Química Inorgânica 2016 - Professor Mário Sérgio · quimica inorgânica - rev 0 prof. Mario Sérgio rodrigues 1 Química Inorgânica 2016 Prof. Mário Sérgio Rodrigues Rev.0

quimica inorgânica - rev 0 prof. Mario Sérgio rodrigues

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Química

Inorgânica

2016

Prof. Mário Sérgio Rodrigues Rev.0


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Esta apostila não é um trabalho inédito, mas um trabalho de pesquisa e compilação de vários e melhores artigos e literaturas disponíveis nas diversas mídias. Esta apostila é um trabalho inacabado, pois a ciência está em permanente evolução, portanto na maior brevidade acontecerão as revisões. Quando comecei a elaborar essa apostila o sétimo período da tabela periódica ainda não estava completo. Este é um material básico, de apoio para servir aos alunos em seus estudos. Está aberto a sugestões, críticas e correções. Muito Obrigado.

Professor Mário Sérgio Rodrigues

WWW.professormariosergio.com.br

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1 - BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS Após escrever a equação de uma reação química, devemos verificar se aquantidade de átomos de cada elemento é o mesmo em ambos os lados da equação (reagentes e produtos), ou seja, se ela está balanceada. Nas equações químicas os números colocados na frente das fórmulas das substâncias envolvidas nas reações químicas são denominados coeficientes estequiométricos. Quando o coeficiente de uma equação for igual a 1, não há necessidade de escreve-lo. Observe os exemplos:

1H2 + ½ O2 � 1 H2O ou 2 H2 + 1 O2 � 2 H2O

O balanceamento das equações químicas pode ser realizado de duas formas: pelo Método das Tentativas ou pelo Método de Oxirredução. 1.1 MÉTODO DAS TENTATIVAS Apesar do empirismo sugerido pelo própio nome do método, a atribuição arbitrária de valores aos coeficientes estequiométricos segue a algumas regras práticas que facilitam o acerto dos coeficientes. Uma vez identificada a equação a ser balanceada podemos iniciar os procedimentos. Nota: As equações devem estar montadas corretamente , não podendo ocorrer erros nas montagens das equações (trocar sulfatos SO 4

2-, por SO 41- ou pior, por SO 3

1-, entre outros). As fórmulas das equações não podem sofrer modificações para acertar a quantidade dos elementos. 1.1.1 Regras Práticas 1ª Determinar a quantidade de átomos diferentes nos reagentes e nos produtos. 2ª Iniciar o balanceamento (atribuir valores aos coeficientes estequiométricos), deixando o hidrogênio e o oxigênio para o final. 3ª Substâncias que foram determinados os coeficientes não podem ser alterados. 4ª No final deve-se acertar os coeficientes do hidrogênio e do oxigênio. Nota: Como são regras empíricas às vezes é mais fác il iniciar pelo oxigênio. Outra situação, é o acerto dos coeficientes utilizando-se os íons ao invés de utilizar-se os elementos EXERCÍCIOS 1) Pb3O4 � PbO + PbO2

2) SO3 + KOH � K2SO4 + H2O

3) Fe3O4 + HBr � FeBr2 + FeBr3 + H2O

4) Mg + O2 � MgO

5) C2H5OH + O2 � CO2 + H2O

6) C2H6O + O2 � CO2 + H2O

7) Na2CO3 + HCl � NaCl + H2O + CO2

8) C6H12O6 � C2H6O + CO2


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9) C4H10 + O2 � CO2 + H2O

10) FeCl3 + Na2CO3 � Fe2(CO3)3 + NaCl

11) NH4Cl + Ba(OH)2 � BaCl2 + NH3 + H2O

12) Ca(OH)2 + H3PO4 � Ca3(PO4)2 + H2O

13) Fe2(CO3)3 + H2SO4 � Fe2(SO4)3 + H2O + CO2

14) Na2O + (NH4)2SO4 � Na2SO4 + H2O + NH3

15) FeS2 + O2 � Fe2O3 + SO2

16) NH3 + O2 � NO + H2O

17) KMnO4 + H2SO4 � Mn2O7 + K2SO4 + H2O

18) CS2 + O2 � CO2 + SO2

19) H3PO4 + CaO � Ca3(PO4)2 + H2O

20) Na2CO3 + H3PO4 � Na3PO4 + H2O + CO2

21) KMnO4 � K2MnO4 + MnO2 + O2

22) Na + KNO3 � Na2O + K2O + N2

23) Ni(CO)4 � Ni + CO

24) CaC2 + H2O � C2H2 + CaO

25) NaI + Cl2 � NaCl + I2

Respostas 1) 1, 2, 1; 2) 1, 2, 1, 1; 3) 1, 8, 1, 2, 4; 4) 2, 1, 2; 5) 1, 3, 2, 3; 6) 1, 3, 2, 3;

7) 1, 2, 2, 1, 1; 8) 1, 2, 2; 9) 2, 13, 8, 10; 10) 2, 3, 1, 6; 11) 2, 1, 1, 2, 2; 12) 3, 2, 1, 6; 13) 1, 3, 1, 3, 3; 14) 1, 1, 1, 1, 2; 15) 4, 11, 2, 8; 16) 4, 5, 4, 16; 17) 2, 1, 1, 1, 1; 18) 1, 3, 1, 2; 19) 2, 3, 1. 3; 20) 3, 2, 2, 3, 3; 21) 2, 1, 1, 1; 22) 10, 2, 5, 1, 1; 23) 1, 1, 4; 24) 1, 1, 1, 1; 25) 2, 1, 2, 1.


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1.2 MÉTODO DE OXIRREDUÇÃO

Apesar de esse método basear-se na variação dos números de oxidação (NOx) dos elementos, no acerto dos coeficientes das substâncias ou íons poderemos empregar o empirismo para fazer o balanceamento da equação total. Neste tipo de balanceamento sempre haverá algum elemento oxidando e outro reduzindo, parte de um elemento estará oxidando e parte reduzindo ou alguns reduzindo e outros oxidando. Porém sempre que houver uma oxidação estará ocorrendo uma redução. Para empregarmos esse método utilizaremos as regras a seguir: 1ª NOx fixo

Familia 1A = 1+ (exceto o Hidrogênio) Família 2A = 2+ Alumínio = 3+ Zinco = 2+ Prata = 1+

2ª Hidrogênio

Na maioria dos casos = 1+ (ligação por compartilhamento) Nos hidretos metálicos = 1- (ânions – ligações iônicas; metais da família 1ª e 2ª)

3ª Oxigênio

Na maioria dos casos = 2- Nos peróxidos = 1- Nos superóxidos = ½- Com o flúor = 2+

4ª Calcogênios

Quando binários na extremidade de suas fórmulas como óxidos, sulfetos, etc. = 2- 5ª Halogênios

Quando binários na extremidade de suas fórmulas como fluoretos, cloretos, etc. = 1- 6ª Substância simples

Número de oxidação = zero

7ª A soma das cargas de substâncias ou íons é sempre zero Exemplo: P + HNO3 + H2O � H3PO4 + NO • Determinar o NOx dos elementos. • Identificar os que sofreram variação de NOx ( neste exemplo os que estão em destaque). • Verificar a variação:

P � 0 � 5+ = 5 N � 5+ � 2+ = 3

• Verificar a atomicidade dos elementos que sofreram variação, no caso P � 5 · 1 = 5 N � 3 · 1 = 3 Estes serão os coeficientes das substâncias

• O valor 5 será o coeficiente do HNO3 e o valor 3 do P 3 P + 5 HNO3 + H2O � H3PO4 + NO


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• Completar o balanceamento utilizando o método das tentativas 3 P + 5 HNO3 + 2 H2O � 3 H3PO4 + 5 NO EXERCÍCIOS 1) KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 � K2SO4 + MnSO4 + Fe2(SO4)3 + H2O

2) Au + H2SO4 � Au2(SO4)3 + H2

3) As2S3 + HNO3 + H2O � H2SO4 + H3AsO4 + NO

4) Br2 + NaOH � NaBr + NaBrO3 + H2O

5) CaC2O4 + KMnO4 + H2SO4 � CaSO4 + K2SO4 + MnSO4 + H2O + CO2

6) HIO3 + HI � I2 + H2O

7) KClO3 + Na2SnO2 � KCl + Na2SnO3

8) Al + OH- + NO3- + H2O � AlO2

- + NH3

9) Bi2O3 + NaClO + NaOH � NaBiO3 + NaCl + H2O

10) C + HNO3 � CO2 + NO2 + H2O

11) C2H4 + KMnO4 + H2O � C2H4(OH)2 + MnO2 + KOH

12) Cl2 + C + H2O � CO2 + H+ + Cl-

13) Co2+ + BrO- + H+ � Co3+ + Br2 + H2O

14) CS2 + H2S + Cu � Cu2S + CH4

15) CrCl3 + H2O2 + NaOH � Na2CrO4 + NaCl + H2O

16) Cr2O72- + H2C2O4 + H+ � Cr3+ + CO2 + H2O

17) K2Cr2O7 + H2O2 + H2SO4 � K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O + O2

18) Hg + HNO3 � Hg(NO3)2 + H2O + NO

19) K2Cr2O7 + FeCl2 + HCl � CrCl3 + KCl + FeCl3 + H2O

20) MnO4- + I- + H+ � Mn2+ + I2 + H2O

21) Tratando-se o fósforo branco (P4) com solução aquosa de ácido nítrico, obtêm-se o ácido fosfórico (H3PO4) e monóxido de nitrogênio (NO), segundo a equação química não-balanceada:

P4 + HNO3 + H2O � H3PO4 + NO. Qual a soma dos coeficientes dos reagentes dessa reação?

Respostas 1) 2, 10, 8, 1, 2, 5, 8 2) 2, 3, 1, 3 3) 3, 28, 4, 9, 6, 28 4) 3, 6, 5, 1, 3

5) 5, 2, 8, 5, 1, 2, 8, 10 6) 1, 5, 3, 3 7) 1, 3, 1, 3 8) 8, 5, 3, 2, 8, 3 9) 1, 2, 2, 2, 2, 1 10) 1, 4, 1, 4, 2 11) 3, 2, 4, 3, 2, 2 12) 2, 1, 1, 4, 4 13) 2, 2, 8, 2, 1, 4 14) 1, 2, 8, 4, 1 15) 2, 3, 10, 2, 6, 8 1 6) 1, 3, 8, 2, 6, 7 17) 1, 3, 4, 1, 1, 7, 3 18) 3, 8, 3, 4, 2 19) 1, 6, 14, 2, 2, 6, 7 20) 2, 10, 16, 1, 5, 8 21) 31


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2. REAÇÕES QUÍMICAS Uma reação química é uma alteração química onde a matéria (um reagente ou reagentes) se convertem em uma nova substância ou substâncias (um produto ou produtos). Algumas reações ocorrem somente sob determinadas circunstancias (ex., fornecimento de calor, presença de luz ou eletricidade). Algumas reações são acompanhadas de indicações externas (ex., mudança de cor, desprendimento de gás, calor ou luz). 2.1 REAÇÕES DE SÍNTESE, ADIÇÃO OU COMBINAÇÃO As reações de síntese ou adição são aquelas onde substâncias se juntam formando uma única substância. Representando genericamente os reagentes por A e B, uma reação de síntese pode ser escrita como: Fórmula Geral

A+ B � AB Exemplos: Fe + S � FeS 2H2 + O2 � 2 H2O H2O + CO2 � H2CO3 NH3 + H2O � NH4OH Pode–se perceber nos exemplos que os reagentes não precisam ser necessariamente substâncias simples (Fe, S, H2, O2, etc.), podendo também ser substâncias compostas (CO2, H2O, etc.). 2.2 REAÇÕES DE ANÁLISE OU DECOMPOSIÇÃO As reações de análise ou decomposição são o oposto das reações de síntese, ou seja, um único reagente dá origem a vários produtos mais simples que ele. A reação de decomposição ou de análise (pois através dela podem ser estudados os elementos químicos que dão origem à substância decomposta) é um dos tipos de reações químicas na qual determinado composto, por ação espontânea se instável e não espontânea se estável, ao se desfragmentar quimicamente, dá origem a pelo menos dois produtos diferentes. Como exemplifica a reação genérica a seguir: Fórmula Geral

AB � A + B

Exemplos: 2 H2O � 2 H2 + O2

(NH4)2CrO7(s) � N2(g) + Cr2O3(s) + 4H2O(v) 2 NaCl � 2 Na + Cl2 O cloreto de sódio pode ser decomposto em sódio sólido e cloro gasoso, como o NaCl é extremamente estável, é necessário algum processo (geralmente eletroquímico) para que os átomos de cada molécula sejam separados.

