2 0 PERÍODO ENSINO MÉDIO QUÍMICA

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1 2 0 PERÍODO ENSINO MÉDIO QUÍMICA

2 Para relembrar FUNÇÕES INORGÂNICAS Na química inorgânica agrupamos as diferentes substâncias pela semelhança nas propriedades químicas. A cada um destes grupos, denominamos função química. Os compostos são agrupados em ácidos, bases, sais, óxidos, hidretos e carbetos. Estudaremos neste módulo as primeiras quatro funções. TABELA DE ÍONS Como grande parte dos compostos inorgânicos são iônicos, é muito importante conhecer as tabelas de cátions e ânions com os respectivos nomes para consultas posteriores: Tabela de cátions Valência única Mais de uma valência Monovalentes Bivalentes Trivalentes Tetravalentes H 3 O +1 hidrônio Be +2 berílio Al +3 alumínio +1 NH 4 amônio Mg +2 magnésio Bi +3 bismuto Li +1 lítio Ca +2 cálcio Na +1 sódio Ba +2 bário K +1 potássio Ra +2 rádio Rb +1 rubídio Zn +2 zinco Cs +1 césio Cd +2 cádmio Ag +1 prata Cu +1 cuproso Cu +2 cúprico Hg +1 mercuroso Hg +2 mercúrico Au +1 auroso Au +3 áurico Cr +2 cromoso Cr +3 crômico Fe +2 ferroso Fe +3 férrico Co +2 cobaltoso Co +3 cobáltico Ni +2 niqueloso Ni +3 niquélico Sn +2 estanoso Sn +4 estânico Pb +2 plumboso Pb +4 plúmbico Mn +2 manganoso Mn +3 manganêsiii Mn +4 mangânico Pt +2 platinoso Pt +4 platínico Ti +2 titanoso Ti +4 titânico As +3 arsenioso Sb +3 antimonioso O arsênio (As) e o antimônio (Sb) podem em certos casos formar cátions pentavalentes (+5). Respectivamente arsênico e antimônico. Tabela de ânions monovalentes Dos halogênios Do enxofre F fluoreto HS bissulfeto Cl cloreto -! HSO 3 bissulfito ClO hipoclorito HSO 4 bissulfato ClO 2 clorito Do nitrogênio ClO 3 clorato N 3 azoteto Continuação do carbono SNC tiocianato HCO 3 bicarbonato CHO 2 formiato C 2 H 3 O 2 acetato

3 ClO 4 perclorato Br brometo BrO hipobromito BrO 2 bromito BrO 3 bromato BrO 4 perbromato I iodeto IO hipoiodito IO 2 iodito IO 3 iodato IO 4 periodato nitrito nitrato amideto Do Fósforo PO 3 metafosfato H 2 PO 2 hipofosfito H 2 PO 4 dihidrogenofosfato NO 2 NO 3 NH 2 Do carbono CN cianeto NC isocianeto OCN cianato NCO isocianato ONC fulminato Dos metais de transição CrO 2 cromito MnO 4 permanganato FeO 2 ferrito AuCl 4 cloroaurato Outros AlO 2 aluminato AsO 2 metarsenito SbO 2 metantimonito BiO 3 bismutato H hidreto OH hidróxido BO 2 metaborato BF 4 fluorborato Tabela de ânions bivalentes Do oxigênio O óxido O 2 peróxido O 4 superóxido Do enxofe S sulfeto SO 3 sulfito SO 4 sulfato S 2 O 3 tiossulfato S 2 O 4 hipossulfito S 2 O 5 pirossulfito S 2 O 6 hipossulfato S 2 O 7 pirossulfato S 2 O 8 peroxodissulfato S 4 O 6 tetrationato SnO 6 politionato (n=2,3,4,5,6) Do nitrogênio N 2 O 2 hiponitrito Do Fósforo HPO 3 fosfito HPO 4 monohidrogenofosfato Do carbono C 2 carbeto CO 3 carbonato C 2 O 4 oxalato Dos metais de transição CrO 4 cromato Cr 2 O 7 dicromato MoO 4 molibidato WO 4 tungstato MnO 3 manganito MnO 4 manganato FeO 4 ferrato PtCl 6 hexacloroplatinato ZnO 2 zincato Outros BeO 2 berilato B 4 O 7 tetraborato SiO 3 metassilicato SiF 6 fluorsilicato SnO 2 estanito SnO 3 estanato PbO 2 plumbito PbO 3 plumbato Se seleneto SeO 3 selenito SeO 4 selenato Te telureto TeO 3 telurito TeO 4 telurato Tabela de ânions trivalentes Do nitrogênio N -3 nitreto Do fósforo P -3 fosfeto PO -3 4 fosfato Dos metais de transição [Fe(CN) 6 ] -3 ferricianeto Outros -3 BO 3-3 AsO 3-3 AsO 4-3 SbO 3-3 SbO 4 borato arsenito arsenato antimonito antimonato

