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INTRODUÇÃO CLÁSSICA À FÍSICO-QUÍMICAGRUPO TCHÊ QUÍMICA
Produto baseado na versão 0.0 De Boni & Goldani
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E-mail: [email protected]: [email protected]
Skype: tchequimica Porto Alegre, RS.
Site: www.livro.tchequimica.com
Com o intuito de prover o sistema público educacional da RepúblicaFederativa do Brasil com livros de boa qualidade e baixo custo, o Grupo TchêQuímica, mantido pela pessoa jurídica Tchequimica – Consultoria EducacionalLTDA, apresenta este termo de condições que se caracteriza como aceito ao seutilizar esse produto. Desta forma, o uso desse produto implica na concordância detodos os termos aqui explicitados.
Você (pessoa física ou jurídica) pode:✔ Imprimir esse livro com finalidade de facilitar sua utilização e consulta;✔ Adotar o livro como referência (em escolas públicas e privadas)
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A pessoa jurídica Tchequimica – Consultoria Educacional LTDA secompromete a enviar uma cópia impressa desse produto para a FUNDAÇÃOBIBLIOTECA NACIONAL DO RIO DE JANEIRO, para fins de consulta pública,depósito legal e registro histórico.
FUNDAÇÃO BIBLIOTECA NACIONAL DO RIO DE JANEIROAv: Rio Branco, 219 - Centro
20040-008 - Rio de Janeiro, RJ
Casos omissos serão avaliados separadamente.
Gratos pela preferência e confiança depositada
Tchequimica – Consultoria Educacional LTDA.
Símbolos e constantes utilizadas neste livro
pH = Potencial hidrogeniônico pOH = Potencial hidroxiliônico k = constante de velocidadeA =R = Constante universal dos Gases (8.314 J / K . mol)T = TemperaturaNA = Constante de Avogadro (6.0221415 × 1023 mol-1)
e = Número de Euler (2,718)
SUMÁRIO
1. Química e Ambiente
1 O melhor para o ambiente.................................................................................
2 Parasitas verdes................................................................................................
3 Faça a sua parte................................................................................................
2. Soluções
1 Solventes e solutos............................................................................................
2 Tipos de solução.................................................................................................
3 Solubilidade e concentração...............................................................................
4 Soluções saturadas, insaturadas e supersaturadas...........................................
5 Regras de solubilidade.......................................................................................
6 Polaridade dos solventes....................................................................................
7 Unidades de concentração.................................................................................
8 Molaridade..........................................................................................................
9 Densidade...........................................................................................................
10 Título.................................................................................................................
11 Concentração comum.......................................................................................
12 Fração molar.....................................................................................................
13 Porcentagem em massa e em volume.............................................................
14 Partes por milhão (ppm)...................................................................................
15 Partes por bilhão (ppb).....................................................................................
16 Interconversão de unidades de concentração................................................
17 Preparação, diluição, misturas e titulação de soluções..................................
18 Propriedades coligativas das soluções.............................................................
19 Diluição, misturas e titulação............................................................................
3. Colóides
1 Características dos colóides, sol e gel..............................................................
2 Liofilia e Liofobia................................................................................................
3 Estabilidade coagulação de colóides.................................................................
4 Ponto isoelétrico................................................................................................
5 Eletroforese.......................................................................................................
6 Colóides e poluição...........................................................................................
4. Estudo dos Gases
1 Introdução: Estado gasoso................................................................................
2 Unidade de volume e pressão...........................................................................
3 Barômetros.........................................................................................................
4 Escalas de temperatura.....................................................................................
5 Leis dos gases...................................................................................................
6 Propriedades extensivas e intensivas................................................................
7 Propriedades dos gases....................................................................................
7.1 Princípio de Avogadro. 7.2 Fração molar. 7.3 Lei de Dalton. 7.4 Lei da efusão de Graham.7.5 Lei da solubilidade de Henry. 7.6 Massas molares de gases e vapores
8 Transformações gasosas...................................................................................
9 Equação Geral dos Gases.................................................................................
10 Equação de estado dos gases (Clapeyron).....................................................
11 Densidade dos Gases......................................................................................
12 Difusão e Efusão gasosa.................................................................................
13 Mistura de gases..............................................................................................
5. Cinética Química
1 Velocidade das reações químicas.....................................................................
2 Molecularidade das reações químicas..............................................................
3 Ordem de reações químicas..............................................................................
3.1 Reações de ordem zero 3.2 Reações de primeira ordem 3.3 Reações de segunda ordem 3.4 Reações de terceira ordem
4 Energia de ativação e catalisadores..................................................................
5 Fatores que influenciam a velocidade das reações químicas...........................
6. Equilíbrios Dinâmicos
1 Introdução: Equilíbrios de fase. Diagramas de fase..........................................
2 Graus de liberdade............................................................................................
3 Pontos triplo e crítico.........................................................................................
4 Equilíbrio químico em fase gasosa: Reversibilidade e equilíbrio......................
5 Lei de ação de massas......................................................................................
6 Constante de equilíbrio......................................................................................
7 Relação Kp e Kc................................................................................................
8 Equilíbrios heterogêneos...................................................................................
9 Equilíbrio em sistemas homogêneos.................................................................
10 Cálculos utilizando a constante de equilíbrio..................................................
11 Equilíbrio iônico...............................................................................................
11.1 Equilíbrio iônico da água 11.2 Acidez e basicidade 11.3 Potencial hidrogeniônico (pH) e Potencial hidroxiliônico (pOH) 11.4 Cálculo de pH e pOH, hidrólise de sais.
12 Principio de Le Chatelier.................................................................................
13 Equação de Vant' Hoff.....................................................................................
14.A natureza do equilíbrio químico.....................................................................
7. Eletroquímica
1 Conceito de célula.............................................................................................
2 Nomenclatura, eletrodos e ponte salina............................................................
3 Classificação de células: galvânica e eletrolítica..............................................
4 Leis de Faraday................................................................................................
5 Aplicação células galvânicas e eletrolíticas......................................................
6 Pilhas................................................................................................................
7 Eletrólise ígnea e eletrólise em meio aquoso....................................................
8. Termoquímica
1 Introdução: Matéria e energia. Unidades de energia........................................
2 Sistemas e estados termodinâmicos.................................................................
3 Propriedades (Funções) de estado...................................................................
4 Primeiro Princípio da Termodinâmica. …..........................................................
5 Calor e trabalho.................................................................................................
6 Calorimetria.......................................................................................................
6.1 Calor e temperatura 6.2 Trocas de calor 6.3 Capacidade calorífica 6.4 Equação calorimétrica 6.5 Calorímetros 6.6 Medidas calorimétricas 6.7 Equações e gráficos 6.8 Calores de reação e cálculo dos calores de reação (Lei de Hess) 6.9 Variação de Energia H 6.10 Equação termoquímica 6.11 Entalpia padrão de formação 6.12 Diagrama de entalpia
7.Calor de Reação...............................................................................................
