Modelo Atomico e Composição da Matéria

Química Prof. Luís Eduardo Terra

1

MODELO ATÔMICO E COMPOSIÇÃO DA MATÉRIA

- Filósofos Hindus e Gregos

Pensavam que a matéria era constituída de muitas pequenas partículas.

- Leucipo e Demócrito

Todas as substâncias seriam formadas por um número infinito de partículas fundamentais, que seriam indestrutíveis, se diferenciavam pela forma geométrica e densidade e seriam animadas por movimentos incessantes.

Aristóteles e Platão combateram esta idéia, ficando a teoria atômica ignorada até cerca de 1600d.C.

- W. Nicholson e A. Carlisle (1800) – ingleses

Demonstraram com a eletrólise, que matéria e energia estavam relacionadas.

* Eletrólise compreende o uso de uma corrente elétrica para produzir reações.

- Crookes (1870)

Elaborou o tubo de Crookes, em que a cor da luz emitida dependeria da natureza do gás, da pressão interna e da tensão utilizada.

Exemplos: Lâmpadas fluorescentes e letreiros luminosos (ar-violeta, Ne-azul, Ar-avermelhado)

Conclusões do experimento (propriedades dos raios catódicos):

1- Propagam-se em linha reta;

2- Possuem energia (velaram uma chapa fotográfica);

3- São partículas materiais (giraram o molinete);

4- Carga elétrica negativa (desviam quando submetidas a campos elétricos e magnéticos);

5- Pequeno poder de penetração (não atravessa uma fina lâmina metálica);

Foram chamadas de ELÉTRONS as partículas formadoras dos raios catódicos.

- John Dalton (1883) – inglês

Proposições:

1- Toda matéria é composta de partículas fundamentais (átomos);

2- Átomos são permanentes e indivisíveis, não podem ser criados nem destruídos;

3- Átomos de mesmo elemento são idênticos em todas as suas propriedades e de elementos diferentes possuem propriedades diferentes;

4- Uma alteração química consiste em uma combinação, separação ou rearranjo de átomos;

5- As substâncias são constituídas de átomos de elementos diferentes em proporção fixa.

Críticas:

1- Teoria puramente quantitativa, não se preocupava com a estrutura do átomo;

2- Não admitia que substâncias simples fossem formadas por vários átomos, não distinguia átomo de molécula;

3- O conceito de átomo referia-se tanto a menor porção de um elemento, como a menor porção de uma substância;

4- Sua teoria não estava de acordo com as leis das combinações gasosas (volumétricas).

- Goldstain (1886)

Utilizando tubos de Crokes com o catodo perfurado, percebeu que raios atravessavam o catodo e formavam uma linha luminosa no lado oposto ao anodo, sugerindo então haverem partículas vindas da direção do anodo.

Conclusões do experimento (propriedades dos raios canais):

1- Propagam-se em linha reta;

2- Possuem energia (velaram uma chapa fotográfica);

3- São partículas materiais (giraram o molinete);

4- Carga elétrica positiva (desviam quando submetidas a campos elétricos e magnéticos);

5- Pequeno poder de penetração (não atravessa uma fina lâmina metálica);

6- Dependem da natureza do gás.

Química Prof. Luís Eduardo Terra

2

- J.J. Thomson (1887)

Propôs um modelo atômico no qual o átomo era uma geléia de carga elétrica positiva, na qual estariam contidos os elétrons, neutralizando a carga. Modelo “pudim com passas”.

Posteriormente, Thomson postulou que os elétrons estavam expostos em anéis, movendo-se em orbitais circulares através da esfera positivamente carregada.

- Max Plank (1900)

Enunciou a Teoria dos Quanta, segundo a qual a energia se propaga de maneira descontínua, como “pacotinhos de energia”, denominados “Quantum”.

- Rutherford (1911)

Realizou experimentos usando polônio como fonte de partículas α, bombardeando uma fina lâmina de ouro.

Verificou que a maioria das partículas atravessa a lâmina, não sofrendo nenhum desvio, mas que algumas sofrem desvio, retornando inclusive a sua origem. Provou com isso que no interior da matéria, impera o vazio e os desvios somente se explicam havendo muita repulsão.

O modelo de Rutherford então dizia que o átomo seria formado de um núcleo central, positivamente carregado, em torno do qual deveriam gravitar, a uma distância relativamente grande, tantos elétrons quantos fossem necessários para assegurar sua neutralidade.

Anos depois, o próprio Rutherford deu a primeira idéia dos nêutrons, destacando que para não haver forças repulsivas no núcleo outras partículas sem carga deveriam existir.

Anomalias da Teoria de Rutherford (princípios da física clássica):

1- Todo corpo em movimento circular sofre uma aceleração (centrípeta/centríguga);

2- Toda carga elétrica acelerada emite energia

- Niels Bohr (1913)

Postulados:

1- Os elétrons giram ao redor do núcleo em órbitas circulares bem definidas e, espontaneamente, ao fazê-lo, não emitem, nem absorvem energia;

2- Quando um elétron passa de uma órbita para outra, emite ou absorve determinada quantidade de energia (quantum).

Química Prof. Luís Eduardo Terra

3

- Sommerfeld (1915)

Estudando os espectros de emissão de átomos mais complexos que o hidrogênio, admitiu a existência de órbitas circulares e elípticas nos átomos.

- Modelo Atômico Atual (1924-1927)

Considerado o modelo da mecânica quântica ou mecânica ondulatória, o modelo atual não admite órbitas nem circulares, nem elípticas, para os elétrons. O que existe são regiões de máxima probabilidade de se encontrar o elétron no seu movimento ao redor do núcleo. O modelo atual foi desenvolvido baseado no trabalho de 3 pesquisadores:

1- De Broglie – propôs um modelo partícula-onda (1924);

2- Heisenberg – enunciou o princípio da incerteza, segundo o qual é impossível determinar simultaneamente a posição e a velocidade do elétron (1926);

3- Schödinger – deduziu a equação da função de onda - - que determina matematicamente a região de máxima probabilidade de se encontrar o elétron.

Partícula

Massa Relativa

Carga Relativa

Elétron

1/1840

- 1

Próton

1

+ 1

Nêutron

1

0

PRINCIPAIS CARACTERÍSTICAS DO ÁTOMO E SUAS RELAÇÕES

Número Atômico (Z)

O comportamento de cada elemento químico estava relacionado com a quantidade de cargas positivas existentes no seu núcleo.

Assim, a carga do núcleo, ou seu núcleo de prótons, é a grandeza que caracteriza cada elemento, sendo este número denominado número atômico.

Número atômico (Z): o número que indica a quantidade de prótons existentes no núcleo de um átomo. Z = nº de prótons

O átomo de sódio (Na) contém no seu núcleo 11 prótons; portanto, seu número atômico é igual a 11.

Como num átomo o nº de prótons é igual ao nº de elétrons, ao ser fornecido o nº atômico (Z) de um átomo, teremos duas informações: o nº de prótons e o nº de elétrons.

