PET Química

Pré - Fundamentos de Química Apostila teórica

Instituto de Química

Universidade de Brasília

1

Capítulo 1

O Número de Avogadro e o Mol

O número de Avogadro é a constante de

proporcionalidade que permite a conversão de

quantidade de matéria (mols) para número de

entidades (átomos, moléculas). Seu valor é

numericamente igual à quantidade de átomos

contidos em 12g de carbono-12 (valor

determinado experimentalmente, igual a 6,02x

1023). Como exemplo, temos que em 1 mol de

H2O, há 6,02 x 1023 moléculas de água,

aproximadamente. Percebe-se, assim, que a

unidade mol serve para simplificar a

representação de um valor com grande ordem

de grandeza.

Massa Atômica

A massa atômica (u) representa a massa

de um átomo de determinado elemento

químico. Uma unidade de massa atômica é

equivalente à 1

12da massa do isótopo carbono-

12 (12C). Algumas relações importantes entre u

e a unidade grama podem ser estabelecidas

utilizando a constante de Avogadro:

1 g = 6,0221 x 1023 u

1 u = 1,6606 x 10-24 g

Massa molecular

A massa molecular refere-se à soma das

massas dos átomos da qual o composto é feito.

Ou seja, o valor corresponde à somatória das

massas atômicas de todos os átomos contidos

em uma espécie química.

Por exemplo,

M(H2O) = 2ma (H) + Ma(O) = 18,015 u;

M(NaCl) = ma (Na) + ma (Cl) = 58,443 u.

Massa molar

A massa molar refere-se à massa de uma

porção de substância cuja quantidade de

matéria é 1 mol. Ou seja, massa por unidade de

quantidade de matéria (g mol-1). Por exemplo:

M(H) = 1,0079 g mol-1| M(Cu) = 63,546 g mol-1

M(O) = 15,999 g mol-1| M(CuO) = 79,545 g mol-1

Volume Molar

Define-se volume molar como sendo o

volume ocupado por 1 mol de um gás

submetido a uma determinada temperatura e

pressão. Nas CNTP (Condições normais de

temperatura - 273,15 K - e pressão - 1,01325 x

105Pa), o volume ocupado por 1 mol de um gás

é de aproximadamente 22,414 L mol-1.

Reações de óxido-redução

Reações de oxirredução são aquelas em

que ocorre transferência de carga entre as

espécies químicas envolvidas, sendo que

algumas oxidam (perdem elétrons) e outras

reduzem (ganham elétrons) sem que haja

alteração do número total de elétrons no

sistema. Na seguinte reação, por exemplo, o

magnésio sólido perde elétrons para formar o

íon Mg2+, enquanto o cloro ganha elétrons

originando o íon Cl-:

Mg(s) + Cl2(g) →Mg2+(aq) + 2Cl-(aq)

A espécie química que sofre oxidação é

chamada de agente redutor, pois faz outra

espécie reduzir doando elétrons para esta. Já a

espécie que sofre redução é chamada de agente

oxidante, uma vez que faz a outra espécie

oxidar recebendo os elétrons advindos desta.

Denomina-se reação de óxido-redução

ou redox o tipo de reação química que consiste

na formação de produtos a partir da

2

transferência de elétrons entre átomos ou íons

dos reagentes.

Por exemplo, a reação entre os íons

ferro (III) e estanho (II) conduz à formação de

ferro (II) e estanho (IV):

2Fe3+ (aq) + Sn2+ (aq) Fe2+ (aq) + Sn4+(aq)

Na reação, o Fe3+ é reduzido a Fe2+ e o

Sn2+ é oxidado a Sn4+; ou seja, o Sn2+ doa

elétrons para o Fe3+, ocorrendo assim uma

transferência de elétrons.

O mesmo processo ocorre com os íons

BrO3- (bromato) e I- (iodeto) em meio ácido,

onde os íons bromato são capazes de oxidar o

iodeto a iodo, sendo eles mesmos reduzidos a

brometos, da seguinte forma:

BrO3-(aq) + 6H+(aq) + 6I-(aq) Br-(aq) + 3I2(s)

+ 3H2O(l)

Observando-se os exemplos, podemos

esboçar algumas conclusões e definir oxidação

e redução da seguinte forma:

A oxidação é um processo que resulta na

perda de um ou mais elétrons pelas substâncias

(átomos, íons ou moléculas). Quando um

elemento está sendo oxidado, seu estado de

oxidação (ou número de oxidação) altera-se

para valores mais positivos. O agente oxidante

é aquele que aceita elétrons e é reduzido

durante o processo.

A redução é, por sua vez, um processo

que resulta em ganho de um ou mais elétrons

pelas substâncias (átomos, íons ou moléculas).

Quando um elemento está sendo reduzido, seu

estado de oxidação atinge valores mais

negativos (ou menos positivos). O agente de

redução é aquele que perde elétrons e que se

oxida no processo.

Diante dos exemplos, observa-se que a

oxidação e a redução ocorrem

simultaneamente. Ao considerarmos a

oxidação de uma substância, pressupõem-se a

redução de outra.

NOx (Número de Oxidação)

Denomina-se NOx a carga elétrica real

ou aparente que um átomo adquire quando

estabelece ligações com outros átomos. Isto é, o

número de oxidação é a carga elétrica real que

o átomo possui quando faz uma ligação

acentuadamente iônica ou o caráter parcial δ

que o átomo adquire quando faz ligações

predominantemente covalentes.

Pelo número de oxidação (NOx),

podemos identificar a transferência de elétrons

na reação; se há aumento nesse número em

determinado elemento, ocorre oxidação e se há

diminuição, ocorre redução. A partir do NOx

também definimos os agentes oxidantes e

redutores da reação.

Cálculo do NOx

Mg(s) + Cl2(g) →Mg2+ (aq) + 2Cl- (aq)

O NOx do elemento em íon

monoatômico é igual a sua carga e o NOx de um

elemento na forma elementar é 0 :

Exemplo: na reação acima o NOx do

Mg(s)é 0 enquanto o NOx do íon Mg2+ é +2.

a. O NOx do elemento em um composto ou íon

poliatômico é determinado pelas regras

abaixo:

b. A soma dos NOx de todos os átomos da

espécie deve ser igual a sua carga total;

c. O número de oxidação do hidrogênio é +1

quando combinado com não-metais e -1 em

combinação com metais;

d. O NOx dos metais alcalinos (família 1) é

igual a +1;

3

e. O NOx dos metais alcalino-terrosos (família

2) é igual a +2;

f. O número de oxidação de todos os

halogênios (família 7A) é -1, exceto quando

este estiver ligado com o oxigênio ou com

outro halogênio mais eletronegativo.

g. O NOx do oxigênio é -2 exceto em peróxidos

e superóxidos, onde o oxigênio assume as

cargas -1 e -1

2, respectivamente.

Exemplo: Calcular o NOx do nitrogênio em

KNO2 e NO3-

Por ser uma molécula neutra, o KNO2

apresenta carga total 0e, portanto, a soma dos

NOx de todas as espécies é 0; o elemento

potássio é pertencente ao Grupo 1 da tabela

periódica, logo seu NOx é +1; o oxigênio possui

NOX -2. Definindo-se y como o NOx do

nitrogênio:

+1 + y + 2x(-2) = 0 y= +3

Já no 𝑁𝑂3−, a carga total é -1 e, portanto,

a soma dos NOx de todas as espécies é -1; o

oxigênio possui NOx -2. Definindo y como o

NOx do nitrogênio:

y + 3x(-2) = -1 y= +5

Balanceamento de Reações Redox

H2S + Br2 + H2O H2SO4 + HBr

a. Calcular o NOx de cada elemento da reação

química;

b. Verificar o par dos elementos que estão

sofrendo variação de NOx.

