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Química Geral
•Professor: Rangel Caio Quinino Dutra
Regras de Convivência
•Horário de aula: 19:00 às 22:00hs
•Chamada diária
•Materiais didáticos
•Entrega de atividades
•Equipamentos Eletrônicos
•Pergunte!
Avaliação
•Avaliação Parcial 1º Bimestre: 10 pts
–Atividade em Grupo: 5 pts
–Exercícios: 5 pts
•Avaliação Parcial 2º Bimestre: 10 pts
–Exercícios: 5 pts
–Atividade em Grupo: 3 pts
Avaliação
•Avaliação Oficial 1º Bimestre: 10 pts
•Avaliação Oficial 2º Bimestre: 10 pts
–Obs: As avaliações são cumulativas.
Avaliação
•Avaliar
•ENADE
Avaliação
•Cálculo
–Nota do Bimestre
–Nota Final
𝐵𝑖𝑚𝑒𝑠𝑡𝑟𝑒 = 𝑃𝑎𝑟𝑐𝑖𝑎𝑙 × 0,30 + 𝑂𝑓𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 × 0,70
𝐹𝑖𝑛𝑎𝑙 = 1º𝐵𝑖𝑚𝑒𝑠𝑡𝑟𝑒 × 0,4 + 2º𝐵𝑖𝑚𝑒𝑠𝑡𝑟𝑒 × 0,6
Frequência
•25% de faltas = Reprovação!
Bibliografia
A.BROWN, Lawrence S.; HOLMES,
Thomas A. Química geral aplicada à
engenharia. [S.I.]: Cengage Learning, 2009.
B.BROWN, T. L., LEMAY, H.E.J.,
BURSTEN, B. E., BURDGE, J.R., Química a
Ciência Central, 9ª edição, São Paulo,
editora Pearson.
Introdução à Química
• Estudo da matéria:
– Observação e dados:
• Quantitativo;
• Qualitativo;
Introdução à Química
• Estudo da matéria:
– Leis
• Padrões de comportamento;
• Descrição do fenômeno;
Introdução à Química
• Estudo da matéria:
– Teorias
• “Porque?”;
• Explicação;
• Previsão;
Introdução à Química
• Estudo da matéria
– O que é matéria?
• Contém massa;
• Ocupa espaço;
Introdução à Química
• Qual a diferença entre massa e peso?
Introdução à Química
• Como medir a matéria?
– Propriedades físicas
Introdução à Química
• Estados físicos da matéria:
– Sólido:
• Volume;
• Forma;
Introdução à Química
• Estados físicos da matéria:
– Líquido:
• Volume;
• Não possui forma;
Introdução à Química
• Estados físicos da matéria:
– Gasoso:
• Ocupa todo o volume disponível;
• Não possui forma;
Introdução à Química
Introdução à Química
• Transições de estado
LíquidoSólido Gasoso
Liquefação/ Fusão
Condensação
Evaporação
Ebulição
Calefação
Solidificação
Sublimação
Introdução à Química
• Propriedades físicas
– Ponto de fusão: Sólido ↔ Líquido
– Ponto de ebulição: Líquido ↔ Gasoso
– Ponto de sublimação: Sólido ↔ Gasoso
Introdução à Química
• Propriedades físicas
– Densidade:
ρ =𝑚
𝑣
Introdução à Química
• Substância Pura
– Propriedades físicas definidas e
determinadas.
Introdução à Química
• Curva de aquecimento de uma substância
pura
Introdução à Química
• Mistura:
– As propriedades físicas variam conforme a
composição.
Introdução à Química
• Propriedades Químicas
• Propriedades Físicas
• Propriedades Intensivas
• Propriedades Extensivas
Introdução à Química
• Tipos de misturas
– Homogênea;
– Heterogênea;
Mistura Eutética
Mistura Azeotrópica
Introdução à Química
• Substâncias Puras x Misturas
Introdução à Química
Introdução à Química
• Substâncias Puras x Misturas
Introdução à Química
• Substâncias Puras x Misturas
Introdução à Química
• Substâncias Puras x Misturas
Separação de Misturas
• Sistema Sólido – Sólido• Catação
• Ventilação
• Levigação
• Flotação
• Peneiração
• Separação Magnética
• Dissolução Fracionada
• Fusão fracionada
• Cristalização Fracionada
• Sublimação
• Sistema Sólido-Líquido• Decantação
• Centrifugação
• Filtração
• Evaporação
• Destilação simples
Separação de Misturas
• Sistema Sólido-Líquido• Destilação simples
Separação de Misturas
• Sistema Líquido-Líquido• Decantação
• Destilação Fracionada
Separação de Misturas
• Sistema Líquido-Gás• Aquecimento
Separação de Misturas
• Sistema Gás-Gás• Liquefação Fracionada
Separação de Misturas
Modelo Atômico
•Dalton (1803)
–Toda a matéria é composta de partículas
fundamentais, os átomos.
