QUÍMICA INORGÂNICA BÁSICA - 2020.1

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Curso de Química Inorgânica Básica

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Apresentação

O curso de Química Inorgânica Básica, foi elaborado visando as dificuldades que os estudantes apresentam com relação ao aprendizado em química, trabalhando com modelos atômicos moléculas e alguns experimento de forma concreta, deixando assim as aulas atrativas para o ensino de química.

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Sumário

1- Conceitos Fundamentais.................................................................................04 2- Estrutura Atômica...........................................................................................07 3- Massa Atômica................................................................................................10 4- Eletrosfera.......................................................................................................10 5- Classificação Periódica.....................................................................................13 6- Funções Inorgânicas........................................................................................18 7- Ligações Químicas...........................................................................................24 8- Reações Inorgânicas........................................................................................28 9- Cálculos Químicos...........................................................................................32

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4 atomicidade O2 e O3 ou pela estrutura cristalina (carbono diamante e carbono grafite).

DISCIPLINA: QUIMICA PROFESSORA: KELLY MELO

4) Fenômenos: I. CONCEITOS FUNDAMENTAIS: Elemento químico: é constituído de átomos de mesmo nº atômico e representado por um símbolo. Ex: 16O8 Elemento químico

átomos

símbolos

2) Substâncias química: é constituída de moléculas e representada por uma fórmula. Ex: H2SO4 – fórmula molecular da substância ácido sulfúrico, constituída de 2 átomos do elemento Hidrogênio (H), 1 átomo do elemento Enxofre (S)e 4 átomos do elemento Oxigênio (O). a) Substância pura: possui uma espécie de molécula. Ex: Substância pura água – formada apenas por moléculas de água (H2O).

Critérios de pureza: composição química fixa (fórmula molecular), PF e PE constantes a uma dada pressão e densidade característica em determinada temperatura e pressão.

a) Físicos: as propriedades físicas e químicas das substâncias são conservadas. São processos reversíveis. Ex: mudanças de estado físico, misturas, ductibilidade (fios), maleabilidade (lâminas). b) Químicos: as propriedades físicas e químicas das substâncias não são conservadas. São processos, geralmente, irreversíveis. Ex: reações químicas espontâneas (oxidação do ferro ao ar). c) Físico-Químicos: as propriedades físicas e químicas das substâncias não são conservadas. São processos, geralmente, irreversíveis. Ex: reações químicas não espontâneas (eletrólise do KCI). d) Biológicos: são os fenômenos físicos, químicos e físico-químicos que ocorrem nos seres vivos. Ex: visão, digestão, respiração.

O processo da visão é físico-químico.

5) Mudanças de estado físico:

Gráfico:

Observações: (1a) Vaporização: evaporação, ebulição e calefação.

b) Substância simples pura: formada por apenas um elemento químico. Ex: Fe, H2.

2a) Temp. de fusão = temp. de solidificação / Temp. de ebulição = temp. de liquefação ou condensação.

Obs: ATOMICIDADE é o nº de átomos existentes na molécula de uma substância simples. As substâncias podem ser monoatômicas, diatômicas, triatômicas, tetratômicas, octatômicas e de atomicidade infinita.

3a) Quando à temperatura ambiente a substancia é sólida ou líquida, falamos em estado de vapor, e quando gasosa, usamos o termo estado gasoso.

c) Substância composta pura: formada por mais de um elemento químico. Ex: H3PO4.

As substâncias compostas podem ser classificadas quanto ao número de elementos químicos em: binárias, ternárias, quaternárias.

Vapor líquido: condensação / Gasoso liquefação.

(4a) Substâncias importantes que sublimam: I2, cânfora, naftalina, gelo-seco.

6) Misturas: é a união de duas ou mais substâncias, que não reagem entre si. Exemplos:

3) Alotropia: é o fenômeno em que um elemento químico forma duas ou mais substâncias simples diferentes, os alótropos, que diferem entre si pela Centro de Matemática, Ciências e Filosofia – CMCF

líquido:

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5 Gráfico:

a) Mistura comum: não há patamares durante a fusão e a ebulição.

c) Misturas azeotrópicas: apresentam temperatura constante durante a ebulição ou liquefação (ou condensação), comportando-se como substância pura durante essas mudanças. Ex: etanol (96%) + H2O (4%) – PE da mistura = 78,2 ºC / etanol puro – PE = 78,3 ºC e H2O pura – PE = 100 ºC. - Classificação:

Gráfico:

Misturas homogêneas ou soluções: não conseguimos enxergar as partículas do soluto (diâmetro menor que 10Å), são monofásicas. Ex: água + álcool (álcool é miscível em água).

Obs: Misturas gasosas são sempre homogêneas.

Misturas heterogêneas ou dispersão: apresentam duas ou mais fases. Há dois tipos de misturas heterogêneas: 1º) Colóides – as partículas do soluto (disperso, com diâmetro entre 10Å e 1000Å) são observadas em um ultramicroscópio. Ex:

7) Métodos de separação de misturas: 7.1) Misturas heterogêneas: a) Sistema sólido-sólido:

2º) Suspensões – as partículas do soluto (disperso, com diâmetro maior que 1000Å) são observadas a olho nu ou através de um microscópio comum. Exemplo: água + areia. b) Misturas Eutéticas – apresentam temperatura constante durante a fusão ou a solidificação, comportando-se como substância pura durante essas mudanças. Ex: Cd (40%) + Bi (60%) – PF da mistura = 140 ºC / Cd puro – PF = 320 ºC e Bi puro – PF = 270 ºC.

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b) Sistema sólido-líquido

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6 c) Sistema sólido-gás:

destruição da camada de ozônio da atmosfera, mediante a reação do ozônio com o óxido nítrico produzido pelos motores de aviões. Essas relações podem ser representadas por:

d) Sistema líquido-líquido: Com relação às reações anteriores e às espécies nelas presentes, estão corretas as afirmativas, exceto: e) Sistema líquido-gás: para a separação de um líquido de um gás basta diminuir a pressão sobre o sistema, agitar o sistema ou então aquecê-lo. Com isso expulsamos o gás. Ex: refrigerante 7.2) Misturas homogêneas: a) Sistema sólido-sólido: fusão fracionada.

Ex: moedas Cu (75%, PF = 1083,4 ºC) + Ni (25%, PF = 1453 ºC). b) Sistema sólido-líquido:

A) Tanto a reação I como a reação II envolvem os mesmos elementos químicos.

B) Há uma substância simples comum às reações I e II. C) Na reação II há duas formas alotrópicas de um elemento químico.

D) As espécies presentes na reação I constituem uma mistura homogênea.

E) As espécies presentes na reação II são substâncias compostas.

3) A relação abaixo contém uma série de substâncias numeradas:

Assinale a única afirmação falsa: c) Sistema líquido-líquido:

d) Sistema líquido-gás: aquecimento simples. Ex: O2 + H2O. e) Sistema gás-gás: liquefação fracionada. Ex: Separação do O2 (PE = -183 ºC) e N2 (PE = -195 ºC) do ar atmosférico. Lembrete: PE = ponto de liquefação.

EXERCÍCIOS DE SUBSTÂNCIAS E MISTURAS 1) Bronze, “gelo seco” e respectivamente, exemplos de:

diamante

são,

A) mistura, substância simples, e substância composta.

B) mistura, substância composta, e substância simples.

C) substância composta, mistura, e substância simples.

D) substância composta, substância simples, e mistura.

E) substância simples, mistura, e substância composta.

2) Uma das controvérsias relativas ao uso de aviões supersônicos do tipo concorde era a possibilidade de Centro de Matemática, Ciências e Filosofia – CMCF

A) A presença de 3 ou 4 em 1 formará soluções de PF e PE diferentes dos da água.

B) São substâncias compostas: 1, 2, 3, 4 C) São misturas homogêneas: 1+3, 1+4, 5+6 D) Contém duas fases: 2+3+4 E) São substâncias simples: 5 e 6 4) Indicar qual das alternativas abaixo corresponde a um processo químico: A) volatilização da água B) fusão de uma lâmina de prata C) atração de uma agulha por um ímã D) dissolução de um cubo de gelo em água E) escurecimento de uma colher de prata 5) Assinale a opção que indica corretamente os processos utilizados para separar os componentes das misturas abaixo: I- solução aquosa de cloreto de potássio II- petróleo III- enxofre + água IV- óleo + água

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7 C) verdadeira, pois a QUÍMICA só estuda materiais artificiais.

D) enganosa, pois confunde o leitor, levando-o a crer que “química” significa não saudável, artificial.

E) verdadeira, somente se o produto oferecido não contiver água.

9) Considere o seguinte grupo de substâncias:

H2S + C6H2O6 + CO2 O número de substâncias, o número de elementos químicos e o número total de átomos é, respectivamente:

6) Considere o quadro abaixo:

A) 3, 4, 30 B) 3, 7, 30 C) 5, 4, 27 D) 7, 3, 27 E) 4, 3, 30 A respeito desses compostos, está correto afirmar que a (o):

10) O sistema constituído por água líquida, ferro sólido, gelo e vapor d’água apresenta:

A) água tem na sua molécula 1 átomo de hidrogênio ligado a 2 átomos de oxigênio.

B) gás carbônico resulta da união de 2 moléculas de oxigênio a 1 molécula de carbono.

C) ozônio é constituído de elementos do oxigênio.

D) ferrocianeto ferroso é constituído de 3 elementos químicos distintos.

E) ácido sulfúrico resulta da união de 2 elementos H ligados a 1 elemento S e a 4 elementos O.

A) 3 fases B) 5 fases C) 4 fases D) 2 fases E) 1 fase

7) Assinale a alternativa falsa: A) O sangue é uma mistura heterogênea.

B) As misturas são formadas por dois ou componentes.

C) As misturas eutéticas se comportam substâncias puras durante a fusão.

D) as misturas azeotrópicas se comportam substâncias puras durante a fusão.