7.1 Entalpia 7.2 Calor de reação 7.3 Diagramas de entalpias 7.4 Calores de formação 7.5 Lei de Hess 7.6 Calor de combustão e neutralização 7.7 Entalpias de mudança de estado físico
9. Estados Condensados
1 Introdução: Características dos líquidos e sólidos.........................................
2 Pressão de vapor. Ebulição e congelamento..................................................
3 Super-aquecimento e super-resfriamento.........................................................
4 Viscosidade.......................................................................................................
5 Tensão superficial.............................................................................................
6 Estado sólido: Sólidos iônicos, moleculares, redes covalentes e metálicos.....
7 Estruturas cristalinas.........................................................................................
8 Ligação metálica...............................................................................................
9 Semi-condutores...............................................................................................
10 Propriedades de líquidos e sólidos.................................................................
10.1 Curvas de aquecimento. 10.2 Calores latentes. Polaridade e mudança de estado. 10.3 Cristais líquidos.
10. Diversos
Glossário.............................................................................................................
Tabelas diversas.................................................................................................
Respostas dos exercícios...................................................................................
Referências Bibliográficas...................................................................................
Capítulo 5 – Cinética Química
Nada dura para sempre. Cedo ou tarde, mesmo as rochas mais polidas, desgastam-se.
1- Desenvolvimento da Cinética Química
O termo cinética tem origem na palavra Grega Kinetiké, sendo um adjetivo daquilo que écinemático, relativo ou pertencente ao movimento. Estudar a velocidade das reações é um dosproblemas mais antigos da Físico-Química. Em 1850, o cientista Alemão Ludwig FerdinandWilhelmy (1812-1864) foi o primeiro cientista a medir a velocidade da inversão da sacarose emsoluções ácidas, com o auxílio de um polarímetro. Com isto Wilhelmy conseguiu formular astaxas de conversão como equações diferenciais.
Em 1864 Cato Maximilian Guldberg (1836 - 1902) e Peter Waage (1833-1900) descobrirama relação entre a velocidade de reação e a concentração dos reagentes, que lhes serviu paradeduzir a Lei da Ação das Massas. Não obstante, o primeiro cientista que fez uma sistematizaçãorigorosa do tema foi Jacobus Henricus van't Hoff (1852 – 1911), Prêmio Nobel de Química de1901. "pelos enunciados das leis da dinâmica química e da pressão osmótica". Jacobus van't Hoffpublicou seus estudos em 1884 em seu livro “Estudos da dinâmica Química”. E, em 1889, SvanteArrhenius (1859-1927), Prêmio Nobel de Química de 1903."em reconhecimento dosextraordinários serviços prestados ao avanço da química através de sua teoria da dissociaçãoeletrolítica"), chamou a atenção sobre as importantes consequências que se deduzem a respeitoda ativação das moléculas, ao estudar a variação da velocidade de reação em função datemperatura.
Mais tarde todos estes estudos e o material experimental foram ampliados, estudando-sediversos processos em sistemas gasosos homogêneos e reações de grande importânciaindustrial. Então a cinética química tem por objetivo medir a velocidade das reações químicas edescrever como estas acontecem. 2- Teoria das Colisões e Teoria do Complexo Ativado
Através do modelo da teoria das colisões uma reação bimolecular ocorre quando duasduas moléculas reagentes com orientação adequada se chocam com uma colisão suficientementeenergética. A estas colisões da-se o nome de colisão efetiva (Figura 1), pois ocorreu uma reação.Quando estas mesmas moléculas se chocam, mas sem energia suficiente para provocar umareação ou em uma posição não favorável, e a reação não ocorre, diz-se que a colisão é nãoefetiva (Figura 2).
Por mais “chocante” que possa parecer a teoria das colisões funciona por princípiossimples. Talvez o mais simples de todos seja de que as moléculas devem estar em contato.
Figura 1 - Colisão efetiva. Figura 2 - Colisão não efetiva.
Teoria do complexo ativado
O complexo ativado é uma estrutura intermediária, entre os reagentes e os produtos, comligações intermediárias entre as dos reagentes e as dos produtos. Observe a tabela 1.
Tabela 1 – Complexo ativado (verificar trabalho original de Max Bodenstein)
Reagentes Complexo ativado Produtos
Não se forma Não se formam
2HI
Através da observação desta tabela é possível notar que caso ocorram colisões entrereagentes, sem energia suficiente ou sem orientação adequada das moléculas, não ocorre aformação do complexo ativado e tão pouco a formação de produtos.
Arrhenius sugeriu que as moléculas devem possuir uma quantidade de energia mínimapara poderem reagir, afim de romperem as ligações químicas existentes, formando novasligações. Esta quantidade minima de energia é chamada de energia de ativação (Ea). Quantomenor for a energia de ativação de uma reação, maior será a velocidade da mesma, isto é, areação ocorre mais rápido.
Uma reação é dita endotérmica, do grego éndo, dentro + thérmos, calor, quando a reaçãoopera com a absorção de calor, sendo portanto, a energia final dos produtos é maior que aenergia inicial dos reagentes. Desta forma a variação de energia é positiva (Figura 3).
Quando uma reação é dita de exotérmica, do grego éxo, para fora + thérmos, calor, estareação opera com a liberação de calor, desta forma, a energia final dos produtos é menor que aenergia inicial dos reagentes. E naturalmente, a variação de energia é negativa (Figura 4).
Figura 3 - endotérmica Figura 4 - exotérmica
3- Fatores que influenciam a velocidade das reações químicas
Podemos resumir os fatores que podem influenciar a velocidade das reações químicas em4 itens:
1. A natureza física das espécies envolvidas na reação: Os reagentes necessitam estarem contato para reagir. Quanto mais rápido as moléculas colidem umas com as outras,mais rapidamente elas reagem. Muitas das reações que estudamos são homogêneasenvolvendo gases ou líquidos. Quando os reagentes estão em estados físicos diferentes,por exemplo, quando um é líquido e outro é sólido, a velocidade da reação é afetada pelaárea de contato dos reagentes. Desta forma, reações que envolvem sólidos ocorrem muitomais rápido quando a área do sólido é ampliada. Por exemplo, o carvão é um doscomponentes da pólvora. Se um profissional qualificado efetuar a mistura da pólvora, comum pedaço de carvão para churrasco, é improvável que uma deflagração satisfatóriaocorra. Porém ao esfacelar o carvão sob a forma de um pó fino, a superfície de contato docarvão é ampliada, permitindo que a reação de combustão ocorra mais rápido e a pólvorase torna explosiva.Como regra simples, temos que os gases reagem com maior velocidade que os líquidos,que reagem com maior velocidade que os sólidos.
2. As concentrações das espécies reagentes (ou pressão, no caso dos gases): A maioria das reações químicas são aceleradas se a concentração de um ou maisreagentes for acrescida. Por exemplo, limalha de ferro queima com dificuldade no ar, quecontém 20% de oxigênio, porém queima com chama branca brilhante na presença deoxigênio puro. A elevação da concentração de um dos reagentes, causa um aumento nafrequência em que as moléculas dos reagentes colidem, levando a maiores velocidadesreacionais (Lei de Guldberg-Waage).
