Apostila de Química Modulo I

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Química Química Inorgânica Propriedades dos Materiais .3 Estrutura Atômica da Matéria .7 Tabela Periódica .15 Ligações Químicas .21 Funções Inorgânicas .26 Reações Inorgânicas .34 Mol -Gases -Estequiometria .39 Química Orgânica Introdução à Química Orgânica .44 Funções Orgânicas .48 A reprodução por qualquer meio, inteira ou em parte, venda, exposição à venda, aluguel, aquisição, ocultamento, empréstimo, troca ou manutenção em depósito sem autorização do detentor dos direitos autorais é crime previsto no Código Penal, Artigo 184, parágrafo 1 e 2, com multa e pena de reclusão de 01 a 04 anos. MARIA CÉLIA VALÉRIO CARDOSO Anotações Tecnologia ITAPECURSOS QUÍMICA INORGÂNICA PROPRIEDADES DOS MATERIAIS INTRODUÇÃO A Química é a ciência que estuda a estrutura da matéria, suas propriedades, as transformações sofridas pela matéria e a energia que acompanha tais transformações. Conceitos Fundamentais: Sistemas: São constituídos de matéria. Matéria: É tudo que tem massa e ocupa lugar no espaço. Massa: É a medida da quantidade de matéria que uma amostra possui. Pode ser expressa em: gramas (g), quilogramas (kg), miligramas (mg) ou toneladas (t). 1 kg =103 g Volume -litro -L -decímetro cúbico =dm3 -centímetro cúbico =mililitro =mL 1 1 dm3 cm3 =1L =1 mL K =ºC +273 cm3 1mg =10-3g 1t =103 kg =106 g Temperatura: É o fator que determina a direção do fluxo de calor. Graus celsius (centígrados) =ºC -Kelvin =K 1 L =1000 mL ESTADOS FÍSICOS DA MATÉRIA A matéria pode existir em três estados: sólido, líquido e gasoso. Sólido -forma e volume constantes Líquido -forma variável (forma de seu recipiente) e volume constante Gasoso -forma e volume variáveis Os líquidos e gases são fluidos, pela capacidade de fluir. Os sólidos possuem maior viscosidade, ou seja, resistência ao escoamento. Representação por bolinhas: SÓLIDO (Mais organizado e de menor energia) LÍQUIDO GASOSO (Mais desorganizado e de maior energia) A mudança de sólido em líquido e líquido em gasoso aumenta a energia da matéria e sua desorganização. Química -M1 3 Tecnologia ITAPECURSOS MUDANÇAS DE ESTADO 1 -Fusão: Passagem do estado sólido para o estado líquido, com absorção de calor. Representa a temperatura na qual as fases líquida e sólida estão em equilíbrio. Obs.:Apesar de o efeito da pressão sobre o ponto de fusão ser muito pequeno, um aumento na pressão favorece a formação da fase mais densa. Durante o processo de fusão, a energia absorvida faz com que as forças de atração entre as moléculas (ou átomos, ou íons) no sólido diminuam. 2 -Vaporização: Passagem do estado líquido para o estado gasoso, com absorção de calor. Evaporação: Passagem espontânea do líquido para o gasoso. Ebulição: Passagem forçada, do líquido para o gasoso; ocorre formação de bolhas. 3 -Liquefação: Mudança de gás para líquido, com liberação de calor. Ex.:gás de botijão Condensação: Mudança de vapor para líquido, com liberação de calor. Ex.:orvalho. Gás -substância que no estado normal é gasosa. Vapor -Substância que foi transformada em gasosa. 4 -Solidificação ou Congelamento: Passagem do estado líquido para o estado sólido, com liberação de calor. 5 -Sublimação: Passagem direta de sólido para gasoso (processo endotérmico), e de gasoso para sólido (processo exotérmico). PROPRIEDADES DOS MATERIAIS Propriedades organolépticas: São aquelas que impressionam os nossos sentidos. Ex.:Sabor, cor, cheiro, etc. Propriedades físicas: Permitem identificar um material e classificá-lo como substância pura ou substância impura. Ex.:fusão, ebulição, densidade e solubilidade. Fusão: Temperatura na qual um material passa de sólido para líquido. Ebulição: Temperatura na qual um material passa de líquido para gasoso. Densidade: É a razão entre a massa e o volume de um material. É expressa em g/L, g/mL ou g/cm3 d= massa volume Solubilidade: É a quantidade máxima de soluto que consegue se dissolver em uma certa quantidade de solvente, em uma dada temperatura. Ex.:A 25 C consegue-se dissolver 36 g de sal (NaCl) em 100mL de H2O. Acima disto, ele precipita. Portanto, a solubilidade do sal em água é, a 25 C, igual a 36 g/100mL. Obs.:Estas quatro propriedades são denominadas critérios de pureza, pois uma substância pura apresenta temperatura de fusão, temperatura de ebulição, densidade e solubilidade bem definidas. 4 Química -M1 Tecnologia ITAPECURSOS CLASSIFICAÇÃO DOS SISTEMAS Sistemas homogêneos: São constituídos por uma ou mais substâncias e apresentam apenas uma fase. Ex.:água; água salgada e ar atmosférico Sistemas heterogêneos: São constituídos por uma ou mais substâncias e apresentam mais de uma fase. Ex: água sólida +água líquida; água +óleo CLASSIFICAÇÃO DAS SUBSTÂNCIAS Substâncias puras: São aquelas que possuem uma única substância com composição e propriedades bem definidas. Podem ser classificadas em simples ou compostas. Substâncias Simples: São formadas por apenas um elemento. Não podem ser decompostas. Ex.:H2, O2, O3, Fe, Cl2. Substâncias compostas ou compostos: São formadas por dois ou mais elementos. Podem ser decompostas. Ex.:H2O, CO2, H2SO4, NH3. Obs.:As substâncias não podem ser separadas por processos físicos (T.F.,T.E.,densidade e solubilidade). Durante a mudança de estado, sua temperatura permanece praticamente constante. Substâncias impuras ou misturas: São aquelas que possuem duas ou mais substâncias sem que elas mudem suas propriedades. São fisicamente misturadas. Ex.:água salgada, leite, madeira. Mistura homogênea ou solução -constituída de duas ou mais substâncias, formando apenas uma fase. Ex.:água salgada, ar, gasolina. Mistura heterogênea -constituída de duas ou mais substâncias, formando mais de uma fase. Ex.:leite, sangue, granito. Importante: 1 -Substância pura: Durante a mudança de estado, a temperatura permanece praticamente constante. T( C) g Te Tf 2 -Mistura: Durante a fusão e a ebulição, as temperaturas variam. Fusão Tf a T'f Ebulição Te a T'e T( C) g g l l s s 0 t1 t2 t3 g ebulição T'e Te l s s l t4 tempo T'f Tf l l ebulição 0 t1 t2 t3 t4 