APOSTILA DE CONTEÚDO E EXERCÍCIOS QUÍMICA

APOSTILA DE CONTEÚDO E EXERCÍCIOS

QUÍMICA

SUMÁRIO

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CAPÍTULO 1 - A QUÍMICA NA CIÊNCIA

CAPÍTULO 2 - EQUAÇÕES QUÍMICAS

2.1. - TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR CLÁSSICO

2.1.1. - LEI DA CONSERVAÇÃO DA MASSA

2.1.2. - LEI DAS PROPORÇÕES DEFINIDAS

2.1.3. - LEIS VOLUMÉTRICAS DE GAY-LUSSAC

2.1.4. - LEI DE AVOGADRO

2.2. - BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES

EXERCÍCIOS - CAPÍTULO 2

GABARITO - CAPÍTULO 2

CAPÍTULO 3 - MODELOS ATÔMICOS

3.1. - ÁTOMO DE DALTON

3.2. - ÁTOMO DE THOMPSON

3.3. - ÁTOMO DE RUTHERFORD-BOHR



CAPÍTULO 4 - ÁTOMOS

4.1. - ESTRUTURA DO ÁTOMO

4.1.1. - NÚCLEO ATÔMICO

4.1.2. - A ELETROSFERA

4.2. - REPRESENTAÇÃO DO ÁTOMO

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4.2.1. - REPRESENTAÇÃO GRÁFICA

4.2.2. - REPRESENTAÇÃO ESCRITA



CAPÍTULO 5 - MOLÉCULAS

5.1. - REPRESENTAÇÃO DAS MOLÉCULAS



CAPÍTULO 6 - TABELA PERIÓDICA

6.1 - A MODERNA CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA

6.1.1. - ELEMENTOS REPRESENTATIVOS

6.1.2. - ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO

6.1.3. - LOCALIZAÇÃO NA TABELA PERIÓDICA

6.2. - PROPRIEDADES PERIÓDICAS

6.2.1. - RAIO ATÔMICO

6.2.2. - ENERGIA OU POTENCIAL DE IONIZAÇÃO

6.2.3. - ELETRONEGATIVIDADE

6.3. - METAIS, AMETAIS E SEMIMETAIS



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CAPÍTULO 7 - LIGAÇÕES QUÍMICAS

7.1. - FORMAÇÃO DE ÍONS ESTÁVEIS

7.2. - LIGAÇÃO IÔNICA

7.2.1. - PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS IÔNICOS

7.3. - LIGAÇÃO COVALENTE OU MOLECULAR

7.3.1. - LIGAÇÃO COVALENTE DATIVA



CAPÍTULO 8 - FUNÇÕES INORGÂNICAS

8.1. - CLASSIFICAÇÃO

8.1.1. - ELETRÓLITOS

EXERCÍCIOS - CAPÍTULO


CAPÍTULO 9 - NOMENCLATURA DE INORGÂNICOS

9.1. - COMPOSTOS BINÁRIOS CONTENDO UM METAL E UM AMETAL

9.2. - COMPOSTOS BINÁRIOS CONTENDO AMETAIS

9.2.1. - COMPOSTOS SEM HIDROGÊNIO

9.2.2. - COMPOSTOS COM HIDROGÊNIO E OUTRO AMETAL

9.3. - ÁCIDOS

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9.3.1. - HIDRÁCIDOS

9.3.2. - OXIÁCIDOS

9.3.3. - ÂNIONS DERIVADOS DOS OXISSAIS (OXIÂNIONS)

9.4. - OXISSAIS

9.5. - BASES



CAPÍTULO 10 - REAÇÕES INORGÂNICAS

10.1. - COMBINAÇÃO OU SÍNTESE

10.2. - DECOMPOSIÇÃO OU ANÁLISE

10.3. - SUBSTITUIÇÃO OU DESLOCAMENTO

10.4. - DUPLA TROCA OU METÁTESE


GABARITO - CAPÍTULO 10 CAPÍTULO 11 - INTRODUÇÃO À ORGÂNICA

11.1. - CLASSIFICAÇÃO DAS CADEIAS CARBÔNICAS

11.1.1. - DE ACORDO COM A SATURAÇÃO

11.1.2. - DE ACORDO COM A DISPOSIÇÃO DOS ÁTOMOS

11.1.3. - DE ACORDO COM A COMPOSIÇÃO

11.1.4. - DE ACORDO COM A FORMA

11.1.5. - CADEIAS CARBÔNICAS AROMÁTICAS


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CAPÍTULO 12 - NOMENCLATURA DE ORGÂNICOS

12.1. - FUNÇÕES ORGÂNICAS

12.2. - NOMENCLATURA

12.2.1. - RADICAIS ORGÂNICOS

12.2.2. - POSIÇÃO



CAPÍTULO 13 - REAÇÕES ORGÂNICAS



CAPÍTULO 1 - A QUÍMICA NA CIÊNCIA

A química é o ramo da ciência que estuda a matéria ( que apresenta massa, que ocupa lugar no espaço, etc ), suas propriedades, constituição, transformações e a energia envolvida nesses processos. A química pode ser observada em todos lugares do nosso planeta, uma vez que tudo na Terra é formado por partículas, substâncias e elementos químicos.

Essa ciência pode ser dividida em 4 grandes áreas. A Química Orgânica, que é a maior e mais sistemática área dessa ciência, também conhecida por química do carbono, já que a maioria dos compostos orgânicos são constituídos de carbono. A Química Geral e Inorgânica, que abrange um campo de estudo que vai desde minerais até sais.A Química Analítica é o ramo da ciência que trata da identificação ou quantificação de espécies ou elementos químicos. E por fim, a Físico-Química, reservada ao estudo dos fenômenos que são observados nas reações químicas.

Ela surge no século XVII a partir dos estudos de alquimia populares entre muitos cientistas da época. Considera-se que os princípios básicos da ciência foram vistos pela primeira vez na obra do cientista irlandês Robert Boyle (THE SCEPTICAL CHYMIST). A química, como denominada atualmente, começa a ser explorada um século mais tarde com os trabalhos do francês Lavoisier.

