Curso: Farmácia
Turmas: 1AFAM e 1BFAN
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
Profa Tania A. Anazawa
QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA
PLANO DE ENSINO
Faculdade:
Faculdade de Ciências Biológicas e da Saúde
Curso:
Farmácia
Disciplina:
QGINOG - Química Geral e Inorgânica
Folha 1
Ementa
Estrutura atômica. Tabela periódica. Ligação química. Funções inorgânicas. Reações
químicas. Estequiometria. Termoquímica. Cinética Química. Segurança em laboratório.
Identificação e usos de equipamentos de segurança. Material básico de laboratório.
Técnicas básicas de laboratório.
Objetivos da Disciplina
1. Oferecer base suficiente para o entendimento das diversas funções da química
relacionadas com as ligações químicas, funções inorgânicas, reações e fórmulas,
cálculos estequiométricos, temoquímica, cinética química, assim como também ao
desenvolvimento das disciplinas afins que compõem o curso de Farmácia.
2. Introduzir os conceitos fundamentais da teoria atômica e de ligação, com ênfase na
correlação entre a estrutura da matéria e suas propriedades físicas e químicas.
3. Conhecer e utilizar corretamente os símbolos químicos e fórmulas químicas dos
compostos.
4. Determinar as configurações eletrônicas dos elementos químicos.
5. Conhecer os elementos e suas propriedades químicas que compõem a tabela periódica.
6. Caracterizar e reconhecer ligações químicas, moléculas polares e apolares.
7. Compreender as formas de ligação para formação de moléculas e substâncias.
8. Identificar ácidos, bases, sais e óxidos e suas principais reações, bem como
empregar as nomenclaturas destes.
9. Equacionar e interpretar reações químicas.
10. Conhecer e aplicar as relações quantitativas que existem entre as quantidades das
substâncias que participam das reações químicas.
11. Apresentar os princípios fundamentais da termoquímica.
12. Abordar os princípios fundamentais envolvidos no estudo da velocidade e do
mecanismo das reações químicas.
13. Apresentar os fundamentos básicos envolvidos nas técnicas experimentais
empregadas em laboratório químico, incluindo a manipulação de vidrarias, reagentes e
resíduos químicos.
14. Introduzir aos procedimentos e normas de segurança em laboratório químico.
15. Familiarizar o estudante quanto à utilização e aplicação das principais
vidrarias, formas adequadas de limpeza, secagem e armazenamento, formas de
aquecimento e resfriamento a serem utilizados em laboratório.
16. Familiarizar-se com técnicas básicas como formas de medidas de pH, técnicas de
filtração, tipos e utilização adequada de indicadores.
1
Curso: Farmácia
Turmas: 1AFAM e 1BFAN
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
Profa Tania A. Anazawa
Plano de Ensino
Disciplina
QGINOG - Química Geral e Inorgânica
Folha 2
Programa
ESTRUTURA ATÔMICA
Modelos atômicos: modelo de Dalton; modelo atômico de Thomson; modelo atômico
de Rutherford; modelo de Bohr; modelo atômico quântico.
Níveis e subníveis de energia.
Distribuição eletrônica em átomos multieletrônicos.
Número atômico; número de massa; isótopos.
TABELA PERIÓDICA
Tabela periódica: desenvolvimento da tabela periódica; características; propriedades
periódicas.
Visão geral dos elementos, de sua química e da tabela periódica: grupo 1A, os metais
alcalinos; grupo 2A, os metais alcalino-terrosos; grupo 3A; grupo 4A; grupo 5A;
grupo 6A; grupo 7A,os halogênios; grupo 8A, os gases nobres; elementos de transição.
Configuração eletrônica.
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Tipos de ligação: iônica; covalente; metálica.
Compostos iônicos e moleculares: características; propriedades.
Estrutura de Lewis e a regra do octeto.
Polaridade: da ligação e da molécula.
Interações intermoleculares: forças de Van der Waals; ligação de Hidrogênio.
FUNÇÕES INORGÂNICAS
Ácidos e bases: definição de ácidos e bases segundo Arrhenius, Bronsted-Lowry e
Lewis; força dos ácidos e das bases; classificação dos ácidos e nomenclatura;
classificação das bases e nomenclatura; ionização de ácidos; dissociação de bases;
reações de neutralização.
Sais: formação dos sais; nomenclatura; dissociação de sais.
Óxidos: nomenclatura; classificação; reações.
REAÇÕES QUÍMICAS
Tipos de reações químicas: ácido-base; precipitação; oxidação-redução.
Equações: moleculares; iônicas completas;iônicas líquidas.
Reações de oxidação-redução: número de oxidação; oxidação e redução; agente
oxidante e agente redutor; balanceamento pelo método de oxidação-redução;
balanceamento pelo método das meias-reações em soluções ácidas e básicas.
ESTEQUIOMETRIA
Conceito de mol.
Fórmula: molecular; mínima.
Determinação das massas: massa atômica; massa molecular; massa molar.
Cálculos estequiométricos: relações de massa em reações químicas; reagente
limitante; rendimento.
TERMOQUÍMICA
Processos endotérmicos e exotérmicos.
Entalpia: variações de energia em processos químicos; lei de Hess.
Equações termoquímicas.
2
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Disciplina: Química Geral e Inorgânica
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Plano de Ensino
Disciplina
QGINOG - Química Geral e Inorgânica
Folha 3
Programa (continuação)
CINÉTICA QUÍMICA
Conceitos gerais
Reações e tempo de meia-vida de: de primeira ordem; de segunda ordem.
Fatores que alteram a velocidade de reação: temperatura; concentração dos reagentes;
catalisador.
SEGURANÇA EM LABORATÓRIO
Normas de segurança: normas gerais; o que fazer em caso de acidentes.
Identificação e uso de equipamentos de segurança: EPIs e EPCs.
Manipulação de produtos químicos: líquidos inflamáveis; produtos tóxicos; produtos
corrosivos.
Manuseio, armazenagem e descarte de substâncias químicas: substâncias químicas
incompatíveis; resíduos de laboratório.
MATERIAL BÁSICO DE LABORATÓRIO
Equipamentos, vidrarias e utensílios laboratoriais: apresentação dos equipamentos,
das vidrarias e utensílios mais utilizados no laboratório, com descrição da
utilização específica destes.
TÉCNICAS BÁSICAS DE LABORATÓRIO
Execução de experimentos que ilustram conceitos básicos de Química: manuseio do bico
de Bunsen e técnicas de aquecimento; pesagens e técnicas volumétricas; calibração de
pipeta e balão volumétrico; técnicas de filtração; fenômenos físicos e químicos;
miscibilidade e solubilidade; equilíbrio ácido-base e indicadores; medidas de pH;
reatividade de metais; reações de oxidação-redução; cinética química.
Metodologia
Aulas expositivas dialogadas, com a utilização de material audiovisual ilustrativo
(transparências, slides – datashow, entre outros).
Aulas com exercícios referentes aos assuntos teórico-práticos ministrados.
Estudos dirigidos, com suporte de bibliografia técnico-científica especializada.
Aulas práticas no laboratório.
Critério de Avaliação
Primeiro Semestre:
Prova extraoficial e/ou relatórios e/ou trabalhos – 5,0 pontos
Prova Oficial – 5,0 pontos
Segundo Semestre:
Prova extraoficial e/ou relatórios e/ou trabalhos – 4,0 pontos
Atividade – 1,0 ponto
Prova Oficial – 5,0 pontos
Bibliografia Básica
ATKINS, Peter; JONES, Loretta.
moderna e o meio ambiente.
8573077395 (Encad.)
Principios de
Porto Alegre:
quimica: questionando a vida
Bookman, 2001. 914p. ISBN
3
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Disciplina: Química Geral e Inorgânica
Plano de Ensino
Disciplina
QGINOG - Química Geral e Inorgânica
Folha 4
Bibliografia Básica (continuação)
BROWN,
Theodore
L.
Química:
a
ciência
central.
Pearson: Prentice Hall, 2005. 972 p. ISBN 8587918427 (broch.)
KOTZ, John C; TREICHEL, Paul. Química geral
Thomson, 2005. 671 p. ISBN 8522104271 (broch.)
9ª
ed.
São
Paulo:
e reações químicas. São Paulo:
Bibliografia Complementar
CARVALHO, Paulo Roberto de. Boas práticas químicas em biossegurança. Rio de
Janeiro: Interciência, 1999. 132 p. ISBN 8571930163 (broch.)
LEE,
John
David.
Quimica
inorganica
não
tão
concisa..
Paulo: Edgar Blucher, 1977. 452p. ISBN 8521200277 (broch.)
4ª
ed.
São
MASTERTON, William L; STANITSKI, Conrad L; SLOWINSKI, Emil J. Princípios de
química. 6ª ed. Rio de Janeiro: LTC, 1990. 681p.
MAIA,
Daltamir
Justino.
Química
geral:
fundamentos.
Prentice Hall, 2007. 436 p. ISBN 9788576050513
São
Paulo:
Pearson
Critérios de Avaliação:
PRIMEIRO SEMESTRE
Prova oficial
Prova extraoficial
Atividades
Laboratório
Peso 5,0
Peso 2,0
Peso 1,0
Peso 2,0
SEGUNDO SEMESTRE
Prova oficial
Prova extraoficial
Laboratório
Atividades
Prova Substitutiva
Peso 5,0
Peso 2,0
Peso 2,0
Peso 1,0
PROVA SUBSTITUTIVA
Vale de 0 a 10 e substitui a média anual do aluno.
Se obtiver maior ou igual a 6,0, estará aprovado.
Data da Prova extra-oficial: 6 de maio (turma 1BFAN) e 7 de maio (turma 1AFAM)
Data da Prova teórico-prática: 22 de maio (turmas 1AFAM e 1BFAN)
e-mail: [email protected]
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Disciplina: Química Geral e Inorgânica
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CONCEITOS BÁSICOS
Química: é o estudo da composição, estrutura, propriedades e mudanças da matéria.
Matéria: é tudo que tem massa e ocupa lugar no espaço.
Do que é feita a matéria? A matéria é feita de partículas muito pequenas, denominadas de átomos.
Átomo: é a menor partícula existente de qualquer elemento.
Os átomos são compostos de partes ainda menores chamadas partículas subatômicas: próton,
nêutron e elétron.
Comparação entre próton, nêutron e elétron
Partículas
Próton
Nêutron
Elétron
Carga
Positiva (+)
Neutra
Negativa (-)
Massa (u)
1,0073
1,0087
5,486 x 10-4
Átomo é neutro: número de cargas (+) = número de cargas (-)
O que faz o átomo de um elemento ser diferente do de outro elemento é o o número de prótons do
núcleo do átomo. Esse número é chamado número atômico do elemento.
Número atômico (Z) de um elemento: é o número de prótons existentes no núcleo do átomo..
Z=p
Exemplos:
Hidrogênio (H)
Hélio (He)
Oxigênio (O)
Z=1
Z=2
Z=8
o núcleo do hidrogênio tem 1 próton.
o núcleo do hélio tem 2 prótons.
o núcleo do oxigênio tem 8 prótons.
Número de massa (A): é a soma do número de nêutrons (n) e de prótons (p) presentes no núcleo do
átomo.
A=p+n
ou
A =Z + n
n=A-p= A–Z
Exercício 01 – Qual é o número de massa de um átomo com 11 prótons, 12 nêutrons e 11 elétrons?
Exercício 02 – Quantos prótons, nêutrons e elétrons estão presentes em um átomo de nitrogênio
(A = 14 e Z = 7)?
Exercício 03 – Dê o número de prótons, nêutrons e elétrons de um átomo de:
a) carbono (Z = 6, A = 12)
b) cobalto (Z = 27, A = 59)
A
X
Representação de um átomo:
Z
onde Z é o número atômico e A é o número de massa.
12
Ex:
C
6
⇒
representa um átomo do elemento carbono (Z = 6) com número de massa igual
a 12 ( A = 12), ou seja, um átomo com 6 prótons, 6 elétrons e 6 nêutrons.
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Exercício 04 – Dê o número de prótons, nêutrons e elétrons de um átomo de:
16
a) oxigênio-16
(
35
O)
b)
Cl
8
17
Isótopos: são átomos que têm mesmo número atômico (Z) e que diferem no número de massa (A) ou
são átomos de um mesmo elemento químico que diferem no número de nêutrons.
1
Exemplos:
2
H
1
Prótio
Z=1
n=0
A=1
3
H
1
Deutério
Z=1
n=1
A=2
H
1
Trítio
Z=1
n=2
A=3
12
Elemento químico: é um conjunto formado por átomos de mesmo número atômico (Z). Todos esses
átomos têm as mesmas propriedades químicas.
Exemplos: hidrogênio – conjunto de átomos que possui 1 próton.
cálcio
– conjunto de átomos que possui 20 prótons.
Símbolos dos elementos químicos:
1.
A princípio deve ser a inicial do seu nome em letra
Exemplo: Nitrogênio N
Oxigênio
O
Boro
B
maiúscula.
Carbono C
Flúor
F
Hidrogênio H
2.
No caso de elementos começando com a mesma letra, será acrescentada uma segunda letra em
minúscula.
Exemplos: Bário
Ba
Cálcio
Ca
Alumínio
Al
Berílio
Be
Lítio
Li
Cloro
Cl
3.
Alguns elementos químicos têm seu símbolo derivado do latim.
Exemplos:
Elemento
Nome em latim
Fósforo
Phosphorum
Ouro
Aurum
Sódio
Natrium
Enxofre
Sulfur
Potássio
Kalium
Prata
Argentum
Símbolo
P
Au
Na
S
K
Ag
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Disciplina: Química Geral e Inorgânica
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Como se classifica a matéria? A matéria é dividida em duas classes: substâncias puras e misturas.
Uma substância pura pode ser um elemento ou um composto, e uma mistura pode ser homogênea
ou heterogênea.
Elemento: é uma substância (por exemplo, carbono, hidrogênio e ferro)
que consiste em átomos idênticos.
Substância pura
Composto: é uma substância pura formada por dois ou mais elementos em
proporções fixas de massa. Por exemplo, a água é composto formado de
hidrogênio e oxigênio.
Mistura é formada por mais de uma substância.
Homogênea: toda mistura que apresenta uma única fase.
Ex: água e sal de cozinha; ar atomosférico (O2 + N2 + Ar + CO2)
Mistura
Heterogênea: toda mistura que apresenta pelo menos duas fases.
Ex: água e óleo
Massa atômica ou peso atômico
Os átomos são pequenos pedaços de matéria, portanto têm massa.
A massa atômica (ou peso atômico) é a massa média de uma amostra representativa de átomos.
A massa atômica de cada elemento foi determinada experimentalmente, e esses valores
aparecem na Tabela Periódica. Nela, o boxe de cada elemento contém o número atômico, o símbolo
do elemento e a massa atômica. Por exemplo:
19
número atômico
K
símbolo atômico
39,0983
peso atômico (ou massa atômica)
Obs: não confunda massa atômica com número de massa.
Massa atômica : é uma medida feita em relação à unidade adotada (u), que vale 1/12 da massa
atômica do 12C.
