APOSTILA DE TEORIA E EXERCÍCIOS DE QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA

FACULDADES"O S W A L D O C R U Z" ESCOLA SUPERIOR DE QUÍMICA - ESQ APOSTILA DE TEORIA E EXERCÍCIOS DE QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA ENGENHARIA QUÍMICA 1º ANO – TURMA EX / EY MSc. MARIA CRISTINA RICCI QUEIROZ 2011 2 SUMÁRIO 1. Unidades de Medida (métrico e inglês)........................................................ 3 2. Exercícios sobre Sistemas de Medidas......................................................... 6 3. Exercícios de Revisão................................................................................... 6 4. Estrutura Atômica ....................................................................................... 15 5. Classificação Periódica dos Elementos Químicos e Propriedades .................... 25 6. Reações dos Metais do grupo I e II .............................................................. 26 7. Propriedades Periódicas............................................................................... 28 7. Ligações Químicas ....................................................................................... 37 8. Forma Geométrica (VSEPR), Polaridade da Molécula e NOX ................... 47 9. Interações Intermoleculares ....................................................................... 53 10. Funções Químicas segundo Arrhenius ..................................................... 59 11. Conceitos Modernos de Ácidos e Bases (Bronsted-Lowry e Lewis) ........... 72 12. Reações Químicas ..................................................................................... 76 14. Balanceamento de Reações pelo Método de Tentativa .............................. 81 15. Balanceamento de Reações pelo Método de Óxido-Redução.................... 84 16. Balanceamento de Reações pelo Método do Íon-elétron........................... 86 17. Mol, Massa Atômica e Massa Molecular ................................................... 88 18. Fórmula Porcentual, Mínima (Empírica) e Molecular .............................. 90 19. Estequiometria de Reações ........................................................................ 99 20. Grau de Pureza, Excesso de Reagentes, Rendimento de Reação.............. 100 21. Estequiometria de Gases Perfeitos.............................................................. 105 22. Estequiometria de Soluções ...................................................................... 109 23. Concentração de Soluções ......................................................................... 116 24. Titulometria ................................................................................................ 127 25. Equilíbrio Químico ..................................................................................... 130 26. Lei da Ação das Massa aplicada aos Equilíbrios Químicos........................ 131 27. Princípio de Lê Chatelier............................................................................. 132 28. pH e pOH .................................................................................................... 142 REFERÊNCIAS ................................................................................................ 149 3 UNIDADES DE MEDIDA (MÉTRICO E INGLÊS) O sistema de unidades de medida que está sendo gradativamente adotado pela maior parte do mundo é o sistema internacional (SI), descendente do sistema MKS (metro-quilograma-segundo) e cujas unidades fundamentais são: Massa - quilograma = kg Comprimento - metro = m Tempo - segundo = s Temperatura termodinâmica - kelvin = K Quantidade de matéria - mol = mol Corrente elétrica - ampère = A Intensidade luminosa - candela = cd Alguns prefixos podem ser usados com estas unidades: NOME SÍMBOLO FATOR PELO QUAL A POTÊNCIA UNIDADE É MULTIPLICADA exa E = 1 000 000 000 000 000 000 = (1018) peta P = 1 000 000 000 000 000 = (1015) tera T = 1 000 000 000 000 = (1012) giga G = 1 000 000 000 = (109) mega M = 1 000 000 = (106) quilo k = 1 000 = (103) hecto h = 100 = (102) deca da = 10 = (101) deci d = 0,1 = (10-1) centi c = 0,01 = (10-2) mili m = 0,001 = (10-3) micro µ = 0,000 001 = (10-6) nano n = 0,000 000 001 = (10-9) pico p = 0,000 000 000 001 = (10-12) femto F = 0,000 000 000 000 001 = (10-15) atto A = 0,000 000 000 000 000 001 = (10-18) estão as seguintes unidades derivadas: Volume . porém não fazem parte do Sistema Internacional (SI): Volume .m2.6 kg 1 oz = 28.Pascal = Pa (N/m2) Concentração – C (mol.54 cm 1ft (pé) = 0.s-2) Energia . Torr Temperatura .L-1) A seguir.Joule = J (N.9144 m 1 in = 1 pol = 2. unidades ainda usadas que.Newton = N (kg.s-2) Área .316 L (capacidade) 1 gl amer.3048 m Massa 1 lb = 453. Fahrenheit (F) EQUAÇÕES DE CONVERSÃO UNIDADE CONVERSÃO Comprimento 1 A = 1.4 cm3 = 16.metro cúbico = m3 Força .m.4 Exemplos: 1 quilômetro (km) = 1x103 m 1 gigâmetro (Gm) = 1 x 109 m 5 micrômetros (µm) = 5x10-6 m 7 mililitros (mL) = 7x10-3 L Intimamente ligadas ao SI.10-10 m o 1 mi = 1609 m 1 yd = 0.litro = L Pressão .atmosfera (atm).metro quadrado = m2 Pressão .Graus Celsius (oC).4 mL . mmHg.35 g Volume 1 ft3 = 28.786 L 1 in3 = 16.m) (kg. = 3. 10 -1 é a quantidade correspondente a 30 in. pode escrever o fator unitário: 2. 35 g = 1275.54.10-2 m Como o fator usado a partir das equações de conversão deverá ter sempre no denominador a unidade que se deseja eliminar. 30 in (pol) para metros (m). 35 g = 1 1 oz Multiplicando 45 oz por este fator. 54.35 g Dessa relação se deduz o fator de conversão: 28.62.10 -2 m = 7.10 −2 m = 76.62 .75 g 1 oz .5 UNIDADE CONVERSÃO Temperatura T (K) = t (oC) + 273 o onde: A = Angstrom lb = libra yd = jarda in = polegada mi = milha gl = galão ft = pé oz = onça EXEMPLOS DE CONVERSÕES ENTRE DIVERSAS UNIDADES Para se converter uma medida fornecida em unidade inglesa. por exemplo.10-1 m 1 in 7. obtemos então: 45 oz ⋅ 28.54. já que o fator vale 1: 30 in ⋅ 2.2 .10 −2 m = 1 1 in Se multiplicar 30 in por este fator não irá alterar a quantidade. Um outro exemplo: a conversão de 45 oz para gramas envolve a relação: 1 oz = 28. usa-se o fator de conversão unitário da tabela de equação de conversão: 1 in = 2. 2 cm3.h-1 para mm. usado em aeronaves por causa de sua resistência e seu "peso leve". O nível da água subiu até a marca de 36.5 __________ = 125 mm = 8. O titânio é um importante metal estrutural. pesando 50. Um cilindro sólido de titânio de 2.10-9 m b) 46 ___________ = 4.10-2 m c) 9. Qual é a densidade do metal? 5.6.104 cm3 f) 0.33 kJ para J j) 7 cm3 para mL 2.48 cm de diâmetro e .0 cm3.5.s-1 para km. Qual é a densidade do magnésio? 4.2 ___________ = 8. Faça as seguintes conversões a) 2.5 ___________ = 840 cm3 g) 60 ____________ = 6.2.10-3 cm3 e) 8.40 m para cm b) 3800 mm para m c) 485 cm3 para dm3 d) 78 g para kg 2 e) 45 cm para m2 f) 822 km para cm g) 45 m. Água foi colocada dentro de um cilindro graduado até que o volume medisse 25.8 g.0093 g d) 12. foi colocado dentro do cilindro e submergiu completamente.s-1 i) 25. Um bloco de magnésio tem massa de 14. Complete o espaço em branco com a unidade correta: a) 8.84 __________ EXERCÍCIOS DE REVISÃO DE QUÍMICA GERAL DENSIDADE 3.6 EXERCÍCIOS SOBRE SISTEMAS DE MEDIDAS UNIDADES E CONVERSÃO 1.h-1 h) 72 km.3 ___________ = 0.3 g e um volume de 8. Um pedaço de metal de forma irregular.46 cm3. O clorofórmio.. O metal gálio tem a maior faixa líquida dentre os elementos.cm-3.. tem um ponto de o ebulição de 5660 C.. Quando ocupado com água a 25oC o picnômetro e a água pesaram 34....cm-3 e a do ósmio é de 22. caso suas moléculas sejam diferentes entre si.492 g. Qual é a essa temperatura tungstênio.cm-3: a) Qual o volume do picnômetro? b) Qual a densidade do líquido desconhecido? 8. Quando ocupado com um líquido de composição desconhecida.. possui uma densidade de 1....00 g de CHCl3? b) Qual a massa de 10....... trata-se de uma.486 g. Qual o seu ponto de ebulição expresso em Kelvin? na escala Celsius? MATÉRIA 12.. Calcule a densidade do titânio..cm-3: a) Qual o volume de 10.....7 4...5 g...... Complete as lacunas: a) Se um determinado material é constituído por moléculas iguais entre si.. usado como filamentos em lâmpadas elétricas.. CHCl3........ A densidade do sódio é de 0..2 gramas.. o picnômetro e seu conteúdo pesaram 33... Um determinado picnômetro. 6.. .. Ele funde a 30oC e ferve a 2403oC.... têm-se uma. A 25oC. Qual seu ponto de fusão e ebulição...... a densidade da água é 0... um líquido usado antigamente como anestésico.... O dióxido de carbono sólido (gelo seco) sublima a 195 K. quando vazio e seco pesou 25..... O 11... Um recipiente de vidro que pode ser repetidamente ocupado com precisamente o mesmo volume de líquido é chamado de picnômetro.00 cm3 de CHCl3? 7. em Kelvin? 10..914 g.97 g. Que volume de sódio deve possuir a mesma massa que 40 cm3 de ósmio? TEMPERATURA 9.75 cm de comprimento foi pesado encontrando-se uma massa de 104.296 g....9970 g... ... O3 ........................... em toda a sua ............................................ f) Mistura homogênea é aquela cujas propriedades.. F2 ... H2O .......... 16... separada das demais por......... g) Fase de uma mistura heterogênea é cada.......................8 b) A substância pura formada por dois ou mais elementos químicos é uma substância. de um ponto para outro................... CH3Cl ........ Aponte as substâncias puras e as misturas na seguinte relação: a) barra de Ferro d) Açúcar comum g) Álcool b) Vinho e) Água pura h) Sangue c) Gás hidrogênio f) Leite i) Ar (ar) Aponte as misturas heterogêneas e as homogêneas: a) Água + Óleo b) Água + Sal ........................................................ e a substância que é dissolvida é o . (contínuo ou não) que a forma................................................... d) Mistura homogênea ou solução é aquela que apresenta propriedades..................................... ...... 14.............. 13.......................... a substância que dissolve é o............. c) Representa-se graficamente uma substância pura através de uma .. e um elemento químico através de um ..... Dar os nomes dos seguintes elementos químicos: N____________ Li___________ F ___________ Cr _________ Sb ___________ Pt ____________ Mg __________ I _________ Ca ___________ Fe ____________ Au ___________ U ________ Na ___________ P ____________ Si ___________ Mn ________ Pb ___________ Cl ____________ Hg ___________ Zr ________ Al ___________ Ag ____________ He ___________ Cu________ B ____________ W ____________ K ___________ Ti _________ C ____________ As ____________ Ni ___________ Kr ________ Sn ____________ Br ____________ Ba ___________ S ________ Sc ____________ Cs ____________ Cd ___________ Nd ________ Sr ____________ O ____________ Y ____________ V _________ Entre as substâncias cujas fórmulas aparecem abaixo...... e) Numa solução............... Fe .. S8 15.... (interfaces)....... indicar quais são as substâncias simples e as compostas: O2 ..... enquanto que a substância pura formada apenas um elemento químico é uma substância.................... ...... cujas solubilidades em água e acetona são indicadas na tabela abaixo: SUBSTÂNCIA SOLUBILIDADE EM ÁGUA SOLUBILIDADE EM ACETONA A SOLÚVEL SOLÚVEL B INSOLÚVEL SOLÚVEL C INSOLÚVEL INSOLÚVEL 20.... de coloração azul.........................Filtração através de papel de filtro II ....... B e C.... Sal e Acetona e) Éter................. agitando bem e deixando um certo tempo em repouso. Água e Açúcar 18...9 c) Gasolina + Óleo diesel d) Álcool + Acetona e) Álcool + Gasolina 17..... Gasolina e Areia b) Álcool. quantas fases surgirão em cada um dos sistemas: a) Água... b) Um fenômeno. Duas amostras de solução aquosa de CuSO4... Açúcar e Gasolina d) Água....... Complete as lacunas: a) Numa transformação química as substâncias iniciais transformam-se em....... Misturando. é mais profundo e mais duradouro que um fenômeno .Isto não ocorre numa ......... Proponha um procedimento para a separação dos componentes de uma mistura de 3 substâncias A........ foram submetidas respectivamente as seguintes operações: I ...... Água e Mercúrio c) Areia.5H2O..... c) Complete o quadro com os nomes das mudanças de estado físico: LÍQ U ID O SÓ LID O G A SO SO MÉTODOS DE SEPARAÇÃO DE MISTURAS 19.......................Destilação simples Qual é a coloração resultante: . fornece a identidade do elemento químico. . f) Átomos de mesmo elemento químico têm necessariamente o mesmo número atômico. SÍMBOLO ESTRUTURA ELETRÔNICA Colocar verdadeiro ou falso nas afirmações abaixo. Dar o símbolo e representar a estrutura eletrônica de cada um dos seguintes elementos químicos: ELEMENTO NÚMERO QUÍMICO ATÔMICO Sódio 11 Fósforo 15 Estrôncio 38 Chumbo 82 24. 23.10 a) Do material que passou pelo filtro da operação I? b) Do produto condensado da operação II? CONCEITOS FUNDAMENTAIS SOBRE ESTRUTURA ATÔMICA 21. b) A massa do átomo esta fundamentalmente concentrada em seu núcleo. d) Átomos de elementos químicos diferentes têm necessariamente massas diferentes. 22. e) Átomos de elementos químicos diferentes têm necessariamente números atômicos diferentes. Justificar. Assinalar as alternativas corretas: a) Todos os átomos de um elemento químico são iguais. Dar uma justificativa para o fato de chamar-se número de massa a soma do número de prótons e nêutrons de um átomo. a) A matéria é continua. b) A característica fundamental de um elemento químico é o número de elétrons do átomo. c) O número de prótons num átomo. c) Todos os átomos de um elemento químico têm a mesma massa. também denominado número atômico. 6 5x B 2x + 4 5x . respectivamente. por (3x + 5). Este átomo é isótono de um átomo B. Três átomos genéricos A. Atribuir valores aproximados às seguintes relações: a) massa do próton = massa do elétron b) diâmetro atômico = diâmetro nuclear c) massa do próton = massa do nêutron Os números atômicos. . 26. Têm-se as espécies químicas: 80 35 A 82 38 B 82 37 C 79 36 D+ 79 3− 34 E 81 2− 36 F Indique os isótonos. os isótopos. Determine os números de prótons e nêutrons deste átomo. sabendo que: ÁTOMO Z A A 3x . 31. Tem-se um átomo com número atômico 5 e número de massa 3x .Calcule o número de nêutrons de cada átomo. Sabendo-se que o átomo B possui 27 nêutrons e o átomo C. B e C apresentam. determine os números de massa desses átomos. números de massa pares e consecutivos. (8x) e (6x . isóbaros e isótonos. Dados os átomos genéricos: 232 90 234 91 A 233 92 B C 234 92 238 92 D E Determine qual são isótopos.1 30. os isóbaros e os isoeletrônicos. de modo que A seja isótopo de B e isótono de C.5.11 25.30). 29 prótons. de massa e de nêutrons de um átomo são expressos. 28. 29. que apresenta número de massa 2x + 1 e um próton a mais que A. respectivamente. Calcule os números de massa de A e B. 27. Têm-se dois átomos genéricos e isótopos A e B. 12 32.A e C2+ são isótonos e isoeletrônicos. Calcular a massa atômica do oxigênio natural. Quantos prótons. 10% e 10% respectivamente.D é isótono de B e isóbaro de C.204% de O (massa atômica de 17.5.6. encontra-se em qualquer amostra de cloro. 25 e 26.759% de 0.9991). 25 .9949). São dados os átomos A. na proporção de 80%. existe na natureza sob forma de dois isótopos. B. Sabendo-se que o número de massa médio do cloro é igual a 35. O elemento químico magnésio é formado pelos isótopos 24. O elemento cobre.037% de 17 8 16 8 O (massa atômica de 15. . C e D. 35. Calcular a porcentagem de cada isótopo nessa mistura de isótopos. Qual é sua massa atômica? 36. nêutrons e elétrons possuem o íon D3-? 33. O oxigênio natural apresenta 99. Qual a massa do outro isótopo existente? .9991) e 0. Na natureza. 34. de massa atômica 63. 18 8 O (massa atômica de 16.B é isótopo de C e isóbaro de A. 57 . sendo 70% do isótopo de massa 63. os isótopos de número de massa 35 e do número de massa 37. 40. 4. g) sistema homogêneo / superfícies visíveis Substâncias simples: O2 . Fe .54 g. c. 11.102 cm b) 3.cm-3 927.22.s-1 i) 2. Substâncias puras: a. e e g. 303 K e 2676 K 10. S8 Substâncias compostas: H2O e CH3Cl 15.8 cm3 9. a) substância pura / mistura b) composta / simples c) fórmula / símbolo d) constantes / extensão e) solvente / soluto f) não diferem 14.647 cm3 8.10-3 m2 f) 8.5.92 g 7.10-1 dm3 d) 7.cm-3 a) 6. Misturas: b e f .13 Respostas 1. 5933 K -78oC 12.8. b) 0.107 cm g) 162 km/h h) 2.104 J j) 7 mL 2.10-2 kg e) 4. O3 .533. b) mm e) mm3 f) dm3 c) mg g) dm3 ou L a) nm d) cm 3.85.8 m c) 4.54 g. 4. a) 9.cm-3 5.70 cm3 6.104 mm. a) 2. b) 14.8489 g.cm-3 4. 1. d.69 g. F2 . D e E / isoeletrônicos: +. B e F229.14 16. E e F / isótopos : D e F / isóbaros : B e C.3 36. 65 . agita-se até a completa dissolução de A e filtra-se. 15. 75 % e 25 % 35. a) azul b) incolor 21. Porque prótons e nêutrons são as partículas mais pesadas do átomo (elétrons têm massa desprezível). 17. isótonos: A. Recupera-se A por evaporação da água do filtrado. a) 1840 b) 105 26. 29. eef 22. 20. C se encontra retido pelo filtro. Evaporando-se a acetona do filtrado recupera-se B. C. Misturas homogêneas: b. 52 e 54 32.. a) 3 b) 2 c) 3 d) 1 e) 2 18.9994 34. Adiciona-se água à mistura. 50. 24. Na 2 8 1 P 2 8 5 Sr 2 8 18 8 2 Pb 2 8 18 32 18 4 a) F (a matéria é constituída por átomos. c) 1 28. D e E / isóbaros: B e D / isótonos: A e D. A e D C e E3. 32 33. isótopos: C. Agita-se até a dissolução de B e filtra-se. d e e. 80 p+/ 120 n 27. 30. c. a) outras substâncias / mistura b) químico / físico c) SÓ LID O fusão solidificação vaporização LÍQ U ID O condensação G A SO SO sublimação 19. 23. O precipitado é recolhido e a ele adiciona-se acetona. 24. 26 e 25 30. 10 e 11 31. Mistura heterogênea: a. partículas discretas) b) V (elétrons têm massa desprezível) c) V (observa-se que átomos com diferentes quantidades de prótons são 25. quimicamente diferentes). Dalton Primeiro modelo atômico com base experimental. 1661 Boyle Autor do livro Scepitcal Chemist. O modelo foi utilizado até 1897. Descoberta dos raios canais ou positivos. Primeira idéia de quantização de carga elétrica. no qual defendeu o atomismo e deu o primeiro conceito de elemento com base experimental. através do qual foi consolidado o atomismo de Demócrito. O átomo é uma partícula maciça. C Demócrito Denominação átomo para a menor partícula da matéria. 1886 Goldstein Descargas elétricas em gases a pressão reduzida com cátodo perfurado. através do qual surgiu a idéia da eletricidade associada aos átomos. 1808 J. Crookes Primeiras experiências de descarga elétrica de alto vácuo. 1834 Faraday Estudo quantitativo da eletrólise. 60 a. indivisível e eletricamente neutra. Röentgen Becquerel . 1896 Descoberta da Radioatividade. C Lucrécio Autor do poema De Rerum Natura. 1895 Descoberta do Raio X. 1891 Stoney Deu nome de elétron a unidade de carga elétrica negativa. 1859 1874 1879 Primeiras experiências de descargas elétricas em gases a pressão reduzida (aproximadamente 10 mmHg).C Leucipo A matéria pode ser dividida em partículas cada vez menores. Descoberta dos raios posteriormente chamados catódicos. 400 a. Considerado o pai do atomismo grego.15 ESTRUTURA ATÔMICA – CRONOLOGIA 450 a. Stoney Admitiu que a eletricidade estava associada aos átomos em quantidades dicretas. Ao redor do núcleo ficariam os elétrons. 1900 Teoria dos Quanta. onde o Sol seria o núcleo e os planetas seriam os elétrons. ele cede à energia extra anteriormente recebida sob forma de uma onda eletromagnética (luz).16 1897 Thomson Descargas elétricas de alto vácuo (tubos de Crookes) levaram à descoberta do elétron. 1924 De Broglie Modelo da partícula-onda para o elétron.10-31 kg. neutralizando sua carga. Este é o modelo do átomo nucleado. Daí deduziu-se que a massa do e.c2).602. O átomo seria formado por um núcleo muito pequeno. um modelo que foi comparado ao sistema planetário.76.11. portanto mais distante do núcleo. Quando um elétron do átomo recebe energia. com carga positiva. Max Planck 1905 Albert Einstein Teoria da Relatividade. . 1911 Ernest Rutherford O átomo não é maciço nem indivisível. mas não indivisível.1011 C/kg. onde estaria concentrada praticamente toda a massa.11. Esclarecimento do efeito fotoelétrico. Introdução dos subníveis de energia. 1913 Niels Bohr Modelo atômico fundamentado na teoria dos quanta e sustentado experimentalmente com base na espectroscopia. Relação entre massa e energia (E = m.10-28 g ou 9. 1916 Sommerfeld Modelo das órbitas elípticas para o elétron. 1898 Casal Curie Descoberta do Polônio (Po) e do Radio (Ra). na qual estariam incrustados os elétrons (modelo do pudim de passas).= 9.10-19C. Previsão de existência do nêutron. Denominação fóton para o quantum de energia radiante. Seria formado por uma geléia com carga positiva. 1920 Ernest Rutherford Caracterização do próton como sendo o núcleo do átomo de hidrogênio e a unidade de carga positiva.108 C/g ou 1. 1909 Millikan Determinação da carga do elétron.76. q(e-) = 1. ele salta para outro nível de maior energia. Distribuição eletrônica em níveis de energia. Determinação da relação carga/massa (q/m) do elétron = 1. O átomo seria uma partícula maciça. Quando o elétron volta para seu nível de energia primitivo (mais próximo do núcleo). Segundo Thomson (Figura 1).9893). Be + He C + n Mn = 1.17 1926 Heisenberg Principio da incerteza. 1927 Schrödinger Equação de função de onda para o elétron. A massa média do C: (0.107 % de 13C.0107).01 u A massa atômica (MA) é também conhecida como massa atômica média.10-24 g ou 1.892 % de 12C + 1. Usando unidades de massa atômica: 1 u= 1. (12 u) + (0.10-27 kg Fonte: Fisica. Conceito de Orbital: É a região mais provável de se encontrar o elétron. Massas atômicas médias A massa atômica relativa: massas médias dos isótopos: O Carbono natural: 98. os elétrons “embebidos” numa esfera uniforme e positiva. 2010 A escala de massa atômica A massa do 1H é 1.02214x1023u como 1mol = 6.6560x10-23 g. .02214 x 1023unidades. 1932 Chadwick Descoberta do nêutron através de reação nuclear.net – quimica.66054x10-24 g 1 g = 6. Define-se massa de 12C = exatamente12 u. Pode-se associar u e g para1 mol de substância. ou simplesmente peso atômico.00335) = 12. “Não se pode determinar simultaneamente a posição e a velocidade de um elétron”. (13.675. ou seja.675. As massas atômicas estão relacionadas na tabela periódica. o átomo seria como um “bolo de passas”.6735x10-24 g e do 16O é 2. . (Figura 2) Folha de ouro Fonte de Partículas α Feixe de Partículas α Caixa de Chumbo Partículas α Tela Fluorescente Núcleo Átomos de ouro Figura 2.A maioria das partículas atravessa uma película de ouro. Modelo de Thomson para o átomo.18 Carga Positiva Elétron Figura 1. Rutherford decide usar partículas α (emitidas por átomos radioativos) para provar a estrutura do átomo. Em 1910. Para isso bombardeou finas películas de ouro com estas partículas α. algumas mudavam de direção. sendo os resultados surpreendentes: a maioria das partículas atravessava a película. e outras (poucas) voltavam para trás. apenas algumas mudam de direção. Experiência de Rutherford . na tentativa de explicar a estrutura do átomo. em 1932. Isto só foi resolvido com a descoberta do nêutron por Chadwick. a constituição do átomo ficou definitivamente estabelecida: os átomos são constituídos por núcleos muito pequenos e muito densos.1095×10-28 -24 1. 2005 Pode-se utilizar o diagrama de Linnus Pauling para facilitar a distribuição eletrônica dos elementos representativos e de transição como se observa a seguir (Figura 3). mas a relação de massas não era de 2:1 mas sim de 4:1 (despreza-se a massa dos elétrons que é muito pequena comparada com a dos prótons).67495×10 1. O átomo é cerca de 10000 vezes maior do que o seu respectivo núcleo.67252×10 -24 1. Com esta descoberta. contêm também nêutrons. Apesar do sucesso de Rutherford. o nêutron.19 Rutherford propôs assim. constituída por partículas neutras. Cada um tem uma massa de aproximadamente 1. cercados por “nuvens” de elétrons a relativamente grandes distâncias do núcleo. Na tabela 1 a seguir resumem-se os dados relativos à massa e carga destas três partículas subatômicas: Tabela 1 – Dados relativos à massa e carga do elétron. ou seja. que as cargas positivas estavam concentradas num núcleo. Núcleos de todos os átomos. As cargas positivas no núcleo são chamadas de prótons. sabia-se que o hidrogênio continha um próton e o hélio 2 prótons. . Ele bombardeou uma película de berílio com partículas a. cerca de 1840 vezes a massa de um elétron.6022×10 0 0 Fonte: ATKINS.67252×10-24 g.6022×10-19 -1 -19 +1 1. e o metal emitia uma radiação altamente energética. Todos os núcleos contêm prótons. na parte central do átomo. Por exemplo. e com uma massa ligeiramente superior à do próton. exceto o hidrogênio. continuavam muitos aspectos por esclarecer. próton e nêutron Partícula Massa (g) Carga (C) Unidade de Carga Elétron Próton Nêutron 9. Em qualquer outra orbital está num estado excitado.20 DIAGRAMA DE ENERGIA DE LINNUS PAULING E N E R G I A C R E S C E N T E Figura 3 – Diagrama de Linnus Pauling. 2. Assim. A configuração do hidrogênio no estado fundamental é: 1 s1 nº de elétrons no subnível nº quântico principal Tipo de orbital (nº quântico secundário) EXERCÍCIOS SOBRE ESTRUTURA ATÔMICA 1. se o elétron se encontrar na orbital 1s diz-se que se encontra no estado fundamental. No caso do átomo de hidrogênio. Faça a distribuição eletrônica em níveis e subníveis para os seguintes átomos: a) 11Na b) 19K c) 18Ar d) 33As e) 38Sr g) 21Sc h) 58Ce i) 74W j) 82Pb l) 62Sm n) 24Cr o) 47Ag p) 42Mo q) 79Au f)30Zn m)92U Faça a distribuição eletrônica em níveis e subníveis para os seguintes íons: 1a) Mg2+ (Z=12) b) I (Z=53) c) O2.(Z=8) d) Cu+ (Z=29) e) Ga3+ (Z=31) f) S2. os elétrons são distribuídos pelas orbitais com menor energia.(Z=16) g) Cs+ (Z=55) h) Ag+ (Z=47) . mas apenas sete são conhecidos. Se o elétron mais energético de um átomo é representado por 4s1. e) O orbital d apresenta. 