Química geral até reações
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Química geral

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  • 1. Química 1Química Geral 1
  • 2. Pré-VestibularTeoria e Exercícios Propostos
  • 3. índice.química 1Capítulo 01. Modelos Atômicos 1. Introdução à química ............................................................................................ 9 2. Modelo Atômico de Dalton ..................................................................................... 9 3. Modelo Atômico de Thomson ................................................................................. 9 4. Modelo Atômico de Rutherford ............................................................................... 9 5. Modelo Atômico Clássico ..................................................................................... 10 6. Conceitos Fundamentais ...................................................................................... 10 6.1. Número Atômico ...................................................................................................... 10 6.2. Número de Massa .................................................................................................... 11 6.3. Elemento Químico .................................................................................................... 11 6.4. Isótopos, Isóbaros e Isótonos .................................................................................. 11 7. Modelo Atômico de Rutherford-Bohr ...................................................................... 12 8. Modelo Atômico Atual ......................................................................................... 12 8.1. Números Quânticos .................................................................................................. 13 8.2. Distribuição Eletrônica ............................................................................................... 13 8.3. Distribuição Eletrônica em Átomos Neutros ............................................................... 14 8.4. Distribuição Eletrônica de íons ................................................................................... 15Capítulo 02. Tabela Periódica 1. Introdução ......................................................................................................... 16 2. Tabela Periódica Moderna ................................................................................... 18 3. Distribuição Eletrônica na Tabela Periódica ............................................................ 20 3.1. Períodos .................................................................................................................. 20 3.2. Famílias .................................................................................................................... 20 3.3. Distribuição Eletrônica .............................................................................................. 21 3.4. Elementos de Transição ............................................................................................ 22 3.5. Elementos de Transição Interna ............................................................................... 22 4. Propriedades ..................................................................................................... 22 4.1. Propriedades Aperiódicas .......................................................................................... 22 4.2. Propriedades Periódicas ............................................................................................ 22Capítulo 03. Ligação Química 1. Introdução ......................................................................................................... 27 2. Teoria dos Octetos .............................................................................................. 27 3. Ligação Iônica ou Eletrovalente ............................................................................ 27 PV2D-06-QUI-11 3.1. Notação ou Fórmula de Lewis ................................................................................... 28 3.2. Estrutura Cristalina dos Compostos Iônicos ................................................................ 28 3.3. Características dos Compostos Iônicos ...................................................................... 28
  • 4. índice.química 1 4. Ligação Covalente ............................................................................................... 28 4.1. Ligação Covalente Normal ......................................................................................... 29 4.2. Ligação Covalente Dativa ou Coordenada ................................................................. 30 4.3. Anomalias do Octeto ............................................................................................... 30 5. Ligação Metálica ................................................................................................. 30 5.1. Propriedade dos Metais ........................................................................................... 31 5.2. Estrutura dos Metais ................................................................................................. 31 6. Geometria Molecular ........................................................................................... 31 7. Polaridade de Ligações ........................................................................................ 33 7.1. Ligação Covalente Apolar (Não-Polar) ....................................................................... 33 7.2. Ligação Covalente Polar ........................................................................................... 33 8. Polaridade de Moléculas ...................................................................................... 34 8.1. Molécula Apolar ........................................................................................................ 34 8.2. Molécula Polar .......................................................................................................... 34 9. Forças Intermoleculares ...................................................................................... 34 9.1. Dipolo Instantâneo – Dipolo Induzido ou Forças de Dispersão de London .................. 34 9.2. Forças de Dipolo Permanente ou Dipolo-Dipolo ......................................................... 35 9.3. Ligações (Pontes) de Hidrogênio .............................................................................. 35 10. Pontos de Fusão e Ebulição das Substâncias Moleculares ...................................... 35 10.1. Estado Físico das Substâncias Moleculares ............................................................... 35 10.2. Solubilidade ........................................................................................................... 36Capítulo 04. Funções Inorgânicas 1. Teoria de Arrhenius ............................................................................................ 37 1.1. Dissociação e Ionização ............................................................................................. 37 1.2. Grau de Ionização (ou de Dissociação Iônica) ............................................................ 38 2. Ácidos ............................................................................................................... 38 2.1. Introdução ............................................................................................................... 38 2.2. Definição Segundo Arrhenius .................................................................................... 38 2.3. Classificação dos Ácidos ............................................................................................ 38 2.4. Regra Prática para Determinação da Força de um Ácido ............................................ 39 2.5. Fórmula Estrutural .................................................................................................... 39 2.6. Formulação e Nomenclatura ..................................................................................... 40 2.7. Ionização dos Ácidos ................................................................................................. 42 2.8. Nomenclatura dos Ânions ......................................................................................... 42 3. Bases ................................................................................................................ 43 3.1. Definição segundo Arrhenius .................................................................................... 43 3.2. Classificação .............................................................................................................. 43 3.3. Indicadores Ácido-Base ............................................................................................. 43 3.4. Formulação .............................................................................................................. 43 3.5. Principais cátions ...................................................................................................... 44 3.6. Nomenclatura das bases ........................................................................................... 44
  • 5. índice.química 1 4. Sais .................................................................................................................. 44 4.1. Definição segundo Arrhenius .................................................................................... 44 4.2. Reação de neutralização ........................................................................................... 44 4.3. Classificação e Nomenclatura dos sais ........................................................................ 45 4.4. Fórmula geral ........................................................................................................... 46 4.5. Tabela de ânions ...................................................................................................... 46 4.6. Fórmula e nome dos sais .......................................................................................... 47 4.7. Regras de solubilidade dos sais em água .................................................................... 47 5. Cotidiano de Ácidos, Bases e Sais ......................................................................... 47 5.1. Principais ácidos e seus usos ..................................................................................... 47 5.2. Principais bases e seus usos ...................................................................................... 48 5.3. Principais sais e seus usos ......................................................................................... 49 6. Óxidos .............................................................................................................. 49 6.1. Definição .................................................................................................................. 49 6.2. Fórmula Geral ........................................................................................................... 49 6.3. Nomenclatura dos Óxidos ......................................................................................... 49 6.4. Óxidos ácidos ou anidridos ........................................................................................ 50 6.5. Óxidos Básicos .......................................................................................................... 50 6.6. Óxidos Neutros ........................................................................................................ 51 6.7. Óxidos Anfóteros ...................................................................................................... 51 6.8. Óxidos Duplos, Mistos ou Salinos ............................................................................... 51 6.9. Peróxidos ................................................................................................................. 51 7. Cotidiano dos Óxidos ........................................................................................... 51Capítulo 05. Reações Químicas 1. Introdução ........................................................................................................ 53 2. Classificação ...................................................................................................... 53 2.1. Reações de Síntese ou Adição .................................................................................. 53 2.2. Reações de Análise ou Decomposição ....................................................................... 53 2.3. Reações de Deslocamento ou Simples Troca ............................................................. 53 2.4. Reações de Dupla Troca ........................................................................................... 53 3. Ocorrência das Reações ...................................................................................... 53 3.1 Reações de Deslocamento ou Simples Troca .............................................................. 54 3.2. Dupla Troca .............................................................................................................. 55Exercícios Propostos .................................................................................................................................. 57 PV2D-06-QUI-11
  • 6. .01 Química Geral 1Capítulo 01. Modelos Atômicos 1. Introdução à química 3. “Átomos de elementos diferentes apre- sentam massa e propriedades diferentes”. As origens da Química são muito antigas. 4. “Átomos são permanentes e indivisíveisO homem pré-histórico provavelmente e não podem ser criados, nem destruídos”.maravilhou-se quando, pela primeira vez, 5. “As reações químicas comuns não pas-conseguiu produzir o fogo. Aprendeu a cozer sam de uma reorganização dos átomos”.alimentos, usar argila para produzir vasos epotes, e talvez tenha descoberto acidental- 6. “Os compostos são formados pela com-mente que algumas pedras azuis (minério de binação de átomos de elementos diferentescobre), quando aquecidas ao fogo, produziam em proporções fixas”.cobre metálico, e que este, quando aquecido As idéias de Dalton permitiram, na época,junto com estanho, produzia o bronze. explicar com sucesso por que a massa é con- Portanto, o homem passou pelas “idades” servada durante uma reação química (Lei deda pedra, do bronze e do ferro, sempre apren- Lavoisier) e também a lei da composição de-dendo a produzir novos materiais. finida (Lei de Proust). Por volta do ano 400 a.C., surgem os pri-meiros conceitos teóricos da Química. 3. Modelo Atômico de Demócrito e Leucipo, filósofos gregos, afir-mavam que toda matéria era constituída por Thomsonminúsculas partículas, às quais deram o nome Em 1897, J.J. Thomson, baseando-se emde átomos. Essa idéia foi rejeitada por Platão e alguns experimentos, propôs um novo mo-Aristóteles, que tinham muito maior influên- delo atômico.cia na época. Segundo Thomson, o átomo seria um Apenas em 1650 d.C. o conceito de átomo aglomerado composto de uma parte de partículasfoi novamente proposto pelo filósofo francês positivas pesadas (prótons) e de partículas ne-Pierre Cassendi. gativas (elétrons), mais leves. Este modelo fi- Em 1808, John Dalton, baseando-se em vári- cou conhecido como “pudim de passas”.as observações experimentais sobre gases e rea-ções químicas, forneceu a primeira idéia científi- 4. Modelo Atômico deca do átomo, chamada de “Teoria Atômica”. Rutherford 2. Modelo Atômico de Dalton Em 1911, Ernest Rutherford, estudando a John Dalton, professor inglês, propôs, ba- trajetória de partículas α (partículas positi-seado em suas experiências, uma explicação vas) emitidas pelo elemento radioativoda natureza da matéria. Os principais pos- polônio, bombardeou uma lâmina fina detulados da teoria de Dalton são: ouro. Ele observou que a maioria das partí- 1. “Toda matéria é composta por minús- culas α atravessavam a lâmina de ouro semculas partículas chamadas átomos”. sofrer desvio em sua trajetória; que algumas 2. “Os átomos de um determinado elemen- das partículas sofriam desvio em sua traje- tória; outras, em número muito pequeno, ba-to são idênticos em massa e apresentam as tiam na lâmina e voltavam.mesmas propriedades químicas”.Capítulo 01. Modelos Atômicos PV2D-06-QUI-11 9
  • 7. Química Geral 1 Adotando-se como padrão a massa do próton, observou-se que sua massa era prati- camente igual à massa do nêutron e 1836 vezes mais pesada que o elétron, concluindo-se que: 1 1 ≈ 1 2 → 1 1 = 1234 1 3 1 Prótons, nêutrons e elétrons são denomina- dos partículas elementares ou fundamentais. Algumas características físicas das partí- Rutherford concluiu que a lâmina de ouro culas atômicas fundamentais:não era constituída de átomos maciços e pro-pôs que um átomo seria constituído de um nú-cleo muito pequeno carregado positivamente(no centro do átomo) e muito denso, rodeadopor uma região comparativamente grandeonde estariam os elétrons em movimentosorbitais. Essa região foi chamada de eletrosfera. Segundo o modelo de Rutherford, o tama-nho do átomo seria de 10 000 e 100 000 vezesmaior que seu núcleo. 6. Conceitos Fundamentais Observemos que Rutherford teve que ad- 6.1. Número Atômicomitir os elétrons orbitando ao redor do nú-cleo, porque, sendo eles negativos, se estives-sem parados, acabariam indo de encontro ao Número atômico (Z) é o número denúcleo, que é positivo. prótons do núcleo de um átomo. É o nú- mero que identifica o átomo. 5. Modelo Atômico Clássico A representação do número atômico dos As partículas positivas do núcleo foram átomos é:chamadas de prótons. Em 1932, Chadwick isolou o nêutron, cuja ZEexistência já era prevista por Rutherford. Portanto, o modelo atômico clássico é cons-tituído de um núcleo, onde se encontram os Num átomo neutro, cuja carga elétricaprótons e nêutrons, e de uma eletrosfera, onde total é zero, o número de prótons é igual aoestão os elétrons orbitando em torno do núcleo. número de elétrons. O número de elétrons, nesse caso, pode ser considerado igual ao número atômico.123456 17896