Número de massa: é um número inteiro, positivo, definido como a soma do número de prótons (Z) e
do número de nêutrons (n), ou seja, A = Z + n
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Disciplina: Química Geral e Inorgânica
Profa Tania A. Anazawa
Exercício 05 – Com a ajuda da Tabela Periódica dê o número atômico e a massa atômica dos
seguintes elementos:
a)
Ca
Z = 20
Massa atômica = 40,1
b)
B
Z = 5
Massa atômica = 10,8
c)
N
d)
Cl
e)
Ba
f)
Al
g)
Fe
h)
O
i)
S
j)
I
k)
Ag
l)
F
m)
Na
n)
Mg
o)
P
p)
K
q)
Mn
r)
Cu
s)
C
t)
Sr
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Profa Tania A. Anazawa
ESTRUTURA ATÔMICA
MODELOS ATÔMICOS:
• Modelo de Dalton: os átomos seriam minúsculas esferas maciças, homogêneas, indivisíveis e
indestrutíveis.
• Modelo de Thomson: o átomo seria uma esfera neutra, maciça e não-homogênea, formado por
pequenas partículas carregadas negativamente (elétrons) e positivamente (prótons). Conhecido
como modelo do “pudim de passas”
• Modelo de Rutherford: o átomo é uma partícula muitíssimo pequena composta de duas regiões
(A) uma interna, o núcleo, onde estariam concentradas praticamente toda a massa do átomo, de
carga elétrica positiva, representada por partículas chamadas de prótons e (B) outra externa, de
massa desprezível, onde estariam os elétrons, diminutas partículas negativas em movimento ao
redor do núcleo.
9
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Profa Tania A. Anazawa
• Modelo de Böhr: o átomo possuíam regiões (órbitas) específicas disponíveis para acomodar seus
elétrons – as chamadas camadas eletrônicas.
Eletrosfera é a região do átomo onde se localizam os elétrons que estão em n níveis de energia. A
cada nível de energia corresponde uma determinada quantidade de energia.
Se não houver fornecimento de energia externo, os elétrons se manterão naturalmente em
seu nível de energia, que é chamado estado fundamental.
2. Fornecendo-se energia a um elétron que ocupe um nível menos energético, verifica-se que o
elétron absorve essa energia e salta para outro nível mais energético. Diz-se que o elétron
está em estado ativado ou excitado.
3. Ao retornar a sua camada de origem, o elétron libera a energia recebida, na forma de
quantum de energia (igual ao absorvido em intensidade), na forma de luz de cor definida ou
outra radiação eletromagnética (fóton).
1.
4. Cada órbita é designada por letras K, L, M, N, O, P, Q. Logo, as camadas podem apresentar:
5. Cada nível de energia é caracterizado por um número quântico (n), que pode assumir valores
inteiros: 1, 2, 3, etc.
Cada nível de energia (n), pode abrigar um número máximo de elétrons.
Camada
Nível
No máx. elétrons
K
1
2
L
2
8
M
3
18
N
4
32
O
5
32
P
6
18
Q
7
2
Cada nível de energia pode ser decomposto em um determinado número de subníveis de energia,
onde cada tipo de subnível é representado por um símbolo e suporta um número máximo de
elétrons:
10
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Disciplina: Química Geral e Inorgânica
Subnível
Nº máximo de elétrons
s
2
p
6
d
10
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f
14
A notação para indicar o número de elétrons em um subnível é dada por:
1s1: indica 1 elétron no subnível s do nível 1 (ou camada K)
4p6: indica 6 elétrons no subnível p do nível 4 (ou camada N)
• Modelo quântico: princípio da incerteza de Heisenberg, que estabelece ser impossível conhecer
simultaneamente e com precisão a posição e o momento de uma partícula pequena como o elétron.
Distribuição eletrônica em níveis e subníveis de energia
•
•
o elétron irá ocupar primeiro o nível e o subnível de menor energia
para fazer a distribuição siga o diagrama de Pauling apresentado a seguir:
• Para fazer a distribuição eletrônica de um átomo neutro, deve-se conhecer o seu número atômico
(Z) e, conseqüentemente, seu número de elétrons e distribuí-los em ordem crescente de energia
dos subníveis, segundo o diagrama de Pauling.
Exemplos:
Alumínio (Z =13): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
Bromo (Z = 35): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2 3d10 4p5
Para átomos com muitos elétrons, é comum simplificarmos a representação da seguinte maneira:
Fe ( Z =26): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Esta parte é exatamente
a distribuição do argônio (Z = 18)
Portanto, a distribuição eletrônica do ferro pode ser representada da seguinte maneira:
Fe: [Ar] 4s2 3d6
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Turmas: 1AFAM e 1BFAN
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
Profa Tania A. Anazawa
Exceções ao diagrama de Linus Pauling: cobre, prata, ouro, cromo e molibdênio.
Camada de valência (C.V.): é a camada ou nível de energia mais externo do átomo no estado
fundamental. O número de elétrons que um átomo possui em sua última camada pode ser visualizado
na tabela periódica: o número dos grupos indica o número de elétrons na última camada. Por exemplo,
o carbono se encontra no grupo 4ª, portanto, apresenta 4 elétrons na camada de valência. Atenção:
esta regra só é válida para elementos dos grupos A, 1B e 2B.
Nos exemplos anteriores:
3p1
2
5
Bromo (Z = 35): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s 3d10 4p
Alumínio (Z =13): 1s2 2s2 2p6 3s
2
3 elétrons na C.V.
7 elétrons na C.V.
Como vimos anteriormente, um átomo é eletricamente neutro quando o número de prótons é igual ao
número de elétrons, porém um átomo pode perder ou ganhar elétrons na eletrosfera, sem sofrer
alteração no seu núcleo, originando partículas carregadas positiva ou negativamente, denominadas
ÍONS.
Ânion: é o íon obtido quando um átomo neutro ganha elétrons. O íon ficará carregado negativamente
(o elétron tem carga negativa).
Cátion: é o íon obtido quando um átomo neutro perde elétrons. O íon ficará positivamente carregado
(o próton tem carga positiva).
Os átomos e os íons exercem papéis importantes na estrutura e no funcionamento dos seres vivos e
em especial no corpo humano. A participação dos íons cálcio no processo de contração muscular, dos
íons sódio e potássio na transmissão do impulso nervoso, dos íons ferro no transporte de oxigênio
demonstram a sua importância.
Distribuição eletrônica nos íons
a) ânions (íons negativos)
• fazer a distribuição eletrônica para o átomo neutro
• adicionar os elétrons ganhos no nível e no subnível que estiverem incompletos
Exemplo: 9F - o átomo neutro possui 9 elétrons, logo: 1s2 2s2 2p5
- para se tornar ânion, ganha 1 elétron, que será adicionado no nível e subnível incompleto,
que é a 2p5, ficando: 1s2 2s2 2p6
b) cátions (íons positivos)
• fazer a distribuição eletrônica para o átomo neutro
• retirar os elétrons que foram perdidos a partir do nível e do subnível mais externos
Exemplo: 11Na+
- átomo neutro possui 11 elétrons, logo: 1s2 2s2 2p6 3s1
- para se tornar cátion, perde 1 elétron que será retirado do subnível mais externo que é o
3s1, ficando: 1s2 2s2 2p6 (total de 10 elétrons)
Observação: o estudo de orbitais será visto na disciplina de Química Orgânica.
12
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TABELA PERIÓDICA
É um arranjo dos elementos em ordem crescente de número atômico em linhas horizontais de
comprimentos tais que os elementos com propriedades químicas semelhantes caem diretamente
um embaixo do outro.
As filas horizontais são denominadas PERÍODOS. Neles os elementos químicos estão dispostos
na ordem crescente de seus números atômicos. O número da ordem do período indica o número
de níveis energéticos ou camadas eletrônicas do elemento. A tabela periódica apresenta sete
períodos.
As colunas verticais constituem as FAMÍLIAS OU GRUPOS, nas quais os elementos estão
reunidos segundo suas propriedades químicas.
Os grupos que possuem nomes especiais são:
Grupo 1 (1A): metais alcalinos
Grupo 2 (2A): metais alcalino-terrosos
Grupo 13 (3A): grupo do boro
Grupo 14 (4A): grupo do carbono
Grupo
Grupo
Grupo
Grupo
15
16
17
18
(5A):
(6A):
(7A):
(8A):
grupo do nitrogênio
calcogênios
halogênios
grupo dos gases nobres
Da família 1 e 2 e 13 até 18 chamamos de elementos representativos.
Da família do 3 até 12 chamamos de elementos de transição.
•
Em algumas versões da Tabela Periódica, você poderá ver uma notação diferente para os grupos, com os
gases nobres pertencendo ao grupo VIII ou VIIIA. A notação recomendada atualmente é a que está
sendo apresentada.
Os elementos que ficam na série dos lantanídeos e actinídeos são os elementos de transição.
Como eles estão no grupo 3, como se estivessem numa “caixinha” para dentro da tabela, são
chamados de elementos de transição interna. E os demais são chamados de elementos de
transição externa.
Grupos 1 e 2: bloco s
Grupos 3 – 12: bloco d
13
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Turmas: 1AFAM e 1BFAN
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
Profa Tania A. Anazawa
Grupos 13 – 18: bloco p
Lantanídeos e actinídeos: bloco f
Elementos do bloco s e p: chamados de elementos representativos ou de grupo principal.
Metais dos grupos 3 a 12: metais de transição, caracterizados pelo preenchimento dos subníveis d.
Os membros do bloco f, que são mostrados abaixo da tabela principal (para economizar espaço),
são metais de transição internos.
Os elementos são classificados como:
- metais (localizados à esquerda dos semi-metais)
- não-metais ou ametais (localizam-se à direita dos semi-metais)
metalóides ou semi-metais (B, Si, Ge, As, Sb, Te e Po)
O hidrogênio (H) não se encaixa em nenhuma dessas classificações porque possui características próprias.
•
Metal:
- dos 118 elementos, 87 são metais;
- são sólidos a 25°C e 1 atm (com exceção do mercúrio que é líquido);
- conduz eletricidade;
- tem brilho;
- é maleável ( pode ser martelado até transformar-se em folhas finas);
- é flexível (pode ser alongada em fios);
- possuem forte tendência a doar elétrons e portanto, formar cátions.
•
Não-metal ou ametal:
- dos 118 elementos, 11 são não metais;
- não conduz eletricidade;
- é não-brilhante ;
- não é maleável nem flexível;
- possuem forte tendência a atrair elétrons e formar ânions.
•
Semi-metal ou metalóide:
- os semi-metais são sete (B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po);
- tem a aparência e algumas propriedades de um metal, mas comporta-se quimicamente como
um não-metal;
- podem ceder ou atrair elétrons conforme a situação em que se encontrem;
- são todos sólidos a temperatura ambiente.
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Uma visão geral dos elementos, de sua química e da Tabela Periódica
Hidrogênio (1s1)
• O hidrogênio é um elemento atípico. É o menor e mais leve dos átomos, pois possui uma única
camada eletrônica. Apesar de muitas vezes colocado junto aos metais no grupo 1, não possui
nenhuma das características que caracterizam os metais.
• O elemento é um gás incolor, inodoro e constituído por moléculas de H2. Em pressões elevadas
acredita-se que o hidrogênio tenha propriedades metálicas. De configuração semelhante à dos
metais alcalinos, as suas propriedades físicas e químicas são bastante diferentes.
• É incomum porque pode formar tanto um cátion (H+) como um ânion (H-).
• Não é reativo com a água, mas queima em oxigênio:
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(g)
Grupo 1 (ou 1A): metais alcalinos
Símbolo e número atômico
3Li
11Na
19K
37Rb
55Cs
87Fr
•
Configuração eletrônica
[He] 2s1
[Ne] 3s1
[Ar] 4s1
[Kr] 5s1
[Xe] 6s1
[Rn] 7s1
Possuem 1 elétron na camada de valência que se localiza na subcamada s. Apresentam
tendência em perder 1 elétron e formar íons monopositivos: Li → Li+ , Na → Na+, K → K+
• São muito reativos. Todos eles reagem com a água, produzindo gás hidrogênio e solução
alcalina do hidróxido do respectivo metal. Por exemplo:
2 Na(s) + 2 H2O(l) → 2 NaOH(aq) + H2(g)
Por esse motivo são guardados submersos em solventes não aquosos e não voláteis, como
querosene, benzeno, etc, para evitar o contato desses metais com a umidade e o oxigênio do
ar.
• Em razão de sua reatividade, esses metais somente são encontrados na natureza combinados
em compostos (como NaCl), nunca como substâncias simples.
• São os metais mais leves (o lítio bóia no óleo).
• São todos metais prateados (com exceção do césio, que é dourado) e extremamente maleáveis,
podendo ser cortados com uma faca.
• A reatividade aumenta quando se desce pela coluna do grupo.
• Aplicações dos metais alcalinos:
-
o lítio é usado em baterias recarregáveis; os compostos de lítio, tais como, carbonato de
lítio (Li2CO3) são usadas na preparação de porcelanas e vidros especiais, no tratamento de
15
Curso: Farmácia
Turmas: 1AFAM e 1BFAN
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
Profa Tania A. Anazawa
distúrbios psíquicos depressivos; o hidróxido de lítio (LiOH) é usado para remover o CO2 da
atmosfera de naves espaciais e de submarinos.
-
os compostos de sódio, tais como, o NaCl, é utilizado como fonte de sódio e de compostos
de sódio, condimento e conservante de alimentos; o NaOH em fabricação de sabão,
indústria de pasta de celulose e de papel, refinação do petróleo; o Na2CO3, na fabricação
de vidro.
-
os compostos de potássio, tais como, o KCl, é utilizado como fertilizante; o KOH, na
fabricação de sabões líquidos ou moles; o KNO3, empregado como fertilizante, explosivos e
fogos de artifício.
Grupo 2 (ou 2A): metais alcalino-terrosos
Símbolo e número atômico
4Be
12Mg
20Ca
38Sr
56Ba
88Ra
Configuração eletrônica
[He] 2s2
[Ne] 3s2
[Ar] 4s2
[Kr] 5s2
[Xe] 6s2
[Rn] 7s2
• Possuem 2 elétrons na camada de valência que se localiza na subcamada s. Tem tendência em
perder 2 elétrons e formar íons bipositivos: Mg → Mg2+, Ca → Ca2+, Sr → Sr2+, Ba → Ba2+
• Ocorrem naturalmente apenas em compostos.
• São reativos, mas muito menos do que os metais alcalinos. A reatividade aumenta quando se
desce no grupo. O berílio não reage com a água; o magnésio reage lentamente. O cálcio, o
estrôncio e o bário reagem facilmente com a água:
Ca(s) + 2 H2O(l) → Ca(OH)2(aq) + H2(g)
• Aplicação dos metais alcalinos terrosos:
-
Magnésio: produz ligas de grande leveza e alta resistência, usadas em partes de automóveis
e de aeronaves, e também em equipamentos domésticos, como ferramentas manuais e
carcaças de aparelhos. O composto de magnésio, o Mg(OH)2, é utilizado na fabricação do
leite de magnésia (suspensão de hidróxido de magnésio em água), que é comercializado
como antiácido.
-
Cálcio é um dos elementos importantes nos dentes e ossos. Os compostos de cálcio, tais
como, o CaCO3, é utilizado em antiácidos, dentifrícios; o CaO (óxido de cálcio) e Ca(OH)2
(hidróxido de cálcio) é comercializado sob o nome de cal viva e cal extinta,
respectivamente, e que também são usados no tratamento de água.
-
O composto de bário, o BaSO4, é utilizado como contraste em radioscopia gastrointestinal.
