêneo.

 Não existe um tipo ideal de catalisador. Para cada reação química existe um tipodiferente de catalisador. Os catalisadors mais comuns são:- metais - principalmente os de transição: Co, Ni, Pt, Pd

- ácidos - que catalisam muitas reações orgânicas: H2SO4- óxidos metálicos – Al2O3, Fe2O3

Page 95: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 95/128

- bases - NaOH- enzimas – produzidas pelos organismos vivos: lipase, suco gástrico.

Inibidores

São substâncias, que ao contrário dos catalisadores, aumentam a energia de ativação ecomo consequência diminuem a velocidade da reação química. Pode ser chamadotambém de veneno de catalisador ou anticatalisador . Antigamente era chamado decatalisador negativo.

Velocidade Instantânea

 Nas reações químicas a velocidade a cada instante é diferente da velocidade média. Asvelocidades instantâneas nunca são as mesmas, possuindo valores diferentes durante areação. Se os intervalos de tempo utilizados nas medidas da velocidade média foremficando cada vez menores, a velocidade média tenderá a assumir valores cada vez mais

 próximos da velocidade em um certo instante.

Velocidade Instantânea é o valor para o qual tende a velocidade média quando osintervalos de tempo vão se tornando cada vez menores.

Pode ser calculada de acordo com a “ Lei Cinética ou Equação de Velocidade”, proposta por Guldberg e Waage.

LEI DE GULDBERG E WAAGE

A Lei da Velocidade ou Lei de Guldberg-Waage foi proposta em 1867, pelos cientistasnorugueses Cato Maximilian Guldberg (1836-1902) e Peter Waage (1833-1900). Foienunciada da seguinte forma:

“ A velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao produto dasconcentrações molares dos reagentes, para cada temperatura, elevada a expoentesexperimentalmente determinados.”

Os expoentes que constam na lei irão determinar a ordem da reação.

Para uma reação genérica, temos:

Onde:V = velocidade da reação

K = constante de velocidade

[A] = concentração molar de A

Page 96: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 96/128

[B] = concentração molar de BX e Y = expoentes experimentalmente determinados

Em uma reação elementar, onde ocorre em uma única etapa, o expoente é o coeficientedos reagentes.

Exemplo:

Alguns processos químicos oorrem em várias etapas. As reações globais são as que

ocorrem em mais de uma etapa. A velocidade desta reação depende da velocidade dasetapas participantes. Quando isto acontecer, determina-se a velocidade da reação atravésda etapa lenta.É fácil entender porque utiliza-se a etapa lenta para determinar a velocidade da reação.Imagine por exemplo uma viagem de ônibus entre as cidades de São Paulo e Rio deJaneiro. Aparentemente, temos a impressão que a viajem vai acontecer em uma únicaetapa (sair de São Paulo e chagar ao Rio). Mas na prática, há três etapas. A primeiraetapa é chegar até a rodoviária (10 minutos), a segunda pegar o ônibus, mais 5horas(300 minutos) e por último, já no Rio de Janeiro, pegar um ônibus até o seu destino (5minutos). Como a segunda etapa gastou mais tempo, arredondamos a viagem para 5horas. Com as reações químicas é mais ou menos assim que acontece.

Exemplo:

 _____________________________________ 

Velocidade da reação:

Ordem da Reação e Molecularidade

A ordem de uma reação química só pode ser determinada experimentalmente.A molecularidade representa o número mínimo de moléculas ou íons reagentesnecessários para que ocorram colisões e a reação possa se processar em uma única etapa(elementar).

Os expoentes que estão na lei da velocidade podem determinar a ordem da reação.

Page 97: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 97/128

Onde:

Exemplo:

Lei da velocidade:

Molecularidade: 3 - trimolecular 

A ordem da reação pode indicar o que acontece com a velocidade da reação quando éalterada a concentração dos reagentes.

Ordem O que acontesse com a concentração

1ª Igual

2ª Duplica (quadrado)

3ª Ao cubo

Veja o exemplo:Seja a equação química:

Responda:

a) equação da velocidade:

 b) ordem da reação: 2ª ordem

c) o que acontece com a velocidade quando a concentração de NO2 é dobrada? 2² = 4 (a

velocidade aumenta 4 vezes).

Page 98: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 98/128

d) o que acontece com a velocidade quando a concentração do CO é dobrada? Nãoacontece nada porque a concentração do CO não altera nada. A sua ordem é zero.

SOMERIA

Algumas substâncias podem apresentar a mesma fórmula molecular e possuir  propriedades e nome diferentes.

Veja dois exemplos de substâncias químicas que possuem a mesma fórmula molecular,mas diferem no nome e em algumas propriedades:

 Fórmula molecular: C2H6O

 Nome: etanolFunção: álcoolPonto de fusão: -115°CPonto de ebulição: 78°CReatividade: altaEstado físico a 25°C: líquido

Fórmula molecular: C2H6O Nome: metóxi-metanoFunção: éter Ponto de fusão: -140°CPonto de fusão: -24°CReatividade: baixaEstado físico a 25°C: gás

Veja o outro exemplo análogo:

Que palavras você poderia escrever com as letras RMAO com diferentes arrumações?Poderíamos escrever as palavras: amor e roma.

O mesmo acontece com as substâncias. Para este fenômeno, que é tão comum, damos onome de ISOMERIA.

