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Química>Tabela Periódica
Tabela Periódica dos Elementos Químicos
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Matérias > Química > Atomística > Estrutura do Átomo
ESTRUTURA DO ÁTOMO
Experiência de Rutherford (1911)
Na figura temos:
1. Invólucro de chumbo.
2. Material Radiativo.
3. Partículas a emitidas.
4. Placa de ouro.
5. Tela fluorescente.
6. Partículas que retornam.
7. Partículas desviadas.
8. Partículas sem desvio mensurável.9. Cintilações produzidas pelos choques.
Rutherford imaginou então que o átomo teria uma região degrande massa aonde as partículas refletiriam, ao que chamou denúcleo (positivamente carregados), envolta por uma região demassa desprezível, incapaz de refletir as partículas, chamadaeletrosfera. Esse modelo também é denominado modelo nuclear ouplanetário.
A experiência mostrou ainda outro resultado surpreendente. Odiâmetro do átomo é 10.000 vezes maior que o do núcleo.
A massa do átomo está, praticamente toda, nos prótons e nêutrons confinados na pequena região do núcleo.
Partículas Subatômicas:
Os átomos são constituídos por várias partículas entre elas temos: Prótons (P), Nêutrons (N) eElétrons (E). Suas massas em unidade de massa atômica (u) e cargas em unidade elementar de carga(UEC) estão no quadro abaixo.
propriedade / partícula massa (em u) carga (em UEC)
PRÓTON ~1 +1
NÊUTRON ~1 0
ELÉTRON ~1/1836 -1
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Matérias > Química > Atomística > Estrutura do Átomo
A disposição dessas partículas, no modelo de Rutherford, é:
Características dos Átomos:
Número Atômico (Z)
É o número de prótons que o átomo possui no núcleo
O número atômico identifica o átomo de um elemento.
Z = P
Número de Massa (A)
É a soma dos números de prótons e nêutrons:
A = P + N ou A = Z + N
Representação:
Átomo (NEUTRO) e Íon
Átomos são espécies neutras ou seja o número de prótons (+) é igual ao nº de elétrons (-).
nº p = nº e
Os átomos quando reagem podem perder ou ganhar elétrons, formando íons.
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Matérias > Química > Atomística >Estrutura do Átomo
Representação:
Cátion Ânion
X
+q -q
y
Veja alguns átomos e íons:
nº p > nº e
(Átomo) (Cátion Monovalente)
nº e > nº p
(Átomo) (Cátion Monovalente)
Átomos Isótopos, Isóbaros e Isótonos:
Isótopos
São átomos que possuem
Atente para que os isótopos são átomos do mesmo elemento, porque possuem o mesmo númeroatômico, portanto devem sempre ser representados pelo mesmo símbolo.
Ex:
O hidrogênio é encontrado na natureza na forma de três isótopos:
1H11H2
1H3
Denominados, respectivamente, prótio, deutério e trítio.
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Matérias > Química > Atomística > Estrutura do Átomo
Composição Isotópica
O elemento cloro, por exemplo, aparece na natureza com a seguinte composição isotópica aproximada:
17Cl35 : 75,5%
17Cl37 : 24,5%
A massa atômica do cloro encontrada, por exemplo, nas tabelas periódicas, é a média ponderadadas massas dos isótopos
IsóbarosSão átomos que possuem:
Veja que são átomos de elementos diferentes, pois possuem números atômicos diferentes. Exemplo:
6C147N14
Isótonos
São átomos que possuem :
Exemplos:
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Matérias > Química > Atomística>Ligações Químicas
LIGAÇÕES QUÍMICAS
A idéia de ligação entre os átomos é tão antiga como a própria idéia de átomo. O filósofo da antigaGrécia, Epicuro, já imaginava os átomos ligando-se através de ganchos e outros artifícios mecânicos. Só
no século passado é que a idéia de ligação química foi associada à capacidade de ligação de um átomo,principalmente por Couper (1864) e Kekulé (1865). Mas afinal, por quê os átomos se ligam?
A primeira explicação para isso foi formulada, independentemente, por Lewis e Kössel. Em sumapropunham a Regra do Octeto. Em 1916 foram propostos os primeiros trabalhos que tentamresponder a essa pergunta.
Os átomos ligam-se para obterem 8 elétrons na camada de valência (ou completarem a última
camada). Basearam-se nas configurações eletrônicas dos gases nobres, considerados até então
completamenteinertes e estáveis (não faziam ligação química):
Classificamos as ligações em três tipos: ● ligação iônica
● ligação covalente
● ligação metálica
LIGAÇÃO IÔNICA
É a ligação que ocorre quando se
ligam: Metal + Não Metal
Ou
Metal + Hidrogênio
O átomo do metal possui, geralmente, 1, 2 ou 3 e na camada de valência (CV) e doa-os ao não metal (ou
H), obtendo, com isso, 8e- na CV. Ao ceder esses elétrons, transforma-se em cátion com carga +1, +2 ou+3, respectivamente.
O não-metal possui 5, 6 ou 7 na CV e recebe 3, 2, ou 1 do metal, respectivamente, obtendo 8e- naúltima camada. Com isto, sua carga vai a -3, -2 ou -1, respectivamente.
