UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP

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ENGENHARIA 11/04/2017 QUIMICA BASICA Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri S.J. dos Campos - Dutra

ENGENHARIA 11/04/2017 B 2

ENGENHARIA 11/04/2017 Eletronegatividade e Polaridade Geometria Molecular Forças Intermoleculares Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri S.J. dos Campos - Dutra

Eletronegatividade Polaridade
11/04/2017 Eletronegatividade Polaridade

ENGENHARIA Eletronegatividade 1.1 Introdução Será que uma molécula, quando próxima a outra, influencia em alguma coisa? A resposta é positiva, como você pode ver nos artigos "Solubilidade em água" ou mesmo "Eletronegatividade". O fato de moléculas - e átomos - possuírem campo magnético faz com que haja influência de uma nas outras. Vamos tentar explicar melhor essa questão. 1.2 Eletronegatividade A Eletronegatividade de um átomo, , é definida como uma medida da habilidade de um átomo em uma molécula de atrair elétrons para si. Esse parâmetro foi proposto por Linus Pauling na década de 1930 e, permitiu decidir se uma ligação é polar, qual átomo tem carga parcial negativa, qual átomo tem carga parcial positiva e se uma ligação é mais polar que a outra.

ENGENHARIA Eletronegatividade 1.2 Eletronegatividade O elemento que apresenta a maior eletronegatividade é o flúor,  = 4,0, e o elemento que apresenta a menor eletronegatividade é o césio,  = 0,7. As eletronegatividades aumentam da esquerda para a direita ao longo de um período e diminuem grupo abaixo.

ENGENHARIA Eletronegatividade 1.2 Eletronegatividade

ENGENHARIA Polaridade Molecular 1.3 Determinação do Caráter de uma Ligação A diferença na eletronegatividade entre dois átomos é uma medida da polaridade de ligação: Se a diferença for próxima a zero  ligações covalentes apolares (compartilhamento de elétrons igual ou quase igual) Se a diferença for  de O e inferior a 1,7  ligações covalentes polares (compartilhamento de elétrons desigual) Se a diferença for superior a 1,7  ligações iônicas (rompimento da ligação covalente tornando iônica )

ENGENHARIA Polaridade Molecular 1.3 Determinação do Caráter de uma Ligação

ENGENHARIA H Os dois átomos possuem a mesma ELETRONEGATIVIDADE A ligação entre os átomos de hidrogênio é APOLAR

ENGENHARIA H Cl CLORO é mais eletronegativo que o HIDROGÊNIO A ligação entre os átomos de cloro e hidrogênio é POLAR

ENGENHARIA Polaridade Molecular 1.4 Calculo do momento dipolo

ENGENHARIA Polaridade Molecular 1.5 Exemplos: Ligações apolares: apresentam diferença de eletronegatividade (Δ) igual a zero (ou muito próximo de zero):

ENGENHARIA Polaridade Molecular 1.5 Exemplos: Ligações polares: apresentam diferença de eletronegatividade (Δ) diferente de zero:

ENGENHARIA Polaridade Molecular 1.5 Exemplos: Ligações covalente: HCl Para o cloreto de hidrogênio,  = 3,0 -2,1 = 0,9. Logo, a ligação é melhor descrita como covalente. A ligação H-Cl é polar, com o H adquirindo uma carga parcial positiva e Cl uma carga parcial negativa (H+-Cl-). Ligações ionica: CsF Para o fluoreto de césio,  = 4,0 -0,7 = 3,3. Logo, a ligação é melhor descrita como iônica (Cs+F-).

