QUÍMICA GERAL
1) – ATOMÍSTICA
O átomo é um sistema
constituído por partículas infinitamente pequenas (partículas fundamentais)
REGIÃO
|
PARTÍCULA
|
CARGA ELÉTRICA RELATIVA
|
MASSA RELATIVA
|
ELETROSFERA
|
ELÉTRON
|
- 1
|
1
|
NÚCLEO
|
PRÓTON
NÊUTRON
|
+ 1
0
|
1840
1840
|
2) – ÍONS
a)
Átomos que perdem ou ganham elétrons;
b)
Átomos eletricamente ligados, dotados de carga elétrica (positiva ou
negativa).
Cátions: p > e
Ânions: p < e
3) – ISOTOPIA – ISOBARIA –
ISOTONIA
a) Isótopos – Mesmo número
atômico;
b) Isóbaros – Mesmo número de
massa;
c) Isótonos – Mesmo número de
nêutrons
ÁTOMOS
|
Z
|
A
|
p
|
e
|
n
|
ISÓTOPOS
|
=
|
¹
|
=
|
=
|
¹
|
ISÓBAROS
|
¹
|
=
|
¹
|
¹
|
¹
|
ISÓTONOS
|
¹
|
¹
|
¹
|
¹
|
=
|
5) – PROPRIEDADES DA MATÉRIA:
A)
PROPRIEDADES GERAIS:
|
||||
São aquelas comuns a todas
as substâncias:
B)
PROPRIEDADES FUNCIONAIS:
|
São
aquelas comuns a determinados grupos de substâncias quimicamente semelhantes
entre si São as seguintes:
C)
PROPRIEDADES ESPECÍFICAS:
São aquelas que caracterizam
e identificam uma dada substância pura.
 |
|||
 |
|||
São as
seguintes:
|
||||||||
 |
||||||||
|
||||||||
 |
||||||||
6) ALOTROPIA:
Fenômeno pelo qual um mesmo
elemento químico pode originar duas ou mais substâncias simples diferentes:
a) Alótropos de atomicidade
diferente: O2 (Oxigênio comum)
O3
(Ozônio)
P4
(Fósforo Branco)
Pn
(Fósforo Vermelho)
b)
Alótropos de grade cristalina diferente: Enxofre
Rômbico e Enxofre Monoclínico, ambos de atomicidade igual a oito.
Diamante, Grafite e
Carvão, todas as variedades alotrópicas do carbono, apresentam atomicidade
elevada e indefinida.
7) PROCESSOS DE FRACIONAMENTO
DE MISTURAS:
I)
MISTURAS HETEROGÊNEAS:
a) Catação: separação manual ou
por meio de pinças;
b) Levigação: corrente líquida
que arrasta as partículas mais leves;
c) Peneiração: fases de
tamanhos diferentes, peneiras de malhas diferentes;
d) Tamisação: uso de várias
peneiras ao mesmo tempo;
e) Filtração: uso de filtros,
normalmente porosos que retém a parte sólida;
f) Ventilação: uso de corrente
de ar que arrasta as fases mais leves;
g) Compressão: separação de
sólido-líquido, liberando a fase líquida;
h) Separação Magnética:
utilização de imãs;
i)
Decantação: com o sistema em repouso a fase sólida sedimenta por ação
da gravidade;
j)
Centrifugação: movimento rápido giratório e contínuo, onde há a
sedimentação rápida da fase sólida;
k) Flotação: utilização de óleo
ou líquidos viscosos e água;
l)
Sifonação: após a fase sólida sedimentar, utiliza-se um sifão para a
retirada do líquido.
