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QUÍMICA PROF. SAUL SANTANA LIGAÇÕES QUÍMICAS. Ligação Química O conceito de configuração eletrônica e o desenvolvimento da Tabela Periódica permitiu aos.

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1 QUÍMICA PROF. SAUL SANTANA LIGAÇÕES QUÍMICAS

2 Ligação Química O conceito de configuração eletrônica e o desenvolvimento da Tabela Periódica permitiu aos químicos uma base lógica para explicar a formação de moléculas e outros compostos. A explicação de Lewis é que os átomos reagem de forma a alcançar uma configuração eletrônica mais estável (correspondendo à configuração de um gás nobre.) O que é uma ligação química? É o conjunto de forças que mantém os átomos unidos entre si, dando origem a moléculas. Em todos os tipos de ligação química as forças de ligação são essencialmente eletrostáticas, isto é, forças entre cargas eléctricas.

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4 Tipos de Ligação Química  Ligação iônica  Ligação covalente  Ligação metálica

5 Regra do Octeto = os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons, de tal forma que tenham 8 elétrons na camada de valência. C gostaria de N gostaria de O gostaria de ganhar 4 elétrons ganhar 3 elétrons ganhar 2 elétrons

6 TEORIA DO OCTETO LIGAÇÕES QUÍMICAS CLASSIFICAÇÃO DAS LIGAÇÕES IÔNICA: : caracterizada pela transferência de elétrons. Ocorre entre: METAL e AMETAL METAL e HIDROGÊNIO

7 Representações de Lewis Os elementos de transição têm camadas internas incompletas e não podemos (em geral) escrever a notação de Lewis para estes elementos.

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9 Estrutura Eletrônica de Lewis Os símbolos dos elementos rodeado por pontos (ou x) representam os elétrons de valência H  He:                       Li  Be   B   C   N   O  : F  : Ne :                                       Na  Mg   Al   Si   P   S  : Cl  : Ar :                

10 Ex de ligação iônica: Cloreto de sódio Propriedades dos compostos iônicos: São sólidos nas condições ambiente Apresentam altos pontos de fusão e ebulição São condutores de eletricidade quando no estado liquido (fundidos) ou quando dissolvidos em água. A maioria dos compostos são solúveis em água.

11 DETERMINAÇÃO DA FÓRMULA DE UM COMPOSTO IÔNICO

12 Alguns cátions Grupo 1Grupo 2Grupo 13 H + Mg 2+ Al 3+ Li + Ca 2+ Na + Sr 2+ K + Ba 2+

13 LIGAÇÃO COVALENTE : formação de pares eletrônicos Ocorre entre: AMETAL e AMETAL AMETAL e HIDROGÊNIO HIDROGENIO E HIDROGENIO

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15 Propriedades dos compostos moleculares: São sólidos, líquidos ou gasosos nas condições ambiente Forte atração interatômica; Não garante forte atração entre moléculas (geralmente fraca) Ex: diamante (elevada dureza) Metano (condensação a -161 oC) Apresentam baixos pontos de fusão e ebulição (comparados aos iônicos) São maus condutores de eletricidade, alguns podem conduzir quando em meio aquoso (ionização). A maioria dos compostos são solúveis em solventes orgânicos.

16 LIGAÇÕES METÁLICAS MAR DE ELÉTRONS Formada entre átomos de elementos metálicos. Formada entre átomos de elementos metálicos. Nuvem ou mar de elétrons ao redor dos átomos. Nuvem ou mar de elétrons ao redor dos átomos. Bons condutores eltrônicos, brilhantes, pontos de fusão bastante elevados. Bons condutores eltrônicos, brilhantes, pontos de fusão bastante elevados. Exemplos; Na, Fe, Al, Au, Co Exemplos; Na, Fe, Al, Au, Co

17 As funções da Química Inorgânica Prof. Saul Santana.

18 OS COMPOSTOS QUÍMICOS Orgânicos: constituídos principalmente por átomos de carbono. Inorgânicos: constituídos pelos demais átomos conhecidos.