3. Energia (calor, luz, radiação, eletricidade): a velocidade das reações químicasaumentam com a elevação da energia disponível ao sistema, em geral a energia térmica(calor) é a mais utilizada para promover o aumento da velocidade das reações através daelevação da temperatura. A elevação da temperatura leva a uma elevação da energiacinética das moléculas, fazendo com que estas se movam mais rápido, assim estascolidem com maior frequência e também com maior energia, causando grande influenciana velocidade das reações. Já outras reações, como por exemplo as fotoquímicas,necessitam de outras formas de energia para ocorrer, como no caso, a luz.
4. Atividade catalítica; o uso de catalisadores ou inibidores provocam o aumento ou aredução da velocidade cinética de uma reação química, de forma que, o catalisadoraumenta a velocidade da reação sem ser consumido durante o processo. Por outro lado,inibidores, são substâncias que diminuem a velocidade de uma reação, são o oposto doscatalisadores. A catálise é o aumento de velocidade da reação, provocada pelocatalisador.
4- Velocidade e mecanismo das reações químicas
Velocidade média da reação: a velocidade média de uma reação, em relação a uma dassubstancias envolvidas na mesma, é medida em função do consumo de reagentes ou através daformação de produtos. Tendo como exemplo a equação: A + B → C + D, é possível medirpor exemplo medir a variação do número de mols (∆n) de uma das quatros substâncias em funçãodo tempo (∆t), desta forma constrói-se a equação 1:
Vm = ∆ n [mol/s, mol/min ou mol/h1] (1)
∆tRessalta-se que quando é medida a formação de produtos, a Equação 1, é escrita como:
Vm = + ∆ n [mol/s, mol/min ou mol/h]
∆t
Uma vez que esta demonstra o surgimento de produtos (no caso C ou D), então se utiliza osinal ( + ). Desta forma, o consumo dos reagentes (A ou B) é expresso com um sinal ( - ), poisesta sendo medida a velocidade em que estes produtos são consumidos (ou desaparecem).
Vm = - ∆ n [mol/s, mol/min ou mol/h]
∆t
Exemplo: Ao efetuar-se o ensaio da determinação experimental da velocidade específicada reação de saponificação do acetato de etila 2 (CH3COOCH2CH3 + NaOH → CH3COONa +
CH3CH2OH) em um reator de fluxo contínuo foram obtidos os seguintes resultados:
Tempo (minutos) Mol de CH3COOCH2CH3
0 1,65
30 0,97
60 0,56
90 0,44
120 0,35
É solicitado que se calcule a velocidade média da reação em todos os seus intervalos econstrua-se um gráfico representativo do experimento.
1 Muitos alunos se perguntam “qual das unidades devo usar? (mol/s, mol/min ou mol/h)”. A resposta pormais surpreendente que possa parecer, é simplesmente a que for mais conveniente. Por exemplo, paradescrever uma reação rápida, é mais conveniente utilizar mol/s do que mol/h. Pondere se você nãoconsidera mais conveniente, para uma reação qualquer, dizer que foi produzido por exemplo, 1 mol/s deágua, do que dizer que foram produzidos 3600 mol/hora de água? Ambas as respostas estão certas,porém entender a magnitude da grandeza de 1mol/s é simples do que abstrair 3600 mol/h.
2 Para alunos avançados e escolas de alto nível sugere-se o desenvolvimento do experimento contido noseguinte endereço: <http://www.baixaki.com.br/download/deversae.htm>. Fale com o diretor de suaescola para que o mesmo forneça condições de ensino minímas para o aprendizado caso você nãopossua laboratório de química.
Resolução:
Tempo (minutos) Mol de CH3COOCH
2CH
3Velocidade média
0 1,65 -0,02267
30 0,97 -0,01
60 0,56 -0,00400
90 0,44 -0,00433
120 0,35 0,00258
4.1 – Molecularidade de uma reação
A molecularidade de uma reação é o número de moléculas que participam de cada passode uma reação química. Dependendo do número de moléculas que participam da reação estas seclassificam em monomoleculares, bimoleculares ou trimoleculares.
Reações monomoleculares: quando apenas uma molécula reage após uma fração detempo. Por exemplo, reações de decomposição, decaimento radioativo, oxidação ou redução.Exemplos:
• Br2 ↔ 2Br
• H2O → H2 + ½O2
• KClO3 → KCl + 3/2O2
Reações bimoleculares: quando duas moléculas reagem ao mesmo tempo. Exemplos:
• H2 + I2 → 2HI
• N + O2 → NO + O
• OH + CH4 → CH3 + H2O
• O3 + SO2 → SO3 + O2
• SO + OClO → SO2 + ClO
• Na + N2O → NaO + N2
• NaOH + HCl → NaCl + H2O
0 20 40 60 80 100 120 140
0
0,2
0,4
0,6
0,8
1
1,2
1,4
1,6
1,8
Gráfico Representativo do Experimento
Tempo (minutos)
Con
cent
raçã
o (M
ols)
Mol de CH3COOCH2CH3
Reações trimoleculares: quando três moléculas, iguais ou distintas, reagem ao mesmotempo. Existem poucas reações trimoleculares e praticamente não são encontradas, na prática,reações que compreendem choques simultâneos de mais de três moléculas de reagentes.Exemplos:
• 2NO + O2 → 2NO2
• O + O2 + N2 → O3 + N2
• O + NO + N2 → NO2 + N2
4.2- Lei de Guldberg Waage ou Lei da ação das massas.
“A velocidade de uma reação édiretamente proporcional ao produto dasconcentrações molares dos reagentes,quando estes estão elevados a expoentes,que são os seus respectivos coeficientesestequiométricos”.
Através da Lei de Guldberg3 Waage4, ouLei da ação das massas, é possível obter a
expressão da velocidade de uma reação em função da concentração de seus reagentes. Assim,para a equação genérica a seguir temos a Equação 2 para expressar a velocidade.
aA + bB →→→→ cC + dD
v = k . [A]a . [B]b (2)
onde: k = constante específica de velocidade à temperatura T.
[A] e [B] = concentrações dos reagentes em mol/L.
a e b = expoentes que são determinados experimentalmente.
Obs: a soma a + b (na equação 2) é chamada de ordem da reação.
4.3- Ordem de uma reação
É muito importante determinar experimentalmente como as reações químicas sãoinfluenciadas pela concentração dos reagentes, isto é o que significa estudar a ordem da reação.
A ordem de uma reação, ou ordem global da reação, A + 2B → xC + yD , é a soma dosexpoentes que indicam as concentrações na equação da velocidade.
3 Cato Maximilian Guldberg (1836 – 1902).
4 Peter Waage (1833 – 1900).
Cato Maximilian Guldberg (esq.) e Peter Waage (dir.)
