S.J. dos Campos - Dutra Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA QUIMICA BASICA.

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1 S.J. dos Campos - Dutra Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA QUIMICA BASICA

2 S.J. dos Campos - Dutra Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri Funções Inorgânica ÁcidosBasesSaisÓxidos UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

3 É um conjunto de substâncias com propriedades químicas semelhantes, denominadas propriedades funcionais; É um conjunto de substâncias com propriedades químicas semelhantes, denominadas propriedades funcionais; Eletrólitos: são substâncias que, quando dissolvidas em água, conduzem a corrente elétrica; Eletrólitos: são substâncias que, quando dissolvidas em água, conduzem a corrente elétrica; Não eletrólitos: não conduzem a corrente elétrica; Não eletrólitos: não conduzem a corrente elétrica; O químico Arrhenius, em 1889, sugeriu em sua teoria que os eletrólitos, em solução, se dissociariam em duas partes (íons): uma positiva e outra negativa. Isso explicaria a condução de corrente elétrica por estas soluções; O químico Arrhenius, em 1889, sugeriu em sua teoria que os eletrólitos, em solução, se dissociariam em duas partes (íons): uma positiva e outra negativa. Isso explicaria a condução de corrente elétrica por estas soluções; Na realidade, nos compostos iônicos, os íons já se encontram presentes. A água, neste caso, somente separa (dissociação) os íons já existentes; Na realidade, nos compostos iônicos, os íons já se encontram presentes. A água, neste caso, somente separa (dissociação) os íons já existentes; 1. Funções Inorgânicas UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

4 1. Funções Inorgânicas UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

5 1. Funções Inorgânicas UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

6 Nos compostos covalentes que são eletrólitos, a água cria condições para que os íons sejam formados e separados. Este processo recebe o nome de ionização: Nos compostos covalentes que são eletrólitos, a água cria condições para que os íons sejam formados e separados. Este processo recebe o nome de ionização: ionização HCl = H + + Cl - dissociação Na + Cl - = Na + + Cl - Seguindo critério baseado na dissociação/ionização, Arrhenius propôs a Teoria da Dissociação Eletrolítica, onde divide as substâncias em grupos com características químicas distintas: Seguindo critério baseado na dissociação/ionização, Arrhenius propôs a Teoria da Dissociação Eletrolítica, onde divide as substâncias em grupos com características químicas distintas: ácidos ácidos bases bases sais sais óxidos óxidos 1. Funções Inorgânicas UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

7 Funções Inorgânica Ácidos UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

8 Segundo Arrhenius, ácidos são substâncias que, quando em solução aquosa, se dissociam, originando exclusivamente H+ como íons positivos. Segundo Arrhenius, ácidos são substâncias que, quando em solução aquosa, se dissociam, originando exclusivamente H+ como íons positivos. 2. Definição de ácidos 2.1 Classificação de ácidos Presença ou não de oxigênio Presença ou não de oxigênio Oxiácidos: presença de oxigênio na molécula. Exemplos: H 2 SO 4, HNO 3 Hidrácidos: oxigênio não presente na molécula. Exemplos: HCl, HCN UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

9 2.1 Classificação de ácidos Número de elementos químicos que formam a molécula Número de elementos químicos que formam a molécula Ácido binário: formado por dois elementos químicos diferentes. HCl, H 2 S, HI Ácido ternário: formado por três elementos químicos diferentes. H 2 SO 4, HCN, H 4 P 2 O 7 (pirofosfórico/0 Ácidos quaternário: formado por quatro elementos químicos diferentes. HNCO, HSCN (ricinoléico, tiociânico) UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

10 2.1 Classificação de ácidos Número de hidrogênio ionizáveis Número de hidrogênio ionizáveis Monoácidos: presença de 1 H ionizável. HCl = H + + Cl - Diácidos: presença de 2 H ionizáveis. H 2 SO 4 = 2 H + + SO 4 2- Triácidos: presença de 3 H ionizáveis. H 3 PO 4 = 3 H + + PO 4 3- Tetrácidos: presença de 4 H ionizáveis. H 4 P 2 O 4 = 4 H+ + P 2 O 4 4- UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

11 2.1 Classificação de ácidos Em um ácido só são ionizáveis os hidrogênios que estiverem ligados ao oxigênio. Em um ácido só são ionizáveis os hidrogênios que estiverem ligados ao oxigênio. H 3 PO 4 H 3 PO 3 H 3 PO 2 H 3 PO 4 H 3 PO 3 H 3 PO 2 UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

12 2.1 Classificação de ácidos Volatilidade Volatilidade Voláteis: são gasosos ou líquidos e com baixo ponto de ebulição: HNO 3, HCl e H 2 S Fixos: muito pouco voláteis, somente H 2 SO 4 e H 3 PO 4 UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