4 Tabela de ânions tetravalentes Do fósforo Do carbono -4 P 2 O 6 hipofosfato C -4 carbeto -4 P 2 O 7 pirofosfato Dos metais de transição [Fe(CN) 6 ] -4 ferrocianeto ÁCIDOS Outros SiO As 2 O 7-4 Sb 2 O 3 silicato piroarsenato piroantimonato De acordo com Arrhenius, ácidos são substâncias que em água se ionizam liberando como único cátion o hidrônio (H 3 O + ). HCl H + + Cl - H + + H 2 O H 3 O + HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - BASES Segundo Arrhenius, bases são substâncias que em água dissociam exclusivamente ânion OH -. Na +1 OH H 2 O Na +1 + OH Mg(OH) H 2 O 2 Mg OH SAIS Sais são compostos iônicos que em água dissociam pelo menos um cátion diferente de H + e pelo menos um ânion diferente de OH -. NaCl H Na +1 + Cl 2 O Mg(OH)Cl H 2 O Mg +2 + OH + Cl ÓXIDOS Por definição, são compostos binários que contem oxigênio sendo este sempre o mais eletronegativo. Exemplos: Na 2 O, CaO, Fe 2 O 3. O OF 2 não é um óxido porque o oxigênio é menos eletronegativo que o flúor.

5 MOL / MASSA MOLAR MASSAS DE ÁTOMOS MOLÉCULAS E ÍONS MASSA ATÔMICA Toda medida de massa é na realidade uma comparação com um padrão escolhido. Quando se diz que uma pessoa tem massa 50 Kg, isto significa que a sua massa é 50 vezes a massa do Kg padrão. Quando nos referimos a átomos, usamos como padrão o 6 C 12. Isto significa que atribuímos ao átomo de C 12 a massa de 12 unidades. Assim, 1u de massa atômica é 1/12 do C 12. Massa atômica é um número que indica quantas vezes a massa de um átomo de determinado elemento é maior que 1/12 da massa de um átomo do C 12. Por se tratar de uma relação de massas, a massa atômica não tem unidade, é um número puro. Assim: 3Li 7 o átomo de Li tem massa 7 vezes 1/12 do C 12 2He 4 o átomo de He tem massa 4 vezes 1/12 do C 12 MASSA MOLECULAR As substâncias iônicas ou moleculares são constituídas de átomos ligados entre si. A massa molecular é determinada pela soma das massas atômicas dos átomos que constituem a molécula (MM). Exemplos: H 2 O MM = = 18 u (unidades de massa atômica) H = 1 u O = 16 u A massa molecular da água 18 u Cl 2 (gás cloro) Cl = 35,5 MM = 2.35,5 = 71 u A massa molecular do cloro é 71 u. Isto significa que a molécula de cloro (Cl 2 ) é 71 vezes 1/12 do C 12. MOL Quando se expressa o número de unidades de qualquer coisa em dúzias, associamos sempre o número de 12 unidades para cada dúzia. Se falarmos em cento, associamos sempre a 100 unidades. Na química utilizamos o mesmo conceito para o mol que representa 6, unidades. O número é muito grande porque estamos tratando de número de átomos, moléculas ou íons. Quando foi determinado, este número recebeu o nome de número de Avogadro em homenagem ao cientista Amadeo Avogadro que tentou determinar este número porém sem sucesso por falta de equipamentos adequados. Assim, mol é a quantidade que expressa 6, unidades de átomos, moléculas, íons, etc. MASSA MOLAR

