Apostila Química

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    Matérias > Química > Tabela Periódica

Tabela Periódica dos Elementos Químicos

 

 

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Matérias > Química > Atomística > Estrutura do Átomo

ESTRUTURA DO ÁTOMO

Experiência de Rutherford (1911)

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Na figura temos:

Invólucro de chumbo.1.

Material Radiativo.2.

Partículas a emitidas.3.

Placa de ouro.4.

Tela fluorescente.5.

Partículas que retornam.6.

Partículas desviadas.7.

Partículas sem desvio mensurável.8.

Cintilações produzidas pelos choques.9.

Rutherford imaginou então que o átomo teria uma região de grandemassa aonde as partículas refletiriam, ao que chamou de núcleo(positivamente carregados), envolta por uma região de massadesprezível, incapaz de refletir as partículas, chamada eletrosfera. Essemodelo também é denominado modelo nuclear ou planetário.

A experiência mostrou ainda outro resultado surpreendente. Odiâmetro do átomo é 10.000 vezes maior que o do núcleo.

A massa do átomo está, praticamente toda, nos prótons e nêutronsconfinados na pequena região do núcleo.

 

 

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Matérias > Química > Atomística > Estrutura do Átomo

Partículas Subatômicas

Os átomos são constituídos por várias partículas entre elas temos: Prótons (P), Nêutrons (N) e Elétrons(E). Suas massas em unidade de massa atômica (u) e cargas em unidade elementar de carga (UEC) estãono quadro abaixo.

propriedade / partícula massa (em u) carga (em UEC)

PRÓTON ~1 +1

NÊUTRON ~1 0

ELÉTRON ~1/1836 -1

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A disposição dessas partículas, no modelo de Rutherford, é:

 

 

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Características dos Átomos

Número Atômico (Z)

É o número de prótons que o átomo possui no núcleo

O número atômico identifica o átomo de um elemento.

Z = P

Número de Massa (A)

É a soma dos números de prótons e nêutrons:

A = P + N ou A = Z + N

Representação:

 

 

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Átomo (NEUTRO) e Íon

Átomos são espécies neutras ou seja o número de prótons (+) é igual ao nº de elétrons (-).

nº p = nº e

Os átomos quando reagem podem perder ou ganhar elétrons, formando íons.

Representação:

Cátion               Ânion

x+q                    y-q

Veja alguns átomos e íons:

(Átomo)

nº p > nº e

(Cátion monovalente)

 

(Átomo)  

nº e > nº p

(Ânion trivalente)

 

 

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Matérias > Química > Atomística > Estrutura do Átomo

Átomos Isótopos, Isóbaros e Isótonos

Isótopos

São átomos que possuem

Atente para que os isótopos são átomos do mesmo elemento, porque possuem o mesmo número atômico,portanto devem sempre ser representados pelo mesmo símbolo.

Ex:

O hidrogênio é encontrado na natureza na forma de três isótopos:

1H1                   1H2                      1H3

Denominados, respectivamente, prótio, deutério e trítio.

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Composição Isotópica

O elemento cloro, por exemplo, aparece na natureza com a seguinte composição isotópica aproximada:

17Cl35 : 75,5%

17Cl37 : 24,5%

A massa atômica do cloro encontrada, por exemplo, nas tabelas periódicas, é a média ponderada dasmassas dos isótopos

 

 

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Matérias > Química > Atomística > Estrutura do Átomo

Isóbaros

São átomos que possuem:

Veja que são átomos de elementos diferentes, pois possuem números atômicos diferentes. Exemplo:

6C14                    7N14

Isótonos

São átomos que possuem :

Exemplo:

 

 

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Matérias > Química > Atomística > Ligações Químicas

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LIGAÇÕES QUÍMICAS

A idéia de ligação entre os átomos é tão antiga como a própria idéia de átomo. O filósofo da antiga Grécia,Epicuro, já imaginava os átomos ligando-se através de ganchos e outros artifícios mecânicos. Só no séculopassado é que a idéia de ligação química foi associada à capacidade de ligação de um átomo,principalmente por Couper (1864) e Kekulé (1865). Mas afinal, por quê os átomos se ligam?

A primeira explicação para isso foi formulada, independentemente, por Lewis e Kössel. Em sumapropunham a Regra do Octeto. Em 1916 foram propostos os primeiros trabalhos que tentam responder aessa pergunta.

Os átomos ligam-se para obterem 8 elétrons na camada de valência (ou completarem a última camada).

Basearam-se nas configurações eletrônicas dos gases nobres, considerados até então completamenteinertes e estáveis (não faziam ligação química):

Classificamos as ligações em três tipos:

ligação iônica●

ligação covalente●

ligação metálica●

 

 

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Matérias > Química > Atomística > Ligações Químicas

LIGAÇÃO IÔNICA

É a ligação que ocorre quando se ligam:

Metal + Não Metal

Ou

Metal + Hidrogênio

O átomo do metal possui, geralmente, 1, 2 ou 3 e na camada de valência (CV) e doa-os ao não metal (ouH), obtendo, com isso, 8e- na CV. Ao ceder esses elétrons, transforma-se em cátion com carga +1, +2 ou+3, respectivamente.

O não-metal possui 5, 6 ou 7 na CV e recebe 3, 2, ou 1 do metal, respectivamente, obtendo 8e- na últimacamada. Com isto, sua carga vai a -3, -2 ou -1, respectivamente.

Exemplos:

Ligação entre o sódio (Z = 11) e o cloro (Z = 17):

11Na : 2, 8 , 1   é metal (1e na CV)   cede 1e-     Na+ : 2, 8

17Cl : 2, 8, 7   é não-metal (7e na CV)   recebe 1e-     Cl- : 2, 8, 8

Fórmula do composto é Na+Cl- ou NaCl

Ligação entre o sódio (Z = 11) e o oxigênio (Z = 8):

11Na : 2, 8, 1 é metal (1e- na CV) cede 1e-

Na+ : 2, 8.