Os átomos apresentam a capacidade de ganhar ou perder elétrons, formando novos suste-mas, eletricamente carregados, denominados íons.

Íon: a espécie química que apresenta o nº de prótons diferente do nº de elétrons.

Os átomos, ao ganharem ou perderem elétrons, originam dois tipos de íons: íons positivos = cátions íons negativos = ânions

Número de Massa (A)

Número de massa (A): a soma do nº de prótons (p) com o nº de nêutrons (n) presentes no núcleo de um átomo. A = p + n

Como tanto o nº de prótons (p) como o nº de nêutrons (n) são inteiros o nº de massa (A) sempre será um nº inteiro.

O nº de massa é, na verdade o que determina a massa de um átomo, pois os elétrons são partículas de massa desprezível: não têm influência significativa na massa dos átomos.

Química Prof. Luís Eduardo Terra

4

Elemento Químico

Elemento químico: o conjunto formado por átomos e íons que apresentam o mesmo nº atômico (Z).

Simbologia do Elemento Químico

De acordo com a IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry), ao apresentar um elemento químico, devem-se apresentar junto ao seu símbolo, os números atômico e de massa e, quando se tratar de um íon também a sua carga elétrica.

ÁTOMOS ÍONS

ZX ou ZXA ZX carga elétrica

SEMELHANÇAS ATÔMICAS

Isótopos

Os átomos de um mesmo elemento químico apresentam o mesmo nº atômico (Z) e, portanto, o mesmo número de prótons e de elétrons.

Isótopos: átomos que apresentam o mesmo nº atômico (Z), por pertencerem ao mesmo elemento químico, mas apresentam diferentes números de massa (A).

A diferença no nº de massa é produzida pelas diferentes quantidades de nêutrons existentes em cada isótopo.

Ex: 1H1 1H2 1H3

Isóbaros

São isóbaros os átomos quaisquer que apresentam o mesmo nº de massa (A) e diferentes números atômicos. Pertencem, portanto, a diferentes elementos químicos.

Ex: 20Ca40 18Ar40

Isóbaros: átomos que apresentam diferentes números atômicos (Z), mas que possuem o mesmo número de massa (A).

Isótonos

São isótonos os átomos quaisquer que apresentam o mesmo nº de nêutrons (n), mas que possuem diferentes números de massa (A) e atômicos (Z). Pertencem, portanto, a diferentes elementos químicos.

Ex: 12Mg26 14Si28

n = 14 n = 14

Isótonos: átomos que apresentam o mesmo nº de nêutrons (n), com diferentes números atômicos (Z) e de massa (A).

Isoeletrônicos

São isoeletrônicos os átomos e íons que apresentam a mesma quantidade de elétrons.

Ex: 9 F –1 10Ne 11 Na +1

DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA

1 - Nº quântico principal: (n) indica o nível de energia do elétron.

O nº quântico principal, simbolizado por n, é o primeiro dos quatro números quânticos que irão identificar o elétron. Esse número caracteriza fundamentalmente a energia do elétron, indicando-nos seu nível energético, ou seja, a que camada ele pertence.

Química Prof. Luís Eduardo Terra

5

O nº quântico principal assume teoricamente qualquer valor inteiro positivo. Entretanto, como nos átomos conhecidos o nº máximo de camadas é igual a sete, podemos afirmar que n varia de 1 a 7. Dessa forma, associando o nº quântico principal a cada uma das sete camadas, temos:

n

1

2

3

4

5

6

7

camadas

K

L

M

N

O

P

Q

nº máximo de e-

2

8

18

32

32

18

8

2 - Nº quântico secundário (l)

O nº quântico secundário, simbolizado por l, é o segundo dos quatros números quânticos que irão identificar o elétron. Esse número caracteriza fundamentalmente uma subdivisão de energia em cada nível (camada), revelando a existência do subnível de energia.

l

0

1

2

3

subnível

s

p

d

f

Nº máximo de e-

2

6

10

14

3 - Nº quântico magnético (ml)

Define o orbital do elétron, que é a região do espaço com maior probabilidade de encontrá-lo. Varia de –l a +l.

l=0 (s) =>

l=1 (p) =>

l=2 (d) =>

l=3 (d) =>

3 - Nº quântico de spin (ms ou s)

É a associação de dois movimentos do elétron, ao redor do núcleo e em torno de seu eixo. Cada dois elétrons definem 1 orbital e existem condições de estabilidade nesta coexistência.

Relacionando níveis e subníveis diretamente, teremos um diagrama da eletrosfera que pode ser representado por:

1s

2s

2p

3s

3p

3d

4s

4p

4d

4f

5s

5p

5d

5f

6s

6p

6d

7s

7p

7d

Regras para a distribuição eletrônica

1. Em átomos o nº de elétrons a ser distribuído é igual ao nº atômico. No caso de íons deve-se considerar a perda ou ganho de elétrons.

2. A ordem a ser seguida é a ordem crescente de Linus Pauling, sempre respeitando o limite máximo de elétrons em cada subnível.

3. Sempre o último subnível a ser preenchido pelos elétrons é considerado o subnível mais energético.

4. Nem sempre o subnível mais energético é também o mais externo. O subnível mais externo é que possui maior número quântico principal.

5. Em íons a perda ou ganho de elétrons sempre ocorre no subnível mais externo

TABELA PERIÓDICA

Após os trabalhos de Lavoisier, Dalton e outros, o estudo dos elementos químicos desenvolveu-se de tal forma que se tornou necessário classificá-lo de acordo com suas propriedades. A observação experimental tornou evidente que certos elementos têm propriedades muito semelhantes, o que permitiu reuni-los em grupos.

Um dos tipos mais importantes de classificação é aquele que se preocupa em agrupar os elementos de tal forma que possamos prever várias de suas propriedades. Assim surgiu a Classificação Periódica dos Elementos.

Desde o início do século XIX, várias tentativas, sem grande sucesso foram feitas para organizar os elementos. Em 1869, surgiram dois interessantes trabalhos, que levaram à atual classificação periódica dos elementos.

Linius Pauling, o auxílio de setas paralelas, obteve uma ordem crescente energética de:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d

0

0

-1

1

0

-1

1

-2

2

0

-1

1

-2

2

-3

3

| |

| |

| |

Química Prof. Luís Eduardo Terra

6

O cientista alemão Julius Lothar Meyer (1830-1895) e o russo Dimitri Ivanovitch Mendeleev (1834-1907), trabalhando independentemente e sem que um conhecesse o que o outro fazia, chegaram praticamente a mesma conclusão. O trabalho de Mendeleev, no entanto, foi mais ousado e completo.

Resumindo a lei periódica de Mendeleev, temos : As propriedades dos elementos são uma função periódica de suas massas atômicas.

Em 1913, Moseley estabeleceu o conceito de número atômico. A verdadeira identidade de um elemento está relacionada com a carga nuclear (nº de prótons) dos seus átomos, não como a massa atômica, como até então se acreditara.