S = -2 +6 (oxidação)

Br = 0 -1 (redução)

c. Calcular a variação de NOx de cada espécie e

multiplicar pelo maior índice.

Δ (enxofre) = 8 x 1 = 8

Δ (bromo) = 1 x 2 = 2

d. Simplificar caso seja possível.

Δ (enxofre) = 4

Δ (bromo) = 1

e. Para igualar o número de elétrons perdidos

com o número de elétrons ganhos, basta

inverter estes números e colocá-los na

equação química como coeficientes

estequiométricos.

H2S + 4Br2 + H2O 1H2SO4 + HBr

f. Ao final, balancear os elementos restantes

pelo método da tentativa.

1H2S + 4Br2 + 4H2O 1H2SO4 + 8HBr

Rascunho

4

Capítulo 2

Estequiometria

A observação das transformações

químicas permite a constatação de que existem

certas relações entre as quantidades de

substâncias que participam de reações

químicas. Depois dessa observação foram

estabelecidas empiricamente algumas leis a fim

de explicar a composição da matéria e o seu

comportamento quanto às quantidades das

diferentes substâncias que participam das

reações químicas.

Uma reação química significa,

basicamente, a transformação das substâncias

de partida (reagentes) em outras (produtos). É

importante ressaltar que apenas as substâncias

são modificadas em uma reação química, os

elementos não. As reações químicas são

representadas como na equação abaixo:

Reagentes Produtos

Uma equação química, para estar

correta, deve representar um fato experimental

conhecido e bem analisado e, além disso, deve

obedecer a Lei de Lavoisier. Essa equação

simboliza as mudanças qualitativas e

quantitativas que ocorrem em uma reação

química. Os coeficientes estequiométricos

mostram os números relativos aos mols de

reagentes e produtos envolvidos na reação.

A Lei de Lavoisier pode ser enunciada da

seguinte forma: “A massa total dos reagentes é

numericamente igual à massa dos produtos em

uma reação química”.

Na prática, uma reação que obedece a

Lei de Lavoisier possui o mesmo número de

átomos de qualquer elemento nos dois

membros da equação. Quando isso acontece

diz-se que a equação química está balanceada.

O cálculo estequiométrico

Através das Leis de Lavoisier e Prost,

para em uma determinada reação química,

realizada em um sistema fechado, sabe-se que a

quantidade de reagentes e produtos possui

entre si uma proporção constante. Conhecendo

essa proporção, é possível calcular a

quantidade desconhecida de um dos

participantes da reação. Abaixo, estão alguns

exemplos em que o cálculo estequiométrico foi

empregado em diferentes situações.

Exemplo 1:

Escreva e balanceie a equação de

combustão completa do heptano.

C7H16 + 11 O2 7CO2 + 8 H2O

Exemplo 2:

Calcule quantos mols de ácido sulfúrico

serão necessários para reagir com 18 mols

hidróxido de sódio.

H2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + H2O

1 mol de H2SO4 _____ 2 mol de NaOH

X mol ____________18 mol de NaOH

X = 18/2 = 9 mols de H2SO4.

a. Problemas envolvendo sequência de

reações

Para resolver esse tipo de problema,

basta somar as reações a fim de obter uma

única equação e resolver os problemas de

maneira semelhante aos anteriores.

Exemplo 3:

Com base na sequência de reações

abaixo, quantos gramas de H2SO4 são

necessários para produzir 5,7L de NH3 nas

5

CNTP? (Dado: massa molar do H2SO4 = 98

g/mol)

H2SO4 + Zn ZnSO4 + H2

H2 + N2 2NH3

Somando as equações:

3H2SO4 + 3Zn 3ZnSO4 + 3H2

3H2 + 1N2 2NH3

3H2SO4+ 3Zn + 1N2 3ZnSO4+2NH3

3 mols 2 mols

3x98g de H2SO4 ____________ 2x 22,4L de NH3

X g________________5,7L

X = 37,41g

b. Problemas envolvendo quantidade

em excesso de um dos reagentes

Muitas vezes, para assegurar que a

reação ocorra à taxa (“velocidade”) desejada,

adiciona-se um excesso de um dos reagentes.

Dessa forma, este será o reagente em excesso e

o outro será o reagente limitante. Por meio da

equação química balanceada e das quantidades

enunciadas de cada um dos reagentes, pode-se

determinar qual dos reagentes é o limitante e

qual está em excesso. Feito isso, utiliza-se

apenas o reagente limitante para os cálculos

estequiométricos.

Exemplo 4:

Precisa-se sintetizar cloreto de cálcio.

Para isso, o químico responsável dispõe de

apenas 8g de ácido clorídrico e 10g de

hidróxido de cálcio. Calcule a massa de cloreto

de cálcio formada.

A equação química balanceada da situação

problema é:

2HCl + Ca(OH)2 CaCl2 + 2 H2O

Para a determinação de qual reagente está em

excesso duas hipóteses devem ser feitas:

i. Primeira hipótese: os 8g de HCl farão

parte da reação.

2molsHCl ______1 mol Ca(OH)2

2x(36,5) g________ 57,1g

8g _____________ X g

X = 6,26g de Ca(OH)2

ii. Segunda hipótese:

2molsHCl ______1 mol Ca(OH)2

2x(36,5) g________ 57,1g

X g _____________ 10g

X = 12,78g de HCl

Dessa forma, conclui-se que o HCl é o

reagente limitante e o Ca(OH)2 é o reagente em

excesso. Finalmente, é possível calcular a

massa de CaCl2formada.

2HCl + Ca(OH)2 CaCl2 + 2 H2O

1 mol _____ 2 mols_____1 mol

73g ______ 57,1g ______ 111,1g

8 g ______ 6,26g _______ X g

X = 12,17 g de CaCl2

Supondo que os 8g de HCl farão parte

da reação, serão necessários 6,26g de

Ca(OH)2. Isso é possível, pois existem

10g disponíveis.

Supondo que os 10g de Ca(OH)2 farão

parte da reação, serão necessários

12,78g de HCl. Isso não é possível,

pois existem apenas 8g disponíveis.

6

c. Problemas envolvendo reagentes com

impurezas

Em muitas situações no laboratório, não

se dispõe de reagentes com elevado grau de

pureza, uma vez que reagentes não são

encontrados em sua forma pura na natureza e,

por isso, são usualmente mais caros que os com

certo grau de impureza. Dizer que um

determinado reagente possui grau de pureza

de 85% significa que, para cada 100 gramas de

reagente, apenas 85 gramas correspondem ao

reagente requerido e 15 gramas são de

impureza. Para melhor compreensão, estude o

exemplo apresentado abaixo:

Exemplo 5:

A combustão completa do álcool etílico é

representada pela equação abaixo:

C2H6O + 3O2 2CO2 + 3H2O

Sabendo que foi queimado 200 g de

álcool hidratado com 96% de pureza,

determine a massa de água formada.

Inicialmente, deve-se considerar o grau

de pureza do álcool etílico. Para isso, temos:

200g _______ 100%

X g __________96%

X= 192 g, ou seja, existem 8g de impureza na

amostra.

Com isso, podemos estabelecer a

quantidade de água formada.

