Química
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Sumário
Estrutura atômica............................................................................................................................3
Distribuição eletrônica....................................................................................................................4
Classificação periódica dos elementos.............................................................................................5
Estudo dos íons...............................................................................................................................7
Ligações químicas...........................................................................................................................7
Funções inorgânicas......................................................................................................................12
Reações inorgânicas......................................................................................................................15
Cálculo estequiométrico................................................................................................................17
Gases............................................................................................................................................18
Soluções........................................................................................................................................19
Termoquímica................................................................................................................................21
Cinética.........................................................................................................................................22
Equilíbrio químico.........................................................................................................................24
Eletroquímica................................................................................................................................26
Radioatividade..............................................................................................................................29
Classificações das cadeias carbônicas............................................................................................31
Principais radicais orgânicos..........................................................................................................32
Funções mistas em ordem de prioridade decrescente...................................................................33
Regras em reações orgânicas.............................................................................................................. 36
Acidez e basicidade dos compostos orgânicos................................................................................36
Isomeria........................................................................................................................................53
Bioquímica....................................................................................................................................53
Proteínas.......................................................................................................................................54
Glicídeos (carboidratos ou açúcares).............................................................................................54
Química do petróleo.....................................................................................................................54
Química do carvão........................................................................................................................54
Tabela periódica............................................................................................................................55
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Química
Química geral
Estrutura atômica
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Nêutron
Próton
Modelo atômico de Dalton
Elétron
•• Esferas minúsculas, maciças e sem carga.
•• Nome do modelo = Bola de bilhar.
Modelo atômico
de Niels Bohr
•• Átomo é descontínuo com predominância de espaços vazios, formado por núcleo e eletrosfera.
•• Núcleo pequeno e positivo, onde se encontram
os prótons, é no núcleo que se concentra quase
toda a massa do átomo.
•• A eletrosfera é a região ao redor do núcleo em
que os elétrons giram em órbitas circulares.
•• Os elétrons giram, espontaneamente, ao redor
do núcleo em sete órbitas circulares bem definidas, denominadas de K, L, M, N, O, P, Q sem
perder nem ganhar energia.
•• Os níveis de energia podem ser representados
pelos números de 1 a 7 denominados de números quânticos principais, representados pela
letra “n”.
Pb
Pb
Partículas
Alfa
ZnS
Q–2
P – 18
N – 32
L–8
O – 32
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Po
K–2
•• Nome do modelo = Planetário.
M – 18
•• O diâmetro do átomo é de 10 000 a 100 000
vezes maior que o diâmetro do núcleo.
IESDE Brasil S.A.
Modelo
atômico de Rutherford
Subníveis de energia
Au
Número quântico principal (n) indica o nível de
energia (ou camada eletrônica) em relação ao núcleo.
Partículas elementares
ou fundamentais
Próton Nêutron Elétron
Carga
relativa
+1
0
–1
Massa
relativa
1
1
1/1836
Camada
n
N.º máximo
de elétrons
K
1
2
L
2
8
M
3
18
N
4
32
O
5
32
P
6
18
Q
7
2
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3
Química
Número quântico secundário ( ) indica os subníveis de energia.
Subnível
s
N.º máximo de
elétrons
p
d
f
3
0
1
2
2
6
10 14
Distribuição
eletrônica
Os elétrons de qualquer átomo ficam distribuídos
na eletrosfera, preenchendo completamente os subníveis, sempre em um sentido crescente de energia,
obedecendo a seta do diagrama de Linus Pauling.
s
N.º quântico
magnético (m )
N.º de
orbitais
Subnível
Número quântico magnético (m ) indica a orientação do orbital no espaço (orbital do elétron).
0
1
0 +1
3
0 +1+2
5
0 +1+2+3
7
0
p 1
–1
d 2
–2 –1
f
3
–3 –2 –1
2s2
2p6
3s2
3p6 3d10
4s2
4p6 4d10 4f14
5s
5p6 5d10 5f14
2
6s2
6p6 6d10
7s2
7p6
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, ...
•• Camada de valência – é a última camada de um
elemento químico.
Número quântico spin (ms) indica o movimento
de rotação do elétron. Só podendo assumir dois valores: +1/2 ou –1/2.
•• Subnível mais energético ou elétron diferencial – é o último subnível a ser inserido em
uma distribuição eletrônica.
Quando os spins de um elétron estão em mesmo
sentido de rotação, há repulsão entre eles, e quando
estão em sentido contrário de rotação, eles podem
ficar no mesmo orbital.
•• Regra de Hund – em um subnível o elétron
sempre ocupa o orbital vazio, para depois ocupar o semipreenchido.
Princípio da
exclusão de Pauling
3d10
IESDE Brasil S.A.
Um orbital pode ter, no máximo, dois elétrons e
eles devem ter spins contrários.
ms + 1/2
4
1s2
N.O DE ELÉTRONS
SUBNÍVEL
NÍVEL
Átomo e elemento químico
Elemento químico é o conjunto de átomos com o
mesmo número atômico.
NOTAÇÃO:Z E A
ms – 1/2
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Química
Classificação
periódica
dos elementos
Número atômico
Número atômico (Z) é a quantidade de prótons
no núcleo desse átomo.
Z=p=e
Número de massa
Número de massa (A) é a soma do número de
prótons com o número de nêutrons de um átomo.
A=p+n
Elementos de uma mesma família ou grupo têm
as mesmas propriedades físicas e químicas por terem
sempre o mesmo número de elétrons na camada de
valência.
Isótopos, isóbaros e isótonos
Isótopos
São átomos que têm o mesmo número de prótons e diferente número de massa.
Ca40
e
20
Ca41
Isótopos do elemento hidrogênio
H1
H2
1
As dezoitos colunas
Elementos
representativos ou normais
Todos pertencentes aos de grupos A.
H3
1
Prótio
Esses elementos distribuídos em ordem crescente
de número atômico estão arrumados em sete linhas
horizontais, denominadas períodos e em dezoito filas verticais denominadas grupos ou famílias.
Elementos de um mesmo período têm o mesmo
número de camadas eletrônicas.
Relação entre os átomos
20
A classificação periódica atual está fundamentada
na lei de Moseley, que dispõe os elementos em ordem
crescente de número atômico. E muitas propriedades
físicas e químicas seguem esse mesmo princípio.
•• Elétron de diferenciação sempre em subnível s ou p.
1
Deutério
Trítio
Isóbaros
•• Camadas internas com subníveis completos.
São átomos de elementos diferentes com o mesmo número de massa.
•• O número da família ou grupo ao
qual o elemento pertence é sempre igual ao número de elétrons
em sua camada de valência.
20
Ca40
e
18
Ar40
Isótonos
São átomos de elementos diferentes com diferentes números de prótons e de massa, mas com a mesma quantidade de nêutrons.
B11
5
n=6
e
Exemplo:
1s2, 2s2, 2p6, 3s2,
3p6, 3d10
C12
6
n=6
Br
35
4s2, 4p5
Camada
de valênCamadas internas
cia com 7
completas
elétrons.
Família 7A
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5
Química
Algumas famílias do grupo A, por serem mais importantes que outras, recebem nomes especiais.
Família
1A
2A
6A
7A
0 ou 8A
Nome da
família
Metais alcalinos
Metais alcalinos-terrosos
Calcogênios
Halogênios
Gases nobres
Elementos de transição
externa ou simples
H Li Na K Rb Cs Fr ns1
Be Mg Ca Sr Ba Ra ns2
O S Se Te Po
ns2, np4
F Cl Br I At
ns2, np5
He Ne Ar Kr Xe Rn ns2 ou ns2,np6
Exemplo:
Todos pertencentes aos de grupos B.
•• elétron de diferenciação sempre em subnível d incompleto.
•• são elementos de transição externa os 3B até 8B.
Exemplo:
28
3s2, 3p6,
3d8
Tb
6s2
Antepenúltima
camada com f
incompleto
Camada
de
valência
Elemento de transição interna
Blocos s, p, d, f
4s2
Penúltima
camada Camada
de
com d
valência
incompleto
Ni
65
1s2, 2s2, 2p6, 3s2,
3p6, 3d10, 4s2, 4p6,
4d10, 4f9, 5s2, 5p6
O elétron de diferenciação de um átomo é sempre o
último a entrar no orbital do átomo e terá sempre um
lugar fixo na tabela que é dividida em quatro blocos.
IESDE Brasil S.A.
1s2, 2s2,
2p6
Camada de
valência
Elementos
Elemento de transição externa
ou simples
Elementos de
transição interna
•• Elétron de diferenciação sempre em subnível f.
•• Lantanídeos com elétron de diferenciação em subnível 4f.
•• Actinídeos com elétron de diferenciação em subnível 5f.
6
Propriedades
periódicas e aperiódicas
Raio atômico:
o tamanho do átomo
Quanto maior o número de camadas de um átomo, maior será o seu raio em uma família e, quanto
ao período, o raio cresce no sentido em que decrescem as cargas nucleares.
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Química
Em uma família: o raio atômico aumenta de cima
para baixo na tabela, devido ao número de níveis.
raio atômico
Eletropositividade
Lembre-se: não se define
eletropositividade para
gases nobres.
IESDE Brasil S.A.
É a tendência de um átomo em perder elétrons
para outro, no instante de uma ligação química.
eletropositividade
IESDE Brasil S.A.
É a força com que um átomo recebe elétron de
outro átomo, no instante de uma ligação química.
Lembre-se: não se define eletronegatividade
para gases nobres.
Potencial de ionização
IESDE Brasil S.A.
É a energia necessária para a retirada de um elétron da camada mais externa de um átomo isolado.
Potencial de ionização
Afinidade eletrônica
ou eletroafinidade
Estudo dos íons
Átomo neutro
A quantidade de prótons ( p+ ) é igual a quantidade de elétrons ( e - ).
P+ = e –
Íons
Os metais têm uma tendência a perder os elétrons
de sua última camada, transformando-se nos íons de
carga positiva denominados de cátions.
Eletronegatividade
eletronegatividade
É a energia liberada por um átomo no estado gasoso, quando este recebe um elétron.
IESDE Brasil S.A.
Em um período: o tamanho do átomo aumenta
da direita para a esquerda na tabela, devido à diminuição do número de prótons nesse sentido, o que
diminui a força de atração sobre os elétrons.
Afinidade eletrônica
ou eletroafinidade
IESDE Brasil S.A.
Generalizando
M0 + energia
M+ + e –
Os não-metais têm uma tendência a receber elétrons em sua última camada, transformando-se em
íons de carga negativa denominados de ânions.
X0 + e –
X– + energia
Ligações químicas
Regra do octeto
Todos os átomos adquirem
estabilidade química quando
apresentam 8 elétrons em sua
camada de valência, ou, 2 elétrons quando tiveram somente
a camada K.
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7
Química
Ligação iônica
Ligação covalente dupla
É a única ligação que ocorre com a transferência definitiva de elétrons do metal (cátion), para o
não-metal (ânion).
É a ligação que se forma pelo compartilhamento
de dois elétrons (um par) de cada átomo.
O resultado de sua ligação forma somente compostos iônicos.
Quando o metal perde elétrons, sofre oxidação.
Já o não-metal ao receber elétrons, sofre redução.
H
METAL
NÃO-METAL
METAL
O
O
C
O
O
O
O
C
O2
O
CO2
Fórmula
Fórmula
Fórmula
eletrônica estrutural molecular
Ligação covalente tripla
É a ligação que se forma pelo compartilhamento
de três elétrons de cada átomo.
Exemplo:
– 1e
Na
Oxidação
Na+
átomo
Cl
Redução
N
cátion
+ 1e
H
Cl –
átomo
ânion
Fórmula de Lewis ou Fórmula Eletrônica ou
Fórmula Iônica
Na+ [ Cl ] – Na+
Fórmula
de Lewis
Cl – = NaCl
Fórmula
iônica
Ligação covalente
A ligação é estabelecida pelo compartilhamento
de elétrons dos elementos denominados de nãometais (5A, 6A, 7A e H).
H
NÃO-METAL
NÃO-METAL
NÃO-METAL
N
C
N
N
N
H—C
N2
N
HCN
Fórmula
Fórmula
Fórmula
eletrônica estrutural molecular
Ligação covalente
coordenada ou dativa (
)
É a ligação formada pelo “empréstimo” de pares
de elétrons que sobram do átomo que está envolvido
na ligação covalente para satisfazer a regra do octeto. Pode ser representada por uma seta.
O
S
O
O
S
O
SO2
Fórmula
Fórmula
Fórmula
eletrônica estrutural molecular
Propriedades dos compostos covalentes
Ligação covalente simples
É a ligação que se forma pelo compartilhamento
de apenas um elétron de cada átomo.
•• Baixo ponto de fusão ( Pf ).
•• Baixo ponto de ebulição ( Pe ).
•• Não conduzem corrente elétrica quando puros.
Somente compostos covalentes polares que se
ionizam conduzem corrente elétrica.
Exemplo:
H
Br
H — Br
HBr
Cl
Cl
Cl — Cl
Cl2
Fórmula
Fórmula
Fórmula
eletrônica estrutural molecular
8
O
Propriedades dos compostos iônicos
•• Alto ponto de fusão ( Pf ).
•• Alto ponto de ebulição ( Pe ).
