Funções Inorgânicas e Reações Químicas

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Aula 6 de química sobre Funções Inorgânicas, Reações Químicas, Cálculos Químicos e Estequiometria. Prof Carlos Priante, Trma Preparatório ENEM 2015, Escola Fatorial.

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Funções Inorgânicas e Reações Químicas

  1. 1. FUNÇÕES INORGÂNICAS REAÇÕES QUÍMICAS CÁLCULOS QUÍMICOS ESTEQUIOMETRIA PROF. CARLOS PRIANTE AULA 6
  2. 2. Energia = Luminosa ou química Matéria = Orgânica ou Inorgânica
  3. 3. EXISTEM 4 PRINCIPAIS FUNÇÕES INORGÂNICAS: Ácidos BasesSais Óxidos
  4. 4. ÁCIDOS  É toda substância que quando dissolvida em água forma o cátion H+. • Têm sabor azedo •Alguns possuem alto poder corrosivo (clorídrico, sulfúrico, etc) •Reagem com metais. •Conduzem corrente elétrica quando em solução aquosa
  5. 5. NOMENCLATURA: •Para ácidos não oxigenados, usamos a terminação IDRICO. •Exemplo:      • HCl – ácido clorídrico      • H2S – ácido sulfídrico     • H2Se –ácido selenídrico •Para ácidos oxigenados, se o elemento possuir somente uma valência,usamos a terminação ICO. •Exemplo: H2CO3 – ácido carbônico H3BO3 – ácido bórico Se o elemento tiver 2 valências, para a maior usamos ICO e para a menor OSO. •Exemplos: H2SO3 – ácido sulfuroso H2SO4 – ácido sulfúrico HNO2 – ácido nitroso HNO3 – ácido nítrico
  6. 6. BASES  São substâncias que, quando adicionadas à água, produzem o ânion OH (hidróxidos).⁻  As bases são formadas com a união da hidroxila com um metal (cátion)  Possuem alto poder corrosivo (soda cáustica NaOH)  Tem sabor adstringente  Possuem alta condutividade elétrica  As bases diminuem a acidez das soluções
  7. 7.  Se o elemento possuir somente uma valência, usamos a expressão “hidróxido de” seguida do nome do elemento. Exemplo: NaOH – hidróxido de sódio Ca(OH)2 – hidróxido de cálcio  Se o elemento possuir duas valências, usamos a expressão “hidróxido de” seguida do nome do elemento e os sufixos OSO e ICO, ou então a valência em números romanos. Exemplo: Fe(OH)2 – hidróxido ferroso ou hidróxido de ferro II Fe(OH)3 – hidróxido férrico ou hidróxido de ferro III NOMENCLATURA:
  8. 8. O PH DE UMA SOLUÇÃO pH significa potencial hidrogeniônico, que é definido dentro de uma escala de 0 a 14. pH<7 Solução ácida pH=7 Solução neutra pH>7 Solução básica
  9. 9. SAIS  Os sais são compostos iônicos que possuem pelo menos um cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH-  De maneira geral este cátion é um metal e o ânion um não- metal.  Possuem sabor salgado,  Possuem ação bactericida,  Possuem alta condutividade elétrica
  10. 10. NOMENCLATURA:  Os sais sem oxigênio mudam a terminação IDRICO para a terminação ETO. Exemplo: CaS – sulfeto de cálcio, vem do ácido sulfídrico RbF – fluoreto de rubídio, vem do ácido fluorídrico  Os sais oxigenados de menor valência mudam a terminação OSO para ITO. Exemplo: Na2SO3 – sulfito de sódio, vem do ácido sulfuroso LiNO2 – nitrito de lítio, vem do ácido nitroso  Os sais oxigenados de maior valência mudam a terminação ICO para ATO. Exemplo: Na2SO4 – sulfato de sódio, vem do ácido sulfúrico NaClO3 – clorato de sódio, vem do ácido clórico.
  11. 11. ÓXIDOS  São compostos binários, ou seja, formados por dois elementos químicos, sendo um deles o oxigênio e o outro qualquer outro elemento químico (exceto o flúor).  Como o O pode se ligar a qualquer elemento, as características desta função irá variar de acordo com o elemento a qual ele se ligar.  Os Óxidos são inodoros e insípidos  São, em geral, tóxicos (poluentes)  Alguns óxidos reagem com água, produzindo ácidos ou bases.
