Apostila de Quimica Geral

FUNDAÇÃO OSWALDO ARANHA – CENTRO UNIVERSITÁRIO DE VOLTA REDONDA Ciências Biológicas -1º período - Química Geral – Ana Claudia S. de Almeida

Centro Universitário de Volta Redonda

Apostila Teórica de

Química Geral

Ciências Biológicas

Autor: Profª. Ana Claudia Silva de Almeida

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1. SUMÁRIO

1. INTRODUÇÃO 12. FUNÇÕES QUÍMICAS 43. SOLUÇÕES 114. ÁTOMO 145. ÉLETRONS 186. PERIODICIDADE QUÍMICA 347. LIGAÇÕES QUÍMICAS 408. OXIDAÇÃO E REDUÇÃO 479. EQUILÍBRIO QUÍMICO 5010. SOLUÇÕES AQUOSAS: EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE 5411. SOLUÇÃO TAMPÃO 58

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I- INTRODUÇÃO

Química é a ciência que estuda os materiais que constituem a natureza, sua composição e

preparação, as transformações que sofrem, as energias envolvidas nesses processos e a produção de novos

materiais. A química está presente em todas as atividades humanas. Muitas vezes informações imprecisas,

como “este alimento não contém química”, ou alarmistas, como “a energia nuclear mata”, levam o

homem à “Ter uma visão distorcida” da Química. É necessário, portanto, fazer uma análise dos benefícios

e malefícios que essa ciência traz.

Você já parou e analisou sobre alguns problemas que ocorrem no meio ambiente e começou a

questionar o por quê? Como por exemplo:

Qual a influência da chuva ácida e como ocorre;

A destruição da camada de ozônio;

Efeitos causados pelo uso de alguns herbicidas e pesticidas;

Uso de produtos não biodegradáveis;

Aumento da concentração de CO2 e outros gases na atmosfera provocando o efeito estufa e

conseqüentemente aumentando o nível dos oceanos;

Como cuidar dos rejeitos industriais, antes de jogar nos rios;

É aconselhável ou não utilizar alguns elementos radioativos para tratamento de saúde,

esterilização de alimentos, pesquisas arqueológicas, etc.

Esses questionamentos levam algumas pessoas estudarem a Química a fim de satisfazer suas

próprias curiosidades ou pura e simplesmente compreender melhor a realidade física presente no nosso

universo. É impossível imaginarmos um mundo privado de combustíveis, medicamentos, fertilizantes,

pigmentos, alimentos, plásticos,etc.

Os problemas que podem surgir dependem da forma de produção e aplicação desses produtos, e o

homem, como articulador, deve estar consciente de seus atos. Vamos então buscar conhecimentos na

Química e exercitar o pensar para melhor aproveitamento dessas informações.

ESTADOS DA MATÉRIA

A matéria pode existir em três estados: sólido, líquido, e gás. No estado sólido conserva o seu

volume e sua forma, portanto não dependem do tamanho e da forma de seu recipiente. No estado líquido

conserva seu volume, mas adquire a forma de seu recipiente. No estado gasoso o volume e a forma são

variáveis, isto porque os gases se expandem e adquirem a forma do recipiente os quais foram colocados.

Os gases e os líquidos podem fluir, podem ser chamados de fluidos.

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ELEMENTOS E COMPOSTOS

Elemento é uma substância simples, fundamental e elementar, que não pode ser separado ou decomposto

em substâncias mais simples. Exemplos de elementos: sódio, bromo, cloro,, oxigênio, urânio,e outros. Os

elementos são representados por símbolo químico.

Compostos são constituídos de dois ou mais elementos combinados em uma relação definida, são

substâncias mais complexas do que os elementos e podem ser decompostos Exemplos de compostos:

cloreto de sódio (sal de cozinha), dióxido de carbono, ácido acético (vinagre), água. Os compostos são

representados por fórmulas químicas.

FASES

É uma região distinta e definida, na qual todas as propriedades são as mesmas.

Ex.: água pura 1fase

água + gelo 2 fases

água + óleo 2 fases

SUBSTÂNCIA

Todo o tipo de matéria que apresenta características próprias. Exemplos: água, cloreto de sódio,

sacarose (açúcar comum), cloro, etc. Cada substância pode ser caracterizada pelo conjunto de átomos

unidos numa determinada proporção, esse conjunto é denominado molécula ou, conforme o caso retículo

cristalino. Apresentam uma composição definida, não pode ser separada por processos físicos, apresenta

temperatura constante durante a mudança de estado. De acordo com os elementos formadores das

substâncias, estas podem ser:

Simples: quando formadas por átomos de um só elemento químico. Exemplos: oxigênio (O2), ozônio

(O3), hidrogênio (H2),etc.

Composta: quando formadas por átomos de dois ou mais elementos químicos. Exemplos: água

(H2O), ácido sulfúrico (H2SO4), vinagre (CH3COOH), etc.

MISTURAS

É um sistema formado por duas ou mais substâncias. Apresenta composição variável, podem ser

separadas por processos físicos, temperaturas variáveis durante a mudança de estado. São classificadas

em:

Homogêneas: apresenta uma única fase, podem também ser chamada de monofásica. São separadas

por processos físicos, tais como: cristalização, destilação, liquefação fracionada e fusão fracionada.

Exemplos: água salgada, gasolina, ar, água e álcool, etc.

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Heterogêneas: apresentam duas ou mais fases bem distintas, podem também se chamadas de bifásica,

trifásica, depende de quantas fases existem na mistura. São separadas por processos mecânicos, tais

como peneiração, separação magnética, filtração (simples ou a vácua), levigação (em que corpos mais

densos são separados pelo arraste causado por um líquido que leva os corpos menos densos),

decantação (que utiliza a deposição conforme a densidade), centrifugação, que explora a decantação

com auxílio mecânico, e outros. Exemplos: pó de carvão na água, óleo na água, sangue, óleo + água +

gelo, etc.

MOLÉCULAS

É composta de partículas que consistem em dois ou mais átomos ligados quimicamente um com

outro. Eles estão presos através de fortes ligações.

Água Amônia

Massa Atômica

Uma importante propriedade do átomo, portanto é a massa do átomo.

Unidade de medida, abreviada Dalton

Massa Molecular

É a massa de uma molécula, ou seja, a soma das massas dos átomos componentes.

Massa de Fórmula

Soma das massas de átomos representada em qualquer fórmula, podendo ser empírica ou

molecular.

1 MOL DE ÁTOMOS = 6,02 X 1023 átomos (Nº de Avogrado)

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MOL – ÁTOMO-GRAMA- Nº DE AVOGRADO


ÁTOMO-GRAMA DE QUALQUER ELEMENTO É A MASSA DE UM MOL DE ÁTOMOS DESSE

ELEMENTO

1 mol de átomos de cálcio ou 6,02 X 1023 átomos de cálcio corresponde massa de um átomo-grama 40g

Estequiometria

É a relação entre a fórmula de um composto e a proporção de seus elementos constituintes. Pode ser:

*Qualitativamente fórmula substância

*Quantitativamente fórmula molécula, nº átomos, fórmula unitária

Análise Elementar

Através da fórmula empírica ou molecular, podem-se determinar as análises elementares de um

composto, podendo também conhecer sua composição percentual em massa.

Mol Um único átomo é tão pequeno que, para que uma amostra possa ser vista e manipulada, esta precisa consistir em um enorme número de átomos. Por essa razão, é necessário especificar um número total de átomos em uma amostra, não como átomos individuais, mas, preferencialmente em termos de “pacote” consistindo em um certo número de átomos, do mesmo modo que indicamos o número de ovos em uma cartela por dúzia. A “dúzia química” é, entretanto, um número grande.

Número de AvogadroÈ um valor fixado, ou seja, qualquer elemento apresenta 6,02x1023 átomos. Vamos tomar como exemplo o oxigênio, este apresenta massa atômica 16µ. Agora, considere um número grande do átomo oxigênio, lembrando que a massa do grupamento inteiro é 16 gramas. O número de átomos desse grupo será enorme: 6,02X1023 átomos. A massa do oxigênio é pequena, e assim deve-se ter um número grande de átomos em 16 gramas. Resumindo o átomo de oxigênio apresenta uma massa de 16µ, e um grupo ou coleção de 6,02X1023 átomos de oxigênio que tem uma massa de 16 gramas.

(LER LIVRO RUSSELL, CAP.1 E 2)

II – FUNÇÕES QUÍMICAS

O cloreto de sódio e o bicarbonato de sódio apresentam sabor salgado, diferentemente do vinagre e do limão que são azedos, já a cal hidratada (usada em pintura) e o leite de magnésia tem sabor adstringente(“prende” a língua).

Através desse exemplo, vocês podem perceber que determinados conjuntos de substâncias apresentam propriedades que são comuns a todas as substâncias pertencentes ao mesmo grupo.

O grupo de substâncias composta que possuem propriedades químicas semelhantes recebe o nome de função química.

Existem quatro tipos de função química, que serão estudados a seguir: ácidos, bases, sal e óxido.O principal critério de classificação de uma substância numa dessas funções é o tipo de íons que se

formarão quando dissolvidos em água.

2.1. Função Ácido

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Consistem as seguintes substâncias: ácido sulfúrico (H2SO4), ácido nítrico(HNO3), ácido clorídrico(HCl), ácido sulfídrico(H2S), etc.

Todos esses ácidos possuem, em sua estrutura química, o elemento hidrogênio combinado com um ametal (Cl, S) ou com um radical negativo ( SO4

-2

, NO3- ).