1 mol ________3 mols

46g _________ 54g

192g ________ Y

Y = 225,4 g de água foram formados.

d. Problemas envolvendo rendimento

Nem sempre ao final de uma reação

química obtêm-se a quantidade esperada de

produto, ou seja, nem sempre o rendimento da

reação é de 100%. Em todos os exemplos até

aqui resolvidos, como o rendimento não foi

mencionado ele foi considerado 100%.

É importante ressaltar que os reagentes

sempre serão colocados na intenção de se

obter um rendimento de 100%. O cálculo do

rendimento é fundamental em muitas situações

no laboratório.

Exemplo 6:

Sabendo que o rendimento da

decomposição térmica de 350 g de carbonato

de cálcio foi de 80%, calcule a massa de óxido

de cálcio formado.

1 CaCO3CaO + CO2

1 mol ____ 1 mol

1 mol ____1·0,8 mol

100g _____ 56·0,8 g

350g _____ X

X = 156,8g de CaO.

Exemplo 7:

350g de hidróxido de bário reagem com ácido

sulfúrico produzindo 417g de sulfato de bário.

Qual o rendimento da reação?

Equação química do problema:

H2SO4 + Ba(OH)2 2 H2O + BaSO4

1 mol de Ba(OH)2 ________ 1 mol de BaSO4

171g __________________ 233·x g

350g __________________ 417g

X = 0,87.

O rendimento da reação foi 87%.

7

Capítulo 3

Distribuição eletrônica

Antes de falarmos especificamente de

distribuição eletrônica é necessário entender

alguns conceitos e, principalmente, conhecer a

diferença entre eles.

O termo espécie química refere-se às

diversas formas com as quais substâncias

químicas se apresentam na natureza ou numa

reação: os átomos, os íons, as moléculas e os

radicais.

É necessário saber diferenciar o conceito de

átomo e de íon. Os átomos são as espécies

químicas mais elementares capazes de

participar de uma reação e formar compostos

ou substâncias. A principal característica de um

átomo é que este não possui uma carga

resultante (o número de elétrons é igual ao

número de prótons). Já os íons são espécies

químicas originadas de átomos com deficiência

ou excesso de elétrons.

Assim, possuem carga elétrica positiva

(denominados cátions) ou negativa (ânions) e

são capazes de formar compostos sólidos

(como sais) por simples atração eletrostática

(utilizando-se das leis de Coulomb para a força

elétrica).

A partir desses conceitos podemos começar

a discutir sobre como ocorre a distribuição

eletrônica para as diferentes espécies químicas,

sejam elas átomos ou íons; e sobre os níveis de

energia.

Os átomos são formados por um núcleo

e uma eletrosfera. O núcleo é composto de

prótons (partículas de carga positiva) e

nêutrons (partículas de carga neutra). A

eletrosfera é constituída pelos elétrons

(partículas de carga negativa) que giram ao

redor do núcleo. Os elétrons se distribuem na

eletrosfera em posições diferentes, uns mais

próximos ao núcleo e outros mais distantes,

formando as chamadas camadas eletrônicas.

Teoricamente, há infinitas camadas que

poderiam ser ocupadas pelos elétrons, mas,

experimentalmente, observou-se que apenas

sete são geralmente ocupadas. Elas são

designadas pelas letras K, L, M, N, O, P e Q,

sendo K a primeira camada (a mais próxima do

núcleo).

Fonte:

<http://www.tabelaperiodicacompleta.com/distribuicao

-eletronica>

As camadas também podem ser

entendidas como níveis energéticos. Um nível é

mais energético quanto maior for a energia

potencial dos elétrons nele contidos. Em outras

palavras, um nível é mais energético quanto

mais afastado ele estiver do núcleo. Observe a

representação da eletrosfera na imagem acima.

O nível menos energético de todos é o 1

(correspondente à camada K, mais perto do

núcleo) e o mais energético é o 7

(correspondente à camada Q, mais distante do

núcleo).

Agora é muito simples realizar a

distribuição eletrônica de átomos ou íons

desenvolvida por Linus Carl Pauling (1901-

1994). O químico americano elaborou uma

maneira prática de organizar os subníveis de

energia conhecidos em ordem energética

8

crescente por meio de um diagrama diagonal

(conhecido como diagrama de Linus Pauling),

como mostrado abaixo:

Fonte:

<http://www.brasilescola.com/quimica/distribuicao-

eletronica-de-eletrons.htm>

Exemplo:

1 - Distribuir os elétrons do manganês (Z=25)

em ordem de camada.

O símbolo "Z" corresponde ao número

atômico, que é a quantidade de prótons que o

átomo possui em seu núcleo. Quando o átomo

está no estado fundamental, a quantidade de

prótons é igual à quantidade de elétrons.

Assim, se Z=25, isto significa que no átomo

normal de manganês há 25 elétrons. Aplicando

o diagrama de Pauling, teremos:

K - 1s2

L - 2s2 2p6

M - 3s2 3p6 3d5

N - 4s2 4p 4d 4f

O - 5s 5p 5d 5f

P - 6s 6p 6d

Q - 7s 7p

Resposta: K=2; L=8; M=13; N=2

2 - Distribuir os elétrons do átomo normal de

xenônio (Z=54) em ordem de camada.

K - 1s2

L - 2s2 2p6

M- 3s2 3p6 3d10

N- 4s2 4p6 4d10 4f

O- 5s2 5p6 5d 5f

P- 6s 6p 6d

Q- 7s 7p

Resposta: K=2; L=8; M=18; N=18; O=8

Rascunho

9

Capítulo 4

Tabela Periódica

A tabela periódica apresenta uma

disposição sistemática dos elementos químicos,

sendo útil para prever as características e

propriedades dos elementos.

Tabela periódica atual.

Fonte: <http://apps.microsoft.com/windows/pt-

br/app/tabela-periodica/984c36d8-86be-44c0-8c95-

b2ef65913320>

Para melhor identificação dos elementos

na tabela, as colunas são chamadas de

grupos/famílias e as linhas, de

períodos/filas.

Podemos agrupar os elementos quanto as

suas propriedades em comum:

1. Metais:

Bons condutores de calor e eletricidade;

Maleáveis;

Dúcteis;

Brilho metálico característico;

À temperatura ambiente são sólidos;

Alto ponto de fusão;

Quimicamente, formam cátions ao

produzir substâncias simples ou

compostas.

2. Não-metais:

Maus condutores de calor e eletricidade;

Não maleáveis;

Não dúcteis;

Quimicamente, formam ânions ao

produzir substâncias simples ou

compostas.

Baixo ponto de fusão;

3. Semimetais: apresentam características

intermediárias entres metais e não-metais.

4. Gases nobres: não combinam facilmente

com outros elementos, baixa reatividade, e

devido aos baixos pontos de fusão e

ebulição, estão na forma gasosa.

5. Hidrogênio: não se enquadra em nenhum

grupo, sendo o elemento mais simples

presente na tabela.

Propriedades gerais.

1. Tabela Periódica: Blocos s, p, d e f

De acordo com o modelo atômico de

Rutherford-Bohr, o átomo apresenta níveis de

energia ou camadas energéticas, onde cada

nível possui um número máximo de elétrons,

sendo o nível 1 o de menor energia e o nível 7

de maior energia. Cada nível está dividido em

subníveis de energia s, p, d e f, sendo que

subníveis diferentes suportam uma quantidade

de elétrons diferente.

Número máximo de elétrons em cada

subnível:

K = 1; 1s²

10

L =2; 2s² 2p6

M = 3; 3s² 3p6 3d10

N = 4; 4s² 4p6 4d10 4f14

O = 5; 5s² 5p6 5d10 5f14

P = 6; 6s² 6p6 6d10

Q = 7; 7s²

Respectivamente cabem em cada

subnível2(s), 6(p), 10(d) e 14(f) elétrons.