Isomeria – é o fenômeno que ocorrem entre moléculas com mesma fórmula molecular 

mas diferem na sua estrutura, propriedade e nome.

Page 99: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 99/128

Os compostos que sofrem este tipo de fenômeno são chamados de isômeros. A palavraisômero deriva de dois radicais gregos: iso, que significa igual e meros, que significa

 partes.

A isomeria pode ser dividida em:

- isomeria plana (cadeia, posição, metameria, função e tautomeria)- isomeria espacial (geométrica cis-trans e óptica)

ISOMERIA PLANA

É a isomeria onde os compostos são identificados por meio de suas fórmulas estruturais planas.Dividem-se em isomeria plana de cadeia, posição, metameria, função e tautomeria.

ISOMERIA PLANA DE CADEIA

Esta isomeria ocorre quando isômeros pertencem à mesma função, mas diferem no tipode cadeia carbônica.

Exemplos:

ISOMERIA PLANA DE POSIÇÃO

Esta isomeria ocorre entre isômeros que pertenem à mesma função, possuem o mesmotipo de cadeia, mas diferem na posição dos radicais, insaturações ou dos gruposfuncionais.

Exemplos:

- diferença na posição dos radicais:

Page 100: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 100/128

- diferença na posição da insaturação:

- diferença na posição do grupo funcional:

ISOMERIA DE METAMERIA OU COMPENSAÇÃO

Esta isomeria ocorre entre isômeros que pertencem à mesma função mas diferem na posição de um heteroátomo na cadeia carbônica.O heteroátomo deve sempre estar entre carbonos.

Exemplos:

Page 101: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 101/128

ISOMERIA DE FUNÇÃO

Esta isomeria ocorre quando os isômeros pertencem a funções diferentes. Os isômerosmais comuns para este tipo de isomeria são:- álcool e éter 

- aldeído e cetona- ácido carboxílico e éter 

Exemplos:

- álcool e éter: C2H6O

 

- aldeído e cetona: C3H6O

- ácido carboxílico e éster: C4H8O2

Page 102: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 102/128

ISOMERIA DE TAUTOMERIA

Esta isomeria é um caso especial da isomeria plana, onde os isômeros pertencem àfunções químicas diferentes e estabelecem um equilíbrio químico dinâmico. Os casosmais comuns ocorre entre:

- aldeído e enol- cetona e enol

Exemplos:

- aldeído e enol

- cetona e enol

ISOMERIA ESPACIAL

A isomeria espacial é aquela que só pode ser explicada por meio de fórmulas estruturaisespaciais. Só será posivel diferencias os isômeros através de modelos molecularesespaciais.A isomeria espacial divide-se em dois tipos:- isomeria geométrica cis-trans- isomeria óptica

ISOMERIA ESPACIAL GEOMÉTRICA CIS-TRANS

Page 103: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 103/128

A isomeria geométrica cis-trans ocorre quando um par de isômeros apresentam a mesmafórmula molecular, mas são diferentes em suas fórmulas estruturais.Pode ocorrer em dois casos:- em compostos com ligação dupla- em compostos cíclicos

Compostos com ligação dupla

Os isômeros deverão ter carbonos unidos por uma dupla ligação e ligantes diferentes presos a cada carbono da dupla ligação.

Seja a ligação dupla entre C = C e seus ligantes a, b, c, d, a condição para que ocorra aisomeria geométrica cis-trans deve ter seus ligantes a e b diferentes e c e d diferentes.

Assim:

Exemplos:

A fórmula molecular C2H2Cl2 pode representar duas moléculas com fórmulasestruturais diferentes.

Obseve que os átomos ligantes H e Cl estão no mesmo lado na fórmula à esquerda.Estão em posições opostas na fórmula à direita. Por este motivo, damos nomesdiferentes para estes isômeros.

ISOMERIA CIS

 – Indicando átomos iguais de um mesmo lado em relação aos carbonos da dupla. A palavra cis vem do latim e significa “aquém de”.

ISOMERIA TRANS

Page 104: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 104/128

 – Indicando que os átomos estão em posições transversais ou opostas em relação aoscarbonos da dupla. A palavra trans vem do latim e significa “além de”.

 Nomenclatura correta destes isômeros:

Compostos Cíclicos

Para que esta isomeria ocorra em compostos cíclicos é necessário que pelo menos dois

carbonos do ciclo apresentem ligantes diferentes entre si.

 Nesta molécula os ligantes dos carbonos são diferentes:

Exemplos:

Fonte: http://www.colegioweb.com.br/quimica/compostos-de-cadeia-ciclica

Este caso especial de isomeria também pode ser chamado de isomeria baeyeriana, emhomenagem ao cientista Adolf von Baeyer .

ISOMERIA ESPACIAL ÓPTICA

A isomeria espacial óptica é aquela que apresenta um carbono com quatro ligantesdiferentes entre si. Para este carbono damos o nome de assimétrico. Está identificadocom um asterisco (*).

Page 105: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 105/128

Carbono Assimétrico ou Quiral – é o átomo de carbono que está ligado a quatro gruposdiferentes entre si.

Exemplo: ácido lático ou ácido 2-hidróxi-propanóico

Observe que há quatro grupos diferentes nesta molécula: H, CH3, OH, COOH.

Se pudéssemos colocar um espelho na frente da molécula do ácido lático,visualizaremos a seguinte molécula:O ácido lático recebe o nome D e a sua imagem especular (imagem do espelho), o nomeL.

