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PET Química
Pré - Fundamentos de Química Apostila teórica
Instituto de Química
Universidade de Brasília
1
Capítulo 1
O Número de Avogadro e o Mol
O número de Avogadro é a constante de
proporcionalidade que permite a conversão de
quantidade de matéria (mols) para número de
entidades (átomos, moléculas). Seu valor é
numericamente igual à quantidade de átomos
contidos em 12g de carbono-12 (valor
determinado experimentalmente, igual a 6,02x
1023). Como exemplo, temos que em 1 mol de
H2O, há 6,02 x 1023 moléculas de água,
aproximadamente. Percebe-se, assim, que a
unidade mol serve para simplificar a
representação de um valor com grande ordem
de grandeza.
Massa Atômica
A massa atômica (u) representa a massa
de um átomo de determinado elemento
químico. Uma unidade de massa atômica é
equivalente à 1
12da massa do isótopo carbono-
12 (12C). Algumas relações importantes entre u
e a unidade grama podem ser estabelecidas
utilizando a constante de Avogadro:
1 g = 6,0221 x 1023 u
1 u = 1,6606 x 10-24 g
Massa molecular
A massa molecular refere-se à soma das
massas dos átomos da qual o composto é feito.
Ou seja, o valor corresponde à somatória das
massas atômicas de todos os átomos contidos
em uma espécie química.
Por exemplo,
M(H2O) = 2ma (H) + Ma(O) = 18,015 u;
M(NaCl) = ma (Na) + ma (Cl) = 58,443 u.
Massa molar
A massa molar refere-se à massa de uma
porção de substância cuja quantidade de
matéria é 1 mol. Ou seja, massa por unidade de
quantidade de matéria (g mol-1). Por exemplo:
M(H) = 1,0079 g mol-1| M(Cu) = 63,546 g mol-1
M(O) = 15,999 g mol-1| M(CuO) = 79,545 g mol-1
Volume Molar
Define-se volume molar como sendo o
volume ocupado por 1 mol de um gás
submetido a uma determinada temperatura e
pressão. Nas CNTP (Condições normais de
temperatura - 273,15 K - e pressão - 1,01325 x
105Pa), o volume ocupado por 1 mol de um gás
é de aproximadamente 22,414 L mol-1.
Reações de óxido-redução
Reações de oxirredução são aquelas em
que ocorre transferência de carga entre as
espécies químicas envolvidas, sendo que
algumas oxidam (perdem elétrons) e outras
reduzem (ganham elétrons) sem que haja
alteração do número total de elétrons no
sistema. Na seguinte reação, por exemplo, o
magnésio sólido perde elétrons para formar o
íon Mg2+, enquanto o cloro ganha elétrons
originando o íon Cl-:
Mg(s) + Cl2(g) →Mg2+(aq) + 2Cl-(aq)
A espécie química que sofre oxidação é
chamada de agente redutor, pois faz outra
espécie reduzir doando elétrons para esta. Já a
espécie que sofre redução é chamada de agente
oxidante, uma vez que faz a outra espécie
oxidar recebendo os elétrons advindos desta.
Denomina-se reação de óxido-redução
ou redox o tipo de reação química que consiste
na formação de produtos a partir da
2
transferência de elétrons entre átomos ou íons
dos reagentes.
Por exemplo, a reação entre os íons
ferro (III) e estanho (II) conduz à formação de
ferro (II) e estanho (IV):
2Fe3+ (aq) + Sn2+ (aq) Fe2+ (aq) + Sn4+(aq)
Na reação, o Fe3+ é reduzido a Fe2+ e o
Sn2+ é oxidado a Sn4+; ou seja, o Sn2+ doa
elétrons para o Fe3+, ocorrendo assim uma
transferência de elétrons.
O mesmo processo ocorre com os íons
BrO3- (bromato) e I- (iodeto) em meio ácido,
onde os íons bromato são capazes de oxidar o
iodeto a iodo, sendo eles mesmos reduzidos a
brometos, da seguinte forma:
BrO3-(aq) + 6H+(aq) + 6I-(aq) Br-(aq) + 3I2(s)
+ 3H2O(l)
Observando-se os exemplos, podemos
esboçar algumas conclusões e definir oxidação
e redução da seguinte forma:
A oxidação é um processo que resulta na
perda de um ou mais elétrons pelas substâncias
(átomos, íons ou moléculas). Quando um
elemento está sendo oxidado, seu estado de
oxidação (ou número de oxidação) altera-se
para valores mais positivos. O agente oxidante
é aquele que aceita elétrons e é reduzido
durante o processo.
A redução é, por sua vez, um processo
que resulta em ganho de um ou mais elétrons
pelas substâncias (átomos, íons ou moléculas).
Quando um elemento está sendo reduzido, seu
estado de oxidação atinge valores mais
negativos (ou menos positivos). O agente de
redução é aquele que perde elétrons e que se
oxida no processo.
Diante dos exemplos, observa-se que a
oxidação e a redução ocorrem
simultaneamente. Ao considerarmos a
oxidação de uma substância, pressupõem-se a
redução de outra.
NOx (Número de Oxidação)
Denomina-se NOx a carga elétrica real
ou aparente que um átomo adquire quando
estabelece ligações com outros átomos. Isto é, o
número de oxidação é a carga elétrica real que
o átomo possui quando faz uma ligação
acentuadamente iônica ou o caráter parcial δ
que o átomo adquire quando faz ligações
predominantemente covalentes.
Pelo número de oxidação (NOx),
podemos identificar a transferência de elétrons
na reação; se há aumento nesse número em
determinado elemento, ocorre oxidação e se há
diminuição, ocorre redução. A partir do NOx
também definimos os agentes oxidantes e
redutores da reação.
Cálculo do NOx
Mg(s) + Cl2(g) →Mg2+ (aq) + 2Cl- (aq)
O NOx do elemento em íon
monoatômico é igual a sua carga e o NOx de um
elemento na forma elementar é 0 :
Exemplo: na reação acima o NOx do
Mg(s)é 0 enquanto o NOx do íon Mg2+ é +2.
a. O NOx do elemento em um composto ou íon
poliatômico é determinado pelas regras
abaixo:
b. A soma dos NOx de todos os átomos da
espécie deve ser igual a sua carga total;
c. O número de oxidação do hidrogênio é +1
quando combinado com não-metais e -1 em
combinação com metais;
d. O NOx dos metais alcalinos (família 1) é
igual a +1;
3
e. O NOx dos metais alcalino-terrosos (família
2) é igual a +2;
f. O número de oxidação de todos os
halogênios (família 7A) é -1, exceto quando
este estiver ligado com o oxigênio ou com
outro halogênio mais eletronegativo.
g. O NOx do oxigênio é -2 exceto em peróxidos
e superóxidos, onde o oxigênio assume as
cargas -1 e -1
2, respectivamente.
Exemplo: Calcular o NOx do nitrogênio em
KNO2 e NO3-
Por ser uma molécula neutra, o KNO2
apresenta carga total 0e, portanto, a soma dos
NOx de todas as espécies é 0; o elemento
potássio é pertencente ao Grupo 1 da tabela
periódica, logo seu NOx é +1; o oxigênio possui
NOX -2. Definindo-se y como o NOx do
nitrogênio:
+1 + y + 2x(-2) = 0 y= +3
Já no 𝑁𝑂3−, a carga total é -1 e, portanto,
a soma dos NOx de todas as espécies é -1; o
oxigênio possui NOx -2. Definindo y como o
NOx do nitrogênio:
y + 3x(-2) = -1 y= +5
Balanceamento de Reações Redox
H2S + Br2 + H2O H2SO4 + HBr
a. Calcular o NOx de cada elemento da reação
química;
b. Verificar o par dos elementos que estão
sofrendo variação de NOx.
