UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP
FARMÁCIA E BIOQUÍMICA E NUTRIÇÃO
QUIMICA GERAL
Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri
S.J. dos Campos - Dutra
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Estrutura atômica
Matéria
Átomos
Número atômico
Massa atômica
Mol
Íons
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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
ferro, um cubo de gelo, etc...;
limitada de matéria, ex barra de
• 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 10.000 a 100.000 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;
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2. Átomo
Átomo: é a menor parte da matéria capaz de caracterizar um elemento
químico (eletrosfera de 10.000 a 100.000 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;
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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
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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.
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4. Massa atômica
Numero de massa (A): é a soma do numero de prótons (Z) e de
nêutrons (N) existente num átomo;
A = Z + N
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 = 11 + 12 = 23 
11Na
23
 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)

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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 1,660.10-24 g ou 1,660.10-27 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.
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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.
m[ g ]
n
M .M .[ g / m ol]
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 / 2+32+64 [g/mol] = 0,05 mols
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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
1mol
1mol
1mol
de
de
de
de
moléculas  6,02x1023 moléculas  1 molécula-grama;
átomos  6,02x1023 átomos  1 átomo-grama
íons  6,02x1023 íons  1 íons-grama;
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.
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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 = 6,02.1023 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;
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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
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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
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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
Ex:
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7. Dimensões do átomos
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8. Exercícios
Com auxílio da tabela de massas atômicas, calcular:
1)
a)
b)
c)
d)
A massa molecular e Molécula-grama das seguintes substâncias:
Cloreto férrico: Fe Cl3
Fosfato de magnésio: Mg3(PO4)2
Cloreto de cálcio dihidratado: CaCl2.2H2O
Nitrato de cobalto: Co(NO3)
2) A quantidade de matéria (Mol) existente em:
a)
b)
c)
d)
2,6 g cloreto de bário: BaCl2
12,08 g de sulfato de maganês: MnSO4
15,52 g de cromato de potássio: K2CrO4
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?
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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 2,44.1024 átomos de nitrogênio.
8) Qual a porcentagem em massa de carbono na glicose (C6H12O6)?
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Tabela periódica
Histórico
Propriedades periódicas
Propriedades aperiódicas
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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.
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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
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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
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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.
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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.
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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).
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Tabela periódica
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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.
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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.
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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.
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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.
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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
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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.
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Tabela periódica
9. Entendendo a Tabela: Família 1A
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Tabela periódica
9. Entendendo a Tabela: Família 2A
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Tabela periódica
9. Entendendo a Tabela: Família 3A
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Tabela periódica
9. Entendendo a Tabela: subleveis
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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.
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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.
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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.
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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.
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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.
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Tabela periódica
1)
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.
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Ligação Química
Iônica
Covalente
Metálica
Intermolecular
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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.
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1. Introdução
1.2 Estrutura de Lewis
• Os
químicos Walther Kossel (1888-1956) e G.N. Lewis (1875-1946)
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 ligarse a outros”;
Ex: H (monovalente), O (bivalente), C (tetravalente).
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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;
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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.
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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
METAL e
AMETAL
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;
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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.
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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:
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2. Ligação iônica
Ex2: Al2O3
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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;
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•
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.
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2. Ligação iônica
2.4 Determinação da fórmula de um composto iônico
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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.
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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.
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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

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3. Ligação Covalente
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3. Ligação Covalente
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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
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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.
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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.
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•
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.
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3. Ligação Covalente
POLARIDADE
Átomos iguais
APOLAR
MOLÉCULAS DIATÔMICAS:
Átomos diferentes POLAR
Sobra é:
POLAR
MOLÉCULAS POLIATÔMICAS:
Não sobra é: SIMETRIA
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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
S 2 - 8 - 6
O 2 - 6
16S
e 8O.
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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).
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•A
4. Ligação Metálica
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).
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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
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)
(elétrons
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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.
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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.
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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.
