Química

Introdução

Se observarmos a todo lado que estamos podemos observar que estamos rodeados de coisas, essas coisas são chamados de matéria.

Vamos escolher alguns desses elementos que se encontram no mundo que nos rodeia, como uma pedra, um homem e um copo com água, e colocarmos em uma balança. Suponha que a balança marque 1 Kg para pedra, 70 Kg para o homem e 230 g para o copo com água. Essas medidas representa a massa desses corpos.

“ Tudo aquilo que tem massa e ocupa lugar no espaço recebe o nome de matéria”.

“ Uma porção limitada de matéria constitui um corpo. Todo corpo que se presta a uma determinada finalidade constitui um objeto”.

“ A espécie de matéria de um corpo é formado recebe o nome de substância”

Na maior parte dos casos, o corpo é formado por uma mistura de substância. Na madeira usada para fazer uma mesa, por exemplo uma mesa, por exemplo, encontramos substâncias como celulose, lignina, álcool, água, ácido acético, carvão, gases, etc.

Assim, exemplo de substâncias o vidro, o alumínio, o plástico, o ouro, a prata, o cobre.

A matéria é formada de átomos

Qualquer matéria é formada de partículas infinitamente pequenas, chamadas de átomos.

O átomo é dividido em pequenas partículas chamadas de prótons, elétrons e nêutrons.

Os prótons e os nêutrons formam a parte central ou núcleo do átomo; ao redor do núcleo giram os elétrons, que constituem a eletrosfera.

Já os elétrons tem uma massa menor que os prótons e os nêutrons seja 1840 vezes menor que a de um próton. Tanto os prótons quanto os elétrons positivos possuem carga elétrica, mas a carga de um elétron comporta-se de maneira contrária à carga de um próton.

Observe a tabela:

Camada Letra

1 a K

2 a L

3 a M

4 a N

5 a O

6 a P

7 a Q

· A quantidade de energia de um elétron da camada K é menor do que a de um elétron da camada L; um elétron da camada L tem uma quantidade de energia inferior á de um elétrons da camada M.

· A quantidade de energia dos elétrons determina um nível de energia, que recebe um valor numérico chamado número quântico.

Observe a tabela:

Número quântico Nível de energia Camada eletrônica

1 1 a K

2 2 a L

3 3 a M

4 4 a N

5 5 a O

6 6 a P

7 7 a Q

O número de elétrons de cada camada eletrônica não pode ser superior a 32. Veja o número máximo de elétrons de cada camada:

Camada eletrônica Número máximo de elétrons

K 2

L 8

M 18

N 32

O 32

P 18

Q 2

Vamos recordar

Após o estudo deste capitulo, você ficou sabendo que:

· A matéria é formada de átomo;

· O átomo possui duas partes fundamentais: o núcleo e a eletrosfera.

· No núcleo encontra-se os prótons e os nêutrons.

· A eletrosfera é formada pelas camadas eletrônicas ou níveis de energia onde circulam os elétrons.

· Cada camada tem eletrônica tem um número limitado de elétrons.

· A última camada eletrônica nunca possui mais do que oito elétrons.

· O número de prótons de um átomo é sempre igual ao número de elétrons ocorrendo o equilíbrio elétrico.

· Quando o átomo perde elétrons, fica eletricamente positivo.

· Quando o átomo ganha elétrons, fica eletricamente negativo.

· Quando num átomo o número de prótons é igual ao de elétrons, ele é eletricamente neutro.

NÚMERO ATÔMICO E NÚMERO DE MASSA

Molécula é o conjunto de dois ou mais átomos, constituindo-se na menor parte de uma matéria que conserva as propriedades características dessa matéria.

Exemplo: hidrogênio

oxigênio

hidrogênio

H2O

hidrogênio

Exemplo:

hidrogênio

nitrogênio

hidrogênio NH3

hidrogênio

Exemplo: carbono

hidrogênio

hidrogênio

hidrogênio CH4

Os íons são estruturas em desequilíbrio elétrico, e estão carregados de eletricidade positivas ( + ) ou negativas ( - ).

Os íons positivos são chamados cátions.

Os íons negativos são chamados ânions.

ganha

- +

Na - 1e = Na

As substâncias formado por íons são chamadas de substâncias iônicas.

Número atômico e número de massa

Número atômico é o número de prótons que um átomo possui em seu núcleo.

Número de massa ao resultante da soma dos prótons e dos nêutrons de um átomo, isto é, das partículas fundamentais que se acham no núcleo do átomo.

Observe a tabela:

Átomo número de prótons número de nêutrons número de massa

Hidrogênio 1 0 1

Hélio 2 2 4

Carbono 6 6 12

Magnésio 12 12 24

Alumínio 13 14 27

Enxofre 16 16 32

Ferro 26 30 56

Massa atômica é a massa do átomo relacionada com um padrão escolhido.

Vamos recordar:

Quando os átomos se ligam intimamente entre si formam moléculas.

A molécula é a menor parte de uma matéria que conserva as propriedades característica dessa matéria.

As substâncias formadas por moléculas chama-se substância moleculares.

Os átomos que ganham ou perdem elétrons são chamados de íons.

Os íons são estruturas em desiquilíbrio elétrico.

Os íons positivos são chamados de cátions; e os íons negativos são chamados de ânions.

Os arranjos entre íons formam substâncias íônicas.

Os átomos diferem uns dos outros pela quantidade de prótons, elétrons e nêutrons que possuem.

A identidade do átomo é conhecida pela quantidade de prótons que apresenta em seu núcleo. E o seu número atômico.

O número de massa também serve para identificar o átomo. O número de massa é igual à soma dos prótons que apresenta prótons dos e nêutrons dos átomos.

A massa atômica dos átomos é estabelecida por comparação com a massa atômica do carbono 12, considerado átomos-padrão.

Os Estados Físicos da Matéria

Sólido partículas que tem própria forma, Ex: uma barra de ferro, uma placa de alumínio entre outras.

Classificando-se em corpos cristalinos chamados de sólidos verdadeiros ordenados, e corpos amorfos que são desordenados. Ex: cristalino: cristais e ex: amorfo: pedaço de cera de vidro, pedaços de piche, etc...

Líquidos não tem forma própria, ex: água, suco.....

Gasoso não tem forma própria. Ex: gases .....

Mudanças de Estados da Matéria

Fusão – É a passagem de uma substância do estado sólido para o líquido, pelo aumento de temperatura.

Tabela de ponto de fusão

Sólido Ponto de fusão

Gelo 0°C

Chumbo 327° C

Prata 960 °C

Ouro 1 063 °C

Ferro 1 536 °C

Platina 1 765 °C

Cobre 1 803 °C

Solidificação – É a passagem de uma substância do estado líquido para o sólido, pelo abaixamento da temperatura. Ex: um bloco de ferro funde-se a 1800 °C e começa a se solidificar a 1560 °C.

Vaporização – É a passagem de uma substância do estado líquido para o vapor , pelo aumento de temperatura.

Classificam-se em : Calefação – é a forma mais rápida de vaporização. Ex: uma gota de água que cai na chapa de fogão quente.

Evaporação – se você puser uma roupa molhada no varal, depois de algum tempo ela ficará seca. Outro exemplo é quando chove em uma calçada e ela começa a evaporar.

Ebulição – é outro tipo de evaporação, que ocorre quando fornecemos calor a um líquido. Ex: água sendo aquecida por uma fonte de calor.

Condensação – é a passagem de uma substância, que se encontra na forma de vapor, para o estado líquido, pelo abaixamento da temperatura. Ex: destilação da água.

Sublimação – é a passagem direta do estado sólido para o de vapor e vice-versa. Ex: a naftalina sumindo no ar, a pomada de cânfora, etc...

A Matéria Apresenta Propriedades

Gerais – são comuns a todo tipo de matéria.

Específica – dão características específica a matéria. Ex : a água incolor, o metal brilhante.