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Química
•• São sólidos à temperatura ambiente (25°C).
•• São condutores elétricos quando fundido ou em solução aquosa.
A tabela a seguir representa as ligações covalentes normais e dativas que os átomos podem fazer.
Família
1A
4A
5A
6A
7A
Elétrons de
valência
1
4
5
6
7
Representação
E
E
E
E
E
3 simples e 1
dativa
2 simples e 2
dativas
—C—
4 simples
Ligações
Covalentes
normais e
Dativas
2 simples e 1
dupla
1 ligação
simples
H—
C
2 duplas
1 simples e 1
tripla
N
C
—C
O
1 simples 1
dupla e até 1
dativa
1 simples e 3
dativas
1 dupla e até
duas dativas
—N
— Br
O
Orbitais moleculares do tipo sigma
Orbitais
atômicos
s
Orbitais
moleculares
s
(s – s)
+
s
Cl
H
+
Cl
H
(s – p)
p
+
p
H
H
H
IESDE Brasil S.A.
Na ligação covalente, os elétrons que participam da ligação deixam seus orbitais atômicos de origem e
passam a ocupar um novo orbital chamado de molecular, onde esse compreende os dois núcleos dos dois
átomos que estão se ligando.
H – Cl
(p – p)
p
Cl – Cl
Cl
Orbitais moleculares do tipo P
p
p
IESDE Brasil S.A.
Surge da interpenetração de dois orbitais do tipo p, quando em paralelo e quando também já existe uma
ligação sigma entre eles.
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9
Química
Hibridação
Hibridação
Elementos
—C—
Geometria
Ângulo
— Si —
109028’
sp3
— Ge —
sp2
O na H2O
Angular
104030’
N na NH3
Piramidal
1070
C
—C
sp
1200
B—
C
180o
— Be —
Ligação metálica
H2
É a ligação que ocorre entre íons e átomos de metais, também conhecida como liga metálica.
Metal
O
=0
C
O
=0
Moléculas polares: são aquelas formadas quando o momento dipolar é não nulo (≠ 0), ou quando
os átomos envolvidos na ligação são iguais.
Metal
Polaridade das ligações
 Observação
Ligação covalente apolar: é aquela formada por
átomos idênticos ou de mesma eletronegatividade.
Moléculas formadas por dois átomos, sendo um
deles o C, Si, Ge ou Be, resultará em uma molécula
apolar.
H—H
Cl — Cl
O
O
Ligação covalente polar: é aquela formada por
átomos diferentes ou de eletronegatividade diferentes, onde os elétrons se deslocam para o lado do
átomo de maior eletronegatividade, criando um momento dipolar (µ).
H+ — Cl –
O
C
O
Polaridade das moléculas
Moléculas apolares: são aquelas formadas por átomos idênticos ou com momento dipolar nulo (= 0).
10
CO2
H+ — H+
HCl H+
Cl –
H 2O
H
0
O
0
H
Forças intermoleculares
Forças dipolo-dipolo
Forças que se dão entre moléculas polares,
ou seja, que apresentam extremidades com
dipolo elétrico permanente (momento dipolar
diferente de zero).
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Química
H — Cl
H — Cl
H — Cl
H—H
Força dipolo-dipolo
Força de Van der Walls
Ponte de hidrogênio
Ligação metálica
Forças de atração que se estabelecem, principalmente, quando o hidrogênio se liga ao
flúor, nitrogênio e oxigênio, nos estados sólidos ou líquidos, sendo mais forte que a dipolodipolo.
H
H—H
ligado a
FON
É aquela formada por íons e átomos de metais,
através de elétrons livres, que formam uma nuvem
eletrônica, a qual mantém unidos os íons metálicos.
Propriedades dos
compostos metálicos
•• Brilho metálico.
•• Ponto de fusão e ebulição elevados.
Força de Van der Walls
•• Maleabilidade.
Em moléculas apolares aparece uma força de interação mais fraca que a dipolo-dipolo.
•• Ductibilidade.
•• Ótimos condutores de eletricidade.
Quadro comparativo de propriedades dos compostos
Compostos
iônicos
Forças
intermoleculares
Compostos
moleculares
Compostos
metálicos
Eletrostática
Dipolo-dipolo e
Van der Walls
Ligação metálica
Forte
Fraco
Forte
Elevado
Baixo
Elevado
Conduzem
eletricidade
quando
Fundidos ou em
solução
Não conduzem
quando puros
Líquidos e sólidos
Solúveis em
solvente
Polares
Polares e apolares
Intensidade
relativa das
forças
Ponto de
fusão e ebulição
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11
Química
Funções
inorgânicas
Hidrácidos
HF
Ácido fluorídrico
HCl
Ácido clorídrico
HBr
Ácido bromídrico
Número de oxidação (nox)
HI
Ácido iodídrico
H2S
Ácido sulfídrico
Regras práticas
para determinar o nox
HCN
Ácido cianídrico
HNC
Ácido isocianídrico
H3[Fe(CN)6] Ácido ferricianídrico
•• Todo elemento simples tem nox
igual a zero.
•• O nox de um íon é sempre igual
à carga do íon.
•• O somatório dos nox de todos
os elementos de uma molécula
é sempre igual a zero.
•• Em uma fórmula iônica o somatório dos nox de todos os
elementos é sempre igual à
carga iônica da fórmula.
H4[Fe(CN)6] Ácido ferrocianídrico
Oxiácidos: são ácidos que apresentam o átomo
de oxigênio em sua fórmula. E sua nomenclatura
varia com o número de oxidação do átomo central.
Tendo a terminação oso para o menor nox e ico para
o maior nox.
Elemento
N.º de H no ácido
NOX Elementos
Observações
Hipo..................oso
P Mn*
As Cr*
Sb S
H
H3
H2
+1
-
Ác .....................oso
+3
+4
Ác ......................ico
+5
+6
Per......................ico
+7
+7*
+1
Família
1A, Ag e
H*
*quando o H estiver ligado aos
metais terá nox
igual a -1
+2
Família
2A e Zn
-
+3
Al e Bi
-
 Observação
-3
N* e P*
-2
O* e S*
-1
Família
7A *
*sempre que forem os mais eletronegativos em
uma fórmula
*Para que esses elementos tenham nox igual a 7
no prefixo per...., as suas fórmulas terão que ter somente um átomo de H.
Oxiácidos que desobedecem as regras de nomenclatura.
Ácidos
12
Nome do ácido
N
Cl
Br
I
Os ácidos têm
duas classificações
H2CO3
Ácido
carbônico
H3BO3
Ácido bórico
Hidrácidos: são ácidos que em sua fórmula não
apresentam o átomo de oxigênio e se caracterizam
pela terminação ÍDRICO.
H4SiO4
Ácido
ortosilíssico
H2CrO4
Ácido crômico
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Química
Prefixos orto – meta – piro
Nomenclatura das bases
Orto – usa-se esse prefixo (não obrigatoriamente)
para a maior hidratação possível do ácido.
Para elementos de nox fixo tem-se a seguinte fórmula:
Meta – usa-se esse prefixo quando o ácido apresenta uma molécula de água a menos que os ácidos
de prefixo orto.
Orto – H2O
Piro – usa-se esse prefixo quando se duplica a molécula do ácido orto, e retira-se uma molécula de água.
2 x orto – 1 H2O
Conceitos modernos
de ácidos e bases
forma OH –
Bases
Brönsted-Lowry
Ácidos
(Teoria protagônica
pares conjugados)
Bases
Ácidos
Lewis
(Teoria eletrônica)
Bases
Exemplo:
NaOH – hidróxido de sódio.
Para elementos de nox variável tem-se a seguinte
fórmula:
Hidróxido (elemento)
forma H+ (H3O+)
Ácidos
Arrhenius
(solução aquosa)
Hidróxido de (nome do elemento)
substância que
doa prótons (H+)
substância que
recebe prótons (H+)
espécie química
capaz de receber
par eletrônico
espécie química capaz
de doar par eletrônico
Exemplo:
Fe(OH)2 = hidróxido ferroso.
Fe(OH)3 = hidróxido férrico.
Ou
Hidróxido de (elemento) +
A ionização dos ácidos se dá através da liberação
de H+ que se une às moléculas de água, formando
H3O+ (hidrônio ou hidroxônio).
Exemplo:
Exemplo:
Fe(OH)3 = hidróxido de ferro III.
Tabela dos principais cátions
+1
+2
HNO3 + H2O
H3O+ + Cl–
H3O+ + NO3–
Bases ou hidróxidos
São compostos iônicos que em solução aquosa
sofrem dissociação iônica liberando como único tipo
de ânion os íons OH – (hidroxila).
NaOH + H2O
nox do elemento
em algarismo
romano
Fe(OH)2 = hidróxido de ferro II.
Ionização dos ácidos
HCl + H2O
oso (menor nox)
ico (maior nox)
Na+ + OH –
+3
+4
+1 ou
+2
+1 ou
nox dos +3
cátions
+2
ou
+3
+2
ou
+4
+3
ou
+5
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Li Na K Rb Cs Fr Ag
Be Mg Ca Sr Ba Ra
Zn Cd
Al Bi
Si
Cu Hg
Au
Fe Co Ni Cr
Sn Pb Mn Pt
As Sb
13
Química
Sais
Tabela dos principais ânions.
Sais são compostos iônicos que possuem, pelo menos, um cátion diferente de H+, e um ânion diferente
de OH–.
MONOVALENTES
F
fluoreto O
–
A obtenção de um sal se dá pela reação de salificação ou de neutralização de um ácido com uma
base.
Nomenclatura dos sais
ClO –
A nomenclatura dos sais deriva do nome do ânion
(base) seguida do nome do cátion (ácido). Onde o
nome do cátion que é derivado de um ácido com o
sufixo trocado.
Ânion + cátion
Terminação do
ácido
Terminação do
sal
ico
ato
hídrico
eto
oso
ito
–2
sulfito
hipoclorito SO4 –2
sulfato
ClO2–
clorito S2O3–2
tiosulfato
ClO3
clorato CO3–2
carbonato
–
ClO4 –
perclorato C2O4 –2
oxalato
NO2–
nitrito SiO3–2
metassilicato
NO3–
nitrato HPO3–2
fosfito
CN –
cianeto CrO4 –2
cromato
OCN –
cianato Cr2O7–2
dicromato
SNC–
tiocianato MnO4 –2
manganato
metafosfato MnO –2
PO3–
H2PO2
hipofosfato Pbo2
–
AlO2–
OH
H
–
plumbito
aluminato Pbo3–2
plumbato
manganato S2O6 –2
hipossulfato
hidróxido S2O7–2
pirossulfato
arsenito P2O6
–3
BO3
borato Fe(CN)6
–3
Fe(CN)3
Os sais podem ser
classificados como
pirofosfato
hipofosfato
–4
arseniato SiO4 –4
AsO4 –3
Cloreto
de Sódio
TETRAVALENTES
fosfato P2O7–4
–3
AsO3
H2O + NaCl
manganito
–2
hidreto
–
PO4
HCl + NaOH
sulfeto
iodeto SO3
–
TRIVALENTES
Ácido
Hidróxido
Clorídrico de Sódio
peróxido
brometo S –2
Br –
MnO4 –
Exemplo:
óxido
cloreto O2–2
Cl –
I
BIVALENTES
–2
–3
silicato
–4
ferrocianeto
ferricianeto
Óxidos
Sais ácidos: possui em sua fórmula H .
Sais básicos: possui em sua fórmula OH –.
Sais neutros: sem H+ e OH – em sua fórmula.
Sais duplos: apresentam em sua fórmula dois
cátions ou dois ânions diferentes.
+
Óxidos são compostos binários onde o oxigênio é
o elemento mais eletronegativo.
Exemplo:
CaO, Na2O, CO2, SO3
Nomenclatura dos óxidos
Nomenclatura de óxidos com elementos de nox
fixo.
14
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Química
Exemplo:
Óxido de (elemento)
FeO – óxido ferroso.
Fe2O3 – óxido férrico.
Exemplo:
Elementos formadores de vários óxidos
CaO – óxido de cálcio.
Se um elemento formar mais de dois óxidos,
usam-se o prefixo mono, di, tri etc.
Nomenclatura de
elementos com nox variável
Exemplo:
NO monóxido de mononitrogênio.
Óxido (elemento)
N2O monóxido de dinitrogênio.
oso (menor nox)
ico (maior nox)
N2O3 trióxido de dinitrogênio.
Classificação dos óxidos
Óxido
Básico
Característica
Metal com nox < 3
Nox do oxigênio
Obs.
-2
Apresentam caráter iônico.
Ácido
Metal com nox > 4
-2
Apresentam caráter covalente.
Neutros
CO, NO, N2O
-2
Anfóteros
ZnO, Al2O3, Fe2O3
-2
Duplo
E 3O 4
-2
Peróxido
Metal de nox < 3 e H
-1
Óxidos covalentes e não reagem com água.
Comportam-se como óxido ácido na presença de
uma base e vice-versa.
Resultam na combinação de dois óxidos de um
mesmo elemento.
Apresenta em sua estrutura o grupo O2–2.
Superóxido Metal de nox > 3
–
1
2
Apresenta em sua estrutura o grupo O4 –2.
Reações
inorgânicas
2Mg(s) + 1 O2(g)
Reações de
síntese ou adição
Vários reagentes se transformando em um único
produto.
