O documento descreve conceitos fundamentais de química, incluindo elementos químicos, substâncias, alotropia, fenômenos físicos, químicos e físico-químicos. Também discute mudanças de estado da matéria, misturas e métodos para separar diferentes sistemas de misturas e substâncias.

1. Pré-Universit
iversitário Popular da UFF
UNIVERSIDADE FEDERAL FLUMINENSE b) Químicos: as propriedades físicas e químicas das
DISCIPLINA: QUIMICA I substâncias não são conservadas. São processos,
PROFESSORA: ALINE FARIAS geralmente, irreversíveis. Ex: reações químicas
espontâneas (oxidação do ferro ao ar).
oxidação
I- Conceitos Fundamentais:
c) Físico-Químicos: as propriedades físicas e químicas das
Químicos:
1) Elemento químico: é constituído de átomos de mesmo
) substâncias não são conservadas. São processos,
16
nº atômico e representado por um símbolo. Ex: O8 geralmente, irreversíveis. Ex: reações químicas não
Elemento químico → átomos → símbolo espontâneas (eletrólise do KCl).
2) Substância química: é constituída de moléculas e d) Biológicos: são os fenômenos físi
físicos, químicos e físico-
representada por uma fórmula. Ex: H2SO4 – fórmula químicos que ocorrem nos seres vivos. Ex: visão, digestão,
molecular da substância ácido sulfúrico, constituída de 2 respiração.
átomos do elemento Hidrogênio, 1 átomo do elemento O processo da visão é físico-
-químico.
Enxofre e 4 átomos do elemento Oxigênio.
5) Mudanças de estado físico:
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
ritérios
molecular), PF e PE constantes a uma dada pressão e
densidade característica em determinada temperatura e
pressão.
Gráfico:
Observações:
1ª) Vaporização: evaporação, ebulição e calefação.
2ª) Temp. de fusão = temp. de solidificação / Temp. de
p.
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,
b) Substância simples pura: formada por apenas um usamos o termo estado gasoso. Vapor → líquido:
elemento químico. Ex: Fe, H2. condensação / Gasoso → líquido: liquefação
liquefaç
4ª) Substâncias importantes que sublimam: I2, cânfora,
Obs: ATOMICIDADE é o nº de átomos existentes na naftalina, gelo-seco.
molécula de uma substância simples. As substâncias
podem ser monoatômicas, diatômicas, triatômicas, 6) Misturas: é a união de duas ou mais substâncias, que
tetratômicas, octatômicas e de atomicidade infinita. não reagem entre si. Exemplos:
c) Substância composta pura: formada por mais de um Mistura Princ. componentes
elemento químico. Ex: H3PO4. Ar N2 + O 2
As substâncias compostas podem ser classificadas quanto Vinagre Água + Ácido acético
ao número de elementos químicos em: binárias, ternárias, Aço Ferro + Carbono
quaternárias.
a) Mistura comum: não há patamares durante a fusão e a
3) Alotropia: é o fenômeno em que um elemento químico ebulição.
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
grafite).
4) Fenômenos:
a) Físicos: as propriedades físicas e químicas das
substâncias são conservadas. São processos revers
reversíveis.
Ex: mudanças de estado físico, misturas, ductibilidade
(fios), maleabilidade (lâminas).
Quimica I 1

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- Classificação:
a) Sistema sólido-sólido:
Misturas homogêneas ou soluções: não conseguimos
: Método Exemplos
enxergar as partículas do soluto (diâmetro menor que 10 Catação Arroz e feijão
Å), são monofásicas. Ex: água + álcool (álcool é miscível Peneiração (tamisação) Areia + pedregulhos
em água) Separação magnética Ferro + enxofre
Obs: Misturas gasosas são sempre homogêneas. Ventilação Casca do grão de arroz
Levigação Areias auríferas
Misturas heterogêneas ou dispersão: apresentam duas ou
: Flotação Areia + serragem (diferença de
mais fases. Há dois tipos de misturas heterogêneas: densidade)
Dissolução fracionada Sal + areia (extração por
1º)Colóides- as partículas do soluto (disperso, com solvente)
diâmetro entre 10Å e 1000Å) são observadas em um Sublimação Gelo seco (CO2 sólido + água)
ultramicroscópio. Ex:
b) Sistema sólido-líquido:
Sólido + Gás Fumaça Cinzas em ar Método Exemplos
Líquido + Gás Neblina Água + Ar
Filtração comum Enxofre + água
Sólido + Líquido Gelatina Proteína + Água
Decantação Areia + água
Líquido + Líquido Maionese Azeite + Vinagre +
Centrifugação Sangue
(emulsão) Ovos
Sifonação Ferro + água
Líquido + Gás Chantilly Ar em creme
c) Sistema sólido-gás:
2º) Suspensões- as partículas do soluto (disperso, com
Método Exemplos
diâmetro maior que 1000Å) são observadas a olho nu ou
Decantação Pó + ar
através de um microscópio comum. Exemplo: água + areia
Câmara de poeira SO2 + As
b) Misturas eutéticas: apresentam temperatura constante
: Filtração Pó + ar (aspirador de pó)
durante a fusão ou a solidificação, comportando
comportando-se como
substância pura durante essas mudanças. Ex: Cd (40%) + d) Sistema líquido-líquido:
Bi (60%) – PF da mistura = 140° / Cd puro – PF = 320°C
C Método Exemplos
e Bi puro – PF = 270°C Funil de decantação Água + óleo
Sifonação Gasolina + água
Gráfico:
e) Sistema líquido-gás: para a separação de um líquido de
gás:
um gás basta diminuir a pressão sobre o sistema, agitar o
sistema ou então aquecê-lo. Com isso expulsamos o gás.
lo.
Ex: refrigerante
7.2) Misturas homogêneas:
a) Sistema sólido-sólido: fusão fracionada.
sólido:
Ex: moedas → Cu (75%, PF = 1083,4 °C) + Ni (25%, PF =
1453 °C)
c) Misturas azeotrópicas: apresentam temperatura
picas:
constante durante a ebulição ou liquefação (ou b) Sistema sólido-líquido:
condensação), comportando-se como substância pura
se Método Exemplos
durante essas mudanças. Ex: etanol (96%) + H2O (4%) – Evaporação Água + sais (salinas)
PE da mistura = 78,2°C / etanol puro – PE = 78,3° e H 2O
C Destilação simples Água (PE = 100 ° e NaCl (PE
C)
pura – PE = 100°C = 1490 °
C)
Gráfico: c) Sistema líquido-líquido:
Método Exemplos
Destilação fracionada Água (PE = 100 ° e Éter (PE =
C)
34 °
C)
d) Sistema líquido-gás: aquecimento simples. Ex: O2 + H2O
gás:
e) Sistema gás-gás: liquefação fracionada. Ex: Separação
gás:
do O2 (PE = -183 ° C) e N2 (PE = -195 ° C) do ar
atmosférico. Lembrete: PE = ponto de liquefação
7) Métodos de separação de misturas: EXERCÍCIOS DE SUBSTÂNCIAS E MISTURAS
7.1) Misturas heterogêneas: 1) Bronze, “gelo seco” e diamante são, respectivamente,
exemplos de:
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A) mistura, substância simples e substância composta. Decantação Cristalização Filtração Liquefação
B) mistura, substância composta e substância simples. fracionada
C) substância composta, mistura e substância simples. Filtração Destilação Cristalização Decantação
D) substância composta, substância simples e mistura. simples
E) substância simples, mistura e substância composta Filtração Destilação Decantação Destilação
fracionada simples
2) Uma das controvérsias relativas ao uso de aviões
supersônicos do tipo concorde era a possibilidade de 6) Considere o quadro abaixo:
destruição da camada de ozônio da atmosfera, mediante a Composto químico Fórmula
reação do ozônio com o óxido nítrico produzido pelos Gás carbônico CO2
motores de aviões. Essas reações podem ser Água H2O
representadas por: Ozônio O3
Ácido sulfúrico H2SO4
I - N2 (g) + O2 (g) → 2 NO (g) Ferrocianeto ferroso Fe2[Fe(CN)6]
II - NO (g) + O3(g) → NO2 (g) + O2 (g)
A respeito desses compostos, está correto afirmar que a
Com relação às reações anteriores e às espécies nelas (o):
presentes, estão corretas as afirmativas, exceto: A) água tem na sua molécula 1 átomo de hidrogênio ligado
A) Tanto a reação I como a reação II envolvem os mesmos a 2 átomos de oxigênio.
elementos químicos. B) gás carbônico resulta da união de 2 moléculas de
B) Há uma substância simples comum às reações I e II.
um oxigênio a 1 molécula de carbono.
C) Na reação II há duas formas alotrópicas de um C) ozônio é constituído de 3 elementos oxigênio.
elemento químico. D) ferrocianeto ferroso é constituído de 3 elementos
D) As espécies presentes na reação I constituem uma químicos distintos.
mistura homogênea. E) ácido sulfúrico resulta d união de 2 elementos H
da
E) As espécies presentes na reação II são substâncias ligados a 1 elemento S e a 4 elementos O.
compostas.
7) Assinalar a alternativa falsa:
3) A relação abaixo contém uma série de substâncias A) O sangue é uma mistura heterogênea.
numeradas: B) As misturas são formadas por dois ou mais
(1) água pura (2) água pura + gelo puro componentes.
(3) sal de cozinha (NaCl) (4) açúcar C) As misturas eutéticas se comportam como substâncias
(5) ar atmosférico (6) cloro gasoso (Cl2) puras durante a fusão.
D) as misturas azeotrópicas se comportam como
Assinale a única afirmação falsa: substâncias puras durante a fusão.
A) A presença de 3 ou 4 em 1 formará soluções de PF e E) A mistura de gases constitui sempre uma única fase.
PE diferentes dos da água.
B) São substâncias compostas: 1, 2, 3, 4 8) Certas propagandas recomendam determinados
C) São misturas homogêneas: 1+3, 1+4, 5+6 produtos, destacando que são saudáveis por serem
D) Contém duas fases: 2+3+4 naturais, isentos de QUÍMICA.
urais,
E) São substâncias simples: 5 e 6 Um aluno atento percebe que essa informação é:
A) verdadeira, pois o produto é dito natural porque não á
4) Indicar qual das alternativas abaixo corresponde a um formado por substâncias químicas.
processo químico: B) falsas, pois as substâncias químicas são sempre
A) volatilização da água benéficas.
B) fusão de uma lâmina de prata C) verdadeira, pois a Químic só estuda materiais
Química
C) atração de uma agulha por um ímã artificiais.
D) dissolução de um cubo de gelo em água D) enganosa, pois confunde o leitor, levando a crer que
levando-o
E) escurecimento de uma colher de prata “química” significa não saudável, artificial.
E) verdadeira, somente se o produto oferecido não contiver
5) Assinale a opção que indica corretamente os processos água.
utilizados para separar os componentes das misturas
abaixo: 9) Considere o seguinte grupo de substâncias: H2S +
I- solução aquosa de cloreto de potássio C6H12O6 + CO2
II- petróleo O número de substâncias, o número de elementos
III- enxofre + água químicos e o número total de átomos é, respectivamente:
IV- óleo + água A) 3, 4, 30B) 3, 7, 30C) 5, 4, 27D) 7, 3, 27E) 4, 3, 30
Mistura I Mistura II Mistura III Mistura IV 10) O sistema constituído por água líquida, ferro sólido,
gelo e vapor d’água apresenta:
resenta:
Destilação Destilação Filtração Decantação
A) 3 fasesB) 5 fasesC) 4 fasesD) 2 fasesE) 1 fase
simples fracionada
Destilação Cristalização Decantação Liquefação
simples fracionada
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- Quando um elétron recebe energia, ele se afasta para
uma órbita mais externa. Essa órbita é uma posição
II- Estrutura Atômica: instável e voltando a sua órbita original, o elétron emite
energia na forma de onda eletromagnética (luz,
1) Evolução histórica: ultravioleta, raios-X,...);
- Um elétron é mais facilmente ativado quanto mais
1.1- Primeiras noções de átomo: PARTÍCULA externo ele for ao núcleo.
INDIVISÍVEL 1.6- Descoberta do nêutron por Chadwick:
- Partícula sem carga elétrica, localizada no núcleo do
1.2- Modelo atômico de Dalton (“Bola de Bilhar”): átomo, “isolando” os prótons, evitando repulsões elétricas.
- A matéria é constituída por pequenas partículas
chamadas átomos, considerados como esferas maciças, 1.7- Modelo atômico atual:
homogêneas, indivisíveis e indestrutíveis;
- Átomos que possuem as mesmas propriedades NÚCLEO → Prótons e nêutrons
representam um mesmo elemento químico; ÁTOMO →
- Diversos átomos podem combinar combinar-se, originando ELETROSFERA → Elétrons
espécies químicas distintas, como numa reação, formando
novas substâncias. 2) Características atômicas:
1.3- Modelo atômico de Thomson (“Pudim de Passas”): Consideramos a massa do próton = massa do nêutron.
- O átomo é uma esfera de cargas positivas, na qual os Como a massa do elétron é desprezível, podemos afirmar
elétrons estão espalhados como se fossem passas num que a massa do átomo está praticamente toda
pudim; concentrada no núcleo.
- A densidade do átomo é uniforme;
- O átomo é neutro, com nº de carga positiva igual ao nº de 3) Conceitos importantes:
carga negativa;
- Admitiu-se a divisibilidade da matéria e a natureza
se 3.1- Número atômico (Z): é o nº de prótons (p) de um
elétrica da mesma. núcleo atômico. → Z = p
O número de prótons identifica um átomo.
1.4- Modelo atômico de Rutherford (Modelo “Planetário”):
3.2- Número de massa (A): é a soma do nº de prótons (p)
e nêutrons (n) de um núcleo atômico. → A = p+n
3.3- Neutralidade elétrica: em um átomo neutro, o nº de
prótons (p) é igual ao nº de elétrons (e). → p = e
3.4- Número de nêutrons (n): sabemos que A = p+n e Z =
p, logo A = Z+n → n = A-Z
- A matéria é quase que inteiramente constit
constituída por 3.5- Elemento químico: é o conjunto de átomo de mesmo
átomos
espaços vazios; nº atômico (Z)
- A matéria apresenta pequenos núcleos, onde se 12 12
Ex: C e C
concentra a massa do átomo; 6 6
- Os núcleos apresentam carga elétrica positiva, os Cada elemento químico recebe um nome e uma
prótons; abreviação chamada símbolo, que é universal.