–Os átomos são permanentes e indivisíveis,
eles não podem ser criados nem destruídos.
–Os elementos são caracterizados por seus
átomos.
Modelo Atômico
•Dalton (1803)
–As transformações químicas consistem em
uma combinação, separação ou rearranjo
de átomos.
–Compostos químicos são formados de
átomos de dois ou mais elementos em uma
razão fixa.
Modelo Atômico
•Experimentos:
–Tubo de Crookes:
–Millikan;
Modelo Atômico
• Thomson
– Natureza elétrica da matéria
– Descoberta do elétron
Modelo Atômico
• O Experimento de Rutherford
Modelo Atômico
•Rutherford (1911)
Espectro Eletromagnético
Átomos, Moléculas e
Transformações• Átomo
– Prótons (+)
– Elétrons (-)
– Neutrons
Modelo Atômico
•Átomo de Bohr (1913)
Modelo Atômico
• O efeito foto elétrico
Onda x Partícula
Princípio da Incerteza
•É impossível conhecer simultaneamente e
com certeza a posição e o momento de uma
pequena partícula, tal como um elétron.
Átomos, Moléculas e
Transformações• Átomo
– Número atômico = Nº de Prótons =
Identidade
– Número de massa = Prótons + Neutrons
Átomos, Moléculas e
Transformações• Átomo
– Isótopos:
• Variação no número de neutrons.
Átomos, Moléculas e
Transformações• Átomo
– Massa atômica:
• Média ponderada pela abundância da
massa dos isótopos;
• Ex.:
Átomos, Moléculas e
Transformações• Átomo
– Íons:
• Variação no número de elétrons
•Tabela Periódica
– Períodos: Linhas
– Famílias ou grupos: Colunas
Átomos, Moléculas e
Transformações
Átomos, Moléculas e
Transformações• Tabela Periódica
– Metais;
– Ametais;
Átomos, Moléculas e
Transformações• Tabela Periódica
– Metais alcalinos: Coluna 1 (1A) sem H
– Metais alcalinos terrosos: Coluna 2 (2A)
– Calcogênios: Coluna 16 (6A)
– Halogênios: Coluna 17 (7A)
– Gases Nobres: Coluna 18 (0)
Átomos, Moléculas e
Transformações• Tabela Periódica
– Elementos representativos:
• Colunas 1,2,13,14,15,16,17,18
– Elementos de transição:
• Colunas 3 - 12
– Elementos de transição interna:
• Lantanídeos e Actinídeos
Átomos, Moléculas e
Transformações• Substâncias elementares
Átomos, Moléculas e
Transformações• Substâncias compostas
– Fórmula empírica
• Relação entre os elementos
– Fórmula molecular
• Número exato de cada átomo no composto
Lei da Conservação das Massas
•“Durante uma transformação química não é
mensurável o ganho ou a perda de massa.”
(Lavoisier, 1774)
Lei das Proporções Constantes
•“a proporção em massa das substâncias
que reagem e que são produzidas numa
reação é fixa, constante e invariável.”
(Proust, 1797)
Equações de Onda
•Orbitais s (l=0):
𝑚𝑙 = 0
Equações de Onda
•Orbitais p(l=1):
𝑚𝑙 = −1 𝑚𝑙 = 0 𝑚𝑙 = +1
As Equações de Onda
•Orbitais (l=2):
𝑚𝑙 = −2𝑚𝑙 = −1
𝑚𝑙 = −0
𝑚𝑙 = +1 𝑚𝑙 = +2
Equações de Onda
Nome Símbolo Característica Informação
fornecida
Valores
Possíveis
Principal n Nível Distância
Média no
núcleo
1,2,3,4,...