7. Analise as frases e conclua se são verdadeiras ou falsas. São dados os números quânticos do elétron diferenciador dos átomos a seguir. d) O número quântico de spin é um número quântico associado à rotação do elétron. está no estado de menor energia? Coloque esses elétrons em ordem crescente de energia: ELÉTRON n l m s A 4 3 -2 -½ B 5 2 +2 +½ C 6 2 -1 -½ D 6 0 0 +½ E 7 0 0 -½ . Calcule os números atômicos destes átomos: a) n = 4 l=2 m = -1 ms = -1/2 5. b) n = 3 l=2 m = -2 ms = +1/2 c) n = 2 l=0 m=0 ms = -1/2 d) n = 5 l=1 m = +1 ms = -1/2 Indique o conjunto de números quânticos para os elétrons desemparelhados do átomo de cobalto (Z=27). 8. pergunta-se: a) Qual a quantidade total de elétrons deste átomo? b) Quantas camadas eletrônicas (níveis de energia) possuem este átomo? c) Qual a sua distribuição eletrônica em níveis e subníveis? 4. caracterizado por seus números quânticos. c) O subnível f apresenta 5 orbitais. um átomo apresenta infinitos níveis de energia. O número atômico de um elemento químico é 46. justifique: a) Teoricamente. O elétron mais energético de um átomo possui o seguinte conjunto de números quânticos: n = 3 l = 2 m = -2 s = +1/2. Determine o número atômico deste átomo. Pede-se: a) A sua configuração eletrônica em níveis e subníveis. 9. b) Orbital é a região do espaço onde temos absoluta certeza de encontrar um elétron. no máximo. b) A distribuição dos elétrons do último e penúltimo níveis em orbitais.21 3. Qual dos elétrons a seguir. Caso a frase seja falsa. 6. dez elétrons. O íon X3. e os números quânticos de seu elétron diferenciador. Faça as distribuições eletrônicas em orbitais. subníveis e orbitais. a) K b) K c) K d) K e) K f) K g) K h) K 2s2 2p6 L M 4s2 2s2 2p6 L 3s2 3p6 L 3s2 3p6 L 3s2 3p6 L M 4s2 L M 4s2 4p6 4d10 5s2 6p6 3d10 3d10 4p6 4d10 5s2 5p6 4p6 4d10 . O átomo 14X apresenta 7 nêutrons. 12. a) 25Mn4+ (Z=25) b) 26Fe3+ (Z=26) c) Cd2+ (Z=48) d) Zr2+ (Z=40) Respostas Estrutura Atômica 1.é isoeletrônico de qual átomo? Cite também sua distribuição eletrônica em níveis. respectivamente. a) K L 3s1 b) K L M 4s1 c) K L 3s2 3p6 d) K L M 4s2 4p3 e) K L M 4s2 4p6 5s2 f) K L M 3d10 4s2 g) K L 3s2 3p6 3d1 4s2 h) K L M 4s2 4p6 4d10 4f2 5s2 5p6 6s2 i) K L M N 5s2 5p6 5d5 6s1 j) K L M N 5s2 5p6 5d10 6s2 6p2 l) K L M 4s2 4p6 4d10 4f6 5s2 5p6 6s2 m) K L M N 5s2 5p6 5d10 5f4 6s2 6p6 7s2 n) K L 3s2 3p6 3d5 4s1 o) K L M 4s2 4p6 4d10 5s1 p) K L M 4s2 4p6 4d5 5s1 q) K L M N 5p6 5d10 6s1 2. Os elétrons de maior energia de dois átomos A e B são representados por 4d2 e 5p6.22 10. Faça as distribuições eletrônicas dos átomos A e B em níveis e subníveis e caracterize seus elétrons de diferenciação pelos quatro números quânticos. 11. M 4s2 4p6 4d8 5s2 b) ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ 4s2 4p6 ↑↓ 4d8 X = 7 prótons pois A = Z + N X 10Ne 3- 5s2 1s2 2s2 2p5 l=1 m= 0 s = . 9. a) 19 b) 4 c) K L 3s2 3p6 4s1 a) 47 b) 25 c) 4 d) 52 n=3 l=2 m = +1 s=-½ a) V b) F (orbital é uma região de maior probabilidade de encontrar um e-) c) F (o subnível f apresenta 7 orbitais) d) V e) F (qualquer orbital apresenta no máximo dois elétrons) a) K . 8.L .23 3.½ = 1s2 2s2 2p6 K L ↑↓ 2s 12. 6. 4. 10. 5. 7. ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ A → K L n=4 B → K L n=5 a) Mn4+ ↑↓ ↑↓ ↑↓ 2 2p6 M 4s2 4p6 4d2 5s2 l=2 m= +1 s = +½ M 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6 l=1 m= -1 s = -½ K L ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ 3s2 ↑ ↑ 3p6 ↑ 3d3 n=3 l=2 m=0 s=+½ b) Fe3+ K L ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ 3s2 3p6 n = 3 l = 2 m = -2 s = + ½ ↑ ↑ ↑ 3d5 ↑ ↑ . ↑ Z = 25 D / D-A-B-E-C n=2 11. ½ d) Zr2+ K L M ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ 4s2 n = 4 l = 2 m = +1 s = + ½ 4p6 ↑ ↑ 4d2 .24 c) Cd2+ ↑↓ 4s ↑↓ ↑↓ ↑↓ 2 4p ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ 6 4d10 n = 4 l = 2 m = -2 s = . TABELA PERIÓDICA – BLOCO “s” . formando compostos com propriedades funcionais básicas acentuadas.Reagem violentamente com a água (alguns de forma explosiva). - Os átomos formam cátions monovalentes (+1). são encontrados normalmente na forma de compostos dissolvidos na água do mar.Não são encontrados livres na natureza.FAMÍLIAS 1ou 1A E 2 ou 2A Classificação níveis energéticos – períodos Classificação subníveis energéticos – Famílias ou Grupos BLOCO “s” – Família dos Metais Alcalinos 1A – s1 Família dos Metais Alcalinos Terrosos 2A– s2 Propriedades dos Metais Alcalinos . . . - Para se conservarem na forma metálica precisam ser guardados imersos em óleo mineral ou querosene (para impedir o contato com o ar e a umidade). - Podem ser cortados com a faca ( são moles).25 CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS QUÍMICOS CRONOLOGIA 1829 – Lei das Tríades de Döbereiner 1863 – Parafuso Telúrico de Chancourtois 1884 – Lei das Oitavas de Newlands 1869 – Lei Periódica de Mendeleev e Lothar Meyer: Classificação periódica com elementos em ordem crescente de massas atômicas 1913 – Lei de Moseley: Conceito atual de número atômico. Exemplos: 2 Na(s) + 1 H2O(l) 4 Na(s) + 1O2(g) → 2 NaOH(aq) + H2(g) 2 Na2O(s) → Obtenção por eletrólise: 2 NaCl → Na(s) + Cl2(g) . - Reagem violentamente com o oxigênio do ar (alta reatividade). Classificação periódica com os elementos em ordem crescente de números atômicos.Em condições ambientes são todos sólidos de cor prateada. brometos e iodetos. M + Cl2 MCl2 nos grupos I e II M + 2 HCl MCl2 + H2 Todos os metais reagem com ácidos liberando hidrogênio .26 Propriedades dos Metais Alcalinos Terrosos: - Na forma de substâncias simples. Sb. formando compostos com propriedades funcionais básicas. antimonetos. - Para se conservarem na forma metálica precisam ser guardados imersos em óleo mineral ou querosene (para impedir o contato com o ar e a umidade). Se. - Reagem com o oxigênio do ar. ALGUMAS REAÇÕES DOS METAIS REAÇÕES M + H2O MOH + ½ H2 M + 2 H2O M(OH)2 + H2 2 Li + ½ O2 M + O2 Li2O Os hidróxidos do grupo I são as bases mais fortes conhecidas O óxido é formado pelo excesso de oxigênio 2 MO 2 Na + O2 Ba + O2 OBSERVAÇÕES Na2O2 O peróxido pode ser formado nos grupos I e II BaO2 3 Li + ½ N2 Li3N Somente o Li forma nitreto – grupo I Todos os do grupo II formam nitretos á 3M + N2 M3N2 temperatura elevadas M + ½ H2 MH Formação de hidretos iônicos ou salinos nos M + H2 MH2 2M+S M2S M+S MS M + (P. Te) 3M+ P M3 P M + (F2. - Reagem com água quente. - Os átomos formam cátions bivalentes (+2). selenetos e teluretos Todos os metais alcalinos formam fluoretos. Br2 e I2) grupos I e II Todos os metais alcalinos formam sulfetos Todos os metais alcalinos formam fosfetos. - Podem ser cortados com a faca (baixa dureza). são sólidos à temperatura ambiente também de cor prateada. M + ½ Cl2 MCl cloretos. arsenetos. Cl2. As. a partir de suas distribuições eletrônicas. família e o bloco que pertencem. Complete e balanceie as seguintes equações de reações: a) Li + H2O b) Ca + H2O Ca(OH)2 c) Na + O2 d) K + H2 e) Li + N2 f) Mg + H2 g) Rb + Cl2 h) Sr + O2 i) K + Cl2 j) Mg + 2 HBr MgBr2 + H2 k) Ca + H2 l) Ra + HCl EXERCÍCIOS DE TABELA PERIÓDICA 1. . grupo ou família da Tabela Periódica. e) 18Ar. b) 15P. Deduza.Os elementos a seguir pertencem ao grupo dos elementos representativos da tabela periódica. a) A (Z=6) b) B (Z=17) c) C (Z=20) d) D (Z=34) e) E (Z=23) f) F (Z=60) g) G (Z=47) h) H (Z=25) i) I (Z=30) j) J (Z=2) l) L (Z=40) m) M (Z=15) n) N (Z=58) o) O (Z=29) p) P (Z=13) q) Q (Z=92) 2. c) 34Se.Faça a distribuição eletrônica em subníveis e dê o número atômico para o elemento pertencente a: a) grupo 6A e 4º período b) grupo 1A e 5º período c) halogênio do 3º período d) grupo 6B e 4º período e) 6º elemento de transição interna do 7º período f) gás nobre do 3º período g) alcalino terroso do 4º período h) grupo 6A e 4º período 3. a) 6C.Em que período.27 1. f) 20Ca. d) 53l. o período. estão localizados os elementos abaixo? Identifique-os. Classificar em elementos representativos ou de transição. Responda e justifique. a distância internuclear no cristal é determinada por difração de raio X e dividida por dois para se chegar ao valor do raio atômico. (c) estrôncio. Se o elemento é um não-metal.Estabeleça se os seguintes elementos estão ou não propensos a formar um cátion ou um ânion e escreva a fórmula para o íon: (a) enxofre. RA = d 2 Se o elemento é um metal ou gás nobre. que representa a distância de maior aproximação dos núcleos de dois átomos livres. apresenta o elétron mais energético no subnível 4p5. Exemplo: Cl2 d = 198 pm R. (raio atômico) Exemplo: R.C. gasosos do mesmo elemento químico. genérico. Em virtude da nuvem eletrônica de um átomo não ter um limite definido. R.Certo átomo do elemento E. 5. usa-se a distância entre os núcleos de átomos unidos por uma ligação química R.28 4.= 99 pm . a) Qual o período e família que pertence o elemento E? b) Qual o número atômico dos elementos que antecedem e sucedem ao elemento E. (raio covalente). na mesma família do sistema periódico? E no mesmo período? PROPRIEDADES PERIÓDICAS RAIO ATÔMICO Relação de Tamanho Em 1870 Lothar Meyer notou a variação periódica quanto ao tamanho do átomo.C.A do Cu = 128 pm e a distância d = 256 pm Para se chegar aos tamanhos de átomos metálicos. contudo a única medida de tamanho é o parâmetro de Lennard-Jones.A. (b) potássio. o tamanho de um átomo não pode ser definido de forma simples. usa-se a distância entre os centros de átomos vizinhos em uma amostra sólida. (d) cloro. Assim o Raio Atômico é definido como a metade da distância internuclear entre os núcleos de dois átomos vizinhos do mesmo elemento químico. A Tabela 1 mostra o raio atômico dos elementos do 2º período da tabela. portanto maior será o Raio Atômico. À medida que esta aumenta. os elétrons são puxados mais fortemente para o núcleo. maior será a atração núcleo-eletrosfera e.29 NAS FAMÍLIAS: À medida que aumentam os números de níveis energéticos. Assim os elétrons da camada L estão protegidos do núcleo pelos elétrons da camada K (escudo). portanto devido ao efeito de blindagem. Exemplos: Na 2–8–1 K 2–8–8–1 Rb 2 – 8 – 18 – 8 – 1 NOS PERÍODOS: Quanto maior o número de elétrons na última camada. O efeito da carga nuclear é neutralizado pelo aumento de níveis ocupados. Tabela 1 – Raio Atômico dos Elementos do 2º Período da Tabela Periódica. menor a atração núcleo-eletrosfera e. (Figura 1) Os elétrons da camada K são atraídos fortemente para o núcleo com uma força proporcional a carga nuclear. Na verdade os elétrons do nível 1 (K) atenuam a atração pelos elétrons do nível 2 (efeito de blindagem). os elétrons são atraídos por uma carga nuclear efetiva cada vez maior. portanto o raio ficará menor. Elemento químico Li Be B C N O F +3 +4 +5 +6 +7 +8 +9 2 -1 2-2 2-3 2-4 2-5 2-6 2-7 157 112 88 77 74 66 64 Carga nuclear (Z) Distribuição Eletrônica Raio Atômico (pm) Explicação: Os elétrons do nível 2 (L) do Be são mais fortemente atraídos pelo núcleo (carga +4) do que o Li (carga +3). Há uma contração da eletrosfera e. menor será o raio atômico. de modo que a força atrativa da carga nuclear (+) é reduzida pelas cargas (-) intermediárias (efeito de blindagem). Exemplo: 11Na 2 – 8 – 1 (3s1) o elétron mais externo é atraído não por uma carga +11m mas sim por uma carga +11 encobertos por 10 elétrons interpostos. A carga atrativa líquida . À medida que aumenta a carga nuclear (Z). aumentando seu tamanho. RAIO IÔNICO Quanto ao Cátion O Raio do Cátion é sempre menor que o átomo correspondente no estado fundamental. Ex. pois há perda de elétrons da última camada.30 está mais próxima a uma carga +1 do que +11. quando há perda de elétrons. no estado fundamental. Exemplo: 12Mg 12Mg 2–8–2 2+ 2-8 Quanto ao Ânion O Raio do Ânion é sempre maior que o átomo correspondente. transformando-o em cátion. A carga nuclear fica maior que o número de elétrons. pois com a entrada de elétrons no orbital existe uma repulsão entre eles. Exemplo: 16S 2–8–6 16S 2- 2–8–8 ENERGIA DE IONIZAÇÃO – POTENCIAL DE IONIZAÇÃO É a energia mínima necessária para remover um elétron de um átomo isolado. Há uma expansão do orbital. no estado gasoso. Figura 1 – Raio Atômico nas famílias e períodos da Tabela Periódica.: Na + E Na+ + 1e- . devido ao efeito de blindagem das camadas K e L. Tabela 2–Elementos do 2º Período da Tabela Periódica. (E-V) E. no S. (Figura 2) Figura 2 – Energia de Ionização dos Elementos Químicos. 1J = 1C.I. NOS PERÍODOS: Quanto maior o número de elétrons na última camada.mol-1) E.3 260 1086 N 14.mol-1) Li 5. kilocalorias (kcal).4 124 520 Be 9.6 314 1314 F 17. (kcal.Joule (J). menor será o raio atômico e.. ELEMENTO E.I.3 191 801 C 11.31 Unidades empregadas para medir a E.4 402 1681 Ne 21.6 498 2081 .3 215 899 B 8.1V NAS FAMÍLIAS: Quanto maior o número de níveis energéticos.5 336 1402 O 13. outros sistemas: calorias (cal).I. portanto mais energia será necessário para retirar elétrons da camada de valência. maior será a atração núcleo-eletrosfera. elétron volt (e-V).I. (kJ. As Tabelas 2 e 3 mostram as energias de ionizações dos elementos do 2º período da Tabela.I. menor a atração núcleoeletrosfera e. portanto mais facilmente os elétrons poderão ser retirados. 333.: Cl + 1e- Cl.mol-1 OBS. envolvida no processo em que um átomo isolado gasoso.0 .0 Cl +17 [Ne] 3s2 3p5 -348.: O sinal (-) se refere a energia liberada (exotérmica). Elemento Carga Nuclear Configuração E. em seu estado fundamental. transformando-o em um íon negativo (ânion).E. ∆H.mol-1) eletrônica Li +3 1s2 2s1 2p0 520 Be +4 1s2 2s2 2p0 899 B +5 1s2 2s2 2p1 801 C +6 1s2 2s2 2p2 1086 N +7 1s2 2s2 2p3 1402 O +8 1s2 2s2 2p4 1314 F +9 1s2 2s2 2p5 1681 Ne +10 1s2 2s2 2p6 2081 AFINIDADE ELETRÔNICA OU ELETROAFINIDADE É a quantidade mínima de energia. Tabela 4 – Afinidade Eletrônica dos Elementos do Grupo 17.0 I +53 [Kr] 5s2 5p5 -256.32 Tabela 3 – Energias de Ionização dos elementos do 2º Período da Tabela.mol-1) eletrônica F +9 1s2 2s2 2p5 . Ex.(kJ. recebe um elétron. A Tabela 4 mostra a afinidade eletrônica do grupo 17 ou 7A. (kJ.0 Br +35 [Ar] 4s2 4p5 -324.+ E ∆H = .I.348 kJ. Elemento Carga Nuclear Configuração A. Linnus Pauling atribuiu o valor máximo de eletronegatividade ao FLÚOR – 4. maior será sua capacidade de atrair elétrons. Têm sido propostos diversos procedimentos para quantificar a eletronegatividade dos elementos químicos. portanto a eletronegatividade será menor. (Figura 4) . NOS PERÍODOS: Quanto mais próximos um elemento está do grupo dos gases nobres. numa molécula. os elétrons ficam mais afastados do núcleo e. Pauling para explicar as diferentes energias de ligações observadas para diferentes moléculas.33 A afinidade eletrônica refere-se à facilidade de um elemento isolado captar um elétron. ELETRONEGATIVIDADE – CARATER NÃO METÁLICO É a medida da atração exercida sobre os elétrons envolvidos em uma ligação química ou é a tendência de um átomo atrair elétrons para si numa ligação covalente. O conceito de eletronegatividade foi originalmente idealizado por L. enquanto a eletronegatividade representa a habilidade relativa de um átomo.0.: Geralmente ligações entre átomos que possuem eletronegatividades diferentes tendem a ser mais fortes que as ligações entre átomos com mesma eletronegatividade. (Figura 3) Figura 3 – Afinidade Eletrônica nas famílias e períodos da Tabela Periódica. NAS FAMÍLIAS: Quanto maior o número de níveis energéticos. atrair elétrons. OBS. 0 3. .Aumento da eletronegatividade nas famílias e nos períodos da tabela. Seja o subnível da camada de valência P. Figura 4 .8 2.34 A Tabela 5 mostra a comparação entre os valores obtidos por Linnus Pauling e o método AVEE. foi recentemente proposta nas E.25 2.Pauling 4.3 AVEE: Average Valence Electron Energy – Nova escala. d) A família e o período que ele pertence na tabela periódica.5 2.59 2.07 2.19 3. b) A configuração eletrônica em subníveis e níveis para o elemento.61 3.3 AVEE 4. FILA DE ELETRONEGATIVIDADE Tabela 5 – Elementos químicos do 2º período da tabela periódica.N. obtida por espectroscopia fotoelétrica.87 2.6 2.36 2.5 3.69 2.3 2.4 2.0 2. EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES SOBRE TABELA PERIÓDICA E PROPRIEDADES PERIÓDICAS 1. c) O número atômico deste elemento químico. das ligações. F O N Cl Br S C I P H L.54 2. dar: ↓ a) O conjunto dos quatro números quânticos do elétron assinalado.0 3. 1s2 2s2 2p6 3s2 G .4 kJ.En energias de ionização de um elemento químico do 3o período da tabela periódica valem em kJ. a) Por que a 2a etapa requer mais energia que a 1a? b) Por que a 3a etapa requer uma quantidade de energia muito maior que a 2a? .5 vezes) que a 1a E. 7. E2 = 1816. 3a (E3). 16S -2 . F e G. E5 = 15033.mol-1. C. Coloque em ordem crescente de tamanho. as energias necessárias para as três primeiras etapas de ionização são: 589. -1 17Cl e 20Ca +2 . respectivamente: E1 = 577. Calcule o número atômico. Dada a representação abaixo: a) Indique os quatro números quânticos do elétron assinalado.I. A 1a (E1). Com base na configuração eletrônica do Cu.1s2 2s1 B . E6 = 18372.1s2 Responda as questões abaixo. normais: A .1s2 2s2 2p5 C . 2a (E2).I é tantas vezes maior (2. Cu+1 e Cu+2 6.956.mol-1. Justifique.mol-1.35 2.mol-1.9 kJ. podem-se retirar elétrons adicionais do íon positivo formado. 4912..mol-1.1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 D . dê a família e o nome do elemento químico. B. A1+. Após a remoção de um elétron.) do Cu é 744.mol-1 e a 2a energia de ionização como esperado é maior 1. E3 = 2745. Para o átomo de Ca. que está localizado no nível N: ↓ n= .. 5..1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 F . 3. explique porque a 2a E. Aliste as seguintes partículas em ordem de dimensão decrescente: 19K + . 8. E. m= .. l= . F2+. justificando cada uma. 18Ar.I. IV) Qual dos elementos é o mais eletronegativo da tabela periódica? V) Diga a família dos átomos A. Considere as seguintes configurações dos átomos neutros.5 kJ. desde que seja fornecida mais energia. Cu+ e Cu2+. 1145.. D. III) Indique os elementos que apresentam a maior e a menor energia de ionização.1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 E .24 kJ. E4 = 11493.. Compare e explique as diferenças nas dimensões entre os seguintes grupos de partículas: a) Fe+2 e Fe+3 b) Cu. As 1a energias de ionização (E.04 kJ. I) Indique os elementos de maior e menor raio atômico da tabela periódica. II) Compare o tamanho dos íons B-1.s= b) Qual é o número atômico deste elemento sabendo-se que ele é neutro? Z= c) Qual a família e o período que este elemento pertence? d) Este elemento tem característica de cátion ou ânion? Qual sua carga mais provável? 4. 1 Sabe-se que o vírus causou a inversão total de apenas uma das colunas da tabela.0 0.9 Ca +2 2.0 2. A variação da energia de ionização dos elementos do 2º período se dá.24 736. segundo a tabela: Elemento Li Be B C N O F Ne +3 +4 +5 +6 +7 +8 +9 +10 520 899 801 1086 1402 1314 1681 2081 químico Carga nuclear Energia de Ionização (KJ/mol) a) Como se explica a variação da energia de ionização dos elementos Be e B e entre N e O ? Justifique sua resposta.8 Ni +2 e +3 1.4 F -1 0. Ele foi alimentado com um programa que continha vírus e modificou o programa original.91 1086. . Qual a coluna que houve inversão? Justificar a resposta. imprimiu a tabela: I II III Símbolo do Nox IV V Eletronegatividade Raio Atômico Elemento (Aº) Energia Ionização (kJ/mol) Ba +2 4. Num computador foram armazenados dados sobre os elementos químicos.7 0.8 1. Justifique.71 1681.36 9. b) Explique como varia o raio atômico dos elementos acima.22 502.97 589.5 1. 10.9 C +4 a -4 1. em resposta. 37 CÁTIONS – ÍONS POSITIVOS Valência IV Valência III Valência II Valência I Valência V H+ Hidrogênio Be2+ Berílio Bi3+ Bismuto Sn4+ Estanho IV As5+ Arsênio V Li+ Lítio Mg2+ Magnésio Al3+ Alumínio Pb4+ Chumbo IV Sb5+ Antimônio Na+ Sódio Ca2+ Cálcio Fe + Ferro III Mn 4+ Potássio Sr + Estrôncio Co + Cobalto III Pt Rb+ Rubídio Ba2+ Bário Ni3+ Níquel III Si4+ Cs + Fr+ Au + Ag+ Cu + Hg+ 2 3 3 Césio Ra + Rádio Cr + Crômio III Frâncio Zn2+ Zinco Au3+ Ouro III Ouro I Prata Cobre I Mercúrio I 2 Cd + Fe2+ 2 Co + Ni2+ Cr2+ 2 Cu + Hg2+ 2 Sn + Pb2+ Mn2+ 2 Pt + Manganês IV + K 2 V 3 Cádmio Ferro II 3 Arsênio III 3 Antimônio As + Sb + III Cobalto II Níquel II Crômio II Cobre II Mercúrio II Estanho II Chumbo II Manganês II Platina II 4+ Platina IV Silício . Estanato - HS HCO3 - SnS2ZnO2 O2- SuIfoestanato 2- Zincato Óxido LIGAÇÕES QUÍMICAS SiO44 - (Orto) Silicato .Manganato Metassilicato Antimoniato Valência IV P 2O 74 - Pirofosfato HSO4 - Bissulfato MoO42.38 ÂNIONS – ÍONS NEGATIVOS Valência I F - Cl Fluoreto - H2PO2 - Hipofosfito 2- S Sulfeto P Fosfeto Metafosfato SO4 2- 3- Sulfato PO4 Sulfocianato SO32- Sulfito BO33- Cianeto S2O32- Tiossulfato Fe(CN)63- PO3 - Hipoclorito SCN - Clorito CN- - Clorato CNO - Cianato S2O72- Pirossulfato AsO33- Arsenito - Perclorato OCN - Isocianato S2O82- Persulfato ASS33- Sulfoarsenito Brometo CNS - Tiocianato S2O42- Hipossulfito ASO43.Estanito Bicarbonato SnO22.Dicromato O22.Fosfito Sb2O74 - Piroantimoniato Bissulfeto SnO32.Arseniato Acetato S2O62- Hipossulfato ASS43- Sulfoarseniato Aluminato CO32- Carbonato SbO33- Antimonito ClO2 ClO3 ClO4 - - BrO BrO3 - Hipobromito Bromato H3 C - C00 AlO2 - - Hipoiodito IO3 - Iodato IO4 - Periodato NO2 - Nitrito NO3 - Nitrato SiO32- IO Valência III 3- Cloreto ClO Br Valência II - MnO4 H - OH - - 2- Permanganato C2O4 Hidreto CrO42- Hidróxido Cr2O72.Molibdato Fe(CN)64 - Ferrocianeto HSO3 - Bissulfito HPO32.Peróxido 3- (Orto) Fosfato Borato Ferricianeto Oxalato SbO4 Cromato SbS33- Sulfoantimonito SbS43- Sulfoantimoniato MnO42. Quando os átomos interagem para formar uma ligação. 1845-1946) (Tabela 6). É uma propriedade que quase todos os átomos possuem é a capacidade de se combinar com outros átomos para produzir espécies mais complexas. são as forças que unem átomos formando moléculas. através das forças que agem entre os átomos que os mantém unidos.39 Um dos aspectos mais intrigantes da química é o estudo das forças que agem entre os átomos.: Os gases nobres não reagem. agrupamento de átomos ou sólidos iônicos. GRUPO ELÉTRONS DE ESTRUTURA DE OBSERVAÇÕES VALÊNCIA LEWIS 1 1 X• Cede elétron 2 2 X•• Geralmente cede elétron 13 3 •X•• Idem 14 4 ••X•• Cede ou Recebe elétron 15 5 ••X••• Recebe elétron 16 6 •••X••• Recebe elétron 17 7 ••••X•••• Recebe elétron Obs. G. pois já estão estáveis com 2 ou 8 elétrons. usamos um tipo especial de notação chamada de símbolos de Lewis (LEWIS. Tabela 6 – Elementos representativos e a estrutura de Lewis. apenas suas porções mais externas entram em contato. Para ressaltar a camada mais externa (também chamada de valência) de elétrons. A maneira pela quais os átomos formam essas ligações está relacionada com suas estruturas eletrônicas. As mais fortes destas forças. Valência: é a capacidade de um átomo formar ligações. . denominadas ligações químicas. Esse íon passa a ter a configuração idêntica ao gás nobre neônio. A ligação iônica resulta da atração entre os íons com cargas opostas. Li 1s2 2s2 e F 1s2 2s2 2p5 Quando reagem. assumindo. assim.40 Os compostos iônicos incluem sais. F(1s22s22p5) + 1e- F-(1s22s22p6) . Os sólidos iônicos são mantidos pela força de atração eletrostática entre os cátions e os ânions. (Figura 5 e Tabela 7). A ligação iônica ocorre entre elementos que possuem baixa energia de ionização (geralmente metais). transformando-o em ânion. óxidos. que passa a íon fluoreto. a reação entre os átomos de lítio e flúor. uma configuração eletrônica idêntica à do gás nobre hélio. A formação de uma substância iônica é. hidróxidos e a maioria dos compostos inorgânicos. isto é. por exemplo. Li(1s22s2) Li+(1s2) + 1e- O elétron perdido pelo átomo de lítio é recebido pelo átomo de flúor. o átomo de lítio perde o elétron de sua subcamada 2s e tornar-se Li+. necessitam de pouca energia para remover o elétron da última camada transformando-o em cátion com elementos que possuem alta eletronegatividade (geralmente não-metais) que possuem a tendência de receber elétrons. F-. 41 LIGAÇÃO IÔNICA OU ELETROVALENTE Figura 5 – Eletronegatividade segundo Lewis.1 2.1 0.0 2.5 2.4 0.6 0.1 gatividade % de Caráter 51 55 59 63 67 70 74 76 79 82 84 86 88 89 91 Iônico 1.1 1.7 0.6 47 3.5 1 2 4 6 9 12 15 19 22 26 30 34 39 43 Iônico Diferença de Eletrone1.4 2.2 92 .2 1.4 1. Tabela 7 – Porcentagem (%) de carater iônico em uma ligação simples.8 1.7 1.3 2.5 gatividade % de Caráter 0.0 3. Diferença de Eletrone0.3 0.5 0.3 1.2 0.8 2.9 1.8 0.0 1.2 2.9 3.6 2.9 2.7 2. 1. atraem-se um pelo outro. dizemos que a distribuição de cargas elétricas nesse conjunto é simétrica. o par de elétrons que constituem a ligação fica distribuído simetricamente na molécula. Mas nem sempre a distribuição de elétrons é . H• e H• formando H •• H Assim. No cristal LiF. Esta atração constitui a ligação iônica. Na ligação covalente o par é sempre formado por um elétron de cada átomo participante da ligação. A molécula é eletricamente neutra.42 Uma vez formado. H : H O par de elétrons da ligação covalente está sendo atraído com a praticamente a mesma força pelos dois átomos de H. A ELETRONEGATIVIDADE NA LIGAÇÃO COVALENTE Quando dois átomos iguais (com a mesma eletronegatividade) se unem. Quando uma reação entre o lítio e o flúor ocorre. através do compartilhamento de pares eletrônicos. Associa-se o decréscimo de energia de um sistema a um aumento em sua estabilidade. ela envolve um enorme número de átomos. Uma forma que ambos adquirem estabilidade é através do compartilhamento do par de elétrons.: A notação eletrônica de G. Esses íons agregam-se para formar o sólido iônico LiF. um enorme número de íons é formado. Os dois átomos de H estão com configuração do gás nobre He (estável). Obs. nenhum átomo cede nem recebe elétrons. por esse motivo. Lewis é escrever o símbolo do elemento indicando o número de elétrons da camada de valência. Existe vinculo material prendendo os átomos através do par de elétrons. isto é. Consideram-se dois átomos de H para formar H2 H tende a receber 1 elétron para se estabilizar. 3. 4. pertence aos dois átomos. e igualmente. O par de elétrons é chamado de ligação covalente. 