- Os elétrons estão ao redor do núcleo, na eletrosfera, em
órbitas circulares. Notação geral de um elemento químico:
→ Modelo carente em bases teóricas que justificassem A
X ou X A ou XA
sua estabilidade. z zz
1.5- Modelo atômico de Rutherfor-Bohr:
Exemplo: - representa um átomo de sódio que possui
11 prótons, 11 elétrons e 12 nêutrons.
3.6- Íons: são espécies eletricamente carregadas, onde o
nº de prótons difere do nº de elétrons. p ≠ e
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).
- Os elétrons giram ao redor do núcleo em órbitas
permitidas (estados estacionários), sem ganho ou perda de Notação: Z
A carga
energia; Z
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A carga indica a valência do íon (monovalente, bivalente,
trivalente,...). 1) Dalton, na sua teoria atômica, propôs, entre outras
40 2+
Ex: Ca hipóteses, que: “Os átomos de um determinado elemento
20
são idênticos em massa”. À luz dos conhecimentos atuais
podemos afirmar que:
3.7- Cálculo de partículas em moléculas e íons A) a hipótese é verdadeira, pois foi confirmada pela
moleculares: descoberta dos isótopos
Exemplos Fórmulas Nº de Nº de Nº de B) a hipótese é verdadeira, pois foi confirmada pela
prótons nêutrons elétrons descoberta dos isótonos
Molécula H2O 10 8 10 C) a hipótese é falsa, pois com a descoberta dos isótopos,
de água verificou-se que átomos do mesmo elemento químico
se
+
Cátion NH4 11 7 10 podem ter massas diferentes
amônio D) a hipótese é falsa, pois com a descoberta dos isóbaros,
1 14 verificou-se que átomos do mesmo elemento químico
se
Considere: H, N
17 podem ter massas diferentes
4) Relações entre átomos: 12 14
2) C e C representam os fenômenos denominados:
4.1- Isótopos: são átomos de mesmo nº de prótons A) isomeria e isomorfismoB) alotropia e isobaria
(mesmo Z) e diferentes números de massa. C) isomorfismo e isobariaD) isomeria e alotropia
Os isótopos pertencem ao mesmo elemento químico, que E) alotropia e isotopia
possuem números de nêutrons diferentes, o que resulta
em números de massa diferentes, e possuem as mesmas 3) As alternativas referem
referem-se ao nº de partículas
propriedades químicas. constituintes de espécies atômicas. A afirmativa FALSA é:
A) dois átomos neutros com o mesmo nº atômico têm o
- Isótopos do hidrogênio (os únicos que possuem nomes mesmo número de elétrons
particulares): B) um ânion com 52 elétrons e nº de massa 116 tem 64
- chamado de prótio ou hidrogênio leve. Possui 1 próton nêutrons
e 1 elétron. Ocorrência na natureza=99,98% C) um átomo neutro com 31 elétrons tem nº atômico ig igual
a 31
- chamado de deutério ou hidrogênio pesado. Possui 1 D) um átomo neutro, ao perder 3 elétrons, mantém
próton, 1 elétron e 1 nêutron. Ocorrência na inalterado seu nº atômico
natureza=0,02% E) um cátion com carga 3+, 47 elétrons e 62 nêutrons tem
- chamado de trítio ou tritério ou hidrhidrogênio muito nº de massa igual a 112
pesado. Possui 1 próton, 1 elétron e 2 nêutrons.
Ocorrência na natureza=10 %
-7 4) Um sistema é formado por partículas que apresentam a
composição atômica 10 prótons, 10 elétrons e 11 nêutrons.
4.2- Isóbaros: são átomos de diferentes números de Ao sistema foram adicionadas novas partículas. O sistema
prótons (elementos diferentes), mas que possuem o resultante será quimicamente puro se as partículas
mesmo número de massa (A). adicionadas apresentarem a seguinte composição atômica:
A) 21 prótons, 10 elétrons e 11 nêutrons
Exemplo:
40
Ca e
40
K → A=40 B) 10 prótons, 10 elétrons e 12 nêutrons
20 19 C) 11 prótons, 11 elétrons e 11 nêutrons
D) 20 prótons, 20 elétrons e 22 nêutrons
4.3- Isótonos: são átomos de diferentes números de E) 11 prótons, 11 elétrons e 12 nêutrons
prótons (elementos diferentes), diferentes números de 2+ -
massa, porém com mesmo número de nêutrons (n). 5) O íon 56Ba é isoeletrônico do íon I . Qual é o nº
atômico do I?
37 40
Exemplo: Cl e Ca 2+
17 20 6) Se o número total de elétrons no íon [M(H2O)4] é igual
Características: a 50, então o nº atômico de M é:
→ Os isóbaros diferem entre si nas propriedades físicas e
priedades A) 10B) 12C) 8D) 42E) 40
químicas.
→ Os isótonos diferem entre si nas propriedades físicas e 7) Quais dos átomos genéricos (A, B, C e D) pertencem ao
químicas. mesmo elemento químico?
→ Os isótopos diferem nas propriedades físicas (PF, PE, Dados: I- nº de massa de A é 4x+2 e de nêutrons é 2x 2x-1.
densidade,...), mas apresentam as mesmas propriedades II- nº de massa de B é 5x e de próto é x.
prótons
químicas (reatividade, ligações interatômicas). 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+3
4.4- Espécies isoeletrônicas: possuem o mesmo nº de A) A e DB) A e CC) A e BD) B e CE) C e D
elétrons.
Exemplo:
23 + 27 3+ 20
Na , Al , Ne → nº de elétrons
11 13 10
EXERCÍCIOS DE ESTRUTURA ATÔMICA
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III- Massa Atômica: K 1 2
L 2 8
1) Unidade de Massa Atômica (u.m.a ou u): M 3 18
N 4 32
A unidade de massa foi criada para medir a massa de O 5 32
átomos, moléculas ou íons. P 6 18
. Átomo-padrão: isótopo 12 do carbono Q 7 2
12
. 1 u.m.a ou u corresponde a 1/12 do C 2
Obs: 1) A fórmula 2n pode ser aplicada nos 4 primeiros
-24
. 1 u = 1,66x10 g níveis.
2) Colocando os níveis em ordem crescente de
2) Massa Atômica (M.A): energia, temos: K<L<M<N<O<P<Q.
a) de um átomo (isótopo): é a massa apresentada por um 2º: Número quântico secundário ou azimutal (l): indica o
determinado isótopo de um elemento químico. Indica subnível (ou subcamada) de energia onde se encontra o
quantas vezes a massa de um átomo é mais pesada que 1 elétron. Cada nível de energia é constituído por um ou
on.
u.m.a. mais subníveis.
19
Exemplo: F = 19u
Subnível l (nº quântico Nº máximo de
b) de um elemento: é a média aritmética ponderada das sec.) (0...n-
-1) elétrons (4l+2)
massas dos seus isótopos, usando como “pesos” a s 0 2
proporção natural destes isótopos
p 1 6
MA = M.A(X1) x a% + M.A (X2) x b%
d 2 10
100
f 3 14
Obs: Número de massa (inteiro) é diferente de massa
atômica (fracionário). Obs:
Níveis n l (0...n
(0...n-1) Subníveis
EXERCÍCIOS DE MASSA ATÔMICA K 1 0 s
L 2 01 sp
1) Indique, entre as porcentagens abaixo, qual a massa M 3 012 spd
atômica de um elemento hipotético X, que possui três N 4 0123 spdf
isótopos listados abaixo (I, II e III), com as respectivas O 5 0123 spdf
abundâncias isotópicas: P 6 012 spd
10 11 12
I) X (85%) II) X (10%) III) X (5%) Q 7 0 s
5 5 5
3º: Número quântico magnético orbital (m ou ml): indica a
2) O elemento cobre, que é utilizado em cabos elétricos, posição do orbital no espaço.
circuito impresso e hélices para navios, entre outras Um nível é constituído de subníveis e cada subnível é um
aplicações, tem massa atômica 63,5 e apresenta os conjunto de orbitais.
63 65
isótopos Cu e Cu. 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
ncia
abundância do isótopo mais leve?
Para um mesmo subnível, os valores de m (nº quântico
IV- Eletrosfera magnético) variam de –l a +l, que representam os orbitais.
l
Subnível l m (-l a +l) Orbitais
1) Números quânticos: s 0 0
Cada elétron possui uma órbita definida e sua localização p 1 -1, 0, +1
e movimento podem ser identificados por quatro estados
d 2 -2, -1, 0, +1, +2
1,
quânticos (números quânticos).
f 3 -3, -2, -1, 0 +1,
1,
1º: Número quântico principal (n): indica o nível (ou +2, +3
camada) de energia onde se encontra o elétron.
4º: 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.
Nível ou n (nº quântico
2
2n (nº máximo Neste caso, a repulsão elétrica natural será compensada
Camada principal) de elétrons) por uma atração magnética e esses elétrons irão se
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2 6 10
“suportar”, podendo compartilhar uma mesma região O 5 32 5s 5p 5d
14
restrita. 5f
2 6 10
P 6 18 6s 6p 6d
2
Por convenção : Q 7 2 7s
Observe:
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
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.” 2 2 6 2
Por convenção, o primeiro elétron distribuído tem spin -1/2. Ordem crescente de subníveis de energia: 1s 2s 2p 3s
6 2 10 6 2 6 2 14 10 6 2 14 10
3p 4s 3d 4p 5s 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d
Obs: elétron desemparelhado: sozinho dentro de um orbital
elétrons paralelos: quando apresentam os mesmos Obs3: O subnível 3d é mais energético que o 3s. Assim,
spins um elétron para saltar do subnível 3s para o 3d deve
elétrons antiparalelos: quando apresentam spins absorver energia. Ao retornar do estado excitado (3d) para
contrários sua órbita primitiva (3s) emitirá energia sob a forma de
onda eletromagnética.
Resumo:
Símbolo Nº Quântico Significado Valores Exemplo: Distribuição eletrônica para o átomo de 35Br
2 2 6 2 6 2 10 5
n Principal Nível de energia 1,2,3,4,5,6,7 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p → distribuição em
l Secundário Subnível de 0,1,2,3 subníveis de energia
energia K=2, L=8, M=18, N=7→ distribuição em níveis de energia
distribuiç
2 2 6 2 6 2 10 2 2 1
m Magnético Orientação -l a +l 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4px 4py 4pz → distribuição
orbital espacial do orbital por orbitais (Regra de Hund)
s Spin Rotação do -1/2 e +1/2
→ Nível ou camada de valência: é a camada ou nível mais
ência:
elétron
externo de um átomo no estado fundamental.
2 5
Ex: 35Br → 4s 4p → n=7
2) Distribuição eletrônica:
Os elétrons de um átomo distribuem-se em níveis e
se
→ Elétrons de valência: ficam representados na camada
ência:
subníveis em ordem crescente de energia, obedecendo o
de valência.
número máximo de elétrons permitidos. 2 5
Ex: 35Br → 4s 4p
Obs1: Cálculo de energia: E= n+L, onde n e L são,
→ Subnível mais energético: é o último na distribuição
distribuiç
respectivamente, os números quânticos principal e
eletrônica em ordem crescente de energia por subnível,
secundário.
que não se encontra necessariamente no nível mais
externo.
Ex: 1s: E= 1+0=1 2s: E= 2+0=2 3s: E= 3+0=3 2 2 6 2 6 2 10 5
Ex: 35Br →1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p
4s: E= 4+0=4
→ Elétron diferenciador: é o último elétron do subnível
2p: E= 2+1=3 3p: E= 3+1=4
mais energético.
4p: E= 4+1= 2 2 6 2 6 2 10 5
Ex: 35Br →1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p → elétron
diferenciador = 5º elétron do subnível p
3d: E= 3+2=5
Obs4: Algumas exceções:
Obs2: No caso da energia ser igual para dois ou mais
Elemento Configuração Configuração
subníveis, o mais energético será o de maior nº quântico
químico teórica verdadeira
principal. 2 9 1 10
Cu (Z=29) ...4s 3d ...4s 3d
2 9 1 10
Camadas Nº quântico Nº total de DIAGRAMA DE Ag (Z=47) ...5s 4d ...5s 4d
2 14 9 1 14 10
principal (n) elétrons PAULING Au (Z=79) ...6s 4f 5d ...6s 4f 5d
2 4 1 5
K 1 2 1s
2 Cr (Z=24) ...4s 3d ...4s 3d
L 2 8
2
2s 2p
6 Para as exceções acima, uma explicação é que um orbital
M 3 18
2 6
3s 3p 3d
10 fica mais estável quando preenchido totalmente ou
2 6 10 semipreenchido (pela metade). Assim, as configurações
N 4 32 4s 4p 4d 5 10 7 14
14 d , d , f e f são muito estáveis.
4f
Quimica I 7

8. Pré-Universit
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Dentre as designações para estados quânticos, as que
→ Representação simplificada da distribuição eletrônica
ão NÃO descrevem um estado característico (permitido) para
utilizando o gás nobre que antecede o elemento, em
tilizando um elétron num átomo são:
relação ao número atômico. A) 1 e 4B) 1 e 5C) 2 e 3D) 3 e 4E) 3 e 5
1
Ex: K19 – [Ar] 4s
V- Classificação Periódica
→ Distribuição eletrônica de íons:
1) Considerações gerais:
- Cátions: fazer a distribuição eletrônica do átomo no
estado fundamental e depois retirar os elétrons para formar a) Organização dos elementos:
o cátion, sendo que os primeiros elétrons a saírem são os
, A tabela periódica atual apresenta os elementos em ordem
da camada de valência. crescente de seus números atômicos.
2 2 6 2 6 2 5 2+ 2 2
Ex: 25Mn → 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d , 25Mn → 1s 2s
6 2 6 5
2p 3s 3p 3d b) Períodos (linhas horizontais) correspondem aos níveis
horizontais)-
ou camadas eletrônicas (São 7: K, L, M, N, O, P, Q)
-Ânions:
Ânions: os elétrons ganhos são adicionados Ex: Potássio está localizado na 4ª linh e possui 4
linha
primeiramente na camada de valência. camadas eletrônicas ocupadas.
2- 2 2 6 2 6
Ex: 16S → 1s 2s 2p 3s 3p
c) Grupos A e B- linhas verticais
18 22 26 30
→ Subníveis teóricos: g , h , i , j Cada grupo está dividido em subgrupos. Os subgrupos
relacionam-se com os níveis de maior energia dos
se
EXERCÍCIOS DE Nº QUÂNTICOS E DISTRIBUIÇÃO elementos.
