MATERIAL TEÓRICO DE QUÍMICA GERAL ZERO - · PDF fileUNIVERSIDADE PRESBITERIANA MACKENZIE ESCOLA DE ENGENHARIA 1 MATERIAL TEÓRICO DE QUÍMICA GERAL ZERO Professores: Msc. Alessandro

UNIVERSIDADE PRESBITERIANA MACKENZIEESCOLA DE ENGENHARIA

1

MATERIAL TEÓRICO DE QUÍMICA GERAL ZERO

Professores: Msc. Alessandro Henrique de Oliveira

Msc. Ana Maria B. Marmo

TÓPICO I: FUNÇÕES QUÍMICAS

1.1. INTRODUÇÃO

Ácidos, bases e sais são substâncias familiares a todos nós e podem ser encontradas ao nosso

redor, em nossas casas e até em nosso organismo.

O ácido clorídrico é um constituinte do nosso suco gástrico; a amônia e o hidróxido de sódio

são componentes de vários produtos de limpeza; o cloreto de sódio é o principal componente do sal

de cozinha.

A caracterização dessas substâncias foi feita inicialmente a partir do sabor: ácidos são

azedos, bases são adstringentes e sais são salgados.

Porém as primeiras definições importantes apareceram em fins do século XIX e foram feitas

por Suant August Arrhenius (1825-1923).

Arrhenius realizou vários experimentos relacionados à passagem de corrente elétrica através

de soluções aquosas de compostos iônicos e moleculares.

Inicialmente testou a condutividade do cloreto de sódio (NaCl) e de soda cáustica (NaOH).

Constatou que a passagem de corrente nas soluções aquosas desses compostos estava associada à

existência de íons livres nas soluções. Esses íons livres são provenientes da dissociação (ou

separação) dos íons agregados no retículo cristalino das substâncias. Esse fenômeno é denominado

dissociação iônica.

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Observe:

Na+Cl-(s) H2O Na+ + Cl-

NaOH(s) H2O Na+ + OH-

Ao testar a condutividade de substâncias moleculares, como o açucar (C12H22O11), percebeu

que a solução de açucar não conduz corrente elétrica, portanto Arrhenius concluiu que não existem

íons e sim, que o açucar só se dissolveu na água.

Todos os compostos como: NaCl, NaOH e HCl, por exemplo, que em solução aquosa

conduzem corrente elétrica, são denominados eletrólitos. Suas soluções que contém íons são

denominadas iônicas ou eletrolíticas.

Estudos dessas soluções levaram Arrhenius a elaborar as seguintes definições:

• Ácidos são substâncias que em solução aquosa sofrem ionização, liberando como cátions

somente H+:

HxA H2O xH+(aq) + Ax-

(aq)

• Bases são substâncias que em solução aquosa sofrem dissociação iônica, liberando como

único tipo de ânions os íons OH- (hidroxila):

C(OH)x H2O Cx+(aq) + xOH-

(aq)

• Sais são substâncias que em solução aquosa sofrem dissociação, originando pelo menos um

cátion diferente de H+ e pelo menos um ânion diferente de OH-:

NaCl(s) H2O Na+(aq) + Cl-(aq)

Utilizando os conceitos acima, podemos relacionar a capacidade de conduzir corrente

elétrica das substâncias iônicas e moleculares.




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Condutividade elétricaEstado físicoCaracterística dos compostos

Sólido LíquidoSoluçõesaquosas

iônicosNÃO SIM SIM

Ácidos eamônia (NH3) NÃO NÃO SIMmolecularesdemais

NÃO NÃO NÃO




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TÓPICO II: ÁCIDOS

Segundo Arrhenius:

Ácidos se ionizam em solução aquosa originando cátion H+ ou H3O+

Nomenclatura:

• Hidrácidos: ácidos sem oxigênio. Seus nomes são dados da seguinte maneira:

Ácido nome do elemento ídrico

HF – ácido fluorídrico

HCl – ácido clorídrico

HBr – ácido bromídrico

HI – ácido iodídrico

H2S – ácido sulfídrico

HCN – ácido cianídrico

• Oxiácidos: ácidos com oxigênio.

Uma das maneiras mais simples de dar nome a esses ácidos é a partir do nome e da

fórmula dos ácidos padrão de cada família ou grupo.

VA (N, P e As)VIIA (Cl, Br, I)

HClO3ácido clórico

VIA (S e Se)

H2SO4ácido sulfúrico

HNO3ácidonítrico

H3PO4ácidofosfórico

IVA (C)

H2CO3ácido carbônico




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A partir dessas fórmulas e de acordo com a variação do número de átomos de

oxigênio, determinam-se as fórmulas e os nomes dos outros ácidos, com o uso de prefixos e

sulfixos.

