apostila_qui_inorgÂnica_parte2_1

APOSTILA DE QUÍMICA – PARTE 02 ELABORADO POR: DANILO COELHO 1

Março/2013

Apostila de Química Inorgânica – Parte 02

Elaborada por: Profº Danilo Coelho

I – Quantidades e medidas (Estequiometria)

1) Fórmula percentual: indica a porcentagem, em massa, de cada elemento que constitui a substância.

Uma maneira de determinar a fórmula percentual é partir da fórmula molecular da substância, aplicando os conceitos de massa atômica e massa molecular.Por exemplo, sabendo que a fórmula molecular do metano é CH4 e que as massas atômicas do carbono e do hidrogênio são, respectivamente, 12 e 1, temos:

2) Massa atômica – Indica quantas vezes um átomo é mais pesado do que 1/12 do isótopo de 12C.

Ex.: O816 → 16 u. ou u.m.a. Ex.: Na11

23 → 23 u. ou u.m.a.

Ex.: Cl1735,45 → 35,5 u. ou u.m.a.

3) Massa molecular de uma substância – É a massa da molécula dessa substância expressa em u. Indica quantas vezes a massa da molécula dessa substância é maior que a massa de 1/12 do átomo de 12C.


A massa molecular de uma substância é numericamente igual à soma das massas atômicas de todos os átomos da molécula dessa substância.

Exemplo: para a molécula C12H22O11 (açúcar), a massa molecular será:

12 átomos de carbono = 12 x 12,0111 u = 144,133 u

22 átomos de hidrogênio = 22 x 1,0079 u = 22,174 u

11 átomos de oxigênio = 11 x 15,9994 = 175,993 u e a soma 342,3 u.

4) Mol

Um mol é definido como a quantia que contém tantos objetos quanto o número de átomos em exatamente 12 gramas de 12C.

Ex.: o Mol → 6,022 x 1023 Unidades

Várias experiências determinaram que este número é 6,0221367 x 1023, ou simplesmente 6,022 x 1023, e é conhecido como o número de Avogadro. Um mol de átomos, carros, pessoas, etc. – contém 6,022 x 1023 destes objetos. Mas quão grande é este número? Um mol de gesso cobrindo a Terra resultaria em uma capa com 5 quilômetros de espessura.

5) Massa molar

Um único átomo 12C tem uma massa de 12u. Um único átomo de 24 Mg (magnésio – 24) tem uma massa de 24u, ou duas vezes a massa de um átomo 12C. Assim, um mol de átomos 24Mg deveria ter a massa de duas vezes um mol de átomos 12C. Se um mol de átomos 12C tem massa 12 gramas (por definição), um mol de átomos 24Mg tem massa de 24 gramas.

Note que a massa de um átomo em unidades de massa atômica (u) é numericamente igual à massa de um mol dos mesmos átomos em gramas (g). A massa em gramas de 1 mol de uma substância é chamada massa molar. A massa molar (em gramas) de qualquer substância sempre é numericamente igual à sua massa de fórmula (em u).

Exs.: Uma molécula de H2O tem massa de 18,0 u; 1 mol de H2O pesa 18,0 gramas.

6) Átomo-grama – É a massa atômica em gramas. E isso corresponde ao numero de Avogadro. (Número de Avogadro → 6,022 x 1023 Átomos).


Ex.: 1 Átomo de N → 14 u. e 6,022 x 1023 Átomos de N→ 14 g.

7) Molécula grama – É a massa molecular em gramas. E isso corresponde ao numero de Avogadro.

Ex.: 1 Molécula de H2O → 18 u.m.a e 6,022 x 1023 Moléculas de H2O → 18 g.

8) Volume molar – É o volume ocupado por um mol de uma substância gasosa nas

CNTP (condições Normais de Temperatura e Pressão – 0ºC e 1 atm). O volume molar

padrão é 22,4 L.

9) Relação final

Para Átomos: M.A.(g) → 6,022 x 1023 Átomos → 1 mol →22,4L

Para Moléculas: M.M.(g) → 6,022 x 1023 Moléculas → 1 mol →22,4L

10) Exercícios

I) Qual a quantidade de mols existentes em 69,0g de sódio?

II) Qual é o volume ocupado nas CNTP por 88,0g de CO2?

III) Qual é a quantidade de moléculas existentes em 196,0g de H2SO4?

IV) Qual a quantidade de mols existentes em 2,408 x 1025 átomos de ferro?

V) Qual a quantidade de átomos existentes em 36,0g de H2O?

VI) Qual a quantidade de átomos-grama existentes 20,0g de Ca?

VII) Qual a quantidade de mols existentes em 2,4Kg de C?

VIII) Qual é a quantidade de moléculas existentes em 126,0g de HNO3?

IX) Qual a quantidade de átomos existentes em 3 át-g de Zn?

X) Qual a quantidade de átomos existentes em 22,0g de CO2?

XI) Qual a quantidade de átomos de oxigênio existentes em 9,8g de H2SO4?

XII) Calcule o valor de “X” no seguinte composto XO2, sabendo que 11,0g dessa substância ocupam o volume de 5,6L nas CNTP.

XIII) Uma pessoa ao beber 300,0g de H2O esta ingerindo, aproximadamente, quantas moléculas de água?

a) 1,0 x 1024 Moléculas b) 1,0 x 1025 Moléculas c) 1,0 x 1026 Moléculas


d) 1,0 x 1027 Moléculas e) 1,0 x 1020 Moléculas

XIV) A massa atômica do mercúrio é igual a 201u., quantos átomos existem em 1,0 x 102 g desse elemento?