ENGENHARIA Polaridade Molecular A polaridade de uma molécula que possui mais de dois átomos é expressa pelo: VETOR MOMENTO DE DIPOLO RESULTANTE () Teoricamente, a determinação da polaridade de uma molécula é feita pela soma dos vetores de polarização de todas as ligações da molécula. d+ e d- designam cargas parciais (delta) dipolo da ligação. A seta aponta para a direção de crescimento da densidade eletrônica (de menor para maior eletronegatividde) m

ENGENHARIA Polaridade Molecular A polaridade de uma molécula que possui mais de dois átomos é expressa pelo:

ENGENHARIA Polaridade Molecular 1.5 Exemplos: Ligações Covalente apolar: CO2  =  2-  1 =1,0 - 1,0 = 0,0 Linear= seus vetores momento dipolar se anulam (= 0) -=3,5 += 2,5 -=3,5 linear C O  1= 1,0 2 = 1,0

ENGENHARIA Polaridade Molecular 1.5 Exemplos: Ligações Covalente polar: HCN  =  2-  1 =1,0 -0,4 = 0,6 (menor que 1,7) Linear= seus vetores momento dipolar não se anulam ( 0) -=2,1 += 2,5 -=3,5 linear C N H 1= 0,4 2= 1,0

ENGENHARIA Polaridade Molecular 1.5 Exemplos: Ligações Covalente polar: H20  =  2-  1 = 3,5 -2,1 = 1,4 (menor que 1,7) Angular= seus vetores momento dipolar não se anulam ( 0) Angular sempre polar -=3,5 Elétrons livres 1= 1,4 o H 2= 1,4 +=2,1 +=2,1

ENGENHARIA MOLÉCULA DA ÁGUA " H O" 2 O A resultante das forças é diferente de ZERO H H A molécula da água é POLAR

ENGENHARIA Polaridade Molecular 1.5 Exemplos: Ligações Covalente apolar: BCl3 Angular= seus vetores momento dipolar se anulam (= 0) Trigonal plana simetria = apolar Cl B -= 3,0 -= 3,0 -= 3,0 += 2,0

ENGENHARIA Polaridade Molecular 1.5 Exemplos: Ligações Covalente apolar: BCl3 Angular= seus vetores momento dipolar não se anulam ( 0) Trigonal plana não simétrico = polar Cl I B -= 2,5 -= 3,0 += 2,0 -= 3,0

ENGENHARIA Polaridade Molecular 1.5 Exemplos:

11/04/2017 Geometria Molecular

ENGENHARIA Geometria molecular Definicação: É o estudo de como os átomos estão distribuídos espacialmente em uma molécula. Dependendo dos átomos que a compõem. As principais classificações são: linear, angular, trigonal plana, piramidal e tetraédrica. Para se determinar a geometria de uma molécula, é preciso conhecer: Diferença de eletronegatividade Polaridade das moléculas

ENGENHARIA Geometria molecular Polaridade das moléculas Para decidir se uma molécula é ou não polar, devemos observar 2 aspectos: Diferença de eletronegatividade Geometria molecular Ligação covalente e polaridade Ligação covalente apolar - Os átomos ligados têm igual eletronegatividade. Ligação covalente polar - Os átomos ligados têm diferente eletronegatividade. A toda ligação covalente polar está associado um vetor polarização, orientado da carga positiva para negativa Molécula apolar - A soma vetorial dos vetores polarização associados a todas as ligações covalentes polares da molécula é nula. Molécula polar - A soma vetorial dos vetores polarização associados a todas as ligações covalentes polares na molécula é diferente de zero.

ENGENHARIA Geometria molecular

H MOLÉCULAS DO TIPO "AX " O C 2
Estas moléculas podem ser LINEARES ou ANGULARES O C H Se o átomo central “A” possui um ou mais pares de elétrons disponíveis, a molécula é ANGULAR Se o átomo central “A” não possui par de elétrons disponíveis, a molécula é LINEAR

Estas moléculas podem ser TRIGONAL PLANA ou PIRAMIDAL
MOLÉCULAS DO TIPO "AX " 3 Estas moléculas podem ser TRIGONAL PLANA ou PIRAMIDAL B F N Cl Se o átomo central “A” não possui par de elétrons disponíveis a geometria da molécula será TRIGONAL PLANA Se o átomo central “A” possui par de elétrons disponíveis a geometria da molécula será PIRAMIDAL