  • 8. 7 2 86
  • 9.   Exemplo 3 O átomo de magnésio (Mg) tem número4586
  • 10. 58 45486
  • 11. 5  − atômico 12 (Z = 12). Significado: no núcleo do átomo de Mg existem 12 prótons. No átomo neutro de Mg Modelo atômico clássico existem 12 prótons e 12 elétrons. 10 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 01. Modelos Atômicos
  • 12. Química Geral 1 Representação Exemplo 12Mg 13456789
  • 13. 335 97
  • 14. ⎯ ⎯⎯⎯→ 12 13456789
  • 15. 335 97
  • 16. 34 12 12 2 3345297
  • 17. ⎯  1 − − 2 335297
  • 18. 4 4 7 6.2. Número de Massa 56787 9
  • 19. 77
  • 20. 767 Se um átomo perde elétrons, ele se torna Número de massa (A) é a soma do um íon positivo, chamado cátion. número de prótons (Z) e do número de nêutrons (N) existentes no núcleo de um Exemplo átomo. 123456789 123456789 1 3
  • 21. 24869 ⎯
  • 22. 9 1 → 567 3
  • 23. 24869 2 1+ 2 − 34 ⎯⎯⎯ A=Z+N 12 567873234869 4 9
  • 24. 7657
  • 25. 7657 324869 4 Representação 6.4. Isótopos, Isóbaros e Isótonos 2 1 ou 1 2 1 1 Exemplo Isótopos: são átomos que apresentam Um átomo neutro tem 19 prótons e 21 nêu- o mesmo número atômico (Z) e diferentestrons, portanto: números de massa (A). Z = 19 N = 21 A = Z + N = 19 + 21 = 40 Os isótopos são átomos de um mesmo ele- mento químico (mesmo Z), e que apresentam Representação diferentes números de nêutrons, resultando 40 34 assim diferentes números de massa. 19E ou 12 1 Exemplo 1 2 3 11 11 11 6.3. Elemento Químico 234567 895 367 53
  • 26. 567 Elemento químico é o conjunto de áto- 35 34 mos que apresentam o mesmo número 14  14  atômico (Z) (mesma identidade química). 737 737 Observações Isóbaros: são átomos que apresentam diferentes números atômicos (Z) e mes- Como vimos anteriormente, um átomo é mo número de massa (A).eletricamente neutro quando o número deprótons é igual ao número de elétrons, porémum átomo pode perder ou ganhar elétrons na Exemploeletrosfera, sem sofrer alteração no seu núcleo, K40 e 20Ca40 19originando partículas carregadas positiva ou C14 e 7N14negativamente, denominadas íons. 6 Se um átomo ganha elétrons, ele se tornaum íon negativo, chamado ânion.Capítulo 01. Modelos Atômicos PV2D-06-QUI-11 11
  • 27. Química Geral 1 5. Ao voltar ao nível mais interno, o elé- Isótonos: são átomos que apresentam tron emite um quantum de energia, na forma diferentes números atômicos (Z), diferen- de luz de cor bem definida ou outra radiação tes números de massa, e o mesmo núme- eletromagnética (fóton). ro de nêutrons (N). Exemplos 12 Mg26 e 14 Si28 N=A–Z N = 26 – 12 = 14 N = 28 – 14 = 14 Cl37 17 e Ca40 20 N = 37 – 17 = 20 N = 40 – 20 = 20 6. Cada órbita é denominada de estado estacionário e pode ser designada por letras 7. Modelo Atômico de K, L, M, N, O, P, Q. As camadas podem apre- sentar: Rutherford-Bohr K = 2 elétrons Bohr, baseando-se nos estudos feitos em L = 8 elétronsrelação ao espectro do átomo de hidrogênio e M = 18 elétronsna teoria proposta em 1900 por Planck (Teo- N = 32 elétronsria Quântica), segundo a qual a energia não éemitida em forma contínua, mas em ”blocos”, O = 32 elétronsdenominados quanta de energia, propôs os se- P = 18 elétronsguintes postulados: Q = 2 elétrons 1. Os elétrons nos átomos descrevem sem-pre órbitas circulares ao redor do núcleo, cha- 7. Cada nível de energia é caracterizadomadas de camadas ou níveis de energia. por um número quântico (n), que pode assu- 2. Cada um desses níveis possui um valor mir valores inteiros: 1, 2, 3, etc.determinado de energia (estados estacionários). 3. Os elétrons só podem ocupar os níveisque tenham uma determinada quantidade deenergia. 4. Os elétrons podem saltar de um nívelpara outro mais externo, desde que absor-vam uma quantidade bem definida de ener-gia (quantum de energia). 8. Modelo Atômico Atual A teoria de Bohr explicava muito bem o que ocorria com o átomo de hidrogênio, mas apresentou-se inadequada para esclarecer os espectros atômicos de outros átomos com dois ou mais elétrons. 12 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 01. Modelos Atômicos
  • 28. Química Geral 1 Até 1900 tinha-se a idéia de que a luz pos- 8.1. Números Quânticossuía caráter de onda. A partir dos trabalhos Schrödinger propôs que cada elétron emrealizados por Planck e Einstein, este último um átomo tem um conjunto de quatro núme-propôs que a luz seria formada por partícu- ros quânticos que determinam sua energia elas-onda, ou seja, segundo a mecânica o formato da sua nuvem eletrônica, dos quaisquântica, as ondas eletromagnéticas podem discutiremos dois:mostrar algumas das propriedades caracte-rísticas de partículas e vice-versa. A nature- I. Número Quântico Principal (n)za dualística onda-partícula passou a ser acei- O número quântico principal está associ-ta universalmente. ado à energia de um elétron e indica em qual Em 1924, Louis de Broglie sugeriu que os elé- nível de energia está o elétron. Quando n au-trons, até então considerados partículas típicas, menta, a energia do elétron aumenta e, napossuiriam propriedades semelhantes às ondas. média, ele se afasta do núcleo. O número quântico principal (n) assume valores intei- A todo elétron em movimento está as- ros, começando por 1. sociada uma onda característica (Princí- n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, ... pio da Dualidade). K L M N O P Q Ora, se um elétron se comporta como onda,como é possível especificar a posição de uma II. Número Quântico Secundário (l)onda em um dado instante? Podemos deter- Cada nível energético é constituído de umminar seu comprimento de onda, sua ener- ou mais subníveis, os quais são representadosgia, e mesmo a sua amplitude, porém não há pelo número quântico secundário, que está as-possibilidade de dizer exatamente onde está sociado ao formato geral da nuvem eletrônica.o elétron. Como os números quânticos n e 1 estão Além disso, considerando-se o elétron relacionados, os valores do número quânticouma partícula, esta é tão pequena que, se ten- 1 serão números inteiros começando por 0tássemos determinar sua posição e velocida- (zero) e indo até um máximo de (n – 1).de num determinado instante, os próprios 1 = 0, 1, 2, ...(n – 1)instrumentos de medição iriam alterar essas Para os átomos conhecidos, teremos:determinações. Assim, Heisenberg enunciou 1 =0, 1, 2, 3o chamado Princípio da Incerteza: s, p, d, f(tipo de subnível) Não é possível determinar a posição e O número máximo de elétrons em cada a velocidade de um elétron, simultanea- subnível é: mente, num mesmo instante. Em 1926, Erwin Schrödinger, devido à im-possibilidade de calcular a posição exata deum elétron na eletrosfera, desenvolveu umaequação de ondas (equação muito complexa,envolvendo cálculo avançado, e não tentare-mos desenvolvê-la aqui), que permitia deter- 8.2. Distribuição Eletrônicaminar a probabilidade de encontrarmos o A distribuição (configuração) eletrônicaelétron numa dada região do espaço. nos descreve o arranjo dos elétrons em um átomo , fornecendo o número de elétrons em Assim, temos que a região do espaço onde cada nível principal e subnível. Os elétronsé máxima a probabilidade de encontrarmos preenchem os subníveis em ordem crescenteo elétron é chamada de orbital.Capítulo 01. Modelos Atômicos PV2D-06-QUI-11 13
  • 29. Química Geral 1de energia. Um subnível deve estar totalmen-te preenchido para depois iniciarmos o pre-enchimento do subnível seguinte. O cientista Linus Pauling formulou umdiagrama que possibilita distribuir os elé-trons em ordem crescente de energia dos ní-veis e subníveis. Diagrama de Pauling O sentido das flechas indica os subníveis e níveis em ordem crescente de energia. Exemplo 1 H – 1s1 2 He – 1s2 3 Li – 1s2 2s1 4 Be – 1s2 2s2 5 B – 1s2 2s2 2p1 11 Na – 1s2 2s2 2p6 3s1 O sentido das flechas indica os subníveis K – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 19e níveis em ordem crescente de energia. Fe – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 26 8.3. Distribuição Eletrônica em A distribuição eletrônica pode ser repre- Átomos Neutros sentada em ordem crescente de energia ou Para fazermos a distribuição eletrônica de por camadas. Por exemplo:um átomo neutro, devemos conhecer o seunúmero atômico (Z) e, conseqüentemente, seunúmero de elétrons e distribuí-los em ordemcrescente de energia dos subníveis, segundoo diagrama de Pauling. 14 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 01. Modelos Atômicos
  • 30. Química Geral 1 8.4. Distribuição Eletrônica de íons Para a distribuição do íon Fe3+, é neces- A distribuição eletrônica de íons é seme- sária a retirada de um elétron do subnível d.lhante à dos átomos neutros. Lembrando queum íon é formado a partir da perda ou ganho Fe3+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 26de elétrons que ocorre com um átomo e queos elétrons serão retirados ou recebidos sem-pre da última camada eletrônica (mais ex- 17 Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5terna), chamada camada de valência, e nãodo subnível mais energético, teremos, por 1 ganha 1e na camada de valênciaexemplo, as seguintes distribuições: – 17 Cl : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 11 1 perde 1e da camada de valência Na+: 1s2 2s2 2p6 11 Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 26 1 perde 2e da camada de valência Fe2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 26Capítulo 01. Modelos Atômicos PV2D-06-QUI-11 15
  • 31. Química Geral 1Capítulo 02. Tabela Periódica 1. Introdução varam que, quando várias propriedades eram representadas graficamente em função da No início dos anos de 1800, os cientistas já massa atômica, obtinha-se, para cada caso,conheciam um número considerável de ele- uma curva periódica.mentos, inclusive algumas de suas proprie- O trabalho realizado por Mendeleev foidades químicas e físicas. Surgiu, então, a ne- tão profundo e minucioso que acabou sendocessidade de se organizar os elementos em utilizado como base da tabela periódica mo-uma tabela, de modo a se ter grupos de ele- derna, chegando a prever a existência de ele-mentos que apresentassem propriedades quí- mentos ainda não conhecidos na época, comomicas semelhantes. o gálio (chamado por ele de Eka-alumínio) e o Vários trabalhos foram produzidos nes- germânio (Eka-silício), prevendo suas propri-se sentido, mas dois deles, realizados inde- edades com grande precisão.pendentemente, tiveram valor fundamentalno desenvolvimento do conceito de periodi- Para estimar a massa atômica do germânio,cidade química para construir a tabela peri- ele tomou a média das massas do Si (massaódica dos elementos. Foram os trabalhos atômica = 28) e Sn (massa atômica = 118).efetuados por Lothar Meyer (alemão) e DmitriIvanovich Mendeleev (russo). 34 + 554 massa atômica 12 = = 67 3 Ambos listaram os elementos em ordemcrescente de suas massas atômicas e obser- 16 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 02. Tabela Periódica
  • 32. Química Geral 1 Comparando a tabela formulada por partir do estudo dos espectros de emissão deMendeleev e a tabela periódica atual, encon- vários elementos, determinou o número detramos três situações nas quais os elementos prótons de cada elemento químico.se encontram fora da seqüência crescente em Com a determinação do número derelação à massa atômica: prótons (número atômico Z) de cada elemen- O argônio (39,948) antecede o potássio to, ele pôde comprovar que as propriedades(39,098); o cobalto (58,933) antecede o níquel periódicas eram em função do número atô-(58,693); e o telúrio (127,60) antecede o iodo (126,90). mico crescente e não da massa atômica, como Estas anomalias foram resolvidas, em tinha sido estabelecido por Mendeleev.1914, por um inglês, H. G. J. Moseley, que, aCapítulo 02. Tabela Periódica PV2D-06-QUI-11 17
  • 33. Química Geral 1 A Lei Periódica é estabelecida nestes Isso significa que, quando os elementos são termos: ordenados em ordem crescente de números “As propriedades dos elementos químicos são uma atômicos, observa-se uma repetição periódi-função periódica do número atômico”. ca de suas propriedades. 2. Tabela Periódica Moderna Os elementos encontram-se dispostos emordem crescente de número atômico e suasposições são estabelecidas através de suasdistribuições eletrônicas. A tabela periódica atual é formada por: a) sete linhas horizontais, chamadas deperíodos. Cada período, exceto o primeiro, co-meça com um metal alcalino e termina, excetoo último, que ainda se encontra-se incomple-to, com um gás nobre . A estrutura da tabela periódica fica as- Observação – No 6º período, incluir a sé-sim, representada: rie dos lantanídios e no 7º período a série dos actnídios, que estão indicados abaixo da tabela. 18 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 02. Tabela Periódica
  • 34. Química Geral 1 b) As 18 colunas verticais são denomina- Os elementos artificiais são classificados em:das de grupos ou famílias. Os elementos que – cisurânicos: apresentam número atômi-pertencem a uma mesma família apresentam co abaixo do urânio (Z = 92). Apenas dois:propriedades semelhantes. o tecnécio (Z = 43) e o promécio (Z = 61). As famílias são designadas pelas letras A – transurânicos: apresentam número atô-e B e denominadas de subgrupo; o grupo é mico acima do urânio (Z = 92). O urânio é oindicado por algarismo romano de I a VIII. último elemento natural, portanto todos osPor exemplo, o Sc pertence ao grupo III, elementos com número atômico acima dosubgrupo B, ou simplesmente IIIB, enquanto urânio são artificiais.o Boro pertence ao grupo III, subgrupo A, ousimplesmente IIIA. Recentemente, a d) Os elementos, na tabela periódica,American Chemical Society recomendou a também podem ser classificados como:substituição dos algarismos romanos por – metais: correspondem a 80% dos elemen-números de 1 a 18, para indicar as famílias tos conhecidos. São bons condutores de calorda tabela periódica. e eletricidade e sua condutividade elétrica di- Por exemplo: o magnésio pertence a famí- minui com o aumento da temperatura; sãolia IIA ou 2; o carbono, à família IVA ou 14. dúcteis e maleáveis; sólidos à temperatura ambiente, com exceção do mercúrio que é lí- Algumas famílias recebem denominações quido.especiais: – não-metais (ametais): com poucas exce- IA ou 1 = metais alcalinos ções, esse elementos não conduzem corrente IIA ou 2 = metais alcalino-terrosos elétrica ou calor (são isolantes). Encontram- VIA ou 16 = calcogênios se nos estados físicos sólido, líquido e gasoso, VIIA ou 17 = halogênios em condições ambientes. VIIIA ou 18 = gases nobres – semimetais ou metalóides: possuem pro- priedades intermediárias entre as de um Observação – O hidrogênio não pertence metal e um não-metal. Sua condutividade elé- à família dos metais alcalinos, e não se en- trica é pequena e tende a aumentar com a ele- caixa em nenhum outro grupo, pois apre- vação da temperatura. São seis os elementos senta propriedades diferentes de todos os considerados semimetais: boro (B) sílico (Si), demais elementos químicos. germânio (Ge), arsênio (As), antimônio (Sb) e telúrio (Te). c) Elementos naturais: são encontradosna natureza. Observação – O Polônio (Po) é um elemen- Elementos artificiais: são produzidos em to cuja condutividade elétrica é típica delaboratórios. um metal, ou seja, diminui com o aumen- to da temperatura.Capítulo 02. Tabela Periódica PV2D-06-QUI-11 19
  • 35. Química Geral 1 Resumindo podemos indicar: 3. Distribuição Eletrônica na – elementos do 7º período possuem 7 ní- veis de energia ocupados por elétrons. Tabela Periódica Exemplo 1 1 1 3.1. Períodos Na 14 24 1 26 2 34 3 11 12 4 3 3 Os elementos que pertencem ao mesmo 5 7 8período apresentam o mesmo número de ca- O Na se encontra no 3º período, pois pos-madas eletrônicas. Portanto, todos os elemen- sui 3 níveis ocupados por e–, e número quânticotos de um dado período têm em comum a ca- principal, n = 3, para a camada de valência.mada de valência, e o número quântico prin-cipal desta camada é igual ao número do pe- 3.2. Famíliasríodo. Os elementos pertencentes a uma mesma Assim: família apresentam propriedades químicas se- – elementos do 1º período possuem 1 ní- melhantes, pelo fato de possuírem o mesmovel de energia ocupado por elétrons. número de elétrons na camada de valência. – elementos do 2º período possuem 2 ní- Exemplosveis de energia ocupados por elétrons. Para a família A, o número da família, em 1 algarismo romano, indica o número de elé- trons na camada de valência. 20 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 02. Tabela Periódica
  • 36. Química Geral 1 Por exemplo: IA = 1e na camada de elétrons de valência. Por exemplo:valência. Família 13 = 13 – 10 = 3 e na camada de IIA = 2 e na camada de valência valência. A exceção fica com 2He = 1s2, que pertenceà família VIIIA. 3.3. Distribuição Eletrônica Os elementos de uma mesma família apre- Também pode ser utilizada a numeração sentam diferentes graus de semelhança emdas famílias 1, 2 e de 13 a 18, onde a encon- suas propriedades químicas. Na família A, atramos: variação de tais propriedades é mais regular, Família 1 = 1 e na camada de valência. o que confere a esses elementos o nome de representativos. Neles, o elétron mais Família 2 = 2 e na camada de valência. energético encontra-se num subnível s (IA e A partir da família 13, subtrair 10 do nú- IIA) ou p (IIIA a VIIIA).mero do grupo para encontrar o número de Obs. – O Hélio possui número atômicoz = 2, portanto encontramos: 15 = 3 ⇒ 3 627899 3 1 2 1 12 = 34 2 5
  • 37. 
