QUÍMICA GERAL Fundamentos

QUÍMICA GERAL Fundamentos Prof. Dr. Anselmo E. de Oliveira Instituto de Química, UFG anselmo.quimica.ufg.br anselmo.disciplinas@gmail.com 22 de Março de 2018 Engenharia Ambiental e Sanitária

Elementos e Símbolos 1 Elementos e Símbolos

Massa Atômica 2 A Massa Atômica do elemento químico é a massa relativa do átomo comparada a um padrão 1961: massa atômica do isótopo 12 C = 12 Massa atômica do oxigênio é 15,9994 ( 16) Tabelas

Massa Atômica I Isótopos Massa atômica do Cl é 35,45: dois isótopos com 35 e 37 Cd possui oito isótopos com massas atômicas entre 110 e 116 U, massa atômica 238, tem uma meia-vida de 4, 5 109 anos (lixo radioativo)

Massa Atômica Massa Atômica em gramas representa a quantidade do elemento em gramas correspondente à massa atômica Exemplo 55,847 é a massa atômica do Fe 55,847 g 1 mol de átomos de Fe 1 mol de átomos de Fe 6, 022 10 23 átomos Logo: 55, 847 6, 022 10 23 = 9, 273 10 26 kg/átomos

Massa Molar 3 Massa Molar: em gramas; 1 mol 4 Molaridade: número de mols de soluto em 1 litro de solução 5 Molalidade: número de mols de soluto em 1 kg de solução 6 Equivalente-grama: Para reagentes redox, um equivalente é a quantidade de substância que pode doar ou receber elétrons Exemplo Na meia-reação MnO 4 + 8H+ + 5e Mn 2+ + 4H 2 O existem 5 equivalentes por mol de MnO 4 Exemplo A massa de substância que contém um equivalente é chamada de equivalente-grama Qual o equivalente-grama do KMnO 4 na reação acima? massa molar/equiv = 158,0339/5 = 31,6068 g/equiv

Equivalente-grama Em relação aos ácidos e bases, o equivalente-grama de um reagente é a quantidade que pode ser doada ou recebida por um mol de H + Exemplo Qual o equivalente-grama do íon cálcio na reação 40/2 = 20 g/equiv Exemplo CaCO 3 + 2H + Ca 2+ + H 2 CO 3? E qual o equivalente-grama do carbonato de cálcio? (40 + 12 + 3 16)/2 = 50 g/equiv

Equivalente-grama Exemplo Qual é a concentração de 40 mg/l de Ca 2+ quando expressa como CaCO 3 (a dureza da água é normalmente expressa dessa forma)? Um equivalente de um íon ou molécula é quimicamente equivalente ao de outro íon ou molécula. Ca 2+ CaCO 3 20 g/equiv 50 g/equiv 40 mg/l x x = 100 mg/l de CaCO 3

Número de Avogadro 7 Número de Avogadro (N A ): 1 mol de qualquer substância contém o mesmo número de moléculas, qualquer que seja essa substância 6, 022 10 23 mol 1 H2 O: 1 mol 18 g 6, 022 10 23 moléculas 8 Número de Oxidação (N ox ) A oxidação corresponde ao aumento do número de oxidação A redução corresponde à diminuição do número de oxidação

Ligação Química 9 Ligação Química: a junção entre dois átomos Iônica: adequada para descrição de compostos binários formados por um elemento metálico (ex: metal do bloco s) e um elemento não metálico

Ligação Química Um sólido iônico é um conjunto de cátions e ânions que se mantém juntos em um arranjo regular Figura: Esse pequeno fragmento de cloreto de sódio é um exemplo de sólido iônico.

Ligação Química Um cristal de cloreto de sódio (composto iônico) tem energia menor do que os átomos de sódio e cloro muito separados a) os átomos de sódio liberam elétrons b) esses elétron se ligam aos átomos de cloro c) os íons resultantes agrupam-se com um cristal Na(g) Na + (g) + e (g) E = 494 kj/mol Figura: Primeiras energias de ionização dos elementos do grupo principal, em kj/mol.

