UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP FARMÁCIA E BIOQUÍMICA E NUTRIÇÃO

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP FARMÁCIA E BIOQUÍMICA E NUTRIÇÃO
24/03/2017 QUIMICA GERAL Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri S.J. dos Campos - Dutra

24/03/2017 Estrutura atômica Matéria Átomos Número atômico Massa atômica Mol Íons Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri S.J. dos Campos - Dutra

1. Matéria Matéria: é tudo que ocupa lugar no espaço e tem massa. A matéria é formada de partículas denominadas átomos; A ausência de matéria é o vácuo; Denomina-se corpo qualquer porção limitada de matéria, ex barra de ferro, um cubo de gelo, etc...; Denomina-se objeto todo corpo que, devido à sua forma, se presta a determinada finalidade ou uso, como uma faca, cadeira, etc...; 2. Átomo Átomo: é a menor parte da matéria capaz de caracterizar um elemento químico (eletrosfera de a maiores que seu núcleo); Até hoje são conhecidos mais de 110 tipos diferentes de átomos que, combinado entre si das mais diversas maneiras, vão dar origem a todo tipo de matéria existente;

2. Átomo Átomo: é a menor parte da matéria capaz de caracterizar um elemento químico (eletrosfera de a maiores que seu núcleo); Até hoje são conhecidos mais de 110 tipos diferentes de átomos que, combinado entre si das mais diversas maneiras, vão dar origem a todo tipo de matéria existente;

2. Átomo Esse átomo é constituído de: Núcleo  prótons (p) (carga +)  nêutrons (n) (sem carga) Eletrosfera  elétrons (é) (carga (-), distribuídos em 7 camadas ou níveis energéticos). Esses níveis foram caracterizados através do modelo atômico de Rutherford – Bohr

3. Número atômico Importante: a carga do próton tem a mesma intensidade que a carga do elétron. Portanto, como número de prótons = número de elétrons  o átomo é um sistema eletricamente nulo; Numero atômico (Z): é numero de prótons existentes no núcleo de um átomo  Z = p; Sua representação é feita da seguinte maneira: Numero atômico  11Na , 8O , 4Be , 1H; Elemento químico: é o conjunto formado por átomos de mesmo número atômico. Ex: Exemplo: o elemento hidrogênio é o conjunto de átomos de número atômico igual a 1.

4. Massa atômica Numero de massa (A): é a soma do numero de prótons (Z) e de nêutrons (N) existente num átomo; Ex: o átomo de sódio tem 11 prótons, 12 nêutrons e 11 elétrons. O número atômico é 11 e o número de massa é 23. A = = 23  11Na23  N = A – Z = 23 –11 = 12 nêutrons De acordo com a IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada), ao representar um elemento químico, devem-se indicar, junto ao seu SÍMBOLO, seu número atômico (Z) e seu número de massa (A)  A = Z + N

4. Massa atômica Massa atômica: indica quantas vezes o átomo considerado é mais pesado que 1/12 do átomo de carbono (escolhido como padrão); Ex: Na = 23 u. O u corresponde a 1, g ou 1, kg Molécula: é a menor parte da matéria capaz de caracterizar uma substância química pura. É constituída de um ou mais elementos. Ex : H2O: H2SO4 etc....; Massa molecular: é a soma de todas as massas atômicas dos átomos que constituem um elemento químico ou uma molécula e é expresso em u. Ex: elemento  Na = 23 u Ex: substancia  NaCl Na = 23 u e Cl = 35,5 u  massa molar = 23+35,5 = 58,5 u Massa molar: é a massa em gramas de 1 mol de átomos do elemento. A massa molar de um elemento é numericamente igual a sua massa atômica. Ex: elemento  Na =23 u  massa molar = 23g/mol Esubstancia  NaCl Na = 23 u e Cl = 35,5 u  massa molar = 23+35,5 = 58,5 g/mol.

5. Mol 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. 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 H2SO4  n = 4,90g / [g/mol] = 0,05 mols

5. Mol 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  6,02x1023 partículas; 1mol de moléculas  6,02x1023 moléculas  1 molécula-grama; 1mol de átomos  6,02x1023 átomos  1 átomo-grama 1mol de íons  6,02x1023 íons  1 íons-grama; 1mol de elétrons  6,02x1023 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.