A ordem de reação também pode ser expressa em relação a uma única espécie, sendoesta ordem igual ao expoente da concentração dessa espécie na equação. Assim, a reaçãogenérica escrita acima, possui a equação da velocidade dada por:
v = k . [A] . [B]2
esta reação é dita de primeira ordem em relação a A, de segunda ordem em relação a B e, deordem global igual à três5.
1. Reações de ordem Zero
Reações de ordem Zero (ordem = 0) possuem uma velocidade de reação constante. Avelocidade de reação não depende da concentração dos reagentes. A lei da velocidade édada por:
velocidade = k, sendo a unidade de k expressa em M/s. (Mols/segundo)
Além da equação da lei da velocidade é possível também utilizar uma equação para sedeterminar quanto tempo demora para que 50% da matéria prima inicial tenha sidoconsumida. Esta equação recebe o nome de meia-vida, representada por T
½.
T½
= [A]0 / 2 . k
2. Reações de primeira ordem
Uma reação de primeira ordem (ordem = 1) possui a velocidade proporcional àconcentração de um dos regentes. Um exemplo comum de uma reação de primeira ordemé o fenômeno do decaimento radiativo. A lei da velocidade é dada por:
velocidade = k · [A] (ou B ao invés de A), sendo a unidade de k expressa em s-1
Ex: N2O5 → 2NO2 + ½ O2
T½
= ln(2) / k == 0,693 / k
3. Reações de segunda ordem Uma reação de segunda ordem (ordem = 2) possui a velocidade proporcional ao quadradoda concentração de um único reagente ou ao produto da concentração de dois regentes. Alei da velocidade é dada por: velocidade = k · [A]2, sendo a unidade de k expressa em M-1s-1
Ex: 2CH3CHO → 2CH4 + 2 CO
2NOCl → 2NO + Cl2
T½
= 1 / [A]0 . k
5 Na equação v = k . [A] . [B]2, cabe lembrar aos alunos desatentos, que o expoente da concentração de A( [A] ) é um ( 1 ) e não zero ( 0 ). Pois de acordo com uma regra, de uma ciência exata, denominada dematemática, “todo o número diferente de zero, que elevado ao expoente zero, terá como resultado ovalor um”. Assim sendo, se a concentração de A fosse elevada ao expoente zero ( [A] 0 ), aconcentração de A seria sempre 1, o que jamais poderia ser verdade. E é por isso que a ordem globalda reação hipotética é três e não dois.
4. Outras ordens de reação....
Vamos permitir aos estudos de nível superior em Química a análise das reações deterceira ordem, ordem fracionária ou outra ordem qualquer. (Os alunos mais “invocados”podem consultar Gaston, 1978).
Apesar de geralmente estarem relacionadas, a molecularidade e a ordem de reação nãodevem ser confundidas e tão pouco são a mesma coisa. Veja a comparação:
A molecularidade é sempre um númerointeiro, pequeno e diferente de zero
A ordem da reação pode ser zero,fracionária ou outro número qualquer.
Molecularidade: número de moléculas ouíons que participam da etapa
determinante na velocidade da reação, ouseja, que formam o estado de transição
Ordem de reação: é a soma dosexpoentes dos termos de concentração
que aparecem na forma diferencial da Leide Velocidade
5- Efeito da temperatura sobre a velocidade das reações químicas
Uma regra empírica, válida para um grande número de reações, querelaciona o aumento da temperatura com o aumento da velocidade deuma reação, é a regra de van't Hoff6.
“Um aumento de 10°C na temperatura de uma reação, faz comque esta seja de duas à três vezes mais rápida.”.
Naturalmente que van't Hoff chegou a esta regra após estudar umgrande número de reações químicas. Este fenômeno ocorre por que oaumento da temperatura no meio reacional causa um aumento naenergia cinética média das moléculas, fazendo com que estas se“mexam” mais rapidamente. Com as moléculas em um estado maisagitado, ocorre um aumento no número de colisões. A elevação donúmero de colisões causa consequentemente uma elevação no númerode colisões efetivas, o que termina por aumentar a velocidade da
reação.
6 Jacobus Henricus van't Hoff (1852 – 1911), cientista Holandês. Prêmio Nobel de Química, 1901. "Pelosenunciados das leis da dinâmica química e da pressão osmótica "
Jacobus Henricus
van't Hoff (1852 - 1911)
5.1 – Equação de Arrhenius7
Uma regra empírica, como a anterior, serve para muitos casos, porém as vezes faz-senecessário o uso de algo mais sofisticado, mais preciso, que produza resultados de melhorqualidade. Para tanto, o Professor Arrhenius desenvolveu uma Equação (4) que permite calcular avariação da constante de velocidade de uma reação química em função da variação datemperatura.
k = A.e (Ea/RT) (4)
Onde: k = constante de velocidade; A = constante pré-exponencial (depende, dentreoutros, da área de contato); Ea = Energia de ativação; R = constante universal dos gases (8,314
J/mol.K8 ou 0082 atm.l /mol.K); T = Temperatura (em Kelvin);
Exemplo: A constante de velocidade para uma reação de 1ª ordem é 4.6×10–4/s à temperatura
de 350°C. Sabendo que a energia de ativação é 104 kJ/mol determine a temperatura para a qual
a constante de velocidade é igual a 8,8×10–4/s. Considerando que: R = 8.314 J/mol.K, eutilizando a Equação de Arrhenius.
resolução
6- Energia de ativação e catalisadores
Os catalisadores são produtos (substâncias) utilizados para reduzir a energia de ativaçãode uma reação química. Estas substâncias permitem que uma reação qualquer seja executadacom menor aporte energético. Ao termino da reação, os catalisadores não são consumidos ouconvertidos em produtos, podendo inclusive serem reaproveitados (dependendo do caso e dascondições do catalisador após o uso).
Os catalisadores são agrupados em três classes, catalisadores homogêneos9,heterogêneos10 e biológicos. O próprio nome da classe já deixa claro a forma de atuação doscatalisadores, porém vejamos um pouco mais. Os catalisadores homogêneos encontram-se namesma fase que as substâncias reagentes, por exemplo, o H2SO4, utilizado para efetuar a reação
de esterificação de ácidos graxos livres, convertendo-os em biodiesel, o catalisador e osreagentes estão na fase líquida. Os catalisadores heterogêneos, como no caso no Ni (Níquel)utilizado para fabricar gordura vegetal hidrogenada (margarina), neste caso o catalisador é umsólido, que é misturado em um tanque sob agitação e aquecimento constante com um óleo ehidrogênio. Os catalisadores biológicos, podem ser são enzimas, leveduras, ou outros tipo de deagentes biológicos, com aplicações das mais diversas. O exemplo geralmente utilizado é ofermento biológico de pão que é uma levedura. Outros exemplos importantes seriam a produçãoda cerveja e do vinho.
7 Svante Arrhenius (1859 — 1927), químico sueco.8 O valor 8.314 472 J/mol.K para R é o valor recomendado pelo NIST (National Institute of Standards and
Technology). Como padrão no livro será utilizado 8.314 J/mol.K 9 Da mesma natureza; análogo; idêntico.10 Que se compõe de partes de natureza ou de espécies diferentes.