II)
MISTURAS HOMOGÊNEAS:
a) Fusão Fracionada: para dois
ou mais sólidos de PF diferentes;
b) Destilação Fracionada: para
dois ou mais líquidos de PE diferentes;
c) Destilação Simples: para
misturas homogêneas de sólidos-líquidos;
d) Liquefação: para separar
gases de misturas gasosas, baixando ou elevando a temperatura;
e) Cristalização: para misturas
homogêneas líquido-sólido por cristalização da fase sólida;
III)
LIGAS EUTÉTICAS:
Apresentam temperatura
constante durante toda a fusão. Essas misturas comportam-se como substâncias
puras, apresentando temperatura constante na mudança de estado. O PF da mistura
é inferior a dos componentes. Exemplo chumbo e arsênio;
IV)
MISTURAS AZEOTRÓPICAS:
Apresentam temperatura
constante quando passam do estado líquido para o gasoso, comportando-se também
como substâncias puras. Exemplo água e álcool.
8) DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA:
Os elétrons giram em torno
do núcleo em órbitas circulares e elípticas definidas e estáveis:
I)
NÍVEIS:
A energia
aumenta do menor nível para o maior nível.
NÍVEIS
|
K
|
L
|
M
|
N
|
O
|
P
|
Q
|
NÚMERO DE ELÉTRONS
|
2
|
8
|
18
|
32
|
32
|
18
|
2
|
MÁXIMO DE ELÉTRONS NO
ÚLTIMO NÍVEL
|
2
|
8
|
8
|
8
|
8
|
8
|
8
|
O último
nível de um átomo não pode ter mais de 8 (oito) elétrons (Regra do Octeto).
II)
SUBNÍVEIS:
Cada nível é formado por
subníveis, que são os seguintes:
a) “s” – sharp; 0 sem
variação;
b) “p” – principal: 1 possui
as variações –1, 0, +1;
c) “d” – diffuse; 2 possui
as variações –2, -1, 0, +1, +2;
d) “f” – fundamental 3 possui
as variações –3, -2, -1, 0, +1, +2, +3
III)
ORBITAIS:
Cada subnível é formado por
orbitais, que podem conter cada um, dois elétrons que giram em sentido
contrário;
Só podemos completar um
orbital quando todos os outros orbitais do mesmo subnível estiverem incompletos
(Regra de Hund);
Dentro de um orbital, no
máximo, podemos Ter 2 (dois) elétrons de spins opostos (Principio da Exclusão
de Pauling).
Desta forma, temos:
s p d f
 |
 |
 |
 |
IV)
SPIN:
Indica o sentido de rotação
de um elétron, Suas representações, por definição serão:
1º elétron com spin negativo 
2º elétron com spin positivo 
V)
NÚMEROS QUÂNTICOS:
O
movimento de cada elétron é perfeitamente definido pelos seus quatro números
quânticos:
a) número
quântico principal (n) ® distância
de maior probabilidade do elétron ao núcleo
b) número quântico secundário ou azimutal (l) ® orientação do orbital no espaço;
c) número quântico magnético (m) ® forma
do orbital
d) número quântico de spin (ms) ® rotação
do elétron em torno do seu eixo
VI) DIAGRAMA DE ENERGIA (PAULING)
No
diagrama a seguir, a energia cresce de cima para baixo e da direita para a
esquerda;
 |
1s |
2s 2p |
3s 3p 3d |
4s 4p 4d 4f
 |
5s 5p 5d 5f
6s 6p 6d
7s
A
ordem crescente de energia ficará então da seguinte
forma:1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d.
9) CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA:
I)
TABELA PERÍÓDICA:
Os elementos químicos estão
ordenados numa tabela de forma retangular, em ordem crescente de seus números
atômicos, em 7 (sete) fileiras horizontais e 18 (dezoito) colunas verticais.
Chamamos de PERÍODO as
linhas e GRUPOS as colunas.
1º Período muito curto 2 elementos
2º Período curto 8 elementos
3º Período curto 8 elementos
4º Período longo 18 elementos
5º Período longo 18 elementos
6º Período muito longo 32 elementos
7º Período incompleto 20 elementos
Os GRUPOS são os seguintes:
1 A metais alcalinos
2 A metais alcalinos terrosos
1 B e 2 B elementos de pós-transição
3 B ao 8 B elementos de transição simples
3 A subgrupo do BORO
4 A subgrupo do CARBONO
5 A subgrupo do NITROGÊNIO
6 A Calcogênios
7 A Halogênios
8 A ou 0 Gases Nobres
Temos ainda, os SUBGRUPO
A que são os elementos
representativos.