tempo 3 -Mistura Eutética: São misturas cuja temperatura permanece constante (Tf) durante a fusão e varia (Te -T'e) durante a ebulição: Ex.:certas ligas metálicas. T( C) g 4 -Mistura Azeotrópica: São misturas cuja temperatura permanece constante durante a ebulição (Te) e varia durante a fusão (Tf -T'f). Ex.:Álcool +água na proporção 96% 4%,respectivamente. T( C) T'e Te Tf s 0 t1 t2 t3 s l l fusão g g Te T'f Tf t4 tempo 0 s s t1 l ebulição l l l t2 t3 fusão g ebulição t4 tempo Química -M1 5 Tecnologia ITAPECURSOS SEPARAÇÃO DE MISTURAS Métodos utilizados para separar misturas homogêneas: a) Destilação simples: para separar mistura de sólido +líquido. Ex.:água +sal b) Destilação fracionada: para separar misturas de líquido +líquido, de temperaturas de ebulição não muito próximas. Ex.:água +acetona Te H2O =100 C Te acetona =55 C Métodos utilizados para separar misturas heterogêneas: a) Filtração É o processo utilizado para separar misturas heterogêneas de sólido e líquido ou sólido e gasoso. É necessária a utilização de um filtro. Em laboratórios, utiliza-se o funil com papel de filtro. b) Decantação É o processo utilizado para separar misturas heterogêneas de líquidos insolúveis, onde o mais denso decanta (funil de decantação) ou líquido e sólido, como água e barro. Em laboratórios, utilizam-se os funis de bromo ou funis de decantação. c) Centrifugação -Através de uma centrífuga, separa-se sólido de líquido. Muito usado em exames de sangue. d) Levigação -Separação de sólido e líquido através de corrente de água. e) Sifonação -Uso de um sifão para retirada de um líquido. f) Separação magnética -feito através de um ímã. TRANSFORMAÇÕES DA MATÉRIA As transformações podem ser físicas ou químicas. Transformações ou fenômenos físicos São aqueles que não alteram a identidade das substâncias: Exemplos: as mudanças de fase, fusão de uma barra de ferro, preparação do soro caseiro, formação do arco-íris após a chuva, desprendimento de gás ao adicionar açúcar a um copo de guaraná, etc. Transformações ou fenômenos químicos São aqueles mais significativos. Nestas transformações ocorrem formações de novas substâncias. Exemplos: Combustão da madeira, decomposição do açúcar, cozimento da batata, fermentação do caldo de cana, fritura de batatas, amadurecimento de bananas, etc. Os fenômenos químicos são denominados reações químicas. As substâncias que desaparecem são os reagentes e aquelas formadas são os produtos. ENERGIA Energia é a capacidade de produzir trabalho, não pode ser criada e nem destruída, pode ser transformada de uma para outra. Formas de energia: mecânica, elétrica, calor, nuclear, química e radiante. Energia Cinética -é a energia de movimento, depende da massa e da velocidade de um objeto. EC =1 mv 2 2 6 Química -M1 Tecnologia ITAPECURSOS Energia Potencial -é a energia que depende da posição do objeto, depende da massa e da distância. Ep =mgh Calor -é a energia em trânsito, transferida de um objeto mais quente para um mais frio. Temperatura -mede a energia cinética média de suas partículas. Ex.:Calor transferido para um objeto aumenta a energia cinética média; as partículas movem-se mais rapidamente e aumenta a temperatura. Curva de Aquecimento de uma substância pura aumento da Energia Potencial aumento da Energia Potencial aumento da Energia Cinética aumento da Energia Cinética aumento da Energia Cinética Tf =Temperatura de fusão Te =Temperatura de ebulição 0 t1 t2 t3 t4 t1 =tempo de aquecimento do sólido t2 =tempo de duração da fusão t3 =tempo de aquecimento do líquido t4 =tempo de duração da ebulição =aquecimento do gasoso Temperatura ( C) g Te l l g ebulição Tf s l fusão s Durante a fusão e a ebulição, a temperatura permanece constante, portanto a Energia Cinética Média não aumenta; mas ocorre absorção de calor, realiza trabalho para distanciar as moléculas umas das outras, conseqüentemente ocorre aumento da energia potencial. t3 t4 tempo 0 t1 t2 ESTRUTURA ATÔMICA DA MATÉRIA INTRODUÇÃO A Teoria Atômica foi o ponto de partida da Química como ciência. A matéria é composta por partículas submicroscópicas denominadas ÁTOMOS. O átomo é a unidade fundamental de um elemento. MODELOS ATÔMICOS Modelo de Dalton Foi em 1808 que o inglês John Dalton desenvolveu várias das leis da Química, teoria sobre os átomos. 1 2 3 4 5 6 -Toda matéria é composta de partículas fundamentais, os átomos. Os átomos são permanentes e indivisíveis, não podem ser criados e nem destruídos. Todos os átomos de um determinado elemento apresentam as mesmas propriedades químicas. Átomos de elementos diferentes apresentam propriedades diferentes. As reações consistem em uma combinação, separação ou rearranjo de átomos. Compostos químicos são formados pela combinação de átomos de dois ou mais elementos, em uma razão fixa. Química -M1 7 Tecnologia ITAPECURSOS A teoria atômica explica duas das leis básicas da Química, que serão vistas na estequiometria. 1ª -Lei da Conservação da Massa 2ª -Lei da Composição Definida Representação do átomo segundo Dalton Bola de Bilhar Modelo de Thomson Foi através dos tubos de descargas de gás, tubos de Crookes, que o físico inglês J.J. Thomson mostrou que os átomos apresentam partículas carregadas negativamente, quebrando sua indivisibilidade. Devido às partículas que emergem do catódo em um tubo de Crookes sempre terem as mesmas propriedades, concluiu-se que estão presentes em todas as matérias e foram denominadas Elétrons. Para Thomson, o átomo era uma esfera com carga positiva e elétrons incrustados (neutralidade elétrica). Representação do átomo segundo Thomson Pudim de Passas Modelo de Rutherford Começou com a descoberta da radioatividade, feita por Becquerel em 1896; substâncias radioativas, como o sal de urânio, são capazes de se desintegrar. Em 1911, depois de terem sido feitos vários estudos e de saber da existência de partículas radioativas alfa (a) positivas e partículas beta (b) negativas, Rutherford e seus auxiliares Geiger e Marsden, realizaram uma experiência, usando Polônio, um material radioativo, como mostra o desenho a seguir. Experiência de Rutherford (1911) lâmina de ouro lâmina de Pb com orifício CAIXA DE Pb; com Polônio a ulas artíc fa) p (al Anteparo coberto com sulfeto de Zinco (ZnS) Incidência de partículas alfa sobre uma fina folha de ouro. Resultado esperado por Rutherford (baseado no modelo de Thomson) As partículas alfa atravessariam a lâmina de ouro tendo pequenos desvios. Resultado obtido na experiência de Rutherford, Geiger e Marsden: A maior parte das partículas atravessavam a lâmina de ouro sem se desviar. Algumas partículas se desviavam (desvios acima de 90º). Poucas partículas eram repelidas. 