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Instituto Federal Sul-rio-grandense
Campus Pelotas
Curso de Química
APOSTILA DE QUÍMICA GERAL
Novembro de 20 11
Prof. Jorge Luiz Joaquim Hallal
Parte 1 FUNÇÕES QUÍMICAS INORGÂNICAS (ácidos, hidróxidos, sais, óxidos, hidretos, carbetos e compostos complexos) Parte 2 BALANCEAMENTO OXIDAÇÃO – REDUÇÃO LEIS / FÓRMULAS QUÍMICAS MOL Parte 3 REAÇÕES QUÍMICAS ESTEQUIOMETRIA
ALGUMAS DIFERENÇAS ENTRE COMPOSTOS QUÍMICOS INORGÂNICOS E
COMPOSTOS QUÍMICOS ORGÂNICOS
INORGÂNICOS
- ligações químicas: em grande parte são compostos iônicos
- número de elementos envolvidos: grande número de elementos
- número de compostos: em torno de 300 mil
- velocidade de reações: mais rápidas
- maior estabilidade térmica (pf e pe mais elevados)
- maior condutividade elétrica
- menor freqüência dos fenômenos de polimeria e isomeria
- solubilidade em água: maior ORGÂNICOS
- ligações químicas: predominam covalentes
- menor número de elementos envolvidos: C, H, O, N, S, P, B, e halogênios. Embora contenham carbono, são inorgânicos os carbetos, o CO, CO 2 , e os carbonatos.
- número de compostos: em torno de milhões
- velocidade de reações: mais lentas
- menor estabilidade térmica (geralmente pf e pe menores que os inorgânicos por apresentarem interações intermoleculares mais fracas)
- menor condutividade elétrica
- maior freqüência dos fenômenos de isomeria e polimeria
- solubilidade em água: compostos orgânicos apolares são praticamente insolúveis em água e tendem a se dissolver em outros compostos orgânicos, sejam eles polares ou apolares. Há algumas exceções de compostos orgânicos que são polares e podem dissolver na água: açúcar, álcool comum, acetona etc.
- maior inflamabilidade: a maioria sofre combustão (queima)
- são biodegradáveis, ou fermentáveis, ou combustíveis, ou explosivos porque possuem muita energia interna (ou potencial) na molécula, a qual tende a se liberar. Os alimentos são compostos orgânicos.
sal normal
- Reação com metais e com óxidos metálicos: Metais podem reagir com ácidos, formando sal e liberando gás hidrogênio. Óxidos metálicos reagem com ácidos formando sal e água. Zn + 2 HCl → ZnCl 2 + H 2 Fe + H 2 S → FeS + H 2 CuO + 2 CH 3 COOH → Cu(CH 3 COO) 2 + 2 H 2 O CaO + H 2 SO 4 → CaSO 4 + H 2 O Classificação dos ácidos
- Quanto ao número de elementos presentes na molécula: a) Ácidos binários: apenas dois elementos na molécula. HBr, HI, H 2 S b) Ácidos ternários: três elementos. HNO 3 , H 3 PO 4 , HCN c) Ácidos quaternários: quatro elementos. HCNO, HCNS, H 3 [Fe(CN) 6 ]
- Quanto à presença de oxigênio: a) Hidrácidos: sem oxigênio na molécula: HCl; H 2 S b) Oxiácidos: possuem oxigênio: HNO 3 ; H 2 SO 4
- Quanto a presença de carbono: a) Inorgânicos: sem Corg. HF; H 2 SO 3 ; H 3 PO 4 ; H 2 CO 3 ; HCN; H 3 [Fe(CN) 6 ] b) Orgânicos: HCOOH; CH 3 COOH
- Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis: a) Monoácidos (monopróticos): 1 H ionizável. HCl; HNO 2 ; HBr; H 3 PO 2 ; R - COOH b) Diácidos: 2 H ionizáveis. H 2 SO 4 ; H 2 S; H 2 CO 3 ; H 3 PO 3 ; HOOC-COOH (H 2 C 2 O 4 ) c) Triácidos: 3 H ionizáveis. H 3 PO 4 ; H 3 BO 3 ; H 3 [Fe(CN) 6 ] d) Tetrácidos: 4 H ionizáveis. H 4 [Fe(CN) 6 ]; H 4 P 2 O 7 ; H 4 SiO 4
- Quanto à volatilidade: a) Ácidos voláteis: ponto de ebulição. HCl (-85°C); HBr; HI, H 2 S (-59,6°C); HF (19°C), HCN (26°C); H 2 CO 3 ; CH 3 COOH b) Ácidos fixos: elevados pontos de ebulição. H 2 SO 4 (340°C); H 3 PO 4 (213°C); H 3 BO 3 ; H 3 PO 3
- Ácidos instáveis (decompõem-se espontaneamente) H 2 CO 3 → H 2 O + CO 2 ; H 2 SO 3 → H 2 O + SO 2 H 2 S 2 O 3 → H 2 O + S + SO 2
- Quanto à força: a) Ácidos fortes: 50%. HClO 4 (97%); HMnO 4 ; HI (95%); HBr; HCl (92%); HNO 3 (92%); H 2 SO 4 (61%) b) Ácidos moderados: 5% 50%. H 2 SO 3 (30%); H 3 PO 4 (27%); HF (8,5%); HNO 2 (8%) c) Ácidos fracos: 5%. CH 3 COOH; HCN (0,008%); H 2 S (0,007%); H 3 BO 3 (0,007%); H 2 CO 3 = grau de ionização: no^ de mol ionizados / no^ inicial de mols Oxiácidos: ác. forte (O - H 2): HClO 4 , HMnO 4 , HClO 3 , H 2 SO 4 ác. moderado (O-H = 1): H 3 PO 4 , HClO 2 , HNO 2 e H 2 SO 3 ác. fraco (O-H = 0): H 4 SiO 4 , H 2 CO 3 (exceção),H 3 BO 3 e HClO
NOMENCLATURA DOS ÁCIDOS
sufixo do ânion sufixo do ácido ETO ÍDRICO ATO ICO ITO OSO Cl-^ ânion cloreto HCl ácido clorídrico CN-^ ânion cianeto HCN ácido cianídrico SO 42 -^ ânion sulfato H 2 SO 4 ácido sulfúrico CO 32 -^ ânion carbonato H 2 CO 3 ácido carbônico SO 32 -^ ânion sulfito H 2 SO 3 ácido sulfuroso NO 2 -^ ânion nitrito HNO 2 ácido nitroso HIDRÁCIDOS: ________ ídrico HCl = ác. clorídrico (impuro = ác. muriático); HBr = ác. bromídrico; H 2 S = ác. sulfídrico; HCN (H-CN) = ác. cianídrico; HNC (H-NC) = ác. isocianídrico; H 2 Te = ác. telurídrico, H 2 Se = ác. selenídrico; H 2 S 2 = ác. dissulfídrico H 4 [Fe(CN) 6 ] ácido ferrocianídrico (Fe2+) ; H 3 [Fe(CN) 6 ] ácido ferricianídrico (Fe3+) OXIÁCIDOS: a) quando o elemento formar um ácido principal: _____ICO H 2 CO 3 = ácido carbônico ; H 3 BO 3 = ác. bórico b) quando o elemento formar dois ácidos: _____ICO (nox maior) _____OSO (nox menor) H 2 SO 4 (S = 6+) = ácido sulfúrico ; H 2 SO 3 (S = 4 +) = ácido sulfuroso HNO 3 = ácido nítrico (N = 5+) ; HNO 2 = ácido nitroso (N = 3 +) c) quando o elemento formar três ácidos: ___ICO; ___OSO; HIPO___OSO: H 3 PO 4 (P=+5) ácido (orto) fosfórico; H 3 PO 3 (P=+3) = ác. fosforoso; H 3 PO 2 (P=+1) = ác. hipofosforoso d) quando o elemento formar quatro ácidos: PER___ICO; ___ICO; ___OSO; HIPO___OSO: HClO 4 = ác. perclórico (Cl = 7+); HClO 3 = ác. clórico (Cl = 5+); HClO 2 = ác. cloroso (Cl = 3+); HClO = ác. hipocloroso (Cl = 1 +) HBrO 3 , HBrO 2 , HBrO HIO 3 , HIO e) segundo o grau de hidratação: prefixos orto, piro e meta (ordem decrescente de água): 2 orto - H 2 O = piro; orto - água = meta 2 H 3 PO 4 → H 4 P 2 O 7 + H 2 O H 3 BO 3 → HBO 2 (ác. metabórico) + H 2 O 250 C 100 C H 3 PO 4 → HPO 3 + H 2 O H 4 P 2 O 5 ác. pirofosforoso 300 C P 2 O 5 + 3 H 2 O = 2 H 3 PO 4 ác. ortofosfór ico (P=5+) P 2 O 5 + 2 H 2 O = H 4 P 2 O 7 ác. pirofosfór ico (P=5+)
conduzem a eletricidade.