2 H2O2 � 2 H2O + O2


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Quando o composto é instável, ou seja, pouco resistente a condições agressoras: altas temperaturas, baixas ou altas pressões e agitação, a reação de decomposição é espontânea, como ocorre na reação de análise da água oxigenada (peróxido de hidrogênio). Os peróxidos e superóxidos são substâncias instáveis, tendendo a formar apenas óxidos, a reação de decomposição é altamente espontânea, se deixarmos um frasco de água oxigenada exposta ao ambiente sob luz solar, haverá liberação do gás oxigênio para a atmosfera e, após um intervalo de tempo, haverá apenas “água normal” no frasco.

2.2.1 Reversibilidade das reações químicas Os exemplos podem sugerir que qualquer reação de síntese pode ser invertida através de uma reação de análise. Isso não é verdade. Algumas reações podem ser reversíveis, como podemos notar na reação de formação da água:

2 H2 + O2 � 2H2O � 2 H2O � 2H2 + O2

Entretanto, isso não é uma regra. Nas reações de análise é comum a formação de gás e sua liberação após a decomposição. Esse fato nesse tipo de reação, é atribuído a sua formação por afinidade eletrônica e os elementos que constituem substâncias gasosas são altamente eletronegativos, ligando-se aos mais eletropositivos que tendem a formar substâncias sólidas, após a decomposição do composto primário, os átomos mais simples são liberados voltando ao estado de origem. Existem vários métodos para a quebra de moléculas maiores em substâncias elementares, dentre os mais comuns estão a: pirólise: quebra por alta temperatura; eletrólise: quebra por corrente elétrica; fotólise: quebra por radiação luminosa. 2.2.2 Pirólise O aquecimento de alguns sais oxigenados provoca a sua decomposição com liberação de um gás. Sal com ânion carbonato (CO3

2-) ou bicarbonato (HCO31-), libera o gás o dióxido de

carbono(CO2). Exemplos:

CaCO3(s)∆→CaO(s) + CO2(g)

2 NaHCO3 ∆→ Na2CO3 (s) + H2O(v) + CO2 (g)

Sal metálico com ânion perclorato (ClO4

1-), clorato (ClO31-) ou nitrato (NO3

1-) liberam gás oxigênio.

KClO4(s) ∆→ KCl(s) + 2 O2(g)

2KClO3(s) ∆→ 2 KCl(s) + 3 O2(g)

2 NaNO3 (s) ∆→ 2 NaNO2 (s) + O2 (g)

Nitrito de amônio decompõe em água e gás nitrogênio

NH4NO2 (s) ∆→ 2 H2O (v) + N2 (g)

Nitrato de amônio decompõe em água e monóxido de dinitrogênio (gás hilariante); reação explosiva.


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NH4NO3 (s) ∆→ 2 H2O (v) + N2O (g)

2.2.3 Eletrólise:

2 NaCl(s) �� 2 Na(s) + Cl2(g)

2 H2O(l) �� 2H2(g) + O2(g)

2.2.4 Fotólise:

2 H2O2(l) �→ 2 H2O(l) + O2(g)

2 AgCl(s) �→ 2 Ag(s) + Cl2(g)

2.3 REAÇÕES DE DESLOCAMENTO, SIMPLES TROCA OU SUBST ITUIÇÃO

As reações de deslocamento ou de simples-troca merecem um pouco mais de atenção do que as anteriores. Não que sejam complicadas, pois não são, mas por alguns pequenos detalhes. Podemos reconhecer estas reações pela presença nos reagentes de uma substância pura simples ( um único tipo de elemento) e uma substância pura composta ( apresenta cátion e ânion). Fórmula Geral

1º caso: A + BC � AC + B 2º caso: X + YZ � YX + Z

1º caso: “A” desloca “B” (cátion), formando novos produtos. Esta reação acontece quando “A” é um metal mais reativo que o cátion “B”. 2º caso: “X” desloca “Z” (ânion), formando novos produtos. Esta reação acontece quando “X” é um ametal mais reativo que o ânion “Z”. Caso os metais ou ametais não sejam os mais reativos a reação não ocorre.

REATIVIDADE DOS METAIS Fr>Cs> Rb > K > Na > Li > Ra > Ba >Sr> Ca > Mg > Be > Al > Ti > Mn > Zn > Cr> >Cd> Fe

>Co>Ni> Sn >Pb> H > Bi > Sb > Cu > Hg > Ag >Pd>Pt>Au

REATIVIDADE DOS AMETAIS F > O > N > Cl >Br> I > S > C > Se > At > Te > P > H > As > B > Si

Exemplos: 2 Na + 2 H2O � 2 NaOH + H2 [o sódio (metal mais reativo) desloca o hidrogênio (cátion) da água H-OH] Au + HCl � não reage [o ouro (metal menos reativo) não desloca o hidrogênio (cátion)] F2 + 2 NaCl � 2 NaF + Cl2 Cl2+ CaO � não reage [o cloro (ametal menos reativo) não desloca o oxigênio (ânion)]


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2.4 REAÇÕES DE DUPLA TROCA OU METÁTESE As reações de dupla-troca ou metátese se caracterizam por haver, literalmente, trocas entre os elementos de cada molécula envolvida na reação. Ou seja, determinados átomos, íons ou radicais mudam de posição passando para a outra molécula substituindo o átomo, íon ou radical que estava naquela posição. Fórmula Geral

AB + CD � AC + BD

As reações de dupla-troca ocorrem somente em solução aquosa e os reagentes estão sempre dissociados ou ionizados. Os reagentes AB e CD não podem ser sólidos ao mesmo tempo, mas uma combinação entre líquido e sólido: líquido+líquido, líquido+sólido ou sólido+líquido. E, ao mesmo tempo, como característica de uma reação de dupla-troca os produtos devem ser diferentes dos reagentes. Uma característica das reações de dupla troca é que os reagentes geralmente não são óxidos, pois estes tendem a reagir em reações de síntese e não em dupla-troca. Logo, são reações de dupla-troca àquelas onde reagem: um ácido e uma base (neutralização), dois sais (com um insolúvel), um sal e um ácido (formando outro sal e outro ácido) ou um sal e uma base (formando outro sal e outra base). Dentre todos os indicadores de reação de dupla-troca, a formação do precipitado é o mais fácil de ser identificado. Uma vez que a detecção de produtos mais voláteis ou menos ionizáveis só é possível através de experimentos complementares.

2.4.1 REAÇÃO ENTRE ÁCIDO E BASE (reações de neutral ização ou salificação) Os produtos devem ser eletrólitos mais fracos que os reagentes. Isso significa que pelo menos dos produtos da reação tem que ser menos ionizável, ou seja, ser um mau condutor de eletricidade em relação aos reagentes. A reação de neutralização entre o ácido clorídrico e hidróxido de sódio (soda cáustica) forma NaCl (cloreto de sódio - ótimo condutor se em solução ou fundido) e água líquida que é péssima condutora e difere-se dos demais. Devido à formação de água as reações de neutralização sempre ocorrem. Exemplo:

HCl(aq) + NaOH(aq) � NaCl(aq) + H2O(l) 2.4.2 REAÇÃO ENTRE SAIS A reação entre dois sais para acontecer precisa apresentar pelo menos um dos produtos formados um sal insolúvel. Para os sais o único critério a ser avaliado é a sua solubilidade em água. Exemplos: AgNO3(aq) + NaCl(aq) � AgCl (s) + NaNO3 - AgCl-cloreto de prata; insolúvel, a reação ocorre. NaNO3(aq) + KCl(aq) � KNO3(aq) + NaCl(aq) - Os dois sais formados (produtos) são solúveis; a reação não ocorre.


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2.4.3 REAÇÃO ENTRE UM SAL E UMA BASE A reação entre um sal e uma base para acontecer, os produtos precisam ter as seguintes características: ser pelo menos um sal insolúvel ou uma base fraca, insolúvel ou instável. Para os hidróxidos ou bases devemos conhecer a solubilidade e a força. Bases fortes são os hidróxidos iônicos solúveis em água: NaOH, KOH, Ca(OH)2 e Ba(OH)2. Bases fracas são os hidróxidos insolúveis em água e o hidróxido de amônio. O NH4OH é a única base solúvel, fraca e instável. Bases instáveis importantes: AgOH, Hg(OH)2 e NH4OH

Exemplos: K2CO3(aq) + Mg(OH)2(aq) � MgCO3(ppt) + 2 KOH Fe(NO3)2(aq) + NaOH(aq) � NaNO3(aq) + Fe(OH)2(ppt) NH4Cl(aq) + KOH(aq) � KCl(aq) + < NH4OH (aq)> ( base instável: NH4OH � H2O + NH3 (g)�)

2.4.4 REAÇÃO ENTRE UM SAL E UM ÁCIDO A reação entre um sal e um ácido para acontecer, os produtos precisam ter as seguintes características: ser pelo menos um sal insolúvel ou um ácido mais volátil, mais fraco ou instável que o ácido do reagente. Para os ácidos devemos conhecer a força, a volatilidade e os instáveis. Exemplos: HCl(aq) + AgNO3 (aq) � HNO3 (aq) + AgCl ppt H2SO4 (aq) + 2 NaCl(aq) � Na2SO4(aq) + 2 HCl(aq) HClO(aq) + KCN(aq) � KClO(aq) + HCN(aq) Ácidos fixos importantes: H2SO4(aq), H3PO4(aq) e H3BO3(aq)

Ácidos voláteis importantes: HF, HCl, H2S, HCN e HNC

Ácidos fracos importantes:H2S, HCN, HF, HClO e H2CO3

Ácidos instáveis importantes: H2CO3 e H2SO3

Gases formados nas reações de dupla-troca Gás: Equação para formação H2S � 2 H+1 + S2- � H2S(g) CO2 � 2 H+1 + CO3

2- � <H2CO3> � H2O + CO2(g) CO2 � H+1 + HCO3

-1 � <H2CO3> � H2O + CO2(g) SO2 � 2 H+1 + SO3

-2 � <H2SO3> � H2O + SO2(g) SO2 � H+1 + HSO3

2- � <H2SO3> � H2O + SO2(g) NH3 � NH4

+1 + OH-1 � <NH4OH> � H2O + NH3(g) 2.4.5 CASOS PARTICULARES As reações que serão estudadas nesse item possuem diversas classificações, por isso, estão separadas das demais.


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2.4.5.1 Reação de ustulação Ustulação é o processo da combustão de sulfetos (S2-), normalmente, metálicos na presença de uma corrente contínua de ar quente. As reações com sulfetos de cátions de metal de pouca reatividade ou metais nobres geram o metal do cátion e dióxido de enxofre Exemplo:

Ag2S (s) + O2 (g) ∆→ Ag (s) + SO2 (g)

As reações com sulfetos de cátions de metal de grande reatividade ou metais não nobres geram um óxido metal do cátion e dióxido de enxofre Exemplo:

2 ZnS (s) + 3 O2 (g) ∆→ 2 ZnO + 2 SO2 (g)

2.4.5.2 Reações com óxidos Nas reações com óxidos o produto formado dependerá da prevalência no óxido do tipo de ligação existente, iônica ou covalente. Os óxidos são obtidos através de combustões espontâneas ou não. Exemplos: 2 Mg + O2 � 2 MgO 4 Fe + 3 O2 � 2 Fe2O3 2 FeO + ½ O2 � Fe2O3 C + O2 � CO2 Quando um elemento de nox variável reage com oxigênio em quantidade suficiente, forma-se o óxido onde o elemento tem maior nox. Quando um óxido inferior (com o menor nox do elemento) reage com oxigênio, forma-se um óxido superior (com o maior nox do elemento). O óxido superior já não reage mais com oxigênio. Óxidos básicos (metálicos) reagem com água dando origem a uma base. Exemplo: Na2O (s) + H2O (l) � 2 NaOH (aq) Óxidos ácidos (ametálicos) ou anidridos reagem com água dando origem a um ácido. Exemplo: SO3 (g) + H2O (l) � H2SO4 (aq) Nota: Estas reações são responsáveis pela ocorrênci a da chuva ácida. De maneira análoga as reações de neutralização as reações entre óxidos básicos e ácidos e óxidos ácidos e bases dão origem aos produtos sal e água. Exemplo: Na2O (s) + H2SO4 (aq) � Na2SO4 (aq) + H2O (l)

SO3 (g) + 2 NaOH � Na2SO4 (aq) + H2O (l)


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Anidridos duplos de ácidos reagem com base formando água e dois sais com os respectivos ânions dos ácidos. O anidrido nitroso-nítrico (hidrazina) que é originado pelos ácidos nitroso (HNO2) e nítrico (HNO3) irá formar os ânions nitrito e nitrato. Exemplo: N2O4 (g) + 2 NaOH(aq) � NaNO2 (aq) + NaNO3 (aq) + H2O (l) Óxidos básicos reagem com óxidos ácidos formando como produto um sal (reação de síntese) Exemplo: K2O (aq) + CO2 (g) � K2CO3 (aq)

