REVISÃO DE QUÍMICA PROF. FERENC. GERAL e ATOMÍSTICA

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1 REVISÃO DE QUÍMICA PROF. FERENC GERAL e ATOMÍSTICA

2 Sumário Teoria Atômica e Estrutura da Matéria Tabela Periódica dos Elementos Ligações Químicas Compostos Iônicos e Moleculares Funções Inorgânicas (ácidos, bases, sais e óxidos) Teoria moderna de Ácido-Base 2

3 Evolução nos modelos atômicos J. Dalton (1803) Átomos indivisíveis Átomos de um mesmo elemento são iguais Átomos combinam-se entre si para formar novos compostos J.J. Thomson (1898) Descoberta dos elétrons (-) Átomos formados por uma esfera maciça positiva com elétrons incrustrados pudim de passas E. Rutherford/N. Bohr (1911) Descoberta dos prótons (+) e do átomo nuclear Elétrons existiam ao redor do núcleo (eletrosfera) Eletrosfera : dividida em camadas e subcamadas (por ordem de energia) 3

4 O átomo nuclear - Átomo é neutro prótons = elétrons - A massa do elétron é desprezível em relação à massa do próton e do nêutron. - Número atômico (Z) = prótons no núcleo - Número de massa (A) = prótons + nêutrons no núcleo A X Z 16 O 8 átomo de Oxigênio 4

5 Fonte: Usberco, J.; Salvador, E. Química, 5ª.ed.reform., São Paulo:Saraiva, 2002, p Modelo atômico de Niels Böhr Níveis e subníveis energéticos Camadas ou níveis Subnível s p d f n máx. de e núcleo Níveis de Energia Nome da Camada n máximo elétrons 1 K 2 2 L 8 3 M 18 4 N 32 5 O 32 6 P 18 7 Q 8 5

6 Transferência de e - camada mais externa do átomo: CAMADA DE VALÊNCIA Distribuição eletrônica de 26 Fe e 26Fe 2+ 26Fe = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 26Fe 2+ (- 2e - ) = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 Diagrama de Linus Pauling Energia crescente: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d 6

7 Lítio (Li) Metal Família 1 ou 1A: Metais Alcalinos Número atômico = n e - = 3 Flúor (F) Não Metal Família 17 ou 7A: Halogênios Número atômico = n e - = 9 Distribuição eletrônica 1s 2 2s 1 C.V. = 2s 1 1s 2 2s 2 2p 5 C.V. = 2s 2 2p 5 Li perde 1e - cátion Li + F ganha 1e - ânion F - Composto Iônico LiF (fluoreto de lítio) 7

8 Fonte: Petrucci, Harwood and Herring. General Chemistry Principles and Modern Applications 8 th Ed. Windsor, Prentice-Hall, 2002 O Estudo da Matéria SÓLIDO LÍQUIDO GASOSO Figura 1: Diferentes exemplos dos estados da matéria. 8

9 Classificação da Matéria Matéria NÃO É uniforme? SIM Mistura heterogênea Homogênea NÃO Substância pura Tem composição variável? SIM Mistura homogênea (solução) NÃO Pode ser reduzida a substância mais simples? SIM Elemento Composto 9

10 T C Curva de Aquecimento da água 100 L e G G L 0 S S e L tempo

11 MISTURA 11

12 CASOS ESPECIAIS DE MISTURAS MISTURA AZEOTRÓPICA MISTURA EUTÉTICA 12

13 Organização dos Elementos: A Tabela Periódica 1871: Dmitri Mendeleev ordem crescente de nº de massa (A) Moseley Ordem crescente de nº atômico (Z) (MODELO ATUAL) Atualmente: 118 elementos 13

14 Tabela periódica 14

15 Figura 6: Propriedades periódicas dos elementos. Propriedades Periódicas A posição do elemento revela suas propriedades 15

16 Teorias das ligações químicas Teoria de Lewis Teoria da Ligação de valência (TLV) Teoria dos Orbitais moleculares (TOM) 16

17 Regra do Octeto Descrição: O átomo adquire estabilidade ao completar oito elétrons camada de valência, imitando os gases nobres. Configuração Geral: ns 2 np 6 Obs. Esta regra só é válida para os elementos representativos.