SUBGRUPO B que são os elementos de transição.
Os
PERÍODOS nos fornecem a quantidade de camadas eletrônicas dos elementos. Os
GRUPOS ou FAMÍLIAS nos fornecem o número de elétrons do último nível de um
elemento químico.
Os
ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO são aqueles que em sua distribuição eletrônica
apresentam o subnível “d” incompleto.
Os
ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO INTERNA, que estão fora da Tabela somente por
comodidade, são os seguintes:
a)
LANTANÍDEOS que apresentam o
subnível 4f incompleto;
b)
ACTINÍDEOS que apresentam
o subnível 5f incompleto
II)
CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS:
Podemos classificar os
elementos químicos em:
a) METAIS: estão situados a
esquerda da tabela, apresentam 1, 2 ou 3 elétrons na última camada, são
geralmente sólidos, bons condutores de calor e eletricidade;
b) AMETAIS ou NÃO-METAIS: são
todos os elementos (inclusive o H) que possuem 4, 5, 6 e 7 elétrons no último
nível, podem ser sólidos (C, P, S, Se, I, At), líquidos (Br) ou gasosos (N, O,
F, Cl). Estes são encontrados a direita da tabela, com exceção do H, que está
posicionado no Grupo IA.
a) SEMIMETAIS: são os elementos
de propriedades intermediárias entre os metais e os ametais. São os seguintes:
B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po.
b) GASES NOBRES: apresentam na
última camada 8 (oito) elétrons.
I)
PROPRIEDADES PERIÓDICAS:
a) VOLUME ATÔMICO: cresce do
centro para as extremidades e de cima para baixo;
b) DENSIDADE: cresce das
extremidades para o centro e de cima para baixo
c) PONTO DE FUSÃO E EBULIÇÃO:
cresce de baixo para cima nos Grupos I A e II A . Nos demais elementos, cresce
das extremidades para o centro e de cima para baixo;
d) ELETROPOSITIVIDADE, RAIO
ATÔMICO E CARÁTER METÁLICO: cresce da direita para a esquerda e de cima para
baixo;
e) ELETRONEGATIVIDADE,
POTENCIAL DE IONIZAÇÃO E AFINIDADE ELETRÔNICA: cresce da esquerda para a
direita e de baixo para cima.
1) MASSA ATÔMICA OU PESO
ATÔMICO
Para o cálculo da massa
atômica, os químicos e físicos optaram pela utilização do isótopo 12 do carbono
(número de massa 12), ou seja: 6C12. E a 1/12 do átomo do
Carbono 12 convencionou-se chamar de unidade de massa atômica (U.M.A).
Massa atômica ou peso
atômico relativo de um elemento químico é o número que indica quantas vezes o
átomo médio desse elemento é mais pesado que 1/12 do isótopo 12 do Carbono,
fixado arbitrariamente em 12.
Embora o correto seja dizer
MASSA ATÔMICA, os químicos costumam usar indistintamente MASSA ATÔMICA ou PESO
ATÔMICO.
Como exemplo, isso significa
que o isótopo 16 do Oxigênio é 16 vezes mais pesado do que 1/12 do isótopo 12
do Carbono.
2) MASSA MOLECULAR ou PESO
MOLECULAR
A massa molecular ou peso
molecular é obtido através da soma das massas atômicas dos átomos que
constituem a molécula.
Assim, a molécula de água
tem massa molecular igual a 1 + 1 + 16 = 18
3) MOL
MOL de um elemento químico é
sua quantidade em gramas numericamente igual a massa atômica;
MOL
de uma substância é a sua massa molecular expressa em gramas.
