UNIVERSIDADE PRESBITERIANA MACKENZIEESCOLA DE ENGENHARIA
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MATERIAL TEÓRICO DE QUÍMICA GERAL ZERO
Professores: Msc. Alessandro Henrique de Oliveira
Msc. Ana Maria B. Marmo
TÓPICO I: FUNÇÕES QUÍMICAS
1.1. INTRODUÇÃO
Ácidos, bases e sais são substâncias familiares a todos nós e podem ser encontradas ao nosso
redor, em nossas casas e até em nosso organismo.
O ácido clorídrico é um constituinte do nosso suco gástrico; a amônia e o hidróxido de sódio
são componentes de vários produtos de limpeza; o cloreto de sódio é o principal componente do sal
de cozinha.
A caracterização dessas substâncias foi feita inicialmente a partir do sabor: ácidos são
azedos, bases são adstringentes e sais são salgados.
Porém as primeiras definições importantes apareceram em fins do século XIX e foram feitas
por Suant August Arrhenius (1825-1923).
Arrhenius realizou vários experimentos relacionados à passagem de corrente elétrica através
de soluções aquosas de compostos iônicos e moleculares.
Inicialmente testou a condutividade do cloreto de sódio (NaCl) e de soda cáustica (NaOH).
Constatou que a passagem de corrente nas soluções aquosas desses compostos estava associada à
existência de íons livres nas soluções. Esses íons livres são provenientes da dissociação (ou
separação) dos íons agregados no retículo cristalino das substâncias. Esse fenômeno é denominado
dissociação iônica.
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Observe:
Na+Cl-(s) H2O Na+ + Cl-
NaOH(s) H2O Na+ + OH-
Ao testar a condutividade de substâncias moleculares, como o açucar (C12H22O11), percebeu
que a solução de açucar não conduz corrente elétrica, portanto Arrhenius concluiu que não existem
íons e sim, que o açucar só se dissolveu na água.
Todos os compostos como: NaCl, NaOH e HCl, por exemplo, que em solução aquosa
conduzem corrente elétrica, são denominados eletrólitos. Suas soluções que contém íons são
denominadas iônicas ou eletrolíticas.
Estudos dessas soluções levaram Arrhenius a elaborar as seguintes definições:
• Ácidos são substâncias que em solução aquosa sofrem ionização, liberando como cátions
somente H+:
HxA H2O xH+(aq) + Ax-
(aq)
• Bases são substâncias que em solução aquosa sofrem dissociação iônica, liberando como
único tipo de ânions os íons OH- (hidroxila):
C(OH)x H2O Cx+(aq) + xOH-
(aq)
• Sais são substâncias que em solução aquosa sofrem dissociação, originando pelo menos um
cátion diferente de H+ e pelo menos um ânion diferente de OH-:
NaCl(s) H2O Na+(aq) + Cl-(aq)
Utilizando os conceitos acima, podemos relacionar a capacidade de conduzir corrente
elétrica das substâncias iônicas e moleculares.
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Condutividade elétricaEstado físicoCaracterística dos compostos
Sólido LíquidoSoluçõesaquosas
iônicosNÃO SIM SIM
Ácidos eamônia (NH3) NÃO NÃO SIMmolecularesdemais
NÃO NÃO NÃO
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TÓPICO II: ÁCIDOS
Segundo Arrhenius:
Ácidos se ionizam em solução aquosa originando cátion H+ ou H3O+
Nomenclatura:
• Hidrácidos: ácidos sem oxigênio. Seus nomes são dados da seguinte maneira:
Ácido nome do elemento ídrico
HF – ácido fluorídrico
HCl – ácido clorídrico
HBr – ácido bromídrico
HI – ácido iodídrico
H2S – ácido sulfídrico
HCN – ácido cianídrico
• Oxiácidos: ácidos com oxigênio.
Uma das maneiras mais simples de dar nome a esses ácidos é a partir do nome e da
fórmula dos ácidos padrão de cada família ou grupo.
VA (N, P e As)VIIA (Cl, Br, I)
HClO3ácido clórico
VIA (S e Se)
H2SO4ácido sulfúrico
HNO3ácidonítrico
H3PO4ácidofosfórico
IVA (C)
H2CO3ácido carbônico
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A partir dessas fórmulas e de acordo com a variação do número de átomos de
oxigênio, determinam-se as fórmulas e os nomes dos outros ácidos, com o uso de prefixos e
sulfixos.