Capítulo 6 – Equilíbrios Dinâmicos
O árduo exercício de determinar o equilíbrio
3. Potencial hidrogeniônico (pH) e Potencial hidroxiliônico (pOH)
A sigla pH significa potencial de hidrogênio iônico, é um índice que indica a acidez,neutralidade ou alcalinidade de um sistema qualquer. O pH e sua função oposta, o pOH, sãopossivelmente os dois índices químicos mais importantes, pois os valores expressos por elesdeterminam praticamente tudo, se uma reação formara precipitados, se determinada cultura podeprosperar em certo tipo de solo, se fungos irão crescer ou não nas paredes do banheiro, inclusivese uma pessoa vive ou morre.
No corpo humano o pH do sangue normalmente é levemente básico, situado na faixa de7,35 a 7,45. A variação brusca do pH sanguíneo pode comprometer o estado de consciência deuma pessoa, assim como a sua própria vida. Caso o pH do sangue baixe à um valor de 6,95(levemente ácido), a pessoa ingressara ao estado de coma. O desequilíbrio para o lado básicotambém é catastrófico, um pH a partir de 7,7 desencadeara um estado de extrema irritação,espasmos, propensão à tetania e convulsões.
O pH é uma função matemática que varia de zero a quatorze. Sendo zero o pH mais ácido,7 neutro e 14 o pH mais alcalino (basico). O "p" vem do latim pondus hydrogenii, equivale aocologaritmo decimal da atividade dos íons H+, ou seja,
pH = -log10[ H+]
A imagem ao ladodemonstra a variação do pH, de seumínimo (mais ácido) ao seu máximo(mais básico).
A função oposta ao pH é opOH, que utiliza a mesma escala devalores (0 à 14) para expressarseus resultados, porém no sentidoinverso, ou seja, enquanto 0 é o pHmais ácido, 14 é o pOH maisbásico.
4. Cálculo de pH e pOH, hidrólise de sais
O pOH é calculado pela seguinte equação:pOH = -log10[OH-]
A concentração do íon Hidrogênio, [H+], pode ser determinada utilizando-se a seguinteequação:
[H+] = 10-pH
A concentração do íon oxidrila, [OH-], pode ser determinada utilizando-se a seguinte
equação:[OH-] = 10-pOH
A soma do pH com o pOH é sempre igual a 14.pH + pOH = 14
Exemplos:
Exemplo 1:Determinar o pH de uma solução de HCl 0,2M.
• Escrever a equação balanceada da dissociação do ácidoHCl → H+
(aq) + Cl-(aq) • Utilize a equação para determinar [H+]:
Como o HCl é um ácido forte ele se dissocia totalmente, produzindo 0,2 mol/L de H+.• Calcular o pH:
pH = -log10[H+]
pH = -log10[0,2] = 0,7
Exemplo 2:Determinar o pOH de uma solução de NaOH 0,1M.
• Escrever a equação balanceada da dissociação do alcaliNaOH → OH-
(aq) + Na+(aq)
• Utilize a equação para determinar [OH-]:Como o NaOH é um alcali forte ele se dissocia totalmente, produzindo 0,1 mol/L de OH-.
• Calcular o pOH:pOH = -log10[OH-]
pOH = -log10[0,1] = 1
Exemplo 3:Determinar o pH de uma solução 0,2 mol/L (0,2M) de H2SO4
• Escrever a equação balanceada da dissociação do ácidoH2SO4 → 2H+(aq) + SO4
2-(aq)
• Utilize a equação para determinar [H+]:0,2 mol/L de H2SO4 produzem 2 x 0,2 = 0,4 mol/L H+, uma vez que o H2SO4 é um ácido
forte ele se dissocia totalmente.• Calcular o pH:
pH = -log10[H+]
pH = -log10[0,4] = 0,4
Exemplo 4:Determinar o pOH de uma solução 0,1mol/L (0,1M)de Ba(OH)2
• Escrever a equação balanceada da dissociação do alcali:Ba(OH)2 → 2OH-(aq) + Ba2+(aq)
• Utilize a equação para determinar [OH-]:0,1mol/L Ba(OH)2 produz 2 x 0,1 = 0,2 mol/L OH-, uma vez que o Ba(OH)2 é um alcali
forte ele se dissocia totalmente.• Calcular o pOH:
pOH = -log10[OH-]
pH = -log10[0,2] = 0,7
Exemplo 5:Determinar a [H+] de uma solução de ácido nitrico com pH igual à 3,0pH= 3,0[H+] = 10-pH
[H+] = 10-3,0 = 0,001mol/L
É possível tirar a prova real deste resultado para ter certeza de que a resposta esta correta, paraisto basta calcular o valor da [H+], a resposta encontrada deverá ser igual ao pH original. pH = -log10[H+]
pH = -log10[0,001] = 3
O pH calculado é igual ao original, então a resposta é verdadeira.
Exemplo 6:Determinar a [OH-] de uma solução de hidróxido de sódio em uma solução com pOH igual à 1.pOH = 1[OH-] = 10-pOH
[OH-] = 10-1 = 0,1 mol/L
É possível tirar a prova real deste resultado para ter certeza de que a resposta esta correta, paraisto basta calcular o valor da [OH-], a resposta encontrada deverá ser igual ao pOH original. pOH = -log10[OH-]
pOH = -log10[0,1] = 1
O pOH calculado é igual ao original, então a resposta é verdadeira.
Exemplo 7:Determinar o pH de uma solução de hidróxido de sódio em uma solução com pOH igual à 2.pH = 14 - pOHpH = 14 - 2 = 12
Exemplo 8:Determinar o pOH de uma solução de ácido clorídrico com pH 3,4.pOH = 14 - pHpOH = 14 – 3,4 = 10,6
Exemplo 9:Determinar a [H+] em uma solução de hidróxido de sódio onde o pH vale 1.
➢ Calcular o pHpH = 14 - pOHpH = 14 - 1 = 13
➢ Calcular [H+][H+] = 10-pH
[H+] = 10-13 = 10-13mol/L
Exemplo 10:Determinar a [OH-] em uma solução de ácido sulfúrico com pH 3,0.
➢ Calcular o pOHpOH = 14 - pHpOH = 14 - 3 = 11
➢ Calcular [OH-][OH-] = 10-pOH
[OH-] = 10-11 = 10-11 mol/L
Exemplo 11:Determinar o pH de uma solução 0,2M de hidróxido de sódio
• Escrever a equação balanceada da dissociação do NaOH:NaOH → Na+(aq) + OH-(aq)
• Utilize a equação para determinar [OH-]:0,2mol/L NaOH produz 0,2mol/L OH- por que o NaOH é um álcali forte e se dissociatotalmente.