Assim:

ácido per nome do elemento ico

Ácido padrão + 1 átomo de oxigênio

ácido nome do elemento ico

ácido nome do elemento oso - 1 átomo de oxigênio

ácido hipo nome do elemento oso - 1 átomo de oxigênio

Desse modo teremos:

Família VIIA (Cl, Br e I)

HClO4 – ácido perclórico

HClO3 – ácido clórico

HClO2 – ácido cloroso

HClO – ácido hipocloroso

OBS: Não existem ácidos oxigenados do Flúor.

Família VIA (S e Se)

H2SO4 – ácido sulfúrico

H2SO3 – ácido sulfuroso




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Família VA (N, P e As)

HNO3 – ácido nítrico

HNO2 – ácido nitroso

H3PO4 – ácido fosfórico

H3PO3 – ácido fosforoso

H3PO2 – ácido hipofosforoso

Família IVA (C)

H2CO3 – ácido carbônico

Classificação:

Além da classificação baseada na presença de oxigênio na molécula, os ácidos podem ser

classificados segundo outros critérios:

• Número de hidrogênios ionizáveis

Em função do número de hidrogênios H+ ou íons H3O+ liberados por molécula

ionizada, os ácidos podem ser assim classificados:

Monoácidos – 1 H+

Diácidos – 2 H+

Triácidos – 3 H+

Tetrácidos – 4 H+

Nos hidrácidos, todos os hidrogênios presentes nas moléculas são ionizáveis, já nos

oxiácidos, somente os hidrogênios diretamente ligados ao oxigênio.




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Ø HIDRÁCIDOS

H – Cl 1 H ionizável (HCl)

Monoácido

H – S – H 2 H ionizáveis (H2S)

Diácido

H – C ≡N 1 H ionizável (HCN)

Monoácido

Ø OXIÁCIDOS

O

H – O – Cl O 1 H ionizável (HClO4)

O Monoácido

H – O – N = O 1 H ionizável (HNO3)

O Monoácido

O

H – O – P – H 1 H ionizável (H3PO4)

H Monoácido

O

H – O – S – O – H 2 H ionizáveis (H2SO4)

O Diácido




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H – O – C = O 2 H ionizáveis (H2CO3)

H – O Diácido

A ionização de um ácido com mais de um hidrogênio ionizável ocorre em etapas:

H2S água H+ + HS-

HS- água H+ + S2-

H2S água 2H+ + S2- (ionização total)

OBS: O íon H+ não existe em solução aquosa, pois este se liga à molécula de água,

originando o íon H3O+ (hidroxônio ou hidrônio).

Assim: H2S água 2H3O+ + S2-

• Grau de ionização

O grau de ionização (α) de um ácido é a relação entre o número de moléculas

ionizadas e o número total de moléculas dissolvidas.

α = nº de moléculas ionizadas

nº de moléculas dissolvidas

Exemplo:

De cada 100 moléculas de HCl dissolvidas, 92 moléculas sofrem ionização.

HCl ↔ H+ + Cl-

α = 92/100 = 0,92 ; α = 92%




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O grau de ionização (α) pode ser determinado medindo-se a condutividade das

soluções aquosas dos ácidos. De maneira geral temos:

Ø Fortes: α ≥ 50%

Ø Semifortes ou moderados: 5% < α < 50%

Ø Fracos: α ≤ 5%

Os hidrácidos mais conhecidos são assim classificados:

Fortes: HCl, HBr, HI

Semifortes: HF

Fracos: H2S, HCN

A força dos oxiácidos pode ser determinada pela diferença (X) entre o número de

átomos de oxigênio e o número de átomos de hidrogênio ionizáveis.

X = nº de átomos de oxigênio - nº de átomos de H ionizáveis

Fortes Semifortes FracosValor de X3 ou 2 1 0

Exemplos:

HBrO4 – forte

H2SO4 – forte

H3PO4 – semiforte

HNO2 – semiforte

HClO – fraco

OBS: O ácido carbônico (H2CO3) é extremamente instável e se decompõe mais facilmente

do que se ioniza, assim é considerado fraco por esta razão.




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• Volatilidade

Indica a maior ou menor facilidade com que os ácidos passam do estado líquido para

o gasoso.

Voláteis: HF, HCl, HCN, H2S, HNO3, ...

Fixos: H2SO4, H3PO4

OBS: Ácidos fixos são ácidos que não passam para o estado gasoso facilmente, isto é, não se

volatilizam com facilidade.