E) a mistura de gases constitui sempre uma fase.

mais como

1) Evolução histórica: 1.1- Primeiras noções de átomo: PARTÍCULA INDIVISÍVEL. 1.2- Modelo atômico de Dalton (“ Bola de Bilhar”): - A matéria é constituída por pequenas partículas chamadas átomos, considerados como esferas maciças, homogêneas, indivisíveis e indestrutíveis; - Átomos que possuem as mesmas propriedades representam um mesmo elemento químico;

como única

8) Certas propagandas recomendam determinados produtos, destacando que são saudáveis por serem naturais, isentos de QUÍMICA. Um aluno atento percebe que essa informação é: A) verdadeira, pois o produto é dito como natural porque não á formado por substâncias químicas.

B) falsas, pois as substâncias químicas são sempre benéficas.

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II- Estrutura Atômica:

- Diversos átomos podem combinar-se, originando espécies químicas distintas, como numa reação, formando novas substâncias.

1.3- Modelo atômico de Thomson (“Pudim de Passas”): - O átomo é uma esfera de cargas positivas, na qual os elétrons estão espalhados como se fossem passas num pudim; - A densidade do átomo é uniforme; - O átomo é neutro, com nº de carga positiva igual ao nº de carga negativa; Curso de Química Inorgânica Básica

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8 - Admitiu-se a divisibilidade da matéria e a natureza elétrica da mesma.

1.4- Modelo atômico de Rutherford (Modelo “Planetário”):

1.6- Descoberta do nêutron por Chadwick: - Partícula sem carga elétrica, localizada no núcleo do átomo, “isolando” os prótons, evitando repulsões elétricas.

1.7- Modelo atômico atual:

2) Características atômicas: - A matéria é quase que inteiramente constituída por espaços vazios;

Consideramos a massa do próton = massa do nêutron.

- A matéria apresenta pequenos núcleos, onde se concentra a massa do átomo;

Como a massa do elétron é desprezível, podemos afirmar que a massa do átomo está praticamente toda concentrada no núcleo.

- Os núcleos apresentam carga elétrica positiva, os prótons;

3) Conceitos importantes:

- Os elétrons estão ao redor do núcleo, na eletrosfera, em órbitas circulares.

3.1- Número atômico (Z): é o nº de prótons (p) de um núcleo atômico.

Z=p=e O número de prótons identifica um átomo.

Modelo carente em bases justificassem sua estabilidade.

teóricas

que 3.2- Número de massa (A): é a soma do nº de prótons (p) e nêutrons (n) de um núcleo atômico.

A = p+n

1.5- Modelo atômico de Rutherfor-Bohr: 3.3- Neutralidade elétrica: em um átomo neutro, o nº de prótons (p) é igual ao nº de elétrons (e). p =e 3.4- Número de nêutrons (n): sabemos que A = p+n e Z = p, logo A = Z+n n = A-Z 3.5- Elemento químico: é o conjunto de átomos de mesmo nº atômico (Z)

- Os elétrons giram ao redor do núcleo em órbitas permitidas (estados estacionários), sem ganho ou perda de energia;

Cada elemento químico recebe um nome e uma abreviação chamada símbolo, que é universal.

Notação geral de um elemento químico:

- Quando um elétron recebe energia, ele se afasta para uma órbita mais externa. Essa órbita é uma posição instável e voltando a sua órbita original, o elétron emite energia na forma de onda eletromagnética (luz, ultravioleta, raios-X,...);

Exemplo: - Representa um átomo de sódio que possui 11 prótons, 11 elétrons e 12 nêutrons.

- Um elétron é mais facilmente ativado quanto mais externo ele for ao núcleo.

3.6- Íons: são espécies eletricamente carregadas, onde o nº de prótons difere do nº de elétrons. p ≠ e

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9 Temos dois tipos de íons: - cátions: íons positivos formados pela perda de elétrons (p>e); - ânions: íons negativos formados pelo ganho de elétrons (p<e).

A carga indica a valência do íon (monovalente, bivalente, trivalente,...).

4.3- Isótonos: são átomos de diferentes números de prótons (elementos diferentes), diferentes números de massa, porém com mesmo número de nêutrons (n).

Características: Os isóbaros diferem entre si nas propriedades físicas e químicas.

3.7- Cálculo de partículas em moléculas e íons moleculares:

Os isótonos diferem entre si nas propriedades físicas e químicas.

Os isótopos diferem nas propriedades físicas (PF, PE, densidade,...), mas apresentam as mesmas propriedades químicas (reatividade, ligações interatômicas).

4.4- Espécies isoeletrônicas: possuem o mesmo nº de elétrons.

4) Relações entre átomos: 4.1- Isótopos: são átomos de mesmo nº de prótons (mesmo Z) e diferentes números de massa.

Os isótopos pertencem ao mesmo elemento químico, que possuem números de nêutrons diferentes, o que resulta em números de massa diferentes, e possuem as mesmas propriedades químicas.

- Isótopos do hidrogênio (os únicos que possuem nomes particulares): - chamado de prótio ou hidrogênio leve. Possui um próton e um elétron. Ocorrência na natureza = 99,98% - chamado de deutério ou hidrogênio pesado.

Possui 1 próton, 1 elétron, e 1 nêutron. Ocorrência na natureza = 0,02% - chamado de trítio ou tritério ou hidrogênio muito pesado. Possui 1 próton, 1 elétron, e 2 nêutrons.

Ocorrência na natureza = 10-7% 4.2- Isóbaros: são átomos de diferentes números de prótons (elementos diferentes), mas que possuem o mesmo número de massa (A).

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EXERCÍCIOS DE ESTRUTURA ATÔMICA 1) Dalton, na sua teoria atômica, propôs, entre outras hipóteses, que: “Os átomos de um determinado elemento são idênticos em massa”. À luz dos conhecimentos atuais podemos afirmar que: A) a hipótese é verdadeira, pois foi confirmada pela descoberta dos isótopos; B) a hipótese é verdadeira, pois foi confirmada pela descoberta dos isótonos; C) a hipótese é falsa, pois com a descoberta dos isótopos, verificou-se que átomos do mesmo elemento químico podem ter massas diferentes; D) a hipótese é falsa, pois com a descoberta dos isóbaros, verificou-se que átomos do mesmo elemento químico podem ter massas diferentes.

2) 12 C e denominados:

14

C representam os fenômenos

A) isomeria e isomorfismo B) alotropia e isobaria C) isomorfismo e isobaria D) isomeria e alotropia E) alotropia e isotopia

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10 3) As alternativas referem-se ao n º de partículas constituintes de espécies atômicas. A afirmativa FALSA é:

. .

1 u.m.a ou u corresponde a 1/12 do C12 1 u = 1,66x10-24g

2) Massa Atômica (M.A): A) dois átomos neutros com o mesmo nº atômico têm o mesmo número de elétrons B) um ânion com 52 elétrons e nº de massa 116 tem 64 nêutrons C) um átomo neutro com 31 elétrons tem nº atômico igual a 31 D) um átomo neutro, ao perder 3 elétrons, mantem inalterado seu nº atômico E) um cátion com carga 3+, 47 elétrons e 62 nêutrons tem nº de massa igual a 112.

4) Um sistema é formado por partículas que apresentam a composição atômica 10 prótons, 10 elétrons e 11 nêutrons.

Ao sistema foram adicionadas novas partículas. O sistema resultante será quimicamente puro se as partículas adicionadas apresentarem a seguinte composição atômica: A) 21 prótons, 10 elétrons e 11 nêutrons B) 10 prótons, 10 elétrons e 12 nêutrons C) 11 prótons, 11 elétrons e 11 nêutrons D) 20 prótons, 20 elétrons e 22 nêutrons E) 11 prótons, 11 elétrons e 12 nêutrons 5) O íon 56Ba2+ é isoeletrônico do íon I. Qual é o nº atômico do I? 6) Se o número total de elétrons no íon [M(H2O)4]2+ é igual a 50, então o nº atômico de M é: A) 10 B) 12 C) 8 D) 42 E) 40 7) Quais dos átomos genéricos (A, B, C, D) pertencem ao mesmo elemento químico?

Dados: I- nº de massa de A é 4x+2 e de nêutrons é 2x-1.

II- nº de massa de B é 5x e de prótons é x.

III- nº de nêutrons de C é 3x e de elétrons é 3x.

IV- nº de nêutrons de D é 2x+5 e de prótons é 2x+3.

a) de um átomo (isótopo): é a massa apresentada por um determinado isótopo de um elemento químico. Indica quantas vezes a massa de um átomo é mais pesada que 1 u.m.a.

Exemplo: 19F = 19u b) de um elemento: é a média aritmética ponderada das massas dos seus isótopos, usando como “pesos” a proporção natural destes isótopos MA = M.A(X1) x a% + M.A (X2) x b% 100 Obs: Número de massa (inteiro) é diferente de massa atômica (fracionário).

EXERCÍCIOS DE MASSA ATÔMICA 1) Indique, entre as porcentagens abaixo, qual a massa atômica de um elemento hipotético X, que possui três isótopos listados abaixo (I, II e III), com as respectivas abundâncias isotópicas:

2) O elemento cobre, que é utilizado em cabos elétricos, circuito impresso e hélices para navios, entre outras aplicações, tem massa atômica 63,5 e apresenta os isótopos 63Cu e 65Cu. Determine a abundância do isótopo 65 no elemento cobre.

3) É dada abaixo a composição isotópica de um elemento químico, cuja massa atômica é 92,5.

1º isótopo: 45 prótons e 46 nêutrons 2º isótopo: 47 nêutrons 3º isótopo: 48 nêutrons Qual deve ser a ocorrência do isótopo mais pesado para que a abundância do segundo isótopo seja o triplo da abundância do isótopo mais leve?

A) A e D B) A e C C) A e B D) B e C E) C e D

IV – Eletrosfera

III- Massa Atômica:

1) Números quânticos:

1) Unidade de massa atômica (u.m.a ou u):

Cada elétron possui uma órbita definida e sua localização e movimento podem ser identificados por quatro estados quânticos (números quânticos).

A unidade de massa foi criada para medir a massa de átomos, moléculas ou íons. .