S = -2 +6 (oxidação)
Br = 0 -1 (redução)
c. Calcular a variação de NOx de cada espécie e
multiplicar pelo maior índice.
Δ (enxofre) = 8 x 1 = 8
Δ (bromo) = 1 x 2 = 2
d. Simplificar caso seja possível.
Δ (enxofre) = 4
Δ (bromo) = 1
e. Para igualar o número de elétrons perdidos
com o número de elétrons ganhos, basta
inverter estes números e colocá-los na
equação química como coeficientes
estequiométricos.
H2S + 4Br2 + H2O 1H2SO4 + HBr
f. Ao final, balancear os elementos restantes
pelo método da tentativa.
1H2S + 4Br2 + 4H2O 1H2SO4 + 8HBr
Rascunho
4
Capítulo 2
Estequiometria
A observação das transformações
químicas permite a constatação de que existem
certas relações entre as quantidades de
substâncias que participam de reações
químicas. Depois dessa observação foram
estabelecidas empiricamente algumas leis a fim
de explicar a composição da matéria e o seu
comportamento quanto às quantidades das
diferentes substâncias que participam das
reações químicas.
Uma reação química significa,
basicamente, a transformação das substâncias
de partida (reagentes) em outras (produtos). É
importante ressaltar que apenas as substâncias
são modificadas em uma reação química, os
elementos não. As reações químicas são
representadas como na equação abaixo:
Reagentes Produtos
Uma equação química, para estar
correta, deve representar um fato experimental
conhecido e bem analisado e, além disso, deve
obedecer a Lei de Lavoisier. Essa equação
simboliza as mudanças qualitativas e
quantitativas que ocorrem em uma reação
química. Os coeficientes estequiométricos
mostram os números relativos aos mols de
reagentes e produtos envolvidos na reação.
A Lei de Lavoisier pode ser enunciada da
seguinte forma: “A massa total dos reagentes é
numericamente igual à massa dos produtos em
uma reação química”.
Na prática, uma reação que obedece a
Lei de Lavoisier possui o mesmo número de
átomos de qualquer elemento nos dois
membros da equação. Quando isso acontece
diz-se que a equação química está balanceada.
O cálculo estequiométrico
Através das Leis de Lavoisier e Prost,
para em uma determinada reação química,
realizada em um sistema fechado, sabe-se que a
quantidade de reagentes e produtos possui
entre si uma proporção constante. Conhecendo
essa proporção, é possível calcular a
quantidade desconhecida de um dos
participantes da reação. Abaixo, estão alguns
exemplos em que o cálculo estequiométrico foi
empregado em diferentes situações.
Exemplo 1:
Escreva e balanceie a equação de
combustão completa do heptano.
C7H16 + 11 O2 7CO2 + 8 H2O
Exemplo 2:
Calcule quantos mols de ácido sulfúrico
serão necessários para reagir com 18 mols
hidróxido de sódio.
H2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + H2O
1 mol de H2SO4 _____ 2 mol de NaOH
X mol ____________18 mol de NaOH
X = 18/2 = 9 mols de H2SO4.
a. Problemas envolvendo sequência de
reações
Para resolver esse tipo de problema,
basta somar as reações a fim de obter uma
única equação e resolver os problemas de
maneira semelhante aos anteriores.
Exemplo 3:
Com base na sequência de reações
abaixo, quantos gramas de H2SO4 são
necessários para produzir 5,7L de NH3 nas
5
CNTP? (Dado: massa molar do H2SO4 = 98
g/mol)
H2SO4 + Zn ZnSO4 + H2
H2 + N2 2NH3
Somando as equações:
3H2SO4 + 3Zn 3ZnSO4 + 3H2
3H2 + 1N2 2NH3
3H2SO4+ 3Zn + 1N2 3ZnSO4+2NH3
3 mols 2 mols
3x98g de H2SO4 ____________ 2x 22,4L de NH3
X g________________5,7L
X = 37,41g
b. Problemas envolvendo quantidade
em excesso de um dos reagentes
Muitas vezes, para assegurar que a
reação ocorra à taxa (“velocidade”) desejada,
adiciona-se um excesso de um dos reagentes.
Dessa forma, este será o reagente em excesso e
o outro será o reagente limitante. Por meio da
equação química balanceada e das quantidades
enunciadas de cada um dos reagentes, pode-se
determinar qual dos reagentes é o limitante e
qual está em excesso. Feito isso, utiliza-se
apenas o reagente limitante para os cálculos
estequiométricos.
Exemplo 4:
Precisa-se sintetizar cloreto de cálcio.
Para isso, o químico responsável dispõe de
apenas 8g de ácido clorídrico e 10g de
hidróxido de cálcio. Calcule a massa de cloreto
de cálcio formada.
A equação química balanceada da situação
problema é:
2HCl + Ca(OH)2 CaCl2 + 2 H2O
Para a determinação de qual reagente está em
excesso duas hipóteses devem ser feitas:
i. Primeira hipótese: os 8g de HCl farão
parte da reação.
2molsHCl ______1 mol Ca(OH)2
2x(36,5) g________ 57,1g
8g _____________ X g
X = 6,26g de Ca(OH)2
ii. Segunda hipótese:
2molsHCl ______1 mol Ca(OH)2
2x(36,5) g________ 57,1g
X g _____________ 10g
X = 12,78g de HCl
Dessa forma, conclui-se que o HCl é o
reagente limitante e o Ca(OH)2 é o reagente em
excesso. Finalmente, é possível calcular a
massa de CaCl2formada.
2HCl + Ca(OH)2 CaCl2 + 2 H2O
1 mol _____ 2 mols_____1 mol
73g ______ 57,1g ______ 111,1g
8 g ______ 6,26g _______ X g
X = 12,17 g de CaCl2
Supondo que os 8g de HCl farão parte
da reação, serão necessários 6,26g de
Ca(OH)2. Isso é possível, pois existem
10g disponíveis.
Supondo que os 10g de Ca(OH)2 farão
parte da reação, serão necessários
12,78g de HCl. Isso não é possível,
pois existem apenas 8g disponíveis.
6
c. Problemas envolvendo reagentes com
impurezas
Em muitas situações no laboratório, não
se dispõe de reagentes com elevado grau de
pureza, uma vez que reagentes não são
encontrados em sua forma pura na natureza e,
por isso, são usualmente mais caros que os com
certo grau de impureza. Dizer que um
determinado reagente possui grau de pureza
de 85% significa que, para cada 100 gramas de
reagente, apenas 85 gramas correspondem ao
reagente requerido e 15 gramas são de
impureza. Para melhor compreensão, estude o
exemplo apresentado abaixo:
Exemplo 5:
A combustão completa do álcool etílico é
representada pela equação abaixo:
C2H6O + 3O2 2CO2 + 3H2O
Sabendo que foi queimado 200 g de
álcool hidratado com 96% de pureza,
determine a massa de água formada.
Inicialmente, deve-se considerar o grau
de pureza do álcool etílico. Para isso, temos:
200g _______ 100%
X g __________96%
X= 192 g, ou seja, existem 8g de impureza na
amostra.
Com isso, podemos estabelecer a
quantidade de água formada.