16
Curso: Farmácia
Turmas: 1AFAM e 1BFAN
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
Profa Tania A. Anazawa
Grupo 13 (ou 3A): grupo do boro
Símbolo e número atômico
5B
13Al
31Ga
49In
81Tl
Configuração eletrônica
[He] 2s22p1
[Ne] 3s23p1
[Ar] 3d104s24p1
[Kr] 4d105s25p1
[Xe] 4f145d106s26p1
• 3 elétrons na camada de valência.
• Alumínio é o terceiro elemento mais abundante da Terra, depois do oxigênio e do silício; é um
metal ideal para estruturas leves; uma grande variedade de antiácidos contém compostos de
alumínio, onde o hidróxido de alumínio e o de magnésio neutralizam o ácido clorídrico no
estômago:
Al(OH)3 + 3 HCl → AlCl3 + 3 H2O
Grupo 14 (ou 4A): grupo do carbono
Símbolo e número atômico
6C
14Si
32Ge
50Sn
82Pb
•
Configuração eletrônica
[He] 2s2 2p2
[Ne] 3s23p2
[Ar] 3d104s24p2
[Kr] 4d105s25p2
[Xe] 4f145d106s26p2
4 elétrons na camada de valência.
• O carbono (C) é não-metálico. O silício (Si) e o germânio (Ge) são metalóides ou semimetais, embora as propriedades químicas que têm sejam essencialmente de não-metais. O
estanho (Sn) e o chumbo (Pb) são metais.
Grupo 15 (ou 5A): grupo do nitrogênio
Símbolo e número atômico
7N
15P
33As
51Sb
83Bi
Configuração eletrônica
[He] 2s2 2p3
[Ne] 3s23p3
[Ar] 3d104s24p3
[Kr] 4d105s25p3
[Xe] 4f145d106s26p3
• Nesses elementos, os elétrons de valência são cinco.
• O elemento nitrogênio é componente de todas as proteínas, as quais participam de quase
todo processo bioquímico que ocorre nos organismos vivos. A maior parte do nitrogênio
presente na Terra, porém, está na forma de nitrogênio gasoso (dinitrogênio, N2), um gás
incolor e inodoro. É relativamente inerte, pois a ligação tripla nitrogênio-nitrogênio (N≡N) é
muito estável.
17
Curso: Farmácia
Turmas: 1AFAM e 1BFAN
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
Profa Tania A. Anazawa
• O fósforo, essencial à vida, é um constituinte importante dos ossos e dos dentes. O
fósforo também é um importante elemento dos organismos vivos. O ácido
desoxirribonucleico (DNA), molécula biológica na qual estão as informações sobre os traços
genéticos de uma espécie, tem grupos fosfato ao longo de sua cadeia. Analogamente, o
trifosfato de adenosina (ATP), molécula portadora de energia nos organismos vivos, contém
grupos fosfato.
Grupo 16 (ou 6A): calcogênios
Símbolo e número atômico
8O
16S
34Se
52Te
84Po
Configuração eletrônica
[He] 2s2 2p4
[Ne] 3s23p4
[Ar] 3d104s24p4
[Kr] 4d105s25p4
[Xe] 4f145d106s26p4
• Tendem a ganhar os 2 elétrons necessários para completar o seu nível externo, sendo por
isso eletronegativos.
• O oxigênio (O2) é um gás incolor, inodoro, tem uma forma alotrópica, o ozônio (O3).
• O enxofre é sólido, amarelo, quebradiço, com fórmula molecular S8.
• O selênio tem duas formas alotrópicas, o vermelho e o cinzento. O telúrio é sólido, branco,
com aspecto metálico, quebradiço e mau condutor de eletricidade. O polônio é um metal
radioativo.
Grupo 17 (ou 7A): halogênios
Símbolo e número atômico
9F
17Cl
35Br
53I
85At
Configuração eletrônica
[He] 2s2 2p5
[Ne] 3s23p5
[Ar] 3d104s24p5
[Kr] 4d10 5s25p5
[Xe] 4f145d106s26p5
• Possuem 7 elétrons na camada de valência. Tendência em receber 1 elétron ⇒ os
halogênios não existem na forma atômica e sim na forma molecular diatômica X2.
• Os halogênios são não-metais reativos.
• O flúor (F2) é um gás amarelo-claro; o cloro (Cl2) é gás com leve coloração amareloesverdeada; o bromo (Br2) é líquido castanho-avermelhado; e o iodo (I2) é sólido negroazulado, que se sublima dando vapor violeta. Pouco se sabe sobre o astato, que é
sintético e radioativo.
• O flúor reage com o urânio para formar hexafluoreto de urânio (UF6), composto
utilizado para obtenção do combustível dos reatores nucleares.
18
Curso: Farmácia
Turmas: 1AFAM e 1BFAN
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
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• O flúor é também matéria-prima para fabricar o teflon das panelas nas quais não
grudam os alimentos.
• O cloro é uma matéria-prima para a indústria, pois intervém na fabricação dos plásticos,
solventes, agrotóxicos e outros.
• Quanto ao bromo e ao iodo, possivelmente a aplicação mais importante é na fabricação
de filmes fotográficos, agrotóxicos e aditivos alimentícios. Além disso, o iodo é
essencial para o organismo, pois faz parte de um aminoácido natural e de diversos
hormônios produzidos pela glândula tireóide.
• Com o hidrogênio, formam compostos com a fórmula HX, os haletos de hidrogênio e
todos são gases. Todos são corrosivos e se dissolvem em água, dando soluções
conhecidas como ácidos. Ex: HCl (ácido clorídrico), HF (ácido fluorídrico).
Grupo 18 (ou 8A): gases nobres
Símbolo e número atômico
2He
10Ne
18Ar
36Kr
54Xe
86Rn
Configuração eletrônica
1s2
[He] 2s22p6
[Ne] 3s23p6
[Ar] 3d10 4s24p6
[Kr] 4d10 5s25p6
[Xe] 4f145d106s26p6
•
Estes elementos apresentam uma reatividade
apresentarem a última camada completa.
•
Existem como gases constituídos como átomos livres, por exemplo, o neônio (Ne).
•
As cores na iluminação artística fluorescente são devidas a emissões dos gases nobres:
neônio produz uma luz vermelha, e quando é misturado com argônio, a cor torna-se azulesverdeada.
quase
nula devido ao fato de
Grupos 3 a 12 (grupos B): elementos de transição
Metais de transição perigosos do grupo 12: mercúrio e cádmio.
•
Mercúrio (Hg) pode entrar no organismo pelos pulmões, em forma de vapor, ou através da
pele. Uma vez dentro, por meio de um mecanismo que ainda não foi bem entendido,
converte-se no íon Hg2+, extremamente tóxico. Seus efeitos (perda do equilíbrio, da
visão, da audição e sensações táteis) não aparecem imediatamente mas pouco a pouco,
depois de ter danificado irreversivelmente o cérebro e o sistema nervoso.
•
Cádmio (Cd) não é tão extensamente usado quanto o chumbo e o mercúrio, mas seus
efeitos são talvez piores. É muito utilizado em ligas, pois confere resistência mecânica e
térmica aos aços, na indústria eletrônica e nas baterias recarregáveis de níquel-cádmio.
O problema do cádmio é que substitui o cálcio dos ossos, pois o íon Cd2+ tem o mesmo
tamanho que o Ca2+, deixando-os quebradiços. A ingestão produz também graves
distúrbios gastrointestinais.
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Curso: Farmácia
Turmas: 1AFAM e 1BFAN
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
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ELEMENTOS ESSENCIAIS
Apenas 11 entre todos os elementos conhecidos são elementos principais (Tabela). Quatro
desses elementos (C, H, N e O) constituem a maior porcentagem. Esses são os elementos
encontrados na estrutura básica de todas as moléculas bioquímicas. As porcentagens elevadas do
oxigênio e do hidrogênio refletem o alto teor de água de todos os sistemas vivos.
Tabela – Quantidades relativas dos elementos essenciais no corpo humano.
Elemento
Oxigênio
Carbono
Hidrogênio
Nitrogênio
Cálcio
Fósforo
Potássio, enxofre, cloro
Sódio
Magnésio
Ferro, cobalto, cobre, zinco, iodo
Selênio, flúor
Porcentagem em massa
65
18
10
3
1,5
1,2
0,2
0,1
0,05
< 0,05
< 0,01
Sódio, potássio, cálcio, magnésio, fósforo, enxofre e cloro, que ocorrem geralmente na forma
de íons, como Na+. K+, Ca2+, Mg2+, HPO42- e Cl-, encontram-se em pequena porcentagem.
Embora muitos dos metais sejam necessários apenas em quantia traço, são frequentemente
parte integral de moléculas biológicas específicas – como a hemoglobina (Fe), a mioglobina (Fe) e a
vitamina B12(Co) – e ativam ou regulam sua função.
Boa parte dos 3 ou 4 g de ferro do corpo humano são encontrados na hemoglobina, a
substância responsável pelo transporte do oxigênio para as células do corpo. A deficiência de ferro
é marcada pela fadiga, por infecções e pela inflamação da boca. Uma pessoa tem também, em média,
2g de zinco; a falta desse elemento é observada pela perda do apetite, dificuldade de crescimento e
por mudanças na pele.
O corpo humano tem aproximadamente 75 mg de cobre, dos quais aproximadamente um terço
é encontrado nos músculos, e o restante, em outros tecidos. O cobre está envolvido em muitas
funções biológicas, de modo que sua deficiência apresenta distúrbios variados: anemia, degeneração
do sistema nervoso, danos ao sistema imunológico e defeitos na cor e na estrutura dos cabelos.
Propriedades Periódicas:
- Raio atômico: o tamanho do átomo.
- Energia de ionização: energia necessária para remover o elétron de maior energia (mais
distante do núcleo) de um átomo ou íon, no estado gasoso.
- Afinidade eletrônica ou eletroafinidade: a energia associada à entrada de um elétron num
átomo do elemento no estado gasoso.
- Eletronegatividade: capacidade de um determinado átomo de atrair os elétrons envolvidos em
uma ligação química.
- Pontos de fusão e de ebulição
- Densidade
ATENÇÃO: estudem os nomes e símbolos dos elementos representativos da tabela
periódica, bem como o nome do grupo (ou família) a que pertence.
20
Curso: Farmácia
Turmas: 1AFAM e 1BFAN
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
Profa Tania A. Anazawa
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Embora a Tabela Periódica reúna mais de 100 diferentes elementos, apenas cerca de trinta
estão presentes nas moléculas constituintes do organismo humano, dos quais estão presentes em
grandes proporções o carbono, o oxigênio, o nitrogênio e o hidrogênio.
Os átomos tendem a se transformar em moléculas ou íons, de acordo com a Regra (ou teoria)
do Octeto.
Teoria do Octeto: os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até que eles
estejam circundados por oito elétrons de valência.
Símbolos de Lewis: é um tipo especial de notação para ressaltar a camada mais externa.
Ligação química: é como se chama a união entre átomos. Para atingir a estabilidade os átomos se
unem através de 3 tipos de ligação: iônica, covalente e metálica.
LIGAÇÃO IÔNICA
•
É a ligação química que se dá entre dois átomos quando um elétron, ou mais de um, se
transfere da camada de valência de um átomo para a camada de valência de outro átomo. O
átomo que perde os elétrons torna-se um cátion (íon positivo) e o que recebe o elétron
torna-se um ânion (íon negativo).
•
Envolve forças eletrostáticas que atraem íons de cargas opostas, formando um sólido iônico
(retículo cristalino).
•
Resulta da combinação entre:
a) um metal com um não-metal ou
b) um metal com o hidrogênio
21
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Turmas: 1AFAM e 1BFAN
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
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• os átomos dos metais possuem 1, 2 ou 3 elétrons na última camada e têm forte tendência
a perdê-los.
• os átomos dos ametais possuem 5, 6 ou 7 elétrons na última camada e têm acentuada
tendência a receber mais 3, 2 ou 1 elétron e, assim, completar seus octetos eletrônicos.
•
Exemplo:
Na •
××
× Cl ××
××
⇒
××
[ Na+ ] [ •× Cl ××
××

]
⇒
NaCl
22
Curso: Farmácia
Turmas: 1AFAM e 1BFAN
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
Profa Tania A. Anazawa
•
O total de elétrons doados deve ser igual ao recebido, ou seja, a carga total positiva
no composto formado deverá ser igual à negativa, o que o tornará eletricamente neutro
como um todo.
•
Para representar a fórmula de um composto iônico, basta descobrir qual a carga do íon
estável formado pelo elemento e, a seguir, utilizar esta regra:
CÁTION
X+
y
ÂNION
Y-
x
• Compostos iônicos: são substâncias constituídas por íons, ou seja, cátions e ânions
provenientes de uma ligação iônica. Por exemplo, no NaCl os íons Na+ e Cl- possuem cargas de
sinais opostos, atraem-se mutuamente e mantêm-se unidos. Essa união é chamada de ligação
iônica e origina uma estrutura altamente organizada, o retículo cristalino iônico. Os
compostos iônicos são duros e quebradiços; apresentam elevados pontos de fusão e ebulição
e são geralmente solúveis em solventes polares.
• O nome do composto iônico se forma pelo:
nome do ânion
de
nome do cátion
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Turmas: 1AFAM e 1BFAN
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Exercício 1. Considere os elementos Mg, Al, F, Cl, S, O, K, Ca.
(a) Quais são metais?
(b) Quais são não-metais?
(c) Quais tendem a formar cátions? Qual o valor da carga de cada um dos íons?
(d) Quais tendem a formar ânions? Qual o valor da carga de cada um dos íons?
Exercício 2. Estabeleça a ligação entre átomos de magnésio (12Mg) e cloro (17Cl).
Exercício 3. Os elementos A e B apresentam as seguintes configurações eletrônicas:
A: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
e
B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Qual a fórmula esperada para o composto formado entre esses dois elementos e qual a ligação
envolvida?
Exercício 4. Dê as fórmulas químicas dos compostos iônicos que se formam com os seguintes pares
de elementos:
(a) Ca e F
(b) Na e S
Exercício 5. Indique as ligações, através dos símbolos de Lewis, entre os seguintes átomos:
(a) Al e F
(e) Ca e N
(b) Ca e H
(f) Ca e Br
(c) K e S
(g) Al e O
(d) Li e O
24
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Turmas: 1AFAM e 1BFAN
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Exercício 6. Qual é a fórmula e o tipo de ligação mais prováveis de um composto resultante da
combinação do potássio (Z =19) com o nitrogênio (Z = 7)? Justifique utilizando as estruturas de
Lewis.
LIGAÇÃO COVALENTE
Ligação covalente comum ou normal
•
Neste tipo de ligação, dois átomos compartilham elétrons provenientes de cada um. Ocorre
quando os 2 elementos da ligação tendem a receber elétrons (não-metal)
•
As substâncias formadas por ligações covalentes são chamadas de substâncias moleculares
e podem ser sólidas, líquidas ou gasosas.
•
Portanto, a ligação covalente acontece entre:
♦ não-metal + não-metal
♦ não-metal + hidrogênio
fórmula eletrônica
ou fórmula de Lewis
fórmula estrutural
25
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Disciplina: Química Geral e Inorgânica
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Exercício 7. Faça as fórmulas eletrônica (ou fórmula de Lewis) e estrutural para os compostos que
apresentam as seguintes fórmulas moleculares:
a) Cl2
b) HCl
c) H2O
d) O2
e) CO2
f) N2
♦
número de ligações covalentes que um átomo faz é chamado de valência desse átomo. Assim, por
exemplo, H e Cl são monovalentes, O é bivalente, N é trivalente e C é tetravalente.