Átomo-padrão: isótopo 12 do carbono

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11 1º: Número quântico principal (n): indica o nível (ou camada) de energia onde se encontra o elétron.

Obs: 1) A fórmula 2n2 pode ser aplicada nos 4 primeiros níveis.

Para um mesmo subnível, os valores de m (nº quântico magnético) variam de –I a +I, que representam os orbitais.

2) Colocando os níveis em ordem crescente de energia, temos: K<L<M<N<O<P<Q. 2º: Número quântico secundário ou azimutal (I): indica o subnível (ou subcamada) de energia onde se encontra o elétron. Cada nível de energia é constituído por um ou mais subníveis.

Obs:

4º: Número quântico magnético spin (s ou ms): indica o sentido de rotação do elétron em torno de seu próprio eixo.

Dois elétrons que tenham spins diferentes (que giram em sentidos opostos) irão criar campos magnéticos opostos.

Neste caso, a repulsão elétrica natural será compensada por uma atração magnética e esses elétrons irão se “suportar”, podendo compartilhar uma mesma região restrita.

Por convenção:

Princípio da exclusão de Pauli: “No mesmo orbital pode haver no máximo 2 elétrons de spins contrários.”

3º: Número quântico magnético orbital (m ou ml): indica a posição do orbital no espaço.

“Dois elétrons de um mesmo átomo não podem ter o mesmo conjunto do número quântico.”

Um nível é constituído de subníveis e cada subnível é um conjunto de orbitais.

Regra de Hund – distribuição dos elétrons nos orbitais: “Um orbital só se completa quando todos os demais orbitais do mesmo subnível tiverem, pelo menos, um elétron.”

Por conversão, o primeiro elétron distribuído tem spin -1/2.

Obs: elétron desemparelhado: sozinho dentro de um orbital.

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12 elétrons paralelos: quando apresentam os mesmos spins. elétrons antiparalelos: quando apresentam spins contrários.

Resumo:

Obs3: O subnível 3d é mais energético que o 3s.

Assim, um elétron para saltar do subnível 3s para o 3d deve absorver energia. Ao retornar do estado excitado (3d) para sua órbita primitiva (3s) emitirá energia sob a forma de onda eletromagnética.

Exemplo: Distribuição eletrônica para o átomo de 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 distribuição em subníveis de energia.

35Br

2) Distribuição eletrônica: Os elétrons de um átomo distribuem-se em níveis e subníveis em ordem crescente de energia, obedecendo o número máximo de elétrons permitidos.

Obs1: Cálculo de energia: E = n+L, onde n e L são, respectivamente, os números quânticos principal e secundário.

Ex: 1s: E = 1+0=1 2s: E = 2+0=2 3s: E = 3+0=3 4s: E = 4+0=4 2p: E = 2+1=3 3p: E = 3+1=4 4p: E = 4+1=5 3d: E = 3+2=5 Obs2: No caso da energia ser igual para dois ou mais subníveis, o mais energético será o maior nº quântico principal.

K=2, L=8, M=18, N=7 distribuição em níveis de 2 2 6 2 energia 1s 2s 2p 3s 3p6 4s2 3d10 4px2 4py2 4pz1 distribuição por orbitais (Regra de Hund).

Nível ou camada de valência: é a camada ou nível mais externo de um átomo no estado fundamental.

Ex: 35Br

4s2 4p5

n=7

Elétrons de valência: ficam representados na camada de valência.

Ex: 35Br

4s2 4p5

Subnível mais energético: é o último na distribuição eletrônica em ordem crescente de energia por subnível, que não se encontra necessariamente no nível mais externo.

Ex: 35Br

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

Elétron diferenciador: é o último elétron do subnível mais energético.

Ex: 35Br 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 elétron diferenciador = 5º elétron do subnível p Obs4: Algumas exceções: Observe:

Para as exceções acima, uma explicação é que um orbital fica mais estável quando preenchido totalmente ou semipreenchido (pela metade). Assim, as configurações d5, d10, f7, e f14 são muito estáveis.

Ordem crescente de subníveis de energia: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f14 6d10

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Representação simplificada da distribuição eletrônica utilizando o gás nobre que antecede o elemento, em relação ao número atômico.

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13 Ex: K19 – [Ar] 4s1 Distribuição eletrônica de íons: - Cátions: fazer a distribuição eletrônica do átomo no estado fundamental e depois retirar os elétrons para formar o cátion, sendo que os primeiros elétrons a saírem são os da camada de valência.

II- Na configuração eletrônica do elemento químico com Z=26 há 6 elétrons no subnível d.

III- 3s2 3p6 corresponde à configuração dos elétrons de valência do elemento químico de Z=35.

IV- Na configuração eletrônica do elemento químico de Z=21 há 4 níveis energéticos.

Estão corretas somente as afirmações: A) I e II B) I e III C) II e III D) II e IV E) III e IV

Ex: 25Mn 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5, 25Mn2+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5

6) Considere os casos:

- Ânions: os elétrons ganhos são adicionados primeiramente na camada de valência.

Ex: 16S2-

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Subníveis teóricos: g18, h22, i26, j30 EXERCÍCIOS DE Nº QUÂNTICOS E DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA 1) Determine os valores dos números quânticos principal, secundário, magnético e spin para: a) o elétron de maior energia do átomo de Zinco (Z=30):

Dentre as designações para estados quânticos, as que NÃO descrevem um estado característico (permitido) para um elétron num átomo são: A) 1 e 4 B) 1 e 5 C) 2 e 3 D) 3 e 4 E) 3 e 5 V – Classificação Periódica a) Organização dos elementos:

b) os elétrons de valência do átomo de Zinco (Z=30): 2) O átomo de um elemento químico tem 14 elétrons no 3º nível energético. Determine para esse elemento químico:

A tabela periódica atual apresenta os elementos em ordem crescente de seus números atômicos b) Períodos (linhas horizontais)-

a) Sua distribuição eletrônica em subníveis de energia:

Correspondem aos níveis ou camadas eletrônicas (São 7: K, L, M, N, O, P, Q)

b) Sua distribuição eletrônica em níveis de energia: c) O número de elétrons no subnível de maior energia: 3) Utilizando o respectivo gás nobre, escreva as distribuições eletrônicas dos seguintes átomos: a) 38Sr

b)24Cr c)26Fe3+

4) Um dos elétrons do elemento alumínio apresenta como números quânticos: n=2, I=1, m=0. Trata-se, portanto, do:

Ex: Potássio está localizado na 4º linha e possui 4 camadas eletrônicas ocupadas.

c) Grupos A e B- linhas verticais Cada grupo está dividido em subgrupos. Os subgrupos relacionam-se com os níveis de maior energia dos elementos.

Subgrupo A – Elementos representativos – subníveis de maior energia: s ou p. Esse subgrupo recebe nomes especiais, chamados de famílias.

A) 6º elétron B) 5º elétron C) 7º elétron D) 4º elétron E) 8º elétron 5) Considere as afirmações abaixo: I- O elemento químico de Z=30 tem 3 elétrons de valência.

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14 Obs2: Exceções: Lu e Lr não possuem o elétron diferenciador no subnível f e sim, no subnível d.

Obs3: Os elementos de transição possuem a camada de valência ns2.

2) Relações entre as configurações eletrônicas e as posições na Tabela periódica:

Obs: Subnível de maior energia é o último da distribuição eletrônica de subníveis em ordem crescente de energia de Pauling.

O subgrupo A indica o número de elétrons no último nível.

Ex: ns2 np6 – 4 elétrons de transição • Elementos de transição externa – subnível de maior energia: d. Corresponde aos elementos que possuem o subnível de maior energia na penúltima camada (n-1).

3) Estados físicos dos elementos: Temperatura: 25ºC e pressão: 1atm Líquidos: Hg e Br Gasosos: H, F, O, N, Cl e gases nobres Sólidos: os demais 4) Classificação dos elementos em: Metais, semimetais, Ametais, Hidrogênio e Gases Nobres:

Obs: Distribuição genérica em subníveis de energia – ns2 (n-1) d1 a 10 • Elementos de transição interna – subnível de maior energia: f. Correspondem aos elementos que possuem o subnível de maior energia na antepenúltima camada (n-2).

Características dos elementos:

Obs1: distribuição genérica em subníveis de energia – ns2 (n-2) f1 a 14.

• Elementos artificiais: Cisurânicos Tc, Pm, At e Fr Transurânicos todos depois do Urânio • Elementos radioativos: todos a partir do Polônio (Z≥84), Tc e Pm • Um metalóide (ou semimetal) tem aparência física de um metal, mas tem comportamento químico semelhante ao de um ametal.

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15 • Metais: são bons condutores de calor, eletricidade, maleáveis, dúcteis, sólidos, possuem brilho metálico e elevadas temperaturas de fusão e ebulição.

• Ametais: são usados como isolantes.

• Exceções: Bi - metal mau condutor de corrente elétrica C grafite – ametal bom condutor de corrente elétrica lodo sólido e Carbono diamante possuem brilho.

5) Propriedades químicos:

periódicas

dos

elementos

O responsável pela capacidade do átomo atrair elétrons é o núcleo.

O núcleo irá atrair os elétrons para a camada de valência do átomo, uma vez que as camadas internas já estão ocupadas.

5.4) Energia ou Potencial de Ionização (↑→): É a energia necessária para retirar um elétron de um átomo (ou íon) isolado, na fase gasosa.

X(g) + energia → X+ (g) + e

5.1) Raio atômico (↓←):

A energia de ionização aumenta conforme o raio diminui.

Em uma família, o raio atômico aumenta de cima para baixo, conforme aumenta o número atômico e o número de camadas eletrônicas.

Os gases nobres são os elementos de maiores valores de energia de ionização e os metais alcalinos os de menores potenciais.

Em um período, o raio aumenta da direita para a esquerda, conforme diminui o número atômico e, com isso, diminui a atração núcleo-eletrosfera.

A energia necessária para retirar dois ou mais elétrons de um mesmo átomo é chamada de 2º potencial de ionização (2ºPI), 3º potencial de ionização (3ºPI), e assim sucessivamente. Os valores são crescentes em decorrência da diminuição do raio e do aumento da atração núcleoeletrosfera.