Estas moléculas terão uma geometria
MOLÉCULAS DO TIPO "AX " 4 Estas moléculas terão uma geometria TETRAÉDRICA C Cl

MOLÉCULAS DO TIPO "AX " 5 Estas moléculas terão uma geometria BIPIRÂMIDE TRIGONAL moléculas do PCl 5

MOLÉCULAS DO TIPO "AX " 6 Estas moléculas terão uma geometria OCTAÉDRICA moléculas do SF6

ENGENHARIA Geometria molecular H H Cl Diatômica APOLAR POLAR O H C O triatômica POLAR APOLAR = SIMETRIA

ENGENHARIA Geometria molecular Cl B Cl I B tetratômica APOLAR = SIMETRIA POLAR N H tetratômica POLAR

ENGENHARIA Geometria molecular C Cl C Cl B pentatômica APOLAR = SIMETRIA POLAR

ENGENHARIA Geometria molecular

Forças Intermoleculares
11/04/2017 Forças Intermoleculares

ENGENHARIA Ligação Intermoleculares 1. Força intermolecular Quando duas moléculas se aproximam há uma interação de seus campos magnéticos o que faz surgir uma força entre elas. É o que chamamos de força intermolecular. Essas forças variam de intensidade, dependendo do tipo da molécula (polar ou apolar) e, no caso das polares, de quão polares elas são. Observação importante: A teoria cinética dos gases assume que a distância entre as moléculas é tão grande que não existe força de atração entre elas. Em estado líquido e sólido as moléculas estão muito próximas e a força atrativa pode ser observada.

ENGENHARIA Ligação Intermoleculares Vamos ver então como são as forças quando aproximamos: 1.1 Forças de Van der Walls As forças de van der Walls atuam entre íons, moléculas e átomos, sendo os principais tipos conhecidos como forças íon-dipolo, dipolo-dipolo, dipolo induzido e de London. É extremamente complicado explicar matematicamente, via mecânica quântica, estas interações. Porém, pode-se descrevê-las de forma qualitativa, considerando-as como forças de atração eletrostáticas, como será feito a seguir. a) Íon x dipolo (ion x molécula polar): É a força mais forte e sua magnitude pode ser compatível a de uma ligação covalente.

ENGENHARIA Ligação Intermoleculares b) Dipolo–dipolo (molécula polar x molécula polar): Ocorre entre moléculas polares da mesma substância ou de substâncias diferentes, ambas polares. Esta força é muito conhecida como dipolo x dipolo ou dipolo-permanente. c) Dipolo induzido (Molécula polar x molécula apolar): ocorrem porque moléculas polares (dipolos permanentes) conseguem distorcer a distribuição de carga em outras moléculas vizinhas, através de polarização induzida. Uma interação desse tipo é uma interação fraca. Essas interações são responsáveis, por exemplo, pela solubilidade de gases como o O2 (apolar) em água.

Em uma MOLÉCULA POLAR sua
DIPOLO - DIPOLO Em uma MOLÉCULA POLAR sua extremidade NEGATIVA atrai a extremidade POSITIVA da molécula vizinha, o mesmo ocorre com sua extremidade positiva que interage com a parte negativa de outra molécula vizinha – – – + + + – – – + + +

DIPOLO INDUZIDO Nas moléculas APOLARES, uma nuvem
de elétrons se encontra em constante movimento H H H H – – Se, durante uma fração de segundo, esta nuvem eletrônica estiver deslocada para um dos extremos da molécula, pode-se dizer que foi criado um DIPOLO INDUZIDO, isto é, por um pequeno espaço a molécula possui PÓLOS

ENGENHARIA Ligação Intermoleculares d) Força de London (Molécula apolar x molécula apolar): O movimento dos elétrons permite que, em determinado momento, moléculas apolares consigam induzir um dipolo em sua molécula vizinha e esta, uma vez polarizada, dê seqüência ao efeito. Essas forças foram percebidas pelo físico polonês Fritz London, que sugeriu que moléculas apolares poderiam se tornar dipolos temporários. Essas forças ficaram conhecidas como forças de dispersão ou forças de London. 1.3.2 Ponte de hidrogênio a) Ligações de hidrogênio: Quando ligado a um átomo pequeno e de forte eletronegatividade (F, O ou N), o hidrogênio forma ligações polares muito fortes. Seus pólos interagirão fortemente com outras moléculas polares, formando uma forte rede de ligações intermoleculares.