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TÓPICO III: BASES OU HIDROXIDOS

Segundo Arrhenius:

Bases se dissociam em solução aquosa originando ânions OH-

• Nomenclatura:

A nomenclatura das bases é dada da seguinte maneira:

Hidróxido de nome do cátion

Hidróxido de sódio : cátion Na+ (sódio) Na+OH- NaOH

ânion OH- (hidróxido)

Hidróxido de alumínio : cátion Al3+ (alumínio) Al3+(OH)3- Al(OH)3

ânion OH- (hidróxido)

Ø Quando um mesmo elemento forma cátions com diversas eletrovalências (cargas),

acrescenta-se ao final do nome, em algarismo romano, o número da carga do íon.

Ø Outra maneira de dar nome é acrescentar o sufixo oso ao íon de menor carga, e ico ao

íon de maior carga.

Fe2+ : Fe(OH)2 hidróxido de ferro II ou hidróxido ferroso

Ferro

Fe3+ : Fe(OH)3 hidróxido de ferro III ou hidróxido férrico

• Classificação:

As bases podem ser classificadas segundo três critérios:




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Ø Número de hidroxilas

Monobases Dibases Tribases TetrabasesNº de OH- por

fórmula 1 OH- 2 OH- 3 OH- 4 OH-

Exemplo NaOH Ca(OH)2 Al(OH)3 Pb(OH)4

Observe alguns exemplos da dissociação de bases:

KOH água K+ + OH-

Ca(OH)2água Ca2+ + 2OH-

Ø Solubilidade em água

Metais alcalinos e NH3 : solúveis

Metais alcalinos Terrosos: pouco solúveis

Outros Metais: insolúveis

OBS: As bases de berílio e magnésio são praticamente insolúveis

Ø Força ou Grau de Dissociação

As forças das bases estão associadas ao seu grau de dissociação, assim temos:

Base solúvel → elevado grau de dissociação → base forte

Base praticamente insolúvel → baixo grau de dissociação → base fraca

§ Bases Fortes: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2 e Ba(OH)2

§ Bases Fracas: NH4OH e bases dos demais metais

OBS: O hidróxido de amônio (NH4OH) é a única base solúvel em água com pequeno

grau de dissociação, portanto fraca.




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TÓPICO IV: SAIS

Segundo Arrhenius:

Sais se dissociam em solução aquosa originando pelo menos um cátion diferente de H+ e um ânion

diferente de OH-

• Nomenclatura:

Os sais podem ser obtidos a partir de ácidos. A nomenclatura de seus ânions é

baseada no ácido de origem, sendo realizada da seguinte maneira:

Sufixo do ácido -ídrico -ico -oso

Sufixo do ânion -eto -ato -ito

Para determinar os nomes dos sais, pode-se utilizar o seguinte esquema:

nome do ânion de nome do cátion ⇒ nome do sal

Exemplos:

Ácido de origem Ânion Cátion Sal

HCl – clorhídrico Cl- - cloreto Na+ NaCl : cloreto de sódio

H2SO4 – sulfúrico SO42- - sulfato Ca2+ CaSO4 : sulfato de cálcio

HNO2 – nitroso NO2- - nitrito K+ KNO2 : nitrito de potássio

Ø Outra maneira de dar nomes aos sais é usando as tabelas de ânions e cátions.




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Exemplo:

ânion – carbonato = CO22+ Na2

+CO32- ⇒ Na2CO3 carbonato de sódio

cátion – sódio = Na+


Ø Natureza dos íons

§ Sal neutro – na sua fórmula não aparece nem H+ nem OH- : NaCl, BaSO4

§ Sal ácido ou hidrogeno – sal – apresenta dois cátions, sendo um deles H+ e

somente um ânion:

carbonato (mono) ácido de sódio

NaHCO3 (mono) hidrogeno – carbonato de sódio

§ Sal básico ou hidroxi – sal – apresenta dois ânions, sendo um deles o OH- e

somente um cátion:

cloreto (mono) básico de cálcio

Ca(OH)Cl (mono) hidroxicloreto de cálcio

§ Sal duplo ou misto – apresenta dois cátions diferentes (exceto o H+) ou dois

ânions diferentes (exceto o OH-):

NaLiSO4 - sulfato de sódio e lítio

CaClClO - hipoclorito cloreto de cálcio




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§ Sal hidratado – apresenta no retículo cristalino, moléculas de água em proporção

definida. Chama-se água de cristalização e sua quantidade é indicada, na

nomenclatura, por meio de prefixos:

CuSO4.5H2O - sulfato de cobre II pentahidratado

Ø Solubilidade em água

Em termos práticos este é o critério mais importante para a classificação dos

sais.