Síntese total
Todos os reagentes são substâncias simples.
N2(g) + 3H2(g)
2MgO(s)
2NH3(g)
Síntese parcial
Quando um dos reagentes é uma substância composta.
NH3(g) + H2O(l)
NH4OH
CaO(s) + CO2(g)
CaCO3(s)
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15
Química
Reação de análise
ou decomposição
Tabela de solubilidade
Quando um único reagente dá origem a vários
produtos.
CaCO3(s)
CaO(s) + CO2(g)
Reação de deslocamento
ou simples troca
A + BC
Exceções
NH4+ e metais alcalinos
Solúvel
–
Nitratos NO3
Nitritos NO2–
Solúvel
–
Percloratos ClO4 –
Solúvel
KClO4
Acetatos
Solúvel
–
Haletos
F – Cl – Br – I –
Solúvel
Ag+
Pb+2
Hg+2
Sulfatos SO4 –2
Solúvel
Pb+2 2A
Insolúvel
NH4+,1A,
2A ,
AC + B
Exemplo:
ZnCl2(aq) + H2(g)
Carbonatos CO3
–2
Fosfatos PO4
Oxalatos
–
Hidróxidos OH
Óxidos
HCl
H2SO4
HI
AD + CB
Para que ocorra a troca entre os cátions e os ânions
desse tipo de reação há certas condições a se verificar
com um dos produtos em relação aos reagentes.
H2S
HCN
Mais
fraco
H3PO4
H2CO3
Tabela de grau de ionização (força)
Fortes
Ácidos
Produto em relação
aos reagentes
HClO4, HI, HBr, HCl,
HNO3, H2SO4
Moderados HF, H3PO4, HNO2, H2SO3
Fracos
CH3COOH, H2S, HCN,
H2CO3
Fortes
Alcalinos e alcalinosterrosos
Fracos
NH4OH aminas e demais
metais
Fortes
Praticamente todos
quando em solução
Bases
Sais
16
Ácidos
não-voláteis
HF
Reação que ocorre entre substâncias compostas,
quando há troca de cátions e ânions.
Mais
volátil
NH4+ e
Insolúvel metais
alcalinos
Ácidos voláteis
Reação de dupla troca
Menos
solúvel
–2
Tabela de volatilidade
Para que essa reação ocorra, é necessário que o
elemento que compõe a substância simples seja mais
reativo que o elemento deslocado.
AB + CD
–
Sulfetos S –2
É quando um elemento de uma substância simples substitui outro de uma substância composta.
Zn(s) + 2 HCl(aq)
Regra
Compostos
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Química
Tabela de reatividade eletrolítica para METAIS e AMETAIS
Cresce a reatividade
Mais reativo que o hidrogênio
Os
Li Rb
K
Menos reativo
Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co N
Sn Pb
H
Sb As Bi Cu Hg Ag Pt Au
Cresce a reatividade
F
O
N
Cl
Br
I
S
C
P
Reações de oxirredução
São reações que ocorrem com variação de nox
dos elementos envolvidos.
Reação de oxidação
Reação de redução
Aumento de nox
Diminuição de nox
Perda de elétrons
Ganho de elétrons
Agente redutor
Agente oxidante
Semirreação de oxidação
Cu0
Cu+2 + 2e –
Acerte os coeficientes estequiométricos da reação.
Cálculo com base em uma regra de três cuidando
das unidades trabalhadas.
Lei de Lavoisier: em um sistema fechado, a
massa total dos reagentes é igual à massa total
dos produtos.
Lei de Proust: toda a substância apresenta
uma proporção constante, em massa, na sua
composição e a proporção na qual as substâncias reagem e se formam é constante.
Perda de e –
Semirreação de redução
2Ag+ + 2e –
2Ag 0
Ganho de e –
Cálculo
estequiométrico
É a relação entre as quantidades de reagentes e
produtos que participam de uma reação.
Lembre-se:
Escreva a reação com a qual está trabalhando.
Lei de Gay-Lussac: nas mesmas condições
de pressão e temperatura (CNTP) os volumes
dos gases participantes de uma reação química
mantêm entre si uma relação de números inteiros e pequenos.
Relação para
cálculo estequiométrico
6,02x1023
átomos
Massa
ou núme- 22,4 L
1 mol
em
ro de
gramas
moléculas
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17
Química
Físico-Química
Gases
Lei de Boyle-Mariote
Um gás ideal é aquele formado por moléculas,
átomos ou íons, todas essas partículas admitem-se
terem o mesmo tamanho.
As partículas têm movimentos livres e desordenados e não se atraem ou se repelem mutuamente.
As variantes de estado
Pressão: provocada pelos choques entre as
partículas.
Temperatura: proporcional à energia cinética
das moléculas.
P1V1 = P2V2
Transformação
isométrica ou isocórica
Quando a transformação se realiza a um volume
constante, a pressão do gás é diretamente proporcional a sua temperatura.
Lei de Charles e Gay-Lussac
P1
Volume: ocupa por totalidade o recipiente que
o guarda.
Equação de Clapeyron
PV = nRT
P = pressão em atm ou mmHg
V = volume em litros
T1
=
P2
T2
Transformação isobárica
Quando uma transformação se realiza a uma
pressão constante, o volume do gás é proporcional
a sua temperatura.
Lei de Charles e Gay-Lussac
n = número de mols
R = constante dos gases = 0, 082 atm.L/K.MOL
V1
62,3 mmHg.L/K.MOL
T1
T = temperatura em Kelvin
Transformações gasosas
T1
=
P2V2
T2
T
=
P1V1
T1
+
P2V2
T2
+ ... +
T2
Transformação isotérmica
Quando a transformação se realiza à temperatura constante, o volume que esse gás ocupa é inversamente proporcional a sua pressão.
18
V2
Misturas gasosas
PV
P1V1
=
Relações parciais de gases
Fração
molar
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X=
nA
nT
PnVn
Tn
Química
Pressão
parcial
PA = X A . TA
Volume
parcial
VA = X A . V T
Outras relações de gases
Densidade
P.M
RT
; g/L
Em CNTP
d=
P.M
22,4
Solução
diluída
é aquela que contém pouco soluto em relação ao solvente.
Solução
concentrada
é aquela que contém bastante
soluto em relação ao solvente.
De acordo com
a natureza do soluto
Em todas as condições
d=
De acordo com a
proporção soluto solvente
; g/L
Soluções
Qualquer tipo de mistura homogênea pode ser
chamada de solução.
Toda a substância que existe em maior quantidade é chamada de solvente.
Todas as demais substâncias em uma solução são
chamadas de soluto.
Solução iônica
Solução em que o soluto é um
composto iônico.
Solução
molecular
Solução quando o soluto é um
composto molecular.
Tipos de solução
Solução
insaturada
é quando a quantidade de soluto adicionado não atinge o
ponto de saturação.
Solução
saturada
é quando a quantidade de soluto adicionado atinge o ponto
de saturação.
Solução
supersaturada
é quando a quantidade de soluto adicionado ultrapassa o
ponto de saturação (corpo de
fundo).
Classificação de solução
De acordo com seu
estado de agregação
Solução
gasosa
Quando todos os componentes são gases.
Solução
líquida
Quando o solvente é
um líquido.
Solução
sólida
Quando soluto e solvente são sólidos (ligas metálicas).
 Observação
Ponto de saturação é a capacidade que o solvente tem de dissolver um determinado soluto.
Grau de
solubilidade
É a quantidade de soluto que
um solvente pode dissolver em
uma determinada temperatura
e pressão.
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19
Química
Aspectos quantitativos das soluções
é o quociente entre a massa do
soluto e o volume da solução.
Concentração
comum
C=
N=
m1
é o quociente entre o número
de mols do soluto e o volume
da solução.
M=
V
m1
V1
n1
n
ou X 2 =
n2
n
não tem unidade
é o quociente entre o número
de mols do soluto e a massa do
solvente em gramas.
Molalidade
W=
n1
m2
como n1 =
então W =
20
é a massa de uma substância,
que durante uma reação química, movimenta um mol de
cargas positivas ou negativas.
mol
X
+
C = 1000 x d x T = M x mol = N x eqg
É acrescentar a uma solução já existente, um solvente puro com o intuito de diminuir a sua concentração.
é o quociente entre o número
de mols do soluto e o número
de mols da solução.
X1 =
eqg.X
Diluição de solução
V
não tem unidade
Fração molar
do soluto
m1
Relação entre todas
as unidades de concentração
M
é o quociente entre o volume
do soluto e o volume total da
solução.
=
m1
eqg
X = N. de H quando ácido.
N.o de OH – quando base.
N.o de cargas + (cátions) ou
– (ânions) quando sal.
o
não tem unidade
Título em
volume
como E =
Eqg =
é o quociente entre a massa
de soluto e a massa total da
solução.
=
Equivalente-grama (eqg)
n1
unidade = mol/L
Título em
massa
E
V
temos N =
V
unidade = massa em (g)
volume em (L)
Molaridade
é o quociente entre o número de
equivalente-grama do soluto e o
volume da solução em litros.
Normalidade
n1
mol.m2
m1
mol
Em termos de concentração comum (C)
C1 x V1 = C2 x V2
Em termos de concentração molar (molaridade) (M)
M1 x V1 = M2 x V2
Em termos de concentração normal (normalidades) (N)
N1 x V1 = N2 x V2
Misturas de
soluções de mesmo soluto
É a mistura de mais de uma solução já existente,
com o intuito de formar uma nova solução.
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Química
Em termos de concentração comum (C)
C x V = C1 x V1
+ C2 x V2
Em termos de concentração molar
(molaridade) (M)
M x V = M1 x V1
+ M2 x V 2
Em termos de
concentração normal
(normalidades) (N)
N x V = N1 x V1
+ N2 x V2
Diagrama de
energia de uma reação
Endotérmica
Exemplo:
C + 2S
CS2
H = + 19kcal
CS2
Entalpia (Kcal)
Hp
Termoquímica
Definição
H
Hr
“Parte da química que estuda as reações que liberam e absorvem calor”.
H>0
Hp > Hr
C + 2S
caminho da reação
Endotérmica: reações que absorvem calor.
Exotérmica: reações que liberam calor.
Energia interna
Diagrama de
energia de uma reação
Exotérmica
Endotérmica
Exemplo:
C + O2
Ep > Er
E>0
Exotérmica
Ep < Er
E<0
C + O2
Entalpia (Kcal)
Hr
“quantidade de energia existente em uma reação
química”.
H – variação de energia
H
H<0
Hp < Hr
CO2
Hp
caminho da reação
Ep – energia interna dos produtos.
Er – energia interna dos reagentes.
CO2 H = - 94kcal
Estado padrão
•• p = 1atm ou 760mmHg
•• substância simples
•• estado alotrópico mais estável
H = H(produtos) – H(reagentes)
•• estado físico mais estável
•• T = 25oC (298K)
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21
Química
Tipos de Entalpia
C + ½ O2
CO
H = -26,4kcal
CO2
H = -67,7kcal
CO2
H = -94,1kcal
CO + ½ O2
Entalpia de formação
C + O2
“Calor liberado ou absorvido na formação de 1
mol de uma substância a partir dos reagentes no estado padrão”.
3. Multiplicando ou dividindo a equação por um
número diferente de zero, o H também será
multiplicado ou dividido por tal número.
H>0
C + O2
H<0
CO2
2C + 2O2
Entalpia de combustão
“Calor liberado na combustão de 1 mol de reagentes no estado padrão”.
2CO2
H = -94,1kcal (x2)
H = -188,2kcal
Entropia (S)
“Grandeza termodinâmica associada ao grau de
desordem de um sistema”.
H<0
Entalpia de neutralização
“Calor liberado na neutralização de 1 equivalentegrama de ácido com 1 equivalente-grama de base no
estado padrão”.
Entalpia de ligação
Ligação formada
H<0
Ligação rompida
H>0
desordem
entropia
S>0
desordem
entropia
S<0
Energia livre de Gibbs (G)
“Energia máxima que o sistema pode liberar em
forma de trabalho útil”.
G= H–T S
G > 0 – reação não-espontânea.
G < 0 – reação espontânea.
Lei de HESS
G = 0 – reação em equilíbrio.
“A variação de entalpia de uma reação depende
somente dos estados inicial e final da reação”.
Cinética
Consequências
1. Reações termoquímicas podem ser somadas.
CO
C + ½ O2
C + ½ O2
CO
H = +26,4kcal
H = -26,4kcal
2. Invertendo a equação termoquímica muda-se
o sinal do H.
22
Definição:
“Parte da química que estuda a velocidade das
reações”.
 Observação
Nesse estudo admite-se a presença de uma fase
intermediária (complexo ativado).
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Química
Diagrama energético
Exemplo:
Reação:
Exemplo:
aA + bB
N + 1/2O2
NO
cC + dD
Equação:
V = K.[A]a.[B]b
N + 1/2O2
Energia
Ea
K – constante de velocidade
NO (H<0)
[A] – molaridade de A
[B] – molaridade de B
caminho da reação
Considerando A e B no estado gasoso:
Ea – energia de ativação do complexo ativado.
V = K.pAa.pBb
Velocidade média de uma reação
p = pressão parcial.
Vm =
n
t
n – variação de n.o de mols.