  12. 12.  Se o elemento possuir somente uma valência, usamos a expressão “óxido de” seguida do nome do elemento. BaO – óxido de bário K2O – óxido de potássio  Se o elemento possuir duas valências, usamos a expressão “óxido de” seguida do nome do elemento e os sufixos OSO e ICO, ou então a valência em números romanos.  Cu2O – óxido cuproso ou óxido de cobre I  CuO – óxido cúprico ou óxido de cobre II  NiO – óxido niqueloso ou óxido de níquel II  Ni2O3 – óxido niquélico ou óxido de níquel III NOMENCLATURA:
  13. 13. HCl HF H2SO4  NaOHMg(OH)2  Hidróxido de Cálcio NH4OH  NaCl Cloreto de potássio Na2CO3 Al2(SO4)3  CO CaO Pb3O4 Ácido Clorídrico Óxido de cálcio KCl Hidróxido de Magnésio Ácido sulfúrico Hidróxido de Sódio Ca(OH)2  Carbonato de Sódio Óxido de chumbo Cloreto de sódio Hidróxido de amônio Monóxido de Carbono Ácido fluorídrico Sulfato de alumínio
  14. 14. REAÇÕES QUÍMICASREAÇÕES QUÍMICAS
  15. 15.  As substancias que participam de uma reação química deixam de existir e dão origem a uma nova substancia.  Há o rompimento das ligações entre os átomos destas substâncias, eles se rearranjam e há a formação de novas ligações químicas.  Através do estudo destas reações pode-se criar novas substancias, como os plásticos. É UM PROCESSO PELO QUAL CERTAS SUBSTÂNCIAS SÃO TRANSFORMADAS EM OUTRAS, EM CONSEQUÊNCIA DE REARRANJO DE SEUS ÁTOMOS.
  16. 16. EVIDÊNCIAS DE REAÇÕES QUÍMICAS  mudança de cor;  liberação de gases (efervescência);  formação de um sólido (precipitado);  aparecimento de uma chama ou luminosidade.
  17. 17.  Ao misturar um ácido e uma base se inicia uma reação química que irá produzir um sal e água.  Podemos dizer que: Uma molécula de ácido sulfúrico reage com duas moléculas de hidróxido de potássio resultando em uma molécula de sulfato de potássio e duas moléculas de água.  Isto não é muito prático e pessoas de outras nações terão dificuldade de entender.  Assim, as reações químicas são descritas graficamente em Equações, uma linguagem internacional.
  18. 18.  Assim está mais fácil, prático, rápido e qualquer um com conhecimento poderá interpretar a reação: ácido sulfúrico hidróxido de potássio sulfato de potássio água
  19. 19. EQUAÇÃO QUÍMICA:  É a representação de uma reação química, indicando os reagentes e seus produtos.  Na equação química temos:  Coeficientes: (os números que vem antes nas fórmulas) indicam a proporção entre reagentes e produtos;  Índices (os números que vem depois nos símbolos dos elementos): indicam o número de átomos presentes nas substâncias.
  20. 20. REAGENTE PRODUTO COEFICIENTE ÍNDICE
  21. 21. EQUAÇÃO NÃO-BALANCEADA:  O número de átomos do produto é diferente do número de átomos dos reagentes. H2 + O2 → H2O EQUAÇÃO BALANCEADA:  Quando o número de átomos do produto é igual ao número de átomos dos reagentes. 2H2 + O2 → 2H2O
  22. 22. MÉTODO DAS TENTATIVAS:  Para fazer o acerto dos coeficientes utiliza-se o método das tentativas: deve-se contar o número de átomos dos reagentes e dos produtos e equaliza-los.  Nesta ordem: 1º) Metais 2º) Não-Metais 3º) Oxigênio 4º) Hidrogênio  Dica: Iniciar o balanceamento com os elementos que aparecem uma só vez em ambos os membros; selecionar o elemento de maior índice e utilizar esses índices como coeficientes no membro oposto;
  23. 23. Na2CO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2 NH4Cl + Ba(OH)2 →BaCl2 + NH3 + H2O 1Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + 1H2O + 1CO2 2NH4Cl +1Ba(OH)2 →1BaCl2 + 2NH3 + 2H2O