A partir desse conceito, a lei periódica passou a ter um novo enunciado, que corresponde à lei de Moseley: As propriedades dos elementos são uma função periódica de seus números atômicos.

A nova lei periódica pode explicar certas distorções na colocação de alguns elementos na classificação de Mendeleev, porém não provocou alterações profundas, apenas alguns arranjos.

Vamos, então, fazer um estudo mais profundo a respeito da tabela periódica.

Tabela Periódica Atual

Na tabela atual, os elementos químicos estão dispostos em ordem crescente de número atômico, originando na horizontal os períodos e na vertical (colunas) as famílias ou os grupos.

Na tabela periódica cada linha horizontal corresponde a um período. Como as propriedades de cada elemento químico dependem diretamente da sua configuração eletrônica e como a Lei Periódica se baseia nas propriedades dos elementos, dizemos que:

O número do período que o elemento ocupa é igual ao número de níveis de energia que esse elemento possui no estado fundamental.

Além disso, cada período é classificado de acordo com o nº de elementos que ele possui.

1° período

1 camada

2 elementos

Muito curto

2° período

2 camadas

8 elementos

Curto

3° período

3 camadas

8 elementos

Curto

4° período

4 camadas

18 elementos

Longo

5° período

5 camadas

18 elementos

Longo

6° período

6 camadas

32 elementos

Muito longo

7° período

7 camadas

...

Incompleto

As famílias da tabela periódica

Na família periódica cada linha vertical corresponde a uma família.

A classificação das famílias segue as regras diferentes em função do órgão científico que a determina. Há dois órgãos oficiais reconhecidos mundialmente: Chemical Abstracts Service Group e a IUPAC.

Veremos a seguir as classificações sugeridas por esses órgãos, baseadas na configuração eletrônica dos elementos no estado fundamental. Classificação do Chemical Abstract Service Group: A classificação sugeria por esse órgão foi usada oficialmente até 1986 e permanece até hoje por força do costume.

As famílias estão divididas em dois grupos principais, A e B, sendo:

1º - Grupo A: famílias de IA até VIIIA, elementos representativos.

2º - Grupo B: famílias de IB até VIIIB, elementos de transição.

A respeito dessa classificação é importante ressaltar que: a família VIIIB corresponde a 3 colunas da tabela periódica, e as demais famílias correspondem a apenas 1 coluna, o que dá um total de 16 famílias na tabela; alguns autores consideram todos os elementos de transição interna, lantanídeos e actinídeos, pertencentes à família IIIB, respectivamente no 6º e 7º períodos. Essa consideração não destaca a distribuição eletrônica dos elementos no diagrama de Linus Pauling, mas leva em conta o fato de esses elementos possuírem propriedades bastante semelhantes;

A atual classificação da IUPAC

A proposta atual, de 1985, é a seguinte: as famílias são numeradas de 1 a 18, com números arábicos, da esquerda para a direita.

Química Prof. Luís Eduardo Terra

7

Famílias A e zero

Essas famílias são constituídas pelos elementos representativos, sendo que todos esses elementos apresentam o seu elétron mais energético situados nos subníveis s ou p.

Nas famílias de 1A a 7A, o número da família indica a quantidade de elétrons existentes na camada de valência. Veja os exemplos:

52 Te - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p4

camada de valência: 5s2 5p6 = 6 elétrons = 6A

Já a família zero (0) recebeu esse número para indicar a reatividade dos seus elementos em condições ambientes é nula. Na sua maioria, os elementos dessa família apresentam oito elétrons na camada de valência.

Observação: As famílias dos elementos representativos da tabela periódica possuem nome próprio.

Família

Nome das famílias

Configuração eletrônicada última camada

IA ou 1

metais alcalinos (com exceção do hidrogênio)

ns1

IIA ou 2

metais alcalinos terrosos

ns2

IIIA ou 13

família do boro

ns2 np1

IVA ou 14

família do carbono

ns2 np2

VA ou 15

família do nitrogênio

ns2 np3

VIA ou 16

família dos calcogêneos (os que geram calor)

ns2 np4

VIIA ou 17

família dos halogênios (os que geram sais)

ns2 np5

VIIIA ou 0 ou 18

família dos gases nobres ou inertes

ns2 np6

onde n é o nº de camadas ou nº do período.

Famílias B

As famílias B, incluindo as duas linhas horizontais separadas do corpo principal da tabela, são constituídas pelos elementos de transição e apresentam seu elétron mais energético situado nos subníveis d ou f. Para os elementos de transição externa, a localização na família ou grupo não é feita utilizando o número de elétrons da camada de valência, mas sim o número de elétrons existente no seu subnível mais energético (d). Tomando por base a distribuição eletrônica, pela regra, temos a seguinte relação:

Família

Configuração eletrônica

da última camada

IIIB ou 3

ns2 (n-1)d1

IVB ou 4

ns2 (n-1)d2

VB ou 5

ns2 (n-1)d3

VIB ou 6

ns2 (n-1)d4

VIIB ou 7

ns2 (n-1)d5

VIIIB ou 8

ns2 (n-1)d6

VIIIB ou 9

ns2 (n-1)d7

VIIIB ou 10

ns2 (n-1)d8

IB ou 11

ns2 (n-1)d9

IIB ou 12

ns2 (n-1)d10

onde n é o nº de camadas ou nº do período.

Classificação dos elementos

Metais: Aproximadamente 2/3 da tabela periódica, ou seja, dos elementos químicos conhecidos são metais. As principais propriedades físicas dos metais são: nas condições ambientes são sólidos, com exceção de mercúrio (Hg), que é líquido, bons condutores de calor e eletricidade, podem ser transformados em lâminas (maleáveis), podem ser transformados em fios (dúcteis).

Ametais ou não-metais: Existem somente 11 elementos classificados com ametais, cujo comportamento físico não é muito uniforme, embora apresente comportamento químico semelhante. Os ametais são maus condutores de calor e eletricidade e não apresentam brilho.

Química Prof. Luís Eduardo Terra

8

Gases Nobres: Apresentam-se no estado gasoso e sua principal característica química é a grande estabilidade, ou seja, possuem pequena capacidade de se combinarem com outros elementos.

Hidrogênio: É um elemento atípico, possuindo a propriedade de ser combinar com metais e ametais. Nas condições ambientes é um gás inflamável.

Propriedades periódicas dos elementos

São aquelas cujos valores numéricos crescem ou decrescem em função do número atômico crescente. Vejamos as principais propriedades periódicas:

Raio atômico – O raio de um átomo é uma propriedade difícil de ser determinada, pois a eletrosfera de um átomo não tem fronteira definida.

O raio atômico de um elemento depende de dois fatores:

a) Número de níveis eletrônicos (camadas): numa família, quanto maior o número atômico, maior é o raio atômico.

b) Carga nuclear (número atômico): num período, quanto maior o número atômico, menor é o raio atômico.

Iônico – Para íons isoeletrônicos (iguais números de elétrons), o de menor número atômico será o maior, pois apresenta menor atração entre o núcleo e os elétrons.