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Matérias > Química > Atomística >Ligações Químicas
Exemplos:
Ligação entre o sódio (Z = 11) e o cloro (Z = 17):
11Na : 2, 8 , 1 é metal (1e na CV) cede 1e-
17Cl : 2, 8, 7 é não-metal (7e na CV) recebe 1e-
Fórmula do composto é Na+Cl- ou NaCl
Ligação entre o sódio (Z = 11) e o oxigênio (Z = 8):
11Na : 2, 8, 1 é metal (1e- na CV) cede 1e-
Na+ : 2, 8. 8O: 2, 6 é não metal (6e na CV)
recebe 2e- : O-2: 2,8.
O número de elétrons perdidos pelo metal sempre é igual ao número de elétrons recebidos pelo nãometal ou hidrogênio.
Portanto nesse caso na fórmula do composto temos dois íons de sódio e um de oxigênio.
RESUMO:
METAL: 1, 2 ou 3 e- na CV: cede 1, 2 ou 3e-
CÁTION: +1, +2 ou +3
NÃO METAL: 5, 6 ou 7 e- na CV: recebe 3, 2 ou 1e-
ÂNION: -3, -2 ou -1
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Matérias > Química > Atomística >Ligações Químicas
LIGAÇÃO COVALENTE
É a ligação que ocorre quando se unem:
NÃO METAL + NÃO METAL
NÃO METAL + HIDROGÊNIO
HIDROGÊNIO + HIDROGÊNIO
Como todos os átomos dos elementos citados têm tendência a receber elétrons, o resultado quesatisfaz a todos é o compartilhamento de elétrons, que ocorre sempre aos pares. Representação docompartilhamento entre átomos A e B:
O objetivo do compartilhamento é completar o octeto da camada de valência. Ou, no caso dohidrogênio, completar o "dueto".
Veja a formação de algumas moléculas, a partir do número de e- da CV:
1H : 1
8O : 2, 6
6C : 2, 4
17Cl: 2, 8, 7
7N : 2, 5
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Matérias > Química > Atomística >Ligações Químicas
Como as moléculas não podem ser construídas, apenas com as regras dadas acima, desenvolveu-se oconceito da ligação covalente coordenada, ou ligação covalente dativa. Nela, os átomos que jápossuem o octeto completo podem ligar-se “cedendo” dois elétrons não compartilhados.
REPRESENTAMOS ASSIM:
Veja a formação de algumas moléculas, a partir do número de e- da CV:
1H : 1
Cl: 2, 8, 7
8O : 2, 6
P : 2, 8, 5
6C : 2, 4
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Matérias > Química > Atomística >Ligações Químicas
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Matérias > Química > Atomística >Configuração Eletrônica
CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA
NÍVEIS OU CAMADAS
K L M N O P Q
1 2 3 4 5 6 7
SUBNÍVEIS
Encontramos, no máximo, 4 tipos de subníveis para qualquer átomo no estado fundamental.São identificados pelas letras s, p, d e f .
O número máximo de elétrons por subnível é:
Subnível s p d f
Nº máx. de e- 2 6 10 14
DIAGRAMA DE ENERGIAS
diagrama de energias dá a ocorrência de cada subnível nos níveis, bem como a ordem deenergias crescentes
● Subnível mais energético é o último da distribuição de acordo com o diagrama de energia.
● Camada de valência é a camada (nível) mais externa.
Exemplos: Distribuição eletrônica
(Subníveis)
(Níveis ou Camadas)
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Matérias > Química > Atomística >Configuração Eletrônica
(Subníveis) 21Sc 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1
(Níveis)
Distribuição Eletrônica de Cátions:
Na distribuição eletrônica de cátions, o(s) elétron(s) perdido(s) sai (em) da camada de valência.
26Fe2+
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
3d6
Distribuição Eletrônica de Ânions:
Nos átomos, o(s) elétron(s) ganho(s) entra(m) no subnível mais energético (que é a camada de valência).
7N3- 1s2 2s2 2p6
ORBITAIS E SPIN:Em 1926, Heisenberg propôs o "princípio da incerteza" que, aplicado ao átomo, mostra ser impossíveldeterminar a trajetória do elétron em torno do núcleo. Para contornar o problema, Schrödinger e, depois,Born desenvolveram o conceito de orbital como uma região do espaço onde é muito provável (mas nãoabsolutamente certo) encontrar o elétron.
O Princípio de Pauli: "dois elétrons só ocupam o mesmo orbital se possuírem spins opostos".
REGRA DE HUND: A distribuição dos elétrons nos orbitais de um mesmo subnível deve ser feita demodo que se tenha o maior número possível de elétrons desemparelhados.
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Matérias > Química > Atomística >Configuração Eletrônica
Exemplos:
OS SALTOS QUÂNTICOS:
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Matérias > Química >Radioatividade
RADIOATIVIDADE
Átomos que apresentam instabilidade nuclear emitem partículas e ondas eletromagnéticasdenominadas emissões radioativas.