XV) Uma amostra contendo 4,8 x 1020 átomos de um elemento “E” possuem massa igual a 24,0 mg. Se o numero de mols dessa substância corresponde a 4 mols. Qual é a massa dessa substância?

a) 12g b) 100g c) 200g d) 120g e) 50g

XVI) Cerca de 18% da massa do corpo humano provém de átomos de carbono. Com base nesses dados o número de átomos de carbono no corpo de um indivíduo que pesa 100Kg, é?

a) 1,0 x 103 b) 1,5 x 103 c) 2,0 x 103 d) 2,5 x 103 e) 3,0 x 103

XVII) Se a Mega-Sena pagasse 1mol/R$ para um total de 100 ganhadores, quanto receberia cada um?

a) 6,0 x 1021 Reais b) 6,0 x 1026 Reais c) 1,0 x 1020 Reais

d) 1,0 x 1026 Reais e) 1,0 x 1027 Reais

XVIII) Qual é a quantidade de moléculas existentes em 490,0g de H2SO4?

XIX) Qual a quantidade de mols de CO2 existentes nas CNTP que ocupa um volume de 112,0L?

XX) Qual a quantidade de át-g existentes em 96,0g de S?

XXI) Qual é a quantidade de átomos existentes em 126,0g de HNO3?

XXII) Qual é a quantidade de átomos de “O” existentes em 4,9g de H3PO4?

II – Ligações Químicas

É a força que une os átomos, íons ou moléculas.

1) Tipos de Ligações Químicas

Ligações interatômicas (entre átomos)

→ Ligações Iônicas

→ Ligações Covalentes

→ Ligações metálicas

Ligações intermoleculares (entre moléculas)

→ Pontes ou Ligações de Hidrogênio


→ Forças de Wan der Waals

→ Forças Dipolo- Dipolo.

2) Regra do Octeto – è uma forma encontrada por alguns átomos para que possam

obter 8 elétrons na sua última camada, ficando semelhante ao gás nobre mais

próximo.

3) Regra do Dueto – è semelhante a regra do Octeto. Os átomos obtém 2 elétrons

na sua última camada, ficando semelhante ao Hélio.

4) Valência – É a capacidade de ligação de um átomo.

5) Eletrovalência – è a valência que um átomo têm, devido sua doação ou

recebimento de elétrons.

Família Doar ou Receber Valência Eletrovalência

1A Doar 1 E 1 +1

2A Doar 2 E 2 +2

3A Doar 3 E 3 +3

4A Doar/Receber 4 E 4 +/-4

5A Receber 3 E 3 -3

6A Receber 2 E 2 -2

7A Receber 1 E 1 -1

Ligações interatômicas (entre átomos)

6) Ligações Iônicas ou Eletrovalentes

São ligações que ocorrem com transferência de elétrons. Isso acontece porque

existe uma grande diferença de eletronegatividade entre os átomos ligantes. Existe a

formação de ÍONS (cátions e ânions).

Geralmente ocorrem entre metais (doam elétrons) e ametais (recebem

elétrons).

6.1) Formulação de um Composto Iônico e sua Fórmula Eletrônica ou de Lewis

Ex.1: Ca e I

Ex.2: Na e S

Ex.3: Al e O

Ex.5: Mg e S


6.2) Propriedades dos Compostos Iônicos

I) São sólidos a 25ºC e sobre pressão de 1,0 atm;

II) Existe a formação de um aglomerado Iônico ou retículo cristalino, onde os

íons estão unidos por força de natureza eletrostática;

III) Os compostos iônicos apresentam elevados P.F e P.E.

IV) Os compostos iônicos não conduze eletricidade no estado sólido, só

quando fundidos ou em solução;

V) Geralmente são solúveis em água;

Ex.1: NaCl + H2O→Na+ + Cl-

Ex.2: MgI2+ H2O→Mg+ 2 + 2I-

Ex.3: Al2S3 + H2O→ 2Al +3 + 3S-2

7) Ligações Covalentes

São ligações que ocorrem com o compartilhamento de elétrons. Isso ocorre,

pois a diferença de eletronegatividade entre os átomos ligantes é pequena. Existe a

formação de uma molécula. A ligação covalente, geralmente ocorre entre H-H, H-metal

e ametais.

7.1) Tipos de ligações Covalentes.

I) Normal - Cada átomo empresta um elétron para a formação de um novo

orbital molecular ( podem ser simples duplas ou triplas);

II) Dativa - Apenas um átomo empresta os dois elétrons para formação de

uma nova ligação. Ex.: SO3

Obs.1: A ligação dativa só ocorre quando se esgota a possibilidade de fazer uma

ligação normal.

Obs.2: As ligações normais podem ser:


Simples (δ) Dupla 1sigma (δ) e 1 pi (π) Tripla 1sigma (δ) e 2 pi (π)

Obs.3: As Ligações sigma (δ) são mais fortes de que as ligações pi (π), isso ocorre,

pois na ligação sigma existe a interpenetração de orbitais, enquanto que na ligação pi

(π) ocorre a superposição de orbitais.

Elementos Orbital atômico

H s

Be sp (híbrido)

B sp2(híbrido)

ou sp(híbrido)

sp2(híbrido)

sp3(híbrido)

Obs.4: Os elementos da Família 5A, 6A e 7A possuem orbitais moleculares p;

Obs.5: A soma (fusão) de dois orbitais atômicos formam um orbital molecular.

Exercício: Faça a formulação eletrônica ou de Lewis dos compostos abaixo, diga quais

os tipos de ligações ocorridas e desenhe a formula estrutural.

a) H2

b) HCl

c) Cl2

d) N2

e) O2

f) O3


Tabela 2: Elementos ou famílias e suas ligações.

Elemento ou Família Normal Máximo de lig. Dativa

H 1 Simples -

Be 2 Simples -

B 3 Simples -

C 4 lig. Normais -

5A 3 lig. Normais 1

6A 2 lig. Normais 2

7A 1 lig. Normal simples 3

7.2) Geometria Molecular

Caso 1- Substância Simples – Geometria Linear

Ex.: O2, Cl2, Br2, I2, etc.

Exceto: O3 e P4

Angular Piramidal

Caso 2- Substância Compostas

Do tipo AB. Ex.: HI, HBr, HCl, etc – Geometria Linear;

Do tipo A2B ou AB2.