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8O: 2, 6 é não metal (6e na CV)

recebe 2e- : O-2: 2,8.

 

 

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Matérias > Química > Atomística > Ligações Químicas

O número de elétrons perdidos pelo metal sempre é igual ao número de elétrons recebidos pelo não metalou hidrogênio.

Portanto nesse caso na fórmula do composto temos dois íons de sódio e um de oxigênio.

RESUMO

METAL: 1, 2 ou 3 e- na CV: cede 1, 2 ou 3e-

CÁTION: +1, +2 ou +3

NÃO METAL: 5, 6 ou 7 e- na CV: recebe 3, 2 ou 1e-

ÂNION: -3, -2 ou -1

 

 

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Matérias > Química > Atomística > Ligações Químicas

LIGAÇÃO COVALENTE

É a ligação que ocorre quando se unem:

NÃO METAL + NÃO METAL

NÃO METAL + HIDROGÊNIO

HIDROGÊNIO + HIDROGÊNIO

Como todos os átomos dos elementos citados têm tendência a receber elétrons, o resultado que satisfaz atodos é o compartilhamento de elétrons, que ocorre sempre aos pares. Representação do compartilhamentoentre átomos A e B:

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O objetivo do compartilhamento é completar o octeto da camada de valência. Ou, no caso do hidrogênio,completar o "dueto".

 

 

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Matérias > Química > Atomística > Ligações Químicas

Veja a formação de algumas moléculas, a partir do número de e- da CV:

1H : 1

8O : 2, 6

6C : 2, 4

17Cl: 2, 8, 7

7N : 2, 5

 

 

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Como as moléculas não podem ser construídas, apenas com as regras dadas acima, desenvolveu-se oconceito da ligação covalente coordenada, ou ligação covalente dativa. Nela, os átomos que já possuem oocteto completo podem ligar-se “cedendo”  dois elétrons não compartilhados.

REPRESENTAMOS ASSIM:

Veja a formação de algumas moléculas, a partir do número de e- da CV:

1H : 1

Cl: 2, 8, 7

8O : 2, 6

P : 2, 8, 5

6C : 2, 4

 

 

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Matérias > Química > Atomística > Configuração eletrônica

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CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA

NÍVEIS OU CAMADAS

K L M N O P Q

1 2 3 4 5 6 7

SUBNÍVEIS

Encontramos, no máximo, 4 tipos de subníveis para qualquer átomo no estado fundamental. Sãoidentificados pelas letras s, p, d e f.

O número máximo de elétrons por subnível é:

Subnível s p d f

Nº máx. de e- 2 6 10 14

 

 

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Matérias > Química > Atomística > Configuração eletrônica

DIAGRAMA DE ENERGIAS

diagrama de energias dá a ocorrência de cada subnível nos níveis, bem como a ordem de energiascrescentes

Subnível mais energético é o último da distribuição de acordo com o diagrama de energia.●

Camada de valência é a camada (nível) mais externa.●

Exemplos: Distribuição eletrônica

(Subníveis)     

(Níveis ou Camadas)

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(Subníveis)      21Sc → 1s2  2s2  2p6  3s2  3p6  4s2  3d1

(Níveis)

Distribuição eletrônica de cátions.

Na distribuição eletrônica de cátions, o(s) elétron(s) perdido(s) sai(em) da camada de valência.

26Fe2+ → 1s2  2s2  2p6  3s2  3p6  3d6

Distribuição eletrônica de ânions.

Nos átomos, o(s) elétron(s) ganho(s) entra(m) no subnível mais energético (que é a camada de valência)

7N3- → 1s2  2s2  2p6 

 

 

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Matérias > Química > Atomística > Configuração eletrônica

ORBITAIS E SPIN

Em 1926, Heisenberg propôs o "princípio da incerteza" que, aplicado ao átomo, mostra ser impossíveldeterminar a trajetória do elétron em torno do núcleo. Para contornar o problema, Schrödinger e, depois,Born desenvolveram o conceito de orbital como uma região do espaço onde é muito provável (mas nãoabsolutamente certo) encontrar o elétron.

O Princípio de Pauli: "dois elétrons só ocupam o mesmo orbital se possuírem spins opostos".

REGRA DE HUND: A distribuição dos elétrons nos orbitais de um mesmo subnível deve ser feita demodo que se tenha o maior número possível de elétrons desemparelhados.

Exemplos:

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Matérias > Química > Atomística > Configuração eletrônica

OS SALTOS QUÂNTICOS

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Matérias > Química > Radioatividade

RADIOATIVIDADE

Átomos que apresentam instabilidade nuclear emitem partículas e ondas eletromagnéticas denominadasemissões radioativas.

As mais importantes são:

EMISSÃORADIOATIVA CONSTITUIÇÃO VELOCIDADE

RELATIVA

PODER DEPENETRAÇÃORELATIVO

(núcleo de hélio)2 prótons2 nêutrons Baixa Baixo

1 e- aceleração Média Médio

Onda eletromagnética Alta Alto

OUTRAS PARTÍCULAS E REPRESENTAÇÕES:

  

 

 

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Matérias > Química > Radioatividade

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Comportamento da radiação natural :

Explicação:

As partículas  que apresentam carga positiva (próton) são atraídas pela placa eletrizada negativamente.

As partículas ß que apresentam carga negativa (elétron) são atraídas pela placa eletrizada positivamente.

As ondas eletromagnéticas (emissões  ) não apresentam cargas, logo não sofrem desvios.