Óxidos anfóteros reagem com ácidos formando sal e água, apresentando comportamento igual aos óxidos básicos. Exemplo: Al2O3 (s) + 2 H3PO4 (aq)� 2 AlPO4 (aq) + 3 H2O(l)

Óxidos anfóteros reagem com bases formando sal e água, apresentando comportamento igual aos óxidos ácidos. Exemplo: Al2O3 (s) + 2 NaOH(aq) � 2 NaAlO2 (aq) + H2O (l)

Principais óxidos anfóteros ZnO, Al2O3, PbO, PbO2,SnO, SnO2, As2O3, As2O5, Sb2O3, Sb2O5, Fe2O3, Cr2O3 e MnO2 caso o número de oxidação seja baixo, o óxido anfótero será mais básico do que ácido. Exemplo: SnO, Nox do Sn=2+ Caso o número de oxidação seja alto, o óxido anfótero será mais ácido do que básico. Exemplo: SnO2, Nox do Sn=4+ Óxidos mistos podem reagir com água formando dois ácidos diferentes e com uma base formando dois sais diferentes e água. Exemplos: 2 NO2 (g) + H2O(l) � HNO3(aq) + HNO2(aq) 2 NO2 (g) + 2 KOH(aq) � KNO3(aq) + KNO2(aq) + H2O(l) Obs.: Anidrido nitroso-nítrico � N2O4(hidrazina) = 2 NO2 (dióxido de nitrogênio) Óxidos salinos reagem com ácidos formando sais correspondentes aos Nox do metal envolvido. (formado por metais com diferentes Nox:Fe3O4-FeO/Fe2O3, Pb3O4-2 PbO/PbO2, Mn3O4) Exemplo: Fe3O4 (s) + 8HCl(aq) � 2 FeCl3 (aq) + FeCl2 (aq) + 4 H2O (l)

Superóxidos reagem com ácido formando sal, peróxido de hidrogênio e gás oxigênio. Exemplo: CaO4 (s) + H2SO4 (aq) � CaSO4 (aq) + H2O2 (aq) + O2 (g)


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Peróxidos reagem com: a) água formando uma base e peróxido de hidrogênio que sofre decomposição com formação

de gás oxigênio. Exemplo: 2 Na2O2 (s)+ 4 H2O(l) � 4 NaOH (aq) + 2 H2O2 (aq) � 2 H2O2 (aq)� 2 H2O (l) + O2 (g)�

�2 Na2O2 (s) + 4 H2O(l) � 4 NaOH (aq) + 2 H2O (l) + O2 (g), simplificando

2 Na2O2 (s) + 2 H2O(l) � 4 NaOH (aq) + O2 (g)

b) ácido produzindo um sal e peróxido de hidrogênio. Ao contrário da reação com água não

ocorre a decomposição do peróxido Exemplo: MgO2 (s) + HCl (aq) � MgSO4 (aq) + H2O (l)

EXERCÍCIOS: Dupla Troca/Neutralização 1. Completar as equações, dando o nome dos produtos formados e efetuando o

balanceamento adequado.

I. H3PO4 + NaOH →-OH exc

II. H2CO3 + Ni(OH)2 →

+H exc

III. H3PO4 + Sb(OH)5 �

IV. H2CO3 + Ni(OH)3 + HCl �

V. HF + HI + Sr(OH)2 �

VI. As(OH)5 + H2SO3 �

VII. H3PO4 + Ba(OH)2 + NaOH �

VIII. Mn(OH)2 + Ti(OH)2 + H2B4O7 �

IX. H2SO4 + Fe(OH)3 →

-OH exc

X. H2C2O4 + Pb(OH)4 →

-OH exc

XI. HCN + Ba(OH)2 + HIO4 �

XII. H2SO3 + NH4OH →+H exc

2. Monte a equação balanceada e dê o nome dos reagentes para reação de obtenção dos

produtos:

I. Trihidroxisulfato de antimônio V e água

II. Oxalato de bário e água

III. Bissulfato de estrôncio e água

IV. Fluoreto tiossulfato de alumínio e água


15

V. Ácido perclórico e hidróxido de cádmio

VI. Ácido fosfídrico e hidróxido de titânio II

3. Complete as equações adequadamente com a nomenclatura correspondente

I. H2N2O2 + Mg(OH)2 �

II. __________ + __________ →-OH exc Ti(OH)3PO3 + H2O

III. H2CO3 + Bi(OH)3 →

+H exc

IV. __________ + __________ � NaRbCO3 + H2O

V. HClO + HIO + Ti(OH)2 �

EXERCÍCIOS: Dupla Troca/Demais compostos 1. Completar as equações, dando o nome dos produtos formados e efetuando o

balanceamento adequado. I. NaCl + AgNO3�

II. K2CO3 + MgSO4�

III. KCl + NaNO3�

IV. HCl + AgNO3�

V. NaCl + H2SO4�

VI. BaSO4 + NaOH�

VII. FeCl3 + KOH �

VIII. HCl + Na2O �

IX. H3PO4 + CaO �

X. NaOH + SO3�

XI. Ba(OH)2 + CO2�

XII. NaCN + H2O �

XIII. Li2SO4 + H2O �

XIV. HCl + Al2O3�

XV. H3PO4 + ZnO�

XVI. NaOH + Al2O3�

XVII. Ca(OH)2 + SnO2�

XVIII. Na2O2 + HCl�

XIX. Na2C2 + H2O �

2. Monte a equação balanceada e dê o nome dos reagentes para reação de obtenção dos

produtos: I. Hexationato de estrôncio e plumbito de cálcio

II. Ácido cloroplatínico e sulfato de cromo III


16

III. Hidróxido de níquel III e aluminato de lítio

IV. Fluorsilicato de manganês II e carbonato de amônio

3. Complete as equações adequadamente com a nomenclatura correspondente, caso ocorram.

I. ácido metafosfórico + acetato de sódio �

II. hidróxido de manganês III + ferrocianeto de cálcio �

III. ácido perclórico + acetato de sódio �

IV. nitrito de níquel III + oxalato de prata �

V. Na4P2O7 + Pb(NO3)4�

VI. Ca(CN)2 + HBr�

VII. _______________ + _______________ � KOH + TiSiO3

VIII. K2C2 + H2O �

IX. Sb2O5+ Ba(OH)2�

X. ZnO + Pb(OH)4�

XI. Li2O2 + H2O �

XII. Fe2O3 + H2SO4�

XIII. Li2O2 + H2C2O4�

XIV. KNO3 + H2O �

XV. Al(OH)3 + CO2�

XVI. Al(OH)3 + Cr2O3�

XVII. BaO2 + HNO3�

XVIII.

EXERCÍCIOSs: Reações de síntese e análise 1. Completar as equações, dando o nome do produto formado e efetuando o balanceamento

adequado. I. As2O5 + H2O �

II. Br2 + H2�

III. Ca + H2�

IV. H2 + Sr�

V. SO3 + MnO�

VI. Al2O3 + H2O �

VII. trióxido de enxofre + óxido de ferro III(férrico) �

VIII. monóxido de carbono + hidróxido cobaltoso (II) �

IX. H2O + S2O3�

X. S2O5 + Co2O3�

XI. Ni2O3 + H2O �


17

XII. F2 + H2�

2. Monte a equação balanceada e dê o nome dos reagentes e dos produtos:

I. LiClO3 →∆

II. Ni2(CO3)3 →∆

III. Sb(NO2)5 → ∆

IV. Pb(ClO4)4 → ∆

V. NH4NO3 → ∆

VI. Al(HCO3)3 → ∆

VII. Cr(ClO3)2 → ∆

VIII. Co2(CO3)3 → ∆

IX. Mn(NO3)4 → ∆

X. Fe(ClO4)3 → ∆

XI. _____________ → ∆ FeCl2 + O2

XII. _____________ → ∆ Sb2O3 + H2O + CO2

XIII. _____________ → ∆ N2 + O2 + PbO2

EXERCÍCIOS: Reações de Simples Troca ou Deslocament o 1. Completar as equações, dando o nome do produto formado e efetuando o balanceamento

adequado. I. Na + AgCl�

II. Cu + ZnCl2�

III. Zn + CuCl2�

IV. Fe + H2SO4�

V. Al + HCl�

VI. Pb + HClO4�

VII. Pt + HCl�

VIII. F2 + NaCl�

IX. I2 + NaCl�

X. NaI + Cl2�

XI. K + HCl�

XII. Al + Ni(NO3)2�

XIII. Zn + Ag2SO4�

XIV. Na + CaCO3�

XV. Mg + HBr�


18

XVI. Cu + ZnSO4�

XVII. Zn + H2SO4�

XVIII. Cu + H2SO4�

XIX. Hg + H2SO4�

XX. Cl2 + Hl �

XXI. Br2 + H2S �

XXII. I2 + HF �

XXIII. F2 + CaBr2�

XXIV. S8 + MgCl2�

XXV. Cl2 + KBr�

XXVI. Cl2 + KI �

XXVII. F2 + CaBr2�


19

3. ESTUDO DAS SOLUÇÕES Solução é uma mistura homogênea, monofásica que apresenta as mesmas propriedades físico-químicas ao longo de todo o sistema. As soluções são compostas por dois componentes: soluto e solvente. Soluto: substância que está sendo dissolvida, normalmente a que participa com a menor quantidade. Solvente: substância que promove a dissolução, normalmente a que participa com a maior quantidade. Convenção: para identificarmos solutos, solventes e soluções nas diversas expressões de concentração, utilizamos: Índice 1 para solutos � Ex.: m1 (massa), n1 (número de mols) e v1 (volume). Índice 2 para solvente � Ex.: m2 (massa), n2 (número de mols) e v2 (volume). Sem índice para soluções � Ex.: m (massa), n (número de mols) e v (volume). Estado de agregação das soluções Sólida: caracterizadas por possuírem volume e forma definidas. Temos as ligas metálicas. Exemplo: Aço � liga de ferro e carbono; Bronze � liga de cobre e estanho; Latão � liga de cobre e zinco. Preparo de uma solução em laboratório Exemplo: Preparo de 1 litro de solução de NaCl com 50 gramas do sal. Fase 1 – Pesar 50 gramas de cloreto de sódio;

Fase 2 – Transferir para um balão volumétrico de 1 litro;

Fase 3 – Adicionar um pouco de água e promover a dissolução;

Fase 4 – Avolumar até o traço de calibração (menisco) e homogeneizar a solução.

Figura 1


20

3.1 SOLUBILIDADE Solubilidade ou coeficiente de solubilidade (CS) é a quantidade máxima que uma substância pode dissolver-se em um líquido, e expressa-se em mols por litro, gramas por litro ou em porcentagem de soluto/solvente. Esse conceito também se estende para solventes sólidos. Na solubilidade, o caráter polar ou apolar de uma substância influi, pois devido à polaridade, estas substâncias serão mais ou menos solúveis. Dessa forma, substâncias polares tendem a se dissolver em líquidos polares e substâncias apolares, em líquidos apolares. O termo solubilidade designa tanto fenômeno qualitativo do processo (dissolução), como expressa quantitativamente a concentração das soluções. A solubilidade de uma substância depende da natureza do soluto e do solvente, assim como da temperatura e da pressão às quais o sistema é submetido. É a tendência do sistema em alcançar o valor máximo de entropia. Ao misturar um soluto com um solvente, pode haver a formação de três tipos de soluções: saturada, solução insaturada ou solução supersaturada, cada uma delas dependendo da quantidade de soluto que se dissolveu no solvente (gráfico 1). O processo de interação entre as moléculas do solvente e as partículas do soluto para formar agregados é denominado solvatação e, se o solvente for a água, hidratação. 3.2 CURVAS DE SOLUBILIDADE As curvas de solubilidade são diagramas que indicam a variação dos coeficientes de solubilidade das substâncias em função da temperatura. Gráfico 1

Analisando o gráfico, observamos que regiões abaixo da curva representam solução não-saturada (insaturada), sobre a curva, região saturada e acima da curva, desde que as quantidades permaneçam em solução, região supersaturada. Nota: 1. As soluções saturadas e insaturadas apresentam o me smo aspecto visual. 2. Soluções com corpo de fundo ou corpo de chão podem ser denominadas de soluções

saturadas com corpo de fundo.


21

Exemplo da curva de solubilidade de algumas substâncias

3.2.1 SOLUÇÃO INSATURADA

Ocorre quando a quantidade de soluto adicionada é inferior ao coeficiente de solubilidade. Por exemplo, o coeficiente de solubilidade do KNO3 em água a 20 °C é 31,6 g/100 g H2O, portanto, a adição de qualquer quantidade de KNO3 abaixo de 31,6 g em 100 g de água, a 20 °C, produz solução insaturada.