O diagrama acima mostra a notação utilizada

para indicar o número de elétrons em um nível

e em um subnível.

Exemplos:

1s² - 2 e- no subnível s do nível 1 (K)

2p³ - 3 e- no subnível p do nível 2 (L)

5d6 – 6 e- no subnível d do nível 5 (O)

2. Blocos s, p, d e f

Podemos perceber, ao fazer a

distribuição eletrônica, que as semelhanças das

propriedades químicas das espécies estão

relacionadas ao número de elétrons da sua

camada de valência (nível mais energético).

Elementos que estão na mesma família

possuem o mesmo número elétrons na sua

camada de valência.

Ao fazermos a distribuição eletrônica

por ordem energética, conseguimos identificar

qual é o subnível mais energético. A partir dai

podemos classificar os elementos em:

Elementos representativos: que possuem

como subnível mais energético o s ou o p.

Elementos de transição ou transição

externa: os que possuem o subnível d

como mais energético.

Elementos de transição interna: que

possuem o subnível f como o mais

energético.

Observe a figura:

Os elementos representativos se

encontram nos grupos 1 e 2 e nos grupos de 13

a 18 (ou 3A a 8A), eles possuem os seus

elétrons mais energéticos no subnível s ou p. O

número da família indica a quantidade de

elétrons na camada de valência.

Os elementos de transição encontram-se

nos grupos de 3 a 12, e possuem os elétrons

mais energéticos nos subníveis d ou f. Caso seja

no subnível d (d1 a d10) o elemento é chamado

de elemento de transição ou transição externa

e se for ao subnível f (f1 a f14) é chamado de

elemento de transição interna.

Família ou Grupo

Nº de elétrons na camada de valência

Distribuição eletrônica da camada de valência

Nome

1(1A) 1 ns1 Metais alcalinos 2(2A) 2 ns2 Metais alcalinos-terrosos

13(3A) 3 ns2np1 Família do boro 14(4A) 4 ns2 np2 Família do carbono 15(5A) 5 ns2np3 Família do nitrogênio 16(6A) 6 ns2np4 Calcogênios 17(7A) 7 ns2np5 Halogênios 18(8A) 8 ns2np6 Gases nobres

11

Desta maneira, podemos dividir a tabela

em quatro blocos, um para cada subnível.

1.2. Localização na Tabela Periódica:

A partir da distribuição eletrônica,

conseguimos encontrar os elementos na tabela

periódica. Sabemos que o número do período

corresponde a uma camada ou nível eletrônico.

Vejamos alguns exemplos:

4Be – 1s2 2s2

K L= 2 camadas eletrônicas: 2º período

20Ca – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

K L M N= 4 camadas: 4ºperíodo

Além de determinarmos o período da

tabela em que se encontram os elementos,

também sabemos qual a família e o bloco.

Vejamos alguns exemplos:

17Cl – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

K L M

Este elemento se encontra no 3º período da

tabela, na família dos halogênios (3s2 3p5) e o

seu elétron de maior energia esta situado no

subnível p (3p5).

35Br – 1s22s22p63s23p64s23d104p5

K=2, L=8, M=18, N= 7

Este elemento se encontra no 4º período da

tabela, na família dos halogênios (4s2 4p5) e o

seu elétron de maior energia esta situado no

subnivel p (4p5).

Bloco “s”

Como vimos acima, os elementos deste

bloco são os metais alcalinos e os metais

alcalino-terrosos. Primeiro, vamos começar

falando dos metais alcalinos. Os elementos do

grupo 1 possuem um elétron na sua camada de

valência, e este é fracamente ligado ao núcleo

por se encontrar na camada mais externa;

consequentemente, as primeiras energias de

ionização desses átomos são muito menores

que de elementos de outros grupos da tabela

periódica.

Os valores de eletronegatividade dos

elementos do grupo 1 são os menores da tabela

periódica. Com isso, ao reagirem com outros

elementos, verifica-se uma grande diferença de

eletronegatividade entre o metal alcalino e o

outro elemento, o que caracteriza a formação

de uma ligação predominantemente iônica.

Os elementos do grupo 2 apresentam

tendências similares às apresentadas pelo

grupo 1 quanto a suas propriedades. Esses

elementos formam uma série bem comportada

de metais altamente reativos, embora menos

reativos que os metais alcalinos. Os elementos

desse grupo possuem dois elétrons no subnível

s. Seus átomos são grandes, mas menores que

os átomos dos elementos do grupo 1 no mesmo

período, o que ocorre porque a carga adicional

do núcleo faz com que este atraia mais

fortemente os elétrons.

Os elementos do grupo 2 apresentam

suas massas molares maiores que os do grupo

1. Os valores de eletronegatividade dos

elementos do grupo 2 são baixos, mas maiores

que dos correspondentes elementos do grupo

1. A eletronegatividade do berílio é a maior do

grupo.

12

Bloco “p”

As propriedades dos elementos

presentes no bloco p são um pouco menos

padronizadas que as dos elementos do bloco s.

Geralmente, os elementos deste bloco são mais

bem descritos em termos de tipo de elemento

ou número da coluna.

Desta maneira, para falarmos das

características deste bloco, vamos separar os

elementos em metal e ametais.

Os metais possuem características de

um metal clássico: eles são brilhantes, são bons

condutores de calor e eletricidade e perdem

elétrons facilmente. Geralmente, estes metais

possuem elevados pontos de fusão e reagem

prontamente com não-metais formando

compostos iónicos.

A maioria dos elementos do bloco p são

ametais. Estes elementos têm, geralmente,

baixos pontos de ebulição, são maus

condutores e não perdem elétrons facilmente.

Alguns ametais são sólidos à temperatura

ambiente, enquanto outros são gases.

Bloco “d”

Os elementos de transição possuem

propriedades de caráter intermediário às

propriedades dos elementos do bloco s e do

bloco p. Nos blocos s e p, os elétrons vão sendo

adicionados ao nível eletrônico mais externo do

átomo, enquanto que no bloco d, eles vão sendo

adicionados ao penúltimo nível mais externo

(porém, o mais energético).

Todos os elementos do bloco d são

metais, sendo, portanto, bons condutores de

calor e de eletricidade, duros, dúcteis e

apresentando o característico brilho metálico.

Os átomos dos elementos do bloco d são

menores que dos elementos dos grupos 1 e 2

do mesmo período. Isso decorre da contração

de tamanho normal que ocorre ao longo dos

períodos e porque os elétrons são acomodados

no penúltimo nível d e não no nível mais

externo do átomo.

Esses elementos (também conhecido

como elementos de transição) têm grande

tendência de formar complexos. Eles exibem

vários estados de oxidação, e formam ligas com

outros metais.

Bloco “f”

Dentro dos elementos do bloco f (ou

elementos de transição interna), temos o grupo

dos lantanídeos e dos actinídeos.

13

Os elementos da série dos

lantanídeos caracterizam-se pelo

preenchimento gradativo do antepenúltimo

nível energético (4f). As propriedades desses

elementos são extremamente semelhantes

entre si, observando-se apenas pequenas

variações de tamanho e de carga nuclear sobre

o comportamento químico dos mesmos. Eles

podem reagir facilmente com a maioria dos não

metais para formar compostos binários no

aquecimento.