5. Mol Volume molar: é o volume ocupado por um mol de gás. Nas CNTP por convenção t = 1 atm, T = (00) 273K e o volume molar é 22,4 L. 1 mol = 6, partículas 1 mol = 22,4 L 6. Íons Íons: É a espécie química que tem o número de prótons diferente do número de elétrons; Lembrando que o átomo possui o número de prótons igual ao número de elétrons, portanto é considerado neutro; Quando um átomo por algum motivo perde sua neutralidade elétrica, ele passa a ser denominado íon; A única maneira de um átomo se transformar em um íon é ganhando ou perdendo elétrons;

6. Íons Para se tornarem estáveis na configuração eletrônica, os átomos podem perder ou ganhar elétrons na ultima camada que se transformam em íons: Quando um átomo ganha elétrons, ele fica com excesso de carga negativa, ou seja, torna-se um íon negativo: Ganham-se elétrons  anions (-) Ex: Cl-1, NO3 -1 monovalentes CrO4-2, CO3-2 bivalentes PO4-3 trivalente Quando um átomo perde elétrons, ele fica com excesso de carga positiva, ou seja, torna-se um íon positivo: Perdem-se elétrons  cátions (+) Ex: Na+1 monovalente Cu+2 bivalente Al+3 trivalente

6. Íons Comparando-se dois ou mais átomos, podemos observar algumas semelhanças entre eles, a depender da semelhança, teremos para esta relação uma denominação especial: Isótopos: Átomos que possuem mesmo número atômico e diferentes números de massa são denominados de ISÓTOPOS Ex: somente os isótopos de hidrogênio, recebem nomes especiais, os demais isótopos recebem são identificados pelo nome do elemento químico seguido do seu respectivo número de massa

6. Íons Isóbaros: Átomos que possuem mesmo número de massa e diferentes números atômicos são denominados de ISÓBAROS Ex: Isótonos: Átomos que possuem mesmo número de nêutrons e diferentes números atômicos e de massa são denominados de ISÓTONOS

7. Dimensões do átomos

8. Exercícios Com auxílio da tabela de massas atômicas, calcular: A massa molecular e Molécula-grama das seguintes substâncias: a) Cloreto férrico: Fe Cl3 b) Fosfato de magnésio: Mg3(PO4)2 c) Cloreto de cálcio dihidratado: CaCl2.2H2O d) Nitrato de cobalto: Co(NO3) 2) A quantidade de matéria (Mol) existente em: a) 2,6 g cloreto de bário: BaCl2 b) 12,08 g de sulfato de maganês: MnSO4 c) 15,52 g de cromato de potássio: K2CrO4 d) 12,06 g de ácidos de nítrico: HNO3 3) Por ser opaco à radiação e pouco solúvel, o sulfato de bário (BaSO4) é utilizado como contraste em investigações radiográficas no tratamento gastrointestinal. Se o paciente ingerir para o exame 3,495 g dessa substância junto com 63 g de água, quantos átomos de oxigênio serão ingeridos? 4) A morfina (C17H19NO3.H2O) é o alcalóide principal do ópio, narcótico muito importante porém muito venenoso. É um entorpecente perigoso, pois causa dependência. Calcule o número de átomos de hidrogênio existente em 10,1 g de morfina?

8. Exercícios 5) Calcular o número de elétrons do nitrogênio em 100g de aspartame (C14H18N2S5). 6) Achar o número de átomos de: Carbono, Oxigênio e Hidrogênio cem 10g de aspirina (C9H8O4). 7) A Penicilina G, um antibiótico largamente utilizado, tem fórmula C16H18N2O4S, calcular a massa de penicilina contido numa ampola que contém 2, átomos de nitrogênio. 8) Qual a porcentagem em massa de carbono na glicose (C6H12O6)?

24/03/2017 Tabela periódica Histórico Propriedades periódicas Propriedades aperiódicas Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri S.J. dos Campos - Dutra

Tabela periódica 1. Introdução A medida que os químicos foram desenvolvendo os seus trabalhos e descobrindo novos elementos químicos, foram sentindo necessidade de organizar esses elementos de acordo com as suas características ou propriedades químicas. 2. Um breve histórico A história da Tabela Periódica começa com a descoberta de alguns elementos químicos; Elementos como o ouro (Au), a prata (Ag) o chumbo (Pb) ou o mercúrio (Hg) já eram conhecidos desde a antiguidade; A primeira descoberta de um elemento novo ocorreu em 1969 quando Henning Brand, um alquimista alemão, descobriu o fósforo.

Tabela periódica 2. Um breve histórico Em 1829, Johann W. Döbereiner teve a ideia de agrupar os elementos em três - tríades. Essas tríades tinham propriedades químicas muito semelhantes. LIMITAÇÕES: Apenas se aplicava a alguns elementos Em 1863, Chancourtois propôs uma nova organização: sobre um cilindro desenhou uma hélice, que o dividia em 16 partes e dispôs os elementos sobre a curva por ordem crescente do valor da massa atômica. LIMITAÇÕES: A representação era muito complexa e apenas era válida até ao Cálcio Em 1864, John A.R. Newlands foi sugerido que os elementos químicos eram ordenados em sete colunas por ordem crescente dos valores das massas atômicas. O oitavo elemento é uma espécie de repetição do primeiro (Lei das oitavas). LIMITAÇÕES: Adequa-se apenas aos primeiros 16 elementos