Azimutal l Subnível Forma do
Orbital
0,1,..,(n-1)
Magnético ml
Orbital Orientação
do Orbital
-l,…, +l
Spin ms
Spin Spin−1
2, +
1
2
Distribuição Eletrônica
•Regra de Hund:
–Os elétrons em um mesmo subnível
tendem a permanecer desemparelhados,
com spins paralelos.
Distribuição Eletrônica
•Princípio da exclusão de Pauli:
–Não existem dois elétrons num átomo que
possuam os mesmos valores para todos os
números quânticos.
Distribuição Eletrônica
•Diagrama de Pauli:
Distribuição Eletrônica
•Exemplos
Tabela Periódica
•Propriedades Periódicas
Átomos, Moléculas e
Transformações• Fórmula estrutural
Átomos, Moléculas e
Transformações• Transformações físicas
– Não alteram a quantidade e ordem dos
átomos.
• Transformações químicas
– Alteram a quantidade e ordem dos
átomos.
Átomos, Moléculas e
Transformações• Como reconhecer transformações
químicas?
Átomos, Moléculas e
Transformações• Ligações químicas
– Ligação iônica
• Metal + Ametal
– Ligação covalente (moléculas)
• Ametal + Ametal
– Ligação metálica
• Metal + Metal
Átomos, Moléculas e
Transformações• Compostos orgânicos
– Elemento principal carbono;
– Outros elementos: oxigênio, enxofre,
nitrogênio, fósforo, halogênios
• Compostos inorgânicos
– Principalmente metais
Mols e Equações Químicas
• Mol
– 1 mol corresponde à 6,02 x 1023 ( número
de Avogadro) unidades.
– Exercício: Uma amostra de nitrogênio
gasoso contém 4,63 x 1022 átomos de
nitrogênio. Quantos mols de nitrogênio
correspondem a esta quantidade de
átomos?
• Massa molar
– Massa de 1 mol de uma substância
composta ou elementar.
– Obtida através das massas atômicas dos
elementos que compõem a substância.
Mols e Equações Químicas
• Calcule a massa molar:
a) Na
b) Cl2
c) O2
d) NaCl
e) CH4
f) CaCO3
Mols e Equações Químicas
• Calcule a massa molar
Mols e Equações QuímicasMols e Equações Químicas
• Calcule a quantidade de mols:
a) 12 g de Mg
b) 30 g de S
c) 25 g de CaCO3
d) 80 g de NaOH
e) 64 g de CH4
Mols e Equações Químicas
Mols e Equações Químicas
• Equação química
𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 → 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠
2H2 𝑔 + 𝑂2 𝑔 → 2H2𝑂 𝑔
Mols e Equações Químicas
• Equação química:
– Representação:
• (g) – estado gasoso;
• (l) – estado líquido;
• (s) – estado sólido;
• (aq) – em solução aquosa;
Reações Químicas
•Arranjo dos Átomos
– Síntese ou adição:
–A + B → AB
–2 Mg(s)
+ O2(g)
→ 2 MgO(s)
Reações Químicas
•Arranjo dos Átomos
– Análise ou Decomposição:
–AB → A + B
–2 H2O(l)
→ 2 H2(g)
+ O2(g)
Reações Químicas
•Arranjo dos Átomos
– Análise ou Decomposição:
• Eletrólise;
• Pirólise;
• Fotólise;
Reações Químicas
•Arranjo dos Átomos
– Simples Troca ou Deslocamento:
–A + XY → AY + X
–Zn(s)
+ 2 HCl(aq)
→ ZnCl2(aq)
+ H2(g)
Reações Químicas
•Arranjo dos Átomos
– Reação de Dupla Troca:
–AB + XY → AY + XB
–H2SO
4(aq)+ Ba(OH)
2(aq)→ 2 H
2O
(l)
+BaSO4(s)
Reações Químicas
• Energia
– Endotérmica:
• ΔH > 0;
• Há absorção de energia do ambiente;
Reações QuímicasReações Químicas
• Energia
– Endotérmica:
• ΔH > 0;
• Há absorção de energia do ambiente;
•2 C(s)
+ H2(g)
→ C2H
2(g)
Reações Químicas
Reações Químicas
• Energia
– Exotérmica:
• ΔH < 0;
• Há liberação de energia para o ambiente;
•2 K(s)
+ 2 H2O(l)
→ 2 KOH(aq)
+ H2(g)
Reações Químicas
Reações Químicas
•Reações em Soluções Aquosas
–Eletrólito:
• Íons em solução;
–Não-eletrólito;
• Não há íons em solução;
Reações Químicas
• Reações de Precipitação
– A partir de duas substâncias solúveis há a
formação de uma substância insolúvel.