Ligação Química Cl(g) + e (g) Cl (g) E = 349 kj/mol Figura: Variação das afinidades eletrônicas dos elementos do grupo principal, em kj/mol. Balanço energético: 494 349 = +145 kj/mol (aumento de energia) Ou seja, um gás de íons Na + e Cl muito separados tem energia mais alta do que um gás de átomos de Na e Cl neutros

Ligação Química E se os íons Na + e Cl do gás se juntam para formar um sólido cristalino? Na + (g) + Cl (g) NaCl(s) E = 787 kj/mol A mudança líquida na energia do processo global Na(g) + Cl(g) NaCl(s) é 145 787 = 642 kj/mol (decréscimo de energia) Conclusão Um sólido composto de íons Na + e Cl tem energia mais baixa do que uma coleção de átomos de Na e Cl muito separados.

Ligação Química Covalente: ligação entre não metais e consiste em um par de elétrons compartilhado por dois átomos Apolar: entre átomos idênticos Polar: moléculas heteronucleares

Nomenclatura 10 Nomenclatura a) Cátions O nome de um cátion monoatômico é o nome do elemento químico que o formou, precedido pela palavra íon: ion sódio para Na + Quando o elemento pode formar mais de um tipo de cátion usa-se o número de oxidação: Cu + é o íon cobre(i) e Cu 2+ é o íon cobre(ii)

Nomenclatura Sistemas antigos Sufixos oso e ico para os íons com cargas maiores e menores, respectivamente: Fe 2+, íons de ferro(ii), íons ferrosos; Fe 3+, íons de ferro(iii), íons férricos

Nomenclatura b) Ânions O nome dos ânions monoatômicos, como o íon Cl é formado pela adição do sufixo eto ao nome do elemento precedido pela palavra íon: Cl é o íon cloreto Oxoânions: adição do sufixo ato: CO 2 3 é íon carbonato Para números diferentes de átomos de oxigênio usam-se os sufixos ito (menor número) e ato (maior número): NO 2 é nitrito e NO 3 é nitrato ; NH4NO3 é nitrato de amônio Halogênios, em particular, formam mais de duas espécies de oxoânions Menor número de átomos de oxigênio: prefixo hipo e sufixo ito: ClO é hipoclorito Maior número de átomos de oxigênio: prefixo per e sufixo ato: ClO 4 é perclorato

Nomenclatura Tabela: Ânions comuns e seus ácidos.

Nomenclatura Hidrogênio presente em íons: prefixo hidrogeno HS é íon hidrogenossulfeto ; HCO 3 é íon hidrogenocarbonato Sistema antigo Ânion que contém hidrogênio nomeado com prefixo bi: HCO 3 é íon bicarbonato Dois átomos de hidrogênio usa-se o prefixo di-hidrogeno: H 2PO 4 íon di-hidrogenofosfato c) Compostos Iônicos Nome do ânion + de + nome do cátion: KCl cloreto de potássio, NH 4 NO 3 nitrato de amônio Se mais de uma carga é possível, adiciona-se o número de oxidação: CoCl 2, com Co 2+ é cloreto de cobalto(ii) e CoCl 3, com Co 3+ é cloreto de cobalto(iii)

Nomenclatura Hidratos nome do composto + prefixo grego do úmero de moléculas de água de cada fórmula unitária + hidratado CuSO 4 5H 2 O O ponto indica a água de hidratação O número 5 indica o número de moléculas de água de cada fórmula unitária sulfato de cobre(ii) pentahidratado Quando perdeu a água de hidratação: sulfato de cobre(ii) anidro

Nomenclatura Figura: CuSO 4 5H 2 O (azul escuro) e anidro (azul claro).

Equações Químicas 11 Equações Químicas Representação: Reagentes Produtos Equação simplificada: Na + H 2 O NaOH + H 2 Figura: Quando uma quantidade pequena de sódio é colocada em água, ocorre uma reação vigorosa, formando gás hidrogênio e hidróxido de sódio (VÍDEO).