Podemos, assim, definir essa função da seguinte maneira:Função ácido é o grupo de compostos que em solução aquosa se ionizam, produzindo o cátion hidrogênio como íon positivo.

Os ácidos apresentam as propriedades relacionadas abaixo: Tem sabor azedo. O limão, por exemplo, é azedo porque contém ácido cítrico. Conduzem bem a eletricidade quando a solução. Por exemplo, para realizar a eletrólise (ou quebra

de molécula por corrente elétrica) da água, fazemos passar uma corrente elétrica por uma porção de água acidulada, pois a água pura não é boa condutora de eletricidade.

Reagem com os hidróxidos (bases), produzindo sal e água. Os ácidos podem ser classificados em dois grupos: hidrácidos e oxiácidos.

2.1.1.Hidrácidos.Observe a fórmula dos seguintes ácidos: ácido iodídrico, HI; ácido sulfídrico, H2S; ácido clorídrico, HCl.Observe que esses ácidos não possuem átomos de oxigênio. Os hidrácidos são, portanto, os ácidos que possuem átomos de hidrogênio.

2.1.2.OxiácidosConsidere agora os seguintes ácidos: ácido carbônico, H2CO3; ácido sulfúrico, H2SO4; ácido nítrico, HNO3. Como você pode percebe, esses ácidos apresentam átomos de oxigênio. Os oxiácidos são, portanto, ácidos que possuem átomos de oxigênio.

2.1.3.NomenclaturaO nome do ânion sofre alteração em sua terminaçãode eto para ídricode ato para icode ito para oso

Ácido + nome do ânion alteradoExemplos:Br- brometo HBr ácido bromídricoNO3

- nitrato HNO3 ácido nítricoNO2

- nitrito HNO2 ácido nitroso

nos átomos de enxofre e de fósforo, ocorrem pequenas modificações na nomenclatura

SO42- sulfato H2SO4 ácido sulfúrico

SO32- sulfito H2SO3 ácido sulfuroso

PO43- fosfato H3PO4 ácido fosfórico

2.2.Função de base Vamos considerar as seguintes substâncias: hidróxido de sódio ou soda cáustica, NaOH; hidróxido

de cálcio ou cal de pintura, Ca(OH)2; hidróxido de potássio, KOH.Como você pode notar, estas substâncias tem em sua estrutura química o radical OH -. Elas são

denominadas bases ou hidróxidos.Assim, podemos definir a função base da seguinte forma:

Função base é o grupo de compostos que em solução aquosa se dissociam em íons, sendo o íon negativo o radical OH- (hidroxila ou hidróxido).

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As bases apresentam as propriedades relacionadas a seguir: Tem sabor adstringente. Conduzem bem eletricidade, quando em solução. Reagem com os ácidos, produzindo sal e água.

2.2.1.NomenclaturaO nome das bases é formado pela palavra hidróxido seguido do nome do cátion. Quando necessário, sua valência é indicada por meio de numerais romanos ou dos sufixos OSO e ICO.Exemplos:NaOH hidróxido de sódioNH4OH hidróxido de amônioFe(OH)2 hidróxido de ferro II ou hidróxido ferrosoFe(OH)3 hidróxido de ferro III ou hidróxido férrico

2.3.Função salConsidere as substâncias: cloreto de sódio, NaCl; iodeto de cálcio, CaI2; sulfato de potássio

K2SO4; nitrato de sódio, NaNO3.Todas as substâncias constituídas por um cátion diferente de H+ combinado ionicamente com um

ânion diferente de OH- são denominados sais.Podemos então definir a função sal da seguinte forma:

Função sal é o grupo de substâncias iônicas que possuem um cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH-.

Os sais apresentam as propriedades relacionadas abaixo: Tem sabor salgado. O cloreto de sódio, por exemplo, é uma substância que apresenta essa

propriedade. Conduzem bem a eletricidade, quando em solução. São obtidas pelas reações de ácido com bases. Essa reação é denominada de reação

neutralização ou de salificação.Os sais são classificados em dois tipos: oxigenados e não-oxigenados.Sais oxigenados: são os sais que contem oxigênio em sua fórmula. Exemplos: sulfato de potássio, K2SO4; carbonato de cálcio, CaCO3.Sais não oxigenados: são os sais que não contem oxigênio em sua fórmula. Exemplos: cloreto de sódio, NaCl, iodeto de cálcio, CaI2, sulfeto ferroso, FeS.

2.3.1. NomenclaturaNa nomenclatura dos sais usa-se o nome do ânion seguido do nome do cátion. Quando necessário,

sua valência é indicada é indicada por meio dos numerais romanos ou dos sufixos OSO e ICO. (Consulte a tabela de cátions e ânions)Exemplos:NaCl cloreto de sódioNa2S sulfeto de sódioNiBr3 brometo de níquel III ou brometo niquélicoNiBr2 brometo de níquel II ou brometo niqueloso

2.4. Função ÓxidoConsidere as substâncias: óxido de sódio, Na2O, óxido férrico, Fe2O3 , dióxido de carbono, CO2.Todos os óxidos são compostos binários o qual em todas as estruturas está presente o oxigênio

sendo este o elemento mais eletronegativo.Função óxido: são compostos binários, ou seja, formados por apenas dois elementos químicos, em que o oxigênio é o elemento mais eletronegativo.

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2.4.1.Nomenclatura:

Quando o elemento forma apenas um óxido:

Óxido de nome do elemento

Exemplo:

Al2O3 – óxido de alumínio

· Quando o elemento forma 2 óxidos:

Exemplo:

Quando o elemento forma 2 ou mais óxidos:

Exemplo:

Fe2O3 – trióxido de diferro

2.4.2.Classificação dos óxidos:

FeO –

prefixo

Óxido de

prefixo

Nome do elemento

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Óxidos ácidos ou anidridos: reagem com água, formando ácido, ou reagem com base, formando sal e água. São óxidos formados por elementos que possuem alta eletronegatividade como os ametais ou, ainda, são aqueles formados por metais de baixa eletropositividade e nox alto. São óxidos acentuado caráter covalente.

Exemplos:CO2, SO3, Cl2O6, N2O4, P2O5,CrO3.

CO2 + H2O --> H2CO3

CO2 + 2 NaOH --> Na2CO3 + H2O

Óxidos básicos: reagem com água, formando base, ou reagem com ácido, formando sal e água. São óxidos formados por metais que possuem baixa eletronegatividade e, portanto, alta eletropositividade . São óxidos de acentuado caráter iônico. O nox do elemento ligado ao oxigênio é baixo: 1+,2+,3+.

Exemplos: Na2O, MgO, K2O, CaO, CrO

Na2O + H2O --> 2 NaOHNa2O + 2 HCl --> 2 NaCl + H2O

Óxidos neutros: não reagem com água, ácido ou base, não possuem caráter básico nem caráter ácido, são todos covalentes.

Exemplos: CO, NO, N2O.

Óxidos anfóteros: ora se comportam como base, ora se comportam como ácido. São óxidos de caráter intermediário entre iônico e o covalente. São formados por elementos de eletronegatividade média, que podem ser metais ou semimetais.

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

Óxidos mistos: comporta-se como se fossem formados por dois outros óxidos. Apresentam fórmula geral E3O4(em que E é um metal genérico), formados teoricamente pela associação de dois óxidos diferentes do elemento E

Exemplos:

Fe3O4 (associação dos óxidos: FeO e Fe2O3)

Pb3O4 (associação dos óxidos: 2PbO e PbO2)

Mn3O4 (associação dos óxidos: 2MnO e MnO2)

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Peróxidos: Reagem com água, produzindo base e peróxido de hidrogênio (H2O2) e reagem com ácido, produzindo sal e peróxido de hidrogênio. São compostos que apresentam a seguinte estrutura: (-O1--O1--)2-, na qual cada oxigênio possui nox igual a 1-. Os elementos que formam peróxidos são: hidrogênio, metais alcalinos, metais alcalino-terrosos, família IB da tabela periódica, principalmente a prata, e família IIB da tabela periódica, principalmente o zinco.

Exemplos: H2O2, Na2O2, MgO2, Ag2O2, ZnO2. De todos os peróxidos, apenas o H2O2 é molecular; os demais são iônicos.

Nomenclatura: peróxido + de + nome do elemento

Na2O2 + 2 H2O --> 2 NaOH + H2O2

Na2O2 + 2 HCl --> 2 NaCl + H2O2

Superóxidos: São compostos binários que apresentam a estrutura: ( -O1--O0-O0-O1-)2-, na qual cada oxigênio possui um nox médio igual a -1/2.

