Estrutura do Átomo e Tabela Periódica

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Tabela Periódica dos Elementos Químicos

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ESTRUTURA DO ÁTOMO
Experiência de Rutherford (1911)

file:///C|/html_10emtudo/Quimica/Quimica_html_total.htm (1 of 46) [05/10/2001 23:39:26]


Na figura temos:
1. Invólucro de chumbo.
2. Material Radiativo.
3. Partículas a emitidas.
4. Placa de ouro.
5. Tela fluorescente.
6. Partículas que retornam.
7. Partículas desviadas.
8. Partículas sem desvio mensurável.
9. Cintilações produzidas pelos choques.
Rutherford imaginou então que o átomo teria uma região de grande
massa aonde as partículas refletiriam, ao que chamou de núcleo
(positivamente carregados), envolta por uma região de massa
desprezível, incapaz de refletir as partículas, chamada eletrosfera. Esse
modelo também é denominado modelo nuclear ou planetário.
A experiência mostrou ainda outro resultado surpreendente. O
diâmetro do átomo é 10.000 vezes maior que o do núcleo.
A massa do átomo está, praticamente toda, nos prótons e nêutrons
confinados na pequena região do núcleo.

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Partículas Subatômicas
Os átomos são constituídos por várias partículas entre elas temos: Prótons (P), Nêutrons (N) e Elétrons
(E). Suas massas em unidade de massa atômica (u) e cargas em unidade elementar de carga (UEC) estão
no quadro abaixo.

propriedade / partícula massa (em u) carga (em UEC)
PRÓTON ~1 +1
NÊUTRON ~1 0
ELÉTRON ~1/1836 -1


A disposição dessas partículas, no modelo de Rutherford, é:

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Características dos Átomos
Número Atômico (Z)
É o número de prótons que o átomo possui no núcleo
O número atômico identifica o átomo de um elemento.

Z=P

Número de Massa (A)
É a soma dos números de prótons e nêutrons:

A = P + N ou A = Z + N

Representação:

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Átomo (NEUTRO) e Íon
Átomos são espécies neutras ou seja o número de prótons (+) é igual ao nº de elétrons (-).

nº p = nº e

Os átomos quando reagem podem perder ou ganhar elétrons, formando íons.

Representação:
Cátion Ânion
x+q y-q
Veja alguns átomos e íons:

nº p > nº e

(Átomo) (Cátion monovalente)

nº e > nº p

(Átomo) (Ânion trivalente)

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Átomos Isótopos, Isóbaros e Isótonos
Isótopos
São átomos que possuem

Atente para que os isótopos são átomos do mesmo elemento, porque possuem o mesmo número atômico,
portanto devem sempre ser representados pelo mesmo símbolo.
Ex:
O hidrogênio é encontrado na natureza na forma de três isótopos:
1 2 3
1H 1H 1H

Denominados, respectivamente, prótio, deutério e trítio.



Composição Isotópica
O elemento cloro, por exemplo, aparece na natureza com a seguinte composição isotópica aproximada:
35
17Cl : 75,5%
37
17Cl : 24,5%

A massa atômica do cloro encontrada, por exemplo, nas tabelas periódicas, é a média ponderada das
massas dos isótopos

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Isóbaros
São átomos que possuem:

Veja que são átomos de elementos diferentes, pois possuem números atômicos diferentes. Exemplo:
14 14
6C 7N

Isótonos
São átomos que possuem :

Exemplo:

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Matérias > Química > Atomística > Ligações Químicas



LIGAÇÕES QUÍMICAS
A idéia de ligação entre os átomos é tão antiga como a própria idéia de átomo. O filósofo da antiga Grécia,
Epicuro, já imaginava os átomos ligando-se através de ganchos e outros artifícios mecânicos. Só no século
passado é que a idéia de ligação química foi associada à capacidade de ligação de um átomo,
principalmente por Couper (1864) e Kekulé (1865). Mas afinal, por quê os átomos se ligam?
A primeira explicação para isso foi formulada, independentemente, por Lewis e Kössel. Em suma
propunham a Regra do Octeto. Em 1916 foram propostos os primeiros trabalhos que tentam responder a
essa pergunta.
Os átomos ligam-se para obterem 8 elétrons na camada de valência (ou completarem a última camada).
Basearam-se nas configurações eletrônicas dos gases nobres, considerados até então completamente
inertes e estáveis (não faziam ligação química):
Classificamos as ligações em três tipos:
q ligação iônica

q ligação covalente

q ligação metálica

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LIGAÇÃO IÔNICA
É a ligação que ocorre quando se ligam:
Metal + Não Metal
Ou
Metal + Hidrogênio
O átomo do metal possui, geralmente, 1, 2 ou 3 e na camada de valência (CV) e doa-os ao não metal (ou
H), obtendo, com isso, 8e- na CV. Ao ceder esses elétrons, transforma-se em cátion com carga +1, +2 ou
+3, respectivamente.
O não-metal possui 5, 6 ou 7 na CV e recebe 3, 2, ou 1 do metal, respectivamente, obtendo 8e- na última
camada. Com isto, sua carga vai a -3, -2 ou -1, respectivamente.
Exemplos:
Ligação entre o sódio (Z = 11) e o cloro (Z = 17):

11Na : 2, 8 , 1 é metal (1e na CV) cede 1e- Na+ : 2, 8

17Cl : 2, 8, 7 é não-metal (7e na CV) recebe 1e- Cl- : 2, 8, 8

Fórmula do composto é Na+Cl- ou NaCl
Ligação entre o sódio (Z = 11) e o oxigênio (Z = 8):

11Na : 2, 8, 1 é metal (1e- na CV) cede 1e-

Na+ : 2, 8.