Os
metais têm moléculas monoatômicas, isto é, o próprio átomo constitui a
molécula. Por isso suas representações são:
Fe
– Cu – Na – Ba – Ca – Au, etc.
Os
não-metais tem moléculas poliatômicas, Por exemplo:
Gás
Oxigênio O2
Bromo
Líquido Br2
Os
gases nobres são monoatômicos: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
4) NÚMERO DE AVOGADRO
Um MOL de qualquer elemento
tem sempre o mesmo número de átomos. Um MOL de qualquer substância, o mesmo
número de moléculas.
Desta forma, um MOL de sódio
(23,00 gramas de sódio) tem o mesmo número de átomos que um mol de ferro (55,85
gramas de ferro), que por sua vez tem o mesmo número de átomos que o MOL de
cobre (63,54 gramas de cobre).
Para as substâncias, um MOL
de água (18,00 gramas de água) tem o mesmo número de moléculas que um MOL de
gás Oxigênio (32,00 gramas de Oxigênio).
Medidas recentes dão ao
Número de Avogadro o valor:
No =
6,0228 x 1023
Nos cálculos não precisos, ou seja, no dia-a-dia do estudante é
utilizado somente 6,02 x 1023
Um MOL do ELEMENTO QUÍMICO oxigênio O2 tem 32,00
gramas. Essas 32,00 gramas possuem 2 x 6,02 x 1023 átomos.
É o conceito de MOL de ELEMENTO QUÍMICO. Só isso.
Agora, cuidado!
Se a pergunta fosse quantas moléculas de Oxigênio O2 existem
nestas 32,00 gramas de Oxigênio, a resposta seria: 
, porque cada molécula é formada por dois átomos.
, porque cada molécula é formada por dois átomos.
Veja este outro exemplo:
Um MOL de água vale 18,00 gramas e possuem 6,02 x
1023 moléculas. Quantos átomos de Hidrogênio e de Oxigênio possuem?
Respectivamente 2 x 6,02 x 1023 átomos e
hidrogênio e 6,02 x 1023 átomos de Oxigênio.
5) NÚMERO DE MOLES
Um MOL de gás Oxigênio
corresponde, como vimos a 6,02 x 1023 moléculas de O2 e a
uma massa de 32,00 gramas. Se tivéssemos 64,00 gramas de O2, quantos
MOLES teríamos?
O raciocínio é evidente:
32
gramas 1 MOL 64
gramas X
MOLES
Neste caso X = 2 MOLES
Desta forma, chamamos de M o valor do MOL e de m a
massa da substância, /e evidente que o número de moles (n) pode ser calculado
pela expressão:
|
6) LIGAÇÕES
QUÍMICAS:
I)
LIGAÇÃO IONICA,
ELETROVALENTE OU HETEROPOLAR:
Ocorre com a transferência
de elétrons, um elemento eletropositivo (metal) dá elétrons para um elemento
eletronegativo (ametal). O elemento que doa elétrons se transforma num íon
positivo (cátion) e o que recebe elétrons, se transforma num íon negativo
(ânion).
O composto resultante dessa
ligação é chamado de COMPOSTO IÔNICO.
O átomo que tenha na ultima
camada (camada de valência ou de ligação) 3, 2 ou 1 elétron, tende a doar
elétrons.
O átomo que tenha na última
camada mais de 4 elétrons, a tendência será a de receber elétrons
Com 4 elétrons, os átomos se
compartilham.
II)
LIGAÇÃO COVALENTE, MOLECULAR OU HOMOPOLAR.
Não há recebimento e nem
perda de elétrons, os átomos ligantes compartilham elétrons situados na última
camada.
Este tipo de ligação ocorre
com elementos com pouca diferença de eletronegatividade.
Normalmente esta ligação se
dá entre dois átomos de não-metais (ametais) ou semi-metais ou, entre esses
elementos e o hidrogênio.