Temperatura (lei de Van’t Hoff)
“A temperatura acarreta um aumento na velocidade das reações”.
t – variação do tempo da reação.
T
Condições para que uma reação aconteça
Fundamentais:
Afinidade.
Contato entre os reagentes.
Acessórias:
V
Catalisador
“Aumenta a velocidade da reação, sem ser consumido”.
Frequência.
Eficiência das colisões.
Reagentes
com catalisador
sem catalisador
Concentração dos reagentes (lei da ação
das massas ou lei de Guldberg – Waage)
“A velocidade é diretamente proporcional ao
produto das concentrações molares dos reagentes
elevado ao expoente que são seus coeficientes”.
Ea
Energia
Fatores que influem na
velocidade de uma reação
Produtos
caminho da reação
Inibidor
“Diminui a velocidade da reação, e é consumido
na mesma”.
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23
Química
Equilíbrio químico
Kc (constante de equilíbrio e
função da concentração molar)
“Ocorrem somente em reações reversíveis”.
xA + yB
V1
V2
zC + tD
Condições para uma
reação estar em equilíbrio
V1=V2
Velocidade
V1
[A]X.[B]Y
Não entram substâncias sólidas.
Kp (constante de equilíbrio em
função das pressões parciais)
pCz.pDt
pA x.pBy
Relação entre Kc e Kp
teq
tempo
teq – tempo para a reação atingir o equilíbrio.
Concentração dos
reagentes dos produtos é
constante com o passar do tempo
Concentração
[C]Z.[D]T
Só é alterado pela temperatura.
Kp =
V2
Kp = Kc.(RT) n
R – constantes dos gases ideais
0,082 atm.L.mol –1K–1
62,3 mmHg.L.mol –1.K–1
T – temperatura absoluta (K)
n – variação de n.o de mols
[R]
n = (z + t) – (x + y)
[C] e [D]
Deslocamento de equilíbrio
[P]
[A] e [B]
teq
Princípio de Le Chatelier
tempo
teq – tempo para a reação atingir o equilíbrio.
Constantes de equilíbrio
Equação geral
K=
24
Kc =
[produtos]m
[reagentes]n
“Quando uma força externa age sobre um sistema em equilíbrio, ele se desloca, procurando fugir da
força aplicada”.
Fatores que
deslocam o equilíbrio
Um aumento na pressão força a reação no sentido em
que o volume diminui e vice-versa.
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Química
Um aumento na temperatura desloca o equilíbrio
no sentido da reação endotérmica e vice-versa.
pH e pOH
p = – log
A adição de uma substância desloca o equilíbrio
no sentido da reação que a consome.
pH = –log [H+]
pOH = –log[OH –]
A retirada de uma substância desloca o equilíbrio
no sentido da reação que a forma.
Relação entre pH e pOH
Adição de catalisador no equilíbrio
Não desloca o equilíbrio, apenas aumenta a velocidade da reação.
Equilíbrio iônico
.
1–
– grau de ionização.
n. de moléculas ionizadas
o
n.o de moléculas dissolvidas
depende da temperatura e da molaridade ( )
Produto iônico da água
H2O
basicidade – [OH –] – pH
2
Ki – constante de ionização.
=
 Observação
acidez – [H+] – pH
“Em reações de ionização em equilíbrio usamos a
lei de Ostwald”.
Ki =
pH + pOH = 14
H+ + OH –
Kw – Constante de hidrólise
Kw = Ki.[H2O] = [H+].[OH –]
pH de 1 à 6,99
Ácido
pH igual a 7,00
Neutro
pH de 7,01 à 14,00
Básico
Solução tampão
“Solução que não varia de pH quando recebe
quantidades pequenas de ácido ou base”.
Exemplo:
CH3COONa + CH3COOH
Hidrólise de sais
“Reação do sal com água, cujo produto é um ácido e uma base”.
sal + água
ácido + base
Exemplo:
NH4Cl + H2O
HCl + NH4OH
Onde ocorrem as hidrólises salinas
à 25oC
Kw = 10 –14
[H+]
[OH ]
–
acidez
basicidade
íon fraco
reação de
hidrólise
pH do
meio
Ácido Forte
Base Forte
não
tem
não ocorre
=7
Ácido Forte
Base Fraca
cátion
ocorre
<7
sal de
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25
Química
Ácido Fraco
Base Forte
ânion
ocorre
>7
Ácido Fraco
Base Fraca
cátion e
ânion
ocorre
~7
Constantes de hidrólise (Kh)
Kh =
Ácido Fraco
Base Forte
Kh =
Ácido Fraco
Base Fraca
Kh =
Exemplo:
Kw
Kb
Ka
Kw
Fluxo de elétrons
Ânodo
–
Circuito
Ponte salina
Cátodo
+
Ka.Kb
Oxidação – Zn
n.o de mols hidratados
n. inicial de mols
Zn2+ + 2e –
Redução – Cu2+ + 2e –
Cu
Semirreações
o
Oxidação
Eletroquímica
Zn0
“Parte da química que estuda a relação entre a
reação química e a produção de energia elétrica”.
 Observação
Pilha
No eletrodo de zinco há a corrosão da placa e o
aumento na concentração de cátions Zn2+.
“Parte da química que estuda as reações de “oxidorredução” que produzem ou que são produzidas
pelas correntes elétricas”.
Reação redox
espontaneamente
Corrente elétrica
Convenção para pilhas
Cátodo (+)
Eletrodo onde ocorre a reação de redução.
Recebe elétrons do sistema.
Sofre deposição de massa.
Concentração da solução diminui.
26
Pilha de zinco e cobre (Pilha de DANIELL)
Kw
Grau de hidrólise ( .h)
.h =
Eletrodo onde ocorre a reação de oxidação.
Cede elétrons para o sistema.
Sofre corrosão.
Concentração da solução aumenta.
IESDE Brasil S. A.
Ácido Forte
Base Fraca
Ânodo (-)
Zn2+ + 2e –
E0 = +0,76V
Redução
Cu2+ + 2e –
Cu0
E0 = +0,34V
 Observação
No eletrodo de cobre há o aumento da massa da
placa e a diminuição na concentração de ânions Cu2+,
na solução.
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Química
Reação global
Zn
 Observação
Zn
+ 2e E
=
+0,76V
Cu2+ + 2e –
Cu0
E0
=
+0,34V
0
2+
Zn0 + Cu2+
–
0
Zn2+ + Cu0
E = 1,10V
Na eletrólise, o fluxo de elétrons criado pelo gerador (bateria) vai do ânodo para o cátodo.
Potencial padrão (E0)
“É determinado acoplando-se esse eletrodo a um
eletrodo de padrão de hidrogênio e medindo-se a diferença entre os dois”.
Eletrólise
“Processo inverso do que ocorre na pilha, isto é, a
corrente elétrica é que provoca uma reação de ‘oxidorredução’.”
Convenção para eletrólise
25 C
1atm
Solução molar
o
E0(H2) = 0,00V
Reação:
2H+ + 2e –
Ânodo (+)
•• Eletrodo onde ocorre a oxidação.
•• Cede elétrons para o sistema.
•• As partículas positivas são atraídas pelo ânodo,
onde se oxidam.
H2
Diferença de potencial ( E0)
“Dada pela diferença de potencial entre o eletrodo de maior valor e o eletrodo de menor valor”.
E0 = E0 (red>) – E0(red)
Cátodo (-)
•• Eletrodo onde ocorre a redução.
•• Recebem elétrons do sistema.
•• As partículas negativas são atraídas pelo cátodo
onde se reduzem.
Bateria
e–
Cátodo
IESDE Brasil S.A.
Célula eletrolítica
Ânodo
•• Potencial positivo indica que a semirreação é
espontânea no sentido em que está escrita.
•• Potencial negativo indica que a semirreação
é espontânea no sentido inverso ao que está
escrita.
Exemplo:
e–
Considerações sobre o potencial
•• Quanto maior o potencial de redução, mais
forte é o oxidante.
•• Quanto maior o potencial de oxidação, mais
forte é o redutor.
•• Quanto maior o potencial, maior é a tendência da semirreação ocorrer no sentido em que
está escrita.
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27
Química
Tabela dos potenciais
Potencial
de redução
(E0red)
Estado
reduzido
Estado
oxidado
Potencial
de oxidação
(E0oxid)
+3,04
–3,04
Li
Li+ + e –
–2,92
K
K+ + e –
+2,92
–2,90
Ba
Ba2+ + 2e –
+2,90
–2,89
Sr
Sr2+ + 2e –
+2,89
–2,87
Ca
Ca2+ + 2e –
+2,87
–2,71
Na
Na + e
–2,37
Mg
Mg2+ + 2e –
+2,37
–1,66
Al
Al3+ + 3e –
+1,66
+
+2,71
–
Mn
Mn
H2 + 2(OH) –
2H2O + 2e –
+0,83
–0,76
Zn
Zn2+ + 2e –
+0,76
–0,74
Cr
Cr3+ + 3e –
+0,74
–0,48
S2–
S + 2e –
+0,48
–0,44
Fe
Fe2+ + 2e –
+0,44
–0,28
Co
Co2+ + 2e –
+0,28
–0,23
Ni
Ni
–
+0,23
–0,13
Pb
Pb2+ + 2e –
+0,13
0,00
2+
+ 2e
+ 2e
–
+1,18
H2
2H + 2e
+0,15
Cu+
Cu2+ + e –
+0,34
Cu
+0,40
2(OH)
+0,52
Cu
Cu+ + e –
–0,52
+0,54
2l
I2 + 2e
–0,54
+0,77
Fe2+
Fe3+ + e –
–0,77
+0,80
Ag
Ag+ + e –
–0,80
+0,85
Hg
Hg2+ + 2e –
–0,85
+1,09
2Br
Br2 + 2e –
+1,23
H2O
2H + 1/2O2 + 2e
+1,36
2Cl–
Cl2 + 2e –
–1,36
+2,87
2F –
F2 + 2e –
–2,87
+
0,00
–
–0,15
Cu2+ + 2e –
–
H2O + 1/2O2 + 2e
–
–
–0,34
–
–
+
ORDEM CRESCENTE DE AÇÃO REDUTORA
ORDEM CRESCENTE DE AÇÃO OXIDANTE
–1,18
–0,83
2+
–0,40
–1,09
–
–1,23
Leis de Faraday (F)
“A massa do elemento eletrolisado é diretamente proporcional ao seu equivalente-grama”.
m = K.E
28
“A massa do elemento eletrolisado é proporcional à carga elétrica que atravessa a solução”.
m = K.Q
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Química
Beta ( )
Onde:
m = massa formada no eletrodo
K = constante de proporcionalidade
E = equivalente-grama da substância produzida
no eletrodo
Q = carga elétrica
Equação geral da eletrólise
m=
i.t.E
96 500
Natureza: elétron
Notação: –1 0
Carga elétrica relativa: -1
Massa relativa: 0
Gama ( )
Natureza: onda eletromagnética
Notação:
Carga elétrica relativa: 0
Massa relativa: 0
Onde:
m = massa (g)
t = tempo (s)
i = carga elétrica (A)
E = equivalente-grama
1F = 96 500C = 1mol de elétrons
Radioatividade
“Propriedade que alguns elementos naturais e artificiais têm de emitir partículas e radiações eletromagnéticas”.
Fenômeno relacionado
somente ao núcleo atômico
Principais radiações:
Alfa ( )
Natureza: partícula 2p + 2n
Notação: 2 4
Carga elétrica relativa: +2
Massa relativa: 4
 Observação
A partícula alfa é idêntica a um núcleo de hélio;
A partícula beta é o resultado da decomposição
de um nêutron.
Leis radioativas
1.a Lei da radioatividade (Soddy)
“Quando um núcleo emite uma partícula alfa,
seu número atômico reduz duas unidades e seu
número de massa reduz quatro unidades”.
Z
XA
2
YA – 4
4
Z–2
2.a Lei da radioatividade (Soddy – Fajans)
Russell
“Quando um núcleo emite uma partícula beta,
seu número atômico aumenta uma unidade e seu
número de massa não se altera”.
Z
XA
–1
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0
YA
Z+1
29
Química
Cinética radioativa
Fissão nuclear
Velocidade de desintegração (V)
“Processo através do qual um núcleo pesado,
quando bombardeado por partículas radioativas, sofre cisão (quebra) formando núcleos mais leves”.
V=–
n
t
Bomba atômica
Fusão nuclear
(rad/s, desint/s, curie)
Constante radioativa (C)
C=–
Exemplo:
n
n0
“Processos através dos quais núcleos leves unem-se dando origem a um novo núcleo mais pesado”.