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CAPÍTULO 2 - EQUAÇÕES QUÍMICAS

As equações químicas são representações gráficas das reações químicas que ocorrem entre os diversos elementos presentes na Tabela Periódica. Elas são formadas por átomos, moléculas, e se apresentarem íons são chamadas de equações iônicas:

● H2(g) + O2(g) → H2O(l) – equação comum

● H + + OH - → H2O – equação iônica

Observe que os elementos que estão à esquerda da seta são denominados reagentes, os

quais participam das reações químicas, enquanto aqueles que estão à direita são chamados de

produtos, ou seja, as substâncias que são formadas a partir dessa reação. Fique atento, pois

alguns símbolos são utilizados nas equações para indicar determinadas ações que ocorrem:

● Quando ocorre a reação química dos elementos: +

● Sentido que ocorre a reação química e indica o que será produzido: →

● Quando há presença de catalisadores ou aquecimento: ∆

● Quando há formação de um sólido que se precipita: ↓

● Quando há presença de luz: λ

● Elemento no estado gasoso: (g)

● Elemento no estado sólido: (s)

● Elemento no estado de vapor: (v)

● Elemento no estado líquido: (l)

● Presença de solução aquosa: (aq)

2.1. - TEORIA ATÔMICO-MOLECULAR CLÁSSICA

2.1.1. - LEI DA CONSERVAÇÃO DA MASSA

Em 1760, Lavoisier publicou a lei da conservação da massa, que falava que “a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos da reação”. No entanto, para essa lei ser seguida a reação deve ocorrer em um sistema fechado, uma vez que em um

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sistema aberto há a possibilidade de um gás entrar, e aumentar a massa final, ou de um gás sair, e diminuir a massa final.

Imagem 1 : diferença entre tipos de sistemas

2.1.2. - LEI DAS PROPORÇÕES DEFINIDAS

Em 1797, Proust elaborou a lei das proporções definidas, que dizia que “ um dado composto, qualquer que seja sua procedência ou método de preparação, é sempre formado pelos mesmos elementos químicos, combinados sempre na mesma proporção em massa ”. Por exemplo, a água é constituída de oxigênio e hidrogênio, combinados entre si na proporção de 8 g de oxigênio para 1 grama de hidrogênio. Qualquer que tenha sido a origem da água analisada, essa proporção será a mesma. Então : água _____> oxigênio + hidrogênio 9g : 8g : 1g

Se, em vez de decompor a água em seus elementos constituintes, como no caso anterior, sintetizamos a água a partir dos seus elementos, podemos observar que oxigênio e hidrogênio reagem entre si para formar água, naquela mesma proporção, ou seja: hidrogênio + oxigênio ______> água

1g 8g 9g Podemos, então, generalizar para “ em qualquer reação química, as substâncias, reagentes

e produtos, obedecem sempre à mesma proporção em massa. A + B ______> C + D

Experimento ( 1 ) MA MB MC MD

Experimento ( 2 ) M ’A M ’B M ’C M ’D

= = =MAM A′

MBM B′

MCM C′

MDM D′

2.1.3. - LEIS VOLUMÉTRICAS DE GAY-LUSSAC

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Essa lei afirma que “ os volumes de substâncias gasosas participantes de uma reação química, quando medidos em mesmas condições de temperatura e pressão, guardam entre si uma relação de números inteiros e pequenos “. Exemplos : gás hidrogênio + gás cloro ______> cloreto de hidrogênio

5L 5L 10L 1 : 1 : 2 gás hidrogênio + gás oxigênio _______> vapor d’água 10L 5L 10L 2 : 1 : 2

2.1.4. - LEI DE AVOGADRO

Três anos mais tarde, o químico italiano Amedeo Avogadro propôs que “ volumes iguais de quaisquer gases, nas mesmas condições de temperatura e pressão, contêm o mesmo número de moléculas “. As moléculas são partículas formadas por átomos ligados entre si. Assim, se em 10 litros de CO2 existem n moléculas, então em 10 litros de qualquer outro gás, nas mesmas condições, existirão também n moléculas.

Essa lei afirma que, por exemplo, 3L de gás hidrogênio contêm 3 vezes mais moléculas que 1L de gás nitrogênio, desde que estejam sob as mesmas condições.

3 H2 (g) + N2 (g) _____> 2 NH3 (g)

3 moléculas 1 molécula 2 moléculas 3 volumes 1 volume 2 volumes

2.2. - BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES O balanceamento das equações químicas demonstra sua estabilidade e equilíbrio, uma vez

que deve conter o mesmo número de átomos de cada elemento em ambos os lados da equação. Os coeficientes estequiométricos são os números que aparecem na frente dos elementos, indicando quantos átomos existem na reação. Quando o coeficiente for 1 geralmente ele fica subentendido e não aparece descrito. De tal modo, podemos dizer que as fórmulas (H2, O2, C2, H2O, HCl, CaO, etc.) oferecem um sentido qualitativo, enquanto os coeficientes dão o sentido quantitativo das equações químicas.

Para que uma equação química fique balanceada, devemos atentar para a Lei da Conservação de Massa de Lavoisier. Para entender melhor esse conceito, vejamos o exemplo abaixo:

Al + O2 → Al2O3

Para balancear a equação química acima, primeiramente devemos escolher o elemento que surge somente uma vez na primeira e na segunda parte da equação, sendo que nesse caso é igual para o Alumínio (Al) e o Oxigênio (O). Observado isso, devemos escolher o elemento com índices maiores, nesse caso, o oxigênio (O), com 2 (no primeiro membro) e 3 (no segundo membro). Por conseguinte, devemos transpor os índices do primeiro e do segundo membro, usando-os como coeficientes. Logo, para que a equação acima fique balanceada

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https://www.todamateria.com.br/lei-de-lavoisier/

https://www.todamateria.com.br/lei-de-lavoisier/

devemos acrescentar os coeficientes 4 (2.2=4) e 2 na frente do elemento alumínio (Al) no primeiro e no segundo membro respectivamente, e ainda, o 3 no oxigênio (O) do primeiro membro. Assim, o número de total de átomos de cada elemento da reação química fica balanceado no 1° e 2° membro da equação:

4Al + 3O2 → 2Al2O3

CAPÍTULO 3 - MODELOS ATÔMICOS

A ideia de que a matéria é formada de partículas indivisíveis é muito antiga. Leucipo e Demócrito ( filósofos gregos de 400 a.c. ) deram o nome de átomo a essas partículas, que traduzida do grego significa“não divisão”. No entanto, é importante notar que essa ideia não tinha base em um trabalho experimental e, sim em deduções filosóficas, fruto de um raciocínio abstrato. Os modelos são os aspectos estruturais dos átomos que foram apresentados por cientistas na tentativa de compreender melhor o átomo e a sua composição.