PONTES DE HIDROGÊNIO Um caso extremo de atração dipolo – dipolo ocorre quando temos o HIDROGÊNIO ligado a átomos pequenos muito eletronegativos, especialmente o FLÚOR, o OXIGÊNIO e o NITROGÊNIO. Esta forte atração chama-se PONTE DE HIDROGÊNIO, sendo verificada nos estados sólido e líquido H F

O H As pontes de hidrogênio são mais intensas que
as forças dipolo – dipolo permanente, e estas mais intensas qu as interações dipolo – dipolo induzido

ENGENHARIA Ligação Intermoleculares

Pontes de hidrogênio Outra consequência importante das pontes de hidrogênio existentes na água é sua alta tensão superficial.

ENGENHARIA Ligação Intermoleculares

ENGENHARIA 11/04/2017 Funções Inorgânica Ácidos Bases Sais Óxidos Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri S.J. dos Campos - Dutra

ENGENHARIA 1. Funções Inorgânicas É um conjunto de substâncias com propriedades químicas semelhantes, denominadas propriedades funcionais; Eletrólitos: são substâncias que, quando dissolvidas em água, 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; Na realidade, nos compostos iônicos, os íons já se encontram presentes. A água, neste caso, somente separa (dissociação) os íons já existentes;

ENGENHARIA 1. Funções Inorgânicas

ENGENHARIA 1. Funções Inorgânicas 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: ácidos bases sais óxidos

ENGENHARIA 11/04/2017 Funções Inorgânica Ácidos

ENGENHARIA 2. Definição de ácidos Segundo Arrhenius, ácidos são substâncias que, quando em solução aquosa, se dissociam, originando exclusivamente H+ como íons positivos. 2.1 Classificação de ácidos Presença ou não de oxigênio Oxiácidos: presença de oxigênio na molécula. Exemplos: H2SO4 , HNO3 Hidrácidos: oxigênio não presente na molécula. Exemplos: HCl, HCN

ENGENHARIA 2.1 Classificação de ácidos Número de elementos químicos que formam a molécula Ácido binário: formado por dois elementos químicos diferentes. HCl, H2S, HI Ácido ternário: formado por três elementos químicos diferentes. H2SO4, HCN, H4P2O7 (pirofosfórico/0 Ácidos quaternário: formado por quatro elementos químicos diferentes. HNCO, HSCN (ricinoléico, tiociânico)

ENGENHARIA 2.1 Classificação de ácidos Número de hidrogênio ionizáveis Monoácidos: presença de 1 H ionizável. HCl = H+ + Cl- Diácidos: presença de 2 H ionizáveis. H2SO4 = 2 H+ + SO42- Triácidos: presença de 3 H ionizáveis. H3PO4 = 3 H+ + PO43- Tetrácidos: presença de 4 H ionizáveis. H4P2O4 = 4 H+ + P2O44-

ENGENHARIA 2.1 Classificação de ácidos Em um ácido só são ionizáveis os hidrogênios que estiverem ligados ao oxigênio . H3PO H3PO H3PO2

ENGENHARIA 2.1 Classificação de ácidos Volatilidade Voláteis: são gasosos ou líquidos e com baixo ponto de ebulição: HNO3 , HCl e H2S Fixos: muito pouco voláteis, somente H2SO4 e H3PO4

ENGENHARIA 2.1 Classificação de ácidos 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: alfa (%) = (nº moléculas ionizadas / nº moléculas dissolvidas) x 100 ácidos fortes (alfa maior que 50%): HI, HBr, HCl, HNO3, H2SO4. ácidos médios (alfa entre 5 e 50%): H2SO3, H3PO4, HF. ácidos fracos (alfa menor que 5%): H2S, H3BO3, HCN. ácidos orgânicos.