8O: 2, 6 é não metal (6e na CV)

recebe 2e- : O-2: 2,8.

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O número de elétrons perdidos pelo metal sempre é igual ao número de elétrons recebidos pelo não metal
ou hidrogênio.
Portanto nesse caso na fórmula do composto temos dois íons de sódio e um de oxigênio.

RESUMO
METAL: 1, 2 ou 3 e- na CV: cede 1, 2 ou 3e-

CÁTION: +1, +2 ou +3
NÃO METAL: 5, 6 ou 7 e- na CV: recebe 3, 2 ou 1e-

ÂNION: -3, -2 ou -1

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LIGAÇÃO COVALENTE
É a ligação que ocorre quando se unem:

NÃO METAL + NÃO METAL
NÃO METAL + HIDROGÊNIO
HIDROGÊNIO + HIDROGÊNIO

Como todos os átomos dos elementos citados têm tendência a receber elétrons, o resultado que satisfaz a
todos é o compartilhamento de elétrons, que ocorre sempre aos pares. Representação do compartilhamento
entre átomos A e B:



O objetivo do compartilhamento é completar o octeto da camada de valência. Ou, no caso do hidrogênio,
completar o "dueto".

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Veja a formação de algumas moléculas, a partir do número de e- da CV:

1H :1

8O : 2, 6

6C : 2, 4

17Cl: 2, 8, 7

7N : 2, 5

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Como as moléculas não podem ser construídas, apenas com as regras dadas acima, desenvolveu-se o
conceito da ligação covalente coordenada, ou ligação covalente dativa. Nela, os átomos que já possuem o
octeto completo podem ligar-se “cedendo” dois elétrons não compartilhados.
REPRESENTAMOS ASSIM:

Veja a formação de algumas moléculas, a partir do número de e- da CV:

1H :1

Cl: 2, 8, 7

8O : 2, 6

P : 2, 8, 5

6C : 2, 4

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Matérias > Química > Atomística > Configuração eletrônica


CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA
NÍVEIS OU CAMADAS

K L M N O P Q

1 2 3 4 5 6 7

SUBNÍVEIS
Encontramos, no máximo, 4 tipos de subníveis para qualquer átomo no estado fundamental. São
identificados pelas letras s, p, d e f.
O número máximo de elétrons por subnível é:

Subnível s p d f

Nº máx. de e- 2 6 10 14

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DIAGRAMA DE ENERGIAS

diagrama de energias dá a ocorrência de cada subnível nos níveis, bem como a ordem de energias
crescentes
q Subnível mais energético é o último da distribuição de acordo com o diagrama de energia.

q Camada de valência é a camada (nível) mais externa.

Exemplos: Distribuição eletrônica

(Subníveis)

(Níveis ou Camadas)



(Subníveis) 21Sc → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1

(Níveis)

Distribuição eletrônica de cátions.
Na distribuição eletrônica de cátions, o(s) elétron(s) perdido(s) sai(em) da camada de valência.

26Fe
2+ → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6

Distribuição eletrônica de ânions.
Nos átomos, o(s) elétron(s) ganho(s) entra(m) no subnível mais energético (que é a camada de valência)

7N
3- → 1s2 2s2 2p6

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ORBITAIS E SPIN
Em 1926, Heisenberg propôs o "princípio da incerteza" que, aplicado ao átomo, mostra ser impossível
determinar a trajetória do elétron em torno do núcleo. Para contornar o problema, Schrödinger e, depois,
Born desenvolveram o conceito de orbital como uma região do espaço onde é muito provável (mas não
absolutamente certo) encontrar o elétron.

O Princípio de Pauli: "dois elétrons só ocupam o mesmo orbital se possuírem spins opostos".
REGRA DE HUND: A distribuição dos elétrons nos orbitais de um mesmo subnível deve ser feita de
modo que se tenha o maior número possível de elétrons desemparelhados.
Exemplos:



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OS SALTOS QUÂNTICOS



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Matérias > Química > Radioatividade

RADIOATIVIDADE
Átomos que apresentam instabilidade nuclear emitem partículas e ondas eletromagnéticas denominadas
emissões radioativas.
As mais importantes são:

PODER DE
EMISSÃO VELOCIDADE
CONSTITUIÇÃO PENETRAÇÃO
RADIOATIVA RELATIVA
RELATIVO

2 prótons
Baixa Baixo
(núcleo de hélio) 2 nêutrons

1 e- aceleração Média Médio

Onda eletromagnética Alta Alto

OUTRAS PARTÍCULAS E REPRESENTAÇÕES:

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Comportamento da radiação natural :

Explicação:
As partículas que apresentam carga positiva (próton) são atraídas pela placa eletrizada negativamente.
As partículas ß que apresentam carga negativa (elétron) são atraídas pela placa eletrizada positivamente.
As ondas eletromagnéticas (emissões ) não apresentam cargas, logo não sofrem desvios.