1 mol ________3 mols
46g _________ 54g
192g ________ Y
Y = 225,4 g de água foram formados.
d. Problemas envolvendo rendimento
Nem sempre ao final de uma reação
química obtêm-se a quantidade esperada de
produto, ou seja, nem sempre o rendimento da
reação é de 100%. Em todos os exemplos até
aqui resolvidos, como o rendimento não foi
mencionado ele foi considerado 100%.
É importante ressaltar que os reagentes
sempre serão colocados na intenção de se
obter um rendimento de 100%. O cálculo do
rendimento é fundamental em muitas situações
no laboratório.
Exemplo 6:
Sabendo que o rendimento da
decomposição térmica de 350 g de carbonato
de cálcio foi de 80%, calcule a massa de óxido
de cálcio formado.
1 CaCO3CaO + CO2
1 mol ____ 1 mol
1 mol ____1·0,8 mol
100g _____ 56·0,8 g
350g _____ X
X = 156,8g de CaO.
Exemplo 7:
350g de hidróxido de bário reagem com ácido
sulfúrico produzindo 417g de sulfato de bário.
Qual o rendimento da reação?
Equação química do problema:
H2SO4 + Ba(OH)2 2 H2O + BaSO4
1 mol de Ba(OH)2 ________ 1 mol de BaSO4
171g __________________ 233·x g
350g __________________ 417g
X = 0,87.
O rendimento da reação foi 87%.
7
Capítulo 3
Distribuição eletrônica
Antes de falarmos especificamente de
distribuição eletrônica é necessário entender
alguns conceitos e, principalmente, conhecer a
diferença entre eles.
O termo espécie química refere-se às
diversas formas com as quais substâncias
químicas se apresentam na natureza ou numa
reação: os átomos, os íons, as moléculas e os
radicais.
É necessário saber diferenciar o conceito de
átomo e de íon. Os átomos são as espécies
químicas mais elementares capazes de
participar de uma reação e formar compostos
ou substâncias. A principal característica de um
átomo é que este não possui uma carga
resultante (o número de elétrons é igual ao
número de prótons). Já os íons são espécies
químicas originadas de átomos com deficiência
ou excesso de elétrons.
Assim, possuem carga elétrica positiva
(denominados cátions) ou negativa (ânions) e
são capazes de formar compostos sólidos
(como sais) por simples atração eletrostática
(utilizando-se das leis de Coulomb para a força
elétrica).
A partir desses conceitos podemos começar
a discutir sobre como ocorre a distribuição
eletrônica para as diferentes espécies químicas,
sejam elas átomos ou íons; e sobre os níveis de
energia.
Os átomos são formados por um núcleo
e uma eletrosfera. O núcleo é composto de
prótons (partículas de carga positiva) e
nêutrons (partículas de carga neutra). A
eletrosfera é constituída pelos elétrons
(partículas de carga negativa) que giram ao
redor do núcleo. Os elétrons se distribuem na
eletrosfera em posições diferentes, uns mais
próximos ao núcleo e outros mais distantes,
formando as chamadas camadas eletrônicas.
Teoricamente, há infinitas camadas que
poderiam ser ocupadas pelos elétrons, mas,
experimentalmente, observou-se que apenas
sete são geralmente ocupadas. Elas são
designadas pelas letras K, L, M, N, O, P e Q,
sendo K a primeira camada (a mais próxima do
núcleo).
Fonte:
<http://www.tabelaperiodicacompleta.com/distribuicao
-eletronica>
As camadas também podem ser
entendidas como níveis energéticos. Um nível é
mais energético quanto maior for a energia
potencial dos elétrons nele contidos. Em outras
palavras, um nível é mais energético quanto
mais afastado ele estiver do núcleo. Observe a
representação da eletrosfera na imagem acima.
O nível menos energético de todos é o 1
(correspondente à camada K, mais perto do
núcleo) e o mais energético é o 7
(correspondente à camada Q, mais distante do
núcleo).
Agora é muito simples realizar a
distribuição eletrônica de átomos ou íons
desenvolvida por Linus Carl Pauling (1901-
1994). O químico americano elaborou uma
maneira prática de organizar os subníveis de
energia conhecidos em ordem energética
8
crescente por meio de um diagrama diagonal
(conhecido como diagrama de Linus Pauling),
como mostrado abaixo:
Fonte:
<http://www.brasilescola.com/quimica/distribuicao-
eletronica-de-eletrons.htm>
Exemplo:
1 - Distribuir os elétrons do manganês (Z=25)
em ordem de camada.
O símbolo "Z" corresponde ao número
atômico, que é a quantidade de prótons que o
átomo possui em seu núcleo. Quando o átomo
está no estado fundamental, a quantidade de
prótons é igual à quantidade de elétrons.
Assim, se Z=25, isto significa que no átomo
normal de manganês há 25 elétrons. Aplicando
o diagrama de Pauling, teremos:
K - 1s2
L - 2s2 2p6
M - 3s2 3p6 3d5
N - 4s2 4p 4d 4f
O - 5s 5p 5d 5f
P - 6s 6p 6d
Q - 7s 7p
Resposta: K=2; L=8; M=13; N=2
2 - Distribuir os elétrons do átomo normal de
xenônio (Z=54) em ordem de camada.
K - 1s2
L - 2s2 2p6
M- 3s2 3p6 3d10
N- 4s2 4p6 4d10 4f
O- 5s2 5p6 5d 5f
P- 6s 6p 6d
Q- 7s 7p
Resposta: K=2; L=8; M=18; N=18; O=8
Rascunho
9
Capítulo 4
Tabela Periódica
A tabela periódica apresenta uma
disposição sistemática dos elementos químicos,
sendo útil para prever as características e
propriedades dos elementos.
Tabela periódica atual.
Fonte: <http://apps.microsoft.com/windows/pt-
br/app/tabela-periodica/984c36d8-86be-44c0-8c95-
b2ef65913320>
Para melhor identificação dos elementos
na tabela, as colunas são chamadas de
grupos/famílias e as linhas, de
períodos/filas.
Podemos agrupar os elementos quanto as
suas propriedades em comum:
1. Metais:
Bons condutores de calor e eletricidade;
Maleáveis;
Dúcteis;
Brilho metálico característico;
À temperatura ambiente são sólidos;
Alto ponto de fusão;
Quimicamente, formam cátions ao
produzir substâncias simples ou
compostas.
2. Não-metais:
Maus condutores de calor e eletricidade;
Não maleáveis;
Não dúcteis;
Quimicamente, formam ânions ao
produzir substâncias simples ou
compostas.
Baixo ponto de fusão;
3. Semimetais: apresentam características
intermediárias entres metais e não-metais.
4. Gases nobres: não combinam facilmente
com outros elementos, baixa reatividade, e
devido aos baixos pontos de fusão e
ebulição, estão na forma gasosa.
5. Hidrogênio: não se enquadra em nenhum
grupo, sendo o elemento mais simples
presente na tabela.
Propriedades gerais.
1. Tabela Periódica: Blocos s, p, d e f
De acordo com o modelo atômico de
Rutherford-Bohr, o átomo apresenta níveis de
energia ou camadas energéticas, onde cada
nível possui um número máximo de elétrons,
sendo o nível 1 o de menor energia e o nível 7
de maior energia. Cada nível está dividido em
subníveis de energia s, p, d e f, sendo que
subníveis diferentes suportam uma quantidade
de elétrons diferente.
Número máximo de elétrons em cada
subnível:
K = 1; 1s²
10
L =2; 2s² 2p6
M = 3; 3s² 3p6 3d10
N = 4; 4s² 4p6 4d10 4f14
O = 5; 5s² 5p6 5d10 5f14
P = 6; 6s² 6p6 6d10
Q = 7; 7s²
Respectivamente cabem em cada
subnível2(s), 6(p), 10(d) e 14(f) elétrons.