♦
Outra expressão utilizada vem de acordo com o número de ligações covalentes formadas: ligação
covalente dupla (O2), ligação covalente tripla (N2).
Ligação covalente coordenada
•
Termo antigo: ligação covalente dativa.
•
Na ligação covalente comum o par eletrônico é formado por um elétron de cada átomo, mas
na ligação coordenada o par eletrônico (2 elétrons) é fornecido por um dos átomos da
ligação.
26
Curso: Farmácia
•
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Disciplina: Química Geral e Inorgânica
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“Comum” e “coordenada” são apenas termos convenientes para indicar a origem dos elétrons
do par compartilhado.
Fórmula eletrônica de Lewis
××
××
O
× •
× •
××
••
•
O
••
O=S→O
S • • O ××
Fórmula molecular
SO2
××
••
H×
Fórmula estrutural
××
• ×
••
Cl ×× O ••
××
••
H − O − Cl → O
HClO2
POLARIDADE NAS LIGAÇÕES COVALENTES
Escala de eletronegatividade de Pauling:
Ligação covalente apolar: é a ligação covalente que se estabelece entre átomos de igual
eletronegatividade, portanto, ambos os átomos atraem o par eletrônico com a mesma
intensidade.
Ex: F2
diferença de eletronegatividade: 4,0 – 4,0 = 0
Ligação covalente polar: é a ligação covalente que se estabelece entre átomos de diferentes
eletronegatividades, logo o par eletrônico estará distribuído assimetricamente, mais próximo
do átomo mais eletronegativo.
Ex: H – F
diferença de eletronegatividade: 4,0 – 2,1 = 1,9
δ+ δH–F
o elemento mais eletronegativo desloca o par de elétrons adquirindo uma carga
parcial negativa (δ-) e o outro elemento que teve seu elétron mais distante
uma carga parcial positiva (δ+).
27
Curso: Farmácia
Turmas: 1AFAM e 1BFAN
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
Profa Tania A. Anazawa
Representação das estruturas de Lewis
1. Desenhe o esqueleto básico da molécula, unindo os átomos por ligações simples.
2. Conte o número de elétrons de valência dos átomos. Para uma molécula, simplesmente
somamos os elétrons de valência dos átomos participantes.
3. Coloque um par de elétrons em cada ligação.
4. Distribua os elétrons restantes sob a forma de pares não-compartilhados de modo que cada
átomo tenha, se possível, 8 elétrons.
5. Coloque todos os elétrons adicionais no átomo central, em pares.
Exercício 8 - Dê a estrutura de Lewis de:
a) tetracloreto de carbono (CCl4)
b) amônia (NH3)
c) H2O
d) CHCl3
e) CH4
f) Etileno (C2H4)
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Turmas: 1AFAM e 1BFAN
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Exceções a regra do octeto
Em alguns casos, as ligações se completam com menos de 8 elétrons
Ex: BeH2
BF3
Em outros casos, as ligações perfazem mais do que 8 elétrons
Ex: PCl5
SF6
Esses casos só ocorrem quando o átomo central é relativamente grande, para que possa
acomodar tantos elétrons ao seu redor. Por isso, essa chamada camada de valência
expandida só aparece em elementos do 3o período da Tabela Periódica para baixo.
Compostos dos gases nobres
Ex: XeF2
XeF4
POLARIDADE DAS MOLÉCULAS
A polaridade de uma molécula depende do tipo de ligação (polar ou apolar) que ocorre entre os
átomos e da geometria da molécula.
As fórmulas de Lewis mostram dois tipos de pares de elétrons na camada de valência:
- pares ligantes, que são compartilhados pelos átomos nas ligações
- pares não-ligantes (ou pares isolados)
Ex:
••
HNH
|
H
par não-ligante
pares ligantes
A geometria da molécula pode ser determinada pelo modelo RPECV (repulsão dos pares de
elétrons na camada de valência). A repulsão entre os pares elétrons se dá na ordem mostrada a
seguir:
- par não-ligante – par não-ligante
- par ligante – par não-ligante
- par ligante – par ligante
REPULSÃO
O motivo é que os pares não-ligantes ocupam um espaço maior que os ligantes, de onde
deriva a maior repulsão. Isso explica porque o ângulo H – O – H na água não é de 109,5°, e
sim menor. A maior repulsão dos pares não-ligantes provoca a redução do ângulo das
ligações H – O –H, cujo valor experimental é de 104,5°.
29
Curso: Farmácia
Turmas: 1AFAM e 1BFAN
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Disciplina: Química Geral e Inorgânica
Como deteminar a geometria da molécula pelo RPECV?
1. Desenhar a estrutura de Lewis da molécula.
2. Determinar o número total dos pares de elétrons em torno do átomo central e, com a
ajuda de tabela procurar a configuração espacial que torna mínima a repulsão entre os
pares.
3. Descrever a geometria da molécula em termos da disposição angular dos pares ligantes.
4. Na previsão da geometria, uma ligação dupla ou tripla é contada como se fosse um par
ligante.
Ex: geometria da molécula de NH3 deduzida a partir da estrutura de Lewis e do modelo da
RPECV, que determina a geometria dos pares de elétrons. A ligação dos átomos, descreve, no
final, a estrutura da molécula.
-
Para saber mais, você poderá consultar os seguintes livros:
ATKINS, P., JONES, L. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto
Alegre: Bookman, 2001. Capítulo 3, pág. 220.
KOTZ, J. C., TREICHEL, P. Química & Reações Químicas. Vol. 1. Rio de Janeiro: LTC, 1998. Capítulo 9,
página 255.
Molécula apolar ocorre quando:
•
Todas as ligações entre os átomos formadores da molécula são apolares: H – H; Cl – Cl
•
A soma total dos momentos dipolares for igual a zero (µtotal = 0)
Ex: CO2
e
µ
CH4
H
µ
O=C=O
µ
µR = 0
µ
µ
C
H
H
H
µR = 0
Molécula polar ocorre quando tivermos ligações polares e a soma total dos momentos
dipolares for diferente de zero (µtotal ≠ 0):
Exemplos: H2O
O
µ
H
µ
HCl
NH3
µ
µ
H
Cl
H
µR ≠ 0
H
µ
µ
N
H
H
µR ≠ 0
µR ≠ 0
Obs: não esqueça que se trata de uma soma vetorial.
30
Curso: Farmácia
Turmas: 1AFAM e 1BFAN
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
Profa Tania A. Anazawa
Regra prática para identificar se uma molécula é polar ou apolar:
Se o número de pares eletrônicos ao redor do átomo central (incluindo os ligantes) for igual ao
número de átomos iguais ligados a ele, a molécula será apolar. Caso estes números não coincidam,
a molécula será polar. (As ligações dativas, duplas e triplas devem ser contadas como apenas um
par eletrônico.
Exemplos:
CCl4
CHCl3
SO3
HCN
BF3
H 2O
NH3
4
4
3
2
3
4
4
pares
pares
pares
pares
pares
pares
pares
eletrônicos e 4
eletrônicos e 3
eletrônicos e 3
eletrônicos e 0
eletrônicos e 3
eletrônicos e 2
eletrônicos e 3
átomos iguais
átomos iguais
átomos íguais
átomos iguais
átomos iguais
átomos iguais
átomos iguais
apolar
polar
apolar
polar
apolar
polar
polar
Regra de solubilidade: “O semelhante dissolve o semelhante”.
Substância polar tende a dissolver substância polar.
Substância apolar tende a dissolver substância apolar.
Exercício 9 – Considere as moléculas de HF, HCl, H2O, H2, CCl4, CH2Cl2, O2 e CH4.
a) Classifique essas moléculas em polares e apolares.
b) São miscíveis partes iguais de HF e HCl? Justifique.
c) São miscíveis partes iguais de HCl e H2O? Justifique.
d) São miscíveis partes iguais de CCl4 e CH2Cl2? Justifique.
e) São miscíveis partes iguais de CCl4 e H2O? Justifique.
f) São miscíveis partes iguais de CH2Cl2 e H2O? Justifique.
31
Curso: Farmácia
Turmas: 1AFAM e 1BFAN
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
Profa Tania A. Anazawa
LIGAÇÃO METÁLICA
•
Os metais não exercem muita atração sobre os elétrons de sua camada de valência e
portanto, possuem alta tendência a perder esses elétrons. Daí, um metal sólido ser
constituído por átomos metálicos em posições ordenadas com seus elétrons de valência livres
para se movimentar por todo o metal. Essa organização de íons metálicos positivos
mergulhados num “mar de elétrons” livres é chamado modelo de mar de elétrons, que explica
a condutividade elétrica dos metais e mantêm os átomos metálicos unidos.
•
Ligas metálicas: são misturas sólidas de dois ou mais elementos, sendo quase que totalmente,
ou na maior parte formado de elementos metálicos. Ex:
- ouro 18 quilates: ouro e cobre
- bronze: cobre e estanho
- latão: cobre e zinco
- aço: ferro e carbono
INTERAÇÕES ou FORÇAS INTERMOLECULARES
•
Até agora vimos ligações entre átomos ou íons. Entretanto, as moléculas com ligações
covalentes podem por sua vez interagir com outras.
•
As forças intermoleculares são forças de atração que ocorrem entre as moléculas
(intermoleculares), mantendo-as unidas, e são bem mais fracas, quando comparadas às forças
intramoleculares (ligação iônica e covalente), encontradas entre íons e átomos, que formam a
substância.
•
Cuidado! Não confundir com ligações entre os átomos.
•
Essas forças atuam principalmente no estado sólido e líquido das substâncias.
•
O conhecimento da extensão dessas interações nos levam a informações físicas importantes
como ponto de fusão, ponto de ebulição, solubilidade etc.
•
Tipos de interações intermoleculares:
ligação de hidrogênio: Ocorrem quando um átomo de H ligado a um átomo muito
eletronegativo (F, O e N) de uma molécula é atraído por um par de elétrons não
compartilhados no átomo de F, O ou N de outra molécula. Ex: moléculas de H2O, NH3 e
HF.
32
Curso: Farmácia
Turmas: 1AFAM e 1BFAN
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
Profa Tania A. Anazawa
Entre as propriedades físicas dos compostos, a solubilidade é uma das mais importantes. Por
exemplo, a água se mistura muito bem com o álcool etílico (álcool comum), pois as forças
intermoleculares destas duas moléculas são do tipo ligação de hidrogênio. Como há a possibilidade
da formação de ligação de hidrogênio entre a água e o álcool etílico, estes dois compostos se
misturam:
H
H
O
O
H
H
H-----O
CH3CH2OH
H
H
O - - - - -H
H
O
CH2CH3
água
álcool etílico
água-álcool dissolvidos
forças de van der Waals: existem dois tipos mais importantes:
Dipolo instantâneo-dipolo induzido ou força de dispersão de London: ocorre entre
moléculas apolares (por ex. H2, F2, Cl2, CO2, CCl4, CCl4), pois quando estão perto uma
das outras, ocorrem deformações das nuvens eletrônicas e surgem os dipolosinduzidos, unindo as moléculas apolares entre si.
33
Curso: Farmácia
Turmas: 1AFAM e 1BFAN
δ-
δ+
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
δ-
Molécula
δ+
Molécula
Uma distorção momentânea
da nuvem eletrônica
produz um dipolo instantâneo...
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δ-
δ+
Molécula
... que induz ao aparecimento
de um dipolo na molécula
vizinha
dipolo permanente ou dipolo-dipolo: é a força de atração existente entre moléculas
polares (por ex. HCl, HBr, H2S, CO, HCCl3).
As moléculas por apresentarem um dipolo permanente, ou seja, um pólo de carga
positiva e outro de carga negativa, atraem-se mutuamente, de modo que o pólo
positivo de uma molécula atrai o pólo negativo de outra molécula e assim
sucessivamente.
Ex: molécula de HCl, onde o cloro com carga parcial negativa atrai a extremidade
positiva da molécula vizinha.
H – Cl
H – Cl
δ+ δ-
δ+ δ-
interações dipolo-dipolo
Exercício 10. O que mantém as moléculas de bromo (Br2) unidas no estado líquido são:
(a) ligações covalentes
(c) interações tipo dipolo-dipolo
(b) ligações iônicas
(d) interações tipo dipolo-dipolo induzido
34
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Turmas: 1AFAM e 1BFAN
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
Profa Tania A. Anazawa
Exercício 11. Durante a ebulição da água são rompidas:
(a) ligações covalentes
(c) interações tipo ponte de hidrogênio
(b) ligações iônicas
(d) interações tipo dipolo-dipolo
Interações intermoleculares e ponto de ebulição e fusão
Quando uma substância molecular muda de estado físico, as moléculas tendem a se separar
umas das outras, rompendo assim a força intermolecular.
Assim, ao ferver HF, estamos rompendo ligações de hidrogênio; ao ferver HCl, HBr ou
HI(polares), estamos quebrando interações dipolo-dipolo; e ao ferver, Cl2, Br2 ou I2
(apolares), estamos rompendo dipolo induzido-induzido.
Quanto mais forte a força intermolecular, mais unidas estarão as moléculas, mais difícil será
separá-las, mais calor será necessário e, portanto, maiores serão os pontos de fusão (PF) e
ebulição (PE) da substância.
Ligações de hidrogênio > dipolo–dipolo > dipolo induzido–dipolo induzido
Exercício 12. Com relação aos compostos I, II e III a seguir, responda:
I
CH3 – CH2 – CH3
II
III
a) Qual o que possui maior ponto de ebulição? Justifique sua resposta.
b) Qual o menos solúvel em água? Justifique a sua resposta.
c) Quais aqueles que formam ligações de hidrogênio entre suas moléculas? Mostre a formação
das ligações.
Exercício 13. Uma das propriedades que determina maior ou menor concentração de uma vitamina
na urina é a sua solubilidade em água.
a) Qual dessas vitaminas é mais facilmente eliminada na urina? Justifique.
b) Dê uma justificativa para o ponto de fusão da vitamina C ser superior ao da vitamina A.
Vitamina A (ponto de fusão = 62ºC)
35
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Disciplina: Química Geral e Inorgânica
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Vitamina C (ponto de fusão = 62ºC)
• Curiosidades químicas: muitas propriedades anormais de muitas substâncias hidrogenadas são
explicadas através desse fenômeno.
Por que o gelo flutua na água líquida?
A água se encontra no estado líquido em razão das ligações de hidrogênio. Quando a água passa para
o estado sólido, essas ligações conferem à água uma organização reticular quase cristalina, com um
maior espaço entre as moléculas, ou seja, uma menor densidade, daí o porque do gelo flutuar na água.
Como explicar o fato de alguns insetos conseguirem andar sobre a água sem afundar?
36
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Se devem às fortes interações existentes entre as moléculas de água, estas forças
intermoleculares, que são as ligações de hidrogênio, conferem à água algumas propriedades
especiais, sendo uma delas a tensão superficial.
A tensão superficial pode ser observada em quase todos os líquidos e é ela a responsável pela forma
esférica de gotas ou bolhas do líquido.