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REAÇÕES NUCLEARES (TRANSMUTAÇÕES)

aA
a’ + bBb’ → cCc’ + dDd’

q Conservação da carga: a + b = c + d .
q Conservação da massa*: a’ + b’ = c’ + d’ .
* A conservação da massa não é completa. Uma pequena quantidade pode transformar-se em energia.
TEMPO DE MEIA-VIDA OU PERÍODO DE SEMIDESINTEGRAÇÃO (T1/2 ou P)
É o tempo que decorre para uma determinada quantidade (Q) do elemento reduzir-se à metade (Q’ = Q/2) :

Exemplo:
O Iodo – 131 é radioativo e usado para se fazer diagnóstico da Glândula Tiróide, seu período de meia vida
é de 8 dias. Isto significa que a cada 8 dias a quantidade de I131 se reduz a metade ou seja:
m ....8 dias.......... m/2 ....8 dias......... m/4 ....8 dias......... m/8 ...
100% ...8 dias.......... 50% ....8 dias......... 25% ....8 dias......... 12,5% ...
1 ....8 dias......... 1/2 ....8 dias......... 1/4 ....8 dias.......... 1/8 ...



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ENERGIA NUCLEAR
FISSÃO NUCLEAR: É a forma como a energia é obtida nos reatores nucleares e nas bombas atômicas.
Uma das reações possíveis é:

92U
235 + 0n1 → 36Kr92 + 56Ba141 + 30n1 + ENERGIA

Devido ao fenômeno de defeito de massa explicado anteriormente, a massa dos produtos é levemente
menor que a dos reagentes, o que provoca liberação de energia.
FUSÃO NUCLEAR : É a forma como obtém energia a bomba de hidrogênio, estrelas como o Sol e
reatores "limpos" denominados tokamaks, ainda experimentais. Uma reação possível é :
2 + 1H2 + 2He3 + 0n1 + ENERGIA
1H

Também ocorre defeito de massa com liberação de energia.
USOS DE ALGUNS ISÓTOPOS ARTIFICIAIS:
q I131 : Detecção de tumores da tireóide.
q Co60 e Cs137 : Emitem radiações que matam células cancerosas.
q C14 : Datação de material arqueológico.
q U235 e Pu239 : Átomos físseis. Em bombas atômicas e reatores nucleares.
q H2 : O deutério é o material fúsel das bombas de hidrogênio e tokamaks. Na forma de água pesada
(D2O) é utilizado em reatores nucleares

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Matérias > Química > Orgânica > Classificação das cadeias carbônicas

Classificação das Cadeias Carbônicas
1- Quanto à presença ou não de ciclo, a cadeia carbônica pode ser:
ACÍCLICA: A cadeia não fecha. Também chamada aberta ou alifática.
CÍCLICA: A cadeia fecha em algum ponto. Também chamada de fechada.



2- Quanto ao tipo de ligações entre carbonos, pode ser:
SATURADA: Possui apenas ligações simples entre carbonos.
INSATURADA: Possui ligações duplas e/ou triplas entre carbonos.

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3- Quanto à presença, ou não, de ramificação:
NORMAL: Geralmente possui apenas átomos de carbono primário e/ou secundário. Também chamada
linear.
RAMIFICADA: Geralmente possui átomos de carbono terciário e/ou quaternário.
4- Quanto à natureza dos átomos, pode ser:
HOMOGÊNEA: Não possui heteroátomo.
HETEROGÊNEA: Possui heteroátomo.
*Heteroátomo é aquele que, não sendo carbono, aparece entre carbonos.
Para cadeias cíclicas utiliza-se, ainda estas duas classificações:
5- Quanto à natureza dos átomos no ciclo:
HOMOCÍCLICA: Não possui heteroátomo no ciclo.
HETEROCÍCLICA: Possui heteroátomo no ciclo.
6- Quanto à aromaticidade:

AROMÁTICA: Possui anel com seis átomos e ligações duplas e simples alternadas.

ALICÍCLICA: É qualquer cadeia cíclica não aromática.

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NOMENCLATURA
NOMENCLATURA OFICIAL:
É formada, no mínimo de três partes.
1. A primeira indica o número de carbonos.
2. A segunda indica o tipo de ligação entre carbonos (simples, dupla ou tripla).
3. A terceira indica a função (tipo de composto).
1. Nº DE C(s) -PREFIXO
1 meta 7 hepta
2 eta 8 octa
3 propa 9 nona
4 buta 10 deca
5 penta 11 undeca
6 hexa 12 duodeca ...

2. TIPO DE LIGAÇÃO
Entre Carbonos Infixo
apenas simples an
uma dupla en
duas duplas dien
duas triplas diin
três duplas trien ...