Classificação gerais da matéria:

Inércia – É a propriedade que pela qual conserva seu estado de repouso ou não altera seu estado de movimento, a menos que uma força aja sobre ela , chamada inércia.

Massa – pode ser medida em uma balança.

Extensão – é a propriedade que tem a matéria de ocupar lugar no espaço.

Impenetrabilidade – é a propriedade que duas porções de matéria têm de não poderem ocupar, ao mesmo tempo, o mesmo lugar no espaço.

Compressibilidade – é a propriedade que tem a matéria de, sob a ação de uma força , diminuição dos espaços intermoleculares.

Elasticidade - é a propriedade que tem a matéria de voltar ao seu volume e á sua forma inicial quando cessa a força que produz a deformação.

Divisibilidade – é a propriedade que tem a matéria de poder ser dividida em partes cada vez menores.

Propriedades Específicas

Físicas são substâncias que podem mudar de estado físico.

Química são substâncias que sofrem alterações.

Organolépticas são as propriedade pelas quais impressionam nossos sentidos. Por exemplos:

* Cor - como a água incolor.

* Coloridas – como o sulfato de enxofre hidratado ( azul ), o iodo ( violeta ),.......

* Sabor – Insipido sem sabor, sápidas sabor de doce.

* Odor - Inodora ( sem cheiro), odoríferas ( com cheiro ).

* Brilho – capacidade de refletir a luz e as que não refletem a luz.

Substâncias Simples e Compostas.

Simples – são substância formada por apenas uma única substância.

Composta – são substância formadas por mais de um elemento químico.

Os elementos Químicos

Para você compreender o que é um elemento químico, observe o exemplo:

H2 N2 3Pb

substância de hidrogênio substância de nitrogênio substância de chumbo

H H N N Pb Pb Pb

átomos de hidrogênio átomos de nitrogênio átomos de chumbo

Os átomos são diferentes uns dos outros e podem ser identificados por seus números atômicos.

O átomo de hidrogênio tem número atômico 1

O átomo de nitrogênio tem número atômico 7

O átomo de chumbo tem número atômico 82

O Elemento Químico - é um conjunto de átomos que têm o mesmo número atômico.

Classificação dos elementos Químicos

Jons Berzelius – foi o primeiro a tentar, em 1814, uma classificação dos elementos químicos não consegui mas traduziu os nomes dos elementos químicos, também de algumas característica como a tabela abaixo.

Grupos	Elementos químicos
Metais	Ouro, prata, cobre, alumínio, ferro, zinco, magnésio, cálcio, sódio, potássio, bário, etc.
Não - Metais	Flúor, cloro, bromo, iodo, astato, oxigênio, enxofre, selênio, nitrogênio, fósforo, carbono, etc.
Semi- metais	Telúrio, polônio, arsênio, germânio, antimônio, silício e boro
Gases nobres	Hélio, neônio, argônio, criptônio, radônio, xenônio
Hidrogênio	Hidrogênio

A linguagem dos símbolos

Z Símbolo Nome Z Símbolo Nome Z Símbolo Nome

1 H hidrogênio 36 Kr criptônio 71 Lu lutécio

2 He hélio 37 Rb rubídio 72 Hf fáfnio

3 Li lítio 38 Sr estrôncio 73 Ta tantálio

4 Be berílio 39 Y ítrio 74 W tubgstênio

5 B boro 40 Zr zircônio 75 Re rênio

6 C carbono 41 Nb nióbio 76 Os ósmio

7 N nitrogênio 42 Mo molibdênio 77 Ir irídio

8 O oxigênio 43 Tc tecnécio 78 Pt platina

9 F flúor 44 Ru rutênio 79 Au ouro

10 Ne neônio 45 Rh ródio 80 Hg mercúrio

11 Na sódio 46 Pd paládio 81 Ti tálio

12 Mg magnésio 47 Ag prata 82 Pb chumbo

13 Al alumínio 48 Cd cádmio 83 Bi bismuto

14 Si silício 49 In índio 84 Po polônio

15 P fósforo 50 Sn estanho 85 At astato

16 S enxofre 51 Sb antimônio 86 Rn radônio

17 Cl cloro 52 Te tertúrio 87 Fr frâncio

18 Ar argônio 53 I iodo 88 Ra rádio

19 K potássio 54 Xe xenônio 89 Ac astato

20 Ca cálcio 55 Cs césio 90 Th tório

21 Sc escândio 56 Ba bário 91 Pa protactínio

22 Ti titânio 57 La lantânio 92 U urânio

23 V vanádio 58 Ce cério 93 Np neptúnio

24 Cr cromo 59 Pr praseodímio 94 Pu Plutônio

25 Mn manganês 60 Nd neodímio 95 Am amerício

26 Fe ferro 61 Pm promécio 96 Cm cúrio

27 Co cobalto 62 Sm samário 97 Bk berquélio

28 Ni níquel 63 Eu európio 98 Cf califórnio

29 Cu cobre 64 Gd gadolínio 99 Es einstênio

30 Zn zinco 65 Tb térbio 100 Fm férmio

31 Ga gálio 66 Dy disprósio 101 Md mendelévio

32 Ge germânio 67 Ho hólmio 102 No nobélio

33 As arsênio 68 Er érbio 103 Lr laurêncio

34 Se selênio 69 Tm túlio 104 Ku Kurchatóvio

35 Br Bromo 70 Yb itérbio 105 Ha hâhnio

Tabela de elementos químicos que tem origem do latim.

Elemento Nome de origem Símbolo

Antimônio Stibium Sb

Chumbo Plumbum Pb

Cobre Cuprum Cu

Enxofre Sulfur S

Estanho Stannum Sn

Fósforo Phosphorus P

Mercúrio Hydrargyrum Hg

Ouro Aurum Au

Potássio Kalium K

Prata Argentum Ag

Sódio Natrium Na

Classificação Periódica dos Elementos

Só foi possível a montagem da tabela periódica por causa do Polonês 'Dmitri Mendeleyey e Lothar Meyer, que com seus estudos constituíram a tabela periódica, quanto ao seus elementos por ordem de massa atômica, assim classificando.

Número atômico ( Z )

Símbolo do elemento

Distribuição dos elétrons nas

camadas eletrônicas.

eletrônicas: M

Cálcio

40,08

Nome do elemento N

Massa atômica ( A )

Classificando a famílias:

1 A – alcalinos

2 A – alcalinos terrosos

3 A – boro

4 A – carbono

5 A – nitrogênio

6 A – calcogênios

7 A – halogênios

0 - gases nobres.

A teoria de spin ou spdf de Linus Pauling.

2 6

2 s 2p

2 6 10

3s 3p 3d

2 6 10 14

4s 4p 4d 4f

2 6 10 14

5s 5p 5d 5f

2 6 10

6s 6p 6d

2 6

7s 7p

As ligações Químicas

Os átomos que possuem 8 elétrons na última camada são considerado átomos completos; ou os que tem menor de 8 são átomos incopletos.

Observamos a tabela:

Gás nobre Camada e número de elétrons

Hélio K = 2

Neônio K = 2; L = 8

Argônio K = 2; L= 8; M = 8

Criptônio K = 2; L = 8; M = 18; N = 8

Xenônio K = 2; L = 8; M = 18; N = 18; O = 8

Radônio K = 2: L = 8; M = 18; N = 32; O = 18; P = 8

Elemento Camada e número de elétrons

Carbono K = 2; L = 4

Oxigênio K = 2; L = 6

Magnésio K = 2; L = 8; M = 2

Cloro K = 2; L = 8; M = 7

Cálcio K = 2; L = 8; M = 8; N = 2

Eletrovalência – quando a ligação entre átomos da origem e íons, a valência é chamada eletrovalência.

A valência comum aos átomos que compartilham elétrons recebe o nome de covalência. Quando os átomos compartilham elétrons, sua ligação é covalente ou molecular.