–NaCl(aq)
+ AgNO3(aq)
→ AgCl(s)
+ NaNO3(aq)
Reações Químicas
• Reações Ácido-Base
– Ácidos
•São substâncias que se ionizam em
soluções aquosas para formar íons
hidrogênio (H+).
– Exemplos:
• HCl
• HNO3
• CH3COOH
Reações Químicas
• Reações Ácido-Base
– Bases
• São substâncias que recebem íons H+.
Produzem íons hidróxido (OH-) em solução
aquosa.
– Exemplos:
• NaOH
• NH3
Reações Químicas
• Ionização
– Formação de íons através da quebra de
ligações covalentes.
•Dissociação
– Liberação de íons na dissolução de
compostos iônicos.
Reações Químicas
• Ácidos e Bases fortes e fracos
– Ácidos e Bases fortes
• Se dissociam completamente em solução:
•HCl(g)
→ H+(aq)
+ Cl-(aq)
– Ácidos e Bases fracos
•Se dissociam parcialmente em solução:
•CH3COOH
(aq)↔ CH
3COO-
(aq)+ H+
(aq)
Reações Químicas
• Reações Ácido-Base
– Ácidos Fortes
• Ácido Clorídrico – HCl
• Ácido Bromídrico - HBr
• Ácido iodídrico - HI
• Ácido clórico - HClO3
• Ácido perclórico - HClO4
• Ácido Nítrico - HNO3
• Ácido Sulfúrico - H2SO
4
Reações Químicas
• Bases Fortes
–Hidróxidos dos metais alcalinos:
• LiOH
• NaOH
• KOH
• RbOH
• CsOH
Reações Químicas
• Bases Fortes
–Hidróxidos dos metais alcalinos terrosos
mais pesados:
• Ca(OH)2
• Sr(OH)2
• Ba(OH)2
Reações Químicas
• Reações de Neutralização
•Ácido + Base → Sal + Água
•HCl(aq)
+ NaOH(aq)
→ H2O
(l)+ NaCl
(aq)
Estequiometria
• Equações Químicas
PbS(s)
+ 2 PbO(s)
→ 3 Pb(l)
+ SO2(g)
– Se 14,0 g de óxido de chumbo reagiu:
• Quantos gramas de chumbo são
formados?
Estequiometria
• Equações Químicas
PbS(s)
+ 2 PbO(s)
→ 3 Pb(l)
+ SO2(g)
– Se 14,0 g de óxido de chumbo reagiu:
• Quantos gramas de dióxido de enxofre são
formados?
Estequiometria
• Equações Químicas
PbS(s)
+ 2 PbO(s)
→ 3 Pb(l)
+ SO2(g)
– Se 14,0 g de óxido de chumbo reagiu:
• Quantos mols de chumbo são formados?
Estequiometria
• Equações Químicas
PbS(s)
+ 2 PbO(s)
→ 3 Pb(l)
+ SO2(g)
– Se 14,0 g de óxido de chumbo reagiu:
• Quantos átomos de chumbo são
formados?
Estequiometria
• Reagente Limitante
PbS(s)
+ 2 PbO(s)
→ 3 Pb(l)
+ SO2(g)
– Se 14,0 g de óxido de chumbo e 4,5 g de
sulfeto de chumbo são misturados:
• Qual o reagente limitante?
Estequiometria
• Reagente Limitante
PbS(s)
+ 2 PbO(s)
→ 3 Pb(l)
+ SO2(g)
– Se 14,0 g de óxido de chumbo e 14,0 g de
sulfeto de chumbo são misturados:
• Quantos gramas de chumbo são
formados?
Estequiometria
• Reagente Limitante
PbS(s)
+ 2 PbO(s)
→ 3 Pb(l)
+ SO2(g)
– Se 14,0 g de óxido de chumbo e 14,0 g de
sulfeto de chumbo são misturados:
• Quantos gramas de chumbo são formados
se a reação tem rendimento de 90%?