ELETRÔNICA
→ Subgrupo A - Elementos representativos - subníveis de
1) Determine os valores dos números quânticos principal, maior energia: s ou p. Esse subgrupo recebe nomes
secundário, magnético e spin para: especiais, chamados de famílias.
a) o elétron de maior energia do átomo de Zinco (Z=30):
Subgrupo A Nomes das famílias Subníveis de
b) os elétrons de valência do átomo de Zinco (Z=30):
maior energia
(n=nº do
2) O átomo de um elemento químico tem 14 elétrons no 3º
período)
nível energético. Determine para esse elemento químico: 1
a) Sua distribuição eletrônica em subníveis de energia: 1A ou 1 Metal alcalino ns
2
b) Sua distribuição eletrônica em níveis de energia: 2A ou 2 Metal alcalino terroso ns
2 1
c) O número de elétrons no subnível de maior energia: 3A ou 13 Família do boro ns np
2 2
4A ou 14 Família do carbono ns np
2 3
3) Utilizando o respectivo gás nobre, escreva as 5A ou 15 Família do nitrogênio ns np
2 4
distribuições eletrônicas dos seguintes átomos: 6A ou 16 Calcogênios ns np
3+ 2 5
a)38Srb)24Crc)26Fe 7A ou 17 Halogênios ns np
2 6
8A ou Zero Gases nobres ns np (Exceto
2
4) Um dos elétrons do elemento alumínio apresenta como ou 18 He→ns )
números quânticos: n=2, l=1, m=0. Trata-se, portanto, do:
se,
A) 6º elétronB) 5º elétronC) 7º electron Obs: Subnível de maior energia é o último da distribuição
D) 4º elétronE) 8º elétron eletrônica de subníveis em ordem crescente de energia de
Pauling.
5) Considere as afirmações abaixo: O subgrupo A indica o número de elétrons no último nível.
2 2
I- O elemento químico de Z=30 tem 3 elétrons de valência. Ex: ns np - 4 elétrons - 4A
II- Na configuração eletrônica do elemento químico com Z=
26 há 6 elétrons no subnível d. → Subgrupo B - Elementos de transição
2 3
III- 3s 3p corresponde à configuração dos elétrons de
valência do elemento químico de Z= 35 • Elementos de transição externa - subnível de maior
sição
IV- Na configuração eletrônica do elemento químico de Z= energia: d. Corresponde aos elementos que possuem o
21 há 4 níveis energéticos. subnível de maior energia na penúltima camada (n
(n-1).
Estão corretas somente as afirmações: Subgrupo B Subníveis de maior energia
1
A) I e IIB) I e IIIC) II e IIID) II e IVE) III e IV 3B ou 3 (n-1) d
1)
2
4B ou 4 (n-1) d
1)
3
6) Considere os casos: 5B ou 5 (n-1) d
1)
4
6B ou 6 (n-1) d
1)
n l m 5
7B ou 7 (n-1) d
1)
1 3 2 -2 6
8B ou 8 (n-1) d
1)
2 3 1 0 7
8B ou 9 (n-1) d
1)
3 3 0 -1 8
8B ou 10 (n-1) d
1)
4 3 2 0 9
1B ou 11 (n-1) d
1)
5 3 3 -2 10
2B ou 12 (n-1) d
1)
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2
Obs: distribuição genérica em subníveis de energia - ns •Elementos artificiais: Cisurânicos → Tc, Pm, At e Fr
1 a 10
(n-1) d Transurânicos → todos depois do Urânio
• Elementos de transição interna - subnível de maior •Elementos radioativos: todos a part do Polônio (Z>84),
partir
energia: f. Correspondem aos elementos que possuem o Tc e Pm
subnível de maior energia na antepenúltima camada (n
(n-2). • Um metalóide (ou semimetal) tem aparência física de um
metal, mas tem comportamento químico semelhante ao de
Séries Subníveis de maior um ametal.
energia •Metais: são dons condutores de calor, eletricidade,
1 14
Lantanídeos (todos no 6º (n-2) f ao (n
(n-2) f maleáveis, dúcteis, sólidos, possuem brilho metálic e
metálico
período) - subgrupo 3B elevadas temperaturas de fusão e ebulição.
1 14
Actinídeos (todos no 7º (n-2) f ao (n
(n-2) f •Ametais: são usados como isolantes.
período) - subgrupo 3B •Exceções: Bi- metal mau condutor de corrente elétrica
C grafite- ametal bom condutor de corrente elétrica
2 Iodo sólido e Carbono diamante possuem brilho
Obs1: distribuição genérica em subníveis de energia - ns
1 a 14
(n-2) f
Obs2: Exceções: Lu e Lr não possuem o elétron 5) Propriedades periódicas dos elementos químicos:
diferenciador no subnível f e sim, no subnível d.
Obs3: Os elementos de transição possuem a camada de 5.1) Raio atômico (↓←):
2 Em uma família, o raio atômico aumenta de cima para
valência ns .
baixo, conforme aumenta o número atômico e o número de
2) Relações entre as configurações eletrônicas e as camadas eletrônicas.
posições na Tabela Periódica: 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
3+
cátion. Ex: 13Al>13Al
b) Raio do átomo x raio do ânion:
O raio do átomo sempre é menor que o seu respectivo
2-
ânion. Ex: 16S<16S
c) Série de íons isoeletrônicos:
Numa série de íons isoeletrônicos, terá o maior raio o íon
que tiver o menor número atômico.
+ 3+
Ex: 11Na >13Al
5.2) Eletropositividade ou Caráter metálico (
2) (↓←):
É a capacidade que um átomo possui de doar elétrons, em
3) Estados físicos dos elementos: comparação a outro átomo.
Temperatura: 25ºC e Pressão: 1atm Quanto maior for o raio atômico, maior será a
Líquidos: Hg e Br eletropositividade.
Gasosos: H, F, O, N, Cl e gases nobres
Sólidos: os demais 5.3) Eletronegatividade ou Caráter não metálico (
(↑→):
É a capacidade que um átomo possui de atrair elétrons,
apacidade
4) Classificação dos elementos em: Metais, Semimetais,
) em comparação a outro átomo.
Ametais, Hidrogênio e Gases Nobres: Será mais eletronegativo o elemento que tiver o menor raio
atômico (maior atração núcleo
núcleo-eletrosfera).
O responsável pela capacidade do átomo atrair elétrons é
o núcleo.
O núcleo irá atrair os elétrons para a camada de valência
o
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
Características dos elementos: 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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(2ºPI), 3º potencial de ionização (3ºPI), e assim E) O subnível mais energético não está situado no nível de
sucessivamente. Os valores são crescentes em valência.
decorrência da diminuição do raio e do aumento d
da
atração núcleo-eletrosfera. Assim podemos resumir:
eletrosfera. 4) O terceiro período da Classificação Periódica dos
1ºPI<2ºPI<3ºPI<4ºPI<... elementos contém 8 elementos que, representados pe pelos
seus símbolos e números atômicos, são os seguintes:
5.5) Afinidade eletrônica ou Eletroafinidade (
(↑→): 11Na; 12Mg; 13Al; 14Si; 15P; 16Si; 17Cl; 18Ar
É a energia liberada quando um átomo neutro e isolado Todos apresentam elétrons distribuídos em três níveis de
(na fase gasosa) captura um elétron. energia. Com base nessas informações, é correto afirmar
-
X(g) + e → X (g) + energia que, em relação a tais elementos:
A afinidade eletrônica aumenta conforme diminui o raio
de A) A eletronegatividade diminui com a diminuição de seus
etronegatividade
atômico. raios atômicos.
B) A eletronegatividade aumenta com o aumento de seus
5.6) Reatividade ou Atividade Química (↓← e ↑→):
↓← raios atômicos.
Vários fatores influem nas reações químicas, entretanto, C) O potencial de ionização diminui com o aumento de
para reações comuns, podemos observar o seus raios atômicos.
comportamento das substâncias simples através da D) O potencial de ionização aumenta com o aumeaumento de
classificação periódica: seus raios atômicos.
E) Nem a eletronegatividade nem o potencial de ionização
- Quanto maior a eletropositividade, maior a reatividade dependem da variação de seus raios atômicos.
(↓←)
- Quanto maior a eletronegatividade, maior a reatividade 5) Na classificação periódica, considerando
considerando-se uma
(↑→) sequência de elementos de transição, dispostos em ordem
crescente de números atômicos, pode
pode-se concluir que os
Escala de reatividade dos metais: elétrons vão sendo acrescentados sucessivamente na:
Alc- AlcTerr- Al- Zn- Fe- Ni- Sn- Pb- h- bi- cu- Ag- Hg- Au-
- A) última camada eletrônica
Pt B) penúltima camada eletrônica
C) antepenúltima camada eletrônica
eletropositividade crescente D) última ou penúltima camada eletrônica
E) penúltima ou antepenúltima camada eletrônica
Escala de reatividade dos ametais:
F- O- Cl- Br- I- S 6) Considere as seguintes configurações fundamentais do
último nível de energia (nível de valência) dos átomos
eletronegatividade crescente neutros X e Y:
1 2 5
Átomo X – 2s Átomo Y – 2s 2p
Exemplo: Mg + HgSO4 → MgSO4 + Hg Com base nessas configurações, é possível afirmar que:
e
A) o átomo X é maior que Y.
EXERCÍCIOS DE CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA B) o átomo ganha elétron mais facilmente.
C) o átomo Y perde elétron mais facilmente.
1) Qual é o número atômico do elemento químico do quinto D) ambos são gases nobres.
período da classificação periódica e que apresenta 10 E) X e Y pertencem a períodos diferentes na classificação
elétrons no quarto nível energético? periódica.
A) 22B) 40 C) 38 D) 46 E) 48
7) Um ânion monovalente tem configuração eletrônica
2 2 6
2) Os elementos I, II e III têm as seguintes configurações 1s 2s 2p . O átomo neutro correspondente a este íon
eletrônicas em suas camadas de valência: pertence a um elemento:
2 3 2 5 2
I- 3s 3p II- 4s 4p III- 3s A) alcalino, do 3º período.
Com base nestas informações, assinale a afirmativa B) gás nobre, do 2º período.
errada: C) de transição, do 5º período.
A) O elemento I é um não metal. D) halogênio, do 2º período.
B) O elemento II é um halogênio. E) alcalino terroso, do 3º período.
lino
C) O elemento III é um alcalino terroso.
D) Os elementos I e II pertencem ao terceiro período da 8) Assinale as afirmativas corretas com base na tabela
tabela periódica. periódica, nos elementos químicos e suas propriedades.
E) Os três elementos pertencem ao mesmo grupo da I- O elemento químico cujo elétron diferenciador apresenta
tabela periódica. números quânticos: 3, 2, -1, -1/2, está localizado no 4º
1,
período e no subgrupo 4B.
3) Com relação a um átomo que tem o subnível mais II- Sendo X e Y elementos químicos situados no 3º
5 3+ 1-
energético representado pela notação 3p podemos período, X tem raio iônico menor que Y .
afirmar corretamente: III- A diferença entre as primeiras energias de ionização do
A) Possui 4 níveis de energia ocupados com elétrons. Lítio e do Césio é menor que zero.
B) Possui 5 elétrons de valência. IV- Quando há liberação de energia na adição de um
C) Recebendo 1 elétron completa o subnível de valência.
) elétron a um átomo neutro, o íon resultante é mais estável
D) Seu número atômico é 15. que o átomo original.
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V- O Hidrogênio pertence ao grupo 1ª devido às B) Apenas as afirmativas II e IV são corretas.
semelhanças químicas com os demais membros do grupo. C) Apenas as afirmativas I, III e V são corretas.
D) Apenas as afirmativas I, II e IV são corretas.
s
Marque como resposta uma das opções a seguir: E) Apenas as afirmativas II, III e IV são corretas.
A) Apenas as afirmativas I e II são corretas.
CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS
(Adaptado da Sociedade Brasileira de Química - 1999)
VI- Funções Inorgânicas: P.E. baixo → volátil → Ex: Ex: H2SO4 – P.E.= 340°
C
1ª Função: Ácidos c) Classificação quanto ao nº de hidrogênios ionizáveis:
a) Definição: Segundo Arrhenius, ácido é toda espécie que
+
em solução aquosa libera íons H , com formação do cátion Classificação Exemplos
+
H3O (hidrônio ou hidroxônio). Esse processo é chamado Monoácido ou HCl, HNO3
de reação de ionização. monoprótico
+ -
Diácido ou diprótico H2CO3, H2S
Exemplos: HCl + H2O → H3O + Cl
+
H2SO4 + 2H2O → 2H3O + SO4
2- Triácido ou triprótico H3PO4, H3BO3
Tetraácido ou tetraprótico H4P2O7, H4SiO4
Existem ainda as teorias de Lewis e de Bronsted
Bronsted-Lowry:
Lewis: ácido aceita par de elétrons. d) Classificação quanto à presença de oxigênios /
Bronsted-Lowry: ácido doa próton. Nomenclaturas
b) Volatilidade dos ácidos: • Hidrácidos- ácidos não oxigenados → H + ametal
Nomenclatura: nome do ametal + terminação ÍDRICO. Ex:
P.E. alto → fixo → Ex: HCl – P.E.= -85°
C HCl – ácido clorídrico
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Formulação: Fortes (α praticamente 100%): Hidróxidos formados por
+1 -2
Ex: Ácido sulfídrico → H 2S 1 → H2S matais alcalinos e alcalinos terrosos.
Exemplo: a 18° o NaOH possui α = 95%
C,
• Oxiácidos- ácidos oxigenados → H + ametal + O ou H +
metal (Cr ou Mn) + O ou H + semimetal + O Fracas (α inferior a 5%): Todos os outros hidr
hidróxidos.
Nomenclatura: Ex: HClO2 – ácido cloroso (nox do cloro +3) Exemplo: NH4OH possui α = 1,5%
Nox Prefixo Sufixo
• De acordo com a solubilidade em água:
+1/+2 HIPO OSO
+3/+4 OSO Solúveis: hidróxidos de metais alcalinos e NH4OH.
tais
+5/+6 ICO Pouco solúveis: hidróxidos de metais alcalinos terrosos.
+7 PER ICO Praticamente insolúveis: todos os demais hidróxidos.
Ânion Ácido Ânion Nome Ácido Nome c) Nomenclaturas:
-
ato ico NO3 nitrato HNO3 ácido
• Quando o cátion possui Nox fixo: hidróxido de + nome do
nítrico
- cátion
eto ídrico Cl cloreto HCl ácido
Exemplos:
clorídrico
- NH4OH – hidróxido de amônio
ito oso ClO2 clorito HClO2 ácido
NaOH – hidróxido de sódio
cloroso Zn(OH)2 – hidróxido de zinco
• Quando o cátion possui Nox variável: hidróxido de (nome
e) Classificação quanto à força (grau de ionização): do cátion) + Nox em algarismo romano do cátion ou
hidróxido + nome do metal + os sufixos oso (Nox menor)
HIDRÁCIDOS FORÇA ou ico (Nox maior).