⇒ Consultar as Tabelas de solubilidade em água (a 25oC e 1 atm) das substâncias




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TÓPICO V: ÓXIDOS

Óxido é um composto binário, ou seja, formado por dois elementos, sendo o oxigênio o mais

eletronegativo deles.

• Nomenclatura:

Ø Os óxidos formados por ametais ligados a oxigênio são classificados como óxidos

moleculares e tem seu nome estabelecido pela seguinte regra:

prefixo que indica a prefixo que indica a

quantidade de oxigênio (O) óxido de quantidade do outro elemento

mono, di, tri, ... di, tri, tetra, ...

Exemplos:

Monóxido de carbono – CO

Dióxido de carbono – CO2

Trióxido de enxofre – SO3

Heptaóxido de dicloro – Cl2O7

Ø Os óxidos formados por metais são óxidos iônicos e neles o oxigênio apresenta carga

–2. Seu nome é formado da seguinte maneira:

Óxido de nome do elemento

Exemplos:

Óxido de sódio = Na+2O2- = Na2O

Óxido de cálcio = Ca2+O2- = CaO

Óxido de ferro III = Fe3+2O3

2- = Fe2O3




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Os óxidos são classificados em função do seu comportamento na presença de água,

ácidos e bases.

Ø Óxidos Básicos

Óxidos básicos apresentam caráter iônico, em que o metal irá apresentar

carga +1, +2 ou +3.

Exemplos: Na2O, BaO, Fe2O3

Esses óxidos reagem com água, originando bases, e reagem com ácidos

originando sal e água.

óxidos básicos + água → base

+ ácido → sal + água

Exemplos:

Na2O + H2O → 2NaOH

Na2O + H2SO4 → Na2SO4 + H2O

Ø Óxidos Ácidos

Óxidos ácidos apresentam caráter covalente e geralmente são formados por

ametais.

Exemplos: CO2, SO2, N2O3

Esses óxidos reagem com água, produzindo ácidos, e reagem com bases,

originando sal e água.




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óxidos ácidos + água → ácido

+ base → sal + água

Exemplos:

SO2 + H2O → H2SO3

SO2 + NaOH → Na2SO3 + H2O

Ø Óxidos Neutros

Óxidos neutros são óxidos covalentes, isto é, são formados por ametais, e não

reagem com água, ácidos ou bases.

Os óxidos neutros (também chamados de inertes) mais importantes são: CO,

NO e N2O.

Ø Óxidos Anfóteros

Óxidos anfóteros comportam-se como óxidos básicos na presença de um

ácido, e como óxidos ácidos na presença de uma base.

óxido anfótero + ácido → sal + água

+ base → sal + água

Exemplos:

ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O

ZnO + NaOH → Na2ZnO2 + H2O

Os óxidos anfóteros mais comuns são: ZnO e Al2O3. Existem outros menos

conhecidos, formados pelos seguintes elementos: Sn, Pb, As e Sb.




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Ø Peróxidos

Peróxidos apresentam em sua estrutura o grupo (O2)2-, ou seja, a “carga” do

oxigênio é –1.

Os peróxidos mais comuns são formados por hidrogênio, metais alcalinos e

metais alcalinos terrosos.

§ Peróxido de Hidrogênio: H2O2

É um líquido molecular, quando dissolvido em água, origina uma solução conhecida

como água oxigenada.

§ Peróxido de metal alcalino (MA): MA+2(O2)2-

São sólidos iônicos: Li2O2, Na2O2, K2O2.

§ Peróxido de metal alcalino terroso (MAT): (MAT)2+(O2)2-

São sólidos iônicos: MgO2, CaO2, BaO2.

Os peróxidos reagem com água, produzindo uma base e água oxigenada, e

reagem com ácidos, produzindo um sal e água oxigenada.




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TÓPICO VI: REAÇÔES QUÍMICAS

Reação química é toda transformação de uma ou mais substâncias em outras, que passam a

apresentar propriedades diferentes. Por exemplo: quando temos limalha de ferro e enxofre apenas

misturados, o imã age como um "separador" dessas substâncias. Mas, quando colocamos a mistura

sob a ação do fogo, desencadeamos uma reação química, uma transformação das substâncias

iniciais, formando uma terceira substância cujos componentes não podem ser separados pela ação

do imã por apresentarem propriedades distintas.

6.1. REPRESENTAÇÃO DE UMA REAÇÃO QUÍMICA

Representa-se a reação química através de uma Equação Química que contém dois

membros (reagentes e produtos) que são separados por uma seta que indica o resultado de

ocorrência dessa reação.