O diagrama acima mostra a notação utilizada
para indicar o número de elétrons em um nível
e em um subnível.
Exemplos:
1s² - 2 e- no subnível s do nível 1 (K)
2p³ - 3 e- no subnível p do nível 2 (L)
5d6 – 6 e- no subnível d do nível 5 (O)
2. Blocos s, p, d e f
Podemos perceber, ao fazer a
distribuição eletrônica, que as semelhanças das
propriedades químicas das espécies estão
relacionadas ao número de elétrons da sua
camada de valência (nível mais energético).
Elementos que estão na mesma família
possuem o mesmo número elétrons na sua
camada de valência.
Ao fazermos a distribuição eletrônica
por ordem energética, conseguimos identificar
qual é o subnível mais energético. A partir dai
podemos classificar os elementos em:
Elementos representativos: que possuem
como subnível mais energético o s ou o p.
Elementos de transição ou transição
externa: os que possuem o subnível d
como mais energético.
Elementos de transição interna: que
possuem o subnível f como o mais
energético.
Observe a figura:
Os elementos representativos se
encontram nos grupos 1 e 2 e nos grupos de 13
a 18 (ou 3A a 8A), eles possuem os seus
elétrons mais energéticos no subnível s ou p. O
número da família indica a quantidade de
elétrons na camada de valência.
Os elementos de transição encontram-se
nos grupos de 3 a 12, e possuem os elétrons
mais energéticos nos subníveis d ou f. Caso seja
no subnível d (d1 a d10) o elemento é chamado
de elemento de transição ou transição externa
e se for ao subnível f (f1 a f14) é chamado de
elemento de transição interna.
Família ou Grupo
Nº de elétrons na camada de valência
Distribuição eletrônica da camada de valência
Nome
1(1A) 1 ns1 Metais alcalinos 2(2A) 2 ns2 Metais alcalinos-terrosos
13(3A) 3 ns2np1 Família do boro 14(4A) 4 ns2 np2 Família do carbono 15(5A) 5 ns2np3 Família do nitrogênio 16(6A) 6 ns2np4 Calcogênios 17(7A) 7 ns2np5 Halogênios 18(8A) 8 ns2np6 Gases nobres
11
Desta maneira, podemos dividir a tabela
em quatro blocos, um para cada subnível.
1.2. Localização na Tabela Periódica:
A partir da distribuição eletrônica,
conseguimos encontrar os elementos na tabela
periódica. Sabemos que o número do período
corresponde a uma camada ou nível eletrônico.
Vejamos alguns exemplos:
4Be – 1s2 2s2
K L= 2 camadas eletrônicas: 2º período
20Ca – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
K L M N= 4 camadas: 4ºperíodo
Além de determinarmos o período da
tabela em que se encontram os elementos,
também sabemos qual a família e o bloco.
Vejamos alguns exemplos:
17Cl – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
K L M
Este elemento se encontra no 3º período da
tabela, na família dos halogênios (3s2 3p5) e o
seu elétron de maior energia esta situado no
subnível p (3p5).
35Br – 1s22s22p63s23p64s23d104p5
K=2, L=8, M=18, N= 7
Este elemento se encontra no 4º período da
tabela, na família dos halogênios (4s2 4p5) e o
seu elétron de maior energia esta situado no
subnivel p (4p5).
Bloco “s”
Como vimos acima, os elementos deste
bloco são os metais alcalinos e os metais
alcalino-terrosos. Primeiro, vamos começar
falando dos metais alcalinos. Os elementos do
grupo 1 possuem um elétron na sua camada de
valência, e este é fracamente ligado ao núcleo
por se encontrar na camada mais externa;
consequentemente, as primeiras energias de
ionização desses átomos são muito menores
que de elementos de outros grupos da tabela
periódica.
Os valores de eletronegatividade dos
elementos do grupo 1 são os menores da tabela
periódica. Com isso, ao reagirem com outros
elementos, verifica-se uma grande diferença de
eletronegatividade entre o metal alcalino e o
outro elemento, o que caracteriza a formação
de uma ligação predominantemente iônica.
Os elementos do grupo 2 apresentam
tendências similares às apresentadas pelo
grupo 1 quanto a suas propriedades. Esses
elementos formam uma série bem comportada
de metais altamente reativos, embora menos
reativos que os metais alcalinos. Os elementos
desse grupo possuem dois elétrons no subnível
s. Seus átomos são grandes, mas menores que
os átomos dos elementos do grupo 1 no mesmo
período, o que ocorre porque a carga adicional
do núcleo faz com que este atraia mais
fortemente os elétrons.
Os elementos do grupo 2 apresentam
suas massas molares maiores que os do grupo
1. Os valores de eletronegatividade dos
elementos do grupo 2 são baixos, mas maiores
que dos correspondentes elementos do grupo
1. A eletronegatividade do berílio é a maior do
grupo.
12
Bloco “p”
As propriedades dos elementos
presentes no bloco p são um pouco menos
padronizadas que as dos elementos do bloco s.
Geralmente, os elementos deste bloco são mais
bem descritos em termos de tipo de elemento
ou número da coluna.
Desta maneira, para falarmos das
características deste bloco, vamos separar os
elementos em metal e ametais.
Os metais possuem características de
um metal clássico: eles são brilhantes, são bons
condutores de calor e eletricidade e perdem
elétrons facilmente. Geralmente, estes metais
possuem elevados pontos de fusão e reagem
prontamente com não-metais formando
compostos iónicos.
A maioria dos elementos do bloco p são
ametais. Estes elementos têm, geralmente,
baixos pontos de ebulição, são maus
condutores e não perdem elétrons facilmente.
Alguns ametais são sólidos à temperatura
ambiente, enquanto outros são gases.
Bloco “d”
Os elementos de transição possuem
propriedades de caráter intermediário às
propriedades dos elementos do bloco s e do
bloco p. Nos blocos s e p, os elétrons vão sendo
adicionados ao nível eletrônico mais externo do
átomo, enquanto que no bloco d, eles vão sendo
adicionados ao penúltimo nível mais externo
(porém, o mais energético).
Todos os elementos do bloco d são
metais, sendo, portanto, bons condutores de
calor e de eletricidade, duros, dúcteis e
apresentando o característico brilho metálico.
Os átomos dos elementos do bloco d são
menores que dos elementos dos grupos 1 e 2
do mesmo período. Isso decorre da contração
de tamanho normal que ocorre ao longo dos
períodos e porque os elétrons são acomodados
no penúltimo nível d e não no nível mais
externo do átomo.
Esses elementos (também conhecido
como elementos de transição) têm grande
tendência de formar complexos. Eles exibem
vários estados de oxidação, e formam ligas com
outros metais.
Bloco “f”
Dentro dos elementos do bloco f (ou
elementos de transição interna), temos o grupo
dos lantanídeos e dos actinídeos.
13
Os elementos da série dos
lantanídeos caracterizam-se pelo
preenchimento gradativo do antepenúltimo
nível energético (4f). As propriedades desses
elementos são extremamente semelhantes
entre si, observando-se apenas pequenas
variações de tamanho e de carga nuclear sobre
o comportamento químico dos mesmos. Eles
podem reagir facilmente com a maioria dos não
metais para formar compostos binários no
aquecimento.