Substâncias que desviam a luz polarizada para a direita chamam-se dextrógira (dolatim dexter , direito) e substâncias que desviam a luz polarizada para a esquerdachamam-se levógira (do latim laevus, esquerda).Então as duas moléculas de ácido lático desviam a luz plano polarizada porém uma paraum lado e a outra para o outro.Podemos esrever:- ácido lático dextrógiro, ácido d-lático ou ácido (+) lático- ácido lático levógiro, ácido l-lático ou ácido (-) lático

As propiredades físicas destes isômeros são as mesmas. A única diferença é a polarização da luz plano polarizada.Os dois isômeros de ácido lático podem ser chamado de par de enantiomorfos ouantípodas ópticos.

Existem algumas moléculas que possuem diversos carbonos assimétricos ou quirais.Veja o exemplo do ácido α-hidróxi-β-metil-succínico:

Page 106: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 106/128

 Nesta substância, temos dois carbonos assimétricos e diferentes entre si.Este composto apresenta quatro isômeros opticamente ativos e distintos entre si, que

 podem ser representados desta forma:

A diferença entre os quatro compostos é indicada pelas posições dos grupos OH e CH3,que as vezes estão na esquerda e outra vez à direita da fórmula.Os isômeros A e B são antípodas ópticos, sendo que um é dextrógiro e o outro levógiro.

Os isômeros C e D são antípodas ópticos, sendo que um é dextrógiro e o outro levógiro.Observe que A e B; C e D são imagens especulares uma da outra. É como se houvesseum espelho na frente de cada uma destas moléculas.Os isômeros ópticos que não são enantiomorfos entre si são chamados dediastereoisômeros. Neste caso são A e C; A e D; B e C; B e D.Para saber quantos isômeros ópticos existe, podemos calcular de acordo com o númerode carbonos assimétricos.

2n

Onde:

n = número de carbonos assimétricosExemplo:

 Na molécula do ácido α-hidróxi-β-metil-succínico existem dois carbonos assimétricos.Então aplicando a fórmula:

Page 107: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 107/128

2n2² = 4

Existem quatro isômeros para este composto.Formam-se dois dextrógiros e dois levógiros.

REAÇÕES ORGÂNICAS

Existem na natureza milhões de substâncias orgânicas. A quantidade de reaçõesquímicas que podem ocorrem com estas substâncias é enorme. Algumas são previsíveis.

As mais importantes reações orgânicas são as seguintes:- reação de adição- reação de substituição- reação de oxidação- reação de eliminação

REAÇÃO DE ADIÇÃO

As reações de adição são aquelas onde um átomo proveniente de uma substânciaorgânica ou inorgânica se adiciona à uma substância orgânica. Ocorre emhidrocarbonetos insaturados, como os alcenos e os alcinos.São caracterizadas pela quebra das ligações duplas e triplas. Nos hidrocarbonetosinsaturados, a quebra ocorre na ligação mais fraca (ligação π) e ocorre a formação deduas novas ligações (ligações δ).

As principais reações de adição são:- hidrogenação catalítica- halogenação

- adição de HX- adição de água- adição a aromático

Hidrogenação Catalítica

Esta reação de adição ocorre em alcenos e alcinos. O gás hidrogênio é adicionado com aajuda de um catalisador. Pode ser usado o metal níquel (Ni) ou platina (Pt).Também podemos chamar esta reação de reação de Sabatier-Senderens.

 Na indústria química de alimentos é muito conhecida. Serve de base para a produção demargarinas a partir de óleos vegetais.

Page 108: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 108/128

Os óleos vegetais possuem ligações duplas. A reação de adição, hidrogenação catalíticatransforma esses óleos, que são líquidos em gorduras, que é sólida.

Óleo + nH2 → gordura

(líquido insaturado) (sólida saturada)

Hidrogenação catalítica nos alcenos e alcinos:

Observe que o produto desta reação é um alcano. Então, uma das sínteses de alcanos é ahidrogenação catalítica.

Halogenação

A halogenação é uma reação de adição onde adiciona-se halogênio (Cl2 e Br2) a umalceno ou alcadieno.

Em alceno:

Em alcadieno:

Page 109: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 109/128

A halogenação forma como produto di-haletos vicinais, ou seja, dois halogêniosvizinhos.

Adição de HX (hidrohalogenação)

Esta reação é feita adicionando HX aos alcenos.

HX, onde X é o halogênio.

Exemplos: HCl, HBr 

Em alguns casos, obtemos dois produtos. O “teoricamente” esperado deve seguir a

 Regra de Markovnikov.Regra de Markovnikov – “Nas reações de adição, o hidrogênio é adicionado aocarbono mais hidrogenado da ligação dupla”.

Esta regra serve somente para o cloro. Para o bromo, serve a regra Antimarkovnikov,que é o inverso da Markovnikov.

Exemplo de Markovnikov:

Exemplo de Antimarkovnikov:

 

Adição de Água

Esta reação de adição também é chamada de hidratação de alceno. Ocorre de maneirasemelhante com a reação de adição de HX.É uma reação catalisada por ácido e também segue a regra de Markovnikov. Ohidrogênio entra no carbono mais hidrogenado e a hidroxila no carbono menoshidrogenado.Formam como produto, álcool primário e secundário.