3.1. - ÁTOMO DE DALTON Para Dalton, o átomo era uma esfera maciça e homogênea, indivisível e indestrutível. Por causa dessas características esse modelo acabou por ser apelidado de “bola de bilhar”.

Imagem 1: Bola de bilhar

Além disso, esse modelo possui alguns princípios:

1. Todas as substâncias são formadas de pequenas partículas chamadas átomos; 2. Os átomos de diferentes elementos têm diferentes propriedades, mas todos os átomo

do mesmo elemento são exatamente iguais; 3. Os átomos não se alteram quando formam componentes químicos; 4. Os átomos são permanentes e indivisíveis, não podendo ser criados nem destruídos; 5. As reações químicos correspondem a uma reorganização de átomos;

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Imagem 2: John Dalton

3.2. - ÁTOMO DE THOMSON Em 1905, J.J.Thomson fez um experimento que acabou por descobrir uma partícula muito

menor que o átomo, tanto em massa quanto em tamanho, o elétron, com carga negativa. Com essa nova descoberta, foi visto que a formulação de um novo modelo era necessário. Para Thomson, o átomo era uma esfera, não maciça, divisível e neutra. Esse modelo ficou conhecido como “pudim de passas”, uma vez que a os elétrons seriam “bolinhas” que estão incrustados em uma massa positiva ( para a esfera ser neutra deveria haver uma parte positiva para servir de oposição aos elétrons ).

Imagem 3: Pudim de passas

3.3. - ÁTOMO DE RUTHERFORD-BOHR

Em 1908, a partir de experiências envolvendo radioatividade, Ernest Rutherford descobriu a existência de mais uma partículas, o próton, com carga positiva. Por meio dessa descoberta, esse cientista propôs um novo modelo, onde o átomo seria dividido em duas regiões, a eletrosfera, constituída de elétrons, e o núcleo, constituída de prótons e nêutrons ( partículas

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com carga neutra que Rutherford supôs que existissem, descobertas mais tarde em 1932). O núcleo tem um raio de 10 000 a 100 000 vezes menor que o átomo e concentra praticamente toda a massa do átomo. Segundo o modelo, os elétrons ficariam girando na eletrosfera aleatoriamente ao redor do núcleo.

Imagem 4: Modelo de Rutherford

No entanto, o elétron possui carga negativa, portanto, se ele girasse ao redor do núcleo, que é positivo, ele iria perder energia em forma de radiação, com isso, suas órbitas iriam diminuir até uma hora que os elétrons iriam acabar colidindo no núcleo. Por isso, em 1913, Niels Bohr visou melhorar o modelo de Rutherford, corrigindo as falhas dele. Ele propôs que os elétrons se moveriam em órbitas circulares com energia bem definida e constante( níveis de energia), sendo que o elétron mais perto do núcleo teria a menor energia. Além disso, ele sugeriu que quando o elétron absorve uma certa quantidade de energia ele chega em um estado excitado, que é instável e, ao voltar ao seu estado original ( ou fundamental) ele libera a energia que havia recebido em forma de onda eletromagnética.

Imagem 5: Modelo de Bohr( também conhecido por modelo planetário)

CAPÍTULO 4 - ÁTOMOS

Como apresentado anteriormente, átomos surgiram a partir da ideia de que a matéria é composta de partículas indivisíveis. Além disso, ao longo dos séculos, foram criados modelos

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que representavam as variadas concepções de átomo em diferentes épocas, como foi visto no capítulo anterior. A partir deles, por exemplo, consentiu-se que a unidade atômica era, na verdade, divisível, possuindo outras partículas em sua estrutura.

Neste capítulo, estudaremos a estrutura do átomo segundo a visão de cientistas atualmente. O átomo possui em sua estrutura duas regiões principais: o núcleo e a eletrosfera.

4.1 - O NÚCLEO ATÔMICO O núcleo do átomo é onde está concentrada sua massa. Nessa região, existem prótons e nêutrons, - partículas subatômicas de cargas positiva e neutra, respectivamente - o que a torna positivamente carregada.

Imagem 1: Representação gráfica do núcleo de um átomo

4.2 - A ELETROSFERA

A eletrosfera é onde se localizam os elétrons - partículas subatômicas de carga

negativa e massa desprezível. Os mesmos são dispostos em camadas (indicadas por letras maiúsculas: K, L, M, etc.), também chamadas de níveis (indicados por números: 1, 2, 3, etc.).Essas camadas, por sua vez, são divididas em subcamadas ou subníveis (indicados por letras minúsculas: s, p, d, f, etc.); dentro de cada um desses subníveis, cabe um número determinado de elétrons, como representado pela figura abaixo:

Imagem 2: tabela de subníveis e suas respectivas capacidades de elétrons

Os elétrons distribuem-se na eletrosfera segundo uma ordem crescente de energia. O diagrama abaixo indica essa distribuição energética por níveis e subníveis:

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Imagem 3: Diagrama de distribuição eletrônica

Observações:

1. A ordem crescente de energia seguida pelos elétrons é indicada no diagrama pelas setas. Logo, a distribuição eletrônica começa pelo subnível s do nível de energia 1 (1s) e, dependendo do número de elétrons, pode chegar até o subnível p do nível de energia 7 (7p).

2. No uso do diagrama, quando se lê, por exemplo, 3d8, entende-se que, no subnível d do nível de energia 3, existem 8 elétrons.

4.3 - REPRESENTAÇÃO DO ÁTOMO Quando escrito, o átomo geralmente é representado pelo símbolo de seu elemento na tabela periódica. Além disso, são indicados, mais comumente ao lado esquerdo do símbolo, o número atômico (Z) - número de prótons presentes no núcleo - e o número de massa (A) - soma dos números de prótons e nêutrons presentes no núcleo. Em geral, o primeiro índice é posicionado no canto inferior, e o segundo, no canto superior.