13 2.1 Classificação de ácidos Grau de ionização Grau de ionização Representado pela letra grega alfa (  ), o grau de ionização é a relação entre a quantidade de moléculas dissociadas e o total de moléculas dissolvidas. Quanto maior o valor de alfa, mais alta a tendência do ácido a se dissociar: Representado pela letra grega alfa (  ), o grau de ionização é a relação entre a quantidade de moléculas dissociadas e o total de moléculas dissolvidas. Quanto maior o valor de alfa, mais alta a tendência do ácido a se dissociar: alfa (%) = (nº moléculas ionizadas / nº moléculas dissolvidas) x 100 ácidos fortes (alfa maior que 50%): HI, HBr, HCl, HNO 3, H 2 SO 4. ácidos médios (alfa entre 5 e 50%): H 2 SO 3, H 3 PO 4, HF. ácidos fracos (alfa menor que 5%): H 2 S, H 3 BO 3, HCN. ácidos orgânicos. UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

14 2.1 Classificação de ácidos Grau de ionização => Força de um ácido Grau de ionização => Força de um ácido Hidrácidos: Fortes: HCl, HBr, HI Semi-forte: HF *Os demais são fracos!!! Oxiácidos: H x EO y y-x 0 fraco Ex.: HClO 1 semi-forte Ex.: H 3 PO 4 2 forte Ex.: H 2 SO 4 UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

15 2.1 Classificação de ácidos UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

16 2.2 Formulações sobre os ácidos Juntam-se tantos H+ quantos forem necessários para neutralizar a carga do ânion. Para um ânion com carga x -, e utiliza-se x hidrogênio para formular o ácido. Juntam-se tantos H+ quantos forem necessários para neutralizar a carga do ânion. Para um ânion com carga x -, e utiliza-se x hidrogênio para formular o ácido. H x A x- H x A x- Exemplos: NO 3 1- HNO 3 SO 4 2- H 2 SO 4 SO 4 2- H 2 SO 4 PO 4 3- H 3 PO 4 PO 4 3- H 3 PO 4 H A x y UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

17 Tabela de Ânions Tabela de Ânions UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

18 Tabela de Ânions Tabela de Ânions UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

19 2.3 Nomenclatura dos ácidos Hidrácidos: o nome é feito com a terminação ídrico Hidrácidos: o nome é feito com a terminação ídrico Ácido nome do anion ídrico Ácido nome do anion ídrico Ex: HCl: ácido clorídrico; HI: ácido iodídrico Oxiácidos: quando apresenta apenas a formação de um oxiáxido e sua terminação é ico Oxiácidos: quando apresenta apenas a formação de um oxiáxido e sua terminação é ico Ácido nome do anion ico Ex: H 2 CO 3 : ácido carbônico; H 3 BO 3 : ácido bórico Quando apresenta a formação de 2 oxiácidos e sua terminação é ico Ácido nome do anion ico maior nox Ácido nome do anion ico maior nox oso menor nox oso menor nox Ex: HNO 3 : ácido nítrico; HNO 2 : ácido nitroso UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

20 Formulação de alguns ácidos UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

21 Funções Inorgânica Bases UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

22 Segundo Arrhenius, bases são substâncias que, quando em solução aquosa, se dissociam, originando como único íon negativo OH -. Segundo Arrhenius, bases são substâncias que, quando em solução aquosa, se dissociam, originando como único íon negativo OH -. 3. Definição de bases 3.1 Classificação das bases Número de OH - presente na fórmula Número de OH - presente na fórmula monobase: 1 OH -, NaOH, KOH dibase: 2 OH -, Ba(OH) 2, Fe(OH) 2 tribase: 3 OH -, Cr(OH) 3, Al(OH) 3 tetrabase: 4 OH -, Pb(OH) 4, Sn(OH) 4 UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

23 3.1 Classificação das bases Solubilidade em água Solubilidade em água solúveis: as de metais alcalinos, metais alcalino-terrosos e o hidróxido de amônio (que é uma base fraca e volátil). insolúveis: todas as demais. Grau de dissociação Grau de dissociação Fortes: (>50%): as de metais alcalinos e metais alcalino-terrosos. fracas: todas as demais. UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

24 3.1 Classificação das bases Solubilidade em água Solubilidade em água UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

25 3.1 Classificação das bases Grau de dissociação Grau de dissociação UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

26 3.2 Formulações sobre as bases Adicionam-se tantos OH -1 quantos forem necessários para neutralizar a carga do cátion. Adicionam-se tantos OH -1 quantos forem necessários para neutralizar a carga do cátion. H +x (OH) x H +x (OH) x Exemplos: K +1 KOH Ba 2+ Ba(OH) 2 Ba 2+ Ba(OH) 2 Al 3+ Al(OH) 3 Al 3+ Al(OH) 3 C (OH) x y UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