Híbrido – (Be ou C) sp – Geometria Linear. Ex.: CO2, BeH2, etc.

Não híbrido - Geometria Angular. Ex.: H2O.

Do tipo A3B ou AB3.

Híbrido – (B ou C) sp2– Geometria Trigonal Plana ou Trigonal. Ex.:

CHOH, BF3, etc.


Não híbrido - Geometria Piramidal. Ex.: NH3.

Do tipo A4B ou AB4.

Híbrido – (Si ou C) sp3– Geometria Tretraédrica. Ex.: CH4, (SiO2)n,

etc.

8) Polaridade das Moléculas

É a formação de polos elétricos entre os elementos que apresentam

diferenças de eletronegatividade.

Regra Básica

Substâncias Apolares – São substâncias que apresentam diferença de eletronegatividade, de tal forma, que a força de atração ou repulsão entre seus polos se anulam diante da soma vetorial entre as cargas (Momento dipolar - µ = 0). Ex.: Substâncias simples, exceto O3 e P4, as substâncias compostas que apresentam híbridos com ligantes iguais.

Substâncias Polares – As demais. Apresentam uma soma vetorial diferente de zero (µ ≠ 0).

Exercícios: Determine se as substâncias abaixo são polares ou apolares.

a) I2 d) NaI g) H2O

b) O3 e) HCl

c) BeH2 f) HBeCl


Obs.: Substâncias apolares se dissolvem (se misturam) com substâncias apolares e substâncias polares se dissolvem (se misturam) com substâncias polares.

9) Ligações Metálicas

São Ligações que ocorrem com a formação de uma nuvem eletrônica ou mar

de elétrons, onde os mesmos estão semilivres.

Obs.1: Os metais são bons condutores de calor, de eletricidade, devido aos seu elétrons livres;

Obs.2: As ligações metálicas não apresentam fórmulas eletrônicas, nem estruturais.

Ligações intermoleculares (entre moléculas)

10) Pontes ou Ligações de Hidrogênio

São ligações intermoleculares que apresentam o nitrogênio ligando-se a um

elemento bastante eletronegativo.

Hidrogênio + F O N.

Obs.1: As pontes de hidrogênio são as ligações intermoleculares mais fortes que

existem.

Obs.2: As substâncias que fazem Pontes de Hidrogênio apresentam elevados PE e

PF, a ionização de ácidos e a tensão superficial da água.

11) Forças de Wan Der Waals, Forças Dipolo Induzido – Dipolo Induzido ou

Forças de London.

São as forças intermoleculares mais fracas que existem. Ocorrem entre

moléculas apolares e gases nobres.


12) Forças Dipolo – Dipolo ou Forças Dipolo Permanente.

São as forças intermoleculares ocorrem entre moléculas polares que não

realizam pontes de hidrogênio.

Obs.1: As ligações Dipolo –Dipolo são ligações intermediárias entre as Ligações de

Hidrogênio e as Forças de Wan Der Waals.

Ex.1: NH3 → Polar - Ligações ou Pontes de Hidrogênio

Ex.2: BeH2 → Apolar - Forças de Wan Der Waals

Ex.3: HCl → Polar - Forças de Dipolo –Dipolo.

III – NOX (Número de Oxidação)

É o número que designa a carga elétrica real ou aparente de um determinado elemento químico.

Obs.: Composto Iônico – Carga elétrica real

Composto Covalente – Carga elétrica Covalente.

Ex.: NaCl – real → Na = +1 (doa 1 elétron)

→ Cl = -1 (recebe 1 elétron)

Ex.: HCl – aparente → H = +1 (doa 1 elétron)

→ Cl = -1 (recebe 1 elétron)

Regras

Caso 1 – Para as substâncias simples

O nox sempre será igual a zero. Isso ocorre, pois não existe diferença de

eletronegatividade entre os átomos ligantes.

Ex.: I2, S8, P4, O3, etc.


Caso 2 – Para Íons monoatômicos

O nox sempre será igual a carga elétrica.

Ex.: Na+ → nox = +1

Ex.: Ca+2 → nox = +2

Ex.: S-2 → nox = -2

Ex.: P-3 → nox = -3

Caso 3 – Para Substâncias Compostas

A soma total do nox sempre será igual a zero.

Obs.:1A → nox “cte”= +1

2A → nox “cte”= +2

3A → nox “cte”= +3

7A (fim de fórmula ) → nox “cte”= -1

6A (fim de fórmula ) → nox “cte”= -2

Exemplos: Encontre o nox das substâncias abaixo.

a) Na2S b) Mg3P2 c) CaI2 d) Al2S3

e) FeI2 f) NiCl3 h) NaClO3 h) Fe2S3

Cuidado!!!

Oxigênio NOX

Ternário - 2

Peróxido - 1

Superóxido -1/2

Fluoreto +1

Fluoreto +2

Caso 4 – Para Íons Poliatômicos.

A soma total dos nox será igual a carga elétrica do íon.

Exemplos:

a) NO3-1 b) SO3

-2 c) C2O4-2 d) PO4

-3

e) NO4+1 f) Cr2O7

-2 g) NaCO3-1

Caso 5 – Outros elementos importantes.

Elementos Nox

Prata (Ag) +1

Zinco (Zn) +2

Hidrogênio (H) +1 (maioria) e -1 (lig. com metal)

Cobre (Cu) +1 ou +2

Ouro (Au) +1 ou +3

Fe e Ni +2 ou +3

Sn e Pb +2 ou +4


Exercício: Determine o nox das substâncias abaixo.

a) K2O b) OF2

c) CO d) Al2(SO3)3

e) Li2O2 f) O2F2 g) SO2 h) Ca3(PO4)2

i) CaO4 j) KClO3 k) K2Cr2O7 l) Al2(SO4)3

m) Ca3(PO4)2 n) Al2S3O12

IV – Funções Inorgânicas

São Grupos de substâncias que apresentam as mesmas propriedades químicas: As principais são: Bases, Ácidos, Sais e Óxidos.