  24. 24. MODOS DE REAÇÕES QUANTO AO ENVOLVIMENTO DE CALOR:  Endotérmica: ocorre com absorção de calor. Ex.: CaCO3 + calor → CaO + CO2. H2O(s) + calor → H2O(l)  Exotérmica: ocorre com liberação de calor. Ex.: 2 H2 + O2 → 2 H2O + calor C + O2 → CO2 + calor (Carbonato de cálcio) (óxido de cálcio)
  25. 25. QUANTO À VELOCIDADE  A velocidade de uma reação química depende de vários fatores:   superfície de contato entre os reagentes,  temperatura,  concentração dos reagentes e  presença do catalisador.  Rápidas: Ex.: C2H6O + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O  Lentas: Ex.: 4 Fe + 3 O2 → 2 Fe2O3
  26. 26. TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS OXIRREDUÇÃO  Reação onde há perda e ganho de elétrons.  Haverá uma variação do NOX.  O mesmo número de elétrons reagindo deve ser produzido.  Oxidou- aquele que perdeu elétrons- aumento o NOX  Reduziu- aquele que ganhou elétrons- diminuiu o NOX  Agente Oxidante- quem sofreu redução  Agente Redutor- quem sofreu oxidação
  27. 27.  BALANCEAMENTO: 1- Ache o NOX de cada elemento 2- Ache aquele elemento que variou o NOX 3- Monte uma tabela com aqueles que oxidaram e reduziram e tenham as maiores atomicidades 4- Verifique quantos elétrons foram doados e recebidos 5- coloque o número de elétrons encontrado como coeficiente do que tenha maior atomicidade que variou 6- Balanceie o resto por tentativas
  28. 28. Ex. Balanceie a equação: P + HNO3 + H2O  H3PO4 + NO NOX= 0 +1+5-2 +1 -2 +1+5-2 +2-2 P= oxidou (0-5= Δ=5) N=reduziu (5-2= Δ=3) Δo=5x1=5 (multiplico pela maior atomicidade encontrada) Δr= 3x1=3 (multiplico pela maior atomicidade encontrada) P Δ=5 –perdeu 5 elétrons X N Δ=3- ganhou 3 elétrons 3= coeficiente de P (com maior atomicidade) 5= coeficiente de N (com maior atomicidade) 3P + 5HNO3 + H2O  H3PO4 + NO 3P + 5HNO3 + 2H2O  3H3PO4 + 5NO
  29. 29.  Ex. Identifique a reação de oxirredução I- 2HCl + 2HNO3  2NO2 + Cl2 + 2H2O II- HCl + NaOH  NaCl+ H2O III- Zn + 2MnO2  ZnO+ Mn2O3 Qual é o agente oxidante? I- HNO3 Cl oxidou N reduziu III- MnO2 Zn oxidou Mn reduziu Tarefa: K2Cr2O7 + HCl  KCl + CrCl2 + Cl + H2O NaBr + MnO2 + H2SO4  MnSO4 + Br2 + H2O + NaHSO4
  30. 30. SÍNTESE (OU ADIÇÃO):  Reação em que duas ou mais substâncias (simples ou compostas) originam uma única substância composta. Ex.: 2 CO + O2 → 2 CO2 2 H2 + O2 → 2 H2O 2 C + 3 H2 + ½ O2  C2H6O
  31. 31. ANÁLISE (OU DECOMPOSIÇÃO):  Reação em que uma única substância composta se desdobra em outras substâncias (simples ou compostas). Ex.: 2 HCl → H2 + Cl2 (pirólise) 2H2O2 → 2 H2 + O2 (fotólise) 2 H2O → 2 H2 + O2 (eletrólise)
  32. 32. DESLOCAMENTO (OU SUBSTITUIÇÃO):  Reação em que uma substância simples reage com uma composta produzindo uma composta e outra simples. Ex.: Cl2 + 2 NaI → 2 NaCl + I2 Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu  
  33. 33. DUPLA TROCA:  Reação em que duas substâncias compostas produzem duas novas substâncias compostas. Ex.: HCl + NaOH → NaCl + H2O NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3
  34. 34. COMBUSTÃO:  É a reação em que substâncias (combustíveis) e o oxigênio reagem liberando luz, calor e outras substâncias. Ex.: C2H6O + 3O2 → 2CO2 + 3 H2O (completa) C2H6O + 2O2 → 2CO + 3 H2O (incompleta)