Assim podemos resumir: 1ºPI<2ºPI<3ºPI<4ºPI<...

a) Raio do átomo x raio do Cátion: O raio do átomo sempre é maior que o seu respectivo cátion. Ex: 13Al>13Al3+ b) Raio do átomo x raio do ânion: O raio do átomo sempre é menor que o seu respectivo ânion. Ex: 16S<16S2c) Série de íons isoeletrônicos: Numa série de íons isoeletrônicos, terá o maior raio o íon que tiver o menor número atômico.

Ex: 11Na+>13Al3+ 5.2) Eletropositividade ou Caráter metático (↓←): É a capacidade que um átomo possui de doar elétrons, em comparação a outro átomo.

5.5) Afinidade eletrônica ou Eletroafinidade (↑→): É a energia liberada quando um átomo neutro e isolado (na fase gasosa) captura um elétron.

X(g) + e → X- (g) + energia A afinidade eletrônica aumenta conforme diminui o raio atômico.

5.6) Reatividade ou Atividade Química (↓← e ↑→):

Quanto maior for o raio atômico, maior será a eletropositividade.

Vários fatores influem nas reações químicas, entretanto, para reações comuns, podemos observar o comportamento das substâncias simples através da classificação periódica:

5.3) Eletronegatividade ou Caráter não metálico (↑→):

- Quanto maior a eletropositividade, maior a reatividade (↓←).

É a capacidade que um átomo possui de atrair elétrons, em comparação a outro átomo.

Será mais eletronegativo o elemento que tiver o menor raio atômico (maior atração núcleoeletrosfera).

- Quanto maior a eletronegatividade, maior a reatividade (↑→).

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16 Escala de reatividade dos metais: Alc- AlcTerr- Al- Zn- Fe- Ni- Sn- Pb- h- bi- cu- AgHg- Au- Pt Eletropositividade crescente Escala de reatividade dos ametais: F- O- Cl- Br- I- S

eletronegatividade crescente Exemplo: Mg + HgSO4 → MgSO4 + Hg EXERCÍCIOS DE CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA 1) Qual é o número atômico do elemento químico do quinto período da classificação periódica e que apresenta 10 elétrons no quarto nível energético?

A) 22 B) 40 C) 38 D) 46 E) 48 2) Os elementos I, II e III têm as seguintes configurações eletrônicas em suas camadas de valência: 2

3

2

5

2

I- 3s 3p II- 4s 4p III- 3s

Com base nestas informações, assinale a afirmativa errada: A) O elemento I é um não metal.

B) O elemento II é um halogênio.

C) O elemento III é um alcalino terroso.

D) Os elementos I e II pertencem ao terceiro período da tabela periódica.

E) Os três elementos pertencem ao mesmo grupo da tabela periódica.

3) Com relação a um átomo que tem o subnível mais energético representado pela notação 3p5 podemos afirmar corretamente: A) Possui 4 níveis de energia ocupados com elétrons.

B) Possui 5 elétrons de valência.

C) Recebendo 1 elétron completa o subnível de valência.

D) Seu número atômico é 15.

E) O subnível mais energético não está situado no nível de valência.

4) O terceiro período da Classificação Periódica dos elementos contém 8 elementos que, representados pelos seus símbolos e números atômicos, são os seguintes: 11Na; 12Mg; 13Al; 14Si; 15P; 16Si; 17Cl; 18Ar

Todos apresentam elétrons distribuídos em três níveis de energia. Com base nessas informações, é correto afirmar que, em relação a tais elementos: A) A eletronegatividade diminui com a diminuição de seus raios atômicos.

B) A eletronegatividade aumenta com o aumento de seus raios atômicos.

C) O potencial de ionização diminui com o aumento de seus raios atômicos.

D) O potencial de ionização aumenta com o aumento de seus raios atômicos.

E) Nem a eletronegatividade nem o potencial de ionização dependem da variação de seus raios atômicos.

5) Na classificação periódica, considerando-se uma sequência de elementos de transição, dispostos em ordem crescente de números atômicos, pode-se conclui que os elétrons vão sendo acrescentados sucessivamente na: A) última camada eletrônica B) penúltima camada eletrônica C) antepenúltima camada eletrônica D) última ou penúltima camada eletrônica E) penúltima ou antepenúltima camada eletrônica 6) Considere as seguintes configurações fundamentais do último nível de energia (nível de valência) dos átomos neutros X e Y: Átomo X – 2s1 Átomo Y – 2s2 2p5 Com base nessas configurações, é possível afirmar que: A) o átomo X é maior que Y. B) o átomo ganha elétron mais facilmente.

C) o átomo Y perde elétron mais facilmente.

D) ambos são gases nobres.

E) X e Y pertencem a períodos diferentes na classificação periódica.

7) Um ânion monovalente tem configuração eletrônica 1s2 2s2 2p6. O átomo neutro correspondente a este íon pertence a um elemento: A) alcalino, do 3º período.

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17 B) gás nobre, do 2º período.

C) de transição, do 5º período.

D) halogênio, do 2º período.

E) alcalino terroso, do 3º período.

8) Assinale as afirmativas corretas com base na tabela periódica, nos elementos químicos e suas propriedades.

I- O elemento químico cujo elétron diferenciador apresenta números quânticos: 3, 2, -1, -1/2, está localizado no 4º período e no subgrupo 4B. II- Sendo X e Y elementos químicos situados no 3º período, X3+ tem raio iônico menor que Y1-.

IV- Quando há liberação de energia na adição de um elétron a um átomo neutro, o íon resultante é mais estável que o átomo original.

V- O Hidrogênio pertence ao grupo 1a devido às semelhanças químicas com os demais membros do grupo.

Marque como resposta uma das opções a seguir: A) Apenas as afirmativas I e II são corretas.

B) Apenas as afirmativas II e IV são corretas.

C) Apenas as afirmativas I, III e V são corretas.

D) Apenas as afirmativas I, II e IV são corretas.

E) Apenas as afirmativas II, III e IV são corretas.

III- A diferença entre as primeiras energias de ionização do Lítio e do Césio é menor que zero.

CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS (Adaptado pela Sociedade Brasileira de Química – 1999)

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18 Ex: Ácido Sulfídrico → H+1 2S-2 1 → H2S VI- Funções Inorgânicas:

Oxiácidos- ácidos oxigenados → H + ametal + O

1a Função: Ácidos

ou H + metal (Cr ou Mn) + O ou H + semimetal + O Nomenclatura: Ex: HClO2 – ácido cloroso (nox do

a) Definição: Segundo Arrhenius, ácido é toda

cloro+3)

espécie que em solução aquosa libera íons H+, com formação do cátion H3O+ (hidrônio ou hidroxônio).

Esse processo é chamado de reação de ionização.

Exemplos: HCl + H2O → H3O+ + Cl H2SO4 + 2H2O → 2H3O+ SO42-

Existem ainda as teorias de Lewis e de BronstedLowry: Lewis: ácido aceita par de elétrons. e) Classificação quanto à força (grau de ionização): Bronsted-Lowry: ácido doa próton. b) Volatilidade dos ácidos: P.E. alto → fixo → Ex: HCl – P.E. = -85ºC P.E. baixo → volátil → Ex: H2SO4 – P.E. = 340ºC c) Classificação quanto ao nº de hidrogênios ionizáveis: 2ª Função: Bases a) Definição: São compostos que apresentam o ânion hidroxila (OH- ) ligado a cátion metálico ou amônio (NH Exemplos: NaOH, NH4OH Segundo Lewis: doam par de elétrons. Segundo BronstedLowry: aceitam próton. d) Classificação quanto à presença de oxigênios / Nomenclaturas.

• Hidrácidos - ácidos não oxigenados → H + ametal Nomenclatura: nome do ametal + terminação

Obs1: Os hidróxidos são compostos iônicos e, por isso, quando dissolvidos em água, ocorre dissociação iônica (Teoria de Arrhenius). Ex: NaOH(s) → Na+ (aq) + OH- (aq)

ÍDRICO. Ex: HCl – ácido clorídrico.

Formulação: Centro de Matemática, Ciências e Filosofia – CMCF

Obs2: Apenas uma base resulta de uma reação de ionização e não de uma dissociação iônica. É o Curso de Química Inorgânica Básica

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19 hidróxido de amônio ou amoníaco. NH3(g) + H2O(l)

do cátion ou hidróxido + nome do metal + os

↔ NH4 + (aq) + OH- (aq) Por uma questão de

sufixos oso (Nox menor ) ou ico (Nox maior).

simplicidade, a representação é como NH4OH,

Exemplos: Fe(OH)2 – hidróxido ferroso ou

embora seja uma solução aquosa de NH3(g).

hidróxido de ferro II Pb(OH)4 – hidróxido plúmbico

b) Classificação dos hidróxidos:

ou hodróxido de chumbo IV CuOH – hidróxido cuproso ou hidróxido de cobre I.

• De acordo com o nº de hidroxilas: Monobase → Ex: NaOH, Dibase →Ex: Ca (OH)2 , Tribase→Al(OH)3, Tetrabase →Ex: Pb(OH)4.

• De acordo com o grau de dissociação (α):

3ª Função: Sais

a) Definição: Sais são compostos iônicos

✓ Fortes (a praticamente 100%): Hidróxidos

que possuem, pelo menos, um cátion

formados por metais alcalinos e alcalinos

diferente de H+ e um ânion diferente de

terrosos.

OH- .

Metal + radical do ácido → Sal

Exemplo: a 18ºC, o NaOH possui a = 95% ✓ Fracas (a inferior a 5%): Todos os outros hidróxidos.

b) Principal processo de obtenção: São obtidos

Exemplo: NH4OH possui a = 1,5%

através

das

reações

de

neutralização ou salificação. O cátion da base e o ânion do ácido formam o sal.