Os elementos da série dos actinídeos

caracterizam-se pelo preenchimento gradativo

do antepenúltimo nível energético (5f), porém

as configurações eletrônicas dessa série de

transição interna não seguem o padrão simples

que ocorre na série dos lantanídeos. Como os

orbitais 5f e 6d apresentam uma pequena

diferença de energia, nos primeiros quatro

actinídeos os elétrons podem ocupar um ou

outro nível. A maioria destes elementos é

radioativa e, consequentemente, seu estudo em

laboratório é raro.

Periodicidade das propriedades dos átomos

1. Carga nuclear efetiva

A carga nuclear efetiva percebida

pelos elétrons exteriores é determinada

principalmente pela diferença entre as cargas

do núcleo e a carga total dos elétrons

interiores, já que os elétrons internos causam

uma blindagem nos mais exteriores.

2. Raio atômico:

Define-se raio atômico como a metade

da distância entre os centros de átomos

vizinhos em uma amostra sólida, já que as

nuvens dos elétrons não possuem fronteiras

bem definidas.

Com relação à posição do elemento na

tabela, quanto maior for o período do elemento

(numa mesma família), maior é o raio atômico,

pois a camada de valência é mais externa.

Quanto menor for a família, maior o raio

atômico, pois o número de prótons no núcleo

diminui, diminuindo a carga nuclear efetiva (a

carga exercida pelo núcleo no elétron mais

externo) e aumentando o raio de rotação deste.

3. Raio iônico

É a sua parte da distância entre íons

vizinhos em um sólido iônico.

O raio de um átomo é sempre maior que

o raio de seu cátion correspondente, já que a

perda de elétrons causa uma menor repulsão

eletrostática entre os elétrons mais externos; e

sempre menor que um ânion correspondente,

já que o ganho de elétrons faz com que a

repulsão eletrostática que ocorre nos elétrons

da camada mais externa aumenta.

4. Energia de ionização

Energia necessária para arrancar um

elétron de um átomo no estado gasoso.

Quanto mais energético for um elétron,

menor a energia necessária para arrancá-lo.

14

A energia de ionização aumenta de baixo

para cima em um grupo, já que, quanto menor

o número de camadas ocupadas, maior será a

força exercida pelo núcleo no elétron mais

energético e, consequentemente, mais difícil

será retirar esse elétron; aumenta com o

número do período, já que, aumentando o

número de prótons no núcleo, aumenta-se a

força exercida pelo núcleo nos elétrons mais

externos, aumentando a energia para retirá-lo.

5. Eletroafinidade

É a energia liberada quando um átomo

captura um elétron no estado gasoso. Em um

mesmo grupo, a afinidade eletrônica aumenta

de baixo para cima, já que quanto mais baixo o

nível de valência de um elemento, maior a

facilidade de seus átomos capturarem elétrons

e mantê-los atraídos. Ou seja, quanto menor o

raio atômico, maior a afinidade eletrônica.

6. Eletronegatividade

Habilidade de atrair para si os elétrons

envolvidos em uma ligação química. A

eletronegatividade relaciona-se com o raio

atômico: de maneira geral, quanto menor o

tamanho de um átomo, maior será a força de

atração sobre os elétrons. Aumenta da

esquerda para a direita em um período, e de

baixo para cima em um grupo.

6. Efeito do par inerte

Tendência de formar íons de carga

com duas unidades amenos do que o esperado

para o número do grupo, sendo mais

pronunciado nos elementos mais pesados do

bloco p (In, Sn, Sb, Tl, Pb, Bi), formando íons

M+1 e M+3. Isto ocorre porque os elementos do

quinto período em diante possuem a

subcamada 6s e 7s antes da subcamada 4f e 5f

na sua distribuição eletrônica. Os elétrons 4f

são particularmente pobres em blindagem, ou

seja: carga nuclear efetiva elevada. Assim, os

elétrons 6s fortemente ligados ao núcleo e os

elementos mais difíceis de serem oxidados.

Rascunho

15

Capítulo 5

Ligações Químicas

O que seria do mundo em que

conhecemos se os átomos não tivessem a

capacidade de unirem-se uns com os outros?

Certamente, nada existiria.

Os átomos podem se combinar de

diferentes maneiras, como, por exemplo,

mediante o ganho ou a perda de elétrons, ou

mediante o compartilhamento de elétrons nos

níveis de valência (última camada da

distribuição eletrônica de um átomo).

Existem alguns elementos cuja

tendência de formar ligações com outros

átomos é baixa, como, por exemplo, os gases

nobres, que preferem estar na forma de átomos

isolados. Estes átomos possuem oito elétrons

em suas camadas de valência, com exceção do

hélio (He) que possui dois elétrons em apenas

uma camada.

Em 1916, dois cientistas chamados

Lewis e Kossel estudaram a tendência de

átomos com oito elétrons na camada de

valência aparecerem, preferencialmente, na

forma isolada e a tendência dos outros átomos

em ganhar, perder ou compartilhar seus

elétrons de valência. Esses dois cientistas,

então, propuseram uma teoria para explicar as

ligações químicas entre os elementos: a teoria

do octeto.

Teoria do Octeto: Uma grande

quantidade de átomos adquire estabilidade

eletrônica quando apresenta oito elétrons na

sua camada mais externa.

Apesar de existirem várias exceções a

essa regra, ela é ainda bastante utilizada por

introduzir o conceito de ligações químicas e

por explicar a formação de um grande número

de substâncias. As ligações, principalmente

entre os elementos representativos (família A),

seguem essa regra, enquanto os elementos de

transição (família B) não seguem

obrigatoriamente esse modelo.

a. Ligações Iônicas

A ligação iônica é caracterizada pela

interação eletrostática entre íons positivos

(cátions) e íons negativos (ânions); ou seja,

essa ligação ocorre entre elementos com

tendências eletrônicas opostas - é necessário

que um dos átomos tenha tendência em perder

elétrons (baixa energia de ionização), enquanto

o outro, a de receber elétrons (alta afinidade

eletrônica).

Pode-se visualizar a formação da ligação

iônica através da interação de dois átomos

hipotéticos, um deles é um metal M, pois pouca

quantidade de energia é necessária para retirar

seus elétrons de valência (na maioria das vezes

átomos das famílias IA, IIA e IIIA) e um não-

metal X (geralmente das famílias VA, VIA e

VIIA) por liberarem grande quantidade de

energia quando seus átomos recebem elétrons.

O exemplo mais representativo de uma

ligação iônica é a formação do sal de cozinha

(cloreto de sódio) a partir dos átomos de sódio

(Na) e cloro (Cl).

Segundo a Teoria do Octeto, temos que o

átomo de sódio (Na) não é estável por possuir

apenas um elétron em sua última camada. Sua

estabilidade eletrônica será adquirida ao

perder este último elétron e formar o cátion

𝑁𝑎+. Observe:

16

Fonte: Química — volume único / João Usberco, Edgard

Salvador.— 5.ed. reform.— São Paulo :Saraiva, 2002.

ISBN 85-02-04027-8

O átomo de cloro (Cl) não é estável pela

Teoria do octeto, pois apresenta sete elétrons

na camada de valência. Sua estabilidade

eletrônica será atingida pelo ganho de um

elétron, originando o ânion 𝐶𝑙−. Observe:

Fonte: Química — volume único / João Usberco, Edgard

Salvador.— 5.ed. reform.— São Paulo :Saraiva, 2002.

ISBN 85-02-04027-8

Usando as representações de Lewis, temos:

Fonte: Química — volume único / João Usberco,

Edgard Salvador.— 5.ed. reform.— São Paulo

:Saraiva, 2002. ISBN 85-02-04027-8

Agora que esses átomos possuem cargas opostas, eles se atraem eletrostaticamente formando um par iônico.

