RESUMOS 2º ANO

3º BIMESTRE QUANTIDADES E MEDIDAS

É possível pesar os átomos e as moléculas?

Para pesar ou medir alguma coisa torna-se necessário:

• Escolher um padrão;
• Usar uma unidade compatível com a grandeza a ser medida.

Qual a unidade conveniente para pesar átomos e moléculas?

1u = 1  de ¹²C (u = unidade de massa atômica)

        12

1u = 1,66 . 10^-24 g = 0,00000000000000000000000166 g

Nº de massa (A): É a soma do nº de prótons e nº de nêutrons existentes no núcleo de um átomo.

Ex: A_c = 6p + 6n = 12 (sem unidade)

Massa atômica (MA): é a massa de um único átomo expressa em u. Indica quantas vezes determinado átomo é mais pesado que   1  de ¹²C.

                                                                          12

As massas atômicas são os valores indicados nas Tabelas Periódicas e são calculados pela média ponderada das massas atômicas de todos os isótopos existentes para aquele elemento químico.

Ex: MA_K = 39 u                                  MA_Pb = 207 u                                  MA_Ne = 20 u

Massa molecular (MM): É a massa de uma única molécula expressa em u. A massa molecular é a soma das massas atômicas de todos os átomos que compõe a fórmula química de uma substância iônica, molecular, metálica ou de um íon composto.

                   Ex: MM(CO₂)= MA_C + 2xMA_O            MM(O₂)= 2xMA_O

                                               12 + 2x16                              2x16                                                                                                 44u                                     18u

É possível pesar um único átomo ou molécula ?

1 átomo de Fe = 56 u

n átomos de Fe = 56 g

n partículas (átomos, moléculas) = 1 mol = 6,0 . 10²³ partículas (constante de Avogadro)

6,0 . 10²³ = 600000000000000000000000 (seiscentos sextilhões)

Mol: é a quantidade de matéria que contém n partículas quanto forem os átomos contidos em 0,012 kg (12 g) de ¹²C.

• 1 mol de moléculas = 6,0 . 10²³ moléculas;
• 1 mol de átomos = 6,0 . 10²³ átomos;
• 1 mol de íons = 6,0 . 10²³ íons;
• 1 mol de elétrons = 6,0 . 10²³ elétrons.

Massa molar (M): É a massa, em gramas, de 1 mol de partículas (6,0 . 10²³ partículas).

        M_K = 39 g/mol                     M_Pb = 207 g/mol                     M_Ne = 20 g/mol

               1 mol = 39 g                        1 mol = 207 g                           1 mol = 20 g

n = m , sendo n = quantidade de matéria em mol.

       M              m = massa da substância em g.

                        M = massa molar em g/mol.

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2º BIMESTRE SAIS

Sal é toda substância iônica que, em solução aquosa sofre dissociação iônica, liberando pelo menos um ânion diferente de OH- e pelo menos um cátion diferente de H+. Segundo Arrhenius sal é um composto resultante da neutralização de um ácido por uma base, com eliminação de água (reação de neutralização). É formado por um cátion proveniente de uma base e um ânion proveniente de um ácido.

PROPRIEDADES DOS SAIS

• São substâncias iônicas;
• Formam soluções aquosas condutoras de eletricidade (dissociação iônica);
• Tem sabor salgado;
• Formados pela reação de neutralização entre ácidos e bases

CLASSIFICAÇÃO DOS SAIS

• Quanto ao nº de elementos:

Binário: a molécula contém 2 elementos. 

Ex: Na2S, KCl

Ternário: a molécula contém 3 elementos. 

Ex: NaNO3, K2CO3

Quaternário: a molécula contém 4 elementos. 

Ex: NH4ClO3, NaOCN

• Quanto a presença de oxigênio:

Oxigenado ou oxissais: sal que contém o elemento oxigênio. 

Ex: KNO3, Na2SO4

Não oxigenado ou halóides: sal que não contém o elemento oxigênio. 