  • 38. 2 
  • 39. 5
  • 40.  
  • 41. 4 3627252  
  • 42. 8
  • 43.  9 3 4 – O elétron de maior energia encontra-sena camada de valência, para os elementos re-presentativos. Portanto, podemos fazer a se-guinte relação:Capítulo 02. Tabela Periódica PV2D-06-QUI-11 21
  • 44. Química Geral 1 3.4. Elementos de Transição O subnível f, de maior energia, encontra- Os elementos de transição, no centro da ta- se na antepenúltima camada e apresenta 2bela periódica (IIIB até IIB, ou 3 a 12) possuem elétrons na camada de valência. A represen-como subnível de maior energia o subnível d, tação do preenchimento eletrônico para osque se encontra na penúltima camada. Portan- elementos de transição interna fica:to, os metais de transição preenchem subníveis ns2 (n – 2) fnos quais o número quântico principal é umaunidade menor que o número do período. Afo-ra algumas exceções, podemos considerar que 1 1 2 34 ⇒ 567894 54
  • 45. 119 5 2os elementos de transição apresentam 2 elé- 3 Em que: 1 2 4 ⇒ 567894 5419 5trons na camada de valência e podem ser re- Exemplopresentados da seguinte maneira: ns2 (n – 1)d Exemplificando, podemos dizer que o 21Scencontra-se no 4º período, cuja camada devalência é 4s2, e possui subnível de maiorenergia, 3d. Para localizarmos o número da família, 4. Propriedadesutilizando a distribuição eletrônica, basta so-mar o número de elétrons que se encontram 4.1. Propriedades Aperiódicasno subnível de maior energia com o número São propriedades que têm seus valores sóde elétrons da camada de valência. aumentando ou só diminuindo quando coloca- Por exemplo: das em função do número atômico crescente. São poucas as propriedades aperiódicas e, dentre elas, temos, por exemplo: Obs. – Alguns metais de transição, não se- – a massa atômica, que aumenta com oguem a distribuição eletrônica de Linus aumento do número atômico.Pauling, dentre os quais destacamos: Família 6 ou VIB Crômio e Molibidênio 12 123 45 1 65 1 67 3 85 1 87 3 124 954 8 5 3 3 Deveria apresentar: 4s23d4 Família 11 ou IB Cobre, Prata e Ouro 12 123 45 1 65 1 67 3 85 1 87 3 95423 1 84 3 45 Deveria apresentar: 4s23d9 3.5. Elementos de Transição Interna São os elementos pertencentes à série doslantanídeos (6º período) e actnídeos (7º período)e que apresentam subnível mais energético o 4.2. Propriedades Periódicassubnível f. São considerados pertencentes à São aquelas que apresentam variação pe-família IIIB ou 3 e estão indicados em linhas riódica na tabela, crescendo e decrescendo, àfora e abaixo da tabela periódica. medida que o Z aumenta. 22 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 02. Tabela Periódica
  • 46. Química Geral 1 Esquema I. Raio Atômico II. Raios Iônicos É muito difícil medir o raio de um átomo Raio de Cátionisolado, pois a eletrosfera não apresenta um Quando um átomo perde elétron, alimite bem definido. Mas, quando átomos de repulsão da nuvem eletrônica diminui, dimi-um elemento empacotam-se em sólidos, são nuindo o seu tamanho. Inclusive pode ocor-encontradas distâncias definidas de um nú- rer perda do último nível de energia e quantocleo ao outro. Portanto, vamos considerar o menor a quantidade de níveis, menor o raio.raio atômico como sendo a metade da dis- Portanto:tância entre os núcleos de dois átomos vizi-nhos. raio do átomo > raio do cátion 1115
  • 47. 98 3115798 11189 345 2 − 45 − 3 1 312879 45 8 2 32587  ⎯ ⎯⎯⎯→ 11 2 + 33897
  • 48.  11 11 3 46757879 4 3678797
  • 49. 5 4 1s2 2s2 2p6 3s1 1s2 2s2 2p6 + raio Na > raio Na Raio do Ânion Quando um átomo ganha elétron, aumen- Nas famílias (coluna vertical) os raios atô- ta a repulsão da nuvem eletrônica, aumen-micos aumentam de cima para baixo, pois, tando o seu tamanho.nesse sentido, aumenta o número de níveisde energia dos átomos. raio do átomo < raio do ânion Por exemplo: um átomo do 1º período temapenas um nível de energia, portanto terá 18 prótons 310 elétronsmenor raio atômico que um átomo do 2º pe- 114
  • 50. 87 3 32 níveisríodo (da mesma família) que tem dois níveisde energia. 314687 34 2 ⎯ 11 2 + 4 5 − 31 ⎯ ⎯⎯ → O 2 − 3de energia 2 1 32476 356467689 3expansão do 3nível de Nos períodos (linha horizontal), confor-me caminhamos para a direita, aumenta o 4 3número atômico (número de prótons) para 3energia 4átomos de mesmo número de níveis de ener-gia, portanto aumenta a atração do núcleo 1s2 2s2 2p4 1s2 2s2 2p6pela eletrosfera, diminuindo o tamanho do Íons Isoelétricosátomo e conseqüentemente o raio. Íons isoelétricos são os que apresentam Assim, o raio atômico cresce da direita igual número de elétrons e, portanto, o núme-para a esquerda nos períodos. ro de níveis é o mesmo. Assim, quanto maiorCapítulo 02. Tabela Periódica PV2D-06-QUI-11 23
  • 51. Química Geral 1for o número atômico, maior será a atração do IV. Afinidade Eletrônica ou Eletroafinidadenúcleo pela eletrosfera e menor o raio. É a quantidade de energia liberada quan- Exemplo do um átomo neutro, isolado no estado gaso- 2+ 1+ 1– so, recebe um elétron. 12Mg , 11Na , 9F 11256789
  • 52. 555511156789
  • 53. 55551456789
  • 54. 2135 2135 2135 1 2 1 3 + 2 − → 1 2−1 3 + 2324567 3 − 3 3 − − A eletroafinidade pode ser entendida como a medida da intensidade com que o átomo 112 1+ < 134 + < 15 − captura o elétron. Nas famílias e nos períodos, a eletroafinidade III. Energia (ou Potencial) de Ionização aumenta com a diminuição do raio atômico, pois, É a energia necessária para retirar um elé- quanto menor o raio, maior a atração exercidatron de um átomo (ou íon) isolado no estado pelo núcleo.gasoso. 1 2 1 3 + 2324567 → 1 2+1 3 + 2 − Esquema Quando retiramos um elétron de um áto-mo eletricamente neutro (1ª energia deionização), gasta-se uma certa quantidade deenergia, a qual, geralmente, é expressa em elé-trons-volt (eV). Se formos retirar um segundoelétron (2ª energia de ionização), gasta-se umaquantidade maior de energia, pois, à medidaque cada e- é retirado, o raio atômico diminui. V. Eletronegatividade Exemplo É a capacidade que um átomo possui de atrair para si o par de elétrons, compartilha- +12 123 + 34 445678 9 → 12 123 + 9− do com outro átomo. + 5+12 123 + 3 5 445
  • 55. 7 9 → 12 123 + 9− Nas famílias e nos períodos, a eletro- 5+ 6+12 123 + 3 6 4457 9 → 12 123 + 9− negatividade cresce conforme o elemento apresenta o menor raio atômico, com exce- Nas famílias e nos períodos, a energia de ção dos gases nobres, pois a atração do nú-ionização aumenta conforme diminui o raio cleo pela camada de valência será maior.atômico, pois, quanto menor o tamanho do áto-mo, maior a atração do núcleo pela eletrosfera Esquemae, portanto, mais difícil retirar o elétron. Esquema 24 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 02. Tabela Periódica
  • 56. Química Geral 1 VI. Volume Atômico VIII. Pontos de Fusão e de Ebulição É o volume ocupado por 1 mol de átomos Os pontos de fusão e ebulição são, respec-(6,0 · 1023 átomos) do elemento no estado sólido. tivamente, as temperaturas nas quais o ele- Assim, o volume atômico depende, além mento passa do estado sólido para o líquido edo volume dos átomos, do espaçamento que do estado líquido para o gasoso.ocorre entre eles. Nas famílias, os pontos de fusão e de ebuli- Nas famílias, o volume atômico aumenta ção aumentam de acordo com a densidade,de acordo com o aumento do raio. pois, quanto mais denso e compacto o retículo cristalino, mais difícil a separação dos átomos. Nos períodos, o volume atômico aumentade acordo com o aumento do raio, mais ou Nas famílias dos metais alcalinos e dosmenos do centro da tabela para a esquerda; alcalino-terrosos, o crescimento é oposto aojá do lado direito, a variação é oposta, isto é, das demais.devido ao maior espaçamento que ocorre en- Nos períodos, os pontos de fusão e de ebu-tre os átomos, principalmente nos metais. lição aumentam também com o aumento da densidade. Esquema Esquema VII. Densidade Absoluta Densidade (d) de um elemento é a razãoentre sua massa (m) e seu volume (V). 2 IX. Eletropositividade ou Caráter Metálico 1= É a capacidade que um átomo possui de 3 doar elétrons. Nas famílias, a densidade aumenta de Nas famílias e nos períodos, a eletroposi-cima para baixo, pois, nesse sentido, a massa tividade aumenta conforme aumenta o raiocresce mais que o volume. atômico, pois, quanto maior o raio, menor a Nos períodos, a densidade aumenta das ex- atração do núcleo pela eletrosfera, mais fáciltremidades para o centro, pois, quanto menor de doar elétrons.o volume, maior a densidade, já que a variaçãode massa nos períodos é muito pequena. Esquema EsquemaCapítulo 02. Tabela Periódica PV2D-06-QUI-11 25
  • 57. Química Geral 1 X. Reatividade Química Esquema Um elemento é considerado muito reativo,quando perde ou ganha elétrons com facili-dade. Portanto, para os metais, a reatividadeaumenta à medida que diminui o potencialde ionização; para os ametais, a reatividadeaumenta à medida que aumenta o potencialde ionização. 26 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 02. Tabela Periódica
  • 58. Química Geral 1Capítulo 03. Ligação Química 1. Introdução 3. Ligação Iônica ou Verifica-se, na natureza, que a grande mai- Eletrovalenteoria dos elementos químicos encontra-se liga-dos a outros, e que somente alguns (os gases É a ligação que se estabelece entre íons,nobres) estão no estado atômico isolado. unidos por fortes forças eletrostáticas. Ocor- re com transferência de elétrons do metal Isso levou os cientistas a concluírem que para o ametal, formando cátions (íons positi-os átomos de gases nobres possuem uma con- vos) e ânions (íons negativos), respectivamen-figuração eletrônica que lhes assegura esta- te, ou do metal para o hidrogênio.bilidade. Exemplos Os gases nobres apresentam 8 elétrons naúltima camada eletrônica, com exceção do 1º) Ligação química entre um átomo dehélio, que possui 2 elétrons, já que a camada sódio e um átomo de cloro, formando cloretoK comporta no máximo 2 elétrons. de sódio. Essa análise levou os cientistas Lewis eKossel a criarem a chamada Teoria ou Regrado Octeto. Configuração eletrônica dos átomosde gases nobres ⇒ Na+ Cl– cloreto de sódio Os íons Na+ e Cl– formados, respectiva- mente, pela perda e ganho de elétrons (com a finalidade de se estabilizarem) se atraem, provocando uma união entre íons, daí o nome ligação iônica. 2º) Ligação química entre um átomo de magnésio e átomos de cloro. 2. Teoria dos Octetos Os átomos ligam-se a fim de adquiriremuma configuração mais estável, geralmentecom 8 elétrons na última camada. Os átomos, ao se ligarem, fazem-no pormeio dos elétrons da última camada, poden-do perder, ganhar ou compartilhar os elétronsaté atingirem a configuração estável. Como cada átomo de magnésio perde 2 Surgem, assim, as ligações químicas. elétrons e cada átomo de cloro só pode ga-Capítulo 03. Ligação Química PV2D-06-QUI-11 27