As
ligações covalentes podem ser:
-
Simples ou Normal
-
Dativa, Coordenada ou Semipolar.
a)
LIGAÇÃO COVALENTE SIMPLES:
Esta ligação ocorre quando
cada átomo participa com apenas 1 (um) elétron na ligação.
b)
LIGAÇÃO COVALENTE DATIVA OU
COORDENADA:
Ocorre quando um dos
elementos já está estável e o outro ainda necessita de 1 (um) par de elétrons.
Assim o elemento estável faz um “empréstimo” de um par eletrônico que ainda não
foi utilizado na covalência simples.
O par de elétrons da ligação
dativa é representado por uma seta (®) no sentido do átomo doador
para o átomo receptor.
III – POLARIDADE DAS LIGAÇÕES:
Todas
as ligações covalentes existentes entre dois elementos de igual
eletronegatividade chamam de APOLAR.
O
par eletrônico fica eqüidistante dos núcleos dos átomos ligantes.
Exemplo de substâncias (moléculas) APOLARES:
Substâncias
Simples: H2 O2 N2 Cl2 P4, etc.
Substâncias
Compostas: BH3 CH4 CCl4 CF4 CO3 etc.
Exemplo de substâncias (moleculas) POLARES:
Todas
as outras que não sejam do tipo X2 e XY4
Existem
exceções com relação as moléculas que possuem as seguintes variações:
XY2 e XY3.
IV – LIGAÇÕES METÁLICAS:
É
feita entre elétrons semilivres de dois metais. Estes elétrons ficam “passeando”
entre os átomos dos metais e funcionam como uma “cola” que os mantém unidos.
As
ligas metálicas são uniões de dois ou mais metais, podendo ainda incluir
semimetais ou não-metais, mas sempre com predominância dos elementos metálicos.
Podemos
dizer que as ligas metálicas têm maiores aplicações práticas que os próprios
metais puros:
-
AÇO Ferro
e Carbono
-
AÇO INOXIDÁVEL Ferro,
Carbono, Níquel e Cromo
-
BRONZE Cobre
e Estanho
-
LATÃO Cobre
e Zinco
OBS: A separação dos íons
que constituem um composto iônico por meio de um solvente (geralmente polar) os
químicos dão o nome de Dissociação Iônica.
7) PRINCIPAIS CARACTERÍSTICAS
DOS COMPOSTOS IÔNICOS E COVALENTES
Tipo de Ligação
|
Quando no Estado Sólido
|
Natureza da Ligação
Intermolecular (dentro da molécula)
|
Natureza da Ligação
Intramolecular (entre moléculas)
|
P.F. e P. E.
|
Dureza
|
Solubilidade
|
Iônica
|
Os compostos se encontram formando retículos
cristalinos constituídos por íons positivos e negativos como o NaCl
|
Existem atrações e repulsões eletrostáticas entre
os íons positivos e negativos que formam o retículo
|
Existem atrações e repulsões eletrostáticas entre
os íons positivos e negativos que formam o retículo.
|
Bastante Altos
|
Duros e Quebradiços
|
Em geral solúveis em solventes polares e
insolúveis em solventes apolares
|
Covalente (resultando
moléculas apolares)
|
Os compostos se encontram formando retículos
cristalinos constituídos por moléculas apolares como o Iodo sólido
|
Os átomos se unem por ligações covalentes.
|
São importantes as Forças de Van der Waals,
responsáveis pela união de moléculas apolares.
|
Bastante Baixos
|
Os sólidos são moles
|
Em geral solúveis em solventes apolares e
insolúveis em solventes polares
|
Covalente (resultando
moléculas polares)
|
Os compostos se encontram formando retículos
cristalinos constituídos por moléculas polares, como o gelo.
|
Os átomos se unem por ligações covalentes
|
Manifesta-se uma interação dipolo-dipolo e em
muitos casos Pontes de Hidrogênio, quando a interação do dipolo se dá com o
concurso do hidrogênio
|
Baixos
|
Os sólidos são moles
|
Em geral solúveis em solventes polares.
|
8) VALÊNCIA:
É o número de elétrons que um átomo necessita
ganhar ou perder, para conseguir estabilizar-se, ou seja, Ter uma configuração
eletrônica semelhante a de um gás nobre.
