apostila quimica1

Quimica I

UNIVERSIDADE FEDERAL FLUMINENSEDISCIPLINA: QUIMICA I

PROFESSORA: ALINE FARIAS I- Conceitos Fundamentais: 1) Elemento químico: é constituído de átomos de mesmo nº atômico e representado por um símbolo. Ex: Elemento químico → átomos → símbolo 2) Substância química: é constituída de moléculas e representada por uma fórmula. Ex: Hmolecular da substância ácido sulfúrico, constituída de 2 átomos do elemento Hidrogênio, 1 átomo do elemento Enxofre e 4 átomos do elemento Oxigênio. a) Substância pura: possui uma espécie de molécula. Ex: Substância pura água – formada apenas por moléculas de água. Critérios de pureza: composição química fixa (fórmula molecular), PF e PE constantes a uma dada pressão e densidade característica em determinada temperatura e pressão. Gráfico:

b) Substância simples pura: formada por apenas um elemento químico. Ex: Fe, H2. 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. c) Substância composta pura: formada por mais deelemento químico. Ex: H3PO4. As substâncias compostas podem ser classificadas quanto ao número de elementos químicos em: binárias, ternárias, quaternárias. 3) Alotropia: é o fenômeno em que um elemento químico forma duas ou mais substâncias simples alótropos, que diferem entre si pela atomicidade Oou pela estrutura cristalina (carbono diamante e carbono grafite). 4) Fenômenos: a) Físicos: as propriedades físicas e químicas das substâncias são conservadas. São processos reversEx: mudanças de estado físico, misturas, ductibilidade (fios), maleabilidade (lâminas).

Pré-Universit

UNIVERSIDADE FEDERAL FLUMINENSE I

FARIAS

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

2) Substância química: é constituída de moléculas e representada por uma fórmula. Ex: H2SO4 – fórmula

substância ácido sulfúrico, constituída de 2 átomos do elemento Hidrogênio, 1 átomo do elemento Enxofre e 4 átomos do elemento Oxigênio.

a) Substância pura: possui uma espécie de molécula. Ex: formada apenas por moléculas de

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

b) Substância simples pura: formada por apenas um

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.

c) Substância composta pura: formada por mais de um

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

3) Alotropia: é o fenômeno em que um elemento químico forma duas ou mais substâncias simples deferentes, os alótropos, que diferem entre si pela atomicidade O2 e O3 ou pela estrutura cristalina (carbono diamante e carbono

a) Físicos: as propriedades físicas e químicas das substâncias são conservadas. São processos reversíveis. Ex: mudanças de estado físico, misturas, ductibilidade

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 KCl). d) Biológicos: são os fenômenos físiquímicos que ocorrem nos seres vivos. Ex: visão, digestão, respiração. O processo da visão é físico- 5) Mudanças de estado físico:

Observações: 1ª) Vaporização: evaporação, ebulição e calefação.2ª) Temp. de fusão = temp. de solidificação / Temp. de ebulição = temp. de liquefação ou condensação3ª) Quando à temperatura ambiente a substância é sólida ou líquida, falamos em estado de vapor; e quando gasosa, usamos o termo estado gasoso. Vapor condensação / Gasoso → líquido: liquefaç4ª) Substâncias importantes que sublimam: Inaftalina, gelo-seco. 6) Misturas: é a união de duas ou mais substâncias, que não reagem entre si. Exemplos:

Mistura Princ. componentesAr N2 + OVinagre Água + Ácido Aço Ferro + Carbono

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

iversitário Popular da UFF

1

b) Químicos: as propriedades físicas e químicas das substâncias não são conservadas. São processos, geralmente, irreversíveis. Ex: reações químicas

oxidação do ferro ao ar).

Químicos: as propriedades físicas e químicas das substâncias não são conservadas. São processos, geralmente, irreversíveis. Ex: reações químicas não espontâneas (eletrólise do KCl).

d) Biológicos: são os fenômenos físicos, químicos e físico-químicos que ocorrem nos seres vivos. Ex: visão, digestão,

-químico.

5) Mudanças de estado físico:

1ª) Vaporização: evaporação, ebulição e calefação. p. de solidificação / Temp. de

ebulição = temp. de liquefação ou condensação 3ª) Quando à temperatura ambiente a substância é sólida ou líquida, falamos em estado de vapor; e quando gasosa, usamos o termo estado gasoso. Vapor → líquido:

líquido: liquefação 4ª) Substâncias importantes que sublimam: I2, cânfora,

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

Princ. componentes + O2

Água + Ácido acético Ferro + Carbono

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

Quimica I

- Classificação: Misturas homogêneas ou soluções: não conseguimos enxergar as partículas do soluto (diâmetro menor que 10 Å), 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: Sólido + Gás Fumaça Cinzas em arLíquido + Gás Neblina Água + ArSólido + Líquido Gelatina Proteína + ÁguaLíquido + Líquido (emulsão)

Maionese Azeite + Vinagre + Ovos

Líquido + Gás Chantilly Ar em creme 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, comportandosubstância pura durante essas mudanças. Ex: Cd (40%) + Bi (60%) – PF da mistura = 140°C / Cd puro e Bi puro – PF = 270°C Gráfico:

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

7) Métodos de separação de misturas: 7.1) Misturas heterogêneas:

Pré-Universit

: não conseguimos enxergar as partículas do soluto (diâmetro menor que 10

álcool (álcool é miscível

Obs: Misturas gasosas são sempre homogêneas.

: apresentam duas ou mais fases. Há dois tipos de misturas heterogêneas:

as partículas do soluto (disperso, com 10Å e 1000Å) são observadas em um

Cinzas em ar Água + Ar Proteína + Água Azeite + Vinagre + Ovos Ar em creme

as partículas do soluto (disperso, com diâmetro maior que 1000Å) são observadas a olho nu ou através de um microscópio comum. Exemplo: água + areia

: apresentam temperatura constante durante a fusão ou a solidificação, comportando-se como substância pura durante essas mudanças. Ex: Cd (40%) +

PF da mistura = 140°C / Cd puro – PF = 320°C

picas: apresentam temperatura

constante durante a ebulição ou liquefação (ou se como substância pura

durante essas mudanças. Ex: etanol (96%) + H2O (4%) – PE = 78,3°C e H 2O

a) Sistema sólido-sólido: Método Catação Peneiração (tamisação) Separação magnética Ventilação Levigação Flotação

Dissolução fracionada

Sublimação b) Sistema sólido-líquido:

Método Filtração comum Decantação Centrifugação Sifonação

c) Sistema sólido-gás:

Método ExemplosDecantação Pó + arCâmara de poeira SOFiltração Pó + ar (aspirador de pó)

d) Sistema líquido-líquido:

Método Funil de decantação Sifonação

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 °C) + Ni (25%, PF = 1453 °C) b) Sistema sólido-líquido:

Método ExemplosEvaporação Água + sais (salinas)Destilação simples Água (PE = 100 °C) e NaCl (PE

= 1490 °C) c) Sistema líquido-líquido:

Método ExemplosDestilação fracionada Água (PE = 100 °C) e Éter (PE =

34 °C) d) Sistema líquido-gás: aquecimento simples. Ex: O e) Sistema gás-gás: liquefação fracionada. Ex: Separação do O2 (PE = -183 °C) e Natmosférico. Lembrete: PE = ponto de liquefação EXERCÍCIOS DE SUBSTÂNCIAS E MISTURAS 1) Bronze, “gelo seco” e diamante são, respectivamente, exemplos de:


2

Exemplos Arroz e feijão Areia + pedregulhos Ferro + enxofre Casca do grão de arroz Areias auríferas Areia + serragem (diferença de densidade) Sal + areia (extração por solvente) Gelo seco (CO2 sólido + água)

Exemplos Enxofre + água Areia + água Sangue Ferro + água

Exemplos Pó + ar SO2 + As Pó + ar (aspirador de pó)

Exemplos Água + óleo

Gasolina + água

gás: para a separação de um líquido de um gás basta diminuir a pressão sobre o sistema, agitar o

lo. Com isso expulsamos o gás.

sólido: fusão fracionada. Cu (75%, PF = 1083,4 °C) + Ni (25%, PF =

Exemplos Água + sais (salinas) Água (PE = 100 °C) e NaCl (PE

1490 °C)

Exemplos Água (PE = 100 °C) e Éter (PE = 34 °C)

gás: aquecimento simples. Ex: O2 + H2O

gás: liquefação fracionada. Ex: Separação e N2 (PE = -195 °C) do ar

atmosférico. Lembrete: PE = ponto de liquefação

EXERCÍCIOS DE SUBSTÂNCIAS E MISTURAS

1) Bronze, “gelo seco” e diamante são, respectivamente,

Quimica I

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 destruição da camada de ozônio da atmosfera, mediante a reação do ozônio com o óxido nítrico produzido pelos motores de aviões. Essas reações podem ser representadas por: I - N2 (g) + O2 (g) → 2 NO (g) II - NO (g) + O3(g) → NO2 (g) + O2 (g) Com relação às reações anteriores e às espécies nelas presentes, estão corretas as afirmativas, exceto: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: (1) água pura (2) água pura + gelo puro (3) sal de cozinha (NaCl) (4) açúcar (5) ar atmosférico (6) cloro gasoso (Cl Assinale a única afirmação falsa: 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+6D) 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 águaE) 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 Mistura I Mistura II Mistura III

Destilação simples

Destilação fracionada

Filtração

Destilação simples

Cristalização Decantação

Pré-Universit

A) mistura, substância simples e substância composta. 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 destruição da camada de ozônio da atmosfera, mediante a reação do ozônio com o óxido nítrico produzido pelos motores de aviões. Essas reações podem ser

Com relação às reações anteriores e às espécies nelas presentes, estão corretas as afirmativas, exceto: A) Tanto a reação I como a reação II envolvem os mesmos

um às reações I e II. C) Na reação II há duas formas alotrópicas de um

D) As espécies presentes na reação I constituem uma

E) As espécies presentes na reação II são substâncias

série de substâncias

(1) água pura (2) água pura + gelo puro

(5) ar atmosférico (6) cloro gasoso (Cl2)

soluções de PF e

C) São misturas homogêneas: 1+3, 1+4, 5+6

4) Indicar qual das alternativas abaixo corresponde a um

D) dissolução de um cubo de gelo em água

5) Assinale a opção que indica corretamente os processos separar os componentes das misturas

Mistura IV

Decantação

Decantação Liquefação fracionada

Decantação Cristalização

Filtração Destilação simples

Filtração Destilação fracionada

6) Considere o quadro abaixo:

Composto químico Gás carbônico Água Ozônio Ácido sulfúrico Ferrocianeto ferroso

A respeito desses compostos, está correto afirmar que a (o): 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 3 elementos oxigênio.D) ferrocianeto ferroso é constituído de 3 elementos químicos distintos. E) ácido sulfúrico resulta dligados a 1 elemento S e a 4 elementos O. 7) Assinalar a alternativa falsa:A) O sangue é uma mistura heterogênea.B) As misturas são formadas por dois ou mais componentes. C) As misturas eutéticas se comportam como substâncias puras durante a fusão. D) as misturas azeotrópicas se comportam como substâncias puras durante a fusão.E) A mistura de gases constitui sempre uma única fase. 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 natural porque não á formado por substâncias químicas.B) falsas, pois as substâncias químicas são sempre benéficas. C) verdadeira, pois a Químicartificiais. D) enganosa, pois confunde o leitor, levando“química” significa não saudável, artificial.E) verdadeira, somente se o produto oferecido não contiver água. 9) Considere o seguinte grupo de substâncias: HC6H12O6 + CO2

O número de substâncias, o número de elementos químicos e o número total de átomos é, respectivamente:A) 3, 4, 30B) 3, 7, 30C) 5, 4, 27D) 7, 3, 27E) 4, 3, 30 10) O sistema constituído por água líquida, ferro sólido, gelo e vapor d’água apresenta:A) 3 fasesB) 5 fasesC) 4 fasesD) 2 fasesE) 1 fase


3

Filtração Liquefação fracionada

Cristalização Decantação

Decantação Destilação simples

abaixo: Fórmula CO2 H2O O3 H2SO4 Fe2[Fe(CN)6]

A respeito desses compostos, está correto afirmar que a

A) água tem na sua molécula 1 átomo de hidrogênio ligado

B) gás carbônico resulta da união de 2 moléculas de oxigênio a 1 molécula de carbono. C) ozônio é constituído de 3 elementos oxigênio. D) ferrocianeto ferroso é constituído de 3 elementos

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

7) Assinalar a alternativa falsa: A) O sangue é uma mistura heterogênea. B) As misturas são formadas por dois ou mais

C) As misturas eutéticas se comportam como substâncias

D) as misturas azeotrópicas se comportam como substâncias puras durante a fusão. E) A mistura de gases constitui sempre uma única fase.

8) Certas propagandas recomendam determinados produtos, destacando que são saudáveis por serem

urais, isentos de QUÍMICA. Um aluno atento percebe que essa informação é: A) verdadeira, pois o produto é dito natural porque não á formado por substâncias químicas. B) falsas, pois as substâncias químicas são sempre

C) verdadeira, pois a Química só estuda materiais

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

9) Considere o seguinte grupo de substâncias: H2S +

O número de substâncias, o número de elementos químicos e o número total de átomos é, respectivamente: A) 3, 4, 30B) 3, 7, 30C) 5, 4, 27D) 7, 3, 27E) 4, 3, 30

10) O sistema constituído por água líquida, ferro sólido, resenta:

A) 3 fasesB) 5 fasesC) 4 fasesD) 2 fasesE) 1 fase

Quimica I

II- Estrutura Atômica: 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 pequenaschamadas átomos, considerados como esferas maciças, homogêneas, indivisíveis e indestrutíveis; - Átomos que possuem as mesmas propriedades representam um mesmo elemento químico;- Diversos átomos podem combinarespécies 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; - Admitiu-se a divisibilidade da matéria e a natureza elétrica da mesma. 1.4- Modelo atômico de Rutherford (Modelo “Planetário”):

- A matéria é quase que inteiramente constitespaços vazios; - A matéria apresenta pequenos núcleos, onde se concentra a massa do átomo; - Os núcleos apresentam carga elétrica positiva, os prótons; - Os elétrons estão ao redor do núcleo, na eletrosfera, em órbitas circulares. → Modelo carente em bases teóricas que justificassem sua estabilidade. 1.5- Modelo atômico de Rutherfor-Bohr:

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

Pré-Universit

Primeiras noções de átomo: PARTÍCULA

Modelo atômico de Dalton (“Bola de Bilhar”): A matéria é constituída por pequenas partículas

chamadas átomos, considerados como esferas maciças,

Átomos que possuem as mesmas propriedades representam um mesmo elemento químico;

Diversos átomos podem combinar-se, originando distintas, como numa reação, formando

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

O átomo é neutro, com nº de carga positiva igual ao nº de

se a divisibilidade da matéria e a natureza

Modelo atômico de Rutherford (Modelo “Planetário”):

A matéria é quase que inteiramente constituída por

A matéria apresenta pequenos núcleos, onde se

Os núcleos apresentam carga elétrica positiva, os

Os elétrons estão ao redor do núcleo, na eletrosfera, em

carente em bases teóricas que justificassem

Os elétrons giram ao redor do núcleo em órbitas

permitidas (estados estacionários), sem ganho ou perda de

- Quando um elétron recebe energia,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,...); - Um elétron é mais facilmente ativado quanto maisexterno ele for ao núcleo. 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: NÚCLEO → Prótons eÁTOMO → ELETROSFERA 2) Características atômicas: Consideramos a massa do próton = massa do nêutron.Como a massa do elétron é desprezível, podemos afirmar que a massa do átomo está praticamente toda concentrada no núcleo. 3) Conceitos importantes: 3.1- Número atômico (Z): é o nº de prótons (p) de um núcleo atômico. → Z = p O número de prótons identifica um átomo. 3.2- Número de massa (A): é a soma do nº de prótons (p) e nêutrons (n) de um núcleo atômico. 3.3- Neutralidade elétrica: em um átomo neutro, o nº de prótons (p) é igual ao nº de elétrons (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 átomonº atômico (Z) Ex:12C e 12C 6 6

Cada elemento químico recebe um nome e uma abreviação chamada símbolo, que é universal. Notação geral de um elemento químico:A X ou X A ou XA z zz

Exemplo: - representa um átomo11 prótons, 11 elétrons e 12 nêutrons.

3.6- Íons: são espécies eletricamente carregadas, onde o nº de prótons difere do nº de elétrons. p Temos dois tipos de íons: - cátions: íons positivos formados pela perda de elétrons (p>e); - ânions: íons negativos formados pelo ganho de elétron (p<e). Notação: A Z carga Z


4

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,

Um elétron é mais facilmente ativado quanto mais

Descoberta do nêutron por Chadwick: Partícula sem carga elétrica, localizada no núcleo do

átomo, “isolando” os prótons, evitando repulsões elétricas.

→ Prótons e nêutrons

ELETROSFERA → Elétrons

Consideramos a massa do próton = massa do nêutron. Como a massa do elétron é desprezível, podemos afirmar que a massa do átomo está praticamente toda

Número atômico (Z): é o nº de prótons (p) de um

O número de prótons identifica um átomo.