• De acordo com a solubilidade em água:

ÁCIDO + BASE → SAL + ÁGUA

✓ Solúveis: hidróxidos de metais alcalinos e

• Sal normal ou neutro – Reação de neutralização

NH4OH. ✓ Pouco

c) Classificação e Nomenclaturas:

solúveis:

hidróxidos

de

metais

alcalinos terrosos. ✓ Praticamente insolúveis: todos os demais hidróxidos. c) Nomenclaturas: • Quando o cátion possui Nox fixo: hidróxido de + nome do cátion Exemplos:

total: Dizemos que uma reação é de neutralização total quando todos os H+ do ácido reagem com todos os OH da base.

Exemplos: NaOH + H2O → NaCl + H2O Ca(OH)2 + 2HNO3 → Ca(NO3) + 2H2O Nomenclatura de sais neutros: A nomenclatura dos ânions é feita trocandose a terminação do nome do ácido:

NH4OH – hidróxido de amônio NaOH – hidróxido de sódio Zn(OH)2 – hidróxido de zinco • Quando o cátion possui Nox variável: hidróxido de (nome do cátion) + Nox em algarismo romano Centro de Matemática, Ciências e Filosofia – CMCF

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20 Exemplos:

d) Teoria de Arrhenius: Os sais são compostos

2KOH + H2S → K2S + H2O

iônicos e quando dissolvidos em água, ocorre

H2S – ácido sulfídrico

dissociação iônica.

K2S – sulfeto de potássio

Exemplos:

Al(OH)3 + 3HBrO3 → Al(BrO3)3 + 3H2O

LiF(s) → Li(aq) + F(aq)

HBrO3 – ácido brômico

NaCl(s) → Na+(aq) + Cl-(aq)

Al(BrO3)3 – bromato de alumínio

KNO3(s) → K+(aq) + NO3-(aq) e) Características ácido-base das soluções salinas:

• Sal ácido ou hidrogenossal – Reação de

Observar a força do ácido e da base que deram

neutralização

origem ao sal.

parcial

do

ácido:

Quando um di, tri ou tetrácido reage com uma base e

•Ácido forte + Base fraca → solução ácida (pH<7) →

nem

Exemplo: NH4NO3 (Nitrato de Amônio)

todos

os

hidrogênios

ionizáveis

são

neutralizados.

Exemplos: NaOH + H2CO3 → NaHCO3 + H2O H2CO3 – ácido carbônico NaHCO3 – hidrogenocarbonato de sódio ou

•Ácido fraco + Base forte → solução básica (pH>7) → Exemplo: KCN (Cianeto de Potássio) •Ácido forte + base forte → solução neutra (pH=7) → Exemplo: NaCl ( Cloreto de Sódio) •Ácido fraco+ Base fraca → deve-se avaliar os valores de Ka e Kb através de dados experimentais.

carbonato.

4ª Função: Óxidos

ácido de sódio ou bicarbonato de sódio

a) Definição: São compostos binários em que o

LiOH + H3PO4 → LiH2PO4 + H2O

oxigênio é o elemento mais eletronegativo.

H3PO4 – ácido fosfórico

Exceções: OF2 ou O2F2

LiH2PO4 – dihidrogenofosfato de lítio ou fosfato

b) Classificação e Nomenclaturas:

diácido de lítio

• Óxidos Básicos:

• Sal básico ou hidroxissal – Reação de

São óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é

neutralização parcial da base.

um metal com baixo número de oxidação (+1 e +2).

Quando uma di, tri ou tetrabase reage com um ácido

Os óxidos básicos possuem estrutura iônica devido à

e nem todas as hidroxilas são neutralizadas.

diferença de eletronegatividade entre o metal (que é

Exemplos:

baixa) e o oxigênio (que é alta), por terem este caráter

Ca(OH)2 + HClO2 → Ca(OH)ClO2

iônico

HClO2 – ácido cloroso

Exemplos:

Ca(OH)ClO2 – hidroxiclorito de cálcio ou clorito

Na2O - óxido de sódio

básico de cálcio

CaO - óxido de cálcio

Fe(OH)3 + HMnO4 → Fe(OH)2MnO4 + H2O

CuO - óxido de cobre(II) (óxido cúprico)

HMnO4 – ácido permangânico

Cu2O - óxido de cobre(I) (óxido cuproso/cuprita)

Fe(OH)2MnO4 – dihidroxipermanganato de ferro III

FeO - óxido de ferro(II) (óxido ferroso)

apresentam

estado

físico

ou permanganato dibásico de ferro III

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sólido.

21 Reações:

São óxidos de metais de transição e semi

Reagem com a água formando uma base e com

metais, que apresentam número de oxidação igual a

ácidos formando sal e água (neutralizando o ácido).

3+ ou 4+, capazes de reagir tanto com ácidos quanto

Exemplos:

com bases, fornecendo sal e água. Por possuírem

Na2O + H2O

2NaOH

CaO + H2O

propriedades intermediárias entre os óxidos ácidos e

Ca(OH)2

os óxidos básicos, podem se comportar como óxidos

Na2O + 2HNO3

2NaNO3 + H

ácidos e como básicos. A estrutura dos óxidos

3FeO + 2H3PO4

Fe3(PO4)2 + 3H2O

anfóteros podem ser iônica ou molecular.

Exemplos:

• Óxidos Ácidos ou Anidridos São óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um ametal ou metal com alto número de oxidação (nox +5 +6 +7). Possuem estrutura molecular, pois a diferença de eletronegatividade entre o oxigênio e o outro elemento não é tão grande.

Resultam da desidratação dos ácidos e, por

SnO =

óxido de estanho II

SnO2

=

óxido de estanho IV

Fe2O3

=

óxido de ferro III

ZnO =

óxido de zinco

Al2O3 = óxido de alumínio

isso, são chamados anidridos de ácidos.

Observação: Os óxidos de Pb, Zn, As, Sb e Sn,

Exemplos: CO2

=

óxido

de

carbono

IV

ou

dióxido

de

(mono)carbono ou anidrido carbônico.

SO2 = óxido de enxofre IV ou dióxido de (mono)enxofre

independente de seus números de oxidação, são classificados como óxidos anfóteros

Reações: Reagem com ácidos formando sal e água (o

ou anidrido sulfuroso.

SO3 = óxido de enxofre VI ou trióxido de (mono)enxofre

metal do óxido torna-se o cátion do sal), e com bases

ou anidrido sulfúrico.

formando sal e água também (neste caso o metal

Cl2O = óxido de cloro I ou monóxido de dicloro ou

formador do óxido torna-se o ânion do sal).

anidrido hipocloroso.

Exemplos:

Cl2O7= óxido de cloro VII ou heptóxido de dicloro ou anidrido perclórico.

Reações:

ZnO + H2SO4

ZnSO4 + H2O

ZnO + 2KOH

K2ZnO2 + H2O

Al2O3 + 6HCl

2AlCl3 + 3H2O

Al2O3 + 2NaOH

2NaAlO2 + H2O

Reagem com água formando um ácido oxigenado e com bases formando sal e água (neutralizando a base).

ZnO2-2 = zincato

Exemplos: SO2 + H2O

Alguns dos ânions formados são:

AlO2- = aluminato H2SO3

P2O5 + 3H2O SO2 + 2KOH N2O3 + Ba(OH)2

SnO2-2 = estanito

2H3PO4.

K2SO3 + H2O Ba(NO2)2 + H2O

SnO3-2 = estanato PbO2-2 = plumbito PbO3-2 = plumbato AsO3-3 = arsenito

• Óxidos Anfóteros Centro de Matemática, Ciências e Filosofia – CMCF

AsO4-3 = arseniato Curso de Química Inorgânica Básica

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22 Exemplos: • Óxidos Neutros São

Na2O4 ou NaO2 superóxido de sódio

óxidos

que

não

apresentam

características ácidas nem básicas. Não reagem com

EXERCÍCIOS DE FUNÇÕES INORGÂNICAS

água, nem com ácidos, nem com bases. O fato de não apresentarem caráter ácido ou básico não

1- Indicadores são substâncias que apresentam a

significa que sejam inertes. São formados por não-

propriedade de mudar de cor em função da acidez ou

metais

basicidade do meio em que se encontram. Em três

ligados

ao

oxigênio,

e

geralmente

apresentam-se no estado físico gasoso.

experimentos diferentes, misturou-se uma solução

Alguns exemplos:

aquosa de HCl com uma solução aquosa de NaOH.

CO = óxido de carbono II

As soluções de ambos os reagentes apresentavam a

NO = óxido de nitrogênio II ou óxido nítrico N2O = óxido de nitrogênio I ou óxido nitroso

mesma concentração em mol/L. Após a mistura

• Óxidos Duplos ou Mistos

se os seguintes resultados:

acrescentou-se um determinado indicador, obtendo-

São aqueles que originam dois óxidos ao serem aquecidos.

Quando se reage um óxido duplo com um ácido, o produto formado é composto de dois sais de mesmo cátion, mas com nox diferentes, e mais água.

Exemplos: Fe3O4, Pb3O4, Mn3O4.

Exemplo de reação: Fe3O4 +8 HCl → 2FeCl3 + FeCl2 + 4H2O Peróxidos a) Considerando esses três experimentos, São os óxidos formados por cátions das famílias dos metais alcalinos (1A) e metais alcalinos terrosos (2A) e pelo oxigênio com nox igual a -1.

que cor esse indicador apresentará em contato com o suco de limão, que possui uma

apreciável

concentração

de

substâncias ácidas? Justifique.

Exemplos: H2O2 = peróxido de hidrogênio Na2O2 = peróxido de sódio BaO2 = peróxido de bário

b) Que cor

apresentará o indicador

misturarmos os reagentes do experimento 1 com os reagentes do experimento 3?

Justifique

Superóxidos

São associações de uma molécula de O2 (oxigênio atômico) com uma de O2-2 (peróxido), assim, o oxigênio tem nox igual a -1/2.

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24 VII – Ligações Químicas

→ Mg2O2 → MgO Esquema: (Cátionx+)y(Âniony-)x

Objetivo: Alcance de estabilidade eletrônica, como

O nº de elétrons cedidos é igual ao nº de elétrons

no caso dos gases nobres, seguindo a regra do

recebidos, resultando num composto de carga

dueto ou octeto.

elétrica total nula.