• Calcular o pOH:pOH = -log10[OH-]
pOH = -log10[0,2] = 0,7
• Calcular o pH:pH = 14 - pOHpH = 14 - 0,7 = 13.3
Exemplo 12:Determinar o pOH de uma solução 0,2mol/L H2SO4
• Escrever a equação balanceada da dissociação do H2SO4:
H2SO4 → 2H+(aq) + SO42-(aq)
• Utilize a equação para determinar [H+]:0,2 mol/L de H2SO4 produz 2 x 0,2 = 0,4 mol/L H+ como o H2SO4 é um ácido forte ele se
dissocia totalmente • Calcular o pH:
pH = -log10[H+]:
pH = -log10[0,4] = 0,4
• Calcular o pOH:pOH = 14 - pHpOH = 14 - 0,4 = 13.6
Capítulo XX - Fotoquímica
Fábrica de carcinoma humano
1 - Histórico
Em 1727 o cientista alemão Heinrich Schulze observou aação química da luz sobre sais de prata, notando que oenegrecimento destes sais ocorria exclusivamente devido a açãoda luz e não ao calor como se pensava. Em 1768 Karl WilhelmScheele (1742-1786) notou que o cloreto de prata (AgCl) enegreciamais intensamente quando exposta à região UV do espectro.
Em 1801 Johann Wilhelm Ritter (1776-1810), notoriamenteconhecido pela descoberta do espectro ultravioleta, comprovou quea radiação UV exerce uma ação mais química mais energéticasobre os corpos. As observações destes homens acabaram porpermitir que posteriormente William Hyde Wollaston (1766–1828) eLouis Jacques Mandé Daguerre(1787—1851) viessem a efetuar odesenvolvimento da fotografia (da antiga fotografia feita em papel,anterior as câmeras fotográficas digitais).
Entre 1855 e 1862, o químico alemão Robert Wilhelm Bunsen11 investigou a açãofotoquímica da luz sobre uma mistura de cloro e hidrogênio produzindo HCl. Bunsen observou quehá uma relação específica entre a formação do HCl e a quantidade de luz recebida.
Em 1928 o cientista Indiano Chandrasekhara Venkata Raman (1888–1970, Prêmio Nobelde Física de 1930, pelo seu trabalho sobre o espalhamento molecular da luz e pela descoberta doefeito Raman) descobriu o efeito Raman, que ocorre em função da passagem de luzmonocromática através da matéria. Ao atravessar um meio completamente transparente o feixedeveria atravessá-lo e emergir do outro lado sem perda de energia. Todavia Raman observouque uma pequena quantidade de luz era difundida e emergia em direções diferentes da do feixede luz incidente e se este feixe incidente fosse de luz monocromática (de uma única cor), amaioria dos raios de luz difundidos eram da mesma cor que a luz incidente, porém algunsapresentavam coloração diferente. O brilhante Raman explicou este fenômeno usando a teoriacorpuscular da luz, que considera que a luz é formada por partículas elementares de energiadenominadas fótons. Raman explicou que alguns fótons chocavam-se com moléculas do materialdo meio transparente e eram desviados, o que explicava a mudança de direção dos fótons(difusão da luz), e que este choque poderia ou não ser perfeitamente elástico. Se o choque fosseperfeitamente elástico, toda a energia do fóton permanecerá com este após o choque e este iráapenas alterar sua direção sem mudar a cor, porém se o choque for inelástico, parte da energiado fóton será absorvida pela molécula, que vibrará para dissipá-la. Por esta perda de energia, ofóton muda sua cor, para a cor correspondente a uma quantidade de energia menor, ou menorcomprimento de onda, explicando assim a mudança de cor.
2 - Introdução
A fotoquímica12 é estuda as reações químicas produzidas pela luz. Considerando-se a luzcomo radiação electromagnética, com diferentes comprimentos de onda, cuja partículafundamental é denominada de fóton. A energia E (em Joules) de um fóton é calculada através daequação de Planck (1)
(1)
onde h é a constante de Plank (6.6265×10–34 J s), ν é a frequência da radiação (s–1), c é avelocidade da luz (2.9979×108 m/s) e λ é o comprimento da onda (m).
11 O instrumento de laboratório denominado bico de Bunsen, foi inventado por este grande químico. 12 Termo do Grego phôs, photós, luz + química.
Johann Heinrich Schulze
(1687-1744)
A luz possui propriedades de onda tanto quanto de partícula, esta característica é ditacomo comportamento dual da luz. De acordo com Max Planck13, a luz não é transmitida numafaixa contínua mas sim em pequenos pacotes individuais de energia ou quanta de luz. A energiade um único quanta de luz (ou fóton) é o produto da frequência da luz pela constante de Planck(Equação 1). Costuma-se definir um mol de fótons como um einstein (1 einstein = 6,023x1023
quanta.). Geralmente a energia transferida em uma reação fotoquímica excede a energia tipica deativação de reações térmicas e também a energia de dissociação das ligações químicas.
Observando a Figura a seguir é possível compreender como uma reação fotoquímicaocorre. Inicialmente (1) um fóton, com comprimento de onda correto, representado por hv, atingeum elétron de um átomo hipotético qualquer. (2) A energia do fóton é transferida para o elétron,que salta para um orbital mais afastado do núcleo, gerando um estado intermediário representadopor um * , a este estado intermediário da-se o nome de estado exitado. Partículas em estadoexitado são instáveis e tendem a retornar rapidamente ao estado relaxado, onde o elétron esta emum orbital atômico mais baixo. Ao retornar para um nível energético mais baixo, o elétron liberaenergia. No exemplo, ocorre a liberação de um fóton (3).
Contudo, além de liberar fótons (hv), para retornar ao estado relaxado, os elétrons podemefetuar outros fenômenos, como a emissão de calor, transferir o excesso de energia para umátomo vizinho ou alterar o potencial de redução do átomo.
13 Max Planck (1858-1947), certamente o maior físico da história da Alemanha, tão ou mais brilhante queAlbert Einstein.
Reação fotoquímica.
a) Leis da fotoquímica
1. Lei de Grotthuss-Draper14 (1818): Apenas a radiação absorvida por uma molécula podepromover reações fotoquímicas.
2. Lei de Stark-Einstein15 (formulada entre 1908 e 1913, também conhecida como lei doequivalente fotoquímico): Uma molécula que sofre uma reação fotoquímica, o fará atravésda absorção de um único quanta de energia luminosa, conforme a Equação 2:
E = N
A.h.ν (2)
onde N
A = número de Avogadro (6,022 × 1023), h = constante de Plank, ν é a freqüência
da radiação absorvida.
3. Lei de Beer-Lambert é a relação linear entre a absorbância16 e a concentração de umaespécie absorvente. A lei geral Beer-Lambert é normalmente escrita conforme a equação3:
A = a(ג) * b * c (3)
14 Lei de Grotthuss-Draper. Theodor von Grotthuss (1785–1822), químico alemão. John William Draper(1811–1882), químico norte americano.
15 Lei de Stark-Einstein. Johannes Stark (1874–1957), físico alemão. Albert Einstein (1879–1955), físicoalemão.
16 Absorbância = coeficiente de absorção de radiação.
1- Liberação de fótons (hv);2- Emissão de calor;3- Alteração do potencial de redução do átomo. 4- Transferência do excesso de energia para um átomo vizinho
onde: A = é a absorvância medida, a(ג) = o comprimento de onda dependente docoeficiente de absortividade, b = é o comprimento do caminho percorrido pela luz e c = é aconcentração item em análise.