Número de massa (A): é a soma do nº de prótons (p) e nêutrons (n) de um núcleo atômico. → A = p+n

Neutralidade elétrica: em um átomo neutro, o nº de prótons (p) é igual ao nº de elétrons (e). → p = e

Número de nêutrons (n): sabemos que A = p+n e Z =

Elemento químico: é o conjunto de átomos de mesmo

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

Notação geral de um elemento químico:

representa um átomo de sódio que possui 11 prótons, 11 elétrons e 12 nêutrons.

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

cátions: íons positivos formados pela perda de elétrons

ânions: íons negativos formados pelo ganho de elétron

Quimica I

A carga indica a valência do íon (monovalente, bivalente, trivalente,...). Ex: 40 Ca 2+ 20 3.7- Cálculo de partículas em moléculas e íons moleculares:

Exemplos Fórmulas Nº de prótons

Nº de nêutrons

Molécula de água

H2O 10 8

Cátion amônio

NH4+ 11 7

Considere: 1 H, 14 N 1 7 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 1 próton e 1 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 hidrpesado. 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). Exemplo: 40 Ca e 40 K → A=40 20 19 4.3- Isótonos: são átomos de diferentes números de prótons (elementos diferentes), diferentes números de massa, porém com mesmo número de nêutrons (n). Exemplo: 37 Cl e 40 Ca 17 20 Características: → Os isóbaros diferem entre si nas propriedades físicas e químicas. → 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. Exemplo: 23 Na+, 27 Al 3+, 20 Ne → nº de elétrons 11 13 10 EXERCÍCIOS DE ESTRUTURA ATÔMICA

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A carga indica a valência do íon (monovalente, bivalente,

Cálculo de partículas em moléculas e íons

Nº de nêutrons

Nº de elétrons 10

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Isótopos: são átomos de mesmo nº de prótons (mesmo Z) e diferentes números de massa.

pertencem ao mesmo elemento químico, que possuem números de nêutrons diferentes, o que resulta em números de massa diferentes, e possuem as mesmas

Isótopos do hidrogênio (os únicos que possuem nomes

prótio ou hidrogênio leve. Possui 1 próton e 1 elétron. Ocorrência na natureza=99,98%

chamado de deutério ou hidrogênio pesado. Possui 1 próton, 1 elétron e 1 nêutron. Ocorrência na

chamado de trítio ou tritério ou hidrogênio muito pesado. Possui 1 próton, 1 elétron e 2 nêutrons.

Isóbaros: são átomos de diferentes números de prótons (elementos diferentes), mas que possuem o

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

priedades físicas e

Os isótonos diferem entre si nas propriedades físicas e

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

Espécies isoeletrônicas: possuem o mesmo nº de

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 diferentesD) a hipótese é falsa, pois com a descoberta dos isóbaros, verificou-se que átomos do mesmo elemento podem ter massas diferentes 2) 12 C e 14 C representam os fenômenos denominados:A) isomeria e isomorfismoB) alotropia e isobariaC) isomorfismo e isobariaD) isomeria e alotropiaE) alotropia e isotopia 3) As alternativas referemconstituintes de espécies atômicas. A afirmativa FALSA é: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 iga 31 D) um átomo neutro, ao perder 3 elétrons, mantém 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 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 nêutronsB) 10 prótons, 10 elétrons e 12 nêutronsC) 11 prótons, 11 elétrons e 11 nêutronsD) 20 prótons, 20 elétrons e 22 nêutronsE) 11 prótons, 11 elétrons e 12 nêutrons 5) O íon 56Ba2+ é isoeletrônico do íon Iatômico do I? 6) Se o número total de elétrons no íon [M(Ha 50, então o nº atômico de M é:A) 10B) 12C) 8D) 42E) 40 7) Quais dos átomos genéricos (A, B, C e D) pertencem ao mesmo elemento químico? Dados: I- nº de massa de A é 4x+2 e de nêutrons é 2x II- nº de massa de B é 5x e de próto 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+3A) A e DB) A e CC) A e BD) B e CE) C e D


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1) Dalton, na sua teoria atômica, propôs, entre outras que: “Os átomos de um determinado elemento

são idênticos em massa”. À luz dos conhecimentos atuais

A) a hipótese é verdadeira, pois foi confirmada pela

B) a hipótese é verdadeira, pois foi confirmada pela

C) a hipótese é falsa, pois com a descoberta dos isótopos, se que átomos do mesmo elemento químico

podem ter massas diferentes D) a hipótese é falsa, pois com a descoberta dos isóbaros,

se que átomos do mesmo elemento químico podem ter massas diferentes

C representam os fenômenos denominados: A) isomeria e isomorfismoB) alotropia e isobaria C) isomorfismo e isobariaD) isomeria e alotropia

3) As alternativas referem-se ao nº de partículas constituintes de espécies atômicas. A afirmativa FALSA é: A) dois átomos neutros com o mesmo nº atômico têm o

B) um ânion com 52 elétrons e nº de massa 116 tem 64

C) um átomo neutro com 31 elétrons tem nº atômico igual

D) um átomo neutro, ao perder 3 elétrons, mantém

E) um cátion com carga 3+, 47 elétrons e 62 nêutrons tem

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

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

é isoeletrônico do íon I-. Qual é o nº

6) Se o número total de elétrons no íon [M(H2O)4]2+ é igual

a 50, então o nº atômico de M é:

7) Quais dos átomos genéricos (A, B, C e D) pertencem ao

nº de massa de A é 4x+2 e de nêutrons é 2x-1. nº de massa de B é 5x e de prótons é x. nº de nêutrons de C é 3x e de elétrons é 3x. nº de nêutrons de D é 2x+5 e de prótons é 2x+3

A) A e DB) A e CC) A e BD) B e CE) C e D

Quimica I

III- Massa Atômica: 1) Unidade de Massa Atômica (u.m.a ou u): A unidade de massa foi criada para medir a massa de átomos, moléculas ou íons. . Átomo-padrão: isótopo 12 do carbono . 1 u.m.a ou u corresponde a 1/12 do C12 . 1 u = 1,66x10-24g 2) Massa Atômica (M.A): 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, qualatômica de um elemento hipotético X, que possui três isótopos listados abaixo (I, II e III), com as respectivas abundâncias isotópicas: I) 10 X (85%) II) 11 X (10%) III) 12 X (5%) 5 5 5 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? IV- Eletrosfera 1) Números quânticos: Cada elétron possui uma órbita definida e sua localização e movimento podem ser identificados por quatro estados quânticos (números quânticos). 1º: Número quântico principal (n): indica o nível (ou camada) de energia onde se encontra o elétron.

Nível ou Camada

n (nº quântico principal)

2n2 (nº máximo de elétrons)

Pré-Universit

1) Unidade de Massa Atômica (u.m.a ou u):

massa foi criada para medir a massa de

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

b) de um elemento: é a média aritmética ponderada das isótopos, usando como “pesos” a

Obs: Número de massa (inteiro) é diferente de massa

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

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

Cu. Determine a abundância do isótopo

3) É dada abaixo a composição isotópica de um elemento

Qual deve ser a ocorrência do isótopo mais pesado para ncia do segundo isótopo seja o triplo da

Cada elétron possui uma órbita definida e sua localização e movimento podem ser identificados por quatro estados

(n): indica o nível (ou camada) de energia onde se encontra o elétron.

(nº máximo de elétrons)

K 1 L 2 M 3 N 4 O 5 P 6 Q 7

Obs: 1) A fórmula 2n2 pode ser aplicada nos 4 primeiros níveis. 2) Colocando os níveis em ordem crescente de energia, temos: K<L<M<N<O<P<Q. 2º: Número quântico secundário ou azimutalsubnível (ou subcamada) de energia onde se encontra o elétron. Cada nível de energia é constituído por um ou mais subníveis.

Subnível l (nº quântico sec.) (0...n-

s 0 p 1 d 2 f 3

Obs: Níveis n l (0...nK 1 0 L 2 0 1M 3 0 1 2N 4 0 1 2 3O 5 0 1 2 3P 6 0 1 2Q 7 0

3º: Número quântico magnético orbitalposição do orbital no espaço.Um nível é constituído de subníveis e cada subnível é um conjunto de orbitais.

Para um mesmo subnível, os magnético) variam de –l a +l, que representam os orbitais.

Subnível l m (-l a +l)

s 0 0 p 1 -1, 0, +1

d 2 -2, -1, 0, +1, +2

f 3 -3, -2, -1, 0 +1, +2, +3

4º: Número quântico magnético spinsentido 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


6

2 8 18 32 32 18 2

pode ser aplicada nos 4 primeiros

2) Colocando os níveis em ordem crescente de energia, temos: K<L<M<N<O<P<Q.

Número quântico secundário ou azimutal (l): indica o subnível (ou subcamada) de energia onde se encontra o

on. Cada nível de energia é constituído por um ou

l (nº quântico -1)

Nº máximo de elétrons (4l+2) 2 6 10 14

l (0...n-1) Subníveis s

0 1 s p 0 1 2 s p d 0 1 2 3 s p d f 0 1 2 3 s p d f 0 1 2 s p d s

Número quântico magnético orbital (m ou ml): indica a posição do orbital no espaço. Um nível é constituído de subníveis e cada subnível é um

Para um mesmo subnível, os valores de m (nº quântico

l a +l, que representam os orbitais. Orbitais

1, 0, +1, +2

1, 0 +1,

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

atração magnética e esses elétrons irão se

Quimica I

“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.” “ Dois elétrons de um mesmo átomo não podem ter o mesmo conjunto do números quânticos.” →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 convenção, o primeiro elétron distribuído tem spin Obs: elétron desemparelhado: sozinho dentro de um orbital elétrons paralelos: quando apresentam os mesmos spins elétrons antiparalelos: quando apresentam spins contrários Resumo: Símbolo Nº Quântico Significado n Principal Nível de energia l Secundário Subnível de

energia m Magnético

orbital Orientação espacial do orbital

s Spin Rotação do elétron

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= 3d: E= 3+2=5 Obs2: No caso da energia ser igual para dois ou mais subníveis, o mais energético será o de maior nº quântico principal. Camadas Nº quântico

principal (n) Nº total de elétrons

DIAGRAMA DE PAULING

K 1 2 1sL 2 8 2sM 3 18 3sN 4 32 4s

4f

Pré-Universit

“suportar”, podendo compartilhar uma mesma região

“ No mesmo orbital pode haver no máximo 2 elétrons de

o átomo não podem ter o

distribuição dos elétrons nos orbitais: “ Um orbital só se completa quando todos os demais orbitais do mesmo subnível tiverem, pelo menos, um

elétron distribuído tem spin -1/2.

Obs: elétron desemparelhado: sozinho dentro de um orbital elétrons paralelos: quando apresentam os mesmos

elétrons antiparalelos: quando apresentam spins

Valores 1,2,3,4,5,6,7

Subnível de 0,1,2,3

espacial do orbital -l a +l

Rotação do -1/2 e +1/2

se em níveis e subníveis em ordem crescente de energia, obedecendo o

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

Ex: 1s: E= 1+0=1 2s: E= 2+0=2 3s: E= 3+0=3

2p: E= 2+1=3 3p: E= 3+1=4

: No caso da energia ser igual para dois ou mais energético será o de maior nº quântico

DIAGRAMA DE PAULING 1s2

2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14

O 5 32

P 6 18Q 7 2 Observe:

Ordem crescente de subníveis de energia: 1s3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 5p6 6s2 4f Obs3: O subnível 3d é mais energético que o 3s. Assim, um elétron para saltar do subnívelabsorver 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 subníveis de energia K=2, L=8, M=18, N=7→ distribuiç1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10

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 distribuiçeletrônica em ordem crescente de energia por subnível, que não se encontra necessariamente no nível mais externo. Ex: 35Br →1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

→ Elétron diferenciador: é o último elétron do subnível mais energético. Ex: 35Br →1s2 2s2 2p6 3s2

diferenciador = 5º elétron do Obs4: Algumas exceções:

Elemento químico

Configuração teórica

Cu (Z=29) ...4s2 3d9 Ag (Z=47) ...5s2 4d9 Au (Z=79) ...6s2 4f14 Cr (Z=24) ...4s2 3d4

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.


7

32 5s2 5p6 5d10 5f14

18 6s2 6p6 6d10

2 7s2

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

: 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

Exemplo: Distribuição eletrônica para o átomo de 35Br 3d10 4p5

→ distribuição em

distribuição em níveis de energia 10 4px

2 4py2 4pz

1 → distribuição

ência: é a camada ou nível mais átomo no estado fundamental.

ência: ficam representados na camada

Subnível mais energético: é o último na distribuição eletrônica em ordem crescente de energia por subnível,

não se encontra necessariamente no nível mais

6 4s2 3d104p5

Elétron diferenciador: é o último elétron do subnível

2 3p6 4s2 3d10 4p5 → elétron diferenciador = 5º elétron do subnível p

Configuração Configuração verdadeira

...4s1 3d10 ...5s1 4d10 5d9 ...6s1 4f14 5d10 ...4s1 3d5

Para as exceções acima, uma explicação é que um orbital fica mais estável quando preenchido totalmente ou semipreenchido (pela metade). Assim, as configurações

são muito estáveis.

Quimica I

→ Representação simplificada da distribuição eletrônica utilizando o gás nobre que antecede o elemento, em relação ao número atômico. 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. Ex: 25Mn → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5, 2p6 3s2 3p6 3d5 -Ânions: os elétrons ganhos são adicionados primeiramente na camada de valência. Ex: 16S

2- → 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):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) Sua distribuição eletrônica em subníveis de energia: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)38Srb)24Crc)26Fe3+ 4) Um dos elétrons do elemento alumínio apresenta como números quânticos: n=2, l=1, m=0. Trata-se, portanto, do:A) 6º elétronB) 5º elétronC) 7º electron D) 4º elétronE) 8º elétron 5) Considere as afirmações abaixo: I- O elemento químico de Z=30 tem 3 elétrons de valência.II- Na configuração eletrônica do elemento 26 há 6 elétrons no subnível d. III- 3s2 3p3 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 IIB) I e IIIC) II e IIID) II e IVE) III e IV 6) Considere os casos:

n l m 1 3 2 -2 2 3 1 0 3 3 0 -1 4 3 2 0 5 3 3 -2

Pré-Universit

ão simplificada da distribuição eletrônica tilizando o gás nobre que antecede o elemento, em

Cátions: fazer a distribuição eletrônica do átomo no estado fundamental e depois retirar os elétrons para formar

, sendo que os primeiros elétrons a saírem são os

, 25Mn2+ → 1s2 2s2

Ânions: os elétrons ganhos são adicionados

EXERCÍCIOS DE Nº QUÂNTICOS E DISTRIBUIÇÃO

1) Determine os valores dos números quânticos principal,

a) o elétron de maior energia do átomo de Zinco (Z=30): 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) Sua distribuição eletrônica em subníveis de energia:

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:

4) Um dos elétrons do elemento alumínio apresenta como se, portanto, do:

O elemento químico de Z=30 tem 3 elétrons de valência. Na configuração eletrônica do elemento químico com Z=

corresponde à configuração dos elétrons de

Na configuração eletrônica do elemento químico de Z=

Dentre as designações para estados quânticos, as que NÃO descrevem um estado característico (permitido) para um elétron num átomo são: A) 1 e 4B) 1 e 5C) 2 e 3D) 3 e 4E) 3 e 5 V- Classificação Periódica 1) Considerações gerais: a) Organização dos elementos:A tabela periódica atual apresenta os elementos em ordem crescente de seus números atômicos. b) Períodos (linhas horizontais)ou camadas eletrônicas (São 7: K, L, M, N, O, P, Q) Ex: Potássio está localizado na 4ª linhcamadas eletrônicas ocupadas. c) Grupos A e B- linhas verticaisCada grupo está dividido em subgrupos. Os subgrupos relacionam-se com os níveis de maior energia dos elementos. → Subgrupo A - Elementos representativos maior energia: s ou p. Esse subgrupo recebe nomes especiais, chamados de famílias.

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: ns2np2- 4 elétrons - 4A → Subgrupo B - Elementos de transição • Elementos de transição externa energia: d. Corresponde aos elementos que possuem o subnível de maior energia na penúltima camada (n

Subgrupo B Subníveis de maior energia3B ou 3 (n-1) d4B ou 4 (n-1) d5B ou 5 (n-1) d6B ou 6 (n-1) d7B ou 7 (n-1) d8B ou 8 (n-1) d8B ou 9 (n-1) d8B ou 10 (n-1) d1B ou 11 (n-1) d2B ou 12 (n-1) d

Subgrupo A Nomes das famílias

1A ou 1 Metal alcalino2A ou 2 Metal alcalino terroso3A ou 13 Família do boro4A ou 14 Família do carbono5A ou 15 Família do nitrogênio6A ou 16 Calcogênios7A ou 17 Halogênios 8A ou Zero ou 18

Gases nobres


8

Dentre as designações para estados quânticos, as que NÃO descrevem um estado característico (permitido) para

A) 1 e 4B) 1 e 5C) 2 e 3D) 3 e 4E) 3 e 5

elementos: A tabela periódica atual apresenta os elementos em ordem crescente de seus números atômicos.

b) Períodos (linhas horizontais)- correspondem aos níveis ou camadas eletrônicas (São 7: K, L, M, N, O, P, Q) Ex: Potássio está localizado na 4ª linha e possui 4 camadas eletrônicas ocupadas.

linhas verticais Cada grupo está dividido em subgrupos. Os subgrupos

se com os níveis de maior energia dos

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

de maior energia é o último da distribuição eletrônica de subníveis em ordem crescente de energia de

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

Elementos de transição

sição externa - subnível de maior energia: d. Corresponde aos elementos que possuem o subnível de maior energia na penúltima camada (n-1).