Sabemos que os elementos
tendem a alcançar uma configuração eletrônica mais estável, cedendo ou
recebendo elétrons.
9) NÚMERO DE OXIDAÇÃO e
OXIDO-REDUÇÃO:
I)
NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX):
É a carga elétrica (total ou
parcial) que um átomo assume no momento de uma ligação química.
a) Nos compostos iônicos, o
número de oxidação dos elementos é a própria carga dos íons.
Exemplo: NaCl, onde Na = +1
e o Cl = -1
b) Nos compostos covalentes, o
número de oxidação dos elementos é a carga que ele adquiriria se houvesse
completa separação dos átomos da molécula.
Exemplo: SO2,
onde S doou 4 elétrons e cada O recebeu 2 elétrons.
II)
REGRAS PARA A DETERMINAÇÃO
DO NOX:
1) Toda substância simples tem
NOX igual a zero;
2) O elemento químico de uma
substância simples apresentará NOX igual a zero;
3) A soma algébrica dos NOX de
uma substância composta é igual a zero;
4) A soma algébrica dos NOX dos
elementos que formam um radical (agregado iônico) é igual a carga do radical;
5) Nos metais alcalinos, o NOX
é igual a +1;
6) Nos metais alcalinos
terrosos, o NOX é igual a +2;
7) O Hidrogênio
apresenta NOX igual a +1. Mas, nos Hidretos Metálicos seu NOX será –1;
8) O Oxigênio apresenta os
seguintes NOX:
a) (-2) nos óxidos;
b) (+2) e (+1) quando ligado ao
Flúor;
c) (-1) nos peróxidos;
d) (-1/2) nos superóxidos.
9) Os Halogênios em geral
apresentam NOX igual a –1. No entanto, o Cloro, o Bromo e o Iodo quando ligados
ao Oxigênio apresentarão o NOX positivo;
10) Os elementos que apresentam
NOX fixos são os seguintes:
a) N = -3
b) P = -3
c) Ag = +1
d) Zn = +2
e) Al = +3
11) O Flúor apresentará sempre
NOX igual a –1.
III)
ÓXIDO-REDUÇÃO OU REDOX:
A oxidação é o aumento do
número de oxidação, ou seja, é a PERDA de elétrons;
A redução é a diminuição do
número de oxidação, ou seja, é o GANHO de elétrons;
O AGENTE REDUTOR é a espécie
química que contém o elemento que se oxida;
O AGENTE OXIDANTE é a
espécie química que contém o elemento que se reduz.
Desta
forma:
OXIDAÇÃO
 |
|||
 |
|||
-5
-4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3
+4 +5
 |
REDUÇÃO
19) FORMULAÇÃO E NOMENCLATURA:
Em
química dá-se o nome de FUNÇÃO a um conjunto de substâncias semelhantes em uma
série de propriedades químicas e até físicas. Na Química Inorgânica são
estudadas as funções:
-
ÁCIDOS
-
-
BASES
-
-
SAIS
-
-
ÓXIDOS
I)
TABELA DE CÁTIONS:
Para desenvolvermos o estudo
da nomenclatura das substâncias químicas, é interessante que sejam conhecidos
basicamente os seguintes cátions:
MONOVALENTES
|
BIVALENTES
|
TRIVALENTES
|
TETRAVALENTES
|
H
(H3O)+ -
Hidrônio
|
Mg
Ca
Sr
Cr
|
Al
Br
|
Sn
|
NH4 -
Amônio
|
Ba
Ra
Zn
Sn
|
Au
Fe
|
Pb
|
Hg
(Hg2)++
|
Cd
Cu
Hg
Pb
|
Co
Ni
|
Mn
|