- Ação sobre indicadores: as bases são identificadas pela cor de indicadores e desfazem as cores produzidas pelos ácidos. Ex: tornassol: azul = base; vermelho = ácido
- Neutralização: a base reage com o ácido formando sal e água. Ca(OH) 2 + 2 HNO 3 → Ca(NO 3 ) 2 + 2 H 2 O (neutralização total) sal normal Ca(OH) 2 + HNO 3 → Ca(OH)NO 3 + H 2 O (neutralização parcial) hidroxi-sal NaOH + H 2 SO 4 → NaHSO 4 + H 2 O (neutralização parcial) hidrogeno-sal H 2 SiF 6 + 2 NaOH → Na 2 SiF 6 + 2 H 2 O ác. fluorsilícico fluorsilicato de sódio Zn(OH) 2 + 2 HCN → Zn(CN) 2 + 2 H 2 O Al(OH) 3 + 3 HCl → AlCl 3 + 3 H 2 O Classificação das bases :
- Quanto ao número de oxidrilas: a) Monobases: apenas 1 OH-^ NaOH, AgOH, NH 4 OH b) Dibases: 2 OH-^ Ca(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Cd(OH) 2 c) Tribases: Al(OH) 3 , Fe(OH) 3 , Ni(OH) 3 d) Tetrabases: Pt(OH) 4 , Zr(OH) 4 , Pb(OH) 4
- Quanto à solubilidade em água: a) Bases solúveis: bases de metais alcalinos (LiOH, NaOH, KOH ...) e o NH 4 OH b) Bases pouco solúveis: bases de alcalino-terrosos: Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2 c) Bases praticamente insolúveis: as demais: Fe(OH) 3 , Zn(OH) 2 , AgOH
- Quanto à força: a) Bases fortes: bases de metais alcalinos. LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH b) Bases semi fortes: bases de metais alcalino terrosos, como Ca(OH) 2 , Sr(OH)2, Ba(OH) 2 , Ra(OH) 2 c) Bases fracas: as demais: Cd(OH) 2 , Cu(OH) 2 , Al(OH) 3 , AgOH, NH 4 OH
- Quanto à estabilidade frente ao calor: a) Estáveis: bases de metais alcalinos, podendo fundir sem decomposição NaOH(s) → NaOH(l) b) Pouco-estáveis: bases de metais alcalino-terrosos e outros. Ca(OH)2 (s) → CaO + H 2 O ; 2 Al(OH)3 (s) → Al 2 O 3 + 3 H 2 O c) Bases instáveis: NH 4 OH → H 2 O + NH 3 NH 4 OH só existe em solução aquosa Cu(OH) 2 → H 2 O + CuO ; 2 AgOH → H 2 O + Ag 2 O NOMENCLATURA DAS BASES a) Quando o cátion formar uma só base: hidróxido de _______ (nome do cátion) NaOH = hidróxido de sódio (soda cáustica) KOH = hidróxido de potássio (potassa cáustica)
OH-^ + H+^ → H 2 O
Mg(OH) 2 = hidróxido de magnésio; Ca(OH) 2 = hidróxido de cálcio (água de cal) Al(OH) 3 = hidróxido de alumínio; NH 4 OH = hidróxido de amônio; AgOH = hidróxido de prata; Cr(OH) 3 ; Ti(OH) 4 b) Quando o cátion formar duas bases: hidróxido de ___(nome do metal + número romano do estado de oxidação) ou hidróxido ___ico e hidróxido ___oso Fe(OH) 2 = hidróxido de ferro II ou hidróxido ferroso Fe(OH) 3 = hidróxido de ferro III ou hidróxido férrico Cu(OH) 2 = hidróxido de cobre II ou hidróxido cúprico CuOH = hidróxido de cobre I ou hidróxido cuproso Hg 2 (OH) 2 ; Hg(OH) 2 ; Sn(OH) 2 ; Sn(OH) 4 ; AuOH; Au(OH) 3 ; Pt(OH) 2 ; Pt(OH) 4 , Ni(OH) 2 ; Ni(OH) 3 SAIS Sais são compostos que possuem pelo menos um cátion diferente de H+^ e pelo menos um ânion diferente de OH-. Fórmula Geral de um sal normal: BxAy (B = cátion da base; A = ânion do ácido) Propriedades funcionais dos sais
- Sabor salgado: cuidado. Venenosos!