As mais importantes são:
Outras Partículas e Representações:
Comportamento da Radiação Atual:
1 e- aceleração
CONSTITUIÇÃO VELOCIDADERELATIVA
PODER DEPENETRAÇÃORELATIVO
2 prótons2 neutrons Baixa Baixo
EMISSÃORADIOATIVA
Média
Onda Eletromagnética Alta Alto
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Matérias > Química >Radioatividade
Explicação:
As partículas α que apresentam carga positiva (próton) são atraídas pela placa eletrizadanegativamente. As partículas β que apresentam carga negativa (elétron) são atraídas pela placa eletrizada
positivamente. As ondas eletromagnéticas (emissões γ) não apresentam cargas, logo não sofrem desvios.
REAÇÕES NUCLEARES (TRANSMUTAÇÕES):
● Conservação da carga: a + b = c + d .
● Conservação da massa*: a’ + b’ = c’ + d’ .
* A conservação da massa não é completa. Uma pequena quantidade pode transformar-se em
energia. TEMPO DE MEIA-VIDA OU PERÍODO DE SEMIDESINTEGRAÇÃO (T1/2 ou P)
É o tempo que decorre para uma determinada quantidade (Q) do elemento reduzir-se à metade (Q’ =Q/2) :
Exemplo:
O Iodo – 131 é radioativo e usado para se fazer diagnóstico da Glândula Tiróide, seu período de meia
vida é de 8 dias. Isto significa que a cada 8 dias a quantidade de I131 se reduz a metade ou seja:
m ....8 dias.......... m/2 ....8 dias......... m/4 ....8 dias......... m/8 ...
100% ...8 dias.......... 50% ....8 dias......... 25% ....8 dias......... 12,5% ...
1 ....8 dias......... 1/2 ....8 dias......... 1/4 ....8 dias.......... 1/8 ...
aAa’+bBb’ cCc’+dDd’
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Matérias > Química >Radioatividade
ENERGIA NUCLEAR
FISSÃO NUCLEAR: É a forma como a energia é obtida nos reatores nucleares e nas bombasatômicas. Uma das reações possíveis é:
92U235 + 0n136Kr92 + 56Ba141 + 30n1 + ENERGIA
Devido ao fenômeno de defeito de massa explicado anteriormente, a massa dos produtos élevemente menor que a dos reagentes, o que provoca liberação de energia.
FUSÃO NUCLEAR: É a forma como obtém energia a bomba de hidrogênio, estrelas como o Sole reatores "limpos" denominados tokamaks, ainda experimentais. Uma reação possível é :
1H2
+ 1H2
+ 2He3
+ 0n1
+ ENERGIA
Também ocorre defeito de massa com liberação de energia.
USOS DE ALGUNS ISÓTOPOS ARTIFICIAIS:
● I131 : Detecção de tumores da tireóide.
● Co60 e Cs137 : Emitem radiações que matam células cancerosas.
● C14 : Datação de material arqueológico.
● U235 e Pu239 : Átomos físseis. Em bombas atômicas e reatores nucleares.
●
H2
: O deutério é o material fúsel das bombas de hidrogênio e tokamaks. Na forma de água pesada(D2O) é utilizado em reatores nucleares
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Matérias > Química > Orgânica > Classificação das Cadeias Carbônicas
Classificação das Cadeias Carbônicas
1- Quanto à presença ou não de ciclo, a cadeia carbônica pode ser:
ACÍCLICA: A cadeia não fecha. Também chamada aberta ou alifática.
CÍCLICA: A cadeia fecha em algum ponto. Também chamada de
fechada.
2- Quanto ao tipo de ligações entre carbonos, pode ser:
SATURADA: Possui apenas ligações simples entre carbonos.
INSATURADA: Possui ligações duplas e/ou triplas entre
carbonos.
3- Quanto à presença, ou não, de ramificação:
NORMAL: Geralmente possui apenas átomos de carbono primário e/ou secundário. Também chamadalinear .
RAMIFICADA: Geralmente possui átomos de carbono terciário e/ou quaternário.
4- Quanto à natureza dos átomos:
HOMOGÊNEA: Não possui heteroátomo
HETEROGÊNEA: Possui heteroátomo
*Heteroátomo é aquele que, não sendo carbono, aparece entre carbonos.
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Matérias > Química > Orgânica > Classificação das Cadeias Carbônicas
Para cadeias cíclicas utiliza-se, ainda estas duas classificações:
5- Quanto à natureza dos átomos no ciclo:
HOMOCÍCLICA: Não possui heteroátomo no ciclo.
HETEROCÍCLICA: Possui heteroátomo no ciclo.
6- Quanto à aromaticidade:
AROMÁTICA: Possui anel com seis átomos e ligações duplas e simples alternadas.
ALICÍCLICA: É qualquer cadeia cíclica não aromática.
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Matérias>Química>Orgânica>Nomenclatura
NOMENCLATURA
NOMENCLATURA OFICIAL:
É formada, no mínimo de três partes:
1. A primeira indica o número de carbonos.
2. A segunda indica o tipo de ligação entre carbonos (simples, dupla ou tripla).
3. A terceira indica a função (tipo de composto).
1. Nº DE C(s) –PREFIXO
1 meta 7 hepta
2 eta 8 octa 3 propa 9 nona 4 buta 10 deca 5 penta 11 undeca 6 hexa 12 duodeca ...
2. TIPO DE LIGAÇÃO
Entre Carbonos
apenas simples
uma dupladuas duplas
duas triplas
três duplas
Infixo
an
endien
diin
trien...