27 3.3 Nomenclatura das bases a) Quando o elemento forma apenas uma base Hidróxido de nome do elemento Hidróxido de nome do elemento Ex: NaOH: hidróxido de sódio; b) Quando o elemento forma duas bases Hidróxido de nome do elemento ico maior nox Hidróxido de nome do elemento ico maior nox Hidróxido de nome do elemento oso menor nox Hidróxido de nome do elemento oso menor nox Ex: Fe(OH) 3 : hidróxido férrico; ou hidróxido de ferro III Fe(OH) 2 : hidróxido ferroso; ou hidróxido de ferro II Fe(OH) 2 : hidróxido ferroso; ou hidróxido de ferro II UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

28 Tabela de Cátions Tabela de Cátions UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

29 Funções Inorgânica Sais UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

30 Segundo Arrhenius, sais são substâncias que, quando em solução aquosa, liberam: pelo menos um íon positvo diferente do H + e pelo menos um íon negativo diferente do OH - : Segundo Arrhenius, sais são substâncias que, quando em solução aquosa, liberam: pelo menos um íon positvo diferente do H + e pelo menos um íon negativo diferente do OH - : CaCl 2 = Ca 2+ + 2 Cl 1- Na 2 SO 4 = 2 Na 1+ + SO 4 2- Como os sais são provenientes de reações de neutralização entre ácidos e bases, o ânion se origina do ácido e o cátion da base. ÁCIDO + BASE = SAL + ÁGUA ÁCIDO + BASE = SAL + ÁGUA 4. Definição de sais UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

31 As reações de neutralização podem ser de três tipos: Reação de neutralização total: neste tipo de reação, quantidades iguais, em número de mols, de H + e OH - se neutralizam mutuamente. Reação de neutralização total: neste tipo de reação, quantidades iguais, em número de mols, de H + e OH - se neutralizam mutuamente. 1 H 2 SO 4 + 2 NaOH = 1 Na 2 SO 4 + 2 H 2 O Sais deste tipo são classificados como normais. 4.1 Classificação dos sais 4.2 Formulações sobre as bases UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

32 As reações de neutralização podem ser de três tipos: Reação de neutralização total: neste tipo de reação, quantidades iguais, em número de mols, de H + e OH - se neutralizam mutuamente. Reação de neutralização total: neste tipo de reação, quantidades iguais, em número de mols, de H + e OH - se neutralizam mutuamente. 1 H 2 SO 4 + 2 NaOH = 1 Na 2 SO 4 + 2 H 2 O Sais deste tipo são classificados como normais. Reação de neutralização parcial do ácido: 1 mol de H 2 SO 4 reagindo com 1 mol de NaOH. Como o H 2 SO 4 possui 2 H + em sua molécula, o sal produto o será ácido Reação de neutralização parcial do ácido: 1 mol de H 2 SO 4 reagindo com 1 mol de NaOH. Como o H 2 SO 4 possui 2 H + em sua molécula, o sal produto o será ácido 1 H 2 SO 4 + 1 NaOH = NaHSO 4 + H 2 O Sais deste tipo são classificados como ácidos. Reação de neutralização parcial da base: 1 mol de Ba(OH) 2 reagindo com 1 mol de HCl. Como o Ba(OH) 2 possui 2 OH1- em seu íon-fórmula, o sal produto será básico. Reação de neutralização parcial da base: 1 mol de Ba(OH) 2 reagindo com 1 mol de HCl. Como o Ba(OH) 2 possui 2 OH1- em seu íon-fórmula, o sal produto será básico. 1 Ba(OH) 2 + 1 HCl = 1 Ba(OH)Cl + 1 H 2 O Sais deste tipo são classificados como básicos. 4.1 Classificação dos sais UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

33 a)Sal normal ------------------------- de -------------------- nome do ânion nome do cátion nome do ânion nome do cátion Segue-se a mesma regra das terminações usada nos ácidos. No caso de sais que na sua constituição possuam cátion que possam ter nóx diferentes, deve-se utilizar algarismos romanos para identificação. Fe(NO 3 ) 2 nitrato de ferro II Fe(NO 3 ) 3 nitrato de ferro III No caso de o cátion possuir somente dois nóx possíveis, pode-se também optar por utilizar os sulfixos oso e ico, respectivamente para o menor e maior nox. Fe(NO 3 ) 2 nitrato ferroso Fe(NO 3 ) 3 nitrato férrico 4.2 Nomenclatura dos sais UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