Page 110: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 110/128

Exemplo:

 

Adição a Aromático

Os aromáticos sofrem reações de substituição, porém em alguns casos ocorre umaadição. Quando há hidrogenação total do anel benzênico, a reação é de adição.Esta reação não é tão fácil de ser feita.Veja o exemplo do hidrogênio se adicionando ao benzeno formando um hidrocarbonetocíclico, o ciclo-hexeno:

+ 3H2 →

Esta reação só é posível se for utilizado o catalisador metálico níquel (Ni) ou platina(Pt) a temperatura de 300°C e com uma pressão de 200atm.

REAÇÕES DE SUBSTITUIÇÃO

As reações de substituição são aquelas onde um átomo ou um grupo de átomos de umamolécula orgânica é substituído por outro átomo ou grupo de átomos.As principais reações de substituição são:- halogenação- nitração- sulfonação

Halogenação

Page 111: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 111/128

Os halogênios utilizados nas reações de substituição devem ser o cloro (Cl) e o Bromo(Br). Reações com flúor (F) são muito perigosas devida à alta reatividade desteelemento e com iodo (I) as reações tornam-se muito lentas.

Os alcanos podem ser transformados em haletos de alquila.

Exemplos:

A partir do metano, realizando sucessivas halogenações (excesso de halogênios)

catalisadas por luz e calor, podemos obter:

 

CH4 → CH3Cl → CH2Cl2 → CHCl3 → CCl4metano clorometano diclorometano triclorometano ou tetracloretoclorofórmio de carbono

Esta reação pode ser chamada de Reação em Cadeia.

O clorofórmio era muito utilizado como anestésico em cirurgias. Atualmente aboliu-seseu uso por ser muito tóxico e perigoso para a saúde. Pode causar sérios danos aofígado.

A ordem de facilidade com que o hidrogênio “sai” do hidrocarboneto é:

CTERCIÁRIO > CSECUNDÁRIO > CPRIMÁRIO

Nitração

A reação de nitração é aquela onde reagimos um hidrocarboneto com ácido nítrico

(HNO3).

Exemplo:

Sulfonação

Page 112: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 112/128

A reação de sulfonação é aquela onde reagimos um hidrocarboneto com ácido sulfúrico(H2SO4).

Exemplo:

REAÇÃO DE OXIDAÇÃO

As reações de oxidação das substâncias orgânicas devem ser catalisadas por um agenteoxidantes. São simbolizados por [O] e podem ser o permanganato de potássio(KMnO4), dicromato de potássio (K2Cr2O7) ou o tetraóxido de ósmio (OsO4).

As reações mais importantes de oxidação são:- oxidação energética dos alcenos- oxidação de álcool primário- oxidação de álcool secundário

Oxidação Energética dos Alcenos

 

Esta oxidação ocorre nos alcenos em contato com um agente oxidante em soluçãoaquosa, concentrada e ácida (geralmente em ácido sulfúrico). Nesta reação, podemosobter vários produtos. Depende do tipo da posição da ligação dupla:Observe:- carbono primário produz gás carbônico e água- carbono secundário produz ácido carboxílico- carbono terciário produz cetona

Esta reação serve como teste de insaturação de alceno, ou seja, para identificar que tipode alceno se tem.

Alguns exemplos:

Carbono secundário:

O//CH3 – CH = CH2 + 5[O] → CH3 – C + CO2 + H2O\OH

Page 113: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 113/128

Carbono terciário:

CH3 – C = C – CH3 + 2[O] → CH3 – C – CH3| | | |

CH3 CH3 O

Oxidação de Álcoois Primários

Os álcoois primários se oxidam com oxidantes enegéticos, como o permanganato de potássio e dicromato de potássio, em meio sulfúrico. O produto desta oxidação éaldeído. Com mais quantidade de agente oxidante, obtemos um ácido carboxílico.Esta reação explica porque o vinho fica com gosto de vinagre quando deixamos muitotempo em contanto com o ar (oxigênio). O álcool sofre uma oxidação e tranforma-se emvinagre, que é um ácido carboxílico.

Exemplo:

O O// //CH3 – CH2OH + [O] → CH3 – C + [O] → CH3 – C\ \H OHálcool primário aldeído ácido carboxílico

Oxidação de Álcoois Secundários

Os álcoois secundários tem como produto as cetonas.

Exemplo:

CH3 – CH – CH3 + [O] → CH3 – C – CH3| | |

OH O

álcool secundário cetona

 

Observação: Não existe oxidação de álcool terciário.

REAÇÃO DE ELIMINAÇÃO

São as reações onde alguns átomos ou grupos de átomos são eliminados da moléculaorgânica.

Page 114: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 114/128

É o inverso das reações de adição.Tem grande importância para a indústria química, na produção de polietileno que é amatéria-prima para a obtençao de plásticos.As principais reações de eliminação são:- eliminação de hidrogênio (desidrogenação)

- eliminação de halogênios (de-halogenação)- eliminação de halogenidreto- eliminação de água (desidratação de álcool)

Eliminação de Hidrogênio ou Desidrogenação

A partir de alcano é possível obter um alceno, catalisado por calor.

Exemplo:

Eliminação de Halogênio ou De-Halogenação

Di-haletos vicinais regindo com zinco catalisado por um álcool formam alcenos.

Exemplo:

Eliminação de Halogenidretos

Halogenidretos, como HCl, HBr e HI podem ser eliminados a partir de um haleto dealquila, catalisado por uma base, que pode ser o KOH e um álcool.