19 As quatro principais funções da Química Inorgânica são: Ácidos Bases Sais Óxidos

20 Ácidos É toda substância que quando adicionada à água sofre ionização, produzindo como íon positivo exclusivamente o cátion H+. É toda substância que quando adicionada à água sofre ionização, produzindo como íon positivo exclusivamente o cátion H+. Propriedades Têm sabor azedo Alteram a coloração de indicadores ácido-base Conduzem corrente elétrica quando em solução aquosa

21 Nomenclatura: Exemplos: HCl = ÁCIDO CLORÍDRICO H 2 SO 4 = ÁCIDO SULFÚRICO HNO 3 = ÁCIDO NÍTRICO H 2 CO 3 = ÁCIDO CARBÔNICO HCN = ÁCIDO CIANÍDRICO HF = ÁCIDO FLUORÍDRICO H 3 PO 4 = ÁCIDO FOSFÓRICO

22 Bases São substâncias que, quando adicionadas à água, produzem como ânion exclusivamente o íon OH ⁻. São substâncias que, quando adicionadas à água, produzem como ânion exclusivamente o íon OH ⁻. São também denominados hidróxidos. São também denominados hidróxidos. Para escrever a fórmula, é preciso determinar a valência do cátion por meio de consulta à tabela de cátions. Nome hidróxido de Fórmula PrataAgOH BárioBa(OH) 2 AlumínioAl(OH) 3 Ferro IIFe(OH) 2 Ferro IIIFe(OH) 3 TABELA DE BASES IÔNICAS

23 NaOH = hidróxido de sódio NaOH = hidróxido de sódio Ca(OH) 2 = hidróxido de cálcio Ca(OH) 2 = hidróxido de cálcio KOH = hidróxido de potássio KOH = hidróxido de potássio Mg(OH) 2 = hidróxido de magnésio Mg(OH) 2 = hidróxido de magnésio

24 O pH de uma solução pH significa potencial hidrogeniônico, que é definido dentro de uma escala de 0 a 14. pH<7Solução ácida pH=7Solução neutra pH>7Solução básica

25 Os sais A maioria dos sais que contêm metais representativos têm cor branca (por exemplo: NaCl). A maioria dos sais que contêm metais representativos têm cor branca (por exemplo: NaCl). Sais com elementos de transição podem apresentar outras cores, como nos exemplos ao lado. Sais com elementos de transição podem apresentar outras cores, como nos exemplos ao lado. É o resultado entre as reações de ácidos e bases, chamada reação de neutralização. É o resultado entre as reações de ácidos e bases, chamada reação de neutralização. Crédito: Martyn F. Chillmaid/Science Photo Library/LatinStock Fonte: Para viver juntos: Ciências, 9º ano: Ensino Fundamental. São Paulo: Edições SM, 2008, p Os sais são compostos iônicos que possuem pelo menos um cátion diferente de H+ e um ânion OH-

26 Nomenclatura Nome do ânion Nome do cátion + Exemplo: Cloreto de Alumínio AlCl ₃ =

27 NOMENCLATURA DE SAIS. NOMENCLATURA DE SAIS. NaCl = Cloreto de sódio NaCl = Cloreto de sódio KI = Iodeto de Potássio KI = Iodeto de Potássio NaNO 3 = Nitrato de Sódio NaNO 3 = Nitrato de Sódio Ca 3 (PO 4 ) 2 = Fosfato de Cálcio Ca 3 (PO 4 ) 2 = Fosfato de Cálcio NaHCO 3 = Bicarbonato de Sódio NaHCO 3 = Bicarbonato de Sódio CuSO 4 = Sulfato de cobre. CuSO 4 = Sulfato de cobre.