34 b) Sal ácido ----------- + prefixo (mono, di, tri...) ácido de -------------- nome do ânion nome do cátion nome do ânion nome do cátion Segue-se a mesma regra das terminações usada nos ácidos. Ex: NH 4 H SO 4 = Sulfato monoácido de amônio Na H 2 PO 4 = Fosfato diácido de sódio Na H 2 PO 4 = Fosfato diácido de sódio c) Sal básico ----------- + prefixo (mono, di, tri...) básico de -------------- nome do ânion nome do cátion nome do ânion nome do cátion Segue-se a mesma regra das terminações usada nos ácidos. Ex: Mg OH Cl = Cloreto monobásico de magnésio Ca OH 2 Cl = Cloreto dibásico de cálcio Ca OH 2 Cl = Cloreto dibásico de cálcio 4.2 Nomenclatura dos sais UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

35 d) Sal hidratado Nome do sal + prefixo para indicar o grau de hidratação + hidratado Nome do sal + prefixo para indicar o grau de hidratação + hidratado Ex: CaCl 2.2 H 2 O = Cloreto de cálcio dihidratado Na 2 B 4 O 7.2 H 2 O = tetraborato de sódio decahidratado (bórax) Na 2 B 4 O 7.2 H 2 O = tetraborato de sódio decahidratado (bórax) 4.2 Nomenclatura dos sais UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

36 Funções Inorgânica Óxidos UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

37 Óxido é todo composto binário, onde o oxigênio é o elemento mais eletronegativo; Óxido é todo composto binário, onde o oxigênio é o elemento mais eletronegativo; Os óxidos podem ser iônicos ou moleculares; Os óxidos podem ser iônicos ou moleculares; Os óxidos iônicos são aqueles resultantes da união do oxigênio com um metal; Os óxidos iônicos são aqueles resultantes da união do oxigênio com um metal; Os óxidos moleculares são aqueles resultantes da união do oxigênio com um não metal; Os óxidos moleculares são aqueles resultantes da união do oxigênio com um não metal; Os compostos binários de flúor e oxigênio, OF 2 e O 2 F 2, por exemplo, não são considerados óxidos, porque o flúor é mais eletronegativo que o oxigênio Os compostos binários de flúor e oxigênio, OF 2 e O 2 F 2, por exemplo, não são considerados óxidos, porque o flúor é mais eletronegativo que o oxigênio 5. Definição de óxidos UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

38 5.1 Nomenclatura dos óxidos a) Iônicos óxido de ____________ nome do elemento + (carga do cátion em romanos) A carga do cátion em algarismos romanos é dispensável se o mesmo apresentar nóx fixo. Na 2 O óxido de sódio Cu 2 O óxido de cobre I CuO óxido de cobre II b) Moleculares Prefixos indicam as quantidades de átomos de oxigênio e não-metal contidos na fórmula. (mono ou di ou tri...) óxido de (mono ou di ou tri...) + nome do elemento O prefixo mono é somente opcional quando indicar a quantidade de átomos do não metal. CO monóxido de carbono; CO 2 dióxido de carbono N 2 O monóxido de dinitrogênio; N 2 O 5 pentóxido de dinitrogênio UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

39 5.2 Classificação dos óxidos Óxidos básicos: apresentam caráter iônico, em que o metal irá apresentar carga +1, +2, +3. Óxidos básicos: apresentam caráter iônico, em que o metal irá apresentar carga +1, +2, +3. Resultantes da união do oxigênio com metais alcalinos e alcalino- terrosos. Reagem com água, originando base. Resultantes da união do oxigênio com metais alcalinos e alcalino- terrosos. Reagem com água, originando base. Na 2 O + H 2 O = 2 NaOH Na 2 O + H 2 O = 2 NaOH BaO + H 2 O = Ba(OH) 2 BaO + H 2 O = Ba(OH) 2 Reagem com ácido, originando sal e água: Na 2 O + 2 HCl = 2 NaCl + H 2 O Na 2 O + 2 HCl = 2 NaCl + H 2 O BaO + 2 HNO 3 = Ba(NO 3 ) 2 + H 2 O BaO + 2 HNO 3 = Ba(NO 3 ) 2 + H 2 O UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

40 5.2 Classificação dos óxidos Óxidos ácidos: Apresentam caráter covalente, geralmente são formados por ametais. Óxidos ácidos: Apresentam caráter covalente, geralmente são formados por ametais. Originam-se da desidratação de ácidos. Por este motivo, possuem uma nomenclatura opcional especial que especifica o ácido de origem. Originam-se da desidratação de ácidos. Por este motivo, possuem uma nomenclatura opcional especial que especifica o ácido de origem. H 2 CO 3 menos 1 H 2 O = CO 2 anidrido carbônico H 2 SO 4 menos 1 H 2 O = SO 3 anidrido sulfúrico Reagem com água, originando ácido. CO 2 + H 2 O = H 2 CO 3 SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 Reagem com base, originando sal e água. SO 3 + 2 NaOH = Na 2 SO4 + H 2 O UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