2. LIGAÇÃO COVALENTE OU MOLECULAR É a ligação que se faz entre átomos com tendência a receber o par de elétrons. O que causa a formação de uma ligação iônica é o decréscimo de energia das partículas que se liga para formar o composto. a distância dos elétrons ao núcleo em cada átomo é a mesma. devido as suas cargas opostas. isto é. Esta ligação surge quando o par de elétrons de spins opostos torna-se comuns aos átomos que se ligam. os íons Li+ e F-. cada cátion (Li+) é cercado e igualmente atraído por seis ânions (F-) e cada ânion é igualmente atraído pelos seis cátions que o cercam. . Este fenômeno sempre irá ocorrer quando a ligação covalente for estabelecida entre átomos com eletronegatividades diferentes. Sr. como HCl. pois na ligação coordenada não há doação de elétrons. 0.. Quando a ligação covalente se estabelecer entre átomos de mesma eletronegatividade. Na. Na prática moléculas simétricas são apolares e assimétricas são polares. N. 3.2. S. O par de elétrons após a ligação coordenada pertence ao conjunto.: A ligação iônica surge quando a diferença entre eletronegatividades é muito grande entre os átomos. Ca.8. 0.43 “honesta” em algumas ligações. 2. C.9.8. I. Ligação iônica quando se tem diferença maior que 1. B. Cl. 2. Mg. Obs. Fr 4. Rb. H : Cl Diz-se neste caso que o cloro é mais eletronegativo que o hidrogênio. 2. porém de modo que o par seja “cedido” apenas por um dos átomos. 3. Al.0 .. Ra. Cs. recebe o nome de ligação apolar. 1. 1.0..0.1. está submetido a uma atração maior por parte do cloro. Neste caso temos uma ligação covalente polar. Ba. É um caso de polarização excessiva.7 Obs.. É aquela que compartilha o par de elétrons. F .. Li. o par de elétrons..5. Hδ+ . O.. K. . LIGAÇÃO COVALENTE COORDENADA É a união entre átomos que é estabelecida por meio de pares de elétrons. 2.9 e Ligação covalente quanto se tem diferença menor que 1. 0.0.9.. P. 1. embora pertença aos dois átomos.5. forma ligação covalente. . Br. H. ClδDipolo elétrico A letra δ (delta) representa a fração de carga.. O termo polar deve-se a formação de pólos + e – na ligação química. sendo estes provenientes de um dos átomos.5.: Não confunda ligação covalente coordenada com ligação iônica. à exceção do Cu que é avermelhado e o Au que é dourado. Não existe dupla ou tripla coordenada entre dois átomos. SO2 (gás sulfuroso). 4. 2. consequentemente. Construir as ligações covalentes normais até que o átomo central fique com oito elétrons. . tanto no estado sólido como no líquido. A seguir faça as ligações covalentes normais possíveis. H2SO3 (ácido sulfuroso) SO3 (gás sulfúrico). Ligar os átomos restantes ao átomo central por ligações coordenadas. A maior parte dos metais são bons condutores de calor e eletricidade. Verificar o número de elétrons na camada de valência de todos os átomos participantes da ligação. eles estão deslocalizados. Veja quais elétrons estão deslocalizados e. de cor prateada. Desta forma. rodeados por um “mar de elétrons”.44 REQUESITOS PRÁTICOS PARA CONSTRUIR FÓRMULAS ELETRÔNICAS E ESTRUTURAIS 1. A maioria dos metais é sólida à temperatura ambiente (25ºC). H2SO4 (ácido sulfúrico) LIGAÇÕES METÁLICAS Os metais apresentam algumas propriedades completamente diferentes daquelas apresentadas por outras substâncias. Esses elétrons ocupam o retículo cristalino do metal por inteiro e a liberdade que têm de se moverem através do cristal é responsável pelas características dos metais. 5. Geralmente a coordenada aparece entre átomos de elementos diferentes. 3. Através de raios-X pode-se observar que os retículos cristalinos dos metais sólidos consistem em agrupamento de cátions. que é líquido e tem brilho característico que é chamado de aspecto metálico. com exceção do Hg. Ex. são suscetíveis de mobilização nos exemplos a seguir: 11Na 26Fe 47Ag [Ne] 1s1 [Ar] 3d6 4s2 [Kr] 4d10 5s1 Observam-se nesses exemplos que os elétrons são facilmente removíveis. o retículo cristalino seria formado por íons positivos (cátions) rodeados por uma nuvem de elétrons que provém da mobilidade dos elétrons deslocalizados (modelo da nuvem eletrônica ou modelo do mar de elétrons). Esses elétrons são provenientes da camada de valência dos respectivos átomos e não são atraídos por nenhum núcleo em particular. As forças de atração entre os elétrons livres e os cátions determinam a forma rígida e cristalina dos metais. Prata.45 PROPRIEDADES FÍSICAS DOS METAIS . que recebe o nome de corrente elétrica.. Sn e Cd). .E. formando novas formas dentro do arranjo cristalino. fácil de transformar em lâminas: Ouro. .DUCTIBILIDADE E MALEABILIDADE: Quando os íons do retículo cristalino sofrem a ação de uma pressão qualquer. maior será a energia necessária para romper a estrutura. formando um fluxo. pois gera mais vibração dos íons positivos. Exemplo de metais maleáveis. dificultando o fluxo de elétrons.PONTOS DE FUSÃO E EBULIÇÃO ELEVADOS: Como os metais estão na forma iônica é de se supor que quanto maior a carga dos íons.AUMENTO DA DUREZA: Liga de ouro de joalheria (Au. ou seja. Esta passagem provoca aumento de temperatura.F. e P. Pb.AUMENTO DA RESISTÊNCIA MECÂNICA: Aço ( Fe e C ). FORMAÇÃO DE LIGAS METÁLICAS Materiais com propriedades metálicas que contêm dois ou mais elementos. consequentemente maior o P. Exemplo de metais dúcteis: Ouro e Cobre . Observa-se que quanto maior a temperatura dificulta a condução de corrente elétrica.metais fáceis de serem transformados em fios. As propriedades de uma liga geralmente são diferentes dos seus elementos constituintes. Alumínio. Ag e Cu). etc. . . sendo que pelo menos um deles é metal. eles podem deslocar-se uns sobre os outros. pois os elétrons chocam contra os íons positivos dando-lhes mais energia. . os elétrons móveis da nuvem eletrônica passam ter movimento ordenado.: Liga de metal fusível (Bi.F.CONDUÇÃO DE ELETRICIDADE E CALOR: Quando submetidos a uma ddp. (Tabela 8) Exemplos: .DIMINUIÇÃO DO P. c) Escreva as fórmulas eletrônica e empírica do composto. Torneiras. PF . Aço Inoxidável Aço 74% + Cr 18% + 8%) Ni Talheres.5% + Cu Joalheria. Brocas. Explique as diferenças existentes entre uma ligação iônica e uma ligação covalente. Utensílio de cozinha. Baixa fusibilidade. 2. b) Identificar o metal e o não metal.5%) Liga Wood (Bi 50% + Pb 27% + Sn 13% + Cd 10%) Usada em fusíveis para instalações elétricas. Cartuchos. Moedas. 12. Estátuas.68oC. Peças de carro. O composto Cl2O e iônico ou molecular? Por quê? 3. Solda Elétrica (Pb 67% + Sn 33%) Solda usada por funileiros e eletricistas. Bronze Comum (Cu 90% + Sn 10%) Sinos. 4. próteses. Latão Amarelo (Cu 67% + Zn 33%) Tubos. EXERCÍCIOS SOBRE LIGAÇÕES QUÍMICAS 1. Ouro 18 quilates (Au 75% + Ag 12. O número atômico de um elemento X é 29 e o de outro elemento Y é 16: a) Dar a configuração eletrônica de cada um deles.5% + C(0. circuitos eletrônicos de alto desempenho. iônicas e empíricas dos compostos obtidos entre os seguintes elementos: a) K (Z=19) e S (Z=16) b) Mg (Z=12) e Cl (Z=17) c) Ca (Z=20) e N (Z=7) d) Al (Z=13) e Se (Z=34) . S e P Empregado nas mais diversas ligas destinadas a diferentes aplicações. Radiadores. Escreva as fórmulas eletrônicas.5 a 1. Liga Metálica Composição Aplicações Amálgama dental (Hg 50% + Ag 50%) Obturações dentárias Aço (Fe ~ 98.7%) traços Si. Armas.46 Tabela 8 – Composição de Ligas Metálicas e suas Aplicações. I) Mostre. pela representação de Lewis. as ligações entre os elementos mencionados em cada item abaixo: a) 20Ca e 17Cl c) 19K e 1H b) 37Rb e 8O d) 38Sr e 7N e) 13Al e 8O II) Escreva o íon-fórmula de cada um dos compostos acima. III) Qual a carga adquirida pelos cátions e ânions no exercício acima? 6. Faça as fórmulas eletrônicas dos compostos formados pelos elementos: a) bromo e rubídio e) cloro e alumínio b) sódio e oxigênio f) enxofre e césio c) flúor e magnésio g) cloro e rádio d) nitrogênio e alumínio h) hidrogênio e cálcio 8. Complete o quadro abaixo com as fórmulas das substâncias que podem ser obtidas pelos cátions e ânions indicados (veja os dois exemplos citados): K+ Br1- Sr2+ Al3+ Ba2+ H1+ SrBr2 PO4 3SO32OH1O2S2- 7.47 5. Escreva as fórmulas iônicas dos compostos obtidos pelos elementos abaixo e escreva também as respectivas reações de síntese: a) flúor e alumínio e) selênio e sódio b) bário e hidrogênio f) lítio e enxofre c) cálcio e enxofre g) fósforo e magnésio d) cloro e lítio h) potássio e fósforo . Responda as seguintes questões: a) Em qual ponto os átomos estão isolados? b) Onde os átomos já podem sofrer atração? c) Em que ponto ocorre um equilíbrio entre todas as forças de atração e repulsão? d) Lembrando que quanto menor a energia. estruturais e moleculares dos compostos obtidos pelos elementos abaixo: a) hidrogênio e fósforo g) cloro e enxofre b) bromo e iodo h) bromo e nitrogênio c) iodo e nitrogênio i) flúor e oxigênio d) flúor e boro j) flúor e nitrogênio e) hidrogênio e selênio l) cloro e carbono f) carbono e enxofre m) oxigênio e bromo 11. maior a estabilidade do sistema.48 9. qual o ponto de maior estabilidade? e) Em que ponto ocorreu à ligação covalente? f) No ponto 4 os átomos estão mais próximos do que no estado de equilíbrio. O gráfico a seguir mostra a variação de energia na formação do hidrogênio gasoso. Faça as fórmulas eletrônicas. Faça as fórmulas moleculares dos compostos obtidos pelos elementos abaixo e escreva a respectiva reação de síntese: a) cloro e fósforo e) fósforo e bromo b) iodo e hidrogênio f) flúor e hidrogênio c) hidrogênio e enxofre g) boro e flúor d) oxigênio e carbono h) flúor e carbono . Quais as forças que prevalecem neste ponto? 10. em função da distância d entre os núcleos. Dadas as ligações: H .Cl. 16. piramidal e tetraédrica. b) N2O5 c) Cl2O7 d) SO3 e) B2O3 f) I2O5 Escrever as fórmulas eletrônica e estrutural plana dos seguintes compostos: a) CH4 b) H2S c) HI d) HCN e) CO2 f) HNO3 g) HClO4 h) H2SO4 i) H3PO4 j) H3PO3 k) H3PO2 l) KIO3 m) H4P2O7 n) KNO3 o) Na2SO4 Faça as fórmulas estruturais espaciais e indique por δ+ e δ. trigonal plana.O. As principais classificações são linear. indicando os momentos dipolares das ligações: a) PBr3 b) BCl3 c) CO2 d) Br2O e) CF4 f) OF2 FORMA GEOMÉTRICA (VSEPR) E POLARIDADE DA MOLÉCULA E NOX GEOMETRIA MOLECULAR É o estudo de como os átomos estão distribuídos espacialmente em uma molécula. H . 14.I.Br.N. . dependendo dos átomos que a compõem. Esta pode assumir várias formas geométricas. Para se determinar a geometria de uma molécula.49 12. H . H . H .F Coloque-as em ordem crescente de polaridade. angular. H . é preciso conhecer a teoria da repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência. Teoria da repulsão dos pares eletrônicos (VSEPR) VSEPR (Valence Shell electron-pair repulsion theory) Tradução: Teoria da repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência. Faça as estruturas espaciais das substâncias abaixo.as polarizações das ligações nos seguintes compostos: a) HI b) H2S c) PBr3 d) CO2 e) CH4 f) BCl3 15. H .H. Escreva as fórmulas eletrônicas e estruturais planas dos seguintes óxidos: a) I2O7 13. Extremamente fracas: ângulo de 180º. De acordo com essa teoria. Baseia-se na idéia de que pares eletrônicos da camada de valência de um átomo central estejam fazendo ligação química ou não. os pares de elétrons da camada de valência do átomo central (A) se repelem. A repulsão entre pares de elétrons depende dos pares eletrônicos estarem compartilhados ou não: I. Uma nuvem eletrônica pode ser representada por uma ligação simples. tripla ou mesmo por um par de elétrons que não estão a fazer ligação química. Se tiverem um par solitário e um ou dois pares compartilhados. As forças repulsivas decrescem bruscamente com o aumento do ângulo entre pares. Fracas: ângulo de 120º. 120o. a maior distância angular que elas podem assumir é 180o. 2. a repulsão é mais forte. determinar a geometria da molécula. a repulsão é intermediária. No caso de três nuvens. se houver 2 nuvens eletrônicas ao redor de um átomo central. REGRAS PARA CONSTRUÇÃO DA FORMA GEOMÉTRICA 1. NÚMERO ESTÉRICO É o número total de pares eletrônicos solitários e compartilhados ao redor do átomo. dupla. a repulsão é mais fraca. 3. Fortes: ângulo de 90º.50 Este método visa determinar a orientação mais estável dos pares eletrônicos ao redor do átomo central numa molécula e a partir disto. Assim. sendo que é de extrema importância analisar se a ligação é covalente ou iônica. X é chamado elemento ligante e E representa o par de elétrons solitários de A. No estérico = Aligados + Esolitários . em que A é o átomo central. A energia total deve ser mínima entre o Átomo Central (A) e os Ligantes (X). Se tiverem dois pares solitários. produzindo o formato da molécula. ficando com a maior distância angular possível uns dos outros. eles se comportam como nuvens eletrônicas que se repelem. Se tiverem com dois pares compartilhados. III. II. Essa teoria funciona bem para moléculas do tipo AXnE . formando um ângulo de 120o entre os átomos ligantes. devido ao fato da repulsão de elétrons livres ser maior que a repulsão de elétrons estabelecendo uma ligação com outro átomo.: Se houver ligações múltiplas. Angular: Ocorre quando o átomo central tem três ou quatro nuvens eletrônicas em sua camada de valência. O ângulo é um pouco menor do que configuração tetraédrica do gás metano (109°28").51 Obs. Exemplo: Ácido Clorídrico (HCl) e gás carbônico (CO2). duas devem estar fazendo ligações químicas e uma não. I. o número estérico de um átomo é definido como a soma do número de átomos ligados a ele mais o número de pares solitários. formando um ângulo de 104° 34' (104. ocorre geralmente quando se têm átomos com . Eletronegatividade: Moléculas Apolares: eletronegatividades iguais. Quando há quatro nuvens. duas devem fazer ligações químicas e duas não. Tipos de Geometria Molecular Linear: Ocorre em toda molécula diotômica ou em toda molécula em que o átomo central possui no máximo duas nuvens eletrônicas em sua camada de valência. Polarização das Moléculas A Polarização pode ser definida através da eletronegatividade dos átomos ligados ou do cálculo da somatória vetorial entre os ligantes e o átomo central.45°) entre os átomos. Exemplo: H2O. No caso de três. a repulsão chega a um valor 104°5'. POLARIDADE Pares de elétrons não ligantes como outros "H" ligados ao oxigênio. : No caso das nuvens eletrônicas for de ligações químicas e uma de elétrons não ligantes a geometria é angular e o ângulo é de 120º. II. não temos simetria elétrica e geométrica. Quando a somatória vetorial dos momentos dipolares for igual a zero. responsáveis pela forma angular da água. a resultante da soma dos vetores é diferente de zero. 2.52 Moléculas Polares: ocorre quando se têm átomos com eletronegatividades diferentes. Figura 1–Representação do diagrama de energia com o par de elétrons livres do oxigênio. (µR ≠0). formando um ângulo de 120o entre os átomos ligados ao átomo central. Somatória Vetorial 1. Estas devem fazer ligações químicas. caso haja a soma dos vetores das ligações. Exemplo: BF3. verifica-se que a molécula é polar. Trigonal plana: Ocorre somente quando o átomo central tem três nuvens eletrônicas em sua camada de valência. Representação do Diagrama de Energia da Molécula de Água e a Soma Vetorial Na molécula de água observa-se a presença de dois pares de elétrons não ligantes ou livres. Usa-se a soma dos vetores µ para sabermos se uma dada molécula é polar ou apolar. Quando a somatória vetorial dos momentos dipolares for diferente de zero. Portanto a molécula é Polar. . temos simetria elétrica e geométrica. Portanto a molécula é Apolar (µR=0). ou seja. BH3 Obs. Obs: Momento dipolar (µ) é a grandeza vetorial que mede a polaridade da molécula. Sendo assim. Exemplo PCl5. Exemplo CH4 (metano). Os três átomos ligados ao átomo central não ficam no mesmo plano. O átomo central assume o centro de uma bipirâmide trigonal. Bipiramidal: Ocorre quando há cinco nuvens eletrônicas na camada de valência do átomo central. Exemplo: amônia. Os ângulos entre as ligações são 120o e 90o. sendo que três fazem ligações químicas e uma não. NH3. Ângulo de 109º 28‘. Octaédrica: Ocorre quando há seis nuvens eletrônicas na camada de valência do átomo central e todas fazem ligações químicas formando ângulos de 90o e 180o. O átomo central assume o centro de um tetraedro regular.53 Piramidal: Ocorre quando há quatro nuvens eletrônicas na camada de valência do átomo central. O ângulo é de 107°. Tetraédrica: Ocorre quando há quatro nuvens eletrônicas na camada de valência do átomo central e todas fazem ligações químicas. todas fazendo ligação química. sólido formado pela união de dois tetraedros por uma face comum. Exemplo: SF6 . Dar o número de oxidação de cada átomo de carbono nos compostos: .... .. diga qual a forma geométrica de suas moléculas.. dar o Nox de cada elemento químico em: 2- 1- a) Cr2O7 b) NO2 c) H2S2O3 d) Na2O2 g) H4P2O7 h) C4H10 i) Na2P2O7 j) HPO3 n) CaO2 o) PuO2 2+ p) NH4 1- 1+ 2- q) CaSnO2 1- 1- e) K2MnO4 f) MgO l) Ca3(BO3)2 m) NaH r) Cd(NO3)2 s) HgI4 1- 2- 7.. determinando o número de oxidação de cada átomo que neles comparece: a) H3PO4 b) H3PO2 c) NaNO3 d) LiH e) MgO2 g) OF2 h) NaHSO4 i) CH2O j) K2O2 k) SO3 m) BrO3 1- n) MnO4 2- 2+ o) Ca p) NH4 2- f) Ba(ClO4)2 l) H3AsO4 1+ 6. Imagine agora que.. 4... e cada átomo de cloro adquire uma carga formal igual a ..... H2 . S8 ... Dar o número de oxidação de cada elemento químico nas seguintes moléculas: O2 .. Logo o Nox do carbono é igual a . indicando os momentos dipolares das ligações e das moléculas: a) PBr3 b) BCl3 c) CO2 d) Br2O e) CF4 f) OF2 2.... utilize as estruturas de Lewis e a teoria de VSEPR. F2 5.. e o cloro o Nox é igual a . Construir as fórmulas eletrônicas dos seguintes compostos e radicais. Qual das seguintes espécies F .. BrO .. Assim o átomo de carbono adquire uma carga igual a . apresenta o átomo de halogênio com maior número de oxidação? 8. P4 ... ClO3 .. ClO4 .. Construir a fórmula eletrônica do tetracloreto de carbono CCl4. Faça as estruturas espaciais de Lewis das substâncias abaixo. se são polares ou apolares e os ângulos de ligação existentes em cada caso: a) CCl4 b) H2 c) SF4 d) CS2 e) SOCl2 f) NH3 g) PCl3 h) Br2 i) CO j) H2S l) CH2Cl2 m) BF3 n) CHCl3 o)NO2F p) PF5 q) CO32- 3. Aplicando as regras práticas. Dadas às substâncias abaixo.....54 EXERCÍCIOS 1.. para cada ligação química no CCl4 o par eletrônico seja cedido para o átomo mais eletronegativo... . .Saber porque alguns compostos com menores massas moleculares possuem maiores pontos de fusão e ebulição. de caráter elétrico. Nos compostos iônicos. e consequentemente. estão agregados por forças de coesão muito intensas. é preciso fornecer certa quantidade de energia que deverá ser proporcional à intensidade das forças intermoleculares. também chamados de retículos iônicos. O aluno deverá: . . movimentando-se com menor liberdade. pelas interações dipolo-dipolo. as forças de coesão aparecem nos três estados físicos da matéria. os íons (+) cátions e (-) ânions. uma vez que existe uma diferença de intensidade nas interações entre as moléculas.Saber distinguir quando as moléculas estão ligadas pelas forças de van der Waals. movimentando-se com grande liberdade. pelas interações dipolo-dipolo permanente. No estado sólido já temos moléculas bem organizadas e ainda mais próximas com movimento muito restringido. No estado líquido elas se encontram mais próximas e unidas. pelas forças de London ou pelas ligações do hidrogênio. Já nos compostos moleculares.55 CH3 CH2 OH (a) CH3 (b) C O O H CH3 CH2 Cl CH3 C (c) CH3 (d) INTERAÇÕES INTERMOLECULARES O assunto Interações Intermoleculares é de grande importância em qualquer área da química. Para ocorrer mudança de estado nos compostos moleculares. maiores serão os pontos de fusão e ebulição dos compostos moleculares. em compostos iônicos e/ou covalentes. indicando que ocorre uma interação entre as moléculas. indicando que não existem interações entre essas moléculas. são responsáveis pela natureza sólida e pelos altos pontos de fusão e ebulição que caracterizam os compostos iônicos. Quanto maior for a intensidade das forças intermoleculares. maior será a energia necessária para provocar a mudança de estado. isto indica que a interação é muito grande.Saber quais são as conseqüências destas interações. O objetivo do estudo das Interações Intermoleculares é investigar o que mantém as moléculas unidas nos estados líquido e sólido assim como observar quais são as forças responsáveis pela existência dos três estados físicos da matéria. No estado gasoso as moléculas se encontram bastante separadas. irá provocar polarização de uma molécula vizinha (dipolo induzido). mas conservam a distância média entre si. etc. facilidade com a qual a nuvem eletrônica é deformada.Os compostos iônicos são sólidos à temperatura ambiente e seus íons constituem um retículo cristalino. F2. portanto os átomos não apresentam polaridade. isto é. Exemplos: H2.56 As forças intermoleculares foram genericamente chamadas de Forças de van der Waals (1873) em homenagem ao físico holandês que propôs a existência dessas forças. Para adquirir mobilidade é preciso fornecer energia aos íons suficiente para vencer a forte atração que os mantêm organizados. FORÇAS DIPOLO INDUZIDO .223ºC. M = 38. O2. . num dado instante.Os compostos iônicos possuem PF (ponto de fusão) relativamente altos (+2000ºC). originando pólos (+) e (-). esta molécula estará. então. Exemplos: HCl .5 F2 . As atrações existem tanto em substâncias polares como nas apolares. CO2. Neste tipo de molécula não ocorrem diferenças de eletronegatividade entre os átomos. Mesmo as moléculas sendo apolares. . de uma molécula estar com mais elétrons de um lado do que de outro. as quais são bastante intensas.Substância apolar PF: . TIPOS DE FORÇAS INTERMOLECULARES 1. CH4. É por esse motivo que as substâncias apolares têm PF e PE menor do que as substâncias polares. resultando uma atração fraca entre ambas. Pode acontecer. elas são formadas por muitos elétrons que se movimentam rapidamente.0 (Tabela 9) .1 INTERAÇÃO ÍON-ÍON (COMPOSTOS IÔNICOS) As forças que interagem nestes compostos são de natureza eletrostática.MOLÉCULAS APOLARES – FORÇAS DE LONDON Este tipo de força ocorre somente em moléculas apolares.. 1. chamada de forças de van der Waals.. uma molécula no estado sólido ou líquido possui uma maior proximidade entre seus átomos e ocorrerá uma deformação momentânea nas nuvens eletrônicas. momentaneamente polarizada e por indução elétrica. I2.DIPOLO INDUZIDO .83ºC. A força de interação de London depende da polarizabilidade. Cl2. Br2. entre íons de cargas opostas. No estado líquido eles possuem maior mobilidade. No estado sólido os íons apresentam movimento de vibração. por isso é que as substâncias iônicas possuem alto PF. Assim. C2H6.Substância polar PF: . M = 36. 2. mas estas últimas foram estudadas por Fritz London (1930). O número de elétrons: quanto maior o número de elétrons no último nível de um átomo e quanto mais próximas do núcleo.Moléculas Polares. etc. Forças Dipolo-Dipolo ou Dipolo Permanente-Dipolo Permanente .102 . Exemplos: (HF)n . Ex. 3.7 + 59 I2 254 +113 +184 CONSEQÜÊNCIAS DAS FORÇAS DE VAN DER WAALS 1. mais intensas serão as interações entre os dipolos induzidos. NH3 . H2CF-COOH. Ligação de Hidrogênio A ligação de Hidrogênio por ser muito intensa. Exemplos: HCl.35 Br2 160 ..57 Tabela 9 – Pontos de Fusão. Ebulição e Massa Molar da Família 7A. H2O e NH3 As ligações de hidrogênio podem ser: . O e N. (HF)n. HBr. 2. é um exemplo extremo de interação dipolo-dipolo. originando dipolos muito acentuados.intermoleculares: a ligação ocorre entre duas moléculas distintas. o que será mais difícil quanto mais pesada elas forem. porém com menor intensidade. Por exemplo.223 -187 Cl2 71 . H2O. tem que agitar suas unidades. SO2. ocorre comumente em moléculas que apresentam os átomos de hidrogênio ligados a átomos altamente eletronegativos como F. portanto mais intensas serão as interações entre os dipolos. A massa molecular: quanto maior a massa molecular. Substância M PF (ºC) PE(ºC) F2 38 . Ex. Este tipo de força ocorre em moléculas polares. com um solitário par de elétrons isolado.intramoleculares: a ligação ocorre entre os grupos doador e receptor de uma mesma molécula.. 4. maior será o tamanho das moléculas e. CO. devido à ação gravitacional. . HCCl3. ao se fundir um sólido. Neste tipo de molécula ocorre uma interação parecida com a que ocorre entre as ligações iônicas. o-nitrofenol. H2S. 0) Todos os tipos de moléculas Ligação do hidrogênio 20 (10-40) N.Forças interiônicas e intermoleculares. Isto ocorre devido as ligações do hidrogênio existentes nestas moléculas. possuem seus P.58 A ligação de hidrogênio. Tabela 11 .E. H2O e HF. entalpia de vaporização e entalpia de sublimação da substância. 6A e 7A .mol-1) Tipos de Interação Espécies que Interagem Íon – íon 250 (100-1000) Somente íons Íon – dipolo 15 (1-70) Íons e moléculas polares Dipolo – dipolo 2 (0.112 32 GeH4 . N e F é o tipo mais forte de força intermolecular. MAS É CERCA DE 10 VEZES MAIS FORTE DO QUE AS FORÇAS DE VAN DER WAALS.E.Família 4A. as moléculas NH3.50 123 Já nos hidretos das famílias 5A.1-10) Moléculas polares estacionárias 0. Ela é responsável pelos altos pontos de fusão. aumentam contínua e gradativamente os pontos de fusão e ebulição da substância. . devido ao aumento das forças dispersivas. Substância P. Isto explica porque as ligações de hidrogênio nas ligações intermoleculares possuem pontos de fusão e ebulição altos. Observa-se na Tabela 11 que nos compostos da família 4A (correlatos).(ºC) M CH4 -162 16 SiH4 . já que não há formação da ligação do hidrogênio.90 76. ebulição.6 SnH4 . (Tabelas 12 a 14) e Comparação das Tabela 15. a medida que os hidretos se tornam maiores. bem maiores que o esperado em compostos correlatos. que ocorre quando átomos de hidrogênio estão ligados entre átomos de O. Tabela 10 .3 Moléculas polares Dispersão de London 2 (0. O e F. a ligação é um átomo de H compartilhado. Energia (kJ.: ESTA LIGAÇÃO É APROXIMADAMENTE 10 VEZES MAIS FRACA QUE UMA LIGAÇÃO COVALENTE. OBS.1-2. (ºC) M H2O +100 18 H2S . Tabela 14 .