Tabela periódica 2. Um breve histórico Em 1869 Mendeleiev, enquanto escrevia um livro de química inorgânica, criou um conjunto de cartas com a informação relativa a cada elemento. Ao tentar encontrar uma relação entre as propriedades dos elementos, cria uma tabela onde mantém a ordenação dos elementos químicos ordenados por ordem crescente dos valores das massas atômicas. LIMITAÇÕES: Deixa espaços para elementos ainda desconhecidos. Em 1913 Henry G. J. Moseley, demonstra que a carga do núcleo do átomo é característica do elemento químico e se pode exprimir por um número inteiro. Designa esse número por número atômico e estabelece a lei periódica em função deste, que corresponde ao número de prótons que o átomo possui no seu núcleo. Portanto temos agora a lei periódica atual. LIMITAÇÕES: A representação era muito complexa e apenas era válida até ao Cálcio

Tabela periódica 3.Lei periódica atual (Moseley): Quando os elementos químicos são agrupados em ordem crescente de número atômico (Z), observa-se a repetição periódica de várias de suas propriedades.

Tabela periódica 4. Interpretação da tabela: pode-se interpretar a tabela com suas respectivas propriedades tanto na posição vertical (períodos ou séries) ou horizontal (família ou grupos). 4.1 Período ou series: O número do período corresponde à quantidade de níveis (7 camadas) que os elementos químicos apresentam.

Tabela periódica 4.2 Grupo ou famílias: Os elementos químicos estão organizados na tabela em 18 colunas verticais que são chamadas de grupos ou famílias. Elementos de uma mesma família apresentam propriedades químicas semelhantes e possuem a mesma configuração eletrônica em sua camada de valência (última camada).

Tabela periódica

Tabela periódica 4.4 .Famílias: Dessas famílias tem algumas que possuem nomes especiais. Família A: Constituem a parte mais alta da tabela. A numeração se inicia com 1A e continua até o zero ou 8A Famílias dos metais alcalinos (subnível s) => Família 1A Lítio, Sódio, Potássio, Rubídio, Césio, Frâncio; Famílias dos metais alcalin. Terrosos (subnível s) => Família 2A Berílio, Magnésio, Cálcio), Estrôncio, Bário, Rádio; Famílias dos calcogênios (subnível p) => Família 6A Oxigênio, Enxofre, Selênio, Telúrio, Polônio; Famílias dos halogênios (subnível p) => Família 7A Flúor, Cloro, Bromo, Iodo, Astato; Famílias dos gases nobres (subnível p)=> Família zero Hélio, Neônio, Argônio, Criptônio, Xenônio, Radônio. * O elemento H (Hidrogênio) não é considerado metal alcalino. Pode ser encontrado tanto na coluna 1A (mais comum) como na 7A.

Tabela periódica Família B: Constituem a Parte baixa da tabela. Note que a numeração se inicia com 3B e vai até 8B, para depois aparecer 1B e 2B Elementos de transição (Subníveis d): são elementos químicos cuja a distribuição eletrônica em ordem crescente de energia, termina num subnível d. São todos os elementos do grupo ou família B (1B, 2B, 3B, 4B, 5B, 6B, 7B, 8B). Elementos de transição interna ( Subníveis f ): são elementos cuja distribuição eletrônica em ordem crescente de energia, terminam num subnível f. São os Lantanóides(Lantanídios) e os Actinóides (Actinídios). Estão todos na família 3B, sexto e sétimo período respectivamente.

Tabela periódica 5.Metais: são elementos que apresentam um, dois ou três elétrons na sua camada de valência (última camada). Representam aproximadamente dois terço da tabela.

Tabela periódica 6.Ametais ou não metais: são elementos que possuem cinco, seis ou sete elétrons na última camada. Existem apenas 11 elementos classificados como ametais.

Tabela periódica 7. Semi-metais: são elementos que apresentam propriedades intermediárias entre os metais e os ametais. Por isso, ao se combinarem com outros elementos podem se comportar como metais ou ametais. São em números de sete

Tabela periódica 8. Gases nobres: são elementos que possuem oito elétrons em sua camada de valência (exceto o He, que possui 2). São gasosos em condições ambientes e tem como principal característica a grande estabilidade, ou seja, possuem pequena capacidade de se combinarem com outros elementos. É a última coluna da tabela Periódica.

Tabela periódica 9. Entendendo a Tabela: Família 1A

Tabela periódica 9. Entendendo a Tabela: subleveis

Tabela periódica 10. Propriedades periódicas e aperiódicas: Propriedades periódicas: são aquelas que, na medida em que o número atômico aumenta, assumem valores semelhantes para intervalos regulares, isto é, repetem periodicamente. Exemplo: a massa atômica de um número sempre aumenta de acordo com o número atômico desse elemento; Propriedades aperiódicas: são aquelas cujos valores variam (crescem ou decrescem) na medida que o número atômico aumenta e que não se repetem em períodos determinados ou regulares.Exemplo: a massa atômica de um número sempre aumenta de acordo com o número atômico desse elemento; Vamos estudar essas propriedades.