Z = 7 A = 14

Imagem 4: Representação de um átomo de nitrogênio

4.4 - ISÓTOPOS, ISÓBAROS E ISÓTONOS Nem todos os átomos existentes são iguais entre si, podendo diferenciar-se por

possuírem diferentes números de certas partículas subatômicas. Dependendo de quais são as diferenças e semelhanças entre dois átomos, eles podem ser classificados como isótopos, isóbaros ou isótonos.

Os isótopos são dois átomos do mesmo elemento, ou seja, possuem o mesmo número atômico (de prótons), mas diferentes números de massa (prótons + nêutrons).

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Os isóbaros são dois átomos com mesmo número de massa, mas diferentes números atômicos, isto é, de diferentes elementos

Os isótonos são dois átomos com mesmo número de nêutrons, mas diferentes números atômicos, e, portanto, diferentes números de massa.

CAPÍTULO 5 - MOLÉCULAS

Molécula é um grupo de átomos, iguais ou diferentes, que se mantêm unidos e que não podem ser separados sem afetar ou destruir as propriedades das substâncias. Essa união acontece por meio de ligações covalentes, também chamadas de ligações moleculares ( essa ligação será melhor abordada no capítulo 6 ), que deixam os dois átomos envolvidos mais estáveis em relação à forma inicial.

Os átomos raramente aparecem sozinhos na natureza, devido ao fato de que para estarem isolados eles teriam de ter a mesma configuração eletrônica de um gás nobre ( He, Ne, Ar, Kr,Xe e Rn ). Os gases nobres possuem essa estabilidade por possuírem a última camada da eletrosfera completa.

5.1.REPRESENTAÇÃO DAS MOLÉCULAS

A molécula da água é representada por H2O. Esse número abaixo do H representa o índice de atomicidade do hidrogênio, ou seja, a quantidade de átomos de hidrogênio na molécula. Quando o índice de atomicidade é 1 nós podemos apenas deixar em branco, como está representado no O. Na imagem acima, o índice pode ser conferido, uma vez que as bolinhas brancas representam átomos de hidrogênio e a bolinha vermelha representa um átomo de oxigênio.

CAPÍTULO 6 - TABELA PERIÓDICA

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6.1. - A MODERNA CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA A classificação do final do século XIX, de Mendeleev, dispunha os elementos químicos

em ordem crescente de massas atômicas. No início do século XX, percebeu-se que a ordenação certa é pelos números atômicos, uma vez que dessa forma nota-se muitas propriedades variando periodicamente, ou seja, se repetindo.

Imagem 1: Tabela Periódica

6.1.1 - ELEMENTOS REPRESENTATIVOS

Os elementos representativos são aqueles que apresentam átomos com elétrons mais energéticos em subcamadas s ou p. São oito grupos:

NOTAÇÃO HISTÓRICA NOME DA FAMÍLIA

1A METAIS ALCALINOS

2A METAIS ALCALINOTERROSOS

3A GRUPO DO BORO

4A GRUPO DO CARBONO

5A GRUPO DO NITROGÊNIO

6A GRUPO DO OXIGÊNIO ( CALCOGÊNIOS )

7A HALOGÊNIOS

8A GASES NOBRES( INERTES )

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6.1.2 - ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO

Os elementos de transição apresentam átomos com elétrons mais energéticos em subcamadas d ou f.

NOTAÇÃO HISTÓRICA NOME DA FAMÍLIA

1B GRUPO DO COBRE

2B GRUPO DO ZINCO

3B GRUPO DO ESCÂNDIO

4B GRUPO DO TITÂNIO

5B GRUPO DO VANÁDIO

6B GRUPO DO CROMO

7B GRUPO DO MANGANÊS

8B GRUPO DO FERRO-COBALTO-NÍQUEL

6.1.3. - LOCALIZAÇÃO NA TABELA PERIÓDICA

Localizar um elemento na Tabela Periódica é reconhecer o grupo ( coordenada vertical ) e o período ( coordenada horizontal ) em que esse elemento se encontra. Isso é possível a partir da distribuição eletrônica do elemento químico.

1.RECONHECIMENTO DO PERÍODO ( LINHA ): a classificação períodica apresenta sete sequências horizontais ( períodos ).

Cada uma desses períodos representa quantas camadas o átomo possui. Por exemplo, o

oxigênio possui 2 camadas em sua configuração eletrônica, por isso ele está localizado no segundo período.

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2.RECONHECIMENTO DO GRUPO ( COLUNA ): para os elementos representativos, o número do grupo ao número de elétrons da última camada. Não iremos tratar dos elementos de transição nesse caso.

Exemplos:

12Mg - 1s2 2s2 2p6 3s2 como possui 2 elétrons na última camada ele está localizado no segundo grupo ( metais alcalinoterroso ).

13Al - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 como possui 3 elétrons na última camada ele está localizado no terceiro grupo ( grupo do boro ).

2He - 1s2 por possuir 2 elétrons na última camada ele deveria estar no segundo grupo, porém, ele é uma exceção à essa regrinha e está localizado no oitavo grupo, já que possui o última camada completa.

6.2. - PROPRIEDADES PERIÓDICAS São aquelas que assumem valores semelhantes para intervalos mais ou menos regulares à

medida que o número atômico aumenta, ou seja, repetem-se periodicamente.

6.2.1. - RAIO ATÔMICO

É uma maneira de avaliarmos as dimensões individuais de um átomo. É medido em angstrom( 1 angstrom = 10-8 cm ).

Imagem 1: variação do raio atômico ( aumenta em direção à esquerda e para baixo)

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6.2.2. - ENERGIA OU POTENCIAL DE IONIZAÇÃO

A primeira energia de ionização de um átomo é a energia necessária para remover um elétron do átomo, no estado gasoso, formando um cátion (íon de carga positiva ). A segunda energia de ionização é a energia para remover o segundo elétron de um átomo, e assim sucessivamente.

Imagem 2: variação da energia de ionização ( aumenta em direção à direita e para cima )

6.2.3. - ELETRONEGATIVIDADE

É a tendência que os átomos possuem de atraírem elétrons para perto de si. Os gases nobres (8A) não apresentam eletronegatividade.