  • 59. Química Geral 1nhar 1 elétron, serão necessários 2 átomos de pois não existe a partícula individualizadacloro para receber os 2 elétrons cedidos pelo NaCl, já que íons positivos tendem a atrair paraátomo de magnésio. o seu redor íons negativos, e vice-versa. Observação: o total de e– cedidos deve ser No sólido NaCl, cada Na+ tem seis íons igual ao total de e– recebidos. Cl– ao seu redor, e vice-versa. Os íons, por- tanto, dispõem-se de forma ordenada, for- mando o chamado retículo cristalino. 3º) Ligação química entre alumínio e oxi-gênio. 1 6623 23 6633 33 ⎯5678693 ⎯→ 45 2 − 4 3 3 4 3 1 6 2+12 45617 7 8 7 8 ⎯⎯⎯ 1 124 124 1 2 1 3 4 3 966617 666 27 28 6666666666 ⎯ ⎯⎯⎯ → 6669 4 1 123
  • 60. 91 6 − 3 3 6 3−5 1 3 4 1 4 ⎯ 4 5 ⇒ 123 2 + 4 1 − 1 2 Cada átomo de alumínio perde 3 e– , cadaátomo de oxigênio ganha 2 e– e, então, paraque o total de e– perdidos seja igual ao totalde e– ganhos, 2 alumínios (perda de 6 e–) seligam a 3 oxigênios (ganho de 6 e–). Os compostos iônicos (compostos queapresentam ligação iônica) são eletricamen-te neutros, ou seja, a soma total das cargas 3.3. Características dos Compostospositivas é igual à soma total das cargas ne-gativas. Iônicos a) Estado físico: em condições ambientes, são As ligações iônicas ocorrem, como regra sólidos, cristalinos, duros e quebradiços. Apre-geral, entre os elementos que tendem a per- sentam elevados pontos de fusão e ebulição.der elétrons e que possuem 1, 2 ou 3 elétronsna última camada (metais) e os elementos que b) Condução de eletricidade: como sóli-tendem a ganhar elétrons e que possuem 5, 6 dos, não conduzem eletricidade, pois os íonsou 7 elétrons na última camada (ametais). encontram-se presos ao retículo cristalino. Quando fundidos (estado líquido) tornam-se 3.1. Notação ou Fórmula de Lewis bons condutores, já que os íons ficam livres Esta fórmula representa os elementos para se moverem.através dos elétrons do último nível (elé- Em solução aquosa, também são bons con-trons de valência), indicando-os por pontos dutores, pois a água separa os íons do retículoou cruzetas. cristalino. Exemplo: 4. Ligação Covalente 3.2. Estrutura Cristalina dos A ligação covalente ocorre quando os áto- Compostos Iônicos mos ligados possuem tendência de ganhar elé- A fórmula NaCl é usada para representar o trons. Não há transferência de elétrons de umcloreto de sódio e indica a proporção com que átomo para outro, e sim um compartilhamentoos íons participam do retículo cristalino (1 : 1), de elétrons entre eles. 28 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 03. Ligação Química
  • 61. Química Geral 1 A ligação covalente ocorre entre: 2º) HCl (fórmula molecular do cloreto de – hidrogênio – hidrogênio hidrogênio) – hidrogênio – não-metal – não-metal – não-metal 1 4516 1 1 → 789 9
  • 62. 717 1 − Obs– Os semimetais também podem serincluídos. 1 7723 23 7733 33 → 89 9
  • 63. 71 12 5 16 1 3 6  124 124 6  3 4 3 5 6 2 2 4.1. Ligação Covalente Normal Ocorre entre dois átomos que comparti-lham pares de elétrons. Os átomos partici-pantes da ligação devem contribuir com umelétron cada, para a formação de cada pareletrônico. Assim, na molécula de hidrogênio (H2),cuja distribuição eletrônica é 3º) H2O (fórmula molecular da água) 1 1 1 − 23 1 1 3415 1 1 → 67898 616
  • 64. 1 − 1 falta um elétron para cada átomo de hi-drogênio para ficar com a camada K comple- 2 4 15 1 6623 23 → 7898 626
  • 65. 1 3 5  124 3 4 6 5ta (dois elétrons). Os dois átomos de hidrogênio se unem for-mando um par eletrônico comum a eles(compartilhamento). Desta forma, cada áto-mo de hidrogênio adquire a estrutura do gásnobre Hélio (He). Quando o par compartilhado é represen- Quando encontramos um único par de elé-tado por um traço (—), temos a chamada fór- trons compartilhado entre dois elementos, amula estrutural. ligação é denominada de simples. H — H (fórmula estrutural) H2 (fórmula molecular) Procedendo da mesma forma, veremos Para dois pares de elétrons compartilha-mais alguns exemplos: dos entre dois elementos, a ligação é denomi- 1º) Cl2 (fórmula molecular do gás cloro) nada de dupla. 1 3 3 94 3 12 456 17 88 27 23 88 37 33 3 12 4 12 4 3 3 96 →
  • 66. 81 7 5 2 Finalmente, para três pares de elétrons compartilhados entre dois elementos, a liga- ção é denominada de tripla.Capítulo 03. Ligação Química PV2D-06-QUI-11 29
  • 67. Química Geral 1 4.2. Ligação Covalente Dativa ou • b) BF3 Coordenada Na ligação covalente normal, o par de elé-trons compartilhado é proveniente um decada átomo. Mas, para explicar certas estruturas dassubstâncias, foi necessário admitir a forma-ção de pares de elétrons provenientes de um • c) NOsó átomo; assim, temos a chamada ligaçãocovalente dativa ou ligação coordenada. • d) Ocorrem casos em que se verificam ca- Exemplo madas de valência expandidas, ou seja, apre- SO2 (fórmula molecular do dióxido de en- sentam mais de oito elétrons, por exemplo:xofre) Observação – Convencionou-se represen- tar a ligação dativa por uma seta orienta- da do átomo que “cede” o par de e– para o átomo que o “recebe”; porém, moderna- mente, o uso da seta indicando a ligação dativa tende a ser substituído por um tra- ço de covalente normal. 5. Ligação Metálica 4.3. Anomalias do Octeto É a força que mantém unidos os átomos e• a) BeF2 cátions dos metais. Teoria do “mar de elétrons” ou teoria da “nuvem eletrônica” A principal característica dos metais é a eletropositividade (tendência de doar elé- trons), assim os elétrons da camada de 30 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 03. Ligação Química
  • 68. Química Geral 1valência saem facilmente do átomo e ficam em igualdade de massa com qualquer outro“passeando” pelo metal, o átomo que perde material, os metais ocupem menor volume.elétrons se transforma num cátion, que, em III) Pontos de fusão e ebulição elevados: osseguida, pode recapturar esses elétrons, vol- metais apresentam elevadas temperatu-tando a ser átomo neutro. O metal seria um ras de fusão e ebulição, isto acontece por-aglomerado de átomos neutros e cátions, que a ligação metálica é muito forte.imersos num “mar de elétrons livres” que es- IV)Condutividades térmica e elétrica eleva-taria funcionando como ligação metálica, man-tendo unidos os átomos e cátions de metais. das: os metais são bons condutores de ca- lor e eletricidade pelo fato de possuírem 5.1. Propriedade dos Metais elétrons livres.I) Brilho metálico: o brilho será tanto mais V) Resistência à tração: os metais resistem intenso quanto mais polida for a superfí- às forças de alongamentos de suas super- cie metálica, assim os metais refletem fícies, o que ocorre também como conse- muito bem a luz. qüência da “força” da ligação metálica.II) Densidade elevada: os metais são geral- mente muito densos, isto resulta das estru- VI)Maleabilidade: a propriedade que permi- turas compactas devido à grande intensi- te a obtenção de lâminas de metais. dade da força de união entre átomos e VII) Ductibilidade: a propriedade que permite cátions (ligação metálica), o que faz com que, a obtenção de fios de metais. 5.2. Estrutura dos Metais O agrupamento dos átomos dos metais dá origem ao reticulado cristalino. Existem três tipos de reticulados cristalinos mais comuns dentre os metais. São eles: 6. Geometria Molecular Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência (Sidgwick, Powell eGillespie) permite prever a geometria de moléculas e íons poliatômicos. Nestas espécies, umátomo central está rodeado por dois, três, quatro ou mais pares de elétrons (no Ensino Médiosomente estudaremos até 4 pares de e–). Estes pares eletrônicos existentes ao redor do átomo central “orientam” a geometria damolécula, prevendo ângulos entre as ligações e determinando a posição de outros átomos(representados por seus núcleos) em relação ao átomo central.Capítulo 03. Ligação Química PV2D-06-QUI-11 31
  • 69. Química Geral 1 Exemplos A teoria 1º) A molécula BeH2 Os pares eletrônicos que envolvem um áto- mo central, por repulsão, se afastam ao → 2 pares = linear (orientação). máximo uns dos outros. → os 3 núcleos ficam na mesma linha = geometria linear. Assim: 2º) A molécula BF3– os pares eletrônicos existentes ao redor do átomo central “orientam” a geometria da molécula; → 3 pares = triangular (orientação).– quem “determina” a geometria da molé- cula é a posição dos núcleos dos átomos que constituem a molécula. Seqüência para Determinação da → os núcleos estão todos no mes- Geometria Molecular– Montar a fórmula eletrônica da substân- mo plano e são separados por ângulos de cia contando os pares de e– ao redor do 120° = geometria triangular. núcleo central. 3º) A molécula CH4 Considere: a) ligações –, =, ≡ e →, como um único parde e–; b) o pares de e– ao redor do átomo central → 4 pares = tetraédrica (ori-que não participam das ligações. entação). Os pares eletrônicos se repelem ao máximo. → a figura geométrica formada pelos núcleos de moléculas é um tetraedro regular. 4º) A molécula NH3 → 4 pares = tetraédrica (ori- entação). → a figura geométrica formada pelos núcleos da molécula é uma pirâmide = geometria piramidal. 32 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 03. Ligação Química
  • 70. Química Geral 1 5º) A molécula H2O 7.2. Ligação Covalente Polar É a ligação que ocorre quando os dois elé- trons de ligação estão deslocados mais para um dos átomos, ou seja, a densidade da nu- → 4 pares = tetraédrica (orientação). vem eletrônica é maior em torno do átomo mais eletronegativo. A eletronegatividade é a tendência do áto- → os três núcleos da molécula si- mo atrair o par eletrônico na ligação covalente.tuam-se no plano, mas não na mesma linha = A fila de eletronegatividade para os principaisgeometria angular. elementos pode ser representada: A dupla ou tripla ligação é considerada nes-ta teoria como ligação simples (1 par de e–). Exemplos 6º) A molécula CO2 Exemplo ⇒ 2 pares =linear. 7º) A molécula HCN Como o cloro é mais eletronegativo que o ⇒ 2 pares = linear. hidrogênio, ele atrai para mais perto de si o 8º) A molécula SO3 par de elétrons compartilhado, originando a formação de um dipolo. O cloro, por ser mais eletronegativo, ad- ⇒ 3 pares = tri- quire uma carga parcial negativa (σ–) e o hi- drogênio uma carga parcial positiva (σ+).angular. A formação do dipolo é representada por 1 7. Polaridade de Ligações um vetor mi ( µ ), chamado momento dipolar, e orientado no sentido do átomo menos para A polaridade mostra como os elétrons que o mais eletronegativo.fazem a ligação covalente estão distribuídosentre os dois átomos que se ligam. Outros exemplos 7.1. Ligação Covalente Apolar (Não- Polar) É a ligação que ocorre quando os dois elé-trons de ligação estão igualmente comparti-lhados pelos dois núcleos, ou seja, não há di-ferença de eletronegatividade entre os doisátomos que se ligam. Portanto, ocorre sempre que dois átomosidênticos se ligam. ExemplosCapítulo 03. Ligação Química PV2D-06-QUI-11 33
  • 71. Química Geral 1 8. Polaridade de Moléculas Exemplos A polaridade de uma molécula depende dotipo de ligação (polar ou apolar) que ocorreentre os átomos e da geometria da molécula. 8.1. Molécula Apolar Ocorrerá quando:a) todas as ligações entre os átomos forma- dores da molécula forem apolares. Exemplo 1−1 1 2345678 2 Molécula apolar 3 5985 4 5