Subníveis de maior energia 1) d1

1) d2

1) d3

1) d4

1) d5

1) d6

1) d7

1) d8

1) d9

1) d10

Nomes das famílias Subníveis de maior energia (n=nº do período)

Metal alcalino ns1

Metal alcalino terroso ns2

Família do boro ns2 np1

Família do carbono ns2 np2 Família do nitrogênio ns2 np3 Calcogênios ns2 np4 Halogênios ns2 np5 Gases nobres ns2 np6 (Exceto

He→ns2)

Quimica I

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

Séries Subníveis de maior energia

Lantanídeos (todos no 6º período) - subgrupo 3B

(n-2) f1 ao (n

Actinídeos (todos no 7º período) - subgrupo 3B

(n-2) f1 ao (n

Obs1: distribuição genérica em subníveis de energia (n-2) f1 a 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 valência ns2. 2) Relações entre as configurações eletrônicas e as posições na Tabela Periódica:

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:

Características dos elementos:

Pré-Universit

Obs: distribuição genérica em subníveis de energia - ns2

subnível de maior energia: f. Correspondem aos elementos que possuem o subnível de maior energia na antepenúltima camada (n-2).

Subníveis de maior

ao (n-2) f14

ao (n-2) f14

: distribuição genérica em subníveis de energia - ns2

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

: Os elementos de transição possuem a camada de

2) Relações entre as configurações eletrônicas e as

) Classificação dos elementos em: Metais, Semimetais,

•Elementos artificiais: Cisurânicos Transurânicos → todos depois do Urânio•Elementos radioativos: todos a partTc e Pm • Um metalóide (ou semimetal) tem aparência física de um metal, mas tem comportamento químico semelhante ao de um ametal. •Metais: são dons condutores de calor, eletricidade, maleáveis, dúcteis, sólidos, possuem brilho metálicelevadas temperaturas de fusão e ebulição.•Ametais: são usados como isolantes.•Exceções: Bi- metal mau condutor de corrente elétricaC grafite- ametal bom condutor de corrente elétricaIodo sólido e Carbono diamante possuem brilho 5) Propriedades periódicas dos elementos químicos: 5.1) Raio atômico (↓←): Em uma família, o raio atômico aumenta de cima para baixo, conforme aumenta o número atômico e o número de camadas eletrônicas. 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) 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<16S

2- c) 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 metálico (É a capacidade que um átomo possui de doar elétrons, em comparação a outro átomo. Quanto maior for o raio atômico, maior será a eletropositividade. 5.3) Eletronegatividade ou Caráter não metálico (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 núcleoO 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 A energia de ionização aumenta conforme o raio diminui.Os gases nobres são os elementos de maiores valores de energia de ionização e os metais alcalinos os de menores potenciais. A energia necessária para retirar dois ou mais elétrons de um mesmo átomo é chamada de 2º potencial de ionização


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•Elementos artificiais: Cisurânicos → Tc, Pm, At e Fr todos depois do Urânio

•Elementos radioativos: todos a partir do Polônio (Z>84),

• Um metalóide (ou semimetal) tem aparência física de um metal, mas tem comportamento químico semelhante ao de

•Metais: são dons condutores de calor, eletricidade, maleáveis, dúcteis, sólidos, possuem brilho metálico e elevadas temperaturas de fusão e ebulição. •Ametais: são usados como isolantes.

metal mau condutor de corrente elétrica ametal bom condutor de corrente elétrica

Iodo sólido e Carbono diamante possuem brilho

periódicas dos elementos químicos:

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

Em um período, o raio aumenta da direita para a esquerda, conforme diminui o número atômico e, com isso, diminui a

a) Raio do átomo x raio do cátion: O raio do átomo sempre é maior que o seu respectivo

b) Raio do átomo x raio do ânion: O raio do átomo sempre é menor que o seu respectivo

c) Série de íons isoeletrônicos: Numa série de íons isoeletrônicos, terá o maior raio o íon que tiver o menor número atômico.

2) Eletropositividade ou Caráter metálico (↓←): É a capacidade que um átomo possui de doar elétrons, em

Quanto maior for o raio atômico, maior será a

5.3) Eletronegatividade ou Caráter não metálico (↑→): apacidade 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 núcleo-eletrosfera). O responsável pela capacidade do átomo atrair elétrons é

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

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

A energia de ionização aumenta conforme o raio diminui. Os gases nobres são os elementos de maiores valores de energia de ionização e os metais alcalinos os de menores

A energia necessária para retirar dois ou mais elétrons de um mesmo átomo é chamada de 2º potencial de ionização

Quimica I

(2ºPI), 3º potencial de ionização (3ºPI), e assim sucessivamente. Os valores são crescentes em decorrência da diminuição do raio e do aumento datração núcleo-eletrosfera. Assim podemos resumir: 1ºPI<2ºPI<3ºPI<4ºPI<... 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 (↓←Vários fatores influem nas reações químicas, entretanto, para reações comuns, podemos observar o comportamento das substâncias simples através da classificação periódica: - Quanto maior a eletropositividade, maior a reatividade (↓←) - Quanto maior a eletronegatividade, maior a reatividade (↑→) Escala de reatividade dos metais: Alc- AlcTerr- Al- Zn- Fe- Ni- Sn- Pb- h- bi-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) 22B) 40 C) 38 D) 46 E) 48 2) Os elementos I, II e III têm as seguintes configurações eletrônicas em suas camadas de valência:I- 3s2 3p3II- 4s24p5 III- 3s2

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 3pafirmar 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.

Pré-Universit

(2ºPI), 3º potencial de ionização (3ºPI), e assim sucessivamente. Os valores são crescentes em decorrência da diminuição do raio e do aumento da

eletrosfera. Assim podemos resumir:

5.5) Afinidade eletrônica ou Eletroafinidade (↑→): É a energia liberada quando um átomo neutro e isolado

de eletrônica aumenta conforme diminui o raio

↓← e ↑→): Vários fatores influem nas reações químicas, entretanto, para reações comuns, podemos observar o comportamento das substâncias simples através da

Quanto maior a eletropositividade, maior a reatividade

Quanto maior a eletronegatividade, maior a reatividade

- cu- Ag- Hg- Au-

eletropositividade crescente

EXERCÍCIOS DE CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA

1) Qual é o número atômico do elemento químico do quinto da classificação periódica e que apresenta 10

2) Os elementos I, II e III têm as seguintes configurações eletrônicas em suas camadas de valência:

base nestas informações, assinale a afirmativa

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

pertencem ao mesmo grupo da

3) Com relação a um átomo que tem o subnível mais energético representado pela notação 3p5 podemos

A) Possui 4 níveis de energia ocupados com elétrons.

) Recebendo 1 elétron completa o subnível de valência.

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 peseus símbolos e números atômicos, são os seguintes:11Na; 12Mg; 13Al; 14Si; 15P; 16Si; 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 aumeseus raios atômicos. E) Nem a eletronegatividade nem o potencial de ionização dependem da variação de seus raios atômicos. 5) Na classificação periódica, considerandosequência de elementos de transição, dispostos em ordem crescente de números atômicos, podeelétrons vão sendo acrescentados sucessivamente na:A) última camada eletrônica B) penúltima camada eletrônicaC) antepenúltima camada eletrônicaD) última ou penúltima camada eletrônicaE) 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 –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 1s22s22p6. O átomo neutro correspondente a este íon pertence a um elemento: A) alcalino, do 3º período. 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, período e no subgrupo 4B. II- Sendo X e Y elementos químicos situados no 3º período, X3+ tem raio iônico menor que YIII- A diferença entre as primeiras energias de ionização do Lítio e do Césio é menor que zero.IV- Quando há liberação de energia na elétron a um átomo neutro, o íon resultante é mais estável que o átomo original.


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

4) O terceiro período da Classificação Periódica dos elementos contém 8 elementos que, representados pelos seus símbolos e números atômicos, são os seguintes:

Si; 17Cl; 18Ar Todos apresentam elétrons distribuídos em três níveis de energia. Com base nessas informações, é correto afirmar que, em relação a tais elementos:

etronegatividade diminui com a diminuição de seus

B) A eletronegatividade aumenta com o aumento de seus

C) O potencial de ionização diminui com o aumento de

D) O potencial de ionização aumenta com o aumento de

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

5) Na classificação periódica, considerando-se uma de elementos de transição, dispostos em ordem

crescente de números atômicos, pode-se concluir que os elétrons vão sendo acrescentados sucessivamente na:

B) penúltima camada eletrônica C) antepenúltima camada eletrônica

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

2s22p5 e nessas configurações, é possível afirmar que:

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

7) Um ânion monovalente tem configuração eletrônica . O átomo neutro correspondente a este íon

C) de transição, do 5º período.

lino terroso, do 3º período.

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

O elemento químico cujo elétron diferenciador apresenta 1, -1/2, está localizado no 4º

Sendo X e Y elementos químicos situados no 3º tem raio iônico menor que Y1-.

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

Quando há liberação de energia na adição de um elétron a um átomo neutro, o íon resultante é mais estável

Quimica I

V- O Hidrogênio pertence ao grupo 1ª devido 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.

CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS(Adaptado da Sociedade Brasileira de Química

VI- Funções Inorgânicas: 1ª Função: Ácidos a) Definição: Segundo Arrhenius, ácido é toda 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

+ + SO4

Existem ainda as teorias de Lewis e de BronstedLewis: ácido aceita par de elétrons. Bronsted-Lowry: ácido doa próton. b) Volatilidade dos ácidos: P.E. alto → fixo → Ex: HCl – P.E.= -85°C

Pré-Universit

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.

CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS

(Adaptado da Sociedade Brasileira de Química - 1999)

a) Definição: Segundo Arrhenius, ácido é toda espécie que , com formação do cátion

(hidrônio ou hidroxônio). Esse processo é chamado

42-

Existem ainda as teorias de Lewis e de Bronsted-Lowry:

P.E. baixo → volátil → Ex: Ex: H c) Classificação quanto ao nº de hidrogênios ionizáveis:

d) Classificação quanto à presença de oxigênios / Nomenclaturas • Hidrácidos- ácidos não oxigenados Nomenclatura: nome do ametal + terminação ÍDRICO. Ex: HCl – ácido clorídrico

Classificação Monoácido ou monoprótico Diácido ou dipróticoTriácido ou tripróticoTetraácido ou tetraprótico


11

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

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

Ex: Ex: H2SO4 – P.E.= 340°C

c) Classificação quanto ao nº de hidrogênios ionizáveis:

d) Classificação quanto à presença de oxigênios /

ácidos não oxigenados → H + ametal Nomenclatura: nome do ametal + terminação ÍDRICO. Ex:

Exemplos HCl, HNO3

Diácido ou diprótico H2CO3, H2S Triácido ou triprótico H3PO4, H3BO3

tetraprótico H4P2O7, H4SiO4

Quimica I

Formulação: Ex: Ácido sulfídrico → H+1

2S-2

1 → H2S • Oxiácidos- ácidos oxigenados → H + ametal + O ou H + metal (Cr ou Mn) + O ou H + semimetal + ONomenclatura: Ex: HClO2 – ácido cloroso (nox do cloro +3)

e) Classificação quanto à força (grau de ionização):

HIDRÁCIDOS FORÇA HCl, HBr, HI Forte HF Semiforte ou moderadoOutros Fraco

2ª Função: Bases a) Definição: São compostos que apresentam o ânion hidroxila (OH-) ligado a cátion metálico ou amônio (NHExemplos: NaOH, NH4OH Segundo Lewis: doam par de elétrons. Segundo Bronsted-Lowry: aceitam próton. 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)

Obs2: Apenas uma base resulta de uma reação de ionização e não de uma dissociação iônica. É o hidróxido de amônio ou amoníaco. NH3(g) + H2O(l) ↔ NH4

+(aq) + OH-

(aq) Por uma questão de simplicidade, a representação é como NH4OH, embora seja uma solução aquosa de NH b) Classificação dos hidróxidos: • De acordo com o nº de hidroxilas: Monobase → Ex: NaOH, Dibase →Ex: Ca (OH)→Al(OH)3, Tetrabase →Ex: Pb(OH)4 • De acordo com o grau de dissociação (α):

Nox Prefixo Sufixo +1/+2 HIPO OSO +3/+4 OSO +5/+6 ICO +7 PER ICO

Ânion Ácido Ânion Nome Ácido

ato ico NO3- nitrato HNO3

eto ídrico Cl- cloreto HCl

ito oso ClO2- clorito HClO

OXIÁCIDOS FORÇA Nº O – Nº Hi 3 Forte 2 Forte 1 Semiforte ou moderado0 Fraco

Pré-Universit

H + ametal + O ou H + metal (Cr ou Mn) + O ou H + semimetal + O

ácido cloroso (nox do cloro +3)

e) Classificação quanto à força (grau de ionização):

Semiforte ou moderado

a) Definição: São compostos que apresentam o ânion ) ligado a cátion metálico ou amônio (NH4

+).

Lowry: aceitam próton.

: Os hidróxidos são compostos iônicos e, por isso, quando dissolvidos em água, ocorre dissociação iônica

: Apenas uma base resulta de uma reação de ionização e não de uma dissociação iônica. É o hidróxido

Por uma questão de simplicidade, a representação é como solução aquosa de NH3(g).

Ex: Ca (OH)2, Tribase

α):

Fortes (α praticamente 100%): matais alcalinos e alcalinos terrosos.Exemplo: a 18°C, o NaOH possui Fracas (α inferior a 5%): Todos os outros hidrExemplo: NH4OH possui α = 1,5% • De acordo com a solubilidade em água: Solúveis: hidróxidos de metais alcalinos e NHPouco 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: NH4OH – hidróxido de amônioNaOH – hidróxido de sódio Zn(OH)2 – hidróxido de zinco• Quando o cátion possui Nox variável: hidróxido de (nome do cátion) + Nox em algarismo romano do cátion ou hidróxido + nome do metal + os sufixos oso (Nox menor) ou ico (Nox maior). Exemplos: Fe(OH)2 – hidróxido ferroso ou hidróxido de ferro II Pb(OH)4 – hidróxido plúmbico ou hodróxido de chumbo IVCuOH – hidróxido cuproso ou hidróxido de cobre I 3ª Função: Sais a) Definição: Sais são compostos iônicos que possuem, pelo menos, um cátion diferente diferente de OH-. Metal + radical do ácido → Sal b) Principal processo de obtenção: São obtidos através das reações de neutralização ou salificação. O cátion da base e o ânion do ácido formam o sal.ÁCIDO + BASE → SAL + ÁGUA c) Classificação e Nomenclaturas: • Sal normal ou neutro – Reação de neutralização total:Dizemos que uma reação é de neutralização total quando todos os H+ do ácido reagem com todos os OHExemplos: NaOH + H2O → NaCl + HCa(OH)2 + 2HNO3 → Ca(NO Nomenclatura de sais neutros:A nomenclatura dos ânions é feita trocandoterminação do nome do ácido:

ÀCIDO ÂNIONÍDRICO ETOOSO ITO ICO ATO

Exemplos: 2KOH + H2S → K2S + H2O H2S – ácido sulfídrico K2S – sulfeto de potássio

Ácido Nome

3 ácido nítrico ácido clorídrico

HClO2 ácido cloroso

Semiforte ou moderado


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praticamente 100%): Hidróxidos formados por matais alcalinos e alcalinos terrosos. Exemplo: a 18°C, o NaOH possui α = 95%

inferior a 5%): Todos os outros hidróxidos. α = 1,5%

• De acordo com a solubilidade em água:

tais alcalinos e NH4OH. Pouco solúveis: hidróxidos de metais alcalinos terrosos. Praticamente insolúveis: todos os demais hidróxidos.

• Quando o cátion possui Nox fixo: hidróxido de + nome do

hidróxido de amônio

hidróxido de zinco • Quando o cátion possui Nox variável: hidróxido de (nome do cátion) + Nox em algarismo romano do cátion ou hidróxido + nome do metal + os sufixos oso (Nox menor)

hidróxido ferroso ou hidróxido de ferro II hidróxido plúmbico ou hodróxido de chumbo IV

hidróxido cuproso ou hidróxido de cobre I

a) Definição: Sais são compostos iônicos que possuem, pelo menos, um cátion diferente de H+ e um ânion

→ Sal

b) Principal processo de obtenção: São obtidos através das reações de neutralização ou salificação. O cátion da base e o ânion do ácido formam o sal.