Essa força de atração eletrostática entre

o par é conhecida como ligação iônica e os

compostos assim formados são chamados de

compostos iônicos.

As interações entre os íons produzem

aglomerados com forma geométrica definida,

denominados retículos cristalinos.

Retículo cristalino do cloreto de sódio. Fonte:

<http://www.infopedia.pt/$cloreto-de-sodio>.

Fonte: Química — volume único / João Usberco, Edgard

Salvador.— 5.ed. reform.— São Paulo :Saraiva, 2002.

ISBN 85-02-04027-8

b. As Representações do modelo de Lewis

dos Átomos

Em 1916, o químico G. N. Lewis

desenvolveu um método para representar os

elétrons em átomos, íons e moléculas. A

representação de Lewis de um átomo consiste

no seu símbolo químico rodeado por uma

quantidade de pontos correspondentes ao

número de elétrons de valência do átomo. Por

17

exemplo, o átomo de sódio que possui apenas

um elétron na camada de valência:

Já o átomo de cloro possui sete elétrons em

sua camada de valência:

Os pontos que representam os elétrons da

camada de valência geralmente são agrupados

de maneira a representar o emparelhamento

ou não destes no orbital. Assim para o átomo

de alumínio:

Configuração eletrônica: 1s²2s²2p63s²3p¹

Estrutura de Lewis:

i. A Representação de Lewis de Íons

Monoatômicos:

Já vimos que o átomo de cloro possui

alta afinidade eletrônica. Sendo assim, é fácil

para ele ganhar um elétron e formar o íon

cloreto, o qual possui a mesma configuração

eletrônica do átomo de argônio, o segundo gás

nobre, logo após o átomo de cloro na tabela

periódica. Devido a isso, dizemos que o íon

cloreto e o átomo de argônio são isoeletrônicos.

A estrutura de Lewis do íon cloreto:

O sinal negativo fora dos colchetes serve

para indicar a carga do íon, e os colchetes

servem para separar o sinal negativo dos

pontos.

Ao contrário do átomo de cloro, o átomo

de sódio possui baixa energia de ionização e,

por causa disso, perde um elétron e se torna

isoeletrônico do átomo de neônio. Usando a

estrutura de Lewis, o processo é:

ii. A Representação de Lewis de

Compostos Iônicos:

Tomemos como exemplo o óxido de

sódio. O átomo de oxigênio possui seis elétrons

de valência, precisando assim ganhar dois

elétrons pra completar sua camada de valência.

O sódio, entretanto, perde apenas um elétron,

serão necessários então, dois átomos de sódio

para fornecer dois elétrons para o átomo de

oxigênio:

A estrutura de Lewis para o óxido de sódio

𝑁𝑎2𝑂é escrita como:

Ou

c. Ligações Covalentes

Para se formar uma ligação iônica, um

átomo deve possuir uma energia de ionização

baixa e o outro uma afinidade eletrônica alta. A

ligação covalente ocorre quando os dois

átomos têm a mesma tendência a perder e

ganhar elétrons. Sob essas condições, a

transferência total de elétrons não ocorre. Em

vez disso, os elétrons são compartilhados entre

os átomos, passando a pertencer a ambos os

átomos.

18

i. A Ligação Covalente e a Tabela

A relação entre a posição na tabela e o número de ligações é indicada a seguir:

Fonte: Química — volume único / João Usberco, Edgard Salvador.— 5.ed. reform.— São Paulo :Saraiva, 2002. ISBN 85-

02-04027-8

Fonte:Princípios de Química - 5a edição; Peter. W. Atkins; Loretta Jones. Ed. Bookman, 2011.ISBN: 9788540700383.

Fonte:Princípios de Química - 5a edição; Peter. W. Atkins; Loretta Jones. Ed. Bookman, 2011.ISBN: 9788540700383.

19

ii. Ligação Covalente Coordenada

A ligação covalente coordenada não é

diferente de uma ligação covalente normal.

Esse tipo de ligação ocorre entre um átomo que

já atingiu a estabilidade eletrônica e um ou

mais átomos que necessitem de dois elétrons

pra completar sua camada de valência.

Fonte: Química — volume único / João Usberco, Edgard

Salvador.— 5.ed. reform.— São Paulo :Saraiva, 2002.

ISBN 85-02-04027-8

Um exemplo desse tipo de ligação é o

dióxido de enxofre (𝑆𝑂2), o qual o enxofre

compartilha dois pares de elétrons com um

oxigênio (dupla ligação), atingindo a

estabilidade eletrônica, e compartilha um par

de elétrons com o outro oxigênio, através de

uma ligação covalente coordenada.

Observe:

Fonte: Química — volume único / João Usberco, Edgard

Salvador.— 5.ed. reform.— São Paulo :Saraiva, 2002. ISBN 85-

02-04027-8

Outro exemplo é o íon amônio:

Fonte: Química — volume único / João Usberco, Edgard

Salvador.— 5.ed. reform.— São Paulo :Saraiva, 2002.

ISBN 85-02-04027-8

Um dos átomos de hidrogênio, na forma

de cátion (𝐻+), está ligado ao nitrogênio por

um par de elétrons, e ambos são provenientes

do átomo de nitrogênio.

Rascunho

20

Capítulo 6

Ácidos, bases, óxidos e peróxidos

a. Ácidos

Os ácidos são um dos tipos de

substâncias mais presentes em nosso cotidiano.

Eles estão nos alimentos, nas indústrias, em

laboratórios, na vida doméstica e até mesmo

nos fluidos do corpo humano (suco gástrico,

por exemplo).

Os ácidos já foram definidos, de forma

bem simples, como substâncias que

apresentam sabor azedo. No século XIX, alguns

químicos observaram que, em algumas

substâncias, o aumento da quantidade de

oxigênio aumentava sua acidez. Lavoisier foi

um desses químicos e chegou a propor uma

primeira definição para os ácidos, associando a

acidez à presença de oxigênio na substância,

considerando este elemento como o gerador da

acidez. Contudo, essa definição foi insuficiente

para descrever os ácidos, pois outras

substâncias que não contém oxigênio, como o

HCl, são mais ácidas do que outras que contém

esse elemento.

i. Definição dos ácidos

Definição de Arrhenius

Para Arrhenius, os ácidos são

substâncias que na presença de água se ionizam,

e liberam íons H+.

Ex.: HCl(g)+ H2O(l)→H+ (aq)+ Cl-(aq)

O íon H+ tende a se ligar a uma

molécula de água, formando um íon mais

estável que ele que é H3O+:

H2O(l) + H2O(l)⇋ H3O+ (aq) + OH-(aq)

Como característica comum, essas

substâncias apresentam o átomo de hidrogênio

ligado a um átomo eletronegativo, como o cloro

ou o oxigênio.

ii. Classificação dos ácidos

Quanto à presença de oxigênio:

- Hidrácidos: são aqueles que não

apresentam oxigênio na molécula.

Ex.: HCl, HBr, H4Fe(CN)6 .

- Oxiácidos: são aqueles que apresentam

oxigênio na molécula.

Ex.: HClO , H2SO4 .

Quanto ao número de hidrogênios

ionizáveis:

Nos hidrácidos, todos os hidrogênios são

ionizáveis. Nos oxiácidos, só são ionizáveis os

átomos de hidrogênio ligados a oxigênio.

Ex.: H3PO4 tem apenas dois H ligados a O,

portanto tem somente dois H ionizáveis.