28 São compostos binários, ou seja, formados por dois elementos químicos, sendo um deles o oxigênio e o outro qualquer outro elemento químico (exceto o flúor). São compostos binários, ou seja, formados por dois elementos químicos, sendo um deles o oxigênio e o outro qualquer outro elemento químico (exceto o flúor). Óxidos Nomenclatura: óxido de + nome do cátion metálico Obs: Os nomes dos óxidos covalentes devem ser acrescidos dos prefixos “mono”, “di”, “tetra” etc. Fórmula Molecular do óxido Nome COMonóxido de carbono CO 2 Dióxido de carbono SO 2 Dióxido de ENXOFRE P2O5P2O5 Pentóxido de Difósforo

29 Reações Químicas Prof. SAUL SANTANA.

30 1 – Conceito: É um processo pelo qual certas substâncias são transformadas em outras, em conseqüência de rearranjo de seus átomos. É um processo pelo qual certas substâncias são transformadas em outras, em conseqüência de rearranjo de seus átomos. Obs.: Evidência de ocorrência de reações químicas Obs.: Evidência de ocorrência de reações químicas - mudança de cor; - mudança de cor; - liberação de gases (efervescência); - liberação de gases (efervescência); - formação de um sólido (precipitado); - formação de um sólido (precipitado); - aparecimento de uma chama ou luminosidade. - aparecimento de uma chama ou luminosidade.

31 2 – Equação Química: É a representação gráfica de uma reação química. É a representação gráfica de uma reação química. Numa equação química temos: coeficientes, os números que precedem as fórmulas e que indicam a proporção entre as substâncias que participam da reação; e índices, os números que sucedem os símbolos dos elementos e indicam o número de átomos presentes nas substâncias. Numa equação química temos: coeficientes, os números que precedem as fórmulas e que indicam a proporção entre as substâncias que participam da reação; e índices, os números que sucedem os símbolos dos elementos e indicam o número de átomos presentes nas substâncias.

32 2.1 – Não-balanceada: Quando o número de átomos do produto é diferente do número de átomos dos reagentes. Quando o número de átomos do produto é diferente do número de átomos dos reagentes. Ex.: H 2 + O 2  H 2 O Ex.: H 2 + O 2  H 2 O

33 2.2 – Balanceada: Quando o número de átomos do produto é igual ao número de átomos dos reagentes. Quando o número de átomos do produto é igual ao número de átomos dos reagentes. Ex.: 2H 2 + O 2  2H 2 O Ex.: 2H 2 + O 2  2H 2 O A determinação dos coeficientes (ou balanceamento) é obtida ao igualar a quantidade de átomos de cada elemento participante nos reagentes e nos produtos. A determinação dos coeficientes (ou balanceamento) é obtida ao igualar a quantidade de átomos de cada elemento participante nos reagentes e nos produtos.

34 3 – Método das Tentativas: Consiste em colocar os coeficientes até se atingir a igualdade dos átomos. Consiste em colocar os coeficientes até se atingir a igualdade dos átomos.

35 3.1 – Regras Práticas: Iniciar o balanceamento com os elementos que aparecem uma só vez em ambos os membros; Iniciar o balanceamento com os elementos que aparecem uma só vez em ambos os membros; - dentre esses, selecionar o elemento de maior índice; - dentre esses, selecionar o elemento de maior índice; - utilizar esses índices como coeficientes no membro oposto; - utilizar esses índices como coeficientes no membro oposto; - repetir a mesma seqüência dos itens anteriores para os demais elementos, até a equação estar balanceada. - repetir a mesma seqüência dos itens anteriores para os demais elementos, até a equação estar balanceada. Obs.1: O hidrogênio e o oxigênio, sempre que possível, devem ser balanceados por último. Obs.1: O hidrogênio e o oxigênio, sempre que possível, devem ser balanceados por último. Ex.: C 6 H 6 O + O 2  CO 2 + H 2 O Ex.: C 6 H 6 O + O 2  CO 2 + H 2 O Obs.2: No balanceamento, devemos nos limitar a alterar os coeficientes de reagentes e/ou produtos, mas nunca os índices pois isso alteraria a natureza das substâncias que participam da reação. Obs.2: No balanceamento, devemos nos limitar a alterar os coeficientes de reagentes e/ou produtos, mas nunca os índices pois isso alteraria a natureza das substâncias que participam da reação.