  • 72. −
  • 73. Obs. – Todo hidrocarboneto é molécula apolar.b) a soma total dos momentos dipolares for 1 1 2 igual a zero µ 12134 = 1 . 9. Forças Intermoleculares Exemplos As forças intermoleculares são forças de atração que ocorrem entre as moléculas (intermoleculares), mantendo-as unidas, e são bem mais fracas, quando comparadas às for- ças intramoleculares (ligação iônica e covalen- te), encontradas entre íons e átomos, que for- mam a substância. Essas forças atuam princi- palmente no estado sólido e líquido das subs- tâncias e são denominadas de forças de Van der Waals, em homenagem ao físico holandês que, em 1873, fez a previsão da existência de tais forças. São três os tipos de forças intermoleculares 8.2. Molécula Polar que ocorrem entre as moléculas. Ocorrerá quando tivermos ligações pola-res e a soma total dos momentos dipolares 9.1. Dipolo Instantâneo – Dipolo 1 2for diferente de zero µ 12134 ≠ 1 . Induzido ou Forças de Dispersão de London Esta força ocorre entre moléculas apolares e é basicamente de natureza elétrica. Numa molécula apolar como, por exemplo, H2, os elétrons estão eqüidistantes dos núcleos, mas 34 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 03. Ligação Química
  • 74. Química Geral 1num determinado instante, a nuvem eletrô- Exemplosnica pode se aproximar mais em relação aum dos núcleos, estabelecendo um dipolo ins-tantâneo, o qual, por sua vez, induz as de-mais moléculas a formar dipolos, originandouma força de atração elétrica, de pequena in-tensidade, entre elas. As moléculas, unidas por essas forças, for-mam, na fase sólida, os chamados cristaismoleculares, como, por exemplo, cristais degelo seco (CO2), ou cristais de iodo (I2), que porestarem unidos por estas forças de pequenaintensidade passam facilmente da fase sólidapara a fase gasosa, sofrendo o que chamamosde sublimação. 10. Pontos de Fusão e Ebuli- 9.2. Forças de Dipolo Permanente ou ção das Substâncias Dipolo-Dipolo Moleculares São forças de atração de natureza elétricaque ocorrem entre as moléculas polares. 10.1. Estado Físico das Substâncias As moléculas, por apresentarem um dipo- Moleculareslo permanente, ou seja, um pólo de carga po- Quando uma substância molecular mudasitiva e outro de carga negativa, atraem-se de estado físico, as moléculas tendem a se se-mutuamente , de modo que o pólo positivo de parar umas das outras, rompendo assim auma molécula atrai o pólo negativo de outra força intermolecular. Quanto mais forte a for-molécula e assim sucessivamente. ça intermolecular, mais unidas estarão as mo- Exemplo léculas, mais difícil será separá-las, mais ca- lor será necessário e, portanto, maiores serão os pontos de fusão e ebulição da substância. Basicamente dois fatores, massa molecular e forças intermoleculares, influenciam as pro- As forças de dipolo permanente são bem priedades físicas (PF e PE) das substânciasmais intensas do que as forças de dipolo in- moleculares. Tanto o ponto de fusão como oduzido. ponto de ebulição tendem a crescer com o au- mento da massa molecular e das forças 9.3. Ligações (Pontes) de Hidrogênio intermoleculares. São forças de atração de natureza elétrica a) Considerando-se moléculas de massaque também ocorrem entre as moléculas po- molecular aproximadamente iguais, te-lares (tipo dipolo permanente), sendo, porém, remos:de maior intensidade. Ocorrem quando um átomo de H ligado aum átomo muito eletronegativo (F, O e N) deuma molécula é atraído por um par de elé-trons não compartilhados no átomo de F, Oou N de outra molécula.Capítulo 03. Ligação Química PV2D-06-QUI-11 35
  • 75. Química Geral 1 Exemplo 10.2. Solubilidade F2 < HCl < H2O Para que uma substância (soluto) se dis-(PE ≅ – 188 °C) (PE ≅ – 83 °C) (PE = 100 °C) solva em outra substância (solvente) é neces- sário que ocorra interação entre as molécu-b) Considerando-se moléculas com mesmo las soluto-solvente. Por exemplo, soluto for- tipo de força intermolecular, teremos: mado por moléculas apolares é facilmente 1234597 dissolvido em solvente apolar, pois as forças1234561277261489 825 ⇒ 47644769 de interação entre as moléculas do soluto e
  • 76. 1234562124 9 834696 74 do solvente apresentam intensidades próxi- Exemplos mas, o que facilita a interação entre elas. Soluto apolar não é dissolvido em solvente formado 11 < 23 1 < 451 < 61 por moléculas que apresentam ligações de hi- 7789
  • 77. 9
  • 78. 9
  • 79. 9
  • 80. drogênio, pois entre as moléculas soluto-89 − ° 2
  • 81. 9 − ° 2
  • 82. 9 ° 2
  • 83. 9  ° 2
  • 84. solvente não existe interação, e a tendência é as moléculas do solvente ficarem agrupadasc) Considerando-se moléculas com mesmo formando uma fase de mistura. tipo de força intermolecular e mesma massa molecular, teremos: Portanto, podemos concluir que “seme- lhante dissolve semelhante”, ou seja, subs- 846 76 tâncias moleculares ou iônicas tendem a se 12345678397 389
  • 85. 933 ⇒ 64567 dissolver em um solvente também polar, e 3739373 493 296 substância molecular apolar tende a se dis- solver em um solvente apolar. Este caso é observado em cadeias carbônicas(todas as famílias de compostos orgânicos) nasquais o aumento de ramificações faz com que amolécula apresente menor área superficial, en-fraquecendo as forças intermoleculares. Exemplo: 36 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 03. Ligação Química
  • 86. Química Geral 1Capítulo 04. Funções Inorgânicas 1. Teoria de Arrhenius 2º Exemplo Por volta de 1887, Svante Arrhenius veri-ficou, por meio de experimentos, que algumassoluções aquosas conduziam corrente elétricae outras não. Por exemplo, o que acontecerá seintroduzirmos dois fios condutores ligados aum gerador numa solução aquosa de cloretode sódio (NaCl) ou se os introduzirmos numasolução aquosa de sacarose (1 12 2 22 3 11 ) ? 1º Exemplo A lâmpada acende, provando que há pas- sagem de corrente elétrica através da solu- ção. Esse tipo de solução é chamado de solu- ção eletrolítica. As substâncias (no caso o NaCl) que pro- duzem íons quando em solução aquosa são chamadas eletrólitos. Os eletrólitos podem ser iônicos (NaCl) ou moleculares (HCl). A lâmpada não acende, provando que a 1.1. Dissociação e Ionizaçãosolução aquosa de sacarose não possibilita a Quando um eletrólito é iônico, a sua dis-passagem de corrente elétrica. Este tipo de so- solução em água possibilita a separação doslução é chamada de solução não eletrolítica. íons do retículo cristalino. Esse fenômeno é chamado dissociação iônica. As substâncias (no caso a sacarose) quenão produzem íons quando em solução aquo- Exemplosa são chamadas de não-eletrólitos. 12 12 + 34 − ⎯ ⎯ → 12 + + 34 − ⎯ 1 Os não-eletrólitos são sempre moleculares.Capítulo 04. Funções Inorgânicas PV2D-06-QUI-11 37
  • 87. Química Geral 1 Quando um eletrólito é molecular, a suadissolução em água possibilita a formação de 2. Ácidosíons, devido à reação das moléculas da subs- 2.1. Introduçãotância dissolvida com as moléculas de água. As substâncias HCl, HBr e HI apresentamEsse fenômeno é chamado de ionização. propriedades químicas semelhantes, chama- Exemplo das propriedades funcionais, e são caracteri- HCl + H2O S H3O+ + Cl– zadas por um grupo funcional (H). Assim, definimos: Simplificadamente, podemos escrever se-gundo o modelo de Arrhenius: Função química é o conjunto de substân- cias com propriedades químicas semelhantes. HCl S H+ + Cl– Grupo funcional é um átomo ou agrupa- 1.2. Grau de Ionização (ou de mento de átomos, com ou sem carga elétrica, Dissociação Iônica) responsável pelo comportamento químico se- melhante de diferentes substâncias. Verifica-se que a condutividade elétricaem soluções de NaCl e HCl é alta e que em Estudaremos as principais funções inor-soluções de HF a condutividade é muito bai- gânicas, que são: ácidos, bases, sais e óxidos.xa, embora mais alta do que a da água pura.Isso nos leva a concluir que nem todas as 2.2. Definição Segundo Arrheniusmoléculas de HF estão ionizadas. Assim, te- Ácido é todo composto que, em soluçãomos dois tipos de eletrólitos: aquosa, se ioniza, produzindo exclusivamen- te como cátion o H+. – Eletrólitos fortes: existem somente (oupraticamente) como íons em solução. ← HCl → H+ + Cl– Exemplo: NaCl, HCl ← HCN → H+ + CN– Atualmente, sabemos que o H+ se une à – Eletrólitos fracos: existem como uma molécula de água formando o cátion H3O+mistura de íons e moléculas não-ionizadas (hidrônio ou hidroxônio).em solução. ← HCl + H O → H O+ + Cl– Exemplo: HF 2 3 ← HCN + H2O → H3O+ + CN– A grandeza que mede a quantidade emporcentagem das moléculas que sofrem 2.3. Classificação dos Ácidosionização é chamada grau de ionização (a). I. Quanto à presença de oxigênio na molécula: 12 34536789 8
  • 88. 371
  • 89. 4
  • 90. Hidrácidos – não possuem oxigênio. α= 12 34536789 8
  • 91. 34784
  • 92. Exemplos: HCl, HCN, ... Oxiácidos – possuem oxigênio. Observação Exemplos: HNO3 , HClO3 , H2SO4 ... α varia entre 0 e 100% II. Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis: α próximo de zero → eletrólito fraco Monoácidos (ou monopróticos) – apresen- α próximo de um (ou 100%) → eletrólito forte tam um hidrogênio ionizável. Exemplo Exemplos: HCl, HBr, HNO3 , H3PO2 (exceção). HCl (α = 92%); HF (α =8%). Diácidos (ou dipróticos) – apresentam dois hidrogênios ionizáveis. Exemplos: H2S, H2SO4 , H3PO3 (exceção). 38 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 04. Funções Inorgânicas
  • 93. Química Geral 1 Triácidos – apresentam três hidrogênios em que:ionizáveis. Exemplos: H3PO4 , H3BO3 . 1y = 12 34536789834538
  • 94. 1
  • 95. 8 2x = 12 3453678983453
  • 96. 481
  • 97. 83
  • 98. 81
  • 99. 65
  • 100. Tetrácidos – apresentam quatro hidrogê- 3nios ionizáveis. se: Exemplos: H4SiO4 , H4P2O7 . m = 3 ⇒ ácido muito forte III. Quanto ao número de elementos químicos: Exemplos: HClO4 , HMnO4... Binário – dois elementos químicos diferentes. Exemplos: HCl, H2S, HBr. m = 2 ⇒ ácido forte Ternário – três elementos químicos diferentes. Exemplos: HNO3 , H2SO4... Exemplos: HCN, HNO3 , H2SO4 . m = 1 ⇒ ácido moderado Quaternário – quatro elementos químicosdiferentes. Exemplos: H3PO4 , H2SO3 , H3PO3(2 H+), Exemplos: HCNO, HSCN. H3PO2(1 H+) IV. Quanto à volatilidade (ponto de ebulição): m = 0 ⇒ ácido fraco Voláteis – possuem baixo ponto de ebulição. Exemplos: HClO, H3BO3... Exemplos: HCl (—85 °C), H2S (—59,6 °C),HCN (26 °C), HNO3 (86 °C). Observação – O ácido carbônico (H2CO3) é Fixos – possuem alto ponto de ebulição. uma exceção, pois é um ácido fraco (2 = 0,18%), Exemplos: H2SO4 (338 °C), H3PO4 (213 °C), embora o valor de m = 1.H3BO3 (185 °C). 2.5. Fórmula Estrutural V. Quanto ao grau de ionização (força de um I. Hidrácidos (HxE) ácido): Cada hidrogênio está ligado ao elemento Ácidos fortes: possuem α > 123 por um traço (–) que representa a ligação Ácidos moderados: 12 ≤ α ≤ 132 covalente. Ácidos fracos: α < 12 Exemplos 2.4. Regra Prática para Determinação da Força de um Ácido I. Hidrácidos Ácidos fortes: HI > HBr > HCl. II. Oxiácidos (HxEzOy) Ácido moderado: HF. Para escrever a fórmula estrutural dos Ácidos fracos: demais. oxiácidos, devemos proceder da seguinte II. Oxiácidos maneira: Sendo HxEzOy a fórmula de um ácido de 1) escrever o elemento central;um elemento E qualquer, temos: 2) ligar o elemento central a tantos grupos – OH quantos forem os hidrogênios m=y-x ionizáveis; 3) ligar o elemento central aos oxigênios res- tantes através de uma dupla ligação ou por ligação dativa.Capítulo 04. Funções Inorgânicas PV2D-06-QUI-11 39