Imagem 3: variação da eletronegatividade ( aumenta em direção à direita e para cima)

6.3. - METAIS, AMETAIS E SEMIMETAIS Os metais exibem propriedades características: apresentam brilho, conduzem calor e

eletricidade, são maleáveis e dúcteis, frequentemente são muitos densos, possuem altos pontos de fusão e ebulição e são eletropositivos. Os ametais apresentam propriedades opostas às dos metais: não são maleáveis nem dúcteis, não conduzem calor e eletricidade. Já os semimetais exibem propriedades intermediárias entre as de metais e ametais.

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CAPÍTULO 7 - LIGAÇÕES QUÍMICAS

Na natureza, apenas os gases nobres apresentam átomos isolados estáveis, ou seja, não ligados a outros átomos. Os gases nobres apresentam uma semelhança em suas distribuições eletrônicas que está relacionada com sua estabilidade. Gilbert Newton Lewis afirmou, em 1916, que quando um átomo possui uma eletrosfera igual à de um gás nobre, será tão estável quanto o próprio átomo do gás nobre. Esse raciocínio ficou conhecido como a teoria do octeto de Lewis:

● As ligações entre os átomos envolvem elétrons; ● As ligações são processos de estabilização dos átomos; ● Os átomos tendem a ganhar, perder ou compartilhar elétrons até conseguir uma

configuração eletrônica igual à de um gás nobre; ● OBS :: os metais de transição não obedecem a regra do octeto;

7.1. - FORMAÇÃO DE ÍONS ESTÁVEIS Os íons estáveis são aqueles que apresentam eletrosferas iguais às dos gases nobres. Por exemplo:

11Na0 - 1s2 2s2 2p6 3s1 11Na1+ - 1s2 2s2 2p6

Com a remoção de um elétron para a formação do cátion Na+, há a estabilização, uma vez que a eletrosfera do íon está idêntica a eletrosfera do Neônio. 17Cl0 - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 17Cl1- - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Com a adição de um elétron para a formação do ânion Cl- , há a estabilização, uma vez que a eletrosfera do íon está idêntica a eletrosfera do Argônio.

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Os átomos dos elementos químicos metálicos são eletropositivos, ou seja, possuem uma

tendência a perder elétrons e formar cátions. Enquanto que, os átomos dos elementos ametálicos são eletronegativos, isto é, possuem uma tendência a ganhar elétrons e formar ânions.

Imagem 1: tendência de perda ou ganha de elétrons ( elementos representativos )

7.2. - LIGAÇÃO IÔNICA A ligação iônica consiste na atração elétrica derivada da existência das cargas elétricas dos

cátion ( + ) e dos ânions ( - ). Ela ocorre entre um átomo metálico ( M ) e um átomo ametálico ( A ). Exemplos:

● Na ( 1A ) e Cl ( 7A ) : inicialmente os dois estão neutros e, então, há a transferência de um elétron do Na para o Cl, para a formação do cátion Na+ e do ânion Cl-. A partir disso, há a atração elétrica dos íons e a formação do composto iônico NaCl.

Na + Cl ______> [Na]+ [Cl]- _______> NaCl

● Ca ( 2A ) e Br ( 7A ) : inicialmente os dois estão neutros e, então, há a transferência de dois elétrons do Ca para dois átomos de Br, para a formação do cátion Ca2+ e dois ânions de Br-. A partir disso, há a atração elétrica dos íons e a formação do composto iônico CaBr2.

Ca + 2Br _______> [Ca]2+ [Br]21- _________> CaBr2

O número de elétrons perdidos pelos átomos metálicos sempre é igual ao número de elétrons recebidos pelos átomos ametálicos, de modo que a soma das dos íons sempre será igual a zero.

7.2.1. - PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS IÔNICOS

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● Todas as substâncias iônicas são sólidas em condições do nosso ambiente; ● Os sólidos iônicos são cristalinos, isto é, os íons ordenam-se simetricamente no

espaço; ● Os cristais iônicos apresentam altos elevados pontos de fusão e de ebulição; ● As substâncias iônicas são condutoras de corrente elétrica somente quando estão

fundidas ( estado líquido ) a alta temperatura ou quando dissolvidas em água. O sólido iônico não é um condutor de eletricidade; 7.3. - LIGAÇÃO COVALENTE OU MOLECULAR

Segundo a regra do octeto, todo átomo tenderá a ter 8 elétrons na última camada da eletrosfera, ou seja, obter uma configuração eletrônica igual à dos gases nobres. Isso é conseguido na ligação iônica por meio de uma transferência de elétrons; os átomos, nesse caso, apresentam uma grande diferença de eletronegatividade. Agora vamos imaginar uma situação na qual temos átomos instáveis com mesma eletronegatividade.

Os átomos de cloro ligam-se por meio de compartilhamento de um par de elétrons. Esses elétrons “circulam” ao redor de ambos os núcleos dos átomos, completando, dessa maneira, o octeto dos dois átomos.

Imagem 2 : Formação da molécula Cl2

Para representarmos graficamente moléculas, usaremos diversas fórmulas.

Imagem 3 : diferentes tipos de representação

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A ligação covalente geralmente ocorre entre átomos dos elementos químicos ametálicos.

7.3.1. - LIGAÇÃO COVALENTE DATIVA

É a ligação que se estabelece entre átomos através de um par de elétrons. Nesse caso, os dois elétrons são provenientes de um só dos dois átomos participantes da ligação. O átomo que fornece o par dativo ou coordenado está geralmente com seu octeto já completo, enquanto o que recebe tende a completá-lo. Exemplo: o íon hidroxônio H3O+.

Imagem 4 : ligação dativa ou coordenada

A ligação covalente dativa difere da covalente “normal” apenas quanto à origem do par eletrônico compartilhado. OBS :: ( __> ) ligação dativa ou coordenada.

Imagem 5 : ligações covalentes possíveis

CAPÍTULO 8 - FUNÇÕES INORGÂNICAS

Função química é um conjunto de substâncias químicas com propriedades semelhantes, consequentemente, desempenham o mesmo “papel” ou função nas reações químicas. As principais funções químicas inorgânicas são Hidreto, Ácido, Sal, Óxido e Base.