18 Dueto Regra do Descrição: O átomo adquire estabilidade ao completar a camada de valência com dois elétrons, imitando o gás nobre He, Configuração Geral: ns 2 Obs. Esta regra só é válida para os elementos representativos: H, Li, B e Be.

19 LIGAÇÃO IÔNICA :(eletrovalente ou heteropolar) Definição: elétrons são transferidos de um átomo para outro dando origem a íons de cargas contrárias que se atraem. Exemplo: formação do cloreto de sódio NaCl. Na (Z = 11) 1s 2 2s 2, 2p 6 3s 1 Cl ( Z = 17) 1s 2 2s 2, 2p 6 3s 2, 3p 5 Cloro Sódio Na Cl Na + Cl - [Na] + [Cl] -

20 geralmente ocorre entre: METAIS + AMETAIS bastante eletropositivos bastante eletronegativos tendem a formar cátions tendem a formar ânions EXCEÇÃO: METAIS + H

21 LIGAÇÕES QUÍMICAS Íons e compostos iônicos Átomos podem perder ou ganhar elétrons ÍONS Íon (+) CÁTION Íon (-) ÂNION 21

22 * são duros e CARACTERÍSTICAS DOS COMPOSTOS IÔNICOS: * são sólidos à temperatura ambiente (sólidos cristalinos);

23 * conduzem corrente elétrica quando: fundidos ou em solução; * possuem alto ponto de fusão e de ebulição.

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25 LIGAÇÃO COVALENTE:(molecular ou homopolar) Definição: Ocorre através do compartilhamento de um par de elétrons entre átomos que possuem pequena ou nenhuma diferença de eletronegatividade. Não há a formação de íons; Ligação covalente: POLAR: os átomos são diferentes APOLAR: os átomos são idênticos

26 LIGAÇÕES SÍGMA ( ) e PI ( ) HCl O 2

27 Ligação Covalente COORDENADA (dativa) Definição: o par eletrônico compartilhado pertence a um dos átomos, só ocorre quando todas as ligações covalentes normais possíveis já aconteceram. Exemplo: formação do SO 2. O S O + O S O S = O + O S = O O

28 Características de Compostos Moleculares São, em geral, líquidos ou gasosos nas condições ambientes (se sólidos, fundem-se facilmente); Possuem baixos P.F. e P.E.; Não conduzem corrente elétrica (exceção para Ácidos, em solução aquosa e Carbono Grafite) ; São formados por moléculas.

29 Compostos: Iônicos x Moleculares IÔNICOS MOLECULARES Formado por íons Combinam metais e não-metais Exemplos: NaCl, CaCl 2 Formado por moléculas Em geral, somente não-metais Exemplos: H 2 O; CH 4 29

30 LIGAÇÃO METÁLICA: É uma ligação desorientada; Modelo do mar de elétrons LIVRES: os cátions permanecem em um arranjo regular e estão cercados por um mar de elétrons que se movimentam livremente. grande movimentação eletrônica: boa condutividade térmica e elétrica, Alta maleabilidade e ductibilidade.

31 FUNÇÕES INORGÂNICAS Ácidos Bases Sais Óxidos

32 TEORIA DE ARRHENIUS eletrólitos e não eletrólitos

33 4. Mecanismos de ionização TEORIA DE ARRHENIUS

34 ÁCIDOS: DEFINIÇÃO E CLASSIFICAÇÃO Classificação 1. Quanto à presença de oxigênio - Hidrácidos: não têm oxigênio Exemplos: HI, HBr, HCN - Oxiácidos: têm oxigênio Exemplos: H 2 CO 3, H 2 SO 4 2. Quanto ao número de elementos químicos - Binário: 2 elementos Exemplo: HI - Ternário: 3 elementos Exemplo: HClO - Quaternário: 4 elementos Exemplo: H 4 [Fe(CN) 6 ] Obs.: H 4 [Fe(CN) 6 ] = Ácido ferrocianídrico (íon Fe 2+ ) ou ferrocianeto de hidrogênio H 3 [Fe(CN) 6 ] = Ácido ferricianídrico (íon Fe 3+ )