Exemplo:

Eliminação de Água

A desidratação intramolecular de álcool catalisada por ácido sulfúrico concentrado ecalor (170°C) ocorre com a eliminação de água e alceno.

Page 115: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 115/128

Outra desidratação que pode ocorrer é a intermolecular de dois álcoois formando éter eeliminando água. A reação deve ser catalisada por ácido sulfúrico concentrado e calor 

(140°C).

Então:1 molécula álcool = desidratação intramolecular = alceno2 moléculas álcool = desidratação intermolecular = éter 

FUNÇÃO DA QUÍMICA INORGÃNICA

Algumas substâncias químicas com propriedades semelhantes foram agrupadas emfunções químicas.

 Função Química – conjunto de compostos com propriedades químicas semelhantes.

As substâncias inorgânicas se dividem em quatro grandes grupos que são conhecidoscomo as funções da química inorgânica. São elas: ácidos, bases, óxidos e sais. Hátambém as funções orgânicas que são os hidrocarbonetos, alcoóis, cetonas, aldeídos,éteres, ésteres, ácidos carboxílicos, aminas e amidas.

ÁCIDOS

Ácido é toda substância que em água produz o cátion H+.Quando um ácido entra em contato com a água, ele se ioniza e libera H+.Exemplos:

HCl + H2O → H+ + Cl-

HF + H2O → H+ + F-

H2SO4 → H+ + SO2-

Identifica-se um ácido com a presença de um H+ no lado esquerdo da fórmula.As principais características dos ácidos são:- sabor azedo (em geral tóxicos e corrosivos);- conduzem eletricidade em solução aquosa (em água);- mudam a cor de certas substâncias (indicadores ácido-base, que são substânciasorgânicas);- reagem com base formando sal e água.

Utilidade

Page 116: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 116/128

- Ácido sulfúrico (H2SO4) – produto químico mais utilizado na indústria, por isso oconsumo de ácido sulfúrico mede o desenvolvimento industrial de um país. É corrosivoe muito solúvel em água. É usado em baterias de automóveis, na produção defertilizantes, compostos orgânicos, na limpeza de metais e ligas metálicas (aço).

- Ácido clorídrico (HCl) – é um dos componentes do suco gástrico do nosso estômago.O HCl puro é um gás muito corrosivo e tóxico. O HCl em solução aquosa é sufocante ecorrosivo. É usado na limpeza de pisos e paredes de pedra ou azulejo. O ácido muriáticoé o ácido clorídrico impuro.

- Ácido fluorídrico (HF) – é utilizado para a produção de alumínio, corrosão de vidros(em automóveis), decoração em objetos de vidro. É altamente corrosivo para a pele.

- Ácido nítrico (HNO3) – ácido tóxico e corrosivo. Utilizado na produção defertilizantes e de compostos orgânicos.

Classificação

A) PRESENÇA DE OXIGÊNIO

- ácidos sem oxigênio – hidrácidosExemplos: HCl, HBr 

- ácidos com oxigênios – oxiácidosExemplos: H2SO4, HNO3

B) NÚMERO DE H+ IONIZÁVEIS

- monoácido – produz 1 H+ Exemplos: HCl, HNO3

- diácido – produz 2 H+ Exemplos: H2SO4,H2CO3

- triácido – produz 3 H+ Exemplos: H3PO4, H3BO3

- tetrácidos – 4H+

 Exemplos: H4SiO4 

Os poliácidos são ácidos com dois ou mais H+ ionizáveis.

C) FORÇA ÁCIDA (GRAU DE IONIZAÇÃO):

- Hidrácidos:Fortes: HCl, HBr Moderado: HFFraco: os demais hidrácidos

Page 117: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 117/128

- Oxiácidos:Sendo a fórmula genérica: HaEO b, onde:H = hidrogênioE = elemento químicoO = oxigênio

a = número de H b = número de O

Se b-a:3 ou 2 = ácido forte1 = ácido moderado0 = ácido fraco

Exemplos:HNO3 → 3-1=2 → ácido forteH3PO4 → 4-3=1 → ácido moderado

H3BO3 → 3-3=0 → ácido fraco

Nomenclatura

A) HIDRÁCIDOS

Ácido + nome do elemento + ídrico

Exemplos:HCl – ácido clor ídricoH2S – ácido sulf ídrico

B) OXIÁCIDOS

Ácido + nome do elemento + oso/ico

Exemplos:H2SO4 – ácido sulfúricoHNO3 – ácido nítricoH3PO4 – ácido fosfóricoHClO3 – ácido clórico

H2CO3 – ácido carbônicoTodos os ácidos acima terminam em ICO. Eles servem como referência para dar nomeaos demais oxiácidos. Se diminuirmos o número de oxigênio destes ácidos, utilizamos aterminação OSO. Se diminuirmos dois oxigênios, adicionamos HIPO antes do elementomais a terminação OSO. Se aumentar o número de oxigênio, colocamos o prefixo PER na frente do elemento. Veja os exemplos:H2SO5 – ácido persulfúricoH2SO4 – ácido sulfúricoH2SO3 – ácido sulfurosoH2SO2 – ácido hiposulfuroso

Então:Ácido per+elemento+ico

Page 118: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 118/128

Ácido+elemento+icoÁcido +elemento+osoÁcido+hipo+elemento+oso

BASES

Base é toda substância que em água produz o ânion OH- (hidroxila). Quando uma baseentra em contato com água, ela se dissocia e libera OH-.Exemplos:

 NaOH + H2O ↔ Na+ + OH-Mg(OH)2 + H2O ↔ Mg2+ + 2OH-

Al(OH)3 + H2O ↔ Al3+ + 3OH-

Identifica-se uma base pela presença de OH- no lado direito da fórmula.As principais características das bases são:- sabor adstringente (sabor igual ao da banana verde que parece que “prende” a língua);

- conduzem eletricidade em solução aquosa (em água);- mudam a cor de certas substâncias, os chamados indicadores ácido-base;-reagem com ácidos formando sal e água.