Estequiometria
• Estequiometria em solução
– Soluto: componente em menor
quantidade, geralmente é objeto de
interesse.
– Solvente: componente em maior
quantidade, tem a função de transporte do
soluto.
– Solução: mistura do soluto + solvente
Estequiometria
• Estequiometria em solução
– Concentração:
𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 =𝑄𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑑𝑒𝑆𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜
𝑄𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑑𝑒𝑆𝑜𝑙𝑢çã𝑜
Estequiometria
• Estequiometria em solução
– Exemplos:
– Qual a concentração em g/L de uma
solução de 14,5 g de NaCl em 500 mL de
água?
𝐶 Τ𝑔 𝐿 =𝑄𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑑𝑒𝑆𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜𝑒𝑚𝑔𝑟𝑎𝑚𝑎𝑠
𝑄𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑑𝑒𝑆𝑜𝑙𝑢çã𝑜𝑒𝑚𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠
Estequiometria
• Estequiometria em solução
– Exemplos:
– Qual a concentração em mol/L de uma
solução de 14,5 g de NaCl em 500 mL de
água?
𝐶 Τ𝑚𝑜𝑙 𝐿 =𝑄𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑑𝑒𝑆𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜𝑒𝑚𝑚𝑜𝑙
𝑄𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑑𝑒𝑆𝑜𝑙𝑢çã𝑜𝑒𝑚𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠
Estequiometria
• Estequiometria em solução
– Exemplos:
– Qual a concentração em % v/v de uma
solução de 50 mL de H3SO
4em 500 mL de
água?
𝐶 % Τ𝑣 𝑣 =𝑄𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑑𝑒𝑆𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜𝑒𝑚𝑢𝑛𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑠𝑑𝑒𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒
𝑄𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑑𝑒𝑆𝑜𝑙𝑢çã𝑜𝑒𝑚𝑢𝑛𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑠𝑑𝑒𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒× 100%
Estequiometria
• Estequiometria em solução
– Exemplos:
– Qual a concentração em % m/m de
carbono em 1 tonelada de aço que contém
30 Kg de carbono?
𝐶 % Τ𝑚 𝑚 =𝑄𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑑𝑒𝑆𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜𝑒𝑚𝑢𝑛𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑠𝑑𝑒𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎
𝑄𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑑𝑒𝑆𝑜𝑙𝑢çã𝑜𝑒𝑚𝑢𝑛𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑠𝑑𝑒𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎× 100%
Lei da Composição Constante
•“Cada componente de um composto tem
sua composição em massa, definida e
característica.”
Ligações Químicas
Ligação Iônica
Ligações Químicas
Compostos Iônicos Compostos Covalentes
Sólido em temperatura ambiente Sólido em temperatura ambiente
Quebradiço Quebradiço
Não conduz corrente elétrica (sólido) Não conduz corrente elétrica
Conduz corrente elétrica em solução
Conduz corrente elétrica no estado
Líquido
Ligações Químicas
•Grafite – Um composto molecular especial
Forças Intermoleculares
•Força Dipolo induzido – Dipolo induzido
–Moléculas Apolares (CO2)
Forças Intermoleculares
•Forças Dipolo induzido-Dipolo induzido
–Forças de atração induzidas por carga
elétrica;