Representação das eletrovalência

Elemento Elétrons que podem perder Eletrovalência

Na (sódio) 1 +1

Li ( lítio ) 1 +1

K ( potássio ) 1 +1

Ca ( cálcio ) 2 +2

Fe ( ferro ) 2 +2

Al ( alumínio ) 3 +3

Elemento Elétrons que podem ganhar Eletrovalência

F (flúor ) 1 -1

Cl ( cloro ) 1 -1

S ( enxofre ) 2 -2

O ( oxigênio ) 2 -2

P ( fósforo ) 3 -3

N ( nitrogênio ) 3 -3

C ( carbono ) 4 -4

Obs:

Cl- covalentes 1 H- covalentes 1 -0- covalentes 2 -N- covalentes 3

I I

- P – covalentes 3 -C- covalentes 4

· O sódio pode perde 1 elétron: é monovalente.

· O cálcio pode perde 2 elétrons: é bivalente.

· O nitrogênio pode perde 3 elétrons: é trivalente.

· O carbono pode pede 4 elétrons: é tetravalente.

As fórmulas das Substância

A fórmula iônica representa o composto iônico, mostrado sua composição qualitativa e quantitativa.

+ _ + _

Ex: Na + Cl = NaCl composto iônico o cloreto de sódio.

+3 -1

Ex: Ag + NO3 = AgNO3 composto iônico o nitrato de prata.

Ânions – são cargas negativas.

Cátions – são cargas positivos.

Balanceamento das Equações Químicas

Reações de Síntese ou Adição – um único elemento com um outro elemento.

Ex: Fe + S → FeS

Ex: H2 + Cl2 → 2HCl

Reações de Decomposição - a reação já esta pronta e temos que separar.

Ex: NaCl → Na + Cl

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

Ex: Cl2 + 2NaBr → 2NaBr + Br2

Ex: Fe + 2HCl → FeCl2 + H2

Reação de Dupla Troca – esta reações ocorrem quando duas substância composta resolvem fazer uma troca e formam-se duas novas substâncias compostas.

Ex: NaOH + HCl → NaCl + H2O

Ex: H2SO4 + BaCl2 → BaSO4 + 2HCl

Massa Molecular

É a soma das massas atômicas:

Ex: Cl = 35,5; O = 16; H = 1; S = 32.

O uso das substâncias nas indústrias

Substância orgânica é aquela derivada de animais e vegetais.

Substância inorgânica são aquelas derivadas dos minerais.

Substância sintética é aquelas que são fabricadas em laboratório.

Alguns derivados do material orgânico:

· Gasolina, * Gás butano, *Óleo diesel, *Óleo lubrificante, * Naftalina, *Betume, *Acetona.

Substância Inorgânica, exemplos: composto feitos em laboratório, cloro, cloreto de sódio, iodeto de magnésio, etc.....

Alguns derivados da substâncias sintéticos são derivados como: Sacarina, Borracha sintética, Plástico, Polietileno, Baquelite, PVC, Acrílico, Fibra têxteis, Raiom, Náilon, Detergente,Tinta, Corante entre outros.

Química Inorgânica

É o ramo da química que estuda os elementos químicos e as substância da natureza que não possuem o carbono coordenado em cadeias, investigando as suas estruturas, propriedades e a explicação do mecanismo de suas reações e transformações.

Os materiais inorgânicos compreendem cerca de 95% das substância existentes no planeta terra.

Classificação: ácidos, bases, sais e óxidos.

Inorgânica definição: normalmente são as produzidas em laboratório, com exceção do NH3- amônio (urina).

Substância que são compostos com mais de dois produtos químicos. Ex: água mais sal.

Mistura que são classificadas em: Homogênea que são substâncias que não se separam e Hetorogênea são substâncias que se separam.

Análise Imediata – são as substâncias que por olho humano conseguimos separar imediatamente, isto é seguindo uma lógica laboratorial.

Teoria de Arrehenius

Os Ácidos e as Bases ou Hidróxidos

Ácidos – são exemplos : vinagre, limão, entre outras

Sua representação se por um “H” maiúscula na frente da reação como exemplo: HCl,

Lembrado-se que seu sufixo acaba mudando como tabela abaixo:

Obs: quando necessário usamos o ur e o or.

ânions ácidos

ato ico

eto ídrico

ito oso

HCl – ácido clorídrico , HI – ácido iodato , H2SO4 – ácido sulfúrico , etc.....

Base – são substância que apresentam a hidroxílica com terminação OH maiúscula

Exemplos do dia-a-dia: soda cáustica, entre outras

Exemplos usando a nomenclatura do químico: NaOH – hidróxido de sódio, entre outras.

Sais – são substâncias que não apresentam o ácidos e bases. Ou melhor nem H nem OH. Exemplo: iodeto de sódio ( NaI ), entre outras.

Óxido – são substâncias que apresenta o O no final da reação química. Ex: NaO óxido de sódio, entre outras. Ex: não – óxido de sódio.

Massa Atômica

Número atômico ( Z )

Símbolo do elemento

Distribuição dos elétrons nas

camadas eletrônicas.

eletrônicas: M

Cálcio

40,08

Nome do elemento N

Massa atômica ( A )

Exemplos:

MaCa = 40 u

MACl = 35,5 u

Massa Molecular ( MM)

São elementos com dois ou mais elementos químicos. Ex: MMH2O = 2 x 1 = 2

1 x 16 = 16

18 g/mol

Atividades:

1) Calcule a massa molecular das seguintes substância de:

a – HCN d - Al2(SO4)

b – H2BO3 e – Ni (OH)2

c – H2 Cr 2O7 f – Bi2(SO4)3

2) Quantas moléculas temos em 60g de ácidos sulfúrico ( H2SO4) ?

Dados: 1 mol = 6,02 x 10 moléculas.

Lei de Avogadro

1 mol ------------------- 6,02 . 10 átomo ----------------- 22,4 L OFICIAL

Pela IUPAC e a SI Junto com a OMS.

O ESTADO GASOSO

Gás e Vapor

O gelo, recebe calor, sofre uma mudança de estado físico, denominado fusão.

Na mesma temperatura e pressão, volume iguais quaisquer apresentação o mesmo número de moléculas. Esta é a hipótese de Avogadro.

As transformações que um gás pode sofrer, são:

Transformações mantém-se lei equação

isotérmica ---------------- temperatura Boyle – Mariotte P.V = P2.V2

V = V2

isobárica ------------------ pressão Charles – Gay – Lussac T T2

isocórica ------------------ volume Charles – Gay – Lussac P = P2

T T2

Atividades

1- Um recipiente fechado contém hidrogênio á temperatura de 30 °Ϲ e pressão de 606 mmHg. Calcule a pressão exercida quando a temperatura se elevar a 47℃, sem variar o volume.

Resolvendo: P = P2 606 = P2 303. P2 = 606. 320 P = 640 mmHg

T T2 303 320

C = 273 + 30 = 303 K

C = 273 + 47 = 320 K

2- 50 L de um gás exerce a pressão de 1 atm a 0 ℃. Calcule a pressão que a mesma massa do gás exercerá ocupa um volume de 80 L a 0 ℃.

Resolvendo: P.V = P2.V2

1 . 50 = P2 . 80

50 = P.80

50 = P

P = 0,625 atm

3- 100L de um gás submetido a 27℃ são aquecidos a 87 ℃, mantendo-se a pressão constante. Calcule o volume ocupado pelo gás na temperatura de 77℃.

Resolvendo: V = V2

T T2

100 = V

300 360

V = 120 L

Equações: Geral e de Clapeyron

Geral P.V = P1.V1 Equação de Clapeyron P.V = n.R.T

T T1

1- Calcule a pressão exercida por 5 moles de um gás submetido a 27 ℃ e ocupa o volume de 16,4 L ( R = 0,082 atm .L )

mol. K

Resolução: P = ? P.V = n.R.T

n = 5 moles P. 16.4 = 5.0,082. 327

T = 27 + 300 = 327℃ P = 7,5 atm

V = 16,4 L

Equação de Clapeyron

Foi visto no estado dos gases que, para certa massa de determinado gás vale a relação.

