Química Geral - Amazon S3...–Exercício: Uma amostra de nitrogênio gasoso contém 4,63 x 1022 átomos de nitrogênio. Quantos mols de nitrogênio correspondem a esta quantidade

Química Geral

•Professor: Rangel Caio Quinino Dutra

Regras de Convivência

•Horário de aula: 19:00 às 22:00hs

•Chamada diária

•Materiais didáticos

•Entrega de atividades

•Equipamentos Eletrônicos

•Pergunte!

Avaliação

•Avaliação Parcial 1º Bimestre: 10 pts

–Atividade em Grupo: 5 pts

–Exercícios: 5 pts

•Avaliação Parcial 2º Bimestre: 10 pts

–Exercícios: 5 pts

–Atividade em Grupo: 3 pts

Avaliação

•Avaliação Oficial 1º Bimestre: 10 pts

•Avaliação Oficial 2º Bimestre: 10 pts

–Obs: As avaliações são cumulativas.

Avaliação

•Avaliar

•ENADE

Avaliação

•Cálculo

–Nota do Bimestre

–Nota Final

𝐵𝑖𝑚𝑒𝑠𝑡𝑟𝑒 = 𝑃𝑎𝑟𝑐𝑖𝑎𝑙 × 0,30 + 𝑂𝑓𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 × 0,70

𝐹𝑖𝑛𝑎𝑙 = 1º𝐵𝑖𝑚𝑒𝑠𝑡𝑟𝑒 × 0,4 + 2º𝐵𝑖𝑚𝑒𝑠𝑡𝑟𝑒 × 0,6

Frequência

•25% de faltas = Reprovação!

Bibliografia

A.BROWN, Lawrence S.; HOLMES,

Thomas A. Química geral aplicada à

engenharia. [S.I.]: Cengage Learning, 2009.

B.BROWN, T. L., LEMAY, H.E.J.,

BURSTEN, B. E., BURDGE, J.R., Química a

Ciência Central, 9ª edição, São Paulo,

editora Pearson.

Introdução à Química

• Estudo da matéria:

– Observação e dados:

• Quantitativo;

• Qualitativo;



– Leis

• Padrões de comportamento;

• Descrição do fenômeno;



– Teorias

• “Porque?”;

• Explicação;

• Previsão;


• Estudo da matéria

– O que é matéria?

• Contém massa;

• Ocupa espaço;


• Qual a diferença entre massa e peso?


• Como medir a matéria?

– Propriedades físicas


• Estados físicos da matéria:

– Sólido:

• Volume;

• Forma;



– Líquido:

• Volume;

• Não possui forma;



– Gasoso:

• Ocupa todo o volume disponível;

• Não possui forma;



• Transições de estado

LíquidoSólido Gasoso

Liquefação/ Fusão

Condensação

Evaporação

Ebulição

Calefação

Solidificação

Sublimação


• Propriedades físicas

– Ponto de fusão: Sólido ↔ Líquido

– Ponto de ebulição: Líquido ↔ Gasoso

– Ponto de sublimação: Sólido ↔ Gasoso


• Propriedades físicas

– Densidade:

ρ =𝑚

𝑣


• Substância Pura

– Propriedades físicas definidas e

determinadas.


• Curva de aquecimento de uma substância

pura


• Mistura:

– As propriedades físicas variam conforme a

composição.


• Propriedades Químicas

• Propriedades Físicas

• Propriedades Intensivas

• Propriedades Extensivas


• Tipos de misturas

– Homogênea;

– Heterogênea;

Mistura Eutética

Mistura Azeotrópica


• Substâncias Puras x Misturas








Separação de Misturas

• Sistema Sólido – Sólido• Catação

• Ventilação

• Levigação

• Flotação

• Peneiração

• Separação Magnética

• Dissolução Fracionada

• Fusão fracionada

• Cristalização Fracionada

• Sublimação

• Sistema Sólido-Líquido• Decantação

• Centrifugação

• Filtração

• Evaporação

• Destilação simples


• Sistema Sólido-Líquido• Destilação simples


• Sistema Líquido-Líquido• Decantação

• Destilação Fracionada


• Sistema Líquido-Gás• Aquecimento


• Sistema Gás-Gás• Liquefação Fracionada


Modelo Atômico

•Dalton (1803)

–Toda a matéria é composta de partículas

fundamentais, os átomos.