De acordo com Barltrop17 e Coyle (1975), a Lei de Beer-Lambert é válida, exceto quandoradiações de grande intensidade são utilizadas, tais como o LASER18.
4. Rendimento quântico (Φ): Φ = n o de moléculas decompostas ou formadas número de fótons absorvidos
Por exemplo, se tivermos 1000 fótons absorvidos e 1 produto formado este seria umprocesso fotoquímico muito ineficiente. Por outro lado podemos ter Φ = 1, onde cada fótonproduz 1 produto. E também podemos ter Φ > 1, onde um fóton produz um radical, quegera uma reação em cadeia.
Regiões do espectro eletromagnético comummente utilizadas na fotoquímica:
• Luz visível: 400–700 nm;• Ultravioleta: 100–400 nm;• Infravermelho próximo: 700–1000 nm;• Infravermelho distante: 15–1000 µm
Algumas reações fotoquímicas, como as efetuadas pelas radiações ultravioletas (UV), sãocarcinogênicas para humanos. (para saber mais visite o site)
b) Excitantes c) Extinção químicad) Luminescência
17 Barltrop J. A. and Coyle J. D. Principle of Photochemistry. London: Wiley; 1975.18 LASER - acrônimo de Light Amplification by Stimulated Emission of Radiation, amplificação da luz pormeio de emissão estimulada de radiação.
espectro eletromagnético
3 - Algumas Reações ou Aplicações químicas da luz
Você ainda não entendeu por que estudar fotoquímica? Entender o comportamento da luzé o mais próximo que os químicos já chegaram de transformar “chumbo em ouro”, graças aodomínio da luz, você, por exemplo, paga fortunas por areia (Silício).
a) Analise espectral:
b) Actinometria: processo químico que permite medir a intensidade de radiações.
b) Análise polarimétrica:
c) Fotografia: de forma resumida e simplificada, antes do avanço da fotografia digital, a capturade imagens era feita em filmes de papel
d) Purificação fotoquímica de efluentes: (Photochemical Wastewater Purification)
e) Reações em cadeia induzidas pela luz: ( Light-Induced Chain Reactions)
f) Reações fotossintéticas: se você ainda não sabe o que é, pergunte ao seu professor deBiologia.
g) Fabricação de chips de computador
i) Fabricação de extensômetros
Glossário
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Grupo Tchê Química. Porto Alegre – RS. Brasil. 1
Tabelas diversas
Tabela de conversão de Fahrenheit para Célsius
ºF ºC ºF ºC ºF ºC ºF ºC
125 51,6 82 27,8 39 3,9 -4 -20
124 51,1 81 27,2 38 3,3 -5 -20,5
123 50,5 80 26,6 37 2,8 -6 -21,1
122 50 79 26,1 36 2,2 -7 -21,6
121 49,4 78 25,5 35 1,7 -8 -22,2
120 48,8 77 25 34 1,1 -9 -22,8
119 48,3 76 24,4 33 0,6 -10 -23,3
118 47,7 75 23,9 32 0 -11 -23,9
117 47,2 74 23,3 31 -0,6 -12 -24,4
116 46,6 73 22,8 30 -1,1 -13 -25
115 46,1 72 22,2 29 -1,7 -14 -25,5
114 45,5 71 21,6 28 -2,2 -15 -26,1
113 45 70 21,1 27 -2,8 -16 -26,6
112 44,4 69 20,5 26 -3,3 -17 -27,2
111 43,8 68 20 25 -3,9 -18 -27,8
110 43,3 67 19,4 24 -4,4 -19 -28,3
109 42,7 66 18,9 23 -5 -20 -28,9
108 42,2 65 18,3 22 -5,6 -21 -29,4
107 41,6 64 17,8 21 -6,1 -22 -30
106 41,1 63 17,2 20 -6,7 -23 -30,5
105 40,5 62 16,7 19 -7,2 -24 -31,1
104 40 61 16,1 18 -7,8 -25 -31,6
103 39,4 60 15,5 17 -8,3 -26 -32,2
102 38,9 59 15 16 -8,9 -27 -32,7
101 38,3 58 14,4 15 -9,4 -28 -33,3
100 37,7 57 13,9 14 -10 -29 -33,9
99 37,2 56 13,3 13 -10,5 -30 -34,4
98 36,6 55 12,8 12 -11,1 -31 -35
97 36,1 54 12,2 11 -11,7 -32 -35,5
96 35,5 53 11,7 10 -12,2 -33 -36,1
95 35 52 11,1 9 -12,8 -34 -36,6
94 34,4 51 10,5 8 -13,3 -35 -37,2
93 33,9 50 10 7 -13,9 -36 -37,7
92 33,3 49 9,4 6 -14,4 -37 -38,3
91 32,7 48 8,9 5 -15 -38 -38,9
90 32,2 47 8,3 4 -15,5 -39 -39,4
89 31,6 46 7,8 3 -16,1 -40 -40
88 31,1 45 7,2 2 -16,7
87 30,5 44 6,7 1 -17,2
86 30 43 6,1 0 -17,8
85 29,4 42 5,6 -1 -18,3
84 28,9 41 5 -2 -18,9
83 28,3 40 4,4 -3 -19,4
Grupo Tchê Química. Porto Alegre – RS. Brasil. 2
Tabela de conversão de Célsius para Fahrenheit
ºC ºF ºC ºF ºC ºF ºC ºF
50 122 24 75,2 -2 28,4 -28 -18,4
49 120,2 23 73,4 -3 26,6 -29 -20,2
48 118,4 22 71,6 -4 24,8 -30 -22
47 116,6 21 69,8 -5 23 -31 -23,8
46 114,8 20 68 -6 21,2 -32 -25,6
45 113 19 66,2 -7 19,4 -33 -27,4
44 111,2 18 64,4 -8 17,6 -34 -29,2
43 109,4 17 62,6 -9 15,8 -35 -31
42 107,6 16 60,8 -10 14 -36 -32,8
41 105,8 15 59 -11 12,2 -37 -34,6
40 104 14 57,2 -12 10,4 -38 -36,4
39 102,2 13 55,4 -13 8,6 -39 -38,2
38 100,4 12 53,6 -14 6,8 -40 -40
37 98,6 11 51,8 -15 5
36 96,8 10 50 -16 3,2
35 95 9 48,2 -17 1,4
34 93,2 8 46,4 -18 -0,4
33 91,4 7 44,6 -19 -2,2
32 89,6 6 42,8 -20 -4
31 87,8 5 41 -21 -5,8
30 86 4 39,2 -22 -7,6