Esse fenômeno ocorre porque as moléculas do líquido interagem mais fortemente com suas vizinhas
do que com as moléculas do ar. Com isso, estas moléculas tendem a ficar o mais próximo possível uma
das outras, pois uma “atrai” a outra na mesma intensidade, o que resulta em uma forma esférica.
Figura: esquema da tensão superficial da água, em que as forças de atração (forças intermoleculares)
existentes entre as moléculas de água vizinhas são mais fortes que as forças de atração entre as moléculas de
água e o ar. Isto faz com que as moléculas de água à superfície tendam a ser mais fortemente puxadas para o
interior do líquido.
Um outro exemplo é o DNA de todos os humanos: sua forma de dupla-hélice – é mantida graças às
ligações hidrogênio entre os grupos dos –OH e – NH das bases nitrogenadas heterocíclicas que o
compõe: GCAT.No DNA também há interações intermoleculares:
Fonte: www.qmc.ufsc.br/.../revista_especiais_forcas_intermoleculares.html
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Turmas: 1AFAM e 1BFAN
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
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FUNÇÕES INORGÂNICAS
São substâncias com propriedades químicas semelhantes.
Funções inorgânicas: ácidos, bases, sais e óxidos.
ÁCIDO
• Uma das características é a presença, nas substâncias, do elemento químico hidrogênio ligado a
ametais. Ex: HCl, HF, H2S
• Existem ácidos que possuem mais de dois elementos químicos em sua composição, muitos deles
destacando-se pela presença do elemento oxigênio.
Ex: HNO3, H2SO4, H2CO3
• Definição de Arrhenius: é toda substância que, em solução aquosa, libera como íons positivos
somente H+.
• Equação de ionização do ácido:
Antes de se dissolverem em água, os ácidos são compostos moleculares, ou seja, quando
puros não formam íons. A ionização ocorre quando são dissolvidos em água.
Ex: HCl
+
H2O
H3O+
HCl
+
H2O
H+
ou
HCl
H2O
H+
+
+
Cl-
+
Cl-
Cl-
A espécie H+ é instável e logo se associa a uma molécula de água para formar a espécie H3O+,
chamada de íon hidrônio ou hidroxônio. Por conveniência e simplicidade, costuma-se
representar o íon hidroxônio pelo íon H+, mas jamais se esqueça que o cátion existente e
estável em soluções aquosas nesses casos é o íon hidroxônio.
No caso de o ácido conter mais de um átomo de hidrogênio ionizável em sua molécula, a
ionização acontece por etapas, ocorrendo em cada uma delas a ionização de apenas 1H+
ionizável. Pode-se, portanto, representar a equação total ou a equação parcial:
Equação global:
ou simplificadamente:
H2SO4
H2SO4
ou
Equação parcial:
•
2 H3O+
2 H+
+ 2 H 2O
+ 2 H 2O
H2SO4
H2O
+
+
2 H+
+
SO42SO42SO42-
H2SO4
+ H 2O
H3O+
+
HSO4-
HSO4-
+
H3O+ +
SO42-
H 2O
Fórmula Geral
A carga total positiva dos H+ deve anular a carga total do radical negativo, de tal modo que a
molécula seja eletricamente neutra. Desse modo, representando o ânion (ou radical ácido) por A
e supondo sua valência igual a +x, chegamos à seguinte regra geral de formulação dos ácidos:
38
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Disciplina: Química Geral e Inorgânica
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• Nomenclatura dos ácidos
ÂNION
ETO
ATO
ITO
ÁCIDO
ÍDRICO
ICO
OSO
Exemplos:
1º)
ETO → ÍDRICO
-
Cl : cloreto
HCl: ácido clorídrico
I - : iodeto
HI: ácido iodídrico
-
Br : brometo
S
2-
HBr: ácido bromídrico
: sulfeto
H2S: ácido sulfídrico
-
CN : cianeto
ATO →
2º)
SO4
2-
HCN: ácido cianídrico
ICO
: sulfato
-
NO3 : nitrato
CO3
PO4
2-
3-
BO3
3-
HNO3: ácido nítrico
: carbonato
H2CO3 : ácido carbônico
: fosfato
H3PO4: ácido fosfórico
: borato
H3BO3: ácido bórico
-
C2H3O2 : acetato
-
ClO4 : perclorato
HC2H3O2: ácido acético
HClO4: ácido perclórico
ITO → OSO
3º)
-
NO2 : nitrito
SO3
H2SO4: ácido sulfúrico
2-
: sulfito
HNO2: ácido nitroso
H2SO3: ácido sulfuroso
• Classificação dos ácidos de acordo com o número de hidrogênios ionizáveis
No hidrogênio ionizáveis
1
2
3
4
Classificação do ácido
Monoácido ou monoprótico
Diácido ou diprótico
Triácido ou triprótico
Tetrácido ou tetraprótico
Exemplos
HNO3, HCl, H3PO2
H2SO4, H2CO3, H3PO3
H3BO3, H3PO4
H4P2O7
Quando um ácido possui dois ou mais hidrogênios ionizáveis, ele é denominado poliácido ou
poliprótico e os H+ se ionizam em etapas sucessivas. Ex: H3PO4
39
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Disciplina: Química Geral e Inorgânica
+ H2O(l)
H3O+(aq) +
H2PO4-(aq)
H2PO4-(aq) + H2O(l)
H3O+(aq) +
HPO42-(aq)
HPO42-(aq) + H2O(l)
H3O+(aq) +
PO43-(aq)
H3PO4(aq)
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Atenção: o H3PO3 (ácido fosforoso) possui apenas 2H+ e o H3PO2 (ácido hipofosforoso) possui apenas
1H+. Então, a equação de ionização global para estes dois ácidos fica:
H3PO3
H2O
2 H+
+
HPO32-
H3PO2
H2O
H+
+
H2PO2
-
• Classificação dos ácidos de acordo com a presença ou não de oxigênios na molécula
- hidrácidos: não contém oxigênio na molécula. Ex: HBr, HCN, H2S.
- oxiácidos: contém oxigênio na molécula. Ex: HNO3, H2SO4.
• Classificação de ácidos de acordo com o grau de ionização
- ácidos fortes: quando α > 50% . Ex: HCl (α = 92%) , H2SO4 (α = 61%).
- ácidos moderados: quando 5% < α 50%. Ex: HF(α = 8%), H3PO4 (α = 27%)
- ácidos fracos: quando α < 5%. Ex: HCN (α = 0,008%), H2CO3 (α = 0,18%)
Ácidos fortes em água:
Ácido bromídrico – HBr
Ácido clorídrico – HCl
Ácido iodídrico – HI
Ácido nítrico – HNO3
Ácido perclórico – HClO4
Ácido clórico – HClO3
Ácido sulfúrico – H2SO4
Força dos oxiácidos
Para os ácidos oxigenados, há uma regra prática que permite classificá-los pela sua força,
através da fórmula:
n = (no de átomos de O) − (no de átomos de H ionizáveis)
n
3
2
1
0
Força
Muito forte
Forte
semi-forte
Fraco
Exemplos
HClO4
HNO3, H2SO4
H3PO4, HNO2
HClO
* Exceção: o CH3COOH e o H2CO3, que apesar de n = 1, são ácidos fracos.
• Ácidos importantes
a) Ácido sulfúrico — H2SO4
O ácido sulfúrico é o produto químico mais utilizado na indústria; por isso costuma-se dizer que o
consumo de ácido sulfúrico mede o desenvolvimento industrial de um país.
40
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O H2SO4 puro é um líquido incolor, oleoso, denso (d % 1,84 g/mL), corrosivo e extremamente
solúvel em água (para diluí-lo, deve-se despejá-lo lentamente em água, e nunca o contrário, pois,
devido ao calor liberado, quando se despeja água sobre H2SO4, ela vaporiza rapidamente e pode se
projetar contra as mãos ou o rosto do operador). O H2SO4 ferve a 338 °C, que é um valor bem acima
da temperatura de ebulição dos ácidos comuns; por isso é considerado um ácido fixo, isto é, pouco
volátil.
É usado em muitos processos industriais, tais como a produção de fertilizantes, tinturas e
pigmentos.
b) Ácido clorídrico — HCl
O HCl puro, chamado de gás clorídrico ou cloridreto ou cloreto de hidrogênio, é um gás incolor,
não-inflamável, muito tóxico e corrosivo. Esse gás é muito solúvel em água (cerca de 450 L de gás
clorídrico por litro de água, em condições ambientes). Sua solução aquosa é denominada ácido
clorídrico. Trata-se de uma solução incolor que, quando concentrada, contém cerca de 37% de HCl
em massa, é fumegante (pois libera vapores de HCl), sufocante, muito tóxica e corrosiva.
O ácido clorídrico é usado na hidrólise de amidos e proteínas (indústria de alimentos); na produção
de corantes, tintas, couros etc. Na limpeza de pisos e paredes de pedra ou de azulejo, usa-se o ácido
muriático, que é o ácido clorídrico impuro.
Além disso, é importante destacar que o ácido clorídrico é um dos componentes do suco gástrico
existente em nosso estômago. Sua ação é ajudar a digestão dos alimentos.
c) Ácido nítrico — HNO3
O ácido nítrico é um líquido incolor, muito tóxico e corrosivo. Ferve a 83 °C. É muito solúvel em
água e, com o tempo e a influência da luz, sua solução fica avermelhada devido à decomposição do
HNO3 em NO2.
O ácido nítrico é usado na produção de compostos orgânicos (explosivos, corantes, medicamentos
etc.), na produção de fertilizantes agrícolas, etc.
É um forte agente oxidante. Uma simples gota sobre a pele faz surgir uma mancha amarela, pois o
ácido reage com as proteínas da pele.
d) Ácido acético (CH3COOH): está presente no vinagre (cerca de 5%).
e) Ácido bórico (H3BO3): é um sólido. Soluções de ácido bórico em água são usadas como
antissépticos, especialmente para os olhos. O ácido bórico é tóxico quando ingerido.
BASES
• É caracterizada por substâncias que apresentam o grupo hidroxila (OH-) ligado a metais.
Ex: NaOH, KOH, Ca(OH)2
Exceção: hidróxido de amônio (NH4OH), que não possui um metal em sua fórmula.
• Definição de Arrhenius: são substâncias que, em solução aquosa, liberam como íons negativos
somente OH- (íon hidroxila ou hidróxido).
Os hidróxidos metálicos são compostos iônicos e, portanto, sofrem dissociação iônica quando
dissolvidos em água:
NaOH(s)
+
H2O(l)
Na+(aq) +
OH-(aq)
Ca(OH)2(s)
+
H2O(l)
Ca2+(aq) +
2 OH-(aq)
Fe(OH)3(s)
+
H2O(l)
Fe3+(aq) +
3 OH-(aq)
41
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A única base inorgânica que resulta de uma ionização é o hidróxido de amônio, conhecido como
amoníaco:
NH3
+
H2O(l)
NH4OH
NH4+(aq) + OH-(aq)
NH4OH(aq)
•
Fórmula Geral
A carga positiva do cátion é neutralizada pela carga negativa total das hidroxilas, originando a
seguinte regra geral de formulação das bases:
• Nomenclatura das Bases
M(OH)x
→
hidróxido
de
nome de M
Nox fixo
NaOH
hidróxido de sódio
CuOH
Ca(OH)2 hidróxido de cálcio
Al(OH)3 hidróxido de alumínio
Cu(OH)2
NH4OH hidróxido de amônio
*terminações ico e oso para nox maior e menor,
•
Nox variável*
hidróxido de cobre (I) ou
Hidróxido cuproso
hidróxido de cobre (II) ou
hidróxido cúprico
respectivamente.
Equação de dissociação de bases:
NaOH(s)
H2O
Na+(aq) +
OH-(aq)
Ca(OH)2(s)
H2O
Ca2+(aq) +
2 OH-(aq)
Fe(OH)3(s)
H2O
Fe3+(aq) +
3 OH-(aq)
NH4OH(aq
H2O
NH4+(aq) +
OH-(aq)
• Classificação das bases de acordo com a solubilidade
Os hidróxidos dos metais alcalinos, alcalino-terrosos (exceto Mg) e o hidróxido de amônio são
solúveis em água. Os demais são muito pouco solúveis e por isso podem ser considerados
insolúveis.
LiOH, NaOH
KOH, RbOH
CsOH, NH4OH
muito solúveis
Ca(OH)2
Sr(OH)2
Ba(OH)2
solúveis
hidróxidos de
outros metais
insolúveis
Numa mesma família, a solubilidade aumenta com o aumento do número atômico:
Alcalinos
Alcalino-terrosos
LiOH < NaOH < KOH < RbOH < CsOH
Mg(OH)2 < Ca(OH)2 < Sr(OH)2 < Ba(OH)2
42
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• Classificação de uma base quanto a sua força
• Quando uma base é solúvel em água, a dissociação iônica é completa e a base é classificada
como forte. Portanto, bases solúveis são bases fortes e bases insolúveis são consideradas
bases fracas.
LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2
Bases solúveis
bases fortes
Mg(OH)2, Zn(OH)2, Fe(OH)2, Fe(OH)3
Bases insolúveis
bases fracas
Exceção: o hidróxido de amônio apesar de solúvel, é uma base fraca.
•
Algumas bases importantes:
a) Hidróxido de sódio (NaOH): é um sólido cujas soluções aquosas são usadas em muitos
processos industriais, incluindo a fabricação de vidro e sabão.
b) Hidróxido de potássio (KOH): também é um sólido, é utilizado, em muitas situações, com a
mesma função do NaOH.
c) Hidróxido de cálcio (Ca(OH)2: utilizada para preparar argamassa, para fazer pintura e para
reduzir a acidez do solo antes do plantio.
d) Amônia (NH3): é um gás cujo uso industrial é bastante amplo. Uma de suas principais
utilizações é em fertilizantes.
e) Hidróxido de magnésio (Mg(OH)2): é um sólido insolúvel em água. Uma suspensão de Mg(OH)2
8% em água é chamada de leite de magnésia e usada como laxante. O Mg(OH)2 também é
usado para tratar águas residuária em indústrias que processam metais.
Como reconhecer se uma substância é ácida ou básica?
Através de indicadores que mudam a coloração de certos corantes. Exemplo: tornassol, que é
um corante vegetal obtido de um líquen. Soluções aquosas de ácido tornam o papel vermelho;
soluções aquosas de bases tornam o tornassol azul.
Através de um pHmetro
Escala de pH (potencial hidrogeniônico): indica se o meio é ácido, básico ou neutro. Os valores de
pH são calculados matematicamente considerando as concentrações de H+ e OH- presentes em
uma solução.
1
2
3
4
5
6
7
ÁCIDO
8
9
10
11
12
13
14
BÁSICO
NEUTRO
Uma solução será ácida se o pH for menor que 7.
Uma solução será básica se o pH for maior que 7.
Uma solução será neutra se o pH for igual a 7.
43
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Limitação da Teoria de Arrhenius: é específica para apenas um solvente, a água. Existem inúmeras
substâncias que mantém um comportamento ácido-básico em solventes não aquosos, tais como a
amônia líquida. Daí outras definições existentes para ácidos e bases como a teoria de BrönstedLowry e a de Lewis.
Teoria Protônica de Ácidos e Bases (Teoria de Brönsted-Lowry)
Ácidos são moléculas ou íons doadores de prótons e bases são moléculas ou íons receptores de
prótons. A reação é portanto, uma transferência de prótons (do ácido para a base).