Tabela periódica 10.1. Raio atômico: Depende do número de camadas eletrônicas e do número de prótons, quanto mais camadas, maior será o tamanho do átomo. 10.2. Energia de ionização: É a energia necessária para remover um ou mais elétrons de um átomo isolado no estado gasoso. Quanto maior o tamanho do átomo, menor será a primeira energia de ionização.

Tabela periódica 10.3. Eletronegatividade: É a tendência que possui o átomo do elemento químico em atrair elétrons. Cresce de acordo com a eletronegatividade do elemento químico. 10.4. Eletropositividade: É a capacidade de um átomo perder elétrons, originando cátions.

Tabela periódica 10.5. Afinidade eletrônica ou eletroafinidade: É a energia liberada pelo átomo isolado do elemento químico no estado gasoso ao receber um elétron, dando um íon ânion gasoso. Quanto menor o tamanho do átomo, maior será sua afinidade eletrônica. 10.6. Ponto de fusão (pf) e Ponto de ebulição (pe): Na família IA e na família IIA, IIB, 3A, 4A, os elementos de maior ponto de fusão (PF) e ponto de ebulição (PE) estão situados na parte superior da tabela. De modo inverso, nas demais famílias, os elementos com maiores PF e PE estão situados na parte inferior.

Tabela periódica 10.7. Densidade absoluta: A densidade depende do tamanho de um átomo. Num período: A densidade cresce das extremidades para o centro. Numa família:A densidade cresce de cima para baixo.

Tabela periódica Quantos períodos e quantas famílias existem na tabela periódica? 2) Citar os nomes dos períodos e das famílias? 3) Analisando os elementos abaixo em sua tabela periódica, responda as perguntas: Elementos: Hélio, Carbono, Sódio, Cloro, Potássio, Cobalto, Germânio, Bromo e Frâncio. a) Qual é o símbolo atômico de cada acima? b) Entre os elementos apresentados, qual o de maior tamanho atômico? c) Entre os elementos Sódio, Magnésio, Potássio, Cobalto, qual o de maior ponto de fusão? d) Entre os elementos representados no quarto período, qual o de maior ponto de fusão? e) Entre os elementos apresentados na família 4A, qual apresenta maio ponto de ebulição? f) Entre os elementos representados, qual o mais denso? g) Entre os elementos representados no quarto período, qual o de maior energia de ionização? h) Dentre os elementos que estão na família 1A, qual deles gastaria menos energia para retirar o primeiro elétron? i) Entre os elementos representados no terceiro período, qual o de maior afinidade eletrônica? j) Dos elementos acima, quais fazem parte da família dos metais alcalinos? 4) Coloque os elementos Al, Ar, P, Na, P, Na, Fe e N em ordem crescente em eletronegatividade.

24/03/2017 Ligação Química Iônica Covalente Metálica Intermolecular Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri S.J. dos Campos - Dutra

1. Introdução 1.1 Ligação Química É qualquer interação que leve à associação de átomos em moléculas, íons, cristais e outras espécies estáveis que compõem as substâncias comuns; Um conceito-chave na discussão da ligação química é o de molécula. Uma propriedade das moléculas que pode ser prevista com um grau razoável de sucesso para uma ligação química é sua geometria; Geometrias moleculares são de considerável importância para o entendimento das reações que os compostos podem realizar e, assim, há um elo entre ligação e reatividade química.

1. Introdução 1.2 Estrutura de Lewis Os químicos Walther Kossel ( ) e G.N. Lewis ( ) foram os primeiros a desenvolver um modelo eletrônico para as forças, chamadas ligações, que mantêm os átomos unidos. O primeiro concentrou-se nas substâncias iônicas e o segundo, nas moleculares. 1.3 Teoria eletrônica da valência Surgiu a idéia de valência como sendo “a capacidade de um átomo ligar-se a outros”; Ex: H (monovalente), O (bivalente), C (tetravalente).

1. Introdução 1.3 Teoria eletrônica da valência Através do diagrama de Pauling e dos números quânticos é possível identificar a valência nos átomos de todos os elementos químicos caracterizando sua ligação química;

1. Introdução 1.3 Teoria eletrônica da valência Lewis e Kossel chegaram uma explicação lógica para as uniões entre átomos constatando que os átomos dos gases nobres tem sempre oito elétrons na ultima camada eletrônica (octeto eletrônico)  por isso são considerados inertes (pouca tendência a se unirem entre si ou outros. átomos); Com essa hipótese dos gases nobres (numero máximo de elétrons na ultima camada) verificaram que os demais átomos, ao se unirem, procuram perder ou ganhar elétrons na última camada até atingirem a configuração eletrônica de um gás nobre chamado regra do octeto (estabilidade na última camada). 1.4 Regra do octeto Tendência de todos os átomos adquirirem estabilidade (equilíbrio) na última camada, ou seja, de adquirir oito elétrons no nível mais externo; Surgem dai os três tipos comuns de ligações químicas: iônicas, covalentes e metálicas.