–Também conhecidas como forças de Van
Der Waals;
–É a força intermolecular mais fraca;
–Aumenta com o aumento do tamanho da
molécula (maior superfície de contato) e
com a existência de ligações múltiplas;
Forças Intermoleculares
•Força dipolo – dipolo
–Moléculas polares
–H2S
Forças Intermoleculares
•Forças dipolo – dipolo
–Forças de atração entre dipolos
permanentes;
–É a força intermolecular de intensidade
intermediária;
–Aumenta com o número de dipolos
presentes na molécula;
Forças Intermoleculares
•Ligação de Hidrogênio
–Hidrogênio Ligado a FON
–H2O
Forças Intermoleculares
•Ligação de hidrogênio
–Dipolos permanentes com hidrogênio
ligado a FON;
–É a força intermolecular mais forte;
–Aumenta com o número de dipolos com H
ligado a FON presentes na molécula;
Forças Intermoleculares
CO2
H2S H
2O
Interação Dip. Induzido Dipolo-dipolo Ligação de
Hidrogênio
Ponto de Fusão (ºC) - - 82 0
Ponto de Ebulição (ºC) - - 60 100
Ponto de Sublimação
(ºC)
- 78 - -
Substância Ponto de Fusão
(ºC)
ΔHfus (kJ.mol-1) Principais Forças de
Ligação no Sólido
H2
- 259 0,117 Dip. induzido – dip. induzido
O2
- 219 0,444 Dip. induzido – dip. induzido
H2O 0 6,02 Ligação de Hidrogênio
H2S -86 2,38 Dipolo - dipolo
CH4
-182 0,941 dip. induzido – dip. induzido
NaCl 808 28,2 Ligação iônica
CaO 2727 51,2 Ligação iônica
Mudanças de Estado Físico
Diagrama de Fases
•Água
Gás
Líquido
Sólid
oTemperatura (K)
Ponto crítico
Pre
ssão (M
Pa)
Pressão Ambiente
Diagrama de Fases
•CO2
Reações Químicas
•Arranjo dos Átomos
– Síntese ou adição:
–A + B → AB
–2 Mg(s)
+ O2(g)
→ 2 MgO(s)
Reações Químicas
•Arranjo dos Átomos
– Análise ou Decomposição:
–AB → A + B
–2 H2O(l)
→ 2 H2(g)
+ O2(g)
Reações Químicas
•Arranjo dos Átomos
– Análise ou Decomposição:
• Eletrólise;
• Pirólise;
• Fotólise;
Reações Químicas
•Arranjo dos Átomos
– Simples Troca ou Deslocamento:
–A + XY → AY + X
–Zn(s)
+ 2 HCl(aq)
→ ZnCl2(aq)
+ H2(g)
Reações Químicas
•Arranjo dos Átomos
– Reação de Dupla Troca:
–AB + XY → AY + XB
–H2SO
4(aq)+ Ba(OH)
2(aq)→ 2 H
2O
(l)
+BaSO4(s)
Reações Químicas
• Energia
– Endotérmica:
• ΔH > 0;
• Há absorção de energia do ambiente;
Reações QuímicasReações Químicas
• Energia
– Endotérmica:
• ΔH > 0;
• Há absorção de energia do ambiente;
•2 C(s)
+ H2(g)
→ C2H
2(g)
Reações Químicas
Reações Químicas
• Energia
– Exotérmica:
• ΔH < 0;
• Há liberação de energia para o ambiente;
•2 K(s)
+ 2 H2O(l)
→ 2 KOH(aq)
+ H2(g)
Reações Químicas
Reações Químicas
•Reações em Soluções Aquosas
–Eletrólito:
• Íons em solução;
–Não-eletrólito;
• Não há íons em solução;
Reações Químicas
• Reações de Precipitação
– A partir de duas substâncias solúveis há a
formação de uma substância insolúvel.
–NaCl(aq)
+ AgNO3(aq)
→ AgCl(s)
+ NaNO3(aq)
Reações Químicas
• Reações Ácido-Base
– Ácidos
•São substâncias que se ionizam em
soluções aquosas para formar íons
hidrogênio (H+).
– Exemplos:
• HCl
• HNO3
• CH3COOH
Reações Químicas
• Reações Ácido-Base
– Bases
• São substâncias que recebem íons H+.
Produzem íons hidróxido (OH-) em solução
aquosa.
– Exemplos:
• NaOH
• NH3
Reações Químicas
• Ionização
– Formação de íons através da quebra de
ligações covalentes.
•Dissociação
– Liberação de íons na dissolução de
compostos iônicos.