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Matérias > Química > Orgânica > Classificação das cadeias carbônicas
3. FUNÇÃO
Inicialmente vamos estudar os compostos que só possuam carbono e hidrogênio, denominadoshidrocarbonetos.
O sufixo utilizado é a letra o.Exemplos:
CH4 metano(met+an+o)
H3C - CH3 etano
H2C = CH2 eteno (*etileno)
etino (**acetileno)
H2C = CH - CH3 propeno
(*propileno)
**nomenclatura usual
Numeração das ligações: Se houver mais de uma possibilidade de colocar uma dupla ou triplaligação, a cadeia deve ser numerada. De várias numerações possíveis, a correta é a que conduzir aosmenores números:
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Matérias > Química > Orgânica > Classificação das cadeias carbônicas
I- A CADEIA PRINCIPAL
É uma seqüência de carbonos que possui:
1º - O(s) grupo(s) funcional (ais)*.
2º - As duplas ou triplas ligações ou os ciclos.
3º - O maior número de carbono.
*Para os hidrocarbonetos não vamos encontrar grupos funcionais, já que estes estão associados aátomos diferentes de hidrogênio e carbono.
Abaixo estão identificadas as cadeias principais de alguns hidrocarbonetos:
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Matérias > Química > Orgânica > Classificação das cadeias carbônicas
II- RADICAIS:
São grupos com carbono e hidrogênio que restam quando identificamos a cadeia principal. Osprincipais radicais são:
Retomando os exemplos anteriores, vamos dar nome aos radicais, além da cadeia principal.
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Matérias > Química > Orgânica > Classificação das cadeias carbônicas
III- LOCALIZAR OS RADICAIS:
Localizam-se os radicais numerando-se a cadeia. De várias numerações possíveis, a correta é aque conduzir aos menores números:
A dupla ligação fica com o menor número em relação ao radical.
3 - metil -1- buteno
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Matérias > Química > Orgânica >Funções
Funções
Para outras funções de cadeia homogênea utiliza-se a mesma estrutura de nomenclaturados hidrocarbonetos, trocando-se apenas a terminação.
ÁLCOOIS: Possuem o grupo -OH (hidroxila) preso a um carbono saturado.
Nomenclatura: Nome do hidrocarboneto correspondente + ol:
(nomenclatura usual)
Álcoois podem ser classificados em primários, secundários ou terciários se a hidroxila estiverpresa a carbono primário, secundário e terciário, respectivamente.
Nos exemplos acima, são primários o etanol e o 1-propanol, enquanto o 2-propanol e o cicloexanolsão secundários.
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Matérias>Química>Orgânica>Funções
FENOIS: Possuem o grupo -OH (hidroxila) preso a anel aromático.
Nomenclatura: Hidroxi + nome do hidrocarboneto:
O grupo funcional fica sempre com o menor número.
ALDEÍDOS: Possuem o grupo carbonila (C = O)em carbono primário.
Nomenclatura: Nome do hidrocarboneto correspondente + al:
(nomenclatura usual)
H2CBr – CHBr – CHO 2, 3-dibromopropanal
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Matérias>Química>Orgânica>Funções
CETONAS: Possuem o grupo carbonila (C = O) em carbono secundário. Nomenclatura: Nome do
hidrocarboneto correspondente + ona:
ÁCIDOS CARBOXÍLICOS: Possuem o grupo carboxila
Nomenclatura: ácido + nome do hidrocarboneto correspondente
+óico: (nomenclaturausual)
2-vinil-butanodióico
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Matérias>Química>Orgânica>Funções
AMIDA: Derivadas dos ácidos carboxílicos pela substituição do grupo -OH por -NH2
Nomenclatura: Nome do hidrocarboneto correspondente + amida:
NITRILA: Possuem o grupo nitrila ou nitrilo
Nomenclatura: Nome do hidrocarboneto correspondente + nitrila
2-fenil-nitrila
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Matérias>Química>Orgânica>Funções
OUTRAS FUNÇÕES II
Para funções de cadeia heterogênea dá-se nome a cada grupo preso ao heteroátomo,
independentemente.
ÉTERES: Podem ser considerados derivados dos álcoois pela substituição do hidrogênio da hidroxila(R-OH) por um radical (-R’) : R-O-R’.
A nomenclatura mais utilizada dá nome aos radicais presos ao oxigênio, precedido da palavra éter.
ÉSTERES: São derivados dos ácidos carboxílicos pela substituição do hidrogênio da carboxila
(R-COOH) por um radical R’: R-COO-R’.
Dá-se a terminação oato à parte que provém do ácido e ila ao radical que substitui o hidrogênio.
Nos exemplos acima, metilamina e fenilamina são aminas primárias, propil-isopropilamina ésecundária e dimetil-etilamina, terciária.
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Matérias > Química > Orgânica >Isomeria
ISOMERIA
É quando vários compostos orgânicos apresentam a mesma fórmula
molecular.
Exemplo:
C4H8 podemos escrever
CH3 - CH2 -CH = CH2 1-buteno
H3C - HC = CH -CH3 2-buteno
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Matérias > Química > Orgânica >Isomeria
Utilize o auxílio do quadro abaixo:
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Matérias>Química>Orgânica>Reações Orgânicas
REAÇÕES ORGÂNICAS
Substituição em alcanos
O hidrogênio substituido segue a ordem:
1º Hidrogênio de carbono terceário depois de carbono secundário e por último hidrogênio decarbono primário.