2. Ligação iônica 2.1 Introdução É a força que mantém os íons unidos, depois que um átomo entrega definitivamente um, dois ou mais elétrons a um outro átomo; IÔNICA: caracterizada pela transferência de elétrons. A ligação iônica ocorre: METAL e AMETAL METAL e HIDROGÊNIO Ocorre geralmente entre METAIS e AMETAIS com  de eletronegatividade > 1,7. Os átomos dos metais possuem 1,2 e 3 elétrons na sua ultima camada e estão dispostos a perdê-los; Já os átomos de não metais possuem 5, 6 e 7 elétrons na ultima camada e estão dispostos a receber elétrons para satisfazer a regra do octeto;

2. Ligação iônica ex: NaCl: 11Na 17Cl  distribuição eletrônica  Na (ultima camada) = 1é e Cl na (ultima camada) = 7é  ligação química. O átomo mais eletronegativo arranca os elétrons do de menor eletronegatividade. 2.2 Representação gráfica onde os sinais x representam exatamente os elétrons mais externos e é chamado de notação de Lewis.Tendo cargas opostas, cátions e os anions se atraem e se mantêm unidos pela ligação iônica.

2. Ligação iônica De uma forma geral a reação não envolve apenas dois átomos, mas sim um número enorme de átomos como mostra a figura seguinte:

2. Ligação iônica Ex2: Al2O3

2. Ligação iônica 2.3 Propriedades dos compostos iônicos São sólidos nas condições ambientes; São duros e quebradiços; Possuem altos P.F. e P.E.; Conduzem corrente elétrica quando fundidos ou em solução aquosa (não conduzem corrente elétrica no estado sólido ); Formam retículos cristalinos; A maioria dos compostos são solúveis em água. Ponto de ebulição: Quanto mais fortes forem as ligações intermoleculares, mais elevada será a temperatura de ebulição; Quanto mais “esférica” for a molécula, menor será seu ponto de ebulição, já que as forças de Van der Waals são mais eficientes quanto maior for a superfície de contato;

2. Ligação iônica As substâncias iônicas tem P.F , P.E elevados e são geralmente sólidas porque os cátions e os ânions se atraem fortemente e a dificuldade de afastar os cátions e os ânions se traduz na dificuldade de fundir e de ferver as substâncias iônicas; Pelo contrário , as substâncias orgânicas são em geral covalentes e freqüentemente apolares; em conseqüência tem P.F e P.E. baixos e são geralmente líquidos ou gases.

2. Ligação iônica 2.4 Determinação da fórmula de um composto iônico

3. Ligação Covalente 3.1 Introdução É a união entre átomos, estabelecidas por meio de pares de elétrons, de modo que cada par seja formado por um elétron de cada átomo. Nesse caso, chama-se covalência ao número de pares de elétrons compartilhados; Denomina-se eletronegatividade a tendência que um átomo tem de atrair a si os elétrons partilhados. Quanto maior é a diferença de eletronegatividades entre os átomos que se ligam, tanto maior é a polaridade de uma ligação covalente. Ocorre entre: AMETAL e AMETAL AMETAL e HIDROGÊNIO HIDROGÊNIO e HIDROGÊNIO Ocorre geralmente entre AMETAIS e HIDROGÊNIO ou AMETAIS entre si, desde que a  de eletronegatividade < 1,7.

3. Ligação Covalente Encontramos duas formas clássicas da ligação covalente, são elas: ligação covalente normal ligação covalente dativa 3.2 Ligação covalente normal É o tipo de ligação que ocorre quando os dois átomos precisam adicionar elétrons em suas últimas camadas; Somente o compartilhamento é que pode assegurar que estes átomos atinjam a quantidade de elétrons necessária em suas últimas camadas; Cada um dos átomos envolvidos entra com um elétron para a formação de um par compartilhado, que a partir da formação passará a pertencer a ambos os átomos.

3. Ligação Covalente Exemplos 1: Hidrogênio 1H 1 Os elétrons compartilhados passam a ser contados para as eletrosferas dos dois átomos participantes da ligação. Exemplos 2: Nitrogênio Na molécula de nitrogênio ocorrem três ligações covalentes entre os dois átomos: 7N 2 - 5 Estas três ligações garantem que os dois átomos de nitrogênio atinjam a quantidade de oito elétrons nas suas últimas camadas. Exemplos 3: Fluor 

3. Ligação Covalente

3. Ligação Covalente 3.3 Classificação da ligação covalente As ligações covalentes podem ser classificadas segundo o número de pares de elétrons compartilhados pelos elementos. 3.3.1 Ligação covalente simples 3.3.2 Ligação covalente dupla 3.3.3 Ligação covalente tripla

3. Ligação Covalente 3.4 Propriedades dos compostos moleculares: São, em geral, sólidos, líquidos ou gasosos nas condições ambientes (se sólidos, fundem-se facilmente); Apresentam baixos pontos de fusão e ebulição (comparados aos iônicos); São maus condutores de eletricidade, alguns podem conduzir quando em meio aquoso (ionização), (exceção para Ácidos, em solução aquosa e Carbono Grafite); A maioria dos compostos são solúveis em solventes orgânicos; São formados por moléculas.