35 ÁCIDOS: CLASSIFICAÇÃO 3. Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis - Monoácido: 1 H + Exemplos: HI, H 3 PO 2 - Diácido: 2 H + Exemplos: H 2 S, H 3 PO 3 - Triácido: 3 H + Exemplos: H 3 PO 4, H 3 BO 3 - Tetrácido: 4 H + Exemplos: H 4 SiO 4, H 4 GeO 4 4. Quanto à volatilidade - Fixos: oxiácidos Exemplo: H 3 PO 4 - Voláteis: hidrácidos Exemplo: HCl, H 2 CO 3 5. Quanto ao grau de ionização - Fortes: > 50% - Moderados: 5% 50% - Fraco: < 5%

36 36

37 H 3 PO 3 : moderado (2H+) Y X = 1 H PO : moderado (1H+) Y X = 1 ÁCIDOS: CLASSIFICAÇÃO 6. Quanto à força Hidrácidos MODERADO: HF FORTES: HCl, HBr e HI FRACOS: os demais (H 2 S, HCN) Oxiácidos H x EO y Y X = 3 Y X = 2 Y X = 1 Y X = 0 MUITO FORTE FORTE MODERADO FRACO Exceção: H 2 CO 3 : fraco (instável, se decompõe em H 2 O e CO 2 )

38 ÁCIDOS: NOMENCLATURA 1. Hidrácidos Ácido nome do elemento + ídrico - HF: ácido fluoridrico - HCl: ácido cloridrico - HBr: ácido bromidrico - HI: ácido iodidrico - HCN: ácido cianídrico - H 2 S: ácido sulfídrico

39 ÁCIDOS: NOMENCLATURA 2. Oxiácidos Ácido nome do elemento + ico Derivações dos oxiácidos

40 ÁCIDOS: NOMENCLATURA Grau de hidratação de um oxiácido O Cr e o Mn são dois metais que também formam ácidos: HMnO 4 : ácido permangânico H 2 MnO 4 : ácido mangânico H 2 CrO 4 : ácido crômico H 2 Cr 2 O 7 : ácido pirocrômico ou dicrômico

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47 BASES: DEFINIÇÃO E CLASSIFICAÇÃO Definição Toda substância que, em solução aquosa se dissocia, produzindo como ânion OH -. Me x+ (OH) - Me(OH)x em que Me = metal Obs.: NH 4 OH: única base com cátion de ametais. Classificação 1. Quanto ao número de hidroxilas - Monobase: 1 OH - Exemplo: KOH - Dibase: 2 OH - Exemplo: Mg(OH) 2 - Tribase: 3 OH - Exemplo: Al(OH) 3 - Tetrabase: 4 OH - Exemplo: Sn(OH) 4 2. Quanto a solubilidade em água - Solúveis: IA e NH Pouco solúveis: IIA Exceção: Mg(OH) 2 e Be(OH) 2 - Insolúveis: demais bases

48 BASES: CLASSIFICAÇÃO E NOMENCLATURA 3. Quanto a força - Base forte: IA e IIA ( próximo de 100%) - Base fraca: demais, incluindo o NH 4 OH Nomenclatura 1. Quando o elemento tem nox fixo Hidróxido de nome do elemento - KOH: hidróxido de potássio - Mg(OH) 2 : hidróxido de magnésio - Al(OH) 3 : hidróxido de alumínio 2. Quando o elemento tem nox variável - Fe(OH) 2 : hidróxido de ferro II hidróxido ferroso - Fe(OH) 3 : hidróxido de ferro III hidróxido férrico Obs.: ICO: maior valor nox OSO: menor valor nox

49 INDICADORES Tornassol Fenolftaleína Alaranjado de metila Azul de bromotimol Ácido rosa incolor vermelho amarelo Base azul vermelho amarelo azul O tornassol é extraído de certos líquens (formas de vida formadas pela associação entre algas e fungos).