PV = constante

Vamos determinar o valor da constante tomando 1 mol de gás na CNTP.

P1 = 1 atm = 760 mmHg

V1 = 22,4 Litros

T1 = 273 K

P.V = 1 X 22,4 = 0,082 atm.l

T 273 K

P.V = 760 X 22,4 = 62,3 mmHg.l

T 273 K

Onde vamos obter: P.V = nRT para n moles de gás.

Tendo em vista que n = m , podemos também escrever: P.V = m .RT

M M

onde: P = pressão V = volume n = número de moles

m = massa do gás expressa em gramas.

M = massa de 1 mol do gás expressa em gramas.

R = constante universal.

T = temperatura absoluta = ( t °C + 273).

Exemplo: Calcule o volume por 2 litros de um gás, sabendo que a 47℃ ele exerce a pressão de 640 mmHg. ( R = 62,3 mmHg . L )

mol . K

Resolvendo: V =

n = 2 moles P.V = n.R.T

T = 47 + 273 = 320 K 640 . V = 2. 62,3 . 320

P = 640 mm.Hg V = 62,3 L

Densidades: absoluta e relativa

É a razão entre a massa e o volume dessa substância, numa certa temperatura.

Sua formula: d = m

Também pode ser dada por segundo o CNTP.

D = M

22,4

Ex: Determine a densidade absoluta no nitrogênio (N2).

Resolvendo: d = M d = 28 d = 1,25 g/L

22,4 22,4

Ex: Determine a densidade do gás carbônico ( CO2).

Resolvendo: d = M d = 44 1,96 g/L

22,4 22,4

Oxidação e Redução

Vamos transferir elétrons?

Uma barra de níquel foi colocada em uma solução de nitrato de prata ( AgNO3).

Analise mostrou que, após algum tempo depois a barra de níquel ficou recoberta com prata, enquanto que íons Ni surgiram na solução.

Então o que ocorrera foi:

1- Com os íons Ag ocorreu a redução

Ag + elétrons → Ag

solução barra

2- Com o níquel ocorreu a oxidação

Ni → Ni + 2 elétrons

barra solução

3- Para conseguir a equação global, vamos somar os dois processos anteriores.

Para tanto, o processo ocorrido com a prata deverá ser multiplicado por dois (2), pois assim os elétrons podem ser cancelados.

+ 0

2 Ag + 2 elétrons → 2 Ag

Ni → Ni + 2 elétrons

+ +2 + +2

2 Ag + Ni → 2 Ag + Ni

4- Tem transferência de elétrons? Sim

5- Quem doou elétrons foi a espécie química …Ni....

6- Quem recebeu elétrons foi ...Ag....

7- Processo que ocorre com a transferência de elétrons são denominados processo de: oxi-redução.

8- A oxidação corresponde a uma perda de elétrons.

9- A redução corresponde a um ganho de elétrons.

Atividades

1- Coloque oxidação ou redução nas equações:

+3 -

a- Fe +3 e → Fe ( redução )

+2 -

b-Mn → Mn + 2 e ( oxidação )

+1 -

c-Na → Na + e ( oxidação )

- -

d- Cl2 + 2 e → 2 Cl ( redução )

O oxidação e redutor

+2 -

Exemplo: Observe Ni → Ni + 2 e ( oxidação )

Vamos resolver agora as questões:

1- Se o níquel sofre oxidação, ele é um agente: Redutor

2- Os elétrons perdidos pelo níquel irão efetuar uma Redução em outra espécie química.

3- Então, o agente redutor deve sofrer: Oxidação

Definições:

Oxidante: são espécies químicas que recebe elétrons.

Redutor: são espécies químicas que perde elétrons.

Oxidação: Fenômeno de perda de elétrons.

Redução: Fenômeno de ganho de elétrons.

A oxi-redução e o número de oxidação

Vamos diretamente para exemplos:

Preencha o espaço com o de número de oxidação de elemento indicada:

a) Cl2 - zero

b) O2 - zero

c) O3 - zero

d) P4 – zero

e) S8 - zero

Associe os íons monovalente com os números de oxidação:

( a ) Na ( d ) - 1

( b ) Mg ( a ) +1

( c ) Fe ( c ) +3

( d ) Cl ( b ) +2

-2

( e ) S ( e ) -2

Estudante: Turma: Data: …./..../....

Professor: José Henrique Pires

Avaliação de Química

Leia o texto corretamente, e após você em poder realizar esse exame corretamente, todos os conteúdo foram ministrado de forma que cada questão tem somente uma resposta, ou melhor, você poderá assinar somente uma resposta. Não poderá usar corretivo e somente caneta azul ou preta, com os devidos cálculos caso não haja fica sem validade.

1- Se dispomos de 2,0 moles de um gás em um recipiente de 25 litros, e pretendemos manter esta amostra gasosa sob pressão constante de 0,3 atm, então devemos aquece-la a uma temperatura de:

( ) 54,7 K ( ) 45,7 K ( ) 75,4 K ( ) 47,5 K

2- A 100 atm, o volume ocupado por um gás é de 10 L. Se a pressão for reduzida pela metade e a temperatura permanecer constante, o volume ocupado pelo gás será:

( ) 15 L ( ) 20 L ( ) 35 L ( ) 50 L

3- Se 1,OO L de um gás tem massa de 2 g a 0℃ e 1 atm , qual a sua massa molecular?

( ) 44,8 g ( ) 32,7 g ( ) 22,4 g ( ) 4,0 g ( ) não calcular

4- A densidade do acetileno gasosa em relação ao ar atmosférico, nas mesmas condições de pressão e temperatura, vale:

( ) 1,03 ( ) 0,90 ( ) 1,11 ( ) 0,54 ( ) 4,0

Atividades:

Determine o número de oxidação de todos os elementos das seguintes substâncias:

H202 = H +1, 0 = -1

H4P2O = H +1, P +5, O -2

HBrO = H +1, Br +1, O -2

NaH = Na +1, H -1

As semi-reações

Zn → Zn + 2 elétrons semi-reação de oxidação

Cu + 2 elétrons → Cu semi-reação de redução

Balanceamento de equações de oxi-redução

Ex: Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + H2O + NO

Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + H2O + NO

0 +5 +2 +2

3Cu + 8 HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 4H2O + 2NO

ESTEQUIOMETRIA

Conceito: Estequiometria significa medida de uma substância.

O volume de um gás depende da pressão e da temperatura.

Nos calculo estequiométricos, ao estabelecermos uma proporção, estamos aplicando a lei de Proust.

Cálculos estequiométrico.

Exemplo: Juntam-se 11,2 g de ferro com solução de ácido clorídrico, formando-se cloreto de ferro (II) e hidrogênio.

Fe + HCl → FeCl2 + H2

Calcule:

1- A massa de cloreto de ferro (II) formado.

Resolvendo: Fe + 2 HCl → FeCl2 + H2

56 g 127 g

11,2 g x

x = 11,2 X 127 = 25,4 g

2- O volume de H2 que se forma, nas CNTP.

Fe + 2HCl → FeCl2 + H2

56 g 22,4 L

11,2 g y

y = 11,2 X 22,4 = 4,48 L

3- A massa de HCl gasto na reação.

Fe + 2HCl → FeCl + H2

56 g 73 g

11,2 g z

z = 11,2 X 73 = 14,6 g

SOLUÇÕES

Definições: Uma mistura homogênea de duas ou mais substâncias recebe o nome de solução.

Ao componente de menor quantidade receberá o nome de solvente.

Ao componente de maior quantidade, que serve para dissolver o soluto, daremos o nome de solvente.