Exemplo:
Bomba de hidrogênio
Relação entre as energias
(s–1, h –1, ano –1)
1C = 3,7.1010 desint/s
Efusão . Efissão
Vida média (Vm)
Vm =
1
C
Radioatividade artificial
Partículas atômicas envolvidas
(s, h, ano)
Meia vida (P)
P 0,7.Vm
Onde:
n = número de átomos desintegrados
no=número total de átomos no início da amostra
t = tempo
30
Próton
1
Nêutron
0
Dêuteron
1
Alfa
2
Beta
-1
Pósitron
+1
Neutrino
0
Raios Gama
0
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p1
n1
d2
4
0
0
0
0
Química
Química Orgânica
ALICÍCLICAS
AROMÁTICAS
FECHADAS OU CÍCLICAS
ABERTAS, ALIFÁTICAS OU ACÍCLICAS
Classificações das cadeias carbônicas
DISPOSIÇÃO DOS
ÁTOMOS
TIPOS DE LIGAÇÕES
NATUREZA DOS
ÁTOMOS
NORMAIS
SATURADAS
HOMOGÊNEA
C
C
C
C
O
H
O
C
C
C
C
C
C
C
C
C
C
C
C
C
C
C
C
O
RAMIFICADAS
INSATURADAS
C
C
C
C
C
C
C
C
C
C
C
C
HETEROGÊNEA
C
C
C
C
C
C
C
C
C
C
C
NORMAIS
SATURADAS
HOMOCÍCLICAS
RAMIFICADAS
INSATURADAS
HETEROCÍCLICAS
MONONUCLEARES
POLINUCLEARES COM NÚCLEOS...
Condensados
Isolados
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31
Química
CLASSIFICAÇÃO DOS CARBONOS NA CADEIA
PRIMÁRIO
SECUNDÁRIO
Alquila ou Alcoíla
(monovalente em carbono saturado)
CH
TERCIÁRIO
QUATERNÁRIO
CH2 CH3
CH3
CH2 CH
CH2
CH2
NOMENCLATURA DOS COMPOSTOS ORGÂNICOS
NÚMERO DE CARBONOS
6 – hex
7 – hept
8 – oct
9 – non
10 – dec
1 – met
2 – et
3 – prop
4 – but
5 – pent
alil
benzil
Alquenila ou Alcenila
(monovalentes em carbono com dupla)
CH
CH2
etenil
(ou vinil)
Alquinila ou Alcinila
(monovalentes em carbono com tripla)
TIPO DE LIGAÇÃO
DIEN – 2 Duplas
TRIEN – 3 Duplas
DIIN – 2 Triplas
TRIIN – 3 Triplas
AN – Simples
EN – Dupla
IN – Tripla
sec-butil
C
CH
Arila (monovalentes
em carbono de anel benzênico)
SÉRIES
-naftil
HOMÓLOGA: difere pela quantidade de grupos CH2
ISÓLOGA: difere pela quantidade de grupos H2
HETERÓLOGA: apresentam mesma cadeia carbônica
e diferentes funções
Principais
radicais orgânicos
etinil
-naftil
CH3
orto-toluil
orto
CH3
Alquila ou Alcoíla
(monovalente em carbono saturado)
CH3
metil
CH2 CH3
etil
CH2 CH2 CH3
n-propil
H 3C
CH
CH3
CH2 CH
H 3C
32
C
CH3
CH3
CH3
meta
CH3
para-toluil
isopropil
CH2 CH2 CH2 CH3
CH3
meta-toluil
n-butil
para
iso-butil
Fenil
terc-butil
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Química
Arileno
(divalente em 2 carbonos de anel benzênico)
Alcoileno
(divalente em dois carbonos saturados)
CH2
CH
CH3
p-fenileno
1,2-propileno
Radicais adicionais
Alcoilideno
(divalente no mesmo carbono saturado)
CH3
C
H 3C C
isopropilideno
CH3
O
O
CH2 CH3
Acetila
(radical acila)
Etóxi
(radical alcóxi)
Funções mistas em ordem
de prioridade decrescente
Nas cadeias com mais de uma função orgânica,
a função principal é a de maior prioridade
Exemplo:
CH3-CH(OH)-CH2-CHO: aldeído é a função principal e o álcool entra na nomenclatura como hidróxi3-hidroxi-butanal
Função
Fórmula
Nome como
prefixo
Exemplo,
Nomenclatura
oficial e usual
H 3C
O
Ácido
Nome como
sufixo
C
OH
ácido
oico
carboxi
COOH
ácido etanoico
ácido acético
CH3 C
CH3
Anidrido ácido
O
O
C
O
C
anidrido
oico
CH2 C
O
O
O
anidrido
etil-propílico
anidrido
aceto-propiônico
O
Éster
O
C
O
ato
alcoxicarbonil
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CH3
C
O
CH3
etanoato de metila
acetato de metila
33
Química
Função
Fórmula
Nome como
sufixo
Nome como
prefixo
Exemplo,
Nomenclatura
oficial e usual
O
Haleto de ácido
O
C
X
haleto de
oil
halocarbonil
H 3C
C
Cl
cloreto de etanoíla
cloreto de acetila
O
Amida
O
C
N
amida
amido
nitrila
ciano
CH3
C NH2
etanamida
Acetamida
CH3 C
Nitrila
C
N
etanonitrila
acetonitrila
H
Aldeído
O
C
H
al
aldo ou oxo
N
C
O
H
metanal
formol;
formaldeído
O
O
Cetona
C
ona
ceto ou oxo
CH3
C CH3
propanona
acetona
OH
Álcool
C
OH
ol
hidróxi
CH3
CH
CH3
propan-2-ol
álcool isopropílico
OH
Fenol
Ar
OH
ol
OH
hidróxi
benzeno-1,2-diol
catecol
CH3 SH
Tiol
SH
tiol
mercapto
metanotiol
metil mercaptana
CH3 NH
Amina
NH3
amina
amino
N-metil-fenilamina
N-metil-nilina
34
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Química
Função
Fórmula
Nome como
sufixo
Exemplo,
Nomenclatura
oficial e usual
Nome como
prefixo
CH3 CH
Imina
C
N
imina
imino
Alceno
C
C
eno
alcenil
Alcino
C
C
ino
alcinil
Alcano
C
C
ano
alquil
NH
etilenoimina
aziridina
H2C CH2
eteno
etileno
HC
CH
etino
acetileno
H3C CH3
etano
Grupos subordinados sem ordem de prioridade
Função
Fórmula
Nome como
prefixo
Exemplo,
Nomenclatura oficial e usual
Azida
– N3
azido
Diazo
– N2
diazo
Éter
–O–
alcoxi
etóxi-etano
éter sulfúrico
Haleto
–X
halo
cloro-metano
cloreto de metila
Nitro
– NO2
nitro
Sulfona
– SO2 –
alquiltio
H3C – N = N+
N–
azido-metano
H3C – N+
N
diazo-metano
C 2H 5 – O – C 2H 5
Cl – CH3
H5C 2 – NO2
nitro-etano
C 2H5 – SO2 – C 2H5
etiltio-etano
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35
Química
Regras em
reações orgânicas
Basicidade
Amina 2.a > Amina 1.a > Amina 3.a > NH3 > Aminas Aromáticas
Efeito Indutivo (Is)
Regra de Markownikoff
Em uma reação de adição de HX, o hidrogênio entra no carbono mais hidrogenado.
Regra de Saytseff
Em uma reação de eliminação, o hidrogênio sai do
carbono menos hidrogenado.
Regra de Karasch
•• radicais elétron-atraentes aumentam a acidez e
diminuem a basicidade.
•• radicais elétron-repelentes reduzem a acidez e
aumentam a basicidade.
Radicais elétron-atraentes
e elétron-repelentes
Em uma reação de adição de HX em presença de
peróxido, o hidrogênio entra no carbono menos hidrogenado.
F
Cl
Br
I
OH
NO2
SO3H
CH CH2
Efeito Indutivo – Is
Radicais elétron-atraentes
Acidez e
basicidade dos
compostos orgânicos
O –> C
C
C
> H 3C
C
H
>
CH3
H
H
Carboxiácidos > Fenóis > Água > Álcoois > Alcinos Verdadeiros
CH3
> H 3C
O–
CH3
> H 3C
Acidez
O
H
>H
C
>H
H
Efeito Indutivo + Is
Radicais elétron-repelentes
ALCANOS – métodos de preparação
Método de Sabatier-Senderens
CnH2n + H2
alceno
(150ºC)
Ni, Pd ou Pt
Método de Dumas
CnH2n+2
alcano
O
C
CnH2n-2 + H2
Ni ou Pt
alcino
CnH2n+2
ONa + NaOH
C OX
eletrólise (aq)
sal orgânico
36
CnH2n+2 + Na2CO3
alcano
alcano
Síntese de Kolbe
O
CaO
sal de sódio
Outros
•• Síntese de Wurtz;
CnH2n+2 + CO2
alcano
•• Método de Grignard;
•• Método de Berthelot (HI concentrado).
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Química
ALCANOS – reações
Halogenação
CnH2n+2 + Cl2 ou Br2 Luz,
HCI +
alcano
Combustão
CnH2n+2 + O2
(combinações de diferentes
derivados mono-halogenados)
Nitração
Sulfonação
R-NO2
+ H2O
nitro-alcano
(400°C)
HNO
R-H + (conc.)3
alcano
R-H +
1
1
+ H2O
ácido sulfônico
Processos petroquímicos
CH2 CH2 CH2 CH2 R
alcano
R
(400°C) R-SO3H
H2SO 4
(conc.)
alcano
Cracking
R
CO2, CO, C + H2O
alcano
Dehidrogenação (remoção de H2), isomerização
(normalmente produção de isômeros mais ramificados), ciclização e aromatização (hidrocarbonetos
cíclicos).
2
CH CH2+ H3C CH2 R
alcano
alceno
2
ALCENOS – métodos de preparação e identificação
Desidratação de Álcoois com H2SO4
CH CH
170ºC
H2SO 4 conc.
H OH
álcool
Hidrogenação Parcial de Alcinos
CnH2n + H2 O
alceno
(Regra de Saytseff)
R
1
Pd
2
C C R + H2 BaSO CnH2n
4
alcino
alceno
Síntese de Grignard
C MgBr
+
C.Grignard
Alil
X éter
Outros
CnH2n + MgBr2
Haleto de alila
alceno
••
••
••
••
Síntese de Grignard;
Eliminação de HX em potassa alcoólica;
Método de Ipatiev;
Eliminação de X2 com zinco em pó.
ALCENOS – reações
Combustão
Halogenação
X
CnH2n + O2
CO2, CO, C + H2O
alceno
Reação com HClO, H2SO4 e H2O
ácido cloroso Cl : OH
ácido sulfúrico H : OSO3H
água H : OH
Cl+ + OH H+ + OSO3H H+ + OH -
Y X
R C C H
H H
alceno
+ X+Y-
[H ]
+
1
2
R C C R
+X2
H H
alceno
1
2
R CH CH R
X
dihaleto (trans)
Reação com HX (Markownikoff)
X H
R C C H
H H
alceno
+ HX
R C C H
H H
Reação com HX (Karasch)
R C C H
H H
Regra de
Markownikoff
H X
1
R C C H
H H
alceno
1
ROOR R C C H
+ HX
H H
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37
Química
ALCENOS – reações de oxidação
Oxidação – KMnO4 em meio básico ou neutro
Oxidação – Ozonólise
1
2
R C C R
3
R H
alceno
+O3
H2O
1
R
O
O
2
C + H2O2 + C R
3
1
H H
alceno
Oxidação – KMnO4 em meio ácido
O
O
2
KMnO 4 R 1 C
R 1 C C R2
+R C
+4[O]
+
OH
OH
H
H H
alceno
ácido
ácido
carboxílico carboxílico
1
2
R C C R
3
H R
alceno
+3[O]
KMnO 4
R
1
C
H+
O
O
2
ácido
carboxilíco
KMnO 4 em meio
HO
OH
básico ou neutro R1 CH CH R2
-glicol
Também chamada de Reação de Bayer – usada na distinção de alcenos e ciclanos (ciclanos não reagem com
KMnO4)
 Observação
Não é produzido ácido fórmico nesta reação. Este é oxidado a CO2 e H2O.
3
+ R
OH
2
R C C R
H
aldeído
R
cetona
C R
cetona
ALCINOS – métodos de preparação e reativos
Acetileno – método industrial
CO
CO2
HC
2200°C
CaCO3
calcário
HC CH
alcano
Reativos (reagem somente com alcinos verdadeiros)
CaO + 3C
cal viva coque
Ca(OH)2
H OH
1
C R
HO H
R
1
HC + Na(s)
C
C
HC
R
CH + Na(s)
1
2
C
Na + 1/2 H2
C
C
Na + 1/2 H2
Não reage
C — R + Na(s)
R
C
CH + AgNO3 NH4OH R
C
C Ag + HNO3
AgNO3 amoniacal Amarelo
2H2O
2
1
2H2O + CaC 2
carbeto de cálcio
Desidratação de diálcool
R C
R
1
R C
H2SO 4 conc.
C R
2
alcino
R C
-glicol
CH + Cu2Cl2 NH4OH
R
Cu2 Cl2 amoniacal
C Cu + HCl
C
Vermelho
Outros:
•• Métodos petroquímicos;
•• Eliminação de dialeto gêmeo;
•• Preparação por acetileto de sódio.