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8.1. - CLASSIFICAÇÃO

Hidreto é um composto binário ( formado por dois elementos químicos ) com hidrogênio. Exemplos: NaH(s) - hidreto de sódio HCl(g) - cloreto de hidrogênio Óxido é um composto binário com oxigênio. Exemplos: CaO(s) - óxido de cálcio CO2 - dióxido de carbono Para conceituarmos as demais funções inorgânicas é necessário o conceito de eletrólitos.

8.1.1. - ELETRÓLITOS

Quando dissolvemos um composto iônico ( M+A- ) em água, os íons já existentes são separados ( dissociados ) pela água, esse processo é chamado de dissociação. M+ A-(s)

_______> M+ (aq) + A-(aq)

NaCl(s) _______> Na+(aq) + Cl-(aq)

Certas substâncias moleculares (AA’), como o HCl(s), quando são dissolvidas em água, têm alguma ( ou todas ) as moléculas divididas em íons, esse processo é chamado de ionização. HCl(s)

_______> H+(aq) + Cl-(aq)

Eletrólitos são substâncias que, ao serem dissolvidas em água, liberam íons, por

dissociação ou ionização, tornando a solução aquosa condutora elétrica. Existem três tipos de eletrólitos : os ácidos, as bases e os sais.

Ácido é uma substância química, geralmente iônica, que quando dissolvida em água, libera um único tipo de íon positivo, o H+(aq).

HCl(s)

_______> H+(aq) + Cl-(aq)

H2SO4 (g) _______> 2H+(aq) + SO42-(aq)

Base é uma substância química, geralmente iônica, que, quando dissolvida em água, libera

um único tipo de íon negativo, o OH-(aq).

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NaOH(s) ________> Na+(aq) + OH-(aq)

Ca(OH)2 (s) ________> Ca2+(aq) + 2OH-(aq)

Sal é uma substância iônica que , quando dissolvida em água, libera pelo menos um íon positivo diferente de H+(aq) e pelo menos um íon negativo diferente de OH-(aq)

NaSO4 (s) ________> 2 Na+(aq) + SO42-(aq)

NaHSO4 (s) ________> Na+(aq) + H+(aq) + SO42-(aq)

Ca(OH)Cl (s) ________> Ca2+(aq) + OH-(aq) + Cl-(aq)

CAPÍTULO 9 - NOMENCLATURA DE INORGÂNICOS

9.1. - COMPOSTOS BINÁRIOS CONTENDO UM METAL E UM AMETAL Esses compostos são constituídos de espécies carregadas eletricamente. Essas partículas

são denominadas íons, e os compostos, iônicos. A nomenclatura é dada por:

( NOME DO ÂNION + ETO ) de ( NOME DO CÁTION ) CaCl2 - cloreto de cálcio NaF - fluoreto de sódio K2S - sulfeto de potássio ( sulfur é o nome em latim de enxofre ) CaO - óxido de cálcio ( para o ânion Ca2+ usamos óxido ) LiH - hidreto de lítio ( para o ânion H-1 usamos hidreto ) Fe2O3 - óxido de ferro (III) FeO - óxido de ferro (II) (quando o cátion possui mais de uma carga é preciso indicar de qual carga estamos falando )

9.2. - COMPOSTOS BINÁRIOS CONTENDO AMETAIS Essas substâncias são constituídas de unidades neutras denominadas moléculas. Os nomes dos compostos moleculares binários são semelhantes aos dos iônicos.

9.2.1. - COMPOSTOS SEM HIDROGÊNIO

É frequente o fato de um único par de elementos ametálicos formar muitos compostos diferentes. Nesses casos é necessário o uso de prefixos gregos para indicar o número de átomos de cada um dos elementos na molécula. 1 átomo - Mono 2 átomos - Di

3 átomos - Tri 4 átomos - Tetra

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5 átomos - Penta 6 átomos - Hexa O prefixo mono pode ser obtido do primeiro elemento da fórmula. CO - monóxido de carbono CO2 - dióxido de carbono SO2 - dióxido de enxofre SO3 - trióxido de enxofre PCl3 - tricloreto de fósforo

9.2.2. - COMPOSTOS COM HIDROGÊNIO E OUTRO AMETAL

Geralmente, o par de elementos forma um único composto conhecido: HCl(g) - cloreto de hidrogênio HF(g) - fluoreto de hidrogênio H2S(g) - sulfeto d e hidrogênio

9.3. - ÁCIDOS

9.3.1. - HIDRÁCIDOS

São ácidos binários que não possuem oxigênio em sua composição. Quando puras, recebem nomes conforme as regras já vistas para compostos binários e, quando estão em solução aquosa, ganham outros nomes com sufixo -ídrico : HF(aq) - ácido fluorídrico HCl(aq) - ácido clorídrico H2S(aq) - ácido sulfídrico HCN(aq) - ácido cianídrico ( CN- - cianeto )

9.3.2. - OXIÁCIDOS

São ácidos ternário que possuem oxigênio, hidrogênio e um terceiro elemento colocado em posição central na fórmula. Para cada elemento central existe um ácido cujo nome termina em -ico. H3BO3 - ácido bórico H2CO3 - ácido carbônico

HNO3 - ácido nítrico

H3PO4 - ácido fosfórico

H2SO4 - ácido sulfúrico

HClO3 - ácido clórico

HIO3 - ácido iódico

HBrO3 - ácido brômico

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● A adição de um átomo de O ao ácido -ico dá origem ao ácido per...ico:

HClO4 - ácido perclórico ● A remoção de um átomo de O do ácido -ico origina o ácido ...oso:

HNO2 - ácido nitroso

● A remoção de dois átomos de O do ácido -ico dá origem ao ácido hipo...oso: HBrO3 - ácido hipobromoso

9.3.3. - ÂNIONS DERIVADOS DOS OXIÁCIDOS (OXIÂNIONS)

Os ácidos, quando liberam H+ na água, também formam ânions. Os nomes desses íons negativos e as suas cargas são indispensáveis para a formulação e nomenclatura dos sais oxigenados.