ENGENHARIA 2.1 Classificação de ácidos Grau de ionização => Força de um ácido Hidrácidos: Fortes: HCl, HBr, HI Semi-forte: HF *Os demais são fracos!!! Oxiácidos: HxEOy 0 fraco Ex.: HClO y-x 1 semi-forte Ex.: H3PO4 2 forte Ex.: H2SO4

ENGENHARIA 2.1 Classificação de ácidos

ENGENHARIA 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. Hx Ax- Exemplos: NO31- HNO3 SO42- H2SO4 PO43- H3PO4 x y H A

ENGENHARIA Tabela de Ânions

ENGENHARIA 2.3 Nomenclatura dos ácidos Hidrácidos: o nome é feito com a terminação 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 Ácido nome do anion ico Ex: H2CO3: ácido carbônico; H3BO3: ácido bórico Quando apresenta a formação de 2 oxiácidos e sua terminação é ico Ácido nome do anion ico maior nox oso menor nox Ex: HNO3: ácido nítrico; HNO2: ácido nitroso

ENGENHARIA Formulação de alguns ácidos

ENGENHARIA 11/04/2017 Funções Inorgânica Bases

ENGENHARIA 3. Definição de bases Segundo Arrhenius, bases são substâncias que, quando em solução aquosa, se dissociam, originando como único íon negativo OH-. 3.1 Classificação das bases 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

ENGENHARIA 3.1 Classificação das bases 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 Fortes: (>50%): as de metais alcalinos e metais alcalino-terrosos. fracas: todas as demais.

ENGENHARIA 3.1 Classificação das bases Solubilidade em água

ENGENHARIA 3.1 Classificação das bases Grau de dissociação

ENGENHARIA 3.2 Formulações sobre as bases Adicionam-se tantos OH-1 quantos forem necessários para neutralizar a carga do cátion. H+x (OH)x Exemplos: K+1 KOH Ba2+ Ba(OH)2 Al3+ Al(OH)3 x y C (OH)

ENGENHARIA 3.3 Nomenclatura das bases Quando o elemento forma apenas uma base 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 oso menor nox Ex: Fe(OH)3: hidróxido férrico; ou hidróxido de ferro III Fe(OH)2: hidróxido ferroso; ou hidróxido de ferro II

ENGENHARIA Tabela de Cátions

ENGENHARIA 11/04/2017 Funções Inorgânica Sais

ENGENHARIA 4. Definição de sais 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-: CaCl2 = Ca2+ + 2 Cl1- Na2SO4= 2 Na1+ + SO42- 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

ENGENHARIA 4.1 Classificação dos sais 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. 1 H2SO4 + 2 NaOH = 1 Na2SO4 + 2 H2O Sais deste tipo são classificados como normais. 4.2 Formulações sobre as bases

ENGENHARIA 4.1 Classificação dos sais 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. 1 H2SO4 + 2 NaOH = 1 Na2SO4 + 2 H2O Sais deste tipo são classificados como normais. Reação de neutralização parcial do ácido: 1 mol de H2SO4 reagindo com 1 mol de NaOH. Como o H2SO4 possui 2 H+ em sua molécula, o sal produto o será ácido 1 H2SO4 + 1 NaOH = NaHSO4 + H2O 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. 1 Ba(OH)2 + 1 HCl = 1 Ba(OH)Cl + 1 H2O Sais deste tipo são classificados como básicos.