Exemplos: Na2O4, BaO4, CaO4.Nomenclatura: superóxido + de + nome do elemento

TABELA DE CÁTIONS

MONOVALENTES BIVALENTES TRIVALENTES TETRAVALENTES

Li+ Al3+

Na+ Mg2+

K+ Ca2+ Bi3+

Rb+ Sr2+ Cr3+

Cs+ Ba2+

NH4+ amônio Zn2+

Cd2+

Ag+

Cu+ cuproso Cu2+ cúprico

Hg+ (Hg22+) mercuroso Hg2+ mercúrico

Au+ auroso Au3+ áurico

Fe2+ ferroso Fe3+ férrico

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H+ Co2+ cobaltoso Co3+ cobáltico

Ni2+ niqueloso Ni3+ niquélico

Sn2+ estanoso Sn4+ estânico

Pb2+ plumboso Pb4+ plúmbico

Mn2+ manganoso Mn4+ mangânico

Pt2+ platinoso Pt4+ platínico

TABELA DE ÂNIONS

DOS HALOGÊNIOS DO NITROGÊNIOF- fluoreto NO2

- nitritoCl- cloreto NO3

- nitratoBr- brometoI- iodeto DO ENXOFREClO- hipoclorito S2- sulfetoClO2

- clorito SO42- sulfato

ClO3- clorato SO3

2- sulfitoClO4

- perclorato S2O32- tiossulfato

BrO- hipobromito S2O82- persulfato

BrO3- bromato S4O6

2- tetrationatoIO- hipoioditoIO3

- iodato OUTROSIO4

- periodato OH- hidroxilaH- hidreto

DO CARBONO O2- óxidoCN- cianeto MnO4

- permanganatoCNO- cianato MnO4

2- manganatoCNS- tiocianato SiO3

2- (meta) silicatoC2H3O2

- ou H3CCOO- acetato SiO44- ortossilicato

CO32- carbonato CrO4

2- cromatoC2O4

2- ou -OOCCOO- oxalato Cr2O72- dicromato

[Fe(CN)6]3- ferricianeto AsO33- arsenito

[Fe(CN)6]4- ferrocianeto AsO43- arsenato

SbO33- antimonito

DO FÓSFORO SbO43- antimonato

PO3- metafosfato BO3

3- boratoH2PO2

- hipofosfito SnO32- estanato

HPO32- fosfito SnO2

2- estanitoPO4

3- (orto)fosfato AlO2- aluminato

P2O74- pirofosfato PbO2

2- plumbitoZnO2

2- zincato

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III SOLUÇÕES

Solução, dispersão coloidal e suspensão

Solução é toda mistura homogênea de duas ou mais substâncias.

As partículas dispersas:

são moléculas ou íons comuns têm diâmetro menor que 1 nm (10dispersão coloidal :

o a partícula dispersa têm diâmetro entre 1 e 100 nm

o são agregados de moléculas ou de íons comuns, ou macromoléculas, ou macroíons isolados

o não se sedimentam sob a ação da gravidade, nem sob a ação dos centrifugadores comuns, mas sim sob a ação de ultracentrifugadores

o não são retidas por filtros comuns, mas o são por ultrafiltros

o não são detectadas ao microscópio comum, mas o são com o auxílio do microscópio eletrônico e do ultramicroscópio.

Na suspensão:

o as partículas dispersas têm diâmetro maior que 100 nm

o são agregados de moléculas ou de íons

o sedimentam-se pela ação da gravidade ou dos centrifugadores comuns

o são retidas pelo filtro comum e são detectadas a olho nu ou com o auxílio de microscópios comuns.

Comparação entre as propriedades das substâncias das soluções, colóides e suspensões

Propriedade Solução Colóide Suspensão

Tamanho da partícula menor 1nm 1-100nm maior que 100nm

Homogeneidade homogênea no limite heterogênea

Ação da gravidade não sedimenta pode sedimentar sedimenta

Capacidade de ser filtrado não filtra não filtra filtra

Exemplos no sangue sal, uréia albumina, fibrogênio glóbulos brancos. glóbulos

vermelhos

Outros Exemplos vinagre, água do mar, ligas

metálicas, hidrogênio dissolvido em

metais, ar, etc.

espuma de sabão, leite, tintas,

gelatina, isopor,etc

medicamentos, água e areia

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Classificação das soluções

Quanto ao estado físico:

o sólidas

o líquidas

o gasosas

Quanto à condutividade elétrica:

o eletrolíticas ou iônicas: o soluto é formado por uma substância iônica ou ionizável. exemplo: soluções aquosas de ácidos, bases e sais.

Essas soluções denominam-se eletrolíticas, pois são condutoras de corrente elétrica.

o não-eletrolíticas ou moleculares: as partículas do soluto são moléculas que não se carregam eletricamente. Exemplo: solução aquosa de

glicose ou sacarose. essas soluções são não-eletrolíticas, pois não conduzem corrente elétrica.

Quanto à proporção soluto/solvente:

o diluída: a quantidade de soluto na solução é considerada pequena. Tem-se como parâmetro que as soluções diluídas são aquelas que

possuem no máximo um décimo de mol (0,1mol) de soluto por litro de solução. Exemplo: Sabendo que a massa molar do NaCl é

58,5g/mol, toda solução de NaCl que tiver 5,85g de NaCl por litro de solução ou menos que isso é considerada diluída.

o concentrada: a quantidade de soluto na solução é considerada grande. Tem-se como parâmetro que as soluções concentradas são

aquelas que possuem mais que um décimo de mol de soluto por litro de solução. Exemplo: Soluções aquosas de NaCl que apresentam

mais de 5,85g de NaCl por litro de solução são consideradas concentradas.

o insaturada: uma solução é dita insaturada quando contém, a uma determinada temperatura, uma quantidade de soluto inferior ao

coeficiente de solubilidade nessa temperatura. Exemplo: Será insaturada toda solução de NaCl e água que contiver a 50ºC uma

quantidade inferior a 37,0g de NaCl por 100g de água. graficamente pode-se observar que todos os pontos do gráfico que estão abaixo

da curva de solubilidade indicam soluções insaturadas.

o saturada: uma solução é dita saturada quando contém, a uma determinada temperatura, uma quantidade de soluto dissolvido

exatamente igual ao coeficiente de solubilidade nessa temperatura. A solução saturada pode ou não apresentar precipitado (corpo de

fundo). Exemplos: a) uma solução de NaCl e água a 50ºC, que contém exatamente 37,0g de NaCl por 100g de água, será saturada sem

presença de precipitado; b) uma solução de NaCl e água a 50ºC, com 39,0g de NaCl por 100g de água, será saturada com presença de

precipitado, isto é, 37,0g se dissolvem totalmente em 100g de água e 2,0g precipitam para o fundo do recipiente. Graficamente, todos

os pontos do gráfico que estão na curva de solubilidade indicam soluções saturadas sem presença de precipitado. Os pontos que estão

acima da curva de solubilidade indicam soluções saturadas com presença de precipitado (sistemas bifásicos)

o supersaturada: uma solução é supersaturada quando contém, a uma determinada temperatura, uma quantidade de soluto dissolvido

superior ao coeficiente de solubilidade da substância nessa temperatura. A solução supersaturada é instável e a mínima perturbação do

sistema faz com que ela se torne uma solução saturada com presença de precipitado. Exemplo: a solução supersaturada pode ser

preparada da seguinte forma: dissolvem-se 39,0g de NaCl em 100g de água a 100ºC, obtendo-se assim uma solução insaturada. Deixa-

se o sistema em repouso absoluto até 50ºC. O resultado é uma solução supersaturada, contendo 2,0g de NaCl dissolvidos, acima do

coeficiente de solubilidade nessa temperatura. Submetendo-se o sistema nessas condições a qualquer perturbação, ou acrescentando-se

ao sistema um cristal de NaCl, por menor que seja, imediatamente os 2,0g em excesso se precipitam para o fundo do recipiente.

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Diluição e titulação

Diluição é uma operação em que se acrescenta solvente à solução. A quantidade de soluto permanece constante.

Titulação é uma operação de laboratório através da qual se determina a concentração de uma solução A medindo-se o volume de uma solução B

de concentração conhecida, que reage completamente com um volume conhecido da solução A.

Colóides

Estado coloidal - A passagem de sol a gel é reversível. As partículas dispersas têm película de solvatação, que estabiliza o colóide.

Exemplos: proteínas em água, amido em água, gelatina em água e a maioria dos colóides naturais.

Colóide irreversível ou liófobo ou hidrófobo - os processos vitais estão associados ao estado coloidal.

Industrial - preparo de geléias, maionese, creme chantilly, etc.

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IV-ÁTOMO

Cronologia

450 a.C. - Leucipo A matéria pode se dividir em partículas cada vez menores.

400 a.C. - Demócrito Denominação átomo para a menor partícula de matéria. Considerado o pai do atomismo grego.

60 a.C. - Lucrécio Autor do poema De Rerum Natura, através do qual foi consolidado o atomismo de Demócrito.

1661 - Boyle Autor do livro Sceptical chemist, no qual defendeu o atomismo e deu o primeiro conceito de elemento com base experimental.

1808 - Dalton Primeiro modelo atômico com base experimental. O átomo é uma partícula maciça e indivisível. O modelo vingou até 1897.

1834 - Faraday Estudo quantitativo de eletrólise, através do qual surgiu a idéia da eletricidade associada aos átomos.

1859 Primeiras experiências de descargas elétricas em gases a pressão reduzida (ao redor de 10 mmHg). Descoberta dos "raios" posteriormente chamados catódicos.

1874 - Stoney Admitiu que a eletricidade estava associada aos átomos em quantidades discretas. Primeira idéia de quantização da carga elétrica.

1879 - Crookes Primeiras experiências de descarga elétrica a alto vácuo.

1886 - Goldstein Descargas elétricas em gases a pressão reduzida com cátodo perfurado. Descoberta dos raios canais ou positivos.

1891 - Stoney Deu o nome de elétron para a unidade de carga elétrica negativa.

1895 - Röentgen Descoberta dos raios X.

1896 - Becquerel Descoberta da radioatividade.

1897 - Thomson Descargas elétricas em alto vácuo (tubos de Crookes) levaram à descoberta do elétron. O átomo seria uma partícula maciça, mas não indivisível. Seria formado por uma geléia com carga positiva, na qual estariam incrustados os elétrons (modelo do pudim de passas). Determinação da relação carga/massa (e/m) do elétron.

1898 - Casal Curie

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Descoberta do polônio e do rádio.1900 - Max Planck

Teoria dos quanta.1905 - Einstein

Teoria da relatividade. Relação entre massa e energia (e = mc2). Esclarecimento do efeito fotoelétrico. Denominação fóton para o quantum de energia radiante.