Utilidade

- Hidróxido de sódio (NaOH) – conhecida também como soda cáustica. É tóxico ecorrosivo. Usado para desentupir pias. É muito usado na indústria química para preparar sabão e outros compostos orgânicos.

- Hidróxido de Magnésio (Mg(OH)2) – usado como antiácido estomacal. É tambémchamado de leite de magnésia.

- Hidróxido de cálcio – (Ca(OH)2) – chamado de cal hidratada, cal apagada ou calextinta. Usada na construção civil para preparar argamassa e usado em pinturas. Ohidróxido de cálcio em água é chamado de leite de cal ou água de cal.

Page 119: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 119/128

- Hidróxido de amônio (NH4OH) em solução aquosa é conhecido como amoníaco ouamônia. Usado em limpeza doméstica, saponificações de gorduras e óleos. É tóxico eirritante aos olhos.

Classificação

A) Número de OH- dissociadas:

- Monobase – possui uma OH-

Exemplo: NaOH, NH4OH

- Dibase- possui dois OH- Exemplos: Mg(OH)2, Fe(OH)2

- Tribase – possui três OH- Exemplos: Al(OH)3, Fe(OH)3

- Tetrabase – possui quatro OH- Exemplos: Pb(OH)4, Sn(OH)4

B) Força Básica/Grau de Dissociação:- Base Forte – tem grau de dissociação de quase 100%. São as bases dos metaisalcalinos e alcalinos terrosos.Exemplos: NaOH, KOH, Ca(OH)2

Exceção: Mg(OH)2 que é uma base fraca.

- Base Fraca – tem grau de dissociação inferior a 5%. São as demais bases, incluindo oMg(OH)2 e NH4OH.

C) Solubilidade em Água:- Solúveis: bases dos metais alcalinos e o NH4OH.Exemplos: KOH, NaOH, LiOH, NH4OH.

- Pouco solúveis: bases dos metais alcalinos terrosos.Exemplos: Ba(OH)2, Ca(OH)2, Mg(OH)2.

- Insolúveis: demais bases.Exemplos: Fe(OH)2, Al(OH)3, Sn(OH)2

Nomenclatura

A) Elementos com um NOX/ Elementos com NOX fixo:

Page 120: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 120/128

Hidróxido de + nome do elemento

Exemplos: NaOH (nox 1+) – hidróxido de sódioMg(OH)2 (nox 2+) – hidróxido de magnésio

Ca(OH)2 (nox 2+) – hidróxido de cálcio

B) Elementos com mais de um NOX/ Elementos com NOX variável:

Hidróxido de + nome do elemento + OSO/ICO

Ou ainda:

Hidróxido de + nome do elemento + número do NOX em romano

O NOX maior fica com a terminação ICO e o NOX menor fica com a terminação OSO.

Exemplos:Fe(OH)2 – hidróxido ferroso ou hidróxido de ferro IIFe(OH)3 – hidróxido férrico ou hidróxido de ferro III

ÓXIDOS

Óxido é toda substância formada por oxigênio e mais outro elemento. Formamcompostos binários, ou seja, só possuem dois elementos na sua fórmula química.

magnetita

água rochas

Exemplos: Na2O, MgO, Al2O3, FeO.

Identificam-se os óxidos como composto binário sendo o oxigênio o elemento maiseletronegativo e do lado direito da fórmula. Portanto, não existe um óxido com flúor.

Utilidade

- Óxido de cálcio (Cao) – sólido branco usado na construção civil para fabricar cimento,tijolo, cerâmicas. Age como fungicida e bactericida. Na agricultura, para corrigir aacidez do solo.. pode ser chamado de cal viva ou cal virgem.

Page 121: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 121/128

- Dióxido de carbono (CO2) – é o gás carbônico obtido como subproduto de váriasreações industriais. Usado em refrigerantes e quando sólido é conhecido como gelo-

seco. Participa da fotossíntese das plantas.

- Óxido de hidrogênio (H2O) – é a água. Óxido mais importante do planeta. Toda a

forma de vida na Terra está associada a este óxido.

- Óxido de zinco (ZnO) – é um pó branco (alvaiade) usado em pinturas do rosto de palhaços. Usado também como protetor solar.

- Peróxido de Hidrogênio (H2O2) – chamada de água oxigenada, é um peróxido que sedecompõe rapidamente. É usado como bactericida e para branqueamento de cabelos,fibras e papel.

Classificação:A) Óxidos Básicos: reagem com água para formar bases ou reagem com ácidosformando sal e água.Exemplos:

 Na2O + H2O → 2NaOH2Na2O + 2HCl → 2NaCl + H2O

São sólidos iônicos. Metais alcalinos e alcalinos terrosos reagem com a água. Estesmetais tem NOX 1+, 2+ e 3+.