● Quando todos os íons H+ são removidos da fórmula de um ácido terminado em -ico, o ânion tem nome terminado em -ato: (CO3)2- - carbonato (NO3)- - nitrato

● Quando todos os íons H+ são removidos da fórmula de um ácido terminado em -oso, o ânion tem nome terminado em -ito: (ClO2)- - clorito (SO3)2- - sulfito

9.4. - OXISSAIS São sais formados por cátions e oxiânions. A nomenclatura desses compostos segue uma

regra válida para qualquer composto iônico: neles, o nome do ânion vem antes do nome do cátion. Em geral, sua forma básica é:

( NOME DO OXIÂNION) de ( NOME DO CÁTION ) CaCO3 - carbonato de cálcio KNO3 - nitrato de potássio

NaClO - hipoclorito de sódio AlSO4 - sulfato de alumínio

9.5. - BASES São compostos que, quando dissolvidos em água, dissociam-se, liberando OH- (ânion

hidróxido) e um cátion. A nomenclatura desses compostos segue a seguinte estrutura:

HIDRÓXIDO de ( NOME DO CÁTION ) NaOH - hidróxido de sódio

Ca(OH)2 - hidróxido de cálcio KOH - hidróxido de potássio

Mg(OH)2 - hidróxido de magnésio

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CAPÍTULO 10 - REAÇÕES INORGÂNICAS

Os produtos de muitas reações podem previstos, porque algumas reações conhecidas podem

ser classificadas em certos padrões. Quando certos reagentes semelhantes são colocados para reagir, os produtos das várias reações também devem ser semelhantes. Então com uma boa aproximação, podemos prever os produtos de muitas reações. Podemos classificar as reações químicas em quatro grandes grupos: Combinação, Decomposição, Substituição e Dupla Troca.

10.1. - COMBINAÇÃO OU SÍNTESE Nessa reação, duas ou mais substâncias simples ou compostas reagem para originar uma única substância química. Casos:

Metal + Ametal _____> Composto iônico ( Sal ou Óxido ) 2Na(s) + Cl2 (g) _______> 2NaCl(s)

Ametal + Ametal _____> Composto Moleculares

C(s) + O2 (g) _______> CO2 (g) (a previsão teórica dos produtos de muitas destas reações não é possível, pois os

elementos ametálicos podem constituir vários compostos binários)

Óxido Ametálico + Água _____> Oxiácidos SO2 (g) + H2O(l) _______> H2SO3 (aq)

Óxido Metálico + Água _____> Hidróxido do Metal ( Base )

Na2O(s) + H2O (l) _______> NaOH (aq)

10.2. - DECOMPOSIÇÃO OU ANÁLISE Na reação de decomposição, uma única substância se quebra, produzindo duas ou mais

substâncias simples ou compostas. Embora algumas substâncias se decomponham espontaneamente a temperatura ambiente, muitas reações de decomposição necessitam de energia, como calor e energia elétrica.

2H2O(l) _______> 2H2 (g) + O2 (g) acontece sob corrente elétrica 2AgBr(s) _______> 2Ag(s) + Br2 (g) acontece sob luz

Quando a decomposição acontece em compostos ternários, os produtos normalmente não

podem ser previstos, mas há algumas reações são tão importantes, que justificam a memorização

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CaCO3 (s) _______> CaO ( s) + CO2 (g) acontece sob aquecimento Cal virgem

10.3. - SUBSTITUIÇÃO OU SIMPLES TROCA Esse tipo de reação geralmente ocorrem em solução aquosa. Aqui, um elemento desloca

outro de um componente e toma seu lugar. Para que um elemento desloque outro espontaneamente, ele deve ser mais reativo que o elemento deslocado. Existe uma tabela onde os elementos são colocados em ordem de sua reatividade, chamada de série de reatividade.

Metal ( mais reativo ) + Composto ______> Metal ( menos reativo ) + Novo Composto

Zn(s) + CuSO4 (aq) ______> Cu(s) + ZnSO4 (aq) Ag(s) + Al(NO3)3 (aq) ______> não ocorre reação

10.4. - DUPLA TROCA OU METÁTESE As reações de dupla troca podem representadas, de modo geral, por:

Na realidade o que ocorre é uma recombinação entre os íons liberados na água pelas

substâncias reagentes. Para uma reação de metátese ocorrer, pelo menos um dos produtos deve ser:

● Insolúvel em água ( precipitados ) :

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● Gasoso ( uma substância que passa facilmente para o estado gasoso é denominada volátil ) : Ácidos : HF, HCl, H2S, HCN Base : NH3

● Molecular : o único caso importante é a água ( H2O )

HCl(aq) + NaOH(aq) _____> NaCl(aq) + H2O(l)

● Instável :

H2CO3 (aq) _____> H2O(l) + CO2 (g) NH4OH(aq) _____> NH3 (aq) + H2O(l)

CAPÍTULO 11 - INTRODUÇÃO À ORGÂNICA

A Química Orgânica é o ramo da Química que se dedica ao estudo dos compostos derivados do carbono. Átomos organógenos ( organo = orgânico; geno = origem ) são os que constituem os compostos orgânicos. Desde o início do século XX está estabelecida uma relação entre os elétrons da camada de valência ( última camada ) e as ligações químicas que o átomo executa.

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Imagem 1 : principais elementos organógenos e ligações

As moléculas são representadas por modelos e fórmulas estruturais.

Imagem 2 : diferentes tipos de representar compostos orgânicos

À medida que as moléculas tornam-se maiores e mais complexas, aparece a necessidade de usarmos fórmulas mais fáceis de escrever, desenhar e digitar: as fórmulas estruturais simplificadas.

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Imagem 3 : fórmula de traços ou “bastonete”

11.1. - CLASSIFICAÇÃO DAS CADEIAS CARBÔNICAS

11.1.1. - DE ACORDO COM A SATURAÇÃO

● Cadeia Saturada : é aquela que só apresenta ligações simples entre os átomos de carbono.

● Cadeia Insaturada : é aquela que apresenta pelo menos uma dupla e/ou pelo menos uma tripla ligação entre dois átomos de carbono.

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11.1.2. - DE ACORDO COM A DISPOSIÇÃO DOS ÁTOMOS

Em uma cadeia carbônica, o átomo pode ser classificado como: primário ( se liga diretamente a apenas um outro átomo de carbono ), secundário ( se liga diretamente a dois ou outros átomos de carbono ). terciário ( se liga diretamente a três outros átomos de carbono ), quaternário ( se liga diretamente a quatro outros átomos de carbono ).