SAL + ÁGUA

ação e Nomenclaturas:

Reação de neutralização total: Dizemos que uma reação é de neutralização total quando

do ácido reagem com todos os OH- da base. → NaCl + H2O

Ca(NO3)2 + 2H2O

Nomenclatura de sais neutros: A nomenclatura dos ânions é feita trocando-se a terminação do nome do ácido:

ÂNION ETO

ATO

Quimica I

Al(OH)3 + 3HBrO3 → Al(BrO3)3 + 3H2O HBrO3 – ácido brômico Al(BrO3)3 – bromato de alumínio • Sal ácido ou hidrogenossal – Reação de neutralização parcial do ácido: Quando um di, tri ou tetrácido reage com uma base e nem todos os hidrogênios ionizáveis são neutralizados.Exemplos: NaOH + H2CO3 → NaHCO3 + H2O H2CO3 – ácido carbônico

NaHCO3 – hidrogenocarbonato de sódio ou carbonato ácido de sódio ou bicarbonato de sódio LiOH + H3PO4 → LiH2PO4 + H2O H3PO4 – ácido fosfórico LiH2PO4 – dihidrogenofosfato de lítio ou fosfato diácido de lítio • Sal básico ou hidroxissal – Reação de neutralização parcial da base Quando uma di, tri ou tetrabase reage com um ácido e nem todas as hidroxilas são neutralizadas.Exemplos: Ca(OH)2 + HClO2 → Ca(OH)ClO2 HClO2 – ácido cloroso Ca(OH)ClO2 – hidroxiclorito de cálcio ou clorito básico de cálcio Fe(OH)3 + HMnO4 → Fe(OH)2MnO4 + H2OHMnO4 – ácido permangânico Fe(OH)2MnO4 – dihidroxipermanganato de ferro III ou permanganato dibásico de ferro III d) Teoria de Arrhenius: Os sais são compostos iônicos e quando dissolvidos em água, ocorre dissociação iônica.Exemplos: LiF(s) → Li(aq) + F(aq) NaCl(s) → Na+

(aq) + Cl-(aq) KNO3(s) → K+

(aq) + NO3-(aq)

e) Características ácido-base das soluções salinas: Observar a força do ácido e da base que deram origem ao sal. •Ácido forte + Base fraca → solução ácida (pH<7) Exemplo: NH4NO3 •Ácido fraco + Base forte → solução básica (pH>7) Exemplo: KCN •Ácido forte + base forte → solução neutra (pH=7) Exemplo: NaCl •Ácido fraco+ Base fraca → deve-se avaliar os valores de Ka e Kb através de dados experimentais. 4ª Função: Óxidos a) Definição: São compostos binários em que o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. Exceções: OF2 ou O2F2 b) Classificação e Nomenclaturas: • Óxidos Básicos

Pré-Universit

Reação de neutralização

Quando um di, tri ou tetrácido reage com uma base e nem todos os hidrogênios ionizáveis são neutralizados.

hidrogenocarbonato de sódio ou carbonato

de lítio ou fosfato diácido de

Reação de neutralização

Quando uma di, tri ou tetrabase reage com um ácido e nem todas as hidroxilas são neutralizadas.

hidroxiclorito de cálcio ou clorito básico de

O

dihidroxipermanganato de ferro III ou

sais são compostos iônicos e quando dissolvidos em água, ocorre dissociação iônica.

base das soluções salinas:

da base que deram origem ao

ão ácida (pH<7) →

ão básica (pH>7) →

ão neutra (pH=7) →

se avaliar os valores de

a) Definição: São compostos binários em que o oxigênio é

São óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um metal com baixo número de oxidação (+1 e +2). Os óxidos básicos possuem estrutura iônica devido à diferença de eletronegatividade entre o metal (que é baixa) e o oxigênio (que é alta), por terem este caráter iônico apresentam estado físico sólido. Exemplos: Na2O - óxido de sódio CaO - óxido de cálcio CuO - óxido de cobre(II) (óxido cúprico) Cu2O - óxido de cobre(I) (óxido cuproso/cuprita) FeO - óxido de ferro(II) (óxido ferroso) Reações: Reagem com a água formando uma base e com ácidos formando sal e água (neutralizando o ácido). Exemplos: Na2O + H2O 2NaOH CaO + H2O Ca(OH)2 Na2O + 2HNO3 2NaNO3 + H3FeO + 2H3PO4 Fe3(PO4)2

• 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 isso, são chamados anidridos de ácidos. Exemplos: CO2 óxido de carbono IV ou dióxido de (mono)carbono ou anidrido carbônico SO2 óxido de enxofre IV ou dióxido de (mono)enxofre ou anidrido sulfuroso. SO3 óxido de enxofre VI ou trióxido de (mono)enxofre ou anidrido sulfúrico. Cl2O óxido de cloro I ou monóxido de dicloro ou anidrido hipocloroso. Cl2O7 óxido de cloro VII ou heptóxido de dicloro ou anidrido perclórico. Reações: Reagem com água formando um ácido oxigenado e com bases formando sal e água (neutralizando a base). Exemplos: SO2 + H2O H2SO3 P2O5 + 3H2O 2H3PO4 SO2 + 2KOH K2SO3 + H2O N2O3 + Ba(OH)2 Ba(NO2)2 • Óxidos Anfóteros São óxidos de metais de transição e semiapresentam número de oxidação igual a 3+ ou 4+, capazes de reagir tanto com ácidos quanto com bases, fornecendo sal e água. Por possuírem propriedades intermediárias entre os óxidos ácidos e os óxidos básicos, podem se comportar como óxidos ácidos e dos óxidos anfóteros pode ser iônica ou molecular. Exemplos: SnO óxido de estanho II


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São óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um com baixo número de oxidação (+1 e +2). Os óxidos

básicos possuem estrutura iônica devido à diferença de eletronegatividade entre o metal (que é baixa) e o oxigênio

alta), por terem este caráter iônico apresentam

óxido de cobre(II) (óxido cúprico) óxido de cobre(I) (óxido cuproso/cuprita)

óxido de ferro(II) (óxido ferroso)

Reagem com a água formando uma base e com ácidos formando sal e água (neutralizando o ácido).

+ H2O 2 + 3H2O

Óxidos Ácidos ou Anidridos

São óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um 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 isso, são chamados anidridos de ácidos.

óxido de carbono IV ou dióxido de (mono)carbono ou

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

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

ou monóxido de dicloro ou anidrido

óxido de cloro VII ou heptóxido de dicloro ou anidrido

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

O + H2O

metais de transição e semi -metais , que apresentam número de oxidação igual a 3+ ou 4+, capazes de reagir tanto com ácidos quanto com bases, fornecendo sal e água. Por possuírem propriedades intermediárias entre os óxidos ácidos e os óxidos básicos, podem se comportar como óxidos ácidos e como básicos. A estrutura dos óxidos anfóteros pode ser iônica ou molecular.

Quimica I

SnO2 óxido de estanho IV Fe2O3 óxido de ferro III ZnO óxido de zinco Al2O3 óxido de alumínio Observação: Os óxidos de Pb, Zn, As, Sb e Sn, independente de seus números de oxidação, são classificados como óxidos anfóteros. Reações: Reagem com ácidos formando sal e água (o metal do óxido torna-se o cátion do sal), e com bases formando sal e água também (neste caso o metal formador do óxido torna-se o ânion do sal). Exemplos: ZnO + H2SO4 ZnSO4 + H2O ZnO + 2KOH K2ZnO2 + H2O Al2O3 + 6HCl 2AlCl3 + 3H2O Al2O3 + 2NaOH 2NaAlO2 + H2O Alguns dos ânions formados são: ZnO2

-2 zincato AlO2

- aluminato SnO2

-2 estanito SnO3

-2 estanato PbO2

-2 plumbito PbO3

-2 plumbato AsO3

-3 arsenito AsO4

-3 arseniato • Óxidos Neutros São óxidos que não apresentam características ácidas nem básicas. Não reagem com água, nem com ácidos, nem com bases. O fato de não apresentarem caráter ácido ou básico não significa que sejam inertes. São formados por não-metais ligados ao oxigênio, e geralmente apresentam-se no estado físico gasoso. Alguns exemplos:CO óxido de carbono II NO óxido de nitrogênio II ou óxido nítrico N2O óxido de nitrogênio I ou óxido nitroso • Óxidos Duplos ou Mistos 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 → 2FeCl4H2O Peróxidos 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. Exemplos: H2O2 peróxido de hidrogênio Na2O2 peróxido de sódio BaO2 peróxido de bário Superóxidos

Pré-Universit

Observação: Os óxidos de Pb, Zn, As, Sb e Sn, independente de seus números de oxidação, são

Reagem com ácidos formando sal e água (o metal do se o cátion do sal), e com bases formando sal

e água também (neste caso o metal formador do óxido

São óxidos que não apresentam características ácidas nem básicas. Não reagem com água, nem com ácidos, nem com bases. O fato de não apresentarem caráter ácido

m inertes. São formados metais ligados ao oxigênio, e geralmente

se no estado físico gasoso. Alguns exemplos:

São aqueles que originam dois óxidos ao serem

Quando se reage um óxido duplo com um ácido, o produto de mesmo cátion, mas

→ 2FeCl3 + FeCl2 +

São os óxidos formados por cátions das famílias dos metais alcalinos (1A) e metais alcalinos terrosos (2A) e

São associações de uma molécula de Oatômico) com uma de O2

-2 tem nox igual a -1/2. Exemplos: Na2O4 ou NaO2 superóxido de sódio EXERCÍCIOS DE FUNÇÕES INORGÂNICAS 1- Indicadores são substâncias que apresentam a propriedade de mudar de cor em função da acidez ou basicidade do meio em que se encontram. Em três experimentos diferentes, misturoude HCl com uma solução aquosa de NaOH. As soluções de ambos os reagentes apresentavam a mesma concentração em mol/L. Após a mistura acrescentouum determinado indicador, obtendoresultados:

Experi- mento 1

Reagentes 2mL de HCl + 1mL de NaOH

Cor do indicador

amarelo

a) Considerando esses três experimentos, que cor esse indicador apresentará em contato com o suco de limão, que possui uma apreciável concentração de substâncias ácidas? Justifique. b) Que cor apresentará o indicador se misturarmos os reagentes do experimento 1 com os reagentes do experimento 3? Justifique


14

São associações de uma molécula de O2 (oxigênio (peróxido), assim, o oxigênio

superóxido de sódio

EXERCÍCIOS DE FUNÇÕES INORGÂNICAS

Indicadores são substâncias que apresentam a propriedade de mudar de cor em função da acidez ou basicidade do meio em que se encontram. Em três experimentos diferentes, misturou-se uma solução aquosa de HCl com uma solução aquosa de NaOH. As soluções

bos os reagentes apresentavam a mesma concentração em mol/L. Após a mistura acrescentou-se um determinado indicador, obtendo-se os seguintes

Experi- mento2

Experi- mento 3

2mL de HCl + 1mL de

2mL de HCl + 2mL de NaOH

2mL de HCl + 3mL de NaOH

verde azul

a) Considerando esses três experimentos, que cor esse indicador apresentará em contato com o suco de limão, que possui uma apreciável concentração de substâncias

b) Que cor apresentará o indicador se misturarmos os reagentes do experimento 1 com os reagentes do

Quimica I

Tabela de radicais (ânions)

Halogênios CarbonoF- Fluoreto CNCl- Cloreto CNOBr - Brometo CNSI- Iodeto CClO- Hipoclorito COClO2

- Clorito HCOClO3

- Clorato HCOClO4

- Perclorato CBrO- Hipobromito [Fe(CN)BrO3

- Bromato [Fe(CN)IO- Hipoiodito

CIO3

- Iodato IO4

- Periodato C

Tabela de Solubilidade para Compostos Inorgânicos

FUNÇÕES SOLUBILIDADE EM ÀGUAÁCIDOS Em geral solúveisHIDRÓXIDOS Em geral insolúveisSAIS Nitratos, Cloratos, Acetatos SolúveisCloretos, Brometos, Iodetos SolúveisSulfatos SolúveisSulfetos InsolúveisOutros sais InsolúveisÓXIDOS Óxidos metálicos Em geral insolúveis

Óxidos de não metais Em geral solúveis (reagem com água)

Fósforo EnxofrePO3

- Metafosfato SH2PO2

- Hipofosfito SOHPO3

2- Fosfito SOPO4

3- Fosfato HSOP3- Fosfeto HSOP2O7

4- Pirofosfato SP2O6

4- Hipofosfato S S S SCN S S

Pré-Universit

Carbono NitrogênioCN- Cianeto NO2

- CNO- Cianato NO3

- CNS- Tiocianato

N3-

C2H3O2- Acetato

CO32- Carbonato N3-

HCO3- Bicarbonato

HCO2- Formiato

C2O42- Oxalato

[Fe(CN)6]3- Ferricianeto

[Fe(CN)6]4- Ferrocianeto

C4- Carbeto ou metaneto

C22-

Carbeto ou acetileto

Tabela de Solubilidade para Compostos Inorgânicos

SOLUBILIDADE EM ÀGUA EXCEÇÕES Em geral solúveis - Em geral insolúveis Hidróxidos alcalinos e

Solúveis - Solúveis Ag+, Hg2

2+, Pb2+ Solúveis Ca2+, Sr2+, Ba2+, PbInsolúveis Sulfetos alcalinos e de amônioInsolúveis Alcalinos e de amônio

Em geral insolúveis Óxidos alcalinos, alcalino terrosos e de

metais com Nox elevado (reagem com água)

Em geral solúveis (reagem com água)

-

Enxofre Outros S2- Sulfeto MnO4

- SO4

2- Sulfato MnO42-

SO32- Sulfito MnO3

2- HSO4

- Bissulfato OH- HSO3

- Bissulfito H- S2O3

2- Tiossulfato O2- S2O4

2- Hipossulfito SiO32-

S2O82- Perssulfato SiO4

4- S4O6

2- Tetrationato CrO42-

SCN- Tiocianato Cr2O72-

S2O62- Hipossulfato AlO2

- S2O7

2- Pirossulfato SiO32-

SiF62-

ZnO22-

PbO22-

PbO32-

SnO22-

AsO33-

AsO43-

SbO33-

SbO43-

SnO32-

BO33-


15

Nitrogênio Nitrito Nitrato Azoeto ou azida

Nitreto

Hidróxidos alcalinos e hidróxidos de amônio

, Pb2+ Sulfetos alcalinos e de amônio

de amônio

Óxidos alcalinos, alcalino terrosos e de metais com Nox elevado (reagem com

Permanganato Manganato Manganito Hidróxido Hidreto Óxido Metassilicato Silicato Cromato Dicromato Aluminato Metasilicato Fluorsilicato Zincato Plumbito Plumbato Estanito Arsenito Arseniato Antimonito Antimoniato Estanato Borato

Quimica I

VII- Ligações Químicas: Objetivo: Alcance de estabilidade eletrônica, como no caso dos gases nobres, seguindo a regra do dueto ou octeto. 1) Ligação Iônica ou Eletrovalente: Onde ocorre transferência de elétrons, com formação de cátions e ânions. Ocorrência: Metal + Ametal, Metal + Hidrogênio e 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: 20Ca: 1s22s22p63s23p64s2 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 → Mg2O2 → MgO Esquema: (Cátionx+)y(Âniony-)x O nº de elétrons cedidos é igual ao nº de elétrons recebidos, resultando num composto de carga elétrica total nula. b) ∆E > 1,7 → caráter iônico Quanto maior a diferença de eletronegatividade, maior o caráter iônico da ligação. c)

Subgrupo Carga do íon 1A 1+ 2A 2+ 3A 3+

Pré-Universit

Objetivo: Alcance de estabilidade eletrônica, como no caso dos gases nobres, seguindo a regra do dueto ou octeto.

Onde ocorre transferência de elétrons, com formação de

tal + Hidrogênio e Metal +

: Não há formação de molécula, mas de íon fórmula. : As substâncias formadas por Metal + Hidrogênio são

Conhecendo a valências dos elementos cujos átomos vão se ligar para formar um composto iônico, podemos descobrir o íon fórmula. Para isso, escrevemos os

eletronegatividade, de modo que o índice de um corresponda à valência do outro:

O nº de elétrons cedidos é igual ao nº de elétrons recebidos, resultando num composto de carga elétrica total

Quanto maior a diferença de eletronegatividade, maior o

5A 3- 6A 2- 7A 1-

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+ + Y-

2) 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, Composto a) Características: • 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 atô b) Subgrupo x valência

4A 5A 4c.s. 3c.s. 0c.d. 1c.d.

Obs1: c.s. → covalente simplesc.d. → covalente dativa • Covalente simples ou normal: cada átomo envolvido participa com um elétron desemparelhado na formação 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 (Cl - 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: xx H • xCl xx xx - Fórmula estrutural plana: H- Fórmula molecular: HCl d) ∆E < 1,7 → caráter covalente


16

d) Principais características dos compostos iônicos: à temperatura ambiente.

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

• São geralmente solúveis em solventes polares

: Dissociação iônica: separação de íons pela fusão ou

2) Ligação Covalente ou Molecular: Onde ocorre emparelhamento eletrônico entre átomos que precisam receber elétrons (eletronegativo +

Ocorrência: Ametal + Ametal, H + Ametal, H + H, Semimetal + Ametal, H + Semimetal, Compostos orgânicos

• Quando dois ou mais átomos se unem por covalência há

• Os elétrons de cada par compartilhado possuem spins se no mesmo orbital molecular,

resultante da fusão de dois orbitais atômicos.