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51 SAIS: DEFINIÇÃO E CLASSIFICAÇÃO Definição São compostos formados pela reação de um ácido com uma base de Arrhenius. Classificação 1. Neutralização total 2 HClO 3 + Ca(OH) 2 Ca(ClO 3 ) H 2 0 Ácido clórico clorato de cálcio

52 SAIS: CLASSIFICAÇÃO 2. Neutralização parcial da base Ácido clórídrico 3. Neutralização parcial do ácido 1 HCl + Ca(OH) 2 Ca(OH)Cl + H 2 0 cloreto (mono)básico de cálcio (mono)hidroxicloreto de cálcio 1 H 2 CO NaOH NaHCO 3 + H 2 0 Ácido carbônico 4. Sais duplos: LiKCO 3 : carbonato de lítio e potássio CaBrNO 3 : brometo nitrato de cálcio carbonato (mono)ácido de sódio (mono)hidrogenocarbonato de sódio bicarbonato de sódio 5. Sais hidratados: CaCl 2. 2 H 2 0

53 SAIS: SOLUBILIDADE Nitratos (NO 3- ) Acetatos (CH 3 COO - ) Alcalinos (IA) Amônio (NH 4+ ) Cloretos (Cl - ) Brometos (Br - ) Iodetos (I - ) Sal Solúvel Insolúvel Exceções X X X X X Ag +, Hg 2 2+, Pb 2+ Sulfatos (SO 4 2- ) X Ca 2+, Sr 2+, Ba 2+, Pb 2+ Sulfetos (S 2- ) X IA, NH 4+, Ca 2+, Sr 2+, Ba 2+, Carbonatos (CO 3 2- ) Fosfatos (PO 4 3- ) X Na +, K +, NH 4+,

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56 ÓXIDOS: DEFINIÇÃO 1. Definição É um composto binário no qual o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. Exemplos: CO 2, Na 2 O, Fe 3 O Fórmula geral Exemplo: E x+ O 2- Mg 2+ O 2- = MgO Em que: E = elemento qualquer (com exceção do fluor) X = número de oxidação do elemento E O = oxigênio (com número de oxidação 2-)

57 ÓXIDOS: NOMENCLATURA 1. Quando o elemento (E) ligado ao oxigênio for um METAL Óxido de nome do elemento - K 2 O: óxido de potássio - MgO: óxido de magnésio - Fe 2 O 3 : óxido de ferro III ou óxido férrico - FeO: óxido de ferro II ou óxido ferroso 2. Quando o elemento (E) ligado ao oxigênio for um AMETAL (mono, di, tri,...) Óxido de (di, tri,...) nome do elemento - N 2 O: monóxido de nitrogênio - CO: monóxido de carbono - P 2 O 5 : pentóxido de difósforo - I 2 O 7 : heptóxido de di-iodo

58 ÓXIDOS: CLASSIFICAÇÃO 1. Óxido ÁCIDO ou anidrido Formado por ametais ligados ao oxigênio Óxido ácido + água ácido Óxido ácido + base sal + água S0 3 + H 2 0 H 2 SO 4 SO NaOH Na 2 SO 4 + H 2 0 Anidrido: sem H 2 0: H 2 CO 3 H 2 0 = CO 2 anidrido carbônico 2. Óxido BÁSICO Formado por metais ligados ao oxigênio Óxido básico + água base Óxido básico + ácido sal + água Na 2 O + H NaOH Na 2 O + 2 HCl 2 NaCl + H 2 0

59 ÓXIDOS: CLASSIFICAÇÃO 3. Óxido NEUTRO ou INDIFERENTE Não reage com água, ácido ou base. Os mais importantes são: CO, NO, N 2 O 4. Óxido ANFÓTERO Formado por elementos de eletronegatividade intermediária, isto é, aqueles que ocupam a região central da tabela periódica. Apresentam, simultaneamente, caráter ácido e básico. Óxido anfótero + ácido forte sal + água Óxido anfótero + base forte sal + água ZnO + H 2 SO 4 ZnSO 4 + H 2 O ZnO + 2 NaOH Na 2 ZnO 2 + H 2 O