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Ag
Cu
Au
|
Fe
Co
Ni
Mn
Pt
|
Cr
|
Pt
|
II)
TABELA DE ÂNIONS;
DOS HALOGÊNIOS
|
DO NITROGÊNIO
|
OUTROS
|
F - Fluoreto
|
NO2- Nitrito
|
[Al(OH)4]- Aluninato
|
Cl - Cloreto
|
NO3- Nitrato
|
MnO4- Permanganato
|
Br - Brometo
|
N3- Azoteto ou Azida
|
MnO42- Manganato
|
I - Iodeto
|
N3- Nitreto
|
MnO32- Manganito
|
ClO - Hipoclorito
|
OH- Hidróxido
|
|
ClO2 - Clorito
|
DO FÓSFORO
|
H- Hidreto
|
ClO3 - Clorato
|
PO3- Metafosfato
|
O2- Óxido
|
ClO4 - Perclorato
|
H2PO2- Hipofosfito
|
SnO22- Estanito
|
BrO - Hipobromito
|
HPO32- Fosfito
|
SnO32- Estanato
|
BrO 3 - Bromato
|
PO43- Ortofosfato
|
SiO32- Metassilicato
|
IO - Hipoiodito
|
P3- Fosfeto
|
SiO44- Ortossilicato
|
IO3- Iodato
|
P2O74- Pirofosfato
|
SiF62- Fluorsilicato
|
IO4- Periodato
|
P2O64- Hipofosfato
|
CrO42- Cromato
|
Cr2O72- Dicromato
|
||
DO CARBONO
|
DO ENXOFRE
|
[Pb(OH)4]2- Plumbito
|
CN- Cianeto
|
S2- Sulfeto
|
PtCl62- Cloroplatinato
|
CNO - Cianato
|
SO42- Sulfato
|
AsO33- Arsenito
|
CNS - Tiocianato
|
SO32- Sulfito
|
AsO43- Arsenato
|
C2H3O2 - Acetato
|
S2O32- Tiossulfato
|
SbO33- Antimonito
|
CO3 2- Carbonato
|
S2O42- Hipossulfito
|
SbO43- Antimonato
|
HCO2 - Formiato
|
S2O82- Persulfato
|
BO33- Borato
|
C2O4 2- Oxalato
|
S4O62- Tetrationato
|
B4O72- Tetraborato
|
[Fe(CN6)]3- Ferricianeto
|
||
[Fe(CN6)]4- Ferrocianeto
|
||
C4- Carbeto (Metaneto)
|
||
C22- Carbeto (Acetileto)
|
20) ÓXIDOS
São compostos binários do
oxigênio eletronegativo, do seguinte tipo:
EnO-2 ® E2On
I)
NOMENCLATURA DOS ÓXIDOS:
1º) Elementos com apenas um
número de oxidação:
Óxido de ______________________
Nome do elemento
2º)
Elemento com dois números de oxidação:
Óxido
_____________________ OSO/ICO
Nome
do elemento
Neste
caso, usamos o sufixo OSO, para o menor número de oxidação e ICO, para o maior
número de oxidação.
II)
CLASSIFICAÇÃO DOS ÓXIDOS:
a) Óxidos ácidos ou anidridos,
são aqueles formados por Ametais ou pelos seguintes metais: Cromo e Manganês,
nas seguintes formas:
(Cr+6) (Mn+6) (Mn+7)
ANIDRIDOS:
+1 HIPO___________OSO
+3 ou +4 __________OSO
+5 ou +6 __________ICO
+7 PER____________ICO
b) Óxidos Básicos, são os
óxidos formados por metais de número de oxidação menores ou iguais a 2 (dois),
com exceção do Bi+3
c) Óxidos Anfóteros, são os
formados por metais com número de oxidação igual ou maior que 3 (três), com
exceção do Zn+2, Sn+2 e Pb+2.
21) ÁCIDOS
I)
CARACTERÍSTICAS:
As características dos
ácidos são as seguintes:
a) Em solução aquosa liberam
como único cátion, o íon H+;
b) Descoloram a solução rósea
de Fenolftaleína;
c) Mudam a cor do papel de
tornassol do azul para o vermelho;
d) Em solução conduzem a
eletricidade;
e) Normalmente são do tipo: HnX ou HnEOm.