1) Bases

Conceito de base segundo Arrhenius

São substâncias iônicas que em presença de água (meio aquoso), sofrem dissociação

iônica, originado apenas um ânion OH- (hidroxila).

Ex.: NaOH Na+(aq) + OH-(aq)

Ca(OH)2 Ca2+(aq) + 2 OH-(aq)

Al(OH)3 Al3+(aq) + 3 OH-(aq)

1.1) Propriedades das Bases

Podemos listar aqui algumas das propriedades funcionais das bases, como:

→ Possuem sabor amargo ou cáustico (adstringente – que “amarra” a boca);

→ Modificam a cor dos indicadores ácido-base (Fenolftaleina – Vermelho, Metil orange – Amarelo, Tornassol – azul);

→ Conduzem a corrente elétrica quando fundidos ou em solução aquosa;

→ Reage com ácidos produzindo sal e água;

Na maioria das vezes são corrosivos e reagem com metais.


1.2) Nomenclatura das Bases

Caso 1 – Para elementos com NOX constantes.

Obs.: Os cátions que formam uma única base são: metais da família 1A e 2A, Ag+,

Zn2+, Al3+ e NH4+ (amônio).

Exemplos: NaOH → hidróxido de sódio AgOH → hidróxido de prata Ca(OH)2 → hidróxido de cálcio Zn(OH)2 → hidróxido de zinco Al(OH)3 → hidróxido de alumínio NH4OH → hidróxido de amônio

Caso 2 – Para elementos com 2 NOXs.

Obs.: Cu = Cuprum; Au = Aurum; Pb = Plumbo.

Exemplos: AuOH → hidróxido de ouro-I ou auroso Au(OH)3 → hidróxido de ouro-III ou aúrico CuOH → hidróxido de cobre-I ou cuproso Cu(OH)2 → hidróxido de cobre-II ou cúprico Fe(OH)2 → hidróxido de ferro-II ou ferroso Fe(OH)3 → hidróxido de ferro-III ou férrico Pb(OH)2 → hidróxido de chumbo-II ou plumboso Pb(OH)4 → hidróxido de chumbo-IV ou plúmbico 1.3) Formulação das Bases Para montar a fórmula da base a partir dos nomes, é necessário sabermos que na formulação das base M(OH)x, o número de hidroxilas da base (X) dependerá da carga do cátion (M). Desta forma, teremos: cátions com carga +1 à 1 OH na fórmula; cátions com carga +2 à 2 OH na fórmula e cátions com carga +3 à 3 OH na fórmula. Exemplos: Hidróxido de potássio → K+ = KOH Hidróxido de magnésio → Mg2+ = Mg(OH)2 Hidróxido de alumínio → Al3+ = Al(OH)3 Hidróxido de amônio → NH4+ = NH4OH


Hidróxido de zinco → Zn2+ = Zn(OH)2 Hidróxido de prata → Ag+ = AgOH 1.4) Classificação das Bases

Quanto ao número de hidroxilas ionizáveis na fórmula da base. · Monobase → uma hidroxila na fórmula da base. Ex.: NaOH, KOH, AgOH, etc. · Dibase → duas hidroxilas na fórmula da base. Ex.: Ca(OH)2, Mg(OH)2, Zn(OH)2, etc. · Tribase → três hidroxilas na fórmula da base. Ex.: Al(OH)3, Fe(OH)3, Mn(OH)3, etc. · Tetrabase → quatro hidroxilas na fórmula da base. Ex.: Mn(OH)4, Sn(OH)4, Pb(OH)4, etc.

Quanto a solubilidade das bases em água

· Totalmente solúveis → bases de metais alcalinos (1A) e o hidróxido de amônio (NH4OH). · Parcialmente solúveis → bases de metais alcalinos terrosos (2A). · Praticamente insolúveis → bases dos demais metais. Exceção: O Be(OH)2 e Mg(OH)2 (bases da família 2A) são praticamente insolúveis.

Quanto ao grau de dissociação (força das bases) Para que uma base se dissocie é necessário que esta base esteja dissolvida em água, com isso teremos:

Exceção: O hidróxido de amônio (NH4OH) é uma base solúvel, mas que apresenta um pequeno grau de ionização, desta forma, esta base é classificada como solúvel e fraca. Resumindo teremos: · Bases fortes → bases dos metais da família 1A e 2A. · Bases fracas → bases dos demais metais, Be(OH)2, Mg(OH)2 e NH4OH.

Quanto a volatilidade das bases

· Base volátil → o hidróxido de amônio (NH4OH) é a única base volátil (baixo ponto de ebulição). · Bases fixas → todas as demais bases são consideradas não voláteis ou fixas (alto ponto de ebulição).


1.5) Aplicações das principais bases do cotidiano Ex.1: Base conhecida como “soda cáustica” ou “lixívia” ou "diabo verde". Utilizado em produtos para desentupir ralos, pias e limpa forno; Ex.2: Hidróxido de magnésio ou leite de magnésia. Utilizado como laxante e antiácido.

2) Ácidos

Conceito de Ácido segundo Arrhenius

É todo composto molecular que, em solução aquosa, se ioniza, produzindo

exclusivamente como cátion o H3O+ (hidroxônio).

Ex.: HCl + H2O H3O+ + Cl–

HCN + H2O H3O+ + CN–

2.1) Propriedades dos Ácidos

Podemos listar aqui algumas das propriedades funcionais dos ácidos, como:

→ o sabor azedo facilmente identificado em frutas cítricas, como limão, laranja e maçã (a palavra ácido é proveniente do latim acidus - azedo, picante);

→ formar soluções aquosas condutoras de eletricidade;

→ provocar efervescência, quando em contato com o calcário;

→ produzir mudança de cor nos indicadores ácido-base (Fenolftaleina – Incolor, Metil orange – Vermelho, Tornassol – Rosa).