60 ÓXIDOS: CLASSIFICAÇÃO 5. Óxido DUPLO É aquele cujo metal formador tem dois nox diferentes. Fe 3 O 4 = FeO. Fe 2 O 3 Pb 3 O 4 = PbO 2. 2 PbO Mn 3 O 4 = MnO 2. 2 MnO 4. PERÓXIDO Os cátions são formados por metais alcalinos, alcalinos terrosos e hidrogênio. O oxigênio apresenta nox = 1- - Para metais alcalinos e hidrogênio: H 2 O 2, Na 2 O 2, Li 2 O 2 - Pata metais alcalinos terrosos: MgO 2, CaO 2, BaO 2 peróxido + água base + água oxigenada peróxido + ácido sal + água oxigenada Na 2 O H 2 O 2 NaOH + H 2 O 2 Na 2 O HCl 2 NaCl + H 2 O 2

61 TEORIAS MODERNAS DE ACIDO E BASE

62 Teorias ácido-base ARRHENIUS

63 Arrhenius:Teoria da Dissociação Eletrolítica Ácidos : são substâncias que contêm hidrogênio e produzem o íon H + [ H 3 O + ] (íon hidrônio) como único cátion, quando em solução aquosa. Ex.: HCl + H 2 O H 3 O + + Cl - HNO 3 + H 2 O H 3 O + + NO 3 -

64 Bases: são substâncias que liberam íons OH - (íons hidróxido) em solução aquosa. Ex.: NaOH + H 2 O Na + + OH - Ca(OH) 2 + H 2 O Ca OH -

65 LIMITAÇÕES: Teoria de Arrhenius está restrita para soluções aquosas; Não aponta para a basicidade da amônia (NH 3 ), por exemplo, que não contém grupo OH; A natureza do solvente desempenha um papel crítico nas propriedades das substâncias ácido-base.

66 Teoria Protônica BRöNSTED LOWRY

67 TEORIA DE BRÖNSTED-LOWRY Ácido: são espécies doadoras de prótons (H + ). Base : são espécies que podem aceitar um próton (H + ).

68 Na teoria ácido-base de Brönsted-Lowry haverá a formação de um par ácidobase conjugado, isto é, sempre o ácido terá a sua base conjugada e vice-versa, ou seja, a base certamente terá o seu ácido conjugado.

69 Esquematizando

70 Ex.:

71 Ex.:

72 Força Quanto maior é a tendência em doar prótons, mais forte é o ácido. Quanto maior a tendência em receber prótons, mais forte é a base, e vice-versa. Água substância anfiprótica (espécies que podem ceder ou receber prótons H + ).

73 Teoria Eletrônica LEWIS

74 Ácido: é uma espécie química capaz de RECEBER um par de elétrons em uma reação; Base: é uma espécie química que pode DOAR um par de elétrons para formar uma ligação covalente coordenada em uma reação.

75 Em resumo: Toda reação ácido-base de Lewis consiste na formação de uma ligação covalente coordenada. Neutralização é definida como a formação de uma ligação covalente coordenada.

76 Ex.:

77 Ex.:

78 Comparação entre as três teorias

79 2ª. AULA: * CALCULO ESTEQUIOMÉTRICO * GASES * RADIOATIVIDADE * BALANÇO POR REDOX

80

81 6,02 x Mol Massa MOLAR (TP) 22,4 L nas CNTP 100% pureza / rend

82 Cálculo Estequiométrico Para resolver uma questão envolvendo cálculo estequiométrico devemos seguir três passos: 1º conhecer a equação; 2º Ajustar os coeficientes; 3º Armar uma Regra de três;

83

84 Reagente Limitante EX.:10,00g de ácido sulfúrico são adicionados a 7,40g de hidróxido de cálcio. Sabe-se que um dos reagentes está em excesso. Após completar a reação: a) qual será a massa em excesso b) qual a sua porcentagem : H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 CaSO 4 + H 2 O a) 0,02g de H 2 SO 4 e 10% b) 0,20g de H 2 SO 4 e 2% c) 0,26g de Ca(OH) 2 e 5% d) 2,00g de H 2 SO 4 e 1% e) 0,2g de Ca(OH) 2. e 20%