 

 

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Matérias > Química > Radioatividade

REAÇÕES NUCLEARES (TRANSMUTAÇÕES)

aAa’ + bBb’ → cCc’ + dDd’

Conservação da carga: a + b = c + d .●

Conservação da massa*: a’ + b’ = c’ + d’ .●

* A conservação da massa não é completa. Uma pequena quantidade pode transformar-se em energia.

TEMPO DE MEIA-VIDA OU PERÍODO DE SEMIDESINTEGRAÇÃO (T1/2 ou P)

É o tempo que decorre para uma determinada quantidade (Q) do elemento reduzir-se à metade (Q’ = Q/2) :

Exemplo:

O Iodo – 131 é radioativo e usado para se fazer diagnóstico da Glândula Tiróide, seu período de meia vidaé de 8 dias. Isto significa que a cada 8 dias a quantidade de I131 se reduz a metade ou seja:

m      ....8 dias.......... m/2  ....8 dias......... m/4   ....8 dias......... m/8 ...

100% ...8 dias.......... 50% ....8 dias......... 25% ....8 dias......... 12,5% ...

1       ....8 dias......... 1/2 ....8 dias......... 1/4 ....8 dias.......... 1/8 ...

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Matérias > Química > Radioatividade

ENERGIA NUCLEAR

FISSÃO NUCLEAR: É a forma como a energia é obtida nos reatores nucleares e nas bombas atômicas.Uma das reações possíveis é:

92U235 + 0n1 → 36Kr92 + 56Ba141 + 30n1 + ENERGIA

Devido ao fenômeno de defeito de massa explicado anteriormente, a massa dos produtos é levementemenor que a dos reagentes, o que provoca liberação de energia.

FUSÃO NUCLEAR : É a forma como obtém energia a bomba de hidrogênio, estrelas como o Sol ereatores "limpos" denominados tokamaks, ainda experimentais. Uma reação possível é :

1H2 + 1H2 +  2He3 + 0n1 + ENERGIA

Também ocorre defeito de massa com liberação de energia.

USOS DE ALGUNS ISÓTOPOS ARTIFICIAIS:

I131 : Detecção de tumores da tireóide.●

Co60 e Cs137 : Emitem radiações que matam células cancerosas.●

C14 : Datação de material arqueológico.●

U235 e Pu239 : Átomos físseis. Em bombas atômicas e reatores nucleares.●

H2 : O deutério é o material fúsel das bombas de hidrogênio e tokamaks. Na forma de água pesada(D2O) é utilizado em reatores nucleares

 

 

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Matérias > Química > Orgânica > Classificação das cadeias carbônicas

Classificação das Cadeias Carbônicas

1- Quanto à presença ou não de ciclo, a cadeia carbônica pode ser:

ACÍCLICA: A cadeia não fecha. Também chamada aberta ou alifática.

CÍCLICA: A cadeia fecha em algum ponto. Também chamada de fechada.

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2- Quanto ao tipo de ligações entre carbonos, pode ser:

SATURADA: Possui apenas ligações simples entre carbonos.

INSATURADA: Possui ligações duplas e/ou triplas entre carbonos.

 

 

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Matérias > Química > Orgânica > Classificação das cadeias carbônicas

3- Quanto à presença, ou não, de ramificação:

NORMAL: Geralmente possui apenas átomos de carbono primário e/ou secundário. Também chamadalinear.

RAMIFICADA: Geralmente possui átomos de carbono terciário e/ou quaternário.

4- Quanto à natureza dos átomos, pode ser:

HOMOGÊNEA: Não possui heteroátomo.

HETEROGÊNEA: Possui heteroátomo.

*Heteroátomo é aquele que, não sendo carbono, aparece entre carbonos.

Para cadeias cíclicas utiliza-se, ainda estas duas classificações:

5- Quanto à natureza dos átomos no ciclo:

HOMOCÍCLICA: Não possui heteroátomo no ciclo.

HETEROCÍCLICA: Possui heteroátomo no ciclo.

6- Quanto à aromaticidade:

AROMÁTICA: Possui anel com seis átomos e ligações duplas e simples alternadas.

ALICÍCLICA: É qualquer cadeia cíclica não aromática.

 

 

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Matérias > Química > Orgânica > Classificação das cadeias carbônicas

Matérias > Química > Tabela Periódica

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NOMENCLATURA

NOMENCLATURA OFICIAL:

É formada, no mínimo de três partes.

1. A primeira indica o número de carbonos.

2. A segunda indica o tipo de ligação entre carbonos (simples, dupla ou tripla).

3. A terceira indica a função (tipo de composto).

1. Nº DE C(s) -PREFIXO

1 meta   7 hepta2 eta   8 octa3 propa   9 nona4 buta   10 deca5 penta   11 undeca6 hexa   12 duodeca ...

2. TIPO DE LIGAÇÃO

Entre Carbonos Infixoapenas simples anuma dupla enduas duplas dienduas triplas diintrês duplas trien ...

 

 

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Matérias > Química > Orgânica > Classificação das cadeias carbônicas

3. FUNÇÃO

Inicialmente vamos estudar os compostos que só possuam carbono e hidrogênio, denominadoshidrocarbonetos.O sufixo utilizado é a letra o.

Exemplos:

CH4 → metano ( met+an+o)

H3C - CH3 → etano

H2C = CH2 → eteno (*etileno)

→ etino (*acetileno)H2C = CH - CH3 → propeno (*propileno)

*nomenclatura usual

Numeração das ligações: Se houver mais de uma possibilidade de colocar uma dupla ou tripla ligação, acadeia deve ser numerada. De várias numerações possíveis, a correta é a que conduzir aos menoresnúmeros:

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Page 18: Apostila Química

 

 

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Matérias > Química > Orgânica > Classificação das cadeias carbônicas

I- A CADEIA PRINCIPAL

É uma seqüência de carbonos que possui:

1º - O(s) grupo(s) funcional(ais)*.

2º - As duplas ou triplas ligações ou os ciclos.