41 5.2 Classificação dos óxidos Óxidos anfóteros: reagem com base ou ácido, originando sal e água. Não reagem com água. Óxidos anfóteros: reagem com base ou ácido, originando sal e água. Não reagem com água. ZnO, SnO, PbO, MnO 2, SnO 2, PbO 2, Al 2 O 3. Óxidos neutros ou indiferentes: são óxidos covalentes, são formados por ametais e não reagem com água, base ou ácido. Óxidos neutros ou indiferentes: são óxidos covalentes, são formados por ametais e não reagem com água, base ou ácido. CO, NO, N 2 O Peróxidos: resultam da união de metais alcalinos, alcalino- terrosos e hidrogênio com o radical O 2 2-. Este radical tem a seguinte estrutura: ¯¯ O ¯¯ O ¯¯. Peróxidos: resultam da união de metais alcalinos, alcalino- terrosos e hidrogênio com o radical O 2 2-. Este radical tem a seguinte estrutura: ¯¯ O ¯¯ O ¯¯. H 2 O 2, Na 2 O 2, K 2 O 2, CaO 2, BaO 2 Os peróxidos reagem com ácidos, originando sal e água oxigenada. CaO 2 + H 2 SO 4 = BaSO 4 + H 2 O 2 UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

42 Tabela de Cátions e Ânions Tabela de Cátions e Ânions UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

43 S.J. dos Campos - Dutra Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri Equações Químicas Equação quimica Equação quimica Oxirredução Oxirredução NOX NOX UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

44 Equações Químicas

45 1 Equação química: A equação química é a forma de se descrever uma reação química que envolve os reagentes e produtos. Representação de uma Equação Química: Reagentes → Produtos 1H 2 + ½ O 2 → 1 H 2 O 1.1 Formulas: indicam quais são as substancias da reação química (H 2, O 2, H 2 O). 1.2 Coeficientes: indica a proporção de moléculas que participam na reação (2,1,2). Equações químicas UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

46 H2OH2OCaO+ Ca(OH) 2 UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 1. Equações químicas

47 N2N2 H2H2 + NH 3 321 UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 1. Equações químicas

48 N2N2 H2H2 + NH 3 321 + + UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 1. Equações químicas

49 Símbolos e números são utilizados para descrever os nomes e as proporções das diferentes substâncias que entram nessas reações; Símbolos e números são utilizados para descrever os nomes e as proporções das diferentes substâncias que entram nessas reações; Os reagentes são mostrados no lado esquerdo da equação e os produtos no lado direito; Os reagentes são mostrados no lado esquerdo da equação e os produtos no lado direito; Não é criada e nem destruída matéria em uma reação, os átomos somente são reorganizados de forma diferente, por isso, uma equação química deve ser balanceada: o número de átomos da esquerda precisa ser igual o número de átomos da direita; Não é criada e nem destruída matéria em uma reação, os átomos somente são reorganizados de forma diferente, por isso, uma equação química deve ser balanceada: o número de átomos da esquerda precisa ser igual o número de átomos da direita; Exemplo de uma Equação Química não equilibrada: H 2 + Cl 2 → HCl Repare que a equação acima está desbalanceada, pois temos nos reagentes (H 2 e Cl 2 ) dois átomos de cada elemento, e no produto (HCl) somente uma molécula. Repare que a equação acima está desbalanceada, pois temos nos reagentes (H 2 e Cl 2 ) dois átomos de cada elemento, e no produto (HCl) somente uma molécula. Exemplo de uma Equação Química equilibrada: H 2 + Cl 2 → 2 HCl H 2 + Cl 2 → 2 HCl 1. Equações químicas UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

50 Pode-se saber praticamente tudo sobre uma reação química através de sua equação, ela pode oferecer, por exemplo, as seguintes informações através de símbolos tais como: Pode-se saber praticamente tudo sobre uma reação química através de sua equação, ela pode oferecer, por exemplo, as seguintes informações através de símbolos tais como: Quando a reação é reversível: ↔ Presença de luz: λ Catalisadores ou aquecimento: ∆ Formação de um precipitado: ↓ A Equação Química pode ainda demonstrar o estado físico do átomo participante da reação, através das letras respectivas entre parênteses: Gás (g) Vapor (v) Líquido (l) Sólido (s) Cristal (c) A presença de átomos, íons ou moléculas em solução aquosa é representada pela abreviatura: (aq) A Equação Química pode ainda demonstrar o estado físico do átomo participante da reação, através das letras respectivas entre parênteses: Gás (g) Vapor (v) Líquido (l) Sólido (s) Cristal (c) A presença de átomos, íons ou moléculas em solução aquosa é representada pela abreviatura: (aq) 1. Equações químicas UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