6A 7A 2c.s. 1c.s. 2c.d. 3c.d

covalente simples

• Covalente simples ou normal: cada átomo envolvido participa com um elétron desemparelhado na formação do

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

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.

Fórmula eletrônica ou de Lewis:

H-Cl

áter covalente

Quimica I

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: H- E é o elemento central. - O liga-se ao elemento central. - H liga-se preferencialmente com o O. Exemplo: H-O-N=O ↓ O g) Algumas exceções à regra do octeto: - O Berílio fica estável com 4 elétrons na camada de valência. - O Boro fica estável com 6 elétrons na camada de valência. - O Alumínio fica com 6 elétrons na camada de valência.- O Fósforo fica com 10 elétrons na camada de valência.- O Enxofre fica com 12 elétrons na camada de valência.- O Nitrogênio e o Cloro ficam com 7 elétrons na camada de valência. - O Xenônio (gás nobre de raio grande) fica com 10 ou 12 elétrons na camada de valência. h) Ligação covalente polar (∆E≠0) ocorre entre 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 eletronegatividades iguais. Ex: O2, N2

3) Geometria Molecular:

Nº de átomos na molécula

Pares eletrônicos livres do átomo central

Geometria

2 Ausência LINEAR (átomos iguais ou diferentes)

3 Ausência LINEAR

3 Presença ANGULAR

4 Ausência TRIGONAL

4 Presença PIRAMIDAL

5 Ausência TETRAÉDRICA

Pré-Universit

é a primeira covalência observada

terceira ligações

f) Formulação de ácidos inorgânicos oxigenados: HxEOy

O Berílio fica estável com 4 elétrons na camada de

O Boro fica estável com 6 elétrons na camada de

O Alumínio fica com 6 elétrons na camada de valência. com 10 elétrons na camada de valência.

O Enxofre fica com 12 elétrons na camada de valência. O Nitrogênio e o Cloro ficam com 7 elétrons na camada

O Xenônio (gás nobre de raio grande) fica com 10 ou 12

0) ocorre entre átomos de

(carga parcial) + (carga parcial)

E=0) ocorre entre átomos de

4) Polaridade, Solubilidade e Forças Intermoleculares: 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 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 (-Se ∆E=0 para todas as ligaqualquer que seja a sua geometria (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: µR=0 → molécula apolar (moléculas simétricas). Ex: CO2, BF3, CCl4, hidrocarbonetosµR≠0 → molécula polar (moléculas assimétricas). Ex: HCl, H2O, SO2, CHCl3

c) Solubilidade: “semelhante dissolve semelhante” • Substâncias polares tendem a se dissolver em solventes polares (misturas homogêneas). Ex: NaCl e HH2O • Substâncias apolares tendem a se dissolver em solventes apolares (misturas homogêneas). Ex: gasolina e querosene, CS2 e S8 Obs: • soluto polar molecular + solvente polar • soluto iônico + solvente polar • substância polar + solvente 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 MomentâneoInduzido ou London: São forças fracas que ocorrem entre ou entre átomos de gases nobres. Têmmomentânea de pólos, devido à deformação da nuvem eletrônica de uma molécula acarretada pela ação do núcleo positivo da molécula vizinha. Ex: • Forças Dipolo-Dipolo ou Dipolo Permanente:São forças intermediárias que ocorrem entre polares, justificando a atração existente entre elas. O pólo positivo de uma molécula atrai o pólo negativo da outra molécula. Ex: HCl, H2S, SO2. • Ligação de Hidrogênio

Exemplos

iguais ou

Cl2, HF

CO2, HCN

H2O, SO2

SO3, CH2O

NH3, SOCl2

TETRAÉDRI CH4, CHCl3


17

4) Polaridade, Solubilidade e Forças Intermoleculares:

Observar a existência ou não de diferença de eletronegatividade entre os átomos que participam da

ção covalente apolar ção covalente polar

As moléculas podem ser classificadas em polares ou apolares. Devemos observar:

a de eletronegatividade entre os átomos.

• Vetor momento dipolar resultante (µR). E=0 para todas as ligações, a molécula será apolar,

qualquer que seja a sua geometria (µR=0). Ex: H2, N2, O3,

entre os átomos, a molécula poderá ser polar ou apolar, dependendo de sua geometria e do momento

molécula apolar (moléculas simétricas). , hidrocarbonetos

molécula polar (moléculas assimétricas). 3

c) Solubilidade: “semelhante dissolve semelhante”

• Substâncias polares tendem a se dissolver em solventes polares (misturas homogêneas). Ex: NaCl e H2O, etanol e

polares tendem a se dissolver em solventes apolares (misturas homogêneas). Ex: gasolina e

• soluto polar molecular + solvente polar → ionização • soluto iônico + solvente polar → dissociação

• substância polar + solvente apolar ou substância apolar + solvente polar formam misturas heterogêneas.

São forças de atração entre as moléculas. São responsáveis pelo estado físico das substâncias.

• Forças de Van der Waals, Dipolo Momentâneo-Dipolo

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).

Dipolo ou Dipolo Permanente: São forças intermediárias que ocorrem entre moléculas

, justificando a atração existente entre elas. O pólo positivo de uma molécula atrai o pólo negativo da outra

.

Quimica I

É um exemplo extremo da interação dipoloem 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 HidrogênioEx: 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 alcoóis, 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. 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 me O cristal de um metal é poliatômico e devemos representálo corretamente assim: Xn, mas por uma questão de simplicidade representamos somente o símbolo X. Ex: Feou 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 iônic(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

Pré-Universit

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

, HF

os pontos de fusão e ebulição: Quanto maior a intensidade de interação, maiores os

Dipolo < Lig. de Hidrogênio

2º Em moléculas com o mesmo tipo de interação, quanto os seus PF e PE.

: 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

álcoois, à medida que a cadeia carbônica (R) aumenta, diminui a solubilidade em água.

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

É a ligação que ocorre entre metais iguais ou diferentes.

Os metais possuem característica de perder elétrons, Assim, em uma barra metálica, os átomos dos metais cedem seus elétrons de valência formando cátions rdenados 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 representá-, mas por uma questão de

simplicidade representamos somente o símbolo X. Ex: Fen

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

b) Substâncias moleculares (formadas por ligação 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: Hc) Substâncias covalentes (formadas por ligação covalente- macromoléculas): sólidas, PF/PE elevadosinsolúveis 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: a) Sem formação de híbridos: Exemplos: H-Cl → uma ligação do tipo σO=O → uma ligação do tipo p-p Obs: Toda ligação π é do tipo p b) Com formação de híbridos: Caso 1: Carbono – estabelece 3 diferentes híbridos: | - C - → 4 ligações do tipo sp| | - C = → 3 ligações do tipo sp - C = ou = C = → 2 ligações do tipo sp e 2 ligações tipo p-p Ex: CH4 – 4 ligações σ s-sp3 CO2 – 2 ligações σ p-sp e 2 ligações H2C = CH2 – 4 ligações σligação π Caso 2: Silício – forma híbridos spo carbono. Ex: SiH4 – 4 ligações σ s-sp3

Caso 3: Boro – forma 3 ligações Ex: BH3 – 3 ligações σ s-sp2 BCl3 – 3 ligações σ p-sp2 Caso 4: Berílio – forma duas ligações Ex: BeH2 – 2 ligações σ s-spBeCl2 – 2 ligações σ p-sp EXERCÍCIOS DE LIGAÇÕES QUÍMICAS


18

substâncias polares são miscíveis em solventes polares e as apolares em solventes apolares. Ex: H2O e NH3 c) Substâncias covalentes (formadas por ligação

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

(tungstênio)

: Hg é o único metal líquido à temperatura ambiente.

: Eletrólitos são substâncias condutoras de corrente elétrica em solução aquosa. Ex: ácidos (moleculares),

híbridos:

σ s-p ão do tipo σ p-p e uma ligação do tipo π

é do tipo p-p.

b) Com formação de híbridos:

estabelece 3 diferentes híbridos:

do tipo sp3

ões do tipo sp2 e 1 ligação π do tipo p-p

ões do tipo sp e 2 ligações π do

sp e 2 ligações π σ s-sp2, 1 ligação σ sp2-sp2 e 1

forma híbridos sp3, sp2 e sp, assim como

3

forma 3 ligações σ do tipo sp2.

forma duas ligações σ do tipo sp.

sp

EXERCÍCIOS DE LIGAÇÕES QUÍMICAS

Quimica I

1) Um elemento metálico forma com o enxofre um composto de fórmula M2S3. A fórmula do formado pelo elemento metálico (M) com o cloro será:A) MCl2 C) M2Cl B) MCl 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 entreflúor é denominada: A) iônica C) dipolo-dipolo B) metálica D) covalente apolar 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 sólidoIV- 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 5) Assinale a alternativa que apresenta APENAS moléculas contendo geometria piramidal: A) BF3 – SO3 – CH4 B) SO3 – PH3 – CHCl3 C) NCl3 – CF2Cl2 – BF3 D) POCl2 – NH3 – CH4 E) PH3 – NCl3 – PHCl2 6) O gás amoníaco e o gás carbônico são duas importantes substâncias químicas. O gás amoníaco (NHé uma substância incolor de cheiro sufocante, utilizado em processo de refrigeração. O gás carbônico (COna combustão completa de materiais orgânicos, é utilizado em extintores de incêndio, entre outras aplicações. A respeito das moléculas desses dois compostos, assinale a opção correta: A) O CO2 é constituído por moléculas polares e é bastante solúvel em água. B) O CO2 é constituído por moléculas apolares e é pouco solúvel em água. C) O NH3 é constituído por moléculas polares e é pouco solúvel em água. D) O NH3 é constituído por moléculas apolares e é bastante solúvel em água. E) Ambos os gases não se dissolvem na água. 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.

Pré-Universit

1) Um elemento metálico forma com o enxofre um . A fórmula do composto

formado pelo elemento metálico (M) com o cloro será:

2) Apesar da posição contrária de alguns ortodontistas, está sendo lançada no mercado internacional a “chupeta

ie”. 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

3) Escreva a fórmula eletrônica de Lewis e o íon fórmula do composto resultante da combinação do metal alcalino

cogênio do 2º período.

boa condutividade elétrica no estado sólido boa condutividade elétrica em solução aquosa

São propriedades características de compostos iônicos:

5) Assinale a alternativa que apresenta APENAS

6) O gás amoníaco e o gás carbônico são duas importantes substâncias químicas. O gás amoníaco (NH3) é uma substância incolor de cheiro sufocante, utilizado em processo de refrigeração. O gás carbônico (CO2), formado

e materiais orgânicos, é utilizado em extintores de incêndio, entre outras aplicações. A respeito das moléculas desses dois compostos, assinale a

é constituído por moléculas polares e é bastante

constituído por moléculas apolares e é pouco

é constituído por moléculas polares e é pouco

é constituído por moléculas apolares e é

E) Ambos os gases não se dissolvem na água.

1) Principais tipos de reações inorgânicas:

Síntese total: todos os reagentes são substâncias simples. Síntese parcial: quando dentre os reagentes encontramos

b) Decomposição ou Análise: AB Decomposição total: todos os produtos são substâncias simples. Decomposição parcial: dentre os produtos encontramos substâncias compostas. Reações de decomposição importantes:

NH4OH → NH3 + H2O

H2CO3 → H2O + CO2 KClO3→ KCl + 3/2 O2 ∆

Obs: As decomposições podem receber nomes especiais:Pirólise- decomposição pelo calor (Fotólise- decomposição pela luz (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 → Este tipo de reação obedece a fila de reatividade.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 Obs: No caso de um metal ter vários valores de Nox, na reação com ácidos com liberação de hidrogênio formasal do metal com menor Nox. Ex: Fe + H2SO4 → FeSO4 + H Os metais menos reativos que o hidrogênio não podem deslocar hidrogênios dos ácidos. • metal + H2O → hidróxido + Hmetais alcalinos terrosos, por apresentarem elevada reatividade conseguem deslocar o hidrogênio da água.Ex: Na + H2O → NaOH + ½ H • metal + sal → metal + sal Ex: Na + AgNO3 → NaNO3 + AgEquação Iônica: Na0 + Ag+ → • ametal + sal → sal + ametal Ex: F2 + 2 NaCl → 2 NaF + ClEquação Iônica: F2

0 + 2 Cl- → d) Reação de Dupla Troca: AB + CD


19

Decomposição ou Análise: AB → A + B Decomposição total: todos os produtos são substâncias

Decomposição parcial: dentre os produtos encontramos

Reações de decomposição importantes:

KBrO3→ KBr + 3/2 O2 ∆ H2SO3 → SO2 + H2O

NH4NO2 → N2 + 2 H2O ∆

Obs: As decomposições podem receber nomes especiais: pelo calor (∆)

decomposição pela luz (λ) decomposição pela eletricidade

c) Deslocamento ou Simples Troca: Ocorre quando uma substância simples reage com uma substância composta e “desloca”, desta última, uma nova

AC + B ou AB + C → BC + A

Este tipo de reação obedece a fila de reatividade. quanto maior a eletropositividade

quanto maior a eletronegatividade

de Reatividade Química (Ordem Decrescente) Metais: 1A, 2A, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Hg,

Ametais: F > O > Cl > Br > I > S > C

Reações de deslocamento importantes:

Ex: Na + HCl → NaCl + H2(g)

s: 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.

+ H2

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

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

½ H2

+ Ag → Na+ + Ag0 (reação redox)

sal + ametal 2 NaF + Cl2

→ F- + Cl20 (reação redox)

d) Reação de Dupla Troca: AB + CD → AD + BC

Quimica I

As principais reações de dupla troca são as que podem ser totais ou parciais: Ácido + Base H2O Obs: São reações REDOX → algumas reaçalgumas 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 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 ttrês 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.

REAÇÕES INORGÂNICAS EXEMPLOS 1- óxido ácido + água → oxiácido

CO2 + H2O → H

2- óxido ácido + base → sal + água

CO2 + 2 NaOH H2O

3- óxido básico + água → base

CaO + H2O →

4- óxido básico + ácido → sal + água

CaO + 2 HCl

5- óxido ácido + óxido básico → sal

CO2 + CaO →

6- peróxido + água → base + água oxigenada

CaO2 + 2 H2O H2O2

7- peróxido + ácido → sal + água oxigenada

CaO2 + H2SOH2O2

8- superóxido + água → base + H2O2 + O2↑

CaO4 + 2 H2O H2O2 + O2↑

9- superóxido + ácido → sal + H2O2 + O2↑

CaO4 + H2SO+ O2↑

10- decomposição do peróxido de hidrogênio

H2O2 → H2O + ½ Ode luz)

11- ácido + base → sal + água

3 H2SO4 + 2 Al(OH)Al2(SO4)3 + 6 H

12- ácido + metal (+ativo) → sal + H2↑

2 Na + 2 HCl

13- ácido + halogênio → ácido + halogênio

2 HBr + Cl2 →

14- oxiácido – água → anidrido

2 H3PO4 – 3 H

15- metal (1A e 2A) + água → base + H2↑

2 Na + 2 H2O

16- carbonatos → óxido metálico + CO2↑

CaCO3 → CaO + CO(calcinação)

Pré-Universit

As principais reações de dupla troca são as neutralizações, que podem ser totais ou parciais: Ácido + Base → Sal +

algumas reações de síntese, algumas reações de análise e todas as reações de deslocamento. As reações de dupla troca NÃO são

r em três circunstâncias: quando se adiciona oxigênio à substância, quando uma substância perde hidrogênio 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

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.

, 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

tato com o Óxido de Cobre super aquecido e, como resultado, ele perde oxigênio e vai aos poucos se tornando rosa, pois está

• endotérmicas (com absorção de calor) ou exotérmicas

→ H2CO3

+ 2 NaOH → Na2CO3 +

→ Ca(OH)2

CaO + 2 HCl → CaCl2 + H2O

→ CaCO3

O → Ca(OH)2 +

SO4 → CaSO4 →

O → Ca(OH)2 +

SO4 → CaSO4 + H2O2

O + ½ O2↑ (presença

+ 2 Al(OH)3 → + 6 H2O

2 Na + 2 HCl → 2 NaCl + H2↑

→ 2 HCl + Br2

3 H2O → P2O5

O → 2 NaOH + H2↑

CaO + CO2↑

(carbonatos de metais 1ª não calcinam) 17- bicarbonatos → óxido metálico + CO2 + H2O 18- bicarbonatos (1A) → carbonato + CO2 + H2O 19- clorato → cloreto + O2↑ (∆) 20- ácido + sal → ácido + sal

21- hidróxido + sal → hidróxido + sal

22- sal + sal → sal + sal OBS: As reações 20, 21 e 22 só ocorrem se houver formação de gás (↑) ou precipitado (↓). Precipitados: BaSO4, CaCO3, BaCO3 e AgCl OBS: NaHCO3 + H2O → NaOH + CO2↑+ H2O sal de solução básica (pH > 7) 23- decomposição do ácido carbônico (instável) 24- hidreto + água → base + H2↑ 25- carbetos (metal + C) + água → base + hidrocarboneto 26- sulfeto* + O2 → metal + SO2↑ Ustulação dos sulfetos (combustão) *sulfetos de metais nobres 27- sulfeto* + O2 → óxido metálico + SO2↑ *sulfetos de metais não nobres

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 H2O2 C2H6O + O2 → 4 CO2 + 6 H2 C2H6O + 6 O2 → 4 CO2 + 6 H Simplificando: C2H6O + 3 O2 Algumas considerações: • 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.