Adição em alcenos Ocorre a quebra da ligação pi e o cloro é adicionado completando a tetravalência de cada carbono.
Regra de Markownikoff: Nas reações de adição de H - A adicione o H ao carbono mais hidrogenadoda dupla.
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Matérias>Química>Orgânica>Reações Orgânicas
Ozonólise em Alcenos
Oxidação enérgica em alcenos
Desidratação de álcool: aquecimento em presença de ácido sulfúrico concentrado.
Oxidação de álcool: [O] obtido à partir de KMnO4 em meio ácido.
Esterificação: A REAÇÃO ORGÂNICA MAIS IMPORTANTE PARA O VESTIBULAR!!!!
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Matérias > Química > Equilíbrio Químico >Constante de Equilíbrio
Constante de equilíbrio
Para a reação reversível genérica:
1 - Reação direta2 - Reação
inversa
Onde x, y, z, e t são os coeficientes que balanceiam a equação.A constante de equilíbrio é representada por Keq ou Kc , por ser expressa em termos de concentrações molares. Escrevemos então:
GRÁFICOS
Se no início tivermos apenas os componentes da esquerda( A e B ) v1 é máxima no início, enquanto que v2 é zero. No equilíbrio, são iguais, então:
A partir do tempo T o equilíbrio foi atingido.
No equilíbrio, as concentrações serão constantes mas não necessariamente
iguais. Para uma reação genérica A + 2B 2C
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Matérias > Química > Equilíbrio Químico >Constante de Equilíbrio
A constante de equilíbrio no exemplo acima será:
Observe que após 15 segundos as concentrações ficaram constantes ou seja a partir deste instante areação está em equilíbrio.
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Matérias > Química > Equilíbrio Químico >Deslocamento de Equilíbrio
DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO
Princípio de Le Chatelier:
Usando este princípio, podemos prever o que ocorre com um sistema em equilíbrio quando um fatorage sobre este :
Quando um fator age num equilíbrio, este se desloca no sentido de anular esse
fator.
FATORES QUE DESLOCAM O EQUILÍBRIO
CONCENTRAÇÃO
Ao adicionarmos um componente A genérico, o sistema se desloca no sentido de
retirar A. Ao retirarmos um componente A genérico, o sistema se desloca no sentido de
formar A.
TEMPERATURA
O aumento da temperatura desloca o equilíbrio no sentido endotérmico. Isto quer dizer, aoadicionarmos calor a um sistema, este se desloca no sentido da retirada de calor
A diminuição da temperatura desloca o equilíbrio no sentido exotérmico. Isto quer dizer, aoretirarmos calor de um sistema, este se desloca no sentido de liberar calor
PRESSÃO
A pressão pode agir quando há, no mínimo, um componente em gasoso equilíbrio.
O aumento da pressão desloca o equilíbrio no sentido da contração do sistema. (menor volume)
A diminuição da pressão desloca o equilíbrio no sentido da expansão do sistema. (maior volume)
Para determinar o sentido da expansão, ou contração, devemos lembrar que o volume ocupado porum gás é proporcional ao número de mols :
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Matérias > Química > Equilíbrio Químico > Constante de Ionização
CONSTANTE DE IONIZAÇÃO
Equilíbrio Químico
No caso do ácido ou base sempre vamos encontrar moléculas não ionizadas (ou dissociadas) emnúmero considerável. Para a reação:
A constante de equilíbrio será:
O equilíbrio iônico, pode ser chamada de Ki ou, ainda, Ka ou Kb , respectivamente para ácidos ou bases.
Para ácidos com mesma molaridade, quanto maior é a constante, maior é a concentração de H+ e
mais forte é o ácido.
GRAU DE IONIZAÇÃO, OU DISSOCIAÇÃO ( )
Ácidos (ou bases) mais fortes possuem maior grau de ionização (ou dissociação), para soluções demesma molaridade.
EQUAÇÃO DE OSTWALD
Para um ácido, ou base, a constante de ionização (Ki) relaciona-se com a molaridade (m) e o grau deionização, ou dissociação , assim:
Para ácidos e bases com ≥ 5%
Para ácidos e bases fracas o é menor que 5% logo,
1 - ~ 1
Para estes casos temos:
Ki=2.m
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Matérias > Química > Equilíbrio Químico > pH e pOH
pH e pOH
Equilíbrio Iônico da Água
PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA (KW):
KW = [H+] . [OH-] = 10-14 A 25ºC
pH e pOH :
pH = -log [ H+ ] e pOH = -log [ OH-]
a 25ºC à pH + pOH = 14
TIPO DE SOLUÇÃO [ H+ ] [OH-] pH pOH
NEUTRA 10-7 10-7 7 7
ÁCIDA >10-7 <10-7 < 7 > 7
BÁSICA <10-7 >10-7 > 7 < 7
ESCALA DE pH a 25ºC
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Matérias > Química > Massa Atômica / Molecular e Mol > Mol
MOL
Segundo a IUPAC, mol é o número de átomos que existem em 12g de carbono, isótopo 12. Esse númeroé 6,02 . 1023
A menos que a questão de vestibular estabeleça o contrário, vamos usá-lo como 6,0 x 1023
.