8O2- > 9F1- > 11Na1+ > 12Mg2+

Potencial de ionização – É a energia necessária para remover um elétron de um átomo isolado no estado gasoso. À medida que aumenta o tamanho do átomo, aumenta a facilidade para a remoção de um elétron de valência. Portanto, quanto maior o tamanho do átomo, menor o potencial de ionização.

Li(g)

Li+(g) + 1e- 1.ºPI = 124kcal/mol

Li+(g) Li++(g) + 1e- 2.ºPI = 1744kcal/mol

Li++(g) Li+++(g) + 1e- 3.ºPI = 2823kcal/mol

1.º PI < 2.º PI < 3.º PI <...

Eletronegatividade – É a propriedade pela qual o átomo apresenta maior tendência a ganhar elétrons. Esta propriedade depende de dois fatores: número de elétrons na última camada e tamanho do átomo.

O cientista Linus Pauling propôs uma escala de valores para a eletronegatividade:

Eletropositividade – É a propriedade pela qual o átomo apresenta maior tendência a perder elétrons. Evidentemente, esta propriedade é o inverso da eletronegatividade.

Química Prof. Luís Eduardo Terra

9

LIGAÇÃO QUÍMICA

Ligação Iônica ou Eletrovalente

Átomos que formam íons com facilidade tendem a construir entre si um tipo de ligação conhecida como ligação iônica ou eletrovalente. É o que ocorre entre átomos que apresentam facilidade para perder elétrons e átomos com facilidade em receber elétrons. É devido a essa complementaridade que os átomos com 1, 2 ou 3 elétrons na última camada (geralmente metais) tendem a perde-los para os átomos que possuem 5, 6 ou 7 elétrons em tal camada (geralmente não metais). Nessa transferência de elétrons, os átomos obedecem à regra do octeto, ou seja, ficam ambos com 8 elétrons na última camada, formando uma ligação iônica. A ligação iônica é a única em que ocorre transferência definitiva de elétrons.

As estruturas formadas na ligação iônica são eletricamente neutras. Os íons positivos são estabilizados eletricamente pela presença de íons negativos, formando conjunto estáveis, onde a soma das cargas elétricas é igual a zero.

Ex: NaCl

11Na 1s22s22p63s1 1 elétron na última camada

17Cl 1s22s22p63s23p5 7 elétrons na última camada

Al e S

13Al 1s22s22p63s23p1 3 elétrons na última camada

16S 1s22s22p63s23p4 6 elétrons na última camada

Ligação covalente simples ou molecular

Esse tipo de ligação ocorre entre átomos com tendência em receber elétrons. No entanto, como não é possível que todos recebam elétrons, os átomos envolvidos na ligação apenas compartilham um ou mais pares de elétrons da camada de valência, sem perde-los ou ganha-los definitivamente.

Os pares eletrônicos que se formam são constituídos por um elétron de cada átomo e pertencem simultaneamente a ambos os átomos ligados.

Os conjuntos formados através de ligações covalentes apresentam-se como unidades isoladas e de grandeza limitada, chamadas moléculas; por isso a ligação covalente também é chamada de ligação molecular.

Ex: CCl4

6C 1s22s22p2 4 elétrons na última camada

17Cl 1s22s22p63s23p5 7 elétrons na última camada

N e O

7N 1s22s22p3 5 elétrons na última camada

8O1s22s22p4 6 elétrons na última camada

Ligação covalente dativa ou coordenada

Esta ligação é um tipo de ligação covalente que ocorre quando um dos átomos já atingiu a estabilidade, com oito elétrons na camada de valência, e o outro participante necessita ainda de dois elétrons para completar a sua camada de valência. O átomo que já adquiriu a estabilidade por meio de ligações anteriores compartilha uma par de elétrons com o outro átomo ainda instável.

É semelhante à ligação covalente comum, na medida em que existe um compartilhamento de um par de elétrons: como não existe transferência definitiva de elétrons, não há formação de íons.

Ex: SO2

16S 1s22s22p63s23p4 6 elétrons na última camada

8O 1s22s22p4 6 elétrons na última camada

GEOMETRIA MOLECULAR

Química Prof. Luís Eduardo Terra

10

A maioria das substâncias moleculares é de natureza tridimensional. Muitas moléculas compostas de um átomo central, ligado covalentemente a vários átomos periféricos o fazem de modo que as repulsões elétron-elétron sejam as menores possíveis, enquanto as atrações elétron-núcleo sejam as maiores, atingindo assim uma estrutura onde o “nível de energia seja mínimo e a estabilidade seja máxima”.

Para identificar a geometria podemos usar as regras de Gillespie (químico francês), tomando como base o número de átomos das moléculas e as ligações do átomo central (que é aquele ligado a maior parte dos átomos da molécula).

Nº Átomos

Átomo Central

Geometria

Exemplos

2

Não possui

Linear

H2, HCl, CO

3

Sem Par de Elétrons

Linear

CO2, N2O

Com Par de Elétrons

Angular

H2O, SO2

4

Sem Par de Elétrons

Trigonal Plana ou Triangular

SO3, CH2O

Com Par de Elétrons

Piramidal ou Pirâmide Trigonal

NH3, PI3

5

Independente do átomo

Tetraédrica

CH4, POCl

FORÇAS INTERMOLECULARES

A temperatura ambiente as substâncias covalentes podem ser sólidas, líquidas ou gasosas, isto resulta do fato de existirem forças de intensidades diferentes entre suas moléculas.

- Ligações de Van der Waals

São forças de natureza elétrica de intensidade muito fraca que ocorrem entre moléculas apolares ou fracamente polares. A proximidade entre duas moléculas causa uma assimetria em suas nuvens eletrônicas que por sua vez a provocam nas moléculas seguintes. Esta assimetria forma o chamado dipolo induzido.

Ex.: gases nobres, H2, N2, Cl2, etc

- Ligações dipolo-dipolo ou dipolo permanente

Possuem a mesma dinâmica da ligação de Van der Waals, ocorrendo entre moléculas polares e sendo consideradas de intensidade média.

Ex.: HI, H2S, PCl3

- Ligação Hidrogênio

É o tipo de ligação que ocorre entre moléculas que possuem o hidrogênio ligado a outro elemento muito eletronegativo. As substâncias capazes de fazer esta ligação são Flúor, Oxigênio e Nitrogênio.

Estas ligações são de alta intensidade e não ocorrem no estado gasoso.

Ex.: HF, H2O

NÚMERO DE OXIDAÇÃO – NOX

A carga que um átomo adquire quando participa de uma ligação química. O NOX deve ser determinado para cada átomo, isoladamente. Nos compostos iônicos, o NOX é a própria carga de cada íon. Nos compostos covalentes, o NOX é uma carga imaginária, sendo que o NOX negativo é atribuído ao átomo de maior eletronegatividade.