1909 - Millikan Determinação da carga do elétron.

1911 - Rutherford O átomo não é maciço nem indivisível. O átomo seria formado por um núcleo muito pequeno, com carga positiva, onde estaria concentrada praticamente toda a sua massa. Ao redor do núcleo ficariam os elétrons, neutralizando sua carga. Este é o modelo do átomo nucleado, um modelo que foi comparado ao sistema planetário, onde o Sol seria o núcleo e os planetas seriam os elétrons.

1913 - Bohr Modelo atômico fundamentado na teoria dos quanta e sustentado experimentalmente com base na espectroscopia. Distribuição eletrônica em níveis de energia. Quando um elétron do átomo recebe energia, ele salta para outro nível de maior energia, portanto mais distante do núcleo. Quando o elétron volta para o seu nível de energia primitivo (mais próximo do núcleo), ele cede a energia anteriormente recebida sob forma de uma onda eletromagnética (luz).

1916 - Sommerfeld Modelo das órbitas elípticas para o elétron. Introdução dos subníveis de energia.

1920 - Rutherford Caracterização do próton como sendo o núcleo do átomo de hidrogênio e a unidade de carga positiva. Previsão de existência do nêutron.

1924 - De Broglie Modelo da partícula-onda para o elétron.

1926 - Heisenberg Princípio da incerteza.

1927 - Schrödinger Equação de função de onda para o elétron.

1932 - Chadwick Descoberta do nêutron.

* 1808 Teoria Atômica de Dalton

Toda matéria é composta de partículas extremamente pequena;

São permanentes e indivisíveis, portanto não podem ser criados nem destruídos;

Os elementos são caracterizados por seus átomos;

São eletricamente neutro;

Transformações químicas consistem em uma combinação, separação ou rearranjo de átomos;

Compostos químicos são formados de átomos por dois ou mais elementos.

MASSA CONSERVADA LEI DA COMPOSIÇÃO DEFINIDA

17


Conclusão: A matéria é eletricamente neutra, seus átomos são neutros, a saída de partículas

elétricas só ocorrerá se sofrer divisão. Logo o átomo é divisível.

* 1897 - Átomo de Thomson

Tentando explicar esses fenômenos, o cientista Thomson propôs um novo modelo atômico,

onde sugeriu que o átomo é uma esfera positivamente recheada pelos elétrons de carga negativa. Com

isso começa a admitir a divisibilidade do átomo e a natureza elétrica da matéria.

*1911- Átomo de Rutherford

No início do século XX já era conhecida a radioatividade, isto é, sabia-se que certas

substâncias tinham a propriedade de emitir espontaneamente radiações do tipo alfa (), beta () e gama

().

Veja algumas características das radiações:

RADIAÇÕES NATUREZA VELOCIDADEPOSSÍVEL

PODER DEPENETRAÇÃO

DESVIO DE UM CAMPO ELÉTRICO

(Composta por dois prótons e dois nêutrons)

Partículas positivas

20 000 Km/s Não conseguem atravessar uma folha de papel mais espessa que 0,06 mm de espessura.

São atraídas por campo elétrico negativo

( São semelhantes aos elétrons)

Partículas negativas

95% da velocidade da luz: 290 000 Km/s

50 a 100 vezes superior ao da partícula . Atravessam uma lâmina de Al de 5mm de espessura e chapa de Pb de 1 mm de espessura.

São atraídas por campo elétrico positivo

( Assemelham-se aos raios X; não possuem carga ou massa)

Onda eletromagnética

Velocidade igual à da luz: 300 000 Km/s

Alto poder de penetração. Atravessam chapas de aço de 30 cm de espessura.

Não são atraídas

18

- - - - -


Conclusão: o átomo é composto por um pequeníssimo núcleo carregado positivamente(próton) e

nêutron(não possui carga), localizados no centro do átomo rodeado por uma região maior

contendo elétrons(carregados negativamente) que ficam na eletrosfera.

* Átomo Moderno

Fundamentado no modelo atômico de Rutherford .

O átomo é composto por duas regiões:

a) um núcleo muito pequeno compreendendo toda a carga positiva e praticamente toda a massa do

átomo;

b) região extra nuclear (em volta do núcleo, o espaço vazio onde estão os elétrons)

elétron = -1

próton = +1

nêutron = 0A

ZX

Z número atômico é o número de prótons no núcleo

A número de massa é o núcleo total de núcleons( prótons mais nêutrons) no núcleo

Isótopos São átomos que apresentam mesmo número de prótons (mesmo Z) e

diferente número de massa(A).

Isóbaro São átomos que apresentam mesmo número de massa(A) e diferentes

número de prótons (Z).

Isótonos São átomos que apresentam mesmo número de nêutrons (n) e diferentes números de massa(A) e prótons(Z).

* 1913- Modelo Atômico de Bohr

Bohr, por meio de estudos feitos com o hidrogênio, relacionou a energia dos elétrons com a Teoria

Quântica de Planck. Dessa forma, elaborou um modelo de átomo que se fundamenta nos seguintes

postulados:

A eletrosfera do átomo está dividida em regiões denominadas camadas eletrônicas, onde os elétrons

giram em órbitas circulares de modo que tenham uma energia constante, ou seja, não perdem nem

ganham energia. As camadas são: K, L, M, N, O, P, Q, a partir do núcleo.

19

A = Z + n


Se um elétron recebe energia suficiente, ele pula para uma camada mais externa; dizemos que passou

para um estado excitado (estado ativado).

No estado excitado, o elétron tende a voltar para a camada de origem, devolvendo a energia recebida

na forma de energia radiante, principalmente luz.

V- ELÉTRONS

Eletrosfera- distribuição eletrônica com base em níveis e subníveis.

Carga elétrica

Natureza Valor relativo Massa relativa

Próton Positiva +1 1

Nêutron Não existe 0 1

Elétron Negativa -1 1/1836

Camadas eletrônicas

Os elétrons estão distribuídos em camadas ou níveis de energia:

núcleo

camada

K L M N O P Q

1 2 3 4 5 6 7

nível

Número máximo de elétrons nas camadas ou níveis de energia:

K L M N O P Q

2 8 18 32 32 18 2

Subníveis de energia

As camadas ou níveis de energia são formados de subcamadas ou subníveis de energia, designados pelas letras s, p, d, f.

Subnível s p d f

Número máximo de elétrons 2 6 10 14

20


Subníveis conhecidos em cada nível de energia:

Subnível 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s

Nível1 2 3 4 5 6 7

K L M N O P Q

Subníveis em ordem crescente de energia:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d

Preenchimento dos subníveis

Os subníveis são preenchidos sucessivamente, na ordem crescente de energia, com o número máximo de elétrons possível em cada subnível. (Regra de aufbau)Os números quânticos indicam a energia do elétron no átomo e a região de máxima probabilidade de se encontrar o elétron.O número quântico principal (n) indica o nível de energia. Varia de n = 1 a n = , respectivamente, no 1º, 2º, 3º, ... nível de energia.São números inteiros que variam de 1 a 7. Entre os átomos conhecidos, no estado fundamental, o número máximo de elétrons num mesmo nível é 32. Estão relacionados com as camadas eletrônicas:

K L M N O P Q

1 2 3 4 5 6 7

O número quântico secundário ou azimutal () indica a energia do elétron no subnível. Nos átomos conhecidos, no estado fundamental, há quatro subníveis, representados por s, p, d, f, em ordem crescente de energia.

Subnível s p d f

Número quântico azimutal = 0 = 1 = 2 = 3

O número quântico magnético: é representado pela letra m ou ml,indicando orientação do orbital no espaço. Cada orientação corresponde a um orbital no espaço, por isso, pelo número de valores de m, determinamos o número de orbitais que formam o subnível.

Orbitais

Os subníveis são formados de orbitais. Orbital é a região da eletrosfera onde há maior probabilidade de estar localizado o elétron do átomo. O número máximo de elétrons em cada orbital é 2.A cada orbital foi atribuído um número quântico magnético (m) cujo valor varia de - a +, passando por zero.

21


subnível s um só orbital s (0)

subnível p três orbitais p (-1) (0) (+1)

subnível d cinco orbitais d (-2) (-1) (0) (+1) (+2)

subnível f sete orbitais f (-3) (-2) (-1) (0) (+1) (+2) (+3)

O orbital s tem forma esférica. Os orbitais p têm forma de duplo ovóide e são perpendiculares entre si (estão dirigidos segundo três eixos ortogonais x, y e z.

22


L = 0

1s

2s

3s

4s

23


L = 1

2px

2py

2pz

24


3px

3py

3pz

4px

25

http://itl.chem.ufl.edu/ao_pict/3py.gif

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4py

4pz

L = 2

3dz2

3dyz

26


3dxz

3dxy

3dx2-y2

27


4dz2

4dyz

4dxy

4dxz

28


4dx2-y2

L = 3

4fz3

4fxz2

29

http://itl.chem.ufl.edu/ao_pict/4dxy.gif

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4fyz2

4fxyz

30


4fz(x2-y2)

4fx(x2-3y2)

4fy(3x2-y2)

31


ORBITAIS ATÔMICOS

32


33


34


O número quântico spin: é representado por s ou ms, indicando o sentido de rotação do elétron em torno do eixo. O sentido pode ser horário +1/2 ou anti-horário -1/2. A representação dos elétrons no orbital faz-se por meio de setas que indicam o spin.Seta ascendente ↑ spin -1/2Seta descendente ↓ spin +1/2

Princípio da exclusão de Pauli

Em um mesmo átomo, não existem dois elétrons com quatro números quânticos iguais.Como conseqüência desse princípio, dois elétrons de um mesmo orbital têm spins opostos.Um orbital semicheio contém um elétron desemparelhado; um orbital cheio contém dois elétrons emparelhados (de spins opostos).