HCl, HBr, HI Forte Exemplos:
HF Semiforte ou moderado Fe(OH)2 – hidróxido ferroso ou hidróxido de ferro II
Outros Fraco Pb(OH)4 – hidróxido plúmbico ou hodróxido de chumbo IV
CuOH – hidróxido cuproso ou hidróxido de cobre I
OXIÁCIDOS FORÇA
3ª Função: Sais
Nº O – Nº Hi
3 Forte
a) Definição: Sais são compostos iônicos que possuem,
2 Forte +
pelo menos, um cátion diferente de H e um ânion
1 Semiforte ou moderado -
diferente de OH .
0 Fraco Metal + radical do ácido → Sal
2ª Função: Bases b) Principal processo de obtenção: São obtidos através
das reações de neutralização ou salificação. O cátion da
a) Definição: São compostos que apresentam o ânion base e o ânion do ácido formam o sal.
- +
hidroxila (OH ) ligado a cátion metálico ou amônio (NH4 ). ÁCIDO + BASE → SAL + ÁGUA
Exemplos: NaOH, NH4OH
Segundo Lewis: doam par de elétrons. c) Classificação e Nomenclaturas:
ação
Segundo Bronsted-Lowry: aceitam próton.
Lowry:
• Sal normal ou neutro – Reação de neutralização total:
Obs1: Os hidróxidos são compostos iônicos e, por isso, Dizemos que uma reação é de neutralização total quando
quando dissolvidos em água, ocorre dissociação iônica + -
todos os H do ácido reagem com todos os OH da base.
(Teoria de Arrhenius). Exemplos: NaOH + H2O → NaCl + H2O
+ -
Ex: NaOH(s) → Na (aq) + OH (aq) Ca(OH)2 + 2HNO3 → Ca(NO3)2 + 2H2O
Obs2: Apenas uma base resulta de uma reação de Nomenclatura de sais neutros:
ionização e não de uma dissociação iônica. É o hidróxido A nomenclatura dos ânions é feita trocando
trocando-se a
de amônio ou amoníaco. terminação do nome do ácido:
+ -
NH3(g) + H2O(l) ↔ NH4 (aq) + OH (aq)
Por uma questão de simplicidade, a representação é como ÀCIDO ÂNION
NH4OH, embora seja uma solução aquosa de NH3(g). ÍDRICO ETO
OSO ITO
b) Classificação dos hidróxidos: ICO ATO
• De acordo com o nº de hidroxilas: Exemplos:
Monobase → Ex: NaOH, Dibase →Ex: Ca (OH)2, Tribase
Ex:
→Al(OH)3, Tetrabase →Ex: Pb(OH)4 2KOH + H2S → K2S + H2O
H2S – ácido sulfídrico
α):
• De acordo com o grau de dissociação (α): K2S – sulfeto de potássio
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Al(OH)3 + 3HBrO3 → Al(BrO3)3 + 3H2O São óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um
HBrO3 – ácido brômico metal com baixo número de oxidação (+1 e +2). Os óxidos
Al(BrO3)3 – bromato de alumínio básicos possuem estrutura iônica devido à diferença de
eletronegatividade entre o metal (que é baixa) e o oxigênio
• Sal ácido ou hidrogenossal – Reação de neutralização (que é alta), por terem este caráter iônico apresentam
parcial do ácido: estado físico sólido.
Quando um di, tri ou tetrácido reage com uma base e nem Exemplos:
todos os hidrogênios ionizáveis são neutralizados. Na2O - óxido de sódio
Exemplos: CaO - óxido de cálcio
NaOH + H2CO3 → NaHCO3 + H2O CuO - óxido de cobre(II) (óxido cúprico)
H2CO3 – ácido carbônico Cu2O - óxido de cobre(I) (óxido cuproso/cuprita)
NaHCO3 – hidrogenocarbonato de sódio ou carbonato FeO - óxido de ferro(II) (óxido ferroso)
ácido de sódio ou bicarbonato de sódio
Reações:
LiOH + H3PO4 → LiH2PO4 + H2O
H3PO4 – ácido fosfórico Reagem com a água formando uma base e com ácidos
LiH2PO4 – dihidrogenofosfato de lítio ou fosfato diácido de formando sal e água (neutralizando o ácido).
lítio Exemplos:
Na2O + H2O 2NaOH
• Sal básico ou hidroxissal – Reação de neutralização CaO + H2O Ca(OH)2
parcial da base Na2O + 2HNO3 2NaNO3 + H2O
Quando uma di, tri ou tetrabase reage com um ácido e 3FeO + 2H3PO4 Fe3(PO4)2 + 3H2O
nem todas as hidroxilas são neutralizadas.
Exemplos: • Óxidos Ácidos ou Anidridos
Ca(OH)2 + HClO2 → Ca(OH)ClO2
HClO2 – ácido cloroso São óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um
Ca(OH)ClO2 – hidroxiclorito de cálcio ou clorito básico de ametal ou metal com alto número de oxidação (nox +5 +6
cálcio +7) . Possuem estrutura molecular, pois a diferença de
eletronegatividade entre o oxigênio e o outro elemento não
Fe(OH)3 + HMnO4 → Fe(OH)2MnO4 + H2O é tão grande. Resultam da desidratação dos ácidos e, por
HMnO4 – ácido permangânico isso, são chamados anidridos de ácidos.
Fe(OH)2MnO4 – dihidroxipermanganato de ferro III ou Exemplos:
permanganato dibásico de ferro III CO2 óxido de carbono IV ou dióxido de (mono)carbono ou
anidrido carbônico
d) Teoria de Arrhenius: Os sais são compostos iônicos e SO2 óxido de enxofre IV ou dióxido de (mono)enxofre ou
quando dissolvidos em água, ocorre dissociação iônica. anidrido sulfuroso.
Exemplos: SO3 óxido de enxofre VI ou trióxido de (mono)enxofre ou
LiF(s) → Li(aq) + F(aq) anidrido sulfúrico.
+ -
NaCl(s) → Na (aq) + Cl (aq) Cl2O óxido de cloro I ou monóxido de dicloro ou anidrido
+ -
KNO3(s) → K (aq) + NO3 (aq) hipocloroso.
Cl2O7 óxido de cloro VII ou heptóxido de dicloro ou anidrido
e) Características ácido-base das soluções salinas:
base perclórico.
Observar a força do ácido e da base que deram origem ao Reações:
sal.
•Ácido forte + Base fraca → solução ácida (pH<7)
ão → Reagem com água formando um ácido oxigenado e com
Exemplo: NH4NO3 bases formando sal e água (neutralizando a base).
•Ácido fraco + Base forte → solução básica (pH>7)
ão → Exemplos:
Exemplo: KCN SO2 + H2O H2SO3
•Ácido forte + base forte → solução neutra (pH=7)
ão → P2O5 + 3H2O 2H3PO4
Exemplo: NaCl SO2 + 2KOH K2SO3 + H2O
•Ácido fraco+ Base fraca → deve-se avaliar os valores
se de N2O3 + Ba(OH)2 Ba(NO2)2 + H2O
Ka e Kb através de dados experimentais.
• Óxidos Anfóteros
4ª Função: Óxidos
São óxidos de metais de transição e semisemi-metais, que
a) Definição: São compostos binários em que o oxigênio é apresentam número de oxidação igual a 3+ ou 4+, capazes
o elemento mais eletronegativo. de reagir tanto com ácidos quanto com bases, fornecendo
Exceções: OF2 ou O2F2 sal e água. Por possuírem propriedades intermediárias
entre os óxidos ácidos e os óxidos básicos, podem se
b) Classificação e Nomenclaturas: comportar como óxidos ácidos e como básicos. A estrutura
dos óxidos anfóteros pode ser iônica ou molecular.
• Óxidos Básicos
Exemplos:
SnO óxido de estanho II
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SnO2 óxido de estanho IV São associações de uma molécula de O2 (oxigênio
-2
Fe2O3 óxido de ferro III atômico) com uma de O2 (peróxido), assim, o oxigênio
ZnO óxido de zinco tem nox igual a -1/2.
Al2O3 óxido de alumínio Exemplos:
Na2O4 ou NaO2 superóxido de sódio
Observação: Os óxidos de Pb, Zn, As, Sb e Sn,
independente de seus números de oxidação, são EXERCÍCIOS DE FUNÇÕES INORGÂNICAS
classificados como óxidos anfóteros.
1- Indicadores são substâncias que apresentam a
Reações: propriedade de mudar de cor em função da acidez ou
basicidade do meio em que se encontram. Em três
Reagem com ácidos formando sal e água (o metal do experimentos diferentes, misturou
misturou-se uma solução aquosa
óxido torna-se o cátion do sal), e com bases formando sal
se de HCl com uma solução aquosa de NaOH. As soluções
e água também (neste caso o metal formador do óxido de ambos os reagentes apresentavam a mesma
bos
torna-se o ânion do sal). Exemplos: concentração em mol/L. Após a mistura acrescentou
acrescentou-se
ZnO + H2SO4 ZnSO4 + H2O um determinado indicador, obtendo
obtendo-se os seguintes
ZnO + 2KOH K2ZnO2 + H2O resultados:
Al2O3 + 6HCl 2AlCl3 + 3H2O
Al2O3 + 2NaOH 2NaAlO2 + H2O Experi- Experi- Experi-
Alguns dos ânions formados são: mento 1 mento2 mento 3
-2
ZnO2 zincato
-
AlO2 aluminato Reagentes 2mL de 2mL de 2mL de
-2
SnO2 estanito HCl + HCl + HCl +
-2
SnO3 estanato 1mL de 2mL de 3mL de
-2
PbO2 plumbito NaOH NaOH NaOH
-2
PbO3 plumbato
-3
AsO3 arsenito
-3
AsO4 arseniato Cor do amarelo verde azul
indicador
• Óxidos Neutros
a) Considerando esses três experimentos, que cor esse
São óxidos que não apresentam características ácidas indicador apresentará em contato com o suco de limão,
nem básicas. Não reagem com água, nem com ácidos, que possui uma apreciável concentração de substâncias
nem com bases. O fato de não apresentarem caráter ácido ácidas? Justifique.
ou básico não significa que sejam inertes. São formados
m b) Que cor apresentará o indicador se misturarmos os
por não-metais ligados ao oxigênio, e geralmente
metais reagentes do experimento 1 com os reagentes do
apresentam-se no estado físico gasoso. Alguns exemplos:
se experimento 3? Justifique
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 → 2FeCl3 + FeCl2 +
4H2O
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
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Tabela de radicais (ânions)
Halogênios Carbono Nitrogênio
- - -
F Fluoreto CN Cianeto NO2 Nitrito
- - -
Cl Cloreto CNO Cianato NO3 Nitrato
- -
Br Brometo CNS Tiocianato - Azoeto ou
- - N3 azida
I Iodeto C2H3O2 Acetato
- 2- 3-
ClO Hipoclorito CO3 Carbonato N Nitreto
- -
ClO2 Clorito HCO3 Bicarbonato
- -
ClO3 Clorato HCO2 Formiato
- 2-
ClO4 Perclorato C2O4 Oxalato
- 3-
BrO Hipobromito [Fe(CN)6] Ferricianeto
- 4-
BrO3 Bromato [Fe(CN)6] Ferrocianeto
-
IO Hipoiodito 4- Carbeto ou
- C
IO3 Iodato metaneto
-
IO4 Periodato 2- Carbeto ou
C2
acetileto
Tabela de Solubilidade para Compostos Inorgânicos
Fósforo Enxofre Outros
- 2- -
PO3 Metafosfato S Sulfeto MnO4 Permanganato
- 2- 2-
H2PO2 Hipofosfito SO4 Sulfato MnO4 Manganato
2- 2- 2-
HPO3 Fosfito SO3 Sulfito MnO3 Manganito
3- -
PO4 Fosfato HSO4 Bissulfato OH- Hidróxido
3- - -
P Fosfeto HSO3 Bissulfito H Hidreto
4- 2- 2-
P2O7 Pirofosfato S2O3 Tiossulfato O Óxido
4- 2- 2-
P2O6 Hipofosfato S2O4 Hipossulfito SiO3 Metassilicato
2- 4-
S2O8 Perssulfato SiO4 Silicato
2- 2-
S4O6 Tetrationato CrO4 Cromato
- 2-
SCN Tiocianato Cr2O7 Dicromato
2- -
S2O6 Hipossulfato AlO2 Aluminato
2- 2-
S2O7 Pirossulfato SiO3 Metasilicato
2-
SiF6 Fluorsilicato
2-
ZnO2 Zincato
2-
PbO2 Plumbito
2-
PbO3 Plumbato
2-
SnO2 Estanito
3-
AsO3 Arsenito
3-
AsO4 Arseniato
3-
SbO3 Antimonito
3-
SbO4 Antimoniato
2-
SnO3 Estanato
3-
BO3 Borato
FUNÇÕES SOLUBILIDADE EM ÀGUA EXCEÇÕES
ÁCIDOS Em geral solúveis -
HIDRÓXIDOS Em geral insolúveis Hidróxidos alcalinos e hidróxidos de amônio
SAIS
Nitratos, Cloratos, Acetatos Solúveis -
+ 2+ 2+
Cloretos, Brometos, Iodetos Solúveis Ag , Hg2 , Pb
2+ 2+ 2+ 2+
Sulfatos Solúveis Ca , Sr , Ba , Pb
Sulfetos Insolúveis Sulfetos alcalinos e de amônio
Outros sais Insolúveis Alcalinos e de amônio
ÓXIDOS
Óxidos metálicos Em geral insolúveis Óxidos alcalinos, alcalino terrosos e de
metais com Nox elevado (reagem com
água)
Óxidos de não metais Em geral solúveis (reagem -
com água)
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VII- Ligações Químicas: 5A 3-
6A 2-
Objetivo: Alcance de estabilidade eletrônica, como no caso 7A 1-
dos gases nobres, seguindo a regra do dueto ou octeto.
1) Ligação Iônica ou Eletrovalente: d) Principais características dos compostos iônicos:
Onde ocorre transferência de elétrons, com formação de • São sólidos cristalinos, à temperatura ambiente.
cátions e ânions. • Possuem elevados PF e PE.
• São condutores de eletricidade quando fundidos ou em
Ocorrência: Metal + Ametal, Metal + Hidrogênio e Metal +
tal solução aquosa.