ALCINOS – reações
Halogenação (Cl2 ou Br2)
Reação com HX
1
R
2
C C R + HX
1
2
R
C C R
H X
1
1
R
2
C C R +X 2
R
2
C C R
X X
HX
(excesso)
38
H X
1
R
2
C C R
H X
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HX
(excesso)
Química
ALCINOS – reações
Combustão
Hidratação catalítica
1
R
CnH2n-2 + O2
alcino
HgSO 4
2
C C R + H2O
H2SO 4
(H)
2
R
C C (H)
1
R
H OH
enol
CO2, CO, C + H2O
2
R
1
R CH C (H)
H O
cetona
(ou aldeído)
Hidrogenação parcial
R
2
C C R + H2
Pd/BaSO 4
alcino
H H
2
1
1
Hidrogenação total
R
C C R
1
R
H H
alceno
1
R
1
R
2
C C R
neutra ou OH alcino
1
R
Ni ou Pt
alcino
Oxidação branda (Reativo de Bayer)
KMnO 4
1
2
C C R + H2
R
C C R
2
H H
alcano
Oxidação enérgica
2
C C R
1
R
O O
dicetona
1
KMnO 4
R C C OH
C C H
neutra ou OH
O O
alcino
ceto-ácido
1
R
2
C C R
alcino
KMnO 4 R1 C OH HO C R 2
+
, H+
O
O
ácido
ácido
KMnO 4 R1 C OH
+ CO2 H2O
, H+
O
ácido
C C H
alcino
CICLANOS – métodos de preparação
Hidrogenação Catalítica
+ 3H2
Derivados Halogenados (convenientes)
Br
(200ºC)
Ni, Pd ou Pt
Br
Zn
+
+
ZnBr2
2 NaBr
2 Na
Outros:
•• Método de Clemmensen (Redução de cetonas cíclicas).
CICLANOS – reações
Adição de H2, HX ou X2 (halogênio)
+ H2
+ H2
120°C
Ni
200°C
Ni
H
H
+ H2
H
H
Oxidação branda (Reativo de Bayer)
Não ocorre oxidação pelo uso do Reativo de Bayer.
Ni
Não ocorre
+ Br2
Br + HBr
Oxidação enérgica
+ 6[O]
O
KMnO 4 O
+ 2H2O
, H+
HO
OH
ácido dicarboxílico
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39
Química
AROMÁTICOS – propriedades e características
Mononucleares
Polinucleares Isolados
Polinucleares Condensados
CH3
tolueno
benzeno
naftaleno
difenil-metano
Radicais Orto-Para e Meta-Dirigentes
Orto-Para
Meta
F
Cl
Br
I
OH
NH2
CH3
CH2 CH3
C
O
H
C
O
C
OH
O
CH3
N+
O
O–
O
S OH
C N
O
AROMÁTICOS – preparação
Síntese de Grignard
Síntese de Wurtz-Fittig
Ar-X + 2Na + X-R
Ar-X + 2Mg
(pó)
H2O
Ar-MgX
composto de
Grignard
éter
Ar-H + Mg(OH)Cl
 Observação
Formam-se pequenas quantidades de Ar–Ar e R–R
Síntese de Friedel-Crafts
H
Síntese de Grignard
R
AlX 3
+ R-X
haleto
2NaX + Ar-R
Ar-MgX + R-X
composto
haleto
de Grignard
HX +
Ar-R + MgX 2
BENZENO – reações
Halogenação
H
Nitração
Cl
FeCl3
+ Cl – Cl
H
HCl +
+ HNO3
Sulfonação
H
NO2
H2SO 4
H2O+
Hidrogenação enérgica
SO3H
+3H2
H2O +
+ H2SO 4
(fumegante)
(200ºC)
Ni, Pd ou Pt
AROMÁTICOS – reações
Halogenação – Substituição no radical
CH2 Cl
CH3
+ Cl Cl
40
luz
HCl +
Halogenação – Substituição no anel benzênico
CH3
FeCl3
+Cl Cl
HCl +
frio
escuro
H
forma orto e para
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CH3
Cl
Química
AROMÁTICOS – reações
Nitração
CH3
CH3
CH3
+ HNO3
H2SO 4
H2O +
+
NO2 NO2
H
Oxidações
CH3
OH
O
H C H
Sulfonação
C
+[O]
CH3
KMnO 4
H2SO 4
+H C
ácido
benzoico
CH3
H3C C CH3
CO2+H2O
O
H3C C CH3
H2SO 4
HO+
(fumegante) 2
OH
ácido
carboxílico
SO3H
ÁLCOOIS – características gerais
Nomenclatura
Posição do Grupo Funcional
H 3C
H 3C
OH
H 3C
IUPAC: pentan - 1 - ol
usual: álcool n-pentílico
CH3
OH
Primário
Secundário
H 3C
OH
CH3 CH3
OH
Terciário
Ocorrência
Não existem livres na Natureza.
ÁLCOOIS – métodos de preparação
Hidratação de Alcenos
CH2 CH CH3 + H2O
H2SO 4
H
Hidrólise de Haletos
OH
R X + NaOH(aq)
CH2 CH CH3
Hidrólise de Ésteres: Saponificação
R1 C
O
+ H2O
O R2
R
2
OH + R1 C
R OH +NaX
haleto
Redução de Aldeídos e Cetonas
R1
O
OH
C O
2[H]
(H)R 2
R1
CH OH
(H)R 2
ÁLCOOIS – reações
Reações de Substituição do H da Hidroxila
R1 O -H
R1
+ Metal
(1A, 2A, terrosos)
O-H +HO C R 2
R1 O Me+1/2 H2
R1O C R 2+ H2O
O
O
Reação de Esterificação de Fischer
Reações de Substituição da Hidroxila
R1 OH + HO
NO2
R1 O NO2 + H2O
R1 OH + HO
SO3H
R1 O SO3H + H2O
R1 OH + HO SO3R 2
R1 O SO3R 2+ H2O
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41
Química
ÁLCOOIS – reações
Reações de eliminação (desidratação)
R CH CH R 170°C
OH H
CH2+ H2C
R
OH
R CH CH R + H2O
alceno
Segue
Saytseff
CH + O CH R + H2O
R (líq.), 140°C, H2SO 4 ou BF3 ou R
OH
H éter H
(gas.), 240-260°C, Al2O3
Oxidação
, [O]
álcool
primário
aldeídos , [O]
álcool secundário , [O]
álcool terciário , [O]
Combustão
R OH+O2
álcool
ácido
carboxílico
CO2, CO, C + H2O
Redução: Reação de Berthelot
cetona
R OH+Hl
álcool
não ocorre
R H +H2O+l2
DIÁLCOOIS (GLICÓIS) – classificação e nomenclatura
OH
H H H H
glicóis 1,4
R1 C C C C R 2 ( -glicóis)
glicóis 1,1
R1 C R 2
OH
OH H H OH
H H
R1 C C R 2
glicóis 1,2
( -glicóis)
Nomenclatura
OH OH
H H H
R1 C C C R 2
OH
glicóis 1,3
( -glicóis)
OH
butano-1,3-diol
1,3-dihidroxi-butano
OH OH OH
GLICERINA (TRIÁLCOOL) – preparação
Hidrólise de Óleos e Gorduras (Saponificação)
CH2 O C R1
O
CH O C R 2
+3 H2O
cat.
O
CH2 O C R 3
O
óleos ou gorduras
CH2
OH
CH
OH
CH2 OH
glicerina
HO C R1
O
HO C R 2
O
HO C R 3
O
cat: ácida
NaO C R1
O
ou NaO C R 2
O
NaO C R 3
O
cat: básica (NaOH)
FENÓIS – preparação
Oxidação do Cumeno
Outros
OH
OH + O2
130°C
(ar)
cumeno
42
+
O
acetona
•• Fusão alcalina do Benzeno-sulfonato de sódio
•• Hidrólise alcalina do Cloro-benzeno (Processo
Dow)
•• Hidrólise do Cloro-benzeno (Processo Raschig)
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Química
FENÓIS – reações
Reações de Substituição do H da Hidroxila
O C R
OH
ONa
+ NaOH
+ H2O
OH
O
O
+R C
+ HCl
Cl
OH
O C R
+ R C OH
O
O
+R C O C R
O
O
OMgX
OH
+ R MgX
+R H
Reação de Zerewitinoff: determinação da quantidade de “H” reativos através da medida do volume de
R–H gasoso.
Reações de substituição do anel aromático
OH
+
OH
X2
HO NO2
HX
H 20
+
HO SO3H
H 20
X
NO2
SO3H
Oxidação
Fenóis são facilmente oxidados, até pelo O2 no ar. Reações são complexas.
Reações de Redução
OH
H
+ Zn
OH
+ ZnO
ALDEÍDOS
+ 3 H2
OH
Ni
CETONAS
Classificação
R CHO
alifáticos
Ar CHO
aromáticos
R CO R’
alifáticas
Ar CO Ar’
aromáticas
R CO Ar
mistas
Nomenclatura
IUPAC: Sufixo -al
USUAL: aldeído + Nome ácido correspondente
IUPAC: Sufixo -ona
USUAL: radical menor – radical maior cetona
O
H3C CH2 CH2 CH O
butanal (aldeído butírico)
H3C CH2 CH2 C
CH3
2-pentanona (metil-propil cetona)
Ocorrência: ocorrem em essências de flores e frutos.
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43
Química
ALDEÍDOS E CETONAS – preparação
Oxidação de álcoois primários ou secundários
R1 CH R 2
,[O]
OH
H2O
R1
•• Aquecimento de sais (Método de Piria)
R2
C
Outros
•• Hidrólise de dihaletos geminais
O
•• Hidratação de alcinos
ALDEÍDOS E CETONAS – reações
Oxidação de aldeídos
H
OH
,[O]
R1 C
Redução
H(R )
2
R1 C
O
aldeído
H(R 2)
,[H]
R1 C
R1 HC
Ni
O
aldeído ou cetona
O
OH
álcool
Oxidação de cetonas (somente oxidantes enérgicos)
R1 CH2 C
R2
CH2
KMnO 4 ou K 2Cr2O7
O
cetona
O
R1 CH2 C +R 2
OH
O
O
O
CH2 C + R1 C + R 2 C
OH
OH
OH
mistura de ácidos carboxílicos
Reagente de Tollens (oxidação – ocorre somente com aldeídos)
O
O
+ 2 Ag(s) +3 NH3 + H2O
R C
O – NH+4 espelho de prata
solução de prata amoniacal
+ 2 [Ag(NH3)2]OH
R C
H
Reagente de Fehling (oxidação – ocorre somente com aldeídos)
R C
O
+ 2 Cu(OH)2
H solução azul
O
R C
Redução energética com amálgama de zinco
R
C O
R
Hg/Zn
R1
HCl
+ Cu2O(s) + 2H2O
OH PPT vermelho
Mecanismo de ativação dos hidrogênios
CH2 + H2O
R1 Reação de Clemmensen
H O H
H O– H
C C C
C C+ C
H
H
H
H
Condensação aldólica (Reação de H )
2
OH
[OH –]
O
H3C C H(R)
OH H
O
H(R)
H(R)
-hidroxi-aldeído ou
-hidroxi-cetona (ALDOL)
O
O
H3C CH CH C
H3C C CH2 C
aldol comum
H3C CH CH C
H
aldeído crotônico
H H2O
Reação de crotonização
ÉTERES
Simetria
R
O R
Substituintes ligados
simétricos
R1 O R 2 assimétricos
R O R alifáticos
Ar O Ar aromáticos
R O Ar mistos
Nomenclatura
O
IUPAC: etóxi-propano
Usual: éter-etil-propílico
Ocorrência
Apenas éteres complexos
existem livres na Natureza.
ÉTERES – preparação
Desidratação de Álcoois
2
44
R
CH2 (líq.), 135°C, H2SO 4 ou BF3 ou R
(gas.), 240-260°C, Al2O3
OH
H2O
CH
O CH R
H
H
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Química
ÉTERES – preparação
Reação de Haletos com Óxido de Prata
2 R X+ Ag2O
R O
R +2 AgX
ÉTER ETÍLICO (éter comum, éter dietílico, éter sulfúrico)
H3C CH2 + H2C CH3 140°C
H2SO 4
OH
OH
R
CH
O CH R
H
H
+ H2O
ÉTERES – reações
Caráter básico de éteres
Éteres são pouco reativos e são utilizados como
solventes inertes.
H5C 2 O
C 2H 5
pares de elétrons livres no oxigênio (base de Lewis).
Oxidação
C 2H 5
O C 2H5 + 1/202(ar)
C 2H 5 O
O
Forma outras estruturas mais complexas também.