–Os átomos são permanentes e indivisíveis,

eles não podem ser criados nem destruídos.

–Os elementos são caracterizados por seus

átomos.

Modelo Atômico

•Dalton (1803)

–As transformações químicas consistem em

uma combinação, separação ou rearranjo

de átomos.

–Compostos químicos são formados de

átomos de dois ou mais elementos em uma

razão fixa.

Modelo Atômico

•Experimentos:

–Tubo de Crookes:

–Millikan;

Modelo Atômico

• Thomson

– Natureza elétrica da matéria

– Descoberta do elétron

Modelo Atômico

• O Experimento de Rutherford

Modelo Atômico

•Rutherford (1911)

Espectro Eletromagnético

Átomos, Moléculas e

Transformações• Átomo

– Prótons (+)

– Elétrons (-)

– Neutrons

Modelo Atômico

•Átomo de Bohr (1913)

Modelo Atômico

• O efeito foto elétrico

Onda x Partícula

Princípio da Incerteza

•É impossível conhecer simultaneamente e

com certeza a posição e o momento de uma

pequena partícula, tal como um elétron.



– Número atômico = Nº de Prótons =

Identidade

– Número de massa = Prótons + Neutrons



– Isótopos:

• Variação no número de neutrons.



– Massa atômica:

• Média ponderada pela abundância da

massa dos isótopos;

• Ex.:



– Íons:

• Variação no número de elétrons

•Tabela Periódica

– Períodos: Linhas

– Famílias ou grupos: Colunas


Transformações

http://www.ptable.com/?lang=pt


Transformações• Tabela Periódica

– Metais;

– Ametais;



– Metais alcalinos: Coluna 1 (1A) sem H

– Metais alcalinos terrosos: Coluna 2 (2A)

– Calcogênios: Coluna 16 (6A)

– Halogênios: Coluna 17 (7A)

– Gases Nobres: Coluna 18 (0)



– Elementos representativos:

• Colunas 1,2,13,14,15,16,17,18

– Elementos de transição:

• Colunas 3 - 12

– Elementos de transição interna:

• Lantanídeos e Actinídeos


Transformações• Substâncias elementares


Transformações• Substâncias compostas

– Fórmula empírica

• Relação entre os elementos

– Fórmula molecular

• Número exato de cada átomo no composto

Lei da Conservação das Massas

•“Durante uma transformação química não é

mensurável o ganho ou a perda de massa.”

(Lavoisier, 1774)

Lei das Proporções Constantes

•“a proporção em massa das substâncias

que reagem e que são produzidas numa

reação é fixa, constante e invariável.”

(Proust, 1797)

Espectro de Emissão

•Espectros

http://jersey.uoregon.edu/vlab/elements/Elements.html

Equações de Onda

•Orbitais s (l=0):

𝑚𝑙 = 0

Equações de Onda

•Orbitais p(l=1):

𝑚𝑙 = −1 𝑚𝑙 = 0 𝑚𝑙 = +1

As Equações de Onda

•Orbitais (l=2):

𝑚𝑙 = −2𝑚𝑙 = −1

𝑚𝑙 = −0

𝑚𝑙 = +1 𝑚𝑙 = +2

Equações de Onda

Nome Símbolo Característica Informação

fornecida

Valores

Possíveis

Principal n Nível Distância

Média no

núcleo

1,2,3,4,...