- Estado físico: os sais típicos são compostos sólidos cristalinos e que possuem temperaturas de fusão e ebulição elevadas (são compostos fixos) NaCl(s) → NaCl(l) KF(s) → KF(l) CaBr2(S) → CaBr2(l) 2 NaNO 3 → 2 NaNO 2 + O 2 NH 4 NO 2 → N 2 + H 2 O (explosão)
- Solubilidade em água: consultar tabela de solubilidade de sais em água. H2O NaCl(s) → Na+(aq) + Cl-(aq) (dissociação iônica) Nomenclatura dos sais normais: nome do ânion de nome do cátion sufixo do ânion sufixo no sal sufixo do ácido ETO ETO ÍDRICO ATO ATO ICO ITO ITO OSO **Classificação dos sais quanto aos cátions e ânions presentes
- Sais normais ou neutros** : são aqueles que apresentam um único cátion e um único ânion. Não apresentam H ionizável, nem OH-. São provenientes de neutralização total. NaCl = cloreto de sódio; NH 4 NO 3 = nitrato de amônio (potencialmente explosivo); FeS; Fe 2 S 3 ; FeS 2 = dissulfeto de ferro II (pirita); ZnS = sulfeto de zinco (minério blenda); PbS = sulfeto de chumbo (minério galena), Co(BO 2 ) 2 = metaborato de cobalto II, Cu 2 SO 4 = sulfato de cobre I ou sulfato cuproso; CuSO 4 = sulfato de Cu II ou cúprico; NaH 2 PO 2 = hipofosfito de sódio; CaHPO 3 = fosfito de cálcio, Ca 2 SiO 4 = silicato de cálcio; Ba(CH 3 COO) 2 = acetato de bário; ZnC 2 O 4 = oxalato de zinco, Na 2 CO 3 = carbonato de sódio (soda, soda barrilha); Hg(ONC) 2 = fulminato de mercúrio II; Hg 2 Cl 2 = cloreto de mercúrio I; HgCl 2 = cloreto de mercúrio II
o elemento mais eletronegativo. Fórmula geral: ExOy Exs: CO 2 , SiO 2 , H 2 O, U 3 O 8 = octóxido de triurânio Os óxidos normais (óxidos ácidos, básicos, anfóteros, indiferentes e duplos) apresentam o ânion óxido ou oxigênio O^2 -^ tendo, portanto o oxigênio o nox = 2-. Os peróxidos apresentam o ânion peróxido O 22 -^ sendo o nox do oxigênio = 1-. Nos superóxidos (ou polióxidos) está presente o ânion superóxido O 42 -^ sendo, portanto, o nox do O = - 1/2. A água é um óxido, normal (óxido de hidrogênio). Mas é tão importante que pode ser considerada uma função à parte. Entre outros tantos tipos de “águas”: água pesada = (D 2 O); água dura (contém sais de cálcio e magnésio). Obs: os compostos OF 2 e O 2 F 2 não são óxidos, pois o oxigênio neste caso não é o mais eletronegativo. São fluoretos.
- Óxidos básicos : são óxidos que reagem com água formando base ou reagem com ácido formando sal e água. São compostos iônicos. O^2 -^ + H 2 O → 2 OH-^ e O^2 -^ + 2 H+^ → H 2 O Li 2 O = óxido de lítio; Na 2 O = óxido de sódio; CaO = óxido de cálcio (cal virgem); SrO... Os óxidos básicos de metais alcalinos e alcalino terrosos são solúveis em água, reagindo com a água, formando bases. Óxidos básicos como FeO e MnO não reagem com água, são insolúveis em água, mas reagem com ácidos. Li 2 O + H 2 O → 2 LiOH e Li 2 O + 2 HBr → 2 LiBr + H 2 O CaO + H 2 O → Ca(OH) 2 e 3 CaO + 2 H 3 PO 4 → Ca 3 (PO 4 ) 2 + 3 H 2 O MnO + H 2 O → não reage e MnO + 2 HI → MnI 2 + H 2 O FeO + H 2 O → não reage e FeO + 2 HBr → FeBr 2 + H 2 O Cu 2 O, CuO, Hg 2 O, HgO, Ag 2 O, NiO, CoO Obs: óxido ácido + óxido básico → sal K 2 O + SO 3 → K 2 SO 4 e CaO + CO 2 → CaCO 3
- Óxidos ácidos ou anidridos : são óxidos que reagem com a água, produzindo um ácido ou reagem com uma base, produzindo sal e água. São compostos covalentes. SO 2 = dióxido de enxofre ou anidrido sulfuroso SO 3 = trióxido de enxofre ou anidrido sulfúrico CO 2 = dióxido de carbono, gás carbônico ou anidrido carbônico P 2 O 5 = pentóxido de difósforo (anidrido fosfórico); P 2 O 3 = trióxido de difósforo (anidrido fosforoso); Cl 2 O 7 = heptóxido de dicloro (anidrido perclórico); CrO 3 ; MnO 3 ; Mn 2 O 7 ; N 2 O 5 ; N 2 O 3 ... CO 2 + H 2 O → H 2 CO 3 e CO 2 + Ca(OH) 2 → CaCO 3 + H 2 O SO 2 + H 2 O → H 2 SO 3 ; P 2 O 3 + 3 H 2 O → 3 H 3 PO 3 SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4 e SO 3 + 2 KOH → K 2 SO 4 + H 2 O Cl 2 O 7 + H 2 O → 2 HClO 4 Mn 2 O 7 + 2 KOH → 2 KMnO 4 + H 2 O N 2 O 5 + H 2 O → 2 HNO 3 ; N 2 O 3 + H 2 O → 2 HNO 2
Cl 2 O, I 2 O 5 , SiO 2 , CrO 3 , MnO 3