MASSA MOLAR
É a massa de 1 mol (6,0 x 1023 ) de átomos, moléculas, íons-fórmula etc. A massamolar dos átomos de um elemento, por exemplo, é a massa atômica expressa emgramas. Essa massa já foi denominada átomo-grama.
Exemplos:
ELEMENTO MASSA ATÔMICA MASSA MOLAR Nº DE ÁTOMOS
Hidrogênio 1,008u 1,008 g/mol 6 . 1023
Oxigênio 16,00 u 16,00 g/mol 6 . 1023
Enxofre 32,06 u 32,06 g/mol 6 . 1023
Para resolução de exercícios podemos, então, fazer a relação:
Exemplo:
O número de átomos de ferro (Fe = 55,847 ou 56, aproximado) em 2,3 g desse metal é:
1 mol de átomos ---------- 6 . 1023 átomos --------- 56 g
x átomos -------- 2, x=2,64x1022 átomos de ferro
obs.: 6,02 . 1023 também é denominado número de Avogadro.
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Matérias > Química > Massa Atômica / Molecular e Mol >Mol
PARA SUBSTÂNCIAS
A massa molar, será a massa de 1 mol (6,0 x 1023) de moléculas, íons-fórmula, etc. A massa molar dasmoléculas de uma substância, por exemplo, é a massa molecular expressa em gramas. Essa massa jáfoi denominada molécula-grama.Exemplos:
Substância Massa Molecular Massa Molar Nº de Moléculas Água 18u 18 g/mol 6,0 x 1023
Gás carbônico 44u 44 g/mol 6,0 x 1023
Podemos dizer, ainda, que 1 mol de uma substância gasosa ocupa nas CNTP (Condições Normais deTemperatura e Pressão) o volume aproximado de 22,4 L.
Resumindo:
Se quisermos o número de mols de 22 g de CO2 (C = 12, O = 16), por exemplo:
1 mol de moléculas ------- 6 . 1023 moléculas ------ 44 g ------ 22,4L (CNTP)
x --------------------------------------------------- 22 gx = 0,5 mol
Ou seja: 3 . 1023 moléculas de CO2
Ou
Nas CNTP, CO2
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Matérias > Química > Massa Atômica / Molecular /Mol > Fórmulas Quantitativas
Fórmulas Quantitativas
Fórmula Molecular: Fornece o número de átomos na
molécula.
Exemplos:
Substância Fórmula molecular
Água H2O
Benzeno C6H6
Acetileno C2H2
2-Hepteno C7H14
Fórmula Mínima, Empírica ou Estequiométrica: Fornece a proporção dos átomos na
molécula.
Exemplos:
Substância Fórmula
mínima Água H2O
Benzeno CH
Acetileno CH
2-Hepteno CH2
Fórmula Percentual: Mostra a proporção em massa dos elementos que compõe a substância. Exemplo:
heptano: C = 85,7%, H = 14,3%
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Matérias > Química > Massa Atômica / Molecular/Mol >Cálculo Estequiométrico
CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
LEIS PONDERAIS: LEIS DE LA VOISIER
CONSERVAÇÃO DAS MASSAS
Numa reação química a massa que reage é igual a massa produzida.
Isto porque há uma conservação no número de átomos, aí surge o balanceamento das equações
químicas. Nº de átomos dos reagentes = Nº de átomos dos produtos.
LEI DE PROUST
Há uma proporção constante entre as massas de reagentes e produtos numa reação.
Isto significa que qualquer alteração que se faça em qualquer substância participante da reação,
temos que promover a mesma alteração proporcional em todas as outras substâncias desta reação.1N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
1 mol 3 mol 2 mol
1,28g 3,2g 2,17g (observe a lei de Lavoisier)
1,6x1023 moléc. 3,6x1023 moléc. 2,6x1023 moléc.
Entre os gases nas mesmas condições de T e P temos a proporção volumétrica
1V 3V
2V OBS: Se for CNTP 1V = 22,4L ou 22,7L
Se quisermos saber, por exemplo, o volume de amônia (NH3) produzido (medido nas TPN)a partir de
5,6 g de nitrogênio (N2), fazemos:
N = 14
1N2 + 3H2 2 N3H
1 x 28g 2 x 22,4 L
5,6g X => X = 8,96 L
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Matérias > Química >Soluções
SOLUÇÕES
São misturas homogêneas. Os componentes são denominados soluto e solvente:
A massa da solução é a igual à massa do solvente somado a soluto.
CONCENTRAÇÕES
TÍTULO (T)
como msç > mst T < 1
PORCENTAGEM EM MASSA (P)
como msç > mst P < 100%
CONCENTRAÇÃO EM g/L ( C )
É a massa do soluto em 1L de solução
A unidade é g/L
MOLARIDADE (M)
Determina o nº de mols do soluto para 1L de solução
com mst = massa do soluto e Mst = massa molar do
soluto. É expresso em mol/L ou molar (M)
Relação entre a as grandezas :
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Matérias > Química > Funções químicas > Ácidos de Arrehenius
ÁCIDOS DE ARREHENIUS
É todo composto molecular que em solução aquosa sofre ionização liberando
* Ionização Formação de íons
Considerações Importantes
Na fórmula estrutural dos ácidos as ligações químicas são covalentes (molecular) ou seja, não há íons,mas quando dissolvemos essa substâncias em água os íons são formados, por isso a solução aquosa deácido conduz corrente elétrica (eletrólito).
