Propriedade química e reações químicas

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Aula sobre propriedades químicas da matéria, envolvendo funções inorgânicas e reações químicas.

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Propriedade química e reações químicas

  1. 1. FUNÇÕES INORGÂNICAS PROF. CARLOS PRIANTE AULA 9.1
  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 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. 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 g 32 g 36 g
  24. 24. 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 2g 16 g 18 g 4g 32 g 36 g MASSA ATÔMICA MASSA MOLECULAR x2 etc 1/12 da massa de C
  25. 25. 2 H2 + O2 → 2 H2O 2g 16 g 18 g (MDC) 2 H2 + O2 → 2 H2O 1g 8 g
  26. 26. 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)
  27. 27. 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
  28. 28. TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS 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
  29. 29. 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)
  30. 30. 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  
  31. 31. DUPLA TROCA (OU DUPLA TROCA):  Reação em que duas substâncias compostas produzem duas novas substâncias compostas. Ex.: HCl + NaOH → NaCl + H2O NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3
  32. 32. 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)
  33. 33. FIIIIIMMMMM !!!FIIIIIMMMMM !!!

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