3.2.2 SOLUÇÃO SATURADA Ocorre quando a quantidade do soluto dissolvida é igual ao coeficiente de solubilidade. Podemos encontrar duas situações para soluções saturadas, a saber: 1ª A quantidade do soluto adicionada é igual ao coeficiente de solubilidade. Por exemplo, em 100 g de H2O, a 20 °C, adicionamos 31,6 g de KNO3.


22

2ª) A quantidade do soluto adicionada é superior ao coeficiente de solubilidade. Por exemplo, em 100 g de H2O, a 20 °C, são adicionados 40 g de KNO3. Ocorre a dissolução de 31,6 g de KNO3 e, o excesso adicionado (8,4 g) não dissolvido, forma o chamado corpo de fundo ou corpo de chão. Tal sistema descrito é denominado de sistema heterogêneo formado por sobrenadante (solução saturada) e corpo de fundo.

3.2.3 Solução Super saturada Quando a quantidade de soluto supera o coeficiente de solubilidade. Por exemplo: a 40 °C, a solubilidade do KNO3 é 61,47 g/100 g H2O e, a 20 °C, é 31,6 g/100 g H2O.

As soluções supersaturadas são instáveis, ou seja, qualquer perturbação no meio irá fazer com que o KNO3 precipite, tornando-o sistema heterogêneo.

EXERCÍCIOS 1. O coeficiente de solubilidade do nitrato de magnésio ( Mg(NO3)2 ) a 22 oC é 74 g/100 g de

água. Qual a molaridade do nitrato de magnésio em uma solução saturada. 2. Considere o sistema abaixo:

Quanto de PbSO4 (sólido) pode ser recuperado dessa solução saturada quando o conteúdo do recipiente é submetido a uma filtração e subsequente evaporação do solvente?

100 mL de solução saturada de PbSO (25 C)4

o

PbSO (sólido)4

Solubilidade do PbSO4 (25oC) 1,0 . 10-4 mol/L


23

3. A curva de solubilidade do KNO3 em função da temperatura é dada abaixo. Se a 20oC misturarmos 50 g de KNO3 com 100 g de água, quando o equilíbrio for atingido teremos:

4. Observe o gráfico abaixo e responda as perguntas

5. Quatro tubos contêm 20 mL de água cada um. Coloca-se nesses tubos dicromato de

potássio, K2Cr2O7, nas seguintes quantidades: Tubo A Tubo B Tubo C Tubo D

massa, K2Cr2O7

1,0 g 3,0 g 5,0 g 7,0 g

A solubilidade deste sal, a 20oC, é igual a 12,5 g por 100 mL de água. Após agitação, em quais dos tubos coexistem, nessa temperatura, solução saturada e fase sólida (corpo de chão)?

6. Qual é a menor quantidade de água a 20oC necessária para dissolver completamente 45 g

de sulfato de césio, sabendo-se que seu coeficiente de solubilidade é 20g de Ce2(SO4)3/100 g de H2O?

7. A solubilidade do KNO3 a 90oC e a 10oC são, respectivamente, 67 g e 18 g para cada 100 g

de água. Uma solução contendo 40 g de KNO3 e 100 g de água é aquecida até 90oC e a seguir resfriada até 10oC. Qual a quantidade de corpo de fundo que será formada?

8. Dado o diagrama de solubilidade de um determinado sal, em gramas do sal por 100 g de

água, indique o tipo de solução esperada nos pontos A, B e C.

a. um sistema homogêneo b. um sistema heterogêneo c. apenas uma solução insaturada d. apenas uma solução saturada e. uma solução supersaturada

0 20

20

40

40

oC

g/100 g de H O2

20

20

40

40

60

60

80

80

gramas de soluto

100 gramas de água

oC

45

B

A a) O que acontece com a solubilidade dos sais quando a temperatura é de 45oC?

b) Qual o sal mais solúvel a 70oC? c) Qual o sal mais solúvel a 10oC? d) Qual o sal que apresenta a maior variação de solubilidade

em função da temperatura?


24

9. 160 gramas de uma solução aquosa saturada de sacarose a 30oC são resfriadas a 0oC. Quanto de açúcar irá cristalizar?

Temperatura Solubilidade da

sacarose oC g/100g de H2O 0 180

30 220

10. A determinada temperatura o coeficiente de solubilidade (Cs) do iodeto de sódio (NaI) é de 180 g/100 g de água. Calcule a massa de água necessária para preparar uma solução saturada que contenha 12,6 g desse sal na temperatura considerada.


25

4. EXPRESSÕES PARA AS CONCENTRAÇÕES As relações entre soluto solvente e solução podem ser expressas de várias maneiras. A seguir abordaremos as principais expressões e as que são adotadas internacionalmente. Existem algumas expressões que são adotadas mas que são utilizadas em casos particulares, tais como: normalidade, molalidade e fração molar. 4.1 CONCENTRAÇÃO COMUM – C A solução usada anteriormente ( Figura-1) para a exemplificação é uma mistura homogênea e tem seu soluto distribuído homogeneamente por todo seu volume.

��

��=

��

�, ��=��, �

�, ��

A expressão da concentração comum é dada por:

� = ��

�

As unidades de concentração poderão ser expressas em: Massa (m1): mg, g, kg, t, etc. – Volume: cm3 (V), mL, dm3, L, m3, etc. Nota: C = Z g/L; quer expressar Z gramas de um solu to por 1 litro de solução (soluto + solvente) 4.2 DENSIDADE É a razão entre a massa da solução (soluto+solvente) e o volume da solução. A densidade de uma solução varia em função da quantidade de um determinado sal (soluto) dissolvido numa quantidade de líquido (solvente). Admitindo que o preparo de duas soluções aquosas (I e II) é efetuado em dois balões volumétricos, rigorosamente, iguais. A solução I é preparada dissolvendo-se 100 gramas de um sal X em água até completar o volume de 1 litro. A pesagem desse conjunto (I) apresentou o resultado de 1100 gramas. A solução II é preparada dissolvendo-se 40 gramas de um sal X, em água até completar o volume de 1 litro. A pesagem desse conjunto (II) apresentou o resultado de 1050 gramas. Se colocarmos os conjuntos sobre uma balança observaremos o seguinte resultado:

O prato com a solução I ficará num plano abaixo do prato da solução II. Como os balões e os volumes são rigorosamente iguais, podemos concluir que a solução I tem maior quantidade em massa de sal, logo é mais densa


26

Assim podemos dizer que a solução I possui densidade igual a:

� = �

�

�, ��

��=

�, ��

��=��

��=

��

��

EXERCÍCIOS 1. Dissolveu-se 1,0 g de KMnO4 (permanganato de potássio) em água suficiente para formar

1,0 L de solução. Sabendo que 1 mL contém 20 gotas, qual a massa de KMnO4 em uma gota de solução? (5,0.10-5g)

2. Evapora-se totalmente o solvente de 250 mL de uma solução aquosa de MgCl2 (cloreto de

magnésio) de concentração 8,0 g/L. Quantos gramas de soluto são obtidos? (2 g ) 3. 30,0 gramas de cloreto de magnésio (MgCl2) são dissolvidos em 190 gramas de água,

originando 200 cm3 de solução. Calcule: a. a concentração comum em g/L. (150 g/L) b. a densidade da solução em g/mL. (1,05 g/mL)

4. A concentração de ácido acético no vinagre é 52 g/L. Qual o número de moléculas de ácido

acético adicionadas ao se temperar uma salada com 5 mL desse vinagre? ( 2,6.1021 moléculas)

5. O limite máximo de “ingestão diária aceitável”(IDA) de ácido fosfórico, aditivo em alimentos

é de 5 mg/kg de massa corporal. Calcule o volume de refrigerante, contendo ácido fosfórico na concentração de 0,6 g/L, que uma pessoa de 60 kg deve ingerir para atingir o limite máximo de IDA. (0,5 L)

6. A presença de 3.10-3 gramas de etanol por mL de sangue em geral causa intoxicação.

Considerando que o volume total de sangue de um adulto é da ordem de 7 litros, aproximadamente, quantos gramas de etanol devem estar no sangue para causar intoxicação? (21 g)

7. Um frasco de laboratório contém 2,0 L de uma solução aquosa de NaCl. A massa do sal

dissolvida na solução é de 120 g. a) Qual o volume que deve ser retirado da solução inicial para que se obtenha 30 g de sal

dissolvido? ( 0,5 L) b) Qual a concentração da solução após a retirada da amostra? (60 g/L)

8. 300 g de açúcar foram adicionados a uma certa quantidade de água, obtendo-se uma solução de concentração igual a 60 g/L. Qual o volume desta solução? ( 5 L)

9. O líquido contido nas baterias de automóveis é na realidade uma solução aquosa de ácido

sulfúrico de densidade igual a 1,23 g/cm3. Uma fábrica de baterias, após receber um lote da referida solução usou um densímetro e notou que a densidade era maior que 1,26 g/cm3. Sabendo que a solução é composta somente por ácido e água destilada e que a densidade do ácido puro é maior que a água pura como a fábrica poderá contornar esse problema fazendo com que a solução tenha a densidade desejada? ( adicionar água)

10. A concentração comum de uma solução é de 20 g/L. Determine o volume dessa solução,

sabendo que ela contém 75 g de soluto. ( 3,75 L)


27

11. São dissolvidos 50 g de um sal em 200 g de água, originando uma solução cuja densidade é de 1,2 g/cm3. Determine a concentração comum dessa solução. (200 g/L)

12. Calcule a concentração comum de uma solução de 1,5 g/mL de densidade, sabendo que

ela contém 25 g de sulfato de amônio dissolvidos em 275 g de água. (125 g/L)

13. Pacientes que necessitam de raios X do trato intestinal devem ingerir previamente uma suspensão de sulfato de bário (BaSO4). Esse procedimento permite que as paredes do intestino fiquem visíveis numa radiografia, permitindo uma análise médica das condições do mesmo. Considerando-se que em 500 mL de solução existem 46,6 g do sal, qual a concentração em g/L. (93,2 g/L)

4.3 CONCENTRAÇÃO EM QUANTIDADE DE MATÉRIA - M Concentração em quantidade de matéria é a razão da quantidade de matéria do soluto (mol) pelo volume de solução (em litros), expressa na unidade mol/L (molar).

M=��

�

Como � = �

� então: M= ��

��

Nota: Podemos encontrar ainda os termos Molaridade ou concentração molar ou concentração em mol/L usados tradicionalm ente, mas não recomendado atualmente pela IUPAC ( International Union of Pure and Applied Chemistry - União Internacional de Química Pura e Aplicada). A expres são dessa unidade pode ser encontrada como 2 M que significa 2 molar ou 2 mol/ L. EXERCÍCIOS 1. No preparo de uma solução alvejante de tinturaria, 521,5g de NaClO ( hipoclorito de sódio )

são dissolvidos em água suficiente para 10,0 L de solução. Qual a concentração, em mol/L, da solução obtida? ( 0,70 mol/L )

2. Qual a molaridade de uma solução que contém 160 g de H2SO4 (ácido sulfúrico) em 620

cm3 de solução? (2,6 mol/L) 3. Qual o volume, em litros, de uma solução 0,30 mol/L de sulfato de alumínio que contém 3,0

mols de cátion alumínio? ( 5 L) 4. Em 1 litro de uma solução 1 mol/L de Na2SO4, determine:

a)quantos mols de íons Na + e SO 42− estão presente?

b)quantos íons Na + e SO 42− existem nesta solução?

5. A tabela abaixo indica a concentração, em mg/L de alguns íons na água do mar:

Íon Mg +2 SO -24 Na +1 Cl -1

Concentração 1350 2700 10500 19000 Dentre os íons da tabela qual apresenta maior concentração em mol/L qual apresenta menor concentração em mol/L?


28

6. A concentração de íons fluoreto em uma água de uso doméstico é de 5,0 x 10-5 mol/L. Se uma pessoa tomar 3,0 litros dessa água por dia, ao fim de um dia, qual a massa de fluoreto, em miligramas, que essa pessoa ingeriu?

7. O rótulo de uma água mineral distribuída para consumo informa que ela contém

principalmente 696 mg/L de bicarbonato de sódio, NaHCO3, além de outros componentes. Determine a molaridade do bicarbonato nesta água.

8. A substância química sacarose (C12H22O11) é comumente conhecida como açúcar. Para

adoçar uma xícara de café usam-se, em média 7 gramas de sacarose. Supondo-se que o volume final do café adoçado seja de 50 cm3, calcule a concentração em mol/L, aproximada do açúcar no café.