3. Ligação Covalente 3.5 Polaridade Se os átomos unidos forem iguais, os dois atraem os elétrons com a mesma força; A molécula assim formada tem o centro de carga positiva igual ao centro de carga negativa, portanto é apolar. Se os átomos unidos forem diferentes, um atrairá os elétrons compartilhados com maior força, criando-se assim uma polaridade; Quando existe polaridade, a molécula age como um dipolo. O elemento eletronegativo será o pólo negativo e o eletropositivo, o pólo positivo. A ligação covalente entre dois átomos iguais é dita apolar, pois nela os elétrons são compartilhados de maneira igual, nenhum dos átomos tem mais força que o outro para atrair o elétron para si.

3. Ligação Covalente Ligação covalente polar: Ocorre entre átomos diferentes. Dessa forma, o átomo que possui maior eletronegatividade atrai o par eletrônico compartilhado com maior intensidade. Ex.: HCl. O par eletrônico fica mais próximo do cloro pois este átomo atrai mais fortemente os elétrons da ligação covalente (porque é mais eletronegativo). Ligação covalente apolar: Ocorre entre átomos iguais. Dessa forma, os átomos possuem mesma eletronegatividade e atraem, conseqüentemente, o par eletrônico compartilhado com a mesma intensidade. Ex.: H2, O2, N2.

3. Ligação Covalente POLARIDADE Átomos iguais APOLAR MOLÉCULAS DIATÔMICAS: Átomos diferentes POLAR Sobra é: POLAR MOLÉCULAS POLIATÔMICAS: Não sobra é: SIMETRIA

3. Ligação Covalente 3.6 Ligação covalente dativa Neste tipo de ligação, um dos átomos que já estiver com última camada completa (“empresta”) entra com os dois elétrons do par compartilhado; Este par de elétrons apresenta as mesmas características do da ligação covalente simples, a única diferença é a origem dos elétrons, que é somente um dos átomos participantes da ligação; Os elétrons do par passam a pertencer a ambos os átomos participantes. A ligação covalente coordenada é representada por uma seta que se origina no átomo doador e termina no átomo receptor. Exemplos 1: Dióxido de enxofre Dadas as distribuições eletrônicas em camadas para os átomos de 16S e 8O. S O 2 - 6

3. Ligação Covalente 3.6 Ligação covalente dativa Exemplos 2: Monóxido de carbono Outra molécula que não pode ser explicada somente com a ligação covalente simples é a de CO. O interessante desta molécula é que a ligação covalente dativa ocorre do átomo mais eletronegativo (O) para o menos eletronegativo (C).

4. Ligação Metálica A ligação metálica ocorre entre átomos de um mesmo metal ou entre átomos de metais diferentes (ligas); Ocorre entre metais e possui como principal característica, elétrons livres em torno de cátions e átomos neutros no retículo (Mar de elétrons).

4. Ligação Metálica 4.1 Propriedades dos metais São sólidos nas condições ambientes(Exceção Hg); Possuem Brilho (Efeito fotoelétrico); Possuem altos P.F. e P.E.; Conduzem corrente elétrica no estado sólido ou fundidos (elétrons livres); São Dúcteis (fios), Maleáveis (lâminas) e tenazes (impacto). 4.2 Ligas metálicas Ouro 18 quilates: (Au e Cu); Aço: ( Fe e C) Bronze: (Cu e Sn) Latão: (Cu e Zn) Metal monel: (Ni e Cu) Amálgama de Prata: (Hg e Ag)

5. Ligação Intermoleculares 5.1 Introdução A formação de dipolos elétricos em moléculas covalentes tem como conseqüência o surgimento de forças eletrostáticas entre elas. Ou seja, os dipolos elétricos irão atrair-se mutuamente, mantendo as moléculas unidas; Além deste tipo de interação, considerada fraca quando comparada com a ligação covalente, existem muitas outras forças entre compostos químicos, as quais são responsáveis pela existência dos estados condensados da matéria (sólido e líquido); Entre as forças de interação intermolecular pode-se identificar dois tipos básicos: as de Van der Walls e a ligação de hidrogênio. 5.2 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.

5. Ligação Intermoleculares a) Forças íon-dipolo: quando um dipolo elétrico, por exemplo a molécula da água, sofre influência do campo elétrico gerado por um íon, por exemplo o cátion de sódio, ele irá alinhar-se ao campo e manter-se unido a fonte geradora. Ou seja, neste caso, o oxigênio da água, onde está localizada a carga parcial negativa, une-se ao cátion de sódio e os hidrogênios afastam-se o máximo possível, conforme mostrado abaixo. b) Forças dipolo-dipolo: quando duas moléculas polares, como o metanol e Clorofórmio, se aproximam, surgem forças de atração eletrostática entre elas. É importante notar que estas forças são direcionais, orientando os dipolos espacialmente, como mostrado na figura abaixo. c) Forças dipolares induzidas: quando uma molécula apolar se aproxima a outra polar, ocorre uma distorção da sua nuvem eletrônica gerando um dipolo elétrico. Entre este dipolo formado, conhecido como dipolo induzido, e o indutor, ocorre então o surgimento de forças de atração semelhantes às verificadas entre moléculas polares. Na figura abaixo, este processo de indução aparece esquematizado.