Regras para atribuição de NOX

Química Prof. Luís Eduardo Terra

11

1. O NOX de cada átomo em uma substância simples é sempre igual a zero.

Ex: H2, O3, Fe, S8, P4, Al, ...

2. O NOX de um íon monoatômico é sempre igual à sua própria carga.

Ex: Na+ NOX = +1, O2- NOX = -2, Al3+ NOX = +3

3. A soma dos NOX de todos os átomos constituintes de um composto iônico ou molecular é sempre igual a zero

4. Existem elementos que apresentam NOX fixo em seus compostos.

a) Metais alcalinos (Grupo 1): Li, Na, K, Rb, Cs, Fr NOX = +1

b) Metais alcalinos-terrosos (Grupo 2): Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra NOX = +2

c) Os metais prata (Ag), zinco (Zn) e alumínio (Al), quando formam compostos, apresentam tendência de doar, respectivamente, 1, 2 e 3 elétrons. Logo: NOX Ag = +1, NOX Zn = +2 e NOX Al = +3.

d) O elemento flúor (F), por ser o mais eletronegativo de todos os elementos, sempre terá a tendência de receber um elétron; conseqüentemente, seu NOX será sempre igual a –1.

5. O NOX do hidrogênio (H) pode ser +1 ou –1

6. O NOX do elemento oxigênio (O), na maioria dos seus compostos, é igual a –2. Porém, ele também pode valer +2, -1 e –1/2.

7. Os halogênios (Cl, Br, I e At) apresentam NOX = -1 em compostos binários não oxigenados.

8. Num íon, a somatória dos NOX de cada elemento é igual à carga do íon.

FUNÇÕES INORGÂNICAS

1– ÓXIDOS

 compostos BINÁRIOS (dois elementos)

 presença de oxigênio, onde é o elemento mais eletronegativo

1.1 - ÓXIDOS BÁSICOS

Nox O = -2

Nox E (METAL) = +1 ou + 2

ÓXIDO BÁSICO + H2O BASE

1.2 - ÓXIDOS ANFÓTEROS

Nox O = -2

Nox E (METAL) = +3 ou +4

ÓXIDO ANFÓTERO + ÁCIDO SAL + H2O

ÓXIDO ANFÓTERO + BASE SAL + H2O

1.3 - ÓXIDOS ÁCIDOS OU ANIDRIDOS

Nox O = -2

Nox E (METAL) > +4

Química Prof. Luís Eduardo Terra

12

(AMETAL)

ANIDRIDO + H2O ÁCIDO

1.4 - ÓXIDOS SALINOS OU DUPLOS

Nox O = -2

Fórmula Geral: E3O4

1.5 - ÓXIDOS NEUTROS

Nox O = -2

Não reagem com água, ácido ou base

NO, CO, N2O, (H2O)

1.6 - PERÓXIDOS

Nox O = -1

METAIS DO GRUPO 1 e 2

1.7 -SUPERÓXIDOS

Nox O = - ½ OU -0,5

METAIS G1 e G2

FUNÇÕES

METAL

AMETAL

NOX O

INCLUINDO

BÁSICO

+1, +2

- 2

Mn+3, Bi+3

ANFÓTERO

+3, +4

-2

Sn+2, Pb+2, Zn+2, Be+2, As+5, Sb+5

ANIDRIDO

+5, +6, +7

EXCETO NEUTROS

-2

SALINO

-2

E3O4

NEUTRO

NO, CO, N2O,H2O

-2

PERÓXIDO

G1 e G2 e H

-1

SUPERÓXIDO

G1 e G2

-1/2

NOMENCLATURA DOS ÓXIDOS

 Quando o elemento possui NOX FIXO

ÓXIDO DE nome do elemento

 Quando o elemento possui 2 NOX DIFERENTES

ÓXIDO nome do elemento OSO ( MENOR NOX )

ICO ( MAIOR NOX )

 Quando o elemento possui MAIS DE 2 NOX DIFERENTES

NOX

+1

HIPO

nome do elemento

OSO

ÓXIDO

+3/+4

nome do elemento

OSO

+5/+6

nome do elemento

ICO

+7

PER

nome do elemento

ICO

 Óxidos Salinos

ÓXIDO SALINO DE nome do elemento

 Peróxidos

PERÓXIDO DE nome do elemento

 Superóxidos

SUPERÓXIDO DE nome do elemento

Química Prof. Luís Eduardo Terra

13

2 – BASES

2.1 - Classificação quanto ao número de OH-

MONOBASE : 1 OH-

DIBASE: 2 OH-

TRIBASE: 3 OH-

TETRABASE: 4 OH-

2.2 - Classificação quanto a força:

FORTE: Formada por metais do GRUPO 1 e 2

FRACA: As demais

2.3 - Classificação quanto a solubilidade:

SOLÚVEL: Formada por metais do GRUPO 1 e NH4OH

PARCIALMENTE SOLÚVEL: Formada por metais do GRUPO 2

INSOLÚVEL: As demais

NOMENCLATURA DAS BASES

 Quando o metal possui apenas 1 NOX :

HIDRÓXIDO DE nome do elemento

 Quando o metal possui 2 NOX DIFERENTES :

HIDRÓXIDO nome do elemento OSO (MENOR NOX)

ICO (MAIOR NOX)

3 – ÁCIDOS

3.1 - Quanto à presença de OXIGÊNIO:

HIDRÁCIDOS: sem oxigênio

OXIÁCIDOS: presença de oxigênio

3.2 - Quanto ao número de H+:

MONOÁCIDOS: 1 H+

DIÁCIDOS: 2 H+

TRIÁCIDOS: 3 H+

TETRÁCIDOS: 4 H+

3.3 - Quanto a força:

Hidrácidos:

FORTE: HCl, HBr, HI

MODERADO: HF

FRACO: os demais

Oxiácidos: = número de Oxigênio - número de Hidrogênio

MUITO FORTE: > ou = 3

FORTE: = 2

MODERADO: = 1

FRACO: = 0

NOMENCLATURA DOS ÁCIDOS

Hidrácidos

ÁCIDO nome do elemento ÍDRICO

Química Prof. Luís Eduardo Terra

14

Oxiácidos Quando o elemento possui NOX FIXO

ÁCIDO elemento ICO

Quando o elemento possui 2 NOX DIFERENTES

ÁCIDO elemento OSO (MENOR NOX)

ICO (MAIOR NOX)

Quando o elemento possui MAIS DE 2 NOX DIFERENTES

NOX

+1

HIPO

nome do elemento

OSO

ÁCIDO

+2/+3/+4

nome do elemento

OSO

+5/+6

nome do elemento

ICO

+7

PER

nome do elemento

ICO

3.5- Equação de formação (oxiácido):

ANIDRIDO + H2O ÁCIDO

Cl2O + H2O 2 HClO

SO2 + H2O H2SO3

P2O5 + 3 H2O 2 H3PO4

As2O3 + 2 H2O H4As2O3

EXCEÇÕES

H

* H3PO2 HO P H

O

MONOÁCIDO =2-1=1 MODERADO

H

* H3PO3 HOPO H

O

DIÁCIDO =3-2=1 MODERADO

* H2CO3 ÁCIDO FRACO

* H2SO3 ÁCIDO FRACO

4 - SAIS

São compostos resultantes da neutralização entre ácidos e bases com eliminação de água. Estas reações de neutralização podem ser totais ou parciais. Os sais são formados pelos cátions provenientes das bases e ânions provenientes dos ácidos.