8 Química -M1 Tecnologia ITAPECURSOS Conclusões de Rutherford O átomo possuía muitos espaços vazios, porque a maioria das partículas não sofriam desvios. O átomo possuía um núcleo, pequeno, denso e carregado positivamente. Os elétrons, carga negativa, rodeavam o núcleo, ocupando um grande volume. Falhas no Modelo de Rutherford Rutherford não conseguiu explicar como era a energia dos elétrons na eletrosfera. Por que o elétron não iria emitindo energia até se chocar no núcleo? (Na Física Clássica, cargas elétricas em movimento perdem energia gradativamente). elétron Representação do modelo de Rutherford núcleo com carga positiva (Sistema Planetário) Modelo de Bohr Niels Bohr, em 1913, propôs um modelo que explica a estabilidade do átomo. Ele baseou-se na teoria quântica de Max Planck e elaborou os seguintes postulados: O elétron gira em torno do núcleo em órbitas circulares (ou níveis energéticos). As órbitas são bem definidas, com energia estacionária; o elétron em um mesmo nível não absorve e nem libera energia. O elétron, ao absorver energia, salta para órbitas mais externas (mais energéticas). O elétron, ao retornar para níveis mais internos, menos energéticos, emite energia em forma de luz. Teoria de Quantização e Estudos dos Espectros com o modelo de Bohr Energia quantizada -energia em forma de pacotes -QUANTUM (absorvida ou liberada). Cada onda eletromagnética representa uma energia que se propaga numa certa freqüência, o que chamamos de quantum. Espectro descontínuo (espectro atômico) Espectro do hidrogênio -Região do visível Violeta Anil Azul Vermelho Cada linha do espectro corresponde a uma transição do elétron. Raias Vermelha Azul Anil Violeta Transição do elétron Nível 3 para o nível 2 Nível 4 para o nível 2 Nível 5 para o nível 2 Nível 6 para o nível 2 O modelo de Bohr só explica o comportamento do átomo que possui apenas um elétron, o Hidrogênio. VI AN AZ VE Química -M1 9 Tecnologia ITAPECURSOS Modelo atômico atual -ou Modelo Orbital Este modelo inclui vários cientistas. Dentre eles, podemos citar: Moseley -propõe ser o número de prótons do átomo o NÚMERO ATÔMICO. Sommerfeld -o átomo possui órbitas elípticas. De Broglie -natureza dual do elétron, isto é, considerá-lo partícula e onda. Heisenberg -Princípio da Incerteza é impossível determinar ao mesmo tempo a posição e a velocidade do elétron. Chadwick -descoberta do nêutron, partícula situada no núcleo, com carga zero e massa 1. O modelo atual considera o elétron situado em uma região em torno do núcleo denominada orbital, e não como propôs Bohr, girando em orbitas circulares. Orbital -lugar mais provável de se encontrar o elétron núcleo (prótons e nêutrons) região extra-nuclear Õ eletrosfera onde existe o orbital Õ (elétrons). CONCEITOS IMPORTANTES 1 -Átomos São minúsculas partículas encontradas nas matérias. O átomo é formado por partículas sub-atômicas, sendo três de grande importância: PARTÍCULAS Sub-atômicas PRÓTONS NÊUTRONS ELÉTRONS CARGA +neutra MASSA (u) 1 1 desprezível SÍMBOLO p+1 n0 1 e-0 2 -Número atômico -Z É o número de prótons existentes no núcleo do átomo. Cada elemento químico tem o seu número atômico próprio, que seria a carga nuclear positiva de um átomo. Os átomos estão dispostos na tabela periódica em ordem crescente de seus números atômicos. Exemplo: Elemento Ca Na C Z 20 11 6 +P1 20 11 6 3 -Número de massa -A É a soma do número de prótons com o número de nêutrons encontrados no núcleo do átomo. A =p +n0 1 1 Exemplo: 19 9F ou A =Z +n0 1 A =Nº de massa =19 Z =Nº atômico =9 p+1 =Nº de prótons =9 n0 =Nº de nêutrons =19 -9 =10 1 10 Química -M1 Tecnologia ITAPECURSOS 4 -Número de elétrons Em um átomo neutro, o número de elétrons é sempre igual ao número de prótons. Obs.:Átomo neutro é aquele que não perdeu e nem ganhou elétrons (não carrega carga), logo o número de cargas positivas (prótons) é igual ao número de cargas negativas (elétrons). Se o átomo é neutro Z =p1 =e0 A =19 Z =9 19 9F p+ 9 1 e- 9 0 n0 =19 -9 =10 1 5 -Carga nuclear É igual à carga do núcleo, ou seja, ao número de prótons que um átomo possui. 6 -Íon É o átomo que deixou de ser neutro, pois ganhou ou perdeu elétrons. Todo íon carrega carga. 6.1 -Cátion É o íon positivo (+); significa que o átomo perdeu elétrons. Exemplo: 23 +11Na A =23 Z =11 p +11 1 n0 =23 -11 =12 1 e -11 -1 =10 0 6.2 -Ânion É um íon negativo (-); significa que o átomo ganhou elétrons. Exemplo: A =19 Z =9 19 -9F p+ 9 1 n0 =19 -9 =10 1 e -9 +1 =10 0 7 -Isótopos São átomos com mesmo número de prótons (número atômico) e diferentes números de massas, conseqüentemente diferentes números de nêutrons. Exemplos: (Z =6) =isótopos de carbono 1 2 1H (Hidrogênio); 1H (D =Deutério); 3 H (T =Trítio) =(Z =1) =isótopos do hidrogênio 1 Os isótopos possuem propriedades químicas semelhantes porque são de um mesmo elemento (mesmo número atômico). Química -M1 11 Tecnologia ITAPECURSOS 8 -Isóbaros São átomos de diferentes números de prótons (número atômico) e iguais números de massas, conseqüentemente diferentes números de nêutrons. Exemplos: 40 19 K 14 7N =potássio e 40 20 Ca 14 6C =cálcio, ambos A =40 =carbono, ambos A =14 =nitrogênio e Os isóbaros possuem propriedades químicas diferentes porque são de elementos diferentes (diferentes números atômicos). 9 -Isótonos São átomos de diferentes números de prótons, diferentes números de massas e iguais números de nêutrons. Exemplos: 39 19 K =A =39 Z =19 40 20 Ca =A =40 Z =20 n0 =20 1 n0 =20 1 Os isótonos possuem propriedades químicas diferentes porque são de elementos diferentes (diferentes números atômicos). 