Obs: os “óxidos ácidos mistos” são óxidos ácidos que reagem com água, formando dois ácidos. N 2 O 4 , P 2 O 4 , ClO 2 N 2 O 4 + H 2 O → HNO 2 + HNO 3 óxido nitroso-nítrico N 2 O 4 + 2 NaOH → NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O
- Óxidos anfóteros : são óxidos que reagem com ácidos e com bases, formando sal e
água. Exs: ZnO; SnO; CrO; As 2 O 3 ; As 2 O 5 ; PbO, PbO 2 ; Sb 2 O 3 ; Sb 2 O5, MnO 2 (minério pirolusita); SnO 2 (minério cassiterita); Al 2 O 3 (minério bauxita); Fe 2 O 3 (minério hematita) ZnO + H 2 O → não reage, mas ZnO + 2 HCl → ZnCl 2 + H 2 O e ZnO + Ca(OH) 2 → CaZnO 2 + H 2 O zincato de cálcio Al 2 O 3 + 6 HCl → 2 AlCl 3 + 3 H 2 O e Al 2 O 3 + 2 NaOH → 2 NaAlO 2 + H 2 O aluminato de sódio
- Óxidos indiferentes ou neutros : são óxidos que não reagem com água e sob condições comuns também não reagem com ácidos nem com bases. São gases tóxicos. Exs: CO, NO e N 2 O. CO = produto de combustão parcial NO = produção de agente laranja N 2 O = gás hilariante Algumas reações com CO: CO + NaOH → HCOONa HCOONa + HCl → NaCl + HCOOH e CO + FeO → Fe + CO 2
- Óxidos duplos, mistos ou salinos : são óxidos que se comportam como se fossem formados por dois outros óxidos, do mesmo elemento químico. Exs: Fe 3 O 4 = tetróxido de triferro ou óxido ferroso-férrico (FeO + Fe 2 O 3 )
Pb 3 O 4 = óxido plumboso-plúmbico (zarcão) (2 PbO + PbO 2 ), Mn 3 O 4
Fe 3 O 4 + 4 H 2 SO 4 → FeSO 4 + Fe 2 (SO 4 ) 3 + 4 H 2 O
- Peróxidos : são óxidos que reagem com a água ou com ácidos, produzindo “água oxigenada”. H 2 O 2 é molecular, demais peróxidos são iônicos. Na 2 O 2 = peróxido de sódio (oxilita) CaO 2 = peróxido de cálcio H 2 O 2 = peróxido de hidrogênio (água oxigenada) é um composto muito instável: H 2 O 2 → H 2 O + ½ O 2 Na 2 O 2 + 2 H 2 O → 2 NaOH + H 2 O 2 e Na 2 O 2 + 2 HCl → 2 NaCl + H 2 O 2 ou Na 2 O 2 + 2 HCl → 2 NaCl + H 2 O + ½ O 2 CaO 2 + 2 H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2 O 2 e CaO 2 + 2 HCl → CaCl 2 + H 2 O 2 ou CaO 2 + 2 HCl → CaCl 2 + H 2 O + ½ O 2
- Superóxidos ou polióxidos : são óxidos que reagem com água e com ácido produzindo “água oxigenada e gás oxigênio”. K 2 O 4 = superóxido de potássio (ou polióxido de potássio) K 2 O 4 + 2 H 2 O → 2 KOH + H 2 O 2 + O 2 K 2 O 4 + 2 HCl → 2 KCl + H 2 O 2 + O 2 ou K 2 O 4 + 2 HCl → 2 KCl + H 2 O + 3 / 2 O 2 SrO 4 = polióxido de estrôncio (superóxido de estrôncio) SrO 4 + 2 H 2 O → Sr(OH) 2 + H 2 O 2 + O 2 ou SrO 4 + H 2 O → Sr(OH) 2 + 3 / 2 O 2 SrO 4 + H 2 SO 4 → SrSO 4 + H 2 O 2 + O 2 HIDRETOS
coordenador). Número de Coordenação (NC) é igual ao número de ligantes. NC = 2 , 3, 4 , 6 , 8 2 para Ag, Au (I) 4 para Cu, Zn, Cd, Pt (II), Ni (III), Al, B 6 para Co, Fe, Pt (IV), Cr, etc Considerações gerais: Existem cátions, ânions e complexos neutros. Co(NH 3 ) 6 3+^ cátion complexo, íon hexamincobalto (III) Co = coordenador NH 3 = molécula ligante NC do Co = 6 Nox do Co = 3+ Au(CN) 2 -^ ânion complexo, íon dicianoaurato (I) Au = coordenador CN-^ = ânion ligante NC do Au = 2 Nox do Au = 1+ Ni(CO) 4 ^0 complexo neutro, tetracarbonilníquel (0) Ni = coordenador CO = molécula ligante NC do Ni = 4 Nox do Ni = 0 [Cd(SCN) 4 ] 2+^ = tetratiocianatocádmio (II) [Zn(NCS) 4 ] 2+^ = tetraisotiocianatozinco (II) Uma reação de complexação geralmente compreende a substituição de uma ou mais moléculas de solvente, ligadas ao coordenador, por outros grupos ligantes: M(H 2 O)n + L → M(H 2 O)n- 1 L + H 2 O Os ligantes simples como água, amônia e íons haletos, que se ligam ao coordenador em um único ponto, são denominados unidentados. As moléculas orgânicas e os íons que contêm dois ou mais grupos ligantes (grupos doadores) são denominados bi, tri ou multidentados. Existem complexos com dois ou até mais coordenadores. Os sais complexos são, em geral, sólidos cristalinos, bastante estáveis e frequentemente mais solúveis em água do que os sais normais correspondentes. Formação de complexos: Dissolvendo-se em água: 2 KCl + PtCl 4 → K 2 PtCl 6 , cuja dissociação em água é: H2O K 2 PtCl 6 → 2 K+^ + PtCl 6 ^2 - A Pt4+^ e o Cl-^ não estão mais livres, não tem mais vida própria, permanecem juntos no PtCl 6 ^2 -^ com características diferentes de cátion platina e do ânion cloreto. Formou-se um íon complexo. Teoria de Werner: as ligações coordenadas são formadas entre os ligantes e o íon metálico central do complexo, isto é, o ligante oferece um par de elétrons ao íon