Ex: NaCl, NH4Br

• Quanto a presença de água no retículo cristalino:

Hidratado: apresenta moléculas de água intercaladas. É chamado de água de cristalização ou água de hidratação. 

Ex: CaCl2.2 H2O, CuSO4.5 H2O

Anidro: não apresenta moléculas de água intercaladas.

Ex: CaCl2, CuSO4

• Quanto a natureza dos íons:

Normal ou neutro: sal que não apresenta hidrogênios ionizáveis e nem íons hidroxila (neutralização total). 

Ex: NaCl, KNO3, CaCO3

Duplo ou misto: sal que apresenta dois cátions diferentes que não sejam hidrogênios ionizáveis, ou dois ânions diferentes que não sejam hidroxilas (neutralização total).

Hidrogenossal ou sal ácido: sal que apresenta hidrogênio ionizável (neutralização parcial).

Hidroxissal ou sal básico: sal que apresenta íons hidroxila (neutralização parcial).

NOMENCLATURA DOS SAIS

NOME DO ÂNION + DE + NOME DO CÁTION

Quando o cátion possuir mais de um NOX, usa-se números em algarismos romanos indicando o número de oxidação ou os sufixos oso (menor Nox) e ico (maior Nox).

SOLUBILIDADE DOS SAIS

Os sais são solúveis ou insolúveis de acordo com os cátions e ânions que os formam:

OBSERVAÇÕES:

• Quando se diz que um sal é insolúvel, na verdade se quer dizer que sua solubilidade em água é muito pequena, pois nenhuma substância é totalmente insolúvel;
• Existem alguns sais que são considerados como parcialmente solúveis;
• Todos os sais de metais alcalinos e amônio (NH₄⁺) são solúveis;
• Os sais insolúveis sofrem pequena dissociação iônica, por isso originam soluções com pequena quantidade de íons, sendo considerados maus eletrólitos.

ÓXIDOS

São compostos binários (dois elementos) oxigenados, onde o oxigênio tem Nox = -2 e é o elemento mais eletronegativo. Todos os elementos formam óxidos com exceção do flúor (fluoretos de oxigênio) que é mais eletronegativo que o oxigênio.

CLASSIFICAÇÃO DOS ÓXIDOS

• Quanto ao tipo de ligação química:

Óxidos moleculares: Formados por não metais e oxigênio (ligação covalente).

Ex:SO3, CO2, Sb2O3.

Óxidos iônicos: Formados por metais e oxigênio (ligação iônica).

Ex:Na2O,CaO, Fe2O3.

NOMENCLATURA DOS ÓXIDOS

• Óxidos moleculares

prefixo de quantidade do oxigênio + óxido + de + prefixo de quantidade do  não metal + nome do não metal

• Óxidos iônicos

óxido + de + nome do metal (nox fixo)

(nox variado)

óxido + de + nome do metal + nº nox

óxido + nome do metal + ico (nox maior)

                                             oso (nox menor)

CLASSIFICAÇÃO DOS ÓXIDOS

• Quanto as propriedades:

Óxidos ácidos ou anidridos: Formados por não metais ou metais de transição (Nox alto: +5, +6 ou +7) e oxigênio.

Ex: SO3, CO2, CrO3,Mn2O7.

- geralmente compostos moleculares, gasosos e com baixos PF e PE;

- geralmente solúveis em água;

- reagem com água produzindo ácido;

- reagem com bases produzindo sal e água;

- chamados de anidridos por serem formados através de ácidos com eliminação de água.

Óxidos básicos: Formados por metais alcalinos e alcalinoterrosos e alguns metais de transição (Nox baixo: +1 ou +2, exceto Zn, Sn e Pb) e oxigênio;

Ex:Na2O,CaO, FeO.

- compostos iônicos, sólidos e com elevados PF e PE;

- geralmente pouco solúveis em água, com exceção dos óxidos dos metais alcalinos e alcalinoterrosos;

- reagem com água produzindo uma base;

- reagem com ácidos produzindo sal e água.

Óxidos neutros: formados por não metais  e oxigênio. Só existem quatro.

Ex: CO, NO, N2O e H2O.