10 -Isoeletrônicos São espécies que apresentam o mesmo número de elétrons. todos possuem 10 elétrons 11 -Massa Atômica Para determinar a massa do átomo, foi escolhido como PADRÃO o isótopo do carbono de número de massa 12; o valor 12 foi escolhido por convenção. Se se utilizar 1/12 do átomo de carbono 12, tem-se 1 u (uma unidade), que é a unidade da massa atômica. M.A =massa atômica u =unidade da massa atômica Exemplo: M.A do Flúor =19u, pois ele tem massa 19 vezes maior que 1/12 do carbono. M.A do Na =23u, pois ele tem massa 23 vezes maior que 1/12 do carbono. 1/12 do 12C =1u 12 -Massas atômicas fracionárias Como existem vários isótopos (átomos iguais com massas diferentes), é calculada a média aritmética ponderada das massas atômicas desses isótopos, e chama-se tal média de massa atômica fracionária, que é a encontrada na tabela periódica. Para se calcular a média aritmética ponderada, multiplica-se o número de massa de cada isótopo pela sua ocorrência (porcentagem), somam-se todos os resultados e divide-se por cem. Exemplo: Encontram-se na natureza dois isótopos do cloro, 35Cl e 37Cl. Tendo, na natureza, 77,5% e 22,5% respectivamente, qual será a massa atômica fracionária do cloro? 12 Química -M1 Tecnologia ITAPECURSOS 13 -Moléculas São combinações de átomos (ametais) H =átomo e H2 =molécula Cl =átomo e HCl =molécula Espécies iônicas: São combinações de íons (metais e ametais): NaCl, CaBr2 Sólidos Covalentes: SiO2, (BeO)n 14 -Massa molecular A massa molecular é a soma das massas atômicas de todos os átomos que formam uma molécula, uma espécie iônica ou um sólido covalente. Unidade =u Exemplo: C6H12O6 Átomos C H O Massa Atômica 12u 1u 16u Quantidade 6 12 6 Massa Molecular =72 =12 =96 180u 180u -massa molecular DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA Para fazer a distribuição dos elétrons em torno do núcleo do átomo, devemos nos orientar pelo Diagrama de Pauling (as setas indicam a ordem de preenchimento dos subníveis de energia). 1s 2s 3s 4s 5s 6s 7s -e0 2p 3p 4p 5p 6p 7p 3d 4d 5d 6d 4f 5f 7 níveis energéticos (1, 2, 3, 4, 5, 6 e 7) 4 subníveis (s, p, d e f) número máximo de em cada subnível s2 p6 d10 f14 Em cada subnível, existe um determinado número de orbitais, e em cada orbital cabem no máximo dois elétrons. Subnível s p d f Orbital -lugar mais provável de se encontrar o elétron. Princípio da exclusão de Pauli -num orbital, encontram-se no máximo 2 elétrons com spins contrários (sentido de rotação opostos). orbitais Química -M1 13 Tecnologia ITAPECURSOS Regra de Hund -Em um dado subnível, o número de elétrons desemparelhados é o máximo possível. Forma dos orbitais Cada orbital é representado através de uma forma (nuvem eletrônica). O orbital s apresenta forma esférica e o orbital p apresenta forma de halter. y z y z x x orbital s y z orbital px y z x x Os orbitais d e f também apresentam forma, porém no caso desses orbitais não vamos representar devido à sua complexidade. O estudo dessas formas foge ao estudo do Ensino Médio. Para dizer a configuração eletrônica, devemos seguir o diagrama de acordo com as setas. As setas indicam a ordem de preenchimento dos níveis e subníveis. orbital py Exemplos: 14 Si (Silício) orbital pz distribuição através de subníveis: distribuição através de orbitais: distribuição através de níveis: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 2 8 4 Casos especiais Nas distribuições que terminam em s2d4, ocorre transferência de 1 elétron do subnível s para o subnível d, ficando s1d5, que é mais estável. s2 d9 Exemplo: 24Cr fica s1d10 -1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 3d10 -1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 (errado) (correto) (errado) (correto) 29Cu Quando um átomo perde elétrons (vira um cátion), o elétron sai do último nível. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 25Mn 25Mn +2 -1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 (saíram 2 e -do 4s2, que é o nível mais externo). o 14 Química -M1 Tecnologia ITAPECURSOS TABELA PERIÓDICA 1 -Lei periódica As propriedades dos elementos são funções periódicas de seus números atômicos. Os elementos que apresentam semelhanças de propriedades, na tabela, estão agrupados numa mesma coluna (linha vertical). 2 -A tabela atual É formada por 7 linhas horizontais, que são os períodos correspondentes aos níveis ou camadas de um átomo: (K, L, M, N, O, P, Q); e por 18 linhas verticais, que são os grupos, colunas ou famílias. 2.1 -Grupos, colunas ou famílias Os elementos cujas propriedades químicas são semelhantes estão situados em um mesmo grupo. Os grupos se dividem em A e B, com a seguinte seqüência na tabela periódica: 1A, 2A, 3B, 4B, 5B, 6B, 7B, 8B, 8B, 8B, 1B, 2B, 3A, 4A, 5A, 6A, 7A, Zero (8A). A seqüência também pode ser 1 até 18, como recomenda a IUPAC. TABELA PERIÓDICA Classificação Periódica dos Elementos *Numeração 1 até 18 -recomendação da IUPAC *Grupo 18 ou Zero -Gases Nobres, Raros ou Inertes CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS: COSTA E SANTOS, 1995, P. 141 V1. 2.2 -Classificação dos elementos de acordo com suas estruturas eletrônicas A. Gases Nobres, Inertes ou Raros São elementos que possuem todos os subníveis completos. Estão na última coluna da tabela periódica, ou seja, no grupo Zero. Pela configuração, vemos que o He é o único que apresenta 2 2 Exemplos: 2He -1s elétrons na última camada e todos os outros possuem 8 elétrons. 