Os elementos da série dos actinídeos
caracterizam-se pelo preenchimento gradativo
do antepenúltimo nível energético (5f), porém
as configurações eletrônicas dessa série de
transição interna não seguem o padrão simples
que ocorre na série dos lantanídeos. Como os
orbitais 5f e 6d apresentam uma pequena
diferença de energia, nos primeiros quatro
actinídeos os elétrons podem ocupar um ou
outro nível. A maioria destes elementos é
radioativa e, consequentemente, seu estudo em
laboratório é raro.
Periodicidade das propriedades dos átomos
1. Carga nuclear efetiva
A carga nuclear efetiva percebida
pelos elétrons exteriores é determinada
principalmente pela diferença entre as cargas
do núcleo e a carga total dos elétrons
interiores, já que os elétrons internos causam
uma blindagem nos mais exteriores.
2. Raio atômico:
Define-se raio atômico como a metade
da distância entre os centros de átomos
vizinhos em uma amostra sólida, já que as
nuvens dos elétrons não possuem fronteiras
bem definidas.
Com relação à posição do elemento na
tabela, quanto maior for o período do elemento
(numa mesma família), maior é o raio atômico,
pois a camada de valência é mais externa.
Quanto menor for a família, maior o raio
atômico, pois o número de prótons no núcleo
diminui, diminuindo a carga nuclear efetiva (a
carga exercida pelo núcleo no elétron mais
externo) e aumentando o raio de rotação deste.
3. Raio iônico
É a sua parte da distância entre íons
vizinhos em um sólido iônico.
O raio de um átomo é sempre maior que
o raio de seu cátion correspondente, já que a
perda de elétrons causa uma menor repulsão
eletrostática entre os elétrons mais externos; e
sempre menor que um ânion correspondente,
já que o ganho de elétrons faz com que a
repulsão eletrostática que ocorre nos elétrons
da camada mais externa aumenta.
4. Energia de ionização
Energia necessária para arrancar um
elétron de um átomo no estado gasoso.
Quanto mais energético for um elétron,
menor a energia necessária para arrancá-lo.
14
A energia de ionização aumenta de baixo
para cima em um grupo, já que, quanto menor
o número de camadas ocupadas, maior será a
força exercida pelo núcleo no elétron mais
energético e, consequentemente, mais difícil
será retirar esse elétron; aumenta com o
número do período, já que, aumentando o
número de prótons no núcleo, aumenta-se a
força exercida pelo núcleo nos elétrons mais
externos, aumentando a energia para retirá-lo.
5. Eletroafinidade
É a energia liberada quando um átomo
captura um elétron no estado gasoso. Em um
mesmo grupo, a afinidade eletrônica aumenta
de baixo para cima, já que quanto mais baixo o
nível de valência de um elemento, maior a
facilidade de seus átomos capturarem elétrons
e mantê-los atraídos. Ou seja, quanto menor o
raio atômico, maior a afinidade eletrônica.
6. Eletronegatividade
Habilidade de atrair para si os elétrons
envolvidos em uma ligação química. A
eletronegatividade relaciona-se com o raio
atômico: de maneira geral, quanto menor o
tamanho de um átomo, maior será a força de
atração sobre os elétrons. Aumenta da
esquerda para a direita em um período, e de
baixo para cima em um grupo.
6. Efeito do par inerte
Tendência de formar íons de carga
com duas unidades amenos do que o esperado
para o número do grupo, sendo mais
pronunciado nos elementos mais pesados do
bloco p (In, Sn, Sb, Tl, Pb, Bi), formando íons
M+1 e M+3. Isto ocorre porque os elementos do
quinto período em diante possuem a
subcamada 6s e 7s antes da subcamada 4f e 5f
na sua distribuição eletrônica. Os elétrons 4f
são particularmente pobres em blindagem, ou
seja: carga nuclear efetiva elevada. Assim, os
elétrons 6s fortemente ligados ao núcleo e os
elementos mais difíceis de serem oxidados.
Rascunho
15
Capítulo 5
Ligações Químicas
O que seria do mundo em que
conhecemos se os átomos não tivessem a
capacidade de unirem-se uns com os outros?
Certamente, nada existiria.
Os átomos podem se combinar de
diferentes maneiras, como, por exemplo,
mediante o ganho ou a perda de elétrons, ou
mediante o compartilhamento de elétrons nos
níveis de valência (última camada da
distribuição eletrônica de um átomo).
Existem alguns elementos cuja
tendência de formar ligações com outros
átomos é baixa, como, por exemplo, os gases
nobres, que preferem estar na forma de átomos
isolados. Estes átomos possuem oito elétrons
em suas camadas de valência, com exceção do
hélio (He) que possui dois elétrons em apenas
uma camada.
Em 1916, dois cientistas chamados
Lewis e Kossel estudaram a tendência de
átomos com oito elétrons na camada de
valência aparecerem, preferencialmente, na
forma isolada e a tendência dos outros átomos
em ganhar, perder ou compartilhar seus
elétrons de valência. Esses dois cientistas,
então, propuseram uma teoria para explicar as
ligações químicas entre os elementos: a teoria
do octeto.
Teoria do Octeto: Uma grande
quantidade de átomos adquire estabilidade
eletrônica quando apresenta oito elétrons na
sua camada mais externa.
Apesar de existirem várias exceções a
essa regra, ela é ainda bastante utilizada por
introduzir o conceito de ligações químicas e
por explicar a formação de um grande número
de substâncias. As ligações, principalmente
entre os elementos representativos (família A),
seguem essa regra, enquanto os elementos de
transição (família B) não seguem
obrigatoriamente esse modelo.
a. Ligações Iônicas
A ligação iônica é caracterizada pela
interação eletrostática entre íons positivos
(cátions) e íons negativos (ânions); ou seja,
essa ligação ocorre entre elementos com
tendências eletrônicas opostas - é necessário
que um dos átomos tenha tendência em perder
elétrons (baixa energia de ionização), enquanto
o outro, a de receber elétrons (alta afinidade
eletrônica).
Pode-se visualizar a formação da ligação
iônica através da interação de dois átomos
hipotéticos, um deles é um metal M, pois pouca
quantidade de energia é necessária para retirar
seus elétrons de valência (na maioria das vezes
átomos das famílias IA, IIA e IIIA) e um não-
metal X (geralmente das famílias VA, VIA e
VIIA) por liberarem grande quantidade de
energia quando seus átomos recebem elétrons.
O exemplo mais representativo de uma
ligação iônica é a formação do sal de cozinha
(cloreto de sódio) a partir dos átomos de sódio
(Na) e cloro (Cl).
Segundo a Teoria do Octeto, temos que o
átomo de sódio (Na) não é estável por possuir
apenas um elétron em sua última camada. Sua
estabilidade eletrônica será adquirida ao
perder este último elétron e formar o cátion
𝑁𝑎+. Observe:
16
Fonte: Química — volume único / João Usberco, Edgard
Salvador.— 5.ed. reform.— São Paulo :Saraiva, 2002.
ISBN 85-02-04027-8
O átomo de cloro (Cl) não é estável pela
Teoria do octeto, pois apresenta sete elétrons
na camada de valência. Sua estabilidade
eletrônica será atingida pelo ganho de um
elétron, originando o ânion 𝐶𝑙−. Observe:
Fonte: Química — volume único / João Usberco, Edgard
Salvador.— 5.ed. reform.— São Paulo :Saraiva, 2002.
ISBN 85-02-04027-8
Usando as representações de Lewis, temos:
Fonte: Química — volume único / João Usberco,
Edgard Salvador.— 5.ed. reform.— São Paulo
:Saraiva, 2002. ISBN 85-02-04027-8
Agora que esses átomos possuem cargas opostas, eles se atraem eletrostaticamente formando um par iônico.