36 4 – Tipos de Reações:

37 4.1 – Quanto ao envolvimento de calor: Endotérmica: ocorre com absorção de calor. Endotérmica: ocorre com absorção de calor. Ex.: CaCO 3 + calor  CaO + CO 2. Ex.: CaCO 3 + calor  CaO + CO 2. - Exotérmica: ocorre com liberação de calor. - Exotérmica: ocorre com liberação de calor. Ex.: 2 H 2 + O 2  2 H 2 O + calor Ex.: 2 H 2 + O 2  2 H 2 O + calor

38 4.2 – Quanto à velocidade Rápidas: Rápidas: Ex.: C 2 H 6 O + 3 O 2  2 CO H 2 O Ex.: C 2 H 6 O + 3 O 2  2 CO H 2 O Lentas: Lentas: Ex.: 4 Fe + 3 O 2  2 Fe 2 O 3 Ex.: 4 Fe + 3 O 2  2 Fe 2 O 3

39 4.3 – Quanto à reversibilidade:  Reversível: ocorre simultaneamente nos dois sentidos.  Reversível: ocorre simultaneamente nos dois sentidos. Ex.: CaO + CO 2  CaCO 3 Ex.: CaO + CO 2  CaCO 3  Irreversível: ocorre nem único sentido.  Irreversível: ocorre nem único sentido. Ex.: NaCl + AgNO 3  AgCl + NaNO 3 Ex.: NaCl + AgNO 3  AgCl + NaNO 3 BaCl 2 + Na 2 SO 4  Ba 2 SO NaCl BaCl 2 + Na 2 SO 4  Ba 2 SO NaCl

40 5 – Classificação das Reações Químicas:

41 5.1 – Síntese (ou adição): Reação em que duas ou mais substâncias (simples ou compostas) originam uma única substância composta. Reação em que duas ou mais substâncias (simples ou compostas) originam uma única substância composta. Ex.: 2 CO + O 2  2 CO 2 Ex.: 2 CO + O 2  2 CO 2 2 H 2 + O 2  2 H 2 O 2 H 2 + O 2  2 H 2 O 2 C + 3 H 2 + ½ O 2  C 2 H 6 O 2 C + 3 H 2 + ½ O 2  C 2 H 6 O

42 5.2 – Análise (ou decomposição): Reação em que uma única substância composta se desdobra em outras substâncias (simples ou compostas). Reação em que uma única substância composta se desdobra em outras substâncias (simples ou compostas). Ex.: 2 HCl  H 2 + Cl 2 (pirólise) Ex.: 2 HCl  H 2 + Cl 2 (pirólise) 2H 2 O 2  2 H 2 + O 2 (fotólise) 2H 2 O 2  2 H 2 + O 2 (fotólise) 2 H 2 O  2 H 2 + O 2 (eletrólise) 2 H 2 O  2 H 2 + O 2 (eletrólise)

43 5.3 deslocamento (ou substituição): Reação em que uma substância simples reage com uma composta produzindo uma composta e outra simples. Reação em que uma substância simples reage com uma composta produzindo uma composta e outra simples. Ex.: Cl NaI  2 NaCl + I 2 Ex.: Cl NaI  2 NaCl + I 2 Fe + CuSO 4  FeSO 4 + Cu Fe + CuSO 4  FeSO 4 + Cu

44 5.4 Dupla Troca (ou dupla troca): Reação em que duas substâncias compostas produzem duas novas substâncias compostas. Reação em que duas substâncias compostas produzem duas novas substâncias compostas. Ex.: HCl + NaOH  NaCl + H 2 O Ex.: HCl + NaOH  NaCl + H 2 O NaCl + AgNO 3  AgCl + NaNO 3 NaCl + AgNO 3  AgCl + NaNO 3