5. Ligação Intermoleculares d) Forças de London: este tipo de interação surge entre moléculas apolares. Admite-se que a interação originada pela aproximação destas espécies leva a formação de dipolos induzidos, os quais irão se atrair mutuamente. Este tipo de força também é conhecida como dispersão.

5. Ligação Intermoleculares 5.3 Ligação de Hidrogênio As ligações de hidrogênio (ou Ponte de Hidrogênio) são difíceis de serem definidas, uma vez que são bem mais fortes que as forças de van der Walls, porém mais fracas que uma ligação de valência. Pode-se dizer que, quando ligado a um grupo fortemente eletronegativo (A), como os átomos de flúor, oxigênio e nitrogênio, o hidrogênio pode apresentar uma segunda ligação, mais fraca que a anterior, com um segundo átomo (B). Esta segunda ligação é dita então ligação de hidrogênio, e é representada com um traço descontínuo, como mostrado na figura abaixo. A-H B São conhecidas ligações de hidrogênio formadas com átomos pertencentes a outra molécula, como as verificadas na água pura ou na solução de metanol em água, como ilustrado abaixo. Pontes de Hidrogênio entre as moléculas de água Pontes de Hidrogênio entre moléculas de metanol e água

5. Ligação Intermoleculares

6. Lista de exercícios 1) Como são classificadas as ligações químicas, explique e dê um exemplo da cada ligação. 2) Faça a distribuição eletrônica dos elementos sódio (Na) e cloro (Cl) e mostre: a) quantos elétrons apresentam na última camada dos dois elementos; b) mostre as fórmulas eletrônica, estrutural e molecular das moléculas que se formam; c) que tipo de ligação ocorre neste tipo de composto? 3) Qual é o tipo de ligação química que ocorre no composto dióxido de enxofre (SO2), mostre a representação eletrônica (Lewis) e estrutural (Kossel). 4) O que é ligação covalente dativa? Dê um exemplo? 5) Dados algumas fórmulas estruturais abaixo, qual apresenta eletrosfera iguais aos gases nobres?(Faça a fórmula eletrônica (Lewis) para cada). 6) O que é ligação metálica? Dê alguns exemplos Alguns dados importantes massa atômica: H =1u, Na =23u, Cl=35,5 u, O=16 u, F =19u

6. Lista de exercícios

UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP
FARMÁCIA E BIOQUÍMICA 24/03/2017 Funções Inorgânica Ácidos Bases Sais Óxidos Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri S.J. dos Campos - Dutra

FARMÁCIA E BIOQUÍMICA 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;

BIOMEDICINA 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

BIOMEDICINA 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

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

BIOMEDICINA 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)

BIOMEDICINA 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-

BIOMEDICINA 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

BIOMEDICINA 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.

BIOMEDICINA 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

BIOMEDICINA 2.1 Classificação de ácidos

BIOMEDICINA 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

BIOMEDICINA Tabela de Cátions e Ânions

BIOMEDICINA 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

BIOMEDICINA 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

BIOMEDICINA 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.

BIOMEDICINA 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

BIOMEDICINA 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

BIOMEDICINA 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

BIOMEDICINA 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 = NaHO4 + 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.

BIOMEDICINA 4.2 Nomenclaura 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

BIOMEDICINA 4.2 Nomenclaura 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

BIOMEDICINA 4.2 Nomenclaura dos sais b) 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)

BIOMEDICINA 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

BIOMEDICINA 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

BIOMEDICINA 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

BIOMEDICINA 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

BIOMEDICINA 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

FARMÁCIA E BIOQUÍMICA 24/03/2017 Reações Inorgânica Oxirredução Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri S.J. dos Campos - Dutra

Observe a ligação química
OXIDAÇÃO E REDUÇÃO Oxidação é a PERDA de ELÉTRONS Observe a ligação química entre os átomos de SÓDIO (1A) e CLORO (7A) Redução é o GANHO de ELÉTRONS + – Na Cl O átomo de cloro GANHOU 1 elétron O átomo de sódio PERDEU 1 elétron

NÚMERO DE OXIDAÇÃO ( Nox )
É o número que mede a CARGA REAL ou APARENTE de uma espécie química + – Na Cl Nox = + 1 Nox = – 1 Em compostos covalentes δ + δ – H Cl Nox = + 1 Nox = – 1 H H Nox = ZERO Nox = ZERO