Equações Químicas Lei da conservação das massas: a massa total é constante durante uma reação química Equação química balanceada 2Na + 2H 2 O 2NaOH + H 2 coeficientes estequiométricos: 2, 2, 2, 1 (número relativo de mols de cada substância que reage ou é produzida) símbolo de estado: s, l, g e aq Aquecimento 2Na(s) + 2H 2 O(l) 2NaOH(aq) + H 2 (g) Catalisador CaCO 3 (s) CaO(s) + CO 2 (g) V 2SO 2 (g) + O 2 O 5 2 2SO3 (g)

Equações Químicas Estequiometria: quantitativo N 2 (g) + 3H 2 (g) 2NH 3 (g) Quando 1 mol de N 2 reage, 3 mols de H 2 são consumidos e 2 mols de NH 3 são produzidos 1 mol de N 2 3 mols de H 2 1 mol de N 2 2 mols de NH 3 28 g de N 2 6 g de H 2 28 g de N 2 34 g de NH 3

Oxidação e Redução 12 Oxidação e Redução Reação de Oxidação Significado original: reação com oxigênio Reação entre magnésio e oxigênio: VÍDEO 2Mg(s) + O 2(g) 2MgO(s) 2Mg(s) + O 2(g) 2Mg 2+ (s) + 2O 2 (s) Reação entre magnésio e cloro: VÍDEO 2Mg(s) + Cl 2(g) 2MgCl 2(s) 2Mg(s) + Cl 2(g) 2Mg 2+ (s) + 2Cl (s) Nos dois casos há perda de elétrons do magnésio e transferência para o outro reagente Oxidação é a perda de elétrons (aumento da carga) Também acontece com ânions: 2KBr(aq) + Cl 2(g) 2KCl(aq) + Br 2(aq) (VÍDEO) Br 1 + e Br 0

Oxidação e Redução I Reação de Redução Significado original: extração de um metal do seu óxido, comumente pela reação com hidrogênio, carbono ou monóxido de carbono Produção de aço

Oxidação e Redução Redução do óxido de ferro(iii) pelo monóxido de carbono F e 2 O 3 (s) + 3CO(g) 2F e(l) + 3CO 2 (g) F e +3 + 3e F e 0 (VÍDEO) Redução é o ganho de elétrons (diminuição da carga) Reação Redox: sempre que, em uma reação, uma espécie se oxida, a outra tem de se reduzir

Oxidação e Redução Como atribuir o N ox a) Para um elemento não combinado com outro elemento: zero b) A soma dos N ox de todos os átomos em uma espécie é igual a sua carga total N ox específicos a) Hidrogênio: +1 quando combinado com não metal (HCl) 1 quando combinado com metal (NaH) b) Elementos dos Grupos 1 e 2: número do Grupo Na +, Mg 2+ c) Halogênios: 1 (HCl, NaF) exceto quando combinado com oxigênio (Cl 2 O, cada Cl é +1) ou outro halogênio mais alto do grupo (BrCl 3, Br +3, Cl 1) Flúor é sempre 1 d) Oxigênio: 2 (geralmente) Exceções: compostos com flúor; em peróxidos (O 2 2 ), superóxidos (O 2 ) e ozonídeos (O 3 )

Oxidação e Redução Oxidantes e Redutores a) agente oxidante ou oxidante é a espécie que provoca a oxidação e, consequentemente, é reduzida no processo 2Mg(s) + O 2 (g) 2MgO(s) oxigênio remove elétrons do magnésio seu N ox diminui de 0 para 2 oxigênio é o agente oxidante da reação b) agente redutor ou redutor é a espécie que provoca a redução e, consequentemente, é oxidada no processo magnésio fornece elétrons ao oxigênio seu N ox aumenta de 0 para +2 magnésio é o agente redutor da reação Logo, para identificar o redutor e o oxidante em uma reação redox é necessário comparar os números de oxidação dos elementes antes e depois da reação.