Azimutal l Subnível Forma do

Orbital

0,1,..,(n-1)

Magnético ml

Orbital Orientação

do Orbital

-l,…, +l

Spin ms

Spin Spin−1

2, +

1

2

Distribuição Eletrônica

•Regra de Hund:

–Os elétrons em um mesmo subnível

tendem a permanecer desemparelhados,

com spins paralelos.


•Princípio da exclusão de Pauli:

–Não existem dois elétrons num átomo que

possuam os mesmos valores para todos os

números quânticos.


•Diagrama de Pauli:


•Exemplos

Tabela Periódica

•Propriedades Periódicas

http://wps.prenhall.com/wps/media/objects/1836/1880154/cap07/PeriodicTable/PeriodicTable.swf


Transformações• Fórmula estrutural


Transformações• Transformações físicas

– Não alteram a quantidade e ordem dos

átomos.

• Transformações químicas

– Alteram a quantidade e ordem dos

átomos.


Transformações• Como reconhecer transformações

químicas?


Transformações• Ligações químicas

– Ligação iônica

• Metal + Ametal

– Ligação covalente (moléculas)

• Ametal + Ametal

– Ligação metálica

• Metal + Metal


Transformações• Compostos orgânicos

– Elemento principal carbono;

– Outros elementos: oxigênio, enxofre,

nitrogênio, fósforo, halogênios

• Compostos inorgânicos

– Principalmente metais

Mols e Equações Químicas

• Mol

– 1 mol corresponde à 6,02 x 1023 ( número

de Avogadro) unidades.

– Exercício: Uma amostra de nitrogênio

gasoso contém 4,63 x 1022 átomos de

nitrogênio. Quantos mols de nitrogênio

correspondem a esta quantidade de

átomos?

• Massa molar

– Massa de 1 mol de uma substância

composta ou elementar.

– Obtida através das massas atômicas dos

elementos que compõem a substância.


• Calcule a massa molar:

a) Na

b) Cl2

c) O2

d) NaCl

e) CH4

f) CaCO3


• Calcule a massa molar

Mols e Equações QuímicasMols e Equações Químicas

• Calcule a quantidade de mols:

a) 12 g de Mg

b) 30 g de S

c) 25 g de CaCO3

d) 80 g de NaOH

e) 64 g de CH4



• Equação química

𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠 → 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠

2H2 𝑔 + 𝑂2 𝑔 → 2H2𝑂 𝑔


• Equação química:

– Representação:

• (g) – estado gasoso;

• (l) – estado líquido;

• (s) – estado sólido;

• (aq) – em solução aquosa;

Reações Químicas

•Arranjo dos Átomos

– Síntese ou adição:

–A + B → AB

–2 Mg(s)

+ O2(g)

→ 2 MgO(s)

Reações Químicas


– Análise ou Decomposição:

–AB → A + B

–2 H2O(l)

→ 2 H2(g)

+ O2(g)

Reações Químicas



• Eletrólise;

• Pirólise;

• Fotólise;

Reações Químicas


– Simples Troca ou Deslocamento:

–A + XY → AY + X

–Zn(s)

+ 2 HCl(aq)

→ ZnCl2(aq)

+ H2(g)

Reações Químicas


– Reação de Dupla Troca:

–AB + XY → AY + XB

–H2SO

4(aq)+ Ba(OH)

2(aq)→ 2 H

2O

(l)

+BaSO4(s)

Reações Químicas

• Energia

– Endotérmica:

• ΔH > 0;

• Há absorção de energia do ambiente;

Reações QuímicasReações Químicas

• Energia

– Endotérmica:

• ΔH > 0;


•2 C(s)

+ H2(g)

→ C2H

2(g)

Reações Químicas

Reações Químicas

• Energia

– Exotérmica:

• ΔH < 0;

• Há liberação de energia para o ambiente;

•2 K(s)

+ 2 H2O(l)

→ 2 KOH(aq)

+ H2(g)

Reações Químicas

Reações Químicas

•Reações em Soluções Aquosas

–Eletrólito:

• Íons em solução;

–Não-eletrólito;

• Não há íons em solução;

Reações Químicas

• Reações de Precipitação

– A partir de duas substâncias solúveis há a

formação de uma substância insolúvel.