3º - O maior número de carbono.

*Para os hidrocarbonetos não vamos encontrar grupos funcionais, já que estes estão associados a átomosdiferentes de hidrogênio e carbono.

Abaixo estão identificadas as cadeias principais de alguns hidrocarbonetos:

 

 

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Matérias > Química > Orgânica > Classificação das cadeias carbônicas

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Page 19: Apostila Química

II- RADICAIS:

São grupos com carbono e hidrogênio que restam quando identificamos a cadeia principal. Os principaisradicais são:

Retomando os exemplos anteriores, vamos dar nome aos radicais, além da cadeia principal.

 

 

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Matérias > Química > Orgânica > Classificação das cadeias carbônicas

III- LOCALIZAR OS RADICAIS:

Localizam-se os radicais numerando-se a cadeia. De várias numerações possíveis, a correta é a queconduzir aos menores números:

A dupla ligação fica com o menor número em relação ao radical.

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3 - metil -1- buteno

 

 

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Matérias > Química > Orgânica > Funções

Funções

Para outras funções de cadeia homogênea utiliza-se a mesma estrutura de nomenclatura doshidrocarbonetos, trocando-se apenas a terminação.

ÁLCOOIS: Possuem o grupo -OH (hidroxila) preso a um carbono saturado.

Nomenclatura: Nome do hidrocarboneto correspondente + ol:

(nomenclatura usual)

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Álcoois podem ser classificados em primários, secundários ou terciários se a hidroxila estiver presa acarbono primário, secundário e terciário, respectivamente.

Nos exemplos acima, são primários o etanol e o 1-propanol, enquanto o 2-propanol e o cicloexanol sãosecundários.

 

 

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Matérias > Química > Orgânica > Funções

FENOIS: Possuem o grupo -OH (hidroxila) preso a anel aromático.

Nomenclatura: hidroxi + nome do hidrocarboneto correspondente:

 O grupo funcional fica sempre com o menor número.

 

 

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Matérias > Química > Orgânica > Funções

ALDEÍDOS: Possuem o grupo carbonila (C = O)em carbono primário.

Nomenclatura: Nome do hidrocarboneto correspondente + al:

(nomenclatura usual)

H2CBr – CHBr – CHO  2, 3-dibromopropanal

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Page 22: Apostila Química

CETONAS: Possuem o grupo carbonila (C = O) em carbono secundário.

Nomenclatura: Nome do hidrocarboneto correspondente + ona:

 

 

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Matérias > Química > Orgânica > Funções

ÁCIDOS CARBOXÍLICOS: Possuem o grupo carboxila

 

Nomenclatura: ácido + nome do hidrocarboneto correspondente +óico:

(nomenclaturausual)

            ac. 2-vinil-butanodióico

 

 

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Matérias > Química > Orgânica > Funções

Matérias > Química > Tabela Periódica

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Page 23: Apostila Química

AMIDA:   Derivadas dos ácidos carboxílicos pela substituição do grupo -OH por -NH2

Nomenclatura: Nome do hidrocarboneto correspondente + amida:

                 

NITRILA: Possuem o grupo nitrila ou nitrilo

Nomenclatura: Nome do hidrocarboneto correspondente + nitrila:

                                                                2-fenil-propanonitrila

 

 

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Matérias > Química > Orgânica > Funções

OUTRAS FUNÇÕES II

Para funções de cadeia heterogênea dá-se nome a cada grupo preso ao heteroátomo, independentemente.

ÉTERES: Podem ser considerados derivados dos álcoois pela substituição do hidrogênio da hidroxila(R-OH) por um radical (-R’) : R-O-R’.

A nomenclatura mais utilizada dá nome aos radicais presos ao oxigênio, precedido da palavra éter.

 

 

 

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Page 24: Apostila Química

Matérias > Química > Orgânica > Funções

ÉSTERES: São derivados dos ácidos carboxílicos pela substituição do hidrogênio da carboxila

(R-COOH) por um radical R’: R-COO-R’.

Dá-se a terminação oato à parte que provém do ácido e ila ao radical que substitui o hidrogênio.

 

 

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Matérias > Química > Orgânica > Funções

AMINAS: São derivados da amônia (NH3) obtidos pela substituição de um, dois ou dos três hidrogêniosda amônia por radicais. Obtém-se, dessa maneira, aminas primárias, secundárias e terciárias,respectivamente.

Nomeia-se cada radical preso ao nitrogênio, em ordem de tamanho e ramificação crescente, seguido daterminação amina:

Nos exemplos acima, metilamina e fenilamina são aminas primárias, propil-isopropilamina é secundária edimetil-etilamina, terciária.

 

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Page 25: Apostila Química

 

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Matérias > Química > Orgânica > Isomeria

ISOMERIA

É quando vários compostos orgânicos apresentam a mesma fórmula molecular.

Exemplo:

C4H8 podemos escrever

CH3 - CH2 -CH = CH2 1-buteno

H3C - HC = CH -CH3 2-buteno

 

 

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Matérias > Química > Orgânica > Isomeria

O quadro abaixo nos auxilia muito:

Matérias > Química > Tabela Periódica

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Page 26: Apostila Química

 

 

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Matérias > Química > Orgânica > Reações Orgânicas

REAÇÕES ORGÂNICAS

Substituição em alcanos

O hidrogênio substituido segue a ordem:

1º Hidrogênio de carbono terceário depois de carbono secundário e por último hidrogênio de carbonoprimário.

Adição em alcenos

Ocorre a quebra da ligação pi e o cloro é adicionado completando a tetravalência de cada carbono.

Matérias > Química > Tabela Periódica

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regra de Markownikoff: Nas reações de adição de H - A  adicione o H ao carbono mais hidrogenado dadupla.