Exemplos:

HCl + NaOH NaCl + H2O

3 Ca(OH)2 + 2 H3PO4 Ca3(PO4)2 + 6 H2O

Química Prof. Luís Eduardo Terra

15

Classificação dos sais:

 Neutro: resultado de uma neutralização total. Ex: NaCl, Ca(NO3)2, ...

 Básico: resultado de uma neutralização parcial, contém hidroxila OH-. Ex: CaOHNO3, Al(OH)2NO3, ...

 Ácido: resultado de uma neutralização parcial, contém próton H+. Ex: NaHSO3, NaH2PO3, ...

NOMENCLATURA DOS SAIS

 Sais neutros

Nome do ânion com troca na terminação + nome do cátion

SAL

ÁCIDO

ITO

OSO

ATO

ICO

ETO

ÍDRICO

 Sais básicos

Nome do ânion com troca na terminação + (di, tri, ...)básico + nome do cátion

(mono, di, tri,...) hidroxi + Nome do ânion com troca na terminação + nome do cátion

 Sais ácidos

Nome do ânion com troca na terminação + (di, tri, ...)ácido + nome do cátion

(mono, di, tri,...) hidrogeno + Nome do ânion com troca na terminação + nome do cátion

TABELA DE ÂNIONS MAIS UTILIZADOS

Cl -

CLORETO

NO2-

NITRITO

BrO2-

BROMITO

Br-

BROMETO

NO3-

NITRATO

BrO3-

BROMATO

F-

FLUORETO

MnO4-

PERMANGANATO

BrO4-

PERBROMATO

I-

IODETO

MnO4-2

MANGANATO

IO-

HIPOIODITO

S-2

SULFETO

Cr2O7-2

DICROMATO

IO2-

IODITO

CN-

CIANETO

CrO4-2

CROMATO

IO3-

IODATO

ClO-

HIPOCLORITO

PO4-3

FOSFATO

IO3-

PERIODATO

ClO2-

CLORITO

HPO3-

FOSFITO

SO3-2

SULFITO

ClO3-

CLORATO

H2PO2-

HIPOFOSFITO

SO4-2

SULFATO

ClO4-

PERCLORATO

P2O5-4

PIROFOSFITO

BrO-

HIPOBROMITO

P2O7-4

PIROFOSFATO

TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS

- Síntese

Estas reações são também conhecidas como reações de composição ou de adição. Neste tipo de reação um único composto é obtido a partir de dois compostos.

A + B AB

Ex.: Fe + S FeS

H2 + Cl2 2 HCl

1 Hg + O2 2 HgO

- Decomposição

Química Prof. Luís Eduardo Terra

16

Como o próprio nome diz, este tipo de reação é o inverso da anterior (composição), ou seja, ocorrem quando a partir de um único composto são obtidos outros compostos. Estas reações também são conhecidas como reações de análise.

AB A + B

Ex.: 2 HgO 2 Hg + O2

CaCO3 CaO + CO2

2 H2O2 2 H2O + O2

- Simples troca

Estas reações ocorrem quando uma substância simples reage com uma substância composta para formar outra substância simples e outra composta. Estas reações são também conhecidas como reações de deslocamento ou reações de substituição.

AB + C AC + B

Ex.: Cl2 + 2 NaBr 2 NaCl + Br2

2 Al + 6 HCl 2 AlCl3 + 3 H2

Fe + 2 HCl FeCl2 + H2

A reação de deslocamento ocorre quando a substância simples é mais forte que a espécie ligada que ela presente deslocar. Assim, quando C entra em contato com AB, sendo mais forte, desloca B e assume a ligação com A. Caso C não seja mais forte que B nada acontece.

Basta então saber que é mais forte que quem:

Desta forma, temos:

2 Na + 2 H2O 2 NaOH + H2 (o sódio desloca o hidrogênio da água H-OH)

Au + HCl não reage (o ouro não consegue deslocar o hidrogênio)

- Dupla troca

Estas reações ocorrem quando duas substâncias compostas resolvem fazer uma troca e formam-se duas novas substâncias compostas.

AB + CD AD + CB

Ex.: NaOH + HCl NaCl + H2O

H2SO4 + BaCl2 BaSO4 + 2 HCl

BaCl2 + Na2SO4 BaSO4 + 2 NaCl

Para entendermos como e quando uma reação deste tipo ocorre teremos que observar o seguinte: A substância AB está em solução e, desta forma, o que temos na verdade são os íons A+ e B- separados uns dos outros. A substância CD também está em solução, portanto temos também os íons C+ e D- separados; Quando juntamos as duas soluções estamos promovendo uma grande mistura entre os íons A+, B-, C+ e D-, formando uma grande "sopa de íons"; Se, ao combinarmos C+ com B-, o composto CB for solúvel, os íons serão novamente separados em C+ e B-, resultando exatamente na mesma coisa que tínhamos anteriormente. O mesmo acontece com A+ e B-.

Assim, ao misturarmos AB com CD, estamos na verdade fazendo:

Química Prof. Luís Eduardo Terra

17

E perceba que juntar íons que se separarão novamente resultará na mesma "sopa de íons" e não resultará em nenhuma nova substância, portanto não ocorre nenhuma reação.

Para que a reação efetivamente ocorra, será necessário que ao menos um dos prováveis produtos (AD ou CB) não sejam “separados” ao se juntarem, ou seja, deve-se formar um composto insolúvel e isso é conseguido através de um sal insolúvel, de um gás ou de água. Se um dos produtos for um sal insolúvel ele não será separado em íons e permanecerá sólido. Se for um gás ele se desprenderá da solução (borbulhas) e também permanecerá com suas moléculas agrupadas. Se um dos produtos for a água, ela não se desagrupa em sua própria presença.

NaCl + AgNO3 NaNO3 + AgCl

Nesta reação o produto AgCl (cloreto de prata) é insolúvel, portanto a reação ocorre.

NaCl + LiNO3 NaNO3 + LiCl

Como nenhum dos produtos formados, NaNO3 (nitrato de sódio) ou LiCl (cloreto de lítio) é insolúvel, a reação não ocorre.

NaOH + HCl NaCl + H2O

Como um dos produtos é a água (H2O), a reação ocorre.

Observações

Estes são os tipos básicos em que podemos classificar as reações químicas. Estas, no entanto, podem receber diversos nomes, de acordo com seu emprego, tais como:

- Neutralização

- Oxidação

- Redução

- Combustão

- Gaseificação

- Eletrólise

- Pirólise

LEIS DAS REAÇÕES QUÍMICAS (Leis Ponderais)

Lei de Lavoisier (Lei da conservação da massa)

Numa reação química em um sistema fechado, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos. A partir disso, lembra-se da célebre frase dita por Lavoisier: “Na natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma”.