Simbologia:

C = concentração m = massa da solução

m1 = massa do soluto ɱ = molalidade

V = volume da solução m2 = massa do solvente

M = molaridade ( n.e) 1 = número de equivalente do soluto.

n1 = números de moles do soluto

T = título

Quadro de formulação:

Tipo de concentração	fórmula
Concentração	C = m1 V
Molaridade	M = n1 V(l)
Título	T = m1 m2
Molalidade	ɱ = n1 m2 (kg)
Fração molar do solvente	X2 = n2 n1
Fração molar do soluto	X1 = n2 n
Normalidade	N = (n.e) 1 V(l)

Exercícios:

1- Um solução apresenta concentração molar de 0,5 g/l. Significa que:

R: Cada litro de solução contém 0,5 g de soluto.

2- Uma solução de KNO3 apresenta concentração de 0,08 g /L

R: Cada litro de solução contém 0,08 de KNO3

3- A concentração de uma solução é de 0,3 molar. Significa que:

R: Cada litro de solução contém 0,3 molar de solução.

4- Uma solução de 8% de H2SO4. Significa que:

R: Cada 100 g de solução contém 8g de solução e 92 g de solvente.

Equivalentes

O equivalente-grama de base pode ser calculado dividindo-se o mol da base pelo número de aníons hidróxido existentes na fórmula da base.

O equivalente-grama de base é a massa da base, em gramas, capaz de fornecer 1 mol de íons OH.

Ex: Qual a molaridade da solução obtida pela adição de 4 g de Ca (OH)2 a 10 litros de água?

Resolvendo:

Primeiro calculamos o mol desta. Ca= 40 = 40 n = m1 4 0,05 mol

O= 2.16 = 32 mol 74

H= 2.1 = 2

74 g

M = n1 0,05 0,005 mol/l ou 0,005 molar

V(l) 10

Atividades

1- Qual a molaridade de uma solução de H2SO4 de concentração 9,8 g/l?

Resolvendo: calculo do mol = 98 g

n1 = m1 9,8 0,1 mol

mol 98

1 litro de solução ---------------- 0,1 mol de soluto

Logo M = 0,1 molar.

2- 992 g de água pura e 8 g de NaOH formarão uma solução com qual porcentagem em massa?

Resolvendo: T = m1

m2 + m1

T = 8 = 8 = 0,008

8 + 992 1000

P = T X 100% P = 0,008 X 100 P = 0,8%

3-Dissolvendo 1mol de HCl em 2 000 g de água pura , qual será a porcentagem em massa da solução?

Resolvendo: calculando o mol de HCl 36,5 g

P = T X 100%

P = m1 X 100

m2 +m1

P = 36,5 X 100% P = 1,79%

2 000 + 36,5

4- Qual a molaridade de uma solução 0,4 normal de H2SO4?

Resolvendo: x equivale 2 porque tem duas moléculas de H

N = x.M 0,4 = 2M 0,4 = M M = 0,2 Molar

5- Qual a normalidade de uma solução 0,5 molar de H3PO4?

Resolvendo: N = x.M N = 3 . 0,5 N = 1,5 normal.

6- Dissolvendo-se 6,0 g de CO(NH2)2 em 90 g de água. Calcule a molalidade, a fração molar, a porcentagem em massas e o título do soluto nessa solução.

Resolvendo: a) Molalidade n1 = m1 = 6 = 0,1 mol

mol 6,0

m = n1 = 0,1 = 1,1 molal

m2 0,09 kg

b) Fração molar

x1 = n1 = 0,1 = 0,02

n1 + n2 5,1

c) Título T = m1 = 6 = 0,0625

m1+m2 96

d) Porcentagem P = T X 100%

P = 0,0625 X 100 = 6,25%

CINÉTICA – VELOCIDADE DAS REAÇÕES

A cinética é o ramo da química que estuda a velocidade de uma reação.

Sua fórmula é V média = Δm

Δt

Onde a velocidade média vai ser dada em m/s

Delta média vai ser dada em m

Delta tempo vai ser dada em s

1- Qual a velocidade média de formação do SO3 no intervalo de 20 a 40 minutos?

SO3 = 32 + 4.16 = 32 + 64 = 96 V = 96 = g/mol

40 – 20

A velocidade média de uma reação também pode ser dada em função da variação da concentração molar de qualquer reagente ou produto.

2) Na reação química genética

A + B → C + D

Formam medidas as concentrações molares de B em vários tempos.

Na tabela abaixo , B é a concentração molar de B em moles por litro.

Tempo em minutos	B
2	1
5	0,5
8	0,3
11	0,2

Calcule a velocidade média da reação no intervalo de 5 a 11 minutos.

Resolvendo: V = ΔB

Δt

V = 0,5 – 0,2 0,3 = 0,05 moles/ litros.min

11- 5 6

Na reação: H2CO3 → H2O + CO2 ?, para cada molécula de H2CO3 que se decompõe, uma molécula de CO2 se forma . Qual a reação entre a velocidade de formação do CO2 em relação á velocidade de desaparecimento do H2CO3?

Resolvendo: 1 molécula de H2CO3 produz 1 molécula de CO2. Logo:

1 mol de H2CO3 produz 1 mol de CO2.

Conseqüentemente a velocidade do CO2 = H2CO3

A ENERGIA DE ATIVAÇÂO

Uma reação química geralmente ocorre com colisões entre as moléculas dos reagentes.

Uma colisão entre moléculas de reagentes produzirá produtos se tiver orientação favorável e energia favorável.

A energia mínima que as moléculas reagentes devem possuir para que ocorra reação, chamamos de energia de ativação.

A velocidade e a Concentração

Def: quanto maior a concentração dos reagentes, maior o número de colisão entre a moléculas e maior será a velocidade da reação.

V = k [1°] . [ 2°] Equação geral

Calcule as reações:

1) CO2 + H2O → H2CO3

V = k [CO2] [H2O]

2) 2SO2 + O2 → 2SO3

V = k [SO2] . [O2]

3) Fe(OH)3 + 3 HCl → FeCl3 + 3H2O

V = k[Fe(OH3)] . [HCl]

4) Ca(OH)2 + H2SO4 → CaSO4 + 2H2O

V = k[Ca(OH)2] . [H2SO4]

5) 2HI → I2 + H2

V = [HI]

6) H2O2 → H2O + 1/2O2

V = k[H2O2]

7) NH3 + HCl → NH4Cl

V = k[NH3] . [HCl]

Vamos ver como ocorre em uma reação: CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O se duplicarmos a concentração prevista pela Lei de Guildberg-Waage?

Resolvendo: V = k [ Al(OH)3] [HBr] x = [1°] e y = [2°]

V = k.x.y triplicando a concentração teremos de HBr

V = k.y(3y) onde V = 27.k

Equilíbrio Químico

Lei de Guldberg-Waage baseia se em balancear uma equação .

Ex: Vamos escrever a equação da velocidade:

a- C3H8 + _5_ O2 → _3_CO2 + _4_ H2O

V = k[C3H8] [O2]

b- H2 + Cl2 → _2_HCl

V = k[H2] [Cl2]

Deslocamento de equilíbrio

Num equilíbrio químico, os processos inversos apresentam velocidades iguais.

Se você alterar uma das velocidades num equilíbrio, este sofrerá um deslocamento no sentindo da velocidade.

Para provocar variação de uma velocidade num equilíbrio, você poderá alterar a temperatura, a pressão ou a concentração dos participantes.

CONSTANTE DE EQUILíBRIO

Baseia-se principalmente nos conceitos matemáticos. Sua constante é o Kc.

Exemplo: N2(g) + O2(g) ⇄ 2NO(g)

Kc = [NO] Produto

[H2] [O2] Reagentes

Exemplo: 2Cl2 + 2H2O ⇄ 4HCl + O2

Kc = [ HCL] [O2]

2 2

[Cl2] [H2O]

Lei da Diluição de Ostwald

Diluir uma solução implica adicionar solvente ou retirar soluto.

O grau de ionização de um ácido numa solução sofre um/a aumento com a diluição.