Reações Químicas
• Ácidos e Bases fortes e fracos
– Ácidos e Bases fortes
• Se dissociam completamente em solução:
•HCl(g)
→ H+(aq)
+ Cl-(aq)
– Ácidos e Bases fracos
•Se dissociam parcialmente em solução:
•CH3COOH
(aq)↔ CH
3COO-
(aq)+ H+
(aq)
Reações Químicas
• Reações Ácido-Base
– Ácidos Fortes
• Ácido Clorídrico – HCl
• Ácido Bromídrico - HBr
• Ácido iodídrico - HI
• Ácido clórico - HClO3
• Ácido perclórico - HClO4
• Ácido Nítrico - HNO3
• Ácido Sulfúrico - H2SO
4
Reações Químicas
• Bases Fortes
–Hidróxidos dos metais alcalinos:
• LiOH
• NaOH
• KOH
• RbOH
• CsOH
Reações Químicas
• Bases Fortes
–Hidróxidos dos metais alcalinos terrosos
mais pesados:
• Ca(OH)2
• Sr(OH)2
• Ba(OH)2
Reações Químicas
• Reações de Neutralização
•Ácido + Base → Sal + Água
•HCl(aq)
+ NaOH(aq)
→ H2O
(l)+ NaCl
(aq)
Reações Químicas
• Reações de Oxirredução
– Reação química com ganho e perda de
elétrons;
–Ca(s)
+ 2 H+(aq)
→ Ca2+(aq)
+ H2(g)
Reações Químicas
• Número de oxidação
– Regras:
• Para um átomo na sua forma elementar o
número de oxidação é sempre zero;
• Para qualquer íon monoatômico o número
de oxidação é igual à carga do íon;
• Geralmente os não metais tem número de
oxidação negativo (existem exceções!);
Reações Químicas
• Número de oxidação
– Regras:
• Número de oxidação do oxigênio
normalmente é -2. Exceção: Peróxido (O2
-2),
Nox = -1;
• Para o hidrogênio Nox = +1 se ligado a
ametais e -1 se ligado a metais;
• O número de oxidação do flúor é -1.
• Halogênios tem número de oxidação -1.
Exceção: Se o halogênio estiver ligado a
Reações Químicas
• Número de oxidação
– Regras:
• A soma dos números de oxidação de todos
os átomos em um composto neutro é zero.
• A soma dos números de oxidação de um
íon poliatômico é igual à carga do íon.
Reações Químicas
• Número de oxidação
–Exemplos:
• S8
• Cu
• HCl
• CH4
• NaH
Reações Químicas
• Número de oxidação
–Exemplos:
• BaO
• BaO2
(peróxido)
• KNO3
• HSO3
-
• Cr2O
72-
•C6H
12O
6
Reações Químicas
• Reação de Combustão
–Sempre é exotérmica!
•Combustível + Comburente → CO2
+ H2O
•CH4(g)
+ 2 O2(g)
→ CO2(g)
+ 2 H2O
(g)
Reações Químicas
• Balanceamento de Reações Químicas
– Regra Geral:
• Metais;
• Ametais;
• Carbono;
• Hidrogênio;
• Oxigênio;
Reações Químicas
• Balanceamento de Reações Químicas
– Exemplo:
–Fe2O
3+ H
2→ Fe + H
2O
Reações Químicas
• Balanceamento de Reações Químicas
– Exemplo:
–Fe3O
4+ C → Fe + CO
Reações Químicas
• Balanceamento de Reações Químicas
– Exemplo:
–CO + NO → N2
+ CO2
Reações Químicas
• Balanceamento de Reações Químicas
– Oxirredução
• Balanço de Elétrons;
• Metais
• Ametais;
• Carbono;
• Hidrogênio;
• Oxigênio;
Reações Químicas
• Balanceamento de Reações Químicas
– Oxirredução
–H2C
2O
4+ KMnO
4→ CO
2+ MnO + K
2O + H
2O
Reações Químicas
• Balanceamento de Reações Químicas
– Oxirredução
–MnO2
+ KClO3
+ KOH → K2MnO
4+ KCl + H
2O
Funções Inorgânicas
• Ácidos
– Liberam H+.
• Bases
– Recebem H+, liberando OH- em solução.
Funções Inorgânicas
• Ácidos
– Liberam H+.
• Bases
– Recebem H+, liberando OH- em solução.