 

 

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Matérias > Química > Orgânica > Reações Orgânicas

Ozonólise em alcenos

Oxidação enérgica em alcenos

Desidratação de álcool: aquecimento em presença de ácido sulfúrico concentrado.

Oxidação de álcool: [O] obtido à partir de KMnO4 em meio ácido.

Esterificação: A REAÇÃO ORGÂNICA MAIS IMPORTANTE PARA O VESTIBULAR!!!!

 

 

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Matérias > Química > Equilíbrio Químico > Constante de equilíbrio

Matérias > Química > Tabela Periódica

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Page 28: Apostila Química

Constante de equilíbrio

Para a reação reversível genérica:

 1 - Reação direta  2 - Reação inversa

Onde x, y, z, e t são os coeficientes que balanceiam a equação.A constante de equilíbrio é representada por Keq ou Kc , por ser expressa em termos de concentraçõesmolares. Escrevemos então:

 

 

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Matérias > Química > Equilíbrio Químico > Constante de equilíbrio

GRÁFICOS

Se no início tivermos apenas os componentes da esquerda( A e B ) v1 é máxima no início, enquanto que v2 é zero. No equilíbrio, são iguais, então:

A partir do tempo T o equilíbrio foi atingido.

No equilíbrio, as concentrações serão constantes mas não necessariamente iguais.

Para uma reação genérica A + 2B  2C

Matérias > Química > Tabela Periódica

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Page 29: Apostila Química

A constante de equilíbrio no exemplo acima será:

Observe que após 15 segundos as concentrações ficaram constantes ou seja a partir deste instante a reaçãoestá em equilíbrio.

 

 

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Matérias > Química > Equilíbrio Químico > Deslocamento de equilíbrio

DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO

PRINCÍPIO DE LE CHATELIER

Usando este princípio, podemos prever o que ocorre com um sistema em equilíbrio quando um fator agesobre este :

Quando um fator age num equilíbrio, este se desloca no sentido de anular esse fator.

FATORES QUE DESLOCAM O EQUILÍBRIO

CONCENTRAÇÃO

Ao adicionarmos um componente A genérico, o sistema se desloca no sentido de retirar A.

Ao retirarmos um componente A genérico, o sistema se desloca no sentido de formar A.

TEMPERATURA

O aumento da temperatura desloca o equilíbrio no sentido endotérmico. Isto quer dizer, ao adicionarmoscalor a um sistema, este se desloca no sentido da retirada de calor

A diminuição da temperatura desloca o equilíbrio no sentido exotérmico. Isto quer dizer, ao retirarmoscalor de um sistema, este se desloca no sentido de liberar calor

 

 

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Matérias > Química > Tabela Periódica

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Page 30: Apostila Química

 Matérias > Química > Equilíbrio Químico > Deslocamento de equilíbrio

PRESSÃO

A pressão pode agir quando há, no mínimo, um componente em gasoso equilíbrio.

O aumento da pressão desloca o equilíbrio no sentido da contração do sistema. (menor volume)

A diminuição da pressão desloca o equilíbrio no sentido da expansão do sistema. (maior volume)

Para determinar o sentido da expansão, ou contração, devemos lembrar que o volume ocupado por um gásé proporcional ao número de mols :

 

 

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Matérias > Química > Equilíbrio Químico > Constante de ionização

CONSTANTE DE IONIZAÇÃO

EQUILÍBRIO IÔNICO

No caso do ácido ou base sempre vamos encontrar moléculas não ionizadas (ou dissociadas) em númeroconsiderável. Para a reação :

,

A constante de equilíbrio será:

O equilíbrio iônico, pode ser chamada de Ki ou, ainda, Ka ou Kb , respectivamente para ácidos ou bases.

Para ácidos com mesma molaridade, quanto maior é a constante, maior é a concentração de H+ e maisforte é o ácido.

 

 

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Matérias > Química > Equilíbrio Químico > Constante de ionização

Matérias > Química > Tabela Periódica

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Page 31: Apostila Química

GRAU DE IONIZAÇÃO, OU DISSOCIAÇÃO( )

Ácidos (ou bases) mais fortes possuem maior grau de ionização (ou dissociação), para soluções de mesmamolaridade.

EQUAÇÃO DE OSTWALD

Para um ácido, ou base, a constante de ionização (Ki) relaciona-se com a molaridade (m) e o grau deionização, ou dissociação , assim :

Para ácidos e bases com    5%

Para ácidos e bases fracas o  é menor que 5% logo

1 – ~ 1

Para estes casos temos

Ki = 2. m

 

 

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Matérias > Química > Equilíbrio Químico > pH e pOH

pH e pOH

Equílibrio iônico na água

PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA :(KW)

KW = [H+] . [OH-] = 10-14 A 25ºC

pH e pOH :

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

a 25ºC à pH + pOH = 14

TIPO DE SOLUÇÃO [ H+ ] [OH-] pH pOH

NEUTRA 10-7 10-7 7 7

ÁCIDA >10-7 <10-7 < 7 > 7

BÁSICA <10-7 >10-7 > 7 < 7

ESCALA DE pH a 25ºC

Matérias > Química > Tabela Periódica

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Page 32: Apostila Química

 

 

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Matérias > Química > Massa Atômica / Molecular e Mol > Mol

MOL

Segundo a IUPAC, mol é o número de átomos que existem em 12g de carbono, isótopo 12. Esse número é 6,02 . 1023

A menos que a questão de vestibular estabeleça o contrário, vamos usá-lo como 6,0 x 1023.