  • 101. Química Geral 1 Exemplos Observação Hidrácidos (HxE) Duas exceções importantes, por apresen-tarem hidrogênios não-ionizáveis, são: 111234516517111 ácido ídrico Exemplos HCl → ácido clorídrico HBr → ácido bromídrico HCN → ácido cianídrico H2S → ácido sulfídrico HI → ácido iodídrico 2.6. Formulação e Nomenclatura Oxiácidos (HxEzOy) I. Formulação Neste caso, como o mesmo elemento pode O ácido é formado pelo cátion H+ e ânion formar vários oxiácidos, estabelecemos umqualquer (Ax-). Portanto, podemos represen- oxiácido padrão a partir do qual daremostar sua fórmula da seguinte maneira: nomes aos demais. 1 + 2 1− ⇒ 1 1 2 • Oxiácido padrão II. Nomenclatura ácido 111234516517111 ico O nome de um ácido é feito basicamenteda seguinte forma:1º) a palavra ácido;2º) nome do elemento;3º) terminação ídrico, ico ou oso. 40 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 04. Funções Inorgânicas
  • 102. Química Geral 1 • Regra geral para elementos que formam 2 ou mais oxiácidos Como vemos na tabela acima, todo oxiácido padrão tem terminação ico. Se tivermos umácido com:a) um oxigênio a mais que o padrão, acrescentamos o prefixo per;b) um oxigênio a menos que o padrão, a terminação muda para oso;c) dois oxigênios a menos que o padrão, a terminação continua oso e acrescentamos o prefixo hipo.• Regra quando varia o grau de hidrataçãoCapítulo 04. Funções Inorgânicas PV2D-06-QUI-11 41
  • 103. Química Geral 1 Observação – Quando um ácido resulta de 2.8. Nomenclatura dos Ânions um oxiácido pela substituição de um áto- Podemos considerar que os ânions são mo de oxigênio por um átomo de enxofre, provenientes dos ácidos. seu nome é formado acrescentando-se o Assim, temos: prefixo tio ao nome do ácido de origem. Exemplos − 12 1234511112 1 34 2 ⎯ ⎯⎯ → 1113 1 4 1 2 2 ⎯123456789
  • 104. 325 11111 + 4 6357789
  • 105. 325 − 121112345 ⎯ ⎯⎯ → 1 HCNS Ácido tiociânico ⎯ +4 Exemplos1234562378325 11111 Ácido clorídrico (HCl) ⇒ ânion cloreto 2.7. Ionização dos Ácidos (Cl–) A ionização de um ácido, como já vimos Ácido cloroso (HClO2) ⇒ ânion cloritoanteriormente, na própria definição de ácidode Arrhenius, é a reação do ácido com a 1123 2 − 1molécula de água, produzindo o cátion H3O+. Ácido clórico (HClO3) ⇒ ânion clorato Se um ácido possui dois ou mais hidrogêniosionizáveis (poliácido), a ionização ocorre em 1123 2 − 1etapas. Quando o ânion apresentar hidrogênio Exemplos ionizável em razão de a ionização ter sido parcial, encontramos ânion ácido ou hidro- a) HBr + H O → H O+ + Br– ← 2 3 geno-ânion. HBr → H+ + Br– (forma simplificada) ← − 123 1 ⇒hidrogeno-carbonato ou carbo- b) H2SO4 + H2O → H3O+ + 123 − ← 1 nato ácido ou bicarbonato → 2− Todo ânion ácido derivado de um diácido 123 − + H2O ← H3O+ + 12 1 1 recebe o prefixo bi, na nomenclatura. c) H3PO4 + H2O → H3O+ + 1 1 23 2 ← − Ex.: 123 − : bissulfato 1 → 1 1 23 2 + H2O ← H3O+ + 123 2 − − 1 1 1 23 − ⇒ di-hidrogeno-fosfato ou fosfato 2 diácido 123 2 − + H2O → H3O+ + 12 1 2− 1 ← d) H3PO3 + H2O → H3O+ + 1 1 23 2 − ← Observação 123 2 − → fosfito 1 1 23 2 + H2O → H3O+ + 111234 1 − 2− ← 1 123453156789 − 1 1 23 1 → hipofosfito e) H3PO2 + H2O → H3O+ + 1112 1 34 1 ← − 1234531567895 Apesar de esses ânions apresentarem hi- drogênios, estes não são ionizáveis. 42 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 04. Funções Inorgânicas
  • 106. Química Geral 1 3. Bases III. Quanto à solubilidade em água • Solúveis: hidróxidos de metais alca- linos e amônio. 3.1. Definição segundo Arrhenius Base é todo composto que em solução aquo- • Pouco solúveis: hidróxidos de me- tais alcalino-terrosos.sa produz exclusivamente como ânion 12 −(hidroxila ou oxidrila). • Insolúveis: os demais hidróxidos. 1234 → 12 + + 34 − (dissociação) Observação + 12 1 32 → 12 1 + 32 (ionização) − 1 O hidróxido de amônio 12 1 32 é a úni- 2 ca base fraca que é solúvel. 3.2. Classificação I. Quanto ao número de hidroxilas (OH–)• Monobases: possuem uma hidroxila 3.3. Indicadores Ácido-Base São substâncias que possuem a proprie- 112 2 . − dade de adquirir colorações diferentes quan- Exemplo: 1234 7 14 1 34 7 5634 do em solução ácida e em solução básica. São utilizadas para determinar se uma solução é• Dibases: possuem duas hidroxilas. ácida ou básica ou, ainda, no processo de 1 2 Exemplo: 12 34 1 8 15 34 1 8 67 341 2 1 2 1 titulação para determinar o término da rea- ção entre um ácido e uma base.• Tribases: possuem três hidroxilas. 1 2 1 2 Exemplo: 12 34 1 7 56 34 1 Os principais indicadores ácido-base são:• Tetrabases: possuem quatro hidroxilas. 1 2 Exemplo: 12 34 1 7 56 34 1 2 1 II. Quanto ao grau de ionização• Bases fortes: o grau de ionização é pratica- 1 mente 100% α ≅1223 . 2 Os hidróxidos dos metais alcalinos e alca-lino-terrosos, por serem de natureza iônica, 3.4. Formulaçãosão bases fortes. As bases de Arrhenius apresentam o grupo 1 2 1 2 Exemplo: 1234 8 534 8 62 34 1 8 72 34 funcional (radical) OH–, e sua fórmula geral será:• Bases fracas: o grau de ionização é menor 1 1 2 1 1 + 23 2− 1 1 que 5% α < 12 . 2 onde, B é um metal ou NH4+ e y é a carga do cátion, sendo y ≤ 4. Os hidróxidos dos metais em geral (exce- Exemplosção metais alcalinos e alcalino-terrosos) e Na+OH– → NaOH 1hidróxido de amônio 12 1 32 , por serem 2 Ca2+ OH– → Ca(OH)2de natureza molecular, são bases fracas. Al3+OH– → Al(OH)3 Exemplo: 12 1 32 1 45 32 1 2 2Capítulo 04. Funções Inorgânicas PV2D-06-QUI-11 43
  • 107. Química Geral 1 3.5. Principais cátions ou No estudo da nomenclatura das bases énecessário conhecermos os principais cátions, 123456237 879 37 1  − 274
  • 108. 76 2apresentados na tabela: 9
  • 109. 7 3 − 
  • 110. 74
  • 111. 76 Exemplo 112345623738 98447 3 Fe(OH)2 → 27 312345623798447
  • 112. 7 4 11234562373898447 3 → 27 Fe(OH)3 31234562379
  • 113. 4427 4 1123456237389748 3 CuOH → 27
  • 114. 31234562379
  • 115. 477 4 1123456237389748 3 Cu(OH) → 27
  • 116. 2 312345623794297 4 4. Sais 4.1. Definição segundo Arrhenius Os sais são compostos iônicos que possu- Estado mais comum de oxidação em, pelo menos, um cátion diferente do H+ e 3.6. Nomenclatura das bases um ânion diferente do OH–, ou ainda: a) Quando o elemento (b) forma uma só base São compostos que podem ser formados a partir da reação de um ácido com uma base hidróxido de nome do elemento de Arrhenius. Exemplo Exemplo NaOH → hidróxido de sódio H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2 H2O Ca(OH)2 → hidróxido de cálcio 4.2. Reação de neutralização Al(OH)3 → hidróxido de alumínio Os ácidos e as bases reagem entre si, neu- tralizando-se, e produzindo um sal. b) Quando o elemento (B) forma duas bases Ácido + Base → Sal + H2O 978 37
  • 117. 768 123456237 38 8 88
  • 118. 7  42747
  • 119. 7 Ex.: HCl + NaOH → NaCl + H2O 44 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 04. Funções Inorgânicas
  • 120. Química Geral 1 O sal é formado pelo ânion do ácido e pelo Exemploscátion da base e a água é formada pelo cátion 12345 + 15 1 64 2 → 123564 2 + 15 1 4H+ do ácido e pelo ânion OH– da base. 13 3 2 4 456 789 H+ + OH– → H2O 12345 + 15 3 74 2 → 1235 1 74 2 + 15 1 4 13234 3 3 456 789 A reação do ácido com base é também cha-mada de reação de salificação. A nomenclatura dos sais ácidos é seme- A reação de salificação pode ser total do lhante à dos sais normais, apenas acrescen-ácido e da base ou então parcial de um deles. tando as expressões (mono) ácido, diácido..., que indicam o número de H+, após o nome do 4.3. Classificação e Nomenclatura ânion ou as expressões (mono) hidrogeno, di- dos sais hidrogeno..., antes do nome ânion. I. Sal neutro ou normal Exemplos Sal formado a partir da reação de a) NaHSO4 →neutralização total do ácido e da base. → 1 1234567 89 7
  • 121. 1 7 2 77
  • 122. 1234567
  • 123. 1 7 3 Observação Os sais ácidos mono-hidrogenados são Observação: para que a reação seja total também chamados bissais. do ácido e da base é necessário que a quan- NaHSO4 → bissulfato de sódio. tidade de H+ e do OH– sejam iguais. Nomenclatura do sal normal b) NaH2PO4 Nome do ânion de nome do cátion → 1 1231452678987267 63
  • 124. 782 278 872 26123145267 63
  • 125. 7826 Lembrando que o nome do ânion deriva 3do ácido que lhe dá origem, temos: III. Sal básico ou hidroxi-sal Sal formado a partir da reação de neutralização parcial da base e total do ácido. Exemplos 13233 4 123145 21 + 1526 → 123145 226 + 15 1 4 345 67389 Exemplos 176145 22 13 233 3 4 + 1589 → 176 45 89 + 15 4 1 345 67389 21 1 NaCl → cloreto de sódio A nomeclatura dos sais básicos é semelhan- CaCl2 → cloreto de cálcio te à dos sais ácidos, apenas substituindo a pala- K2SO4 → sulfato de potássio vra hidrogeno por hidroxi ou a palavra ácido por básico, as quais indicam o número de OH–. CaSO3 → sulfito de cálcio Exemplo III. Sal ácido ou hidrogeno-sal Ca(OH)Cl → Sal formado a partir da reação deneutralização parcial do ácido e total da base. → 1123456278954 57378
  • 126. 9825 2 8954 57
  • 127. 2857378
  • 128. 9825 3Capítulo 04. Funções Inorgânicas PV2D-06-QUI-11 45
  • 129. Química Geral 1 Al(OH)2Br → → 112 − 321456278459 5717
  • 130. 925 2 8459 5712825717
  • 131. 925 3 4.4. Fórmula geral 11 31+ → 78934 5 6 5 6 11+ + 2 2− 3456 22 3 2 1 4 2− → 434 Observação: quando x e y (como índices) forem múltiplos, devem ser simplificados. 4.5. Tabela de ânions Na formulação dos sais é necessário o co-nhecimento tanto da tabela de cátions (apre-sentada na nomenclatura das bases) quantoda tabela de ânions. Apresentamos, a seguir,a tabela com os principais ânions: Ânions Trivalentes Antimoniato SbO 3– 4 Antimonito SbO 3– 3 Arseniato AsO 3– 4 Arsenito AsO 3– 3 Borato BO 3– 3 3– Ferricianeto Fe(CN)6 Ortofosfato PO 3– 4 Ânions Tetravalentes 4– Ferrocianeto Fe(CN)6 Ortossilicato SiO 4– 4 4– Piroantimoniato Sb2 O7 4– Piroarseniato As2 O7 4– Pirofosfato P2 O7 46 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 04. Funções Inorgânicas