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3. FUNÇÃO
Inicialmente vamos estudar os compostos que só possuam carbono e hidrogênio, denominados
hidrocarbonetos.
O sufixo utilizado é a letra o.
Exemplos:
CH4 → metano ( met+an+o)
H3C - CH3 → etano
H2C = CH2 → eteno (*etileno)
→ etino (*acetileno)
H2C = CH - CH3 → propeno (*propileno)
*nomenclatura usual
Numeração das ligações: Se houver mais de uma possibilidade de colocar uma dupla ou tripla ligação, a
cadeia deve ser numerada. De várias numerações possíveis, a correta é a que conduzir aos menores
números:



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I- A CADEIA PRINCIPAL
É uma seqüência de carbonos que possui:
1º - O(s) grupo(s) funcional(ais)*.
2º - As duplas ou triplas ligações ou os ciclos.
3º - O maior número de carbono.
*Para os hidrocarbonetos não vamos encontrar grupos funcionais, já que estes estão associados a átomos
diferentes de hidrogênio e carbono.
Abaixo estão identificadas as cadeias principais de alguns hidrocarbonetos:

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II- RADICAIS:
São grupos com carbono e hidrogênio que restam quando identificamos a cadeia principal. Os principais
radicais são:

Retomando os exemplos anteriores, vamos dar nome aos radicais, além da cadeia principal.

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III- LOCALIZAR OS RADICAIS:
Localizam-se os radicais numerando-se a cadeia. De várias numerações possíveis, a correta é a que
conduzir aos menores números:
A dupla ligação fica com o menor número em relação ao radical.



3 - metil -1- buteno

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Matérias > Química > Orgânica > Funções

Funções
Para outras funções de cadeia homogênea utiliza-se a mesma estrutura de nomenclatura dos
hidrocarbonetos, trocando-se apenas a terminação.
ÁLCOOIS: Possuem o grupo -OH (hidroxila) preso a um carbono saturado.
Nomenclatura: Nome do hidrocarboneto correspondente + ol:

(nomenclatura usual)



Álcoois podem ser classificados em primários, secundários ou terciários se a hidroxila estiver presa a
carbono primário, secundário e terciário, respectivamente.
Nos exemplos acima, são primários o etanol e o 1-propanol, enquanto o 2-propanol e o cicloexanol são
secundários.

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FENOIS: Possuem o grupo -OH (hidroxila) preso a anel aromático.
Nomenclatura: hidroxi + nome do hidrocarboneto correspondente:

O grupo funcional fica sempre com o menor número.

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ALDEÍDOS: Possuem o grupo carbonila (C = O)
em carbono primário.
Nomenclatura: Nome do hidrocarboneto correspondente + al:

(nomenclatura usual)

H2CBr – CHBr – CHO 2, 3-dibromopropanal


CETONAS: Possuem o grupo carbonila (C = O) em carbono secundário.
Nomenclatura: Nome do hidrocarboneto correspondente + ona:

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ÁCIDOS CARBOXÍLICOS: Possuem o grupo carboxila

Nomenclatura: ácido + nome do hidrocarboneto correspondente +óico:

(nomenclatura
usual)

ac. 2-vinil-butanodióico

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AMIDA: Derivadas dos ácidos carboxílicos pela substituição do grupo -OH por -NH2

Nomenclatura: Nome do hidrocarboneto correspondente + amida:

NITRILA: Possuem o grupo nitrila ou nitrilo

Nomenclatura: Nome do hidrocarboneto correspondente + nitrila:

2-fenil-propanonitrila

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OUTRAS FUNÇÕES II
Para funções de cadeia heterogênea dá-se nome a cada grupo preso ao heteroátomo, independentemente.
ÉTERES: Podem ser considerados derivados dos álcoois pela substituição do hidrogênio da hidroxila
(R-OH) por um radical (-R’) : R-O-R’.
A nomenclatura mais utilizada dá nome aos radicais presos ao oxigênio, precedido da palavra éter.

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ÉSTERES: São derivados dos ácidos carboxílicos pela substituição do hidrogênio da carboxila

(R-COOH) por um radical R’: R-COO-R’.

Dá-se a terminação oato à parte que provém do ácido e ila ao radical que substitui o hidrogênio.

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AMINAS: São derivados da amônia (NH3) obtidos pela substituição de um, dois ou dos três hidrogênios
da amônia por radicais. Obtém-se, dessa maneira, aminas primárias, secundárias e terciárias,
respectivamente.
Nomeia-se cada radical preso ao nitrogênio, em ordem de tamanho e ramificação crescente, seguido da
terminação amina:

Nos exemplos acima, metilamina e fenilamina são aminas primárias, propil-isopropilamina é secundária e
dimetil-etilamina, terciária.



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Matérias > Química > Orgânica > Isomeria

ISOMERIA
É quando vários compostos orgânicos apresentam a mesma fórmula molecular.
Exemplo:
C4H8 podemos escrever

CH3 - CH2 -CH = CH2 1-buteno

H3C - HC = CH -CH3 2-buteno

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Matérias > Química > Orgânica > Isomeria

O quadro abaixo nos auxilia muito:



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Matérias > Química > Orgânica > Reações Orgânicas

REAÇÕES ORGÂNICAS
Substituição em alcanos
O hidrogênio substituido segue a ordem:
1º Hidrogênio de carbono terceário depois de carbono secundário e por último hidrogênio de carbono
primário.

Adição em alcenos
Ocorre a quebra da ligação pi e o cloro é adicionado completando a tetravalência de cada carbono.


regra de Markownikoff: Nas reações de adição de H - A adicione o H ao carbono mais hidrogenado da
dupla.