● Cadeia Reta ou Normal : é aquela formada apenas por carbonos primários e/ou secundários

● Cadeia Ramificada : é uma cadeia que apresenta em sua composição pelo menos um carbono terciário ou quaternário.

11.1.3. - DE ACORDO COM A COMPOSIÇÃO ● Cadeia Homogênea: é aquela cuja sequência de átomos de carbono não é interrompida

por átomos de outros elementos químicos. ● Cadeia Heterogênea: é toda cadeia que apresenta pelo menos um átomo diferente do

elemento carbono dentro da cadeia, interrompendo, dessa forma, a sequência dos átomos de carbono. Esse átomo diferente é denominado heteroátomo.

11.1.4. - DE ACORDO COM A SUA FORMA

● Cadeia Aberta ou Acíclica: é aquela que não apresenta ciclos. ● Cadeia Fechada ou Cíclica: é aquela que apresenta ciclos.

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11.1.5. - CADEIAS CARBÔNICAS AROMÁTICAS

Trata-se de um caso especial de uma cadeia fechada. O nome vem do fato de que alguns compostos dessa categoria encontrados em vegetais, como o cravo e a canela, tinham odor agradável.

A cadeia aromática apresenta três ligações duplas intercaladas por três ligações simples entre os seis de carbono. Os três pares de elétrons dessas ligações são simultaneamente compartilhados pelos seis átomos de carbono. Esse fenômeno é denominado de ressonância eletrônica.

CAPÍTULO 12 - NOMENCLATURA DE ORGÂNICOS

12.1. - FUNÇÕES ORGÂNICAS

FUNÇÃO GRUPO FUNCIONAL

Hidrocarboneto Só contém Hidrogênio e Carbono em sua estrutura.

Álcool Possuem o grupo hidroxila ( ‒OH )

Fenol Possuem o grupo hidroxila ligada a um anel aromático

Aldeído Possuem o grupo carbonila ( C=O ) na extremidade da cadeia

Cetona Possuem o grupo carbonila ( C=O ) no meio da cadeia

Ácido Carboxílico Possuem o grupo carboxila ( carbonila + hidroxila ) na extremidade da cadeia

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Éter São compostos que possuem um átomo de oxigênio entre dois átomos de carbono ( ‒O‒ )

Éster Possui o grupo funcional:

Amida São bases orgânicas que possuem o grupo funcional amina ( ‒NH2 ou ‒NH‒ ou ‒N)

Amina Possui o grupo funcional amida:

Haleto Orgânico Possui um halogênio em sua estrutura

Sal de Ácido Carboxílico Possuem o grupo funcional:

12.2. - NOMENCLATURA

A nomenclatura de compostos orgânicos é dada por meio de:

PREFIXO + INFIXO + SUFIXO Nº de Carbonos Tipo de ligação Função Orgânica

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Prefixo Infixo Sufixo

N° de Carbonos Saturação da Cadeia Função Orgânica

1C MET Saturadas AN Hidrocarboneto O

2C ET Álcool OL

3C PROP Insaturadas Fenol FENOL OU HIDRÓXI… ...BENZENO

4C BUT Aldeído AL

5C PENT 1 dupla EN Cetona ONA

6C HEX 2 duplas DIEN Ácido Carboxílico

ÁCIDO… ...OICO

7C HEPT 3 duplas TRIEN Éter (MENOR CADEIA)OXI +

(MAIOR CADEIA)ANO

8C OCT 1 tripla IN Éster OATO DE RAMIFICAÇÃO

9C NON 2 triplas DIIN Amida AMIDA

10C DEC 3 triplas TRIIN Amina AMINA

11C UNDEC Haleto Orgânico NOME DO HALETO…

Sal de Ácido Carboxílico

ATO DE NOME DO METAL

Além dessas partes, muitas vezes temos que indicar a ramificação, a posição de alguma coisa ( ramificação, insaturação, função, etc) e se é uma cadeia fechada. Para representar que a cadeia é fechada, utilizamos o prefixo CICLO.

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12.2.1. - RADICAIS ORGÂNICOS

O termo radical foi usado por químicos de modo semelhante ao utilizado por professores de línguas: radical linguístico = “parte da palavra” ; radical orgânico = “parte da molécula ou fórmula”. Esses grupos orgânicos possuem nomes indispensáveis para a nomenclatura dos compostos ramificados. Metil: Ramificação com 1 carbono. H3C ─ R Etil: Ramificação com 2 carbonos. H3C ─ CH2 ─ R Propil: Ramificação com 3 carbonos. H3C ─ CH2 ─ CH2 ─ R Butil: Ramificação com 4 carbonos. H3C ─ CH2 ─ CH2 ─ CH2 ─ R

12.2.2. - POSIÇÃO

Uma das coisas mais importantes na nomenclatura de um composto orgânico é a indicação da posição das ramificações, insaturações, funções, etc. Uma simples mudança na localização do grupo causa a criação de um isomêro ( um composto que possui a mesma fórmula molecular, mas com uma fórmula estrutural diferente ), um composto com propriedades totalmente diferentes.

Insaturação: uma das coisas mais importantes ao explicitar a posição, é dar numeração aos carbonos da cadeia, que consiste em numerar os carbonos partindo da ponta da cadeia mais próxima à insaturação.

But-1-eno ou 1-Buteno

Ramificação: nesse caso, além da numeração ( partindo da ponta da cadeia mais próxima da ramificação ) é preciso identificar qual é a cadeia principal, que é a maior cadeia com as ramificações mais simples.

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2-metilpentano

Insaturação e ramificação: para dar nome a esse tipo de composto, é preciso identificar a

cadeia principal ( que nesse caso será a maior cadeia com os carbonos das insaturações ) e numerar os carbonos ( a partir da extremidade da cadeia principal mais próxima da insaturação ) .

4-metil-3-etil-hex-1-ino

Função: a função tem prioridade sob insaturação e ramificação, então, quando estamos

identificando a cadeia principal devemos pegar a maior cadeia com os carbonos da função e, quando estamos enumerando os carbonos da cadeia devemos começar com o carbono da extremidade mais próxima da função.

2-butanol

CAPÍTULO 13 - REAÇÕES ORGÂNICAS

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APOSTILA DE CONTEÚDO E EXERCÍCIOS QUÍMICA

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