(ºC) M NH3 -33 17 PH3 .59 Tabela 12 .5 HBr .88 34 AsH3 . Substância P.17 125 Substância P. Tabela 15 – Comparação entre HF.(ºC) M HF +20 20 HCl .E. tornando-a menos volátil. .2.61 34 H2Se .2 130 Substância P. É por isso que a água é líquida e não gasosa como acontece no H2S.Família 6A.36 128 Tabela 13 .62 78 SbH3 . A Ligação de Hidrogênio dificulta a vaporização ou a ebulição da substância.Família 7A.Família 5A.67 81 HI .E. Substância P. H2O e NH3 a 25oC.41 81 H2Te .E.(ºC) M Estado NH3 -33 17 Gás H2O +100 18 Líquido HF +20 20 Gás CONSEQÜÊNCIAS DAS LIGAÇÕES DE HIDROGÊNIO 1.85 36.E. Faça as estruturas espaciais de Lewis das substâncias abaixo. 5. EXERCÍCIOS SOBRE GEOMETRIA MOLÉCULAR E SUA ESTRUTURA 1. se são polares ou apolares e os ângulos de ligação existentes em cada caso: a) CCl4 b) H2 c) SF4 d) CS2 e) SOCl2 f) NH3 g) PCl3 h) Br2 i) CO j) H2S l) CH2Cl2 m) BF3 n) CHCl3 o) CH3Cl p) CO32- . HCl. diga qual a forma geométrica de suas moléculas. Dadas às substâncias abaixo. com um maior espaço entre as moléculas. Esta propriedade faz com que o líquido se comporte como se tivesse uma membrana elástica em sua superfície. dos quais o HF é o que possui maior ponto de ebulição (PE) devido as Ligações de Hidrogênio. 3. No estado sólido a água confere uma organização reticular quase cristalina.60 2. Devido as fortes interações intermoleculares. ou seja. A água possui outra propriedade anômala. daí a forma esférica de gotas ou bolhas do líquido. Isto ocorre porque a densidade no estado sólido é menor do que no estado líquido. a molécula de água apresenta algumas propriedades especiais como à tensão superficial. 4. Quanto maior for a área de contato entre as moléculas. H2O H2S Muito polar Forma ligações de hidrogênio Pouco polar Não forma ligações de hidrogênio Menos volátil Mais volátil + 100ºC . o gelo bóia sobre a água líquida. HBr e HI). uma menor densidade. maior será a interação molecular. utilize as estruturas de Lewis e a teoria de VSEPR. indicando os momentos dipolares das ligações e das moléculas: a) PBr3 b) BCl3 c) CO2 d) Br2O e) CF4 2.61ºC Em comparação entre os quatro halogênios do H (HF. enquanto o H2S tem PE = -61oC . generaliza a teoria de ácidos de Arrhenius. e todos os ácidos de Arrhenius são de Brønsted-Lowry. sendo denominadas ácidos de Lewis.E = . Visto que o próton. Construir as fórmulas eletrônicas e estruturais dos seguintes compostos e/ou radicais: a) H3PO4 b) H3PO2 c) NaNO3 d) LiH e) HClO2 g) OF2 h) BaSO4 i) CH2O j) H2O2 k) SO3 m) BrO3 1- n) MnO4 2- + o) H3O p) NH4 -2 f) Ba(ClO4)2 l) NaHCO3 1+ 4. d) A H2O tem PE = 100oC. em qualquer meio. Explique essa ordem considerando-se os tipos de forças intermoleculares. Segundo a teoría de Lewis um ácido é aquela espécie química que. a que contiver éter parecerá mais fria. mas a de Brønsted-Lowry é muito mais geral. Dada a F. Desta forma incluem-se substâncias que se comportam como ácidos. é toda substância que. onde pode alojar-se o par de elétrons). Alguns anos mais tarde. Os pontos de ebulição dos compostos. e) Embebendo um chumaço de algodão em éter e repetindo o procedimento com água e colocando-os um em cada mão. . enquanto o SiO2 tem PE a 2.M. b) O CF4 tem PE = -128oC. c) O HF tem PE = 19oC. explique o que ocorre nas seguintes observações.200oC.86oC . é um ácido de Lewis (tem vazio o orbital 1s. em solução aquosa. teoria que não obteve repercussão até alguns anos mais tarde. em 1923 Brønsted e Lowry propuseram a idéia de que ácido é uma substância que pode ceder prótons (íons H+). A teoria de Brønsted e Lowry de ácidos também serve para dissoluções não aquosas. enquanto o HCl tem P. as duas teorias são muito parecidas na definição de ácido. do Éter: CH 3 − CH2 − O − CH2 − CH3 5. todos os PE das substâncias foram medidos ao nível do mar: a) O CO2 sublima a – 78oC. Lewis em 1923 ampliou ainda mais a definição de ácidos. pode aceitar um par de elétrons.85oC . segundo Arrhenius (1887).61 3. amônia e água seguem a seqüência: CH4 < NH3 < H2O. metano. Utilizando-se dos conceitos de interações intermoleculares estudados. pode-se afirmar que todos os ácidos de Brønsted-Lowry são ácidos de Lewis. segundo esta definição. enquanto o SiF4 tem PE = . mas não cumprem a definição de Brønsted e Lowry. FUNÇÕES QUÍMICAS INORGÂNICAS SEGUNDO ARRHEHIUS Ácido. libera única e exclusivamente íons H+ ou H3O+. Esta última definição. .ico per.62 Eletrólito: Substância que conduz a corrente elétrica. produzindo íons H+ (ou H3O+) como únicos cátions: 2 H+1 + SO4-2 2 H3O+1 + SO4-2 H2SO4 H2SO4 + 2 H2O A ionização de um poliácido ocorre por etapas: H3PO4 + H2O H3O+1 + H2PO4-1 H2PO4-1 + H2O H3O+1 + HPO4-2 HPO4-2 + H2O H3O+1 + PO4-3 ______________________________________________ 3 H3O+1 + PO4-3 H3PO4 + 3 H2O (O íon H3O+ é conhecido como hidrônio ou hidroxônio) Nomenclatura ÁCIDO ___________ÍDRICO Hidrácidos: HF .....oso HCllO - - hipocloroso ...fluorídrico H2S . ÁCIDOS Conceito segundo Arrhenius: Ácidos são substâncias que em solução aquosa se ionizam.ico H3PO2 - - - - - - hipofosforoso HCllO2 HNO2 H2SO3 H3PO3 cloroso nitroso sulfuroso fosforoso HCllO3 HNO3 H2SO4 H3PO4 H2CO3 H3BO3 HOCN clórico nítrico sulfúrico fosfórico carbônico bórico Ciânico HCllO4 - - - - - - perclórico (Os oxiácidos do bromo e do iodo se assemelham aos do cloro ) . quando em solução aquosa.oso .sulfídrico Óxiácidos que diferem entre si pela quantidade de oxigênios: hipo. 63 Óxiácidos que diferem entre si pelo grau de hidratação: Prefixos: ORTO (ácido mais hidratado) PIRO ou DI (hidratação intermediária) META (ácido menos hidratado) 2 x ORTO - H2O = PIRO (OU DI) ORTO - H2O = META H3PO4 - ác. (orto) fosfórico Exemplo H3PO4 - H2O = H4P2O7 - ác. pirofosfórico ou difosfórico H3PO4 - H2O = HPO3 - ác. metafosfórico Óxiácidos onde um átomo de oxigênio é substituído pelo enxofre: Prefixo TIO Exemplo: H2SO4 - ác. sulfúrico → H2S2O3 - ác. tiossulfúrico HOCN - ác. ciânico → HSCN - ác. tiociânico Nos ânions derivados dos ácidos, os sufixos ídrico, ico e oso são substituídos pelos sufixos eto, ato e ito: ÁCIDO H+ + ÂNION- ÍDRICO ETO ICO ATO OSO ITO Classificação Quanto à presença de oxigênio: hidrácidos: HCl, HCN, H2S, etc. oxiácidos: HNO3, H3PO4, etc. Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis: monoácidos: HBr, HClO3, H3PO2, etc. diácidos: H2SO3, H2S, H3PO3, etc. triácidos: H3PO4, H3BO3, etc. Quanto à volatilidade: voláteis: HF, HCl, HBr, HI, HCN, H2S e HNO3. fixos: restantes 64 Quanto ao grau de ionização (α α): α= número de moléculas ionizadas número de moléculas totais dissolvidas fortes ( α > 50% ) moderados (5% ≤ α ≤ 50% ) fracos ( α < 5% ) para os hidrácidos: fortes: HCl, HBr e HI moderado: HF fracos: restantes Para os oxiácidos: HxEOy se ou (HO)xEOn onde n = 3 → muito fortes (HClO4) y-x = n n = 2 → fortes (HClO3, H2SO4) n = 1 → moderados (HClO2, H3PO4, H3PO3, H3PO2) n = 0 → fracos (HClO, H3BO3) Exceção: H2CO3 → ácido fraco Ácidos instáveis H2CO3 H2SO3 H2S2O3 H2O + CO2 H2O + SO2 H2O + S + SO2 PROPRIEDADES DOS ÁCIDOS Os ácidos apresentam as seguintes propriedades: Possuem sabor azedo. Conduzem bem a eletricidade quando a solução. Por exemplo, para realizar a eletrólise (ou quebra de molécula por corrente elétrica) da água, deve-se passar uma corrente elétrica por uma porção de água acidulada, pois a água pura não é boa condutora de eletricidade. Alteram a cor dos indicadores. (Indicadores são substancias que têm a propriedade de mudar de cor; essa mudança de cor indica o caráter ácido ou básico da solução). Por exemplo, a fenolftaleína vermelha se torna incolor quando a ela é acrescentado um ácido; o papel de tornassol azul fica vermelho quando mergulhado em ácido. 65 Reagem com os hidróxidos (bases), produzindo sal e água. O ácido clorídrico, por exemplo, reage com o hidróxido de sódio (soda cáustica), formando cloreto de sódio e água. Veja: BASES Conceito segundo Arrhenius - Bases são substâncias que em solução aquosa se dissociam, produzindo íons OH-1 (hidroxila) como únicos cátions: Ca(OH)2 NH4OH Ca2+ + 2 OH-1 NH4+1 + OH-1 Nomenclatura HIDRÓXIDO DE ____________ Exemplos: Ca(OH)2 - hidróxido de cálcio (cal hidratada) NH4OH - hidróxido de amônio Os diferentes números de oxidação de cátions de metais de transição são indicados por algarismos romanos (notação de Stock). Os sufixos ico e oso para os maiores e o menores números de oxidação estão em desuso. Notação de Stock Notação antiga Fe (OH)2 hidróxido de ferro (II) hidróxido ferroso Fe(OH)3 hidróxido de ferro (III) hidróxido férrico Classificação Quanto ao número de hidroxilas: monobases: NaOH, NH4OH, etc. dibases: Ca(OH)2, Fe(OH)2, etc. tribases: Fe(OH)3, Al(OH)3, etc. Quanto ao grau de dissociação (α): fortes: bases de metais alcalinos, Ca(OH)2,, Sr(OH)2 e Ba(OH)2 fracas: restantes Quanto à solubilidade em água: solúveis: bases de metais alcalinos e NH4OH parcialmente solúveis: bases de metais alcalino-terrosos 66 insolúveis: restantes Base instável NH4OH H2O + NH3 PROPRIEDADES DAS BASES As bases apresentam as propriedades relacionadas a seguir: Possuem sabor adstringente; Conduzem bem a eletricidade, quando em solução; Torna vermelha a fenolftaleína incolor; Torna azul o papel de tornassol vermelho; Reagem com os ácidos, produzindo sal e água. Exemplo: o ácido sulfídrico e a soda cáustica reagem formando sulfeto de sódio e água. SAIS São compostos obtidos junto com água em reações entre ácidos e bases (reações de neutralização): ÁCIDO + BASE ÁGUA + SAL Ex.: H2SO4 + 2 KOH H3PO4 + 3 NH4OH 2 H2O + K2SO4 3 H2O + (NH4)3PO4 Nomenclatura Modificam-se os prefixos ÍDRICO, ICO e OSO dos ácidos de origem para ETO, ATO e ITO, respectivamente. Ex.: NaBr K3PO4 brometo de sódio fosfato de potássio CuHPO3 fosfito de cobre (II) Classificação Sais normais: São sais obtidos em reações de neutralização total entre ácidos e bases, não possuindo portanto nem hidrogênios ionizáveis nem hidroxilas em sua estrutura: CaCl2 cloreto de cálcio NH4H2PO2 hipofosfito de amônio Al2(SO4)3 sulfato de alumínio Hidrogenossais - são sais que possuem hidrogênios ionizáveis, não neutralizados: NaHCO3 hidrogenocarbonato de sódio (bicarbonato de sódio) SO3.: SO3 + 2 NaOH → H2O + Na2CO3 I2O5 + Ca(OH)2 → H2O + Ca(IO3)2 Alguns óxidos ácidos podem reagir com água produzindo ácidos: SO3 + H2O → H2SO4 CO2 + H2O H2CO3 NO2 + H2O → HNO2 + HNO3 Os óxidos ácidos podem ser denominados com o nome "anidrido" seguido do nome do ácido de origem: CO2 dióxido de carbono ou anidrido carbônico . ClO2. Cl2O. O cloreto de sódio. SiO2. I2O5. Ex.são sais que possuem hidroxilas em sua estrutura: Bi(OH)2NO3 diidróxinitrato de bismuto Sais duplos . P2O3. N2O5.67 Ca(HSO3)2 hidrogenossulfito de cálcio (bissulfito de cálcio) (O prefixo hidrogeno dos ânions derivados de diácidos pode ser substituído pelo prefixo bi) Hidróxissais . produzindo sais: SO2. Exemplo: o ácido clorídrico reage com o hidróxido de alumínio. produzindo cloreto de alumínio e água. é uma substância que apresenta essa propriedade. por exemplo. quando em solução. P2O5. Cl2O6 e NO2. Br2O. B2O3. São obtidos pela reação de ácido com bases. Conduzem bem a eletricidade. Cl2O7. CO2.são sais que possuem dois cátions ou dois ânions diferentes: KNaCO3 carbonato de potássio e sódio CaICl cloreto iodeto de cálcio PROPRIEDADES DOS SAIS Têm sabor salgado. Essa reação é denominada de reação de neutralização ou de salificação. ÓXIDOS Óxidos são compostos binários do oxigênio: ExOy Classificação Óxidos ácidos (anidridos) são os óxidos capazes de reagir com bases. 2PbO). Exemplos: Na2O + 2 HCl → H2O + 2 NaCl CaO + 2 HNO3 → H2O + Ca(NO3)2 Alguns óxidos básicos podem reagir com água produzindo bases: Na2O + H2O → 2 NaOH BaO + H2O → Ba(OH)2 Óxidos anfóteros são óxidos que possuem caráter ácido ou básico. SnO. CaO. K2O2.(íon peróxido). produzindo sais: Li2O. MnO2 e Cr2O3. BaO2. PbO. . CuO. produzindo bases e liberando oxigênio e com ácidos. ZnO.CoO). Peróxidos São óxidos que possuem o íon O22. BaO.2MnO). NiO. etc. Co3O4 (Co2O3. K2O. conforme a reação: Al2O3.68 SO3 trióxido de enxofre ou anidrido sulfúrico P2O3 trióxido de difósforo ou anidrido fosforoso NO2 dióxido de nitrogênio ou anidrido nítrico-nitroso Óxidos básicos são os óxidos capazes de reagir com ácidos. SnO2. etc. Sb2O3. produzindo sais e peróxido de hidrogênio (água oxigenada). MgO. Ag2O. N2O e CO. Pb3O4 (PbO2. Exemplo: Fe3O4 + 4 H2SO4 → Fe2(SO4)3 + FeSO4 + 4 H2O Óxido neutros são óxidos que não possuem caráter ácido ou básico: NO. com número de oxidação -1 no oxigênio: H2O2. Os peróxidos iônicos reagem com a água. PbO2. Sb2O5. Na2O. CaO2. As2O3. Rb2O. Na2O2.FeO). Exemplos: Al2O3 + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2O Al2O3 + 2 NaOH → H2O + 2 NaAlO2 ZnO + 2 HNO3 → H2O + Zn(NO3)2 ZnO + 2 KOH → H2O + K2ZnO2 Óxidos compostos são óxidos que se comportam como se fossem formados de dois outros óxidos: Fe3O4 (Fe2O3. FeO. As2O5. Mn3O4 (MnO2. SrO. Sr e Ba formam hidretos iônicos como NaH e CaH2. A densidade desses hidretos é maior que a do correspondente metal de que são formados. de modo a favorecer a abstração de um elétron do metal pelo hidrogênio. Esses compostos são sólidos com elevados pontos de fusão e são classificados como hidretos iônicos (salinos). portanto.1 do hidrogênio. a reatividade aumenta de cima para baixo dentro do grupo. confirmando assim a presença do íon hidreto. Além disso. quando aquecidos a temperaturas de 400 -500oC. São as seguintes as evidências de que se trata de compostos iônicos: 1. Assim. se o LiH for essencialmente iônico. O tipo de hidreto formado por um elemento depende de sua eletronegatividade. mas eles podem ser dissolvidos em haletos alcalinos fundidos. O íon hidreto (H-) não é um íon muito comum e é instável . Hidretos iônicos ou salinos A altas temperaturas.69 Exemplo: Na2O2 + H2O → 2 NaOH + 1/2 O2 Na2O2 + 2 HCl → 2 NaCl + H2O2 HIDRETOS Os compostos binários do hidrogênio com os elementos são designados hidretos. covalente e metálica. Hidretos iônicos ou salinos. H1-. O lítio é o cátion mais polarizante e mais apto a formar compostos covalentes que os demais metais. As estruturas cristalinas desses hidretos são conhecidas e elas não apresentam evidências de ligações direcionais. os demais hidretos também devem ser iônicos e devem conter o íon hidreto. 2. Todos os hidretos iônicos . Com exceção do LiH. Embora não haja uma distinção nítida entre ligação iônica. 3. Hidretos covalentes ou moleculares e Hidretos metálicos. Esse tipo de hidreto só é formado por elementos que tenham eletronegatividades significativamente menores que o valor 2. os metais do Grupo 1 (metais alcalinos) e os metais mais pesados do Grupo 2 (metais alcalino-terrosos) Ca. é conveniente separar os hidretos em três classes. H-. Os hidretos do Grupo 1 são mais reativos que os correspondentes hidretos do Grupo 2. os hidretos iônicos se decompõem gerando os elementos. Os demais hidretos iônicos se decompõem antes de se fundir. do tipo de ligação formada. com formação de M+ e H-. LiH fundido (ponto de fusão 691 °C) conduz eletricidade e H2 é liberado no ânodo. especialmente o hidreto de alumínio e o borohidreto de sódio Na[BH4] . as quais são mantidas unidas apenas por forças de van der Waals fracas. Hidretos Covalentes Os hidretos dos elementos do bloco p são covalentes. Ele é utilizado para se obter outros antes. Eles não conduzem a corrente elétrica. Ambos são muito utilizados como agentes redutores tanto em sínteses orgânicas como inorgânicas.explosão) (combustão .preparo de HCl puro) EXERCÍCIOS 1. especialmente a elevadas. Isso é de se esperar. Os compostos em questão geralmente são constituídos por moléculas covalentes discretas. visto que a diferença de eletronegatividade entre esses átomos e o hidrogênio é pequena.70 reagem com água formando hidrogênio. processo Haber) 2H20 2HCl (centelha . LiH + H2 O LiOH + H2 CaH2 + 2HzO Ca(OH)2 + 2H2 Eles são agentes redutores fortes. 2CO + NaH H— COONa + C SiCl4 + 4NaH SiH4 + 4NaCl O NaH apresenta diversos usos como agente redutor sintética. embora sua reatividade com a água limite sua utilidade. Esses hidretos podem ser obtidos por diversos métodos de síntese: Alguns poucos podem ser obtidos por combinação direta dos elementos. 3H2 + N2 2H2 + O2 H2 + Cl2 2NH3 (altas temperatura e pressão + catalisador. normalmente são voláteis e apresentam baixo ponto de fusão e de ebulição. Por isso. Equacione as reações de neutralização total: a) ácido fosfórico + hidróxido de bário b) ácido clorídrico + hidróxido de ferro (III) c) hidróxido de sódio + ácido nitroso . carbonato de alumínio i) sulfito de níquel (II) e. H2SO4 Ag2S2O3 g. Cr2O3 h. Fe2(SO3)3 r. fosfato de magnésio f) hipoclorito de cálcio b. FeCO3 n. 3.71 d) hidróxido de amônio + ácido sulfúrico e) hidróxido de cálcio + ácido fosforoso 2. Al2(SO4)3 s. Ni(OH)3 i. Ba(NO3)2 k.Bi(OH)3 c.Mn(NO2)2 f. Escreva a equação de ionização total e parcial para: a) HCl b) H2SO4 c) HNO2 d) H3PO4 5. p. peróxido de sódio j) borato de potássio 4. (NH4)3BO3 l. Cr(NO3)2 o. Escreva a equação de dissociação para as seguintes bases: a) LiOH b) Ba(OH)2 c) Al(OH)3 d) Fe(OH)3 . H2CrO4 t. K3PO4 Dê as fórmulas para os compostos abaixo: a. Dê os nomes dos compostos: a. Ni(ClO3)2 b. fosfito de amônio h) ácido arsênico d. BaO2 q. KMnO4 j. óxido de césio g) hidróxido de estrôncio c. (NH4)2Cr2O7 e. K2O2 d. Na2S m. Alguns exemplos são citados a seguir. Nas equações abaixo. . Quais as fórmulas de cada substância apresentada no texto? 10. conclui-se que: N2O5 + H2O → 2HNO3 CO + H2O → não reage K2O + H2O → 2 KOH a) K2O é um peróxido b) CO é um óxido neutro ou indiferente c) K2O é um óxido ácido d) N2O5 é um óxido duplo ou misto e) N2O5 é um óxido básico 8. A soda cáustica é usada para desentupir pia. Alguns exemplos dessas substâncias são: conservantes como o ácido bórico e anidrido sulfuroso.72 6. V. I. monóxido de carbono. Técnicos concluíram que a nuvem de gases continha sulfeto de hidrogênio. III. Um dos processos de purificação da água para uso doméstico constitui-se das seguintes etapas: 1ª filtração seguida de alcalinização com óxido de cálcio (X). O ácido muriático é o nome comercial do ácido clorídrico impuro. uma nuvem tóxica de gases saiu do fundo de um lago vulcânico. dióxido de carbono e dióxido de enxofre. O hipoclorito de sódio é o principal constituinte da água sanitária. 2ª floculação por adição de sulfato de alumínio seguida de filtração. II. O carbonato de lítio é um antidepressivo. 7. do comportamento mostrado pelos óxidos. o lago de Nios. Determine as fórmulas dos gases citados. antiumectantes como o carbonato de cálcio e dióxido de silício. Na noite de 21 de agosto de 1986. na África. antioxidante como o ácido fosfórico. O consumidor brasileiro já está informado de que os alimentos industrializados que ingere contêm substâncias cuja função básica é a de preservá-los da deterioração. IV. Quais as representações corretas destas substâncias? 9. Muitos compostos químicos são utilizados no cotidiano. O peróxido de hidrogênio é o nome químico da água oxigenada. b) Na2SO4(aq). Selecione um ácido e uma base para uma reação formação de: a) brometo de potássio. de neutralização que resulte na c) cianeto de cálcio. i) sulfato de ferro (III). A principal substância química presente no giz pode ser obtida pela reação entre o ácido sulfúrico (H2SO4) e a cal viva (CaO). indicando o nome do outro composto simultaneamente produzido. b) nitrito de zinco. c) KClO4(aq). f) sulfito de sódio. Quais soluções ácidas e básicas você poderia usar para preparar nitrato de rubídio? Escreva a equação química para a neutralização. Observe a seqüência de reações: X(s) → Q(s) + CO2(g) Q(s) + H2O(l) → Z(aq) Z(aq) + 2 HCl → CaCl2 + 2 H2O(l) (Ca+2(aq) + 2 Cl-(aq)) Quais são os compostos X. Complete a seqüência de reações. Y e Z? 11.73 3ª aeração e adição de cloro para formação do ácido hipocloroso (Z). d) fosfato de potássio. Selecione um ácido e uma base que. Escreva a equação química para a reação de neutralização na qual fosfato de cálcio é produzido. produzam: a) Ba(NO3)2(aq). que elimina bactérias. 13. g) sulfato de zinco. 12. 17. 16. Complete as equações das reações e escreva abaixo do óxido o ácido ou a base correspondente como resolvido no item a: a) 3 BaO + 2 H3PO4 → Ba3(PO4)2 + 3 H2O base: Ba(OH)2 b) CO2 + KOH → c) N2O5 + H2O → d) FeO + HCl → e) CaCO3 + HCl → . e) sulfeto de bário. Q e Z. a) Qual é o nome dessa substância? b) Escreva a reação. d)NiCl2(aq) 15. 14. h) fosfato de alumínio. Quais as fórmulas químicas representadas pelas letras X. j) fosfato de magnésio. quando misturadas em solução. 74 18. Complete as reações: a) Na2O + H2O → b) CaO + HCl → c) SO3 + H2O → d) Mg + H2SO4 → e) SO2 + NaOH → f) KOH + H3PO4 → g) HI + Ca(OH)2 → h) CO2 + H2O → i) Zn + HCl → j) Fe(OH)3 + HCl → 5 - Classifique os óxidos em ácidos ou básicos: a) K2O b) BaO c) SO2 d) CO3 e) Fe2O3 CONCEITOS MODERNOS DE ÁCIDOS E BASES: BRÖNSTED-LOWRY E LEWIS Os conceitos de Arrhenius de ácidos e bases são fundamentados pelas características apresentadas pelas substâncias em soluções aquosas: ácidos em solução aquosa produzem íons H+ (ou H3O+) e bases em solução aquosa produzem íons OH-. Uma definição mais abrangente de ácidos e bases foi proposta em 1923, pelo dinamarquês Johannes Brönsted e pelo inglês T. M. Lowry: ácidos passam a ser encarados como doadores de prótons e bases seriam os receptores de prótons: A teoria de Brönsted-Lowry (teoria protônica) supõe que as reações ácido-base sejam processos onde há transferência de prótons (protólise). Este conceito não chega a contradizer a teoria de Arrhenius (na reação entre o HCl e o NaOH, por exemplo, há uma transferência de um próton do ácido para a hidroxila da base), mas amplia a quantidade de reações que podem ser consideradas como reações ácido-base: 75 Nas reações ácido-base de Brönsted-Lowry, ao perder o próton, o ácido se transforma em sua base conjugada e a base ao receber o próton se transforma em seu ácido conjugado. Par conjugado ácido-base é constituído por um ácido e uma base que diferem entre si por um próton. Ex.: H 2O H3O+ ácido 1 NH3 + base 2 H 2O ácido 2 NH4+ base 2 HCO3- + ácido 1 OH- ácido 2 H 2O ácido 1 HCO3- + base 2 H 2O ácido 2 H2CO3 base 2 ácido 1 ácido 2 HCl + + Cl- + base 1 OH- + base 1 CO32- + base 1 OHbase 1 Substâncias que podem funcionar como doadoras ou como receptoras de prótons são conhecidas como substâncias anfipróticas ou anfólitos. As substâncias anfipróticas no estado líquido podem sofrer uma auto-ionização: H 2O + H 2O H2SO4 + H2SO4 NH3 + NH3 H3O+ + OHH3SO4+ + HSO4NH4+ + NH2- A força de um ácido de Brönsted se evidencia pela facilidade de perder o próton e a força de uma base de Brönsted, pela facilidade de receber o próton: HCl + H 2O H3O+ + Cl- ácido 1 base 2 (forte) (forte) (fraco) ácido 2 (fraca) HCN H 2O H3O+ base 2 (fraca) ácido 2 base 1 (forte) (forte) ácido 1 (fraco) + base 1 + CN- Obs.: Quanto mais forte é um ácido, mais fraca será sua base conjugada e vice-versa. 76 Em 1923, o norte-americano Gilbert N. Lewis ampliou os conceitos de ácidos e bases, tornando-os independentes do uso de solventes (Arrhenius) e da presença de prótons (Brönsted-Lowry). De acordo com Lewis, as bases eram espécies químicas doadoras de pares eletrônicos (em ligações coordenadas) e os ácidos eram os receptores desses pares eletrônicos. Dessa forma, além das reações ácido-base de Arrhenius e Brönsted, passam a ser encarada dessa forma: As reações que envolvem moléculas que não completam o octeto: BF3 + F - AlCl3 + Cl → - → BF4 - AlCl4 - As reações de hidratação de cátions: Cu2+ + 4 H2O → Cu2+.4H2O Al3+ + 6 H2O → Al3+.6H2O As reações de formação de complexos: Ag+ + 2 NH3 → [Ag(NH3)2]+ Cu2+ + 4 NH3 → [Cu(NH3)2]2+ Fe3+ + 6 SCN → [Fe(SCN)6]3NOMENCLATURA DE COMPLEXOS NOME DOS LIGANTES H2O – AQUO NH3 – AMIM CN- - CIANO SCN- - TIOCIANO Cl- – CLORO NO2- - NITRO CO – CARBONIL EXEMPLOS [Pt(NH3)6] 4+ Be(H2O)4 2+ [Ag(NH3)6 ]+ Hexamimplatinato IV Tetraquoberilato Hexamimprata [Fe(H2O)6]SO4 Sulfato de hexaquoferrato II ou sulfato de hexaquoferro II K2[PtCl6] Hexacloroplatinato (IV) de potássio REFERÊNCIA BASOLO, F., JOHNSON, R. Química de los compuestos de coordinación. Barcelona: Reverte S.A. 1976. Classifique as reações abaixo pelo conceito ácido-base que mais as caracteriza (BrönstedLowry ou Lewis): a) KHSO4 + KOH b) NaOH + H3BO3 c) Pt4+ + 6 NH3 1d) BeF2 + 2 F e) H3O+ + NH3 f) Be2+ + 4 H2O g) HCO3.77 EXERCÍCIOS SOBRE ÁCIDOS E BASES DE BRONSTED-LOWRY E LEWIS 1.+ HI h) H2O + Hi) NH2 1- + H 2O j) HCN + KOH 1- k) OH + CO2 1l) Hg2+ + 4 I 2. 1- H2CO3 + I OH 1- + H2 1NH3 + OH H2O + KCN CO32HgI42- Cite as bases conjugadas das espécies químicas: a) HBr b) H2SO3 c) H3PO4 d) HSO4 e) HCO3 f) H2S NH4+ H3O+ 1- g) H2NO3+ h) CH4 i) NH3 3.4H2O 1- Cite os ácidos conjugados das espécies químicas: 1b) PO43a) OH c) NH3 d) CO321e) HAsO42f) F 1g) N2H3 h) S21i) H2BO3 j) SO42l) H2O m)NH2 1- . H2O + K2SO4 H2O + NaH2BO3 [Pt(NH3)6]4+ 1BeF4 NH4+ + H2O Be2+. além de átomos e moléculas. Reações de análise ou decomposição É quando uma substância se desdobra em duas ou mais substâncias de estruturas mais simples diferentes. Equação química é a representação gráfica das reações químicas. H+(aq) + Ex. Ex. Coeficientes: indicam a proporção de moléculas que participam das reações. As equações químicas possuem: Fórmulas dos participantes: reagentes e produtos.: OH-(aq) H2O(l) As reações químicas são classificadas segundo vários critérios. produzindo uma única substância mais complexa.78 TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS Reação química é todo o fenômeno em que uma ou mais substâncias se transformam em outras.1.: 2 H2O(l) 2 H2(h) + (1º membro) 1 O2(g) (2º membro) reagente produto Coeficientes: 2. a mais comum é a que as divide nos seguintes tipos: 1. com mudança total de suas propriedades. Ex. Síntese Total Quando se tem apenas de substâncias simples 2H2(g) + O2(g) → 2 H2O(v) 2. Ex.2 Síntese parcial Quando pelo menos uma das substâncias é composta 2CO(g) + O2(g) → 2 CO2(g) . 