metálico. A regra do número atômico efetivo (NAE) diz que, quando se forma um complexo, há adição de ligantes até que o número de elétrons do íon metálico central, mais o número de elétrons cedidos pelos ligantes (compartilhados), seja igual ao número de elétrons do gás nobre seguinte. Átomo (coordenador) Número atômico Complexo Elétrons perdidos na formação do íon Elétrons ganhos por coordenação NAE Gás nobre B (^5) BF 4 ^1 -^3 8 10 Ne Co (^27) Co(NH 3 ) 6 3+^3 12 36 Kr Ni(CO) 4 ^0 Cu(CN) 4 ^3 - Pd (^46) Pd(NH 3 ) 6 4+^4 12 54 Xe Pt (^78) PtCl 6 ^2 -^4 12 86 Rn 4 KCN + Fe(CN) 2 → K 4 Fe(CN) 6 K 4 Fe(CN) 6 Fe2+^ CN-^ (6) 12 e-^ do CN- Fe = 26 e- Fe2+^ = 24 e-^ 24 + (2 x 6) = 36 = Kr Embora a regra do NAE possa prever corretamente o número de ligantes em muitos complexos, há também um grande número de complexos nos qual o NAE não é o número de elétrons de um gás nobre. A tendência de adquirir a configuração de um gás nobre é um fator importante, mas não é uma condição necessária para a formação de um complexo, pois é necessária também a formação de uma estrutura simétrica (tetraédrica, quadrado-plano, octaédrica), qualquer que seja o número de elétrons envolvidos. Nomenclatura dos complexos:
- Ânions ligantes: OH-^ = hidroxo; NO 2 -^ = nitro; NO 3 -^ = nitrato; SO 42 -^ = sulfato; Cl-^ = cloro CN-^ = ciano; NH 2 -^ = amideto; C 2 O 42 -^ = oxalo / oxalato; O^2 -^ = oxido/oxo CH 3 COO-^ = acetato; O 22 -^ = peroxo
- Moléculas ligantes: H 2 O = áquo; NH 3 = amin / amina; CO = carbonil; NO = nitrosil O 2 = dioxigênio; N 2 = dinitrogênio; H 2 = hidro en* é um ligante bidentado, com dois N doadores de elétrons *H 2 NCH 2 CH 2 NH 2 = etilenodiamina
- Cátion complexo e complexo neutro: nome dos ligantes, nome do coordenador, seguido de seu estado de oxidação.
- Ânion complexo: nome dos ligantes, nome do coordenador + ATO, seguido de seu estado de oxidação. Obs: como regra geral, seguir a nomenclatura dos sais normais.
Parte 2: Balanceamento / Oxidação – Redução / Leis / Fórmulas Químicas / Mol OXIDAÇÃO – REDUÇÃO Oxidação: é a perda de elétrons por uma espécie química. Em termos de número de oxidação, oxidação é o aumento algébrico do nox. Redução: é o ganho de elétrons por uma espécie química. É a diminuição algébrica do nox. Agente oxidante: é a espécie química que contém o elemento oxidante. Este elemento sofre redução. Em outras palavras, oxidante é a substância capaz de remover elétrons, isto é, oxidar outra. O oxidante carrega o elemento que se reduz. Exemplos de oxidantes: os permanganatos, os dicromatos, os halogênios, o oxigênio, o ozônio, o dióxido de manganês, os ácidos: perclórico, nitrico e sulfúrico (concentrado), os hipocloritos, os percloratos, os cloratos, os peróxidos; entre outros. Agente redutor: espécie que contém o elemento redutor, que na reação, sofre oxidação. São redutores: os metais, o hidrogênio, o monóxido de carbono, os sulfetos, cloretos, brometos, iodetos, os nitritos, o sulfato ferroso, os ácidos: clorídrico, bromídrico, iodídrico; entre outros. Reação de oxirredução (reação redox): reação química que envolve a transferência de elétrons de uma espécie para outra. MnO 2 + 4 HCl → MnCl 2 + 2 H 2 O + Cl 2 4+ 1 - 2+ 0 elemento que sofre oxidação: Cl elemento que sofre redução: Mn agente oxidante: MnO 2 agente redutor: HCl Cr 2 O 72 -^ + 6 Cl-^ + 14 H+^ → 2 Cr3+^ + 7 H 2 O + 3 Cl 2 6+ 1 - 3+ 0 sofre redução: Cr oxidante: Cr 2 O 72 - sofre oxidação: Cl redutor: Cl- A água oxigenada pode atuar como oxidante e como redutor: H 2 O 2 + 2 Fe2+^ + 2 H+^ → 2 Fe3+^ + 2 H 2 O oxidante 2 KMnO 4 + 5 H 2 O 2 + 3 H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2 MnSO 4 + 8 H 2 O + 5 O 2 redutor Acerto de coeficientes por óxi-redução : fundamenta-se por: “número de elétrons cedidos = número de elétrons recebidos” Regras: (a) calcular as variações de nox dos elementos que mudam de nox; (b) calcular o “delta” através da multiplicação de cada variação pelo número de átomos do elemento na fórmula (escolher o local com maior número de átomos que tenha variado de nox); (c) inverter os deltas (para que o número de elétrons cedidos e recebidos sejam iguais) e (d) acertar os demais coeficientes por tentativas. Exemplo1: ___KMnO 4 + ___HCl → __KCl + ___MnCl 2 + ___H 2 O + ___Cl 2 7+ 1 - 2+ 0