  35. 35. CÁLCULOS QUÍMICOS  Unidade de Massa atômica: Tem como símbolo u e é definida como sendo igual a 1/12 da massa de um átomo isótopo Carbono 12. Ex. A massa do Flúor é 19, isso significa que seus átomos tem massa que é 19 vezes maior que 1/12 do 12C. Na- massa=23. Massa 23 vezes maior que 12C  Massa Atômica: a massa de um átomo expressa com uma unidade, u, diferente do número de massa. Ex. 27 13Al Numero de massa= 27 Massa atômica= 26,981538 u
  36. 36.  Massa atômica de um elemento: é a massa média de todos os seus isótopos existentes de acordo com suas proporções encontradas na natureza. Expressa pela unidade u. Ex. 10 B (19,9%) e 11 B (80,1%)= 200 +880= 10,8 100  Massa Molecular: é a massa de uma molécula de determinada substância, expressa em unidade u. Ex. H2O = 2H (1u cada) + 1O(16u)= 18u - NH3 = - SO2 =
  37. 37.  Constante de Avogadro: definida como é usada para converter u (micro) em g (macro) 6,02x1023 u =1mol 1u.m.a= 1,66x10-24 g  Mol: é a unidade SI para a grandeza “quantidade de matéria”. - Indica a quantidade de átomos, 1 mol de H= 6,02x1023 u -Indica massa em g. 1mol de H2O = 18u = 18g - Indica o volume ocupado por um gás nas CNTP (condições normais de temperatura e pressão). Para gases que estão nestas condições, o valor de um mol é 22,4L (litros). CNTP:  T=0°C = 273K P = 1atm = 760mmHg
  38. 38. Ex. 2 mol de CO2 ocupa que volume nas CNTP? 2 x 22,4L = 44,8L  Para gases que não estão nestas condições, utiliza- se a fórmula do Gás Ideal ou Equação de Clapeyron: P.V = n.R.T  Onde: P = pressão do gás (atm) V = volume do gás (L) n = número de mols do gás (mol) R = constante de Clapeyron = 0,082atm.L/mol.K T = temperatura do gás (K)
  39. 39.  Número de mols (n): indica a relação entre a massa da substancia e seu mol (massa molecular) n= m mol (MM)  Exemplo:  Quantas gramas existem em 2 mol de CO2?                               por Regra de Três:
  40. 40. ESTEQUIOMETRIA  Os cálculos estequiométricos que envolvem uma reação química consiste em encontrar as quantidades de certas substâncias a partir de dados de outras substâncias que participam da mesma reação química.   Estes cálculos são feitos através de proporções.  Deve-se levar em conta os coeficientes, que agora serão chamados de coeficientes estequiométricos.
  41. 41. PASSO-À-PASSO  1. fazer o balanceamento da equação química (acertar os coeficientes estequiométricos);  2. fazer contagem de mol de cada substância;  3. relacionar as grandezas;  4. calcular com regra de três (proporção).
  42. 42.  Ex. 1) 108g de metal alumínio reagem com o ácido sulfúrico, produzindo o sal e hidrogênio, segundo a reação abaixo:  Determine: a) o balanceamento da equação:  2 mol de Al reage com 3 mol de H2SO4 produzindo 1 mol de Al2(SO4)3 e 3 mol de H2
  43. 43.  b) a massa do ácido sulfúrico necessária para reagir com 108g de alumínio:
  44. 44. CÁLCULO DE PUREZA  O cálculo de pureza é feito para determinar a quantidade de impurezas que existem nas substâncias.   Ex Uma amostra de calcita, contendo 80% de carbonato de cálcio, sofre decomposição quando submetida a aquecimento, de acordo com a reação:
  45. 45.  Qual massa de óxido de cálcio obtida a partir da queima de 800g de calcita? Para o restante do cálculo, utiliza- se somente o valor de CaCO3 puro, ou seja, 640g.
  46. 46. CÁLCULO DE RENDIMENTO  Em um reação química a quantidade de produto pode ser inferior ao valor esperado. Neste caso, o rendimento não foi total.   O cálculo de rendimento de uma reação química é feito a partir da quantidade obtida de produto e a quantidade teórica (que deveria ser obtida).  Quando não houver referência ao rendimento de reação envolvida, supõe-se que ele tenha sido de 100%.