9. Ácido cítrico é um aditivo presente em alguns refrigerantes em quantidades de 0,0025 a

0,15%, em massa. Supondo que a solução tenha densidade igual a 1,0 kg/L, calcule as concentrações de ácido cítrico: (Massa molar de ácido cítrico = 210 g/mol) a)em g/L, no limite inferior; resp.: 0,025 g/L b)em mol/L, no limite superior. resp.: 0,0071 M

10. Tem-se uma solução aquosa 1x10 – 2 mol/L de uréia. Calcule para 2 x 102mL de solução:

a) a massa de uréia dissolvida; resp.: 0,12 gramas b) o número de moléculas de uréia dissolvida. resp.: 1,2 x 1021 moléculas

11. A concentração de ácido acético no vinagre é da ordem de 0,83 mol/L. Aproximadamente,

quantos gramas desse ácido há em 1 litro de vinagre?

12. Quantos gramas de Na3PO4 são necessárias para preparar 5,0 litros de uma solução 3 mol/L?

13. Para a maioria das células, uma solução de concentração igual a 1,17% de NaCl será

hipertônica. Qual a concentração dessa solução, em mol por litro? (0,2 mol/L) 4.4 TÍTULO OU PORCENTAGEM (massa ou volume) O título e sua porcentagem, em massa e em volume, são usados para mostrar a relação entre o soluto e a solução O título (τ) de uma solução refere-se à relação entre a massa do soluto (m1) e a massa da solução (m),segundo a expressão abaixo:

� = ��

�

Onde: m = m1 + m2

O título é adimensional, isto é, um número puro e sem unidades. No entanto, se você quiser expressar essa relação em porcentagem em massa (τ%), basta multiplicar o resultado por 100%.

� = ��

�∙ ��%

Assim, quando dizemos que determinada solução possui título igual a 0,35, isso significa que para cada unidade de massa da solução há 0,35 unidades de massa de soluto e 0,65 unidades de massa de solvente. Um exemplo bastante comum do uso da porcentagem no cotidiano ocorre em soluções aquosas, como é o caso do soro fisiológico. O soro fisiológico é uma solução de NaCl (cloreto


29

de sódio – sal de cozinha), que apresenta uma porcentagem em massa de 0,9 %. Isso significa que existem 0,9 grama de NaCl para cada 100 gramas de solução. Assim, podemos concluir que seu título é 0,009. No caso de soluções em que todos os componentes são gasosos ou são líquidos é possível também calcular o título em volume (τv), por relacionar o volume do soluto com o volume da solução (v), segundo a fórmula:

�� =��

�

O título em volume também pode ser expresso em porcentagem:

�� =��

� ∙ ��%

A diferença que existe quando se trabalha com o título em volume é que no título em massa, conforme dito anteriormente, a massa da solução pode ser obtida somando-se a massa do soluto com a massa do solvente. Já aqui isso não é possível, isto é, não podemos somar o volume do soluto com o volume do solvente para obter o volume da solução. Isso ocorre porque as forças intermoleculares existentes entre esses líquidos alteram os seus volumes quando se misturam. Portanto, o volume da solução deve ser medido experimentalmente ou fornecido no exercício. EXERCÍCIOS 1. Prepara-se uma solução dissolvendo-se 8 gramas de sacarose em 192 gramas de água.

Qual o título dessa solução? 2. Quais as massas de ácido oxálico (H2C2O4) e água que devem ser misturadas para se

preparar 1000 gramas de uma solução 5%, em massa de H2C2O4? 3. Qual a massa de cloreto de cálcio CaCl2 que deve ser dissolvida em 400 gramas de água

para produzir uma solução de título 20 % em massa? 4. Calcule as massas de soluto e de solvente em 480 gramas de solução aquosa de ácido

sulfúrico a 75 %, em massa. 5. Quantas gramas de ácido sulfúrico devem, ser adicionada a 200 g de água para se obter

uma solução de 60% em massa? 6. Misturando-se 60 gramas de um sal solúvel em 540 gramas de água, qual será o título? 7. Dada uma solução alcoólica de fenolftaleína com 200 g, contendo 8,0 % em massa de

soluto. Qual será a massa de fenolftaleína, em gramas, contida na solução e o número de mols de álcool?

8. Qual a massa de cloreto de cálcio CaCl2 que deve ser dissolvida em 400 gramas de água

para produzir uma solução de título 20 % em massa? 9. A embalagem de um sal de cozinha comercial com reduzido teor de sódio, o chamado sal

“light”, traz a seguinte informação: “Cada 100 g contém 20 g de sódio...”. Qual a porcentagem (em massa) de cloreto de sódio nesse sal?


30

10. Determine a porcentagem, em massa, do soluto em uma solução que contém 75 gramas de nitrato de prata dissolvidos em 0,425 kg de solução.

11. Quais serão as massas de H2C2O4 e H2O que devem ser misturadas respectivamente para

preparar 1000g de solução a 5% de H2C2O4?

12. Soro fisiológico é uma solução aquosa de cloreto de sódio a 0,9% em massa. Qual a massa de NaCl em gramas necessária para preparar 2 litros de soro fisiológico?(dágua =1,0g/cm3)

13. 20 gramas de NaOH são dissolvidos em 36 gramas de água. Sabendo que a massa molar

do NaOH é igual; a 40g/mol e a da água é 18g/mol, calcule: a) Título da solução. b) Porcentagem em massa do solvente.

14. Considere as seguintes soluções:

I. 10g de NaCl em 100g de água. II. 10g de NaCl em 100ml de água. III. 20g de NaCl em 180g de água. IV. 10 mols de NaCl em 90 mols de água. Destas soluções, qual tem concentração 10% em massa de cloreto de sódio?

4.5 CONCENTRAÇÃO DE SOLUÇÕES EM ppm, ppb e ppt

Para se determinar a concentração de soluções em termos de volume do soluto por volume da solução (V1/V), ou em termos de massa do soluto por massa da solução (m1/m), costuma-se utilizar o título (τ).

No entanto, existem casos em que a quantidade de soluto é extremamente pequena, como, por exemplo, a concentração dos poluentes existentes no ar, na terra e na água. Nessas situações, costuma-se usar a unidade partes por milhão, que é representada pela abreviação ppm. A concentração em ppm indica quantas partes do soluto existem em um milhão (106) de partes da solução (em volume ou em massa)

Assim, uma solução de 20 ppm contém 20 gramas do soluto em 1 milhão de gramas da solução. A relação matemática para a determinação do ppm pode ser dada por:

� � =� !"#$�$%&'(#&

��) !"#$%�$%&'(çã&

Se trabalharmos com soluções gasosas, a concentração em ppm será expressa em volume; mas se falarmos de líquidos e sólidos, o ppm será dado em termos de massa. Devemos ressaltar que quando trabalhamos com soluções aquosas, em geral, a massa do soluto é muito pequena, por isso é costumeiro considerar a densidade da solução igual à da água líquida (1,0 g/mL) onde não é necessária uma precisão elevada em trabalhos pouco rigorosos. Algumas unidades de concentração equivalentes à relação 1 ppm: Em massa/massa:

� � =�

�#⇨ � � =

��

�� ⇨ � � =

�+

�


31

Em volume/volume:

� � =��

��⇨ � � =

��

��⇨ � � =

�+�

��⇨ � � =

��

��

Em massa/volume:

� � =�

��⇨ � � =

��

��⇨ � � =

�+

��'

Nos casos em que a solução encontra-se ultra diluída e que é necessário expressar a concentração em partes por bilhão(ppb) e em partes por trilhão (ppt). O raciocínio para o trabalho com esses é o mesmo que no caso do ppm.

� , =� !"#$�$%&'(#&

��- !"#$%�!%&'(çã&� # =

� !"#$�$%&'(#&

�� !"#$%�!%&'(çã&

Exercício resolvido 1 A propanona pura, C3H6O, é um líquido volátil, incolor, inflamável, moderadamente tóxico, de sabor adocicado e cheiro agradável. Um ser humano comum pode perceber o cheiro da propanona diluída no ar na concentração mínima de 1,6 ppm. A análise de uma amostra do ar de determinado ambiente revelou que existe 0,00015% em volume de propanona. Uma pessoa, ao entrar no ambiente, irá perceber o odor da propanona? Resolução Aplicando na fórmula matemática do ppm citada no texto, temos:

�, ) ��$��0)1 =�, )��$��0)1

��$!"

Considerando: 1000 mL = 1 L e que 1000 L = 1 m3, podemos dizer que 1 000 000 mL = 1 m3 Substituindo na expressão anterior:

�, ) ��$��0)1 =�, )��$��0)1

��$!"

Logo cada m3 de ar contém 1,6 mL de C3H6O. Agora passamos a concentração para porcentagem da seguinte forma:

No cotidiano, o ppm aparece em várias situações. Por exemplo, nos rótulos dos cremes dentais costuma-se indicar a presença de flúor (na forma de algum sal). A embalagem abaixo mostra que esse produto apresenta um teor de flúor (na forma de fluoreto de sódio) de 1400 ppm. Isso significa que em cada 106 partes dessa solução (creme dental) existem 1400 . 106 partes de flúor.

O ppb também é muito utilizado. Um exemplo é no caso da poluição das águas com metais pesados, como o chumbo. Esses metais apresentam o fenômeno da bioacumulação, isto é, suas concentrações aumentam, progressivamente, ao longo da cadeia alimentar. A água potável deve conter, no máximo, 15 ppb de chumbo, embora constantemente sejam encontradas águas com mais de 100 ppb.


32

1,6 parte de C3H6O ------------- 1 000 000 partes de ar x ----------------------- 100 partes de ar

2 = �, ) ∙ ��

�� ∴ 2 = �, ��)%

Como 0,00016% está acima do limite de detecção, 0,00015% citada no problema, podemos concluir que um ser humano não perceberá o odor da propanona. EXERCÍCIOS 1. Certos medicamentos são preparados por meio de uma série de diluições. Assim,

utilizando-se uma quantidade de água muito grande, os medicamentos obtidos apresentam concentrações muito pequenas. A unidade mais adequada para medir tais concentrações é denominada ppm. Considere um medicamento preparado com a mistura de 1 g de um extrato vegetal e 100 kg de água pura. Qual concentração aproximada desse extrato vegetal no medicamento, em ppm? (0,01ppm)

2. Ambientalistas lutam para que o índice ideal de exposição ao benzeno seja 0,1ppm.

A contaminação ambiental tem sido uma fonte de problemas e doenças em diversas comunidades. Um relatório aponta a contaminação de pelo menos 150 pessoas em Paulínia, São Paulo. Dezoito delas apresentaram tumores no fígado e na tireoide. Todas teriam sido contaminadas por substâncias usadas na fabricação de pesticidas. Dr. Anthony Wong, pediatra e diretor do Centro de Assistência de Toxicologia, do Hospital das Clínicas da Universidade de São Paulo, afirma que a intenção não é criar pânico na população, mas é necessário ter muita cautela, porque há substâncias, como o benzeno, clorobenzeno e metil-etilcetona (butanona), perigosas para mulheres grávidas, crianças e idosos, que são os mais vulneráveis. Além disso, vapores tóxicos do clorobenzeno afetam o rim e o fígado. Fez, ainda, um outro alerta: as pessoas não sentem o cheiro porque a sua concentração na fase gasosa é pequena. A concentração de uma solução em ppm pode ser expressa na forma de miligramas de soluto em 1 litro de solução. Numa atmosfera, para se chegar ao nível de concentração ideal de exposição ao benzeno, desejado pelos ambientalistas, qual será a quantidade máxima desse composto cancerígeno, em gramas, que pode estar presente em um ambiente de 10.000L? (90 ppm)

3. O Ministério da Saúde recomenda, para prevenir as cáries dentárias, 1,5 ppm (mg/L) como

limite máximo de fluoreto em água potável. Em estações de tratamento de água de pequeno porte, o fluoreto é adicionado sob forma do sal flúor silicato de sódio (Na2SiF6; MM = 188g/mol). Se um químico necessita fazer o tratamento de 10000 L de água, qual será a quantidade do sal, em gramas, que ele deverá adicionar para obter a concentração de fluoreto indicada pela legislação? (15 g)

4. Em um aquário constatou-se a presença de 0,8g de CO2 para cada 80Kg de ar. Calcule a

concentração em ppm. (10 ppm) 5. Qual é a massa de KCl necessária para preparar 200 mL de solução 30 mg/L (ppm)? (6

mg) 6. A água potável pode conter uma quantidade máxima de 10 mg de íons Ba2+ por litro.

Sabendo que 1,0L de água potável pesa 1,0 kg, Qual será a concentração de bário, em ppm dessa solução? (1,0 ppm)


33

7. Uma lata de 250 g de sardinha tem concentração de 0,52 ppm em mercúrio. Quantos

gramas de Hg há nessa lata? (1,3 x 10-4 g) 8. No rótulo de uma garrafa de água mineral lê-se, entre outras informações:

Conteúdo: 1,5 litro nitrato de sódio: 6,0 ppm. Considere que 1ppm = 1mg de soluto por litro de solução aquosa. Qual será a massa de nitrato de sódio ingerida por uma pessoa que bebe um copo 300 mL dessa água?