ENGENHARIA 4.2 Nomenclatura dos sais Sal normal de 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(NO3)2 nitrato de ferro II Fe(NO3)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(NO3)2 nitrato ferroso Fe(NO3)3 nitrato férrico

ENGENHARIA 4.2 Nomenclatura dos sais b) Sal ácido prefixo (mono, di, tri...) ácido de nome do ânion nome do cátion Segue-se a mesma regra das terminações usada nos ácidos. Ex: NH4 H SO4 = Sulfato monoácido de amônio Na H2 PO4 = Fosfato diácido de sódio c) Sal básico prefixo (mono, di, tri...) básico de Ex: Mg OH Cl = Cloreto monobásico de magnésio Ca OH2 Cl = Cloreto dibásico de cálcio

ENGENHARIA 4.2 Nomenclatura dos sais d) Sal hidratado Nome do sal + prefixo para indicar o grau de hidratação + hidratado Ex: CaCl2.2 H2O = Cloreto de cálcio dihidratado Na2B4O7.2 H2O = tetraborato de sódio decahidratado (bórax)

ENGENHARIA 11/04/2017 Funções Inorgânica Óxidos

ENGENHARIA 5. Definição de óxidos Óxido é todo composto binário, onde o oxigênio é o elemento mais eletronegativo; Os óxidos podem ser iônicos ou moleculares; 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 compostos binários de flúor e oxigênio, OF2 e O2F2, por exemplo, não são considerados óxidos, porque o flúor é mais eletronegativo que o oxigênio

ENGENHARIA 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. Na2O óxido de sódio Cu2O 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; CO2 dióxido de carbono N2O monóxido de dinitrogênio; N2O5 pentóxido de dinitrogênio

ENGENHARIA 5.2 Classificação dos óxidos 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. Na2O + H2O = 2 NaOH BaO + H2O = Ba(OH)2 Reagem com ácido, originando sal e água: Na2O + 2 HCl = 2 NaCl + H2O BaO + 2 HNO3 = Ba(NO3)2 + H2O

ENGENHARIA 5.2 Classificação dos óxidos 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. H2CO3 menos 1 H2O = CO2 anidrido carbônico H2SO4 menos 1 H2O = SO3 anidrido sulfúrico Reagem com água, originando ácido. CO2 + H2O = H2CO3 SO3 + H2O = H2SO4 Reagem com base, originando sal e água. SO3 + 2 NaOH = Na2SO4 + H2O

ENGENHARIA 5.2 Classificação dos óxidos Óxidos anfóteros: reagem com base ou ácido, originando sal e água. Não reagem com água. ZnO , SnO , PbO , MnO2 , SnO2 , PbO2 , Al2O3 . Óxidos neutros ou indiferentes: são óxidos covalentes, são formados por ametais e não reagem com água, base ou ácido. CO , NO , N2O Peróxidos: resultam da união de metais alcalinos, alcalino-terrosos e hidrogênio com o radical O22-. Este radical tem a seguinte estrutura: ¯¯ O ¯¯ O ¯¯ . H2O2 , Na2O2 , K2O2 , CaO2, BaO2 Os peróxidos reagem com ácidos, originando sal e água oxigenada. CaO2 + H2SO4 = BaSO4 + H2O2

ENGENHARIA Tabela de Cátions e Ânions

ENGENHARIA Lista de exercícios 1) Segundo Arrhenius defina: a) ácidos b) bases c) sais d) óxidos 2) Como são classificados os ácidos e as bases? 3) Como são classificados os sais? 4) Dadas as moléculas: H2SO4 NaOH, Ca(OH)2, CaCO3, H3PO4 , HBr, KOH, Sn(OH)4, CaSO4, KNO2, Fe2O3, pergunta-se: Para os ácidos, quais são hidrácidos ou oxiácidos? Para os ácidos, quais são monoácidos, diácidos ou triácidos? Para as bases, quais são monobases, dibases, tribases ou tetrabases? Para os sais, quais são de reação de neutralização total, reação de neutralização parcial do ácido ou reação de neutralização parcial da base? Escreva todas as nomenclaturas (dar os nomes devidos) das funções inorgânicas de todas as moléculas acima.