Semimetal • São geralmente solúveis em solventes polares
(eletropositivo + eletronegativo)
Obs3: Dissociação iônica: separação de íons pela fusão ou
Obs1: Não há formação de molécula, mas de íon fórmula. por ação do solvente.
+ - + -
Obs2: As substâncias formadas por Metal + Hidrogênio são X Y →X +Y
-1
chamadas de hidretos metálicos (H ).
2) Ligação Covalente ou Molecular:
a) Formulações: Onde ocorre emparelhamento eletrônico entre átomos que
precisam receber elétrons (eletronegativo +
- Fórmula eletrônica ou de Lewis: eletronegativo).
..
+
[X] [:Y:]
- Ocorrência: Ametal + Ametal, H + Ametal, H + H,
•• Semimetal + Ametal, H + Semimetal, Composto orgânicos
Compostos
- Íon fórmula: XY
a) Características:
Conhecendo a valências dos elementos cujos átomos vão • Quando dois ou mais átomos se unem por covalência há
se ligar para formar um composto iônico, podemos formação de moléculas.
descobrir o íon fórmula. Para isso, escrevemos os • Os elétrons de cada par compartilhado possuem spins
símbolos na ordem crescente de eletronegatividade, de opostos e localizam-se no mesmo orbital molecular,
se
modo que o índice de um corresponda à valência do outro: resultante da fusão de dois orbitais atô
atômicos.
2 2 6 2 6 2 b) Subgrupo x valência
20Ca:1s 2s 2p 3s 3p 4s
Família 2 (2A) (metal)
Perde 2 elétrons → valência 2 4A 5A 6A 7A
4c.s. 3c.s. 2c.s. 1c.s.
15P:
2
1s 2s 2p 3s 3p
2 6 2 3 0c.d. 1c.d. 2c.d. 3c.d
Família 15 (5A) (não metal)
Recebe 3 elétrons → valência 3 Obs1: c.s. → covalente simples
c.d. → covalente dativa
Então:
• Covalente simples ou normal: cada átomo envolvido
Ca valência 2 / P valência 3 → Ca3P2 participa com um elétron desemparelhado na formação do
par eletrônico.
Outro exemplo: • Covalente dativa ou coordenada: o átomo já estabilizado
e com pares de elétrons disponíveis compartilha esses
Mg valência 2 / O valência 2 com outros átomos.
→ Mg2O2 → MgO
Obs2: - Elementos iguais só estabelecem ligações para
Esquema: (Cátion )y(Ânion )x
x+ y- formar substâncias simples (Cl2, O2, ...).
- O átomo central é normalmente: o que vem na
O nº de elétrons cedidos é igual ao nº de elétrons frente da molécula; o que faz o maior nº de ligações
recebidos, resultando num composto de carga elétrica total covalente simples; o menos eletronegativo da fórmula.
nula.
c) Formulações:
b) ∆E > 1,7 → caráter iônico
Quanto maior a diferença de eletronegatividade, maior o - Fórmula eletrônica ou de Lewis:
caráter iônico da ligação. xx
H • xCl xx
c) xx
Subgrupo Carga do íon - Fórmula estrutural plana: H
H-Cl
- Fórmula molecular: HCl
1A 1+
2A 2+ d) ∆E < 1,7 → caráter covalente
áter
3A 3+
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e) Tipos de ligações: 4) Polaridade, Solubilidade e Forças Intermoleculares:
- Ligação dupla. Ex: O=O (O2) a) Polaridade de ligações:
- Ligação tripla. Ex: N=N (N2) Observar a existência ou não de diferença de
- Ligação sigma (σ): é a primeira covalência observada eletronegatividade entre os átomos que participam da
entre dois átomos. ligação covalente.
- Ligação pi (π): é a segunda e a terceira ligações
estabelecidas entre dois átomos. ∆E=0 → ligação covalente apolar
ção
∆E≠0 → ligação covalente polar
ção
f) Formulação de ácidos inorgânicos oxigenados: HxEOy
- E é o elemento central. b) Polaridade de moléculas:
- O liga-se ao elemento central. As moléculas podem ser classificadas em polares ou
- H liga-se preferencialmente com o O. apolares. Devemos observar:
• A diferença de eletronegatividade entre os átomos.
a
Exemplo: H-O-N=O • A geometria molecular.
↓ • Vetor momento dipolar resultante ( R).
(µ
O -Se ∆E=0 para todas as ligações, a molécula será apolar,
E=0 liga
g) Algumas exceções à regra do octeto: qualquer que seja a sua geometria ( R=0). Ex: H2, N2, O3,
(µ
- O Berílio fica estável com 4 elétrons na camada de CS2.
valência. -Se ∆E≠0 entre os átomos, a molécula poderá ser polar ou
- O Boro fica estável com 6 elétrons na camada de apolar, dependendo de sua geometria e do momento
valência. dipolar resultante (µR).
- O Alumínio fica com 6 elétrons na camada de valência.
- O Fósforo fica com 10 elétrons na camada de valência. Assim:
- O Enxofre fica com 12 elétrons na camada de valência. µR=0 → molécula apolar (moléculas simétricas).
- O Nitrogênio e o Cloro ficam com 7 elétrons na camada Ex: CO2, BF3, CCl4, hidrocarbonetos
de valência. µR≠0 → molécula polar (moléculas assimétricas).
- O Xenônio (gás nobre de raio grande) fica com 10 ou 12 Ex: HCl, H2O, SO2, CHCl3
elétrons na camada de valência.
c) Solubilidade: “semelhante dissolve semelhante”
h)
Ligação covalente polar (∆E≠0) ocorre entre átomos de
0) • Substâncias polares tendem a se dissolver em solventes
eletronegatividades diferentes, formando: polares (misturas homogêneas). Ex: NaCl e H2O, etanol e
no átomo mais eletronegativo → δ - (carga parcial) H2O
no átomo menos eletronegativo → δ + (carga parcial) • Substâncias apolares tendem a se dissolver em
polares
Ex: HCl, H2O solventes apolares (misturas homogêneas). Ex: gasolina e
querosene, CS2 e S8
Ligação covalente apolar (∆E=0) ocorre entre átomos de
E=0)
eletronegatividades iguais. Obs:
Ex: O2, N2 • soluto polar molecular + solvente polar → ionização
• soluto iônico + solvente polar → dissociação
3) Geometria Molecular:
• substância polar + solvente apolar ou substância apolar +
solvente polar formam misturas heterogêneas.
Nº de Pares Geometria Exemplos
átomos na eletrônicos d) Forças intermoleculares:
molécula livres do átomo São forças de atração entre as moléculas. São
central responsáveis pelo estado físico das substâncias.
2 Ausência LINEAR Cl2, HF
(átomos • Forças de Van der Waals, Dipolo Momentâneo
Momentâneo-Dipolo
iguais ou Induzido ou London:
diferentes) São forças fracas que ocorrem entre moléculas apolares
ou entre átomos de gases nobres. Têm Têm-se a formação
3 Ausência LINEAR CO2, HCN momentânea de pólos, devido à deformação da nuvem
3 Presença ANGULAR H2O, SO2 eletrônica de uma molécula acarretada pela ação do
núcleo positivo da molécula vizinha. Ex: I2(s), CO2(s).
4 Ausência TRIGONAL SO3, CH2O
• Forças Dipolo-Dipolo ou Dipolo Permanente:
Dipolo
4 Presença PIRAMIDAL NH3,
São forças intermediárias que ocorrem entre moléculas
SOCl2
polares, justificando a atração existente entre elas. O pólo
,
5 Ausência TETRAÉDRI CH4, positivo de uma molécula atrai o pólo negativo da outra
CA CHCl3 molécula. Ex: HCl, H2S, SO2.
• Ligação de Hidrogênio
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É um exemplo extremo da interação dipolo
dipolo-dipolo, e ocorre substâncias polares são miscíveis em solventes polares e
em moléculas polares que apresentam átomos de as apolares em solventes apolares. Ex: H2O e NH3
hidrogênio ligados a átomos de F, O e N, que são c) Substâncias covalentes (formadas por ligação
altamente eletronegativos. Ex: H2O, NH3, HF covalente- macromoléculas): sólidas, PF/PE elevados elevados,
insolúveis em quase todos os solventes, não condutores
• Forças Intermoleculares e os pontos de fusão e ebulição: de corrente elétrica, exceto o C grafite. Ex: C diamante
1º- Quanto maior a intensidade de interação, maiores os
PF e PE: d) Substâncias metálicas (formadas por ligação metálica):
sólidas, PF/PE elevados, condutores de corrente elétrica
Dipolo Induzido < Dipolo-Dipolo < Lig. de Hidrogênio
Dipolo no estado sólido. Ex: W (tungstênio)
Ex: HF > SO2> O2
Obs1: Hg é o único metal líquido à temperatura ambiente.
2º Em moléculas com o mesmo tipo de interação, quanto
maior a massa molecular, maiores os seus PF e PE. Obs2: Eletrólitos são substâncias condutoras de corrente
Ex: CCl4> CH4 elétrica em solução aquosa. Ex: ácidos (moleculares),
hidróxidos e sais (iônicos)
Obs1: Analisando os compostos orgânicos de mesma
interação intermolecular e mesma massa molecular, terá 7) Orbitais Ligantes:
os maiores PF e PE a molécula que apresentar o menor nº
de ramificações. Ex: butano >metilpropano a) Sem formação de híbridos:
Obs2: Em relação aos álcoois, à medida que a cadeia Exemplos:
carbônica (R) aumenta, diminui a solubilidade em água. H-Cl → uma ligação do tipo σ s-p
O=O → uma ligação do tipo σ p-p e uma ligação do tipo π
ão
Obs3: Assim como os alcoóis, outras substâncias podem p-p
ser solúveis em água (polar) e em solventes apolares, por
possuírem uma parte da cadeia polar e outra apolar. Ex: Obs: Toda ligação π é do tipo p
p-p.
sabões e detergentes
b) Com formação de híbridos:
5) Ligação Metálica:
É a ligação que ocorre entre metais iguais ou diferentes. Caso 1: Carbono – estabelece 3 diferentes híbridos:
Os metais possuem característica de perder elétrons, |
3
Assim, em uma barra metálica, os átomos dos metais - C - → 4 ligações do tipo sp
cedem seus elétrons de valência formando cátions |
ordenados em uma estrutura cristalina. Os elétrons
rdenados
cedidos geram uma nuvem eletrônica que rodeia os |
2
cátions metálicos, formando um “mar de elétrons”, - C = → 3 ligações do tipo sp e 1 ligação π do tipo p-p
ões
responsáveis pelas principais características metálicas,
como: condutividade elétrica e térmica e brilho me
metálico. - C = ou = C = → 2 ligações do tipo sp e 2 ligações π do
ões
tipo p-p
O cristal de um metal é poliatômico e devemos representá
representá-
3
lo corretamente assim: Xn, mas por uma questão de Ex: CH4 – 4 ligações σ s-sp
simplicidade representamos somente o símbolo X. Ex: Fen CO2 – 2 ligações σ p-sp e 2 ligações π
sp
2 2 2
ou Fe. H2C = CH2 – 4 ligações σ s-sp , 1 ligação σ sp -sp e 1
ligação π
Exemplos de ligas metálicas:
3 2
• latão – Cu + Zn Caso 2: Silício – forma híbridos sp , sp e sp, assim como
• bronze – Cu + Sn o carbono.
• aço – Fe + C
3
• amálgama – Hg + Ag + Sn Ex: SiH4 – 4 ligações σ s-sp
• ouro 18 quilates – Au + Cu
2
Caso 3: Boro – forma 3 ligações σ do tipo sp .
6) Principais Características das Substâncias:
2
Ex: BH3 – 3 ligações σ s-sp
2
a) Substâncias iônicas (formadas por ligação iônica): BCl3 – 3 ligações σ p-sp
sólidas, PF/PE elevados, condutoras de corrente elétrica
em solução aquosa (dissociação iônic iônica) ou fundidas Caso 4: Berílio – forma duas ligações σ do tipo sp.
(estado líquido), solúveis em solventes polares (misturas
homogêneas). Ex: NaCl, CaO Ex: BeH2 – 2 ligações σ s-sp
sp
BeCl2 – 2 ligações σ p-sp
b) Substâncias moleculares (formadas por ligação
covalente - moléculas discretas): líquidas ou gasosas,
PF/PE baixos, não conduzem eletricidade, exceto os EXERCÍCIOS DE LIGAÇÕES QUÍMICAS
ácidos em solução aquosa (reação de ionização), as
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1) Um elemento metálico forma com o enxofre um
composto de fórmula M2S3. A fórmula do composto b) Decomposição ou Análise: AB → A + B
formado pelo elemento metálico (M) com o cloro será: Decomposição total: todos os produtos são substâncias
A) MCl2 C) M2Cl simples.
B) MCl D) MCl3 Decomposição parcial: dentre os produtos encontramos
substâncias compostas.
2) Apesar da posição contrária de alguns ortodontistas,
está sendo lançada no mercado internacional a “chupeta Reações de decomposição importantes:
anticárie”. Ela contém flúor, um já consagrado agente
ie”.
anticárie e xylitol, um açúcar que não provoca cárie e NH4OH → NH3 + H2O KBrO3→ KBr + 3/2 O2
estimula a sucção do bebê. Considerando que o flúor ∆
utilizado para esse fim aparece na forma de fluoreto de H2CO3 → H2O + CO2 H2SO3 → SO2 + H2O
sódio (NaF), a ligação química existente entre o sódio e o KClO3→ KCl + 3/2 O2 NH4NO2 → N2 + 2 H2O
flúor é denominada: ∆ ∆
A) iônica C) dipolo-dipolo
B) metálica D) covalente apolar Obs: As decomposições podem receber nomes especiais:
Pirólise- decomposição pelo calor (
(∆)
3) Escreva a fórmula eletrônica de Lewis e o íon fórmula Fotólise- decomposição pela luz (
(λ)
do composto resultante da combinação do metal alcalino Eletrólise- decomposição pela eletricidade
do 4º período e o calcogênio do 2º período.
cogênio
c) Deslocamento ou Simples Troca:
4) Considere as propriedades: Ocorre quando uma substância simples reage com uma
I- elevado ponto de fusão substância composta e “desloca”, desta última, uma nova
II- brilho metálico substância simples.
III- boa condutividade elétrica no estado sólido AB + C → AC + B ou AB + C → BC + A
IV- boa condutividade elétrica em solução aquosa
Este tipo de reação obedece a fila de reatividade.