2.2) Classificação dos Ácidos

Quanto à presença de oxigênio na molécula

Hidrácidos – não possuem oxigênio Exemplos: HCl, HCN, HF, HI, HBr, H2S, etc. Oxiácidos – possuem oxigênio Exemplos: HNO3 , HClO3 , H2SO4, H3PO4, etc.

Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis

Monoácidos (ou monopróticos) – apresentam um hidrogênio ionizável. Exemplos: HCl, HBr, HNO3 , H3PO2 (exceção). Diácidos (ou dipróticos) – apresentam dois hidrogênios ionizáveis. Exemplos: H2S, H2SO4 , H3PO3 (exceção). Triácidos – apresentam três hidrogênios ionizáveis. Exemplos: H3PO4 , H3BO3. Tetrácidos – apresentam quatro hidrogênios ionizáveis.


Exemplos: H4SiO4 , H4P2O7.

Quanto ao número de elementos químicos

Binário – dois elementos químicos diferentes. Exemplos: HCl, H2S, HBr.

Ternário – três elementos químicos diferentes. Exemplos: HCN, HNO3 , H2SO4 .

Quaternário – quatro elementos químicos diferentes. Exemplos: HCNO, HSCN

Quanto à volatilidade (ponto de ebulição)

Observação: Por quê se deixarmos um recipiente aberto contendo éter, em pouco tempo, observa-se que o éter desaparecerá? O éter é um líquido que possui baixo ponto de ebulição e evapora com facilidade à temperatura ambiente. Dizemos neste caso que o éter é uma substância volátil. Um outro exemplo comum ocorre com o vinagre, o qual possui um odor bastante pronunciado devido à volatilidade do ácido acético, seu principal constituinte. Ácidos voláteis - ácidos com baixo ponto de ebulição (PE). Ex.: todos os hidrácidos (HCl, HF, HI, HBr, HCN, H2S), HNO3, HCOOH e CH3COOH. Ácidos fixos - ácidos com elevado ponto de ebulição (PE). Ex.: H2SO4 (PE = 340ºC), H3PO4 (PE = 213ºC) e H3BO3 (PE = 185ºC).

Quanto ao grau de ionização (força de um ácido)

Ácidos fortes: possuem α > 50%

Ácidos moderados: 5% α 50%

Ácidos fracos: α < 5% Regra Prática para Determinação da Força de um Ácido I. Hidrácidos

Ácidos fortes: HI > HBr > HCl.

Ácido moderado: HF.

Ácidos fracos: demais.

II. Oxiácidos

Sendo HxEzOy a fórmula de um ácido de um elemento E qualquer, temos

em que:


se:

m = 3 ácido muito forte

Exemplos: HClO4 , HMnO4... m = 2 ácido forte

Exemplos: HNO3 , H2SO4... m = 1 ácido moderado

Exemplos: H3PO4 , H2SO3 , H3PO3(2 H+), H3PO2(1 H+) m = 0 ácido fraco

Exemplos: HClO, H3BO3

Observação 1º) O ácido carbônico (H2CO3) é uma exceção, pois é um ácido fraco (α = 0,18%), embora o valor de m = 1 2º) Todos os ácidos carboxílicos são fracos.

2.3) Formulação e Nomenclatura dos Ácidos

I. Formulação

O ácido é formado pelo cátion H+ e ânion qualquer (Ax-). Portanto, podemos representar sua fórmula da seguinte maneira:

H+Ax- HxA

II. Nomenclatura

O nome de um ácido é feito basicamente da seguinte forma:

1º) a palavra ácido; 2º) nome do elemento; 3º) terminação ídrico, ico ou oso

Para os Hidrácidos (HxE)

Exemplos:

HCl ácido clorídrico HBr ácido bromídrico HCN ácido cianídrico H2S ácido sulfídrico HI ácido iodídrico


Para os Oxiácidos (HxEzOy)

Prefixo

Nome (Elemento)

Terminação NOX

Acido Per ico +7

Ácido ico +6 / +5 ou +4 →4A

ou +3 →3A

Ácido oso +4 / +3

Ácido Hipo oso +2 / +1

Exemplos: H2SO4 ácido sulfúrico HClO4 ácido perclórico HBrO ácido hipobromoso H2CO3 ácido carbônico H2SO3 ácido sulfuroso

2.4) Nomenclatura dos Ácidos quanto ao grau de Hidratação.

Resumindo temos:


Exemplos

2.5) Aplicações das principais ácidos do cotidiano Ex.1: Ácido fosfórico (H3PO4) - É usado como aditivo (acidulante) em refrigerantes como Coca-Cola. Ex.2: Ácido carbônico (H2CO3) - É o ácido das águas minerais gaseificadas e dos refrigerantes. Forma-se na reação do gás carbônico com a água: CO2 + H2O à H2CO3

Ex.3: As chuvas ácidas em ambiente poluídos com dióxido de enxofre contêm

H2SO4 e causam grande impacto ambiental.

S + O2(g) → SO2(g) + 1/2 O2(g) → SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(aq)

3) Sais

Conceito de Ácido segundo Arrhenius

É todo composto iônico que possui, pelo menos, um cátion diferente do H+ e um ânion diferente do OH-.

Conceito Prático

È todo composto formado juntamente com água a partir da reação de neutralização entre um ácido e uma base de Arrhenius.

Exemplo: HCl + NaOH → NaCl + H2O Ácido Base Sal Água 3.1) Tipos de Sais

3.1.1) Sais normais → São resultantes da neutralização total de um ácido com uma base.

Ex.: NaCl, KNO3, (NH4)2S, Ca(CN)2, etc


3.1.2) Sais ácidos → São resultantes da neutralização parcial de um ácido com uma base

Ex.: LiHS, etc

3.1.3) Sais básicos → São resultantes da neutralização parcial de uma base com um ácido

Ex.: Mg(OH)2Cl, etc

3.1.4) Sais hidratados → São sais que apresentam moléculas de água em sua estrutura cristalina.