C 2H 5
HALETOS – nomenclatura e métodos de preparação
Preparação a partir de álcoois (fenóis)
R1
OH + HX
H2SO 4
Nomenclatura
Br
R1
x +H2O
IUPAC: 2-bromopropano
USUAL: brometo de isopropila
Preparação a partir de hidrocarbonetos
+ Cl
Cl
Cl 500°C
Preparação a partir de haletos
+ HCl
R
Cl
+H
Cl
R
Acetona
R l + NaCl
Cl + Nal
Reação de Finkelstein
R
Br + AgF
F+ AgBr
HALETOS – reações
Reações de Substituição
R1 X + Na-OH(aq)
base
R1 X + Na
OOC-R 2
sal
R1 OH + NaX
álcool
R1 X +Na-C C-R 2
acetileto
R1 OOC-R 2 + NaX
éster
R1 – C C-R 2+ NaX
alcino
R1 X + H-NH2
amoníaco
R1 NH2+ HX
amina
Hoffmann
Reações de Eliminação
HC CH
H X
haleto
HC CH
H X
haleto
+ KOH
álcool
CH
CH
+ KX + H2O
alceno
+ KOH
água
CH
H
CH
+ KX + H2O
OH
álcool
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45
Química
ÁCIDOS CARBOXÍLICOS – classificação e nomenclatura
Classificação – número de carboxilas (–COOH)
1
-COOH
monoácidos
Nomenclatura
>2
-COOH
Poliácidos
2
-COOH
Diácidos
IUPAC: ÁCIDO + nome do Hc + OICO
ÁCIDOS CARBOXÍLICOS – preparação
Oxidação
O
H OH
[O]
C H
C H
álcool primário aldeído
R1 C C R 2
alcino
Aquecimento do Ácido Malônico (e Derivados)
R1
O
[O]
O
[O]
R2
C OH
ácido carboxílico
O
R2
O
H+ ou
+ H2O
R1 C OR 2
OH éster
[O]
COOH
hidroc. aromático
COOH
C
H
COOH
+ CO2
O
O
HCl
R1 C
OMgX
MgXCl
OH
Hidrólise de Derivados de Ácidos
COOH
CH3
R1
R1 - MgX + CO2 éter R1 C
R1 C OH R 2 C OH
ácidos carboxílicos
CH3
COOH
Compostos de Grignard
+
R1 CH CH R 2
alceno
C
O
+ R2
OH
R1 C
OH
(Sais, ésteres, anidridos, amidas, nitrilas, cloretos
de ácidos etc.)
ácido carboxílico
ÁCIDOS CARBOXÍLICOS – reações
Reações Comuns de ácidos
Oxidações e Reduções
[R-COO -] + Na+ + 1/2 H2
sal
R-COOH + Na
metal
R-COOH + NaOH
base
2 R-COOH
H C
[R-COO -]Na+ + H2O
R C
P2O5
ou H2SO 4 conc. R C
O
O
R C
+ H2O
OH
[O]
CO2 + H2O
H
[H]
LiAlH4 ou HI
R1-COOH + R 2OH
R-COOMgX + CH4
comp. Grignard
OH
O
R
C
H
H
(somente
redutores
enérgicos)
Esterificação de Fisher
O
anidrido
R-COOH + CH3MgX
O
H+
R1-COOR 2 + H2O
ácido
álcool
carboxílico
sal misto
éster
Descarboxilação (via sais de sódio)
[R-COO -]Na+ + NaOH.CaO
2[R-COO ]Na H2O eletrólise
-
+
R-H + Na2CO3 + CaO Método de Dumas (fusão alcalina)
R-R + 2 CO2 + NaOH + H2 Método de Kolbe
DERIVADOS DE ÁCIDOS – classificação
O
R1 C
O
OR 2
éster
46
O
O
R C O C
anidrido
R1 C
R
Cl
cloreto de ácido
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Química
DERIVADOS DE ÁCIDOS – reações
O
O
R1 C
OR 2
éster
R
2
O
H ONa
soda cáustica
Na
O
C OH + HO R
hidrólise ácida
1
R
-
R C Cl
cloreto de ácido
O
+
2
O
R C OH + R C OH
hidrólise ácida
R C OH + HCl
hidrólise ácida
O
O
C O Na + HO R
saponificação
1
O
R
anidrido
O
H OH
água
O
R C O C
R C O Na + R C OH
hidrólise básica
-
+
O
OR 3
alcóxido
Na
OOCR 3
R C
OR 3 + NaCl
O
O
R C O C R 3 + NaCl
sal
O
H OR 3
álcool
R
C OR + HO R
transesterificação
O
R C
R1 C ONH2 + HO
amonólise
R2
R C ONH2+ R C OH
amonólise
R1 CH2 OH2 + HO
redução
R2
3
O
H NH2
amônia
O
O
2
1
OR + R C OH
alcoólise
R C OR 3 + HCl
alcoólise
3
O
O
O
R1 C NH2 + HCl
amonólise
R
H2
O
2 CH2 + H2O
R1 C N + HCl
redução
redução
OH
COMPOSTOS NITROGENADOS – classificação
R NH2
amina
R C N
nitrila
(cianeto)
O
O
R C NH2
amida
O
R C NH C
imida
R
R N+ CR O N O R O C N
isonitrila
nitrito
cianato
(isocianeto)
R N C O
isocianato
R O N
nitrato
O
O
R N N+ N –
azida
C N OH
H
aldoxima
H
N OH
R1
C N N
H
H
H
H
H
aldo-hidrazona
H
R1
N N
N N
R N
H
H
hidrazina
H
R1
C N N
H
R2
H
ceto-hidrazona
N N
R1
R2
azo-composto
R2
O
O
nitro-composto
hidrazo-composto
“Derivados” de ácidos inorgânicos nitrogenados.
R
R N O
nitroso-composto
R1
N+ N -
diazo-composto
R1
C N OH
H
R2
hidroxilamina
cetoxima
Ar
N+ N X-
sais de diazônio
AMINAS – nomenclatura
IUPAC: nome do(s) radical(is) + AMINA
NH2
N
etil-metil-isopropilamina
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fenilamina (anilina)
47
Química
AMINAS – preparação
Aquilação do Amoníaco (Reação de Hoffmann)
R-X + NH3
R-NH2 + R-X
amina
primária
HX
HX
R 3-N + R-X
HX
amina
terciária
R-NH-R + R-X
HX
amina
secundária
[R4-N]+Xsal de amônio
quaternário
Aminação Redutiva de Aldeídos e Cetonas
O
R C
H + NH3
OH
200°C
100 atm
R CH NH2
H2O
200°C
100 atm
R CH NH
200°C H2
100 atm Ni
R CH2 NH2
amina primária
Redução de Compostos Nitrogenados
O
[H]
R C NH R 2
amina
O
R NO2 [H]
R1 C NH R 2 + H2O
amina secundária
R NH2 + 2H2O
nitro-composto amina
primária
(ou terciária, se a amida
for dissubstituída)
AMINAS – reações e identificação
Identificação de Aminas
Primárias (somente)
R NH2 + CHCl3 + 3NaOH
amina 1.ª clorofórmio
AROMÁTICAS < 3.ª < NH3 < 1.ª <2.ª
aumento do caráter básico das aminas
R N+ C- + 3NaCl + 3H2O
isonitrilas têm cheiro
forte e desagradável
isonitrila
Identificação de Aminas
Aminas Não-Aromáticas (somente)
R NH2 + HNO2
R OH + H2O+ N2
amina 1.ª
álcool
R3
N
NH2
H2O
CH + HNO2
N
O
CH3
3
nitroso-amina AMARELO
amina 2.ª
(na amina)
CH3
R3
N
N
R1 N R 2 NO 2-
amina 3.ª
OH -
amina 1.ª
+H2O
N O
AMARELO
nitroso-amina
R1 N R 2 + HNO2
N+ N
NH2
+ HNO2 H2O
R2
R1 N
R1 NH R 2+ HNO2
amina 2.ª
Aminas Aromáticas (somente)
+ HNO2 H2O
CH3
H
CH3
ON
nitroso-amina (no anel)
amina 3.ª
Alquilação de Aminas
CH3
Acilação de Aminas
O
vide Reação de Hoffmann
R1 C Cl + R 2 NH2
HX
O
R1 C
NH R 2
AMIDAS – classificação e nomenclatura
Classificação
O
O
R
R C NH2
amida primária
Nomenclatura
O
C NH C R
amida secundária
IUPAC: nome do Hc + AMIDA
CH2
O
O
R
48
C O
O
C
N C R
amida terciária
CH2
C O
NH2
NH2
C O
butano-1, 4-diamida (succinamida)
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Química
AMIDAS – Preparação
Amonólise de Cloretos de Ácidos,
Anidridos e Ésteres
Desidratação de Sais de Amônio
O
COONH4
R
R
CONH2 + H2O
R
Hidratação de Nitrilas
ONH4+ 2 NH3
C
O
C
R
N + H2O
H2SO 4
CONH2
CONH2 + NH4Cl
O
R C O C
R
R
R+ 2NH3
R CONH2 + R– COONH4
O
R1
C OR 2+ NH3
R1
CONH2 + R 2 OH
AMIDAS – reações
Hidrólise
R
R
CONH2 + H2O
R
R
CONH2 + H2O
COONH4 + HCl
COONH4 + NaOH
R
COOH + NH4Cl
R
COONa + NH3 + H2O
Reação com Ácido Nitroso
O H
Redução
O
R1 C N H + HNO2
amida primária
R
R1 C OH + H2O + N2
ácido
O H
O
N
R3
R1 C N R 2 + HNO2
amida dissubstituída
R
CH2
NH2
UREIA
O
CO2
R1 C N R 2+ HNO2
R1 C N R 2+ H2O
nitroso-amida
amida monossubstituída
O
LiAlH4
CONH2
2 NH3
200ºC
CO(NH2)2 + H2O
100 atm
NH4CNO
CO(NH2)2
cianato de Wohler (Teoria
ureia
da
Força
Vital)
amônio
não
ocorre
NITRILAS – nomenclatura
H
C N
metanonitrila
IUPAC: nome do Hc + NITRILA
ISONITRILAS – nomenclatura
H
N+ Ccarbilamina
IUPAC: radical + CARBILAMINA
NITROCOMPOSTOS
Classificação
R
NO2
nitrocomposto
alifático
Nomenclatura
Ar
NO2
nitrocomposto
aromático
IUPAC: NITRO + nome do Hc
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CH3
NO2
nitrometano
49
Química
NITROCOMPOSTOS – preparação
Nitração Direta (HNO3)
400-450ºC
R-H(g) + HO-NO2
R-l + AgNO2
R-NO2+H2O
H2SO 4
alcanos
Reação de Haletos com Nitrito de Prata
Nitrometano: Preparação
NO2
+ HO-NO2
R-NO2 + Agl
50 - 60ºC
+ H2O
H2SO 4
CICH2-COONa + NaNO2
NaCl
O2N - CH2 - COONa + H2O
NaHCO3
CH3-NO2
aromáticos
NITROCOMPOSTOS – reações
Substituições no carbono vizinho ao grupo nitro
H
R
H
HNO2
C NO2
R
H
R2
R1
C
NO2
R
H2O
N OH
ácido nitrólico
HNO2
H
R1 C
N
HNO2
NO2
R C
Br
R C
NO2
Br
Br
Fe /HCL
R NH2
2H2O
R NO2
nitro-composto
amina primária
NO2
O
NO2
C NO2
Br2
Redução
R2
R1
NO2
H
H
R2
C NO2
C
Br2
NÃO OCORRE
NH2
Fe/HCL
2H2O
R3
CLASSES DE COMPOSTOS SULFURADOS
O
R S H
tio-álcool, tiol ou mercaptana
R1 S R2
tio-éter ou sulfeto de alquila (arila)
O
S
R
H
O
ácido sulfônico
O
R2
S
R1 S
dissulfeto de alquila (ou arila)
R1
S
R2
O
sulfóxido
R1
S
O
R2
R1
O
sulfona
O
S
O
R2
O
sulfato de alquila ou
sulfatos alquil-metálicos
TIO-ÁLCOOIS – nomenclatura e preparação
IUPAC: nome do Hc + TIOL
CH3
CH2
SH etanotiol
TIO-ÉTERES – nomenclatura
IUPAC: radical menor + tio + radical maior
50
CH3
CH2
S
CH3
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metil-tio-etano
Química
ÁCIDOS SULFÔNICOS – nomenclatura e preparação
Reação de Hidrocarbonetos com H2SO4 fumegante IUPAC: ÁCIDO + nome do Hc – SULFÔNICO
SO3H
H2SO 4
(fumeg)
SO3H
CH3
ácido 4-metil-benzeno-sulfônico
Reações com Bases
ÁCIDO SULFÔNICO – reações
Reação com Pentacloreto de Fósforo
SO3H
SO3Na
NaOH
SO2Cl
SO3H
PCl5
H2O
HCl
POCl3
ÁCIDO SULFÔNICO – derivados importantes
SO3Na
Detergentes
dodecil-benzeno-sulfonato de sódio
SO2NH2
Sulfoamidas (–SO2NH2)
H 2N
SULFATOS – Nomenclatura
sulfanilamida
SULFATOS – Derivados importantes – Detergentes
IUPAC: SULFATO DE radical
Na O
R1 O
S
O
S
O
O
O
O Na
sulfato de dodecil-sódio
sulfato de alquil-sódio
POLÍMEROS – definição e classificação
Polímeros são macromoléculas formadas pela reunião de estruturas menores chamadas monômeros. Podem ser classificados quanto à preparação (de adição, de condensação ou copolímeros), quanto à origem
(naturais ou sintéticos) ou quanto à estrutura (lineares ou tridimensionais).