35


Regra de Hund

Ao ser preenchido um subnível, cada orbital desse subnível recebe inicialmente apenas um elétron; somente depois de o último orbital desse subnível ter recebido seu primeiro elétron começa o preenchimento de cada orbital semicheio com o segundo elétron.

Elétron de maior energia ou elétron de diferenciação é o último elétron distribuído no preenchimento da eletrosfera, de acordo com as regras estudadas.

VI PERIODICIDADE QUÍMICA

Histórico

1864 Meyer elaborou uma tabela baseando-se principalmente nas propriedades físicas dos elementos

1869 expandiu sua tabela para mais 50 elementos

1871 Mendeleev sugeriu uma tabela em que colocava os elementos químicos em ordem crescente de

suas massas atômicas, agrupando-os de acordo com suas propriedades físicas e químicas. Nela, os

elementos eram distribuídos horizontalmente de tal forma que as colunas formadas (grupos)

apresentavam elementos de propriedades semelhantes. Assim, obteve 8 grupos e 12 linhas. Com esta

tabela Mendeleev previu que faltavam elementos que poderiam ser descobertos, por isso, existia

algum espaço vazio. Um desses elementos descobertos foi gálio e germânio.

Portanto, elaborada, a “Lei da Periodicidade” das propriedades dos elementos: “Algumas

propriedades físicas e químicas dos elementos variam periodicamente em função das massas

atômicas”.

Esta lei da periodicidade foi baseada em função da massa atômica que eram conhecidos,

porém uma descrição mais moderna de periodicidade é baseada em número atômico.

Moseley baseando-se nos estudos feitos com espectros de raios-X, concluiu que a ordenação dos

elementos deveria ser feita em ordem crescente de seus números atômicos (Periodicidade

Moderna)

Classificação Periódica Atual

A tabela atual organiza horizontalmente os elementos de acordo com a ordem crescente de

números atômicos, de tal modo que elementos de mesma propriedade fiquem agrupados em coluna

(grupos).

36


Em 1986, IUPAC sugeriu uma mudança na forma de identificação dos grupos, identificando-

os de 1 a 18.

Classificação dos Elementos

*De acordo com algumas propriedades, os elementos químicos podem ser classificados em:

Metais são bons condutores de eletricidade e calor. São sólidos nas condições

ambientes com exceção do mercúrio, maleáveis e dúcteis. Apresentam brilho metálico. A maioria dos

elementos localizados à esquerda na tabela periódica. Todos os elementos de transição e de transição

interna.

Ametais (Não-Metais) são maus condutores de calor e eletricidade, com exceção do

carbono na forma de grafite, que é um bom condutor elétrico. São sólidos, líquidos ou gasosos nas

condições ambientes.

Semimetais apresentam algumas propriedades dos metais e algumas propriedades dos

não-metais.

Gases Nobres apresentam reatividade muito pequena, sendo considerados, até pouco,

inertes.

*De acordo com a distribuição eletrônica, os elementos químicos podem ser classificados em:

representativos: são elementos cuja distribuição eletrônica termina em s ou p.

Ex.: 12Mg: 1s22s22p63s2

14Si: 1s22s22p63s23p2

Gases Nobres apresentam distribuição eletrônica finalizada em s ou p e apresenta o

último nível completo (8 elétrons), com exceção de He (2elétrons).

Ex.: 18Ar: 1s22s22p63s23p6

transição são elementos cuja distribuição eletrônica termina em d. Alguns elementos de

transição não seguem as regras de distribuição: aqueles que terminam em d4 ou d9

apresentam promoção de um elétron do subnível s para o subnível d.

Ex.: 21Sc: 1s22s22p63s23p64s23d1

24Cr: 1s22s22p63s23p64s23d4

4s13d5

29Cu: 1s22s22p63s23p64s23d9

4s13d10

transição interna são elementos cuja distribuição eletrônica termina em f.

Ex.: 57La: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f1

37


* Localização dos elementos nos grupos e nos períodos

Períodos são em número de sete e o número do período indica o número de níveis

que o elemento possui.

Exemplos:

a) Li está no 2º período possui, portanto, dois níveis de energia.

3Li: 1s22s1

b) Co está no 4º possui, portanto, quatro níveis de energia

27Co: 1s22s22p63s23p64s23d7

Observação: Não confundir elétron de maior energia, neste caso 3d7 com elétron mais

externo, neste caso deve observar o nível (camada) 4s2

Grupos ou Famílias apresentam elementos químicos com a mesma configuração

eletrônica nos subníveis.

1. Nos Grupos A estão os elementos representativos, em que o número de elétrons do último

nível é o número do grupo.

12Mg: 1s22s22p63s2 Grupo 2A

14Si: 1s22s22p63s23p2 Grupo 4ª

33As: 1s22s22p63s23p64s23d104p3 Grupo 5A

2. Nos Grupos B estão os elementos de transição, cuja soma do número de elétrons s e d é o número do grupo.

21Sc: 1s22s22p63s23p64s23d1 Grupo 3B

24Cr: 1s22s22p63s23p64s23d4 Grupo 6B 4s13d5

3. Nos Grupos cuja soma é 8, 9 ou 10, os elementos têm propriedades muito semelhantes e

são agrupados em tríade: Grupo 8B

27Co: 1s22s22p63s23p64s23d7 Grupo 8B

4. Nos Grupos cuja a soma é 11 e 12, os elementos têm o subnível d completo e pertencem aos grupos 1B e 2B

29Cu: 1s22s22p63s23p64s23d9 Grupo 1B

38


4s13d10

30 Zn: 1s22s22p63s23p64s23d10 Grupo 2B

5. Nos Grupos 3B do 6º e 7º período estão os elementos de transição interna.

58Ce: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f2 Grupo 3B

6. No Grupo zero (8A) estão os gases nobres

18 Ar: 1s22s22p63s23p6 Grupo Zero (8A)

Observações

Alguns grupos de elementos recebem nomes próprios

- Metais Alcalinos (1A): Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

- Metais alcalinos-terrosos (2A); Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra

- Calcogênios (6A): O, S, Se, Te, Po

- Halogêneos (7A): F, Cl, Br, I, At

- Gases Nobres ou Raros ( ou 8A): He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

- Lantanídeos: La a Lu

- Actnídeos: Ac a Lr

39


Propriedades periódicas

Propriedades periódicas - Os valores crescem e decrescem sucessivamente à medida que aumenta o número atômico. A maioria das propriedades dos elementos são periódicas.

Propriedades aperiódicas - Os valores somente crescem ou decrescem à medida que aumenta o número atômico. Exemplos:massa atômica e calor específico.

40


É a tendência que possui o átomo do elemento químico em ceder elétrons.

Cresce de acordo com a eletropositividade do elemento químico.

Cresce de acordo com a eletropositividade do elemento químico.

Depende do número de camadas eletrônicas e do número de prótons.

É a energia necessária para remover um elétron do átomo do elemento químico no estado gasoso.

d = m / V m = massa do átomo-grama V = volume ocupado pelo átomo-grama, que depende do tamanho do átomo.

V = m/d m = massa do átomo-grama d = densidade do elemento

Passagem do estado físico sólido para o estado líquido do elemento químico.

41


VII- LIGAÇÕES QUÍMICA

São forças que unem átomos formando moléculas, agrupamentos de átomos ou

sólidos iônicos.

Por que os átomos se associam?

Os gases nobres são encontrados na natureza em sua forma atômica, pois são

estáveis. Outros elementos atingem a estabilidade quando completam oito elétrons em sua

última camada (camada de valência). Com isso surgiu à Teoria dos Octetos.

* Ligações Iônicas

Ocorre geralmente entre metais e não-metais; o metal transfere elétrons para o não-

metal. Portanto na ligação iônica as forças eletrostáticas atraem os íons de cargas opostas.

O metal que perde os elétrons na camada de valência se transforma num cátion cuja

carga elétrica será +1, +2, ou +3, conforme o número de elétrons perdidos.

O não-metal ganha elétrons em quantidade suficiente para adquirir configuração

eletrônica de gás nobre, transformando-se em ânions de carga elétrica –3, -2 ou –1,

conforme o número de elétrons adquiridos.

Ex.: NaCl, NaOH, NaNO3, CaO, MgSO4

FAMÍLIAS 1A 2A 3A 5A 6A 7A

Nº de elétrons na camada

de valência

1e 2e 3e 5e 6e 7e

Metais (perdem elétrons)

Cátion (+1, +2, +3)

Não-metais(ganham elétrons)

Ânion (-3, -2, -1)

42


Conclusão: Íons de cargas opostas se atraem fortemente, formando substâncias ou ligações

iônicas.

Exemplos

1) Ligação entre Na e Cl

11Na 1s22s22p63s1 11Na+........1s22s22p6 (perde 1 elétron)

17Cl 1s22s22p63s23p5 17Cl-..........3s23p6 (ganha 1 elétron)

Na+Cl- ou NaCl

Pode ser representada pela estrutura de Lewis

Em 1916, o químico norte-americano G.N. Lewis desenvolveu um método de

colocar os elétrons em átomos, íons e moléculas. A estrutura de Lewis para um átomo

consiste no seu símbolo químico, o qual os elétrons da camada de valência podem ser

representadas pelos sinais . ou x.