20

∆

Ca(HCO3)2 → CaO + 2 CO2↑ + H2O 2 NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O (fermento) 2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2↑

2 HCl + CaCO3 → CaCl2 + CO2↑ + H2O NaOH + NH4Cl → NaCl + NH4OH NH4OH → NH3↑ + H2O NaCl + AgNO3 → NaNO3 + AgCl↓

H2CO3 → CO2↑ + H2O

KH + H2O → KOH + H2↑

CaC2 + 2 H2O → Ca(OH)2 + C2H2 (etino)

HgS + O2 → Hg + SO2↑ Sulfeto: HgS (cinábrio)

ZnS + O2 → Zn + SO2↑ Sulfetos: ZnS (blenda), PbS (galena), FeS2 (pirita)

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.

O + 6 H2O

+ 6 H2O

→ 2 CO2 + 3 H2O

• 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

Quimica I

Obs: Uma dica é balancear seguindo a ordem MACHO (metal, ametal, carbono, hidrogênio, oxigênio). 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. • o Nox do hidrogênio em compostos é +1, com dos hidretos metálicos, onde é -1. •o Nox do oxigênio nos compostos é -2, com exceção dos compostos com flúor (O2F2 e OF2), peróxidos (Osuperóxidos. 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: 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: Oxidação: perda de elétrons Zn0 → Zn2+ + 2e (Nox aumenta) Redução: ganho de elétrons Cu2+

(aq) + 2e → Cu0(s) (Nox diminui)

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 redutor. A espécie receptora de elétrons, que se reduz, provoca a oxidação da outra, sendo chamada de oxidante.

Pré-Universit

balancear seguindo a ordem MACHO (metal, ametal, carbono, hidrogênio, oxigênio).

Antes, devemos introduzir o conceito de Nox (número de oxidação): designa a carga elétrica (real ou teórica) de um

e eletronegatividade entre

• o Nox dos átomos em uma substância simples é sempre

• o Nox de um íon simples é igual a sua carga. Ex: Na+, S2-

• o Nox do hidrogênio em compostos é +1, com exceção

2, com exceção dos ), peróxidos (O-O) e

de todos os átomos de uma molécula é sempre igual a zero (o nº de elétrons cedidos é

• a soma algébrica dos Nox de todos os átomos em um íon composto é igual a sua carga (a carga do íon indica que

• 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

• para determinar o Nox de algum átomo numa molécula,

O Nox mínimo representa o número de elétrons que o ecisa receber, de acordo com a regra do octeto; o

Nox máximo representa o número máximo de elétrons da

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

. A espécie receptora de elétrons, que se reduz, ca a oxidação da outra, sendo chamada de agente

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, setapas: 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 (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 reduçespécie que sofreu oxidação;e) encontramos os demais coeficientes por tentativas. Exemplos: 1º) HI + H2SO4 → H2S + H2O + I +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 Redução: variação=8; atomicidade=1 Igualando o nº de elétrons: Oxidação: ∆=1 ------- 1 H2SORedução: ∆=8 -------- 8 HI → IEntão: 8 HI + 1 H2SO4 → H2S + H2O + I Agora, completamos por tentativa: 8 HI + 1 H2SO4 → 1 H2S + 4 H 2º) K2Cr2O7 + HCl → KCl + CrCl +1 +6 -2 +1 -1 +1 -1 +3

Oxidação do cloro: ∆= 1.2=2 Redução do cromo: ∆= 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 Clformado pelos átomos de cloro que se oxidaram. Temos: 2 K2Cr2O7 + HCl → KCl + CrClPor tentativa: 2 K2Cr2O7 + 28 HCl H2O + 6 Cl2 Simplificando: K2Cr2O7 + 14 HCl H2O + 3 Cl2 3º) Cl2 + NaOH → NaCl + NaClO + H 0 +1 -2 +1 +1 -1 +1 +1

Oxidação do cloro: ∆= 1.1=1 Redução do cloro: ∆= 1.1=1


21

Esse método consiste em igualar o nº de elétrons cedidos com o nº de elétrons recebidos. Para tanto, seguimos as

a) determinamos o Nox de todos os átomos, nos reagentes

b) verificamos quais espécies sofrem variação de Nox; c) determinamos a variação total (∆) da oxidação e redução; obtemos esse valor multiplicando a variação do

pela atomicidade do elemento (nº de átomos desse elemento presente na fórmula); d) igualamos o nº de elétrons cedidos e recebidos,

ão como coeficiente da espécie ∆ da redução como coeficiente da

ofreu oxidação; e) encontramos os demais coeficientes por tentativas.

O + I2 2 0

Redução do enxofre (Nox diminui) / Oxidação do iodo (Nox

Oxidação: variação=1; atomicidade=1 → ∆= 1.1=1 Redução: variação=8; atomicidade=1 → ∆= 8.1=8

SO4 → H2S → I2

O + I2

por tentativa:

S + 4 H2O + 4 I2

KCl + CrCl3 + H2O + Cl2 1 +3 -1 +1 -2 0

= 3.2=6

ão 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.

→ KCl + CrCl3 + H2O + 6 Cl2 + 28 HCl → 4 KCl + 4 CrCl3 + 14

+ 14 HCl → 2 KCl + 2 CrCl3 + 7

NaCl + NaClO + H2O 1 +1 +1 -2 +1 -2

Quimica I

Neste exemplo, uma parte dos átomos se oxida e outra se reduz. Para o cálculo do ∆ devemos usar as fórmulas do 2membro. Esta reação se chama auto-oxirredução. Temos: Cl2 + NaOH → 1 NaCl + 1 NaClO + HPor tentativa: Cl2 + 2 NaOH → NaCl + NaClO + H 4º) MnO4

- + Cl- + H+ → Mn2+ + H2O + Cl2 +7 -2 -1 +1 +2 +1 -2 0 Oxidação do cloro: ∆= 1.1=1 Redução do manganês: ∆= 5.1=5 Esta é uma equação iônica, portanto, no final, devemos conferir as cargas, que devem ser iguais nos 2 membros da equação. Temos: 1 MnO4

- + 5 Cl- + H+ → Mn2+ + H2O + ClPor tentativa: MnO4

- + 5 Cl- + 8 H+ → Mn2+

Cl2 Para eliminar a fração, multiplicamos toda a equação por 2: 2 MnO4

- + 10 Cl- + 16 H+ → 2 Mn2+ + 8 H2O +5 Cl Conferindo as cargas: 2 MnO4

- + 10 Cl- + 16 H+ → 2 Mn2+ + 8 H2

2. (-1) + 10. (-1) + 16. (+1) 2. (+2) + 8.0 + 5.0

= +4 = +4

EXERCÍCIOS DE REAÇÕES INORGÂNICAS

1- Dadas as reações: I- C + O2 → CO2↑ II- CaCO3 → CaO + CO ∆ 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. Ele, entretanto, pode ser obtido a partir de produtos naturais muito abundantes: o carbonato de cálcio (CaCO– mármore) e o cloreto de sódio (NaCl – sal de cozinha).a) Escreva a equação da reação de obtenção do Nab) 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.

Pré-Universit

Neste exemplo, uma parte dos átomos se oxida e outra se devemos usar as fórmulas do 2º

oxirredução.

ClO + H2O NaCl + NaClO + H2O

equação iônica, portanto, no final, devemos conferir as cargas, que devem ser iguais nos 2 membros

O + Cl2 2+ + 4 H2O + 5/2

s toda a equação por

O +5 Cl2

2O +5 Cl2 8.0 + 5.0

= +4 = +4

EXERCÍCIOS DE REAÇÕES INORGÂNICAS

→ CaO + CO2↑

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

, pois ambos reagem, havendo liberação de gás. Equacione essa reação e diga qual é o gás

), usado na fabricação do vidro, é encontrado na natureza em quantidades mínimas.

e produtos naturais muito abundantes: o carbonato de cálcio (CaCO3

sal de cozinha). a) Escreva a equação da reação de obtenção do Na2CO3.

existentes em 159g

se um pedaço de magnésio em uma solução se que ocorre aumento de

c) Indique o gás desprendido na reação.d) Dê o nome do sal formado. 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. Pergunta-se: 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 substânciasoluções A e B? 6- Uma barra de cobre é mergulhada em uma solução que contém íons Ag+. Observa-se, então, o aparecimento de uma leve cor azul na solução e de um depósito escuro na barra de cobre. a) Escreva a equação de oxirredução ocorridb) Determine a variação do número de oxidação de cada participante da reação. 7- A reação de decomposição térmica do dicromato de amônio, (NH4)2Cr2O7, tem um efeito visual muito bonito, lembrando a erupção de um vulcão. A reação em questão pode ser representada pela seguinte equação química: (NH4)2Cr2O7 → N2↑ + Cr2O3 + 4 H ∆ Esta reação permite concluir que:A) há um hidróxido representado na equação.B) o hidrogênio sofreu oxidação.C) há dois sais representados na equação.D) o cromo sofreu redução. E) o número de oxidação do cromo no dicromato de amônio é 3+. 8- 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 desólido. 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. 9- Quando carbeto de alumínio (Albéquer contendo água líquida a 25°C, ocorre a forma ção de hidróxido de alumínio e a liberação de um gás. O gás formado é o: A) H2 B) CO C) CO2 10- Dada as equações, determine os agentes oxidante e redutor: a) NaI + Cl2 → NaCl + I2 b) Cl2 + NaOH → NaCl + NaClO + H 11- Faça o balanceamento da equação iônica:


22

c) Indique o gás desprendido na reação. me do sal formado.

Um estudante de Química realizou a seguinte sequência

Dissolveu anidrido nitroso em água, obtendo a solução

Sobre a solução A adicionou solução de hidróxido de

evaporada até sobrar um resíduo sólido.

a) Quais as equações das reações I e II devidamente

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

Uma barra de cobre é mergulhada em uma solução que se, então, o aparecimento de

uma leve cor azul na solução e de um depósito escuro na

a) Escreva a equação de oxirredução ocorrida. b) Determine a variação do número de oxidação de cada

A reação de decomposição térmica do dicromato de , tem um efeito visual muito bonito,

lembrando a erupção de um vulcão. A reação em questão resentada pela seguinte equação química:

+ 4 H2O

Esta reação permite concluir que: A) há um hidróxido representado na equação. B) o hidrogênio sofreu oxidação. C) há dois sais representados na equação.

E) o número de oxidação do cromo no dicromato de

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

B) solução aquosa de ácido nítrico e carbonato de sódio

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

D) soluções aquosas de ácido clorídrico e de hidróxido de

E) solução aquosa diluída de ácido sulfúrico e zinco

Quando carbeto de alumínio (Al4C3) é adicionado em um béquer contendo água líquida a 25°C, ocorre a forma ção de hidróxido de alumínio e a liberação de um gás. O gás

D) CH4 E) C2H2

Dada as equações, determine os agentes oxidante e

NaCl + NaClO + H2O

Faça o balanceamento da equação iônica:

Quimica I

Cl2 + IO3- + OH- → Cl- + IO4

- + H2O 12- Determine a soma dos coeficientes mínimos e inteiros das espécies químicas envolvidas no processo: MnO4

- + NO2- + H+ → Mn2+ + NO3

- + H2O 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 6,02.106,02x1023u= 56g b) massa de 1 mol de moléculas de água MAH= 1u MAO= 16u MMH2O= 18u Massa de 1 mol= 18g - Massa Molar: Fe: 56g/mol Água: 18g/mol -Cálculos: Lei de Lavoisier: conservação das massasLei de Proust: proporção, em massa, constante e definida • Fórmula Porcentual: porcentagem de cada elemento hidrogênio + oxigênio → água 4g 32g 36g xg yg 100g (%) Pela Lei de Proust: 4 = 32 = 36 → x= 11,11g e y= 88,88g x y 100 Fórmula porcentual para a água: H11,11%O88,88%

• Fórmula Mínima: menor proporção, em números inteiros Ex: uma substância com composição centesimal C40%H6,7%O53,3% 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:

Pré-Universit

Determine a soma dos coeficientes mínimos e inteiros das espécies químicas envolvidas no processo:

Mol: quantidade de matéria de um sistema que contém entidades elementares (átomos, moléculas, íons,

átomos= 56u x 6,02.1023= 56 x

1g

Lei de Lavoisier: conservação das massas Lei de Proust: proporção, em massa, constante e definida

• Fórmula Porcentual: porcentagem de cada elemento

88,88%

• Fórmula Mínima: menor proporção, em números inteiros

Ex: uma substância com composição centesimal

Considerando 100% como 100g, temos: 40g de C, 6,7g de

Dividimos, então, todos os valores encontrados, pelo

C: 3,3= 1 3,3 H: 6,7= 2 3,3 O: 3,3= 1 3,3 Logo, a fórmula mínima é: C1

• Fórmula Molecular Ex: Uma substância com 9,09% de H, 54,54% de C36,36% 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 Logo, a fórmula mínima é H4

Como queremos a fórmula molecular: fórm. molecular = (fórm. mínima)nmassa da fórm. molecular = (massa da fórmula mínima)n Então: 88= (4x1+2x12+1x16)n → 88=44n Logo, a fórmula molecular é (H Para obtermos a fórmula porcentual partindo da molecular, não é necessário determinar antes a fórmula mínima. Por exemplo, na determinação da fórmula porcentual do etano, cuja fórmula molecular Como a fórmula molecular indica o nº real de átomos na molécula, temos: massa molecular do C(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 C


23

1H2O1 → CH2O

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

Primeiro determinamos a fórmula mínima:

C2O

Como queremos a fórmula molecular:

fórm. molecular = (fórm. mínima)n massa da fórm. molecular = (massa da fórmula mínima)n

88=44n → n=2

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

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

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

massa molecular do C2H6 = 2x12+6x1 = 30u

x = 80%

y = 20%

Logo, a fórmula porcentual para o C2H6 é: C80%H20%.

Quimica I

• Lei Volumétrica de Gay - Lussac: não há conservação de volume, mas de massa: Primeira Lei de Gay-Lussac: “Os volumes de todas as substâncias gasosas envolvidas num processo químico, desde que medidos nas mesmas condições de temperatura e pressão, estão entre si numa relação de números inteiros e simples.” 1L N2 + 3L H2 → 2L NH3 1 : 3 : 2 • Estequiometria 2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2 átomos 2 moléculas 2 moléculas 1 molécula Exs: 1º) Fe + O2 → Fe2O3, calcular: a) a quantidade de matéria de oxigênio necessária para reagir com 5 mols de átomos de Fe. b) o nº de moléculas de Fe2O3 que se formam a partir de 3,01x1023 moléculas de O2. Resolvendo:

2º) O carbonato de cálcio reage com o ácido clorídrico conforme a equação: CaCO3 + HCl → CaCl2 + H2O + CO2 Calcular a massa de água, em gramas, e o volume de gás carbônico, nas CNTP, que se formam a partir de 50g de carbonato de sódio, sabendo que Ca= 40, C=12, O=16. Resolvendo: De acordo com a equação, podemos escrever:CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + H2O + CO2 1 mol 2 mol 1 mol 1 mol 1 mol ↓ em gramas em gramas ↓ ↓ em litros (CNTP)100g 18g 22,4L 50g x y x= 9g e y= 11,2L 3º) Calcular o volume de hidrogênio, a 27°Cse obtém na reação entre 8g de cálcio e quantidade suficiente de água, conforme a equação: Ca + H2O → Ca(OH)2 + H2 1 mol 1 mol ↓ ↓ 40g ----------------------- 1 mol 8g ----------------------- x x= 0,2 mol Então, obtém-se 0,2 mol de hidrogênio. Para saber o volume correspondente, aplicamos a equação de Clapeyron: PV=nRT → V= nRT= 0,2x0,082x300= 2,46L P 2

Pré-Universit

Lussac: não há conservação de

Lussac: “Os volumes de todas as processo químico,

desde que medidos nas mesmas condições de temperatura e pressão, estão entre si numa relação de

2 NaOH + H2 2 átomos 2 moléculas 2 moléculas 1 molécula

a) a quantidade de matéria de oxigênio necessária para

que se formam a partir de

2º) O carbonato de cálcio reage com o ácido clorídrico

Calcular a massa de água, em gramas, e o volume de gás carbônico, nas CNTP, que se formam a partir de 50g de carbonato de sódio, sabendo que Ca= 40, C=12, O=16.