Ex.: CaCl2.2H2O, etc

3.1.5) Sais duplos → São sais que apresentam dois cátions ou dois ânions em sua estrutura cristalina.

Ex.: NaKS, MgClF, etc

Obs.1: O oxigênio não será considerado para análise de um sal duplo.

3.2) Nomenclatura

Para Sal Normal ou Halóide

Ex.: NaCl → Cloreto de sódio KsS → FeI3 → Iodeto Férrico (NH4)2S → CuBr →

Para Oxissal

Prefixo

Nome (Elemento)

Terminação NOX

Per ato +7

ato +6 / +5 ou +4 →4A

ou +3 →3A

ito +4 / +3

Hipo ito +2 / +1

Lembre-se:


Ex.: NaClO4 → Perclorato de sódio CaCO3 → Fe2(SO4)3 → MgSO3 → KClO →

Para Sal ácido ou hidrogenossal

Ex.: KHS → Sulfeto ácido de potássio ou Hidrogeno-sulfeto de potássio. LiH2PO4→ Fosfato ácido de lítio ou Diidrogeno-fosfato de lítio.

Para Sal básico ou hidroxissal

Ex.: Cu(OH)Cl → Cloreto básico cúprico ou hidrixi-cloreto cúprico. Ni(OH) 2I→ Iodeto dibásico niquélico ou Diidroxi-Iodeto niquélico.

Para Sal hidratado

Ex.: CaCl.2H2O → Cloreto de Cálcio Diidratado. CuSO4.5H2O → Sulfato Cúprico Pentaidratado.

Para Sal Duplo

Ex.: MgClBr →Brometo-Cloreto de Magnésio. NaKSO4 → Sulfato de Sódio e Potássio. 3.3) Formulação dos Sais

Para Sal Normal ou Halóide

Para que a soma das cargas dos íons seja igual a zero, é necessário inverter as cargas dos íons e com isso obteremos o índice do cátion e do ânion, de modo que ao multiplicar o índice pela carga do respectivo íon, teremos soma igual a zero.

Resumindo temos:

Exemplo: Cloreto de Cálcio → Ca+2 e Cl-1 →CaCl2

Cianeto de Férrico →

Sulfeto Niquélico → Iodeto Plumboso →


Para Oxissais

Prefixo

Nome (Elemento)

Terminação NOX

Per ato +7

ato +6 / +5 ou +4 →4A

ou +3 →3A

ito +4 / +3

Hipo ito +2 / +1

Obs.: Família Impar → H Família par → 2H P, As, Sb, B → 3H Ex.: Nitrato de Sódio → Derivado do Ac. Nítrico → N (5A) → impar H+1N+5O-2 → Nox = 0 → HNO3 → H+1 e NO3

-1 → Na+1 e NO3-1 → NaNO3

Perclorato Cuproso → Hipoclorito Ferroso → Sulfito Niquélico → Sulfato de Alumínio → Fosfato Estanhoso → Sulfato de ferro III → Bissulfito de potássio ou hidrogeno sulfito de potássio → Hidróxi cloreto de cobre-II →

3.4) Aplicações das principais sais do cotidiano

Ex.1: O sal marinho é utilizado na alimentação. É um ingrediente indispensável ao organismo humano e animal. O NaCl é um dos constituintes da corrente sanguínea, e dele resulta o ácido clorídrico, existente no suco gástrico. Ex.2: Sulfato de bário – BaSO4 - É conhecido popularmente como contraste, pois atua como meio opaco na radiografia gastro-intestinal. Ex.3: Por lei é obrigatório a adição de certa quantidade de sais de iodo (NaI e/ou KI) ao NaCl destinado à alimentação, porque a falta de iodo no organismo pode acarretar inflamação da glândula tireóide originando uma doença conhecida como Bócio.

4) Óxidos

4.1) Definição e formulação dos óxidos

De acordo com tal definição, os óxidos são formulados da seguinte forma:


Onde: E: representa o elemento ligado ao oxigênio que pode ser um metal ou um ametal;

O: representa o elemento oxigênio com carga – 2;

X: indica o número de átomos do elemento ligado ao oxigênio;

Y: indica o número de átomos de oxigênio da fórmula do óxido.

4.2) Nomenclatura

Para óxidos do tipo: EXOY, onde o elemento E é um ametal.

Prefixo que indica a quantidade de oxigênio (Y)

Mono, di, tri, tetra, penta, etc.

Óxido de

Prefixo que indica a quantidade do outro elemento

(X)

Di, tri, tetra

Nome do elemento

Exemplos:

CO → monóxido de carbono CO2 → dióxido de carbono NO2 → dióxido de nitrogênio N2O → monóxido de dinitrogênio N2O3 → trióxido de dinitrogênio

Para óxidos do tipo: EXOY, onde o elemento E é um metal com a carga fixa.

Metais com carga fixa:

→ Metais alcalinos (1A) e Ag = +1

→ Metais alcalinos terrosos (2A) e Zn = +2

→ Alumínio = +3

Exemplo:

Na2O → óxido de sódio CaO → óxido de cálcio Al2O3 → óxido de alumínio K2O → óxido de potássio


MgO → óxido de magnésio

Para montar a fórmula do óxido a partir do nome, é só lembrar a carga do metal, a carga do oxigênio -2 e fazer com que a soma das cargas se anule.

Exemplos:

Óxido de lítio → Li1+O2- invertendo as cargas: Li2O Óxido de bário → Ba2+O2-, como a soma das cargas é nula, então temos: BaO Óxido de alumínio → Al3+O2-, invertendo as cargas: Al2O3 Óxido de zinco → Zn2+O2-, como a soma das cargas é nula, então temos: ZnO Óxido de prata → Ag1+O2-, invertendo as cargas: Ag2O

Para óxidos do tipo: EXOY, onde o elemento E é um metal com a carga variável.

ou ainda:

Metais com carga variável:

→ Ouro (Au1+ e Au3+) → Cobre (Cu1+ e Cu2+) → Ferro (Fe2+ e Fe3+) → Chumbo (Pb2+ e Pb4+)

Exemplos:

Au2O3 → óxido de ouro-III ou aúrico Cu2O → óxido de cobre-I ou cuproso Fe2O3 → óxido de ferro-III ou férrico PbO2 → óxido de chumbo-IV ou plúmbico

4.2) Classificação dos óxidos

ÓXIDOS ÁCIDOS OU ANIDRIDOS

São óxidos moleculares que reagem com a água, produzindo um ácido, ou reagem com uma base, produzindo sal e água.