Exemplo

Na x Na+ [ ]- Na+Cl- ou NaCl

2) Ligação entre Li e O

3Li 1s22s1 3Li+ 1s2 (perde 1 elétron)

3Li 1s22s1 3Li+ 1s2 (perde 1 elétron)

8O 1s22s22p4 8O-2 1s22s22p6 ( ganha 2 elétrons)

Li+Li+O-2 ou Li2O

Esquema de Lewis

3) Ligação entre Ca e Cl

20Ca 1s22s22p63s23p64s2 20Ca++ 1s22s22p63s23p6 (perde 2 elétron)

17Cl 1s22s22p63s23p5 17Cl- 1s22s22p63s23p6 (ganha 1 elétron)

17Cl 1s22s22p63s23p5 17Cl- 1s22s22p63s23p6 (ganha 1 elétron)

43

Cl..

.. :. Cl..

.. :.x

O :..

..Li

Li

x

x

Li+

Li+

O:xx ..

..

-2


Ca++Cl-Cl- ou CaCl2

Esquema de Lewis

4) Ligação entre H e Na

11Na 1s22s22p63s1 11Na+........1s22s22p6 (perde 1 elétron)

1H 1s1 1H- 1s2 (ganha 1 elétron)

Esquema de Lewis

Na+H- ou NaH (hidreto de sódio)

Propriedades das Substâncias Iônicas

São geralmente sólidos, com os íons aglomerados e distribuídos geometricamente no

espaço formando um retículo cristalino;

Altos pontos de fusão e ebulição devido á forte interação entre os íons;

Maioria das substâncias iônicas são solúveis em solventes polares;

São bons condutores de corrente elétrica em solução aquosa

* Ligação Covalente

Ocorre quando átomos de não-metais ou hidrogênio compartilham pares de elétrons.

Podem ser comum ou dativa.

Ligação Covalente Comum

Na ligação covalente comum, o par de elétrons é formado por um elétron de cada

átomo, não importando se os átomos são iguais ou diferentes. Esse par de elétrons passa a

pertencer simultaneamente aos átomos. O número de pares formados depende do número

de elétrons que faltam para cada átomo atingir a estabilidade.

44

Caxx

Cl

Cl

.

. :

:......

..

Ca++

2 Cl..

...x :

-

Nax H. Na+

H.x-


As moléculas e suas ligações podem ser representadas pelas fórmulas eletrônicas

(esquema de Lewis), estrutural e molecular.

A fórmula estrutural representa com um traço, cada par de elétrons que forma a

ligação. A fórmula molecular indica o número de átomos de cada elemento na molécula.

Exemplos:

1) Ligação entre os átomos de hidrogênio

1H 1s1

Fórmula Eletrônica Fórmula Estrutural Fórmula Molecular

H H H H H2

2) Ligação entre os átomos de hidrogênio e oxigênio

1H 1s1

8O 1s22s22p4 seis elétrons falta dois elétrons para atingir a estabilidade


H2O

3) Ligação entre H e Cl

1H 1s1

17Cl 1s22s22p63s23p5 sete elétrons falta um elétron para atingir a estabilidade.


H Cl H Cl HCl

Ligação Covalente Dativa ou Coordenada

Existem compostos moleculares em que o número de átomos presentes não pode ser

explicado considerando-se apenas a ligação covalente comum. Nesse caso, ocorre

compartilhamento de pares de elétrons provenientes de um único átomo. Esse tipo de

ligação recebe o nome de covalente dativa ou coordenada e eqüivale a duas unidades de

valências. Na fórmula estrutural, representa-se a ligação dativa por meio de uma seta.

Exemplos:

45

x x

O..:. .

HHx x

OH H

x .


1) SO2

16S 1s22s22p63s23p4 (6 elétrons, Grupo 6A)

8O 1s22s22p4 ( 6 elétrons, Grupo 6A)

Fórmula Eletrônica

Fórmula Estrutural

Fórmula Molecular

SO2

2) CO

6C 1s22s22p2 (4 elétrons, Grupo 4A)

8O 1s22s22p4 ( 6 elétrons, Grupo 6A)

Fórmula Eletrônica

Fórmula Estrutural

Fórmula Molecular

CO

Polaridade de Ligações

46

Sxx ..

:Oxx .

.xx Oxx

xxxx

O S O

Cxx

xx..O

..

C O


Ligações Apolares quando se tem uma ligação covalente entre átomos iguais, o par de

elétrons é igualmente atraído pelos átomos da ligação ou podem ocorrer também entre

átomos diferentes que possuam eletronegatividades iguais.

Ex.:

Ligações Polares são formado por átomos que apresentam eletronegatividade diferente.

Surgem na molécula regiões com cargas parciais positivas ( +) e negativa ( -), que

correspondem respectivamente aos pólos positivo e negativo.

Exemplo.:

Quanto maior a diferença de eletronegatividade entre os átomos, maior é a

polaridade da ligação.

Propriedades das Substâncias Covalentes ou Moleculares

Geralmente apresenta baixos ponto de fusão e ebulição, devido à fraca interação entre

as moléculas;

Podem ser: sólidos, líquidos e gasosos;

Forma cristal molecular devido às forças de atração entre moléculas;

Não conduzem corrente elétrica por serem formados por moléculas;

Geralmente solúveis em solventes apolares.

Ligação Metálica

É a ligação que ocorre entre átomos de metais. Devido à elevada eletropositividade

dos metais, quando seus átomos se aproximam, ocorre, em cada átomo, um afastamento

dos elétrons da camada de valência.

Propriedades das Substâncias Metálicas

47

S C OCl ClH H

OH H H Cl


Os metais são bons condutores de energia elétrica, principalmente no estado sólido,

devido à movimentação dos elétrons livres.

A maioria são sólidos, com exceção do mercúrio;

Apresentam brilho metálico;

Altos pontos de fusão e ebulição.

GEOMETRIA MOLECULAR

N.º de átomos

Existe(m) pare(s) de elétrons livres no átomo central

Geometria - ângulo Exemplos Polaridade

02 ----------------------- Linear - 180° HCl; H2; CO Polar ou Apolar

03 Não Linear - 180° CO2; HCN; N2O Polar ou Apolar

03 Sim Angular - variável H2O; SO2; H2S Polar

04 Não Trigonal plana - 120° BF3; SO3; CH2O* Apolar (*polar)

04 Sim Piramidal - variável NH3; PH3; SOCl2 Polar

05 ----------------------- Tetraédrica - 109°28' CH4;SiCl4; POCl3 Polar ou Apolar

06 ----------------------- Bipirâmide trigonal - 90° e 120°

PCl5 Apolar

07 ----------------------- Octaédrica - 90° SF6 Apolar

LIGAÇÕES INTERMOLECULARES

FORÇAS DE VAN DER WAALS OU FORÇAS DE LONDON OU DIPOLO INDUZIDO - DIPOLO INDUZIDO: Ocorre entre moléculas apolares ou entre átomos de gases nobres, quando por um motivo qualquer ocorre uma assimetria na nuvem eletrônica, gerando um dipolo que induz as demais moléculas ou átomos a também formarem dipolos. São de intensidade fraca. Ex.: H2; N2; O2; I2; Br2; CO2; BF3; He; Ne; Ar.

FORÇAS DO TIPO DIPOLO PERMANENTE - DIPOLO PERMANENTE: Ocorrem em moléculas polares, de modo que a extremidade negativa do dipolo de uma molécula se aproxime da extremidade positiva do dipolo de outra molécula. São mais fortes que as forças de London; Ex.: HCl; HBr; HI; H2S; PH3.

48


PONTES DE HIDROGÊNIO: Forças de natureza elétrica do tipo dipolo permanente - dipolo permanente, porém bem mais intensas. O corre quando a molécula é polar e possui H ligado a elemento muito eletronegativo e de pequeno raio (F, O, N), de modo que o hidrogênio de uma molécula estabelece uma ligação com o átomo muito eletronegativo de outra molécula. Ex.: H2O; HF; NH3.

Obs.: Na prática as forças intermoleculares podem atuar em conjunto, e a interação entre as moléculas é calculada pela soma dos diversos tipos de forças intermoleculares atuantes. Por exemplo na água a principal força de interação molecular são as pontes de hidrogênio, embora também haja interações do tipo dipolo permanente. Entre as moléculas com interações do tipo dipolos permanentes existem também interações do tipo forças de Van der Waals.

VIII- OXIDAÇÃO E REDUÇÃO

Reações de Oxi-redução

Antes de entender reações de oxi-redução é necessário introduzir o conceito e a importância do

número de oxidação, vejamos:

*Em composto iônico binário (dois elementos químicos)

O número de oxidação do elemento é a própria carga de seu íon simples.

Exemplo:

Cloreto de sódio (NaCl)

Fórmula iônica: Na+Cl-

Número de oxidação do sódio: +1

Número de oxidação do cloro: -1

Observe que a soma dos números de oxidação de todos os átomos num composto é igual a zero.

*Em composto covalente

O número de oxidação do elemento é a carga que ele adquiriria se houvesse completa separação

dos átomos da molécula, considerando-se que o átomo mais eletronegativo iria receber o par eletrônico da

ligação.

Exemplo:

Ácido clorídrico(HCl)

Fórmula iônica: H+Cl-

Número de oxidação do hidrogênio: +1

Número de oxidação do cloro: -1

*Em uma substância simples

O número de oxidação do elemento formador da substância simples é igual a zero.

Exemplo:

Na:número de oxidação do sódio = zero

Fe: número de oxidação do ferro = zero

H2: número de oxidação do hidrogênio = zero

49


P4: número de oxidação do fósforo = zero

*Em um íon

O número de oxidação do elemento formando um íon simples é sua própria carga. Num íon

composto, a soma dos números de oxidação dos elementos é igual à carga do íon.