O H+ liberado se liga a uma molécula de água formando
Portanto numa solução ácida não temos H+ e sim H3O+, mas como nos livros é comum a
representação dessas soluções apenas por H+, dizemos:
O H+ é uma maneira cômoda de representar o
H3O+. A ionização que mostramos como exemplo:
Fica corretamente representada por:
HA + H2O H3O+ + A-
Mas as duas são consideradas corretas.
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Matérias > Química > Funções químicas > Ácidos de Arrehenius
A ionização acontece em etapas, onde em cada etapa ocorre a liberação de um H+ ou seja a
formação de um H3O+.
Ácido Cloridrico (HCl) 1 Hidrogênio Ionizável 1 etapa
ou
HCl + H2O H3O+ + Cl –
Ácido Carbônico (H2CO3) 1 Hidrogênio Ionizável 2 etapas
NUNCA SE ESQUEÇA: Quando aparecer H + , na verdade é o H 3O+
NOMENCLATURA
Hidrácidos
Ácido Nome do elemento + ÍDRICO
(ÁCIDOS NÃO OXIGENADOS)
Exemplo:
HCl : ác. clorídrico.
HF : ác. fluorídrico.
H2S : ác. sulf ídrico.
HCN: ác.cianídrico.
Oxácidos ácidos oxigenados
A grande maioria dos ácidos apresentam oxigênio. Temos alguns caminhos para a nomenclaturadesses ácidos, vamos agora por um deles.
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Matérias > Química > Funções químicas > Ácidos de Arrehenius
TABELA DE ÁCIDOS PADRÃO
NOME: Ácido Elemento central + ICO
Elemento Central Padrão Nome
Cl, Br, I H Cl O3 Ácido Clórico
S, Se, Te H2 S O4 Ácido Sulfúrico
P, As, Sb H3 P O4 Ácido Fosfórico
B H3 B O3 Ácido Bórico
C H2 C O3 Ácido Carbônico
N H N O3 Ácido Nítrico
1ª REGRA
Ácido padrão com um átomo de oxigênio a menos
Ácido Elemento central + oso
Exemplo:
H2SO3 Ácido sulforoso
(Veja na tabela que o ácido padrão para o enxofre é H2SO4)
2ª REGRA
Ácido padrão com dois átomos de oxigênio a menos
Ácido Hipo + elemento central + oso
H3PO2 Ácido Hipofosforoso
(o ácido padrão para o fósforo é o H3PO4)
3ª REGRA
Ácido padrão com um átomo de oxigênio a mais
Ácido Per + elemento central + ico
HClO4 Ácido Perclórico
(Padrão para o cloro é
HClO3 )
Ácidos "orto"
Este prefixo não altera a fórmula do ácido, apenas indica que é possível retirar água.
Ácido ortofosfórico = Ácido Fosfórico H3PO4
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Matérias > Química > Funções químicas > Ácidos de Arrehenius
Ácidos "meta"
Este prefixo indica que foi retirado uma molécula de água de uma molécula do ácido.
1 (ácido) –1 H2O
Ácido metafosfórico HPO3
Ácidos "piro"
Este prefixo indica que foi retirado uma molécula de água de duas moléculas do ácido.
2 (ácido) –1 H2O
Ácido Pirofosfórico H4P2O7
2.(H3PO4)
Bases de Arrehenius
São compostos iônicos que em solução aquosa liberam OH- (Hidróxido ou Hidroxila)
B(OH)x xB+ + XOH-
Como as bases são compostos iônicos, quando dissolvidos em água os íons separam-se, esteprocesso é chamado de dissociação iônica.
Veja algumas dissociações:
NaOH: Na+
+ OH-
Ca(OH)2: Ca2++2OH-
Na verdade temos bases iônicas e moleculares. As mais importantes, portanto as que nos interessam são as iônicas.
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Matérias > Química > Funções químicas > Ácidos de Arrehenius
Bases - Formulação
Para encontrar a fórmula de uma base, considera-se que os ânions OH - devem anular as cargas docátion.
Exemplos:
Cátions maisimportantes
NH4+, Ag, 1A + 1
Cd, Zn, 2ª + 2 Valência Fixa
Al + 3
Carga Variável
METAL VALÊNCIA
Cu, Hg + 1 ou + 2
Fe, Co, Ni + 2 ou + 3
Au + 1 ou + 3
Sn, Pb, Mn, Pt + 2 ou + 4
Nomenclatura
Hidróxido de - acrescentando-se o nome do cátion a seguir.
Exemplos: NaOH - hidróxido de sódio.
Ca(OH)2 - hidróxido de cálcio.
Al(OH)3 - hidróxido de
alumínio. NH4OH - hidróxido
de amônio.
Para cátions com mais de uma valência, especifica-se esta em algarismos romanos ou usa-se as terminações:
oso : para o de menor valência.
ico : para o de maiorvalência.