A

+

B

C

+

D

mA

mB

mC

mD

1ª Experiência

m’A

m’B

m’C

m’D

2ª Experiência

Portanto, temos:

mA

+

mB

=

mC

+

mD

m’A

+

m’B

=

m’C

+

m’D

Exemplo:

Química Prof. Luís Eduardo Terra

18

Quando 2 gramas de hidrogênio reagem com 16 gramas de oxigênio verifica-se a formação de 18 gramas de água; do mesmo modo, quando 12 gramas de carbono reagem com 32 gramas de oxigênio ocorre a formação de 44 gramas de gás carbônico.

Lei de Proust (Lei das proporções constantes, definidas ou fixas)

Quando, em várias experiências, duas substâncias se reúnem para formar um composto, sempre o fazem numa mesma proporção. Essa proporção é característica de cada reação, isto é, independe da quantidade de reagentes utilizados.

mA

=

mB

=

mC

=

mD

m’A

m’B

m’C

m’D

Exemplo:

Para a reação entre, por exemplo, hidrogênio e oxigênio formando água, os seguintes valores experimentais podem ser obtidos:

Observe que, para cada reação, a massa do produto é igual à soma da massa dos reagentes, o que concorda com a Lei de Lavoisier. As massas dos reagentes e dos produtos que participam de uma reação podem ser diferentes, mas as relações entre elas são sempre constantes.

No exemplo da água:

Obs.: Conseqüências da Lei de Proust:

a) composição centesimal e,

b) cálculos estequiométricos.

Lei de Dalton (Lei das proporções múltiplas)

Se uma massa fixa de um elemento se combina com massas diferentes de um segundo elemento, para formar compostos diferentes, estas massas (diferentes) estão entre si numa relação de números inteiros pequenos.

O nitrogênio se combina com o oxigênio, formando diferentes óxidos:

Química Prof. Luís Eduardo Terra

19

Verifica-se que, permanecendo constante a massa do nitrogênio, as massas do oxigênio, entre si, numa relação simples de números inteiros e pequenos, ou seja, 1:2: 3:4: 5.

Exemplo:

Para duas razões conhecidas, temos:

1C + 1O → 1CO razão 1/1 = 1

1C + 1O2 → CO2 razão 1/2

Na primeira reação ocorre a formação do monóxido de carbono, cuja proporção de carbono por oxigênio é uma razão de números inteiros de resultado igual a 1. Na segunda reação, temos a formação do dióxido de carbono (CO2), cuja relação carbono por oxigênio é uma razão de números inteiros 1/2.

Lei de Gay Lussac (Só vale para reações entre gases)

Numa reação onde só participam gases e nas mesmas condições de temperatura e pressão, existe uma proporção de números inteiros e pequenos entre volumes dos gases participantes da reação.

Comprovação da Lei:

Através da comprovação da Lei você poderá notar que o volume do gás produto (2 C(g)) não é necessariamente igual ao dos reagentes.

Retome o exemplo da comprovação da Lei:

Reagentes: 1V + 3V = 4V

Produtos: 2V

Exemplo:

Em determinadas condições de pressão e temperatura, verificou-se que 0,70 L de monóxido de nitrogênio reage com 0,35 L de oxigênio para formar 0,70 L de dióxido de nitrogênio. Mostrar que esses dados estão de acordo com a Lei Volumétrica de Gay-Lussac.

A proporção montada a partir dos volumes fornecidos é:

0,70 : 0,35 : 0,70

Dividindo-a pelo menor termo da proporção, temos:

0,70/0,35 : 0,35/0,35 : 0,70/0,35

Ou seja: 2 : 1 : 2 (uma proporção de números inteiros e pequenos).

É bom lembrar que numa reação química “o volume dos gases pode não se conservar, mas a massa sempre se conserva (Lei de Lavoisier)”.

MASSA MOLECULAR (MM)

Química Prof. Luís Eduardo Terra

20

É a massa da molécula medida em unidades de massa atômica. Para cálculos estequiométricos, utiliza-se a unidade em massa (grama, kilograma, libra, etc).

O cálculo da massa molecular é feito a partir das massas atômicas dos elementos e a soma dos seus átomos na molécula.

Assim:

H2O (água)

O = 1x 16 = 16

H = 2 x 1 = 2

MM = 16 + 2 = 18g ou 18u

Na fórmula da água há 1 átomo de O que é multiplicado pela sua massa atômica (16), resultando em 16.

Há dois átomos de H que é multiplicado pela sua massa atômica (1), resultando em 2.

Estes resultados são somados e desta forma encontramos o valor da massa molecular, 18g ou 18u.

Veja outros exemplos:

CO2 (dióxido de carbono)

O = 2 x 16 = 32

C = 1 x 12 = 12

MM = 32 + 12 = 44g ou 44u

C12H22O11 (sacarose)

O = 11 x 16 = 176

H = 22 x 1 = 22

C = 12 x 12 = 144

MM = 176 + 22 + 144 = 342g ou 342u

Mg(OH)2 (hidróxido de magnésio)

H = 2 x 1 = 2

O = 2 x 16 = 32

Mg = 1 x 24 = 24

MM = 2 + 32 + 24 = 58g ou 58u

MOL

A palavra mol foi utilizada pela primira vez pelo químico Wilhem Ostwald em 1896. Em latim, esta palavra significa mole, que significa”monte”, “quantidade”. A partir desta palavra também originou molécula, que quer dizer pequena quantidade.

Algumas mercadorias são vendidadas em quantidades já definidas, como por exemplo a dúzia (6), a resma (500) e etc.

O mol também determina quantidade. Pode determinar também massa e volume. Veja o esquema a seguir:

Química Prof. Luís Eduardo Terra

21

O mol indica quantidade. Um mol de qualquer coisa possui 6,02.1023 unidades. É utilizado em química para referir-se à matéria microscópica, já que este número é muito grande. Pode ser usado para quantificar átomos, moléculas, íons, número de elétrons, etc.

O número 6,02.1023 é a constante de Avogadro.

Exemplos:

1 mol de átomos de H tem 6,02.1023 átomos.

2 mol de átomos de H tem 2 x 6,02.1023 átomos = 12,04.1023 átomos de H

O mol indica massa. Um mol de um elemento é igual a sua massa molecular em gramas (g).

Exemplos:

1 mol de água tem 18g

2 mol de água tem 2 x 18 = 36g

BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES QUÍMICAS

Em uma reação química, a estrutura dos átomos, enquanto elementos químicos ficam inalterados. Os átomos de um elemento não se transformam em átomos de outro elemento. Também não há perda ou criação de átomos novos (Lei de Lavoisier).

O número de átomos dos reagentes deve ser igual ao número de átomos dos produtos. Quando isso acontece, dizemos que a equação química está balanceada.