2 2 6 Possuem grande estabilidade e praticamente não se combinam 10Ne -1s 2s 2p com outros elementos, por isso são chamados de nobres, raros Ar -1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 18 ou inertes. Química -M1 15 Tecnologia ITAPECURSOS Como possuem estabilidade, a tendência dos átomos é ficarem com a configuração eletrônica semelhante aos gases nobres, ou seja, com 8 elétrons na sua última camada, com exceção da camada K, que é estável com 2 elétrons. Essa é chamada REGRA DO OCTETO. Exemplo: 11Na 11Na 17Cl 17Cl =1s2 2s2 2p6 3s1 =2s2 2p6 (1 e-0 na última camada) -(8 e0 na última camada, mais estável) -(7 e0 na última camada) -(8 e0 na última camada, mais estável) +1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 =1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Duas definições importantes: Elétrons de valência -são os elétrons do último nível. Valência principal -é o número de elétrons que o átomo ganha ou perde para ficar com a sua estrutura eletrônica igual à dos gases nobres, estável. Gases nobres, inertes ou raros GASES NOBRES: COSTA E SANTOS, 1995, P. 145 V1. B. Elementos típicos, representativos ou normais Formam o Grupo A da tabela periódica. Possuem geralmente o último nível incompleto e se ligam por meio dele. Na configuração eletrônica, os subníveis mais energéticos são s ou p. Veja a posição desses elementos na tabela periódica. Grupos Denominação Configuração Último Nível ns1 ns2 ns2 np1 ns2 np2 ns2 ns2 np3 np5 ns2 np4 Elétrons Valência 1 2 3 4 5 6 7 Valência Principal +1 +2 +3 4 -3 -2 -1 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA Metais alcalinos Metais alcalinos terrosos Família do Boro Família do Carbono Família do Nitrogênio Calcogênios Halogênios Obs.:tendência a perder elétrons -tendência a ganhar elétrons 16 Química -M1 Tecnologia ITAPECURSOS z NOME E z =nº atômico E =Símbolo do elemento C. Elementos de transição Dividem-se em Elementos de Transição e de Transição interna. Formam o Grupo B da Tabela Periódica. a) Transição São elementos que na distribuição eletrônica possuem como subnível mais energético o d. As características de um elemento para outro em grupos diferentes não diferem muito, devido à distribuição eletrônica entre eles. Variam no penúltimo nível e não no último, que define as propriedades dos elementos. b) Transição Interna São elementos que, na distribuição eletrônica, possuem como subnível mais energético o f. São dois subgrupos da coluna IIIB, situados no 6º e 7º períodos. Na distribuição eletrônica, diferem um do outro no antepenúltimo nível, o que os faz muito semelhantes entre si. Os do 6º período são os Lantanídeos ou série de Terras Raras. Seu subnível mais energético é o 4f e variam o número atômico de Z =58 a Z =71. Os do 7º período são os Actnídeos. Seu subnível mais energético é o 5f e variam seu número de Z =90 a Z =103. Veja a posição dos elementos de transição simples e transição interna na tabela periódica. Obs.:Os elementos de Z =93 a Z =103 são chamados de Transurânicos -elementos radioativos. Elementos de Transição z NOME E z =nº atômico E =Símbolo do elemento Química -M1 ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO: COSTA E SANTOS, 1995, P. 147 V1. ELEMENTOS NORMAIS TÍPICOS OU REPRESENTATIVOS: COSTA E SANTOS, 1995, P. 145 V1. Elementos normais ou típicos ou representativos 17 Tecnologia ITAPECURSOS 3.4 -Divisão dos elementos químicos Uma divisão importante para os elementos químicos é feita em relação ao caráter metálico e não metálico. A. Metais São elementos que têm tendência a perder elétrons e estão situados ao centro e à esquerda do quadro periódico. Possuem grande eletropositividade. Constituem a maioria dos elementos. B. Ametais São elementos que têm tendência a ganhar elétrons e estão situados à direita do quadro periódico. Possuem grande eletronegatividade. CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS: METAIS, AMETAIS E GASES NOBRES CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS: METAIS, AMETAIS E GASE NOBRES. COSTA E SANTOS, 1995, P. 145 V1. 1 1A 18 0 2 2A 13 3A 14 15 16 17 4A 5A 6A 7A G 3 3B 4 5 4B 5B 6 7 6B 7B 8 9 10 11 8B 1B 12 2B L G GG GG GG L G G G GASES NOBRES METAIS GASES NOBRES AMETAIS 3.5 -Estado Físico Gasosos: gases nobres, F2, Cl2, O2, N2, H2 Líquidos: Bromo e mercúrio Sólidos: os demais elementos II -PROPRIEDADES PERIÓDICAS E APERIÓDICAS 1 -Propriedade Aperiódicas São aquelas que crescem indefinidamente, ou seja, só aumentam ou só diminuem, com o número atômico. Exemplos: 1.1 -Número Atômico É o número de prótons que o átomo possui. Cresce de Z =1 a Z =109. 1.2 -Massa Atômica A massa do átomo cresce com o aumento do número atômico. 18 Química -M1 Tecnologia ITAPECURSOS 2 -Propriedades Periódicas São aquelas que aumentam ou diminuem de espaços em espaços, à medida que percorremos os elementos na seqüência dos seus números atômicos. As principais propriedades periódicas são: 2.1 -Raio Atômico É o tamanho do átomo. 1º -Número de níveis 2º -Carga nuclear 3º -Número de elétrons Na tabela periódica, normalmente o raio cresce numa coluna para baixo, porque aumenta o número de níveis e num período para esquerda porque a carga nuclear é menor. Considerar: Exemplos: Coluna IIA: Be Mg Ca O Ca tem maior raio por ter mais níveis energéticos. 3º período: Na Mg Al O Na é maior, tem o mesmo número de níveis, mas a carga nuclear é menor (atrai menos). Raio iônico cátion -menor raio que o átomo e ânion maior raio que o átomo. O Al é maior porque: 13p1 -têm o mesmo nº de níveis. 13Al 2 8 3 13 Al+2 +13p1 281 -têm a mesma carga nuclear. O Al tem mais elétrons para ser atraído. O S-2 é maior porque: têm o mesmo nº de níveis. têm a mesma carga nuclear. O S-2 tem mais elétrons. 16p1 286 16S +S-2 16p1 2 8 8 2.2 -Eletronegatividade Corresponde à força com que um átomo atrai um elétron; pode-se dizer que mede o caráter ametálico de um átomo. Logo os elementos da direita da tabela ( exceto gases nobres) têm maior eletronegatividade. Em uma coluna, o nº atômico cresce para baixo, aumenta o raio diminui a eletronegatividade (atrai menos). Em um período, o nº atômico cresce para direita, diminui o raio -aumenta a eletronegatividade (exceto gases nobres) Obs.:Os gases nobres não se incluem, pois são estáveis e não atraem elétrons, portanto o elemento mais eletronegativo da tabela é o Flúor. Química -M1 19 Tecnologia ITAPECURSOS 2.3 -Eletropositividade É a tendência, em um átomo, de perder elétrons; mede o caráter metálico de um átomo. Conclui-se que os metais são mais eletropositivos e quanto maior o raio mais fácil de perder elétrons período (menos gases nobres) num período, quanto menor o z, maior o raio, mais eletropositivo coluna (em uma coluna, quanto maior o z, maior o raio, mais eletropositivo) Obs.:O elemento mais eletropositivo da tabela é o Frâncio. 