2. Funções Inorgânicas Substâncias químicas que compõem a Terra e que são essenciais para o organismo (minerais).

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1 1. Funções orgânicas 2. Funções Inorgânicas Substâncias químicas que compõem a Terra e que são essenciais para o organismo (minerais). Eletrólitos e Não Eletrólitos Eletrólitos são substâncias que, em solução aquosa, produzem íons, seja por dissociação iônica ( separação dos íons nos compostos que possuem ligação iônica) ou por reação com a água (ionização produção de íons nos compostos que possuem ligação covalente). Composto com ligação iônica: (s) = sólido (l) = líquido (g) = gasoso (aq) = aquoso NaCl (s) H2 O Na + (aq) + Cl - (aq) Composto com ligação covalente: HCl (g) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) 2.1 Ácidos ( Acetum ) Svante August Arrhenius (comportamento da substância em solução aquosa) Compostos ácidos são aqueles que, em meio aquoso, sofrem ionização, reagindo com água, e produzem como cátion o íon hidroxônio ou hidrônio (H 3 O + ). HCl (g) H 2 O H + (aq) + Cl - (aq) H + (aq)+ H 2 O (l) H 3 O + (aq) HCl (g) + H 2 O (l) H 3 O + (aq) + Cl - (aq) Ácido + Água H 3 O + (aq) + ânion Ácidos são compostos moleculares que sofrem ionização. Formulação e nomenclatura dos ácidos Fórmula geral de um ácido: H n A H: hidrogênio; A: representa um ânion qualquer; n: carga do ânion. Ácido + nome do ânion + terminação Terminação do ânion -ito -ato -eto Terminação do ácido -oso -ico -ídrico Os ácidos que não possuem átomos de oxigênio em suas estruturas têm seus nomes terminados em ídrico. Os ácidos que possuem átomos de oxigênio têm seus nomes terminados por ico ou oso. HCl = ácido clorídrico (Cl - = ânion cloreto)

2 HNO 3 = ácido nítrico (NO 3 - = ânion nitrato) 2.2 Bases ( Alkali ) Bases, ou hidróxidos, são compostos químicos que, em solução aquosa, sofrem dissociação liberando o ânion OH -, também chamado de ânion hidróxido ou hidroxila. NaOH (s) Ba(OH) 2(s) H 2 O Na + (aq) + OH - (aq) H 2 O Ba 2+ (aq) + 2OH - (aq) Formulação e nomenclatura das bases Fórmula geral de uma base: C(OH) x C: cátion; x: carga do cátion. Hidróxido + de + nome do cátion NaOH = hidróxido de sódio CuOH = hidróxido de cobre(i) ou hidróxido cuproso (oso = menor valor da carga do cátion) Cu(OH) 2 = hidróxido cobre(ii) ou hidróxido cúprico (ico = maior valor da carga do cátion) 2.3 Sais ( Salarium ) Sal é todo eletrólito que em solução aquosa libera pelo menos um cátion diferente do H 3 O + e pelo menos um ânion diferente do OH -. NaCl (s) NaHCO 3(s) Ca 3 (PO 4 ) 2(s) H 2 O Na + (aq) + Cl - (aq) H 2 O Na + - (aq) + HCO 3 (aq) H 2 O 3Ca (aq) + 2PO 4 (aq) Formulação e nomenclatura dos sais Fórmula geral de um sal: X q Y p X: cátion; Y: ânion; p e q são os menores coeficientes inteiros que garantem neutralidade elétrica da estrutura iônica. Nome do ânion + de + nome do cátion 1) Cátion: Cs + (césio) Ânion: F - (fluoreto) CsF = fluoreto de césio 2) Cátion: Mg 2+ (magnésio) Ânion: CO 3 2- (carbonato) MgCO 3 = carbonato de magnésio 3) Cátion: Fe 3+ (ferro III ou férrico) Ânion: S 2- (sulfeto) Fe 2 S 3 = sulfeto de ferro (III) ou sulfeto férrico

3 2.4 Óxidos ( Oxigênio ) Óxidos são compostos binários (possuem dois elementos químicos diferentes) de oxigênio e um outro elemento químico menos eletronegativo. Formulação e nomenclatura dos óxidos Os óxidos podem ser divididos em duas categorias principais: óxidos formados por metais e não metais. 1) Óxidos metálicos Fórmula geral : E 2 O x E: cátion; x: carga do cátion. Óxido + de + nome do elemento metálico SrO óxido de estrôncio K 2 O óxido de potássio FeO óxido de ferro II ou óxido ferroso Fe 2 O 3 óxido de ferro III ou óxido férrico 2) Óxidos não metálicos Fórmulas variadas (quantidade de oxigênio) prefixo + óxido + de + (quantidade do elemento) prefixo + nome do elemento 1 mon- 2 di- 3 tri- 4 tetr- 5 pent- 6 hex- 7 hept- * quando há apenas um átomo do elemento (diferente do oxigênio), não se coloca o prefixo mon-. N 2 O = monóxido de dinitrogênio CO 2 = dióxido de carbono SO 3 = trióxido de enxofre P 4 O 6 = hexóxido de tetrafósforo 2.5 Peróxidos 2 Peróxidos são compostos que possuem o grupo O 2 em sua estrutura. São todos compostos iônicos, com exceção do peróxido de hidrogênio, que é molecular. Devido à instabilidade, existem peróxidos apenas de elementos do grupo 1 e 2 da tabela periódica.