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Matérias > Química > Orgânica > Reações Orgânicas

Ozonólise em alcenos

Oxidação enérgica em alcenos

Desidratação de álcool: aquecimento em presença de ácido sulfúrico concentrado.

Oxidação de álcool: [O] obtido à partir de KMnO4 em meio ácido.

Esterificação: A REAÇÃO ORGÂNICA MAIS IMPORTANTE PARA O VESTIBULAR!!!!

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Matérias > Química > Equilíbrio Químico > Constante de equilíbrio


Constante de equilíbrio
Para a reação reversível genérica:

1 - Reação direta
2 - Reação inversa

Onde x, y, z, e t são os coeficientes que balanceiam a equação.
A constante de equilíbrio é representada por Keq ou Kc , por ser expressa em termos de concentrações
molares. Escrevemos então:

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Matérias > Química > Equilíbrio Químico > Constante de equilíbrio

GRÁFICOS
Se no início tivermos apenas os componentes da esquerda
( A e B ) v1 é máxima no início, enquanto que v2 é zero. No equilíbrio, são iguais, então:

A partir do tempo T o equilíbrio foi atingido.
No equilíbrio, as concentrações serão constantes mas não necessariamente iguais.
Para uma reação genérica A + 2B 2C



A constante de equilíbrio no exemplo acima será:

Observe que após 15 segundos as concentrações ficaram constantes ou seja a partir deste instante a reação
está em equilíbrio.

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Matérias > Química > Equilíbrio Químico > Deslocamento de equilíbrio

DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO
PRINCÍPIO DE LE CHATELIER
Usando este princípio, podemos prever o que ocorre com um sistema em equilíbrio quando um fator age
sobre este :
Quando um fator age num equilíbrio, este se desloca no sentido de anular esse fator.
FATORES QUE DESLOCAM O EQUILÍBRIO
CONCENTRAÇÃO
Ao adicionarmos um componente A genérico, o sistema se desloca no sentido de retirar A.
Ao retirarmos um componente A genérico, o sistema se desloca no sentido de formar A.
TEMPERATURA
O aumento da temperatura desloca o equilíbrio no sentido endotérmico. Isto quer dizer, ao adicionarmos
calor a um sistema, este se desloca no sentido da retirada de calor
A diminuição da temperatura desloca o equilíbrio no sentido exotérmico. Isto quer dizer, ao retirarmos
calor de um sistema, este se desloca no sentido de liberar calor

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Matérias > Química > Equilíbrio Químico > Deslocamento de equilíbrio

PRESSÃO
A pressão pode agir quando há, no mínimo, um componente em gasoso equilíbrio.
O aumento da pressão desloca o equilíbrio no sentido da contração do sistema. (menor volume)
A diminuição da pressão desloca o equilíbrio no sentido da expansão do sistema. (maior volume)
Para determinar o sentido da expansão, ou contração, devemos lembrar que o volume ocupado por um gás
é proporcional ao número de mols :

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Matérias > Química > Equilíbrio Químico > Constante de ionização

CONSTANTE DE IONIZAÇÃO
EQUILÍBRIO IÔNICO
No caso do ácido ou base sempre vamos encontrar moléculas não ionizadas (ou dissociadas) em número
considerável. Para a reação :

,
A constante de equilíbrio será:

O equilíbrio iônico, pode ser chamada de Ki ou, ainda, Ka ou Kb , respectivamente para ácidos ou bases.

Para ácidos com mesma molaridade, quanto maior é a constante, maior é a concentração de H+ e mais
forte é o ácido.

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Matérias > Química > Equilíbrio Químico > Constante de ionização


GRAU DE IONIZAÇÃO, OU DISSOCIAÇÃO( )

Ácidos (ou bases) mais fortes possuem maior grau de ionização (ou dissociação), para soluções de mesma
molaridade.
EQUAÇÃO DE OSTWALD
Para um ácido, ou base, a constante de ionização (Ki) relaciona-se com a molaridade (m) e o grau de
ionização, ou dissociação , assim :
Para ácidos e bases com 5%

Para ácidos e bases fracas o é menor que 5% logo
1– ~1
Para estes casos temos
Ki = 2. m

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Matérias > Química > Equilíbrio Químico > pH e pOH

pH e pOH
Equílibrio iônico na água
PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA :(KW)

KW = [H+] . [OH-] = 10-14 A 25ºC

pH e pOH :
pH = -log [ H+ ] e pOH = -log [ OH-]
a 25ºC à pH + pOH = 14

TIPO DE SOLUÇÃO [ H+ ] [OH-] pH pOH

NEUTRA 10-7 10-7 7 7

ÁCIDA >10-7 <10-7 <7 >7

BÁSICA <10-7 >10-7 >7 <7

ESCALA DE pH a 25ºC



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Matérias > Química > Massa Atômica / Molecular e Mol > Mol