2.4 -Eletroafinidade ou afinidade eletrônica É a energia liberada por um átomo gasoso ao receber um elétron. Quanto maior o caratér ametálico e menor o raio, a atração núcleo-elétron é maior, conseqüentemente maior é a afinidade eletrônica. período (menos gases nobres) condições especiais coluna Obs.:Os gases nobres podem ser induzidos e aí terão afinidade eletrônica. 2.5 -Energia de Ionização ou Potencial de Ionização É a energia necessária para retirar o elétron mais externo de um átomo gasoso. Como os gases nobres possuem grande estabilidade, é muito difícil um gás nobre perder elétrons. São, portanto, os de maior potencial de ionização. Os elementos de maior caráter ametálico e de menor raio são os de maior potencial de ionização. período Em um período quanto maior o z, maior o potencial de ionização. coluna (quanto menor o z maior o potencial de ionização) Obs.:O elemento de maior potencial de ionização é o Hélio. 2.6 -Volume atômico É o volume ocupado por um mol de átomos de um elemento no estado sólido. Em um período, os elementos mais volumosos estão nas extremidades da tabela. período coluna quanto maior o z, na coluna, maior o volume. 20 Química -M1 Tecnologia ITAPECURSOS 2.7 -Densidade É a relação da massa sobre o volume: d =v É a massa contida em 1cm3 da espécie considerada. m período os elementos mais densos estão na região central da tabela. coluna (cresce com o aumento de z) 2.8 -Pontos de fusão e ebulição Fusão: temperatura na qual uma substância no estado sólido se transforma em estado líquido. Ebulição: temperatura na qual uma substância no estado líquido se transforma em estado gasoso. Em um período, os elementos mais densos são os de maior P.F e P.E e nas colunas IA, IIA, IIIA e IVA crescem com a diminuição de z. período IA IIA restantes IIIA IVA -0 restantes LIGAÇÕES QUÍMICAS e I -INTRODUÇÃO Os átomos podem ganhar ou perder elétrons para ficar estáveis, seguindo então a REGRA DO OCTETO: o átomo fica estável com 8 elétrons na última camada ou se a última for a camada K, com 2 elétrons, isto porque ficarão com configurações eletrônicas semelhantes aos dos gases nobres, que são átomos bastante estáveis. Quando ganham ou perdem elétrons, formam ligações químicas, sendo que estas dependem das valências dos átomos. 1 -Valência É o poder de combinação dos átomos. Corresponde ao número de orbitais incompletos que o átomo possui ou número de elétrons desemparelhados 2 -Tipos de Ligações As ligações ocorrem entre átomos. Os átomos se unem para atingir a estabilidade: ligação iônica, ligação metálica e ligação covalente. Ligação Iônica ou eletrovalente São forças eletrostáticas num cristal sólido, existentes entre cátions atraindo ânions, ânions atraindo cátions. Exemplos: 1º) NaCl Na -1s2 2s2 2p6 3s1 17Cl -1 -última camada, quer perder 1 e0 -1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 -7 e0 última camada, quer ganhar 1 e0 Química -M1 21 Tecnologia ITAPECURSOS Cl Na+ Na +Cl Na+ Cl -metal perde e0 -ametal ganha e0 Na+ Cl -Cl -Na+ retículo cristalino. Interação eletrostática entre íons Na+ e ClNaCl Na+ Íon Sódio +ClÍon Cloro Cloreto de Sódio A figura representa uma seção plana de um cristal iônico, como Na+Cl-(s). Os íons foram numerados para facilitar a sua identificação. 1 5 9 2 6 10 3 7 4 8 LEGENDA Cátion Ânion 11 12 O ânion 6 apresenta ligações iônicas de uma mesma força com os cátions 2,5,7 e 10. Com os outros cátions a força é menor. Existe atração entre cátions e ânions e repulsão entre cátions e cátions e ânions e ânions. Propriedades dos Compostos Iônicos No estado normal, são sólidos, formando redes cristalinas; Alguns são solúveis e outros não, como exemplo o Al(OH)3, o Mg(OH)2 (são pouco solúveis). Facilidade de lascar devido às forças de repulsão entre cátions e cátions e ânions e ânions. No estado sólido não conduzem eletricidade, mas são bons condutores quando aquecidos (fundidos) ou quando dissolvidos com água; Como a atração é forte entre metal e ametal, é difícl quebrar a ligação, tendo ponto de fusão e ebulição altos; Ligação Metálica São ligações entre metais (cátions e elétrons livres). Os elétrons livres em movimento conduzem uma atração entre os átomos, formando uma rede metálica. Estes elétrons livres, possuem liberdade de movimento, sendo responsáveis por várias propriedades dos metais. Ex: Fe, Cu, Au. Propriedades dos metais -São sólidos, exceto Hg. São ótimos condutores de eletricidade no estado sólido, e fundidos. Possuem pontos de fusão e ebulição variáveis. São dúcteis -formam fios. São maleáveis -formam lâminas. São insolúveis em água e solúveis em ácidos fortes. São condutores de calor Ligação covalente Ocorre entre os ametais ou entre ametais e hidrogênio. Podem formar sólidos covalentes ou compostos moleculares. 22 Química -M1 Tecnologia ITAPECURSOS A -Sólidos Covalentes São sólidos que possuem apenas ligações covalentes. Exemplos: Grafite C(s) Diamante C(s) Sílica (SiO2)n Carbeto de Silício -(SiC)n Óxido de Berílio -(BeO)n Propriedades dos sólidos covalentes: Só possuem ligações covalentes, (ligações muito fortes), formando cristais sólidos. Ponto de fusão muito alto. São insolúveis. Com exceção do grafite, os sólidos covalentes não conduzem eletricidade. B -Compostos moleculares ou moléculas São compostos formados por ametais ou ametais e hidrogênio. Possuem ligações covalentes unindo os átomos e atrações entre moléculas (interações intermoleculares). Classificação das ligações covalentes: As ligações covalentes ocorrem com o emparelhamento de elétrons entre ametais. Ligação Covalente Apolar: É quando a união ocorre entre átomos de mesma eletronegatividade. Ex.:Cl2, N2, O2. Ligação Covalente Polar: É quando a união ocorre entre átomos de eletronegatividade diferentes. Ex.:HCl, H2O, CCl4. Classificação das Moléculas Podemos classificar uma molécula, em simétrica e assimétrica. Molécula Simétrica -Quando a resultante