51 (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7(s)  N 2(g) + Cr 2 O 3(s) + 4 H 2 O (v) Análise ou decomposição Uma única substância produz duas ou mais substância 2 H 2 0 (g)  2 H 2 (g) + O 2 (g) + UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 1. Equações químicas

52 Síntese ou adição Várias substância produzem uma única N2N2 H2H2 + NH 3 3 21 + + UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 1. Equações químicas

53 Fe (s) + 2 HCl (aq)  H 2 (g) + FeCl 2 (aq) Simples troca ou substituição Uma substância simples desloca parte da substância composta + + UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 1. Equações químicas

54 HCl (aq) + NaOH (aq)  NaCl (aq) + H 2 O (l) Dupla troca ou dupla substituição Duas substâncias compostas trocam duas partes e produzem duas novas substâncias compostas + + + UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA 1. Equações químicas

55 OxidaçãoNOX

56 2. Reação de Oxirredução Reação de oxirredução ou redox - Reação com transferência de elétrons de um reagente para outro, ou reação com variação de nox de pelo menos um elemento. Oxidação - Perda de elétrons ou aumento de nóx; Redução - Ganho de elétrons ou diminuição de nóx; 2.1 Número de Oxidação (Nox) Chamamos de número de oxidação ou nóx a carga assumida por um átomo quando a ligação que o une a um outro é quebrada. Existem três casos a serem analisados com relação ao nóx de um elemento: composto iônico, covalente e substância simples; Reações de Oxirredução UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

57 Num composto iônico, ou nóx é a própria carga do íon, pois quando a ligação se rompe, já ocorreu a transferência do elétron do átomo menos para o mais eletronegativo; Num composto iônico, ou nóx é a própria carga do íon, pois quando a ligação se rompe, já ocorreu a transferência do elétron do átomo menos para o mais eletronegativo; Na formação do NaCl, o Na passa de 11 para 10 elétrons e o Cl passa de 17 para 18 elétrons. O Na fica com carência de 1 elétron e assume a carga 1+, o Cl fica com excesso de um elétrons e assume a carga 1. Então, os nox do Na e do Cl, neste composto, serão respectivamente 1+ e 1-; Na formação do NaCl, o Na passa de 11 para 10 elétrons e o Cl passa de 17 para 18 elétrons. O Na fica com carência de 1 elétron e assume a carga 1+, o Cl fica com excesso de um elétrons e assume a carga 1. Então, os nox do Na e do Cl, neste composto, serão respectivamente 1+ e 1-; Número de Oxidação (Nox) UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP FARMÁCIA

58 Num composto covalente assume-se que a mesma se quebra e que o par de elétrons fica com o átomo mais eletronegativo; Num composto covalente assume-se que a mesma se quebra e que o par de elétrons fica com o átomo mais eletronegativo; Na molécula de HCl, o átomo mais eletronegativo é o Cl e o menos é o H. O Cl adiciona um elétron à sua eletrosfera, enquanto o H perde um. Então, os nóx do Cl e do H serão, respectivamente, 1- e 1+; Na molécula de HCl, o átomo mais eletronegativo é o Cl e o menos é o H. O Cl adiciona um elétron à sua eletrosfera, enquanto o H perde um. Então, os nóx do Cl e do H serão, respectivamente, 1- e 1+; Em uma substância simples, os nóx de todos os átomos componentes é igual a zero, pois não é possível a existência de diferenças de eletronegatividade. Exemplos: S 8, H 2, O 2, P 4, C graf, C diam. Em uma substância simples, os nóx de todos os átomos componentes é igual a zero, pois não é possível a existência de diferenças de eletronegatividade. Exemplos: S 8, H 2, O 2, P 4, C graf, C diam. Número de Oxidação (Nox) UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP FARMÁCIA

59 ClCl Na + – É a perda de elétrons É o ganho de elétrons

60 É o número que mede a carga real ou aparente de uma espécie química ClCl Na + – Nox = + 1Nox = – 1

61 Em compostos covalentes HCl + 1– 1 HH ZERO

62 É a perda de elétrons ou aumento do Nox É o ganho de elétrons ou diminuição do Nox

63 1ª REGRA Todo átomo em uma substância simples possui Nox igual a ZERO H2H2 Nox = 0 P4P4 He