2 e 1 Equação Iônica é a equação química onde aparecem íons. Reações de síntese ou adição É quando duas ou mais substâncias reagem. porém.: H2(g) + Cl2(g) → 2 HCl(g) A reação de síntese é dividida em dois tipos: 2.: CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) 2HgO(s) → 2Hg(l) + O2(g) 2. I. Al. S. H.79 3. Ag. K. As. reagem. Um dos produtos for volátil (composto gasoso). Bi. Pt. Mg. Cu.: AgNO3(aq) + KCl(aq) → AgCl(s) + KNO3(aq) FeS(s) + 2 HCl(aq) → FeCl2(aq) + H2S(g) Ocorrência das reações de dupla troca: 1. AD e/ou CB seja volátil. Um dos produtos for insolúvel (precipitado) ou produtos for insolúvel (precipitado) ou AD e/ou CB seja insolúvel. 4. Pb. C. Um dos produtos formados for molecular ou menor grau de ionização que os reagentes.1. Reação de dupla troca ou de dupla substituição É quando duas substâncias compostas. 2.: Zn + H2SO4 Au + HCl Cl2 + Na2S I2 + NaCl ZnSO4 + H2 2 NaCl + S FILA DE ELETROPOSITIVIDADE Rb. P. Sn. O. Ex. . Mn. Quando ocorre reação de oxi-redução Atenção: observar filas de reatividade abaixo Ex. Hg. Ni. AB + CD → CB + AD Ex. N. Sr. Um dos produtos for um ácido ou base fraca dos produtos for insolúvel (precipitado) ou pouco solúvel. permutando entre si os elementos ou radicais e dando origem a dois novos compostos. H 4. Cl. 3. Fe(s) + CuSO4(aq) → FeSO4(aq) + Cu Cl2(g) + 2 KI(aq) → 2 KCl(aq) + I2(s) 3. FILA DE ELETRONEGATIVIDADE F. Zn. Ca. Cr. uma nova substância simples. Fe. Au. Co. Br. AD e/ou CB seja mais fraco. AD e/ou CB seja instável. Reação de deslocamento ou de substituição ou de simples troca É quando uma substância simples reage com uma substância composta e "desloca". desta última. Ba. Na. Li. Quando um dos produtos for menos ionizado que os reagentes Ex.2.3.80 VERIFICAR A SOLUBILIDADE DOS COMPOSTOS NA TABELA PERIÓDICA EM SOLUBILIDADE DE SAIS E BASES EM ÁGUA A 25ºC.: NaCl(aq)+ AgNO3(aq) Fe3+(aq) + 3 OH-(aq) AgCl(s) + NaNO3(aq) Fe(OH)3(s) 4.: 2H+ + S2- H2S(g) Na2CO3(aq) Na2SO3(aq) + + 2 HCl(aq) 2 HCl(aq) 2 NaCl(aq) + 2 NaCl(aq) + H2O H2O + + CO2(g) SO2(g) NaOH(aq) + NH4Cl(aq) NaCl(aq)+ NH3(g) + H2O(l) 4. 4.: HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O Na2CO3(aq) + 2 NaCl(aq) + H2O Na2SO4(aq) + 2 HNO2(aq) Acido Moderado 2 HCl(aq) H2SO4(aq) + 2 NaNO2(aq) Acido Forte + CO2 .1. Quando um dos produtos for menos solúvel que os reagentes Ex. Quando um dos produtos for mais volátil que os reagentes Ex. em solução aquosa g) cálcio e água h) hidróxido de amônio e cloreto férrico.81 EXERCÍCIOS SOBRE TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS 1. I2O5 + 2 NaOH MgCl2 + H2 2 NaIO3 + H2O . CaO + H2SO4 5. KOH + H2SO4 2. NO2 + H2O 7. em solução aquosa e) carbonato de bário e ácido nítrico f) sulfato de amônio e hidróxido de potássio. Equacione. balanceando as reações: 1. Na2O2 + H2O 4. Escrever as fórmulas correspondentes a cada uma das substâncias que compõem a equação química. Mg +2 HCl 3. balanceando-a: a) enxofre + oxigênio anidrido sulfuroso b) ferro metálico + sulfato de cobre II sulfato ferroso + cobre metálico c) cloreto de sódio + nitrato de prata cloreto de prata + nitrato de sódio d) magnésio + ácido clorídrico cloreto de magnésio + hidrogênio e) iodo + hidróxido de sódio iodeto de sódio + iodato de sódio + água f) nitrato de chumbo II + sulfato de sódio sulfato de chumbo II + nitrato de sódio 2. em solução aquosa i) ácido sulfúrico e nitrato de sódio (sólido) j) bário e ácido clorídrico 1) peróxido de bário e ácido bromídrico m) anidrido sulfuroso e hidróxido de amônio 3. quando se coloca em contato: a) ferro e solução aquosa de ácido sulfúrico b) iodo e hidrogênio gasoso c) cloro e iodeto de potássio em solução aquosa d) cloreto de sódio e nitrato de prata. Escrever a equação química da reação que ocorre. CaO + CO2 6. K2O2 + HNO3 37. CO2 + 2 NaOH 28. AgNO3 + NaCl 17. NaOH + Cr2(SO4)3 18. NaI + NaOH 9. BaO + HI 26. Hg(NO3)2 + Cr 27.82 8. Cr(NO3)3 + Ag 23. Al2O3 + NaOH 21. Ba(OH)2 + HCl 35. NO2 + KOH 31. Na2SO3 + HNO3 24. BaO2 + 2 HNO3 14. KOH + Co(NO3)3 34. Cl2O7 + NaOH 38. CaO2 + 2 HCl Ba(NO3)2 + H2O2 NaAlO2 + H2O Na2CO3 2 KIO3 + H2O CaCl2 + H2O2 . CaCO3 + HBr 13. CaO + H2O 39. NaH + H2O 15. SO3 + Sr(OH)2 30. ZnO + HClO3 33. I2O5 + 2 KOH 32. N2O5 + KOH 11. SO2 + H2O 40. Ca(OH)2 + HClO4 19. NaF + H2SO4 25. NH4OH + Al(NO3)3 29. Ni + AgNO3 22. Cu + HCl 20. Zn + HClO3 10. K2O + SO2 16. CO2 + KOH 12. KBr + I2 36. C7H5(NO2)3 (TNT) 19. CS2 + Cl2 → CCl4 23. CH4 + SO2 + O2 → 22. KOH 11. H2 + N2 3. C3H8O 7. C2H6 18. Pb(NO3)2 → 16. NH3 8.83 AJUSTE DE COEFICIENTES DE EQUAÇÕES QUÍMICAS PELO MÉTODO DAS TENTATIVAS Exercícios: Ajustar os coeficientes das equações. C3H5(NO3)3 (nitroglicerina) → CO2 14. C2H6 6. F2 + S8 4. PH3 O2 13. C8H18 15. HClO4 28. C4H10O 10. BCl3 26. C2H2Cl4 27. Al2(SO3)3 20. pelo método das tentativas: 1. PCl5 → + → NH3 Al2O3 O2 + + SF6 → CO2 → O2 O2 N2 + Fe(NO3)2 + + + H 2O H 2O → Fe + Cr(NO3)3 H 2O + CO2 Al2(SO4)3 → K2SO4 + C3H8O3 + CO2 + 12. FeS2 + + + O2 H 2O CO2 → → + O2 → PbO O3 + + P4 + SiO2 + + SiCl4 + C O2 + → + N2 CO2 + H 2O + H 2O N2 + H 2O + + H 2O + CO2 + H 2O C → CaSiO3 BP HCl + C2HCl3 H3PO4 Na → Fe2O3 H 2O SO2 H2 Al4(SiO4)3 + + S2Cl2 Ca(OH)2 → → + CO2 + CS2 + O2 H 2O → + + O2 Al(ClO3)3 H2 → P4O10 + + O2 H4SiO4 → + + + Fe3O4 → N2 Mg3(BO3)2 → + + CO2 + NO2 HClO3 → H 2O H 2O + CO2 → Al(OH)3 H 2O + H2O → MgCO3 + + P2O5 → O2 + → → + CaCl2 SO2 P + + + CO + CO H 2O Cl2O7 (C6H5)4Si NaCN + + + NaCl . Na2CO3 30. Al(OH)3 24. Cr 9. Ca3(PO4)2 25. Fe + 21. Cl2 + P4 2. C6H5Cl 29. O2 + Al → 5. H3BO3 17. (peróxido) possui Nox –1. que são mais eletronegativos. o oxigênio recebe 2 elétrons e transforma-se no íon O2. Exceção nos peróxidos. Cl2. O3. C(Graf). Cu. como os átomos são todos do mesmo elemento. H2O. 3a regra: Sobre o oxigênio e seus compostos O oxigênio (6A) apresenta seis elétrons na camada de valência e completa o octeto ao receber ou compartilhar dois elétrons. Na ligação covalente. pois como o hidrogênio é mais eletronegativo que eles. onde o flúor é mais eletronegativo. assim o oxigênio adquire Nox = +2. isto é. P(verm). adquirirá carga –1. atrairá os elétrons compartilhados.84 NÚMERO DE OXIDAÇÃO – NOX REGRAS PARA A DETERMINAÇÃO DO NÚMERO DE OXIDAÇÃO 1a regra: Substância Simples Numa substância simples. O íon é O22. adquire Nox = –2. Exemplo no H2O2 e peróxidos metálicos (grupo 1 e 2) da tabela periódica. O2. o número de oxidação (Nox) do elemento que forma a substância é zero. Exemplos: Na2O. Nas substâncias simples. C(diam). Quando o hidrogênio se liga aos não-metais (ligação covalente). E formadas por elementos não-metálicos temos H2. como Na2O2 e CaO2. CaO. Zn. o oxigênio só não é mais eletronegativo que o flúor. nos quais é –1. o hidrogênio atrairá menos o seu elétron. 2a regra: Sobre o hidrogênio e seus compostos Os compostos químicos são formados por dois ou mais elementos químicos.(íon óxido). O Nox do hidrogênio em seus compostos geralmente é +1. Au. . Como exemplos de substâncias simples formadas por elementos metálicos podem-se citar: Fe. exceto nos hidretos metálicos. Também ocorre exceção no OF2. não há diferença de eletronegatividade entre eles. Al2O3. Ao se ligar aos metais. Ag. o número de oxidação do elemento é zero. forma hidretos metálicos. P4. É o que acontece no CO2. Pb. I2. Na ligação iônica. F2. portanto ficará com Nox = –2. ao se combinar com todos os demais elementos. assim o Nox será +1. . Exceções no fluoreto de oxigênio. cujo Nox = +2 e nos peróxidos. 6a regra: Sobre a soma algébrica dos Nox em um íon poliatômico Um íon é uma espécie química eletricamente carregada. tais como: NO3-. PO43-. A prata (Ag) possui Nox sempre +1 e o zinco (Zn) possui Nox sempre +2. a somatória das cargas em uma molécula é sempre zero. íons poliatômicos. Isto é.85 O Nox do oxigênio em seus compostos geralmente é –2. Na2O. a somatória das cargas em um íon é sempre igual à carga desse íon. etc. nos quais é –1. Isto é. 5a regra: Sobre a soma algébrica dos Nox em uma espécie química eletricamente neutra (molécula) Uma molécula é uma espécie eletricamente neutra. O alumínio (Grupo 3A) possui Nox = +3. O Flúor (F) sempre possui Nox = -1. Exemplos: H2SO4. Assim a somatória das cargas positiva e negativa se anula e a molécula é neutra. Fe2O3. CaSO4. etc. NH4+. a soma de todos os Nox deve resultar na carga elétrica dessa espécie química. 4a regra: Sobre outros elementos que possuem o mesmo Nox em seus compostos Os metais alcalinos (Grupo 1A) sempre possuem Nox = +1 e os metais alcalinos terrosos (Grupo 2A) sempre possuem Nox = +2. SO42-. . OF2. Etapa 3: Se houver mais de um átomo ganhando ou perdendo elétrons em uma fórmula. KMnO4 + H2SO4 + FeSO4 → Fe2(SO4)3 + MnSO4 + KHSO4 + H2O 10. Etapa 2: Observe quais átomos que parecem perder e quais os que parecem ganhar elétrons. Etapa 4: Iguale o ganho de elétrons pelo agente oxidante ao da perda pelo agente redutor. de que o número de átomo de cada elemento é o mesmo em ambos os lados da equação. P4 + 2. por último os átomos de oxigênio e hidrogênio respectivamente. 5. Cl2 + NaOH → NaCl + NaClO3 + H2O . K2Cr2O7 + H3PO4 + H2S → CrPO4 + K3PO4 + S + H2O 11. O delta (∆ ∆) deve ser sempre positivo. do lado direito ou esquerdo da equação (o que tiver número de átomos maior). Calcular a variação do Nox. à exceção de O e H. H2SO4 + MnO2 + NaI → Na2SO4 + MnSO4 + I2 + H2O 15. indicando em cada caso o oxidante e o redutor: 1. Determine quantos elétrons são perdidos e ganhos. Inicialmente balanceie os átomos que ganharam ou perderam elétrons. Finalmente. Bi2O3 + NaClO + NaOH → NaBiO3 + NaCl + H2O 14. EXERCÍCIOS Ajuste os coeficientes das equações abaixo pelo processo de óxido-redução. verifique para ter certeza. K2Cr2O7 + H2SO4 + H2O2 → Cr2(SO4)3 + KHSO4 + H2O + O2 17. através da equação: (no maior – no menor). K2Cr2O7 + HCl → KCl + CrCl3 + H2O + Cl2 9. colocando o coeficiente apropriado antes da fórmula de cada um. Etapa 5: Complete o balanceamento da equação por tentativa. SO2 + KMnO4 4. KMnO4 + H2O2 + H2SO4 Bi + H2SO4 → Bi2(SO4)3 7. NaClO3 + NaOH + CrCl3 → Na2CrO4 + NaCl + H2O 12. Cu + + + H 2O + SO2 H2SO4 → CuSO4 + SO3 + H2O 8. em seguida todos os átomos. CuS + HNO3 → Cu(NO3)2 + S + NO + H2O 16.86 BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES REDOX MÉTODO DE ÓXIDO-REDUÇÃO Etapa 1: Atribua número de oxidação a todos os átomos. determine o total de número de elétrons perdidos ou recebidos. Na2C2O4 + K2Cr2O7 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + K2SO4 + Na2SO4 + H2O + CO2 13. HNO3 HNO3 + Cl2 + + H 2O H3PO4 → NO Cu(NO3)2 + H2O + NO2 H2O → H2SO4 + HCl → HBr → KBr + MnBr2 + H2O + Br2 → K2SO4 + MnSO4 + O2 + H2O 6. Cu + 3. → → ZnCl2(aq) + H2(g) 3 Cu(NO3)2(aq) + 2 NO(g) + 4 H2O NaCl + NaClO + H2O Balancear as equações químicas abaixo e escrevê-las na forma iônica: a) H2O2 + KI + H2SO4 I2 + H2O b) KMnO4 + H2SO3 → K2SO4 + MnSO4 + H2SO4 + H2O c) KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + Fe2(SO4)3 + H2O → K2SO4 + .87 18. As2S5 + H2O + 19. N2H4 + KIO3 + HCl → ICl + KCl + N2 + H2O 23. KClO3 + H2SO4 → KClO4 + ClO2 + H2O + KHSO4 21. a) KMnO4 + KNO2 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + KNO3 + H2O b) KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O c) KIO3 + KI + HCl → KCl + I2 + H2O d) K2Cr2O7 + H2SO4 + H2S → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + S + H2O e) KClO3 + H2SO4 → HClO4 + ClO2 + KHSO4 + H2O f) Na2SO3 → Na2S + Na2SO4 g) As2S3 + H2O2 + NH4OH h) CrO3 + SnCl2 + HCl → → (NH4)3AsO4 + (NH4)2SO4 + H2O CrCl3 + SnCl4 + H2O i) As2S5 + H2O2 + NH4OH → (NH4)3AsO4 + (NH4)2SO4 + H2O j) KNO3 + Al + KOH + H2O → NH3 + KAlO2 2. NaOH + CrCl3 + H2O2 → NaCl + Na2CrO4 + H2O 22. Cu2S + HNO3 → Cu(NO3)2 + CuSO4 + H2O + NO2 EXERCÍCIOS EXTRAS SOBRE ÓXIDO REDUÇÃO 1. Balancear as equações abaixo pelo método da variação do número de oxidação. Escrever a forma iônica das equações químicas abaixo: a) Zn(s) + 2 HCl(aq) b) Cu(s) + 8 HNO3(aq) c) Cl2 + 2NaOH → 3. Indicar qual é o agente oxidante e o agente redutor. Cl2 + NaOH → HNO3 → H3AsO4 + H2SO4 + NO NaCl + NaClO + H2O 20. As2O3 + K2CO3 + KClO3 → KCl + K3AsO4 + CO2 24. Em seguida somar as duas semi-reações.ao lado apropriado.+ NO2 i) CuS + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO2 + S + H2O j) Cr3+ + MnO2 + H2O → Mn2+ + CrO42.+ Na+ + OH 21d) MnO4 + H+ → MnO2 + H2O + MnO4 1- 1- 1- e) Ag2S + CN + O2 + H2O → S + Ag(CN)2 + OH 1f) C2H5OH + MnO4 → CH3COOH + Mn2+ + H2O g) C14H10 + Cr2O72. Etapa 3: Multiplique cada semi-reação balanceada por um número apropriado a fim de balancear a perda de elétrons com ganho de elétrons.+ H+ → C14H8O2 + Cr3+ + H2O 1h) FeS2 + HNO3 + OH → Fe3+ + SO42. c) Balanceie todos os átomos de H.+ OH → SnO32.+ H+ k) Cr2O72. (Todos os elétrons deveriam ter desaparecido nesta etapa).ELÉTRON 1. verifique para ter certeza de que: (1) o número de átomos de cada elemento e (2) a soma das cargas iônicas são iguais em ambos os lados da equação. EXERCÍCIOS SOBRE BALANCEAMENTO DE REAÇÕES PELO MÉTODO DO ÍON. por tentativa. uma de oxidação e outra de redução.AQUOSA): MÉTODO DA SEMI-REAÇÃO Etapa 1: Separe o esboço da reação em duas semi-reações. A maneira disto ser feito depende se a solução é ácida ou básica.+ H2SO3 → Cr3+ + HSO4 + H 2O 1n) Bi3+ + SnO22. d) Balanceie a carga adicionando e. à exceção de H e O. Etapa 2: Balanceie cada semi-reação separadamente de acordo com esta seqüência: a) Balanceie todos os átomos. Etapa 4: Subtrair (cancelar) qualquer espécie que apareça em ambos os lados.88 BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES REDOX (SOL. Finalmente.do lado deficiente em carga negativa. Acertar os coeficientes das equações abaixo pelo método do íon-elétron: 3+ a) Cr2O72. b) Balanceie todos os átomos de O adicionando H2O ou OH1. adicionando íons H+ do lado deficiente de H.+ Fe2+ + H+ → Cr3+ + Fe + H 2O 111b) MnO4 + NO2 + H+ → Mn2+ + NO3 + H2O 11c) CrO2 + Na2O2 + H2O → CrO42.+ H2O + Bi 11o) NO3 + I2 + H+ → IO3 + NO2 + H2O .+ Sn2+ + H+ → Cr3+ + Sn4+ + H2O 1m) H+ + Cr2O72. + OH q) Co2+ + BrO1.+ H2O → MnO2 + SnO32.→ Sn4+ + Cr3+ 3.+ Fe2+ + H2SO4 + H2O II) Apresentar a equação a na forma iônica. sabendo-se que há precipitação de dióxido de manganês como produto de reação. Completar.+ Mn2+ + H2O u) AsO43.+ Fe3+ → → Fe(NO3)3 + NO2 S4O62. . (Lembrar que o sulfeto ferroso é pouco solúvel na água) III) Apresentar a equação b na forma molecular admitindo-se usados como reagentes: tiossulfato de sódio e cloreto férrico.+ I + H2O 1t) Cr3+ + MnO2 + OH → CrO42. I) Balancear as equações químicas abaixo: a) FeS + HNO3 b) S2O32. 5.+ Zn + H+ → Zn2+ + H2O + AsH3 1v) Zn + NO3 + H+ → Zn2+ + NH4+ + H2O x) MnO41.+ SnO22. Equacionar a oxidação do iodeto pelo permanganato em presença de solução aquosa de hidróxido de sódio. 4. a) Balancear a equação química abaixo e passá-la para a forma iônica: KMnO4 + H2SO4 + NaNO2 → K2SO4 + MnSO4 + NaNO3 + H2O b) Equacionar a redução do clorato a cloreto por ebulição com solução aquosa de sulfato ferroso.+ H+ → Mn2+ + SO42.+ H2C2O4 + H+ → Mn2+ + CO2 + H2O 2.+ H2O 111s) Cr(OH)3 + IO3 + OH → CrO42.+ H+ → Co3+ + H2O + Br2 1r) MnO4 + SO32. balancear e dar o nome do íon que na reação atua como oxidante na equação química abaixo: Sn2+ + Cr2O72.89 1p) MnO41. em presença de ácido inorgânico diluído. É representada pela letra minúscula u.03% dos átomos de O. Por exemplo.MA = 18u. ele é 3 vezes mais leve que um átomo de 12C. equivale a 99. 18O .MA = 17u. são médias ponderadas das massas dos diversos isótopos estáveis existentes no universo que esse elemento químico possui. a média ponderada deu um valor próximo a 16. são apenas 0.7% dos átomos de oxigênio possuem essa MA. Obs: muitas vezes o u da unidade é omitido em tabelas periódicas MASSA ATÔMICA DE UM ELEMENTO QUÍMICO Os elementos químicos podem possuir vários isótopos (mesmo número atômico. as massas atômicas nas tabelas. . M. Por exemplo.A. o Oxigênio tem massa atômica de 16u. mas não seria viável representá-los todos na tabela periódica. pois é mais pesado 16 vezes em relação a 1 parte de 12 de um átomo de carbono-12. já que 99..90 CONCEITOS FUNDAMENTAIS M. FÓRMULA MÍNIMA E FÓRMULA MOLECULAR UNIDADE DE MASSA ATÔMICA (u) Esta unidade equivale a 1/12 da massa de um átomo de 12C. abundância de 0. porém massa diferente).2% Fazendo a média ponderada: Como era previsto. ou seja. O átomo de Helio possui 4u. MOL.7% de todos os átomos de oxigênio do universo. MASSA ATÔMICA A massa atômica (MA) representa o quanto mais pesado que 1/12 de um átomo de carbono-12 um átomo de elemento químico qualquer é. 17O . Por isso. o oxigênio possui três isótopos estáveis: 16O – MA = 16u. 6% dos átomos de cloro.MA = 37u.5H2O = 158.5u MOL E MASSA MOLAR A unidade SI para quantidade de matéria é o mol (mole.4% dos átomos de cloro.012 kg de Carbono-12". Assim. MASSA MOLECULAR A massa molecular (MM ou M) é a soma das massas atômicas dos átomos que compõem a molécula.5H2O Cu = 63. de prótons. qualquer quantidade de matéria que contenha 6.022 x 1023 entidades é um mol.5 u. Exemplo 1 . como são dois hidrogênios = 2 u O = 16 u Massa molar da H2O = 2u + 16u = 18u Portanto a Massa Molar do CuSO4. representa 75. A expressão correta para se referir à massa de uma porção de substância cuja quantidade de matéria é um mol é a massa molar (M).MA = 35u. a entidade em questão deve ser sempre claramente especificada. 37 Cl .91 Isótopos estáveis de cloro: 35 Cl . O mol é definido como "a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas unidades elementares quantos forem os átomos contidos em 0. de moléculas. A massa molar pode se referir as . etc.A molécula de CuSO4. ou de outras partículas. Havendo tantas possibilidades. O = 16u como são quatro hidrogênios = 64u H = 1 u. S = 32 u. de íons. Através desta definição.A molécula de água (H2O) H = 1 u. em inglês). de elétrons. como são dois hidrogênios = 2 u O = 16 u Portanto a Massa molar da H2O = 2u + 16u = 18u Exemplo 2 . é 24. pode-se ter um mol de átomos. peso atômico e peso molecular (substituídos por massa molar) e molaridade e normalidade (substituídos por concentração em quantidade de matéria ou. íons. pois a unidade grama é muito grande para expressar a massa nuclídica. Os termos massa nuclídica.45 u ou 5. é importante lembrar que o símbolo da unidade não muda no plural como. Exemplos: mCl = 35. Entretanto. dando o número relativo de átomos no composto. 2 mol. Esta relação e quase sempre expressa através de números inteiros e pequenos. elementos. embora esse plural não se ajuste às normas gramaticais da língua portuguesa. O nome e o símbolo da unidade mol são idênticos. O plural do nome.44 u ou 9. M(Cl2) = 70. massa atômica e massa molecular. M(Cu) = 63. É a fórmula que apresenta apenas a composição qualitativa e quantitativa de uma molécula. elétrons.887 x 10-23 g. número de moléculas-grama. O emprego desta definição de mol tornou-se obsoleto e em desuso como diversos termos como número de mols.0074 g/mol. Exemplo: M(KCl) = 74. A unidade unificada de massa atômica (u). M(H) = 1.916 g/mol. muito usado no Brasil. mNaCl = 58. todos com símbolo m. é denominado mols e não moles. por exemplo. têm um significado diferente daquele muitas vezes utilizado no passado.704 x 10-23 g. simplesmente. atômica ou molecular. átomo. . ou molécula (ou fórmula unitária).92 moléculas. FÓRMULAS QUÍMICAS As fórmulas químicas são formas abreviadas de representar a composição química das substâncias através de símbolos químicos. onde No é o número de Avogadro (6.56 g/mol. definida como 1 u = 1 g/No. etc. número de átomos-grama (todos substituídos por quantidade de matéria).022 x 1023).54 g/mol. FÓRMULA MÍNIMA Indica a menor relação dos átomos presentes num composto. concentração). Eles se referem à massa de um dado nuclídio. Esta fórmula expressa quais os elementos que participam de uma substância e em que proporção. Exemplos: A fórmula mínima da água oxigenada é HO. Voltando ao exemplo da água oxigenada. a massa molar da substância: H 2O H : 1 x 2 = 2 O :16 x 1 = 16 Massa Molar = 18 g/mol . o número de átomos de cada elemento que compõem a substância. FÓRMULA CENTESIMAL Na composição centesimal de uma substância são apresentadas as percentagens. CÁLCULO DA COMPOSIÇÃO CENTESIMAL A PARTIR DA FÓRMULA MOLECULAR Cálculo da composição centesimal da água. inicialmente.11 gramas de hidrogênio. Assim.99% de oxigênio e 11. que apresenta fórmula H2O2: esta é constituída de hidrogênio e oxigênio. em massa. Isso significa que em cada 100 gramas de água existem 88. A composição centesimal da água é 88. dos elementos participantes da fórmula da mesma. a molécula do gás etileno é formada por dois átomos de carbono e quatro de hidrogênio (C2H4). H2O: a) Calcula-se.89 gramas de oxigênio e 11.11% de hidrogênio. além da composição qualitativa e quantitativa. a proporção dos elementos é de 1:1 e cada molécula é formada por dois átomos de hidrogênio e dois átomos de oxigênio. o número de átomos de carbono e hidrogênio que formam a molécula. De maneira semelhante. FÓRMULA MOLECULAR É a fórmula que apresenta a composição qualitativa e quantitativa da molécula e sua extensão. Além da composição qualitativa e quantitativa.93 A fórmula mínima do etileno é CH2. na fórmula molecular. Através desta fórmula pode-se afirmar que o etileno é formado pelos elementos carbono e hidrogênio e que suas moléculas apresentam uma proporção de dois átomos de hidrogênio para um átomo de carbono. ........ X X = 30. X X = 88..11 % de hidrogênio Composição centesimal de H2O: 88...775 g de cloro e 1...........88....33 g de sal . 11.. 100% 1...........11% de hidrogênio.94 b) Estabeleceram-se regras de três com a massa molar da substância e a massa do elemento......02 % de O . 16 g de oxigênio 100g de H 2 O ......6 g de oxigênio......88 % 100 g .. 1.. 100% 1..............33 g de sal . CÁLCULO DA COMPOSIÇÃO CENTESIMAL A PARTIR DE DADOS EXPERIMENTAIS DE ANÁLISE Considerando o seguinte problema: Na análise de 5.. Qual a composição centesimal do sal analisado? Para a resolução.. estabelecem-se regras de três entre a massa total da substância analisada (no lugar da massa molar) e as massas de cada elemento encontrado na análise.... de tal forma... X X = 33...955 g de potássio.... para o qual se deseja calcular a porcentagem: 18 g de H 2 O ..... deve-se arredondar o maior valor de porcentagem encontrado.... Obs: Quando a soma das porcentagens não é igual a 100%... 100% 1......775g .....955g ........ X X = 36...................33 g de sal foram encontrados: 1...... comparando-se com 100%...30 % de Cl 5. 5......... que a soma seja igual a 100%..33 g de sal ..88 = 11.89% de oxigênio..68 % de K 5........60g ... Dividir cada um dos valores obtidos pelo menor deles. Multiplicar a massa (g) de cada elemento pelo fator 1 mol / massa atômica (expressa em g) para transformar em mol. Se os números não forem inteiros passar para o item 4. 2. ETAPAS PARA CÁLCULO 1.4% de sódio. a porcentagem com a massa molar de cada elemento: . Multiplicar os valores obtidos novamente pelo menor número que os transforme em números inteiros. inicialmente. Esta conversão fornece o número de mol de átomos de cada elemento na quantidade considerada. 3. estes números não são inteiros. neste ponto. 11.3% de oxigênio. se não for dada) e expressar em gramas a massa de cada elemento. 2. Considerar uma quantidade definida (usualmente 100g do composto. Exemplo: Calcular a fórmula mínima de um composto que apresenta a seguinte composição centesimal: 43. Suas massas atômicas. Exemplo AxBy onde x e y são números inteiros e pequenos. Usualmente. Os elementos combinados. 3.3% de carbono e 45. A relação em massa ou porcentagem (%) da combinação entre os átomos. Se os números obtidos por este procedimento forem inteiros. Relaciona-se. utilizar como índices ao escrever a fórmula empírica. Utilizar então estes valores como índices para a fórmula empírica.95 CÁLCULO DA FÓRMULA MÍNIMA Para se calcular a fórmula empírica precisa-se conhecer: 1. 4. 3 % CÁLCULO DA FÓRMULA MOLECULAR Para calcular a fórmula molecular de uma substância é necessário conhecer: Os elementos formadores da substância.4 % C = 11.3 % Na2CO3 O = 45.94 =1 0.94 C= 0.94 O= 2.82 =3 0.88 =2 0. dividem-se todos os valores encontrados pelo menor deles: Na = 1. A massa molecular da substância.94 Fórmula Mínima: Na2CO3 Para tornar mais simples o cálculo da fórmula mínima geralmente se utiliza o esquema apresentado a seguir: Divisão pelas Dados massas atômicas Divisão pelo menor Fórmula número obtido Mínima Na = 43.96 A seguir. A proporção em massa dos elementos formadores da substância. Exemplo: . As massas atômicas dos elementos. Qual a massa de 0.70 % de hidrogênio e 53. MASSA ATÔMICA E MOLECULAR 1.70 % O = 53. Divisão pelas Dados massas Divisão pelo menor Fórmula número obtido Mínima atômicas C = 39.96g .8 % Para calcular a fórmula molecular a partir da fórmula mínima.38 % de oxigênio. a fórmula molecular do composto será: C2H4O2. Logo.97 Calcular a fórmula molecular da substância que apresenta a seguinte composição centesimal: 39.16 mol de ferro? R: 8. deve-se comparar a massa da fórmula mínima com a massa da fórmula molecular do composto. n= Massa molecular do composto Massa da fórmula mínima Para o exercício acima: n= 60 30 Portanto têm-se como fórmula molecular a fórmula mínima multiplicada por dois. 6. A massa molecular da substância é 60.92 % CH2O H = 6.92 % de carbono. EXERCICIOS SOBRE MOL. Num recipiente há 80 g de metano. Qual a massa de 20 moléculas de água? R: 6.10-1 g 5. Quantas moléculas de gás sulfuroso há em 67.1.2 L deste gás nas CNTP? R: 1.1021 moléculas de amônia (NH3)? R: 2.5 L 15. Qual a massa de 7.6 g de metano (CH4)? R: 5.51. Determinar: R: . Determinar a massa de 2.5 g de sódio há quantos átomos? R: 2.1024 moléculas de sacarose? 