- não reagem com água, ácidos ou bases, ou seja, não apresentam caráter ácido ou básico;

- compostos moleculares e gasosos (exceto a água).

Óxidos anfóteros: Formados por semimetais ou metais de transição (Nox médio: +3 ou +4, ou +2 (Zn, Sn e Pb)) e oxigênio.

Ex: Sb2O3, Al2O3, PbO2, ZnO, SnO, PbO.

- possuem caráter intermediário entre os óxidos ácidos e básicos;

- reagem apenas com ácidos ou bases fortes produzindo sal e água;

- Geralmente compostos iônicos, sólidos e com elevados PF e PE;

- Geralmente insolúveis em água.

Óxidos duplos, mistos ou salinos: formados por metais de transição (Nox: +8/3) e oxigênio. (E3O4)

Ex: Fe3O4 (magnetita), Pb3O4 (zarcão).

- formados por dois óxidos do mesmo elemento químico;

FeO e Fe2O3, PbO e Pb2O3.

- Geralmente compostos iônicos e sólidos.

Peróxidos(O2)2-: formados por metais alcalinos ou alcalinoterrosos e oxigênio (Nox: -1).

Ex: H2O2, Na2O2, CaO2.

- compostos iônicos e sólidos, exceto o H2O2 (líquido e molecular);

- solúveis em água;

- reagem com água produzindo base e H2O2;

BaO2 + 2H2O → Ba(OH)2 + H2O2

- reagem com ácidos produzindo sal e H2O2.

BaO2 + H2SO4 → BaSO4↓ + H2O2

Superóxidos ou polióxidos (O4)2-: formados por metais alcalinos ou alcalinoterrosos e oxigênio (Nox: -1/2).

Ex: Na2O4, CaO4.

- compostos iônicos e sólidos;

- solúveis em água;

- reagem com água produzindo base, H2O2 e O2;

BaO4 + 2H2O → Ba(OH)2 + H2O2 + O2

- reagem com ácidos produzindo sal, H2O2 e O2.

BaO4 + H2SO4 → BaSO4↓ + H2O2 + O2

NOMENCLATURA DE PERÓXIDOS E SUPERÓXIDOS

peróxido + de + nome do metal (1A ou 2A)

superóxido + de + nome do metal (1A ou 2A)

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1º BIMESTRE CONDUTIVIDADE ELÉTRICA DE SOLUÇÕES AQUOSAS

TEORIA DA DISSOLUÇÃO ELETROLÍTICA

No final do século XIX (1884), o cientista sueco Arrhenius realizou numerosas experiências relacionadas com a passagem de corrente elétrica através de soluções aquosas e, com base nessas experiências, chegou à definição da Teoria da dissolução eletrolítica.

De acordo com Arrhenius, determinadas substâncias, quando dissolvidas em água, são capazes de dar origem a íons positivos (cátions) e a íons negativos (ânions), conduzindo a eletricidade e outras substâncias não produzem íons e não conduzem a corrente elétrica.

As substâncias iônicas (ligação iônica), quando dissolvidas em água, produzem solução aquosa que conduz corrente elétrica. Algumas substâncias moleculares (ligação covalente), quando dissolvidas em água, produzem solução aquosa que não conduz corrente elétrica e outras substâncias moleculares, que conduz.

DISSOCIAÇÃO IÔNICA E IONIZAÇÃO

Nas substâncias iônicas que são formadas por um retículo cristalino, na presença de água seus íons são separados pelas moléculas de água, ficando livres na solução e conduzindo a corrente elétrica. Esse processo é chamado de dissociação iônica.

Algumas substâncias moleculares não conduzem a corrente elétrica na presença de água, porque estão sofrendo apenas uma dissolução.

Algumas substâncias moleculares, passam a conduzir a corrente elétrica na presença de água, devido à formação de íons pela interação entre as moléculas polares de ambos os compostos. Esse processo é chamado de ionização.

Solução iônica: é aquela que contém íons livres (dissociação iônica ou ionização).