MOL
Segundo a IUPAC, mol é o número de átomos que existem em 12g de carbono, isótopo 12. Esse número é
6,02 . 1023
A menos que a questão de vestibular estabeleça o contrário, vamos usá-lo como 6,0 x 1023.
MASSA MOLAR
É a massa de 1 mol (6,0 x 1023 ) de átomos, moléculas, íons-fórmula etc. A massa molar dos átomos de
um elemento, por exemplo, é a massa atômica expressa em gramas. Essa massa já foi denominada
átomo-grama. Exemplos:
ELEMENTO MASSA ATÔMICA MASSA MOLAR Nº DE ÁTOMOS
Hidrogênio 1,008u 1,008 g/mol 6 . 1023
Oxigênio 16,00 u 16,00 g/mol 6 . 1023
Enxofre 32,06 u 32,06 g/mol 6 . 1023

Para resolução de exercícios podemos, então, fazer a relação:

Exemplo:
O número de átomos de ferro (Fe = 55,847 ou 56, aproximado) em 2,3 g desse metal é:
1 mol de átomos ---------- 6 . 1023 átomos --------- 56 g
x átomos -------------- 2,3 g
x = 2,46 . 1022 átomos de ferro
6,02 . 1023 também é denominado número de Avogadro.

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Matérias > Química > Massa Atômica / Molecular e Mol > Mol


PARA SUBSTÂNCIAS
A massa molar, será a massa de 1 mol (6,0 x 1023) de moléculas, íons-fórmula, etc. A massa molar das
moléculas de uma substância, por exemplo, é a massa molecular expressa em gramas. Essa massa já foi
denominada molécula-grama. Exemplos:
Substância Massa Molecular Massa Molar Nº de Moléculas
Água 18u 18 g/mol 6,0 x 1023
Gás carbônico 44u 44 g/mol 6,0 x 1023

Podemos dizer, ainda, que 1 mol de uma substância gasosa ocupa nas CNTP (Condições Normais de
Temperatura e Pressão) o volume aproximado de 22,4 L.
Resumindo:

Se quisermos o número de mols de 22 g de CO2 (C = 12, O = 16), por exemplo:

1 mol de moléculas ------- 6 . 1023 moléculas ------ 44 g ------ 22,4L (CNTP)
x --------------------------------------------------- 22 g
x = 0,5 mol
Ou seja: 3 . 1023 moléculas de CO2

Ou
11,2 L de CO2 nas CNTP

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Matérias > Química > Massa Atômica / Molecular e Mol > Fórmulas Quantitativas


Fórmulas Quantitativas
Fórmula Molecular: Fornece o número de átomos na molécula.
Exemplos:
Substância Fórmula molecular
Água H2O

Benzeno C6H6

Acetileno C2H2

2-Hepteno C7H14

Fórmula Mínima, Empírica ou Estequiométrica: Fornece a proporção dos átomos na molécula.
Exemplos:
Substância Fórmula mínima
Água H2O
Benzeno CH
Acetileno CH
2-Hepteno CH2

Fórmula Percentual: Mostra a proporção em massa dos elementos que compõe a substância. Exemplo:
heptano: C = 85,7%, H = 14,3%

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Matérias > Química > Massa Atômica / Molecular e Mol > Cálculo estequiométrico

CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO
LEIS PONDERAIS
LEI DE LAVOISIER
CONSERVAÇÃO DAS MASSAS
Numa reação química a massa que reage é igual a massa produzida.
Isto porque há uma conservação no número de átomos, aí surge o balanceamento das equações químicas.
Nº de átomos dos reagentes = Nº de átomos dos produtos.
LEI DE PROUST
Há uma proporção constante entre as massas de reagentes e produtos numa reação.
Isto significa que qualquer alteração que se faça em qualquer substância participante da reação, temos que
promover a mesma alteração proporcional em todas as outras substâncias desta reação.
1N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)

1 mol 3 mol 2 mol


1.28g 3.2g 2.17g (observe a lei de Lavoisier)
1.6.1023 moléculas 3.6.1023 moléculas 2.6.1023 moléculas

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Matérias > Química > Massa Atômica / Molecular e Mol > Cálculo estequiométrico

Entre os gases nas mesmas condições de T e P temos a proporção volumétrica
1V 3V 2V
OBS: Se for CNTP 1V = 22,4L ou 22,7L
Se quisermos saber, por exemplo, o volume de amônia (NH3) produzido (medido nas TPN)a partir de 5,6
g de nitrogênio (N2), fazemos:

N = 14 →
1N2 + 3H2 → 2 NH3

1 x 28g 2 x 22,4 L
5,6g X => X = 8,96 L

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Matérias > Química > Soluções

SOLUÇÕES
São misturas homogêneas. Os componentes são denominados soluto e solvente:
SOLUTO SOLVENTE
SÓLIDO LÍQUIDO
Se ambos os componentes forem líquidos
em menor quantidade em maior quantidade
Se um componente for a água
o outro componente água

A massa da solução é a massa do soluto somada à do solvente:
soluto = st
msç = mst + msv solvente = sv
solução = sç



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CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES
TÍTULO ( T )

como msç > mst → T < 1

PORCENTAGEM EM MASSA ( P )

como msç > mst → P < 100%

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CONCENTRAÇÃO EM g/L ( C )
É a massa do soluto em 1L de solução

A unidade é g/L
MOLARIDADE ( m )
Determina o nº de mols do soluto para 1L de solução

com mst = massa do soluto e Mst = massa molar do soluto.