Os óxidos ácidos, como são obtidos a partir dos ácidos, pela retirada de água, são denominados de anidridos de ácidos.

Exemplos:


H2SO4 - H2O = SO3 (anidrido sulfúrico) H2SO3 - H2O = SO2 (anidrido sulfuroso) H2CO3 - H2O = CO2 (anidrido carbônico) HNO3 + HNO3 = H2N2O6 - H2O = N2O5 (anidrido nítrico) HNO2 + HNO2 = H2N2O4 - H2O = N2O3 (anidrido nitroso) H3PO4 + H3PO4 = H6P2O8 - 3 H2O = P2O5 (anidrido fosfórico)

REAÇÕES

Exemplo:

CO2 + H2O →

CO2 + NaOH →

1º) Equacionar a reação do óxido com água:

CO2 + H2O → H2CO3

2º) Equacionar a reação do ácido produzido na reação anterior com a base:

H2CO3 + 2 NaOH → Na2CO3 + 2 H2O

Somando as duas equações ficamos com:

CO2 + 2 NaOH → Na2CO3 + 2 H2O

ÓXIDOS BÁSICOS

São óxidos iônicos de metais alcalinos e metais alcalinos terrosos, que reagem com água, produzindo uma base, ou reagem com um ácido, produzindo sal e água.

Exemplo:

CaO + H2O →

CaO + H3PO4 →


1º) Equacionar a reação do óxido com água:

3 CaO + 3 H2O → 3 Ca(OH)2

2º) Equacionar a reação da base produzida na reação anterior com o ácido:

3 Ca(OH)2 + 2 H3PO4 → Ca3(PO4)2 + 6 H2O


3 CaO + 2 H3PO4 → Ca3(PO4)2 + 3 H2O

ÓXIDOS ANFÓTEROS

São óxidos que podem se comportar ora como óxido básico, ora como óxido ácido.

Exemplos: ZnO, Al2O3, SnO, SnO2, PbO e PbO2.

ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O

ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O

ÓXIDOS NEUTROS OU INDIFERENTES

São óxidos que não reagem com água, base ou ácido.

São basicamente três óxidos: CO, NO, N2O.

ÓXIDOS DUPLOS OU MISTOS

Óxidos que se comportam como se fossem formados por dois outros óxidos, do mesmo elemento químico.

Exemplos:

Fe3O4 → FeO . Fe2O3 Pb3O4 → 2PbO . PbO2

PERÓXIDOS

Os peróxidos são formados pelos elementos hidrogênio, metais alcalinos e alcalino-terrosos, sendo apenas o H2O2 molecular e os demais iônicos.


A nomenclatura de um peróxido é semelhante à dos óxidos, bastando substituir a palavra óxido por peróxido:

H2O2 → peróxido de hidrogênio (água oxigenada) Na2O2 → peróxido de sódio CaO2 → peróxido de cálcio

Os peróxidos que reagem com:

– água, produzindo base e peróxido de hidrogênio; – ácido, produzindo sal e peróxido de hidrogênio.

Exemplo:

Na2O2 + H2O →

Na2O2 + H2SO4 →

1º) Equacionar a reação do peróxido com água:

Na2O2 + 2 H2O → 2 NaOH + H2O2 (H2O + 1/2 O2)

Na2O2 + H2O → 2 NaOH + 1/2 O2


2 NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2 H2O


Na2O2 + H2SO4 → Na2SO4 + H2O + 1/2 O2

SUPERÓXIDOS

Os superóxidos são óxidos iônicos que possuem valência -1/2. São formados pelos metais alcalinos e alcalino-terrosos.

A nomenclatura de um superóxido é semelhante à dos óxidos, bastando substituir a palavra óxido por superóxido:


Na2O4 ou NaO2 → superóxido de sódio CaO4 → superóxido de cálcio

Os superóxidos que reagem com:

– água, produzindo base, peróxido de hidrogênio e oxigênio; – ácido, produzindo sal, peróxido de hidrogênio e oxigênio.

Exemplo:

K2O4 + H2O →

K2O4 + H2SO4 →

1º) Equacionar a reação do peróxido com água:

K2O4 + 2 H2O → 2 KOH + H2O2 + O2


2 KOH + H2SO4 → K2SO4 + 2 H2O


K2O4 + H2SO4 → K2SO4 + H2O2 + O2

4.) Aplicações das principais óxidos do cotidiano Ex.1: Peróxido de hidrogênio – H2O2 - Conhecido comercialmente como água oxigenada (solução aquosa). Utilizado na desinfecções de feridas (água oxigenada 5 ou 10 volumes), como alvejante de cabelos (água oxigenada 20 volumes), agente de branqueamento e desodorização de tecidos, etc. Ex.2: Óxido de cálcio – CaO - Conhecido comercialmente como cal viva ou cal virgem. Utilizado na construção civil no preparo da argamassa e também adicionado ao solo para diminuir a acidez.

V – Leis Ponderais e Volumétricas

Lei de Lavoisier (Lei da conservação da massa)

Numa reação química em um sistema fechado, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos. A partir disso, lembra-se da célebre frase dita por Lavoisier: “Nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”.

Portanto, temos:

http://www.infoescola.com/quimica/lei-de-lavoisier/

http://www.infoescola.com/quimica/leis-das-reacoes-quimicas-leis-ponderais/



Exemplo: Quando 2 gramas de hidrogênio reagem com 16 gramas de oxigênio verifica-se a formação de 18 gramas de água; do mesmo modo, quando 12 gramas de carbono reagem com 32 gramas de oxigênio ocorre a formação de 44 gramas de gás carbônico.