São propriedades características de compostos iônicos: Regra Geral: Metais- quanto maior a eletropositividade
A) I e II C) II e III E) III e IV maior a reatividade.
B) I e IV D) II e IV Ametais- quanto maior a eletronegatividade
maior a reatividade.
5) Assinale a alternativa que apresenta APENAS
moléculas contendo geometria piramidal: Escala de Reatividade Química (Ordem Decrescente)
A) BF3 – SO3 – CH4 Metais: 1A, 2A, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Hg,
B) SO3 – PH3 – CHCl3 Ag, Au, Pt, Pd
C) NCl3 – CF2Cl2 – BF3 Ametais: F > O > Cl > Br > I > S > C
D) POCl2 – NH3 – CH4
E) PH3 – NCl3 – PHCl2 Reações de deslocamento importantes:
6) O gás amoníaco e o gás carbônico são duas • metal + ácido → sal + H2 Ex: Na + HCl → NaCl + H2(g)
importantes substâncias químicas. O gás amoníaco (NH3)
é uma substância incolor de cheiro sufocante, utilizado em Obs: No caso de um metal ter vários valores de Nox, na
s:
processo de refrigeração. O gás carbônico (CO2), formado reação com ácidos com liberação de hidrogênio forma
forma-se o
na combustão completa de materiais orgânicos, é utilizado
e sal do metal com menor Nox.
em extintores de incêndio, entre outras aplicações. A Ex: Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2
respeito das moléculas desses dois compostos, assinale a
opção correta: Os metais menos reativos que o hidrogênio não podem
A) O CO2 é constituído por moléculas polares e é bastante deslocar hidrogênios dos ácidos.
solúvel em água.
B) O CO2 é constituído por moléculas apolares e é pouco • metal + H2O → hidróxido + H2 – os metais alcalinos e os
solúvel em água. metais alcalinos terrosos, por apresentarem elevada
C) O NH3 é constituído por moléculas polares e é pouco reatividade conseguem deslocar o hidrogênio da água.
solúvel em água. Ex: Na + H2O → NaOH + ½ H 2
D) O NH3 é constituído por moléculas apolares e é
bastante solúvel em água. • metal + sal → metal + sal
E) Ambos os gases não se dissolvem na água. Ex: Na + AgNO3 → NaNO3 + Ag
0 + + 0
Equação Iônica: Na + Ag → Na + Ag (reação redox)
VIII- Reações Inorgânicas:
• ametal + sal → sal + ametal
1) Principais tipos de reações inorgânicas: Ex: F2 + 2 NaCl → 2 NaF + Cl2
0 - - 0
Equação Iônica: F2 + 2 Cl → F + Cl2 (reação redox)
a) Síntese ou Adição: A + B → AB
Síntese total: todos os reagentes são substâncias simples. d) Reação de Dupla Troca: AB + CD → AD + BC
Síntese parcial: quando dentre os reagentes encontramos
substâncias compostas.
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As principais reações de dupla troca são as neutralizações, (carbonatos de metais 1ª ∆
que podem ser totais ou parciais: Ácido + Base → Sal + não calcinam)
H2O 17- bicarbonatos → óxido Ca(HCO3)2 → CaO + 2 CO2↑ +
metálico + CO2 + H2O H2O
Obs: São reações REDOX → algumas reações de síntese,
reaç 18- bicarbonatos (1A) → 2 NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 +
carbonato + CO2 + H2O H2O (fermento)
algumas reações de análise e todas as reações de
19- clorato → cloreto + O2↑ 2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2↑
deslocamento. As reações de dupla troca NÃO são (∆)
REDOX. 20- ácido + sal → ácido + sal 2 HCl + CaCO3 → CaCl2 + CO2↑
+ H2O
A Oxidação pode ocorrer em três circunstâncias: quando
r 21- hidróxido + sal → NaOH + NH4Cl → NaCl +
se adiciona oxigênio à substância, quando uma substância hidróxido + sal NH4OH
perde hidrogênio ou quando a substância perde elétrons. NH4OH → NH3↑ + H2O
Exemplo: as saladas de frutas tendem a se escurecer 22- sal + sal → sal + sal NaCl + AgNO3 → NaNO3 +
quando entram em contato com o ar, isso porque o OBS: As reações 20, 21 e 22 AgCl↓
oxigênio age promovendo a oxidação das frutas. Uma dica só ocorrem se houver
para que isso não ocorra é adicionar suco de limão ou formação de gás (↑) ou
precipitado (↓).
laranja, pois a vitamina C presente nas frutas cítricas Precipitados: BaSO4,
impede a ação oxidante do oxigênio sobre a salada. CaCO3, BaCO3 e AgCl
OBS: NaHCO3 + H2O →
A Redução, por sua vez, é o inverso e ocorre t
, também de NaOH + CO2↑+ H2O
três maneiras: quando uma substância perde oxigênio, sal de solução básica (pH >
quando ganha hidrogênio ou quando ganha elétrons. 7)
Exemplo: Quando o Óxido de Cobre (negro) é colocado 23- decomposição do ácido H2CO3 → CO2↑ + H2O
em aparelhagem apropriada (câmara) para que ocorra sua carbônico (instável)
redução o Gás Hidrogênio entra em contato com o Óxido
tato 24- hidreto + água → base + KH + H2O → KOH + H2↑
de Cobre super aquecido e, como resultado, ele perde H2↑
oxigênio e vai aos poucos se tornando rosa, pois está 25- carbetos (metal + C) + CaC2 + 2 H2O → Ca(OH)2 +
água → base + C2H2 (etino)
sendo reduzido a Cobre. hidrocarboneto
26- sulfeto* + O2 → metal + HgS + O2 → Hg + SO2↑
As reações também podem ser: SO2↑ Sulfeto: HgS (cinábrio)
• endotérmicas (com absorção de calor) ou exotérmicas Ustulação dos sulfetos
(com liberação de calor); (combustão)
• rápidas ou lentas; *sulfetos de metais nobres
• reversíveis ou irreversíveis. 27- sulfeto* + O2 → óxido ZnS + O2 → Zn + SO2↑
metálico + SO2↑ Sulfetos: ZnS (blenda), PbS
REAÇÕES INORGÂNICAS EXEMPLOS *sulfetos de metais não (galena), FeS2 (pirita)
1- óxido ácido + água → CO2 + H2O → H2CO3 nobres
oxiácido
2- óxido ácido + base → sal CO2 + 2 NaOH → Na2CO3 + 2) Balanceamento de equações:
+ água H2O Lei de Lavoisier ou Lei de Conservação das Massas
3- óxido básico + água → CaO + H2O → Ca(OH)2
base Basicamente existem dois métodos para fazer o
4- óxido básico + ácido → CaO + 2 HCl → CaCl2 + H2O balanceamento; o das tentativas e o de oxirredução.
sal + água
5- óxido ácido + óxido básico CO2 + CaO → CaCO3 2.1- Método das tentativas:
→ sal
N2 + H2 → NH3
6- peróxido + água → base + CaO2 + 2 H2O → Ca(OH)2 +
água oxigenada H2O2
N2 + H2 → 2 NH3
7- peróxido + ácido → sal + CaO2 + H2SO4 → CaSO4 → N2 + 3 H2 → 2 NH3
água oxigenada H2O2
8- superóxido + água → CaO4 + 2 H2O → Ca(OH)2 + Outra equação:
base + H2O2 + O2↑ H2O2 + O2↑ C2H6O + O2 → CO2 + H2O
9- superóxido + ácido → sal CaO4 + H2SO4 → CaSO4 + H2O2 2 C2H6O + O2 → CO2 + 6 H2O
+ H2O2 + O2↑ + O2↑ 2 C2H6O + O2 → 4 CO2 + 6 H2O
10- decomposição do H2O2 → H2O + ½ O 2↑ (presença 2 C2H6O + 6 O2 → 4 CO2 + 6 H2O
peróxido de hidrogênio de luz)
11- ácido + base → sal + 3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 → Simplificando: C2H6O + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O
água Al2(SO4)3 + 6 H2O
12- ácido + metal (+ativo) → 2 Na + 2 HCl → 2 NaCl + H2↑
Algumas considerações:
sal + H2↑
13- ácido + halogênio → 2 HBr + Cl2 → 2 HCl + Br2
ácido + halogênio • começar o acerto dos coeficientes pelo elemento que
14- oxiácido – água → 2 H3PO4 – 3 H2O → P2O5 aparece uma única vez nos dois membros;
anidrido • as fórmulas das substâncias não podem ser modificadas,
15- metal (1A e 2A) + água 2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2↑ por isso, nunca colocar números entre os símbolos de uma
→ base + H2↑ mesma fórmula.
16- carbonatos → óxido CaCO3 → CaO + CO2↑
metálico + CO2↑ (calcinação)
Quimica I 20

21. Pré-Universit
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0 2+ 2+ 0
Obs: Uma dica é balancear seguindo a ordem MACHO Ex: Zn + Cu → Zn + Cu
0
(metal, ametal, carbono, hidrogênio, oxigênio). Zn (s)= agente redutor
2+
Cu (aq)= agente oxidante
2.2- Método de oxirredução:
-Balanceamento:
Antes, devemos introduzir o conceito de Nox (número de
oxidação): designa a carga elétrica (real ou teórica) de um Esse método consiste em igualar o nº de elétrons cedidos
átomo em função da diferença de eletronegatividade entre
e com o nº de elétrons recebidos. Para tanto, s
seguimos as
ele e seus ligantes. etapas:
Algumas generalizações: a) determinamos o Nox de todos os átomos, nos reagentes
• o Nox dos átomos em uma substância simples é sempre e produtos;
zero. Ex: H2, O3, Fe. b) verificamos quais espécies sofrem variação de Nox;
+ 2-
• o Nox de um íon simples é igual a sua carga. Ex: Na , S c) determinamos a variação total ( da oxidação e
(∆)
. redução; obtemos esse valor multiplicando a variação do
• o Nox do hidrogênio em compostos é +1, com exceção Nox pela atomicidade do elemento (nº de átomos desse
dos hidretos metálicos, onde é -1. elemento presente na fórmula);
•o Nox do oxigênio nos compostos é -2, com exceção dos
2, d) igualamos o nº de elétrons cedidos e recebidos,
compostos com flúor (O2F2 e OF2), peróxidos (O
(O-O) e colocando o ∆ da oxidação como coeficiente da espécie
ão
superóxidos. que sofreu redução, e o ∆ da reduç como coeficiente da
redução
espécie que sofreu oxidação;
ofreu
H2O2: Noxo= -1 e) encontramos os demais coeficientes por tentativas.
O2F2: Noxo= +1
OF2: Noxo= +2 Exemplos:
• a soma algébrica dos Nox de todos os átomos de uma 1º) HI + H2SO4 → H2S + H2O + I2
+1 -1 +1 +6 -2 +1 -2 +1 -2
2 0
molécula é sempre igual a zero (o nº de elétrons cedidos é
igual ao de elétrons recebidos). Redução do enxofre (Nox diminui) / Oxidação do iodo (Nox
• a soma algébrica dos Nox de todos os átomos em um íon aumenta)
composto é igual a sua carga (a carga do íon indica que Determinação do ∆:
houve perda ou ganho de elétrons). Oxidação: variação=1; atomicidade=1 → ∆= 1.1=1
Redução: variação=8; atomicidade=1 → ∆= 8.1=8
Obs: Igualando o nº de elétrons:
• os metais 1A, 2A e o alumínio, em substâncias Oxidação: ∆=1 ------- 1 H2SO4 → H2S
compostas, são sempre doadores de elétrons, portanto Redução: ∆=8 -------- 8 HI → I2
têm Nox iguais a +1, +2, +3, respectivamente. Então:
• os halogênios, nos haletos, também possuem Nox
invariável, com valor -1. 8 HI + 1 H2SO4 → H2S + H2O + I2
• para determinar o Nox de algum átomo numa molécula,
usam-se os Nox conhecidos. Agora, completamos por tentativa:
- Nox mínimo e Nox máximo: 8 HI + 1 H2SO4 → 1 H2S + 4 H2O + 4 I2
HCl Cl2 HClO HClO2 HClO3 HClO4 2º) K2Cr2O7 + HCl → KCl + CrCl3 + H2O + Cl2
+1 +6 -2 +1 -1 +1 -1
1 +3 -1 +1 -2 0
-1 0 +1 +3 +5 +7
O Nox mínimo representa o número de elétrons que o Oxidação do cloro: ∆= 1.2=2
átomo precisa receber, de acordo com a regra do octeto; o
ecisa Redução do cromo: ∆= 3.2=6
=
Nox máximo representa o número máximo de elétrons da
última camada que o átomo pode perder. No cálculo do ∆ de oxidação consideramos a atomicidade
ão
2, em vez de 1, porque nem todos os átomos de cloro se
-Outros conceitos: oxidaram. Assim, usamos a atomicidade do Cl2, pois este é
formado pelos átomos de cloro que se oxidaram.
Oxidação: perda de elétrons
0 2+
Zn → Zn + 2e (Nox aumenta) Temos: 2 K2Cr2O7 + HCl → KCl + CrCl3 + H2O + 6 Cl2
Por tentativa: 2 K2Cr2O7 + 28 HCl → 4 KCl + 4 CrCl3 + 14
Redução: ganho de elétrons H2O + 6 Cl2
2+ 0
Cu (aq) + 2e → Cu (s) (Nox diminui) Simplificando: K2Cr2O7 + 14 HCl → 2 KCl + 2 CrCl3 + 7
H2O + 3 Cl2
A oxidação e a redução são fenômenos paralelos; a
espécie doadora de elétrons, que sofre oxidação, provoca 3º) Cl2 + NaOH → NaCl + NaClO + H2O
0 +1 -2 +1 +1 -1
1 +1 +1 -2 +1 -2
a redução da outra espécie, por isso é chamada de agente
redutor. A espécie receptora de elétrons, que se reduz,
. Oxidação do cloro: ∆= 1.1=1
provoca a oxidação da outra, sendo chamada de agente
ca Redução do cloro: ∆= 1.1=1
oxidante.
Quimica I 21

22. Pré-Universit
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Neste exemplo, uma parte dos átomos se oxida e outra se c) Indique o gás desprendido na reação.
reduz. Para o cálculo do ∆ devemos usar as fórmulas do 2º
2 d) Dê o nome do sal formado.
me
membro. Esta reação se chama auto-oxirredução.
oxirredução.
5- Um estudante de Química realizou a seguinte sequência
Temos: Cl2 + NaOH → 1 NaCl + 1 NaClO + H2O
ClO de operações:
Por tentativa: Cl2 + 2 NaOH → NaCl + NaClO + H2O I- Dissolveu anidrido nitroso em água, obtendo a solução
A.