Assim:
ácido per nome do elemento ico
Ácido padrão + 1 átomo de oxigênio
ácido nome do elemento ico
ácido nome do elemento oso - 1 átomo de oxigênio
ácido hipo nome do elemento oso - 1 átomo de oxigênio
Desse modo teremos:
Família VIIA (Cl, Br e I)
HClO4 – ácido perclórico
HClO3 – ácido clórico
HClO2 – ácido cloroso
HClO – ácido hipocloroso
OBS: Não existem ácidos oxigenados do Flúor.
Família VIA (S e Se)
H2SO4 – ácido sulfúrico
H2SO3 – ácido sulfuroso
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Família VA (N, P e As)
HNO3 – ácido nítrico
HNO2 – ácido nitroso
H3PO4 – ácido fosfórico
H3PO3 – ácido fosforoso
H3PO2 – ácido hipofosforoso
Família IVA (C)
H2CO3 – ácido carbônico
Classificação:
Além da classificação baseada na presença de oxigênio na molécula, os ácidos podem ser
classificados segundo outros critérios:
• Número de hidrogênios ionizáveis
Em função do número de hidrogênios H+ ou íons H3O+ liberados por molécula
ionizada, os ácidos podem ser assim classificados:
Monoácidos – 1 H+
Diácidos – 2 H+
Triácidos – 3 H+
Tetrácidos – 4 H+
Nos hidrácidos, todos os hidrogênios presentes nas moléculas são ionizáveis, já nos
oxiácidos, somente os hidrogênios diretamente ligados ao oxigênio.
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Ø HIDRÁCIDOS
H – Cl 1 H ionizável (HCl)
Monoácido
H – S – H 2 H ionizáveis (H2S)
Diácido
H – C ≡N 1 H ionizável (HCN)
Monoácido
Ø OXIÁCIDOS
O
H – O – Cl O 1 H ionizável (HClO4)
O Monoácido
H – O – N = O 1 H ionizável (HNO3)
O Monoácido
O
H – O – P – H 1 H ionizável (H3PO4)
H Monoácido
O
H – O – S – O – H 2 H ionizáveis (H2SO4)
O Diácido
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H – O – C = O 2 H ionizáveis (H2CO3)
H – O Diácido
A ionização de um ácido com mais de um hidrogênio ionizável ocorre em etapas:
H2S água H+ + HS-
HS- água H+ + S2-
H2S água 2H+ + S2- (ionização total)
OBS: O íon H+ não existe em solução aquosa, pois este se liga à molécula de água,
originando o íon H3O+ (hidroxônio ou hidrônio).
Assim: H2S água 2H3O+ + S2-
• Grau de ionização
O grau de ionização (α) de um ácido é a relação entre o número de moléculas
ionizadas e o número total de moléculas dissolvidas.
α = nº de moléculas ionizadas
nº de moléculas dissolvidas
Exemplo:
De cada 100 moléculas de HCl dissolvidas, 92 moléculas sofrem ionização.
HCl ↔ H+ + Cl-
α = 92/100 = 0,92 ; α = 92%
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O grau de ionização (α) pode ser determinado medindo-se a condutividade das
soluções aquosas dos ácidos. De maneira geral temos:
Ø Fortes: α ≥ 50%
Ø Semifortes ou moderados: 5% < α < 50%
Ø Fracos: α ≤ 5%
Os hidrácidos mais conhecidos são assim classificados:
Fortes: HCl, HBr, HI
Semifortes: HF
Fracos: H2S, HCN
A força dos oxiácidos pode ser determinada pela diferença (X) entre o número de
átomos de oxigênio e o número de átomos de hidrogênio ionizáveis.
X = nº de átomos de oxigênio - nº de átomos de H ionizáveis
Fortes Semifortes FracosValor de X3 ou 2 1 0
Exemplos:
HBrO4 – forte
H2SO4 – forte
H3PO4 – semiforte
HNO2 – semiforte
HClO – fraco
OBS: O ácido carbônico (H2CO3) é extremamente instável e se decompõe mais facilmente
do que se ioniza, assim é considerado fraco por esta razão.
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• Volatilidade
Indica a maior ou menor facilidade com que os ácidos passam do estado líquido para
o gasoso.
Voláteis: HF, HCl, HCN, H2S, HNO3, ...
Fixos: H2SO4, H3PO4
OBS: Ácidos fixos são ácidos que não passam para o estado gasoso facilmente, isto é, não se
volatilizam com facilidade.