Ex:
-
HCl(aq) +
ácido(1)
H2O(l)
base(2)
H3O+(aq)
ácido(2)
+
Cl-(aq)
base(1)
H2O(l)
ácido(1)
NH3
base(2)
NH4+(aq)
ácido(2)
+
OH-(aq)
base(1)
+
Base conjugada: é a espécie formada quando um ácido perde próton.
Ácido conjugado: é a espécie formada quando uma base aceita um próton.
Quanto mais forte o ácido, mais fraca será sua base conjugada.
Quanto mais forte a base, mais fraco será seu ácido conjugado.
As Constantes de Acidez e Basicidade
•
•
•
A constante de acidez indica a força ou capacidade de doação de prótons de um ácido enquanto a
constante de basicidade mede a força de aceitação de prótons por uma base.
Quanto maior a constante de acidez maior a força do ácido em doar um próton e da base
receber um próton.
Quanto mais alto for o valor de pK mais fraco será o ácido ou a base.
As constantes de acidez
Ácido
Ka
Ácido tricloroacético
3,0 x 10-1
Ácido sulfuroso
1,5 x 10-2
Ácido nitroso
4,3 x 10-4
Ácido fluorídrico
3,5 x 10-4
Ácido fórmico
1,8 x 10-4
Ácido benzóico
6,5 x 10-5
Ácido acético
1,8 x 10-5
Ácido carbônico
4,3 x 10-7
Ácido cianídrico
4,9 x 10-10
Ácido hipoiodoso, HIO
2,3 x 10-11
pKa
0,52
1,81
3,37
3,45
3,75
4,19
4,75
6,37
9,31
10,64
Exemplo: Dentre os ácidos tricloroacético (Ka = 3,0 x 10-1), fluorídrico (Ka = 3,5 x 10-4) e cianídrico
(Ka = 4,9 x 10-10), qual é o mais forte? Resposta: ácido tricloroacético.
Exemplo: Dentre os ácidos carbônico (pKa = 6,37), benzóico (pKa = 4,19) e fórmico (pKa = 3,75), qual
é o mais forte? Resposta: ácido fórmico.
44
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Turmas: 1AFAM e 1BFAN
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
As constantes de basicidade
Base
Kb
Uréia
1,3 x 10-14
Anilina
4,3 x 10-10
Piridina
1,8 x 10-9
Nicotina
1,0 x 10-6
Morfina
1,6 x 10-6
Amônia
1,8 x 10-5
Metilamina
3,6 x 10-4
Dimetilamina
5,4 x 10-4
Etilamina
6,5 x 10-4
Profa Tania A. Anazawa
pKb
13,90
9,37
8,75
5,98
5,79
4,75
3,44
3,27
3,19
Exemplo: Dentre as bases uréia (Kb = 1,3 x 10-14), amônia (Kb = 1,8 x 10-5) e metilamina (Kb =
3,6 x 10-4), qual é a mais forte? Resposta: metilamina.
Exemplo: Dentre as bases piridina (pKb = 8,75), etilamina (pKb = 3,19) e amônia (pKb = 4,75), qual é a
mais forte? Resposta: etilamina.
Concluindo:
os valores de ka e kb, pka e pkb possibilitam de uma maneira conveniente a comparação da força
de ácidos e bases fracos:
quanto menor valor de Ka, maior o valor de pKa.
quanto mais alto o valor de Ka mais forte o ácido
quanto mais baixo o valor de pka mais forte o ácido
quanto mais alto o valor de kb mais forte a base
quanto mais baixo o pkb mais forte a base
SAL
• É um composto formado na reação.
Ácido
+
Base
→
Sal
+
H2O
• Têm-se:
Sal Normal: é o sal que não possui H+ ou OH- como ânion; resulta de uma neutralização total.
H2SO4(aq) +
2HCl(aq)
+
→ Na2SO4(aq) + 2H2O(l)
→ CaCl2(aq)
+ 2H2O(l)
2NaOH(aq)
Ca(OH)2(aq)
Hidrogeno Sal: é o sal cujo ânion tem um ou mais H ionizáveis e não apresenta o ânion OH-;
resulta de uma neutralização parcial do ácido. Ex:
H2SO4(aq) + NaOH(aq)
→
NaHSO4(aq)
+ H2O(l)
Hidróxi Sal: é o sal cujo ânion não apresenta H ionizável e, além desse ânion, há o OH-;
resulta da neutralização parcial da base.
Ca(OH)2(aq)
+ HCl(aq)
→
Ca(OH)Cl(aq)
+ H2O(l)
45
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Disciplina: Química Geral e Inorgânica
Profa Tania A. Anazawa
• Fórmula geral dos sais normais
Um sal normal é formado por um cátion B, proveniente da base, e um ânion A, proveniente do ácido,
segundo o esquema:
• Nomenclatura de Sais
nome do ânion + de + nome do Cátion
nome dos compostos iônicos consistem do nome do ânion seguido da preposição “de” e do nome do
cátion.
NaCl
cloreto de sódio
cloreto de cálcio
CaCl2
MgSO4
sulfato de magnésio
Al(NO3)3
nitrato de alumínio
FeCl3
cloreto de ferro (III) ou cloreto férrico
sulfato de sódio
Na2SO4
Ca3(PO4)2
fosfato de cálcio
NaHSO4
hidrogeno sulfato de sódio, sulfato ácido de sódio ou bissulfato de sódio
NaHCO3
hidrogeno carbonato de sódio (mono pode ser omitido) ou carbonato ácido de
sódio ou bicarbonato de sódio
KH2PO4
dihidrogeno fosfato de potássio ou fosfato diácido de potássio
Ca(OH)Cl
hidroxicloreto de cálcio ou cloreto básico de cálcio
Para dar nome aos hidratos adiciona-se a palavra hidratado, precedido do prefixo grego que
indica o número de moléculas de água na fórmula unitária.
Exemplo: CuSO4.5H2O
- nome do ânion: sulfato – SO42- (ânion bivalente)
- nome do cátion: íon cobre e precisa 2+ para adquirir a neutralidade. Logo, o cobre (metal
de transição) é o cobre (II) e o 5H2O é o número de moléculas de água presente.
Portanto, o nome do composto é sulfato de cobre (II) pentahidratado, um composto de
cor azul.
- Quando aquecido o sulfato de cobre (II) pentahidratado pode perder as moléculas de
água que pode ser visualizado pela mudança da cor azul para branco e nesse caso deve
ser denominado de sulfato de cobre anidro. Anidro significa que perdeu a água de
hidratação.
46
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Disciplina: Química Geral e Inorgânica
Profa Tania A. Anazawa
Os sais são também muito comuns em nosso cotidiano: o sal comum, NaCl (cloreto de sódio), está
presente em nossa alimentação, na conservação de alimentos (carne-seca, bacalhau e outros) etc; o
bicarbonato de sódio, NaHCO3, é usado como antiácido e também no preparo de bolos e biscoitos; o
sulfato de sódio, Na2SO4 (sal de Glauber), e o sulfato de magnésio, MgSO4 (sal amargo), são usados
como purgante; o gesso usado em ortopedia ou em construção é o sulfato de cálcio hidratado, 2
CaSO4.H2O; e assim por diante.
Os sais também são muito usados nas indústrias químicas. O sal comum (NaCl) é muito usado na
fabricação da soda cáustica (NaOH), do gás hidrogênio (H2) e do gás cloro (Cl2). Outro exemplo
importante é o do calcário (CaCO3) usado na fabricação da cal (CaO), do vidro, do cimento, como
fundente em indústrias metalúrgicas etc.
ÓXIDOS
• É todo composto binário que contém oxigênio como elemento mais eletronegativo. Ex:
CaO, Fe2O3, FeO, NO, NO2, CO, CO2, SO2, Cl2O, Na2O
• Nomenclatura de Óxidos
Mono
Di
Tri
etc
óxido de
mono
di
tri
etc
nome do elemento
Fórmula Molecular do Óxido
Nome do Óxido
Li2O
Óxido de lítio
Na2O
Óxido de sódio
MgO
Óxido de magnésio
CaO
Óxido de cálcio
Al2O3
Óxido de alumínio
Ag2O
Óxido de prata
FeO
Óxido de ferro II (óxido ferroso)
Fe2O3
Óxido de ferro III (óxido férrico)
CO
Óxido de carbono II (monóxido de carbono)
CO2
Óxido de carbono IV (dióxido de carbono)
Na2O2
Peróxido de sódio*
H2O2
Peróxido de hidrogênio*
* óxido cujo oxigênio possui carga (nox) = -1
47
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Caso você não se lembre dos cátions e ânions, leia a seguir:
TABELA DOS PRINCIPAIS CÁTIONS
Carga
1+
Fórmula
H+
Li+
Na+
K+
Cs+
Ag+
Nome
íon hidrogênio
íon lítio
íon sódio
íon potássio
íon césio
íon prata
Fórmula
NH4+
Cu+
Nome
íon amônio
íon cobre (I) ou cuproso
2+
Mg2+
Ca2+
Sr2+
Ba2+
Zn2+
Cd2+
íon magnésio
íon cálcio
íon estrôncio
íon bário
íon zinco
íon cádmio
Co2+
Cu2+
Fe2+
Mn2+
Hg22+
Hg2+
Ni2+
Pb2+
Sn2+
íon cobalto (II) ou cobaltoso
íon cobre (II) ou cúprico
íon ferro (II) ou férroso
íon manganês (II) ou manganoso
íon mercúrio (I) ou mercuroso
íon mercúrio (II) ou mercúrico
íon níquel (II) ou niqueloso
íon chumbo (II) ou plumboso
íon estanho (II) ou estanoso
3+
Al3+
íon alumínio
Cr3+
Fe3+
íon cromo (III) ou crômico
íon ferro (III) ou férrico
Nomenclatura de cátions:
a) Um cátion monoatômico (que contém apenas um átomo) é formado quando um metal perde um ou
mais elétrons de valência. Os cátions formados de átomos de um metal têm o mesmo nome do
metal.
Ex:
Grupo 1A
Íon
H
+
Li+
+
Nome
Grupo 2A
Íon
2+
íon hidrogênio
Mg
íon lítio
Ca2+
2+
Na
íon sódio
Sr
K+
íon potássio
Ba2+
Nome
íon magnésio
Grupo 3A
Íon
Al
3+
Nome
íon alumínio
íon cálcio
íon estrôncio
íon bário
b) A maior parte dos elementos de transição e de transição interna forma mais de um tipo de
cátion e, portanto, a carga positiva é indicada pelo número romano entre parênteses depois do
nome do metal.
Ex:
Fe2+ íon ferro (II)
Fe3+ íon ferro (III)
Cu+ íon cobre (I)
Cu2+ íon cobre (II)
48
Curso: Farmácia
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Disciplina: Química Geral e Inorgânica
Profa Tania A. Anazawa
Um sistema antigo de nomenclatura ainda é usado. Em alguns textos mais antigos ou não
atualizados o íon de maior carga recebe o sufixo ico e o de menor carga o sufixo oso adicionado
à raiz do nome do elemento.
Ex: Fe2+ íon ferroso
Fe3+ íon férrico
Cu+ íon cuproso
Cu2+ íon cúprico
A prata, embora seja um metal de transição, ela forma apenas Ag+.
c) Cátions formados por átomos não-metálicos têm nomes terminados em – ônio:
NH4+ íon amônio
H3O+
íon hidrônio (ou hidroxônio)
TABELA DOS ÂNIONS MAIS COMUNS
Carga
1-
Fórmula
HFClBrI-
Nome
Íon hidreto
Íon fluoreto
Íon cloreto
Íon brometo
Íon iodeto
Fórmula
C2H3O2ClOClO3ClO4NO3MnO4IO3-
Nome
Íon acetato
Íon hipoclorito
Íon clorato
Íon perclorato
Íon nitrato
Íon permanganato
Íon iodato
CNOH-
Íon cianeto
Íon hidróxido
2-
O2O22S2-
Íon óxido
Íon peróxido
Íon sulfeto
CO32CrO42Cr2O72SO42SO32C2O42S2O32-
Íon carbonato
Íon cromato
Íon dicromato
Íon sulfato
Íon sulfito
Íon oxalato
Íon tiossulfato
3-
N3P3-
Íon nitreto
Íon fosfeto
PO43BO33-
Íon fosfato
Íon borato
Nomenclatura de ânions:
a) Os nomes dos ânions monoatômicos (que contém apenas um átomo) são formados pela adição de
sufixo eto à raiz do nome do elemento.
Exemplos:
49
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Ânion
Nome do ânion
-
hidreto
-
fluoreto
-
cloreto
-
brometo
H
F
Cl
Br
I-
iodeto
2-
sulfeto
3-
N
nitreto
C4-
carbeto
S
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2-
O
óxido
obs: óxido é uma exceção
b) A maioria dos íons poliatômicos (contém mais de um átomo) são oxiânions (possuem oxigênio).
Têm seus nomes terminando em –ato ou –ito. A terminação –ato é usada para a maioria dos
oxiânions comuns de um elemento. A terminação –ito é usada para um oxiânion que tem a mesma
carga, mas um átomo de O a menos.
Ex:
c)
NO3- íon nitrato
NO2- íon nitrito
SO42- íon sulfato
SO32- íon sulfito
ClO3- íon clorato
ClO2- íon clorito
Alguns elementos – particularmente os halogênios _ formam mais que duas espécies de
oxiânions. O nome do oxiânion com o maior número de átomos de oxigênio é formado
adicionando o prefixo per- e o sufixo –ato ao nome. O oxiânion com menos átomos de oxigênio
recebe o prefixo hipo- e o sufixo –ito.
Ânion simples
______eto
(cloreto, Cl-)
+ átomo de O
Oxiânions
ClO4ClO3ClO2ClO-
per______ato
(perclorato, ClO4-)
− átomo de O
_______ato
(clorato, ClO3-)
− átomo de O
______ito
(clorito, ClO2-)
hipo_____ito
(hipoclorito, ClO-)
íon perclorato (um átomo de O a mais do que o clorato)
íon clorato
íon clorito (um átomo de O a menos do que o clorato)
íon hipoclorito (um átomo de O a menos que o clorito)
d) Ânions derivados da adição de H+ a um oxiânion têm seu nome formado pela adição da palavra
hidrogeno ou dihidrogeno como um prefixo, como apropriado. No sistema antigo um ânion que
contém hidrogênio é denominado com o prefixo bi-.
CO32- íon carbonato
HCO3- íon hidrogenocarbonato
Método antigo: íon bicarbonato
SO42- íon sulfato
HSO4- íon hidrogenosulfato
íon bissulfato
PO43- íon fosfato
H2PO4- íon dihidrogenofosfato
50
Curso: Farmácia
Turmas: 1AFAM e 1BFAN
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
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Atividade 1
NOME:________________________________________________________________________TURMA:__________________
1. Quais as principais partículas subatômicas de um átomo? Qual o sinal da carga elétrica de cada
uma delas? Qual a partícula mais leve?
2. O que significa o átomo ser neutro?
3. Em que consiste o número atômico e o número de massa?
4. Um isótopo de iodo usado no tratamento de distúrbios da tireóide é I (A = 131, Z = 53). Dê o
número de:
a) prótons no núcleo
b) nêutrons no núcleo
c) elétrons em um átomo de I
d) elétrons no íon I- formado pelo isótopo
5. De acordo com o número atômico de cada elemento, cite quantos prótons e elétrons há no átomo
de:
a) Sódio, Na (Z = 11)
b) Carbono, C (Z = 6)
c) Manganês, Mn (Z = 25)
d) Cobre, Cu (Z = 29)
e) Chumbo, Pb ( Z = 82)
51
Curso: Farmácia
6.