  • 132. Química Geral 1 4.6. Fórmula e nome dos sais Observação Sal hidratado 2− 1 2 4) Os sulfatos 12 1 são solúveis. Sal que cristaliza com uma ou mais molé- Exceções: Ca2+, Sr2+, Ba2+, Pb2+ culas de água. 1 21 1− − 2 5) Os sulfetos 1 2 34 são insolúveis. 1234 1 ⋅ 65 2 4 → sulfato cúprico penta- Exceções: os sulfetos de metais alcalinos, hidratado de amônio e de metais alcalino-terrosos. 1213 1 ⋅ 6 4 1 5 → cloreto de cálcio di- hidratado 2− 6) Os carbonatos 12 1 1 2 e fosfatos 4.7. Regras de solubilidade dos sais 112 2 são insolúveis. 2− 1 em água Exceções: metais alcalinos e amônio. A solubilidade de um composto depende da Exemplostemperatura e da pressão. Estabelecemos uma Na2S → solúvel (regra 1 ou exceção da regra 5)regra geral de solubilidade dos sais a 25 °C e 1atm, a qual permite predizer teoricamente BaS → solúvel (regra 5)quando temos um sal solúvel ou insolúvel em Ca2S → solúvel (regra 5)água. CaCl2 → solúvel (regra 3) Regra: AgCl → insolúvel (regra 3, exceção) 1) Os sais de metais alcalinos e de amônio PbCl2 → insolúvel (regra 3, exceção)112 2 são solúveis. + 1 CaCO3 → insolúvel (regra 6) 2) Os nitratos 112 2− 1 e os acetatos 5. Cotidiano de Ácidos, Ba-112 133 2 são solúveis. 1 − ses e Sais 3) Os cloretos 112 2 , brometos 1 12 2 e os − − 5.1. Principais ácidos e seus usos – HF (fluoreto de hidrogênio) → gás HF(aq.)iodetos I– são solúveis. ácido fluorídrico: ácido fraco, possui pro- Exceções : Ag+, Pb2+, Hg22+ priedades que o tornam extremamente perigoso; causa queimaduras que são muito dolorosas e de difícil cicatrização.Capítulo 04. Funções Inorgânicas PV2D-06-QUI-11 47
  • 133. Química Geral 1 Ataca o vidro e, por isso, no cotidiano é Em solução aquosa estabelece o equilíbrio: utilizado para gravação em vidros.– HCl (cloreto de hidrogênio): gás incolor ou CO 1 + H 1 O 1 H 1 CO 2 1 H 2 O 3+ + HCO 3− 2 levemente amarelado, tóxico. HCl(aq.) (áci- É o que acontece nos refrigerantes com a do clorídrico): ácido forte, corrosivo. introdução de CO2 (gás carbônico). Nome comercial: ácido muriático, usado em processamento de alimentos, limpe- 5.2. Principais bases e seus usos zas em geral (pisos, metais). Compõe o – NaOH – hidróxido de sódio (soda cáusti- suco gástrico. ca), sólido branco, cristalino, higroscópico,– HCN (cianeto de hidrogênio): gás de ação absorve água e gás carbônico (CO2) do ar, venenosa mais rápida que se conhece. 0,3 tóxico. Usado na fabricação de produtos mg por litro de ar é imediatamente mortal. químicos, celofane, rayon, sabões duros e Usado na câmara de gás para condenados à detergentes, no refino do petróleo, no morte nos EUA. HCN(aq.) (ácido cianídrico): desentupimento de tubulações de esgoto, ácido fraco. Nome comercial: ácido prússico. na extração da celulose e obtenção do pa- Usado na fabricação de plásticos, pel, no processamento de indústrias têx- acrilonitrila, corantes, fumigantes para or- teis. quídeas. – KOH – hidróxido de potássio (potassa– H2S (sulfeto de hidrogênio): gás incolor, cáustica), sólido branco, cristalino, absor- odor semelhante ao de ovos podres, tóxi- ve água e CO2 do ar, tóxico. Usado na fabri- co e inflamável. H2S(aq.) (ácido sulfídrico): cação de sabões moles como o creme de ácido fraco, usado como redutor, na puri- barbear, alvejamento, no processamento de ficação de ácidos sulfúrico e clorídrico. alimentos, como reagente em laboratório.– H2SO4 (aq.) (ácido sulfúrico): ácido forte, fixo – NH4OH – hidróxido de amônio (hidrato (alto ponto de ebulição), em contato com a de amônio). É uma base fraca, e só existe pele causa destruição dos tecidos (carbo- em solução pela dissolução de até 30% de nização), a inalação de vapores pode cau- amônia (NH3) em água; odor forte e sufo- sar perda de consciência e sérios prejuí- cante, tóxico e irritante dos olhos. Usado zos pulmonares. A dissolução em água, na produção de sais de amônio, na limpe- por ser altamente exotérmica, deve ser fei- za doméstica, em sínteses orgânicas, na ta adicionando-se o ácido lentamente e sob indústria têxtil, fabricação de fertilizan- agitação na água. Usado na fabricação de tes, no tratamento de madeira à prova de fertilizantes como os superfosfatos, incêndios. corantes, tintas, explosivos, baterias de – Ca(OH)2 – hidróxido de cálcio (cal apaga- automóveis, refinação do petróleo, da, cal extinta, cal hidratada). Sólido bran- decapante de ferro e aço. co, pouco solúvel em água. Usado na pre-– HNO3 (nitrato de hidrogênio): líquido in- paração de argamassa (areia + cal), na color, sufocante, tóxico construção civil, na purificação do açúcar HNO3 (aq.) (ácido nítrico): ácido forte, comum. oxidante, corrosivo. Usado na fabricação – Mg (OH)2 – hidróxido de magnésio.Sua sus- de nitrato para fertilizantes ou explosi- pensão aquosa é chamada leite de vos, corantes, drogas e sínteses orgânicas. magnésia. Usado em medicina como anti- Conhecido como aqua fortis pelos alqui- ácido estomacal e laxante intestinal suave. mistas. – Al(OH)3 – hidróxido de alumínio. Base fra-– H2CO3 (carbonato de hidrogênio) H2CO3 (aq.) ca, forma na água uma solução coloidal (ácido carbônico): ácido fraco e instável. (gelatinosa). Usada na limpeza de pisci- 48 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 04. Funções Inorgânicas
  • 134. Química Geral 1 nas, como antiácido estomacal, é subproduto de extintores de incêndio com 6. Óxidos espuma à base de CO2. 6.1. Definição 5.3. Principais sais e seus usos São compostos binários nos quais o oxi-– NaCl – cloreto de sódio.Sólido cristalino, gênio é o elemento mais eletronegativo. principal constituinte do sal de cozinha. Exemplos Conhecido como sal marinho ou sal-gema. Na2O, CaO, Al2O3, SiO2, CO2, NO2, Cl2O7 Usado na alimentação e conservação de carnes. Observação– NaNO3 – nitrato de sódio (salitre-do-Chi- le). Sólido cristalino e inodoro e de sabor Os compostos OF2 e O2F2 não são conside- amargo moderadamente tóxico. Usado em rados óxidos, pois o elemento flúor é mais propelentes de foguetes, em fertilizantes, eletronegativo que o oxigênio. na fabricação de vidro, em pólvora negra, na dinamite, como preservativo de ali- mentos, como afrodisíaco. 6.2. Fórmula Geral– Na 2 CO 3 – carbonato de sódio (soda, 11 + 2 2 − 2 1 barrilha).Pó branco ou levemente acinzentado. Usado na fabricação de vi- dro, sabões e detergentes, celulose e pa- Se x for múltiplo de 2, devemos simplificá- pel, como desengraxante, na refinação do lo em geral. petróleo, em limpeza geral. Exemplos– NaHCO3 – bicarbonato de sódio ou car- bonato ácido de sódio. Sal ácido, reage com 12 2 + 3 2 − → 12 1 3 1 1 a água liberando CO 2 e produzindo 42 1 + 3 1 − → 423 1 1 NaOH. É princípio ativo dos efervescen- tes usados no combate à acidez estoma- 56 3 + 3 1 − → 56 1 3 3 1 3 cal. Usado também como fermento em pães. É componente de extintores de in- cêndio a pó seco ou úmido.– Na2SO3 – Sulfito de sódio. Sólido cristali- no. Usado na conservação de alimentos, refinação de açúcar, na clarificação do pa- 6.3. Nomenclatura dos Óxidos pel (papel sulfite). I. Quando o elemento forma apenas um óxido– CaCO3 – Carbonato de cálcio. Sólido bran- co, insolúvel em água, encontrado no óxido de nome do elemento mármore, no calcário, na calcita etc. É uti- lizado na fabricação da cal virgem ou cal viva, do cimento, vidro etc., na agricultu- Exemplos ra para correção da acidez do solo, nas Na2O → óxido de sódio siderúrgicas como fundente. CaO → óxido de cálcio K2O → óxido de potássio Al2O3 → óxido de alumínioCapítulo 04. Funções Inorgânicas PV2D-06-QUI-11 49
  • 135. Química Geral 1 II. Quando o elemento forma dois óxidos 1 234 1 56789
  • 136. 769 Nox em óxido de nome do elemento algarismo −2 2 4 romano 3243 78789
  • 137. 7699  ou 
  • 138. 789 8 877
  • 139. 97912345 1234 5246434172 1892 → 2 3
  • 140. 82 222 → 2 3412 Os óxidos ácidos são óxidos moleculares formados em geral pelos elementos não- 3 métalicos e alguns metais com número de oxidação elevado. Exemplo Exemplos CrO3 → Cr6+ Fe2O3 → óxido de ferro III, ou óxido férrico CrO3 + H2O → H2CrO4 FeO → óxido de ferro II, ou óxido ferroso CuO → óxido de cobre II, ou óxido cúprico 123453678698 3678 2
  • 141. 3 7 277 Cu2O → óxido de cobre I, ou óxido cuproso 88888 8 III. Quando o elemento forma dois ou mais Reações óxidos óxido ácido + água → ácido1 1232 4 1 1232 433 45 66 33 45 66 CO2 + H2O → H2CO3 33 675 66 89542 4 33 675 66 321 42 1362 N2O5 + H2O → 2 HNO3 SO3 + H2O → H2SO4 33 1 1 66 33 1 1 66 32 1 65 132 65 óxido ácido + base → sal + H2O CO2 + 2 NaOH → Na2CO3 + H2O Exemplos N2O5 + 2 NaOH → 2 NaNO3 + H2O Fe2O3 → trióxido de diferro SO3 + Ca(OH)2 → CaSO4 + H2O FeO → monóxido de (mono) ferro CO2 → dióxido de carbono 6.5. Óxidos Básicos Cl2O7 → heptóxido de dicloro São óxidos que reagem com água, produ- zindo uma base, ou reagem com um ácido, Mn3O4 → tetróxido de trimanganês produzindo sal e água. 6.4. Óxidos ácidos ou anidridos óxido básico + água → base São óxidos que reagem com a água, pro-duzindo um ácido, ou reagem com uma base, óxido básico + ácido → sal + águaproduzindo sal e água. Os óxidos ácidos, como são obtidos a par- Exemplostir dos ácidos, pela retirada de água, são de-nominados de anidridos de ácidos. 112 3 + 4 3 → 7 1234 212 3 + 7 456 → 7 1256 + 4 3 1 1 Exemplos 3 1 1 1 1 23 2 456789
  • 142. 658 1123 + 4 3 → 124345 2123 + 7 456 → 1256 + 4 3 1 1 −1 1 3 3 1 1 23 3 676789
  • 143. 658 8 66787 8
  • 144.  50 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 04. Funções Inorgânicas
  • 145. Química Geral 1 Os óxidos básicos de metais alcalinos ealcalinos terrosos reagem com a água, os de-mais óxidos básicos são poucos solúveis emágua. 6.6. Óxidos Neutros • Na2O2 + 2 HCl → 2 NaCl + H2O2 São óxidos que não reagem com água, baseou ácido. Os peróxidos são formados pelos elemen- São basicamente três óxidos: CO, NO, tos hidrogênio, metais alcalinos e alcalino-N2O. terrosos, sendo apenas o H2O2 molecular e os demais iônicos. 6.7. Óxidos Anfóteros Observação: os metais alcalinos e alca- São óxidos que podem se comportar ora lino-terrosos formam com o ânion O 2–como óxido básico, ora como óxido ácido. Exemplos: ZnO, Al2O3, SnO, SnO2, PbO e 1 2 óxidos básicos e com o ânion 1 1 1− peróxidos.PbO2. Exemplos Na2O → óxido básico123 + 9 456 → 1256
  • 146. + 4
  • 147. 3 Na2O2 → peróxido123 + 9 7834 → 78
  • 148. 123
  • 149. + 4
  • 150. 3 13 32 4 CaO → óxido básico 123456789 827 CaO2 → peróxido 6.8. Óxidos Duplos, Mistos ou Salinos Óxidos que se comportam como se fossem A nomenclatura de um peróxido é seme-formados por dois outros óxidos, do mesmo lhante à dos óxidos, bastando substituir aelemento químico. palavra óxido por peróxido. Exemplos Exemplos Fe3O4 → FeO. Fe2O3 H2O2 → peróxido de hidrogênio Pb3O4 → 2PbO. PbO2 Na2O2 → peróxido de sódio 6.9. Peróxidos 7. Cotidiano dos Óxidos São óxidos que reagem com: – água, produzindo base e peróxido de CO – monóxido de carbonohidrogênio; Gás incolor, inodoro, combustível, alta- – ácido, produzindo sal e peróxido de mente tóxico, formado na combustão incom-hidrogênio. pleta de materiais orgânicos, como a queima Exemplos de gasolina ou álcool nos motores de explo-12 9 3 9 + 5 4 9 3 → 5 1234 + 4 9 3 9 são. Usado na obtenção de produtos quími- 1 23 3 4 cos, combustíveis, metalurgia do aço. 1234567384 Como o peróxido de hidrogênio se decom- CO2 – dióxido de carbono (gás carbônico)põe em meio básico, a equação fica: Gás incolor, mais pesado que o ar, pouco solúvel em água, formado na combustão com-Capítulo 04. Funções Inorgânicas PV2D-06-QUI-11 51