- Monoácidos: têm apenas um átomo de

hidrogênio ionizável. Ex.: HCl, HNO3

- Diácidos: têm dois átomos de hidrogênio

ionizáveis. Ex.: H2S ,H3PO3

- Triácidos: têm três átomos de hidrogênio

ionizáveis. Ex.: H3PO4

- Tetrácidos: têm quatro átomos de

hidrogênio ionizáveis. Ex.: H4P2O7

Quanto ao número de elementos químicos:

- Binários: têm dois elementos. Ex.: HF, HCl,

HBr.

- Ternários: têm três elementos. Ex.: H2SO4,

H3PO4, HCN

21

- Quaternários: têm quatro elementos. Ex.:

(H4[Fe(CN)6])

Quanto ao grau de ionização:

Grau de ionização (α) é a relação entre o

número de mols ionizados e o número de mols

inicial.

Pode-se dizer que um ácido é forte quando

ele está em grande parte desprotonado em

solução. Já um ácido fraco está

incompletamente desprotonado em solução.

- Ácidos fortes: são aqueles que ionizam 50%

ou mais das moléculas dissolvidas.

- Ácidos moderados: são aqueles que ionizam

entre 5% e 50% das moléculas dissolvidas.

- Ácidos fracos: são aqueles que ionizam

menos de 5% das moléculas dissolvidas.

Dos hidrácidos, são fortes o HCl, HBr e HI,

em ordem crescente; e HF é moderado. Dos

óxiácidos pode-se classificá-los pelo grau de

ionização através da regra empírica: HaBbOc

sendo “a” o número de hidrogênios ionizáveis,

“b” o número do outro elemento e “c” o número

de oxigênios.

x ≥2 – oxiácido forte;

𝑥 = 𝑐−𝑎

𝑏1 ≤x ≤ 2 – oxiácido moderado;

x < 1 – oxiácido fraco;

Quanto à volatilidade:

- Ácidos voláteis: são aqueles que têm ponto

de ebulição por volta da temperatura

ambiente (na faixa de 25° a 35°C).

- Ácidos fixos: são aqueles que têm ponto de

ebulição muito acima da temperatura

ambiente. Se o número de átomos da

molécula for ≥ a 7, o ácido é fixo.

Nomenclatura

o Hidrácidos

Forma geral:

Ácido+ nome do ânion com a terminação

ídrico.

Ex.: HCl – ácido clorídrico

HBr – ácido bromídrico

o Oxiácidos

- Nomenclatura segundo os ânions que são

liberados na ionização:

Forma geral:

Ácido + nome do elemento + oso ou ico

oso – menor número de átomos de oxigênio ico – maior número de átomos de oxigênio

Para relacionar o nome do ácido com o

nome do seu ânion, usamos a seguinte regra:

Relação do nome do ácido com o nome do ânion.

Ex.:

Exemplo de relação entre o nome do ácido com o nome do

ânion.

- Nomenclatura segundo o NOx do elemento

central:

Forma geral:

Ácido + prefixo (se necessário) + elemento

central + sufixo

De acordo com o elemento central (o

primeiro é o hidrogênio e o terceiro é o

oxigênio) temos o sufixo OSO para o menor

22

NOx e ICO para o maior NOx (ver tabela 1).

Prefixos e sufixos de acordo com oNOx

Ex.:

- Regra quando varia o grau de hidratação:

O prefixo orto é usado para o ácido fundamental; o prefixo meta é usado quando do

ácido orto retira-se 1H2O; o prefixo piro é usado para indicar a retirada de 1 H2O das duas

moléculas de orto.

Ex.:

Anexo I –

Tabela de Ânions.

b.

NOx Prefixo Sufixo

+1, +2 hipo oso +3, +4 - oso +5, +6 - ico

+7 (hi)per ico

23

b. Bases

Definição de Arrhenius

De acordo com Arrhenius, base é toda

substância que libera OH- (hidroxila), em

solução aquosa, como único ânion.

Exemplos:

𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑠)𝐻2𝑂→ 𝑁𝑎+(𝑎𝑞) + 𝑂𝐻−(𝑎𝑞)

𝑆𝑟(𝑂𝐻)2(𝑠)𝐻2𝑂→ 𝑆𝑟2+(𝑎𝑞) + 2𝑂𝐻−(𝑎𝑞)

𝐹𝑒(𝑂𝐻)3(𝑠)𝐻2𝑂→ 𝐹𝑒3+(𝑎𝑞) + 3𝑂𝐻−(𝑎𝑞)

Nomenclatura

Para a nomenclatura de bases, segue-se

o seguinte modelo:

Hidróxido de nome do cátion

Exemplos:

Hidróxido de potássio:

𝑐á𝑡𝑖𝑜𝑛: 𝐾+

â𝑛𝑖𝑜𝑛: 𝑂𝐻−}𝐾+𝑂𝐻− → 𝐾𝑂𝐻

Hidróxido de magnésio:

𝑐á𝑡𝑖𝑜𝑛: 𝑀𝑔2+

â𝑛𝑖𝑜𝑛: 𝑂𝐻−}𝑀𝑔2+𝑂𝐻− → 𝑀𝑔(𝑂𝐻)2

Hidróxido de alumínio:

𝑐á𝑡𝑖𝑜𝑛: 𝐴𝑙3+

â𝑛𝑖𝑜𝑛: 𝑂𝐻−}𝐴𝑙3+𝑂𝐻− → 𝐴𝑙(𝑂𝐻)3

Entretanto, alguns elementos podem

existir como diferentes espécies catiônicas.

Para estes, é necessário indicar o estado de

oxidação em algarismos romanos após o

nome do cátion. Outra maneira para

nomear é o uso do sufixo-oso para o íon de

menor carga e –ico para o de maior carga.

Cobre:

{

𝐶𝑢+: 𝐶𝑢𝑂𝐻

ℎ𝑖𝑑𝑟ó𝑥𝑖𝑑𝑜𝑑𝑒𝑐𝑜𝑏𝑟𝑒(𝐼)𝑜𝑢ℎ𝑖𝑑𝑟ó𝑥𝑖𝑑𝑜𝑐𝑢𝑝𝑟𝑜𝑠𝑜.

𝐶𝑢2+: 𝐶𝑢(𝑂𝐻)2ℎ𝑖𝑑𝑟ó𝑥𝑖𝑑𝑜𝑑𝑒𝑐𝑜𝑏𝑟𝑒(𝐼𝐼)𝑜𝑢ℎ𝑖𝑑𝑟ó𝑥𝑖𝑑𝑜𝑐ú𝑝𝑟𝑖𝑐𝑜.

Ouro:

{

𝐴𝑢+: 𝐴𝑢𝑂𝐻

ℎ𝑖𝑑𝑟ó𝑥𝑖𝑑𝑜𝑑𝑒𝑜𝑢𝑟𝑜(𝐼)𝑜𝑢ℎ𝑖𝑑𝑟ó𝑥𝑖𝑑𝑜𝑎𝑢𝑟𝑜𝑠𝑜.

𝐴𝑢3+: 𝐴𝑢(𝑂𝐻)3ℎ𝑖𝑑𝑟ó𝑥𝑖𝑑𝑜𝑑𝑒𝑜𝑢𝑟𝑜(𝐼𝐼𝐼)𝑜𝑢ℎ𝑖𝑑𝑟ó𝑥𝑖𝑑𝑜á𝑢𝑟𝑖𝑐𝑜.