64 2ª REGRA Alguns átomos em uma substância composta possui Nox CONSTANTE

65 Ag 1A H Nox = + 1 Li, Na, K, Rb, Cs, Fr NO 3 Ag Nox = + 1 Br K Nox = + 1

66 Cd 2A Zn Nox = + 2 Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra CO 3 Ca Nox = + 2 Br 2 Mg Nox = + 2

67 Al Nox = + 3 O3O3 Al Br 3 Al 2 Nox = + 3

68 calcogênios (O, S, Se, Te, Po) quando for o mais eletronegativo (no final da fórmula) Nox = – 2 O Al 2 S H2H2 3 Nox = – 2

69 Halogênios (F, Cl, Br, I, At) quando for o mais eletronegativo (no final da fórmula) Nox = – 1 Cl Al F H 3 Nox = – 1

70 3ª REGRA A soma algébrica do Nox de todos os átomos em uma substância composta É igual a ZERO

71 (+1) H O Na (+1) (– 2) (+1) (– 2) 0 ++=

72 Ba O 2 As 27 4 (+2) (– 2) 0 ++ = (+2) 2 x.2. x 7. (– 2) + 2. x – 140 = 4 – 2. x 14 = 10 2 x = =+ 5

73 Na ON 2 1 (+1) (– 2) 0 ++ = (+1) 1 x.1. x 2. (– 2) + x – 40 = – x 4 = 1+ 3

74 K O 2 S 4 2 (+1) (– 2) 0 ++ = (+1) 2 x. x 4. (– 2) + x – 80 = – x 8 = 2+ 6

75 4ª REGRA A soma algébrica do Nox de todos os átomos em um íon é igual à CARGA DO ÍON

76 OS 4 (– 2) – 2 + = x x 4. (– 2) x – 8– 2 = x = + 6 2 – x 8– 2=

77 OP 4 (– 2) – 3 + = x x 4. (– 2) x – 8– 3 = x = + 5 3 – x 8– 3=

78 OP 27 (– 2) + = x 2. x 7. 2. x – 14 = 4 – 2. x 14 = 10 2 x = =+5 4 – – 4

79 S.J. dos Campos - Dutra Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri Balanceamento por tentativa Balanceamento por tentativa UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

80 UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

81 MÉTODO DAS TENTATIVAS ___ Al + ____ O 2  ___ Al 2 O 3 3 3 BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS a) Raciocinar, inicialmente, com os elementos que apareçam em uma única substância em cada membro da equação. Al e O b) Se vários elementos satisfazem a condição anterior, escolha de preferência aquele possua maiores índices. O  2 e 3 c) Escolhido o elemento, inverter seus índices do 1º para o 2º membro da equação, e vice-versa, usando-os como coeficientes. 2 2 d) Com esses dois coeficientes, acerte os demais; continue somente com os elementos que já possuem coeficientes em um dos membros 4 4

82 ____ Al 2 (CO 3 ) 3  ____ Al 2 O 3 + ____ CO 2 a) Raciocinar, inicialmente, com os elementos que apareçam em uma única substância em cada membro da equação. Al e C b) Se vários elementos satisfazem a condição anterior, escolha de preferência aquele possua maiores índices. C  3 e 1 c) Escolhido o elemento, inverter seus índices do 1º para o 2º membro da equação, e vice-versa, usando-os como coeficientes. 3 1 d) Com esses dois coeficientes, acerte os demais; continue somente com os elementos que já possuem coeficientes em um dos membros 1

83 01) Ao efetuarmos o balanceamento da equação da reação H 2 S + Br 2 + H 2 O  H 2 SO 4 + HBr podemos observar que a soma de seus menores coeficientes é : a) 10. b) 12. c) 14. d) 15. e) 18. 1 4841 1 + 4 + 4 + 1 + 8 = 18

84 02) Acertando os coeficientes estequiométricos da reação abaixo com os menores números inteiros possíveis, teremos como soma de todos os coeficientes: KMnO 4 + HCl  KCl + MnCl 2 + H 2 O + Cl 2 a) 25. b) 30. c) 35. d) 40. e) 42. 1215/2184162285 2 + 16 + 2 + 2 + 8 + 5 = 35

85 03) Os coeficientes estequiométricos do ácido e da base, respectivamente, na reação abaixo balanceada com os menores valores inteiros possíveis são: Al(OH) 3 + H 4 SiO 4  Al 4 (SiO 4 ) 3 + H 2 O a) 4 e 3. b) 3 e 4. c) 1 e 12. d) 12 e 1. e) 3 e 1. 14312 H 4 SiO 4 Al(OH) 3 ácido base 3 3 4 4

86 S.J. dos Campos - Dutra Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri Quantidade e medida Mol UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

87 Como é possível contar as partículas de matéria (Átomos, moléculas, íons...)? Se são muito pequenas, para agrupá-las é necessário definir uma “porção” que contenha um número muito grande de partículas. A GRANDEZA que agrupa um número definido de partículas é a QUANTIDADE DE MATÉRIA (n), cuja unidade é o mol. A quantidade de matéria representa o número de mol de uma amostra de substância. Qual o “tamanho” (quantidade) de 1 mol? 1 mol é igual a 6,02x10 23 partículas = 602 000 000 000 000 000 000 000 partículas Mol UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