De acordo com a equação, podemos escrever:

em litros (CNTP)

3º) Calcular o volume de hidrogênio, a 27°C e 2 atm, que se obtém na reação entre 8g de cálcio e quantidade

se 0,2 mol de hidrogênio. Para saber o volume correspondente, aplicamos a equação de

= 2,46L

Portanto, obtêm-se 2,46L de hidrogênio. • Grau de Pureza Ex: Determinar a massa de ZnS em 40g de uma amostra de blenda com 90% de pureza de ZnS. 100g da amostra -----90g de ZnS 40g--------------x x= 36g Portanto, em 40g da amostra de blenda estão pr36g de ZnS. • Rendimento de uma reação Ex: A combustão de 42,5g de amoníaco tem um rendimento de 95%. Calcular a massa, em gramas, de água que se obtém nessa combustão, sabendo que N= 14, H= 1, O= 16 e a equação é: NH Da equação, temos: 4 NH3 + 3 O2 → 2 N2 + 6 H2O4 mols 6 mols ↓ ↓ 4x17= 68g 6x18= 108g 42,5g xx= 67,5g (massa de água num rendimento de 100%) Para um rendimento de 95%: 100% ------67,5g 95%--------m m= 64, 125g Portanto, formam-se 64, 125g de água. • Duas situações especiais a) Quantidades dadas de dois ou mais reagentesDevemos, em primeiro lugar, descobrir se as quantidades estão estequiometricamente corretas ou se há excesso de alguma delas. Se houver excesso, essa quantidade não participará da reação. Ex: Misturam-se 16g de hidróxido de sadio (NaOH) com 20g de ácido sulfúrico (H2

sulfato de sódio (Na2SO4) que se obtémreação: NaOH + H2SO4 → NaNa= 23, O= 16, H= 1 e S= 32. Resolvendo: Pela equação temos: 2 NaOH ↓ 2x40g= 80g 98g 16g 20gPara descobrir a quantidade em excesso, ignoramos uma delas e fazemos o cálculo em função da outra. Se o resultado for menor, é porque a quantidade ignorada esem excesso; se for maior, é porque a outra está em excesso. Então: 80 = 98 → y= 16x98 = 19,6g 16 y 80


24

se 2,46L de hidrogênio.

Ex: Determinar a massa de ZnS em 40g de uma amostra de blenda com 90% de pureza de ZnS.

90g de ZnS

Portanto, em 40g da amostra de blenda estão presentes

• Rendimento de uma reação

Ex: A combustão de 42,5g de amoníaco tem um rendimento de 95%. Calcular a massa, em gramas, de água que se obtém nessa combustão, sabendo que N= 14, H= 1, O= 16 e a equação é: NH3 + O2 → N2 + H2O

O

6x18= 108g x

x= 67,5g (massa de água num rendimento de 100%)

um rendimento de 95%:

se 64, 125g de água.

a) Quantidades dadas de dois ou mais reagentes Devemos, em primeiro lugar, descobrir se as quantidades

amente corretas ou se há excesso de alguma delas. Se houver excesso, essa quantidade não

se 16g de hidróxido de sadio (NaOH) com 2SO4). Calcular a massa de

) que se obtém ao ocorrer a → Na2SO4 + H2O, sabendo que

Na= 23, O= 16, H= 1 e S= 32.

2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2O ↓ ↓ ↓

2x40g= 80g 98g 142g 16g 20g x

Para descobrir a quantidade em excesso, ignoramos uma delas e fazemos o cálculo em função da outra. Se o

, é porque a quantidade ignorada está , é porque a outra está em

= 19,6g

Quimica I

Logo, a quantidade em excesso é a de H20g. Assim, o excesso é de 0,4g (20-19,6). Então: 2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2

80g 98g 142g 16g 19,6g x x= 28,4g Portanto, a massa de Na2SO4 obtida é de 28,4g. b) Ocorrência de uma mistura Havendo uma mistura, devemos estabelecer as proporções referentes às reações de cada componente. Ex: 9,6g de uma mistura de hidróxido de sódio (NaOH) e óxido de cálcio (CaO) são tratados com ácido sulfúrico, produzindo 20,7g de sulfato de sódio (Na2

cálcio (CaSO4). Sabendo que Na= 23, Ca= 40, O= 1 e S= 32, determinar a composição centesimal dessa mistura. Resolvendo: Primeiro consideramos que cada componente reage isoladamente com o ácido sulfúrico e determinamos sua massa na mistura: 2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2O 80g 142g x y CaO + H2SO4 → CaSO4 + H2O 56g 136g a b Assim, temos as equações: x + a= 9,6 y + b= 20,7 80 = 142 x y 56 = 136 a b Resolvendo o sistema, temos x= 4g e a= 5,6g. Determinando a composição centesimal: mistura ----- NaOH mistura 9,6g 5,6g 9,6g 4g 100g p 100g p’p= 41,6% p'= 58,3% Logo, a mistura tem 41,6% de NaOH e 58,3% de CaO. EXERCÍCIOS DE CÁLCULOS QUÍMICOS 1- A fórmula mínima de uma substância é CHmassa 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, Mmol)

Pré-Universit

Logo, a quantidade em excesso é a de H2SO4, ou seja, 19,6).

2O

obtida é de 28,4g.

Havendo uma mistura, devemos estabelecer as rentes às reações de cada componente.

Ex: 9,6g de uma mistura de hidróxido de sódio (NaOH) e óxido de cálcio (CaO) são tratados com ácido sulfúrico,

2SO4) e sulfato de ). Sabendo que Na= 23, Ca= 40, O= 16, H=

1 e S= 32, determinar a composição centesimal dessa

Primeiro consideramos que cada componente reage isoladamente com o ácido sulfúrico e determinamos sua

Resolvendo o sistema, temos x= 4g e a= 5,6g.

NaOH mistura ----- CaO 9,6g 5,6g 9,6g 4g

100g p’ p= 41,6% p'= 58,3%

Logo, a mistura tem 41,6% de NaOH e 58,3% de CaO.

EXERCÍCIOS DE CÁLCULOS QUÍMICOS

A fórmula mínima de uma substância é CH2 e sua massa molecular é 70u. Determine a fórmula molecular

Determine a fórmula molecular de um composto que apresenta 40% de enxofre e 60% de oxigênio e cuja

= 32g/mol, Mo= 16g/

3- Determine a composição centesimal do sulfato de sódio, sabendo que sua fórmula molecular é NaNa= 23, S= 32, O= 16) 4- Fazendo uma mistura de 235 cmcom 235 cm3 de gás cloro, obtemos 470 cmclorídrico, tudo medido à mesma temperatura e pressão. Os dados obedecem à Primeira Lei de Gay X- Estado Gasoso Pressão, temperatura e volume são grandezas interdependentes e definem determinada situação ou estado do gás. São chamadas de variáveis de estado. Para a pressão: 1atm = 760mmHg = 76cmHg = 760torr = 1,013x105Pa Obs: a unidade Pa é a unidade do SI (sistema internacional) Para o volume: 1L = 1dm³ = 100cm³ = 1000mL = 0,001m³ Para a temperatura: usamos a escala absoluta ou Kelvin (K). Para isso temos que: T = t + 273, onde T é o valor da temperatura obtido em Kelvins e t é o valor em graus Celsius que desejo converter. - Transformações Gasosas: • Transformação isotérmica: Lei de Boyle-Mariotte: “A mesma temperatura, o volume ocupado por certa massa proporcional à pressão por ele exercida”.

“À mesma temperatura, o produto da pressão pelo volume de certa massa de um gás é sempre o mesmo: PV=K.” → P1V1=P2V2 • Transformação isobárica: “À mesma pressão, o volume de certa massavaria linearmente com a temperatura.”


25

Determine a composição centesimal do sulfato de sódio, sabendo que sua fórmula molecular é Na2SO4. (Dados:

Fazendo uma mistura de 235 cm3 de gás hidrogênio de gás cloro, obtemos 470 cm3 de gás medido à mesma temperatura e pressão.

Os dados obedecem à Primeira Lei de Gay-Lussac?

Pressão, temperatura e volume são grandezas interdependentes e definem determinada situação ou estado do gás. São chamadas de variáveis de estado.

Para a pressão: 1atm = 760mmHg = 76cmHg = 760torr =

Obs: a unidade Pa é a unidade do SI (sistema

Para o volume: 1L = 1dm³ = 100cm³ = 1000mL = 0,001m³

Para a temperatura: usamos a escala absoluta ou Kelvin

T = t + 273, onde T é o valor da temperatura obtido em Kelvins e t é o valor em graus Celsius que desejo

Mariotte: “A mesma temperatura, o volume ocupado por certa massa de gás é inversamente proporcional à pressão por ele exercida”.

“À mesma temperatura, o produto da pressão pelo volume de certa massa de um gás é sempre o mesmo: PV=K.”

“À mesma pressão, o volume de certa massa de um gás varia linearmente com a temperatura.”

Quimica I

Lei de Charles e Gay-Lussac: “Mantendo constante a pressão, o quociente entre o volume e a pressão absoluta de certa massa de um gás é sempre o mesmo: V/T=K.” → V1/T1=V2/T2 • Transformação isocórica (ou isométrica ou isovolumétrica): Lei de Charles e Gay-Lussac: “ Mantendo constante o volume de certa massa de um gás, a pressão exercida é diretamente proporcional à temperatura absoluta.”

“Mantendo constante o volume, o quociente entpressão exercida pelo gás e a temperatura absoluta a que ele está submetido é sempre o mesmo: P/T=K.” → P1/T1=P2/T2 - Equação Geral dos Gases: PV/T = K → (P1V1)/T1 = (P2V2)/T2 - Hipótese de Avogadro: “Volumes iguais de gases quaisquer, nas condições de temperatura e pressão, possuem o mesmo nº de moléculas.” → O volume ocupado por um mol de um gás é chamado de Volume Molar. → À pressão de 1 atm e à temperatura de 273 K (0°C), ou seja, nas CNTP, o volume molar corresponde a 22,4 L/mol - Equação de Clapeyron: Relacionando as variáveis de estado (P, V e T) com a quantidade de gás. 1 mol -----22,4L n mols -----V0 → V0 = 22,4nL Aplicando a equação geral dos gases: (P1V1)/T1 = (P2V2)/T2 → (PV)/T= (P0V0)/T(1atm x 22,4nL)/273K

Pré-Universit

Lussac: “Mantendo constante a pressão, o quociente entre o volume e a pressão absoluta de certa massa de um gás é sempre o mesmo: V/T=K.”

(ou isométrica ou

Lussac: “ Mantendo constante o volume de certa massa de um gás, a pressão exercida é diretamente proporcional à temperatura absoluta.”

“Mantendo constante o volume, o quociente entre a pressão exercida pelo gás e a temperatura absoluta a que ele está submetido é sempre o mesmo: P/T=K.”

“Volumes iguais de gases quaisquer, nas mesmas condições de temperatura e pressão, possuem o mesmo

O volume ocupado por um mol de um gás é chamado

À pressão de 1 atm e à temperatura de 273 K (0°C), ou seja, nas CNTP, o volume molar corresponde a 22,4 L/mol.

Relacionando as variáveis de estado (P, V e T) com a

)/T0 → (PV)/T =

→ (PV)/T= (n x 0,082 atm x L)/(K x mol) → O valor (n x 0,082 atm x L)/(K x mol) corresponde constante universal dos gases Assim: (PV)/T= (n x 0,082 atm x L)/(K x mol) PV= nRT ou PV = (m/M) x RT Obs: A constante R pode ser expressa em outra unidade: R= (0,082 atm x L)/(K x mol) L)/(K x mol) → R= (6,23 cmHg x L)/(K x mol) - Densidade Absoluta de um Gás: d= m/V PV= nRT → PV = (m/M) x RT (PM/RT) Nas CNTP: P: 1atm ; T: 273K d= (1xM)/(0,082x273) = (M/22,4)(g/L)ou d= (M/22400)(g/cm³) - Densidade Relativa de um Gás: dA,B = dA/dB dA= (PMA)/(RT) ; dB= (PMB)/(RT) dA,B = dA/dB = [(PMA)/(RT)]/[(PM Ex: densidade de um gás A em relação ao gás dA,B = MMA/MMB B: H2 → MMB= 2 → dA,H2 = MM - Equação Geral de uma Mistura: Considerando os gases separados e aplicando a equação de Clapeyron, temos: n1+n2 = [(P1V1)/(RT1)] + [(P2V Agora, considerando os mesmos gases A e PV = (n1+n2)RT → n1+n2 = (PV/RT) (2) Então, aplicando (2) em (1) temos: (PV/RT) = [(P1V1)/(RT1)] + [(P[(P1V1)/T1] + [(P2V2)/T2] - Pressões Parciais:


26

(PV)/T= (n x 0,082 atm x L)/(K x mol)

O valor (n x 0,082 atm x L)/(K x mol) corresponde à constante universal dos gases (R).

(PV)/T= (n x 0,082 atm x L)/(K x mol) → (PV)/T= nR → PV= nRT ou PV = (m/M) x RT

ser expressa em outra unidade:

R= (0,082 atm x L)/(K x mol) → R= (0,082 x 76cmHg x

R= (6,23 cmHg x L)/(K x mol)

Densidade Absoluta de um Gás:

PV = (m/M) x RT → (m/V) = (PM/RT) → d=

d= (1xM)/(0,082x273) = (M/22,4)(g/L)

Densidade Relativa de um Gás:

)/(RT)

)/(RT)]/[(PMB)/(RT)] → dA,B = MA/MB

Ex: densidade de um gás A em relação ao gás hidrogênio

= MMA/2

Equação Geral de uma Mistura:

Considerando os gases separados e aplicando a equação

V2)/(RT2)] (1)

Agora, considerando os mesmos gases A e B, temos:

= (PV/RT) (2)

Então, aplicando (2) em (1) temos:

)] + [(P2V2)/(RT2)] → (PV/T) =

Quimica I

Entende-se por pressão parcial do gás Apressão que esse gás exerceria se ocupasse sozinho o mesmo volume da mistura, na mesma temperatura. Lei de Dalton: P= pA + pB - Volumes parciais: Entende-se por volume parcial do gás A volume que esse gás ocuparia se exercesse sozinho a mesma pressão da mistura, na mesma temperatura. Lei de Amagat: V= vA + vB - Frações em quantidade de matéria: Chamamos de fração em quantidade de matériagás componente da mistura, a razão entre a quantidade de matéria desse componente e a quantidade de matéria da mistura: XA= nA/(nA+nB) ; XB= nB/(nA+nB) Aplicando: a) Em pressão parcial: A: pAV= nART Mistura: PV=nRT → (pAV)/(PV)=(nART)/(nRT) → (pA/P)=nA/ApA=XAP b) Em volume parcial: A: PvA= nART Mistura: PV=nRT → (PvA)/(PV)=(nART)/(nRT) → (vA/V)=nA/AvA=XAV EXERCÍCIOS DE ESTADO GASOSO 1- Determine a pressão exercida por 4,8g de gás oxigênio contidos em um recipiente com capacidade de 4,1L a 27°C. 2- Determine a densidade absoluta do gás oxigênio nas CNTP e a 27°C e 3 atm. 3- Calcule a densidade do gás carbônico (COao gás metano (CH4). 4- Um recipiente fechado contém 64g de gás oxigênio e 112g de gás nitrogênio. Determine as frações em quantidade de matéria desses gases. 5- Uma mistura gasosa é formada por 14,2g de cloro e 13,2 de gás carbônico. Calcule as pressões parciais desses componentes suponde que a pressão da mistura seja de 2 atm.

Pré-Universit

pressão parcial do gás A (ou do gás B) a e esse gás exerceria se ocupasse sozinho o

mesmo volume da mistura, na mesma temperatura.

(ou do gás B) o volume que esse gás ocuparia se exercesse sozinho a

são da mistura, na mesma temperatura.

fração em quantidade de matéria (X) de um gás componente da mistura, a razão entre a quantidade de matéria desse componente e a quantidade de matéria da

/A → (pA/P)=XA →

/A → (vA/V)=XA →

Determine a pressão exercida por 4,8g de gás oxigênio recipiente com capacidade de 4,1L a

Determine a densidade absoluta do gás oxigênio nas

Calcule a densidade do gás carbônico (CO2) em relação

Um recipiente fechado contém 64g de gás oxigênio e 112g de gás nitrogênio. Determine as frações em

Uma mistura gasosa é formada por 14,2g de cloro e 13,2 de gás carbônico. Calcule as pressões parciais desses componentes suponde que a pressão da mistura


27

Quimica I

PENGE 1 Química 1

Professora: Aline 1- Têm-se as seguintes misturas: I- areia e água. II- álcool e água. III- sal de cozinha (NaCl) e água, nesse caso uma mistura homogênea. Cada uma dessas misturas foi submetida a uma filtração em um funil com papel e, em seguida, o líquido resultante (filtrado) foi aquecido até sua total evaporação. Perguntase: a) Qual mistura deixou um resíduo sólido no papel após a filtração? O que era esse resíduo? b) Em que caso apareceu um resíduo sólido após a evaporação do líquido? 2- O átomo A85 tem 45 nêutrons e é isótopo de B que tem 43 nêutrons. B é isóbaro de C, cujo cátion divalente tem 36 elétrons. Determine: a) o número atômico de A. b) o número de massa de B. c) o número de prótons de C. d) o número de nêutrons do(s) isótono(s) de C. 3- Um íon X3+ possui nº atômico (3y+1), nº de massa (5y+7) e 14 nêutrons. Calcule o seu nº de elétrons.