15.12. Quantas moléculas há em 13. Quantos mols há em 117 g de glicose (C6H12O6)? R: 0.98 2.1024 átomos 7. Qual a massa de 1018 átomos de ferro ? R: 9.3.3. Em 103.5 mol mols há em 123.1022 átomos de cálcio.22.1024 moléculas. Quantos átomos há em 7.65 mol 6.10-22 g 16. Quantos R: 5.8.1019 moléculas 9.6 L de gás carbônico nas CNTP? 12. R: 1.10-5 g 10.5 mol 17.10-3 g de gás carbônico.1023 moléculas 4.2.1024 moléculas de gás freon (CCl2F2)? R: 15mols 8.107.1020 átomos 11. R: 1.2 L de monóxido de carbono nas CNTP? 14.4g 3.10-4 mol de níquel ? R: 4. 13.71. Quantos mols há em 9. Quantos mols correspondem 9.03. Determinar o volume ocupado por 11 g R: 5.Calcular a quantidade de moléculas existentes em 1. Determinar o volume ocupado por 5.1024 moléculas de hidrogênio nas CNTP? R: 190.12.04. 1023 átomos de Ca 21. b) 5 mols.72.4. 90 g de água são misturados com igual quantidade de glicose (C6H12O6).58 g de X? Resp.1024 moléculas. de átomos contidos em 2016 cm3 de cloro nas CNTP R: a) 6.Calcular a massa de uma molécula de oxigênio.1023 g.76 g de ácido fosfórico? R: 7.10-22 moléculas 2.1024 átomos. b) 5. Quantas moléculas e quantos átomos terão no final? R: 4.35 mol de amônia (NH3) e 6.5. Determinar: a) a massa. de moléculas. c) 1. Quantas moléculas e quantos átomos de hidrogênio há na mistura? R: 3. Quantos átomos de cálcio há em 62 g de fosfato de cálcio Ca3(PO4)2? R: 3.1022 moléculas e 2.Que massa de ácido sulfúrico contém 8.97. d) 25 mol de átomos 18.1023 moléculas e 1.1022 átomos de sódio? R: 2. R:5.7. b) o no de mols. . d) o no de mols de átomos de C e H contidos neste recipiente. Que massa de fosfato de sódio contém 2.1024 moléculas e 9. 25. 23.1024 átomos de oxigênio ? R: 343 g 22.: 2.4g.1024 átomos. 24.1022 moléculas.99. Quantas moléculas e quantos átomos de hidrogênio há em 11.2.99 a) o no de moléculas. c) o no.10-23 g 20. R: a) 3.3.1023 átomos.1.43.6.6.1023 átomos de hidrogênio.46 g EXERCÍCIOS EXTRAS DE MOL 1.: 0.3. c) o no de átomos de C e H.1025 átomos. Tem-se uma mistura de 3.2.2 g de metano (CH4).Qual é a massa de uma molécula de glicose (C6H12O6)? Resp. 0. 19.Um átomo X tem massa 2. c) 1.6 g de gás carbônico (CO2).02 mol de átomos.2. b) o no. Qual é a massa atômica de X? Quantos mols de átomos há em 3. hidrogênio e oxigênio. recuperou-se 0. qual é a sua fórmula molecular.: C2H3O3 .1023 átomos de oxigênio.336 L de vapor d’água.75 g de carbono. sabendo-se que a massa molecular do composto é 90 u? Resp. Uma substância contém 43. Resp. ao ser submetido a uma combustão completa.: NO2 .6% em massa de magnésio. sabendo-se que sua massa molecular é 92.Uma assinatura média escrita a lápis pesa cerca de 1 mg. Calcular: a) A composição centesimal da substância. Resp.25 mol de átomos de hidrogênio e 1. Resp.03.1021 moléculas do composto pesam 0. Sabendo-se que 1.Qual a fórmula empírica do composto? Sabendo-se que 1 mol deste composto corresponde a 42 g. produziu 0.: 5. qual é o valor de n? Resp.66 g de CO2.1020 átomos de Mg EXERCÍCIOS SOBRE FÓRMULA MÍNIMA E MOLECULAR 1.3 % de átomos de oxigênio. Supondo que o material preto seja carbono. calcule o número aproximado de átomos necessários para escrever essa assinatura. C3H6 6. Uma determinada amostra de fluoreto de enxofre contém moléculas de um único tipo SFn.8 g de oxigênio.: C2H5O 3. Qual a sua fórmula empírica? Resp. N2O4 5.: SF6 4. Qual a fórmula empírica (mínima) e a fórmula molecular.3% de átomos de carbono e 45.: 6. Um composto contendo 0.1022 átomos de nitrogênio foram consumidos 4. Na formação de um óxido de nitrogênio.210 g de um composto que contém somente carbono e hidrogênio.0 g de carbono combinados a 1. ambos os volumes foram medidos nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP).293 g. Determinar a fórmula mínima e a fórmula molecular desse óxido. onde n é um nº inteiro.A análise da clorofila mostra que ela contém 2.02. 11.2. 32% C. verificou-se que para cada 9. Um composto possui 6.1019 átomos de C. Na combustão completa de 0.44. Resp. 4.100 3.5. 64% O b) A fórmula empírica do composto.: CH2 . Quantos átomos de Mg haverá em 1 g de clorofila? Resp.: Na2CO3 2.448 L de gás carbônico e 0.4% de átomos de sódio. 4% H. Pergunta-se: a) Qual a fórmula empírica do composto? b) Qual a fórmula molecular do composto? Resp.279 g foi queimada completamente. Metreim = medida Os significados de uma equação química: QUALITATIVAMENTE: uma equação química simplesmente descreve quais são os produtos e reagentes de uma reação.77 g de H2O.: CH2O .15 L nas CNTP. N e O como constituintes. também numa indústria química. como resultados. Qual é a fórmula empírica deste composto? Resp. A análise elementar mostrou que um composto orgânico contém apenas C. Uma amostra de 1.402 g do composto depois de volatilizado ocupou o volume de 0. Os únicos produtos de combustão foram 1.827 g de CO2 e 0. Uma nova amostra.C2H4O2 9.336 g de H2O. Por exemplo: 4 Fe(s) + 3 O2(g) 2 Fe2O3(s) Representa uma reação na qual o ferro reage com o oxigênio para formar óxido de ferro III. H e O foi queimada completamente.: C2H4O3 8. A análise elementar de 0. H. Qual é a fórmula empírica deste composto? Resp. Uma massa de 0.738 g de CO2 e 0.101 7. É fundamental. O objetivo econômico de toda indústria que envolve processos químicos é produzir substâncias em quantidade suficiente. H e O. foram obtidos 1. saber antecipadamente qual a quantidade de reagentes que deve ser utilizada para se obter uma determinada quantidade de produto. . obtendo-se assim. pesando 1.500 g de um composto contendo apenas C.711 g de H2O. Uma amostra de 1. a melhor relação custo / benefício.: C3H7O3N ESTEQUIOMETRIA É importante saber a quantidade de produto que pode ser obtido a partir de uma determinada quantidade de reagentes.625 g continha 0. produziu 0.216 g de nitrogênio.564 g de um composto orgânico que contém somente C. usando a menor quantidade possível de reagentes e com menor custo.60 g de CO2 e 0. ESTEQUIOMETRIA DE REAÇÕES (STOICHEIAMETREIM) Do grego Stoicheia = partes mais simples. Quando todo esse reagente é consumido. no final da reação. ou seja. Como conseqüência. CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS .QUANTIDADES DE REAGENTES E PRODUTOS 1.102 QUANTITATIVAMENTE: uma equação química balanceada especifica uma relação numérica das quantidades de reagentes e produtos de uma reação. pois a quantidade máxima de produto formado depende da quantidade inicial deste reagente. Como o objetivo de qualquer reação é produzir a quantidade máxima de produto a partir dos materiais iniciais. fórmulas unitárias. a equação acima estabelece que os átomos de ferro e moléculas de oxigênio são consumidos e fórmulas unitárias de óxido de ferro III são formadas na razão de 4 : 3 : 2. frequentemente se utilizará um dos reagentes em excesso para assegurar que o reagente mais caro seja completamente convertido no produto desejado. fórmulas unitárias. moléculas. ou em quantidades macroscópicas como: mol de átomos. REAGENTES EM EXCESSO E REAGENTE LIMITANTE Em uma reação química geralmente os reagentes não se encontram presentes em quantidades estequiométricas exatas.02. moléculas. unitárias de óxido férrico) Os coeficientes na equação balanceada descrevem razões fixas das quantidades dos reagentes e produtos.02.10 23 átomos de Fe) 3 O2(g) 3 moléculas 2 Fe2O3(s) 2 íons fórmula 3 mols moléculas de O2 3x (6.02. As relações podem ser expressas em termos de quantidades microscópicas como: átomos. . Reagente em excesso é o reagente presente em quantidade superior àquelas necessárias para reagir com dada quantidade do reagente limitante. não se pode formar mais produto. haverá sobra de um reagente.10 23 2 mols fórmulas unitárias de óxido férrico 23 moléculas de O2) 2x(6. Em escala atômica e molecular. nas proporções indicadas pela equação balanceada. O reagente consumido em primeiro lugar é denominado reagente limitante. Exemplo: 4 Fe(s) + 4 átomos 4 mols átomos de Fe 4x (6.10 de f. pede-se: H2(g) + O2(g) 40 g H2O(l) 40g a) Qual o reagente limitante? b) Qual a massa de produto formada? c) Qual a massa de reagente em excesso? Resolução: MM: H2 = 2 u. responda: a) Diga qual reagente está em excesso e a quantidade em mols e em gramas? b) Diga qual reagente é o limitante da reação. pois só temos 40 g de O2 Reagente Limitante   4 gH 2 40 gO2   32 gO2   = 5 gH 2 Reage – Reagente em Excesso  Logo pela estequiometria da reação. O2 = 32 u. então. temos: 2 H2(g) + 1 O2(g) 5g 40g 2 H2O(l) 45g (Lei de Lavoisier) Excesso de reagente H2: 40 g – 5g = 35g de H2 Exercício Na obtenção de HNO3.103 Exemplo: Dada à reação. Na prática o rendimento real geralmente é menor que o rendimento teórico. o rendimento máximo que se pode obter de acordo com a reação balanceada. a amônia (NH3) reage com o oxigênio (O2) de acordo com a seguinte reação: NH3(g) + O2(g) NO(g) + H2O(l) Ao se empregar 10 mols de amônia e 15 mols de oxigênio. ou seja. a quantidade de produto que se formará se todo o reagente limitante for consumido durante a reação. O rendimento teórico é. H2O = 18 u  32 gO2 40 gH 2   4 gH 2   = 320 gO2 falta O2. RENDIMENTO DA REAÇÃO A quantidade de reagente limitante presente no início de uma reação determina o rendimento teórico dessa reação. c) Qual a quantidade em mols de NO que será obtida? d) Qual a massa de água que será formada na reação? 2. . Portanto a reação deverá estar balanceada: 1 TiCl4(g) + 2 Mg(l) 1Ti(s) + 2 MgCl2(l)  1 mol TiCl 4  1 mol Ti  3.107g de TiCl4 com 1.7g TiCl 4  1 mol TiCl 4   = 1.107g de Mg.95. por exemplo.10 g Ti  1 mol Ti  b) A porcentagem de rendimento será: . a partir destes dados: a) Determine o rendimento teórico para a obtenção de Ti em gramas? b) Calcule a porcentagem de rendimento se forem obtidos 7.105 mol Ti =   = 8. utiliza-se cloreto de titânio (IV) e magnésio como reagentes a temperatura de l.13. pois é aquele que produz a menor quantidade de Ti. Resolução: a) Primeiramente deve-se verificar se há excesso de reagente. reações complexas formando outros produtos ou ainda quando os reagentes não são puros. um metal forte e leve.87.10 7 g de TiCl 4 =   187. Para determinar a % de rendimento de uma reação.13.31 g Mg 1 mol Mg    Assim concluí-se que TiCl4 é o reagente limitante. Exemplo: Na obtenção de titânio.104 Existem inúmeros motivos para justificar esta diferença como.32. de modo que não se processam 100%.87. Assim a massa de Ti obtida é:  47.88 g Ti  6 1.106 g de Ti de rendimento real.10 7 g de Mg =  24.91.10 5 mol Ti   1 mol Mg  1 mol Ti    = 2.10 5 mol Ti 1. utiliza-se a equação: % rendimento = rendimento real x100 rendimento teórico A porcentagem de rendimento pode variar de 1 a 100%.54.000oC de acordo com a equação: TiCl4(g) + Mg(l) Ti(s) + MgCl2(l) Adicionou-se 3. muitas reações são reversíveis.54. 0 g de ácido bromídrico: ------------. Pergunta-se: a) Todo o ferro foi atacado pelo ácido? Resp. Resp. Calcular a massa de fosfato de cálcio que se pode obter pela reação de 28 g de óxido de cálcio com ácido fosfórico em excesso.: 18.95.75 g de ácido clorídrico dissolvidos em água (ácido clorídrico diluído). Uma massa de 28.0 g de ferro é adicionada a 54. A combustão (queima) de uma substância é um fenômeno químico em que esta substância reage com o oxigênio.0 g de oxigênio. obtém-se cloreto férrico e um gás como produtos.67 g de ácido 4.52 g 4. Resp. que a massa de óxido de magnésio será formada? Resp.72 g de fosfato de cálcio. a) Equacionar a queima do magnésio produzindo óxido de magnésio.74 g b) A massa do reagente limitante.0 g de magnésio e de 32.:0.+ -------------------------------. Qual o rendimento dessa reação de síntese? EXERCÍCIOS SOBRE ESTEQUIOMETRIA DE REAÇÃO 1.10 6 % rendimento = x 100 % 8.44 g .6 g c) A quantidade de óxido de magnésio produzida está de acordo com o princípio da conservação dos átomos? Resp.: sim 3.: 81. Resp.10 6 % rendimento = 88.: 80. 32. b) Partindo-se de 48.105 % rendimento = rendimento real x100 rendimento teórico 7.91. Equacionar a reação entre 10. Qual a massa de ácido consumido na reação? Resp.: sim b) Qual a massa do sal formado na reação? Resp.0 g de carbonato de cálcio e 15.: 15 g c) A massa de brometo de cálcio formada.4% Exercício de Fixação: Uma massa 30 g de hidrogênio e 70 g de nitrogênio são misturadas e reage de modo a fornecer 51 g de gás amônia.+ ------------------Pede-se calcular: a) a massa do reagente em excesso.: 51. : 12. e a solução filtrada é submetida à evaporação total. Sabendo-se que este composto possui um teor de hidrogênio igual a 5% em massa. Uma massa de 5.3% de prata.:6.4 % 11. que é separado por filtração.8 g b) A massa dos produtos da reação obtida.2 g de cloreto de ferro III. se houver? Resp. O escurecimento da prata em presença de gás sulfídrico pode ser equacionado pela reação não balanceada: Ag + H2S + O2 → Ag2S + H2O a) Que massa de sulfeto de prata é obtida a partir de 0.:86. O cloreto de prata contém 75. Qual a porcentagem de água na mistura? Resp.: 4. lavado e seco.:15g 10.:85. contendo 20% em massa de flúor.1 g de cloro. Reagindo-se 200 g de uma amostra de óxido de ferro III com ácido clorídrico obtém-se água e 348.41% 7. a) Qual a massa de cloreto de prata obtida? Resp.71% 8. Preparam-se 19 g de uma mistura de hidrogênio e flúor.8 g e 11.:18.0 g. Resp.: 39% KCl.6 g de cloreto de sódio em solução é adicionada a 13. Resp.7 g b) Qual a porcentagem de pureza da amostra de prata? Resp.:10.48g 6. obtendo-se um precipitado que depois de lavado e seco. Obtém-se um precipitado que depois de filtrado.6 g de nitrato de prata também em solução. pesou 25. Resp.:6.0 g b) Qual a massa e a natureza do reagente em excesso.:28.305g. pesou 4. Obtém-se um precipitado. Uma mistura de 1. em massa.5 g. Uma amostra de prata impura. Pede-se: a) A massa e a composição do resíduo sólido resultante da evaporação da solução filtrada. Qual o grau de pureza da amostra utilizada? Resp. foi completamente atacada por 7. Admitir que a precipitação fosse total.106 5.065 L 9. 61% NaCl .915 g de cloreto de sódio e cloreto de potássio em solução reage com nitrato de prata em excesso. também em solução.4 g b) Que volume de H2S nas CNTP é consumido na obtenção de 200 g de sulfeto de prata? Resp. Forma-se ácido fluorídrico como produto da síntese.0 g de sal de cozinha úmido e contendo 3% em massa de outros sais como impurezas são tratadas com nitrato de prata. Uma massa de 12.1 mols de prata? Resp. Determinar a composição percentual em massa da mistura. pergunta-se: a) Qual a massa de ácido fluorídrico formada? Resp. pesando 25. implicando um maior número de choques por unidade de superfície uma maior pressão. mas pode também ser apresentada em atm ou mmHg: 1 atm = 1. A massa final do CaO foi 0. em constante movimento. o volume e a temperatura absoluta de uma amostra gasosa são grandezas diretamente proporcionais: V1 / V2 = T1 / T2 . Uma massa de 50 g de uma amostra de zinco impuro reage com 0. P = f ( V ) e P = f ( 1/V ) 1ª Lei de Charles e Gay-Lussac Para uma quantidade de gás constante a uma dada pressão (transformação isobárica).22 g de uma mistura de CaCl2 e NaCl para precipitar todo o cálcio na forma de CaCO3.: 44.129 L de ácido clorídrico.48% GASES PERFEITOS A pressão de um gás resulta da interação das moléculas. de uma amostra gasosa. Resp. a pressão e o volume da amostra gasosa são grandezas inversamente proporcionais: P1V1 = P2V2 ou PV = constante Esta lei pode ser traduzida pelas seguintes representações gráficas: Gráficos PV = f ( V ) .959 g. que foi então aquecido e transformado em CaO puro. com uma determinada superfície. Tratou-se 4.: 96.2 g/mL e que contém 35% em massa do ácido. Qual a porcentagem de zinco metálico na amostra? Considere que a impureza é inerte ao ácido. cuja densidade é igual a l. Esta grandeza apresenta como unidade SI o pascal (1 Pa = 1 N m-2). Qual a % em massa de CaCl2 na mistura original? Resp.013 x 105 Pa = 760 mmHg = 760 torr Casos particulares da equação dos gases perfeitos Lei de Boyle-Mariotte Para uma quantidade de gás constante e a temperatura constante (transformação isotérmica).95% 13.107 12. de uma amostra gasosa ideal é igual à respectiva percentagem molar: %(V/V)=%(n/n) . em volume.108 Esta lei pode ser descrita pelas seguintes representações gráficas: Gráficos V = f ( T ) e V = f ( q ) 2ª Lei de Charles e Gay-Lussac Para uma quantidade de gás constante num dado volume (transformação isocórica ou isovolumétrica). o volume de uma amostra gasosa é diretamente proporcional ao número de mols existentes na amostra gasosa: V1 / V2 = n1 / n2 Esta relação demonstra que a percentagem. a pressão e a temperatura absoluta de uma amostra gasosa são grandezas diretamente proporcionais: P 1 / P 2 = T 1 / T2 Esta lei pode ser descrita pelas seguintes representações gráficas: Gráficos P = f ( T ) e P = f ( q ) Lei de Avogadro A pressão e temperatura constantes. 109 Esta lei pode ser descrita pela seguinte representação gráfica: Gráfico V = f ( n ) Lei de Dalton As leis anteriores também se aplicam as misturas de dois ou mais gases considerados ideais.. Ptotal Sendo xi a fração molar do gás i na mistura: xi = ni / ntotal A soma das frações molares de todos os constituintes da mistura gasosa é igual à unidade. a temperatura e a quantidade (em mols) de um gás ideal é: PV = nRT n= m M PV = m M RT PM = dRT . EQUAÇÃO DOS GASES IDEAIS A equação que descreve normalmente a relação entre a pressão.. a lei de Dalton diz que a pressão total da mistura gasosa é a soma das pressões parciais dos gases constituintes dessa mistura: Ptotal = P1 + P2 + . e volume. Nestes casos. + Pn A pressão parcial de um gás pode ser traduzida pelas expressões: PiV = ni R T ou Pi = xi . Dados: R= 62.38. foi queimado 2 g de ferro.mol-1. Resp.10 g de oxigênio (O2) em ozônio (O3).560 g de oxigênio sejam colocados em um recipiente e irradiado com luz ultravioleta.082 atm.082 atm. o único produto.72 g . Esta converterá 0. quando se usa uma amostra de 0.43% 2. se a temperatura no final da reação subir para 25ºC.36% CaC2 + H2O → Ca(OH)2 + C2H2 3.: 0. Calcule o volume da mistura a uma pressão de 0.K-1 K P = Pressão do gás V = Volume ocupado pelo gás n = Número de mols do gás M = Massa molar do gás R = Constante Universal dos gases T = Temperatura absoluta do gás ESTEQUIOMETRIA DE GASES 1.5 L 4.mol-1.m3.572 g b) a porcentagem de carbeto de cálcio na amostra. Resp. L. L. Sabe-se que o gás foi medido nas CNTP. Em um recipiente de 8 litros cheio de gás cloro nas CNTP.K-1.104 Pa Fe + Cl2 FeCl3 6.K-1.: 0. Uma amostra de 32 g de uma soda comercial (carbonato de sódio) é tratada com ácido clorídrico. Resp. Resp.110 Onde: Unidades (SI): Pa m3 mol g/mol 8. Qual a pressão exercida pelo cloro em excesso.38 g Zn(s) + H2SO4(aq) ZnSO4 + H2(g) 5. medido à temperatura de 20oC e à pressão de 0.:0. Suponha que 0. Uma amostra de Cr2O3 contaminada com impureza inerte é reduzida com hidrogênio de acordo com a seguinte equação não balanceada: Cr2O3(s) + H2(g) Cr(s) + H2O(L) . formando FeCl3.8 L. Resp. formando 0.:1. Resp.mol-1. necessária para formar este volume.32 Pa.L.:36. R = 0.: 79.947 atm.3 mmHg.97 atm a temperatura de 91oC. Qual o grau de pureza da soda? R = 0.2 L de acetileno (C2H2).925 atm ou 9. havendo desprendimento de certo gás cujo volume é de 2. Determinar: a) a massa em gramas de carbeto puro.mol-1.K-1. Que massa de zinco deve ser dissolvida em ácido sulfúrico para se obter 500 mL de hidrogênio a 20oC e 770 mmHg. Um carbeto de cálcio (CaC2) comercial reage com água. forma-se uma solução de íons sódio (Na+) e íons cloreto (Cl-). Solução = Soluto + Solvente Dissolvendo-se sal na água. enxofre e carbono (carvão) que. ou simplesmente soluções. medidos à pressão de 9. Nos dois exemplos o sal e a cal é a fase dispersa. forma sulfato de potássio.K-1. isto é.: 43.mol-1.73. contendo 15% de impurezas inertes? R = 8. um soluto está dissolvido em um solvente. dispergente ou solvente. Misturando-se cal na água. solução de enxofre em sulfeto de carbono. dispersos num solvente. . o disperso ou soluto e a água é a fase de dispersão.3144 Pa. Detonando-se 500 g desta pólvora. solução de açúcar em água.104 Pa e a uma temperatura de 273ºC.m3. quantos litros de gases serão desenvolvidos. numa segunda substância sob forma de pequenas partículas. necessário para purificar 5 g de Cr2O3. nas condições normais de pressão e temperatura? Resp. Resp. São exemplos de soluções verdadeiras: solução de sal em água. obtém-se uma solução onde predominam as partículas de cal (CaO) não dissolvidas.:38 L 7. dispersante. nitrogênio e monóxido de carbono.111 Qual o volume de hidrogênio.8 L CO KNO3 + S + C K2SO4 + N2 + → CO SOLUÇÕES INTRODUÇÃO Solução é a denominação ao sistema em que uma substância está distribuída ou disseminada. são formadas por moléculas ou íons isolados.4 L N2 e 86. quando explode. A pólvora negra é uma mistura estequiométrica de nitrato de potássio. CLASSIFICAÇÃO DAS SOLUÇÕES A classificação das soluções pode ser feita sob diferentes critérios: De acordo com o tamanho das partículas dispersas Classificação Tamanho das partículas dispersas Solução verdadeira Até 1 nm (nanômetro) Solução coloidal de 1 nm a 100 nm Suspensões maior que 100 nm As soluções verdadeiras. a fase dispersa e a fase dispersante recebe os nomes de soluto e solvente. no entanto. macromoléculas ou macro-íons.112 As soluções coloidais apresentam como partículas dispersas. respectivamente. Nas soluções. A água. é uma dispersão homogênea de duas ou mais espécies de substâncias. é sempre considerada como solvente. Partículas dispersas de soluções (suspensões): são agregados de moléculas ou íons. enquanto que o solvente se apresenta em maior quantidade. não importando a proporção desta na solução. agregados de moléculas ou íons. O soluto é geralmente o componente que se apresenta em menor quantidade na solução. . Exemplos: solução de cloreto de prata (AgCl) em água. solução de amido em água. solução de enxofre (S8) em água. CARACTERÍSTICAS DAS SOLUÇÕES As principais características das soluções estão descritas no quadro comparativo a seguir: Solução Características verdadeira Homogeneidade Homogênea Solução coloidal Suspensões Heterogênea Heterogênea Visível em Visível em microscópio ultramicroscópio comum da solução Não visível em Visibilidade do nenhum disperso aparelho Sedimenta apenas Sedimentação do Não sedimenta disperso Não é retido Retenção do por nenhum disperso em filtros tipo de filtro por meio de ultracentrífuga Sedimenta espontaneamente ou por meio de centrífuga comum É retido somente É retido por filtros por ultrafiltros comuns SOLUÇÕES VERDADEIRAS A solução verdadeira é a denominação mais simples de solução. Exemplos: Solução de moléculas de proteínas na água. 7 g em 100 g de água. por exemplo. o ácido acético é o soluto e a água é solvente. o soluto é a fenolftaleína e o solvente é o álcool. SOLUBILIDADE A solubilidade é a propriedade que as substâncias têm de se dissolverem espontaneamente numa outra substância denominada de solvente. possui solubilidade infinita em água. Exemplos: Coeficiente de sol. O álcool a 70%.9 g em 100 g de água. Grande parte as substâncias. Coeficiente de sol. = 63. a 40 oC e 1 atm. suspenso no ar ou em outros fluidos como a água. ou são insolúveis. É a substância que é dissolvida. pois água e álcool se mistura em qualquer proporção. Nesta solução.113 Exemplos: O vinagre é uma solução com aproximadamente 4% de ácido acético. Dispergente ou Solvente: Substância que recebeu o disperso ou dissolve o soluto. Nas soluções que são aquosas não é necessário citar o solvente. é uma solução na qual o soluto é o álcool e a água é o solvente. COEFICIENTE DE SOLUBILIDADE É a máxima quantidade de soluto (em gramas) que se consegue dissolver em certa quantidade de solvente em determinadas condições de temperatura e pressão. O álcool. = 169. È fracionado em pequenas partículas espalhadas em outras substâncias.3 g em 100 g de água. do NaCl em H2O a 0 oC e 1 atm. possui solubilidade limitada. Disperso ou Soluto: Sistema constituído de material particulado. Nesta solução o soluto é o ácido e o solvente é a água. .6 g em 100 g de água. A quantidade de substância que se dissolve em determinada quantidade de solvente varia muito de substância para substância. Dispersante. do KNO3 em H2O a 0 oC e 1 atm. = 35. = 13. Nas soluções em que o solvente é uma substância diferente da água. por sua vez. Exemplo: A solução de ácido sulfúrico (H2SO4) a 10%. a 80 oC e 1 atm. Numa solução alcoólica de fenolftaleína. este deve ser citado. Quando o soluto e o solvente são líquidos e não se dissolvem entre si diz-se que os mesmos são imiscíveis. O coeficiente de solubilidade geralmente é expresso em gramas por 100 gramas ou 1000 gramas de solvente. como do AgCl.0 KNO3 31. Coeficiente de solubilidade (g Substância por 100 g de água a 20 º C) NaCl 36. como do AgCl.6 CaSO4 0. Quando o soluto e o solvente são líquidos e não se dissolvem entre si. diz-se que a substância é insolúvel. Já o silicato de sódio (Mg2SiO4) é praticamente insolúvel na água à esta temperatura.0 Br 64. Quando o coeficiente de solubilidade é muito pequeno.20 AgCl 0. diz-se que a substância é insolúvel.0014 Mg2SiO4 Praticamente zero REGRA DE SOLUBILIDADE Tabela de solubilidade de compostos inorgânicos em água: Compostos Óxidos de metais alcalinos e alcalino-terrosos Óxidos de não-metais Óxidos de outros Solubilidade a a Observações Reagem com água e formam bases e liberando H2 Reagem com água e formam ácidos Insolúveis a Ácidos Solúveis a Bases de metais alcalinos Solúveis É também solúvel o NH4OH Bases de metais alcalino- Parcialmente terrosos Solúveis Bases de outros metais Insolúveis elementos a a .114 O coeficiente de solubilidade é a quantidade de soluto necessária para saturar uma quantidade padrão de solvente a uma determinada temperatura. Quando o coeficiente de solubilidade é muito pequeno. diz-se que os mesmos são imiscíveis. principalmente para aulas de laboratório. CURVAS DE SOLUBILIDADE Normalmente a solubilidade de uma substância varia com a temperatura. porém. As substâncias orgânicas. Acetatos Sais: Cloretos. amônio. . benzeno. Cu. pode-se dizer: "Substâncias polares se dissolvem em solventes polares e apolares se dissolvem em solventes apolares”. Sr2+. Brometos. ácidos e