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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
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5. Ligação Intermoleculares
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5. Ligação Intermoleculares
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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).
a) O __ F
d) F __ O __ F
b) O = F
e) O __ F __ O
c) F = O = F
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
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6. Lista de exercícios
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Funções Inorgânica
Ácidos
Bases
Sais
Óxidos
Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri
S.J. dos Campos - Dutra
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•É
1. Funções Inorgânicas
um conjunto de substâncias com propriedades
semelhantes, denominadas propriedades funcionais;
químicas
• 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;
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•Nos
1. Funções Inorgânicas
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
dissociação
HCl
Na+Cl-
• Seguindo
= H+
+
= Na+ +
ClCl-
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
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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
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2.1 Classificação de ácidos
• Em um ácido só são ionizáveis os hidrogênios que estiverem
ligados ao oxigênio .
H3PO4
H3PO3
H3PO2
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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)
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2.1 Classificação de ácidos
• Número de hidrogênio ionizáveis
Monoácidos: presença de 1 H ionizável.
HCl = H+ + ClDiácidos: presença de 2 H ionizáveis.
H2SO4 = 2 H+ + SO42-
Triácidos: presença de 3 H ionizáveis.
H3PO4 = 3 H+ + PO43Tetrácidos: presença de 4 H ionizáveis.
H4P2O4 = 4 H+ + P2O44-
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• Volatilidade
2.1 Classificação de ácidos
Voláteis: são gasosos ou líquidos e com baixo ponto de ebulição:
HNO3 ,
HCl e H2S
Fixos: muito pouco voláteis, somente H2SO4 e H3PO4
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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.
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2.1 Classificação de ácidos
•Grau de ionização => Força de um ácido
Hidrácidos:
Fortes: HCl, HBr, HI
Semi-forte: HF
*Os demais são fracos!!!
0 fraco Ex.: HClO
Oxiácidos: HxEOy
y-x
1 semi-forte Ex.: H3PO4
2 forte Ex.: H2SO4
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2.1 Classificação de ácidos
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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 AxExemplos:
NO31SO42PO43-
HNO3
H2SO4
H3PO4
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Tabela de Cátions e Ânions
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•
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
Ex: HNO3: ácido nítrico; HNO2: ácido nitroso
ico
oso
maior nox
menor nox
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3. Definição de bases
• Segundo Arrhenius, bases são substâncias que, quando em solução
aquosa, se dissociam, originando como único íon negativo OH-.
• Número de OH
3.1 Classificação das bases
-
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
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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.
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3.2 Formulações sobre as bases
Adicionam-se tantos OH-1
neutralizar a carga do cátion.
quantos
H+x (OH)x
Exemplos:
K+1
Ba2+
Al3+
KOH
Ba(OH)2
Al(OH)3
forem
necessários
para
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Tabela de Cátions e Ânions
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3.3 Nomenclatura das bases
a)
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
Hidróxido de nome do elemento
ico maior nox
oso menor nox
Ex: Fe(OH)3: hidróxido férrico; ou hidróxido de ferro III
Fe(OH)2: hidróxido ferroso; ou hidróxido de ferro II
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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 =
Na2SO4=
Ca2+
+
2 Na1+ +
2 Cl1SO42-
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
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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 H SO
reagindo com
1 mol de NaOH. Como o H2SO4 possui 2 H+ em sua molécula, o sal produto
o será ácido
2
1 H2SO4
+
1 NaOH
=
NaHO4
+
4
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.
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4.2 Nomenclaura dos sais
a) 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
Fe(NO3)3
nitrato de ferro II
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
Fe(NO3)3
nitrato ferroso
nitrato férrico
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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 -------------nome do ânion
nome do cátion
Segue-se a mesma regra das terminações usada nos ácidos.
Ex: Mg OH Cl = Cloreto monobásico de magnésio
Ca OH2 Cl = Cloreto dibásico de cálcio
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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)
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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
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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
Cu2O
óxido de sódio
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
N2O
monóxido de carbono; CO2
monóxido de dinitrogênio;
dióxido de carbono
N 2O 5
pentóxido de dinitrogênio
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•
•
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 alcalinoterrosos. Reagem com água, originando base.