–NaCl(aq)

+ AgNO3(aq)

→ AgCl(s)

+ NaNO3(aq)

Reações Químicas

• Reações Ácido-Base

– Ácidos

•São substâncias que se ionizam em

soluções aquosas para formar íons

hidrogênio (H+).

– Exemplos:

• HCl

• HNO3

• CH3COOH

Reações Químicas


– Bases

• São substâncias que recebem íons H+.

Produzem íons hidróxido (OH-) em solução

aquosa.

– Exemplos:

• NaOH

• NH3

Reações Químicas

• Ionização

– Formação de íons através da quebra de

ligações covalentes.

•Dissociação

– Liberação de íons na dissolução de

compostos iônicos.

Reações Químicas

• Ácidos e Bases fortes e fracos

– Ácidos e Bases fortes

• Se dissociam completamente em solução:

•HCl(g)

→ H+(aq)

+ Cl-(aq)

– Ácidos e Bases fracos

•Se dissociam parcialmente em solução:

•CH3COOH

(aq)↔ CH

3COO-

(aq)+ H+

(aq)

Reações Químicas


– Ácidos Fortes

• Ácido Clorídrico – HCl

• Ácido Bromídrico - HBr

• Ácido iodídrico - HI

• Ácido clórico - HClO3

• Ácido perclórico - HClO4

• Ácido Nítrico - HNO3

• Ácido Sulfúrico - H2SO

4

Reações Químicas

• Bases Fortes

–Hidróxidos dos metais alcalinos:

• LiOH

• NaOH

• KOH

• RbOH

• CsOH

Reações Químicas

• Bases Fortes

–Hidróxidos dos metais alcalinos terrosos

mais pesados:

• Ca(OH)2

• Sr(OH)2

• Ba(OH)2

Reações Químicas

• Reações de Neutralização

•Ácido + Base → Sal + Água

•HCl(aq)

+ NaOH(aq)

→ H2O

(l)+ NaCl

(aq)

Estequiometria

• Equações Químicas

PbS(s)

+ 2 PbO(s)

→ 3 Pb(l)

+ SO2(g)

– Se 14,0 g de óxido de chumbo reagiu:

• Quantos gramas de chumbo são

formados?

Estequiometria


PbS(s)

+ 2 PbO(s)

→ 3 Pb(l)

+ SO2(g)


• Quantos gramas de dióxido de enxofre são

formados?

Estequiometria


PbS(s)

+ 2 PbO(s)

→ 3 Pb(l)

+ SO2(g)


• Quantos mols de chumbo são formados?

Estequiometria


PbS(s)

+ 2 PbO(s)

→ 3 Pb(l)

+ SO2(g)


• Quantos átomos de chumbo são

formados?

Estequiometria

• Reagente Limitante

PbS(s)

+ 2 PbO(s)

→ 3 Pb(l)

+ SO2(g)

– Se 14,0 g de óxido de chumbo e 4,5 g de

sulfeto de chumbo são misturados:

• Qual o reagente limitante?

Estequiometria


PbS(s)

+ 2 PbO(s)

→ 3 Pb(l)

+ SO2(g)



• Quantos gramas de chumbo são

formados?

Estequiometria


PbS(s)

+ 2 PbO(s)

→ 3 Pb(l)

+ SO2(g)



• Quantos gramas de chumbo são formados

se a reação tem rendimento de 90%?

Estequiometria

• Estequiometria em solução

– Soluto: componente em menor

quantidade, geralmente é objeto de

interesse.