4 Nomenclatura dos peróxidos Peróxido + de + nome do cátion Na 2 O 2 = peróxido de sódio; CaO 2 = peróxido de cálcio; H 2 O 2 = peróxido de hidrogênio. 2.6 Hidretos Hidretos são compostos binários, ou seja, formados apenas por dois elementos químicos diferentes, em que um deles é o hidrogênio. Nomenclatura dos hidretos Dividem-se em dois grupos: hidretos metálicos e não metálicos. 1) Hidretos metálicos Hidreto + de + nome do elemento metálico LiH = hidreto de lítio CdH 2 = hidreto de cádmio 2) Hidretos não metálicos Nomes especiais NH 3 = amônia CH 4 = metano PH 3 = fosfina AsH 3 = arsina 3. Reações Inorgânicas Uma reação é a expressão de um fenômeno químico que provoca alterações nas substâncias inicialmente presentes. A representação escrita dessa reação é chamada de equação química. Reagentes Produtos As proporções entre os átomos são determinadas pelos coeficientes estequiométricos, que são os números que acompanham cada reagente e produto. 3.1 Ocorrência das reações químicas Modificação do aspecto físico do sistema a) Formação de gás = liberação de bolhas pelo sistema. b) Formação de precipitado = formação de um sólido. c) Dissolução de um precipitado = solubilização. d) Aquecimento ou resfriamento do sistema (reação endotérmica e reação exotérmica). e) Mudança de cor.

5 3.2 Classificação das reações inorgânicas a) Adição ou síntese É aquela em que dois ou mais reagentes se unem para formar apenas um produto. N 2(g) + 3H 2(g) 2NH 3(g) b) Decomposição ou análise Ocorre quando apenas um reagente é separado em mais de um produto. CaCO 3(s) CaO (s) + CO 2(g) c) Simples troca ou deslocamento É aquela que ocorre com a troca de um elemento de uma molécula por uma substância simples. Zn (s) + 2HCl (aq) ZnCl 2(aq) + 2H 2(g) d) Dupla troca Acontece quando o cátion de uma substância se liga ao ânion de outro composto e vice-versa. A + B - + C + D - A + D - + C + B - AgNO 3(aq) + NaCl (aq) AgCl (aq) + NaNO 3(aq) 3.3 Balanceamento de Reações s Proporção entre as substâncias em uma reação química (acerto dos coeficientes estequiométricos da equação). Lei de conservação das massas os átomos não são criados nem destruídos. O número de átomos de cada elemento em cada lado da flecha deve ser o mesmo. Para ajustar uma equação química usamos unicamente os coeficientes estequiométricos. Uma equação química balanceada simboliza as mudanças qualitativa e quantitativa que ocorrem em uma reação química. Os coeficientes estequiométricos nos dão os números relativos de mols das substâncias reagentes e produtos que tomam parte na reação. Sabe-se que: H 2 O = 2 átomos de hidrogênio e 1 átomo de oxigênio 2 H 2 O = 2 x 2 átomos de hidrogênio e 2 x 1 átomos de oxigênio Regras práticas: 1 Começar com o elemento que aparecer apenas uma vez no lado dos reagentes e no lado dos produtos. 2 Dar preferência ao elemento que possui maior índice. C 3 H 8 + O 2 CO 2 + H 2 O Comecemos pelo H (conforme regras práticas): 8 átomos do lado dos reagentes e apenas 2 do lado dos produtos. C 3 H 8 + O 2 CO H 2 O Em seguida, devemos analisar o C: 3 átomos do lado dos reagentes e apenas 1 do lado do produto. C 3 H 8 + O 2 3 CO H 2 O Agora, o oxigênio: 2 nos reagentes e 10 nos produtos. C 3 H O 2 3 CO H 2 O A equação está balanceada!