B) Óxidos Ácidos: reagem com água para formar ácido ou reagem com base formandosal e água.

Exemplos:SO3 + H2O → H2SO4

SO3 + 2 NaOH → Na2SO4 + H2O

São formados por oxigênio e não-metais ou metais com NOX elevado.

C) Óxidos Anfóteros: comportam-se como óxidos básicos e também como óxidosácidos. Só reagem com ácido forte ou base forte.Exemplos:ZnO + HCl → ZnCl2 + H2OZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O

Page 122: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 122/128

São, em geral, sólidos iônicos, insolúveis em água.Podem ser formados por: Zn, Pb, Sn, As, Sb.

D) Óxidos neutros: não reagem com água, nem com ácido e nem com base.Exemplos: CO, N2O, NO.

São gases e moleculares, formados por não-metais.

E) Peróxidos: reagem com água ou com ácido diluído formando água oxigenada(H2O2).Exemplos:

 Na2O2 + 2H2O → 2NaOH + H2O2

 Na2O2 + H2SO4 → Na2SO4 + H2O2

 Na2O2 – peróxido de sódioH2O2 – peróxido de hidrogênio

Nomenclatura

A) Óxidos com NOX fixo:Em geral, metais alcalinos e alcalinos terrosos.

Óxido de + nome do elemento

Exemplos: Na2O – óxido de sódioCao – óxido de cálcio

B) Óxidos com NOX variável:

Óxido de + nome do elemento + ICO/OSO

ICO – NOX maior OSO – NOX menor 

Exemplos:Fe2O3 – (Fe com nox 3+) – óxido férricoFeO – (Fe com nox 2+) – óxido ferroso

Pode-se usar também número romano indicando o nox do metal.Exemplos:Fe2O3 – óxido de ferro IIIFeO – óxido de ferro II

Pode-se usar, ainda a nomenclatura que indica o número de átomo de oxigênios e onúmero de átomos do elemento. Usa-se esta forma para dar nome aos óxidos ácidos.

Mono MonoDi + óxido de + Di + nome do elemento

Tri Tri

Page 123: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 123/128

Exemplos:CO – monóxido de carbonoCO2 – dióxido de carbonoSO3 – trióxido de enxofre

 N2O3 – trióxido de dinitrogênio

SAIS

Sal é toda substância que em água produz um cátion diferente do H+ e um âniondiferente do OH-.Os sais são formados a partir da reação de um ácido com uma base, que é a reação deneutralização, formando também água.Exemplos:HCl + NaOH → NaCl + H2O

ácido base sal água

As principais características são:- conduzem eletricidade quando estão na fase líquida (fundidos) ou em solução aquosa,

 porque nestes casos há elétrons livres;- geralmente são sólidos à temperatura e pressão ambiente (25°C e 1atm).

Utilidade

- Cloreto de sódio (NaCl) – é obtido da água do mar e utilizado na alimentação como salde cozinha e na conservação de carnes. Na indústria, é usado para a produção de sodacáustica e gás cloro.

- Carbonato de sódio (Na2CO3) – também chamado de soda ou barrilha. Usado para afabricação de vidro, sabão, corantes e no tratamento de água de piscina.

- Carbonato de cálcio (CaCO3) – na natureza, é encontrado na forma de mármore,calcário e calcita. Forma as estalactites e as estalagmites das cavernas. Usado na

 produção de cimento e de cal virgem (Cao). Reduz a acidez do solo.

Page 124: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 124/128

 

mármore estalactite e estalagmite nas cavernas

- Hipoclorito de sódio (NaOCl) – usado como anti-séptico e alvejante (clareamento deroupas).

Nomenclatura

O nome do sal é formado a partir do nome do ácido que o originou:

Assim:

ÁCIDO SAL

ÍDRICO ETO

ICO ATO

OSO ITO

 Nome do Sal: Nome do ânion do ácido de origem + eto/ato/ito + de + nome do cátion da base deorigemExemplo:

HCl + NaOH → NaCl + H2Oácido clor ídrico hidróxido de sódio clor eto de sódio água

Outros nomes:CaF2 – fluoreto de cálcio

 NaBr – brometo de sódioLi2(SO4) – sulfato de lítioKNO2 – nitrito de potássio

 Na2CO3 – carbonato de sódio

7.5 Indicadores Ácido-Base e pH 

Page 125: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 125/128

Os indicadores ácido-base são substâncias orgânicas que ao entrar em contato com umácido ficam com uma cor e ao entrar em contato com uma base ficam com outra cor.Assim, para saber se uma substância é ácido ou base, podemos utilizar um indicador orgânico para identificar a função química.São exemplos de indicadores ácido-base: fenolftaleína, alaranjado de metila, papel

tornassol, azul de bromotimol.Alguns indicadores naturais também podem ser utilizados, como o repolho roxo e a flor hortência e o hibisco.