Íons simples:

Al3+: número de oxidação = O2-: número de oxidação = -

Ca2+: número de oxidação=

+3-2

+2

Íons compostos:

SO42-: a soma algébrica dos números de oxidação do enxofre e do oxigênio é igual a

NO3-: a soma algébrica dos números de oxidação do nitrogênio e do oxigênio é igual a

-2

-1

Neste caso (íons compostos), como determinar o número de oxidação do enxofre no íon SO4- ou do

nitrogênio no íon NO3-? Ë o que faremos a seguir, com a ajuda das regras práticas de determinação dos

números de oxidação.

Regras práticas para determinação do número de oxidação (Nox)

- Substâncias Simples Nox = 0

- Hidrogênio (com exceção dos hidretos metálicos) Nox = +1

*Nos hidretos metálicos, como NaH ou CaH2, o hidrogênio tem número de oxidação igual –1.

Por exemplo: Na+H- hidreto de sódio Ca+2(H-)2 hidreto de cálcio

- Oxigênio (com exceção dos peróxidos) Nox = -2

*Nos peróxidos, o número de oxidação do oxigênio é igual –1, devido a existência do agrupamento O22-.

-Metais alcalinos Nox = +1

- Metais alcalino-terrosos Nox = +2

- A soma algébrica dos números de oxidação num composto é igual a zero

- A soma algébrica dos números de oxidação num íon composto é igual à carga do íon.

OXIDAÇÃO

Inicialmente, a palavra oxidação referia-se apenas a reações nas quais participava o oxigênio. Por

exemplo, na reação representada pela equação

2Mg +O2 2MgO, dizia-se que , por ter reagido com oxigênio, o magnésio havia sofrido uma

oxidação.

50


Hoje em dia, o conceito ampliou-se a ponto de afirmarmos que um elemento sofre oxidação sem

haver necessariamente presença de oxigênio na reação. Essa ampliação do conceito deve-se à semelhança

eletrônica que há entre as primitivas reações chamadas de oxidação e outras.

+Mg : O....: Mg2+

O :....:

2-

Na formação do óxido de magnésio, o elemento magnésio transfere dois elétrons para o oxigênio.

Desta maneira, ampliamos o conceito da palavra oxidação, que passa a significar perda de elétrons. O

magnésio sofreu oxidação.

Em contraposição à oxidação, usamos a palavra redução, significando ganho de elétrons. O

oxigênio neste caso sofreu redução.

Oxidação: perda de elétrons

Redução: ganho de elétrons

Assim, o magnésio perdeu elétrons e seu número de oxidação aumentou. O oxigênio ganhou

elétrons e seu número de oxidação diminuiu.

Resumindo: OXIDAÇÃO: perda de elétrons, aumento do nox

REDUÇÃO: ganho de elétrons, diminuição do nox

REAÇÕES DE OXI-REDUÇÃO

São as que se processam com variação do número de oxidação de alguns elementos. A oxidação e

a redução sempre ocorrem simultaneamente.

Agente oxidante é a substância que contém o elemento que produz a oxidação, sendo receptor de

elétrons. No exemplo acima, o oxigênio é o agente oxidante.

Agente redutor é a substância que contém o elemento que produz a redução, sendo portanto o

doador de elétrons. No exemplo acima, magnésio é o agente redutor.

O AGENTE OXIDANTE SOFRE REDUÇÃO E O AGENTE REDUTOR SOFRE OXIDAÇÃO

51

2Mg + O2 2 MgOzero zero +2 -2

oxidação

redução


Observe que uma substância pode ser oxidante em uma reação e redutora em outra. Note também

que uma substância pode ser oxidante e redutora na mesma reação. Neste caso, denominamos a reação de

oxi-redução.

IX EQUILÍBRIO QUÍMICO

- Equilíbrio Químico Homogêneo

- Estado de equilíbrio

CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2O(g)

Observe o gráfico abaixo:

-Equilíbrio Químico: através do gráfico observa-se que no tempo t3 as concentrações dos reagentes e

produtos não mais se alteram com o tempo. Dizemos que a reação atingiu o equilíbrio químico.

CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2O(g)

- Reações Irreversíveis: através do gráfico observa-se que no tempo t0, somente pode ocorrer no sentido

de formação dos produtos

CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2O(g)

52


- Reações Reversíveis: são as que podem ocorrer nos dois sentidos: à medida que os produtos são

formados, também reagem formando os reagentes.( Pode-se observar no gráfico nos tempos t1 e t2 )

PRINCÍPIO DE LE CHÂTELIER

Hemi Louis Le Châtelier (1850-1936) enunciou, em 1884 o princípio de Le Châtelier quando

sistemas em equilíbrio são submetidos a qualquer perturbação exterior, o equilíbrio desloca-se no sentido

contrário de modo a procurar minimizar esta perturbação.

- Fatores que influem as perturbações no equilíbrio:

a) pressão sobre o sistema

b) temperatura

c) concentração

a) Pressão sobre o sistema

Quanto maior é a pressão aplicada sobre o sistema em equilíbrio, maior é o deslocamento para onde

ocorre a contração de volume, este será o lado que contiver menor número de mols de substâncias

gasosas. O inverso ocorre quando a pressão é diminuída.

desloca

CONTRAÇÃO desloca

EXPANSÃO 1

Exemplo: N2 + 3H2 2NH3

2

1 mol 3mols 2 mols

4 molsaumento de pressão deslocamento no sentido 1

diminuição de pressão deslocamento no sentido 2

1

N2 + O2 2NO

53

Aumento de pressão Menor volume (menor nº de mols)

Diminuição de pressão Maior volume (maio nº de mols)


2

1mol 1 mol 2mols

Se aumentarmos ou diminuirmos a pressão não influenciará no equilíbrio.

b) Temperatura (Variação de K x temperatura)

Aumentando a temperatura de um sistema em equilíbrio, este desloca para o lado que absorve calor

(sentido endotérmico). E vice-versa, ao diminuir a temperatura, o equilíbrio se desloca para o lado que

libera calor (sentido exotérmico)

desloca

SENTIDO ENDOTÉRMICO

desloca

1 SENTIDO EXOTÉRMICO

Exemplo: N2 (g) + 3H2(g) 2NH3 (g) H = -26 Kcal 2

O sinal negativo de H mostra que esta reação é exotérmica no sentido direto. Conseqüentemente

a reação é endotérmica no sentido inverso.

Aquecendo o sistema, há absorção de calor e o equilíbrio desloca-se no sentido inverso (sentido 2)

. Isto provoca aumento das concentrações N2 (g) + H2(g). Resfriando o sistema, isto é, retirando calor, o

equilíbrio desloca-se no sentido direto (sentido 1). Isto provoca aumento nas concentrações de NH3 (g).

c) Concentrações

Um aumento na concentração de uma das substâncias presentes no sistema, deslocará o equilíbrio

para o lado oposto ao que estiver essa substância. Vice-versa, diminuição da concentração, o equilíbrio

será deslocado para o mesmo lado em que a substância se encontra.

54

Aumento de temperatura Absorção de calor

Diminuição de temperatura Liberação de calor


Percebe-se, assim, que a constante de equilíbrio não se altera. As concentrações de reagentes e

produtos alteram-se, alcançando um novo estado de equilíbrio.

desloca

desloca

Exemplo; Observe o gráfico abaixo:

1

N2 (g) + 3H2(g) 2NH3 (g)

2

- Se aumentarmos a concentração de N2 ou H2 , o deslocamento da reação será no sentido 1

- Se aumentarmos a concentração de NH3, o deslocamento da reação será no sentido 2

- Se diminuir a concentração de N2 ou H2 , o deslocamento da reação será no sentido 2

- Se diminuir a concentração de NH3, o deslocamento da reação será no sentido 1

55

Aumento da concentração Lado oposto da substância

Diminuição de concentração Mesmo lado onde está a substância


X SOLUÇÕES AQUOSAS: EQUILÍBRIO ÁCIDO- BASE

Constantes de dissociação para ácidos fracos

Ácido Fraco é aquele que não está completamente dissociado. A equação de Arrhenius para a

dissociação do ácido fraco HA é:

Arrhenius

Ka constante de dissociação, pode também ser chamada de Ki que é constante de ionização.

Bronsted- Lowry

A equação de Bronsted-Lowry para a dissociação enfatiza o fato do ácido transferir um próton

para a água.

Em soluções diluídas, a concentração de moléculas de água é a mesma do que em água pura, por

isso, considerando constante, o qual, pode ser escrita:

A força de um ácido está ligada com o seu grau de dissociação em solução que está ligada com a

constante de dissociação. Quanto menor a constante de dissociação de ácidos fracos, menor será a força

do ácido.

Algumas constantes de dissociação de ácidos fracos (25º)

Reação de dissociação Ka

Ácido (a) Arrhenius

(b) Bronsted-Lowry

Acético (a) 1,8 X 10-5

56

HA (aq.) H+(aq.)

+ A

- (aq.)

HA (aq.) + H2O (aq.) H3O

+ (aq.)

+ A

- (aq.)

H+


Cianídrico 4,0 X 10-10

Hipocloroso 3,2 X 10-8

Ácidos Monopróticos

São ácidos que apresentam apenas um próton disponível. Exemplos: HCl, HBr, HOCl, etc.