Solução molecular: é aquela que não contém íons livres (não sofre dissociação iônica ou ionização).

Eletrólitos: são as substâncias que, dissolvidas em água, produzem solução condutora de corrente elétrica.

Solução eletrolítica: é aquela que conduz a corrente elétrica.

Solução não eletrolítica: é aquela que não conduz a corrente elétrica.

FUNÇÕES INORGÂNICAS

Por volta de 1807, o cientista sueco Berzelius fez uma distinção dizendo que as substâncias obtidas dos seres vivos ou de restos mortais eram “orgânicos” e substâncias provenientes do mundo inanimado (água, pedra, ar) seriam “inorgânicos”. Surgiu-se então a “Química Orgânica” e a “Química Inorgânica”.

Produzir um composto orgânico a partir de um composto inorgânico era impossível, pois se acreditava que compostos orgânicos eram produzidos exclusivamente por organismos vivos devido à necessidade de uma “força vital” para a sua formação.

Em 1828, o cientista alemão Wöhler tentando sintetizar (produzir) uma substância inorgânica, o cianato de amônio (NH4OCN), a partir de 2 outras substâncias inorgânicas, o cianato de potássio (KOCN) e o sulfato de amônio ( (NH4)2SO4), observou que ao aquecer o cianato de amônio havia formação de cristais brancos que era na verdade ureia (CO(NH2)2), substância presente na urina dos mamíferos.

Em 1858, o cientista alemão Kekulé, propôs que a química orgânica é a parte da química que estuda praticamente todos os compostos do elemento carbono e a química inorgânica é a parte da química que estuda os compostos dos demais elementos químicos e alguns poucos compostos do elemento carbono (compostos de transição), dentre eles: CO2, CO, carbonatos, cianatos, cianetos, grafite e diamante.

Função Química: constitui um grupo de substâncias químicas que, por apresentarem semelhanças estruturais, são dotadas de propriedades químicas semelhantes (propriedades funcionais). As funções inorgânicas são: ácidos, bases (hidróxidos), sais e óxidos.

 ÁCIDOS

Ácido (teoria de Arrhenius - 1884): É toda substância molecular que, em solução aquosa se ioniza, originando exclusivamente como cátion, íons H+ (H₃O+).

fórmula geral de um ácido (X < 5)

PROPRIEDADES DOS ÁCIDOS

• São substâncias moleculares (ligação covalente);
• Formam soluções aquosas condutoras de eletricidade (ionização);
• Tem sabor azedo;
• São corrosivos.

CLASSIFICAÇÃO DOS ÁCIDOS

• Quanto à presença de oxigênio na molécula:

Hidrácidos: São os ácidos cuja molécula não contém oxigênio.

Ex.: HCl, HF.

Oxiácidos: São os ácidos cuja molécula contém oxigênio.

Ex.: HClO₄, H₂SO₃

• Quanto ao número de elementos na molécula:

Binário: a molécula contém 2 elementos. 
Ex: HCl, H₂S

Ternário: a molécula contém 3 elementos. 
Ex: HNO₃, H₂SO₄

Quaternário: a molécula contém 4 elementos. 
Ex: HCNO, HSCN  

• Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis:

Em função do número de íons H+ liberados por molécula ionizada, os ácidos podem ser assim classificados:

Nos hidrácidos, todos os hidrogênios presentes nas moléculas são ionizáveis.

Nos oxiácidos, são ionizáveis somente os hidrogênios ligados a átomos de oxigênio.

Por isso existem duas exceções ao número de hidrogênios ionizáveis, o H₃PO₃ (diácido) e o H₃PO₂ (monoácido).

• Quanto à força:

A força dos ácidos é medida pelo grau de ionização.

Ex: De cada 100 moléculas de HCl dissolvidas, 92 moléculas sofrem ionização:

Os hidrácidos mais conhecidos são assim classificados:

A força dos oxiácidos pode ser determinada pela diferença (x) entre o número de átomos de oxigênio e o número de átomos de hidrogênio ionizáveis.