Mn = 5 x 1 = 5 = 2 Cl = 1 x 2 = 2 = 5 _ 2 _KMnO 4 + ___HCl → __KCl + ___MnCl 2 + ___H 2 O + _ 5 _Cl 2 Acertando os demais coeficientes por tentativas... _ 2 _KMnO 4 + _ 16 __HCl → _ 2 _KCl + _ 2 __MnCl 2 + _ 8 __H 2 O + _ 5 _Cl 2 Exemplo 2 : As 2 S 3 + HNO 3 + H 2 O → H 2 SO 4 + H 3 AsO 4 + NO Neste caso, devemos considerar os dois elementos que se oxidam, somando o total de elétrons perdidos pela molécula. Teremos, como nos casos anteriores, um delta (um ramal) para “oxi” e outro para “red”. As = 2 x 2 = 4 N = 3 x 1 = 3 oxi = 4 + 24 = 28 red = 3 S = 8 x 3 = 24 3 As 2 S 3 + 28 HNO 3 + H 2 O → H 2 SO 4 + H 3 AsO 4 + NO 3+ 2 - 5+ 6+ 5+ 2+ 3 As 2 S 3 + 28 HNO 3 + 4 H 2 O → 9 H 2 SO 4 + 6 H 3 AsO 4 + 28 NO Exemplo 3 : Cl 2 + NaOH → NaCl + NaClO 3 + H 2 O 0 1 - 5+ Esta reação é de auto-redox. É comum em reações de auto-redox, iniciar-se o acerto de coeficientes pelo segundo membro da equação. Cloxi = 5 x 2 = 10 2 = 5 Clred = 1 x 2 = 2 2 = 1 Cl 2 + NaOH → 5 NaCl + 1 NaClO 3 + H 2 O 3 Cl 2 + 6 NaOH → 5 NaCl + 1 NaClO 3 + 3 H 2 O Acertar os coeficientes por óxi-redução: a) NO 2 + KMnO 4 + KOH → MnO 2 + KNO 3 + H 2 O b) FeS 2 + O 2 → Fe 2 O 3 + SO 2 c) KIO 3 + KI + HCl → KCl + H 2 O + I 2 d) Bi3+^ + SnO 22 -^ + OH-^ → SnO 32 -^ + H 2 O + Bi e) Zn + HNO 3 → Zn(NO 3 ) 2 + NH 4 NO 3 + H 2 O f) K 2 Cr 2 O 7 + Na 2 C 2 O 4 + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + Na 2 SO 4 + H 2 O + CO 2 Método do íon- elétron ou das equações parciais Baseado na montagem de semi-reações de oxidação e redução, é também fundamentado no princípio “no^ de elétrons ganhos (eq. parcial de redução) é igual ao no^ de elétrons cedidos (eq. parcial de oxidação)”. Regras: a) escrevem-se as equações parciais de oxidação e redução, destacando somente os íons e moléculas que sofreram modificação, b) sendo em meio ácido, adiciona-se o íon H+^ no membro da equação onde houver predominância de átomos de oxigênio, e, no membro oposto, coloca-se água, c) sendo em meio básico adiciona-se o íon OH-^ no membro da equação onde houver deficiência de átomos de oxigênio e, no membro oposto, coloca-se água. d) em meio neutro, não se adiciona H+^ nem OH-, e) ajusta-se cada equação parcial, átomo por átomo, levando-se em consideração
LEIS DAS REAÇÕES QUÍMICAS
Leis Ponderais: sobre as massas. Leis Volumétricas: sobre os volumes gasosos. Leis Ponderais
- Lei da Conservação da Massa ( Lei de Lavoisier ): Lavoisier (1743-1794), considerado o Pai da Química. “A massa total das substâncias que reagem entre sí é igual a massa total das substâncias que se formam na reação”. Popularmente; “na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”. AgNO 3 + NaCl → AgCl + NaNO 3 170 g + 58,5g = 143,5g + 85 g 228,5g = 228, 5 g Obs: a Teoria da Relatividade, de Einstein, mostrou no início deste século, que variações de energia que ocorrem durante transformações químicas, resultam de transformações de massa. Entretanto, mesmo quando há grande liberação de energia, a massa transformada correspondente é tão pequena que não são significativas para os químicos alterarem a lei de Lavoisier. A teoria de Einstein tem uma importância extraordinária nas reações nucleares (que ocorrem com os núcleos, podendo elemento se transformar num outro). Através de reações nucleares, uma quantidade mínima de matéria pode ser transformada numa quantidade fabulosa de energia. Daí o uso da energia nuclear na produção de eletricidade ou na propulsão de navios e submarinos, e infelizmente, na bomba atômica.