  • 151. Química Geral 1pleta de materiais orgânicos. Usado na pre- produz euforia; em doses maiores, é utiliza-paração do gelo-seco, em extintores de incên- do como anestésico na medicina.dio, em refrigerantes, na refinação do açúcar,em efeitos especiais para cinema e televisão. NO – monóxido de nitrogênio (óxido nítrico)A grande quantidade de CO2 lançada diaria- É um gás incolor produzido pela reação domente na atmosfera está provocando uma nitrogênio com o oxigênio do ar, nos motores deelevação de temperatura na Terra, é o cha- avião e automóveis aquecidos. É um dos respon-mado efeito estufa. sáveis pela chuva ácida e formação de neblinas. É encontrado em pequenas quantidades em hu- SO2 – dióxido de enxofre (anidrido sul- manos, nos quais age como neurotransmissor efuroso) ajuda a dilatar vasos sangüíneos. Gás incolor, de odor irritante e sufocante, NO2 – dióxido de nitrogênioaltamente tóxico; tolerância máxima de5 ppm (partes por milhão) no ar. É um gás escuro, sufocante e tóxico, que contribui para a cor e o odor da neblina. É Liberado na queima de combustíveis fós- formado pela oxidação do NO quando expos-seis (petróleo, carvão), pode originar a chuva to ao ar: 1 23 1 + 3 2 → 1 23 2 . É utiliza-ácida, agrava as doenças do aparelho respi- 12 112 11 2ratório. do na preparação do ácido nítrico e sulfúrico. Usado na obtenção do ácido sulfúrico, na No estado gasoso, encontra-se em equilí-preparação de polpa de papel sulfite, refina- brio com seu dímero N2O4.ção de minérios e metais, agente de branque- 1 23 1 → 2 1 3 amento de óleos alimentícios, preservativos 123 ← 1 23para vinhos e cervejas, desinfetantes, refri- 2345 2678696
  • 152. 92334geração. No estado sólido, encontramos somente a SiO2 – óxido de silício (sílica) forma N2O4, portanto incolor. Forma o quartzo, a areia. Usado na fabri-cação do vidro e de louças, em cosméticoscomo abrasivo suave. CaO – óxido de cálcio Sólido branco conhecido como cal viva ou calvirgem. É obtido pela decomposição térmica docarbonato de cálcio (CaCO3 → CaO + CO2), poisnão é encontrado naturalmente. É usado na ob-tenção do hidróxido de cálcio (cal hidratada, calextinta ou cal apagada); em reações de neu-tralização de ácidos, lançado no meio ambienteatravés de acidentes; na agricultura, para redu-zir a acidez de solos; no alvejamento de tecidos N2O – monóxido de dinitrogênio (óxidonitroso) Gás incolor, conhecido como gás hilarian-te, pois quando inalado em pequenas doses 52 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 04. Funções Inorgânicas
  • 153. Química Geral 1Capítulo 05. Reações Químicas 1. Introdução A reação de decomposição realizada pela ação do calor chama-se pirólise, a realizada pela Reações químicas são fenômenos nos quais ação da luz chama-se fotólise e a realizada peladuas ou mais substâncias reagem entre si, dan- ação da corrente elétrica chama-se eletrólise.do origem a outras substâncias diferentes. A representação gráfica de uma reação 2.3. Reações de Deslocamento ouquímica chama-se “equação química”, onde Simples Trocaaparecem no primeiro membro os reagentes Quando uma substância simples reage come, no segundo, os produtos. uma substância composta, produzindo uma Exemplo genérico: nova substância simples e uma nova composta. Genericamente: A2B → C2D 1+3 1+3 123425627 89
  • 154. 67 A + BC → AC + B (A deslocou B) ou 2. Classificação A + BC → BA + C (A deslocou C) Exemplos 2.1. Reações de Síntese ou Adição Quando duas ou mais substâncias rea- Na + AgCl → NaCl + Aggem, produzindo uma única substância. Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2 Exemplos Cl2 + CaBr2 → CaCl2 + Br2 2 H2 + O2 → 2 H2O 2.4. Reações de Dupla Troca ∆ Quando duas substâncias compostas re- C + O 1 → CO 1 agem, produzindo duas novas substâncias SO3 + H2O → H2SO4 compostas. A reação de síntese pode ser chamada de Genericamente:síntese total quando os reagentes são todossubstâncias simples (1º e 2º exemplos). Síntese parcial: quando pelo menos umdos reagentes for substância composta (3º Exemplosexemplo). NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3 Na2S + 2 HNO3 → H2S + 2 NaNO3 2.2. Reações de Análise ou Al(NO3)3 + 3 NaOH → Al(OH)3 + 3 NaNO3 Decomposição Quando, a partir de uma substânciareagente, produz-se duas ou mais substâncias. 3. Ocorrência das Reações Exemplos O simples contato entre as substâncias reagentes num sistema não é a condição ex- i 1 2123 1 O → 1 23 1 + O 1 eletrólise clusiva para que uma reação quimica ocorra. Sem dúvida, é necessário que haja contato en-123456 → 12342 7 256 2189 6
  • 155. 2 luz 1 tre os reagentes, mas deve existir também afinidade química entre eles.CaCO → CaO + CO 1pirólise2 ∆ 1 2Capítulo 05. Reações Químicas PV2D-06-QUI-11 53
  • 156. Química Geral 1 3.1 Reações de Deslocamento ou isso faz com que eles tenham grande capaci- Simples Troca dade de doar elétrons (eletropositividade). As condições de ocorrências das reações Essa capacidade varia de metal para me-de deslocamento ou simples troca são: tal. Por meio de observações experimentais, podemos colocar os principais metais em or- I. Deslocamento por Metais dem decrescente de eletropositividade. Esta Os átomos dos metais possuem raios gran- ordem é chamada fila das tensões eletrolíticasdes e elétrons livres na camada de valência; ou fila de reatividade: Exemplos Zn + CuCl2 → ZnCl2 + Cu (Zn mais reativo que Cu) Fe + 2 HCl → FeCl2 + H2 (Fe mais reativo que H) Podemos observar, então, que um metal Obs.– entendemos por nobreza a carac-pode doar elétrons para outro metal, desde terística de o metal não apresentar tendênciaque seja mais eletropositivo que ele. a tomar parte em reações de deslocamento, ou seja, a nobreza é o oposto de reatividade. Com base na fila de reatividade, podemosprever a ocorrência, ou não, das reações de O HNO3 e H2SO4 concentrados, que sãodeslocamento envolvendo metais. Assim, o muito oxidantes, reagem com metais nobres,metal mais eletropositivo (esquerda) deslo- mas não liberam o gás hidrogênio (H2) pois,cará (cederá elétrons) qualquer outro metal estando após o H na fila de reatividade, nãomenos eletropositivo (direita), caso contrá- poderão deslocá-lo do ácido. Estas reações sãorio, a reação será impossível. mais complexas. Exemplo 12 + 3456 1 → 789
  • 157. 4 97 12  84 47 24 34 7 4 4774 Ocorre também reações de metais comNos casos de reações de metais com ácidos, água, nas quais encontramos:devemos observar a posição do metal na fila • Os metais alcalinos e alcalino terrosos rea-de reatividade, pois os localizados à esquer- gem violentamente com a água à tempera-da do hidrogênio reagem com ácidos, libe- tura ambiente, formando os hidróxidos cor-rando H2 (gás hidrogênio). respondentes e liberando gás hidrogênio. 54 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 05. Reações Químicas
  • 158. Química Geral 1 Exemplos 3.2. Dupla Troca Existem 4 tipos de reações de dupla-troca: sal1 + sal2 → sal3 + sal4 sal1 + ácido1 → sal2 + ácido2• Os metais comuns reagem com a água por sal1 + base1 → sal2 + base2 aquecimento, formando os óxidos corres- ácido + base → sal + água pondentes e liberando gás hidrogênio. Para verificarmos a ocorrência de uma das reações de dupla-troca citadas, a reação deve- se comportar de modo a atender a uma das• Os metais nobres não reagem com a água. seguintes condições: II. Deslocamento por Não-Metais I. Quando Ocorre a Formação de um Precipitado Nos casos de reações de deslocamento (produto menos solúvel que os reagentes)com não-metais, verificamos que todos ten- Exemplodem a receber elétrons. Porém, esta capaci-dade varia de não-metal para não-metal, ouseja, uns têm maior e outros menor tendên-cia em receber elétrons (eletronegatividade). Por meio de observações experimentais,podemos colocar os não-metais em uma filade reatividade. Pelo fato de não formar nenhum produto menos solúvel que os reagentes, esta reação Com base na fila de reatividade, podemos não ocorre.prever a ocorrência ou não das reações de des- Vale lembrar que, em geral, as reaçõeslocamentos envolvendo não-metais. Assim, químicas ocorrem em solução aquosa.o não-metal mais reativo (esquerda) desloca- Obs. – Dentre as funções inorgânicas, te-rá (receberá elétrons) qualquer outro não- mos as seguintes regras de solubilidade emmetal menos reativo (direita), caso contrá- água a 25 °C:rio, a reação será impossível. ácidos: são, em geral, solúveis; Exemplos bases: são solúveis as bases formadas por 1 + metais alcalinos e pelo íon amônio 12 1 ; são2 pouco solúveis as bases formadas por metais alcalino-terrosos e insolúveis todas as de- mais. Sais – a solubilidade dos sais pode ser verificada de acordo com as regras abaixo: 1) Os sais de metais alcalinos e de amônio 1121 2 são solúveis. +Capítulo 05. Reações Químicas PV2D-06-QUI-11 55
  • 159. Química Geral 12) Os nitratos 11212 2 e os acetatos Bases: A única base volátil é o hidróxido de (CH3CO 1 2 ) são solúveis . amônio (NH4OH), que sofre decomposição es-3) Os cloretos (Cl–), brometos (Br–) e iodetos pontânea. Assim, ( 1 2 ) são solúveis. Exceções: 121 , 12 1 + e Pb2+ 1 1 234) Os sulfatos 12 1 2 são solúveis. Sais: são todos fixos. Exceções: Ca2+, Sr2+, Ba2+ e Pb2+.5) Os sulfetos (S2–) são insolúveis. III. Quando Ocorre a Formação de uma Substância Menos Ionizada + Exceções: alcalinos, 12 1 , Ca2+, Sr2+ e Ba2+. Ex.: 1231122 + 4561 112 2 → 4523 1122 + 1  6346) Outros sais: são insolúveis. 34536789 3 53
  • 160. 4 3 53
  • 161. 4 49
  • 162. 1 + 1 1 23 21 34 2 + 4 5653 11 34 2 → Exceções: alcalinos e 12 1 56789 II. Quando Ocorre a Formação de uma 9
  • 163. Substância Volátil → 56 1 23 21 34 2 + 4 153 11 34 2 56789 98 389 Obs.– Dentre as funções químicas, quan- to ao grau de ionização ou de dissociação iônica (α), temos: Ácidos: 11 234 5467829
  • 164. 1 6 1  3 1234562378 21  48649  Portanto, essa reação é impossível Obs.– Dentre as funções inorgânicas, deve-mos rever a classificação quanto à volatilidade: 31 234 5642 7442 42 82 4 Ácidos: Oxiácidos: serão tanto mais fortes quanto maior for a diferença: nº de O – nº de H ionizáveis. – são fixos: H 2 SO 4 , H 3 PO 4 , H 3 BO 3 ,H2CrO4, H2C2O4 etc. Se a diferença for zero → ácido fraco. – são voláteis: HF, HCl, HBr, HI, H2S, HCN, Ex.: H3BO3HNO3, H2CO3, H2SO3 etc. Se a diferença for 1 → ácido moderado. Ex.: H2SO3 Ácidos que sofrem decomposição espon- Se a diferença for 2 → ácido forte.tânea, por serem instáveis, também são vo-láteis, de modo que numa equação devemos Ex.: H2SO4representar os produtos das decomposições. Se a diferença for 3 → ácido muito forte.São eles: H2CO3 e H2SO3. Ex.: HClO4 Exceção: H2CO3 é fraco, apesar de a dife- rença ser igual a 1. Bases: – são fortes todas as bases formadas por metais alcalinos e alcalino-terrosos. – são fracas todas as demais bases. 56 PV2D-06-QUI-11 Capítulo 05. Reações Químicas