6 As relações estequiométricas nos permitem prever as quantidades de reagentes e produtos em uma reação química. Para isso, basta estabelecermos as proporções entre os átomos, que são dadas pelo balanceamento da equação química. N 2 + H 2 NH 3 Balanceando: N H 2 2 NH 3 Massas moleculares: N 2 = 2 x 14 u = 28 u H 2 = 2 x 1u = 2 u NH 3 = 17 u N H 2 2 NH 3 28 u 3 x 2 u 2 x 17 u 28 g 3 x 2 g 2 x 17 g 28 kg 3 x 2 kg 2 x 17 kg Observe que as relações são as mesmas, independente da unidade utilizada, desde que esta se repita para todas as substâncias. As proporções estequiométricas podem ser os indicadores da quantidade de matéria (mol). N H 2 2 NH 3 1 mol 3 mols 2 mols 1 x 6,02 x moléculas 3 x 6,02 x moléculas 2 x 6,02 x moléculas 1 x 28 g 3 x 2 g 2 x 17 g Volume e volume molar O mesmo volume de gases, nas mesmas condições de temperatura e pressão, apresenta a mesma quantidade de matéria. O volume ocupado por um mol de qualquer gás nas condições de 1 atm de pressão e 0 o C de temperatura é 22,4L. CNTP = condições normais de temperatura e pressão. 1 mol de O 2 = 22,4L de O 2 na CNTP Reagente em excesso e reagente limitante I. O reagente limitante em uma reação é o reagente fornecido em uma quantidade menor daquela necessária pela relação estequiométrica entre os reagentes. N 2(g) + 3 H 2(g) 2 NH 3(g) 1 mol 3 mols 2 mols Temos disponível 1 mol de N 2 e 2 mols de H 2 : H 2 : reagente limitante Excesso de N 2 II. Carbeto de cálcio, CaC 2, reage com água para formar o hidróxido de cálcio e o gás inflamável etino (acetileno). Esta reação era usada para lâmpadas de bicicletas, pois os reagentes eram facilmente transportáveis. Para este

7 cálculo, supomos que o carbeto de cálcio está puro e que todo etino é coletado. (a) Qual é o reagente limitante quando 1,00 x 10 2 g de água reagem com 1,00 x 10 2 g carbeto de cálcio? (b) Que massa de etino pode ser produzida? (c) Que massa de reagente permanece após a reação ser completada? A equação química é CaC 2(s) + 2H 2 O (l) Ca(OH) 2(aq) + C 2 H 2(g) 1 mol 2 mols 1 mol 1 mol 1 x 64 g 2 x 18 g 1 x 74 g 1 x 26 g 1,00 x 10 2 g 1,00 x 10 2 g H 2 O = 64 x 1,00 x 10 2 = 64 x 10 2 (maior = reagente excesso) CaC 2 = 36 x 1,00 x 10 2 = 36 x 10 2 (menor = reagente limitante) CaC 2(s) + 2H 2 O (l) Ca(OH) 2(aq) + C 2 H 2(g) 1 mol 2 mols 1 mol 1 mol 1 x 64 g 1 x 26 g 1,00 x 10 2 g m etino 64 x m etino = 1,00 x 10 2 x 26 m etino = 40,63 g de etino. CaC 2(s) + 2H 2 O (l) Ca(OH) 2(aq) + C 2 H 2(g) 1 mol 2 mols 1 mol 1 mols 1 x 64 g 2 x 18 g 1 x 74 g 1 x 26 g 1,00 x 10 2 g m água 64 x m água = 1,00 x 10 2 x 36 m água = 56,25 g de água utilizada. m excesso = 100 g 56,25 = 43,75 g. Impureza As impurezas, em uma reação química, ocorrem pelo fato de muitos reagentes se deteriorarem no decorrer do tempo, porque absorvem impurezas do ar ou porque se decompõem. Indústrias, como as cimenteiras, usam os reagentes impuros, da maneira como são retirados da crosta terrestre, e calculados conforme o seu grau de pureza. A impureza é expressa em porcentagem e esse valor deve ser levado em consideração nos cálculos estequiométricos, antes de serem feitos os cálculos finais. I. O hidróxido de sódio, quando exposto ao ar, absorve o gás carbônico da atmosfera e forma carbonato de sódio, provocando uma alteração na sua pureza. Uma amostra de 300g de NaOH, com grau de pureza de 80%, foi utilizada para produzir hidróxido de ferro, conforme a reação: 3 NaOH + FeCl 3 3 NaCl + Fe(OH) 3 Quantos mols de hidróxido de ferro III (Fe(OH) 3 ) foram produzidos? Pureza: 80% Portanto: 300 g % x % x = 240g de NaOH (os outros 60% são impurezas)

8 Então: 3 NaOH + FeCl 3 3 NaCl + Fe(OH) 3 3 mols mol 3 x 40g mol 240g x x = 2 mols de Fe(OH) 3 Rendimento de uma reação Certas reações não chegam a consumir 100% dos reagentes. Por alguns motivos, elas param antes de serem totalmente completadas (temperatura, pressão, substâncias inibidoras, equilíbrio químico). O rendimento da reação deve ser contabilizado ao final. Para isso, devemos levar em consideração os valores teóricos, que corresponderiam a uma reação completa, ou seja, 100%. I. A reação de produção da amônia possui um rendimento de 60% em determinadas condições de temperatura e pressão. Qual a massa de amônia produzida a partir de 15 mols de hidrogênio? N 2(g) + 3 H 2(g) 2 NH 3(g) 3 mols mols 3 mols x 17 g 15 mols ---- x x = 170 g de NH 3 (rendimento de 100%) 170g % x % x = 102 g de NH 3 são produzidos.

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