álcoois. Levando em consideração o aspecto da polaridade das substâncias. Ba2+ e Pb2+ São solúveis os sulfetos de metais alcalinos e NH4+ São solúveis os sais de metais alcalinos e NH4+ As substâncias inorgânicas (sais. é conhecer quais as substâncias que se dissolvem em água e quais as que não se dissolvem. Considerando a polaridade das substâncias. a dissolução é endotérmica. Hg2+. isto é. Existem três tipos de curvas: Curvas Ascendentes: representam as substâncias cujo coeficiente de solubilidade aumenta com a temperatura. As substâncias orgânicas não se dissolvem em água. com exceção dos sais. São substâncias que se dissolvem com a absorção de calor. HgI2 e BiI3 São insolúveis: Ca2+.115 Compostos Sais: Nitratos. se dissolvem em solventes orgânicos. Um dado importante na Química. Iodetos Solubilidade Observações Solúveis a São insolúveis: Ag. ácidos e bases) se dissolvem em água. "Geralmente substâncias tendem a se dissolver em solventes quimicamente semelhantes a elas”. Solúveis Sais: Sulfatos Solúveis Sais: Sulfetos Insolúveis Outros ânions Insolúveis Pb2+. OBS. tetracloreto de carbono.: Sempre são solúveis os compostos de metais alcalinos. etc. tais como gasolina. O gráfico que representa a solubilidade de uma substância em função da temperatura é denominado de curva de solubilidade. pode-se notar que as substâncias com polaridades semelhantes se dissolvem entre si e as substâncias com polaridades diferentes não se dissolvem entre si. nitratos e acetatos. Cloratos. .116 Curvas Descendentes: representam as substâncias cujo coeficiente de solubilidade diminui com o aumento de temperatura. Soluções líquidas: soluções de álcool. O sulfato de sódio. Curvas com Inflexões: representam as substâncias que sofrem modificações em sua estrutura com a variação da temperatura. quando forem solúveis. sendo. bases e sais. Soluções sólido-líquido: sal e água. Quanto ao estado físico do soluto e do solvente Soluções sólido-sólido: liga metálica ouro-prata. isto é. São substâncias que se dissolvem com liberação de calor. determinadas de soluções eletrolíticas. Exemplo: 2O HCl H  → H + + Cl − H 2O NaOH  → Na + + OH − 2− H 2O Na2 SO4  → 2 Na + + SO4 As soluções destas substâncias. por exemplo. Soluções gás-líquido: gás carbônico nos refrigerantes. a dissolução é exotérmica. são capazes de conduzir a corrente elétrica. As substâncias que sempre formam soluções iônicas são os ácidos. CLASSIFICAÇÃO DAS SUBSTÂNCIAS As soluções podem ser classificadas sob vários critérios.4ºC o sulfato de sódio perde suas moléculas de "água de cristalização" e a curva de solubilidade sofre uma inflexão. por isso. Soluções líquido-líquido: álcool e água. Quanto à natureza do soluto SOLUÇÕES IÔNICAS OU ELETROLÍTICAS São soluções na qual o soluto. Soluções gás-gás: ar atmosférico.4ºC apresenta em sua estrutura dez moléculas de água. Soluções gasosas: ar atmosférico. forma íons quando em solução aquosa. que são apresentados a seguir: Quanto ao estado físico da solução Soluções sólidas: ligas metálicas. em temperatura acima de 32. até a temperatura de 32. devido à formação de íons. solução 10 g/l de H2SO4. Exemplos: solução de HCl 25%. a 20ºC. obtendo-se assim. Juntando-se 36 g de NaCl a 100 g de água. São moléculas que não conduzem a corrente elétrica.1 mol de soluto por litro de solução. São soluções estáveis que apresentam quantidade máxima de soluto possível de dissolver numa determinada quantidade de solvente. porém. ou seja. o soluto é uma substância molecular. a uma dada temperatura. menor quantidade de soluto que a solução saturada. Solução saturada de KNO3: 316 g/l a 20ºC. SOLUÇÕES SATURADAS São soluções que apresentam grande quantidade de soluto em relação à quantidade de solvente. observa-se que os . é possível dissolver mais dois gramas. que contém uma quantidade de soluto superior à definida pelo Coeficiente de Solubilidade nas condições de temperatura e pressão. consideradas como soluções diluídas aquelas que apresentam menos de 0. do NaCl em H2O a 80 oC e 1 atm = 38. Quanto à proporção entre soluto e solvente SOLUÇÃO INSATAURADA É toda solução que contém uma quantidade de soluto inferior à definida pelo Coeficiente de Solubilidade nas condições de temperatura e pressão. forma-se uma solução saturada de NaCl. Exemplo: Coeficiente de sol.1 molar de NaCl. Aquecendo a solução até 80ºC.3 g em 100 g de água. a 60 oC e 1 atm = 37. Para preparar uma solução supersaturada é necessário um método especial. ou seja. Exemplos: solução 0. Resfriando cuidadosamente esta solução à temperatura inicial de 20ºC. verifica-se que esta quantidade de sal se dissolve. solução 1000 g/l de H2SO4. solução 2% de HCl. SOLUÇÃO SUPERSATURADA É uma solução instável.4 g em 100 g de água. As soluções concentradas apresentam.117 SOLUÇÕES MOLECULARES OU NÃO ELETROLÍTICAS São soluções nas quais as partículas do soluto são moléculas. uma solução saturada de NaCl a 80ºC. São. geralmente. Exemplos: Solução saturada de NaCl: 360 g/l a 20ºC. V = Volume de solução (L). As soluções supersaturadas são muito instáveis. e o volume de solução em litros.118 dois gramas de NaCl que a solução contém em excesso permanecem dissolvidos. g/mL Geral Título T - Geral Porcentagem P % Geral Molaridade M M.soluto m ⇒C = 1 volume. m1 = massa do soluto (g). g/L massa.solução V . ocorre precipitação imediata do soluto em excesso. ou entre a quantidade de soluto e solução. ou adicionando-se um pequeno cristal do soluto. com uma pequena agitação. Unidade: gramas por litro. CONCENTRAÇÕES EM SOLUÇÕES Concentração é a denominação dada a qualquer solução entre a quantidade de soluto e solvente. obtendose desta maneira uma solução supersaturada. molar ou mol/L Química Densidade D g/L. em gramas. Expressão matemática Concentração = Onde: C = concentração (g/L). g/mL Química Molalidade W molal Química e Física Fração Molar FM mols Química e Física CONCENTRAÇÃO COMUM OU CONCENTRAÇÃO EM g/L Conceito: É a razão entre a massa de soluto. voltando à solução saturada. Definições e unidades utilizadas para expressar concentração de soluções: Definição Notação Unidade Aplicação Concentração C g/L. 1 g de soluto.. 20 g/L...solução m1 + m2 Onde: τ ou T = título m1 = massa do soluto m2 = massa do solvente m1 + m2 = m (massa da solução).... 30 g/mL. Unidade O título de uma solução ou a porcentagem em massa é um número sem unidades. Expressão matemática Titulo (τ ) = massa.. uma solução 20 g/L possui 20 gramas de soluto dissolvidos em um litro de solução.1 L de solução.. 1 g/L..de. multiplica-se o título em massa por 100....1 mL de solução..20 g de soluto.. Para isso...... que existe em um litro ou em um mL de solução...... CONCENTRAÇÃO EM MASSA OU TÍTULO Conceito É a razão entre a massa de soluto e a massa de solução....soluto m1 ouτ = massa. Geralmente utiliza-se o título expresso em porcentagem...100 m1 + m2 m ..1 L de solução..... Exemplo: Uma solução 1 g/L possui um grama de soluto dissolvido em um litro de solução. maior que zero e menor que um.......119 Significado A concentração nos indica a quantidade de soluto.30 g de soluto...... em gramas.de.... Titulo (τ ) = m1 m ouτ = 1 ....... . volume/volume ou volume/massa.. Assim. partes por milhão (ppm) e partes por bilhão (ppb) são utilizados em indústrias e laboratórios.soluto volume. Alguns dos casos possíveis são: coeficiente de variação.. composição de produtos comerciais. Representa-se por % p/p Exemplo: Uma solução de KCl a 10 % possui 10 g de KCl em 100 g de solução ou seja 90 g de água.30 g de soluto...solução Μ= m1 Mol. ou seja.... pois eles podem se referir as relações massa/massa. Expressão matemática Molaridade.(Μ ) = como n= m1 Mol assim: número... mas não são unidades SI. etc. O principal problema com estes termos é a ambigüidade....... é preciso dar referência à relação de comparação (ex.. 2% .2 g de soluto.. partes por mil. O uso de porcentagem é aceitável quando em eventos que não possam ser descritos com unidades SI ou então quando se trata de uma comparação fracional bem definida.: 2% m/V).mol.100 g de solução ou 70 g de solvente... O uso de porcentagem (%....de. CONCENTRAÇÃO EM MOL/L OU MOLARIDADE Conceito É a razão entre o número de mols de soluto e o volume de solução dado em litros (L). 30 %.V ou Μ= n1 V .... 10 %. CONCENTRAÇÃO MOLAR.100 g de solução ou 90 g de solvente. se o seu uso for necessário.10 g de soluto... partes por cem).100 g de solução ou 98 g de solvente. massa/volume.... a quantidade em gramas de soluto que existe em 100 gramas de solução..120 Significado O título dá a porcentagem em massa de uma solução.. umidade relativa e átomo-porcento de abundância de isótopos estáveis. CONCENTRAÇÃO MOLAL OU MOLALIDADE Conceito É a razão entre o número de mols de soluto e a massa de solvente..5 mol de soluto .. Exemplo: Uma solução 1M possui um mol de soluto dissolvido em um litro de solução. Significado A concentração molar ou molaridade indica o número de mols de soluto que existe em um litro de solução. dada em kg.......m2 n1 m2 . 0.1 mol de soluto. Uma solução 0.. V = volume de solução (litros).. n1 = número de mols de soluto.. Unidade : mol por litro (mol/L).. Expressão matemática n= W= m1 M W= m1 M . 2 molar.1 litro de solvente 1 molar..........121 Onde: M = Concentração em mol/L.0..1litro de solvente..5M de KOH possui 0..... m1 = massa de soluto (gramas). Mol = massa molar do soluto....2 mol de soluto.5 molar.1 litro de solvente.. molar...5 mols de soluto (28g de KOH) dissolvidos em um balão aferido de um litro de água.... .3 molal.. Uma solução quatro molal possui 4 mols de soluto em um quilograma de solvente... possui um mol de soluto dissolvido em um quilograma de solvente.. no entanto..1 kg de solvente.......1 mol de soluto. 1 molal.. deve ser multiplicada por mil (1000)...... Expressão matemática Se a solução apresenta apenas um tipo de soluto. têm-se: W= 1000.3 mol de soluto.m2 Onde: W = molalidade..1000 g (1kg) de solvente.. m1 = massa de soluto (gramas). Mol = massa molar... 2 molal.. m2 = massa de solvente (quilogramas).. FRAÇÃO MOLAR Conceito A fração molar de uma solução é a relação entre o número de mols deste componente e o número total de mols da solução.2 mol de soluto.1 kg de solvente... Exemplo: Uma solução um molal.. Unidade: molal Significado A concentração molal nos indica o número de mols de soluto que existe em um quilograma de solvente. a expressão da Fração Molar será: Fração molar do soluto: FM 1 = n1 n1 + n2 . Com isso...m1 M ..... porque a molalidade é expressa em número de mols por quilograma de solvente.122 Esta equação. 0...0. + ni Para obter a percentagem molar de uma solução.05 ou 0.1 mol de soluto....0. Unidade A fração molar não tem unidade. .. A fração molar nos indica a fração de mols de um componente por mol de solução.95 mols de água... é um número maior que zero e menor que um.1. ou 100 mols de solução. multiplica-se a fração molar por 100.. possui 5 mols de NaCl dissolvidos em 95 mols de água.1 mol de solução.. Se a solução apresentar mais de um soluto.123 Fração molar do solvente: FM 2 = n2 n1 + n2 Onde: FM1 = fração molar do soluto..10 mols de soluto. n1 = número de mol de soluto. Significado A porcentagem molar nos indica o número de mols de um componente de uma solução. %M = FM x 100 Onde: %M = porcentagem molar. % M = 10%. FM i = n1 n1 + n2 + n3 + .. FM1 = 0... FM2 = fração molar do solvente.100 mols de solução... n2 = número de mol de solvente. Uma solução de NaCl que tem uma porcentagem molar de 5%. que existem em 100 mols de solução.. calcula-se a relação entre o número de mols do soluto ou solvente em questão e a somatória do número de mols dos demais componentes.. Esta mesma solução teria fração molar igual a 0. quando multiplicado por 100 (porcentagem molar) se expressa o resultado em mols %..05 mols em 0.. dada em L ou mL. Unidade: g/L ou g/mL. RELAÇÕES ENTRE AS UNIDADES DE CONCENTRAÇÃO Relação entre concentração e título C= m1 V e Titulo(τ ) = Dividindo a concentração pelo título. e a soma das porcentagens molares é igual a 100. dada em L ou mL.124 A soma das frações molares de todos os componentes de uma solução é igual a uma unidade. ou seja. têm-se: m1 m1 + m2 . m = massa da solução. Expressão matemática Densidade. FM = 1 e a Soma % M = 100 DENSIDADE (d ou ρ) Conceito É a razão da massa da solução pelo volume da solução. Exemplos: Uma solução de densidade 1 g/mL possui massa de 1 g por ml de solução. em gramas. V = volume da solução. Uma solução de densidade 980 g/L possui massa 980 g por 1 L de solução. 1 L de solução apresenta massa igual a 980 g.solução m ⇒ρ= volume.( ρ ) = massa. ou seja. 1mL de solução apresenta massa igual a 1 g.solução V Onde: ρ = densidade. encontrada em um litro (gases) ou mililitro de solução. Significado A densidade indica a massa. no entanto. a massa solução é igual à soma da massa de soluto e do solvente.V Mol. deve-se multiplicar a expressão obtida por 1000 (mil) porque a densidade é expressa em g/mL.V Dividindo a concentração pela molaridade têm-se: m1 C C m1.V .T T Para obter-se a concentração em g/L.125 m1 C C m ( m + m2 ) V = ⇒ = 1 1 m1 T T V .τ . ρ= m V Numa solução. têm-se: .m1 m1 + m2 Simplificando a massa.Mol = V ⇒ = m1 M M m1 . assim.1000 CONCENTRAÇÃO E MOLARIDADE C= m1 V e Μ= m1 Mol. a relação entre a concentração e o título fica: C = ρ . pode-se escrever: ρ= m1 + m2 V Logo: C = ρ ⇒ C = D. têm-se: C m1 + m2 = T V A densidade de uma solução é igual à massa da solução dividida pelo volume.V Simplificando a massa e o volume. Com isso. Por definição. Nestes casos. para uma determinada reação. normal (N) e normalidade tornaram-se obsoletas e estão em desuso. sendo feq o Fator de Equivalência. neq = m1/E = número de equivalentes de soluto. nas reações que não envolve mudança no número de oxidação. o equivalente de uma espécie versus é aquela entidade que. como nas reações ácido-base.Mol M NORMALIDADE (NÃO USUAL) Ainda como conseqüência da definição de mol. N= neq V N= m1 E1.V E= M1 K Onde: N = Concentração em neq/L. E1 = equivalente do soluto Mol = massa molar do soluto. as expressões equivalente-grama (e). K = constante que depende da substância Para melhor explicá-lo. é preciso levar em conta o conceito de Fator de Equivalência. m1 = massa de soluto (gramas). nas reações de óxido-redução. b) Uma entidade de elétrons. V = volume de solução (litros). combinará com: a) Uma entidade de íons hidrogênio ionizáveis. considerar uma reação genérica: aA + bB Produtos Onde a b e a razão (b/a) = feq 1.126 C = Mol ⇒ C = M . Exemplos: . Isto significa que uma entidade da espécie A será "equivalente" a (b/a) entidades da espécie B. (x 5) MnO4. ou seja.. Assim....098 kg/L. n(HCl) = n(NaOH). Deve-se notar que no caso de reações de ácidos polipróticos...... NaOH/H3PO4 ....... recomenda-se que as concentrações expressas em normalidade sejam abandonadas. CO2 + 2e.+ 8H+ Mn2+ + 4H2O 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O O Fator de Equivalência do permanganato de potássio é feq[KMnO4] = 1/5. os valores de feq podem assumir valores fracionários como por ex: 1/2 ou 1/3. ou seja.. feq[H3PO4] = 1/3. dependendo da quantidade de base adicionada.049 kg/L ou 0.. Assim expressa.. . n(Fe2+) = n(1/5 MnO4-)... NaOH/H2SO4 ... Isto corresponde à formação majoritária das espécies H2PO4. respectivamente. para se usar inequivocamente o termo "normalidade" é preciso explicitar a reação e o fator de equivalência.. n(NaOH) = n(1/2 H2SO4)... feq[HCl] = 1. 5Fe2+ 5Fe3+ + 5e- MnO4.(feq = 1/3). Para reações ácido-base: H3O+ + OH- 2H2O NaOH/HCl . O Fator de Equivalência do permanganato de potássio é feq[KMnO4] = 2/5. como o H3PO4. o Fator de Equivalência estará associado aos números de elétrons envolvidos nas semi-reações. 0. Desse modo.. n(NaOH) = n(1/3 H3PO4).... as concentrações em termos de massa/volume de uma solução 1N de ácido fosfórico poderiam ser 0. n(C2O4 2-) = n(2/5 MnO4-) de modo que uma mesma espécie poderá apresentar diferentes valores de feq.. portanto. ou seja. redundante.033 kg/L. dependendo da reação... em relação ao ácido poliprótico. Na reação usada para a determinação de ferro. feq[H2SO4] = 1/2...+ 8H+ + 5e5Fe2+ + MnO4...+ 8H+ + 5e5C2O42. Por conseguinte... enquanto que para a reação de padronização do KMnO4 com oxalato de C2O42- sódio. com bases monohidroxiladas..127 1. além do unitário. HPO42. a concentração normal é igual à concentração em quantidade de matéria e.+ 16H+ Mn2+ + 4H2O (x 2) 5CO2 + 2Mn2+ + 8H2O. Assim sendo... como o NaOH.(feq = 1/2) ou PO43. ou seja. dependendo do valor de feq.(feq = 1).. a principal restrição à expressão de concentrações em normalidade é o fato do equivalente de uma substância não ser constante e variar de acordo com a reação em que está envolvida. 2.+ 2MnO4. Para as reações de óxido-redução.. ou seja... 128 DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES Diluir uma solução significa diminuir a sua concentração. logo. O procedimento mais simples. Como a massa de soluto permanece inalterada durante a diluição.V2 Através das expressões obtidas para a diluição de soluções. é a mesma.V2 Aplicando um raciocínio semelhante para a molaridade. para diluir uma solução. é igual à soma das massas dos solutos e dos volumes das soluções que foram misturadas.V1 = M2. pode-se escrever: C1.V1 = C2. obtém-se a expressão: M1. MISTURA DE SOLUÇÕES Na mistura de soluções e massa total do soluto e o volume da solução final. inicial e final. geralmente aplicado. somente o volume é maior. pode-se observar qual a concentração de uma solução é inversamente proporcional ao volume. Na diluição de soluções a massa de soluto. Solução 1 Solução 2 Solução 3 m1 = massa de soluto m2 = massa de soluto mr = m1 + m2 M1 = molaridade M2 = molaridade Mr = ? C1 = concentração C2 = concentração Cr = ? Para a mistura de soluções têm-se: . é a adição de solvente à solução. a concentração da solução será menor. . O cálculo das concentrações das substâncias que não reagiram e as substâncias que se formaram é feito de forma semelhante aos cálculos estequiométricos. os solutos das mesmas sofrem apenas diluição.129 mr = m1 + m2 pode escrever-se que: C r = e Vr = V1 + V2.em meio ácido é incolor em meio básico é vermelho A mudança de cor do indicador é normalmente chamada de viragem do indicador. O volume da solução padrão necessário para a dosagem é tal que a quantidade de reagente adicionado seja equivalente à quantidade da substância a dosar. por meio de uma mudança de cor. MISTURA DE SOLUÇÕES DE SOLUTOS DIFERENTES COM REAÇÃO mistura de soluções de substâncias que reagem entre si deve ser analisada como reação química. A solução padrão é colocada numa bureta e a substância a ser dosada num erlenmeyer.São substâncias que indicam o ponto final de uma titulação. iodometria) .: Fenolftaleína . Os principais métodos titulométricos são: a) Neutralização (acidimetria e alcalimetria) b) Oxi-redução (permanganometria. com uma solução de reagente adequado de concentração conhecida (soluções-padrão). etc. Indicadores . Ex. A titulação consiste na adição da solução padrão gota a gota à solução problema até o término da reação. QUE NÃO REAGEM Quando são misturadas duas ou mais soluções sem que haja reação entre elas. m1 + m2 V1 + V2 MISTURA DE SOLUÇÕES DE SOLUTOS DIFERENTES. pela formação de um precipitado. TITULOMETRIA A titulometria consiste no tratamento de um volume conhecido de soluções de substância a dosar. Este ponto é chamado ponto de equivalência. (Ponto de equivalência ou ponto final da titulação). pesa 9.: 97.16% 2. forma-se um precipitado branco. depois de lavado e seco. Alcalimetria: Consiste na dosagem de uma base livre por meio de um ácido.1 M 3. Pede-se calcular: a) A molaridade R.: 6.: 21 g/L . 15 mL de ácido nítrico 2 molar. Calcular a molaridade da solução de ácido sulfúrico. na titulação. R. R.1M? R. pesa 0. Junta-se uma solução de NaBr. R.25 M. que depois de lavado e seco. R.: 0. com formação de sal e água. Calcular a molaridade da solução ácida. 50 mL de solução de hidróxido de amônio consomem. Uma amostra de sulfato de amônio comercial.83 g 6. a 20 mL de solução de nitrato de prata a dosar. Qual é a massa de alumínio que reage com 100 mL de ácido sulfúrico em solução 0. pesa 0. A solução obtida tratada com cloreto de bário forneceu um precipitado branco que pesou 5. Calcular a molaridade da solução argêntica.2 g. sabendo-se que 25 mL desta solução foram tratados por excesso de solução de BaCl2.: 2. Baseiam-se na neutralização de um ácido por uma base. O precipitado branco amarelado que se forma.130 Alcalimetria e Acidimetria: Permitem a dosagem de substância de caráter ácido ou básico.+ H+ → Fe3+ + Cr3+ + H2O a) Qual é o agente oxidante e o agente redutor? b) Quantos gramas de cloreto de ferro III serão obtidos por reação com 28 mL de dicromato de potássio 0.466 g. foi dissolvida em água destilada. EXERCÍCIOS SOBRE ESTEQUIOMETRIA DE SOLUÇÕES 1.: 0. Tratando-se 10 mL de uma solução de HCl com excesso de solução de nitrato de prata. Calcular a porcentagem de pureza do produto analisado.18 g 7.: 0. como resultado há formação de um precipitado branco que depois de lavado e seco.4 g.5M 5. R.: 0. pesando 3. Acidimetria: Consiste na dosagem de um ácido livre por uma base.1435 g. em excesso. Dada a seguinte equação de oxi-redução não balanceada: Fe2+ + Cr2O72.5 g.6 M b) A concentração em gramas por litro da solução de NH4OH. R.08M 4. desta.cm-3.L-1.2 M e o excesso do ácido foi titulado com uma solução 0.37 g/L 12. R. Um volume de 100 mL de vinagre é diluído a 250 mL com água destilada.: 3. Se 150 cm3 de NaOH 0. Que volume (em litros) de uma solução 2 M de um ácido neutralizará 10 mL de uma solução 0. Homogeneiza-se bem a solução e retira-se uma alíquota de 25 mL.: 0. 10-4 L 9. Uma massa de 1. qual será a molaridade da solução resultante com relação: a) HCl em excesso? R.016 g.9229 g. Sabendo-se que densidade do vinagre original é 1.5 cm3 de HCl 0. Uma massa de 0. Retira-se uma alíquota de 25 mL e titula-se com NaOH 0. Calcular a porcentagem de NaOH existente no produto comercial. que exige 7.: 0. gastaram-se 20 mL.19M b) NaCl formado pela neutralização? R.4 mL de R. Um volume de 0.194 M uma solução de H2SO4. finamente pulverizada.: 0. R.5 L.: 5.345 g de carbonato de potássio puro foi dissolvida em 100 mL de água e a solução assim obtida exigiu 25 mL de ácido clorídrico para sua neutralização. sabendo que a densidade desta solução é igual a 0.2 mL de uma solução de NaOH foram gastos exatamente 9.1 M de uma base? R. R. em g. Pergunta-se qual a porcentagem de CaCO3 no pó examinado.1 M.131 8. sabendo-se que 50 cm3 da solução saturada exigiu 18.: 0. O minério. Uma massa de 1. b)Qual a porcentagem. foi dissolvida em 100 mL de HCl 0.1 M para a neutralização.09M 13.0 g de certa soda comercial (NaOH) é dissolvida em água destilada e o volume é levado a 0.6 L de uma solução de ácido sulfúrico contém 14. Na neutralização de 24.4 M de HCl. a)Calcular a quantidade de ácido acético existente em 1 kg de vinagre. Qual a molaridade do ácido? R. existente na solução de amoníaco analisada. Um volume de 43.: 20% HNO3 + NH4OH NH4NO3 + H2O NH4OH NH3 + H2O 16. 10.7 g de H2SO4 puro.75 mL de ácido clorídrico decimolar (0. de ácido acético no vinagre analisado? R. Calcular a molaridade da solução alcalina. verificando-se que 65.: 62% 14. Calcular a concentração de hidróxido de cálcio.cm-3. não continha substâncias atacáveis pelo ácido empregado. Calcular a porcentagem de NH3.5 mL são necessários para neutralização.: 80% CaCO3 + HCl → CaCl2+CO2 + H2O HCl + Ca(OH)2 → BaCl2 + H2O .1 M de Ba(OH)2.0 g de uma amostra de calcário.: 1.1M) para neutralização. além de seu componente principal.2 M 11.87% 15.4 mL de solução 5 M de ácido nítrico foi necessário para a neutralização de 20 cm3 de uma solução de amoníaco. em massa. R. em massa.3 M forem acrescidos de 350 cm3 de solução 0. jamais se completam. São necessários 18. Calcular a porcentagem de H2O2 na amostra.: 15. Mg MgCl2 + H2 + 2 H Cl 1. O iodo resultante é titulado com 25.1 Reação Irreversível: são aquelas que ocorrem em um único sentido.: 1.1 mL de KMnO4 0. . VELOCIDADE DE UMA REAÇÃO 1. São aquelas que podem ocorrer nos dois sentidos. Representação de uma Reação Reversível aA + bB v1 cC + dD v2 2.63% KI + Br2 + I2 → KBr + KI +I2 19.2 g de uma mistura de cloro e bromo.1023 M para titular 1 mL de peróxido de hidrogênio de densidade 1.cm-3. R. Ex.132 17. Que volume (em litros) de óxido de enxofre IV que se forma à 20oC e 770 mmHg por aquecimento de 15. Velocidade de uma reação É a razão entre a parcela de massa transformada (∆m) e o intervalo de tempo (∆ t) exigido nessa transformação. Uma solução de iodeto de potássio é tratada com 0.8L Hg + H2SO4 → SO2 + HgSO4 + H2O 18.01 g. H2 + I2 2 HI 2 HI H2 + H2 + I2 2 HI I2 As reações acima dependem das condições empregadas.: 22.1 M.5 mL de tiossulfato de sódio 0.2 g de mercúrio com excesso de ácido sulfúrico concentrado? R. Qual a porcentagem de cloro na mistura? R.2 Reação Reversível: são parciais. REAÇÃO IRREVERSÍVEL E REVERSÍVEL 2.6% KMnO4 + H2SO4 + H2O2 → K2SO4 + MnSO4 + O2 + H2O EQUILÍBRIO QUÍMICO 1. Ex. (Lei da Ação das Massas) v1 = k1[A]ª [B]b onde k1: constante de velocidade v2 = k2[C]c [D]d ou Equação de Velocidade Equação Química V1 A + B v1 C + D v1 = k1. Suponha a reação: aA + bB v1 cC + dD v2 Reagentes Produtos De acordo com a L.[A]2. v = k.[A].M.[P] onde k (s-1) constante que depende da temperatura. V1 v1=v2 k1=k2 V2 t (s) . a velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao produto das concentrações molares dos reagentes. v= ∆m ∆t Em cada instante.[B] C + D v1 = k1.[B] C + D v1 = k1.[A]3.A.