– Solvente: componente em maior

quantidade, tem a função de transporte do

soluto.

– Solução: mistura do soluto + solvente

Estequiometria


– Concentração:

𝐶𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çã𝑜 =𝑄𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑑𝑒𝑆𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜

𝑄𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑑𝑒𝑆𝑜𝑙𝑢çã𝑜

Estequiometria


– Exemplos:

– Qual a concentração em g/L de uma

solução de 14,5 g de NaCl em 500 mL de

água?

𝐶 Τ𝑔 𝐿 =𝑄𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑑𝑒𝑆𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜𝑒𝑚𝑔𝑟𝑎𝑚𝑎𝑠

𝑄𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑑𝑒𝑆𝑜𝑙𝑢çã𝑜𝑒𝑚𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠

Estequiometria


– Exemplos:

– Qual a concentração em mol/L de uma

solução de 14,5 g de NaCl em 500 mL de

água?

𝐶 Τ𝑚𝑜𝑙 𝐿 =𝑄𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑑𝑒𝑆𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜𝑒𝑚𝑚𝑜𝑙

𝑄𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑑𝑒𝑆𝑜𝑙𝑢çã𝑜𝑒𝑚𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠

Estequiometria


– Exemplos:

– Qual a concentração em % v/v de uma

solução de 50 mL de H3SO

4em 500 mL de

água?

𝐶 % Τ𝑣 𝑣 =𝑄𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑑𝑒𝑆𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜𝑒𝑚𝑢𝑛𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑠𝑑𝑒𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒

𝑄𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑑𝑒𝑆𝑜𝑙𝑢çã𝑜𝑒𝑚𝑢𝑛𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑠𝑑𝑒𝑉𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒× 100%

Estequiometria


– Exemplos:

– Qual a concentração em % m/m de

carbono em 1 tonelada de aço que contém

30 Kg de carbono?

𝐶 % Τ𝑚 𝑚 =𝑄𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑑𝑒𝑆𝑜𝑙𝑢𝑡𝑜𝑒𝑚𝑢𝑛𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑠𝑑𝑒𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎

𝑄𝑢𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑑𝑒𝑆𝑜𝑙𝑢çã𝑜𝑒𝑚𝑢𝑛𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒𝑠𝑑𝑒𝑀𝑎𝑠𝑠𝑎× 100%

Lei da Composição Constante

•“Cada componente de um composto tem

sua composição em massa, definida e

característica.”

Ligações Químicas

Ligação Iônica


Compostos Iônicos Compostos Covalentes

Sólido em temperatura ambiente Sólido em temperatura ambiente

Quebradiço Quebradiço

Não conduz corrente elétrica (sólido) Não conduz corrente elétrica

Conduz corrente elétrica em solução

Conduz corrente elétrica no estado

Líquido


•Grafite – Um composto molecular especial

Forças Intermoleculares

•Força Dipolo induzido – Dipolo induzido

–Moléculas Apolares (CO2)


•Forças Dipolo induzido-Dipolo induzido

–Forças de atração induzidas por carga

elétrica;

–Também conhecidas como forças de Van

Der Waals;

–É a força intermolecular mais fraca;

–Aumenta com o aumento do tamanho da

molécula (maior superfície de contato) e

com a existência de ligações múltiplas;


•Força dipolo – dipolo

–Moléculas polares

–H2S


•Forças dipolo – dipolo

–Forças de atração entre dipolos

permanentes;

–É a força intermolecular de intensidade

intermediária;

–Aumenta com o número de dipolos

presentes na molécula;


•Ligação de Hidrogênio

–Hidrogênio Ligado a FON

–H2O


•Ligação de hidrogênio

–Dipolos permanentes com hidrogênio

ligado a FON;

–É a força intermolecular mais forte;

–Aumenta com o número de dipolos com H

ligado a FON presentes na molécula;