A lei da diluição de Ostwald e expressa pela fórmula Ki = M α

1 – α

Ex: Calcule o grau de ionização de uma solução 0,2 M de HCN, sabendo que a constante de ionização e 7,2 . 10 na menos 10 a 25 graus.

+ -

Resolvendo: HCN ⇄ H + CN

Equilíbrio → M ( 1 – α) Mα Mα

2 2

ka = Mα e ka = Mα

1 - α

-10 -10 -5

α = ka = 7,2 . 10 = 36.10 = α = 6.10

M 0,2

Potencias da lei da diluição de Ostwald, observe o quadro:

Equação simplificada da ionização da água	H2O ⇄ H + OH
Produto iônico da água	Kw = [H] [OH]
Água a 20 °C	-14 Kw = 10 + -7 [H] = 10 íons g/l - -7 [OH] = 10 íons g/l
Para um meio ácido, tem-se	-14 Kw = 10 -7 [H] > 10 -7 [OH] < 10
Potenciais	pH = log 1 [H] pH + pOH = 14 pOH = log 1 [OH]
Meio ácido	pH < 7 pH + pOH = 14 pOH >7
Meio básico	pH > 7 pH + pOH = 14 pOH < 7
Meio neutro	PH = 7 pH + pOH =14 pOH = 7

Questões:

+ -4

1) Tem-se uma solução aquosa que apresenta concentração de íons H igual a 10 íons g/l. O pH

dessa solução é de 4, sendo, portanto, uma solução ácida.

Resolvendo: + -4

[H] = 10 íons g/l

pH = log 1

-4

10 4

pH = log 10 pH = 4

- -6

2) Sendo a concentração de íons OH igual a 10 íons g/l, podemos dizer que o pH dessa solução é 8 , sendo, portanto, uma solução básica.

-6

[OH] = 10 íons g/l

pOH = log 1

-6

10 -6

pOH = log 10 onde pH = 8

SOLUBILIDADE

Os íons ( cátions e aníons) , em solução aquosa , sempre estão hidratados.

Ao sofrer hidrolise, um catíon origina uma base fraca e íons H (mais). Deste modo, a solução se tornará ácida.

Havendo hidrolise somente do aníon, podemos dizer que a solução e básica, apresentando, portanto, pH maior que 7.

Escrever a fórmula da constante de solubilidade para os seguintes eletrólitos:

a- AgBr → Ag + Br

Ks = [Ag] [Br]

2+ 2-

b- CaCO3 → Ca + CO3

2+ 2-

Ks = [Ca ] [CO3 ]

3+ -

c- Fe(OH)3 → Fe + 3OH

3+ 3-

Ks = [Fe] [OH]

TERMOQUÍMICA

São classificados em reações químicas:

Endotérmica e Exotérmicas.

As reações químicas exotérmicas liberam calor.

As reações químicas endotérmicas absorvem calor.

Analisando a questão e resolvendo:

N2(g) + O2(g) → 2NO(g) – 43,2 kcal, quantos mol de N2(g) reage com 1 mol de O2(g), produzindo 2 moles de NO(g), ocorre de 43,2 kcal. Então, este processo e endotérmico.

Na equação C(grafite) + 2H2(g) → CH4(g) + 17,89 kcal, quando 1 mol de carbono (grafite) reage com 2 moles de H2(g) produzindo 1 mol de CH4(g), ocorre liberação de 17,89 kcal. Logo, este processo e exotérmico.

ELETROQUÍMICA

É o ramo da química que estuda a reação entre a reação química e a energia elétrica.

O aparelho denomina-se pilha que produz energia elétrica a partir de uma reação química.

A pilha e constituída de dois elétrodos.

Cada elétrodo geralmente é constituído de um metal mergulhado em uma solução de íons daquele metal.

Cada elétrodo apresenta uma semi-reação de oxidação ou de redução.

A soma das semi-reação de oxidação ou de redução.

A soma das semi-reação dos dois elétrodos resulta na equação química da pilha.

Cada elétrodo apresenta um potencial de oxidação ou de redução.

O elétrodo onde ocorre uma redução é denominado cátodo.

O elétrodo onde ocorre uma oxidação é denominado ânodo.

Em pilha, o cátodo é o elétrodo que recebe elétrodo do circuito externo.

Em uma pilha, o ânodo é o elétrodo que emite elétrons para o circuito externo.

O cátodo da pilha é o pólo com garga positiva.

O ânodo da pilha é o pólo com carga negativa.

Lei de Faraday

A massa que se libera em um elétrodo e proporcional a carga que atravessa a solução. ( 1 Lei de Faraday)

A massa que se liberta em um elétrodo é proporcional ao equivalente grama da substância formada. ( 2 lei de Faraday)

Um Faraday (F) vale 96500 coulombs.

1 mol de elétrodo é a quantidade de elétrons que transporta a carga de 1 faraday.

Química Orgânica

A Química Orgânica é uma divisão da Química que foi proposta em 1777 pelo químico sueco Torbern Olof Bergman. A química orgânica era definida como um ramo químico que estuda os compostos extraídos dos organismos vivos. Em 1807, foi formulada a Teoria da Força Vital por Jöns Jacob Berzelius. Ela baseava-se na ideia de que os compostos orgânicos precisavam de uma força maior (a vida) para serem sintetizados.

      Em 1828, Friedrich Wöhler , discípulo de Berzelius, a partir do cianato de amônio, produziu a ureia; começando, assim, a queda da teoria da força vital. Essa obtenção ficou conhecida como síntese de Wöhler. Após, Pierre Eugene Marcellin Berthelot realizou toda uma série de experiências a partir de 1854 e em 1862 sintetizou o acetileno. Em 1866, Berthelot obteve, por aquecimento, a polimerização do acetileno em benzeno e, assim, é derrubada a Teoria da Força Vital.
    Percebe-se que a definição de Bergman para a química orgânica não era adequada, então, o químico alemão Friedrich August Kekulé propôs a nova definição aceita atualmente: “Química Orgânica é o ramo da Química que estuda os compostos do carbono”. Essa afirmação está correta, contudo, nem todo composto que contém carbono é orgânico, por exemplo o dióxido de carbono, o ácido carbônico, a Grafite, etc, mas todos os compostos orgânicos contém carbono.
    Essa parte da química, além de estudar a estrutura, propriedades, composição, reações^[1] e síntese de compostos orgânicos que, por definição, contenham carbono, pode também conter outros elementos como o oxigênio e o hidrogênio. Muitos deles contêm nitrogênio, halogênios e, mais raramente, fósforo e enxofre.

Cacterísticas

Dentro da química orgânica existem as funções orgânicas (compostos ôrganicos de características químicas e físicas semelhantes). Existem muitas funções, sendo as mais comuns:

Hidrocarbonetos (Alcanos, Alcenos, Alcinos, Alcadienos, Alceninos, Cicloalcanos, Cicloalcenos)

Haletos

Álcool

· Enol

. Fenol

Éter

Éster

Aldeído

Cetona

Ácido carboxílico

Aminas

Amida

Nitrocompostos

Nitrilas

Isonitrilas

Compostos de Grignard

As razões para que haja muitos compostos orgânicos são:

A capacidade do carbono de formar ligações covalentes com ele mesmo. São solventes dos compostos orgânicos: o éter e o álcool, por exemplo.
O raio atômico relativamente pequeno do Carbono em relação aos outros elementos da família 4A.
Sua eletronegatividade não é muito forte, podendo reagir sem precisar de grandes somas de energia.
Elemento muito abundante.

Características do Carbono

O carbono é tetravalente, ou seja, por possuir 4 elétrons na camada de valência efetua 4 ligações.
Ligações múltiplas, isto é, forma ligações simples, dupla e triplas.
O caráter da ligação é anfótero (não importa se é metal ou não-metal).
Formar cadeias carbônicas
Possui 3 hibridizações: sp³, sp² e sp.