MASSA MOLAR

É a massa de 1 mol (6,0 x 1023 ) de átomos, moléculas, íons-fórmula etc. A massa molar dos átomos deum elemento, por exemplo, é a massa atômica expressa em gramas. Essa massa já foi denominadaátomo-grama. Exemplos:

ELEMENTO MASSA ATÔMICA MASSA MOLAR Nº DE ÁTOMOS

Hidrogênio 1,008u 1,008 g/mol 6 . 1023

Oxigênio 16,00 u 16,00 g/mol 6 . 1023

Enxofre 32,06 u 32,06 g/mol 6 . 1023

Para resolução de exercícios podemos, então, fazer a relação:

Exemplo:

O número de átomos de ferro (Fe = 55,847 ou 56, aproximado) em 2,3 g desse metal é:

1 mol de átomos ---------- 6 . 1023 átomos --------- 56 g

                                        x átomos -------------- 2,3 g

                                        x = 2,46 . 1022 átomos de ferro

6,02 . 1023 também é denominado número de Avogadro.

 

 

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Matérias > Química > Massa Atômica / Molecular e Mol > Mol

Matérias > Química > Tabela Periódica

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Page 33: Apostila Química

PARA SUBSTÂNCIAS

A massa molar, será a massa de 1 mol (6,0 x 1023) de moléculas, íons-fórmula, etc. A massa molar dasmoléculas de uma substância, por exemplo, é a massa molecular expressa em gramas. Essa massa já foidenominada molécula-grama. Exemplos:

Substância Massa Molecular Massa Molar Nº de Moléculas

Água 18u 18 g/mol 6,0 x 1023

Gás carbônico 44u 44 g/mol 6,0 x 1023

Podemos dizer, ainda, que 1 mol de uma substância gasosa ocupa nas CNTP (Condições Normais deTemperatura e Pressão) o volume aproximado de 22,4 L.

Resumindo:

Se quisermos o número de mols de 22 g de CO2 (C = 12, O = 16), por exemplo:

1 mol de moléculas ------- 6 . 1023 moléculas ------ 44 g ------ 22,4L (CNTP)

x  --------------------------------------------------- 22 g

                            x = 0,5 mol

Ou seja: 3 . 1023 moléculas de CO2

                        Ou

            11,2 L de CO2 nas CNTP

 

 

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Matérias > Química > Massa Atômica / Molecular e Mol > Fórmulas Quantitativas

Matérias > Química > Tabela Periódica

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Page 34: Apostila Química

Fórmulas Quantitativas

Fórmula Molecular: Fornece o número de átomos na molécula.

Exemplos:

Substância Fórmula molecular

Água H2O

Benzeno C6H6

Acetileno C2H2

2-Hepteno C7H14

Fórmula Mínima, Empírica ou Estequiométrica: Fornece a proporção dos átomos na molécula.

Exemplos:

Substância Fórmula mínima

Água H2O

Benzeno CH

Acetileno CH

2-Hepteno CH2

Fórmula Percentual: Mostra a proporção em massa dos elementos que compõe a substância. Exemplo:

heptano: C = 85,7%, H = 14,3%

 

 

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Matérias > Química > Massa Atômica / Molecular e Mol > Cálculo estequiométrico

CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO

LEIS PONDERAIS

LEI DE LAVOISIER

CONSERVAÇÃO DAS MASSAS

Numa reação química a massa que reage é igual a massa produzida.

Isto porque há uma conservação no número de átomos, aí surge o balanceamento das equações químicas.

Nº de átomos dos reagentes = Nº de átomos dos produtos.

LEI DE PROUST

Há uma proporção constante entre as massas de reagentes e produtos numa reação.

Isto significa que qualquer alteração que se faça em qualquer substância participante da reação, temos quepromover a mesma alteração proporcional em todas as outras substâncias desta reação.

1N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g)

1 mol      3 mol          2 mol

Matérias > Química > Tabela Periódica

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Page 35: Apostila Química

1.28g     3.2g           2.17g    (observe a lei de Lavoisier)

1.6.1023 moléculas         3.6.1023 moléculas         2.6.1023 moléculas

 

 

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Matérias > Química > Massa Atômica / Molecular e Mol > Cálculo estequiométrico

Entre os gases nas mesmas condições de T e P temos a proporção volumétrica

1V                 3V                  2V

OBS: Se for CNTP  1V = 22,4L ou 22,7L

Se quisermos saber, por exemplo, o volume de amônia (NH3) produzido (medido nas TPN)a partir de 5,6g de nitrogênio (N2), fazemos:

N = 14 → 

1N2 + 3H2 → 2 NH3

1 x 28g   2 x 22,4 L

5,6g X => X = 8,96 L

 

 

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Matérias > Química > Soluções

SOLUÇÕES

São misturas homogêneas. Os componentes são denominados soluto e solvente:

SOLUTO SOLVENTE

SÓLIDO LÍQUIDO

Se ambos os componentes forem líquidos

em menor quantidade em maior quantidade

Se um componente for a água

o outro componente água

A massa da solução é a massa do soluto somada à do solvente:

msç = mst + msv

soluto = stsolvente = svsolução = sç

 

Matérias > Química > Tabela Periódica

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Page 36: Apostila Química

 

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Matérias > Química > Soluções

CONCENTRAÇÃO DAS SOLUÇÕES

TÍTULO ( T )

como msç > mst → T < 1

PORCENTAGEM EM MASSA ( P )

como msç > mst → P < 100%

 

 

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Matérias > Química > Soluções

CONCENTRAÇÃO EM g/L ( C )

É a massa do soluto em 1L de solução

A unidade é g/L

MOLARIDADE ( m )

Determina o nº de mols do soluto para 1L de solução

com mst =  massa do soluto e Mst =  massa molar do soluto.

É expresso em mol/L ou molar (M)

Relação entre a as grandezas :

Matérias > Química > Tabela Periódica

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Page 37: Apostila Química

 

 

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Matérias > Química > Funções químicas > Ácidos de Arrehenius

ÁCIDOS DE ARREHENIUS

É todo composto molecular que em solução aquosa sofre ionização liberando

* Ionização  Formação de íons

Considerações Importantes

Na fórmula estrutural dos ácidos as ligações químicas são covalentes (molecular) ou seja, não há íons, masquando dissolvemos essa substâncias em água os íons são formados, por isso a solução aquosa de ácidoconduz corrente elétrica (eletrólito).