Essa força de atração eletrostática entre
o par é conhecida como ligação iônica e os
compostos assim formados são chamados de
compostos iônicos.
As interações entre os íons produzem
aglomerados com forma geométrica definida,
denominados retículos cristalinos.
Retículo cristalino do cloreto de sódio. Fonte:
<http://www.infopedia.pt/$cloreto-de-sodio>.
Fonte: Química — volume único / João Usberco, Edgard
Salvador.— 5.ed. reform.— São Paulo :Saraiva, 2002.
ISBN 85-02-04027-8
b. As Representações do modelo de Lewis
dos Átomos
Em 1916, o químico G. N. Lewis
desenvolveu um método para representar os
elétrons em átomos, íons e moléculas. A
representação de Lewis de um átomo consiste
no seu símbolo químico rodeado por uma
quantidade de pontos correspondentes ao
número de elétrons de valência do átomo. Por
17
exemplo, o átomo de sódio que possui apenas
um elétron na camada de valência:
Já o átomo de cloro possui sete elétrons em
sua camada de valência:
Os pontos que representam os elétrons da
camada de valência geralmente são agrupados
de maneira a representar o emparelhamento
ou não destes no orbital. Assim para o átomo
de alumínio:
Configuração eletrônica: 1s²2s²2p63s²3p¹
Estrutura de Lewis:
i. A Representação de Lewis de Íons
Monoatômicos:
Já vimos que o átomo de cloro possui
alta afinidade eletrônica. Sendo assim, é fácil
para ele ganhar um elétron e formar o íon
cloreto, o qual possui a mesma configuração
eletrônica do átomo de argônio, o segundo gás
nobre, logo após o átomo de cloro na tabela
periódica. Devido a isso, dizemos que o íon
cloreto e o átomo de argônio são isoeletrônicos.
A estrutura de Lewis do íon cloreto:
O sinal negativo fora dos colchetes serve
para indicar a carga do íon, e os colchetes
servem para separar o sinal negativo dos
pontos.
Ao contrário do átomo de cloro, o átomo
de sódio possui baixa energia de ionização e,
por causa disso, perde um elétron e se torna
isoeletrônico do átomo de neônio. Usando a
estrutura de Lewis, o processo é:
ii. A Representação de Lewis de
Compostos Iônicos:
Tomemos como exemplo o óxido de
sódio. O átomo de oxigênio possui seis elétrons
de valência, precisando assim ganhar dois
elétrons pra completar sua camada de valência.
O sódio, entretanto, perde apenas um elétron,
serão necessários então, dois átomos de sódio
para fornecer dois elétrons para o átomo de
oxigênio:
A estrutura de Lewis para o óxido de sódio
𝑁𝑎2𝑂é escrita como:
Ou
c. Ligações Covalentes
Para se formar uma ligação iônica, um
átomo deve possuir uma energia de ionização
baixa e o outro uma afinidade eletrônica alta. A
ligação covalente ocorre quando os dois
átomos têm a mesma tendência a perder e
ganhar elétrons. Sob essas condições, a
transferência total de elétrons não ocorre. Em
vez disso, os elétrons são compartilhados entre
os átomos, passando a pertencer a ambos os
átomos.
18
i. A Ligação Covalente e a Tabela
A relação entre a posição na tabela e o número de ligações é indicada a seguir:
Fonte: Química — volume único / João Usberco, Edgard Salvador.— 5.ed. reform.— São Paulo :Saraiva, 2002. ISBN 85-
02-04027-8
Fonte:Princípios de Química - 5a edição; Peter. W. Atkins; Loretta Jones. Ed. Bookman, 2011.ISBN: 9788540700383.
Fonte:Princípios de Química - 5a edição; Peter. W. Atkins; Loretta Jones. Ed. Bookman, 2011.ISBN: 9788540700383.
19
ii. Ligação Covalente Coordenada
A ligação covalente coordenada não é
diferente de uma ligação covalente normal.
Esse tipo de ligação ocorre entre um átomo que
já atingiu a estabilidade eletrônica e um ou
mais átomos que necessitem de dois elétrons
pra completar sua camada de valência.
Fonte: Química — volume único / João Usberco, Edgard
Salvador.— 5.ed. reform.— São Paulo :Saraiva, 2002.
ISBN 85-02-04027-8
Um exemplo desse tipo de ligação é o
dióxido de enxofre (𝑆𝑂2), o qual o enxofre
compartilha dois pares de elétrons com um
oxigênio (dupla ligação), atingindo a
estabilidade eletrônica, e compartilha um par
de elétrons com o outro oxigênio, através de
uma ligação covalente coordenada.
Observe:
Fonte: Química — volume único / João Usberco, Edgard
Salvador.— 5.ed. reform.— São Paulo :Saraiva, 2002. ISBN 85-
02-04027-8
Outro exemplo é o íon amônio:
Fonte: Química — volume único / João Usberco, Edgard
Salvador.— 5.ed. reform.— São Paulo :Saraiva, 2002.
ISBN 85-02-04027-8
Um dos átomos de hidrogênio, na forma
de cátion (𝐻+), está ligado ao nitrogênio por
um par de elétrons, e ambos são provenientes
do átomo de nitrogênio.
Rascunho
20
Capítulo 6
Ácidos, bases, óxidos e peróxidos
a. Ácidos
Os ácidos são um dos tipos de
substâncias mais presentes em nosso cotidiano.
Eles estão nos alimentos, nas indústrias, em
laboratórios, na vida doméstica e até mesmo
nos fluidos do corpo humano (suco gástrico,
por exemplo).
Os ácidos já foram definidos, de forma
bem simples, como substâncias que
apresentam sabor azedo. No século XIX, alguns
químicos observaram que, em algumas
substâncias, o aumento da quantidade de
oxigênio aumentava sua acidez. Lavoisier foi
um desses químicos e chegou a propor uma
primeira definição para os ácidos, associando a
acidez à presença de oxigênio na substância,
considerando este elemento como o gerador da
acidez. Contudo, essa definição foi insuficiente
para descrever os ácidos, pois outras
substâncias que não contém oxigênio, como o
HCl, são mais ácidas do que outras que contém
esse elemento.
i. Definição dos ácidos
Definição de Arrhenius
Para Arrhenius, os ácidos são
substâncias que na presença de água se ionizam,
e liberam íons H+.
Ex.: HCl(g)+ H2O(l)→H+ (aq)+ Cl-(aq)
O íon H+ tende a se ligar a uma
molécula de água, formando um íon mais
estável que ele que é H3O+:
H2O(l) + H2O(l)⇋ H3O+ (aq) + OH-(aq)
Como característica comum, essas
substâncias apresentam o átomo de hidrogênio
ligado a um átomo eletronegativo, como o cloro
ou o oxigênio.
ii. Classificação dos ácidos
Quanto à presença de oxigênio:
- Hidrácidos: são aqueles que não
apresentam oxigênio na molécula.
Ex.: HCl, HBr, H4Fe(CN)6 .
- Oxiácidos: são aqueles que apresentam
oxigênio na molécula.
Ex.: HClO , H2SO4 .
Quanto ao número de hidrogênios
ionizáveis:
Nos hidrácidos, todos os hidrogênios são
ionizáveis. Nos oxiácidos, só são ionizáveis os
átomos de hidrogênio ligados a oxigênio.
Ex.: H3PO4 tem apenas dois H ligados a O,
portanto tem somente dois H ionizáveis.