Nomenclatura dos compostos orgânicos

Na química orgânica, compostos orgânicos são nomeados de acordo com seus devidos prefixos, infixos e sufixos:

Prefixo

O prefixo é adotado conforme o número de Carbonos na cadeia principal

1 Carbono: Met-
2 Carbonos: Et-
3 Carbonos: Prop-
4 Carbonos: But-
5 Carbonos: Pent-
6 Carbonos: Hex-
7 Carbonos: Hept-
8 Carbonos: Oct-
9 Carbonos: Non-
10 Carbonos: Dec-

Infixos

É indicado pela classificação da cadeia quanto à saturação: Saturada possuem apenas ligações simples entres os carbonos. Insaturadas possuem ligações duplas ou triplas entre carbonos.

Apenas ligações simples: -an-
Ligação dupla: -en-
Duas ligações duplas: -dien-
Três ligações duplas: -trien-
Ligação tripla: -in-
Duas ligações triplas: -diin-
Três ligações triplas: -triin-

Sufixos

Os sufixos são colocados conforme a função orgânica do composto.

Hidrocarbonetos: -o
Ácidos Carboxílicos: Ácido + -óico
Cetonas: -ona
Aldeídos: -al
Álcoois ou fenóis: -ol
Ésteres: -oato de -ila, onde -ila é o sufixo adotado para o radical.
Éteres: Radical menor + -oxi- + radical maior
Aminas: Radical + -amina
Amidas: Radical + -amida

Exemplo de nomenclaturas de compostos orgânicos

Metano

Número de carbonos: Met- = 1 Carbono
Tipo de ligação entre os Carbonos: -an- = Simples
Função química do composto: -o = Hidrocarboneto

Logo: CH4

Butano

Número de carbonos: But- = 4 Carbonos
Tipo de ligação entre os Carbonos: -an- = Simples
Função química do composto: -o Hidrocarboneto

Logo: CH3-CH2-CH2-CH3

Etanol

Número de carbonos: Et- = 2 Carbonos
Tipo de ligação entre os Carbonos: -an- = Simples
Função química do composto: -ol = Alcoól

Logo: CH3-CH2-OH

Etenal

Número de carbonos: Et- = 2 Carbonos
Tipo de ligação entre os Carbonos: -en- = Dupla
Função química do composto: -al = Aldeído

Logo: CH2=COH

Reações em química orgânica.

Hidrocarboneto

Em química, um hidrocarboneto é um composto químico constituído essencialmente por átomos de carbono e de hidrogênio.

O Commons possui multimídias sobre Hidrocarboneto

3-ciclopentil-3-etilexano, um hidrocarboneto mais complexo.

Os hidrocarbonetos naturais são compostos químicos constituídos apenas por átomos de carbono (C) e de hidrogênio (H), aos quais se podem juntar átomos de oxigênio (O), azoto ou nitrogênio (N) e enxofre (S) dando origem a diferentes compostos de outros grupos funcionais. São conhecidos alguns milhares de hidrocarbonetos. As diferentes características físicas são uma consequência das diferentes composições moleculares. Contudo, todos os

hidrocarbonetos apresentam uma propriedade comum: oxidam-se facilmente liberando calor. Os hidrocarbonetos naturais formam-se a grandes pressões no interior da terra (abaixo de 150 km de profundidade) e são trazidos para zonas de menor pressão através de processos geológicos, onde podem formar acumulações comerciais (petróleo, gás natural, carvão etc). As moléculas de hidrocarbonetos, sobretudo as mais complexas, possuem alta estabilidade termodinâmica. Apenas o metano, que é a molécula mais simples (CH₄), pode se formar em condições de pressão e temperatura mais baixas. Os demais hidrocarbonetos não são formados espontaneamente nas camadas superficiais da terra.

Cadeias carbônicas do hidrocarboneto:

Os hidrocarbonetos tem um série de cadeias sendo divididos em:

hidrocarbonetos alifáticos: neles, a cadeia carbônica é acíclica (ou seja, aberta), sendo subdivido em:

hidrocarbonetos cíclicos: possuem pelo menos uma cadeia carbônica fechada, subdivididos em:

cicloalcanos ou ciclanos
cicloalcenos ou ciclenos
cicloalcinos ou ciclinos
aromáticos, que possuem pelo menos um anel aromático (anel benzênico) além de suas outras ligações.

Hidrocarbonetos policíclicos de Von Baeyer

Ligações entre os hidrocarbonetos:

Os hidrocarbonetos tem uma série de divisões sendo:

hidrocarbonetos saturados, englobando alcanos e cicloalcanos, que não possuem ligações dupla, tripla ou aromática;
hidrocarbonetos insaturados, que possuem uma ou mais ligações dupla ou tripla entre átomos de carbono (entre eles os alcenos, alcadienos e cicloalcenos - com ligação dupla; alcinos - com ligações tripla -; e aromáticos)

O número de átomos de hidrogênio em hidrocarbonetos pode ser determinado, se o número de átomos de carbono for conhecido, utilizando as seguintes equações:

Alcanos: C_nH_2n+2
Alcenos: C_nH_2n
Alcinos: C_nH_2n-2
Ciclanos: C_nH_2n
Ciclenos: C_nH_2n-2

Hidrocarbonetos geralmente líquidos geologicamente extraídos são chamados de petróleo (literalmente "óleo de pedra") ou óleo mineral, enquanto hidrocarbonetos geológicos gasosos são chamados de gás natural. Todos são importantes fontes de combustível. Hidrocarbonetos são de grande importância econômica porque constituem a maioria dos combustíveis minerais (carvão, petróleo,gás natural, etc.) e biocombustíveis como o plásticos, ceras, solventes e óleos. Na poluição urbana, esses compostos - juntamente com NOx e a luz solar - contribuem para a formação do ozônio troposfér

No trabalho baseo-se na quimica orgânica cuja tem um abrangencia derivado do compostos de quimica organica. Aprendemos que todo derivado do petroleo é nada a mais que derivados da quimico organica e que sua derivações deu-se atraves de varios anos de estudo de grandes quimico na atualidade .

Como esta citado no trabalho que abordamos a IUPAC ( Internacional Union of Pure and Applied Chemistry), observei que no Brasil temos ainda muito que aprender sobre a química e que é uma das matérias de maior aprendizado desde a iodade média.

Os compostos orgânicos são as substâncias químicas que contém na sua estrutura Carbono e Hidrogênio, e muitas vezes com oxigênio, nitrogênio, enxofre, fósforo, boro, halogênios e outros.
Os compostos orgânicos naturais são feitos (biosintetizados) pela Mãe Natureza.

Exemplos de compostos orgânicos naturais (petróleo, glicídios, lipídios e aminoácidos)

Introdução

Neste trabalho abordarei um pouca mais da química orgânica sua importância, qual o nome dos elemento como se lê uma maneira de ensinar a química mais atrativa a elaboração de conceitos de forma significativa e pertinente ao aprendizado.

Neste poderei demonstra que o medo da química não é tão acentuado e sim uma forma de melhor aprendizagem, irei abordar o assunto carbono as teoria já elaborada do carbono e dos hidrogênio, como se lê uma cadeia carbonica sua importância sua classificação como elaborei um esse projeto as dificuldades de aprender, algumas vidraria, como Wohler sintentizou a uréia, derivados de compostos orgânicos o ponto de fusão, o que é uma cadeira normal ou ramificada com caracteristicas do carbono.

O gás obtido do lixo – o biogás, as funções dos hidrocarbonetos, como alcanos, alcenos alcinos entre tantos outros,

Química do Carbono

É um elemento de importância vital, fazendo parte da composição de varias substâncias que estão presentes nos orgânismos vivos, tais como proteínas, vitaminas, hormônios, e em materiais sinténticos, como plásticos, fibras e borrachas.

Muitos compostos de carbono são produzidos pelo organismo vivos por isso o nome de orgânicos, mas isso não significa que compostos orgânicos não possam ser obtidos artificialmente.