das forças de atração é zero, elas se anulam, dizemos então que é uma molécula apolar, 0. ( =momento dipolar) Exemplo: Molécula simétrica apolar -Possui 4 ligações covalentes polares A resultante das forças de atração é zero quando o átomo central ligar todos os seus elétrons de valência, em um mesmo tipo de átomo. Molécula Assimétrica: Quando a resultante das forças de atração é diferente de zero, dizemos então que é uma molécula polar, 0. Exemplo: O -Molécula assimétrica polar, 0. Possui 2 ligações covalentes polares. A resultante das forças de atração é diferente de zero quando sobram elétrons no átomo central ou então quando este se liga a átomos diferentes. Química -M1 23 Tecnologia ITAPECURSOS Outros exemplos: Molécula assimétrica polar, 0 -Possui 4 ligações covalentes polares. CCl3Br -Molécula assimétrica polar, 0 -Possui 3 ligações covalentes polares. NH3 Propriedades das moléculas: Dificilmente conduzem a eletricidade / ácidos em meio aquoso e amônia na H2O -Seus pontos de fusão e ebulição são baixos; Sobre a solubilidade podemos dizer que é comum um composto polar ser solúvel em compostos polares, e um composto apolar ser solúvel em compostos apolares; Quanto maior a diferença de eletronegatividades, mais polar a ligação. Propriedades dos Sólidos Resumindo as propriedades dos sólidos, teremos: Sólidos Iônicos Unidades formadoras Tipos de interação e/ou ligação Ponto de fusão Ponto de fusão íons (cátion e ânion) Ligações iônicas Sólidos metálicos cátion e elétrons livres Ligações metálicas Sólidos covalentes Átomos Ligações covalentes Sólidos moleculares Moléculas Interações entre moléculas e ligações covalentes entre átomos Baixo Baixo Interações entre as moléculas Apresentam compostos solúveis Não conduzem FONTE: COSTA E SANTOS, 1995 V. 1, P.224 Razoavelmente Razoavelmente alto alto Tipo de interação Ligação e/ou ligação Iônica entre rompida cátion e ânion durante a fusão Solubilidade em água Condutividade elétrica enquanto sólidos Condutividade elétrica quando fundidos Condutividade elétrica em solução aquosa Solúveis ou pouco solúveis Não conduzem Variável Variável (médio a alto) (médio a alto) Ligação metálica Muito alto Muito alto Ligação covalente entre os átomos Insolúveis Ótimos condutores Insolúveis Não conduzem (exceto grafite) Bons condutores Bons condutores Ótimos condutores Não conduzem Não conduzem Só conduzem os que se ionizam em água 24 Química -M1 Tecnologia ITAPECURSOS 2.2 -Interações Intermoleculares São atrações eletrostáticas que ocorrem entre moléculas, ou seja, compostos moleculares. Existem três tipos de interações intermoleculares, que são: Ligação de Hidrogênio -Dipolo Dipolo -Dipolo induzido -Dipolo induzido Ligação de Hidrogênio São ligações tipo dipolo permanente, sendo mais fortes. Ocorre quando o "H" dos grupos OH, NH ou HF atrai o "F",O" e "N" em uma outra molécula. Ex.:H2O.H2O; NH3.NH3 Dipolo -Dipolo ou Dipolo permanente É quando a atração ocorre entre moléculas polares, são mais fracas que as ligações de hidrogênio. Exemplo: PCl3 PCl3 interações dipolo-dipolo HCl HCl Dipolo induzido -Dipolo induzido É quando a atração ocorre entre moléculas apolares. Das três interações intermoleculares, a Dipolo induzido -Dipolo induzido é a mais fraca. Exemplo: CCl4 CCl4; I2 interações dipolo-induzidodipolo induzido I2 RESUMO DE HIBRIDAÇÃO Coluna II A (Berílio) III A (Boro) trigonal Forma Geométrica linear ou digonal Ângulo entre Ligações 180o 120o Hibridação Tipos de Ligações 2s 3s sp sp2 109o28' tetraédrica sp3 4s IV A trigonal 120o sp2 3s 1 (Carbono) linear ou digonal 180o sp 2s 2 Exemplos: l IA -linear ou digonal 180o O IV A -trigonal plana, 120o IIA Cl Cl linear ou digonal -180o IV A -linear, 180o III A -trigonal ou triangular plana 120o Cl V A -piramidal, 107o VI A -angular, 105o IV A -tetraédrica, 109o28' H Cl VII A -linear ou digonal, 180o Química -M1 25 Tecnologia ITAPECURSOS FUNÇÕES INORGÂNICAS INTRODUÇÃO Função é um conjunto de substâncias com propriedades semelhantes. São cinco as funções a estudar: Óxidos, hidróxidos, ácidos, sais e hidretos. Antes da explicação de cada função deve-se conhecer o número de oxidação dos átomos, pois é muito importante no estudo referente à nomenclatura. NÚMERO DE OXIDAÇÃO É o mesmo que falar NOX e corresponde à carga que se atribui ao elemento. Essa carga está relacionada ao poder de ligação de um átomo. Citam-se a seguir, os mais importantes e que serão utilizados no estudo de funções. 1A +1 H Li -1 +1 Tabela 1 Principais números de oxidação 2A Be +2 3A B +3 4A C +2 +4 5A N P +5 +3 +3 +5 +3 6A O -2 7A F -1 Na K +1 Mg Ca +2 6A +3 7A Mn +2 +3 +4 +6 +7 8A +2 8A +2 8A +2 1A +1 2A +2 Al +3 +4 Si S +4 Cl +5 +6 +7 -2 1 +3 +1 +2 Cr Fe +3 Co +3 Ni +3 +6 Cu Ag Zn +2 +3 +2 +1 Ga +2 -2 As Se +4 +6 +5 Br I 1 +3 +5 +7 1 +3 +5 +7 +1 +2 Rb +1 Sr +2 +2 Cd +1 Sn Pb +4 +2 +4 -2 Sb Te +4 +6 +5 +3 +1 Cs +1 Ba +2 Pt +4 Au +3 Hg +2 Fr Ra Fonte: COSTA e SANTOS, v. 1, 1995, p.288. TIPOS DE FUNÇÕES FUNÇÃO ÓXIDOS São compostos binários formados de elementos (metal ou ametal) e oxigênio. São divididos em óxidos básicos e óxidos ácidos. Nos óxidos, o Nox do "O" vale -2. MgO O =2 Mg =2 MgO +2 -2 =0 Classificação dos Óxidos: ÓXIDOS BÁSICOS OU ÓXIDOS METÁLICOS São compostos formados de metal e oxigênio. São óxidos básicos porque quando reagem com a H2O formam bases ou hidróxidos. Fórmula geral M2On onde: M =metal O =oxigênio 2 =número de oxidação do oxigênio n =número de oxidação do metal 26 Química -M1 Tecnologia ITAPECURSOS Nomenclatura a) Quando o metal possui apenas um valor de Nox. Nomenclatura moderna ou oficial (IUPAC) óxido +nome do metal ZnO -óxido de zinco Zn =2 O =2 Ag2O -óxido de prata Ag =1 O =2 b) Quando o metal possui mais de um valor de Nox. óxido +metal +Nox do metal em algarismo romano HgO -óxido de mercúrio II O =2 Hg =2 O =2 Co =4 Au2O3 -óxido de ouro III O =2 Au =3 CoO2 -óxido de cobalto IV Nomenclatura antiga óxido +metal +(oso ou ico) Cu2O Fe2O3 SnO2 O =2 óxido cuproso Cu =1 O =2 óxido férrico Fe =3 O =2 óxido estânico Sn =4 oso: menor Nox ico: maior Nox Nome original de alguns