85 Resolução H 2 SO 4 + Ca(OH) 2 98g g CaSO 4 + 2H 2 O X ,4g x= 9,8g 98g 74g 9,8g 7,4g 10g 9,8g 0,2g de ácido em excesso 10g % 0,2g x X= 2% em excesso

86 ESTUDO DOS GASES

87 A Importância do Estudo dos Gases Do ponto de vista teórico, o estudo dos gases ajudou na compreensão das reações químicas: Lei da Conservação da Massa Lavoisier ( ) Lei das Proporções Definidas Proust ( ) Lei das Proporções Volumétricas Gay-Lussac ( ) Hipótese de Avogadro ( )

88 Propriedades dos Gases Os gases possuem massa O volume dos gases varia muito com a pressão Os gases ocupam todo o volume do recipiente O volume dos gases varia muito com a temperatura

89 Equação de Clapeyron Relaciona quantidade de mols de um gás com PRESSÃO, VOLUME e TEMPERATURA (variáveis de Estado). P. V = n. R. T P= pressão (atm ou mmhg) V= volume (L) n= nº de mol R= constante dos gases (0,082 atm.l/mol.k ou 62,3 mmhg.l/mol.k) T= temperatura em Kelvin

90 EQUAÇÃO GERAL DOS GASES

91 IsoTérmica temperatura constante LEI de BOYLE - MARIOTTE

92 IsoBárica pressão constante LEI de CHARLES GAY- LUSSAC

93 ISOCÓRICA OU ISOVOLUMÉTRICA VOLUME CONSTANTE Lei de Charles/Gay-Lussac

94 RADIOATIVIDADE

95 Radioatividade Considerações iniciais * Rutherford (Prêmio Nobel de Química 1908) * Bohr (Prêmio Nobel de Física 1922) * Chadwick (descobriu o NÊUTRON ) - Aluno de Rutherford

96 Radiação Alfa (α) 2 prótons + 2 neutrons

97 Radiação Beta (β) 1 elétron

98 Radiação Gama (γ)

99 Radioatividade Penetração das radiações na matéria

100 Radioatividade Decaimento radioativo: meia-vida

101 Radioatividade Fissão nuclear - Bomba atômica: Hiroshima e Nagasaki

102 Radioatividade Fusão nuclear

103 Radioatividade Aplicações da radiação APLICAÇÕES EM MEDICINA Diagnóstico de doenças - Radioisótopo é ingerido para obter o mapeamento doorganismo. - Iodo-131= meia-vida 8 dias. - Absorvido pela glândula tireóide, onde se concentra. - Detector observa o quanto foi absorvido deiodo pela tireóide. - Obtêm-se ummapeamento datireóide. - um radiodiagnóstico é feito por comparação com um mapa padrão de uma tireóide normal. Exemplo de radiodiagnóstico da tireóide usando I área mais brilhante indica maior concentração do I-131.

104 Radioatividade Aplicações da radiação APLICAÇÕES EM MEDICINA Radioterapia - Tratamento com fontes de irradiação. - Cobalto-60 (antes Césio-137): maior rendimento terapêutico. OBS.: outros radioisótopos utilizados: - Tecnécio (Tc-99): 6 h de meia-vida cintilografias de rins, cérebro, pulmões, ossos. - Samário (Sm-153): 1,9 dias de meia-vida injetado em pacientes com metástase óssea, como paliativo para a dor.

105 BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES POR OXIRREDUÇÃO

106 Observe:

107 Regras para o balanceamento:

108 Balancear a equação iônica pelo método de oxirredução Cr 2 O Fe H + 2Cr Fe H 2 O nox 6 3 = 3. 2= 6 nox = 3 2 = 1. 1= Oxidação: Fe +2 Fe +3 Agente Redutor: Fe +2 Redução: Cr +6 Cr +3 Agente Oxidante: Cr 2 O 7-2