Funções Inorgânicas
• Nomenclatura dos ácidos:
– Não oxigenados:
• Ácido (elemento)-ídrico
• Exemplos:
– HF – Ácido fluorídrico
– HBr – Ácido bromídrico
– H2S – Ácido sulfídrico
– HCN – Ácido cianídrico
Funções Inorgânicas
• Nomenclatura dos Ácidos
– Ácidos Oxigenados
• Maior Nox
– Sufixo ico;
– Prefixo per;
• Menor Nox
– Sufixo oso;
– Prefixo hipo;
Funções Inorgânicas
• Exemplos:
HClO4
Ácido
perclórico
- - -
HClO3
Ácido Clórico
H2SO
4
Ácido
Sulfúrico
HNO3
Ácido Nítrico
H2PO
4
Ácido
Fosfórico
HClO2
Ácido Cloroso
H2SO
3
Ácido
Sulfuroso
HNO2
Ácido Nitroso
H2PO
3
Ácido
Fosforoso
HClO
Ácido
Hipocloroso
- - H3PO
2
Ácido
Hipofosforoso
Funções Inorgânicas
• Ácidos oxigenados
– Sem variação de Nox:
• H2CO
3– Ácido Carbônico;
• H3BO
3– Ácido Bórico;
Funções Inorgânicas
• Nomenclatura das Bases
– Metais de carga fixa:
–Hidróxido de (elemento)
– Exemplos:
• NaOH – Hidróxido de Sódio
• KOH – Hidróxido de potássio
• Ca(OH)2
– Hidróxido de cálcio
Funções Inorgânicas
• Nomenclatura das Bases
– Metais de carga variável
–Hidróxido de (elemento) + carga do cátion
em algarismos romanos
– Exemplos:
• CuOH – Hidróxido de cobre I
• Fe(OH)2
– Hidróxido de ferro II
Funções Inorgânicas
• Nomenclatura das Bases
– Metais com apenas duas cargas possíveis
–carga menor: sufixo oso
–carga maior: sufixo ico
– Exemplos:
• Fe(OH)2
– Hidróxido ferroso
• Fe(OH)3
– Hidróxido férrico
Funções Inorgânicas
• Sais
– Sais são produtos da reação de
neutralização entre ácidos e bases
Funções Inorgânicas
• Nomenclatura dos Sais
Nome do ânion (-) + nome do cátion (+)
– Nome do ânion deriva do nome do ácido
de origem
Funções Inorgânicas
• Nomenclatura dos Sais
– Nome dos ânions:
Ácido → Base
ÍDRICO → ETO
OSO → ITO
ICO → ATO
Funções Inorgânicas
• Nomenclatura dos Sais
– Exemplos:
• NaCl – Cloreto de sódio – Ácido clorídrico
• KNO3
– Nitrito de potássio – Ácido Nitroso
• Ca2CO
3– Carbonato de cálcio – Ácido
Carbônico
Funções Inorgânicas
• Óxidos
– É todo composto químico formado pelo
oxigênio e um outro elemento que não seja
o flúor.
Funções Inorgânicas
• Óxidos moleculares
– Formados por ametal + oxigênio
– Podem reagir para formar ácidos
(oxiácidos)
•Excessão: CO, NO e N2O são neutros.
Funções Inorgânicas
• Óxidos moleculares
– NomenclaturaMono mono
Di + óxido de + di elemento
Tri tri
... ...
Funções Inorgânicas
• Óxidos moleculares
– Exemplos:
• NO – Monóxido de nitrogênio
• NO2
– Dióxido de nitrogênio
• CO – Monóxido de carbono
• CO2
– Dióxido de carbono
• N2O
3– Trióxido de dinitrogênio
• N2O
5– Pentóxido de dinitrogênio
Funções Inorgânicas
• Óxidos iônicos
– Formados por metal + oxigênio
– Podem reagir com a água para formar
bases
Funções Inorgânicas
• Óxidos iônicos
– Nomenclatura
–Óxido de (elemento) + carga do cátion em
algarismos romanos
Funções Inorgânicas
• Óxidos iônicos
– Exemplos
• CaO – Óxido de cálcio
• Al2O
3– Óxido de alumínio
• Cu2O – Óxido de cobre I
• CuO – Óxido de cobre II
• FeO – Óxido de ferro II
• Fe2O
3– Óxido de ferro III
Funções Inorgânicas
• Óxidos iônicos
– Nomenclatura
–Caso o metal possua duas cargas
possíveis é possível utilizar os sufixos “ico”
e “oso”.
–Exemplos:
• FeO – Óxido ferroso
• Fe2O
3– Óxido férrico
Funções Inorgânicas
• Peróxidos
– Íon O2
2- com ligação covalente entre os
átomos de oxigênio.
Funções Inorgânicas
• Hidretos
– Substâncias compostas nas quais o
hidrogênio (H) é o elemento químico mais
eletronegativo.
Funções Inorgânicas
• Hidretos
– Hidretos Iônicos: NaH
– Hidretos Covalentes: [BH4]-
– Hidretos Metálicos (metais de transição)
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