É expresso em mol/L ou molar (M)
Relação entre a as grandezas :



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Matérias > Química > Funções químicas > Ácidos de Arrehenius

ÁCIDOS DE ARREHENIUS
É todo composto molecular que em solução aquosa sofre ionização liberando

* Ionização Formação de íons
Considerações Importantes
Na fórmula estrutural dos ácidos as ligações químicas são covalentes (molecular) ou seja, não há íons, mas
quando dissolvemos essa substâncias em água os íons são formados, por isso a solução aquosa de ácido
conduz corrente elétrica (eletrólito).

O H+ liberado se liga a uma molécula de água formando

Portanto numa solução ácida não temos H+ e sim H3O+, mas como nos livros é comum a representação
dessas soluções apenas por H+, dizemos:
O H+ é uma maneira cômoda de representar o H3O+.

A ionização que mostramos como exemplo:

Fica corretamente representada por:
HA + H2O H3O+ + A-

Mas as duas são consideradas corretas.

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A ionização acontece em etapas, onde em cada etapa ocorre a liberação de um H+ ou seja a formação de
um H3O+.

Exemplo:
Ácido Clorídico (HCl) 1 Hidrogênio ionizável 1 etapa

ou
HCl + H2O H3O+ + Cl-

Ácido Carbônico (H2CO3) 2 Hidrogênios ionizáveis 2 etapas

NUNCA SE ESQUEÇA: Quando aparecer H+, na verdade é o H3O+

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Nomenclatura
Hidrácidos
Ácido Nome do elemento + ÍDRICO
(ÁCIDOS NÃO OXIGENADOS)
Exemplo:
HCl : ác. clorídrico.
HF : ác. fluorídrico.
H2S : ác. sulfídrico.

HCN : ác.cianídrico.

Oxácidos ácidos oxigenados
A grande maioria dos ácidos apresentam oxigênio. Temos alguns caminhos para a nomenclatura desses
ácidos, vamos agora por um deles.

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TABELA DE ÁCIDOS PADRÃO
NOME: Ácido Elemento central + ICO

Elemento Central Padrão Nome

Cl, Br, I H Cl O3 Ácido Clórico

S, Se, Te H2 S O4 Ácido Sulfúrico

P, As, Sb H3 P O4 Ácido Fosfórico

B H3 B O3 Ácido Bórico

C H2 C O3 Ácido Carbônico

N H N O3 Ácido Nítrico

1ª REGRA
Ácido padrão com um átomo de oxigênio a menos
Ácido Elemento central + oso
Exemplo:
H2SO3 Ácido sulforoso

(Veja na tabela que o ácido padrão para o enxofre é H2SO4)

2ª REGRA
Ácido padrão com dois átomos de oxigênio a menos
Ácido Hipo + elemento central + oso
H3PO2 Ácido Hipofosforoso

(o ácido padrão para o fósforo é o H3PO4)

3ª REGRA
Ácido padrão com um átomo de oxigênio a mais
Ácido Per + elemento central + ico
HClO4 Ácido Perclórico

(Padrão para o cloro é HClO3)

Ácidos "orto"
Este prefixo não altera a fórmula do ácido, apenas indica que é possível retirar água.
Ácido ortofosfórico = Ácido Fosfórico H3PO4

Ácidos "meta"



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Este prefixo indica que foi retirado uma molécula de água de uma molécula do ácido.
1 (ácido) –1 H2O

Ácido metafosfórico HPO3

Ácidos "piro"
Este prefixo indica que foi retirado uma molécula de água de duas moléculas do ácido.
2 (ácido) –1 H2O

Ácido Pirofosfórico H4P2O7

2.(H3PO4)

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Matérias > Química > Funções químicas > Bases de Arrehenius

Bases de Arrehenius

São compostos iônicos que em solução aquosa liberam OH- (Hidróxido ou Hidroxila)

B(OH)x Bx+ + XOH-

Como as bases são compostos iônicos, quando dissolvidos em água os íons separam-se, este processo é
chamado de dissociação iônica.
Veja algumas dissociações:
Na verdade temos bases iônicas e
moleculares. As mais importantes,
NaOH → Na+ + OH-
portanto as que nos interessam
são as iônicas.
Ca(OH)2 → Ca2+ + 2OH-

Bases - Formulação
Para encontrar a fórmula de uma base, considera-se que os ânions OH - devem anular as cargas do cátion.
Exemplos:



Cátions mais importantes

NH4+, Ag, 1A → + 1
Valência Fixa
Cd, Zn, 2A → + 2
Al → + 3

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Carga Variável

METAL VALÊNCIA
Cu, Hg + 1 ou + 2
Fe, Co, Ni + 2 ou + 3
Au + 1 ou + 3
Sn, Pb, Mn, Pt + 2 ou + 4

Nomenclatura
Hidróxido de _________ - acrescentando-se o nome do cátion a seguir. Exemplos:
NaOH - hidróxido de sódio.
Ca(OH)2 - hidróxido de cálcio.

Al(OH)3 - hidróxido de alumínio.

NH4OH - hidróxido de amônio.