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Matérias > Química > Funções químicas > Ácidos de Arrehenius
Exemplos:
- hidróxido de ferro II ou hidróxido ferroso
- hidróxido de ferro III ou hidróxido férrico
Química Aplicada
NaOH - hidróxido de sódio: Uma das substâncias consumidas em maior quantidade no mundo todo. Éutilizada em limpeza doméstica pesada, para fabricar sabão etc. Nome usual: soda cáustica.
Mg(OH)2 - hidróxido de magnésio:
Em suspensão aquosa é comercializada como leite-de-magnésia, um antiácido estomacal e laxante
suave. Al(OH)3 - hidróxido de alumínio: É utilizado em medicamentos anti-ácidos.
NH4OH - hidróxido de amônio: É o amoníaco. Usado em limpeza doméstica e na produção de fertilizantes. É uma base que se decompõe, liberando o gás amônia
(NH3 ) NH4OH NH3 + H2O
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Matérias > Química > Funções químicas > Sais
SAIS
São produtos, ao lado da água, da reação de ácidos com bases. Esta é denominada reação desalificação ou neutralização:
ÁCIDO + BASE SAL + ÁGUA
Exemplos:
HCl + NaOH NaCl + H2O
H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + 2H2O
3H2SO4 + 2Al(OH)3 Al2(SO4)3 + 6H2O
NOMENCLATURA DOS SAIS
O ânion do sal é sempre proveniente do ácido, e para determinar seu nome basta fazer a troca desufixo com o ácido de origem de acordo com o quadro:
ÁCIDO ÂNION
ídrico eto
ico ato
oso Ito
Exemplos:
NaCl : cloreto de sódio
( do HCl: ác.clorídrico )
CaSO4
: sulf ato de
cálcio
( do H2SO4 : ácido sulfúrico )
NH4NO3 : nitrato de
amônio ( do HNO3 : ácido
nítrico ) Fe3(PO4)2 : fosf ato
de ferro II ( H3PO4 : ácido
fosfórico)
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Matérias > Química > Funções químicas > Sais
DISSOCIAÇÃO DOS SAIS
Sais dissociam-se em água liberando cátions e
ânions.
Exemplos:
NaCl N+a+ Cl-
Na2SO4 2N+a+ SO42-
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Matérias > Química > Funções químicas > Óxidos
ÓXIDOS
Óxidos são compostos binários onde o elemento mais eletronegativo (da direita) é o
oxigênio. ExOy
a) Óxidos iônicos: São formados pelo ânion óxido (O2-) e um cátion de
metal.
b) Óxidos covalentes: São formados por um não-metal e o oxigênio.
NOMENCLATURA E FORMULAÇÃO
Para encontrar a fórmula de um óxido iônico, levamos em conta que a carga dos cátions deve
anular a carga dos ânions O2-, Para a nomenclatura, o mais usual é:
óxido + nome do
cátion: Na2O : óxido de
sódio CaO : óxido de
cálcio Al2O3 : óxido de
alumínio
Fe2O3 : óxido de ferro III ( ou férrico)
A nomenclatura dos óxidos covalentes é feita usando-se os prefixos mono, di, tri, tetra ... para indicar
o número de oxigênios e de átomos do elemento que o acompanha. O prefixo mono no segundoelemento é opcional. Cada elemento pode formar diversos óxidos:
NO: monóxido de
(mono)nitrogênio. NO2: dióxido
de nitrogênio.
N2O: monóxido de dinitrogênio.
N2O3 : trióxido de dinitrogênio.
N2O5 : pentóxido de
Ninitrogênio.
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Matérias > Química > Funções químicas > Óxidos
QUÍMICA APLICADA
CaO : É comercializada como cal virgem. Usada no preparo de argamassa e em
pintura. Fe2O
3: É a hematita. Um importante minério de ferro.
Al2O3 . 2H2O : É a bauxita. Um minério do alumínio.
SiO2 : Constitui o quartzo, é a maior parte da areia.
CO2: É o gás carbônico. Liberado na respiração e em combustões. Provoca o "efeito estufa" na
atmosfera porque impede o calor de abandonar a Terra.
CO: O monóxido de carbono é um importante poluente liberado pelos motores decombustão, principalmente a gasolina. Reage com a hemoglobina do sangue.
Chuva ácida: A chuva é naturalmente ácida porque o CO2 reage com a água produzindo ácido
carbônico, um ácido muito fraco. Em locais poluídos com SO2 , SO3 e NO2 , estes reagem com a água dachuva produzindo ácidos fortes como H2SO4 e HNO3 .
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Matérias > Química > Termoquímica > Entalpia- Calor de reação
Entalpia - calor de reação
I. Transformação ENDOTÉRMICA : H > 0 Representa um ganho de energia pelo sistema, ouHP > HR.
Graficamente:
Podemos representar a variação da entalpia ( H) de uma reação endotérmica através daequação da reação.
Por exemplo:
2NH3(g) N2(g) + 3H2(g) H = +22kcal
ou
2NH3(g) N2(g) + 3H2(g) -22kcal
II. Transformação EXOTÉRMICA : H < 0 - Representa uma perda de energia pelo sistema, ou HP <
HR.
Graficamente:
representando um exemplo através da
equação: Cgraf + O2(g) CO2(g) H = -
94kcal
ou
Cgraf + O2(g) CO2(g) + 94kcal