- Monoácidos: têm apenas um átomo de
hidrogênio ionizável. Ex.: HCl, HNO3
- Diácidos: têm dois átomos de hidrogênio
ionizáveis. Ex.: H2S ,H3PO3
- Triácidos: têm três átomos de hidrogênio
ionizáveis. Ex.: H3PO4
- Tetrácidos: têm quatro átomos de
hidrogênio ionizáveis. Ex.: H4P2O7
Quanto ao número de elementos químicos:
- Binários: têm dois elementos. Ex.: HF, HCl,
HBr.
- Ternários: têm três elementos. Ex.: H2SO4,
H3PO4, HCN
21
- Quaternários: têm quatro elementos. Ex.:
(H4[Fe(CN)6])
Quanto ao grau de ionização:
Grau de ionização (α) é a relação entre o
número de mols ionizados e o número de mols
inicial.
Pode-se dizer que um ácido é forte quando
ele está em grande parte desprotonado em
solução. Já um ácido fraco está
incompletamente desprotonado em solução.
- Ácidos fortes: são aqueles que ionizam 50%
ou mais das moléculas dissolvidas.
- Ácidos moderados: são aqueles que ionizam
entre 5% e 50% das moléculas dissolvidas.
- Ácidos fracos: são aqueles que ionizam
menos de 5% das moléculas dissolvidas.
Dos hidrácidos, são fortes o HCl, HBr e HI,
em ordem crescente; e HF é moderado. Dos
óxiácidos pode-se classificá-los pelo grau de
ionização através da regra empírica: HaBbOc
sendo “a” o número de hidrogênios ionizáveis,
“b” o número do outro elemento e “c” o número
de oxigênios.
x ≥2 – oxiácido forte;
𝑥 = 𝑐−𝑎
𝑏1 ≤x ≤ 2 – oxiácido moderado;
x < 1 – oxiácido fraco;
Quanto à volatilidade:
- Ácidos voláteis: são aqueles que têm ponto
de ebulição por volta da temperatura
ambiente (na faixa de 25° a 35°C).
- Ácidos fixos: são aqueles que têm ponto de
ebulição muito acima da temperatura
ambiente. Se o número de átomos da
molécula for ≥ a 7, o ácido é fixo.
Nomenclatura
o Hidrácidos
Forma geral:
Ácido+ nome do ânion com a terminação
ídrico.
Ex.: HCl – ácido clorídrico
HBr – ácido bromídrico
o Oxiácidos
- Nomenclatura segundo os ânions que são
liberados na ionização:
Forma geral:
Ácido + nome do elemento + oso ou ico
oso – menor número de átomos de oxigênio ico – maior número de átomos de oxigênio
Para relacionar o nome do ácido com o
nome do seu ânion, usamos a seguinte regra:
Relação do nome do ácido com o nome do ânion.
Ex.:
Exemplo de relação entre o nome do ácido com o nome do
ânion.
- Nomenclatura segundo o NOx do elemento
central:
Forma geral:
Ácido + prefixo (se necessário) + elemento
central + sufixo
De acordo com o elemento central (o
primeiro é o hidrogênio e o terceiro é o
oxigênio) temos o sufixo OSO para o menor
22
NOx e ICO para o maior NOx (ver tabela 1).
Prefixos e sufixos de acordo com oNOx
Ex.:
- Regra quando varia o grau de hidratação:
O prefixo orto é usado para o ácido fundamental; o prefixo meta é usado quando do
ácido orto retira-se 1H2O; o prefixo piro é usado para indicar a retirada de 1 H2O das duas
moléculas de orto.
Ex.:
Anexo I –
Tabela de Ânions.
b.
NOx Prefixo Sufixo
+1, +2 hipo oso +3, +4 - oso +5, +6 - ico
+7 (hi)per ico
23
b. Bases
Definição de Arrhenius
De acordo com Arrhenius, base é toda
substância que libera OH- (hidroxila), em
solução aquosa, como único ânion.
Exemplos:
𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑠)𝐻2𝑂→ 𝑁𝑎+(𝑎𝑞) + 𝑂𝐻−(𝑎𝑞)
𝑆𝑟(𝑂𝐻)2(𝑠)𝐻2𝑂→ 𝑆𝑟2+(𝑎𝑞) + 2𝑂𝐻−(𝑎𝑞)
𝐹𝑒(𝑂𝐻)3(𝑠)𝐻2𝑂→ 𝐹𝑒3+(𝑎𝑞) + 3𝑂𝐻−(𝑎𝑞)
Nomenclatura
Para a nomenclatura de bases, segue-se
o seguinte modelo:
Hidróxido de nome do cátion
Exemplos:
Hidróxido de potássio:
𝑐á𝑡𝑖𝑜𝑛: 𝐾+
â𝑛𝑖𝑜𝑛: 𝑂𝐻−}𝐾+𝑂𝐻− → 𝐾𝑂𝐻
Hidróxido de magnésio:
𝑐á𝑡𝑖𝑜𝑛: 𝑀𝑔2+
â𝑛𝑖𝑜𝑛: 𝑂𝐻−}𝑀𝑔2+𝑂𝐻− → 𝑀𝑔(𝑂𝐻)2
Hidróxido de alumínio:
𝑐á𝑡𝑖𝑜𝑛: 𝐴𝑙3+
â𝑛𝑖𝑜𝑛: 𝑂𝐻−}𝐴𝑙3+𝑂𝐻− → 𝐴𝑙(𝑂𝐻)3
Entretanto, alguns elementos podem
existir como diferentes espécies catiônicas.
Para estes, é necessário indicar o estado de
oxidação em algarismos romanos após o
nome do cátion. Outra maneira para
nomear é o uso do sufixo-oso para o íon de
menor carga e –ico para o de maior carga.
Cobre:
{
𝐶𝑢+: 𝐶𝑢𝑂𝐻
ℎ𝑖𝑑𝑟ó𝑥𝑖𝑑𝑜𝑑𝑒𝑐𝑜𝑏𝑟𝑒(𝐼)𝑜𝑢ℎ𝑖𝑑𝑟ó𝑥𝑖𝑑𝑜𝑐𝑢𝑝𝑟𝑜𝑠𝑜.
𝐶𝑢2+: 𝐶𝑢(𝑂𝐻)2ℎ𝑖𝑑𝑟ó𝑥𝑖𝑑𝑜𝑑𝑒𝑐𝑜𝑏𝑟𝑒(𝐼𝐼)𝑜𝑢ℎ𝑖𝑑𝑟ó𝑥𝑖𝑑𝑜𝑐ú𝑝𝑟𝑖𝑐𝑜.
Ouro:
{
𝐴𝑢+: 𝐴𝑢𝑂𝐻
ℎ𝑖𝑑𝑟ó𝑥𝑖𝑑𝑜𝑑𝑒𝑜𝑢𝑟𝑜(𝐼)𝑜𝑢ℎ𝑖𝑑𝑟ó𝑥𝑖𝑑𝑜𝑎𝑢𝑟𝑜𝑠𝑜.
𝐴𝑢3+: 𝐴𝑢(𝑂𝐻)3ℎ𝑖𝑑𝑟ó𝑥𝑖𝑑𝑜𝑑𝑒𝑜𝑢𝑟𝑜(𝐼𝐼𝐼)𝑜𝑢ℎ𝑖𝑑𝑟ó𝑥𝑖𝑑𝑜á𝑢𝑟𝑖𝑐𝑜.
Força e solubilidade de bases
A solubilidade das bases inorgânicas
está relacionada diretamente ao metal que
a compõe. Hidróxidos de metais alcalinos e
metais alcalinos terrosos, com exceção dos
hidróxidos de berílio e magnésio, são
solúveis em água. As demais bases são
insolúveis ou praticamente insolúveis.