elementos: Cu =Cuprum Au =Aurium Pb =Plumbum S =Sulfurum ÓXIDOS ÁCIDOS, ANIDRIDOS OU ÓXIDOS AMETÁLICOS São compostos formados por ametal e oxigênio. São óxidos ácidos porque quando reagem com a H2O formam ácidos. Fórmula geral A2On onde: A =ametal O =oxigênio 2 =Nox de oxigênio n =Nox do ametal Nomenclatura antiga Coluna IVA CO2 -anidrido carbônico ou óxido carbônico gás carbônico Coluna V A N2O3 -anidrido nitroso N2O5 -anidrido nítrico Coluna VI A SO2 -anidrido sulfuroso SO3 -anidrido sulfúrico O =2 C =4 Coluna VII A Nox +1 Hipo .oso +3 .oso +5 .ico +7 Per .ico O =2 N =3 O =2 N =5 O =2 S =4 O =2 S =6 Cl2O anidrido hipocloroso (Nox =1) Cl2O3 anidrido cloroso (Nox =3) Cl2O5 anidrido clórico (Nox =5) Cl2O7 anidrido perclórico (Nox =7) Observação: O Cromo e o Manganês formam óxidos ácidos com Nox 4 e óxidos básicos com Nox 4. Química -M1 27 Tecnologia ITAPECURSOS Exemplos de óxidos básicos Cr2O3 -óxido de cromo III Cr =3 O =2 Exemplos de óxidos ácidos CrO3 -anidrido crômico Cr =6 O =2 Mn =7 O =2 MnO -óxido de manganês II Mn =2 O =2 Mn2O7 -anidrido permangânico ÓXIDOS ANFÓTEROS São aqueles que podem comportar-se como óxido ácido ou óxido básico. ZnO -óxido de zinco SnO2 -óxido de estanho IV Al2O3 -óxido de alumínio ÓXIDOS NEUTROS São óxidos que não reagem com ácidos, nem com bases e nem com a H2O. São formados por ametais. CO -monóxido de carbono NO -óxido de nitrogênio II N2O -óxido de nitrogênio I ÓXIDOS MISTOS, SALINOS OU DUPLOS São óxidos provenientes da mistura de dois óxidos. Fórmula Geral: M3O4 FeO +Fe2O3 Fe3O4 óxido salino de ferro Mn3O4 -óxido salino de manganês PERÓXIDOS São óxidos onde o Nox do oxigênio vale -1. Apresentam o grupo O2-2. Fórmula Geral: E2(O2)x E =hidrogênio, elementos da IA ou IIA Exemplos: H2O2 -peróxido de Hidrogênio ou água oxigenada Na2O2 -peróxido de Sódio H =1 O =1 Na =1 O =1 BaO2 -peróxido de Bário Ba =2 O =1 Os peróxidos não reagem com bases e óxidos, mas reagem com ácidos produzindo sal e água oxigenada. Na2O2 +2HCl 2 NaCl +H2O2 A água oxigenada decompõe-se com facilidade em presença de luz e calor. H O +1/2 O H O 2 2 2 2 28 Química -M1 Tecnologia ITAPECURSOS SUPERÓXIDOS São óxidos onde o Nox do Oxigênio vale -1/2. Apresentam o grupo O2-1. Fórmula Geral: E(O2)x E =Elementos da IA e IIA Exemplos: KO2 -superóxido de potássio BaO4 -superóxido de Bário Aplicações dos óxidos CaO(s) -cal virgem -Na neutralização dos solos e construções. CO2(g) -gás carbônico -No combate a incêndios (CO2(s)) e na produção de bebidas. Fe2O3(s) -hematita -Para obtenção do ferro metálico. Fe3O4(s) -magnetita -ímã natural. SiO2(s) -sílica -Na produção de vidros. FUNÇÃO HIDRÓXIDOS OU BASES São substâncias formadas por metal e oxidrila (metal +OH). Nox do OH =1 Fórmula Geral: M(OH)n onde M =metal O =oxigênio (Nox =2) H =hidrogênio (Nox =1) n =Nox do metal Nomenclatura a) Metal com apenas um Nox -hidróxido +metal NaOH =hidróxido de Sódio Al(OH)3 =hidróxido de Alumínio b) Metal com mais de um Nox b.1) Nomenclatura moderna (IUPAC) hidróxido +metal +Nox de metal em algarismo romano. Cu(OH)2 -hidróxido de cobre II Para fazer a fórmula a partir do nome é só Fe(OH)2 -hidróxido de ferro II cruzar os valores de Nox. Sn(OH)4 -hidróxido de estanho IV Hidróxido de estanho IIOH =1 b.2) Nomenclatura antiga 2 1 Sn =2 hidróxido +metal +(oso ou ico) Sn OH =Sn(OH) oso: menor Nox ico: maior Nox Cu(OH)2 -hidróxido cúprico Fe(OH)3 -hidróxido férrico Sn(OH)4 -hidróxido estânico AuOH -hidróxido auroso 2 Hidróxido plúmbico 4 Pb 2 Fe 1 OH =1 Pb =4 OH =1 Fe =2 OH =Pb(OH)4 1 Hidróxido ferroso OH =Fe(OH)2 Química -M1 29 Tecnologia ITAPECURSOS Força das Bases Uma base é considerada forte quando ocorre dissociação iônica quase que totalmente, ao ser dissolvida em água. Bases fortes: Coluna IA (metais alcalinos) +OH Coluna IIA (metais alcalinos terrosos) +OH Bases fracas: todas as demais bases. Características das Bases Possuem sabor amargo. Reagem com ácidos produzindo sal e água. Em meio alcalino (básico) é sempre azul, a fenolftaleína vermelha e o metil orange amarelo. Por serem eletrólitos, em solução aquosa, conduzem corrente elétrica. Aplicações dos hidróxidos NaOH -soda cáustica -produto de limpeza e produção de sabão. Ca(OH)2(s) -cal extinta -usado na construção civil (preparo de argamassa). Mg(OH)2 -leite de magnésia -antiácido Al(OH)3 -antiácido FUNÇÃO ÁCIDOS São substâncias que, em solução aquosa, originam íons H+.São classificados em: HIDRÁCIDOS Fórmula geral -HnA H -Hidrogênio -Nox =1 A =ametal da coluna VIA ou VIIA ou CN n =Nox do ametal VIA Nox =2 VIIA Nox =1 CN Nox =1 Nomenclatura Terminação ídrico H2S =ácido sulfídrico HCl =ácido clorídrico HCN =ácido cianídrico OXIÁCIDOS São formados pela reação de anidrido e água. Oxiácidos =H +Ametal +Oxig. Nomenclatura Segue a mesma regra dos anidridos trocando a palavra anidrido por ácido. IVA -H2CO3 CO2 +H2O H2CO3 Anidrido Carbônico H =1 VIA -H2SO3 O =2 S =4 ácido sulfuroso H2SO4 (S =6) =ácido sulfúrico Nox H =1 Nox O =2 Nox C =4 VA -HNO2 H =1 O =2 N =3 ácido carbônico N2O3 +H2O H2N2O4 HNO2 anidrido nitroso HNO3 H =1 O =2 N =5 ácido nitroso N2O5 +H2O H2N2O6 HNO3 anidrido nítrico ácido nítrico 30 Química -M1 Tecnologia ITAPECURSOS VIIA -HClO (Cl =1) =ácido hipocloroso HClO2 (Cl =3) =ácido cloroso HClO3 (Cl =5) =ácido clórico HClO4 (Cl =7) =ácido perclórico Casos especiais: 1) Cromo +3 (caráter básico) Cr +6 (caráter ácido) CrO3 +H2O H2CrO4 anidrido crômico ácido crômico 2CrO3 +H2O H2Cr2O7 anidrido crômico ácido bicrômico 2) Manganês Mn +2 +3 caráter básico +4 +6 caráter ácido +7 ácido mangânico (Mn =6) MnO3 +H2O H2MnO4 anidrido mangânico Mn2O7 +H2O H2Mn2O8 HMnO4 ácido permangânico anidrido permangânico 3) Os anidridos de fósforo, arsênio, antimônio e boro podem reagir com: 1 molécula de H2O prefixo META no Ácido 2 moléculas de H2O prefixo PIRO no Ácido 3 moléculas de H2O prefixo ORTO no Ácido (não obigatório) P2O3 +anidrido fosforoso HAsO3 H4As2O7 H3AsO4 H3BO3 1 H2O H2P2O4 =HPO2 =ácido metafosforoso 2 H2O H4P2O5 =ácido pirofosforoso 3 H2O H6P2O6 =HPO3 =ácido ortofosforoso ou ácido fosforoso ácido ácido ácido ácido met