O H+ liberado se liga a uma molécula de água formando

Portanto numa solução ácida não temos H+ e sim H3O+, mas como nos livros é comum a representação

dessas soluções apenas por H+, dizemos:

O H+ é uma maneira cômoda de representar o H3O+.

A ionização que mostramos como exemplo:

Fica corretamente representada por:

HA + H2O  H3O+ + A-

Mas as duas são consideradas corretas.

 

 

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Matérias > Química > Funções químicas > Ácidos de Arrehenius

Matérias > Química > Tabela Periódica

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Page 38: Apostila Química

A ionização acontece em etapas, onde em cada etapa ocorre a liberação de um H+ ou seja a formação deum H3O+.

Exemplo:

Ácido Clorídico (HCl)  1 Hidrogênio ionizável  1 etapa

ou

HCl + H2O  H3O+ + Cl-

Ácido Carbônico (H2CO3)  2 Hidrogênios ionizáveis  2 etapas

NUNCA SE ESQUEÇA: Quando aparecer H+, na verdade é o H3O+

 

 

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Matérias > Química > Funções químicas > Ácidos de Arrehenius

Nomenclatura

Hidrácidos

Ácido Nome do elemento + ÍDRICO

(ÁCIDOS NÃO OXIGENADOS)

Exemplo:

HCl : ác. clorídrico.

HF : ác. fluorídrico.

H2S : ác. sulfídrico.

HCN : ác.cianídrico.

Oxácidos ácidos oxigenados

A grande maioria dos ácidos apresentam oxigênio. Temos alguns caminhos para a nomenclatura dessesácidos, vamos agora por um deles.

 

 

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Matérias > Química > Tabela Periódica

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Page 39: Apostila Química

 Matérias > Química > Funções químicas > Ácidos de Arrehenius

TABELA DE ÁCIDOS PADRÃO

NOME:  Ácido   Elemento central + ICO

Elemento Central Padrão Nome

Cl, Br, I H Cl O3 Ácido Clórico

S, Se, Te H2 S O4 Ácido Sulfúrico

P, As, Sb H3 P O4 Ácido Fosfórico

B H3 B O3 Ácido Bórico

C H2 C O3 Ácido Carbônico

N H N O3 Ácido Nítrico

1ª REGRA

Ácido padrão com um átomo de oxigênio a menos

Ácido Elemento central + oso

Exemplo:

H2SO3  Ácido sulforoso

(Veja na tabela que o ácido padrão para o enxofre é H2SO4)

2ª REGRA

Ácido padrão com dois átomos de oxigênio a menos

Ácido    Hipo + elemento central + oso

H3PO2 Ácido Hipofosforoso

(o ácido padrão para o fósforo é o H3PO4)

3ª REGRA

Ácido padrão com um átomo de oxigênio a mais

Ácido    Per + elemento central + ico

HClO4  Ácido Perclórico

(Padrão para o cloro é HClO3)

Ácidos "orto"

Este prefixo não altera a fórmula do ácido, apenas indica que é possível retirar água.

Ácido ortofosfórico = Ácido Fosfórico  H3PO4

Ácidos "meta"

 

Matérias > Química > Tabela Periódica

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Page 40: Apostila Química

 

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Matérias > Química > Funções químicas > Ácidos de Arrehenius

Este prefixo indica que foi retirado uma molécula de água de uma molécula do ácido.

1 (ácido) –1 H2O

Ácido metafosfórico  HPO3

Ácidos "piro"

Este prefixo indica que foi retirado uma molécula de água de duas moléculas do ácido.

2 (ácido) –1 H2O

Ácido Pirofosfórico  H4P2O7

2.(H3PO4)

 

 

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Matérias > Química > Funções químicas > Bases de Arrehenius

Bases de Arrehenius

São compostos iônicos que em solução aquosa liberam OH- (Hidróxido ou Hidroxila)

B(OH)x   Bx+ + XOH-

Como as bases são compostos iônicos, quando dissolvidos em água os íons separam-se, este processo échamado de dissociação iônica.

Veja algumas dissociações:

NaOH → Na+ + OH-

Ca(OH)2 → Ca2+ + 2OH-

Na verdade temos bases iônicas emoleculares. As mais importantes,

portanto as que nos interessamsão as iônicas.

Bases - Formulação

Para encontrar a fórmula de uma base, considera-se que os ânions OH - devem anular as cargas do cátion.Exemplos:

Matérias > Química > Tabela Periódica

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Page 41: Apostila Química

Cátions mais importantes

NH4+, Ag, 1A → + 1

Cd, Zn, 2A →  + 2

Al →  + 3

Valência Fixa

 

 

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Matérias > Química > Funções químicas > Bases de Arrehenius

Carga Variável

METAL VALÊNCIA

Cu, Hg + 1 ou + 2

Fe, Co, Ni + 2 ou + 3

Au + 1 ou + 3

Sn, Pb, Mn, Pt + 2 ou + 4

Nomenclatura

Hidróxido de _________ - acrescentando-se o nome do cátion a seguir. Exemplos:

NaOH - hidróxido de sódio.

Ca(OH)2 - hidróxido de cálcio.

Al(OH)3 - hidróxido de alumínio.

NH4OH - hidróxido de amônio.