O plástico e um derivado do carbono muito presente, pois esse vem substituindo os metais, as fibras e sendo usado inclusive na confecçõa de alguns partes do corpo humano ( artérias, suturas plásticas, proteses entre outras) . Na agricultura, emprega-se adubos orgânicos e pesticidas industrializados. Grande números de corantes, aromatizantes e essências que produzem a cor, o cheiro e, as vezes, o sabor de alimentos naturais é usado na industria alimenticias.

História do Carbono

Inicialmente, a química orgânica limitava-se a estudar os compostos encontrados em animais e vegetais, cujo formação pensava-se depender de uma “força vital”, isto é, de uma forma presente apenas em orgânismos vivos.

Essa idéa era segunda por Berzelius e por várias químicos que acreditavam ser impossível transformar matéria inorgânicas sem vida em orgânica. Essa teorica foi sendo desacreditada á medida que as evidência monstrava que os compostos orgânicos e inorgânicos podiam ser aplicadas as mesmas leis.

Por volta de 1776, o químico alemão Schelle, trabalhando na Suéncia como botícario, obteve o ácido oxálico em laboratório, tratando açucar com HNO3. Como o açucar é proviniente de vegetais, atribui-se a formação do ácido á “força vital”.

Em 1828 Wolher, discipulo de Berzelius, descobriu acidentalmente que o aquecimento do cianato de aônio produzio um composto orgânico tipico, a uréia, sem interferência de um organismo vivo que lhe transferesse a força vital.

Sua síntese derrubou a teoria da força vital. Posteriomente foram sintetizado outras substâncias produzidas por animais e vegetais partindo-se exclusivamente de subtâncias minerais.

Cadeias carbônicas

Cadeia carbônica é toda estrutura formada por átomos de carbono ligados entre si. Os elementos mais comuns nas cadeias carbônicas são:

Carbono: é tetravalente e efetua sempre quatro ligações, que são representadas por traços ao seu redor. Apesar de poder fazer até quatro ligações, com um mesmo átomo ele pode efetuar somente três.

Hidrogênio: é monovalente e efetua somente uma ligação, que é representada por um traço.

Oxigênio: é divalente e efetua duas ligações, que são representadas por dois traços. Pode se ligar a dois átomos ao mesmo tempo ou efetuar suas duas ligações com o mesmo átomo.

Nitrogênio: é trivalente e efetua três ligações, que são representadas por três traços. Pode se ligar a dois ou três átomos ao mesmo tempo, ou ainda, efetuar suas três ligações com o mesmo átomo.

As cadeias orgânicas podem ser representadas de maneira simplificada. Neste tipo representação, os traços das ligações com os átomos de hidrogênio são omitidas.

H H H

| | |

H - C - C - C - H H₃C - CH₂ - CH₃

| | |

H H H

representação convencional representação simplificada

Os átomos de carbono das cadeias podem ser classificados de acordo com o número de outros carbonos a que se encontrem ligados.

Carbono primário: ligado a somente um outro átomo de carbono.

Carbono secundário: ligado a dois outros átomos de carbono.

Carbono terciário: ligado a três outros átomos de carbono.

Carbono quaternário: ligado a quatro outros átomos de carbono.

Para este tipo de classificação não se considera se a ligação entre os carbonos é simples, dupla ou tripla, somente o número de carbonos a que se encontra ligado.

CH₃CH₃

| |

H₃C - C - CH₂ - C = CH₂

CH₃

C carbono primário

C carbono secundário

C carbono terciário

C carbono quaternário

As cadeias orgânicas podem ser divididas em três grupos:

abertas, acíclicas ou alifáticas: a cadeia não se fecha em nenhum ponto

H₃C - CH₂ - CH₂ - CH₃

fechadas ou cíclicas: a cadeia se fecha, formando uma figura geométrica

H₂C - CH₂

| |

H₂C - CH₂

mistas: presença de cadeia fechada e pelo menos um carbono fora do anel

H₂C - CH - CH₂ - CH₃

| |

H₂C - CH₂

Estes tipos de cadeias podem ainda acumular outras classificações:

Cadeia saturada / insaturada

Na cadeia saturada ocorrem somente ligações simples entre os átomos de carbono.

Na cadeia insaturada ocorre dupla e/ou tripla ligação entre átomos de carbono. É bom lembrar que quando ocorre ligação dupla ou tripla entre carbono e outro elemento, esta não é considerada para classificar a cadeia como insaturada.

H₃C - CH₂ - CH₂ - CH₃H₃C - CH₂ - CH = OH₃C - CH₂ - CH = CH₂

cadeia saturada cadeia saturada cadeia insaturada

Cadeia normal / ramificada

Na cadeia normal não ocorrem "ramos" ou "galhos", os carbonos são todos primários e secundários. A cadeia tem um só eixo.

Na cadeia ramificada ocorrem os "ramos" ou "galhos", deve ocorrer pelo

menos um carbono terciário ou quaternário. A cadeia tem pelos menos dois eixos.

CH₃CH₃

| |

H₃C - C - CH₂ - C = CH₂

CH₃

Nas posições em que ocorrem carbonos terciário (C) ou quaternário (C) a cadeia tem dois eixos, o que a caracteriza como ramificada. A cadeia abaixo é não ramificada, pois como ela não possui carbono terciário ou quaternário, poderia ser escrita em um só eixo (linear).

H₃C - CH₂ - CH₂ - CH₂ H₃C - CH₂ - CH₂ - CH₂ - CH₃

CH3

Cadeia homogênea / heterogênea

Na cadeia homogênea a sequência de carbonos ocorre sem interrupção de um átomo diferente. Na cadeia heterogênea existe um átomo diferente do de carbono que interrompe a seqüência de carbonos. Para funcionar como heteroátomo, este deve ser, no mínimo, divalente.

H₃C - CH₂ - CH₂ - O - CH₂ - CH₃ H₃C - CH₂ - CH₂ - CH₂ - CH= O

cadeia heterogênea cadeia homogênea

Átomo diferente do de carbono no final da seqüência de carbonos não é heteroátomo.

Cadeia homogênea e cíclica é dita homocíclica. Cadeia heterogênea e cíclica é dita heterocíclica.

H₂C - CH₂ H₂C - O

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H₂C - CH₂ H₂C - CH₂

cadeia homocíclica cadeia heterocíclica

Presença ou não do benzeno

A estrutura do benzeno (C₆H₆) é extremamente importante em química orgânica. É um ciclo de seis carbonos contendo três duplas ligações intercaladas. Pode aparecer de duas formas:

O círculo no interior do hexágono indica que as duplas ligações encontram-se em constante movimentação.

A cadeia aromática possui o benzeno na sua estrutura. Quando a estrutura possui mais de um núcleo de benzeno, ela é chamada de polinuclear. Se dois átomos de carbono participam simultaneamente dos dois anéis, a estrutura é chamada de polinuclear condensada.

Quando não há nenhum átomo de carbono em comum entre os núcleos, a estrutura é chamada de polinuclear de núcleos isolados.

A alicíclica é qualquer cadeia cíclica que não apresente o benzeno na sua estrutura. 24

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sexta-feira, 11 de maio de 2012

apostila de quimica

Cacterísticas

Características do Carbono

Nomenclatura dos compostos orgânicos

Prefixo

Infixos

Sufixos

Exemplo de nomenclaturas de compostos orgânicos

Reações em química orgânica.

Hidrocarboneto

Cadeias carbônicas do hidrocarboneto:

Ligações entre os hidrocarbonetos:

No trabalho baseo-se na quimica orgânica cuja tem um abrangencia derivado do compostos de quimica organica. Aprendemos que todo derivado do petroleo é nada a mais que derivados da quimico organica e que sua derivações deu-se atraves de varios anos de estudo de grandes quimico na atualidade .

Como esta citado no trabalho que abordamos a IUPAC ( Internacional Union of Pure and Applied Chemistry), observei que no Brasil temos ainda muito que aprender sobre a química e que é uma das matérias de maior aprendizado desde a iodade média.

Cadeias carbônicas

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