PENGE 2 Química 1

Professora: Aline 1- O livro “A Tabela Periódica”, de Primo Levi, reúne relatos autobiográficos e contos que tem a química como denominador comum. Cada um de seus 21 capítulos recebeu o nome de um dos seguintes elementos da tabela periódica: Argônio, Hidrogênio, Zinco, Ferro, Potássio, Níquel, Chumbo, Mercúrio, Fósforo, Ouro, Cério, CEnxofre, Titânio, Arsênio, Nitrogênio, Estanho, Urânio, Prata, Vanádio, Carbono. Escreva o símbolo do elemento que dá nome a um capítulo e corresponde a cada uma das seis descrições a seguir. I- É metal alcalino. II- É líquido na temperatura ambiente. III- É o de menor potencial de ionização do grupo 15.IV- É radioativo, usado em usinas nucleares.V- Aparece na natureza na forma de gás monoatômico.VI- É lantanídeo. 2- Vamos preencher as quatro primeiras quadrículas a seguir com símbolos de elementos químicos.

1 2 3 4 5O elemento da quinta quadrícula é o enxofre. Os outros são: Quadrícula 1: o elemento de transição interna cuja configuração eletrônica é: [Rn] 5f

Pré-Universit

sal de cozinha (NaCl) e água, nesse caso uma mistura

Cada uma dessas misturas foi submetida a uma filtração papel e, em seguida, o líquido resultante

(filtrado) foi aquecido até sua total evaporação. Pergunta-

a) Qual mistura deixou um resíduo sólido no papel após a

b) Em que caso apareceu um resíduo sólido após a

tem 45 nêutrons e é isótopo de B que tem 43 nêutrons. B é isóbaro de C, cujo cátion divalente tem 36

d) o número de nêutrons do(s) isótono(s) de C.

possui nº atômico (3y+1), nº de massa (5y+7) e 14 nêutrons. Calcule o seu nº de elétrons.

O livro “A Tabela Periódica”, de Primo Levi, reúne autobiográficos e contos que tem a química como

denominador comum. Cada um de seus 21 capítulos recebeu o nome de um dos seguintes elementos da tabela periódica: Argônio, Hidrogênio, Zinco, Ferro, Potássio, Níquel, Chumbo, Mercúrio, Fósforo, Ouro, Cério, Cromo, Enxofre, Titânio, Arsênio, Nitrogênio, Estanho, Urânio,

Escreva o símbolo do elemento que dá nome a um capítulo e corresponde a cada uma das seis descrições a

É o de menor potencial de ionização do grupo 15. É radioativo, usado em usinas nucleares. Aparece na natureza na forma de gás monoatômico.

Vamos preencher as quatro primeiras quadrículas a os químicos.

S

1 2 3 4 5 O elemento da quinta quadrícula é o enxofre. Os outros

: o elemento de transição interna cuja configuração eletrônica é: [Rn] 5f2 6d1 7s2

Quadrícula 2: o metal alcalino terroso com maior raio atômico. Quadrícula 3: o elemento do bloco s, do segundo período, com maior eletronegatividade.Quadrícula 4: o elemento do grupo 15 cujo estado físico de ocorrência natural é gasoso. Preencha as quadrículas correspondentes. 3- Um homem de 70Kg poderá apresentar, aproximadamente, 2,8 Kg de sais minerais em seu organismo. Abaixo estão alguns minerais e algumas de suas funções no corpo humano. -Magnésio: ativa as enzimas que proteínas. -Zinco: componentes das enzimas que participam na digestão. -Cobre: componente das enzimas associadas ao metabolismo do ferro. -Potássio: transmissão de impulso.-Cálcio: formação dos ossos e dentes.-Ferro: compõe a hemoglobina e as enzimas que atuam no metabolismo energético. (Marta Pires, Interatividade Química. Volume único, 2003 FTD) Utilizando a Tabela Periódica, responda:a) Faça a distribuição eletrônica da espécie iônica ferro III.b) Comparando os raios do coI, qual raio apresenta menor tamanho? Justifique.

PENGE Química 1

Professora: Aline Penge 3 1- Alguns materiais, quando submetidos a baixas temperaturas, podem apresentar supercondutividade, isto é, um fenômeno em que a rzero. Um material com essa característica é uma cerâmica que contém óxidos HgO, CaO, BaO e CuO. Disponha os óxidos HgO, CaO, BaO e CuO em ordem crescente de caráter covalente de suas ligações. Justifique sua resposta com base nos valores de eletronegatividade. Dados de eletronegatividade:O: 3,44 Hg: 2,00 Ca: 1,00 2- Considere as espécies químicas representadas no quadro a seguir. a) Identifique, com o auxílio da Tabela Periódica, as espécies isoeletrônicas, apresentandodecrescente de raio. b) Identifique, dentre as espécies químicas cujos elementos pertencem ao terceiro período, aquela que

S2- Ar Fe3+


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: o metal alcalino terroso com maior raio

: o elemento do bloco s, do segundo período, com maior eletronegatividade.

: o elemento do grupo 15 cujo estado físico de

Preencha as quadrículas correspondentes.

Um homem de 70Kg poderá apresentar, aproximadamente, 2,8 Kg de sais minerais em seu organismo. Abaixo estão alguns minerais e algumas de suas funções no corpo humano.

Magnésio: ativa as enzimas que participam na síntese das

Zinco: componentes das enzimas que participam na

Cobre: componente das enzimas associadas ao

Potássio: transmissão de impulso. Cálcio: formação dos ossos e dentes.

moglobina e as enzimas que atuam no

(Marta Pires, Interatividade Química. Volume único, 2003

Utilizando a Tabela Periódica, responda: a) Faça a distribuição eletrônica da espécie iônica ferro III. b) Comparando os raios do cobre metálico e do íon cobre I, qual raio apresenta menor tamanho? Justifique.

PENGE 3 Química 1

Professora: Aline

Alguns materiais, quando submetidos a baixas temperaturas, podem apresentar supercondutividade, isto é, um fenômeno em que a resistência elétrica se iguala a

Um material com essa característica é uma cerâmica que contém óxidos HgO, CaO, BaO e CuO.

Disponha os óxidos HgO, CaO, BaO e CuO em ordem crescente de caráter covalente de suas ligações.

Justifique sua resposta com base nos valores de

Dados de eletronegatividade: Ca: 1,00 Ba: 0,89 Cu: 1,90

Considere as espécies químicas representadas no

a) Identifique, com o auxílio da Tabela Periódica, as espécies isoeletrônicas, apresentando -as em ordem

b) Identifique, dentre as espécies químicas cujos elementos pertencem ao terceiro período, aquela que

3+ Ca2+ Al3+ Cl-

Quimica I

apresenta o menor potencial d e ionização. Justifique sua resposta. 3- “ O dióxido de carbono (CO2) emitido por atividades humanas tem tornado a água do oceano tão ácida que ela está corroendo conchas e esqueletos de estrelas do mar, corais, moluscos, mexilhões e outros grupos marinhodizem cientistas.” Folha de São Paulo, 2008. Justifique o fato de o CO 2 tornar ácida a água do mar.

PENGE 4 Química 1

Professora: Aline 1- QUANTA (Gilberto Gil) “Fragmento infinitésimo Quase apenas mental Quantum granulado no mel Quantum ondulado do sal Mel de urânio, sal de rádio Qualquer coisa quase ideal” Com base na Tabela Periódica, escreva a fórmula do sal formado pelo halogênio mais eletronegativo e o metal alcalino terroso citado por Gilberto Gil na l etra de Quanta , indicando o tipo de ligação química do sal formado. 2- A caiação é um processo tradicionalmente utilizado napintura de casas. Uma das maneiras de se preparar opigmento consiste em misturar cal virgem com excessoágua, o que resulta na reação apresentada a seguir: CaO + H2O → Ca(OH)2 A reação produz um pigmento branco finamente dividido. Identifique o tipo de ligação e calcule o número to tal de elétrons presentes no composto CaO. 3- O cientista John Dalton foi um dos pioneiros na tentativa de ordenar e definir propriedades dos elementos e das moléculas. Segundo sua Teoria Atômica, apresentada em 1803, toda a matéria seria composta por pequenas partículas indivisíveis chamadas átomos. Átomos do mesmo elemento possuiriam as mesmas características, podendo se ligar entre si ou a outros elementos, formando moléculas. Como os símbolos dos antigos alquimistas não se ajustavam a sua teoria, Dalton propôs ainda a adoção de novos símbolos para representar os elementos e as moléculas. As figuras a seguir apresentam algumas moléculas representadas com os símbolos criados por Dalton.

Pré-Universit

e ionização. Justifique

) emitido por atividades humanas tem tornado a água do oceano tão ácida que ela está corroendo conchas e esqueletos de estrelas do mar, corais, moluscos, mexilhões e outros grupos marinhos,

tornar ácida a água do mar.

Com base na Tabela Periódica, escreva a fórmula do sal formado pelo halogênio mais eletronegativo e o metal alcalino terroso citado por Gilberto Gil na l etra

ligação química do sal

A caiação é um processo tradicionalmente utilizado na pintura de casas. Uma das maneiras de se preparar o pigmento consiste em misturar cal virgem com excesso de água, o que resulta na reação apresentada a seguir:

A reação produz um pigmento branco finamente dividido.

Identifique o tipo de ligação e calcule o número to tal de elétrons presentes no composto CaO.

O cientista John Dalton foi um dos pioneiros na tentativa edades dos elementos e das

moléculas. Segundo sua Teoria Atômica, apresentada em 1803, toda a matéria seria composta por pequenas partículas indivisíveis chamadas átomos. Átomos do mesmo elemento possuiriam as mesmas características,

si ou a outros elementos, formando moléculas. Como os símbolos dos antigos alquimistas não se ajustavam a sua teoria, Dalton propôs ainda a adoção de novos símbolos para representar os elementos e as moléculas. As figuras a seguir apresentam algumas

ulas representadas com os símbolos criados por

a) Escreva a estrutura do ácido nítrico usando a representação de Dalton. b) Apresente o NOX do elemento central da molécula X.

PENGE Química 1

Professora: Aline 1 - A queima do enxofre presente na gasolina e no óleo diesel gera dois anidridos que, combinados com a água da chuva, formam seus ácidos correspondentes.Escreva a fórmula desses ácidos e indique o ácido mais forte. Justifique sua indicação. ATENÇÃO: As q uestões 2 e 3 referemseguir. Cerca de 38% do consumo mundial de sódio metálico estão vinculados à produção do corante índigo usado no vestuário jeans. A produção de boridreto de sódio para o branqueamento de celulose responde por cerca de 2consumo desse metal alcalino. As demais aplicações se concentram na área da química fina. O fluxograma a seguir descreve algumas reações envolvidas nessas aplicações.

2 - a) Na reação 1, dê o nome do produto e indique o composto que sofreu oxidação.b) Identifique e classifique as ligações no produto da reação 2. 3 - a) Dê o nome do óxido envolvido na reação 3.b) Na reação 4, indique o ácido e a base de Lewis nos reagentes. Justifique sua resposta.

PENGE Química 1

Professora: Aline 1- Em um estúdio, um artista utilizou a técnica de gravura sobre uma placa de zinco, empregando uma solução de ácido clorídrico para gravar a imagem. Escreva a equação balanceada da reação que ocorre entre o metal e o ácido clorídrico. 2- O Fósforo pode ser produzido industrialmente por meio de um processo eletrotérmico no qual fosfato de cálcio é inicialmente misturado com areia e carvão; em seguida,


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a) Escreva a estrutura do ácido nítrico usando a

b) Apresente o NOX do elemento central da molécula

PENGE 5 Química 1

Professora: Aline

A queima do enxofre presente na gasolina e no óleo diesel gera dois anidridos que, combinados com a água da chuva, formam seus ácidos correspondentes. Escreva a fórmula desses ácidos e indique o ácido mais forte. Justifique sua indicação.

uestões 2 e 3 referem -se ao texto a

Cerca de 38% do consumo mundial de sódio metálico estão vinculados à produção do corante índigo usado no vestuário jeans. A produção de boridreto de sódio para o branqueamento de celulose responde por cerca de 20% do consumo desse metal alcalino. As demais aplicações se concentram na área da química fina. O fluxograma a seguir descreve algumas reações envolvidas nessas aplicações.

a) Na reação 1, dê o nome do produto e indique o ção.

b) Identifique e classifique as ligações no produto da

a) Dê o nome do óxido envolvido na reação 3. b) Na reação 4, indique o ácido e a base de Lewis nos reagentes. Justifique sua resposta.

PENGE 6 Química 1

Professora: Aline

um estúdio, um artista utilizou a técnica de gravura sobre uma placa de zinco, empregando uma solução de ácido clorídrico para gravar a imagem.

Escreva a equação balanceada da reação que ocorre entre o metal e o ácido clorídrico.

oduzido industrialmente por meio de um processo eletrotérmico no qual fosfato de cálcio é inicialmente misturado com areia e carvão; em seguida,

Quimica I

essa mistura é aquecida em um forno elétrico onde se dá a reação representada a seguir: Ca3(PO4)2 + 3 SiO2 + 5 C → 3 CaSiO3 + 5 CO + P a) Calcule a variação do número de oxidação do elemento que sofre redução. b) Determine a quantidade máxima, em mols, de fósforo formado quando são colocados para reagir 8 mols de Ca3(PO4)2 com 18 mols de SiO2 e 45 mols de ca 3- “Com o preço do petróleo se aproximando de US$ 80 por barril, o bioprocessamento talvez nem precise esperar por formas de vida desenvolvidas do zero. A GreenFuel, em Cambridge, Massachussets, instalou fazendas de algas em usinas elétricas para converter até 40% do COexpelido em matéria-prima de biocombustíveis. A empresa afirma que uma grande fazenda de algas junto a uma usina de 1 GW poderia produzir cerca de 190 milhões de litros de etanol por ano.” (Extraída de American Scientific Brasil, Eoutubro de 2006.) Essa transformação se dá por um processo global que pode ser descrito a seguir: 2 CO2(g) + 3 H2O(l) C2H6O(l) + 3 O2(g) Calcule o volume de gás carbônico retirado da atmosfera, em litros, no período de um ano. Dados: Densidade do etanol: 0,8 g/cm3 Volume molar: 24,5 L.mol-1

PENGE 7 Química 1

Professora: Aline 1- A pólvora consiste em uma mistura de substâncias que, em condições adequadas, reagem, com rendimento de 100%, segundo a equação química abaixo: 4 KNO3(s) + 7 C(s) + S(s) → 3 CO2(g) + 3 COK2CO3(s) + K2S(s) Sob condições normais de temperatura e pressão, e admitindo comportamento ideal para todos os gases, considere a reação de uma amostra de pólvora contendo 1515g de KNO3 com 80% de pureza. Calcule o volume total de gases produzidos na reação. Em seguida, nomeie os sais formados. 2- O processo industrial da síntese da amônia (NHmétodo de Haber envolve a seguinte reação: H2(g) + N2(g) NH3(g) Considerando a informação acima, pede-se: a) equilibrar a equação; b) informar por meio de cálculos o número de mols, a massa em grama e o volume em litros de hidrogênio necessários para reagir com 725L de nitrogênio, inicialmente a 740 torr e 25°C, para produzir

Pré-Universit

essa mistura é aquecida em um forno elétrico onde se dá a

+ 5 CO + P2

a) Calcule a variação do número de oxidação do elemento

b) Determine a quantidade máxima, em mols, de fósforo formado quando são colocados para reagir 8 mols de

e 45 mols de carbono.

“Com o preço do petróleo se aproximando de US$ 80 por barril, o bioprocessamento talvez nem precise esperar por formas de vida desenvolvidas do zero. A GreenFuel, em Cambridge, Massachussets, instalou fazendas de

onverter até 40% do CO2 prima de biocombustíveis. A empresa

afirma que uma grande fazenda de algas junto a uma usina de 1 GW poderia produzir cerca de 190 milhões de

(Extraída de American Scientific Brasil, Edição nº 53 –

Essa transformação se dá por um processo global que

(g)

Calcule o volume de gás carbônico retirado da atmosfera, em litros, no período de um ano.

A pólvora consiste em uma mistura de substâncias que, em condições adequadas, reagem, com rendimento de

abaixo:

+ 3 CO(g) + 2 N2(g) +

Sob condições normais de temperatura e pressão, e admitindo comportamento ideal para todos os gases, considere a reação de uma amostra de pólvora contendo

Calcule o volume total de gases produzidos na reação. Em

O processo industrial da síntese da amônia (NH3) pelo método de Haber envolve a seguinte reação:

se:

b) informar por meio de cálculos o número de mols, a massa em grama e o volume em litros de hidrogênio necessários para reagir com 725L de nitrogênio, inicialmente a 740 torr e 25°C, para produzir amônia.

3- Um protótipo de carro movido a hidrogênio foi submetido a um teste em uma pista de provas. Sabeprotótipo tem um tanque de combustível (Hcapacidade igual a 164 litros e percorre 22 metros para cada mol de H2 consumido. No início do teste, a pressão no tanque era de 600 atm e a temperatura, igual a 300K. Sabendo que no final do teste, a pressão no tanque era de 150 atm e a temperatura, igual a 300K, calcule a distância, em km, percorrida pelo protótipo.


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Um protótipo de carro movido a hidrogênio foi submetido a um teste em uma pista de provas. Sabe-se que o protótipo tem um tanque de combustível (H2) com capacidade igual a 164 litros e percorre 22 metros para

consumido. No início do teste, a pressão no tanque era de 600 atm e a temperatura, igual a 300K.

Sabendo que no final do teste, a pressão no tanque era de 150 atm e a temperatura, igual a 300K, calcule a distância, em km, percorrida pelo protótipo.

apostila quimica1

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