Oxidação e Redução Balanceamento de Equações Redox: balancear as cargas e os átomos a) Meias-reações O segredo para escrever e balancear as equações de reações redox é considerar os processos de redução e oxidação separadamente: meia-reação Reação entre zinco e prata em uma pilha voltaica Zn(s) + 2Ag + (aq) Zn 2+ (aq) + Ag(s) oxidação: Zn(s) Zn 2+ (s) + 2e redução: Ag + (aq) + e +Ag(s) As espécies reduzida e oxidada, juntas, formam um par redox Zn 2+ /Zn e Ag + /Ag

Oxidação e Redução Tabela: Potenciais padrão em 25 C

Oxidação e Redução b) Reações Simples Cu(s) + Ag + (aq) Cu 2+ (aq) + Ag(s) Mesmo número de átomos dos dois lados da equação Carga total dos produtos é diferente da dos reagentes Cada Cu perdeu 2e Cada Ag ganhou 1e Pra balancear os elétrons: Cu(s) + 2Ag + (aq) Cu 2+ (aq) + 2Ag(s)

Oxidação e Redução c) Reações Complexas Íon permanganato reage com ácido oxálico em solução ácida, em água, para produzir íon manganês(ii) e dióxido de carbono MnO 4 (aq) + H 2C 2 O 4 (aq) Mn 2+ (aq) + CO 2 (g) Meia-reação de redução 1 Identifique as espécies que sofrem redução N ox do Mn diminui de +7 para +2 2 Escreva a equação simplificada da redução MnO 4 Mn2+ 3 Balanceie todos os elementos, exceto H e O MnO 4 Mn2+ 4 Balanceie os átomos de O adicionando H 2O MnO 4 Mn2+ + 4 H 2O 5 Balanceie os átomos de H adicionando H + MnO 4 + 8 H+ Mn 2+ + 4 H 2O 6 Balanceie as cargas adicionando e MnO 4 + 8 H+ + 5 e Mn 2+ + 4 H 2O

Oxidação e Redução MnO 4 (aq) + H 2C 2 O 4 (aq) Mn 2+ (aq) + CO 2 (g) Meia-reação de oxidação 1 Identifique as espécies que sofrem oxidação N ox do C aumenta de +3 para +4 2 Escreva a equação simplificada da oxidação H 2 C 2 O 4 CO 2 3 Balanceie todos os elementos, exceto H e O H 2 C 2 O 4 2 CO 2 4 Balanceie os átomos de O adicionando H 2 O (não precisa) H 2 C 2 O 4 2 CO 2 5 Balanceie os átomos de H adicionando H + H 2 C 2 O 4 2 CO 2 + 2 H + 6 Balanceie as cargas adicionando e H 2 C 2 O 4 2 CO 2 + 2 H + + 2 e

Oxidação e Redução Equação total 1 Junte as duas equações MnO 4 + 8 H+ + 5 e Mn 2+ + 4 H 2 O H 2 C 2 O 4 2 CO 2 + 2 H + + 2 e 2 Balancei os elétrons MnO 4 + 8 H+ + 5 e Mn 2+ + 4 H 2 O 2 H 2 C 2 O 4 2 CO 2 + 2 H + + 2 e 5 2 MnO 4 + 16 H+ + 10 e 2 Mn 2+ + 8 H 2 O 5 H 2 C 2 O 4 10 CO 2 + 10 H + + 10 e 3 Adicione as duas equações e cancele os elétrons 2 MnO 4 + 16 H+ + 5 H 2 C 2 O 4 2 Mn 2+ + 8 H 2 O + 10 CO 2 + 10 H + 4 Cancele 10 íons H + à esquerda e à direita e adicione os estados físicos 2 MnO 4 (aq) + 6 H+ (aq) + 5 H 2 C 2 O 4 (aq) 2 Mn 2+ (aq) + 8 H 2 O(l) + 10 CO 2 (g)