6 Massa molar é a massa de 1 mol de moléculas para substâncias ou 1 mol de átomos para os elementos químicos. O valor numérico da massa molar é igual ao valor da massa molecular. Exemplos: Fe massa atômica = 56 u Massa molar = 56 g/mol 1 mol de átomos de ferro ou 6, átomos de Fe tem massa de 56 g H 2 O massa molecular da água = 18 u H = 1 massa molar da água = 18 g / mol O = 16 Isto significa que 18 g de água correspondem a massa de 1mol de moléculas de água ou 6, moléculas de água. H 2 SO 4 - Massa molar = H = 1 MMo = 98 g / mol S = 32 O = 16 Cl 2 Massa molar = 2.35,5 Cl = 35,5 MMo = 71 g / mol HNO 3 Massa molar = H = 1 MMo = 63 g / mol N = 15 O = 16 ESTEQUIOMETRIA ESTEQUIOMETRIA Estequiometria é o ramo da química no qual, através de equações balanceadas, segundo a lei de Lavoisier, podemos calcular quantidades em massa, número de mols, número de átomos ou moléculas, volume das substâncias envolvidas numa reação química. Assim, a estequiometria trata dos cálculos quantitativos de reagentes e produtos nas reações químicas. Para entendermos a forma de relacionar os reagentes e produtos entre si, consideramos os coeficientes da equação. 1C 2 H 5 OH + 3O 2 2CO 2 + 3H 2 O Isto significa que 1 mol de C 2 H 5 OH reage com 3 mols de O 2 formando 2 mols de CO 2 e 3 mols de H 2 O.

7 Para transformar adequadamente as quantidades de reagentes ou produtos referente a número de mols, número de átomos ou moléculas, massa, volume molar vamos usar a relação geral: 1 mol , átomos / molec MM ,4 L (VM) nas CNPT Exemplo: CH 4(g) + O 2(g) CO 2(g) + H 2 O (s) Calcule o volume em L de CO 2(g) nas CNPT obtidos a partir de 64 g de gás metano, CH 4(g). Inicialmente vamos balancear a equação: CH 4(g) + 2O 2(g) Massa CO 2(g) + 2H 2 O (s) Volume MMo CH4 = = 16 g / mol 1 mol CH 4(g) mol CO 2(g) 16 g CH 4(g) ,4 L CO 2(g) nas CNPT 64 g CH 4(g) x 16 22, = x ,4 x = = 89,6 L 16 Calcule a massa de CO 2(g) formada a partir de 64 g de CH 4(g). MMo CO2 = 44 g / mol 1 mol CH 4(g) mol CO 2(g) 16 g CH 4(g) g CO 2(g) 64 g CH 4(g) x = x x = = 176 g CO 2(g) 16 Quantas moléculas de O 2 são necessárias para obter 180 g de H 2 O? 2 mol O 2(g) mols H 2 O (s) 2. 6, molec. O 2(g) g H 2 O (s) X g H 2 O (s) ,

8 X = = 60, moléculas de O 2(g) Quantos mols de metano são necessários para produzir 180 g de água? 1 mol CH 4(g) mols de H 2 O (s) 1 mol CH 4(g) g H 2 O (s) X g H 2 O (s) 180 X = = 5 mols de CH 4(g) CONCETRAÇÃO DE SOLUÇÕES CONCENTRAÇÃO COMUM A concentração comum (C) indica a massa de soluto que se encontra dissolvida em determinado volume em litros de solução (V L ). m1 C = (g / L) V L Normalmente a concentração é expressa em g / L Aplicação: Qual a concentração de uma solução que contém 20 gramas do soluto dissolvido em 0,5 litro de solução? m 1 = 20 g V = 0,5 L C = 20g 0,5 L C = 40 g / L CONCENTRAÇÃO MOLAR Molaridade, concentração molar ou concentração em mol/l é a razão da quantidade de matéria do soluto (mol) por volume de solução (em litros), expressa na unidade mol/l. C = n V onde C é a molaridade, n é a quantidade de matéria ( "número de mol") e V é o volume da solução. A unidade é dada em mol/l.