[B]2 v2 2A + B v1 v2 3A + 2B v1 v2 Veloc.133 Lei de Guldberg-Waage (1887): Na Noruega foram os primeiros cientistas a procurar a relação quantitativa entre a velocidade da reação e a concentração dos reagentes. então diz-se que a reação é reversível termodinamicamente. A força que dirige uma reação química ou a variação da energia livre que acompanha a reação é igual a medida da tendência de ocorrer a reação. Quando o sistema termodinâmica tem ∆Go = químico alcançou o estado de reversibilidade 0 e está em equilíbrio. entende-se por deslocamento. em alguma extensão. PRINCÍPIO DE LE CHATELIER “Se um sistema em equilíbrio é submetido a qualquer perturbação exterior. qualquer alteração em uma das velocidades da reação. praticamente completa no sentido considerado. o equilíbrio se desloca no sentido contrário a esta perturbação”. a extensão da reação oposta torna-se infinitesimal e impossível de se medir. Em um sistema em equilíbrio. a força que dirige a reação favorece de tal maneira um dos sentidos da reação que. Quando o valor de ∆Go for pouco negativo (-). todas as reações químicas podem ocorrer no sentido oposto. . Freqüentemente.134 A + t=0 [A] t=1 n t = equil. Quando o valor de ∆Go é muito grande e o sinal negativo (-). [A] – n B C + D [B] 0 0 n n n [B] – n n n Natureza da Termodinâmica do Equilíbrio ∆G = ∆H + T∆S ∆Go = variação de energia livre de Gibbs ∆Ho = variação da entalpia do sistema T = temperatura do sistema ∆So = variação da entropia do sistema Representa um meio termo entre duas tendências opostas: a propensão das moléculas assumirem o “Estado de Energia Mínima” e o ímpeto em direção “Estado de Entropia Máxima”. a reação ocorre em pequena extensão neste sentido até atingir o ponto em que ∆Go seja zero e o sentido da reação possa ser invertido com uma variação ligeira nas concentrações. a reação é. Teoricamente. 1. pois a concentração de um sólido é constante e não depende de sua quantidade. também deverá aumentar para manter a igualdade. haverá um aumento na velocidade da reação direta favorecendo a formação de CO(g). Pressão. 2a situação: Adição de CO(g) Quando se adiciona CO(g) ao equilíbrio. Reagindo a essa mudança de condição. a concentração de CO. imediatamente ocorre um aumento na sua concentração. Através da análise da expressão de Kc têm-se: Kc = [ CO ] 2 [ CO 2 ] Ao introduzir CO2(g) no equilíbrio. o equilíbrio estará sendo deslocado para a esquerda. 3. 2. Concentração. . CONCENTRAÇÃO Considere o equilíbrio: C(s) + CO2( 2 CO(g) g) 1a situação: Adição de CO2(g) Quando se adiciona CO2(g) ao equilíbrio. a concentração de CO2(g) irá diminuir. transformando-o parcialmente em CO2(g) e em C(s). imediatamente ocorre um aumento na sua concentração.135 A v1 B v2 O equilíbrio é deslocado no sentido da maior velocidade. Nesse caso. Se tivesse adicionado C(s) ao equilíbrio. como sua constante Kc não varia. não haveria alteração. o equilíbrio estará sendo deslocado para o lado direito. Temperatura. a concentração está sendo aumentada e. Os fatores que podem afetar a condição de equilíbrio de um sistema são: 1. Com o decorrer da reação. o que irá acarretar consequentemente um aumento do número de choques entre o C(s) e o CO2(g). ou seja. ao passo que a concentração de CO(g) irá aumentar até o sistema atingir uma nova situação de equilíbrio. Quando se adiciona uma solução básica.Z.136 3a situação: Remoção de CO(g) Quando se retira parte do CO(g) presente no equilíbrio. desloca o equilíbrio para a direita (→ ) Considera-se o equilíbrio em meio aquoso: 2 CrO42-(aq) + 2H+(aq ) (amarelo) Cr2O72-(aq) + H2O(l) (alaranjado) Seu deslocamento é perceptível visualmente. desloca o equilíbrio para a esquerda (← ) Diminuição de concentração em: . como conseqüência. Supondo. RESUMO aX + bY cZ Aumento de concentração em: - X e/ou Y. pois existem espécies coloridas. Logo. Genericamente. que em equilíbrio predomina a coloração amarela dada pelo cromato. favorecendo a formação de CO(g). imediatamente ocorre uma diminuição de sua concentração e.Z. a velocidade da reação inversa diminui.que consomem os íons H+ presentes no equilíbrio: OH-(aq) + H+(aq) → H2O(l) A remoção dos íons H+ provoca um deslocamento para a esquerda. a velocidade da reação direta será maior. Neste caso particular de deslocamento de equilíbrio. na solução aquosa de NaOH existem íons OH. um íon comum: o H+. Um deslocamento semelhante a esse ocorre quando se estuda os indicadores ácido-base. ou seja. o equilíbrio é deslocado para a direita. ocorre um novo deslocamento. resultando na cor amarela da solução. desloca o equilíbrio para a direita (→ ) . foi adicionada uma substância que originou um íon presente no equilíbrio. por exemplo.X e/ou Y. apresenta cor alaranjada. quando se adiciona uma solução ácida qualquer (H+). A esse fato dá-se o nome de efeito do íon comum. desloca o equilíbrio para a esquerda (← ) . o comportamento de um indicador pode ser representado por: Hind H+ + Ind- . há um deslocamento do equilíbrio para a direita. e o equilíbrio nesta nova situação. há um deslocamento no sentido da reação capaz de diminuir essa pressão e vice-versa. isto é. TEMPERATURA . apresenta uma nova coloração. assim. RESUMO aX + bY cZ Aumento de pressão: - Provoca contração de volume. desloca o equilíbrio para o lado de maior volume (maior número de mols). Obs: Adição de gás inerte no sistema ocorre um aumento da pressão total do sistema. não há deslocamento do equilíbrio. Pode-se associar o número de mols ao volume. uma diminuição da pressão desloca o equilíbrio no sentido inverso. uma diminuição da pressão. favorecendo a formação de NH3(g). no entanto. Exemplo: Fenolftaleina em meio ácido – incolor Fenolftaleina em meio básico – rósea 2. porque neste sentido há uma diminuição do número de mols de gás e. quando está ionizado (Ind-). a adição do gás inerte não afeta o equilíbrio. 2 mols = 2 volumes). quando os volumes e o número de mols dos gases são iguais. 3. PRESSÃO A uma determinada temperatura (T) constante. ele apresenta uma coloração que é característica de cada indicador. Diminuição de pressão: - Provoca expansão de volume. Considere o equilíbrio químico entre as substâncias gasosas (Processo de Haber-Bosh): 1 N2(g) + 3H2(g) 4 mols 2 NH3(g) 2 mols Aumento da pressão desloca o equilíbrio para a direita. desloca o equilíbrio para o lado de menor volume (menor número de mols). temos: (4 mols = 4 volumes.137 Quando o indicador está não ionizado (Hind). consequentemente. Variação de pressão: - Não provoca nem contração nem expansão de volume. quando se aumenta a pressão sobre o equilíbrio gasoso. desloca para a esquerda. como não há variação da concentração nem das pressões parciais de cada gás componente do equilíbrio. Considere a reação: 1 N2(g) + 3H2(g 2 NH3(g) ∆H –91. libera calor. é endotérmica. Então. absorve calor. que liberam calor. ou seja. Em um sistema em equilíbrio.138 A temperatura é o único fator responsável por alterações na constante de equilíbrio (Kc). então Kc diminui. consequentemente a reação inversa. [N2] e [H2] aumentam e [NH3] diminui.96 kJ A reação direta é exotérmica. este é deslocado no sentido em que há absorção de calor.Desloca o equilíbrio no sentido da reação exotérmica para a direita (→ ) Resolver: Dada a reação N2(g) + O2(g) 2 NO(g) ∆H + 90. Se deseja relacionar a variação da temperatura com a constante de equilíbrio Kc.25 kJ . a fim de minimizar seus efeitos. têm-se: Reações endotérmicas. Quando se aumenta a temperatura em um sistema em equilíbrio. isto é. além de provocar um deslocamento do equilíbrio. Kc = [ NH 3 ] 2 [ N 2 ][ H 2 ] Se [NH3] diminui e [N2] e [H2] aumentam. Kc Temperatura RESUMO Aumento de Temperatura: - Desloca o equilíbrio no sentido da reação endotérmica para a esquerda (← ) Diminuição de Temperatura: . que absorvem calor e exotérmicas. deve-se considerar que uma elevação da temperatura favorece a reação endotérmica. faça um esboço do gráfico. Conhecidas as seguintes reações de equilíbrio: I) 2 SO3(g) + calor 2 SO2(g) + 1 O2(g) II) 2 NO2(g) N2O4(g) + calor III) 2 HI(g) H2(g) + 1 I2(g) + calor IV) CO(g) + H2O CO2(g) + 1 H2(g) + calor Em que sentido é deslocado o equilíbrio quando: a) Aumenta-se a pressão do sistema. mantendo-se a temperatura constante. sob P cte. desloca o equilíbrio em que sentido? b) Um aumento de temperatura. 4. 3. 4. Dada à reação: PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) . o equilíbrio da reação não é deslocado. b) Diminui-se a temperatura.139 - Um aumento da temperatura desloca o equilíbrio para a ___________________________ - Uma diminuição da temperatura desloca o equilíbrio para a ________________________ - Escreva a equação da constante de equilíbrio para a reação. EXERCÍCIOS SOBRE EQUILÍBRIO QUÍMICO 1. consequentemente. É conhecida a equação: Pede-se: Cl2(g) + CO(g) 1 COCl2(g) + calor a) Um aumento de pressão à T constante. sob pressão constante. desloca o equilíbrio em que sentido? c) Qual o princípio que foi utilizado para responder os itens a e b. A adição de um catalisador aumenta as velocidades direta e inversa na mesma proporção e. Dado o equilíbrio: 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g) ∆H < 0 em que sentido ele é deslocado quando: a) Aumenta-se a concentração da água? b) Diminui-se a pressão do sistema? c) Aumenta-se a temperatura do sistema? d) Diminui-se a temperatura do sistema? e) Adiciona-se um catalisador? 2. CATALISADOR Os catalisadores não deslocam o equilíbrio. misturou-se 5 mol de SO2 e 3 mols de O2. Pedem-se as concentrações em mol/L de SO2. a temperatura de 490oC.140 Que absorve 39. d) aumentar a pressão total. 1 mol da substância A é colocado em um recipiente de 1L de capacidade. Pede-se o número de mols de C formado. em um recipiente de 2 litros de capacidade. utilizou-se 6 mol de A e atingido o equilíbrio. No início.: 3 mol/L de SO2. b) Decréscimo da temperatura. sofre dissociação térmica: 1A 2 C. Determinar o número de mols de A e C no equilíbrio. CÁLCULO DO EQUILÍBRIO QUÍMICO 1. Quais serão as concentrações finais no frasco quando o equilíbrio for atingido? Dado Kc = 4. Considere a reação realizada num sistema fechado. Resp. e que.: 0. Resp.5 mol de A e 1mol de C Considere o equilíbrio genérico 2A C. 0.:0. 2 mol/L de O2.5 kcal/mol quando a reação ocorre da esquerda para a direita. qual das mudanças abaixo é a mais indicada? a) aumentar a temperatura do sistema. representada pela equação: 4 HCl(g) + 1 O2(g) 2 H2O(v) + 2 Cl2(g) ∆H = . O2 e SO3 equilíbrio. b) adicionar um catalisador.: 1mol 3. no equilíbrio formaram-se 4 mols de SO3. A constante de equilíbrio vale 2.5 mol/L de H2. c) diminuir a concentração de oxigênio.5 mol/L de I2.0. segundo a equação: 2 SO2 + O2 2 SO3 .27 kcal Para aumentar a concentração de gás cloro no equilíbrio. e) aumentar o volume do sistema. Admitindo-se que no início. 1 mol/L de HI 2. 2 mol/L de O2 no . e aquecido a 200oC. 5. 1 mol de hidrogênio e 1 mol de iodo são introduzidos em um frasco de 1 L. c) Acréscimo de certa quantidade de cloro. permaneceram 4 mols de A. Descreva os seguintes fatores: a) Aumento de pressão. Considere o equilíbrio da transformação de SO2 a SO3. Resp. Resp. : LEI DA AÇÃO DAS MASSAS APLICADA AOS EQUÍLÍBRIOS QUÍMICOS H2O(v) + CO(g) encontram-se presentes à 1.82 mol de B. Mantendo-se a temperatura constante.4 X 103 (mol/L) 4.69 1. Acetato de Etila = 199. Se um mol de hidrogênio e um mol de iodo são misturados em um recipiente de 1 litro e aquecidos a 457.7 g de hidrogênio (9.64 mol de C e 0. 0. Iodo = 0.280 g de HI 5.164 mol de D.45 mols por litro de monóxido de carbono.: 1. mantido a 727 C estão em equilíbrio 0. Hidrogênio = 0.54 g de vapor de iodo segundo a equação: 2HI H2(g) + I2(g) Sabendo-se que nas condições da experiência a constante de equilíbrio Kc = 10-3? Resp.7oC atingem o equilíbrio. Álcool Etílico 33. 1. 0.56 g de gás sulfídrico. sabendo-se que num recipiente de o 10 L de capacidade.45 mols por litro de água e 1.700oC.90 g. 1.82 mol de A. 0.69 mols por litro de gás carbônico.7oC = 48.223 mol/L.104. pede-se: a) Qual a equação da reação? b) Qual a massa das substancias envolvidas após o equilíbrio ser alcançado? Dados: Ka 25oC = 4 Resp. Água = 40. 240 g de ácido acético são misturados com 138 g de álcool etílico a 25OC. Num recipiente de 20 litros estão em equilíbrio 0. No equilíbrio: H2(g) + CO2 (g) mols por litro de hidrogênio.856 mols de pentacloreto de fósforo.0224 mol/L 3. Calcular a constante de equilíbrio da reação a 750 oC.416 mol/L 2.2 X 10-3)g de enxofre e 28.4 mols de tricloreto de fósforo e 0. Qual a concentração de cada substância no equilíbrio? Dado: Kc a 457.: Ácido Acético .554 mol/L.01452 mols de cloro. Qual o valor da constante de equilíbrio? R: Kc = 4.22 g. Quantos gramas de iodidreto estarão em equilíbrio com 20 g de hidrogênio e 2.73 g 6.14 g. 2H2 + S2(g) 2H2S sabendo-se que num recipiente de 90 litros de capacidade estão em equilíbrio 13. Calcular Kp para a equação: A(g) + B(g) C(g) + D(g) . Resp: Kc = 9. 26.141 4.223 mol/L . Resp.: Kc = 0.9 Resp: Iodidreto (HI) = 1. Calcular a constante de equilíbrio da PCl3(g) + Cl2(g) reação: PCl5(g) Resp. Aqueceram-se 2 mols de moléculas de pentacloreto de fósforo num recipiente fechado com capacidade de 2 litros.9 Resp.: a) Kc = 6857. Iodo = 1.66 atm 0.5 d) 1. Faz-se a reação entre 25 g de ácido acético e 75 g de álcool etílico a 1000oC. 0. 2 mols de iodo e 3 mols de iodidreto são introduzidos em um balão de 1 litro. Pressão parcial do iodidreto 1.142 7.316 mol/L. 8.: 0.0031 mol de iodo e 0.781 atm. 0.368 mol/L.0106 mols de SO3. Quais serão as concentrações das substâncias no equilíbrio a 490oC? Dado Kc a 490oC = 45.0032 mols de anidrido sulfuroso e 0. Calcular: a) O valor da constante Kc.79 (atm) . 0. iodo e iodidreto (HI) em equilíbrio contêm respectivamente.: 92. 0. Achar a constante de equilíbrio (Kp) do processo: H2(g) + I2(g) 2HI(g) Resp. b) O valor da constante Kp.1095 atm. Pressão parcial do iodo 0. Qual a constante de equilíbrio? Resp.266 mol/L 9.91 (mol/L) 2SO3 b) Kp = 95. Atingido o equilíbrio 40% do PCl5 encontrava-se dissociado em tricloreto de fósforo e cloro.1709 atm 3.6 % 10.1709 atm 2. 0. c) A pressão total da misturam d) A pressão parcial de cada componente.87 atm-2 11.1095 atm e 0. Pressão parcial do hidrogênio c) P = 1.0016 mols de oxigênio. Sabendo-se que a constante de equilíbrio é 4. Dada a reação: 2SO2 + O2 Resp. qual a porcentagem do ácido que esterifica? Resp. Aquecendo-se SO3 a 600oC obtém-se uma mistura em equilíbrio que contém por litro. A 450oC as pressões parciais do hidrogênio. Calcular: a) O valor da constante Kc.0031 mol de hidrogênio. do iodo e do iodidreto(HI) em equilíbrio são respectivamente.318 atm 12. 0. Iodidreto = 4. A temperatura de 400oC uma mistura gasosa de hidrogênio.: Hidrogênio = 0. 1 mol de hidrogênio. b) O valor da constante Kp.: Kp = 50.316 mol/L. Resp: a) Kc = 59.5 b) Kp = 59.0239 mol de iodidreto por litro. 143 13. Calcular a constante Kp para a reação: CO + H2O CO2 + H2, em fase gasosa, sabendo-se que num recipiente de 20 litros de capacidade, mantido a 1.727 oC estão em equilíbrio 0,855 mols de monóxido de carbono, 0,855 mol de vapor d'água, 1,145 mol de gás carbônico e 0,145 mol de hidrogênio. Resp: Kp = 0,23 14. Num recipiente fechado, mantido a 727oC tem-se 0,102 mol/L de amônia, 1,03 mol/L de nitrogênio e 1,62 mol/L de hidrogênio em equilíbrio. Pede-se calcular o valor das constantes Kc e Kp na temperatura mencionada. Dado:N2(g) + H2(g) NH3(g) Resp.: Kc = 0,00237 (mol/L)-2 Kp = 3,52.10-7 (mol/L)-2 2 CO2(g) a 727oC sabendo- 15. Calcular a constante Kc para o equilíbrio: 2 CO(g) + O2(g) se que a esta temperatura a constante Kp = 2,73.1020 (atm)-1. Resp.: Kc = 2,238.1022 (mol/L)-1 16. Em um recipiente de 1 litro de capacidade colocam-se, a baixa temperatura, 0,02174 mols de N2O4(l). Fecha-se o recipiente e aquece-se à 45oC; o N2O4 vaporiza-se e 41,6 % decompõem-se em NO2. Calcular o valor das constantes Kc e Kp para a dissociação: N2O4 2 NO2 . Resp.: Kc = 0,00258 (mol/L)-1 Kp = 0,6727 atm-2 17. O pentacloreto de fósforo dissocia-se segundo a equação: PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g). A 250oC e 1 atm de pressão a densidade do PCl5 parcialmente dissociado é 2,595 g/L. Determinar o grau de dissociação do PCl5 e a constante de equilíbrio Kp na temperatura acima. Resp.: grau de dissociação = 0,8075 (80%) e Kp = 1,816 atm 18. Em um frasco de um litro de capacidade colocam-se 6,0 g de PCl5 sólido. Faz-se vácuo, fecha-se o frasco e aquece-se a 250 oC . O PCl5 torna-se vapor e dissocia-se parcialmente, a pressão é 2,078 atm. Calcular o grau de dissociação do PCl5 em PCl3 e Cl2 e a constante Kp nas condições acima. Resp.: grau de dissociação = 0,683 (68,3%) e Kp = 1,816 atm 19. Um frasco contém um pouco de NaHCO3 e após Ter sido feito vácuo aqueceu-se o sal a 100oC. A pressão de equilíbrio é 0,962 atm. Calcular: a) A constante de equilíbrio Kp para a decomposição do NaHCO3 segundo a equação: 144 2 NaHCO3(s) Na2CO3(s) + CO2(g) b) A massa de NaHCO3 decomposto numa capacidade de 2 litros. Resp.: a) Kp = 0,02313 (atm)-2 b) 5,29 g de NaHCO3 EQUILÍBRIO IÔNICO DE SUBSTÂNCIAS ELETROLÍTICAS - pH Produto Iônico da Água (Kw) H2O + H2O kc = [ H 3O + ][OH − ] [ H 2O]2 H3O+ + OH- Kc.[H2O]2 = [H3O+].[OH-] = KW Por meio da condutividade elétrica da água, determinou-se o produto das concentrações molares dos íons a 25oC. Kw = KH2O = 10-14 mol2.L-2. [H3O+].[OH-] = 10-14 mol2.L-2 CONCENTRAÇÃO MOLAR DA ÁGUA PURA É o número de mols de água em 1 litro da própria água. M H2O = 18 g.mol-1 e d = 1 kg.m-3 (g.cm-3). d = Vm portanto, m = 1 g/cm3 .1000 cm3 = 1000 g nH 2O = 1000 = 55,5 mol 18 Em 1 litro têm-se M =[H2O] = 55,5 mol/L M = n / V = 55,5 mol/L GRAU DE IONIZAÇÃO, DISSOCIAÇÃO IÔNICA OU EQUILÍBRIO (α α) 145 O grau de dissociação, ionização ou equilíbrio é dado pela equação: α= n o mols ionizados no mols inicialmente dissolvidos α = [HM ] .100 100 [H ] = α .M + + Se: α > 50% têm-se um ácido forte 50% α≥ ≥ 5% têm-se um ácido moderado α < 5% têm-se um ácido fraco Pela estequiometria da reação para cada mol de H+ formado, produz 1 mol de OH-. Portanto no equilíbrio temos: [H+] = [OH-]. Se denominarmos a [H+] de x: Kw = x .x = x2 como x2 = 1.10-14 assim: x = 10-7. Para a concentração da água pura: Quando: [H+] = [OH-] = 10-7 – neutra [H+] > [OH-] > 10-7 – ácida [H+] < [OH-] < 10-7 – básica CONCEITO DE pH (potencial hidrogeniônico) As concentrações das soluções podem variar de 10 M até 1.10-14 M. Conceito: pX = log10 [ X1 ] = − log10 X Para a concentração hidrogeniônica: pH = log10 [H1+ ] ou [ ] pH = − log10 H + Exemplo: Em solução de concentração de íons [H+] = 10-3 M pH = -log10 [H+] = -log1010-3 = 3 Para a concentração hidroxiliônica [OH-]: pOH (potencial hidroxiliônico) [ A − ] K c [ H 2 O] = [HA] Kc = Ka = [ H 3O + ].[ A − ] [HA] [ [ [ H 3 O + ].146 pOH = -log10[OH-] = colog [OH-] A somatória do pH e pOH têm-se a equação: pH + pOH = 14 CONSTANTE DE IONIZAÇÃO DE UM ÁCIDO (Ka OU Ki ) H3O+ + A- HA + H2O [ H 3O + ].[OH-] Temos: K w .PAR CONJUGADO ÁCIDO-BASE BRÖNSTED-LOWRY .[HA] [ H 3O + ].[ A − ] [ H 2 O].[ A − ] Ka = [HA] OH − [ Como Então: Ou Kb ] [ HA ][OH − ] = [A − ] Kw Ka = Kb Kw Kb = Ka REVISÃO .[ A − ] OH − Ka = [HA] OH − ] ] Como: KW = [H3O+]. 147 Em reações ácido-base ao perder o próton.n / V Ka = (α .: HCl + H2O ácido 1 base 2 NH3 + H2O ácido 2 base 2 ácido 1 H3O+ + Cl- base 1 NH4+ + OH- ácido 2 base 1 LEI DA DILUIÇÃO DE OSTWALD À medida que a concentração em mols de um eletrólito (ácido. o grau de ionização ou dissociação (α) aumenta a certa temperatura. o ácido se transforma em sua base conjugada e a base ao receber o próton se transforma em seu ácido conjugado. Par conjugado ácido-base é constituído por um ácido e uma base que diferem entre si por um próton.n] / V n − α .n α. Ex.n )2 / V 2 n. n o mols ionizados ou dissociados no mols inicialmente dissolvidos α= [nionizados ] = α .(1 − α ) / V . n – α.[ A− ] Ka = [HA] Ka = [α .n α.n + A- Quando temos um ácido fraco α é pequeno.n α.n] / V .n α. portanto pode ser desprezado. M Sendo V = 1L HA H3O+ n Início t = 0 n 0 0 n Reage t = 1 α. Supondo um volume V temos: [ H 3O + ].[α .n n EQ t = equil. base) diminui. : pH = 3 5.03 M de ácido acético sabendo-se que sua constante de ionização (Ka) é igual a 1.10-5. A um litro de água destilada adiciona-se 1 gota (1 mL contam aproximadamente 20 gotas) de ácido clorídrico 0.17.13 9.148 α2 Ka = M (1 − α ) EXERCÍCIOS SOBRE pH e pOH 1. Resp: a) pH = 3 b) pOH = 11 7.45. Calcular o pH e o pOH de uma solução cuja concentração hidrogeniônica é 3.3 . Mostrar que a concentração hidrogeniônica de uma solução é igual a 10-pH (dez elevado a menos pH).38. Resp: pH = 10 8. Calcular o pH de uma solução 0. básica ou neutra? Resp.10-5.00365 g de soluto. Uma solução tem concentração hidroxiliônica igual a 10-6 mol de íons por litro.1 molar. Qual o pH da solução resultante? Resp. Resp.22 e b) 10. Uma solução de 100 mL de ácido clorídrico contém 0.10-11 6.10-5.03.: pH = 3. b) concentração hidrogeniônica = 4. sabendo-se que o mesmo se encontra 2% dissociado. Considerar o ácido totalmente dissociado.97 10.8.05 M de hidróxido de amônio sabendo-se que sua constante de ionização (kb) é igual a 1.: pH =10. Tem-se pH de duas soluções que são: a) 4. Resp.: pH = 5.: pH = 10. Qual o pH de uma solução 0.54 3. 4.05 molar de ácido acético.10-11 mols de íons por litro.46 e pOH = 3.75. Calcular: a) pH e b) pOH. Calcular o pH de uma solução 10-4 molar de hidróxido de sódio.: a) concentração hidrogeniônica = 6. Qual a concentração hidrogeniônica de cada solução? Resp. Resp. A solução é ácida. 2.: básica. Calcular o pH de uma solução 0. Resp. [SO2] = 0. O equilíbrio envolvido na formação do ácido sulfúrico na água da chuva é representado através das equações: .0). após a adição de SO2? Justifique.30. um técnico sugere a adição imediata de 350 g de hidróxido de amônio. Se 0. qual a concentração do NO (mol/L) quando o equilíbrio for atingido? 2. Calcule o pH da solução resultante da adição de 100mL de solução aquosa 0. Um tanque de 10.1 mol/L de HCl. Um dos impactos ambientais estudados é a chuva ácida onde um dos ácidos responsáveis é o enxofre e seus derivados. e se o valor da constante de equilíbrio for 10–2. b) Verifique se a ação sugerida pelo técnico é eficiente para deixar novamente a solução do tanque neutra (aproximadamente pH = 7. a certa temperatura: NO(g) + SO3(g) NO2(g) + SO2(g) Verificou-se que a concentração molar de cada componente era: [NO2] = 0. Atingido o equilíbrio.5 mols de SO2 forem introduzidos à temperatura constante.00. [SO3] = 0. assinale o processo que pode ser empregado para aumentar. observa-se a formação de 2 mols de Br2 gasoso. d) adição de um catalisador.000 litros usado para reprodução de peixes foi contaminado acidentalmente com 490 g de ácido sulfúrico. 4.149 EXERCÍCIOS EXTRAS EQ E pH 1. pergunta-se: a) Qual será a nova concentração dos reagentes e produtos quando o equilíbrio for restabelecido? b) Para que lado da reação será deslocado o equilíbrio. 8. b) adição de O2.2 mols de N2 e a mesma quantidade de O2. 5. De acordo com essa informação.10.Qual o Kc? 2HBr(g) ⇄H2(g)+Br2(g) 3. a concentração do SO2 no equilíbrio: a) aumento da pressão. Colocam-se em um recipiente de 2 litros 8 mols de HBr gasoso. a) Calcule o pH do líquido presente no tanque logo após a contaminação com o ácido sulfúrico. Observações calorimétricas mostram que a reação é exotérmica: SO2(g) + O2(g) 2SO3(g). [NO] = 2. c) aumento da temperatura. 6.60. Seja a reação: N2 (g) + O2 (g) ⇄ 2 NO (g) Se colocarmos em um recipiente de 1 litro 4. Uma mistura é analisada no equilíbrio. com certeza. Para neutralizar o ácido.2mol/L de NaOH a 150mL de solução aquosa 0. Indique ainda o ponto onde ocorreu o equilíbrio químico.0 mols de amônia num recipiente fechado de 5. K. b) A expressão da constante de equilíbrio da reação é dada por: [PCl5] / ([PCl3] [Cl2].0 litros de capacidade. pergunta-se qual é a constante de equilíbrio. a formação do reagente é favorecida. São colocados 8. a concentração dos três gases é 0. obtêm-se 4 mols/L de SO3 quando o sistema atinge o equilíbrio. d) Se. pós algum tempo. em um dado instante. representando as concentrações em mol/L (ordenadas) versus tempo em segundos (s) nas abscissas. a) A temperatura de 400 K. c) No equilíbrio. c) Com base no item b. Acima de 450ºC estabelecem-se. uma quantidade de PCl3(g). mostre como ficaria o novo gráfico com o aumento da concentração de SO2(g). d) Ainda com base no item b. mostre como ficaria o novo gráfico com a diminuição da pressão. e) No equilíbrio. Kc.150 SO2(g) + O2(g) SO3(g) + H2O SO3(g) ∆H< 0 H2SO4(g) Responda: a) Calcule o valor da constante de equilíbrio reagindo-se 6 mols/L de SO2 com 5 mols/L de O2. b) Construa um gráfico para este equilíbrio. nessas condições? 10. o equilíbrio: 2NH3(g) 3H2(g) + N2(g) Sabendo que a variação do número de mols dos participantes está registrada no gráfico a seguir.1 mol L-1. pode-se dizer que neste instante a reação de formação de PCl5(g) é favorecida. 9. ao se retirar da reação. certa quantidade de cloro haverá maior formação de PCl5. ao se adicionar à reação. . assinale a afirmativa incorreta e justifique. Considere a reação a seguir no equilíbrio a 400 K e sua respectiva constante de equilíbrio. a reação de formação de PCl5(g) será favorecida. São Paulo: Cengage Learning Edições Ltda. Química Geral Aplicada à Engenharia. BIANCHI. D.L. 3 ed. Química Geral. v 1 e 2.. 2009. 2007.E.W..E. 1979. R.. SHRIVER.. A. Química .J. Química Inorgânica. LEMAY JR. S. MYERS. v. Modern Inorganic Chemistry. São Paulo:Edgard Blücher. C. Química Inorgânica não tão Concisa. 1999. B. Química – A Ciência Central. São Paulo: Mc Graw Hill. 1995... . BRADY.. São Paulo: Edgard Blücher. LEE.. J. J. KAIM. BRADY. et al. TREICHEL P.ed. JOLLY. Princípios de Química – Questionando a vida moderna e o meio ambiente – 1 ed. D. J. Singapure:Mac Graw-Hill. 2 ed. São Paulo: Edgard Blücher. Rio de Janeiro: LTC. São Paulo: Cengage Learning Edições Ltda.M. Rio de Janeiro:Guanabara Dois.. T. H. W & SCHWEDERSKI B. L. 1986. ATKINS. Química um Curso Universitário. D. BROWN. T. Rio de Janeiro: LTC. L. B. P.151 R RE EF FE ER RÊ ÊN NC CIIA AS S ATKINS.E. G. 1991..L. São Paulo: Bookman.VALLARINO. 6 ed. Química Geral e Reações Químicas. P. G. 2002. MAHAN. I e II. 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