Veja a coloração que os principais indicadores podem adquirir ao entrar em contato comum ácido ou uma base:

INDICADOR ÁCIDO BASE NEUTRO

FENOLFTALEÍNA INCOLOR ROSA INCOLOR  

TORNASSOL ROSA AZUL -

Para os outros indicadores:- Repolho roxo, em meio aquoso, fica vermelho em contato com ácido, verde emcontato com base e vermelho quando neutro.- Alaranjado de metila fica vermelho em contato com ácido, amarelo-laranja em base equando neutro;- O azul de bromotimol fica amarelo em ácido, e azul em base e quando neutro;- A flor hortência fica azul em meio ácido e rosa em base;- O hibisco ou mimo-de-vênus, que possui a cor rosa, fica vermelho-alaranjado emcontato com ácido e verde em meio básico.

Alguns indicadores ácido-base são tão eficientes que indicam até mesmo o grau deacidez ou alcalinidade (basicidade) das substâncias. Este grau é chamado do pH(produto hidrogeniônico) que mede a quantidade do cátion H+ das soluções.Existe uma escala de acidez e alcalinidade que vai de zero a quatorze. O maior númeroindica solução básica (alcalina) e o menor número indica uma solução ácida. Se o valor de pH for sete, ou seja, a metade, então a solução não é nem ácida e nem básica, ela éneutra.

Quanto mais a solução se aproxima de zero, mais ácida ela é. Quanto mais a solução seaproxima do quatorze, mais básica ela é.

Escala de pH

|_______________|_______________|0 7 14

ácido neutro base

 Na prática, o pH pode ser medido com indicadores ácido-base e também através deaparelhos que medem a condutividade elétrica das soluções.

Os indicadores mudam de cor em diferentes valores de pH. Para essa mudança de cor damos o nome de viragem e para o valor do pH damos o nome de ponto de viragem.

Page 126: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 126/128

Veja alguns exemplos diários de valores de pH:

CARÁTER ALCALINO PRODUTO

14 Solução de soda cáustica (NaOH)

13

12 Água de cal

11

10 Creme dental alcalino

9

8 Solução aquosa de NaHCO3

CARÁTER NEUTRO

7 Água pura

CARÁTER ÁCIDO

6 Água da torneira, água da chuva

5 Refrigerantes

4 Chuva ácida

3 Vinagre

2 Suco de limão

1 Suco gástrico (HCl)

0 Solução aquosa de HCl

7.6 Teoria Modernas de Ácido e Base:

De uma maneira geral, sabemos que ácido é toda substância que em água produz umcátion H+ e que base é toda a substância que em água produz um ânion OH-. Esta teoria

foi utilizada durante muito tempo para explicar o conceito de ácido e de base. É aTeoria de Arrhenius.

Page 127: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 127/128

Mas surgiram, com o passar dos tempos, novas teoria relacionadas a ácido e base. Sãoas chamadas Teorias Modernas Ácido-Base.São elas:- Teoria de Bronsted-Lowry- Teoria de Lewis

Antes, vamos relembrar a Teoria de Arrhenius:

Teoria de Arrhenius

Para este cientista, os ácidos e as bases são eletrólitos, que em contato com a águaliberam íons.Quando um ácido libera íons em solução aquosa, acontece uma ionização.Exemplo:HCl + H2O → H+ + Cl-

 Na realidade, libera o íon hidrônio (H3O+) assim:HCl + H2O → H3O+ + Cl-

Quando uma base libera íons em solução aquosa, acontece uma dissociação.Exemplo:

 NaOH + H2O → Na+ + OH-Ácido de Arrhenius – é toda substância que em água produz um cátion H+.Base de Arrhenius – é toda a substância que em água produz um ânion OH-.

Teoria de Bronsted-Lowry

Esta teoria é baseada nos estudos dos químicos Johannes Nicolaus Bronsted e ThomasMartin Lowry. Juntos eles definiram ácido e base na ausência de água, que não éexplicado pela Teoria de Arrhenius.A teoria é baseada em doar ou receber 1 próton.

Ácido de Bronsted-Lowry – é toda a espécie química que doa 1 próton.Base de Bronsted-Lowry – é toda a espécie química que recebe 1 próton.

Exemplo:doa recebe doa recebe

HCl + NH3 ↔ NH4+ + Cl-

ácido base ácido base

 Neste caso, o HCl doa 1 próton para a amônia (NH3). Na reação reversa, o NH4+ équem doa 1 próton para o íon Cl-.

Os ácidos e bases de Bronsted-Lowry formam pares conjugados. Sempre um ácido euma base. O ácido da primeira reação e a base que formou.

Assim:

Page 128: INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

7/16/2019 INTRODUÇÃO AO ESTUDO DE QUÍMICA

http://slidepdf.com/reader/full/introducao-ao-estudo-de-quimica-5634fb1d3035f 128/128

HCl e Cl- são pares conjugados.O HCl é o ácido conjugado da sua base conjugada Cl-.

A NH3 e NH4+ são pares conjugados.A NH3 é a base conjugada do seu ácido conjugado NH4+.

Teoria de Lewis

O químico norte-americano Gilbert Newton Lewis, desenvolveu uma teoria ácido-baserelacionada ao par de elétron.

Ácido de Lewis – é a espécie química que recebe o par de elétrons numa reaçãoquímica.Base de Lewis - é a espécie química que doa o par de elétrons numa reação química.

Exemplo:

doa recebe

: NH3 + H+ ↔ NH4+

base ácidoQuadro-resumo das teorias ácido-base:

TEORIA ÁCIDO BASE

ARRHENIUS Libera H+ em soluçãoaquosa

Libera OH- em soluçãoaquosa

BRONSTED-LOWRY Doa 1 próton Recebe 1 próton