A força de uma base está
relacionada com a sua solubilidade. Ou seja,
as bases fortes são: LiOH, NaOH, KOH,
RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2 e Ba(OH)2.
As demais bases são fracas. Dentro de uma
mesma família, a força da base cresce com
o aumento do raio atômico do metal.
Dentre as bases inorgânicas, há ainda
uma muito importante que não apresenta
um metal em sua composição: a amônia
(NH3). A amônia é uma base muito solúvel
24
em água que se ioniza, em meio aquoso,
gerando íons hidroxila. Entretanto, apesar
da sua solubilidade, a amônia é uma base
fraca.
𝑁𝐻3(𝑔) + 𝐻2𝑂(𝑙) ⇌ 𝑁𝐻4𝑂𝐻(𝑎𝑞) ⇌ 𝑁𝐻4+(𝑎𝑞) + 𝑂𝐻−(𝑎𝑞)
Principais bases e aplicações
i. Hidróxido de sódio (NaOH): conhecido
como soda cáustica, é utilizado na
produção de sabões a partir de óleos e
gorduras (saponificação);
ii. Hidróxido de magnésio (Mg(OH)2):
utilizado na forma de uma suspensão
como antiácido estomacal;
iii. Hidróxido de amônio (NH4OH): a partir
da amônia são produzidos fertilizantes
para produção de alimentos e também
produtos de limpeza.
c. Sais
De acordo com Svante Arrhenius, pai dos
conceitos clássicos de funções inorgânicas,
um sal é uma substância que, ao se
dissociar em solução aquosa, libera pelo
menos um cátion que não seja o cátion
hidrônio e pelo menos um ânion que não
seja o ânion hidroxônio nem o ânion
superóxido (O2-). [1]
A maioria dos sais é resultante de uma
reação ácido-base, reações denominadas
reações de neutralização. Além de um sal,
esta também libera um óxido (geralmente,
água). O caráter iônico do sal justifica o fato
de estes conduzirem corrente elétrica se
em solução aquosa ou em estado líquido ou
vapor. Os pontos de fusão e ebulição de sais
são bem elevados devido às fortes
interações entre os íons, de modo que os
íons se organizam de maneira simétrica e
estável, formando um cristal bem compacto
(cada íon com vários íons de carga oposta
ao redor e baixo grau de liberdade dos
mesmos). Veja alguns exemplos de reações
de neutralização abaixo:
HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) +
H2O(l)
H2SO4(aq) + 2 KOH(aq) K2SO4(aq) +
2 H2O(l)
A nomenclatura de sais é dada da
seguinte maneira: inicialmente, é indicado
o nome do ânion pertencente ao sal,
seguido pela preposição “de” e, por fim, o
nome do cátion pertencente ao sal.
Geralmente, o nome do cátion é o nome de
um elemento, e o cátion, proveniente da
base (pela teoria de Arrhenius); já o nome
do ânion depende do nome do ácido do
qual ele foi originado, e o ânion,
proveniente da base. Alguns exemplos:
CaCO3: carbonato de cálcio
KMnO4: permanganato de potássio
Enquanto o nome do cátion se encontra
explícito na base de origem, o nome do
ânion deriva do nome do ácido da seguinte
maneira: somente o sufixo muda, de acordo
com a tabela a seguir.
Sufixo do ácido
-ídrico -oso -ico
Sufixo do ânion
-eto -ito -ato
Comparação entre o sufixo do ânion com o sufixo do
cátion correspondente.
25
Os sais podem ser classificados de
acordo com a natureza dos íons de origem:
Sal neutro: não possui hidrogênio
ionizável nem o ânion OH-;
Sal ácido ou hidrogenossal: possui
dois cátions, sendo um deles o íon
hidrônio ionizável, e somente um
ânion;
Sal básico ou hidroxissal: possui
apenas um cátion e dois ânions,
sendo um deles o íon hidroxila;
Sal duplo ou misto: possui dois
cátions diferentes (que não sejam o
íon hidrônio) e dois ânions
diferentes (que não sejam o íon
hidroxila); Sal hidratado: possui em seu
retículo cristalino moléculas de água
(com estequiometria definida). [1]
d. Óxidos
Óxidos são compostos formados por
dois elementos, sendo o oxigênio o mais
eletronegativo deles.
Exemplos:
- Na2O, BaO, H2O, ZnO.
Obs.: como o flúor é mais eletronegativo
que o oxigênio, os compostos OF2 e O2F2
não são considerados óxidos, conforme dito
acima.
Nomenclatura
A nomenclatura dos óxidos de acordo
com as normas estabelecidas pela IUPAC
leva em consideração se estes são iônicos
ou moleculares.
i. Óxidos moleculares
São aqueles formados por ametais
ligados a oxigênio, e são nomeados de
acordo com a seguinte regra:
[
𝑀𝑜𝑛𝑜 −𝐷𝑖 −𝑇𝑟𝑖 −…
] + Óxido de [
𝐷𝑖 −𝑇𝑟𝑖 −𝑇𝑒𝑡𝑟𝑎 −…
]elemento
Exemplos:
CO = Monóxido de carbono
SO3 = Trióxido de enxofre
CO2 = Dióxido de carbono
Cl2O7 = Heptóxido de dicloro
ii. Óxidos iônicos
São óxidos formados por metais ligados
a oxigênio. São nomeados da seguinte
forma:
Óxido de elemento. + carga do cátion
(em algarismos romanos)
Exemplos
Na2O = Óxido de sódio
Cu2O = Óxido de cobre I
CaO = Óxido de cálcio
Fe2O3 = Óxido de ferro III
Classificação dos óxidos
Os óxidos podem ser classificados de
acordo com o seu comportamento na
presença de água, bases e ácidos. Dessa
forma, eles podem ser classificados em
óxidos: ácidos, básicos, neutros, anfóteros
ou mistos.
26
i. Óxidos ácidos
Apresentam caráter covalente e
geralmente são formados por ametais, esses
óxidos ao reagirem com água produzem
ácidos e com base produzem sal e água.
Exemplo:
SO2 + H2O → H2SO3
SO2 + NaOH → Na2SO3
ii. Óxidos básicos
Apresentam caráter iônico e geralmente
são formados por metais, esses óxidos ao
reagirem com água produzem bases e com
ácidos produzem sal e água.
Exemplo:
Na2O + H2O → 2NaOH
Na2O + H2SO4 → Na2SO4 + H2O
iii. Óxidos neutros
São óxidos covalentes e não reagem com
água, nem com ácidos ou bases. Alguns
exemplos são CO, NO e N2O.
iv. Óxidos anfóteros
São óxidos que se comportam como
óxidos básicos na presença de um ácido, e
como óxidos ácidos na presença de uma
base.
Exemplo:
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O
ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O
v. Óxidos duplos ou mistos
São óxidos que resultam da combinação
de dois óxidos de um mesmo elemento.
Exemplo:
FeO + Fe2O3 → Fe3O4
vi. Peróxidos
Os peróxidos são compostos que
apresentam fórmula estrutural R-O-O-R ou
(O2)2-. São geralmente formados por
hidrogênio, metais alcalinos e metais
alcalinos terrosos. Em solução aquosa, os
peróxidos reagem produzindo uma base e
água oxigenada, e com ácidos produzem sal
e água oxigenada.
Exemplo:
K2O2 + H2O → 2KOH + H2O2
Rascunho
27
Referências Bibliográficas
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participação e transformação: livro e caderno
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