Lei de Proust (Lei das proporções constantes, definidas ou fixas)

Quando, em várias experiências, duas substâncias se reúnem para formar um composto, sempre o fazem numa mesma proporção. Essa proporção é característica de cada reação, isto é, independe da quantidade de reagentes utilizados.

Exemplo: Para a reação entre, por exemplo, hidrogênio e oxigênio formando água, os seguintes valores experimentais podem ser obtidos:

Observe que, para cada reação, a massa do produto é igual à soma da massa dos reagentes, o que concorda com a Lei de Lavoisier. As massas dos reagentes e dos produtos que participam de uma reação podem ser diferentes, mas as relações entre elas são sempre constantes.

No exemplo da água:

Obs.: Consequências da Lei de Proust:

a) composição centesimal e, b) cálculos estequiométricos.

Lei de Dalton (Lei das proporções múltiplas)

http://www.infoescola.com/elementos-quimicos/hidrogenio/

http://www.infoescola.com/quimica/dioxido-de-carbono/

http://www.infoescola.com/quimica/dioxido-de-carbono/

http://www.infoescola.com/quimica/lei-de-proust/



http://www.infoescola.com/quimica/estequiometria/

http://www.infoescola.com/quimica/lei-de-dalton/


Se uma massa fixa de um elemento se combina com massas diferentes de um segundo elemento, para formar compostos diferentes, estas massas (diferentes) estão entre si numa relação de números inteiros pequenos.

O nitrogênio se combina com o oxigênio, formando diferentes óxidos:

Verifica-se que, permanecendo constante a massa do nitrogênio, as massas do oxigênio, entre si, numa relação simples de números inteiros e pequenos, ou seja, 1:2: 3:4: 5.

Exemplo: Para duas razões conhecidas, temos:

1C + 1O → 1CO razão 1/1 = 1 1C + 1O2 → CO2 razão 1/2

Na primeira reação ocorre a formação do monóxido de carbono, cuja proporção de carbono por oxigênio é uma razão de números inteiros de resultado igual a 1. Na segunda reação, temos a formação do dióxido de carbono (CO2), cuja relação carbono por oxigênio é uma razão de números inteiros 1/2.

Lei de Gay Lussac (Só vale para reações entre gases)

Numa reação onde só participam gases e nas mesmas condições de temperatura e pressão, existe uma proporção de números inteiros e pequenos entre volumes dos gases participantes da reação.

Comprovação da Lei:

Através da comprovação da Lei você poderá notar que o volume do gás produto (2 C(g)) não é necessariamente igual ao dos reagentes.

Retome o exemplo da comprovação da Lei:

http://www.infoescola.com/elementos-quimicos/nitrogenio/

http://www.infoescola.com/quimica/oxidos/

http://www.infoescola.com/quimica/monoxido-de-carbono/

http://www.infoescola.com/termodinamica/lei-de-gay-lussac/

http://www.infoescola.com/fisico-quimica/gases/


Reagentes: 1V + 3V = 4V Produtos: 2V

Exemplo: Em determinadas condições de pressão e temperatura, verificou-se que 0,70 L de monóxido de nitrogênio reage com 0,35 L de oxigênio para formar 0,70 L de dióxido de nitrogênio. Mostrar que esses dados estão de acordo com a Lei Volumétrica de Gay-Lussac.

A proporção montada a partir dos volumes fornecidos é:

0,70 : 0,35 : 0,70

Dividindo-a pelo menor termo da proporção, temos:

0,70/0,35 : 0,35/0,35 : 0,70/0,35

Ou seja: 2 : 1 : 2 (uma proporção de números inteiros e pequenos).

É bom lembrar que numa reação química “o volume dos gases pode não se conservar, a massa sempre se conserva (Lei de Lavoisier)”.


Gabarito Exercícios de Química Inorgânica –

Parte 01

1-e 25-a 47-c 71-d 95-c

2-b 26-c 50-e 72-e 96-a

3-d 27-d 51-c 73-b 97-e

4-c 28-a 52-a 74-d 98-a

5-d 29-a 53-b 75-b 99-c

6-e 30-c 54-a 76-d 100-c

7-e 31-a 55-b 77-d 101-b

8-e 32-c 56-b 78-a

9-d 33-e 57-c 79-e

10-a 34-b 58-d 80-c

11-b 35-c 59-a 81-a

14-b 36-c 60-b 82-b 15-b 37-e 61-d 83-b 16-b 38-b 62-V,F,V,V,F 84-e 17-e 39-b 63-a 85-c

18-e 40-e 64-d 86-c

19-a 41-c 65-c 88-c 20-d 42-d 66-c 89-d 21-b 43-e 67-d 90-e 22-c 44-a 68-a 91-c 23-e 45-d 69-c 92-d 24-b 46-c 70-e 93-c 12- menor/grande/menor/grande

13- a) liquido→vapor (evaporação, ebulição ou vaporização) vapor→liquido (condensação) b) na superfície da água salobra e na superfície interna do plástico c) liquido→vapor, Energia do sol ou solar. 48- g, d, h, a, c, b, e, f 49- 4, 3, 5, 1, 9, 8, 7, 6, 2 87- I. Correta ; 3º período (3 camadas). II. Incorreta; X (IA), Y (VIIA), Z (uma). III. Correta; mesmo período. IV. Correto: X (menor energia de ionização). V. Correto: verificar item II. 94- 0) césio é o de maior raio atômico. (V) 1) Na é maior que o magnésio. (F) 2) Ni, Sc e Y (metais de transição) subnível mais energético: d (transição externa). (V) 3) F > O > N > C > B. (V) 4) Rb < Xe. (F) 5) Dentre os representados é o Pd. (F) 6) Sc: 4º período, subnível d - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 (V)

apostila_qui_inorgÂnica_parte2_1

Documents