9 Sabendo que a quantidade de mols (n) é a relação entre a massa do soluto (m) (em gramas) e a massa molar da substância (M, em g/mol), temos: n = m M Juntando as duas equações, temos a forma expandida: C = m M.V Exemplo: Adiciona-se 3 mol de NaCl em um recipiente de 10 litros. Logo, a concentração molar é C = n / v C = 3mol / 10L C = 0,3 mol / L VARIAÇÃO DE CONCENTRAÇÃO Diluição é o ato físico-químico de tornar uma solução menos concentrada em partículas de soluto através do aumento do solvente (número de vezes que a concentração da solução vai diminuir). Para calcular os valores de uma diluição podemos usar a fórmula em seguinte: c1 V1 = c2 V2 onde: c1= concentração da solução antes de ser diluída (por exemplo, da solução de estoque); c2 = concentração da solução depois de ser diluída; V1 = volume da solução antes de ser diluída; V2 = volume final da solução diluída. O mesmo cálculo pode ser aplicado para o processo contrário, ou seja, o aumento da concentração por diminuição de volume de solvente ou pela adição de soluto. MISTURA DE SOLUÇÕES - De mesmo soluto: na mistura de soluções de mesmo soluto não há reação química entre estas soluções. Neste caso, o valor do volume final é a soma das soluções. Onde: C = concentração comum (g/l) V = volume (L)

10 PROPRIEDADES COLIGATIVAS São as propriedades das soluções que dependem do número de partículas dispersas e independem da natureza das partículas do soluto. Pressão de Vapor (PV) PV é a pressão exercida pelo vapor quando está em equilíbrio dinâmico com o liquido correspondente. A PV depende da temperatura e da natureza do líquido. Observa-se experimentalmente que, numa mesma temperatura, cada líquido apresenta sua pressão de vapor, pois esta está relacionada com a volatilidade do líquido. Vejamos alguns exemplos no gráfico abaixo: Vejamos alguns exemplos no gráfico abaixo: Ponto de ebulição é a temperatura na qual a PV iguala a pressão atmosférica. Quanto maior a PV na temperatura ambiente, menor o P.E. amos então estudar cada um dos efeitos coligativos. Tonometria ou tonoscopia ou abaixamento da PV do solvente Tonoscopia é o estudo do abaixamento da pressão máxima de vapor de um solvente, provocado pela dissolução de um soluto não-volátil. p = PV do solvente puro. p = PV do solvente na solução. p > p O abaixamento da PV é: p = p p

11 Crioscopia ou Criometria ou Abaixamento do Ponto de Congelação do Solvente A criometria é o estudo do abaixamento da temperatura de solidificação de um solvente, provocado pela adição de um soluto não-volátil, à pressão externa constante. tc = temperatura de congelação do solvente puro. t c = temperatura de congelação do solvente na solução. tc > t c O abaixamento será: tc = tc t c Ebuiliometria ou Ebulioscopia ou Elevação do Ponto de Ebulição do Solvente Ebulioscopia é o estudo da elevação do ponto de ebulição de um solvente, provocada pela adição de um soluto não-volátil, à pressão externa constante. te = temperatura do P.E. do solvente puro. t e = temperatura do P.E. do solvente na solução. t e > te A elevação será: te = t e te Osmose e Pressão Osmótica Osmose é passagem de um solvente para o interior de uma solução feita desse mesmo solvente, através de uma membrana semipermeável. A osmose é também uma propriedade coligativa das soluções, pois depende do número de partículas dissolvidas Tipos de membranas: Permeáveis: são aquelas que permitem a passagem tanto do solvente como do soluto. Semipermeáveis: são aquelas que permitem apenas a passagem do solvente. Impermeáveis: são aquelas que não permitem a passagem de soluto e solvente. O fluxo de solvente ocorre da solução mais diluída para a solução mais concentrada Pressão Osmótica Pressão osmótica é a pressão que se deveria aplicar sobre a solução, a determinada temperatura, para impedir a passagem do solvente através da membrana. A pressão osmótica é representada pela letra grega π (Pi). π = pressão osmótica. M = concentração em mol/l. Para soluções moleculares, temos: π = M.R.T Para soluções iônicas, temos:

12 π = M.R.T.i As soluções que apresentam mesma pressão osmótica denominam-se isotônicas. Em caso contrário, anisotônicas; a de maior pressão osmótica hipertônica; e a de menor pressão osmótica, hipotônica. Exemplo: a água do mar é hipertônica em relação à água potável