Para cátions com mais de uma valência, especifica-se esta em algarismos romanos ou usa-se asterminações:

______oso : para o de menor valência.

______ico : para o de maior valência.

Exemplos:

- hidróxido de ferro II ou hidróxido ferroso

- hidróxido de ferro III ou hidróxido férrico

 

Matérias > Química > Tabela Periódica

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Page 42: Apostila Química

 

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Matérias > Química > Funções químicas > Bases de Arrehenius

Química Aplicada

NaOH - hidróxido de sódio: Uma das substâncias consumidas em maior quantidade no mundo todo. Éutilizada em limpeza doméstica pesada, para fabricar sabão etc. Nome usual: soda cáustica.

Mg(OH)2 - hidróxido de magnésio:

Em suspensão aquosa é comercializada como leite-de-magnésia, um antiácido estomacal e laxante suave.

Al(OH)3 - hidróxido de alumínio: É utilizado em medicamentos anti-ácidos.

NH4OH - hidróxido de amônio: É o amoníaco. Usado em limpeza doméstica e na produção defertilizantes. É uma base que se decompõe, liberando o gás amônia (NH3 )

NH4OH → NH3 + H2O

 

 

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Matérias > Química > Funções químicas > Sais

SAIS

São produtos, ao lado da água, da reação de ácidos com bases. Esta é denominada reação de salificação ouneutralização:

ÁCIDO + BASE → SAL + ÁGUA

Exemplos:

HCl + NaOH → NaCl + H2O

H2SO4 + 2NaOH →  Na2SO4 + 2H2O

3H2SO4 + 2Al(OH)3  →  Al2(SO4)3 + 6H2O

 

 

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Matérias > Química > Funções químicas > Sais

Matérias > Química > Tabela Periódica

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Page 43: Apostila Química

NOMENCLATURA DOS SAIS

O ânion do sal é sempre proveniente do ácido, e para determinar seu nome basta fazer a troca de sufixocom o ácido de origem de acordo com o quadro:

ÁCIDO ÂNION

ídrico eto

ico ato

oso ito

Exemplos:

NaCl : cloreto de sódio

( do HCl: ác.clorídrico )

CaSO4 : sulfato de cálcio

( do H2SO4 : ácido sulfúrico )

NH4NO3 : nitrato de amônio

( do HNO3 : ácido nítrico )

Fe3(PO4)2 : fosfato de ferro II

( H3PO4 : ácido fosfórico)

DISSOCIAÇÃO DOS SAIS

Sais dissociam-se em água liberando cátions e ânions.

Exemplos:

NaCl → Na+ + Cl-

Na2SO4 → 2Na+ + SO42-

 

 

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Matérias > Química > Funções químicas > Óxidos

Matérias > Química > Tabela Periódica

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Page 44: Apostila Química

ÓXIDOS

Óxidos são compostos binários onde o elemento mais eletronegativo (da direita) é o oxigênio.

ExOy

a) Óxidos iônicos: São formados pelo ânion óxido (O2-) e um cátion de metal.

b) Óxidos covalentes: São formados por um não-metal e o oxigênio.

NOMENCLATURA E FORMULAÇÃO

Para encontrar a fórmula de um óxido iônico, levamos em conta que a carga dos cátions deve anular acarga dos ânions O2-, Para a nomenclatura, o mais usual é:

óxido + nome do cátion:

Na2O : óxido de sódio

CaO : óxido de cálcio

Al2O3 : óxido de alumínio

Fe2O3 : óxido de ferro III ( ou férrico)

A nomenclatura dos óxidos covalentes é feita usando-se os prefixos mono, di, tri, tetra ... para indicar onúmero de oxigênios e de átomos do elemento que o acompanha. O prefixo mono no segundo elemento éopcional. Cada elemento pode formar diversos óxidos:

NO: monóxido de (mono)nitrogênio.

NO2: dióxido de nitrogênio.

N2O: monóxido de dinitrogênio.

N2O3 : trióxido de dinitrogênio.

N2O5 : pentóxido de dinitrogênio.

 

 

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Matérias > Química > Funções químicas > Óxidos

QUÍMICA APLICADA

CaO : É comercializada como cal virgem. Usada no preparo de argamassa e em pintura.

Fe2O3 : É a hematita. Um importante minério de ferro.

Al2O3 . 2H2O : É a bauxita. Um minério do alumínio.

SiO2 : Constitui o quartzo, é a maior parte da areia.

CO2: É o gás carbônico. Liberado na respiração e em combustões. Provoca o "efeito estufa" na atmosferaporque impede o calor de abandonar a Terra.

CO: O monóxido de carbono é um importante poluente liberado pelos motores de combustão,principalmente a gasolina. Reage com a hemoglobina do sangue.

Chuva ácida: A chuva é naturalmente ácida porque o CO2 reage com a água produzindo ácido carbônico,um ácido muito fraco. Em locais poluídos com SO2 , SO3 e NO2 , estes reagem com a água da chuva

Matérias > Química > Tabela Periódica

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Page 45: Apostila Química

produzindo ácidos fortes como H2SO4 e HNO3 .

 

 

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Matérias > Química > Termoquímica > Entalpia- Calor de reação

Entalpia - calor de reação

I. Transformação ENDOTÉRMICA : ∆H > 0 → Representa um ganho de energia pelo sistema, ou HP >HR.

Graficamente:

Podemos representar a variação da entalpia (∆H) de uma reação endotérmica através da equação dareação.

Por exemplo:

2NH3(g) → N2(g) + 3H2(g) ∆H = +22kcal

ou

2NH3(g) → N2(g) + 3H2(g) -22kcal

 

 

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Matérias > Química > Termoquímica > Entalpia- Calor de reação

Matérias > Química > Tabela Periódica

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Page 46: Apostila Química

II. Transformação EXOTÉRMICA : ∆H < 0 - Representa uma perda de energia pelo sistema, ou HP < HR.

Graficamente:

representando um exemplo através da equação:

Cgraf + O2(g) → CO2(g) ∆H = -94kcal

ou

Cgraf + O2(g) →  CO2(g) + 94kcal

 

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