POLÍMEROS DE ADIÇÃO
Formados pela reunião de um único monômero. Podem ser divididos em três grandes grupos:
Polímeros Vinílicos
Polímeros Acrílicos
CH2
Cl
P/T
n
catalisador H C
3
Cl
cloreto de vinila
Cl
PVC
CH3
n
N
n
N
P/T
CH2
catalisador
N
n
H 3C
CH3
Poliacrilonitrila
acrilonitrila
Polímeros Diênicos
H2C
CH2
n
P/T
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
catalisador
Cl
cloropreno
CH2
Neopreno
n
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51
Química
POLÍMEROS – definição e classificação
POLÍMEROS DE CONDENSAÇÃO
Formados pela reunião de dois ou mais tipos de monômeros com eliminação de substância mais simples:
O
O
HO
OH
P/T
+
O
O
NH
NH
catalisador
NH2
H 2N
NH
n
Nylon 6,6 O
COPOLÍMEROS
Formados pela reunião de dois ou mais tipos de monômeros:
CH2
x
CH2
+ y HC
2
acrilonitrila
x
H 3C
P/T
y
CH3
catalisador
N
N
1,3 butadieno
POLÍMEROS TRIDIMENSIONAIS
Buna-N
POLÍMEROS LINEARES
A macromolécula é um encadeamento de monômeros A macromolécula é um encadeamento linear de moem todas as direções. São termofixos. Ex.: baquelite. nômeros. São termoplásticos. Ex.: polietileno.
OH
OH
OH
OH
OH
H
+
fenol
baquelite ou
resina
fenol-formaldeído
P/T
O
catalizador
H
formaldeído
OH
52
OH
OH
OH
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Química
Isomeria
Têm a mesma fórmula molecular?
ISÔMEROS PLANOS
(constitucionais)
SIM
NÃO
ISÔMEROS
Têm a mesma
fórmula estrutural
plana?
ISÔMEROS
GEOMÉTRICOS
(cis/trans – E/Z)
E diferem por...
posições de radicais,
múltiplas ligações
ou grupos funcionais
SIM
NÃO
posição do
heteroátomo
possuir equilíbrio dinâmico
Diferem por causa
do carbono assimétrico?
ISÔMEROS ÓPTICOS
(d/ – R/S)
ISÔMEROS DE
POSIÇÃO
ISÔMEROS DE
CADEIA
cadeia carbônica
função orgânica
ESTEREOISÔMEROS
(espaciais)
ISÔMEROS DE
FUNÇÃO
ISÔMEROS DE
COMPENSAÇÃO
(METAMERIA)
TAUTOMERIA
Bioquímica
Ácidos graxos superiores
LIPÍDIOS
São ácidos monocarboxílicos com cadeias com um número par São ésteres de ácidos graxos superiores, conhede carbonos (mais de 10 carbonos), com ou sem insaturações. cidos como óleos (onde predominam ácidos
insaturados) ou gorduras (onde predominam
Glicerídeos
São ésteres onde há uma parte alcoólica (glicerina). Ex.: ácidos saturados). São classificados em glicerídeos, cerídeos, fosfolipídeos e cerebrosídeos.
trioleína e triestearina.
Fosfolipídeos
São ésteres constituídos de glicerina, ácido graxo, ácido
fosfórico e amino-álcool.
Cerebrosídeos
São ésteres constituídos de glicose (ou galactose), ácido
graxo e amino-álcool.
Cerídeos (Ceras)
São ésteres de ácidos graxos e álcoois superiores.
AMINOÁCIDOS
São compostos que possuem amina ligada em
carbono de um ácido carboxílico. Os aminoácidos possuem característica neutra quando na
molécula há um mesmo número de aminas e
carboxilas. Quando há mais aminas que carboxilas, têm caráter básico; e quando possui mais
carboxilas que aminas o caráter é ácido.
LIGAÇÃO PEPTÍDICA: é a ligação de formação de proteína que ocorre entre a carboxila de uma molécula de aminoácido com a amina de outra molécula de aminoácido.
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53
Química
São macromoléculas resultantes principalmente
da condensação de aminoácidos, através de ligações
peptídicas. São classificadas em:
•• amigdalina + água
benzaldeído
Química do petróleo
•• Proteínas simples: por hidrólise produzem somente aminoácidos.
•• Proteínas conjugadas: por hidrólise produzem
somente aminoácidos e um grupo prostético
(radical não peptídico: ácido fosfórico, glicídio,
lipídio etc.).
Reações características
das proteínas
•• Reação Xantoproteica: solução proteica +
ácido nítrico coloração amarelada
Destilação fracionada
Coluna de
Fracionamento
frações em
densidade
e ponto de
ebulição
decrescentes
20oC
1C a 4C
Gases (GLP)
70oC
5C a 9C
5C a 10C
Nafta
Gasolina
120oC
10C a 16C Querosene
Parafinas
170 C
o
•• Reação de Millon: solução proteica + Hg(NO3)2
+ aquecimento coágulo vermelho pardo
•• Reação da ninhidrida: solução proteica + ninhidrida coloração azul
2 glicoses + HCN +
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Proteínas
14C a 20C Óleo diesel
270oC
Petróleo cru
20C a 50C Óleo lubrificantes
400 C
o
Glicídeos
20C a 70C Óleos combustíveis
600oC
(carboidratos ou açúcares)
>70C
São compostos de função mista: poliálcool + aldeído (polihidroxialdeídos, aldoses) ou poliálcool +
cetona (polihidroxicetonas, cetoses). Em ambos os
casos há sempre carbonos assimétricos.
Química do carvão
Classificação
•• OSES: são glicídeos que não se hidrolisam.
retorta
resfriamento
•• Dissacarídeos: hidrólise produz 2 OSES; sacarose + água
glicose + frutose
•• Polissacarídeos: hidrólise produz n OSES;
amido + água
n glicoses
•• Heterosídeos: quando a hidrólise produz
OSES e outros compostos.
54
gases
Resíduo
sólido
coque
alcatrão
líquidos
aquecimento
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águas
amoniacais
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Destilação seca do coque
•• OSÍDEOS: são glicídeos que podem sofrer hidrólise produzindo OSES. São:
•• Holosídeos: quando a hidrólise produz somente OSES. Ainda:
Resíduos
(Asfalto, piche,
coque de petróleo)
Hidrogênio
Lítio
Sódio
Potássio
Rubídio
Césio
1
2
3
4
5
6
7
H
2
8
18
32
18
8
1
2
8
18
18
8
1
2
8
18
8
1
2
8
8
1
2
8
1
2
1
(226)
Ra
88
137
Ba
56
87,6
Sr
38
40,1
Ca
20
24,3
Mg
12
9,01
Be
4
2
8
8
2
2
8
2
2
2
2
8
18
32
18
8
2
2
8
18
18
8
2
2
8
18
8
2
2 (II A)
* A númeração dos grupos de 1 a
18 é a recomendada atualmente
pala IUPAC.
Série dos
Actinídios
12
178
(261)
Rf
104
2
8
18
32
32
10
2
2
8
18
32
10
2
2
8
18
10
2
2
8
10
2
(262)
Db
105
181
Ta
73
92,9
Nb
41
50,9
V
23
2
8
18
32
32
11
2
2
8
18
32
11
2
2
8
18
12
1
2
8
11
2
5 (V B)
2
8
18
18
9
2
140
Ce
58
2
8
18
19
9
2
Identificação:
(227)
Ac
89
2
8
18
32
18
9
2
232
Th
90
2
8
18
32
18
10
2
Série dos Actinídios
139
La
57
2
8
18
32
20
9
2
2
8
18
21
8
2
2
8
18
32
32
12
2
2
8
18
18
12
2
2
8
18
13
1
2
8
13
1
Hidrogênio
(231)
Pa
91
141
Pr
59
(263)
Sg
106
184
W
74
95,9
Mo
42
52,0
Cr
24
6 (VI B)
Série dos Lantanídios
89 a 103
Hf
72
91,2
Zr
40
47,9
Ti
22
4 (IV B)
Série dos
Lantanídios
**Referida ao isótopo C. (Massa)
indica o n.º de massa do
isótopo mais estável.
Massa
atômica**
Símbolo
Número
atômico
2
8
9
2
2
8
18
9
2
57 a 71
88,9
Y
39
45,0
Sc
21
3 (III B)
Colunas: Número do grupo*
(223)
Fr
87
133
Cs
55
85,5
Rb
37
39,1
K
19
23,0
Na
11
6,94
Li
3
1,01
1
Nome do elemento
Frâncio
Linhas: Número do período
Berílio
Magnésio
Cálcio
Estrôncio
Bário
Rádio
Escândio
1
Lantânio
Actínio
1 (I A)
Praseodímio
Ítrio
Elétrons por camada
Titânio
Zircônio
Háfnio
Rutherfórdio
Vanádio
Nióbio
Cromo
Molibdênio
Tungstênio
Seabórgio
Tantálio
Dúbnio
Cério
Tório
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Protactínio
238
U
92
144
Nd
60
(262)
Bh
107
186
Re
75
(99)
Tc
43
54,9
Mn
25
2
8
18
32
21
9
2
2
8
18
22
8
2
2
8
18
32
32
13
2
2
8
18
32
13
2
2
8
18
13
2
2
8
13
2
7 (VII B)
Manganês
Tecnécio
Rênio
Bóhrio
Neodímio
Urânio
Ferro
Rutênio
Ósmio
Hássio
Promécio
Neptúnio
2
8
18
32
22
9
2
2
8
18
23
8
2
2
8
18
32
32
14
2
2
8
18
32
14
2
2
8
18
15
1
2
8
14
2
Metais
(237)
Np
93
(147)
Pm
61
(265)
Hs
108
190
Os
76
101
Ru
44
55,8
Fe
26
8
Cobalto
Ródio
Irídio
Meitnério
Samário
Plutônio
(242)
Pu
94
150
Sm
62
(266)
Mt
109
192
Ir
77
103
Rh
45
58,9
Co
27
9
2
8
18
32
24
8
2
2
8
18
24
8
2
2
8
18
32
32
15
2
2
8
18
32
15
2
2
8
18
16
1
2
8
15
2
(VIII B)
Níquel
Paládio
Platina
Darmstadtio
Európio
Américo
2
8
18
2
8
18
25
8
2
2
8
18
32
32
16
2
2
8
18
32
17
1
2
8
18
18
2
8
16
2
(243)
(247)
Cm
96
157
Gd
64
2
8
18
32
32
17
2
2
8
18
32
18
1
2
8
18
18
1
2
8
17
2
2
8
18
32
25
9
2
2
8
18
25
9
2
(272)
Rg
111
197
Au
79
108
Ag
47
63,5
Cu
29
2
8
18
32
18
2
2
8
18
18
2
2
8
18
2
(247)
Bk
97
159
Tb
65
2
8
18
32
27
8
2
2
8
18
27
8
2
Uub
112
201
Hg
80
112
Cd
48
65,4
Zn
30
11 (IB) 12 (IIB)
Semimetais
8
2
Am 2532
95
152
Eu
63
(271)
Ds
110
195
Pt
78
106
Pd
46
58,7
Ni
28
10
Cobre
Prata
Ouro
Roentgênio
Gadolínio
Cúrio
Zinco
Cádmio
Mercúrio
Unúnbio
Tébio
Berquélio
2
8
18
32
28
8
2
2
8
18
28
8
2
2
8
18
32
18
3
2
8
18
18
3
2
8
18
3
2
8
3
2
3
C
6
(254)
Es
99
165
Ho
67
207
Pb
82
119
Sn
50
72,6
Ge
32
28,1
Si
14
12,0
Não-metais
(251)
Cf
98
163
Dy
66
204
Tl
81
115
In
49
69,7
Ga
31
27,0
Al
13
10,8
B
5
2
8
18
32
29
8
2
2
8
18
29
8
2
2
8
18
32
18
4
2
8
18
18
4
2
8
18
4
2
8
4
2
4
(253)
Fm
100
167
Er
68
209
Bi
83
122
Sb
51
74,9
As
33
31,0
P
15
14,0
N
7
2
8
18
32
30
8
2
2
8
18
30
8
2
2
8
18
32
18
5
2
8
18
18
5
2
8
18
5
2
8
5
2
5
2
8
18
32
31
8
2
2
8
18
31
8
2
2
8
18
32
18
6
2
8
18
18
6
2
8
18
6
2
8
6
2
6
Gases nobres
(256)
Md
101
169
Tm
69
(210)
Po
84
128
Te
52
79,0
Se
34
31,1
S
16
16,0
O
8
(253)
No
102
173
Yb
70
2
8
7
2
7
2
8
18
32
18
7
2
8
18
18
7
2
8
18
7
2
8
18
32
32
8
2
2
8
18
32
8
2
(210)
At
85
127
I
53
79,9
Br
35
35,5
Cl
17
19,0
F
9
13 (III A) 14 (IV A) 15 (V A) 16 (VI A) 17 (VII A)
Boro
Alumínio
Gálio
Índio
Tálio
Disprósio
Califórnio
Carbono
Silício
Germânio
Estanho
Chumbo
Hólmio
Einstênio
Nitrogênio
Fósforo
Arsênio
Artimônio
Bismuto
Érbio
Fêrmio
Oxigênio
Enxofre
Selênio
Telúrio
Polônio
Túlio
Mendelévio
Flúor
Cloro
Bromo
Iodo
Astato
Itérbio
Nobélio
(257)
Lr
103
175
Lu
71
2
8
8
2
8
2
2
8
18
32
18
8
2
8
18
18
8
2
8
18
8
2
8
18
32
32
9
2
2
8
18
32
9
2
(222)
Rn
86
131
Xe
54
83,8
Kr
36
39,9
Ar
18
20,2
Ne
10
4,00
He
2
18 (0)
Hélio
Neônio
Argônio
Criptônio
Xênonio
Radônio
Lutécio
Laurêncio
Tabela periódica
Química
55
Química
56
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