9. Em um aquário constatou – se a presença de 0,8 g de CO2 para cada 80 Kg de ar. Calcule a concentração em ppm e em ppb.

10. Em um aquário constatou – se a presença de 0,8 g de CO2 para cada 80 Kg de ar. Calcule

a concentração em ppm e em ppb.

11. Um purgante apresenta 2% em massa de fenolftaleína. Considerando que um comprimido apresente 10 Mg, calcule a massa de fenolftaleína neste comprimido.

4.6 RELAÇÃO ENTRE AS EXPRESSÕES DE CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES Existem várias formas de se calcular e determinar as concentrações das soluções químicas entre elas podemos citar: concentração comum, concentração em quantidade de matéria, densidade e título.

� =��

�� =

��

�&(� =

��

�� =

�

�� =

��

�

É importante lembrar que o índice 1 indica que a grandeza se refere ao soluto, índice 2 se refere ao solvente e quando não há índice, trata-se da solução. Por exemplo: m1 = massa do soluto; m2 = massa do solvente; m = massa da solução (m1 + m2). Podemos relacionar esses tipos de concentração das soluções e, dessa forma, chegar a novas fórmulas que podem ser usadas quando conveniente. Relação entre concentração comum e título

� =��

�� =

��

�

m5 = C ∙ Vm5 = τ ∙ m

'& &:� ∙ � = � ∙ �!%%9�:� = � ∙:

;�&�&:� =

�

�

∴ � = � ∙ �

É importante lembrar que a concentração comum (C) e a densidade devem estar nas mesmas unidades. Não pode acontecer, por exemplo, de a densidade estar em g/L e a concentração em g/cm3. Relação entre concentração comum e concentração em quantidade de matéria(mol/L)

� =��

�� =

��

�⇨ � =

��

��

m5 = C ∙ Vm5 = M ∙ M5 ∙ V


34

'& &:� ∙ ; = � ∙ �� ∙ ;!%%9�:� = � ∙ ��

Comparando as duas relações, temos:

� = � ∙ � = � ∙ �� ou quando a densidade estiver expressa em g/Ml

∗ � = � ∙ � ∙ �� = � ∙ �� EXERCÍCIOS 1. Os frascos utilizados no acondicionamento de soluções de ácido clorídrico comercial,

também conhecido como ácido muriático, apresentam as seguintes informações em seus rótulos: solução 20% m/m (massa percentual); densidade = 1,10 g/mL; massa molar = 36,50 g/mol. Com base nessas informações, qual será a concentração da solução comercial desse ácido, em mol/L? (6,0 mol/L)

2. As baterias dos automóveis são cheias com solução aquosa de ácido sulfúrico. Sabendo-se

que essa solução contém 38% de ácido sulfúrico em massa e densidade igual a 1,29g/cm3. Qual é a concentração do ácido sulfúrico em mol por litro? (5 mol/L)

3. Uma solução de ácido clorídrico, de densidade 1,2 kg/L, contém 40% em massa, de HCl.

Qual a massa de água, em gramas, existente em 1L de solução do ácido, nessa concentração? (720g)

4. A solução aquosa de NaOH (soda cáustica) é um produto químico muito utilizado. Uma

determinada indústria necessitou usar uma solução com 20% em massa de hidróxido de sódio, que apresenta uma densidade de 1,2 kg/L. Qual a molaridade da solução? (6 mol/L)

5. Num refrigerante do tipo “cola”, foi feita uma análise química que determinou uma

concentração de íons fosfato (PO4-3) igual a 0,15 g/L. Qual a concentração de íons fosfato,

em mols por litro, nesse refrigerante? (1,57.10-3mol/L) 6. Num exame laboratorial, foi recolhida uma amostra de sangue, sendo o plasma separado

dos eritrócitos, ou seja, deles isolado antes que qualquer modificaçãofosse feita na concentração de gás carbônico. Qual a concentração em g/L, sabendo-se que a concentração de CO2, neste plasma, foi de 0,025 mol/L? (1,1g/L)

7. Considerando que o conteúdo de ácido acético existente no vinagre é de aproximadamente

3% em peso e que a densidade do vinagre é 1 g/mL, qual a molaridade do ácido acético existente em um litro de vinagre? (0,5 mol/L)

8. 136,8 g de Al2(SO4)3 foram dissolvidos em água suficiente para 800 mL de solução.

Determine a concentração em mol/L da solução obtida. 9. Ácido cítrico (mol=210g) é um aditivo presente em refrigerantes em quantidades de 0,0025 a

0,15% em massa. Supondo uma solução de densidade 1,0 kg/L, calcule as concentrações de ácido cítrico: a. em g/L, no limite inferior; b. em molaridade, no limite superior.


35

10. Num laboratório um frasco de ácido possui as seguintes informações: d = 1,837 g/cm3; 8,0 % em massa e concentração = 1,5 mol/L. Qual dos ácidos a seguir refere-se a este rótulo: H4P2O7, H2SO4, HNO3 ou HCN? Demonstre sua resposta.


36

5. DILUIÇÃO DE SOLUÇÕES A prática da diluição de soluções é muito comum em laboratórios. Fazemos uma diluição quando adicionamos mais solvente a uma solução já existente, de modo que a concentração da solução diminua. No cotidiano é muito comum realizarmos diluições. Por exemplo, geralmente os rótulos de sucos concentrados indicam que o preparado desses sucos deve ser feito acrescentando-se água numa proporção determinada. Quando fazemos isso, estamos diluindo o suco. Nota: Quando estamos fazendo um suco e adicionamos o solu to (refresco em pó, por exemplo) ao solvente (água), está ocorrendo uma dis solução. Mas quando acrescentamos mais água a uma solução de água com r efresco em pó, temos uma diluição. Essa prática também é muito comum nos laboratórios, pois geralmente as soluções que são comercializadas vêm numa concentração bem alta e, de acordo com a finalidade, os técnicos preparam soluções mais diluídas a partir da solução inicial (solução mãe). Essas soluções costumam ser preparadas pegando-se uma alíquota, isto é, uma parte da solução inicial com uma pipeta, que é um instrumento utilizado para medir e transferir volumes de líquidos com alta precisão. Essa alíquota é transferida para um balão volumétrico e, por último, acrescenta-se a água até atingir o volume desejado e indicado pelo balão volumétrico. Como mensurar o volume da alíquota que se deve pegar para preparar a solução? Dependerá de qual concentração queremos que a solução final tenha. Quando realizamos uma diluição, a massa do soluto permanece inalterada, como mostra a imagem abaixo:

Nota: Soluções são sistemas homogêneos (monofásicos ); o soluto representado em partículas de tons mais escuros de azul é simplesme nte um recurso pedagógico para indicar a existência de dois componentes. Com a adição de água, a massa do solvente mudou e, consequentemente, a massa e a concentração da solução também mudaram. Assim temos:


37

�9�9�9!' =��

�9�9�9!'�>9�!' =

��

�>9�!'

�� = �9�9�9!' ∙ �9�9�9!' �� = �>9�!' ∙ �>9�!'

�9�9�9!' ∙ �9�9�9!' = �>9�!' ∙ �>9�!'

Nota: Analogamente é utilizado o mesmo procedimento quando as concentrações forem expressas em quantidade de matéria (mol/L) e título . EXERCÍCIOS 1. Qual o volume de água, em mL, que deve ser adicionado a 300 mL de uma solução 0,4

mol/L, para que se torne 0,16 mol/L? (450 mL) 2. A 80 g de uma solução de H2SO4(ácido sulfúrico) de 63 % em massa são adicionados 400

g de água. Qual a porcentagem em massa de H2SO4 na solução obtida? (7 %) 3. 100 mL de solução aquosa de cloreto de cálcio (CaCl2) 0,60 mol/L são diluídos com 300

mL de água. Calcule a concentração em mol/L dos ânions cloreto na solução final. 4. Uma solução de sulfato de sódio contém 20 g de soluto por litro. A dois litros dessa solução

foram acrescentados seis litros de água. Qual será a concentração dessa nova solução? 5. Café “carioca” é um tipo de café em que se adiciona água a bebida já pronta para torná-la

mais fraca. Qual a quantidade de água que devemos misturar a uma xícara de café para que a sua concentração reduza pela metade? (considere a água em volume)(2V)

6. Um volume de 300 mL de solução de sulfato cúprico é cuidadosamente aquecido até que o

volume fique reduzido a 200 mL. Qual a concentração molar da solução final? 7. Uma solução de sulfato de sódio (Na2SO4) contém 10 gramas de soluto por meio litro. A

dois litros dessa solução foram acrescentados seis litros de água. Qual será a concentração da solução?

8. Uma solução de carbonato de sódio (Na2CO3) de concentração molar 0,50 mol/L com

volume de 250 mL, deve ser diluída com água para a concentração de 26,6 g/L. Qual a quantidade de soluto, em mols, que pode ser esperada para essa solução?

9. Qual o volume de água destilada que devemos adicionar a 150 mL de uma solução a 7.0%

de um xampu para automóvel a fim de torná-la a 3,0%? 10. Que volume de HCl concentrado (16 mol/L) é necessário para preparar 2,0L de HCl

0,20mol/L?~ 11. Diluição é uma operação muito empregada no nosso dia-a-dia, quando, por exemplo,

preparamos um refresco a partir de um suco concentrado. Considere 100mL de determinado suco em que a concentração do soluto seja de 0,4mol.L-1. Qual será o volume de água, em mL, que deverá ser acrescentado para que a concentração do soluto caia para 0,04mol.L-1?


38

14. Deseja-se diluir um litro da solução de H2SO4 a 80% e de densidade 2,21g/cm3 até o volume de cinco litros. Quais são as concentrações molares do H2SO4, antes e depois da diluição?

15. Um dos grandes problemas das navegações do século XVI referia-se à limitação de água potável que era possível transportar numa embarcação. Imagine uma situação de emergência em que restaram apenas 300 litros (L) de água potável (considere-a completamente isenta de eletrólitos). A água do mar não é apropriada para o consumo devido à grande concentração de NaCl(25g/L), porém o soro fisiológico (10g NaCl/L) é. Se os navegantes tivessem conhecimento da composição do soro fisiológico, poderiam usar água potável para diluir água do mar de modo a obter o soro e assim teriam um volume maior de líquido para beber. a) Que volume total de soro seria obtido com a diluição se todos os 300 litros de água potável fossem usados para este fim? b) Considerando-se a presença de 50 pessoas na embarcação e admitindo-se uma distribuição eqüitativa do soro, quantos gramas de NaCl teriam sido ingeridos por cada pessoa?


39

6. MISTURA DE SOLUÇÕES A mistura de soluções é um procedimento que pode ocorrer de várias formas, tais como: solutos iguais ou diferentes, com e sem reação química e é muito comum no cotidiano dos laboratórios de análise. 6.1 MISTURA DE SOLUÇÕES SEM REAÇÃO QUÍMICA 6.1.1 Solutos Iguais Normalmente prepararmos soluções em nosso dia a dia, assim como realizamos a mistura de uma com outra. Misturar duas soluções é o ato de colocar duas ou mais soluções em um mesmo recipiente. Se essa mistura envolver soluções que apresentam o mesmo solvente e o mesmo soluto, a realização desse procedimento será chamada de mistura de soluções de mesmo soluto. Um exemplo de mistura de soluções de mesmo soluto é quando colocamos duas soluções aquosas (apresentam água como solvente) de cloreto de sódio em um mesmo recipiente, como representado a seguir:

Representação de uma mistura de soluções de mesmo soluto

Podemos observar que, quando realizamos uma mistura de soluções que apresentam o mesmo soluto e o mesmo solvente, estamos apenas realizando um aumento da quantidade do solvente e do soluto (propriedade da aditividade), não sendo observada nenhuma outra modificação. Assim, podemos afirmar que, quando realizamos uma mistura de soluções que apresentam o mesmo soluto e o mesmo solvente, vamos ter como resultado uma soma dos volumes das soluções misturadas e uma soma das massas (quantidades) dos solutos misturados.

Volume final = volume da solução 1 + volume da solução 2

Vf = V1 + V2

Massa do soluto final = massa do soluto da solução 1 + massa do soluto da solução 2

mf = m1 + m2

Por meio desses dados, é possível realizar ainda o cálculo da concentração tanto das soluções que serão misturadas (soluções iniciais) quanto da solução resultante da mistura (solução final). As expressões de concentração mais utilizadas são a concentração comum e a molaridade, que apresentam as seguintes fórmulas:

C1.V1 + C2.V2 = CF.VF M1.V1 + M2.V2 = MF.VF


40

6.1.2 Solutos Diferentes Misturando 1 litro de solução aquosa de cloreto de sódio (NaCl – sal de cozinha) a 0,1 mol/L com 1 litro de uma solução aquosa de sacarose (C12H22O11 – açúcar comum) a 0,2 mol/L. O solvente de ambas as soluções é o mesmo: a água. Porém, os solutos são diferentes: sal e açúcar, de modo que se originou uma nova solução. Como, esses solutos não reagem entre si, eles estão simplesmente diluídos num volume maior de solução. Na solução inicial havia 0,1 mol de sal em 1 L de solução, agora há 0,1 mol de sal dissolvido em 2 L de solução. O mesmo raciocínio se aplica à solução de sacarose, que tinha 0,2 mol de açúcar dissolvido em 1 L e agora esse 0,2 mol está dissolvido em 2 L de solução:

Logo, podemos deduzir que após essa mistura teremos uma nova solução, que podemos considerar como se cada solução tivesse sofrido uma simples “diluição” .