CO2

H2S H

2O

Interação Dip. Induzido Dipolo-dipolo Ligação de

Hidrogênio

Ponto de Fusão (ºC) - - 82 0

Ponto de Ebulição (ºC) - - 60 100

Ponto de Sublimação

(ºC)

- 78 - -

Substância Ponto de Fusão

(ºC)

ΔHfus (kJ.mol-1) Principais Forças de

Ligação no Sólido

H2

- 259 0,117 Dip. induzido – dip. induzido

O2

- 219 0,444 Dip. induzido – dip. induzido

H2O 0 6,02 Ligação de Hidrogênio

H2S -86 2,38 Dipolo - dipolo

CH4

-182 0,941 dip. induzido – dip. induzido

NaCl 808 28,2 Ligação iônica

CaO 2727 51,2 Ligação iônica

Mudanças de Estado Físico

Diagrama de Fases

•Água

Gás

Líquido

Sólid

oTemperatura (K)

Ponto crítico

Pre

ssão (M

Pa)

Pressão Ambiente

Diagrama de Fases

•CO2

Reações Químicas


– Síntese ou adição:

–A + B → AB

–2 Mg(s)

+ O2(g)

→ 2 MgO(s)

Reações Químicas



–AB → A + B

–2 H2O(l)

→ 2 H2(g)

+ O2(g)

Reações Químicas



• Eletrólise;

• Pirólise;

• Fotólise;

Reações Químicas


– Simples Troca ou Deslocamento:

–A + XY → AY + X

–Zn(s)

+ 2 HCl(aq)

→ ZnCl2(aq)

+ H2(g)

Reações Químicas


– Reação de Dupla Troca:

–AB + XY → AY + XB

–H2SO

4(aq)+ Ba(OH)

2(aq)→ 2 H

2O

(l)

+BaSO4(s)

Reações Químicas

• Energia

– Endotérmica:

• ΔH > 0;


Reações QuímicasReações Químicas

• Energia

– Endotérmica:

• ΔH > 0;


•2 C(s)

+ H2(g)

→ C2H

2(g)

Reações Químicas

Reações Químicas

• Energia

– Exotérmica:

• ΔH < 0;

• Há liberação de energia para o ambiente;

•2 K(s)

+ 2 H2O(l)

→ 2 KOH(aq)

+ H2(g)

Reações Químicas

Reações Químicas

•Reações em Soluções Aquosas

–Eletrólito:

• Íons em solução;

–Não-eletrólito;

• Não há íons em solução;

Reações Químicas

• Reações de Precipitação

– A partir de duas substâncias solúveis há a

formação de uma substância insolúvel.

–NaCl(aq)

+ AgNO3(aq)

→ AgCl(s)

+ NaNO3(aq)

Reações Químicas


– Ácidos

•São substâncias que se ionizam em

soluções aquosas para formar íons

hidrogênio (H+).

– Exemplos:

• HCl

• HNO3

• CH3COOH

Reações Químicas


– Bases

• São substâncias que recebem íons H+.

Produzem íons hidróxido (OH-) em solução

aquosa.

– Exemplos:

• NaOH

• NH3

Reações Químicas

• Ionização

– Formação de íons através da quebra de

ligações covalentes.

•Dissociação

– Liberação de íons na dissolução de

compostos iônicos.

Reações Químicas

• Ácidos e Bases fortes e fracos

– Ácidos e Bases fortes

• Se dissociam completamente em solução:

•HCl(g)

→ H+(aq)

+ Cl-(aq)

– Ácidos e Bases fracos

•Se dissociam parcialmente em solução:

•CH3COOH

(aq)↔ CH

3COO-

(aq)+ H+

(aq)

Reações Químicas


– Ácidos Fortes

• Ácido Clorídrico – HCl

• Ácido Bromídrico - HBr

• Ácido iodídrico - HI

• Ácido clórico - HClO3

• Ácido perclórico - HClO4

• Ácido Nítrico - HNO3

• Ácido Sulfúrico - H2SO

4

Reações Químicas

• Bases Fortes

–Hidróxidos dos metais alcalinos:

• LiOH

• NaOH

• KOH

• RbOH

• CsOH

Reações Químicas

• Bases Fortes

–Hidróxidos dos metais alcalinos terrosos

mais pesados:

• Ca(OH)2

• Sr(OH)2

• Ba(OH)2

Reações Químicas

• Reações de Neutralização

•Ácido + Base → Sal + Água

•HCl(aq)

+ NaOH(aq)

→ H2O

(l)+ NaCl

(aq)

Reações Químicas

• Reações de Oxirredução

– Reação química com ganho e perda de

elétrons;

–Ca(s)

+ 2 H+(aq)

→ Ca2+(aq)

+ H2(g)

Reações Químicas

• Número de oxidação

– Regras:

• Para um átomo na sua forma elementar o

número de oxidação é sempre zero;

• Para qualquer íon monoatômico o número

de oxidação é igual à carga do íon;

• Geralmente os não metais tem número de

oxidação negativo (existem exceções!);

Reações Químicas


– Regras:

• Número de oxidação do oxigênio

normalmente é -2. Exceção: Peróxido (O2

-2),

Nox = -1;

• Para o hidrogênio Nox = +1 se ligado a

ametais e -1 se ligado a metais;

• O número de oxidação do flúor é -1.

• Halogênios tem número de oxidação -1.

Exceção: Se o halogênio estiver ligado a

Reações Químicas


– Regras:

• A soma dos números de oxidação de todos

os átomos em um composto neutro é zero.

• A soma dos números de oxidação de um

íon poliatômico é igual à carga do íon.

Reações Químicas


–Exemplos:

• S8

• Cu

• HCl

• CH4

• NaH

Reações Químicas


–Exemplos:

• BaO

• BaO2

(peróxido)

• KNO3

• HSO3

-

• Cr2O

72-

•C6H

12O

6

Reações Químicas

• Reação de Combustão

–Sempre é exotérmica!

•Combustível + Comburente → CO2

+ H2O

•CH4(g)

+ 2 O2(g)

→ CO2(g)

+ 2 H2O

(g)

Reações Químicas

• Balanceamento de Reações Químicas

– Regra Geral:

• Metais;

• Ametais;

• Carbono;

• Hidrogênio;

• Oxigênio;

Reações Químicas


– Exemplo:

–Fe2O

3+ H

2→ Fe + H

2O

Reações Químicas


– Exemplo:

–Fe3O

4+ C → Fe + CO

Reações Químicas


– Exemplo:

–CO + NO → N2

+ CO2

Reações Químicas


– Oxirredução

• Balanço de Elétrons;

• Metais

• Ametais;

• Carbono;

• Hidrogênio;

• Oxigênio;

Reações Químicas


– Oxirredução

–H2C

2O

4+ KMnO

4→ CO

2+ MnO + K

2O + H

2O

Reações Químicas


– Oxirredução

–MnO2

+ KClO3

+ KOH → K2MnO

4+ KCl + H

2O

Funções Inorgânicas

• Ácidos

– Liberam H+.

• Bases

– Recebem H+, liberando OH- em solução.


• Ácidos

– Liberam H+.

• Bases

– Recebem H+, liberando OH- em solução.