Na2O
BaO
+
+
H2O
H2O
=
=
2 NaOH
Ba(OH)2
Reagem com ácido, originando sal e água:
Na2O
BaO
+
+
2 HCl
2 HNO3
=
=
2 NaCl
Ba(NO3)2
+
+
H2O
H2O
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•
•
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
H2SO4
menos 1 H2O
menos 1 H2O
=
=
CO2
SO3
anidrido carbônico
anidrido sulfúrico
Reagem com água, originando ácido.
CO2
SO3
+
+
H2O
H2O
=
=
H2CO3
H2SO4
Reagem com base, originando sal e água.
SO3
+
2 NaOH
=
Na2SO4
+
H2O
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•
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, alcalinoterrosos 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
UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP
BIOMEDICINA
Tabela de Cátions e Ânions
UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP
BIOMEDICINA
Tabela de Cátions e Ânions
UNIVERSIDADE PAULISTA - UNIP
FARMÁCIA E BIOQUÍMICA
Reações Inorgânica
Oxirredução
Prof. Dr. Fernando Cruz Barbieri
S.J. dos Campos - Dutra
OXIDAÇÃO E REDUÇÃO
Oxidação é a PERDA de ELÉTRONS
Redução é o GANHO de ELÉTRONS
+
Na
Cl
–
É o número que mede a CARGA REAL
ou
APARENTE de uma espécie química
Nox = + 1
Na
+
Cl –
Nox = – 1
Em compostos covalentes
δ+
δ–
Nox = + 1
H
Cl
Nox = ZERO
H
H
Nox = – 1
Nox = ZERO
É a perda de elétrons
ou
aumento do Nox
É o ganho de elétrons
ou
diminuição do Nox
1ª REGRA
Todo átomo em uma substância simples
possui Nox igual a ZERO
H
P
42
He
Nox = 0
2ª REGRA
Todo átomo em um íon simples
possui Nox igual a CARGA DO ÍON
–
3+
Ca
O
Al
F 2–2+
Nox = +
–2
1
3
3ª REGRA
Alguns átomos em uma substância composta
possui Nox CONSTANTE
H, Ag, Li,
1A Na, K, Rb, Cs, Fr
Nox = + 1
Ag NO3
K Br
Nox = + 1
Nox = + 1
Zn, Cd, Be,
2A Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
Nox = + 2
Ca CO3
Mg Br2
Nox = + 2
Nox = + 2
Al
Nox = + 3
Al 2 O3
Al Br3
Nox = + 3
calcogênios (O, S, Se, Te, Po)
quando for o mais eletronegativo
(no final da fórmula)
Nox = – 2
Al2 O 3
H2 S
Nox = – 2
Nox = – 2
halogênios (F, Cl, Br, I, At)
quando for o mais eletronegativo
(no final da fórmula)
Al Cl 3
Nox = – 1
Nox = – 1
HF
Nox = – 1
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) + 3 x (– 2) = 0
(– 2)
(+1) + (– 2) + (+1) = 0
(+6) + (– 6) = 0
(+2)
2
X
(+2) + 2
x
x
(– 2)
x + 7
x
(– 2) = 0
4 + 2x – 14 = 0
2x = 14 – 4
2x = 10
x=
10
2
x=+5
(+1) (– 2)
x
1 X (+1) + x + 2 x (– 2) = 0
(+1)
x
(– 2)
2 X (+1) + x + 4 x (– 2) = 0
1 + x – 4 = 0
2 + x – 8 = 0
x = 4 – 1
x = 8 – 2
x=+3
x=+6
5ª REGRA
A soma algébrica do Nox de todos os átomos em
Um complexo é igual à CARGA DO ÍON
2–
SO4
x + 4
x
(– 2) = – 2
x –8 = –2
x =8 –2
x =+6
(x)
(– 2)
4–
P2O7
2xx + 7
x
2x – 14 = – 4
2x = 14 – 4
(x)
(– 2)
(– 2) = – 4
2x = 10
10
x =
2
x =+5
01) (Vunesp) No mineral perovskita, de CaTiO3, o número de
oxidação do titânio é:
a) + 4.
b) + 2.
c) + 1.
d) – 1.
e) – 2.