ENGENHARIA Lista de exercícios 5) Dê o nome dos seguintes ácidos e classifique-os: a) H2S b) HNO2 c) H2SO4 d) H2SO3 e) HBrO f) H3BO3 6) Dê o nome das seguintes bases e classifique-os: KOH Sn(OH)2 Zn(OH)2 Pb(OH)4 NaOH Al(OH)3

ENGENHARIA Lista de exercícios 8) Dê o nome dos seguintes sais e classifique-os: a) CdS b) NaCN c) NH4HCO3 d) Al(OH)2NO2 e) BaHPO3 f) Mg(OH)Cl 9) Dê o nome dos seguintes óxidos e classifique-os: a) NO2 b) Na2O c) SnO d) Ag2O e) CuO f) Cu2O g) CaO

ENGENHARIA 11/04/2017 Equações Químicas Equação quimica Oxirredução NOX Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri S.J. dos Campos - Dutra

11/04/2017 Equações Químicas

ENGENHARIA Equações químicas 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 1H2 + ½ O2 → 1 H2O 1.1 Formulas: indicam quais são as substancias da reação química (H2, O2, H2O). 1.2 Coeficientes: indica a proporção de moléculas que participam na reação (2,1,2).

ENGENHARIA 1. Equações químicas Quando representamos um fenômeno químico por fórmulas e símbolos teremos um EQUAÇÃO QUÍMICA CaO + H2O Ca(OH)2 REAGENTES PRODUTOS

ENGENHARIA 1. Equações químicas As equações químicas possuem FÓRMULAS e COEFICIENTES para mostrar os aspectos QUALITATIVO e QUANTITATIVO da reação 3 H2 + 1 N2 2 NH3 FÓRMULAS COEFICIENTES

ENGENHARIA 1. Equações químicas Numa reação química o número total de átomos dos reagentes é igual ao número total de átomos dos produtos N2 H2 + NH3 3 2 1 + +

ENGENHARIA 1. Equações químicas 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; 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: H2 + Cl2 → HCl Repare que a equação acima está desbalanceada, pois temos nos reagentes (H2 e Cl2) dois átomos de cada elemento, e no produto (HCl) somente uma molécula. Exemplo de uma Equação Química equilibrada: H2 + Cl2 → 2 HCl

ENGENHARIA 1. Equações químicas 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)

ENGENHARIA 1. Equações químicas Análise ou decomposição Uma única substância produz duas ou mais substância 2 H20 (g)  H2 (g) O2 (g) + (NH4)2Cr2O7(s)  N2(g) Cr2O3(s) H2O(v)

ENGENHARIA 1. Equações químicas Síntese ou adição Várias substância produzem uma única N2 H2 + NH3 3 2 1 + +

ENGENHARIA 1. Equações químicas Simples troca ou substituição Uma substância simples desloca parte da substância composta + + Fe(s) HCl (aq)  H2 (g) FeCl2 (aq)

ENGENHARIA 1. Equações químicas Dupla troca ou dupla substituição Duas substâncias compostas trocam duas partes e produzem duas novas substâncias compostas + + + HCl (aq) NaOH (aq)  NaCl (aq) H2O (l)

11/04/2017 Oxidação NOX

ENGENHARIA Reações de Oxirredução 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;

FARMÁCIA Número de Oxidação (Nox) 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-;

FARMÁCIA Número de Oxidação (Nox) 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+; 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: S8, H2, O2, P4, Cgraf, Cdiam.

Observe a ligação química
OXIDAÇÃO Observe a ligação química entre os átomos de SÓDIO (1A) e CLORO (7A) É a perda de elétrons REDUÇÃO É o ganho de elétrons + – Na Cl O átomo de sódio PERDEU 1 elétron O átomo de cloro GANHOU 1 elétron

NÚMERO DE OXIDAÇÃO ( Nox ) a carga real ou aparente
É o número que mede a carga real ou aparente de uma espécie química Nox = + 1 Nox = – 1 + – Na Cl

Em compostos covalentes
H Cl + 1 – 1 H H ZERO ZERO

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

He P4 H2 Nox = 0 1ª REGRA Todo átomo em uma substância simples
CÁLCULO DO NÚMERO DE OXIDAÇÃO ( Nox ) 1ª REGRA Todo átomo em uma substância simples possui Nox igual a ZERO He P4 H2 Nox = 0