• Nomenclatura dos ácidos:

– Não oxigenados:

• Ácido (elemento)-ídrico

• Exemplos:

– HF – Ácido fluorídrico

– HBr – Ácido bromídrico

– H2S – Ácido sulfídrico

– HCN – Ácido cianídrico


• Nomenclatura dos Ácidos

– Ácidos Oxigenados

• Maior Nox

– Sufixo ico;

– Prefixo per;

• Menor Nox

– Sufixo oso;

– Prefixo hipo;


• Exemplos:

HClO4

Ácido

perclórico

- - -

HClO3

Ácido Clórico

H2SO

4

Ácido

Sulfúrico

HNO3

Ácido Nítrico

H2PO

4

Ácido

Fosfórico

HClO2

Ácido Cloroso

H2SO

3

Ácido

Sulfuroso

HNO2

Ácido Nitroso

H2PO

3

Ácido

Fosforoso

HClO

Ácido

Hipocloroso

- - H3PO

2

Ácido

Hipofosforoso


• Ácidos oxigenados

– Sem variação de Nox:

• H2CO

3– Ácido Carbônico;

• H3BO

3– Ácido Bórico;


• Nomenclatura das Bases

– Metais de carga fixa:

–Hidróxido de (elemento)

– Exemplos:

• NaOH – Hidróxido de Sódio

• KOH – Hidróxido de potássio

• Ca(OH)2

– Hidróxido de cálcio



– Metais de carga variável

–Hidróxido de (elemento) + carga do cátion

em algarismos romanos

– Exemplos:

• CuOH – Hidróxido de cobre I

• Fe(OH)2

– Hidróxido de ferro II



– Metais com apenas duas cargas possíveis

–carga menor: sufixo oso

–carga maior: sufixo ico

– Exemplos:

• Fe(OH)2

– Hidróxido ferroso

• Fe(OH)3

– Hidróxido férrico


• Sais

– Sais são produtos da reação de

neutralização entre ácidos e bases


• Nomenclatura dos Sais

Nome do ânion (-) + nome do cátion (+)

– Nome do ânion deriva do nome do ácido

de origem



– Nome dos ânions:

Ácido → Base

ÍDRICO → ETO

OSO → ITO

ICO → ATO



– Exemplos:

• NaCl – Cloreto de sódio – Ácido clorídrico

• KNO3

– Nitrito de potássio – Ácido Nitroso

• Ca2CO

3– Carbonato de cálcio – Ácido

Carbônico


• Óxidos

– É todo composto químico formado pelo

oxigênio e um outro elemento que não seja

o flúor.


• Óxidos moleculares

– Formados por ametal + oxigênio

– Podem reagir para formar ácidos

(oxiácidos)

•Excessão: CO, NO e N2O são neutros.



– NomenclaturaMono mono

Di + óxido de + di elemento

Tri tri

... ...



– Exemplos:

• NO – Monóxido de nitrogênio

• NO2

– Dióxido de nitrogênio

• CO – Monóxido de carbono

• CO2

– Dióxido de carbono

• N2O

3– Trióxido de dinitrogênio

• N2O

5– Pentóxido de dinitrogênio


• Óxidos iônicos

– Formados por metal + oxigênio

– Podem reagir com a água para formar

bases



– Nomenclatura

–Óxido de (elemento) + carga do cátion em

algarismos romanos



– Exemplos

• CaO – Óxido de cálcio

• Al2O

3– Óxido de alumínio

• Cu2O – Óxido de cobre I

• CuO – Óxido de cobre II

• FeO – Óxido de ferro II

• Fe2O

3– Óxido de ferro III



– Nomenclatura

–Caso o metal possua duas cargas

possíveis é possível utilizar os sufixos “ico”

e “oso”.

–Exemplos:

• FeO – Óxido ferroso

• Fe2O

3– Óxido férrico


• Peróxidos

– Íon O2

2- com ligação covalente entre os

átomos de oxigênio.


• Hidretos

– Substâncias compostas nas quais o

hidrogênio (H) é o elemento químico mais

eletronegativo.


• Hidretos

– Hidretos Iônicos: NaH

– Hidretos Covalentes: [BH4]-

– Hidretos Metálicos (metais de transição)

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Química Geral - Amazon S3...–Exercício: Uma amostra de nitrogênio gasoso contém 4,63 x 1022 átomos de nitrogênio. Quantos mols de nitrogênio correspondem a esta quantidade