88 Mol (quantidade de matéria): origina-se do latim  monte e pilha; Por definição é quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementares (partículas = átomos, moléculas, íons, elétrons entre outras partículas) quantos átomos existentes em um elemento químico. Por definição é quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementares (partículas = átomos, moléculas, íons, elétrons entre outras partículas) quantos átomos existentes em um elemento químico. Como é possível medir o mol? Não existe nenhum instrumento que faça medidas em número de mol! Assim, foi necessário relacionar QUANTIDADE DE MATÉRIA (número de mol – n) com MASSA (em gramas – g), originando o conceito de MASSA MOLAR. Mol UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

89 EXEMPLO: APRESENTE a quantidade das seguintes medidas: a) 1 dúzia de laranjas = ________ laranjas b) 2 dezenas de pares de tênis = _________ pares de tênis = __________ pés de tênis c) 0,5 metro = _______ centímetros = ________ milímetros d) Então, 1 mol de estrelas = _________________________________ estrelas 12 20 40 50500 602 000 000 000 000 000 000 000 TODAS ESSAS RELAÇÕES REPRESENTAM PROPORCIONALIDADE! Mol UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

90 Por definição é quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementares (partículas = átomos, moléculas, íons, elétrons entre outras partículas) quantos átomos existentes em um elemento químico. Por definição é quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades elementares (partículas = átomos, moléculas, íons, elétrons entre outras partículas) quantos átomos existentes em um elemento químico. Onde m é a massa em gramas e M.M é a massa molar em g/mol. Ex: 3,45g de Na  n = 3,45g / 23 [g/mol] = 0,15 mols 4,90g d H 2 SO 4  n = 4,90g / 2+32+64 [g/mol] = 0,05 mols Mol UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

91 Numero de Avogrado: é o numero de átomos (ou moléculas) existentes em um átomo-grama (ou molécula-grama) de qualquer elemento químico. Ligando então, o conceito de mol ao numero de Avogrado, podemos dizer: 1mol  6,02x10 23 partículas; 1mol de moléculas  6,02x10 23 moléculas  1 molécula-grama; 1mol de átomos  6,02x10 23 átomos  1 átomo-grama 1mol de íons  6,02x10 23 íons  1 íons-grama; 1mol de elétrons  6,02x10 23 elétrons  1 elétrons-grama. Átomo-grama: é massa em gramas de um elemento químico cujo valor numérico coincide com sua massa atômica. Molécula-grama: é a massa em grama de uma substancia química cujo valor numérico também coincide com sua massa molecular. Mol UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

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93 S.J. dos Campos - Dutra Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri Calculo Estequiometrico Calculo Estequiometrico UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA

94 1 Definição: É calculo das quantidades de reagentes e/ou produtos das reações químicas feitos com base nas LEIS DAS REAÇÕES e executado, em geral, com o auxilio das equações químicas correspondentes. Essas leis baseadas são: (lei da conservação da massa, Leis proporções fixas, Leis das proporções múltiplas). Essas leis baseadas são: (lei da conservação da massa, Leis proporções fixas, Leis das proporções múltiplas). 2 Regra fundamental: Escrever a equação química mencionada no problema; Escrever a equação química mencionada no problema; Acertar os coeficientes dessa equação (lembre-se de que os coeficientes indicam a proporção em números de mols existentes entre os participantes da reação (balanceamento); Acertar os coeficientes dessa equação (lembre-se de que os coeficientes indicam a proporção em números de mols existentes entre os participantes da reação (balanceamento); Estabelecer uma regra de três entre o dado e a pergunta do problema, obedecendo aos coeficientes da equação, que poderá ser escrita em massa, volume e ainda em números de mols. Estabelecer uma regra de três entre o dado e a pergunta do problema, obedecendo aos coeficientes da equação, que poderá ser escrita em massa, volume e ainda em números de mols. Cálculo Estequiométrico UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP FARMÁCIA E BIOQUÍMICA

95 UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP FARMÁCIA E BIOQUÍMICA

96 UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP FARMÁCIA E BIOQUÍMICA EX 1:

97 UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP FARMÁCIA E BIOQUÍMICA EX 2:

98 UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP FARMÁCIA E BIOQUÍMICA EX 3:

99 UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP FARMÁCIA E BIOQUÍMICA EX 4:

100 UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP FARMÁCIA E BIOQUÍMICA EX 5:

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102 UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP ENGENHARIA Provas Bimestrais P2