1) Ligação Iônica ou Eletrovalente: Onde ocorre transferência de elétrons, com

b)

formação de

Quanto maior a diferença de eletronegatividade,

cátions e ânions.

maior o caráter iônico da ligação.

Ocorrência: Metal + Ametal, Metal + Hidrogênio e

c)

∆E

>

1,7

→

caráter

iônico

Metal + Semimetal (eletropositivo + eletronegativo) Obs1: Não há formação de molécula, mas de íon fórmula.

Obs2: As substâncias formadas por Metal + Hidrogênio são chamadas de hidretos metálicos (H-1). a) Formulações: - Fórmula eletrônica ou de Lewis: ..

[X]+ [:Y:]•• - Íon fórmula: XY Conhecendo a valências dos elementos cujos átomos vão se ligar para formar um composto iônico, podemos descobrir o íon fórmula. Para isso, escrevemos os símbolos na ordem crescente de eletronegatividade, de modo que o índice de um corresponda à valência do outro: 2

2

6

2

6

d)Principais características dos compostos iônicos: • São sólidos cristalinos, à temperatura ambiente.

• Possuem elevados PF e PE. • São condutores de eletricidade quando fundidos ou em solução aquosa.

• São geralmente solúveis em solventes polares Obs3: Dissociação iônica: separação de íons pela fusão ou por ação do solvente.

X+Y- → X+ + Y2) Ligação Covalente ou Molecular: Onde ocorre emparelhamento eletrônico entre átomos que precisam receber elétrons (eletronegativo + eletronegativo).

Ocorrência: Ametal + Ametal, H + Ametal, H + H, Semimetal + Ametal, H + Semimetal, Compostos orgânicos a) Características:

2

20Ca: 1s 2s 2p 3s 3p 4s Família 2 (2A) (metal) Perde 2 elétrons → valência 2 15P: 1s22s22p63s23p3 Família 15 (5A) (não metal) Recebe 3 elétrons → valência 3 Então: Ca valência 2 / P valência 3 → Ca3P2 Outro exemplo: Mg valência 2 / O valência 2 Centro de Matemática, Ciências e Filosofia – CMCF

• Quando dois ou mais átomos se unem por covalência há formação de moléculas.

• Os elétrons de cada par compartilhado possuem spins opostos e localizam-se no mesmo orbital molecular, resultante da fusão de dois orbitais atômicos. b) Subgrupo x valência

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25

Obs1: c.s. → covalente simples c.d. → covalente dativa • Covalente simples ou normal: cada átomo envolvido participa com um elétron desemparelhado na formação dor par eletrônico.

• Covalente dativa ou coordenada: o átomo já estabilizado e com pares de elétrons disponíveis compartilha esses com outros átomos.

Obs2: - Elementos iguais só estabelecem ligações para formar substâncias simples (Cl2, O2, ...).

- O átomo central é normalmente: o que vem na frente da molécula; o que faz o maior nº de ligações covalente simples; o menos eletronegativo da fórmula. c) Formulações: - Fórmula eletrônica ou de Lewis:

- O Boro fica estável com 6 elétrons na camada valência.

- O Alumínio fica com 6 elétrons na camada valência.

- O Fósforo fica com 10 elétrons na camada valência.

- O Enxofre fica com 12 elétrons na camada valência.

- O Nitrogênio e o Cloro ficam com 7 elétrons camada de valência.

- O Xenônio (gás nobre de raio grande) fica com ou 12 elétrons na camada de valência.

de de de de na 10

h) Ligação covalente polar (∆E≠0) ocorre entre átomos de eletronegatividades diferentes, formando: no átomo mais eletronegativo → δ - (carga parcial) no átomo menos eletronegativo → δ + (carga parcial) Ex: HCl, H2O Ligação covalente apolar (∆E=0) ocorre entre átomos de eletronegatividades iguais.

Ex: O2, N2.

3) Geometria Molecular:

xx xx - Fórmula estrutural plana: H-Cl - Fórmula molecular: HCl d) ∆E < 1,7 → caráter covalente e) Tipos de ligações: - Ligação dupla. Ex: O=O (O2) - Ligação tripla. Ex: N=N (N2) - Ligação sigma (σ): é a primeira covalência observada entre dois átomos.

- Ligação pi (π): é a segunda e a terceira ligações estabelecidas entre dois átomos. f) Formulação de ácidos inorgânicos oxigenados: - HxEOy - E é o elemento central.

- O liga-se ao elemento central.

- H liga-se preferencialmente com o O. Exemplo: H-O-N=O ↓ O

4) Polaridade, Intermoleculares:

Solubilidade

Forças

a) Polaridade de ligações: Observar a existência ou não de diferença de eletronegatividade entre os átomos que participam da ligação covalente. ∆E=0 → ligação covalente apolar ∆E≠0 → ligação covalente polar

g) Algumas exceções à regra do octeto: - O Berílio fica estável com 4 elétrons na camada de valência.

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e

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b) Polaridade de moléculas: As moléculas podem ser classificadas em polares ou apolares. Devemos observar: • A diferença de eletronegatividade entre os átomos.

• A geometria molecular.

•Vetor momento dipolar resultante (μᴿ).

-Se ∆E=0 para todas as liga qualquer que seja a sua geometria (µR=0). Ex: H2, N2, O3,CS2.

-Se ∆E≠0 entre os átomos, a molécula poderá ser polar ou apolar, dependendo de sua geometria e do momento dipolar resultante (µR).

Assim:

c) Solubilidade: “semelhante dissolve semelhante” • Substâncias polares: tendem a se dissolver em solventes polares (misturas homogêneas). Ex: NaCl e H2O, etanol e H2O. • Substâncias apolares: tendem a se dissolver em solventes apolares (misturas homogêneas).

Ex: gasolina e querosene, CS2 e S8.

Obs: • soluto polar molecular + solvente polar→ ionização • soluto iônico + solvente polar → dissociação • substância polar + solvente apolar ou substância apolar + solvente polar formam misturas heterogêneas. d) Forças intermoleculares: São forças de atração entre as moléculas. São responsáveis pelo estado físico das substâncias.

•

Forças de Van der Waals, Dipolo Momentâneo-Dipolo Induzido ou London: São forças fracas que ocorrem entre moléculas apolares ou entre átomos de gases nobres.

Têm-se a formação momentânea de pólos, devido à deformação da nuvem eletrônica de uma molécula acarretada pela ação do núcleo positivo da molécula vizinha. Ex:I2(s), CO2(s).

•

Forças Dipolo-Dipolo ou Dipolo Permanente: São forças intermediárias que ocorrem entre moléculas Polares, justificando a atração existente entre elas. O pólo Positivo de uma molécula atrai o pólo negativo da outra molécula.

Ex: HCL, H2S, SO2.

Assim:

•

Ligação de Hidrogênio: É um exemplo extremo da interação dipolo-dipolo, e ocorre em moléculas polares que apresentam átomos de hidrogênio ligados a átomos de F, O e N, que são altamente eletronegativos. Ex: H2O, NH3, HF.

•

Forças Intermoleculares e os pontos de fusão e ebulição: 1º- Quanto maior a intensidade de interação, maiores os PF e PE. Dipolo Induzido < Dipolo-Dipolo < Lig. de Hidrogênio.

Ex: HF > SO2> O2 2º Em moléculas com o mesmo tipo de interação, quanto maior a massa molecular, maiores os seus PF e PE. Ex: CCl4> CH4

Obs1: Analisando os compostos orgânicos de mesma interação intermolecular e mesma massa molecular, terá os maiores PF e PE a molécula que apresentar o menor nº de ramificações. Ex: butano >metilpropano Obs2: Em relação aos álcoois, à medida que a cadeia carbônica (R) aumenta, diminui a solubilidade em água.

Obs3: Assim como os álcoois, outras substâncias podem ser solúveis em água (polar) e em solventes apolares, por possuírem uma parte da cadeia polar e outra apolar.

Ex: sabões e detergentes.

5) Ligação Metálica: É a ligação que ocorre entre metais iguais ou diferentes.

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27 Os metais possuem característica de perder elétrons. Assim, em uma barra metálica, os átomos dos metais cedem seus elétrons de valência formando cátions ordenados em uma estrutura cristalina. Os elétrons cedidos geram uma nuvem eletrônica que rodeia os cátions metálicos, formando um “mar de elétrons”, responsáveis pelas principais características metálicas, como: condutividade elétrica e térmica e brilho metálico.

O cristal de um metal é poliatômico e devemos representa-lo corretamente assim: Xn, mas por uma questão de simplicidade representamos somente o símbolo X. Ex: Fen ou Fe. Exemplos de ligas metálicas: • latão – Cu + Zn • bronze – Cu + Sn • aço – Fe + C • amálgama – Hg + Ag + Sn • ouro 18 quilates – Au + Cu 6) Principais Características das Substâncias: a) Substâncias iônicas (formadas por ligação iônica): sólidas, PF/PE elevados, condutoras de corrente elétrica em solução aquosa (dissociação iônica) ou fundidas (estado líquido), solúveis em solventes polares (misturas homogêneas). Ex: NaCl, CaO. b) Substâncias moleculares (formadas por ligação covalente - moléculas discretas): líquidas ou gasosas, PF/PE baixos, não conduzem eletricidade, exceto os ácidos em solução aquosa (reação de ionização), as substâncias polares são miscíveis em solventes polares e as apolares em solventes apolares. Ex: H2O e NH3. c) Substâncias covalentes (formadas por ligação covalente- macromoléculas): sólidas, PF/PE elevados insolúveis em quase todos os solventes, não condutores de corrente elétrica, exceto o C grafite. Ex: C diamante. d) Substâncias metálicas (formadas por ligação metálica): sólidas, PF/PE elevados, condutores de corrente elétrica no estado sólido. Ex: W (tungstênio) Obs1: Hg é o único metal líquido à temperatura ambiente.

Obs2: Eletrólitos são substâncias condutoras de corrente elétrica em solução aquosa. Ex: ácidos (moleculares), hidróxidos e sais (iônicos).