- Lei das Proporções Constantes ( Lei de Proust ) “Uma substância pura, qualquer que seja a sua origem, apresenta sempre a mesma composição em massa”. hidrogênio + oxigênio → água 2 g + 16 g = 18 g 10 g + 80 g = 90 g 15 g + 120 g = 135 g 1 : 8 → 9 Consequência direta da lei de Proust: composição centesimal 9g H 2 O ------- 1g H 100 ------------ x x = 11,12% de H 9g H 2 O ------ 8g O 100 --------- x Fórmula Centesimal da Água: H11,12%O88,88% x = 88,88% de O Generalização da lei de Proust: “qualquer reação química obedece sempre à mesma proporção de massas”. Exemplo 1 : HCl + NaOH → NaCl + H 2 O
- 2,92 g 3,20 g 4,68 g 1,44 g
- 0,438 g 0,480 g 0,702 g 0,216 g
- 14,6 g 16,0 g 23,4 g 7,2 g HCl (^) = 2,92 (^) = 6,66 ; NaOH (^) = 3,20 (^) = 6,66 ; NaCl (^) = 4,68 (^) = 6,66 ; H 2 O (^) = 1,44 (^) = 6,
Exemplo 2 : sabendo que eteno + oxigênio forma gás carbônico + água, qual a massa de água que se forma, utilizando-se 16,8 g de eteno? C 2 H 4 + 3 O 2 → 2 H 2 O + 2 CO 2 28 g 36 g (^28) = 1,66 ; (^36) = 1,66 X (^) = 36 = 21,6 g 16,8 X 1, ou: 28 ---------- 36 16,8 --------- X; X = 21,6 g Uma consequência importante da Lei de Proust é o chamado Cálculo Estequiométrico.
- Lei das Proporções Múltiplas ( Lei de Dalton ) “As diferentes massas com que uma substância se combina com uma massa fixa de outra substância (dando diferentes compostos) guardam entre sí uma relação expressa por números inteiros e simples”. Exemplo 1 : óxido nitrogênio oxigênio N 2 O 28 16 N 2 O 2 28 32 N 2 O 3 28 48 N 2 O 4 28 64 N 2 O 5 28 80 Permanecendo constante a massa de nitrogênio, as massas de oxigênio estão entre sí numa relação simples de números inteiros, 1 : 2 : 3 : 4 : 5. Exemplo 2 : Hidrogênio e oxigênio reagem em condições diferentes, produzindo água e água oxigenada. Verifica-se experimentalmente que a água apresenta 11,1% de hidrogênio e 88,9% de oxigênio, e que a água oxigenada apresenta 5,9% de hidrogênio e 94,1% de oxigênio. Demonstrar que esses valores estão de acordo com a lei de Dalton. Basta fixar arbitrariamente a massa de um dos elementos e calcular a massa do elemento que vai reagir com ela, obtendo-se num caso, água e, no outro, água oxigenada. Para facilitar os cálculos, fixemos a massa do hidrogênio em 1,0 g:
- para água: 11,1 g H ----------- 88,9 g O 1,0 g H ------------ x; x = 8,0 g de oxigênio
- para água oxigenada: 5,9 g de H ------- 94,1 g de O 1,0 g de H --------- x; x = 16,0 g de oxigênio Assim temos a proporção de 8 : 16 = 1 : 2 Se tivéssemos fixado a massa do oxigênio, a proporção também seria de 1 : 2.
- Lei das Proporções Recíprocas ( Lei de Richter ) “Quando uma massa fixa de uma substância reage com diferentes substâncias, se estas reagirem entre sí, o farão com as mesmas massas, ou então, com valores múltiplos ou submúltiplos”. 1 g de hidrogênio + 20 g de cálcio = 21 g de hidreto de cálcio 1 g de hidrogênio + 12 g de carbono = 13 g de acetileno 1 g de hidrogênio + 8 g de oxigênio = 9 g de água 40 g de cálcio + 12 g de carbono + 48 g de oxigênio = 100 g de carbonato de cálcio Como consequência principal da lei das proporções recíprocas, têm-se o