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TÓPICO III: BASES OU HIDROXIDOS
Segundo Arrhenius:
Bases se dissociam em solução aquosa originando ânions OH-
• Nomenclatura:
A nomenclatura das bases é dada da seguinte maneira:
Hidróxido de nome do cátion
Hidróxido de sódio : cátion Na+ (sódio) Na+OH- NaOH
ânion OH- (hidróxido)
Hidróxido de alumínio : cátion Al3+ (alumínio) Al3+(OH)3- Al(OH)3
ânion OH- (hidróxido)
Ø Quando um mesmo elemento forma cátions com diversas eletrovalências (cargas),
acrescenta-se ao final do nome, em algarismo romano, o número da carga do íon.
Ø Outra maneira de dar nome é acrescentar o sufixo oso ao íon de menor carga, e ico ao
íon de maior carga.
Fe2+ : Fe(OH)2 hidróxido de ferro II ou hidróxido ferroso
Ferro
Fe3+ : Fe(OH)3 hidróxido de ferro III ou hidróxido férrico
• Classificação:
As bases podem ser classificadas segundo três critérios:
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Ø Número de hidroxilas
Monobases Dibases Tribases TetrabasesNº de OH- por
fórmula 1 OH- 2 OH- 3 OH- 4 OH-
Exemplo NaOH Ca(OH)2 Al(OH)3 Pb(OH)4
Observe alguns exemplos da dissociação de bases:
KOH água K+ + OH-
Ca(OH)2água Ca2+ + 2OH-
Ø Solubilidade em água
Metais alcalinos e NH3 : solúveis
Metais alcalinos Terrosos: pouco solúveis
Outros Metais: insolúveis
OBS: As bases de berílio e magnésio são praticamente insolúveis
Ø Força ou Grau de Dissociação
As forças das bases estão associadas ao seu grau de dissociação, assim temos:
Base solúvel → elevado grau de dissociação → base forte
Base praticamente insolúvel → baixo grau de dissociação → base fraca
§ Bases Fortes: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2 e Ba(OH)2
§ Bases Fracas: NH4OH e bases dos demais metais
OBS: O hidróxido de amônio (NH4OH) é a única base solúvel em água com pequeno
grau de dissociação, portanto fraca.
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TÓPICO IV: SAIS
Segundo Arrhenius:
Sais se dissociam em solução aquosa originando pelo menos um cátion diferente de H+ e um ânion
diferente de OH-
• Nomenclatura:
Os sais podem ser obtidos a partir de ácidos. A nomenclatura de seus ânions é
baseada no ácido de origem, sendo realizada da seguinte maneira:
Sufixo do ácido -ídrico -ico -oso
Sufixo do ânion -eto -ato -ito
Para determinar os nomes dos sais, pode-se utilizar o seguinte esquema:
nome do ânion de nome do cátion ⇒ nome do sal
Exemplos:
Ácido de origem Ânion Cátion Sal
HCl – clorhídrico Cl- - cloreto Na+ NaCl : cloreto de sódio
H2SO4 – sulfúrico SO42- - sulfato Ca2+ CaSO4 : sulfato de cálcio
HNO2 – nitroso NO2- - nitrito K+ KNO2 : nitrito de potássio
Ø Outra maneira de dar nomes aos sais é usando as tabelas de ânions e cátions.
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Exemplo:
ânion – carbonato = CO22+ Na2
+CO32- ⇒ Na2CO3 carbonato de sódio
cátion – sódio = Na+
• Classificação:
Ø Natureza dos íons
§ Sal neutro – na sua fórmula não aparece nem H+ nem OH- : NaCl, BaSO4
§ Sal ácido ou hidrogeno – sal – apresenta dois cátions, sendo um deles H+ e
somente um ânion:
carbonato (mono) ácido de sódio
NaHCO3 (mono) hidrogeno – carbonato de sódio
§ Sal básico ou hidroxi – sal – apresenta dois ânions, sendo um deles o OH- e
somente um cátion:
cloreto (mono) básico de cálcio
Ca(OH)Cl (mono) hidroxicloreto de cálcio
§ Sal duplo ou misto – apresenta dois cátions diferentes (exceto o H+) ou dois
ânions diferentes (exceto o OH-):
NaLiSO4 - sulfato de sódio e lítio
CaClClO - hipoclorito cloreto de cálcio
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§ Sal hidratado – apresenta no retículo cristalino, moléculas de água em proporção
definida. Chama-se água de cristalização e sua quantidade é indicada, na
nomenclatura, por meio de prefixos:
CuSO4.5H2O - sulfato de cobre II pentahidratado
Ø Solubilidade em água
Em termos práticos este é o critério mais importante para a classificação dos
sais.