- - + 2+
4º) MnO4 + Cl + H → Mn + H2O + Cl2 II- Sobre a solução A adicionou solução de hidróxido de
+7 -2 -1 +1 +2 +1 -2 0
cálcio, obtendo a solução B.
Oxidação do cloro: ∆= 1.1=1 III- A solução B foi evaporada até sobrar um resíduo sólido.
Redução do manganês: ∆= 5.1=5
Pergunta-se:
Esta é uma equação iônica, portanto, no final, devemos a) Quais as equações das reações I e II devidamente
conferir as cargas, que devem ser iguais nos 2 membros balanceadas?
da equação. b) Qual a substância obtida como resíduo sólido na
evaporação do processo III? Dê o nome e a fórmula.
- - + 2+
Temos: 1 MnO4 + 5 Cl + H → Mn + H2O + Cl2 c) Quais as funções das substância presentes nas
substâncias
- - + 2+
Por tentativa: MnO4 + 5 Cl + 8 H → Mn + 4 H2O + 5/2 soluções A e B?
Cl2
Para eliminar a fração, multiplicamos toda a equação por
s 6- Uma barra de cobre é mergulhada em uma solução que
+
2: contém íons Ag . Observa-se, então, o aparecimento de
se,
- - + 2+
2 MnO4 + 10 Cl + 16 H → 2 Mn + 8 H2O +5 Cl2 uma leve cor azul na solução e de um depósito escuro na
barra de cobre.
Conferindo as cargas: a) Escreva a equação de oxirredução ocorrid
ocorrida.
- - + 2+
2 MnO4 + 10 Cl + 16 H → 2 Mn + 8 H2O +5 Cl2 b) Determine a variação do número de oxidação de cada
2. (-1) + 10. (-1) + 16. (+1) 2. (+2) + 8.0 + 5.0
participante da reação.
= +4 = +4
7- A reação de decomposição térmica do dicromato de
EXERCÍCIOS DE REAÇÕES INORGÂNICAS amônio, (NH4)2Cr2O7, tem um efeito visual muito bonito,
lembrando a erupção de um vulcão. A reação em questão
1- Dadas as reações: pode ser representada pela seguinte equação química:
resentada
(NH4)2Cr2O7 → N2↑ + Cr2O3 + 4 H2O
I- C + O2 → CO2↑ II- CaCO3 → CaO + CO2↑ ∆
∆ Esta reação permite concluir que:
III- NaCl + AgNO3 → NaNO3 + AgCl↓ A) há um hidróxido representado na equação.
IV- Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2↑ B) o hidrogênio sofreu oxidação.
C) há dois sais representados na equação.
Assinale a afirmativa falsa sobre elas: D) o cromo sofreu redução.
A) A reação I é de análise. E) o número de oxidação do cromo no dicromato de
B) A reação III é de dupla troca. amônio é 3+.
C) A reação II é de análise parcial.
D) A reação IV é de deslocamento. 8- Ocorre reação de precipitação quando se misturam:
E) A reação I é de oxirredução. A) soluções aquosas de cloreto de potássio e de hidróxido
de lítio.
2- É muito comum o uso de ácido muriático (HCl B) solução aquosa de ácido nítrico e carbonato de sódio
comercial) para lavar pisos e paredes. No entanto pisos e sólido.
paredes de mármore (carbonato de cálcio) não podem ser C) soluções aquosas de cloreto de bário e de sulfato de
lavados com ele, pois ambos reagem, havendo liberação
, potássio.
de gás. Equacione essa reação e diga qual é o gás D) soluções aquosas de ácido clorídrico e de hidróxido de
liberado. sódio.
E) solução aquosa diluída de ácido sulfúrico e zinco
3- O carbonato de sódio (Na2CO3), usado na fabricação do metálico.
vidro, é encontrado na natureza em quantidades mínimas.
Ele, entretanto, pode ser obtido a partir de produtos
e 9- Quando carbeto de alumínio (Al4C3) é adicionado em um
naturais muito abundantes: o carbonato de cálcio (CaCO3 béquer contendo água líquida a 25°C, ocorre a forma ção
– mármore) e o cloreto de sódio (NaCl – sal de cozinha). de hidróxido de alumínio e a liberação de um gás. O gás
a) Escreva a equação da reação de obtenção do Na2CO3. formado é o:
b) Determine o nº de mols de Na2CO3 existentes em 159g A) H2 B) CO C) CO2 D) CH4 E) C2H2
de Na2CO3.
10- Dada as equações, determine os agentes oxidante e
4- Ao colocar-se um pedaço de magnésio em uma solução
se redutor:
de ácido clorídrico, verifica-se que ocorre aumento de
se a) NaI + Cl2 → NaCl + I2
temperatura e desprendimento de gás. b) Cl2 + NaOH → NaCl + NaClO + H2O
a) Equacione a reação descrita acima.
b) Classifique essa reação. 11- Faça o balanceamento da equação iônica:
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- - - -
Cl2 + IO3 + OH → Cl + IO4 + H2O
C: 3,3= 1
12- Determine a soma dos coeficientes mínimos e inteiros 3,3
das espécies químicas envolvidas no processo: H: 6,7= 2
- - + 2+ -
MnO4 + NO2 + H → Mn + NO3 + H2O 3,3
O: 3,3= 1
IX- Cálculos Químicos: 3,3
Logo, a fórmula mínima é: C1H2O1 → CH2O
- Quantidades e Medidas:
• Fórmula Molecular
Mol: quantidade de matéria de um sistema que contém
23
6,02x10 entidades elementares (átomos, moléculas, íons, Ex: Uma substância com 9,09% de H, 54,54% de C e
etc.). 36,36% de O e massa molar: 88u.
Ex: Sabemos então que a fórmula porcentual é
a) massa de 1 mol de átomos de Fe: H9,09%C54,54%O36,36%
massa de 1 átomo= 56u
23 23
massa de 6,02x10 átomos= 56u x 6,02.10 = 56 x Primeiro determinamos a fórmula mínima:
23
6,02x10 u= 56g
1g H: 9,09g = 9,09 mols
b) massa de 1 mol de moléculas de água 1g/mol
MAH= 1u C: 54,54g = 4,55 mols
MAO= 16u 12g/mol
MMH2O= 18u O: 36,36g = 2,27 mols
Massa de 1 mol= 18g 16g/mol
- Massa Molar: Então:
Fe: 56g/mol
Água: 18g/mol H: 9,09 = 4
2,27
-Cálculos: C: 4,55 = 2
2,27
Lei de Lavoisier: conservação das massas O: 2,27 = 1
Lei de Proust: proporção, em massa, constante e definida 2,27
• Fórmula Porcentual: porcentagem de cada elemento Logo, a fórmula mínima é H4C2O
hidrogênio + oxigênio → água Como queremos a fórmula molecular:
4g 32g 36g
xg yg 100g (%) fórm. molecular = (fórm. mínima)n
massa da fórm. molecular = (massa da fórmula mínima)n
Pela Lei de Proust:
4 = 32 = 36 → x= 11,11g e y= 88,88g Então:
x y 100 88= (4x1+2x12+1x16)n → 88=44n → n=2
Fórmula porcentual para a água: H11,11%O88,88% Logo, a fórmula molecular é (H4C2O) 2= H8C4O2
• Fórmula Mínima: menor proporção, em números inteiros Para obtermos a fórmula porcentual partindo da molecular,
não é necessário determinar antes a fórmula mínima.
Ex: uma substância com composição centesimal
C40%H6,7%O53,3% Por exemplo, na determinação da fórmula porcentual do
etano, cuja fórmula molecular é C2H6:
Considerando 100% como 100g, temos: 40g de C, 6,7g de Como a fórmula molecular indica o nº real de átomos na
H e 53,3g de O. molécula, temos:
Encontramos o nº de mols, por: n= m/MM
massa molecular do C2H6 = 2x12+6x1 = 30u
C: 40g = 3,3 mols (correspondente a 100%)
12g/mol
H: 6,7g = 6,7 mols Então:
1g/mol carbono: 30 u ----- 100%
O: 53,3g = 3,3 mols 24u ----- x → x = 80%
16g/mol hidrogênio: 30 u ----- 100%
6u ----- y → y = 20%
Dividimos, então, todos os valores encontrados, pelo
menor deles: Logo, a fórmula porcentual para o C2H6 é: C80%H20%.
Quimica I 23

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Portanto, obtêm-se 2,46L de hidrogênio.
se
• Lei Volumétrica de Gay - Lussac: não há conservação de
volume, mas de massa: • Grau de Pureza
Primeira Lei de Gay-Lussac: “Os volumes de todas as
Lussac:
substâncias gasosas envolvidas num processo químico, Ex: Determinar a massa de ZnS em 40g de uma amostra
desde que medidos nas mesmas condições de de blenda com 90% de pureza de ZnS.
temperatura e pressão, estão entre si numa relação de
números inteiros e simples.” 100g da amostra -----90g de ZnS
90g
40g--------------x
1L N2 + 3L H2 → 2L NH3 x= 36g
1 : 3 : 2 Portanto, em 40g da amostra de blenda estão pr
presentes
36g de ZnS.
• Estequiometria
• Rendimento de uma reação
2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2
2 átomos 2 moléculas 2 moléculas 1 molécula Ex: A combustão de 42,5g de amoníaco tem um
rendimento de 95%. Calcular a massa, em gramas, de
Exs: água que se obtém nessa combustão, sabendo que N= 14,
H= 1, O= 16 e a equação é: NH3 + O2 → N2 + H2O
1º) Fe + O2 → Fe2O3, calcular:
a) a quantidade de matéria de oxigênio necessária para Da equação, temos:
reagir com 5 mols de átomos de Fe.
b) o nº de moléculas de Fe2O3 que se formam a partir de 4 NH3 + 3 O2 → 2 N2 + 6 H2O
23
3,01x10 moléculas de O2. 4 mols 6 mols
↓ ↓
Resolvendo: 4x17= 68g 6x18= 108g
42,5g x
x= 67,5g (massa de água num rendimento de 100%)
Para um rendimento de 95%:
100% ------67,5g
2º) O carbonato de cálcio reage com o ácido clorídrico 95%--------m
conforme a equação: m= 64, 125g
CaCO3 + HCl → CaCl2 + H2O + CO2
Portanto, formam-se 64, 125g de água.
se
Calcular a massa de água, em gramas, e o volume de gás
carbônico, nas CNTP, que se formam a partir de 50g de • Duas situações especiais
carbonato de sódio, sabendo que Ca= 40, C=12, O=16.
a) Quantidades dadas de dois ou mais reagentes
Resolvendo: Devemos, em primeiro lugar, descobrir se as quantidades
De acordo com a equação, podemos escrever: estão estequiometricamente corretas ou se há excesso de
amente
CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + H2O + CO2 alguma delas. Se houver excesso, essa quantidade não
1 mol 2 mol 1 mol 1 mol 1 mol participará da reação.
↓ em gramas em gramas ↓ ↓ em litros (CNTP)
100g 18g 22,4L Ex: Misturam-se 16g de hidróxido de sadio (NaOH) com
se
50g x y 20g de ácido sulfúrico (H2SO4). Calcular a massa de
x= 9g e y= 11,2L sulfato de sódio (Na2SO4) que se obtém ao ocorrer a
reação: NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O, sabendo que
3º) Calcular o volume de hidrogênio, a 27° e 2 atm, que
C Na= 23, O= 16, H= 1 e S= 32.
se obtém na reação entre 8g de cálcio e quantidade
suficiente de água, conforme a equação: Resolvendo:
Pela equação temos: 2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2O
Ca + H2O → Ca(OH)2 + H2 ↓ ↓ ↓
1 mol 1 mol 2x40g= 80g 98g 142g
↓ ↓ 16g 20g x
40g ----------------------- 1 mol Para descobrir a quantidade em excesso, ignoramos uma
8g ----------------------- x delas e fazemos o cálculo em função da outra. Se o
x= 0,2 mol resultado for menor, é porque a quantidade ignorada es
, está
em excesso; se for maior, é porque a outra está em
,
Então, obtém-se 0,2 mol de hidrogênio. Para saber o
se excesso.
volume correspondente, aplicamos a equação de
Clapeyron: Então: 80 = 98 → y= 16x98 = 19,6g
PV=nRT → V= nRT= 0,2x0,082x300= 2,46L
= 16 y 80
P 2
Quimica I 24

25. Pré-Universit
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Logo, a quantidade em excesso é a de H2SO4, ou seja, 3- Determine a composição centesimal do sulfato de sódio,
20g. Assim, o excesso é de 0,4g (20-19,6).
19,6). sabendo que sua fórmula molecular é Na2SO4. (Dados:
Na= 23, S= 32, O= 16)
Então: 2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2O
3
80g 98g 142g 4- Fazendo uma mistura de 235 cm de gás hidrogênio
3 3
16g 19,6g x com 235 cm de gás cloro, obtemos 470 cm de gás
x= 28,4g clorídrico, tudo medido à mesma temperatura e pressão.
Os dados obedecem à Primeira Lei de Gay
Gay-Lussac?
Portanto, a massa de Na2SO4 obtida é de 28,4g.
X- Estado Gasoso
b) Ocorrência de uma mistura
Havendo uma mistura, devemos estabelecer as Pressão, temperatura e volume são grandezas
proporções referentes às reações de cada componente.
rentes interdependentes e definem determinada situação ou
estado do gás. São chamadas de variáveis de estado.
Ex: 9,6g de uma mistura de hidróxido de sódio (NaOH) e
óxido de cálcio (CaO) são tratados com ácido sulfúrico, Para a pressão: 1atm = 760mmHg = 76cmHg = 760torr =
5
produzindo 20,7g de sulfato de sódio (Na2SO4) e sulfato de 1,013x10 Pa
cálcio (CaSO4). Sabendo que Na= 23, Ca= 40, O= 16, H= Obs: a unidade Pa é a unidade do SI (sistema
1 e S= 32, determinar a composição centesimal dessa internacional)
mistura.
Para o volume: 1L = 1dm³ = 100cm³ = 1000mL = 0,001m³
Resolvendo:
Primeiro consideramos que cada componente reage Para a temperatura: usamos a escala absoluta ou Kelvin
isoladamente com o ácido sulfúrico e determinamos sua (K). Para isso temos que:
massa na mistura: T = t + 273, onde T é o valor da temperatura obtido em
Kelvins e t é o valor em graus Celsius que desejo
2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2O converter.