Força e solubilidade de bases

A solubilidade das bases inorgânicas

está relacionada diretamente ao metal que

a compõe. Hidróxidos de metais alcalinos e

metais alcalinos terrosos, com exceção dos

hidróxidos de berílio e magnésio, são

solúveis em água. As demais bases são

insolúveis ou praticamente insolúveis.

A força de uma base está

relacionada com a sua solubilidade. Ou seja,

as bases fortes são: LiOH, NaOH, KOH,

RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2 e Ba(OH)2.

As demais bases são fracas. Dentro de uma

mesma família, a força da base cresce com

o aumento do raio atômico do metal.

Dentre as bases inorgânicas, há ainda

uma muito importante que não apresenta

um metal em sua composição: a amônia

(NH3). A amônia é uma base muito solúvel

24

em água que se ioniza, em meio aquoso,

gerando íons hidroxila. Entretanto, apesar

da sua solubilidade, a amônia é uma base

fraca.

𝑁𝐻3(𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑙) ⇌ 𝑁𝐻4𝑂𝐻(𝑎𝑞) ⇌ 𝑁𝐻4+(𝑎𝑞) + 𝑂𝐻−(𝑎𝑞)

Principais bases e aplicações

i. Hidróxido de sódio (NaOH): conhecido

como soda cáustica, é utilizado na

produção de sabões a partir de óleos e

gorduras (saponificação);

ii. Hidróxido de magnésio (Mg(OH)2):

utilizado na forma de uma suspensão

como antiácido estomacal;

iii. Hidróxido de amônio (NH4OH): a partir

da amônia são produzidos fertilizantes

para produção de alimentos e também

produtos de limpeza.

c. Sais

De acordo com Svante Arrhenius, pai dos

conceitos clássicos de funções inorgânicas,

um sal é uma substância que, ao se

dissociar em solução aquosa, libera pelo

menos um cátion que não seja o cátion

hidrônio e pelo menos um ânion que não

seja o ânion hidroxônio nem o ânion

superóxido (O2-). [1]

A maioria dos sais é resultante de uma

reação ácido-base, reações denominadas

reações de neutralização. Além de um sal,

esta também libera um óxido (geralmente,

água). O caráter iônico do sal justifica o fato

de estes conduzirem corrente elétrica se

em solução aquosa ou em estado líquido ou

vapor. Os pontos de fusão e ebulição de sais

são bem elevados devido às fortes

interações entre os íons, de modo que os

íons se organizam de maneira simétrica e

estável, formando um cristal bem compacto

(cada íon com vários íons de carga oposta

ao redor e baixo grau de liberdade dos

mesmos). Veja alguns exemplos de reações

de neutralização abaixo:

HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) +

H2O(l)

H2SO4(aq) + 2 KOH(aq) K2SO4(aq) +

2 H2O(l)

A nomenclatura de sais é dada da

seguinte maneira: inicialmente, é indicado

o nome do ânion pertencente ao sal,

seguido pela preposição “de” e, por fim, o

nome do cátion pertencente ao sal.

Geralmente, o nome do cátion é o nome de

um elemento, e o cátion, proveniente da

base (pela teoria de Arrhenius); já o nome

do ânion depende do nome do ácido do

qual ele foi originado, e o ânion,

proveniente da base. Alguns exemplos:

CaCO3: carbonato de cálcio

KMnO4: permanganato de potássio

Enquanto o nome do cátion se encontra

explícito na base de origem, o nome do

ânion deriva do nome do ácido da seguinte

maneira: somente o sufixo muda, de acordo

com a tabela a seguir.

Sufixo do ácido

-ídrico -oso -ico

Sufixo do ânion

-eto -ito -ato

Comparação entre o sufixo do ânion com o sufixo do

cátion correspondente.

25

Os sais podem ser classificados de

acordo com a natureza dos íons de origem:

Sal neutro: não possui hidrogênio

ionizável nem o ânion OH-;

Sal ácido ou hidrogenossal: possui

dois cátions, sendo um deles o íon

hidrônio ionizável, e somente um

ânion;

Sal básico ou hidroxissal: possui

apenas um cátion e dois ânions,

sendo um deles o íon hidroxila;

Sal duplo ou misto: possui dois

cátions diferentes (que não sejam o

íon hidrônio) e dois ânions

diferentes (que não sejam o íon

hidroxila); Sal hidratado: possui em seu

retículo cristalino moléculas de água

(com estequiometria definida). [1]

d. Óxidos

Óxidos são compostos formados por

dois elementos, sendo o oxigênio o mais

eletronegativo deles.

Exemplos:

- Na2O, BaO, H2O, ZnO.

Obs.: como o flúor é mais eletronegativo

que o oxigênio, os compostos OF2 e O2F2

não são considerados óxidos, conforme dito

acima.

Nomenclatura

A nomenclatura dos óxidos de acordo

com as normas estabelecidas pela IUPAC

leva em consideração se estes são iônicos

ou moleculares.

i. Óxidos moleculares

São aqueles formados por ametais

ligados a oxigênio, e são nomeados de

acordo com a seguinte regra:

[

𝑀𝑜𝑛𝑜 −𝐷𝑖 −𝑇𝑟𝑖 −…

] + Óxido de [

𝐷𝑖 −𝑇𝑟𝑖 −𝑇𝑒𝑡𝑟𝑎 −…

]elemento

Exemplos:

CO = Monóxido de carbono

SO3 = Trióxido de enxofre

CO2 = Dióxido de carbono

Cl2O7 = Heptóxido de dicloro

ii. Óxidos iônicos

São óxidos formados por metais ligados

a oxigênio. São nomeados da seguinte

forma:

Óxido de elemento. + carga do cátion

(em algarismos romanos)

Exemplos

Na2O = Óxido de sódio

Cu2O = Óxido de cobre I

CaO = Óxido de cálcio

Fe2O3 = Óxido de ferro III

Classificação dos óxidos

Os óxidos podem ser classificados de

acordo com o seu comportamento na

presença de água, bases e ácidos. Dessa

forma, eles podem ser classificados em

óxidos: ácidos, básicos, neutros, anfóteros

ou mistos.

26

i. Óxidos ácidos

Apresentam caráter covalente e

geralmente são formados por ametais, esses

óxidos ao reagirem com água produzem

ácidos e com base produzem sal e água.

Exemplo:

SO2 + H2O → H2SO3

SO2 + NaOH → Na2SO3

ii. Óxidos básicos

Apresentam caráter iônico e geralmente

são formados por metais, esses óxidos ao

reagirem com água produzem bases e com

ácidos produzem sal e água.

Exemplo:

Na2O + H2O → 2NaOH

Na2O + H2SO4 → Na2SO4 + H2O

iii. Óxidos neutros

São óxidos covalentes e não reagem com

água, nem com ácidos ou bases. Alguns

exemplos são CO, NO e N2O.

iv. Óxidos anfóteros

São óxidos que se comportam como

óxidos básicos na presença de um ácido, e

como óxidos ácidos na presença de uma

base.

Exemplo:

ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O

ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O

v. Óxidos duplos ou mistos

São óxidos que resultam da combinação

de dois óxidos de um mesmo elemento.

Exemplo:

FeO + Fe2O3 → Fe3O4

vi. Peróxidos

Os peróxidos são compostos que

apresentam fórmula estrutural R-O-O-R ou

(O2)2-. São geralmente formados por

hidrogênio, metais alcalinos e metais

alcalinos terrosos. Em solução aquosa, os

peróxidos reagem produzindo uma base e

água oxigenada, e com ácidos produzem sal

e água oxigenada.

Exemplo:

K2O2 + H2O → 2KOH + H2O2

Rascunho

27

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participação e transformação: livro e caderno

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