⇒ Consultar as Tabelas de solubilidade em água (a 25oC e 1 atm) das substâncias
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TÓPICO V: ÓXIDOS
Óxido é um composto binário, ou seja, formado por dois elementos, sendo o oxigênio o mais
eletronegativo deles.
• Nomenclatura:
Ø Os óxidos formados por ametais ligados a oxigênio são classificados como óxidos
moleculares e tem seu nome estabelecido pela seguinte regra:
prefixo que indica a prefixo que indica a
quantidade de oxigênio (O) óxido de quantidade do outro elemento
mono, di, tri, ... di, tri, tetra, ...
Exemplos:
Monóxido de carbono – CO
Dióxido de carbono – CO2
Trióxido de enxofre – SO3
Heptaóxido de dicloro – Cl2O7
Ø Os óxidos formados por metais são óxidos iônicos e neles o oxigênio apresenta carga
–2. Seu nome é formado da seguinte maneira:
Óxido de nome do elemento
Exemplos:
Óxido de sódio = Na+2O2- = Na2O
Óxido de cálcio = Ca2+O2- = CaO
Óxido de ferro III = Fe3+2O3
2- = Fe2O3
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• Classificação:
Os óxidos são classificados em função do seu comportamento na presença de água,
ácidos e bases.
Ø Óxidos Básicos
Óxidos básicos apresentam caráter iônico, em que o metal irá apresentar
carga +1, +2 ou +3.
Exemplos: Na2O, BaO, Fe2O3
Esses óxidos reagem com água, originando bases, e reagem com ácidos
originando sal e água.
óxidos básicos + água → base
+ ácido → sal + água
Exemplos:
Na2O + H2O → 2NaOH
Na2O + H2SO4 → Na2SO4 + H2O
Ø Óxidos Ácidos
Óxidos ácidos apresentam caráter covalente e geralmente são formados por
ametais.
Exemplos: CO2, SO2, N2O3
Esses óxidos reagem com água, produzindo ácidos, e reagem com bases,
originando sal e água.
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óxidos ácidos + água → ácido
+ base → sal + água
Exemplos:
SO2 + H2O → H2SO3
SO2 + NaOH → Na2SO3 + H2O
Ø Óxidos Neutros
Óxidos neutros são óxidos covalentes, isto é, são formados por ametais, e não
reagem com água, ácidos ou bases.
Os óxidos neutros (também chamados de inertes) mais importantes são: CO,
NO e N2O.
Ø Óxidos Anfóteros
Óxidos anfóteros comportam-se como óxidos básicos na presença de um
ácido, e como óxidos ácidos na presença de uma base.
óxido anfótero + ácido → sal + água
+ base → sal + água
Exemplos:
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O
ZnO + NaOH → Na2ZnO2 + H2O
Os óxidos anfóteros mais comuns são: ZnO e Al2O3. Existem outros menos
conhecidos, formados pelos seguintes elementos: Sn, Pb, As e Sb.
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Ø Peróxidos
Peróxidos apresentam em sua estrutura o grupo (O2)2-, ou seja, a “carga” do
oxigênio é –1.
Os peróxidos mais comuns são formados por hidrogênio, metais alcalinos e
metais alcalinos terrosos.
§ Peróxido de Hidrogênio: H2O2
É um líquido molecular, quando dissolvido em água, origina uma solução conhecida
como água oxigenada.
§ Peróxido de metal alcalino (MA): MA+2(O2)2-
São sólidos iônicos: Li2O2, Na2O2, K2O2.
§ Peróxido de metal alcalino terroso (MAT): (MAT)2+(O2)2-
São sólidos iônicos: MgO2, CaO2, BaO2.
Os peróxidos reagem com água, produzindo uma base e água oxigenada, e
reagem com ácidos, produzindo um sal e água oxigenada.
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TÓPICO VI: REAÇÔES QUÍMICAS
Reação química é toda transformação de uma ou mais substâncias em outras, que passam a
apresentar propriedades diferentes. Por exemplo: quando temos limalha de ferro e enxofre apenas
misturados, o imã age como um "separador" dessas substâncias. Mas, quando colocamos a mistura
sob a ação do fogo, desencadeamos uma reação química, uma transformação das substâncias
iniciais, formando uma terceira substância cujos componentes não podem ser separados pela ação
do imã por apresentarem propriedades distintas.
6.1. REPRESENTAÇÃO DE UMA REAÇÃO QUÍMICA
Representa-se a reação química através de uma Equação Química que contém dois
membros (reagentes e produtos) que são separados por uma seta que indica o resultado de
ocorrência dessa reação.