�9�9�9!' ∙ �9�9�9!' = �>9�!' ∙ �>9�!' Nota: Será calculada a diluição em relação a cada soluto envolvido na mistura. 6.2 MOLARIDADE DE ÍONS Como determinar a concentração de cada um dos íons em uma nova solução formada? Para tal será necessário escrever as equações de ionização ou dissociação de cada soluto e usar a proporção estequiométrica para determinar a concentração dos íons formados. Por exemplo, considere que foram misturados 250 mL de uma solução aquosa de K2SO4 a 0,5 mol/L com 150 mL de uma solução aquosa de Al2(SO4)3 a 0,8 mol/L. Qual seria a concentração em mol/L de cada um dos íons formados na solução final?


41

1º passo: Escrever as reações de dissociação dos sais: 1 K2SO4(aq) → 2 K+

(aq) + 1 SO42-

↓ ↓ ↓ 1 mol 2 mol 1 mol ↓ ↓ ↓ 0,5 mol/L 1,0 mol/L 0,5 mol/L 1 Al2(SO4)3(aq) → 2 Al3+

(aq) + 3 SO42-

↓ ↓ ↓ 1 mol 2 mol 3 mol ↓ ↓ ↓ 0,8 mol/L 1,6 mol/L 2,4 mol/L ∴ M?@ABC = 0,6mol/LdeAlMN

2º passo: Determinar a concentração para cada íon: K+

(aq): Minicial . Vinicial = Mfinal . Vfinal

1,0 mol/L . 0,25 L = Mfinal . 0,4 L

�>9�!' =�, ��&'

�, O�

∴ �>9�!' = �, )��&'/��$PN

Al3+

(aq):

Minicial . Vinicial = Mfinal . Vfinal

1,6 mol/L . 0,15 L = Mfinal . 0,4 L

�>9�!' =�, �O�&'

�, O�

∴ �>9�!' = �, )�&'/��$Q'�N

SO42-

(aq) (presente nas duas soluções):

Minicial . Vinicial + Minicial . Vinicial = Mfinal . Vfinal

(0,5 mol/L . 0,25 L) + ( 2,4 mol/L . 0,15 L) = Mfinal . 0,4 L (0,125 mol) + ( 0,36 mol) = Mfinal . 0,4 L

�>9�!' =�, OR��&'

�, O�

∴ �>9�!' = �, ��&'/��$S1O�T

6.3 MISTURA DE SOLUÇÕES COM REAÇÃO QUÍMICA Se misturarmos duas ou mais soluções que possuem solutos diferentes pode ocorrer uma reação química entre eles e será necessário realizar vários cálculos importantes para estudar esses processos.


42

É possível deduzir o que ocorreu na solução final, inclusive qual a sua concentração em mol/L (concentração em quantidade de matéria ou molaridade, simbolizada nesse texto por “M”). Para tal será preciso seguir os passos abaixo: 1º Escrever a equação química do processo, balanceada; 2º Determinar a a concentração em quantidade de matéria (mol) dos reagentes; 3º Verificar se há reagente em excesso; 4º Determinar, por estequiometria, a quantidade, em mol, de produto. Exercício Resolvido Misturou-se 0,5 L de uma solução aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4) de 0,1 mol/L com 0,5 L de uma solução aquosa de hidróxido de sódio (NaOH) de 0,2 mol/L. Qual a concentração da solução final? Ela é ácida, básica ou neutra? 1º) Escrever a equação química balanceada que representa a reação que ocorreu entre as duas soluções: 1 H2SO4 + 2 NaOH → 1 Na2SO4 +2 H2O proporção: 1 mol 2 mol 1 mol 2º) Determinar os números de mol dos solutos (n) presentes nos reagentes. Isso pode ser feito por meio da fórmula da concentração em mol/L (M):

�0�S1O=

�0�S1O

�0�S1O �U!10 =

�U!10

�U!10

�0�S1O = �0�S1O∙ �0�S1O �U!10 = �U!10 ∙ �U!10

�0�S1O = �, ��&' ∙ �T� ∙ �, �� U!10 = �, ��&' ∙ �T� ∙ �, ��

∴ �0�S1O = �, ��&' ∴ �U!10 = �, ��&'

3º) Verificar se a quantidade de reagentes está dentro da proporção indicada pelos coeficientes da reação e ver se há ou não reagente em excesso: 1 H2SO4 + 2 NaOH → 1 Na2SO4 +2 H2O proporção: 1 mol 2 mol 1 mol mols de solutos: 0,05 mol 0,10 mol Observe que o número de mol dos solutos está dentro da proporção estequiométrica de 1 : 2 da equação. Portanto, não há reagente em excesso e a solução é neutra . 4º) Por meio dos coeficientes da equação é possível prever a quantidade em mol do sal formado e assim descobrir a concentração da solução final. Lembrando que o volume da solução é a soma dos volumes do ácido e da base (0,5 L + 0,5 L = 1,0 L). 1 H2SO4 + 2 NaOH → 1 Na2SO4 + 2 H2O proporção: 1 mol 2 mol 1 mol mols de solutos: 0,05 mol 0,10 mol 0,05 mol

�U!�S1O=

�U!�S1O

�>9�!' �U!�S1O

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�,��

� = �, ��&' ∙ �T�


43

EXERCÍCIOS 1. Duas amostras de soluções aquosas de NaOH (hidróxido de sódio), uma de volume 200 mL

e 0,15 mol/L e a outra de volume 100 mL e 0,30 mol/L, foram misturadas. Qual a concentração em mol/L da solução final? (0,2 mol/L)

2. Misturam-se 500 mL de uma solução de NaOH (hidróxido de sódio) de concentração igual a

16 g/L com 400 mL de solução 0,50 mol/L da mesma base e completa-se o volume para 1000 mL. Qual a concentração em mol/L da solução final? (0,40 mol/L)

3. Qual a concentração em mol/L de uma solução de hidróxido de sódio formada pela mistura

de 60 mL de uma solução 5 mol/L com 300 mL de solução 2 mol/L? (2,5 mol/L)

4. 30 cm3 de solução 0,1 mol/L de HNO3 foram adicionados a 20 cm3 de solução 0,2 mol/L do mesmo ácido. Calcule a molaridade da solução resultante. ( 0,14 mol/L)

5. Duas soluções de volumes iguais e de concentrações 0,5 mol/L e 0,1 mol/L foram

misturadas. Determine a concentração em mol/L da solução resultante. (0,3 mol/L ) 6. Deseja-se preparar uma solução 1mol/L de NaOH, partindo de 400mL de uma solução 1,5

mol/L dessa base. Que volume de água deve ser adicionado? Qual o volume da solução 1mol/L obtida? (200 mL , 600 mL).

7. 100 mL de uma solução de CaCl2 de 0,3g/mL de concentração são misturados com 200 mL

de outra solução de CaCl2 resultando uma solução de 0,04g/mL de concentração. Calcule a concentração da solução de 200 mL. (0,045g/mL)

8. A 100 mL de uma solução 0,25 mol/L de (NH4)2CO3 são adicionados 100 mL de uma

solução 0,5 mol/L do mesmo sal. Calcule a concentração em g/L, da solução resultante. (36 g/L)

9. Um químico precisa preparar 80 mL de uma solução ácida 3,0 mol/L, misturando duas

soluções de um ácido forte HX, uma com concentração 5,0 mol/L e outra com 2,5 mol/L. Qual o volume que deverá ser utilizado da solução 5,0 mol/L?

10. Todos os sais de metais alcalinos são solúveis; logo a mistura entre cloreto de sódio (NaCl)

e iodeto de potássio (KI) não apresenta reação. Calcule a concentração das soluções após a mistura de 100 mL de NaCl, 1 mol/L com 0,1 L de KI, 4 mol/L. Calcule a concentração das soluções após a mistura de 100 mL de NaCl, 1 mol/L com 0,1 L de KI, 4 mol/L.

11. Misturam-se 50 mL de solução aquosa 0,10 mol/L de H2SO4 (ácido sulfúrico), com 50 mL

de solução aquosa 0,40 mol/L de NaOH (hidróxido de sódio). Completada a reação, pergunta-se: a) O meio estará ácido ou básico? Justifique. (básico). b) Qual a molaridade do ácido ou da base restante no final da reação? (0,10 mol/L)

12. 0,15 L de uma solução 1,0 mol/L de HCl (ácido clorídrico) são adicionados a 250 mL de

uma solução aquosa 2,0 mol/L de NaOH (hidróxido de sódio). Pergunta-se: a) A solução final tem caráter ácido, básico ou neutro? Justifique. (básico) b) Qual a molaridade do reagente em excesso? (0,875 mol/L) c) Qual a molaridade do sal produzido? (0,375 mol/L)


44

13. Calcule o volume, em litros, de uma solução aquosa de HCl (ácido clorídrico) de concentração 1,0 mol/L necessário para neutralizar 20,0 mL de uma solução aquosa de NaOH (hidróxido de sódio) de concentração 3,0 mol/L? (0,06 L)

14. Na titulação de 10,0 cm3 de uma solução de KOH foram gastos 18,5 cm3 de uma solução

de H2SO4 0,25 mol/L. Calcule a concentração da solução de KOH em g/L.(51,8 g/L) 15. Quantos mililitros de solução de HCl 0,02 mol/L serão necessários para neutralizar

completamente 100 mL de uma solução de Ba(OH)2, 0,01 mol/L? (100 mL) 16. 200 mL de solução 0,3 mol/L de NaCl são misturados a 100 de solução molar de CaCl2.

Qual aconcentração, em mol/litro, de íons cloreto na solução resultante? (0,86 mol/L) 17. Na titulação de 100 mL de HCl 0,01 M com NaOH 0,1 M usando como indicador 10 gotas

de uma solução de fenolftaleína, é obtido o seguinte gráfico:

18. Na titulação de 10,0 mL de uma amostra de suco gástrico que contém ácido clorídrico,

foram gastos 9,0 mL de uma solução 0,20 mol/L de hidróxido de sódio. Qual a concentração em mol/L do ácido na amostra?

19. Calcule os volumes de soluções aquosas de ácido sulfúrico, respectivamente iguais a 10

mol/L e 6 mol/L, necessários para a preparação de um litro de solução aquosa 7 mol/L deste ácido.

20. São misturados 200 mL de uma solução aquosa de HCl 0,20 M com 50 mL de uma solução

aquosa de Ca(OH)2 0,4M. Responda: a) A solução resultante é ácida, básica ou neutra? Demonstre a resolução da sua resposta. b) Qual a molaridade do sal resultante? Demonstre a resolução.