Ácidos Polipróticos

São ácidos que apresentam mais de um próton disponível. Exemplos:

a) H2SO3 chamados de dipróticos

Ka1 = 1,3 X 10-2

Ka2 = 6,3 X 10-8

b) H3PO4 chamados de tripróticos

Ka1 = 7,6 X 10-3

Ka2 = 6,3 x 10-8

Ka3 = 4,4 X 10-13

Constantes de dissociação de bases fracas

57

(a) HCN H+ CN

-+

HCN H2O+ H3O+ CN

-+(b)

(a) HOCl H+ OCl

-+

(b) HOCl H2O H3O+ OCl

-+ +

H2SO3 (aq.) H+ (aq.) HSO3

-+ (aq.)

HSO3-

H+ + SO3

-2

H3PO4 H+ H2PO4

-+

H2PO4-

H+ HPO4

-2+

HPO4-2

H+ PO4

-3+


A dissociação de uma base fraca quando colocada em água, também estabelece um equilíbrio

iônico, porém é focalizada na produção de íons OH-.

Arrhenius

Na dissociação da base fraca de Arrhenius, verifica-se que dissocia em cátions do tipo NH 4+ e

ânions do tipo OH-, porém é importante ressaltar que NH4OH não pode ser isolado como substância pura,

por isso, as moléculas NH4OH não existem, nem em solução.

Bronsted – Lowry

Kb = 1,8 X 10-5

Algumas constantes de dissociação de bases fracas (25º)

Base Reação de dissociação (Bronsted-Lowry) Kb

Hidroxilamina 9,1 X 10-9

Metilamina 4,4 X 10-4

Fosfina 1,0 X 10-14

Dissociação da Água

Produto iônico da água

A água pode ser considerada como um eletrólito fraco. Assim, sofre processo de auto-ionização de

acordo com a seguinte equação:

58

BOH B+ OH

-+

a) NH4OH (aq.) NH4+ OH

-+

b) NH3 (aq.) H2O (aq.)+ NH4+ OH

-+

NH2OH H2O+ NH3OH+ OH

-+

CH3NH2 H2O+ CH3NH3+ OH

-+

PH3 H2O+ PH4+ OH

-+

H2O H2O+ H3O+ OH

-+ H2O H+ OH

-+


ou,simplesmente,

O grau de ionização da água é extremamente pequeno e, por experiências baseadas em

condutividade elétrica, chegou-se á conclusão de que em 1000g de água há 10 -7 mols de moléculas

ionizadas a 25ºC.

Para descrever o equilíbrio para água fica:

Kw (constante de dissociação da água)

A concentração [H2O] permanece praticamente constante. Assim sendo, para descrever o

equilíbrio químico da água fica:

Kw = [H+] [OH-]

A 25ºC, Kw = 10-14

pH e pOH

Para determinar, na prática, a acidez ou a alcalinidade de soluções aquosas diluídas de eletrólitos,

utiliza-se a escala de medidas: pH e pOH.

Define-se pH e pOH por:

pH = -log [H+] pOH = -log [OH-]

Para o meio neutro, sendo [H+] = [OH-] = 10-7 mol/l, resulta:

pH = -log 10-7 pOH = -log 10-7

pH = 7 pOH = 7

Para o meio ácido, as características ácidas predominam sobre as básicas:

[H+] 10-7 [OH-] 10-7

pH 7 pOH 7

Para o meio básico, a características básicas predominam sobre as ácidas:

[H+] 10-7 [OH-] 10-7

pH 7 pOH 7

Em qualquer solução a 25ºC, verifica-se que:

pH + pOH =14

59

Soluções neutras

Soluções ácidasSoluções básicas

pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

pOH 14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0

Aumento da [OH-]Aumento da [H+]


XI SOLUÇÃO TAMPÃO

Um tampão ou solução tampão é uma solução que sofre apenas pequena variação de pH quando a ela são adicionados íons H+ ou OH-.

É uma solução que contém um ácido fraco mais sua base conjugada como por exemplo H2CO3 e o HCO3-, ou base

fraca com seu ácido conjugado como por exemplo NH4OH e NH4+, em concentrações aproximadamente iguais.

Observe a tabela abaixo e verifique o pH:Solução pH

Água pura 7,0Água pura + 0,01 mol/L de HCl 2,0Água pura + 0,01 mol/L de NaOH 12,0Solução Tampão 7,0Solução Tampão + 0,01 mol/L de HCl 6,8Solução Tampão + 0,01 mol/L de NaOH 7,2

TAMPÃO ÁCIDOA solução tampão é formada por um ácido fraco (HA) e por um sal desse ácido (BA). Temos então:

HA H+ A-+ (1)

BA B+ A-+ (2)

Se adicionarmos um ácido HX, termos na solução, além dos íons acima, os íons H+ e X- proveniente da ionização de HX:

HX H+ X-+ (3)

Porém, estes novos íons H+, provenientes do ácido HX, vão encontrar na solução os íons A -, proveniente do sal BA do tampão, e como HA é um ácido fraco a tendência desses íons é se juntarem para formarem moléculas HA.

Se adicionarmos uma base MOH, teremos na solução, além dos íons acima 1 e 2, os íons M + e OH- provenientes da ionização de MOH (reação 4)

MOH M+ OH-+ ( 4)

Porém, estes novos íons OH-, provenientes da base MOH, vão encontrar na solução os íons H+, vindos do ácido HA do tampão, e eles vão, então, se juntar para formar água; simultaneamente novas moléculas de ácido HÁ se ionizam para substituir os íons H+ permanece constante o pH não se altera.

pH = pKa + log [ sal ]

[ ácido ]

TAMPÃO BÁSICOA solução tampão é formada por uma base fraca (BOH) e por um sal desse ácido (BA). Temos então:

BOH B+ OH-+ (1)

(2)+BA B+ A-

Se adicionarmos um ácido HX, termos na solução, além dos íons acima, os íons H+ e X- proveniente da ionização de HX:

HX H+ X-+ (3)

Porém, estes novos íons H+, provenientes do ácido HX, vão encontrar na solução os íons OH-, vindos da base BOH do tampão, e eles vão, então, se juntar para formar água, simultaneamente novas moléculas da base BOH se ionizam para substituir os íons OH- retirados da solução pelos íons H+ provenientes do ácido conjugado.

Se adicionarmos uma base MOH, teremos na solução, além dos íons acima 1 e 2, os íons M + e OH- provenientes da ionização de MOH (reação 4)

MOH M+ OH-+ ( 4)

60


Porém, estes novos íons OH-, provenientes da base MOH, vão encontrar na solução os íons B+, vindos do sal BA do tampão, e eles vão, então, se juntar para formar BOH, simultaneamente novas moléculas da base BOH se ionizam, para substituir os íons B+ retirados da solução pelos íons OH- provenientes da base adicionada.

Como podemos ver, nos dois casos, a concentração de OH - da solução original (solução tampão) vai permanecer praticamente constante e se a concentração de OH- permanece constante o pH não se altera.

pOH = pKb + log [ sal ]

[ ácido ]

TAMPÕES EM SISTEMAS BIOLÓGICOSAs velocidades de reações bioquímicas em plantas ou animais são sensíveis a variações de pH, ou porque são afetados

equilíbrios críticos ou, mais freqüentemente, porque a velocidade de uma das etapas do mecanismo de reação é muito alterada pela mudança do pH do meio de reação. Entretanto, estas variações de pH normalmente não ocorrem em organismos sadios, porque seus fluidos internos são tamponados. Grandes variações na comida, na bebida e na maneira de viver, embora produzam mudanças internas consideráveis no corpo, afetam muito pouco o pH do sangue. Até a maioria das doenças provoca mudanças muito pequenas.

O sangue humano é tamponado por uma série de sistemas, incluindo:

H2PO4-(aq.) HPO42

-(aq) H+(aq)+ pKa = 7,20

H2CO3(aq) HCO3-(aq) H+(aq)+ pKa = 6,38

O sistema H2CO3 e HCO3- no sangue é especialmente interessante. Dióxido de carbono gasoso se dissolve na água, e

uma pequena porção, aproximadamente 1%,se combina com a água formando ácido carbônico, H2CO3:

CO2(aq) H2O H2CO3(aq)+

H2CO3 não pode ser isolado puro, entretanto em solução comporta-se como ácido diprótico fraco. A perda do primeiro próton produz o íon bicarbonato:

H2CO3(aq) H+(aq) HCO3-(aq) + K = 4,2 X 10-7

1

Mas o valor de K1 dado aqui reflete a expressão da lei de ação das massas, na qual a concentração total de CO2

dissolvido, incluindo aquele que está combinado sob forma de H2CO3, está combinado sob forma de H2CO3, está no denominador:

[H+] [HCO3-]

= K1[CO2

+ H2CO3]

Como a maior parte do CO2 não está combinado sob forma de H2CO3, escreve-se normalmente

[H+] [HCO3-]

= K1

[CO2]

e o equilíbrio como

CO2 (aq) H2O H+(aq) HCO3-(aq)+ +

Portanto, a adição de CO2 à água produz uma solução ácida, e o CO2 dissolvido mais o HCO3- contituem um

sistema tampão. As células do corpo humano produzem CO2, que dissolve no sangue venoso retornando ao coração e pulmões. Nos pulmões, parte do CO2 é perdido por meio de exalação e, assim, o pH aumenta um pouco. Na realidade, se não houvesse outros sistemas de tampões no sangue, a mudança de pH seria excessiva. A respiração é estimulada pela presença de CO 2 no sangue. Se tivermos uma hiperventilação isso pode acarretar um aumento de pH do sangue cerca 0,05 unidades, podendo produzir leves tonturas, dores fortes no peito. Porém o inverso, ou seja, um acúmulo de CO 2 no sangue acarreta em uma diminuição de pH que poderá produzir pneumonia.

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Documents

Apostila de Quimica Geral