O H₂CO₃, por ser um ácido instável, decompõe-se mais facilmente do que se ioniza, apresentando um pequeno grau de ionização. Assim, é considerado um ácido fraco, não seguindo a regra apresentada.

NOMENCLATURA DOS ÁCIDOS

• Hidrácidos:

ácido + ânion - eto

                        + ídrico

• Oxiácidos:

ácido + ânion - ato + ico

ácido + ânion - ito  + oso                       

BASES OU HIDRÓXIDOS

Base (teoria de Arrhenius - 1884): É toda substância iônica que, em solução aquosa sofre dissociação iônica, originando exclusivamente como ânion, íons OH- (hidroxila ou oxidrila).

fórmula geral de uma base (X < 5)

PROPRIEDADES DAS BASES

• São substâncias iônicas (ligação iônica), exceto, a amônia que é molecular - NH₃);
• Formam soluções aquosas condutoras de eletricidade (dissociação iônica);
• Tem sabor amargo e cáustico;
• São corrosivas.

CLASSIFICAÇÃO DAS BASES

• Quanto ao número de hidroxilas:

Em função do número de íons OH- liberados por fórmula, as bases podem ser assim classificados:

• Quanto à solubilidade:

O hidróxido de magnésio, Mg(OH)₂ (família 2A), por apresentar solubilidade muito pequena, é considerada praticamente insolúvel. 

A única base que não apresenta metal em sua fórmula (ligação covalente) é o hidróxido de amônio (NH₄OH), que existe apenas em solução aquosa e, portanto, é uma base solúvel. O hidróxido de amônio pode ser obtido borbulhando-se gás amônia (NH₃) em água, onde ocorre a ionização do gás.

• Quanto à força:

A força das bases pode ser relacionada com a sua solubilidade: quanto maior for a solubilidade de uma base, maior será o seu grau de dissociação e ela será considerada uma base forte. No entanto, se a base for pouco solúvel, o seu grau de dissociação será menor e ela será considerada fraca.

O hidróxido de amônio (NH₄OH), que é uma base proveniente de substância molecular — a amônia (NH₃(g)) — e não de metal, contraria essa regra, pois, embora se dissolva facilmente em água, ela é uma base instável, ou seja, decompõe-se mais facilmente do que se dissocia, apresentando um grau de dissociação muito pequeno. Logo, o hidróxido de amônio é a única base solúvel e fraca.

• Bases fortes: metais alcalinos (família 1A) e metais alcalino-terrosos (família 2A), exceto Mg(OH)₂;
• Bases fracas: Mg(OH)₂, NH₄OH e o restante.

NOMENCLATURA DAS BASES

HIDRÓXIDO DE + NOME DO CÁTION

Quando o cátion possuir mais de um NOX, usa-se números em algarismos romanos indicando o número de oxidação ou os sufixos oso (menor Nox) e ico (maior Nox).

INDICADORES ÁCIDO-BASE

O pH é o símbolo para a grandeza físico-química “potencial hidrogeniônico”. Essa grandeza indica a acidez, neutralidade ou alcalinidade de uma solução aquosa. O pH refere-se a uma medida que indica se uma solução líquida é ácida (pH < 7), neutra (pH = 7), ou básica/alcalina (pH > 7). Uma solução neutra só tem o valor de pH = 7 à 25 °C, o que implica variações do valor medido conforme a temperatura.

O pH pode ser determinado usando um medidor de pH (também conhecido como pHmetro) que consiste em um eletrodo acoplado a um potenciômetro. O pH pode ser determinado indiretamente pela adição de um indicador de pH na solução em análise. A cor do indicador varia conforme o pH da solução. Indicadores comuns são a fenolftaleína, alaranjado de metila e o azul de bromofenol. Existem também os indicadores naturais extraídos de vegetais como: folha do repolho roxo, uva e amora.

Os indicadores são substâncias que reagem de forma diferente com um ácido, e com uma base, ou seja, há uma variação de cor.

Fenolftaleína

Na presença de ácido: incolor

Na presença de base: rosa

Tornassol

Na presença de ácido: vermelho

Na presença de base: azul