As equações químicas não descrevem o que ocorre durante a reação

química; elas somente representam o número e o tipo de átomos e

moléculas presentes antes e depois da reação.

*Reagentes: substâncias relacionadas à

transformação, que poderão ser gastas ou

consumidas.

*Produtos: substâncias que serão obtidas,

produzidas ou formadas ao final da reação.




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6.2. BALANCEAMENTO DAS REAÇÕES QUÍMICAS

O acerto da equação deve ser feito experimentando-se os coeficientes que forneçam o

mesmo número de átomos de cada elemento nos dois lados da equação. Apenas os coeficientes

podem ser alterados; os índices não. Exemplo:

2H2+O2 2H2O

Observe a reação que apresenta como reagentes a substância hidrogênio (H2) e a substância

oxigênio (O2); como produto formado, a água (H2O). Note que a substância oxigênio é formada por

dois átomos e que a substância água (H2O) possui apenas um átomo de oxigênio. Logo, o

balanceamento está errado. Para corrigi-lo, temos que adicionar mais uma molécula da substância

hidrogênio 2H2+ O2 2H2O. Assim serão formadas duas moléculas da substância água. Dessa

maneira, todos os átomos presentes nos reagentes foram utilizados nos produtos.

Obs: Coeficientes: números que precedem as fórmulas. Ex: 2H2O.

Índices: números que indicam o número de átomos do elemento em determinada fórmula.

Ex: H2O.

6.3. TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS

As reações químicas costumam ocorrerem acompanhadas de alguns efeitos que podem dar

uma dica de que elas estão acontecendo.

§ Saída de gases

§ Formação de precipitado

§ Mudança de cor

§ Alterações de calor

• Reações de Síntese




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Estas reações são também conhecidas como reações de composição ou de adição.

Neste tipo de reação um único composto é obtido a partir de dois compostos. Segue alguns

exemplos deste tipo de reação.

Fe+S FeS H2+Cl2 2HCl 2Hg+O2 2HgO

• Reações de Decomposição

Como o próprio nome diz, este tipo de reação é o inverso da anterior (composição),

ou seja, ocorrem quando a partir de um único composto são obtidos outros compostos. Estas

reações também são conhecidas como reações de análise. Segue alguns exemplos deste tipo

de reação.

2HgO 2Hg+O2 CaCO3 CaO+CO2 2H2O2 2H2O+O2

• Reações de Simples Troca

Estas reações ocorrem quando uma substância simples reage com uma substância

composta para formar outra substância simples e outra composta. Estas reações são também

conhecidas como reações de deslocamento ou reações de substituição. Segue alguns

exemplos deste tipo de reação.

Cl2+2NaBr 2NaCl+Br2 2Al+6HCl 2AlCl3+3H2 Fe+2HCl FeCl2+H2

• Reações de Dupla Troca

Estas reações ocorrem quando duas substâncias compostas resolvem fazer uma troca

e formam-se duas novas substâncias compostas. Segue alguns exemplos deste tipo de

reação.

NaOH+HCl NaCl+H2O H2SO4+BaCl2 BaSO4+2HCl




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TÓPICO VII: MASSA ATÔMICA, MASSA MOLAR E MOL

O átomo de 12C foi escolhido como átomo padrão na construção das escalas de massas

atômicas. Sua massa atômica foi fixada em 12 u.

Unidade de massa atômica (u) é a massa de 1/12 do átomo de 12C.

Massa atômica de um átomo é a massa desse átomo expressa em u. Indica quantas vezes a massa

do átomo é maior que 1/12 da massa de 12C.

Massa atômica de um elemento formado por uma mistura de isótopos é a massa média dos átomos

desse elemento expressa em u. É igual à média ponderada das massas atômicas dos isótopos

constituintes do elemento.

Massa molar de uma substância é a massa da molécula dessa substância expressa em u. Indica

quantas vezes a massa da molécula dessa substância é maior que a massa de 1/12 do átomo de 12C.

A massa molar de uma substância é numericamente igual à soma das massas atômicas de todos os

átomos da molécula dessa substância.

Mol é a unidade de quantidade de matéria ou quantidade de substância.

Mol é a quantidade de matéria (ou de substância) que contém tantas entidades elementares

representadas pela respectiva fórmula, quantos são os átomos de 12C contidos em 0,012 kg de 12C.

Constante de Avogadro (antigamente chamada número de Avogadro) é o número de átomos de12C contidos em 0,012 kg de 12C. Seu valor numérico é:

6,02 x 1023 mol 1

Massa molar é a massa de substância que contém 6,02 x 1023 entidades representadas pela fórmula

dessa substância. É comumente expressa em g/mol ou g x mol 1.




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