Intensidade decoloração

Volume de NaOH 0,1 Madicionado (mL)

5 10

Indique o gráfico correspondente que se espera obter quando se utiliza solução aquosa de NaOH 0,2 mol.L1-


45

REFERÊNCIAS MAHAN , Bruce M.; MYERS, Rollie J.. Química: um curso universitário. Tradução por Koiti Araki, [et.al.]. 4ª edição. Editora Edgard Blücher Ltda. 1997. RUSSEL, John B. Química Geral. Tradução por Divo Leonardo Sanioto, [ et. Al.]. 1ª edição. Editora McGraw-Hill do Brasil Ltda. 1982. ROSENBERG, Jerome L.. Química Geral. Tradução por Viktoria Klara Lakatos Osório, [et.al.]. 6ª edição. Editora McGraw-Hill do Brasil Ltda. 1982. USBERCO, João; SALVADOR , Edgard. Quimica - Química Geral – volume 1 e 2. 9ª edição. São Paulo, SP. 2000. FELTRE ; Ricardo. Química: Volume 1 e 2 – Química Geral. 5ª edição. Editora Moderna. 2000. ROCHA Fº, Romeu C.; SILVA, Roberto Ribeiro da. Cálculos Básicos da Química. 2ª Edição. Editora da Universidade Federal de São Carlos – EDUFSCAR. São Carlos. 2010 http://www.infoescola.com/quimica/reacao-de-decomposicao/ http://www.colegioweb.com.br/quimica/reacoes-de-sintese-ou-de-adicao.html http://educacao.uol.com.br/quimica/ult1707u21.jhtm http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/


46

TABELAS


47

Tabela de Cátions

Número de Oxidação Fixo

NOx 1+ NOx 2+ NOx 3+ Lítio Li 1+ Frâncio Fr 1+ Berílio Be 2+ Rádio Ra 2+ Alumínio Al 3+

Sódio Na 1+ Prata Ag 1+ Magnésio Mg 2+ Zinco Zn 2+

Potássio K 1+ Amônio NH4 1+ Cálcio Ca 2+ Cádmio Cd 2+

Rubídio Rb 1+ Hidrogênio H 1+ Estrôncio Sr 2+ Escândio Sc 2+ Césio Cs 1+ Hidrônio H3O

1+ Bário Ba 2+

Número de Oxidação Variável

NOx 1+ NOx 2+ Auroso Au 1+ Cobaltoso Co 2+ Ferroso Fe 2+ Platinoso Pt 2+ Cuproso Cu 1+ Cromoso Cr 2+ Manganoso Mn 2+ Plumboso Pb 2+ Mercuroso (Hg)2

1+ Cúprico Cu 2+ Mercúrico Hg 2+ Titanoso Ti 2+ Estanhoso Sn 2= Niqueloso Ni 2+

NOx 3+ NOx 4+ NOx 5+ Antimonioso Sb 3+ Crômico Cr 3+ Estânico Sn 4+ Antimônico Sb 5+ Arsenioso As 3+ Férrico Fe 3+ Platínico Pt 4+ Arsênico As 5+ Áurico Au 3+ Manganês III Mn 3+ Mangânico Mn 4+ Bismuto V Bi 5+ Bismuto III Bi 3+ Niquélico Ni 3+ Plúmbico Pb 4+ Cobáltico Co 3+ Titânico Ti 4+

Tabela de Ânions

Alumínio Aluminato – AlO21- Tetrahidroxialuminato – [Al(OH)4]

1-

Antimônio Metantimonito – SbO21- Antimonito – SbO3

3- PiroAntimonato – Sb2O74- Antimonato – SbO4

3-

Arsênio Metarsenito – AsO21- Arsenito – AsO3

3- Piroarsenato – As2O74- Arseniato – AsO4

3-

Berílio Berilato – BeO22-

Bismuto Bismutato – BiO31-

Boro Borato – BO33- Tetraborato – B4O7

2- Metaborato – BO21- Flúorborato – BF4

1-

Bromo Brometo – Br1- Hipobromito – BrO1- Bromito – BrO21- Perbromato – BrO4

1- Bromato – BrO31-

Carbono Metaneto – C4- Acetileto – C21- Cianeto – CN1- Isocianeto – NC1- Acetato – CH3COO1-

Carbonato – CO32- Tartarato – [C4H4O6]

2- Citrato – [C6H5O7]3- Salicilato – C6H4(OH)COO1-

Benzoato – C6H5COO1- Succianato – [C4H6O4]2- Oxalato – C2O4

2-

Chumbo Plumbito – PbO22- Plumbato – PbO3

2-

Cloro Cloreto – Cl1- Hipoclorito – ClO1- Clorito – ClO21- Clorato – ClO3

1- Perclorato – ClO41-

Cromo Cromato – CrO42- Dicromato/percromato – Cr2O7

2- Cromito – CrO21-

Enxofre Sulfeto – S2- Tiossulfato– S2O3

2- Persulfato– S2O8

2- Tetrationato – S4O62- Hipossulfato –

S2O62-

Sulfato – SO42- Sulfito – SO3

2- Hipossulfito – S2O42- Pirossulfato – S2O7

2- Pirossulfito – S2O52-

Pentationato– S5O62- Hexationato – S6O6

2- Tritionato – S3O62- Tiocianato– SCN1-

Monopersulfato– SO52-

Estanho Estanito- SnO22- Estanato – SnO3

2-

Ferro Ferricianeto – Fe(CN)63- Ferrocianeto – Fe(CN)6

4- Ferrato – FeO42- Ferrito – FeO2

1-

Flúor Fluoreto – F1- Fluorato – FO3

1-

Fósforo Fosfeto – P3- Metafosfato – PO31- Fosfato – PO4

3- Hipofosfato – P2O64- Pirofosfato – P2O7

4-

Peroxidifosfato - P2O84- Peroximonofosfato – PO5

3-

Germânio Germanato – GeO42-

Hidrogênio Monohidrogenofosfato – HPO42- Dihidrogenofosfato – H2PO4

1- Hipofosfito – H2PO21- Fosfito – HPO3

2- Bissulfeto – HS1- Bissulfito – HSO3

1- Bissulfato – HSO41-

Hidreto – H1- Formiato – HCO21- Bicarbonato – HCO3

1-

Iodo Iodeto – I1- Hipoiodito – IO1- Iodito – IO21- Iodato – IO3

1- Periodato – IO41-


48

Manganês Manganito – MnO32- Manganato – MnO4

2- Permanganato – MnO41-

Molibdênio Molibdato – MoO42- Molibdito – MoO2

1-

Nitrogênio Nitreto – N3- Azoteto – N31- Amideto – NH2

1- Isocianeto – NC1- Isocianato – NCO1- Cianato–OCN1- Nitrito – NO2

1- Nitrato – NO31- Hiponitrito – N2O2

2- Peroximononitrato – NO41-

Ouro Cloroaurato – AuCl41-

Oxigênio Óxido – O2- Hidróxido – OH1- Peróxido – O22- / [O-O]2- Superóxido – O4

2- / [O-O-O-O]2-

Cianato – OCN1- Fulminato – ONC1-

Platina Hexacloroplatinato – PtCl62-

Rutênio Rutenito – RuO1-

Selênio Seleneto – Se2- Selenito – SeO32- Selenato – SeO4

2-

Silício Metassilicato – SiO32- Ortossilicato – SiO4

4- Fluorsilicato – SiF62-

Telúrio Telureto – Te2- Telurito – TeO32- Telurato – TeO4

2-

Tungstênio Tungstato – WO42-

Urânio uronato – UO42-

Zinco Zincato – ZnO22- Tetrahidroxizincato – [Zn(OH)4]

2-

Tabela de Solubilidade em Água Compostos Regra Exceção

Ácidos orgânicos Solúveis .x. Permanganatos (MnO4

1-), nitritos (NO21-), nitratos

(NO31-), Cloratos (ClO3

1-) Solúveis .x.

Sais de metais alcalinos e amônio (NH41+) Solúveis Carbonato de lítio (Li2CO3)

Acetatos Solúveis Ag Percloratos (ClO4

1-) Solúveis K, Hg1+ Tiocianatos(SCN1-), tiossulfatos (S2O3

1-) Solúveis Ag, Pb, Hg Fluoretos (F1-) Solúveis Mg, Ca, Sr

Cloretos ( Cl1-), Brometo (Br1-) Solúveis Ag, Hg1+, Pb

Iodetos (I1-) Solúveis Hg, Bi, Sn4+ Sulfatos (SO4

2-) Solúveis Ag, Sr, Ba, Pb

Óxidos metálicos (O2-), hidróxidos (OH1-) Insolúveis alcalinos, NH41+, Ca, Ba, Sr

Boratos (B4O72-), Cianetos (CN1-), Oxalatos (C2O4

2-

), Carbonatos (CO32-), Ferrocianetos [Fe(CN)6]

4-, Ferricianetos [Fe(CN)6]

3-, Silicatos(SixOy), Arsenitos (AsO2

1-), Arseniatos (AsO43-), Fosfitos

(H2PO31-), Fosfatos (PO4

3-), Sulfitos (SO32-) e

Sulfetos (S2-)

Insolúveis alcalinos, NH41+

SOLUBILIDADE EM ÁGUA


49

ânion �

cátion � NO3

-1 NO2-1 CH3COO-1 F-1 Cl-1 Br-1 I-1 SO4

-2 S-2 CO3-2 PO4

-3 Outros

NH4+1 S S S S S S S S S S S S

Li+1 S S S S S S S S S S S S Na+1 S S S S S S S S S S S S K+1 S S S S S S S S S S S S Rb+1 S S S S S S S S S S S S Cs+1 S S S S S S S S S S S S Mg+2 S S S S S S S S S PI PI PI Ca+2 S S S S S S S PI S PI PI PI Sr+2 S S S S S S S PI S PI PI PI Ba+2 S S S S S S S PI S PI PI PI Ra+2 S S S S S S S PI S PI PI PI Ag+1 S S PI PI PI PI PI S PI PI PI PI Cu+1 S S S PI PI PI PI S PI PI PI PI Hg2

+2 S S PI PI PI PI PI S PI PI PI PI Pb+2 S S S PI PI PI PI PI PI PI PI PI

Outros S S S S S S S S PI PI PI PI

S = SOLÚVEL PI = PRATICAMENTE INSOLÚVEL

H Hehéliohidrogênio

2 4,0

3 6,9

Lili tio

Be4 9,0

berílio

11 22,9 12 24,3

Na Mgsódio magnésio

potássio cá lcio es cândio

K Ca Sc19 39,1 20 40,0 21 44,9

rubídio es trôncio ítr io

Rb Sr Y37 85,5 38 88,93987,6

césio bário

série

série

dos

dos

lantanídeosCs Ba

55 132,9 56 137,3 57 a 71

frâncio rádio

Fr Ra87 223 88 226

lantân io

La57 138,9

ac tinídio

Ac89 227

titân io vanádio crômio

Ti V Cr22 47,9 23 50,9 24 52,0

zir cônio niób io molibdênio

Zr Nb Mo40 91,2 41 92,9 42 95,9

háfnio tânta lo tungstên io

Hf Ta W72 178,5 73 180,9 74 183,8

rutherfórd io dúbnio seabórgio

Rf Db Sg104 261105 262 106 263

cério pr aseodímio neodímio

Ce Pr Nd58 140,1 59 140,9 60 144,2

tório pr otactínio ur ânio

Th Pa U90 232,0 91 23192 238,0

manganês ferro cobal to

Mn Fe Co25 54,9 26 55,8 27 63,5

tecnécio rutênio ródio

Tc Ru Rh43 97 44 101,0 45 102,9

rênio ós mio irídio

Re Os Ir75 186,2 76 190,2 77 192,2

bóhrio hássio meitnério

Bh Hs Mt107 262 108 265109 266

pr omécio samário európ io

Pm Sm Eu61 147 62 150,3 63 152,0

netún io plutôn io

plutôn io

am erício

Np PuPu

Am93 237 94

94

239

239

95 243 96 247 97 24798 247 99 254

Cm Bk Cf Escúrio berquél io ca lifór nio einstênio

platina ouro mercúrio

HgAuPt78 195,1 79 197,0 80 200,6 81 204,4

Tatál io

paládio pr ata cádmio índ io

InCdAgPd46 106,4 47 107,9 48 112,4 49 114,8

28 29 30 3158,7 63,5 65,4 69,7

13 27,0

Alalumín io

GaZnCuNiníque l cobre zinco gá lio

5 6 7 8 9 1010,8 12,0 14,0 16,0 19,0

B C N O Fboro carbono ni trogênio ox igênio flúor

14 28,1 15 31,0 16 32,1 17 35,5 18

Si P S Clsil ício fósfor o enxofre cloro

32 72,6

Se Brse lên io br omo

50 118,7 51 121,7 52 127,6 53 126,9

Sn Sb Te Ies tanho antimônio telúrio iodo

82 207,2 83 209,0 84 210 85 210 86

Pb Bi Po Atchumbo bismuto po lônio as ta to radôn io

Rn222

xenônio

Xe54 131,3

criptônio

Kr

ar gôn io

Ar39,9

neônio

Ne20,2

64 65157,2 158,9 66 162,5 67 164,9 68 167,3 69 168,9 70 173,0

Gd Tb Dy Ho Er Tm Ybgadolínio térbio disprósio hó lmio ér bio túl io itérbio

100 257101 256102 259

Fm Md Noférmio mendelévio nobé lio

1 A

2 A

3 B 4 B 5 B 6 B 7 B 8 B 1 B 2 B

3 A 4 A 5 A 6 A 7 A

018

1716151413

1211109876543

2

1ametais

metais

Gegermânio

Asar sênio

33 34 35 3674,9 79,0 79,9 83,8

metais de transição

metais de transição interna

Tabela Periódica dos Elementos

1

2

3

4

5

6

7

número atômicomassaatômicasímbolonome doelemento

+3

+3

+4+4 +4

+4

+4 +4

+3+3 +3 +3

+3

+3 +3+2 +2+2 +2 +2 +2

+2

+2 +2+2

+2

+2+1

+1

+1

+3

+3

+5

Hg2

actinídios

1 1,0

89 a 103

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Química Inorgânica 2016 - Professor Mário Sérgio · quimica inorgânica - rev 0 prof. Mario Sérgio rodrigues 1 Química Inorgânica 2016 Prof. Mário Sérgio Rodrigues Rev.0