45 5.5 Combustão: É a reação em que substâncias (combustíveis) e o oxigênio reagem liberando luz, calor e outras substâncias. É a reação em que substâncias (combustíveis) e o oxigênio reagem liberando luz, calor e outras substâncias. Ex.: C 2 H 6 O + 3O 2  2CO H 2 O (completa) Ex.: C 2 H 6 O + 3O 2  2CO H 2 O (completa) C 2 H 6 O + 2O 2  2CO + 3 H 2 O (incompleta) C 2 H 6 O + 2O 2  2CO + 3 H 2 O (incompleta)

46 6 – Leis das combinações químicas

47 6.1 lei da conservação das massas Proposta por Lavoisier afirma que “numa reação química, em sistema fechado, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos”. Proposta por Lavoisier afirma que “numa reação química, em sistema fechado, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos”. 2 H 2 + O 2  2 H 2 O 2 H 2 + O 2  2 H 2 O 4 g 32 g 36 g 4 g 32 g 36 g

48 6.2 Lei das proporções constantes Enunciada por Proust, diz que “ uma substância, independentemente do método de obtenção, apresenta os seus elementos combinados em uma proporção, em massa, constante e definida. Enunciada por Proust, diz que “ uma substância, independentemente do método de obtenção, apresenta os seus elementos combinados em uma proporção, em massa, constante e definida. 2 H 2 + O 2  2 H 2 O 2 H 2 + O 2  2 H 2 O 2g 16 g 18 g 2g 16 g 18 g 4g 32 g 36 g 4g 32 g 36 g

49 Grandezas Químicas

50 2 – Massa Atômica (MA): É um número que indica quantas vezes a massa de um átomo de determinado elemento químico é maior que um doze avos da massa de um átomo do isótopo 12 do carbono. É um número que indica quantas vezes a massa de um átomo de determinado elemento químico é maior que um doze avos da massa de um átomo do isótopo 12 do carbono.

51 3 – Massa Molecular (M): É a soma das massas atômicas de todos os átomos que fazem parte de uma molécula de determinada substância. É a soma das massas atômicas de todos os átomos que fazem parte de uma molécula de determinada substância. Ex.: H 2 O  M = 2.1u u = 18u Ex.: H 2 O  M = 2.1u u = 18u C 12 H 22 O 11  M = 12.12u u u = 342u C 12 H 22 O 11  M = 12.12u u u = 342u Al 2 (SO 4 ) 3  M = 2.27u u u = 342u Al 2 (SO 4 ) 3  M = 2.27u u u = 342u Obs.2: As massas atômicas ou moleculares de todos os elementos, quando “expressas em gramas”, contêm sempre o mesmo número de átomos ou moléculas. Obs.2: As massas atômicas ou moleculares de todos os elementos, quando “expressas em gramas”, contêm sempre o mesmo número de átomos ou moléculas.

52 6 – Massa Molar (M 1 ): É a massa, em gramas, de qualquer amostra de substância, cuja quantidade de matéria seja igual a 1 mol. É a massa, em gramas, de qualquer amostra de substância, cuja quantidade de matéria seja igual a 1 mol. Obs.: A massa de qualquer substância é sempre o valor numérico da massa atômica ou molecular seguido da unidade g/mol. Obs.: A massa de qualquer substância é sempre o valor numérico da massa atômica ou molecular seguido da unidade g/mol. Ex.:Elemento Massa Atômica Massa Molecular Ex.:Elemento Massa Atômica Massa Molecular Fe 56u 56g/mol Fe 56u 56g/mol H 2 O 18u 18g/mol H 2 O 18u 18g/mol NaCl 58,5u 58,5g/mol NaCl 58,5u 58,5g/mol


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