7) Orbitais Ligantes: Centro de Matemática, Ciências e Filosofia – CMCF

a) Sem formação de híbridos: Exemplos: H-Cl → uma ligação do tipo σ s-p O=O → uma ligação do tipo σ p-p e uma ligação do tipo π p-p Obs: Toda ligação π é do tipo p-p. b) Com formação de híbridos: Caso 1: Carbono – estabelece 3 diferentes híbridos: | - C - → 4 ligações do tipo sp3 | | - C = → 3 ligações do tipo sp2 e 1 ligação π do tipo p-p - C = ou = C = → 2 ligações do tipo sp e 2 ligações π do tipo p-p Ex: CH4 – 4 ligações σ s-sp3 CO2 – 2 ligações σ p-sp e 2 ligações π H2C = CH2 – 4 ligações σ s-sp2, 1 ligação σ sp2-sp2 e 1 ligação π Caso 2: Silício – forma híbridos sp3, sp2 e sp, assim como o carbono.

Ex: SiH4 – 4 ligações σ s-sp3 Caso 3: Boro – forma 3 ligações σ do tipo sp2.

Ex: BH3 – 3 ligações σ s-sp2 BCl3 – 3 ligações σ p-sp2 Caso 4: Berílio – forma duas ligações σ do tipo sp.

Ex: BeH2 – 2 ligações σ s-sp BeCl2 – 2 ligações σ p-sp EXERCÍCIOS DE LIGAÇÕES QUÍMICAS 1) Um elemento metálico forma com o enxofre um composto de fórmula M2S3. A fórmula do composto formado pelo elemento metálico (M) com o cloro será: A) MCl2 B) MCl

C) M2C D) MCl3

2) Apesar da posição contrária de alguns ortodontistas,está sendo lançada no mercado internacional a “chupeta anticárie”. Ela contém flúor, um já consagrado agente´anticárie e xylitol, um açúcar que não provoca cárie e estimula a sucção do bebê. Considerando que o flúor utilizado para esse fim aparece na forma de fluoreto de sódio (NaF), a ligação química existente entre o sódio e o flúor é denominada: A) iônica B) metálica

C) dipolo-dipolo D) covalente apolar

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28 Este tipo de reação obedece a fila de reatividade.

3) Escreva a fórmula eletrônica de Lewis e o íon fórmula do composto resultante da combinação do metal alcalino do 4º período e o calcogênio do 2º período.

4) Considere as propriedades: I- elevado ponto de fusão II- brilho metálico III- boa condutividade elétrica no estado sólido IV- boa condutividade elétrica em solução aquosa São propriedades características de compostos iônicos: A) I e II C) II e III E) III e IV B) I e IV D) II e IV

Regra Geral: Metais- quanto maior a eletropositividade maior a reatividade.

Ametais- quanto maior a eletronegatividade maior a reatividade.

Escala de Reatividade Química (Ordem Decrescente) Metais: 1A, 2A, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Hg,Ag, Au, Pt, Pd Ametais: F > O > Cl > Br > I > S > C Reações de deslocamento importantes: • metal + ácido → sal + H2 Ex: Na + HCl → NaCl + H2(g) Obs: No caso de um metal ter vários valores de Nox, na reação com ácidos com liberação de hidrogênio forma-se o sal do metal com menor Nox. Ex: Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2

VIII- Reações Inorgânicas:

1) Principais tipos de reações inorgânicas: a) Síntese ou Adição: A + B → AB Síntese total: todos os reagentes são substâncias simples.

Síntese parcial: quando dentre os reagentes encontramos substâncias compostas. b) Decomposição ou Análise: AB→ A + B Decomposição total: todos os produtos são substâncias simples.

Decomposição parcial: dentre os produtos encontramos substâncias compostas.

Reações de decomposição importantes:

Os metais menos reativos que o hidrogênio não podem deslocar hidrogênios dos ácidos.

• metal + H2O → hidróxido + H2 – os metais alcalinos e os metais alcalinos terrosos, por apresentarem elevada reatividade conseguem deslocar o hidrogênio da água.

Ex: Na + H2O → NaOH + ½ H2 • metal + sal → metal + sal Ex: Na + AgNO3 → NaNO3 + Ag Equação Iônica: Na0 + Ag+ → Na+ + Ag0 (reação redox) • ametal + sal → sal + ametal Ex: F2 + 2 NaCl → 2 NaF + Cl2 Equação Iônica: F20 + 2 Cl- → F- + Cl20 (reação redox) d) Reação de Dupla Troca: AB + CD → AD + BC As principais reações de dupla troca são as neutralizações, que podem ser totais ou parciais:

Obs: As decomposições podem receber nomes especiais: Pirólise- decomposição pelo calor (∆) Fotólise- decomposição pela luz (λ) Eletrólise- decomposição pela eletricidade c) Deslocamento ou Simples Troca: Ocorre quando uma substância simples reage com uma substância composta e “desloca”, desta última, uma nova substância simples.

AB + C → AC + B ou AB + C → BC + A Centro de Matemática, Ciências e Filosofia – CMCF

Ácido + Base → Sal + H2O Obs: São reações REDOX → algumas reações de síntese, algumas reações de análise e todas as reações de deslocamento. As reações de dupla troca NÃO são REDOX. A Oxidação pode ocorrer em três circunstâncias: quando se adiciona oxigênio à substância, quando uma substância perde hidrogênio Curso de Química Inorgânica Básica

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29 ou quando a substância perde elétrons. Exemplo: as saladas de frutas tendem a se escurecer quando entram em contato com o ar, isso porque o oxigênio age promovendo a oxidação das frutas. Uma dica para que isso não ocorra é adicionar suco de limão ou laranja, pois a vitamina C presente nas frutas cítricas impede a ação oxidante do oxigênio sobre a salada.

A Redução, por sua vez, é o inverso e ocorre também de três maneiras: quando uma substância perde oxigênio, quando ganha hidrogênio ou quando ganha elétrons.

Exemplo: Quando o Óxido de Cobre (negro) é colocado em aparelhagem apropriada (câmara) para que ocorra sua redução o Gás Hidrogênio entra em contato com o Óxido de Cobre super aquecido e, como resultado, ele perde oxigênio e vai aos poucos se tornando rosa, pois está sendo reduzido a Cobre.

As reações também podem ser: • endotérmicas (com absorção de calor) ou exotérmicas (com liberação de calor); • rápidas ou lentas; • reversíveis ou irreversíveis.

2) Balanceamento de equações: Lei de Lavoisier ou Lei de Conservação das Massas Basicamente existem dois métodos para fazer o balanceamento; o das tentativas e o de oxirredução.

2.1- Método das tentativas: N2 + H2 → NH3 N2 + H2 → 2 NH3 N2 + 3 H2 → 2 NH3 Outra equação: C2H6O + O2 → CO2 + H2O 2 C2H6O + O2 → CO2 + 6 H2O 2 C2H6O + O2 → 4 CO2 + 6 H2O 2 C2H6O + 6O2 → 4 CO2 + 6 H2O Simplificando: C2H6O + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O Algumas considerações:

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30 • começar o acerto dos coeficientes pelo elemento que aparece uma única vez nos dois membros; • as fórmulas das substâncias não podem ser modificadas, Por isso, nunca colocar números entre os símbolos de uma mesma fórmula.

HCl Cl2 HClO HClO2 HClO3 HClO4 -1 0 +1 +3 +5 +7 O Nox mínimo representa o número de elétrons que o átomo precisa receber, de acordo com a regra do octeto; o Nox máximo representa o número máximo de elétrons da última camada que o átomo pode perder.

-Outros conceitos:

Obs: Uma dica é balancear seguindo a ordem MACHO (metal, ametal, carbono, hidrogênio, oxigênio).

Oxidação: perda de elétrons Zn0 → Zn2+ + 2e (Nox aumenta) Redução: ganho de elétrons Cu2+(aq) + 2e → Cu0(s) (Nox diminui)

2.2- Método de oxirredução:

Antes, devemos introduzir o conceito de Nox (número de oxidação): designa a carga elétrica (real ou teórica) de um átomo em função da diferença de eletronegatividade entre ele e seus ligantes.

Algumas generalizações: • O Nox dos átomos em uma substância simples é sempre zero. Ex: H2, O3, Fe. • O Nox de um íon simples é igual a sua carga.

Ex: Na+, S2-.

• O Nox do hidrogênio em compostos é +1, com exceção dos hidretos metálicos, onde é -1.

•O Nox do oxigênio nos compostos é -2, com exceção dos compostos com flúor (O2F2 e OF2), peróxidos (O-O) e superóxidos.

H2O2: Noxo= -1 O2F2: Noxo= +1 OF2: Noxo= +2 • a soma algébrica dos Nox de todos os átomos de uma molécula é sempre igual a zero (o nº de elétrons cedidos é igual ao de elétrons recebidos).

• a soma algébrica dos Nox de todos os átomos em um íon composto é igual a sua carga (a carga do íon indica que houve perda ou ganho de elétrons).

Obs: • os metais 1A, 2A e o alumínio, em substâncias compostas, são sempre doadores de elétrons, portanto têm Nox iguais a +1, +2, +3, respectivamente.

• os halogênios, nos haletos, também possuem Nox invariável, com valor -1.

• para determinar o Nox de algum átomo numa molécula, usam-se os Nox conhecidos.

- Nox mínimo e Nox máximo: Centro de Matemática, Ciências e Filosofia – CMCF

A oxidação e a redução são fenômenos paralelos; a espécie doadora de elétrons, que sofre oxidação, provoca a redução da outra espécie, por isso é chamada de agente redutor. A espécie receptora de elétrons, que se reduz, provoca a oxidação da outra, sendo chamada de agente oxidante.