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

H Ag Li, Na, K, Rb, Cs, Fr 1A Nox = + 1 Ag NO3 K Br Nox = + 1 Nox = + 1

Zn Cd Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra 2A Nox = + 2 Ca CO3 Mg Br2 Nox = + 2 Nox = + 2

Al Nox = + 3 Al 2 O3 Al Br3 Nox = + 3

calcogênios (O, S, Se, Te, Po) quando for o mais eletronegativo
(no final da fórmula) Nox = – 2 Al2 O 3 H2 S Nox = – 2 Nox = – 2

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

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

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

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

Na N O 2 (+1) (– 2) x (+1) + + 1 . 1 . x 2 . (– 2) = + 1 x – 4 = x = –
+ 1 x – 4 = x = – + 3 4 1

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

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

2 – S O 4 x (– 2) x + 4 . (– 2) = – 2 x – 8 = – 2 x x = 8 – 2 = + 6

3 – P O 4 x (– 2) x + 4 . (– 2) = – 3 x – 8 = – 3 x x = 8 – 3 = + 5

P O 4 – 2 7 (– 2) x + 2 . x 7 . (– 2) = – 4 2 . x – 14 = – 4 10 x = –
+5 2

ENGENHARIA 11/04/2017 Balanceamento por tentativa Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri S.J. dos Campos - Dutra

ENGENHARIA BALANCEAMENTO ou ACERTO DOS COEFICIENTES DE UMA EQUAÇÃO Método das Tentativas

BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS
MÉTODO DAS TENTATIVAS 4 3 2 ___ Al + ____ O2  ___ Al2O3 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  e 3 c) Escolhido o elemento, inverter seus índices do 1º para o 2º membro da equação, e vice-versa, usando-os como coeficientes. d) Com esses dois coeficientes, acerte os demais; continue somente com os elementos que já possuem coeficientes em um dos membros

____ Al2(CO3)3  ____ Al2O3 + ____ CO2 1 1 3
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  e 1 c) Escolhido o elemento, inverter seus índices do 1º para o 2º membro da equação, e vice-versa, usando-os como coeficientes. d) Com esses dois coeficientes, acerte os demais; continue somente com os elementos que já possuem coeficientes em um dos membros

1 4 4 1 8 1 + 4 + 4 + 1 + 8 = 18 H2S + Br2 + H2O  H2SO4 + HBr
01) Ao efetuarmos o balanceamento da equação da reação 1 H2S Br H2O  H2SO HBr 4 4 1 8 podemos observar que a soma de seus menores coeficientes é : = 18 a) 10. b) 12. c) 14. d) 15. e) 18.

KMnO4 + HCl  KCl + MnCl2 + H2O + Cl2
02) Acertando os coeficientes estequiométricos da reação abaixo com os menores números inteiros possíveis, teremos como soma de todos os coeficientes: 2 1 KMnO HCl  KCl MnCl H2O Cl2 16 8 1 2 1 2 8 4 5/2 5 a) 25. b) 30. c) 35. d) 40. e) 42. = 35

Al(OH)3 + H4SiO4  Al4(SiO4)3 + H2O
03) Os coeficientes estequiométricos do ácido e da base, respectivamente, na reação abaixo balanceada com os menores valores inteiros possíveis são: 4 Al(OH) H4SiO4  Al4(SiO4) H2O 3 1 12 a) 4 e 3. b) 3 e 4. c) 1 e 12. d) 12 e 1. e) 3 e 1. ácido base H4SiO4 Al(OH)3 3 4

ENGENHARIA 11/04/2017 Calculo Estequiometrico Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri S.J. dos Campos - Dutra

FARMÁCIA E BIOQUÍMICA Cálculo Estequiométrico 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). 2 Regra fundamental: 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); 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.

FARMÁCIA E BIOQUÍMICA

FARMÁCIA E BIOQUÍMICA EX 1:

FARMÁCIA E BIOQUÍMICA

ENGENHARIA 11/04/2017 Provas Bimestrais P2

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