R EG R A S PR Á T I C A S
+2
x –2
Ca Ti O3
2 + x – 6 = 0
S U BS T . S I M PL ES : N ox = 0
S U BS T . C O M PO S T A :
Í O N S S I M P LES : N o x = C A R G A D O Í O N
Í O N S C O M P LEX O :
x = 6–2
x = +4
N ox = 0
N ox = C A R G A D O Í O N
N o x con st a n t e em co m p os t os
H , A g, L i, N a , K , R b , C s, Fr: N ox = + 1
Z n , C d , B e, M g, C a , S r, B a , R a : N ox = + 2
O , S , S e, Te, P o : N o x = - 2 ( f i m da f ór m ul a )
F, C l, B r, I , A t : N ox = -1 ( f i m d a f ór m u l a )
1–
02) Nas espécies químicas BrO3
, Cl2 e Hl, os halogênios têm
números de oxidação, respectivamente, iguais a:
a) – 5, zero e – 1.
R EG R A S PR Á T I C A S
S U BS T . SI M PL ES : N ox = 0
b) – 5, – 5 e – 1.
S U BS T . C O M PO ST A :
c) – 1, – 5 e + 1.
N ox = 0
Í O N S SI M P LES : N ox = C A R G A D O Í O N
Í O N S C O M P LEX O :
d) zero, zero e + 1.
N ox = C A R G A D O Í O N
N o x con st a n t e em co m p os t os
e) + 5, zero e – 1.
Z n , C d , B e, M g, C a , S r, B a , R a : N ox = + 2
x –2
1–
Br O3
x–6=–1
x=6–1
x=+5
H , A g, L i, N a , K , R b , C s, Fr: N ox = + 1
Cl2
Nox = zero
HI
Nox = – 1
O , S , S e, Te, P o : N o x = - 2 ( f i m da f ór m ul a )
F, C l, B r, I , A t : N ox = -1 ( f i m d a f ór m u l a )
O HIDROGÊNIO nos HIDRETOS METÁLICOS tem
Nox = - 1
Ca H 2
Nox = – 1
Al H3
Nox = – 1
01) Nas espécies químicas MgH2 e H3PO4 o número de
oxidação do hidrogênio é, respectivamente:
a) + 1 e + 3.
b) – 2 e + 3.
Nox = – 1
Nox = + 1
c) – 1 e + 1.
d) – 1 e – 1.
MgH2
H3PO4
e) – 2 e – 3.
HIDROGÊNIO nos HIDRETOS METÁLICOS:
Nox = – 1
O oxigênio nos peróxidos tem
Nox = - 1
H O
2
2
Nox = – 1
Na O
2
2
Nox = – 1
01) Nos compostos CaO e Na2O2 o oxigênio tem número de
oxidação, respectivamente, igual a:
a) – 2 e – 2.
b) – 2 e – 1.
CaO
Na2O2
c) – 1 e – 1.
d) – 2 e – 4.
e) – 2 e + 1.
Nox = – 2
Nox = – 1
OXIGÊNIO nos PERÓXIDOS
Nox = – 1
As reações que apresentam os fenômenos de
OXIDAÇÃO e REDUÇÃO
são denominadas de reações de óxido-redução
(oxi-redução ou redox).
0
+1
0
Fe + 2 HCl
+2
H2 + FeCl2
OXIDAÇÃO
REDUÇÃO
Esta é uma reação de OXI-REDUÇÃO
0
+1
Fe + 2 HCl
REDUTOR
0
+2
H2 + FeCl2
OXIDANTE
A espécie química que provoca a redução chama-se
AGENTE REDUTOR
A espécie química que provoca a oxidação chama-se
AGENTE OXIDANTE