São divididos em:
a) Hidrácidos: são os que não apresentam Oxigênio na molécula
b) Oxiácidos:
são os que possuem Oxigênio
na molécula.
II)
NOMENCLATURA:
a) No caso dos Hidrácidos: ÁCIDO______________ÍDRICO;
Nome
do elemento
b) No caso
dos Oxiácidos: ÁCIDO_______________(seguido
do nome do elemento segundo a tabela de NOX dos óxidos ácidos).
22) BASES OU HIDRÓXIDOS:
I)
CARACTERÍSTICAS:
São classificadas como Bases
ou Hidróxidos, todas as substâncias que apresentam os seguintes aspectos:
a) Em solução aquosa liberam o
único ânion OH-
b) Possuem sabor amargo;
c) São untuosos;
d) Coram a solução de
fenolftaleína de incolor para rosa;
e) Mudam a cor do papel de
tornassol de vermelho para azul;
f) Em solução conduzem
eletricidade;
g) São sempre formados por
metais ou pelo NH4+
II)
NOMENCLATURA:
HIDRÓXIDO
DE_________________________________
Nome do metal
23) SAIS:
I)
CARACTERÍSTICAS:
a) Em solução liberam pelo
menos um cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH-;
b) São do tipo Ba .
Ab ® B+b +
A-a;
c) São salgados;
d) Em solução conduzem a
corrente elétrica.
II)
NOMENCLATURA:
O nome de um sal normal
deriva do ácido e da base que lhe dão origem. Apenas a terminação do nome do
ácido sofre alteração, de acordo com a seguinte codificação:
Nome do ácido de Nome do
cátion
origem trocando-se da base de origem.
a terminação.
24) REAÇÕES QUÍMICAS:
As reações representam os
fenômenos químicos graficamente através das fórmulas dos reagentes e produtos,
com suas proporções definidas pelos seus coeficientes de ajustamento.
a A + b B ® c
C + d D
onde:
A e B,
são reagentes;
C e D, são
produtos;
a, b, c, d, são coeficientes
de ajustamento.
I)
CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES:
A) QUANTO AO CALOR PODEM SER:
ENDOTÉRMINAS: que absorvem
calor;
EXOTÉRMICAS: que libera
calor.
B) QUANTO A DIREÇÃO, PODEM SER:
DIRETA: quando acontece numa
única direção e sentido;
REVERSÍVEL: quando acontece
nos dois sentidos.
II)
REAÇÕES NOTÁVEIS:
A) FOTÓLISE: quebra pela luz;
B) FOTOSSÍNTESE: síntese pela
luz;
C) PIRÓLISE: quebra pelo fogo;
D) CALCINAÇÃO: aquecimento
exaustivo.
III)
TIPOS DE REAÇÕES:
A) SÍNTESE OU COMPOSIÇÃO: Neste
tipo de reação, sua ocorrência obedece ao seguinte esquema:
A +
B ® AB
Exemplo: H2 +
Cl2 ®
2HCl
B) ANÁLISE OU DECOMPOSIÇÃO:
Neste tipo de reação, sua ocorrência obedece o seguinte esquema:
AB ® A
+ B
Esta
poderá ser TOTAL, quando A e B são substâncias simples, ou PARCIAL, se A ou B é
uma substância composta.
H2O ® 2H2 +
O2 NH4Cl ® NH3 +
HCl
C) DUPLA TROCA: Neste tipo a
reação obedece ao seguinte esquema:
A X + B Y ® A Y
+ B X
CaS + 2HBr ® 2HS
+ CaBr2
D) SIMPLES TROCA: Neste tipo de
reação, sua ocorrência tem como base a seguinte formulação:
A + B Y ® A Y
+ B
Zn +
2HBr ® ZnBr2 + H2.
d)
12
e)
11
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