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

__ 1ª REGRA P4 He H2 Nox = 0 2ª REGRA – Ca O Al F Nox = – 1 Nox = + 3
Todo átomo em uma substância simples possui Nox igual a ZERO P4 He H2 Nox = 0 2ª REGRA Todo átomo em um íon simples possui Nox igual a CARGA DO ÍON 2 – – 2+ Ca 3+ O Al F Nox = – 1 Nox = + 3 Nox = – 2 Nox = + 2

Alguns átomos em uma substância composta
3ª 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, 2A Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra Nox = + 2 Ca CO3 Mg Br2 Nox = + 2
Al Nox = + 3 Al O3 Al Br3 2 Nox = + 3

calcogênios (O, S, Se, Te, Po) quando for o mais eletronegativo
(no final da fórmula) Nox = – 2 Al2 O H2 S 3 Nox = – 2 Nox = – 2 halogênios (F, Cl, Br, I, At) quando for o mais eletronegativo (no final da fórmula) Nox = – 1 Al Cl H F 3 Nox = – 1 Nox = – 1

NaOH Al2O3 4ª REGRA A soma algébrica do Nox de todos os átomos em
uma substância composta é igual a ZERO NaOH Al2O3 (+1) (+1) (+3) (– 2) 2 x (+3) x (– 2) = 0 (– 2) (+1) + (– 2) + (+1) = 0 (+6) + (– 6) = 0

Ba2As2O7 (+2) (– 2) x 2 X (+2) + 2 x x + 7 x (– 2) = 0 4 + 2x – 14 = 0
10 2x = 10 x = x = + 5 2

HNO2 K2SO4 (+1) (– 2) (+1) (– 2) x x 1 X (+1) + x + 2 x (– 2) = 0

SO4 5ª REGRA A soma algébrica do Nox de todos os átomos em
Um complexo é igual à CARGA DO ÍON SO4 x x (– 2) = – 2 2 – x – 8 = – 2 x = 8 – 2 x = + 6 ( x ) (– 2)

P2O7 2 x x + 7 x (– 2) = – 4 2x – 14 = – 4 2x = 14 – 4 2x = 10 ( x )

01) (Vunesp) No mineral perovskita, de CaTiO3, o número de
oxidação do titânio é: a) + 4. b) + 2. c) + 1. d) – 1. e) – 2. + 2 x – 2 Ca Ti O3 2 + x – 6 = 0 x = 6 – 2 x = + 4

02) Nas espécies químicas BrO3 , Cl2 e Hl, os halogênios têm
números de oxidação, respectivamente, iguais a: 1 – a) – 5, zero e – 1. b) – 5, – 5 e – 1. c) – 1, – 5 e + 1. d) zero, zero e + 1. e) + 5, zero e – 1. x – 2 HI Br O3 1 – Cl2 x – 6 = – 1 Nox = zero Nox = – 1 x = 6 – 1 x = + 5

O HIDROGÊNIO nos HIDRETOS METÁLICOS tem
CASOS PARTICULARES O HIDROGÊNIO nos HIDRETOS METÁLICOS tem Nox = - 1 Ca H Al H 2 3 Nox = – 1 Nox = – 1

HIDROGÊNIO nos HIDRETOS METÁLICOS:
01) Nas espécies químicas MgH2 e H3PO4 o número de oxidação do hidrogênio é, respectivamente: a) + 1 e + 3. b) – 2 e + 3. c) – 1 e + 1. d) – 1 e – 1. e) – 2 e – 3. Nox = – 1 Nox = + 1 MgH2 H3PO4 HIDROGÊNIO nos HIDRETOS METÁLICOS: Nox = – 1

O oxigênio nos peróxidos tem
Nox = - 1 H O Na O 2 2 2 2 Nox = – 1 Nox = – 1

OXIGÊNIO nos PERÓXIDOS
01) Nos compostos CaO e Na2O2 o oxigênio tem número de oxidação, respectivamente, igual a: a) – 2 e – 2. b) – 2 e – 1. c) – 1 e – 1. d) – 2 e – 4. e) – 2 e + 1. CaO Na2O2 Nox = – 2 Nox = – 1 OXIGÊNIO nos PERÓXIDOS Nox = – 1

Fe + 2 HCl H2 + FeCl2 Esta é uma reação de OXI-REDUÇÃO +1 +2
As reações que apresentam os fenômenos de OXIDAÇÃO e REDUÇÃO são denominadas de reações de óxido-redução (oxi-redução ou redox). +1 +2 Fe HCl H FeCl2 OXIDAÇÃO REDUÇÃO Esta é uma reação de OXI-REDUÇÃO

Fe + 2 HCl H2 + FeCl2 +1 +2 REDUTOR OXIDANTE
+1 +2 Fe HCl H2 + FeCl2 REDUTOR OXIDANTE A espécie química que provoca a redução chama-se AGENTE REDUTOR A espécie química que provoca a oxidação chama-se AGENTE OXIDANTE

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