  47. 47.  Ex. Num processo de obtenção de ferro a partir do minério hematita (Fe2O3), considere a equação química não-balanceada: Utilizando–se 480g do minério e admitindo-se um rendimento de 80% na reação, a quantidade de ferro produzida será de:
  48. 48. Equação Balanceada:  Dados:  1Fe2O3 = 480g                                                2Fe = x (m) com 80% de rendimento MM Fe2O3 = 160g/mol m Fe = 56g/mol R= massa obtida massa esperada
  49. 49. REAGENTE LIMITANTE E EM EXCESSO  Para garantir que a reação ocorra e para ocorrer mais rápido, é adicionado, geralmente, um excesso de reagente.  Apenas um dos reagentes estará em excesso. O outro reagente será o limitante.  Estes cálculos podem ser identificados quando o problema apresenta dois valores de reagentes.  Depois de descobrir o reagente limitante e em excesso, utiliza-se apenas o limitante como base para os cálculos estequiométricos. 
  50. 50.  Ex. 1) Zinco e enxofre reagem para formar sulfeto de zinco de acordo com a seguinte reação:  Reagiu 30g de zinco e 36g de enxofre. Qual é o regente em excesso? Balancear a reação química:  Dados: Zn = 30g S = 36g
  51. 51.  Transformar a massa em gramas para mol:  Pela proporção da reação 1mol de Zn reage com 1mol de S. Então 0,46mol de Zn reage com quantos mols de S?  S está em excesso e, portanto o Zn é o regente limitante.
  52. 52.  2) Quantos gramas de ZnS será formado a partir dos dados da equação acima?  Para resolver esta pergunta, utiliza-se somente o valor do reagente limitante.
  53. 53. LEIS DAS REAÇÕES QUÍMICAS LEI DA CONSERVAÇÃO DAS MASSAS  Proposta por Lavoisier afirma que “numa reação química, em sistema fechado, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos”.  Ou seja, nada se perde, nada se cria, tudo se transforma. 2 H2 + O2 → 2 H2O 4 u 32 u 36 u
  54. 54. LEI DAS PROPORÇÕES DEFINIDAS  Proposta por Proust: “Quando duas ou mais substancias se combinam para formar um composto, elas devem guardar entre si proporções certas e definidas”.  Os reagentes se combinam na proporção de suas massas 2 H2 + O2 → 2 H2O 2u 16 u 18 u 4u 32 u 36 u MASSA ATÔMICA MASSA MOLECULAR x2 etc 1/12 da massa de C
  55. 55. 2 H2 + O2 → 2 H2O 2u 16 u 18 u (MDC) 2 H2 + O2 → 2 H2O 1u 8 u
  56. 56. FÓRMULA MÍNIMA E FÓRMULA MOLECULAR
  57. 57.  Ex. A composição centesimal de determinado composto é dada por: 40,00% de C, 6,67% de H e 53,33% de O.  Considerando uma massa de 100 g de amostra do composto temos: 40 g de C, 6,67 g de H e 53,33 g de O.  Passar esses valores para a quantidade de matéria (mol). C: 40/12 = 3,33. H: 6,67/1 = 6,67. O: 53,33/16 = 3,33  Dividir todos os valores pelo menor deles: C: 3,33/3,33 = 1. H: 6,67/3,33 = 2. O: 3,33/3,33 = 1 C1H2O1 ou CH2O.
  58. 58. FÓRMULA MOLECULAR A PARTIR DA FÓRMULA MÍNIMA  Ex. Fórmula mínima (CH2O)n  n= massa molecular massa da fórmula mínima MM= 180g/mol n= 180/30= 6 (CH2O)6 = C6H12O6
  59. 59.  Ex. MM= 90g/mol  (CH2O)n  Encontre a fórmula molecular
  60. 60. FÓRMULA PERCENTUAL OU CENTESIMAL  Indica a massa de cada elemento químico que existe em 100 partes de massa (100 g, 100 kg) da substância.  Ou use a regra de três
  61. 61.  Ex. Determine a fórmula percentual de um sal inorgânico, sendo que a análise de sua amostra indicou que em 50 g dessa substância existem 20 g de cálcio, 6 g de carbono e 24 g de oxigênio. cálcio = 20 g . 100% = 40 %           50 g carbono = 6  g . 100% = 12 %               50 g oxigênio = 24  g . 100% = 48 %               50 g fórmula centesimal:Ca40%C12%O48%
  62. 62.  Ex. Qual a fórmula centesimal de Fe2O3  Fe2= 112g O3= 48g MM= 160g/mol  160 – 100%  112 – Fe  Fe= 70% logo  O= 30%
  63. 63. FIIIIIMMMMM !!!FIIIIIMMMMM !!!

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