29 84,2 3 37,4 -23 -9,4
28 82,4 2 35,6 -24 -11,2
27 80,6 1 33,8 -25 -13
26 78,8 0 32 -26 -14,8
25 77 -1 30,2 -27 -16,6
Grupo Tchê Química. Porto Alegre – RS. Brasil. 3
TABELA DE CÁTIONS E ÂNIONS
Ânions
Monovalentes
Hidreto H¯ Metaborato BO2¯
Hidroxila (ou Oxidrila) OH¯ Metarsenito AsO2¯
Fluoreto F¯ Metantimonito SbO2¯
Brometo Br¯ Cloroaurato AuCl4¯
Cloreto Cl¯ Fluoborato BF4¯
Iodeto I¯ Bicarbonato HCO3¯
Hipoclorito ClO¯ Bissulfito HSO3¯
Clorito ClO2¯ Bissulfato HSO4
¯
Clorato ClO3¯ Sulfidrato HS¯
Perclorato ClO4¯ Formiato HCO2
¯
Hipobromito BrO¯ Periodato IO4¯
Bromito BrO2¯ Nitrito NO2
¯
Bromato BrO3¯ Nitrato NO3
¯
Perbromato BrO4¯ Cianeto CN¯
Hipoiodito IO¯ Isocianeto NC¯
Iodito IO2¯ Cianato OCN¯
Iodato IO3¯ Isocianato NCO¯
Metafosfato PO3¯ Fulminato ONC¯
Hipofosfito H2PO2¯ Tiocianato ou sulfocianeto SCN¯
Permanganato MnO4¯ Acetato CH3COO¯
Aluminato AlO2¯ Ferrito FeO2
¯
Bismutato BiO3¯
Bivalentes
Óxido O–2 Dicromato Cr2O7–2
Peróxido O2–2 Manganito MnO3
–2
Sulfeto S–2 Manganato MnO4–2
Sulfito SO3–2 Hiponitrito N2O2
–2
Sulfato SO4–2 Fosfito HPO3
–2
Tiossulfato S2O3–2 Metassilicato SiO3
–2
Hipossulfato S2O6–2 Tetraborato B4O7
–2
Pirossulfato S2O7–2 Estanato SnO3
–2
Persulfato S2O8–2 Estanito SnO2
–2
Hiposulfito S2O4–2 Zincato ZnO2
–2
Pirossulfito S2O5–2 Molibdato MoO4
–2
Grupo Tchê Química. Porto Alegre – RS. Brasil. 4
Tetrationato S4O6–2 Tungstato WO4
–2
Selenieto Se–2 Ferrato FeO4–2
Selenito SeO3–2 Plumbito PbO2
–2
Seleniato SeO4–2 Plumbato PbO3
–2
Telureto Te–2 Cloroplatinato PtCl6–2
Telurito TeO3–2 Fluorsilicato SiF6
–2
Carbonato CO3–2 Cromato CrO4
–2
Oxalato C2O4–2
Trivalentes
Nitreto N–3 Arseniato AsO4–3
Fosfeto P–3 Antimonito SbO3–3
Fosfato PO4–3 Antimoniato SbO4
–3
Borato BO3–3 Ferricianeto Fe(CN)6
–3
Arsenito AsO3–3
Tetravalentes
Silicato (Ortossilicato) SiO4–4 Piroarseniato As2O7
–4
Hipofosfato P2O6–4 Piroantimoniato Sb2O7
–4
Pirofosfato P2O7–4 Ferrocianeto Fe(CN)6
–4
Grupo Tchê Química. Porto Alegre – RS. Brasil. 5
Cátions
Monovalentes
Hidrogênio H+ Prata Ag+
Hidrônio (ou Hidroxônio) H3O+ Tálio I (talioso) Tl+
Sódio Na+ Cobre I (cuproso) Cu+
Lítio Li+ Mercúrio I (mercuroso) (Hg2) 2+
Potássio K+ Ouro I (auroso) Au+
Césio Cs+ Amônio NH4+
Rubídio Rb+ Frâncio Fr+
Bivalentes
Berílio Be+2 Ferro II (ferroso) Fe+2
Magnésio Mg+2 Manganês II (manganoso) Mn+2
Cálcio Ca+2 Estanho II (estanoso) Sn+2
Estrôncio Sr+2 Titânio II (titanoso) Ti+2
Bário Ba+2 Platina II (platinoso) Pt+2
Rádio Ra+2 Mercúrio II (mercúrico) Hg+2
Zinco Zn+2 Níquel II (niqueloso) Ni+2
Cádmio Cd+2 Cromo II (cromoso) Cr+2
Cobre II (cúprico) Cu+2 Paládio II (paladioso) Pd+2
Cobalto II (cobaltoso) Co+2 Chumbo II (plumboso) Pb+2
Trivalentes
Alumínio Al+3 Cromo III (crômico) Cr+3
Antimônio III (antimonioso) Sb+3 Ferro III (férrico) Fe+3
Arsênio III (arsenioso) As+3 Níquel III (niquélico) Ni+3
Bismuto Bi+3 Ouro III (áurico) Au+3
Cobalto III (cobáltico) Co+3 Gálio Ga+3
Tálio III (tálico) Tl+3 Índio In+3
Tetravalentes
Chumbo IV (plúmbico) Pb+4 Titânio IV (titânico) Ti+4
Estanho IV (estânico) Sn+4 Paládio IV (paládico) Pd+4
Manganês IV (mangânico) Mn+4 Platina IV (platínico) Pt+4
Pentavalentes
Antimônio V (antimônico) Sb+5 Arsênio V (arsênico) As+5
Grupo Tchê Química. Porto Alegre – RS. Brasil. 6
Elementos da Tabela Periódica
A Actínio Alumínio Amerício Antimônio Argônio Arsênio Astato
B Berquélio Berílio Bismuto Boro Bromo Bário Bóhrio
C Califórnio Carbono Chumbo Cloro Cobalto Cobre Criptônio Cromo Cádmio Cálcio Cério Césio Cúrio
D Darmstádio Disprósio Dúbnio
E Einstênio Enxofre Érbio Escândio Estanho Estrôncio Európio
F Ferro Flúor Frâncio
Férmio Fósforo
G Gadolínio Germânio Gálio
H Hidrogênio Háfnio Hássio Hélio Hólmio
I Índio Iodo Irídio Ítrio Itérbio
L Lantânio Laurêncio Lutécio Lítio
M Magnésio Manganês Meitnério Mendelévio Mercúrio Molibdênio
N
Neodímio Neptúnio Nitrogênio Nióbio Nobélio Neônio Níquel
O Ósmio Ouro Oxigênio
P Paládio Platina Plutônio Polônio Potássio Praseodímio Prata Promécio Protactínio
R Roentgenium Rubídio Rutherfórdio Rutênio Rádio Radônio Rênio Ródio
S Samário Seabórgio Selênio Silício Sódio
T Tecnécio Telúrio Titânio Tungstênio Tálio Tântalo Térbio Tório Túlio
U Urânio
V Vanádio
X Xenônio
Z Zinco Zircônio
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RESPOSTAS DO LIVROINTRODUÇÃO CLÁSSICA À FÍSICO-QUÍMICA
Eduardo GoldaniLuis De Boni
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