Turmas: 1AFAM e 1BFAN
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
Profa Tania A. Anazawa
Para interpretar a grande maioria dos processos químicos, é suficiente considerar o átomo como
sendo constituído por apenas três partículas: o próton, o nêutron e o elétron. Essas três
partículas não estão distribuídas ao acaso; elas interagem entre si, e essa interação produz um
conjunto organizado, o átomo.
A respeito do átomo, julgue os itens seguintes:
I.
Os elétrons, partículas de carga elétrica negativa, distribuem-se em torno do núcleo em
diversos níveis e subníveis energéticos.
Se o número de elétrons em um átomo for igual ao número de prótons, o átomo será
neutro; se for maior, será um ânion; se for menor, será um cátion.
O número de prótons de um átomo é denominado número atômico e é representado pela
letra Z.
A soma dos prótons e dos nêutrons de um átomo é conhecido como número de massa,
representado pela letra A.
II.
III.
IV.
É correto apenas o que se afirma em:
(A)
(B)
(C)
(D)
(E)
I e II
I e III
I, III e IV
III e IV
I, II, III e IV
7. O elemento presente na crosta terrestre em maior porcentagem é o oxigênio (em torno de 46%
em massa). Sabendo que esse elemento é composto de três isótopos:
16
17
O
8
18
O
8
O
8
analise as afirmativas:
I – O número de prótons de cada oxigênio é 8, 9 e 10, respectivamente.
II – Os números 16, 17 e 18 correspondem ao número de massa de cada isótopo, respectivamente.
III – O número de nêutrons de cada oxigênio é igual a 8.
IV – O número de elétrons de cada oxigênio é igual a 8.
É correto apenas o que se afirma em:
(A) I
(B) II
(C) I e II
(D) II e IV
(E) I, III e IV
52
Curso: Farmácia
Turmas: 1AFAM e 1BFAN
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
Profa Tania A. Anazawa
Atividade 2
NOME:________________________________________________________________________TURMA:__________________
1. A última camada de um átomo possui a configuração eletrônica 3s23p4. Qual é o número atômico
desse elemento?
2. O nitrogênio é o principal componente da atmosfera terrestre. Este elemento chega ao solo
através de compostos orgânicos (restos vegetais e animais) e/ou inorgânicos. Sua fixação pode
ser biológica ou por descargas elétricas. No solo o N se encontra na forma orgânica ou
inorgânica. Em relação ao nitrogênio, dê:
a) o seu número atômico, a quantidade de elétrons e prótons.
b) a distribuição eletrônica do átomo neutro e de seu íon(N3-).
c) o número de elétrons na camada de valência.
3. Escreva o íon de cada átomo ao perder ou ganhar elétrons:
a) átomo de bário ( Z = 56) ao perder 2 elétrons
Ba2+
b) átomo de enxofre (Z = 16) ao ganhar 2 elétrons
c) átomo de alumínio (Z = 13) ao perder 3 elétrons
d) átomo de nitrogênio (Z = 7) ao ganhar 3 elétrons
4. Faça a distribuição eletrônica usando o diagrama de Pauling para os seguintes elementos:
a)
nitrogênio (Z =7)
b)
fósforo (Z =15)
c)
oxigênio (Z =8)
d)
cloro (Z = 17)
e)
cálcio ( Z = 20)
f)
ferro (Z =26)
g)
estrôncio (Z = 38)
1s22s22p3
53
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h)
bário (Z = 56)
i)
iodo ( Z = 53)
j)
silício (Z = 14)
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5. No exercício anterior, indique o número de elétrons na camada de valência.
6. Faça a distribuição eletrônica dos seguintes íons:
3+
a)
13Al
b)
17Cl
c)
16S
d)
2+
20Ca
e)
38Sr
1s22s22p6
-
2-
2+
7. No exercício anterior, indique o número de elétrons na camada de valência.
8. Faça a distribuição eletrônica de:
a)
K (Z= 19) e de seu íon K+
K: 1s22s22p63s23p64s1
K+: 1s22s22p63s23p6
b)
P (Z = 15) e de seu íon P3-
c)
Se (Z = 34) e de seu íon Se2-
d)
Mg (Z =12) e de seu íon Mg2+
54
Curso: Farmácia
Turmas: 1AFAM e 1BFAN
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
Profa Tania A. Anazawa
1
9. Se o subnível mais energético de um átomo é o 4s pergunta-se:
a) Qual é o total de elétrons desse átomo?
b) Quantas camadas possui este átomo?
c) Dê a sua configuração eletrônica.
10. Indique o número de prótons, elétrons e nêutrons dos átomos e íons a seguir:
a)
Na (Z = 11, A = 23)
b)
27
Al3+
13
c)
2-
O
( Z = 8, A = 16)
52
Cr3+, presente no rubi, apresenta quantos elétrons?
11. O íon
24
55
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Turmas: 1AFAM e 1BFAN
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
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Atividade 3
NOME:________________________________________________________________________TURMA:__________________
1. De acordo com a Tabela Periódica, considere os elementos químicos hidrogênio, oxigênio,
magnésio, fósforo, carbono, boro, nitrogênio, silício, cloro, sódio, alumínio, enxofre, cobre e
manganês.
a) Dos elementos citados, quais são metais? _________________________________________
b) Dos elementos citados, quais são ametais?_________________________________________
c) Dos elementos citados, quais são semi-metais?______________________________________
d) Escreva os íons dos elementos:
oxigênio _____ magnésio_____fósforo_____enxofre_____alumínio_____cloro_____ sódio_____
e) Quantos elétrons tem na camada de valência do:
oxigênio_____ carbono_____ cloro______ sódio_____ alumínio_____ enxofre_____ boro _____
f) Escreva a configuração eletrônica do enxofre e seu íon, do alumínio e seu íon.
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
2. Como são dispostos os elementos químicos na tabela periódica?
________________________________________________________________________
56
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3. Complete a tabela:
Elemento químico
Símbolo químico
Sódio
Magnésio
Enxofre
Cloro
Nitrogênio
Cálcio
Potássio
Iodo
Oxigênio
Alumínio
Silício
Na
Metal, ametal ou
semi-metal?
metal
N° de elétrons na
camada de valência
1
Símbolo do seu íon
Na+
4. Os íons Na+ e Mg2+ ocorrem em compostos químicos, mas os íons Na2+ e Mg3+ não. Explique.
______________________________________________________________________________
______________________________________________________________________________
___________________________________________________________________________
5. Recorra à tabela periódica e complete a seguinte tabela, assinalando com X as classificações
adequadas:
NãoSemiMetais de Gases
Metais
Elementos
Metais
Representativos
Halogênios
metais
metais
transição Nobres alcalinos
Carbono
X
X
Sódio
Neônio
Hélio
Magnésio
Ferro
Cloro
Silício
6. Os elementos I, II e III têm as seguintes configurações eletrônicas em suas camadas de
valência:
I – 3s23p3
II – 4s24p5
III – 3s2
Com base nessas informações, assinale a alternativa errada:
(A)
(B)
(C)
(D)
(E)
o elemento I é um não-metal
o elemento II é um halogênio
o elemento III é um metal alcalino terroso
os elementos I e III pertencem ao terceiro período da tabela periódica
os três elementos pertencem ao mesmo grupo da tabela periódica
57
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7. Indique o símbolo do elemento químico, o período, o grupo (ou família) e o nome do grupo em que
os elementos químicos abaixo estão localizados na tabela periódica:
Elemento químico
Potássio
Magnésio
Enxofre
Cloro
Xenônio
Sódio
Nitrogênio
Silício
Carbono
Iodo
alumínio
Germânio
Símbolo
período
K
4°
Grupo (ou
família)
1A
Nome do grupo
metal alcalino
8. Considere os metais alcalinos.
a) Que tipo de íons formam os metais alcalinos ? _____________________________________
b) Represente o íon que o átomo de sódio (Na) e potássio (K) têm tendência a formar. _________
c) Que tipo de compostos formam quando reagem com a água? Escreva também a equação química.
__________________________________________________________________________
________________________________________________________________________
9. Considere os metais alcalino-terrosos.
a) Que tipo de íons formam os metais alcalino-terrosos? _______________________________
b) Represente o íon que o átomo de magnésio (Mg) e cálcio (Ca) têm tendência a formar.________
c) Que tipo de compostos formam quando reagem com a água?___________________________
d) Escreva a equação química referente à reação entre o magnésio e a água.
_______________________________________________________________________
10. A maioria dos alimentos que o ser humano precisa ingerir para sua sobrevivência – que podem
ser sólidos ou líquidos – pertence a três grupos de compostos orgânicos, conhecidos como
carboidratos, gorduras e proteínas. Essas substâncias, no entanto, devem ser metabolizadas
para que possam ser absorvidas pelo organismo, já que suas células só são capazes de absorver
nutrientes orgânicos sob as formas de glicose, ácidos graxos e aminoácidos. Além disso,
substâncias que contêm elementos químicos como potássio, magnésio, fósforo, iodo, cálcio e
ferro devem ser fornecidas por fontes externas.
Considerando as informações fornecidas no texto, analise as seguintes asserções:
58
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Para que átomos de magnésio e iodo adquiram a configuração eletrônica igual à dos gases nobres,
é necessário que o magnésio receba 2 elétrons e o iodo ceda 1 elétron
PORQUE
O magnésio e o iodo pertencem ao grupo 2 e 7A da tabela periódica, respectivamente.
Acerca dessas asserções, assinale a opção correta:
(A) As duas asserções são proposições verdadeiras, e a segunda é uma justificativa correta da
primeira.
(B) As duas asserções são proposições verdadeiras, mas a segunda não é uma justificativa
correta da primeira.
(C) Tanto a primeira como a segunda asserções são proposições falsas.
(D) A primeira asserção é uma proposição verdadeira, e a segunda é uma proposição falsa.
(E) A primeira asserção é uma proposição falsa, e a segunda é uma proposição verdadeira.
11. Em geral, a composição média de uma planta é de, aproximadamente, 90% de água e 10% de
matéria seca. Carbono, oxigênio e hidrogênio são os elementos químicos que constituem a maior
parte de uma planta. Além desses, existem outros elementos considerados essenciais às plantas,
que, em função da quantidade exigida, são classificados em:
-
elementos macronutrientes: N, P, K, Ca, Mg e S
elementos micronutrientes: B, Cl, Cu, Fe, Mn, Mo e Zn
Com relação à estrutura atômica desses elementos e às informações constantes da tabela
periódica, julgue os itens que se seguem:
I. Elementos químicos de um mesmo período da tabela periódica possuem propriedades químicas
semelhantes.
II. Uma vez que o potássio se localiza no grupo 1 da tabela periódica, o seu íon é o K+.
III. Todos os átomos de cloro possuem 17 prótons.
IV. Os elementos Ca e Mg são considerados metais alcalinos terrosos, tem 2 elétrons na
camada de valência e tem tendência a ganhar 2 elétrons.
É correto apenas o que se afirma em:
(A)
(B)
(C)
(D)
(E)
I e II
II e III
I, II e III
II e IV
I, II, III e IV
12. O período e o grupo em que se situam um elemento de configuração eletrônica 1s2 2s2 2p63s23p3
são, respectivamente:
(A) 1, 2B
(B) 3, 5A
(C) 2, 3A
(D) 3, 2B
(E) 2, 5A
59
Curso: Farmácia
Turmas: 1AFAM e 1BFAN
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
Profa Tania A. Anazawa
13. Responda e justifique com base exclusivamente na configuração eletrônica, em que período e
grupo se localiza cada um dos seguintes elementos:
1 elétron na C.V. → grupo 1A
1
a) [Ar] 4s
4° período
b) [Ar]4s2 3d10 4p2
c) [Kr] 5s2
d) [Kr] 5s2 4d10 5p5
e) [He] 2s2 2p4
14. A configuração de um elemento é dada: [Ar] 3d104s24p4
a) Qual é a identidade do elemento com essa configuração?
b) Apresente a configuração eletrônica do íon −2 desse elemento.
60
Curso: Farmácia
Turmas: 1AFAM e 1BFAN
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
Profa Tania A. Anazawa
Atividade 4
NOME:________________________________________________________________________TURMA:__________________
1. Responda a seguir:
a) O que são elétrons de valência?
b) O que é a regra do octeto?
c) Quantos elétrons um átomo de enxofre deve ganhar para atingir um octeto em seu nível de
valência?
d) Se um átomo tem a configuração eletrônica 1s22s22p3, quantos elétrons ele deve ganhar para
atingir um octeto?
2. Dê o número de elétrons de valência de cada átomo:
a) N
________
e) O
________
b) B
________
f) Cl
________
c) Na
________
g) Al ________
d) Ca
________
h) Mg ________
i) F
j) C
k) P
l) S
_______
_______
_______
_______
3. Qual é a fórmula e o tipo de ligação mais prováveis de um composto resultante da combinação de
um elemento A, de número atômico igual a 12, e um elemento B, de número atômico igual a 35?
Justifique utilizando as estruturas de Lewis.
4. Considerando os elementos sódio, magnésio, enxofre e cloro, escreva as fórmulas dos compostos
iônicos que podem ser formados entre eles.
61
Curso: Farmácia
Turmas: 1AFAM e 1BFAN
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
Profa Tania A. Anazawa
5. A fórmula de um composto iônico representa apenas a proporção dos íons envolvidos na formação
do composto iônico. Escreva a fórmula dos compostos iônicos formados com os pares de íons
abaixo:
a) Na+ e Cl−
NaCl
b) Ba2+ e Cl−
BaCl2
c) Li+
e Se2−
d) K+
e O2-
e) Ca2+ e PO43−
f) Al3+ e O2g) Mg2+ e N3h) Zn2+ e Cli) Fe3+ e S2j) Ag+ e Clk) Li+ e O2l) Al3+ e Cl-
6. Os seguintes pares de elementos formarão compostos iônicos ao reagirem entre si? Em caso
afirmativo, escreva também a fórmula do composto iônico.
a)
magnésio e fósforo
b)
alumínio e oxigênio
c)
enxofre e bromo
d)
Cálcio e nitrogênio
e)
Sódio e enxofre
f)
Carbono e cloro
g)
Potássio e fósforo
h)
Bário e oxigênio
i)
Alumínio e cloro
Sim. Mg3P2
62
Curso: Farmácia
Turmas: 1AFAM e 1BFAN
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
Profa Tania A. Anazawa
Atividade 5
NOME:________________________________________________________________________TURMA:__________________
1.
2.
Considere os elementos hidrogênio, carbono, bário e cálcio. Com quais deles o cloro formará
compostos covalentes e qual a fórmula molecular?
Assinale a alternativa em que há somente exemplos de compostos moleculares:
(A) CO2, H2O e H2O2
(B) CO, KCl e NH3
(C) NaF, MgO e N2
(D) H2O, Li2O e CH4
(E) CH4, SO2 e NaH
3. Defina o tipo de ligação que deve ocorrer entre os seguintes pares de átomos:
a) H e Cl
covalente
b) N e H
c) Ca e Cl
d) H e P
e) C e H
4. Indique quais as substâncias representadas pelas fórmulas a seguir são iônicas ou moleculares.
a) H2S
b) KI
c) CaCl2
d) BaH2
e) CH4
63
Curso: Farmácia
Turmas: 1AFAM e 1BFAN
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
Profa Tania A. Anazawa
f) NaCl
g) NH3
5.