Ex: Zn0 + Cu2+ → Zn2+ + Cu0 Zn0(s)= agente redutor Cu2+(aq)= agente oxidante -Balanceamento: Esse método consiste em igualar o nº de elétrons cedidos com o nº de elétrons recebidos. Para tanto, seguimos as etapas: a) determinamos o Nox de todos os átomos, nos reagentes e produtos; b) verificamos quais espécies sofrem variação de Nox; c) determinamos a variação total (∆) da oxidação e redução; obtemos esse valor multiplicando a variação do Nox pela atomicidade do elemento (nº de átomos desse elemento presente na fórmula); d) igualamos o nº de elétrons cedidos e recebidos, colocando o ∆ da oxidação como coeficiente da espécie que sofreu redução, e o ∆ da redução como coeficiente da espécie que sofreu oxidação; e) encontramos os demais coeficientes por tentativas.

Exemplos: 1)HI + H2SO4 → H2 S + H2O + I2 +1 -1

+1 +6 -2

+1 -2

+1 -2

0

Redução do enxofre (Nox diminui) / Oxidação do iodo(Nox aumenta) Determinação do ∆: Oxidação: variação=1; atomicidade=1→ ∆= 1.1=1 Redução: variação=8; atomicidade=1→ ∆=8.1=8 Igualando o nº de elétrons: Oxidação: ∆=1 ------- 1 H2SO 4 → H2S Redução: ∆=8 -------- 8 HI → I2 Curso de Química Inorgânica Básica

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31 Então: 8 HI + 1 H2SO4 → H2S + H2O + I2 Agora, completamos por 8 HI + 1 H2SO4 → 1 H2S + 4 H2O + 4 I2

tentativa:

2º) K2Cr2O7 + HCl → KCl + CrCl3 + H2O + Cl2 +1

+6

-2

Oxidação Redução

+1

-1

do do

+1

-1

+3-1

+1

-2

∆= ∆=

cloro: cromo:

0

1.2=2 3.2=6

No cálculo do ∆ de oxidação consideramos a atomicidade 2, em vez de 1, porque nem todos os átomos de cloro se oxidaram. Assim, usamos a atomicidade do Cl2, pois este é formado pelos átomos de cloro que se oxidaram.

Temos: 2 K2Cr2O7 + HCl → KCl + CrCl3 + H2O + 6 Cl2 Por tentativa: 2 K2Cr2O7 + 28 HCl→ 4 KCl + 4 CrCl3 + 14

Ele, entretanto, pode ser obtido a partir de produtos naturais muito abundantes: o carbonato de cálcio (CaCO3– mármore) e o cloreto de sódio (NaCl – sal de cozinha). a) Escreva a equação da reação de obtenção do Na2CO3. b) Determine o nº de mols de Na2CO3 existentes em 159g de Na2CO3.

4- Ao colocar-se um pedaço de magnésio em uma solução de ácido clorídrico, verifica-se que ocorre aumento de temperatura e desprendimento de gás. a) Equacione a reação descrita acima. b) Classifique essa reação. c) Indique o gás desprendido na reação. d) Dê o nome do sal formado.

H2O + 6 Cl2 Simplificando: K2Cr2O7 + 14 HCl→ 2 KCl + 2 CrCl3 + 7 H2O + 3 Cl2 3º) Cl2 + NaOH → NaCl + NaClO + H2O 0

+1 -2 +1

+1 -1

+1 +1-2

+1 -2

Oxidação do cloro: ∆= 1.1=1 Redução do cloro: ∆= 1.1=1 Neste exemplo, uma parte dos átomos se oxida e outra se reduz. Para o cálculo do ∆ devemos usar as fórmulas do 2° membro. Esta reação se chama auto-oxirredução.

5- Um estudante de Química realizou a seguinte sequência de operações: I- Dissolveu anidrido nitroso em água, obtendo a solução A. II- Sobre a solução A adicionou solução de hidróxido de cálcio, obtendo a solução B. III- A solução B foi evaporada até sobrar um resíduo sólido.

Temos: Cl2 + NaOH → 1 NaCl + 1 NaClO + H2O

Pergunta-se:

Por tentativa: Cl2 + 2 NaOH → NaCl + NaClO + H2O EXERCÍCIOS DE REAÇÕES INORGÂNICAS

a) Quais as equações das reações I e II devidamente balanceadas? b) Qual a substância obtida como resíduo sólido na evaporação do processo III? Dê o nome e a fórmula. c) Quais as funções das substâncias presentes nas soluções A e B?

1- Dadas as reações:

I- C + O2 → CO2↑

II- CaCO3 → CaO + CO2↑ ∆

III- NaCl + AgNO3 → NaNO3 + AgCl↓ IV- Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2↑

Assinale a afirmativa falsa sobre elas: A) A reação I é de análise.

B) A reação III é de dupla troca.

C) A reação II é de análise parcial.

D) A reação IV é de deslocamento.

E) A reação I é de oxirredução.

2- É muito comum o uso de ácido muriático (HCl comercial) para lavar pisos e paredes. No entanto pisos e paredes de mármore (carbonato de cálcio) não podem ser lavados com ele, pois ambos reagem, havendo liberação de gás. Equacione essa reação e diga qual é o gás liberado.

3- O carbonato de sódio (Na2CO3), usado na fabricação do vidro, é encontrado na natureza em quantidades mínimas.

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6- Ocorre reação de precipitação quando se misturam: A) soluções aquosas de cloreto de potássio e de hidróxido de lítio.

B) solução aquosa de ácido nítrico e carbonato de sódio sólido.

C) soluções aquosas de cloreto de bário e de sulfato de potássio.

D) soluções aquosas de ácido clorídrico e de hidróxido de sódio.

E) solução aquosa diluída de ácido sulfúrico e zinco metálico.

7- Quando carbeto de alumínio (Al4C3) é adicionado

em um béquer contendo água líquida a 25°C, ocorre a formação de hidróxido de alumínio e a liberação de um gás. O gás formado é o: A) H2 B) CO C) CO2 D) CH4 E) C2H2

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32 3,3 O: 3,3= 1 3,3 Logo, a fórmula mínima é: C1H2O1 → CH2O

IX- Cálculos Químicos: - Quantidades e Medidas: Mol: quantidade de matéria de um sistema que contém 6,02x1023 entidades elementares (átomos, moléculas, íons, etc.).

Ex: a) massa de 1 mol de átomos de Fe: massa de 1 átomo= 56u massa de 6,02x1023 átomos= 56u x 6,02.1023= 56 x 6,02x1023u= 56g 1g b) massa de 1 mol de moléculas de água MAH= 1u MAO= 16u MMH2O= 18u Massa de 1 mol= 18g

• Fórmula Molecular Ex: Uma substância com 9,09% de H, 54,54% de C e 36,36% de O e massa molar: 88u.

Sabemos então que a fórmula porcentual é H9,09%C54,54%O36,36% Primeiro determinamos a fórmula mínima: H: 9,09g = 9,09 mols 1g/mol C: 54,54g = 4,55 mols 12g/mol O: 36,36g = 2,27 mols 16g/mol Então: H: 9,09 = 4 2,27 C: 4,55 = 2 2,27 O: 2,27 = 1 2,27

- Massa Molar: Fe: 56g/mol Água: 18g/mol -Cálculos: Lei de Lavoisier: conservação das massas Lei de Proust: proporção, em massa, constante e definida.

Logo, a fórmula mínima é H4C2O. Como queremos a fórmula molecular:

• Fórmula Porcentual: porcentagem de cada elemento

fórm. molecular = (fórm. mínima)n

hidrogênio + oxigênio → água 4g 32g 36g xg yg 100g (%)

massa da fórm. molecular = (massa da fórmula mínima)n Então: 88= (4x1+2x12+1x16)n → 88=44n → n=2

Pela Lei de Proust: 4 = 32 = 36 → x= 11,11g e y= 88,88g X y 100

Logo, a fórmula molecular é (H4C2O) 2= H8C4O2

Fórmula porcentual para a água: H11,11%O88,88%

Para obtermos a fórmula porcentual partindo da molecular, não é necessário determinar antes a fórmula mínima.

• Fórmula Mínima: menor proporção, em números inteiros.

Ex: uma substância C40%H6,7%O53,3%

com

composição

centesimal

Considerando 100% como 100g, temos: 40g de C, 6,7g de H e 53,3g de O. Encontramos o nº de mols, por: n= m/MM

C: 40g = 3,3 mols 12g/mol H: 6,7g = 6,7 mols 1g/mol O: 53,3g = 3,3 mols 16g/mol Dividimos, então, todos os valores encontrados, pelo menor deles: C: 3,3= 1 3,3 H: 6,7= 2 Centro de Matemática, Ciências e Filosofia – CMCF

Por exemplo, na determinação da fórmula porcentual do etano, cuja fórmula molecular é C2H6: Como a fórmula molecular indica o nº real de átomos na molécula, temos: massa molecular do C2H6 = 2x12+6x1 = 30u (correspondente a 100%) Então: carbono: 30 u ----- 100% 24u ----- x → x = 80% hidrogênio: 30 u ----- 100% 6u ----- y → y = 20% Logo, a fórmula porcentual para o C2H6 é: C80%H20%.

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33 EXERCÍCIOS DE CÁLCULOS QUÍMICOS 1- A fórmula mínima de uma substância é CH2 e sua massa molecular é 70u. Determine a fórmula molecular dessa substância. (Dados: H= 1, C= 12).

2- Determine a fórmula molecular de um composto que apresenta 40% de enxofre e 60% de oxigênio e cuja massa molar é 80g/mol. (Dados: Ms = 32g/mol, Mo= 16g/ mol).

3- Determine a composição centesimal do sulfato de sódio, sabendo que sua fórmula molecular é Na2SO4.

(Dados: Na= 23, S= 32, O= 16).

Bibliografia

MORTIMER, E. F.; MIRANDA, L. C.; Transformações: Concepções de estudantes sobre reações químicas. Química Nova na Escola. n. 2, p.

23-26, Novembro, 1995.

SANTOS, Wildson Luiz Pereira dos (coord.), Química & Sociedade, vol. único, São Paulo: Nova Geração, 2005.

PERUZZO. F.M.; CANTO. E.L., Química na abordagem do cotidiano, volume 1, 4ª edição, ed moderna, São Paulo, 2006 USBERCO, João; Salvador, Edgard. Química Geral.

12ª.ed. São Paulo: Saraiva, 2006. 480 p.

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