As equações químicas não descrevem o que ocorre durante a reação
química; elas somente representam o número e o tipo de átomos e
moléculas presentes antes e depois da reação.
*Reagentes: substâncias relacionadas à
transformação, que poderão ser gastas ou
consumidas.
*Produtos: substâncias que serão obtidas,
produzidas ou formadas ao final da reação.
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6.2. BALANCEAMENTO DAS REAÇÕES QUÍMICAS
O acerto da equação deve ser feito experimentando-se os coeficientes que forneçam o
mesmo número de átomos de cada elemento nos dois lados da equação. Apenas os coeficientes
podem ser alterados; os índices não. Exemplo:
2H2+O2 2H2O
Observe a reação que apresenta como reagentes a substância hidrogênio (H2) e a substância
oxigênio (O2); como produto formado, a água (H2O). Note que a substância oxigênio é formada por
dois átomos e que a substância água (H2O) possui apenas um átomo de oxigênio. Logo, o
balanceamento está errado. Para corrigi-lo, temos que adicionar mais uma molécula da substância
hidrogênio 2H2+ O2 2H2O. Assim serão formadas duas moléculas da substância água. Dessa
maneira, todos os átomos presentes nos reagentes foram utilizados nos produtos.
Obs: Coeficientes: números que precedem as fórmulas. Ex: 2H2O.
Índices: números que indicam o número de átomos do elemento em determinada fórmula.
Ex: H2O.
6.3. TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS
As reações químicas costumam ocorrerem acompanhadas de alguns efeitos que podem dar
uma dica de que elas estão acontecendo.
§ Saída de gases
§ Formação de precipitado
§ Mudança de cor
§ Alterações de calor
• Reações de Síntese
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Estas reações são também conhecidas como reações de composição ou de adição.
Neste tipo de reação um único composto é obtido a partir de dois compostos. Segue alguns
exemplos deste tipo de reação.
Fe+S FeS H2+Cl2 2HCl 2Hg+O2 2HgO
• Reações de Decomposição
Como o próprio nome diz, este tipo de reação é o inverso da anterior (composição),
ou seja, ocorrem quando a partir de um único composto são obtidos outros compostos. Estas
reações também são conhecidas como reações de análise. Segue alguns exemplos deste tipo
de reação.
2HgO 2Hg+O2 CaCO3 CaO+CO2 2H2O2 2H2O+O2
• Reações de Simples Troca
Estas reações ocorrem quando uma substância simples reage com uma substância
composta para formar outra substância simples e outra composta. Estas reações são também
conhecidas como reações de deslocamento ou reações de substituição. Segue alguns
exemplos deste tipo de reação.
Cl2+2NaBr 2NaCl+Br2 2Al+6HCl 2AlCl3+3H2 Fe+2HCl FeCl2+H2
• Reações de Dupla Troca
Estas reações ocorrem quando duas substâncias compostas resolvem fazer uma troca
e formam-se duas novas substâncias compostas. Segue alguns exemplos deste tipo de
reação.
NaOH+HCl NaCl+H2O H2SO4+BaCl2 BaSO4+2HCl
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TÓPICO VII: MASSA ATÔMICA, MASSA MOLAR E MOL
O átomo de 12C foi escolhido como átomo padrão na construção das escalas de massas
atômicas. Sua massa atômica foi fixada em 12 u.
Unidade de massa atômica (u) é a massa de 1/12 do átomo de 12C.
Massa atômica de um átomo é a massa desse átomo expressa em u. Indica quantas vezes a massa
do átomo é maior que 1/12 da massa de 12C.
Massa atômica de um elemento formado por uma mistura de isótopos é a massa média dos átomos
desse elemento expressa em u. É igual à média ponderada das massas atômicas dos isótopos
constituintes do elemento.
Massa molar 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 molar de uma substância é numericamente igual à soma das massas atômicas de todos os
átomos da molécula dessa substância.
Mol é a unidade de quantidade de matéria ou quantidade de substância.
Mol é a quantidade de matéria (ou de substância) que contém tantas entidades elementares
representadas pela respectiva fórmula, quantos são os átomos de 12C contidos em 0,012 kg de 12C.
Constante de Avogadro (antigamente chamada número de Avogadro) é o número de átomos de12C contidos em 0,012 kg de 12C. Seu valor numérico é:
6,02 x 1023 mol 1
Massa molar é a massa de substância que contém 6,02 x 1023 entidades representadas pela fórmula
dessa substância. É comumente expressa em g/mol ou g x mol 1.
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