O monóxido de carbono (CO) é um dos principais poluentes atmosféricos. Esse gás incolor e
inodoro pode ser letal a partir de determinadas concentrações. Escreva sua fórmula eletrônica
e estrutural.
6.
Escreva a fórmula eletrônica e a estrutural das seguintes substâncias:
a) gás cloro (Cl2)
b) gás metano (CH4)
c) gás nitrogênio (N2)
d) gás oxigênio (O2)
e) gás carbônico (CO2)
f) água oxigenada (H2O2)
g) tetracloreto de carbono (CCl4)
h) ácido cianídrico (HCN)
i) cloramina (NH2Cl)
j) ácido sulfídrico (H2S)
k) ácido nítrico (HNO3, dica: o H está ligado a O)
l) Cl2O
m) CHCl3
Responda no verso da folha.
7. O elemento oxigênio é o mais abundante da crosta terrestre até uma profundidade de 12 km.
Esse elemento apresenta duas variedades alotrópicas: gás oxigênio (O2) e gás ozônio (O3). Dê a
fórmula eletrônica e estrutural dos dois.
64
Curso: Farmácia
Turmas: 1AFAM e 1BFAN
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
Profa Tania A. Anazawa
Atividade 6
NOME:________________________________________________________________________TURMA:__________________
1.
Dados os compostos no estado líquido: H2O e CCl4.
a) Representar a estrutura de Lewis da H2O e do CCl4.
b) São miscíveis as misturas de partes iguais de H2O e CCl4? Justificar.
2. Considerando as moléculas NH3, CCl4, H2O e benzeno. Diga se a molécula é polar ou apolar.
3. Considere as seguintes substâncias: NaCl, H2O, CaCl2, Li2O, HCl. Estas substâncias apresentam
seus átomos unidos por qual tipo de ligação?
4. Qual a diferença entre ligações iônica, covalente e interações intermoleculares?
65
Curso: Farmácia
Turmas: 1AFAM e 1BFAN
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
Profa Tania A. Anazawa
5.
Das substâncias abaixo, aquela que apresenta ligações de hidrogênio entre suas moléculas é:
(A) CH3CH2OCH2CH3
(B) CH3COONa
(C) CH3CH2OH
(D)CH3COCℓ
(E) CH3COCH3
6.
No esquema a seguir estão representadas, na forma de linhas pontilhadas, determinadas
interações intermoleculares entre as bases nitrogenadas presentes na molécula de DNA timina, adenina, citosina e guanina.
As interações representadas entre a timina e a adenina, e entre a citosina e a guanina, são do tipo:
(A)
(B)
(C)
(D)
(E)
7.
iônica
metálica
covalente
dipolo-dipolo
ligação de hidrogênio
Que tipo de interação intermolecular existe entre as moléculas de:
a) CCl4?
b) H2O?
c) NH3?
d) CH2Cl2?
e) CHCl3?
66
Curso: Farmácia
Turmas: 1AFAM e 1BFAN
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
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Atividade 7
NOME:________________________________________________________________________TURMA:__________________
1. Escreva a equação de ionização (global) dos seguintes ácidos:
a) ácido clorídrico
HCl
→
H+
+
Cl-
b) ácido nítrico
c) ácido sulfúrico
d) ácido carbônico
e) ácido fosfórico
f) ácido sulfídrico
g) ácido bórico
h) ácido perclórico
i) ácido acético
j) ácido fosforoso
k) ácido hipofosforoso
2. Os ácidos abaixo possuem mais de um hidrogênio ionizável. Escreva equação de ionização dos
ácidos em etapas:
a) H2SO4
H2SO4 → H+ +
HSO4HSO4- → H+
+
SO42b) H3BO3
c) H3PO4
d) H2CO3
e) H3PO3
67
Curso: Farmácia
Turmas: 1AFAM e 1BFAN
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
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3. Escreva as equações de dissociação iônica das bases:
a)
Hidróxido de sódio
b)
Hidróxido de bário
c)
Hidróxido de prata
d)
Hidróxido de cobre (II)
e)
Hidróxido cúprico
f)
Hidróxido férrico
g)
Hidróxido de amônio
h)
Hidróxido de cálcio
i)
Hidróxido ferroso
j)
Hidróxido de magnésio
k)
Hidróxido de zinco
NaOH
→
Na+
+
OH-
4. Escreva o ânion e a fórmula de:
a. ácido clorídrico
b. ácido bórico
c. ácido nítrico
d. ácido fosfórico
e. ácido sulfúrico
f. ácido cianídrico
g. ácido perclórico
h. ácido bromídrico
i. ácido iodídrico
j. ácido acético
k. ácido carbônico
l. ácido fluorídrico
m. ácido sulfídrico
n. ácido nitroso
ânion
cloreto: Cl-
fórmula do ácido
HCl
5. Dê nome das seguintes bases:
a) Ba(OH)2
b) NaOH
c) Fe(OH)3
d) KOH
e) Al(OH)3
f) Bi(OH)3
g) Ca(OH)2
h) NH4OH
68
Curso: Farmácia
6.
Turmas: 1AFAM e 1BFAN
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
Consulte a tabela de cátions e escreva a fórmula de:
cátion
a. hidróxido de cálcio
Ca+2
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fórmula da base
Ca(OH)2
b. hidróxido de zinco
c. hidróxido de alumínio
d. hidróxido de amônio
e. hidróxido de chumbo
f. hidróxido de magnésio
g. hidróxido de potássio
h. hidróxido de bário
i. hidróxido de sódio
j. hidróxido ferroso
k. hidróxido férrico
l. hidróxido de bismuto
7. Nos seguintes pares indique qual deve ser o ácido mais forte:
a) HCl e H2S
b) H2SO4 e H3PO4
c) H2SO3 e HClO3
d) HNO2 e HNO3
8. Dados os ácidos: HClO, H2SO4, H3PO4, HClO4
a) coloque-os em ordem decrescente de força
b) faça a ionização por etapas do que é triácido.
9. Coloque as bases em ordem crescente de solubilidade em água:
a)
NaOH, Ca(OH)2 e Fe(OH)2
b)
KOH, Ba(OH)2, Mg(OH)2 e Al(OH)3
c)
Ca(OH)2, Ba(OH)2 e Mg(OH)2
d)
Ca(OH)2, Cu(OH)2 e NH4OH
69
Curso: Farmácia
Turmas: 1AFAM e 1BFAN
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
Profa Tania A. Anazawa
Atividade 8
NOME:________________________________________________________________________TURMA:__________________
1. Indique quais os ácidos e bases e seus pares conjugados de acordo com a teoria de Brönsted-Lowry.
a) HS-
+ H 2O
b) CH3NH2
+
c) C6H5NH2
+
H2S +
H 2O
CH3COOH
d) HCl +
C2H5OH
e) CH3OH
+
CH3OH
2.
Qual é:
a) o ácido conjugado do OH-?
b) a base conjugada do HPO42-?
3.
Qual é:
a) o ácido conjugado do H2O?
b) a base conjugada do NH3?
OH-
CH3NH3+
+
OH-
CH3COO-
+ C6H5NH3+
C2H5OH2+ + Cl-
CH3OH2+ + CH3O-
4.
Qual é a base conjugada de cada um dos seguintes ácidos: HClO4, H2S, HCN, H2CO3?
5.
Qual é o ácido conjugado de cada uma das seguintes bases: CN-, H2O, NH3?
70
Curso: Farmácia
6.
Turmas: 1AFAM e 1BFAN
Profa Tania A. Anazawa
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
Na tabela a seguir estão alguns ácidos fracos em água e seus valores de Ka:
Ácido
Ácido fluorídrico (HF)
Ácido acético (HC2H3O2)
Ácido hipocloroso (HClO)
Ácido cianídrico (HCN)
Ka
6,8 x 10-4
1,8 x 10-5
3,0 x 10-8
4,9 x 10-10
a) Qual o ácido mais forte? ___________________
b) Qual o ácido mais fraco? ___________________
7.
Indique:
Ácido ou base
HF
HCN
Amônia (NH3)
Anilina (C6H5NH2)
pKa ou pKb
3,17
9,31
4,74
7,34
a) ácido mais forte:__________________
b) base mais fraca:__________________
8.
Dadas as constantes dos ácidos e bases abaixo, indique:
Ácidos
Acético
Fórmico
Cianídrico
Fosfórico
Ka
1,8 x 10-5
1,7 x 10-4
4,9 x 10-10
7,5 x 10-3
Bases
Amônia
Hidrazina
Piridina
Metilamina
Kb
1,8 x 10-5
3,0 x 10-6
2,3 x 10-9
5,0 x 10-4
a) o ácido mais forte: ____________________ o ácido mais fraco: ___________________
b) a base mais forte: ____________________ a base mais fraca: ____________________
71
Curso: Farmácia
Turmas: 1AFAM e 1BFAN
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
Profa Tania A. Anazawa
Atividade 9
NOME:________________________________________________________________________TURMA:__________________
2. Dê o nome dos seguintes sais:
3.
a) Fe(NO2)2
_________________________________________________________
b) Fe(NO3)3
_________________________________________________________
c) Na2S
sulfeto de sódio____________________________________________
d) CuCO3
_________________________________________________________
e) Al2(SO3)3
_________________________________________________________
f) CuSO4
_________________________________________________________
g) Ni(NO3)2
_________________________________________________________
h) PbSO4
_________________________________________________________
i)
Ca(NO3)2
_________________________________________________________
j)
Na2CO3
_________________________________________________________
k) MnSO4
_________________________________________________________
l)
_________________________________________________________
Mg(OH)Br
m) NaHCO3
_________________________________________________________
n) K2HPO4
_________________________________________________________
o) Ca(OH)NO3
_________________________________________________________
Escreva as fórmulas dos sais com os seguintes nomes:
a) carbonato de ferro (III)
Fe2(CO3)3_________________________________
b) fosfato de cobre (II)
________________________________________
c) sulfato de prata
________________________________________
d) cloreto de potássio
________________________________________
e) fosfato de cálcio
________________________________________
f) bicarbonato de sódio
________________________________________
g) sulfato de cálcio
________________________________________
h) nitrato de magnésio
________________________________________
i)
cloreto de bário
________________________________________
j)
nitrato de prata
________________________________________
k) nitrato de chumbo (II)
________________________________________
72
Curso: Farmácia
4.
5.
Turmas: 1AFAM e 1BFAN
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
Profa Tania A. Anazawa
Escreva a equação de dissociação dos sais abaixo:
a)
NaCl
b)
CaCl2
c)
Na2CO3
d)
CaCO3
e)
BaSO4
f)
Al(NO3)3
g)
K3PO4
h)
Mg3(PO4)2
i)
Fe(NO3)3
j)
ZnCl2
k)
Fe(NO2)2
l)
NaCH3COO
NaCl → Na+ + Cl-
Indique qual o ácido e a base que levou a formação de cada um dos sais:
a) brometo de cálcio
CaBr2
ácido bromídrico e hidróxido de cálcio
cátion
ânion
base
ácido
b) sulfato de sódio
c) nitrato de potássio
d) perclorato de amônio
e) cloreto de bário
73
Curso: Farmácia
6.
Turmas: 1AFAM e 1BFAN
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
Profa Tania A. Anazawa
Equacione as reações de salificação abaixo, com neutralização total do ácido e da base:
a) hidróxido de magnésio com ácido fosfórico
3 Mg(OH)2
+
→
2 H3PO4
Mg3(PO4)2
+
6 H2O
b) hidróxido de alumínio com ácido sulfuroso
c) hidróxido de zinco com ácido sulfúrico
d) hidróxido de sódio com ácido fosfórico
e) hidróxido de ferro (III) com ácido nítrico
f) hidróxido de amônio com ácido perclórico
7.
Complete as reações de neutralização total abaixo e dê o nome do sal formado.
a) 3 NaOH(aq) + H3PO4(aq) →
Na3PO4
+
3 H 2O
fosfato de sódio
b) NaOH(aq) + HCl(aq)
→
c) Fe(OH)3(aq) + HNO3(aq)
d) KOH(aq)
→
+ HCN(aq) →
e) NH4OH(aq) + H2S(aq) →
f) NH4OH(aq) +
HClO4(aq)
→
74
Curso: Farmácia
Turmas: 1AFAM e 1BFAN
g) H2SO4 +
Mg(OH)2 →
h) H3PO4 +
Al(OH)3 →
i) H2CO3 +
Ba(OH)2 →
j) HNO3 +
Al(OH)3 →
k) H2SO4 +
l) H2S +
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
Profa Tania A. Anazawa
Ba(OH)2 →
Ba(OH)2 →
75
Curso: Farmácia
Turmas: 1AFAM e 1BFAN
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
Profa Tania A. Anazawa
Atividade 10
NOME:________________________________________________________________________TURMA:__________________
Complete a tabela:
Nome do composto
1. nitrato de sódio
Cátion
Ânion
fórmula
Na+
NO3-
NaNO3
Ca2+
CO32-
CaCO3
Na+
Cl-
NaCl
Na+
SO42-
Na2SO4
2. nitrato de magnésio
3. nitrato de cálcio
4. nitrato de prata
5. nitrato de bário
6. nitrato de amônio
7. carbonato de cálcio
8. carbonato de sódio
9. carbonato de bário
10. carbonato de amônio
11. carbonato de chumbo (II)
12. carbonato de ferro (II)
13. carbonato de estrôncio
14. cloreto de sódio
15. cloreto de potássio
16. cloreto de cálcio
17. cloreto de chumbo (II)
18. cloreto de prata
19. cloreto de bário
20. cloreto de amônio
21. cloreto de alumínio
22. sulfato de sódio
23. sulfato de cálcio
24. sulfato de ferro (III)
25. sulfato de bário
26. sulfato de cobre (II)
76
Curso: Farmácia
Turmas: 1AFAM e 1BFAN
Disciplina: Química Geral e Inorgânica
Profa Tania A. Anazawa
27. sulfato de lítio
28. sulfato de amônio
29. sulfato de chumbo (II)
30. sulfato de estrôncio
31. sulfato de zinco
32. sulfato de alumínio
33. fosfato de sódio
Na+
PO43-
Na3PO4
K+
I-
KI
Pb2+
S2-
PbS
Ag+
CrO42-
Ag2CrO4
Na+
NO2-
NaNO2
K+
CN-
KCN
34. fosfato de chumbo (II)
35. fosfato de cálcio
36. fosfato de magnésio
37. fosfato de potássio
38. iodeto de potássio
39. iodeto de sódio
40. iodeto de magnésio
41. iodeto de cálcio
42. fluoreto de sódio
43. fluoreto de cálcio
44. sulfeto de chumbo (II)
45. sulfeto de cobre (II)
46. sulfeto de zinco
47. sulfeto de manganês (II)
48. sulfeto de ferro (III)
49. sulfeto de prata
50. sulfeto de cobre (II)
51. cromato de prata
52. cromato de bário
53. cromato de potássio
54. acetato de sódio
55. nitrito de sódio
56. nitrito de potássio
57. cianeto de potássio
58. cianeto de sódio
77