Exemplo de equação balanceada: C + O2 → CO2

Exemplo de equação química não balanceada: H2 + O2 → H2O

Observe que na 1ª equação há um carbono e no reagente e um carbono no produto. Também há dois oxigênios no reagente e dois no produto. A equação está corretamente balanceada.

Na 2ª equação, há dois hidrogênios no reagente e dois hidrogênios no produto, porém há dois oxigênios no reagente e apenas um no produto. Então, deve-se balancear esta equação. Há alguns métodos para balancear uma equação química. O mais fácil e simples é o Método das Tentativas.

Para balancear a 2ª equação, podemos colocar o número 2 na frente do H2 e o número 2 na frente da H2O, assim:

2 H2 + O2 → 2 H2O

O número de átomos, por exemplo, deve ser mantido sempre. Para esse número damos o nome de índice. O número que poderá ser colocado na frente do átomo é o coeficiente, no caso, também 2.

Então temos agora 4 H no reagente e 4 H no produto. Também 2 O no reagente e 2 O no produto. A reação agora está balanceada.

Quando o coeficiente for 1, ele não precisa ser escrito.

Método das Tentativas / Acerto de Coeficientes

Para fazer o acerto dos coeficientes das reações químicas, utilizamos o método das tentativas, que consiste apenas em contar o número de átomos dos reagentes e dos produtos.

Para facilitar, podemos começar acertando os metais. Em seguida os não-metais, depois oxigênio e por último o hidrogênio.

Química Prof. Luís Eduardo Terra

22

Nesta ordem:

1º) Metais 2º) Não-Metais 3º) Oxigênio 4º) Hidrogênio

Balanceamento de reações de óxido-redução

Em certas reações podemos encontrar átomos que ganham elétrons e outros que os perdem. Quando um átomo perde elétrons, ele se oxida e o seu nox aumenta. Quando um átomo ganha elétrons, ele se reduz e o seu nox diminui.

oxidação, nox aumenta =>

5 -

4 -

3 -

2 -

1 -

0

1 +

2 +

3 +

4 +

5 +

<= redução, nox diminui

Os processos de oxidação e redução são sempre simultâneos. O átomo que se oxida, cede seus elétrons para que outro se reduza. O átomo que se reduz recebe os elétrons de quem se oxida. Assim:

Quem se oxida é agente redutor e quem se reduz é agente oxidante.

A igualdade na quantidade dos elétrons na redução e na oxidação é a base do balanceamento de reações pelo método de óxido-redução.

Regras para o balanceamento:

1º) Determinar, na equação química, qual espécie se oxida e qual se reduz.

2º) Escolher os produtos ou reagentes para iniciar o balanceamento.

3º) Encontrar os Δoxid e Δred .

Δoxid = número de elétrons perdidos x atomicidade do elemento

Δred = número de elétrons recebidos x atomicidade do elemento

As atomicidades são definidas no membro de partida (reagentes ou produtos).

4º) Se possível, os Δoxid e Δred podem ser simplificados. Exemplificando ...

Δoxid = 4 Δred = 2

simplificando ...

Δoxid = 2 Δred = 1

5º) Para igualar os elétrons nos processos de oxidação e redução:

O Δoxid se torna o coeficiente da substância que contém o átomo que se reduz.

O Δred se torna o coeficiente da substância que contém o átomo que se oxida.

6º) Os coeficientes das demais substâncias são determinados por tentativas, baseando-se na conservação dos átomos.

Exemplo

NaBr + MnO2 + H2SO4 => MnSO4 + Br2 + H2O + NaHSO4

O Br se oxida, pois tem nox = 1- no primeiro membro e nox = 0 no segundo. Esta oxidação envolve 1 elétron e como sua atomicidade no NaBr é igual a 1, temos ...

Δoxid = 1 x 1 = 1

O Mn se reduz, pois tem nox = 4+ no primeiro membro e nox = 2+ no segundo. Esta redução envolve 2 elétrons e como sua atomicidade no MnO2 é igual a 1, temos ...

Δred = 2 x1 = 2

Invertendo os coeficientes obtidos ...

2 NaBr + 1 MnO2 + H2SO4 => MnSO4 + Br2 + H2O + NaHSO4

Os demais coeficientes são obtidos por tentativas ...

2 NaBr + 1 MnO2 + 3 H2SO4 => 1 MnSO4 + 1 Br2 + 2 H2O + 2 NaHSO4

Química Prof. Luís Eduardo Terra

23

Os coeficientes iguais a 1 foram colocados somente por questões de evidência, uma vez que os mesmos são dispensáveis.

ESTEQUIOMETRIA

Os cálculos estequiométricos que envolvem uma reação química consiste em encontrar as quantidades de certas substâncias a partir de dados de outras substâncias que participam da mesma reação química.

Estes cálculos são feitos através de proporções. Deve-se levar em conta os coeficientes, que agora serão chamados de coeficientes estequiométricos.

Veja alguns passos que podem ser seguidos para montar e calcular:

1. fazer o balanceamento da equação química (acertar os coeficientes estequiométricos);

2. fazer contagem de mol de cada substância;

3. ler no problema o que pede;

4. relacionar as grandezas;

5. calcular com regra de três (proporção).

Exemplo: 1) 108g de metal alumínio reagem com o ácido sulfúrico, produzindo o sal e hidrogênio, segundo a reação abaixo:

Determine:

a) o balanceamento da equação:

Isto quer dizer que 2 mol de Al reage com 3 mol de H2SO4 reagindo com 1 mol de Al2(SO4)3 e 3 mol de H2

b) a massa o ácido sulfúrico necessária para reagir com o alumínio:

1°) passo: 2°) passo:

3°) passo:

x = 588g de H2SO4

Química Prof. Luís Eduardo Terra

24

ALGUMAS DEFINIÇÕES

Baseado na quantidade estequiométrica necessária para que uma reação se processe, algumas particularidades ocorrem na prática, sendo elas: Reagente Limitante, em Excesso, Pureza e Rendimento de reação.

- Reagente limitante e em excesso:

Quando a massa de dois ou mais reagentes são misturadas para promover uma reação, aquele que estequiometricamente estiver em menor quantidade, limitará a formação de produto, ou seja, não será possível gerar mais produto quando este reagente tiver sido totalmente consumido. Neste caso, este reagente receberá o nome de REAGENTE LIMITANTE e os demais, que permanecerão presentes no meio, quando o limitante tiver sido consumido serão chamados de REAGENTE EM EXCESSO.

- Pureza

Alguns produtos químicos possuem contaminantes em sua formação e dá-se o nome de PUREZA o percentual do produto principal presente. Neste caso, o desempenho da reação pode ser afetado por não haver numa determinada massa de material, todo o reagente necessário.

- Rendimento da reação

Algumas reações químicas, mesmo possuindo quantidades suficientes e condições adequadas possuem limitação na formação de produtos. O percentual do produto principal gerado, será conhecido por RENDIMENTO DA REAÇÃO e acarretará a permanência dos reagentes no meio reacional.