Para cátions com mais de uma valência, especifica-se esta em algarismos romanos ou usa-se as
terminações:
______oso : para o de menor valência.
______ico : para o de maior valência.
Exemplos:

- hidróxido de ferro II ou hidróxido ferroso

- hidróxido de ferro III ou hidróxido férrico



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Química Aplicada
NaOH - hidróxido de sódio: Uma das substâncias consumidas em maior quantidade no mundo todo. É
utilizada em limpeza doméstica pesada, para fabricar sabão etc. Nome usual: soda cáustica.
Mg(OH)2 - hidróxido de magnésio:

Em suspensão aquosa é comercializada como leite-de-magnésia, um antiácido estomacal e laxante suave.
Al(OH)3 - hidróxido de alumínio: É utilizado em medicamentos anti-ácidos.

NH4OH - hidróxido de amônio: É o amoníaco. Usado em limpeza doméstica e na produção de
fertilizantes. É uma base que se decompõe, liberando o gás amônia (NH3 )

NH4OH → NH3 + H2O

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Matérias > Química > Funções químicas > Sais

SAIS
São produtos, ao lado da água, da reação de ácidos com bases. Esta é denominada reação de salificação ou
neutralização:
ÁCIDO + BASE → SAL + ÁGUA
Exemplos:
HCl + NaOH → NaCl + H2O

H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O

3H2SO4 + 2Al(OH)3 → Al2(SO4)3 + 6H2O

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Matérias > Química > Funções químicas > Sais


NOMENCLATURA DOS SAIS

O ânion do sal é sempre proveniente do ácido, e para determinar seu nome basta fazer a troca de sufixo
com o ácido de origem de acordo com o quadro:
ÁCIDO ÂNION
ídrico eto
ico ato
oso ito

Exemplos:
NaCl : cloreto de sódio
( do HCl: ác.clorídrico )
CaSO4 : sulfato de cálcio

( do H2SO4 : ácido sulfúrico )

NH4NO3 : nitrato de amônio

( do HNO3 : ácido nítrico )

Fe3(PO4)2 : fosfato de ferro II

( H3PO4 : ácido fosfórico)

DISSOCIAÇÃO DOS SAIS
Sais dissociam-se em água liberando cátions e ânions.
Exemplos:
NaCl → Na+ + Cl-
Na2SO4 → 2Na+ + SO42-

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Matérias > Química > Funções químicas > Óxidos


ÓXIDOS
Óxidos são compostos binários onde o elemento mais eletronegativo (da direita) é o oxigênio.
ExOy

a) Óxidos iônicos: São formados pelo ânion óxido (O2-) e um cátion de metal.
b) Óxidos covalentes: São formados por um não-metal e o oxigênio.
NOMENCLATURA E FORMULAÇÃO
Para encontrar a fórmula de um óxido iônico, levamos em conta que a carga dos cátions deve anular a
carga dos ânions O2-, Para a nomenclatura, o mais usual é:
óxido + nome do cátion:
Na2O : óxido de sódio

CaO : óxido de cálcio
Al2O3 : óxido de alumínio

Fe2O3 : óxido de ferro III ( ou férrico)

A nomenclatura dos óxidos covalentes é feita usando-se os prefixos mono, di, tri, tetra ... para indicar o
número de oxigênios e de átomos do elemento que o acompanha. O prefixo mono no segundo elemento é
opcional. Cada elemento pode formar diversos óxidos:
NO: monóxido de (mono)nitrogênio.
NO2: dióxido de nitrogênio.

N2O: monóxido de dinitrogênio.

N2O3 : trióxido de dinitrogênio.

N2O5 : pentóxido de dinitrogênio.

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Matérias > Química > Funções químicas > Óxidos

QUÍMICA APLICADA
CaO : É comercializada como cal virgem. Usada no preparo de argamassa e em pintura.
Fe2O3 : É a hematita. Um importante minério de ferro.

Al2O3 . 2H2O : É a bauxita. Um minério do alumínio.

SiO2 : Constitui o quartzo, é a maior parte da areia.

CO2: É o gás carbônico. Liberado na respiração e em combustões. Provoca o "efeito estufa" na atmosfera
porque impede o calor de abandonar a Terra.
CO: O monóxido de carbono é um importante poluente liberado pelos motores de combustão,
principalmente a gasolina. Reage com a hemoglobina do sangue.
Chuva ácida: A chuva é naturalmente ácida porque o CO2 reage com a água produzindo ácido carbônico,
um ácido muito fraco. Em locais poluídos com SO2 , SO3 e NO2 , estes reagem com a água da chuva


produzindo ácidos fortes como H2SO4 e HNO3 .

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Matérias > Química > Termoquímica > Entalpia- Calor de reação

Entalpia - calor de reação
I. Transformação ENDOTÉRMICA : ∆H > 0 → Representa um ganho de energia pelo sistema, ou HP >
HR.
Graficamente:

Podemos representar a variação da entalpia (∆H) de uma reação endotérmica através da equação da
reação.
Por exemplo:
2NH3(g) → N2(g) + 3H2(g) ∆H = +22kcal

ou
2NH3(g) → N2(g) + 3H2(g) -22kcal

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Matérias > Química > Termoquímica > Entalpia- Calor de reação



II. Transformação EXOTÉRMICA : ∆H < 0 - Representa uma perda de energia pelo sistema, ou HP < HR.
Graficamente:

representando um exemplo através da equação:
Cgraf + O2(g) → CO2(g) ∆H = -94kcal

ou
Cgraf + O2(g) → CO2(g) + 94kcal


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