80g 142g
x y - Transformações Gasosas:
CaO + H2SO4 → CaSO4 + H2O • Transformação isotérmica:
56g 136g
a b Lei de Boyle-Mariotte: “A mesma temperatura, o volume
Mariotte:
ocupado por certa massa de gás é inversamente
Assim, temos as equações: proporcional à pressão por ele exercida”.
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 ----- CaO “À mesma temperatura, o produto da pressão pelo volume
9,6g 5,6g 9,6g 4g de certa massa de um gás é sempre o mesmo: PV=K.”
100g p 100g p’
p= 41,6% p'= 58,3% → P1V1=P2V2
Logo, a mistura tem 41,6% de NaOH e 58,3% de CaO. • Transformação isobárica:
EXERCÍCIOS DE CÁLCULOS QUÍMICOS “À mesma pressão, o volume de certa massa de um gás
varia linearmente com a temperatura.”
1- A fórmula mínima de uma substância é CH2 e sua
massa 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, Mo= 16g/
mol)
Quimica I 25

26. Pré-Universit
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Lei de Charles e Gay-Lussac: “Mantendo constante a
Lussac: → (PV)/T= (n x 0,082 atm x L)/(K x mol)
pressão, o quociente entre o volume e a pressão absoluta
de certa massa de um gás é sempre o mesmo: V/T=K.” → O valor (n x 0,082 atm x L)/(K x mol) corresponde à
constante universal dos gases (R).
→ V1/T1=V2/T2
Assim:
• Transformação isocórica (ou isométrica ou
isovolumétrica): (PV)/T= (n x 0,082 atm x L)/(K x mol) → (PV)/T= nR →
PV= nRT ou PV = (m/M) x RT
Lei de Charles e Gay-Lussac: “ Mantendo constante o
Lussac:
volume de certa massa de um gás, a pressão exercida é Obs: A constante R pode ser expressa em outra unidade:
diretamente proporcional à temperatura absoluta.”
R= (0,082 atm x L)/(K x mol) → R= (0,082 x 76cmHg x
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 → (m/V) = (PM/RT) → d=
(PM/RT)
Nas CNTP:
P: 1atm ; T: 273K
d= (1xM)/(0,082x273) = (M/22,4)(g/L)
ou d= (M/22400)(g/cm³)
“Mantendo constante o volume, o quociente ent entre a - Densidade Relativa de um Gás:
pressão exercida pelo gás e a temperatura absoluta a que
ele está submetido é sempre o mesmo: P/T=K.” dA,B = dA/dB
→ P1/T1=P2/T2 dA= (PMA)/(RT) ; dB= (PMB)/(RT)
- Equação Geral dos Gases: dA,B = dA/dB = [(PMA)/(RT)]/[(PMB)/(RT)] → dA,B = MA/MB
PV/T = K → (P1V1)/T1 = (P2V2)/T2 Ex: densidade de um gás A em relação ao gás hidrogênio
- Hipótese de Avogadro: dA,B = MMA/MMB
“Volumes iguais de gases quaisquer, nas mesmas B: H2 → MMB= 2 → dA,H2 = MMA/2
condições de temperatura e pressão, possuem o mesmo
nº de moléculas.” - Equação Geral de uma Mistura:
→ O volume ocupado por um mol de um gás é chamado Considerando os gases separados e aplicando a equação
de Volume Molar. de Clapeyron, temos:
→ 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
L/mol. n1+n2 = [(P1V1)/(RT1)] + [(P2V2)/(RT2)] (1)
- Equação de Clapeyron: Agora, considerando os mesmos gases A e B, temos:
Relacionando as variáveis de estado (P, V e T) com a
quantidade de gás. PV = (n1+n2)RT → n1+n2 = (PV/RT) (2)
1 mol -----22,4L Então, aplicando (2) em (1) temos:
n mols -----V0 → V0 = 22,4nL
(PV/RT) = [(P1V1)/(RT1)] + [(P2V2)/(RT2)] → (PV/T) =
Aplicando a equação geral dos gases: [(P1V1)/T1] + [(P2V2)/T2]
(P1V1)/T1 = (P2V2)/T2 → (PV)/T= (P0V0)/T0 → (PV)/T = - Pressões Parciais:
(1atm x 22,4nL)/273K
Quimica I 26

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Entende-se por pressão parcial do gás A (ou do gás B) a
pressão que esse gás exerceria se ocupasse sozinho o
e
mesmo volume da mistura, na mesma temperatura.
Lei de Dalton: P= pA + pB
- Volumes parciais:
Entende-se por volume parcial do gás A (ou do gás B) o
volume que esse gás ocuparia se exercesse sozinho a
mesma pressão da mistura, na mesma temperatura.
são
Lei de Amagat: V= vA + vB
- Frações em quantidade de matéria:
Chamamos de 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
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/A → (pA/P)=XA →
pA=XAP
b) Em volume parcial:
A: PvA= nART
Mistura: PV=nRT
→ (PvA)/(PV)=(nART)/(nRT) → (vA/V)=nA/A → (vA/V)=XA →
vA=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° e 3 atm.
C
3- Calcule a densidade do gás carbônico (CO2) em relação
ao 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.
Quimica I 27

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PENGE 1 Quadrícula 2: o metal alcalino terroso com maior raio
:
Química 1 atômico.
Professora: Aline Quadrícula 3: o elemento do bloco s, do segundo período,
:
com maior eletronegatividade.
1- Têm-se as seguintes misturas: Quadrícula 4: o elemento do grupo 15 cujo estado físico de
:
ocorrência natural é gasoso.
I- areia e água.
II- álcool e água. Preencha as quadrículas correspondentes.
III- sal de cozinha (NaCl) e água, nesse caso uma mistura
homogênea. 3- Um homem de 70Kg poderá apresentar,
aproximadamente, 2,8 Kg de sais minerais em seu
Cada uma dessas misturas foi submetida a uma filtração organismo. Abaixo estão alguns minerais e algumas de
em um funil com papel e, em seguida, o líquido resultante suas funções no corpo humano.
(filtrado) foi aquecido até sua total evaporação. Pergunta
Pergunta-
se: -Magnésio: ativa as enzimas que participam na síntese das
Magnésio:
a) Qual mistura deixou um resíduo sólido no papel após a proteínas.
filtração? O que era esse resíduo? -Zinco: componentes das enzimas que participam na
Zinco:
b) Em que caso apareceu um resíduo sólido após a digestão.
evaporação do líquido? -Cobre: componente das enzimas associadas ao
Cobre:
metabolismo do ferro.
85
2- O átomo A tem 45 nêutrons e é isótopo de B que tem -Potássio: transmissão de impulso.
Potássio:
43 nêutrons. B é isóbaro de C, cujo cátion divalente tem 36 -Cálcio: formação dos ossos e dentes.
Cálcio:
elétrons. Determine: -Ferro: compõe a hemoglobina e as enzimas que atuam no
moglobina
metabolismo energético.
a) o número atômico de A.
b) o número de massa de B. (Marta Pires, Interatividade Química. Volume único, 2003
c) o número de prótons de C. FTD)
d) o número de nêutrons do(s) isótono(s) de C.
Utilizando a Tabela Periódica, responda:
3+
3- Um íon X possui nº atômico (3y+1), nº de massa a) Faça a distribuição eletrônica da espécie iônica ferro III.
(5y+7) e 14 nêutrons. Calcule o seu nº de elétrons. b) Comparando os raios do co cobre metálico e do íon cobre
I, qual raio apresenta menor tamanho? Justifique.
PENGE 2
Química 1 PENGE 3
Professora: Aline Química 1
Professora: Aline
1- O livro “A Tabela Periódica”, de Primo Levi, reúne
relatos autobiográficos e contos que tem a química como Penge 3
denominador comum. Cada um de seus 21 capítulos
recebeu o nome de um dos seguintes elementos da tabela 1- Alguns materiais, quando submetidos a baixas
periódica: Argônio, Hidrogênio, Zinco, Ferro, Potássio, temperaturas, podem apresentar supercondutividade, isto
Níquel, Chumbo, Mercúrio, Fósforo, Ouro, Cério, CCromo, é, um fenômeno em que a rresistência elétrica se iguala a
Enxofre, Titânio, Arsênio, Nitrogênio, Estanho, Urânio, zero.
Prata, Vanádio, Carbono. Um material com essa característica é uma cerâmica
que contém óxidos HgO, CaO, BaO e CuO.
Escreva o símbolo do elemento que dá nome a um
capítulo e corresponde a cada uma das seis descrições a Disponha os óxidos HgO, CaO, BaO e CuO em ordem
seguir. crescente de caráter covalente de suas ligações.
I- É metal alcalino.
II- É líquido na temperatura ambiente. Justifique sua resposta com base nos valores de
III- É o de menor potencial de ionização do grupo 15. eletronegatividade.
IV- É radioativo, usado em usinas nucleares.
V- Aparece na natureza na forma de gás monoatômico. Dados de eletronegatividade:
VI- É lantanídeo. O: 3,44 Hg: 2,00 Ca: 1,00 Ba: 0,89 Cu: 1,90
2- Vamos preencher as quatro primeiras quadrículas a 2- Considere as espécies químicas representadas no
seguir com símbolos de elementos químicos.
os quadro a seguir.
S 2- 3+ 2+ 3+ -
S Ar Fe Ca Al Cl
1 2 3 4 5
O elemento da quinta quadrícula é o enxofre. Os outros a) Identifique, com o auxílio da Tabela Periódica, as
são: espécies isoeletrônicas, apresentando
apresentando-as em ordem
decrescente de raio.
Quadrícula 1: o elemento de transição interna cuja
: b) Identifique, dentre as espécies químicas cujos
configuração eletrônica é:
2 1
[Rn] 5f 6d 7s
2 elementos pertencem ao terceiro período, aquela que
Quimica I 28

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apresenta o menor potencial de ionização. Justifique
e
sua resposta.
a) Escreva a estrutura do ácido nítrico usando a
3- “ O dióxido de carbono (CO2) emitido por atividades representação de Dalton.
humanas tem tornado a água do oceano tão ácida que ela b) Apresente o NOX do elemento central da molécula
está corroendo conchas e esqueletos de estrelas do mar, X.
corais, moluscos, mexilhões e outros grupos marinho
marinhos,
dizem cientistas.” PENGE 5
Folha de São Paulo, 2008. Química 1
Professora: Aline
Justifique o fato de o CO2 tornar ácida a água do mar.
1 - A queima do enxofre presente na gasolina e no óleo
PENGE 4 diesel gera dois anidridos que, combinados com a água da
Química 1 chuva, formam seus ácidos correspondentes.
Professora: Aline Escreva a fórmula desses ácidos e indique o ácido
mais forte. Justifique sua indicação.
1-
ATENÇÃO: As questões 2 e 3 referem
uestões referem-se ao texto a
QUANTA (Gilberto Gil) seguir.
“Fragmento infinitésimo
Quase apenas mental Cerca de 38% do consumo mundial de sódio metálico
Quantum granulado no mel estão vinculados à produção do corante índigo usado no
Quantum ondulado do sal vestuário jeans. A produção de boridreto de sódio para o
Mel de urânio, sal de rádio branqueamento de celulose responde por cerca de 220% do
Qualquer coisa quase ideal” consumo desse metal alcalino. As demais aplicações se
concentram na área da química fina. O fluxograma a seguir
Com base na Tabela Periódica, escreva a fórmula do descreve algumas reações envolvidas nessas aplicações.
sal formado pelo halogênio mais eletronegativo e o
metal alcalino terroso citado por Gilberto Gil na letra
de Quanta, indicando o tipo de ligação química do sal
formado.
2- 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:
CaO + H2O → Ca(OH)2
A reação produz um pigmento branco finamente dividido.
2-
Identifique o tipo de ligação e calcule o número total a) Na reação 1, dê o nome do produto e indique o
de elétrons presentes no composto CaO. composto que sofreu oxidação.
ção.
b) Identifique e classifique as ligações no produto da
3- O cientista John Dalton foi um dos pioneiros na tentativa reação 2.
de ordenar e definir propriedades dos elementos e das
edades
moléculas. Segundo sua Teoria Atômica, apresentada em 3-
1803, toda a matéria seria composta por pequenas a) Dê o nome do óxido envolvido na reação 3.
partículas indivisíveis chamadas átomos. Átomos do b) Na reação 4, indique o ácido e a base de Lewis nos
mesmo elemento possuiriam as mesmas características, reagentes. Justifique sua resposta.
podendo
se ligar entre si ou a outros elementos, formando PENGE 6
moléculas. Como os símbolos dos antigos alquimistas não Química 1
se ajustavam a sua teoria, Dalton propôs ainda a adoção Professora: Aline
de novos símbolos para representar os elementos e as
moléculas. As figuras a seguir apresentam algumas 1- Em um estúdio, um artista utilizou a técnica de gravura
moléculas representadas com os símbolos criados por
ulas sobre uma placa de zinco, empregando uma solução de
Dalton. 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
oduzido
de um processo eletrotérmico no qual fosfato de cálcio é
inicialmente misturado com areia e carvão; em seguida,
Quimica I 29

30. Pré-Universit
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essa mistura é aquecida em um forno elétrico onde se dá a
reação representada a seguir: 3- Um protótipo de carro movido a hidrogênio foi submetido
a um teste em uma pista de provas. Sabe Sabe-se que o
Ca3(PO4)2 + 3 SiO2 + 5 C → 3 CaSiO3 + 5 CO + P2 protótipo tem um tanque de combustível (H2) com
capacidade igual a 164 litros e percorre 22 metros para
a) Calcule a variação do número de oxidação do elemento cada mol de H2 consumido. No início do teste, a pressão
que sofre redução. no tanque era de 600 atm e a temperatura, igual a 300K.
b) Determine a quantidade máxima, em mols, de fósforo
formado quando são colocados para reagir 8 mols de Sabendo que no final do teste, a pressão no tanque era
Ca3(PO4)2 com 18 mols de SiO2 e 45 mols de ca
carbono. de 150 atm e a temperatura, igual a 300K, calcule a
distância, em km, percorrida pelo protótipo.
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 CO2
onverter
expelido em matéria-prima de biocombustíveis. A empresa
prima
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, E
Edição nº 53 –
outubro 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.
3
Dados: Densidade do etanol: 0,8 g/cm
-1
Volume molar: 24,5 L.mol
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 CO(g) + 2 N2(g) +
K2CO3(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 (NH3) pelo
método de Haber envolve a seguinte reação:
H2(g) + N2(g) NH3(g)
Considerando a informação acima, pede-se:
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° para produzir amônia.
C,
Quimica I 30