FUNÇÕES INORGÂNICAS

REAÇÕES QUÍMICASCÁLCULOS QUÍMICOS

ESTEQUIOMETRIA

PROF. CARLOS PRIANTE

AULA 6

Energia = Luminosa ou química

Matéria = Orgânica ou Inorgânica

EXISTEM 4 PRINCIPAIS FUNÇÕES INORGÂNICAS:

Ácidos

BasesSais

Óxidos

ÁCIDOS

É toda substância que quando dissolvida em água forma o cátion H+.

• Têm sabor azedo

•Alguns possuem alto poder corrosivo (clorídrico, sulfúrico, etc)

•Reagem com metais.

•Conduzem corrente elétrica quando em solução aquosa

NOMENCLATURA:•Para ácidos não oxigenados, usamos a terminação IDRICO.

•Exemplo:     • HCl – ácido clorídrico      • H2S – ácido sulfídrico     • H2Se –ácido selenídrico

•Para ácidos oxigenados, se o elemento possuir somente uma valência,usamos a terminação ICO.

•Exemplo:H2CO3 – ácido carbônico H3BO3 – ácido bórico

Se o elemento tiver 2 valências, para a maior usamos ICO e para a menor OSO.•Exemplos:H2SO3 – ácido sulfuroso H2SO4 – ácido sulfúrico HNO2 – ácido nitroso HNO3 – ácido nítrico

BASES

São substâncias que, quando adicionadas à água, produzem o ânion OH ⁻ (hidróxidos).

As bases são formadas com a união da hidroxila com um metal (cátion)

Possuem alto poder corrosivo (soda cáustica NaOH)

Tem sabor adstringente

Possuem alta condutividade elétrica

As bases diminuem a acidez das soluções

Se o elemento possuir somente uma valência, usamos a expressão “hidróxido de” seguida do nome do elemento. Exemplo:

NaOH – hidróxido de sódio Ca(OH)2 – hidróxido de cálcio

Se o elemento possuir duas valências, usamos a expressão “hidróxido de” seguida do nome do elemento e os sufixos OSO e ICO, ou então a valência em números romanos. Exemplo:

Fe(OH)2 – hidróxido ferroso ou hidróxido de ferro II

Fe(OH)3 – hidróxido férrico ou hidróxido de ferro III

NOMENCLATURA:

O PH DE UMA SOLUÇÃO

pH significa potencial hidrogeniônico, que é definido dentro de uma escala de 0 a 14.

pH<7 Solução ácida

pH=7 Solução neutra

pH>7 Solução básica

SAIS

Os sais são compostos iônicos que possuem pelo menos um cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH-

De maneira geral este cátion é um metal e o ânion um não-metal.

Possuem sabor salgado,

Possuem ação bactericida,

Possuem alta condutividade elétrica

NOMENCLATURA: Os sais sem oxigênio mudam a terminação IDRICO para a

terminação ETO. Exemplo:

CaS – sulfeto de cálcio, vem do ácido sulfídricoRbF – fluoreto de rubídio, vem do ácido fluorídrico

Os sais oxigenados de menor valência mudam a terminação OSO para ITO. Exemplo:

Na2SO3 – sulfito de sódio, vem do ácido sulfurosoLiNO2 – nitrito de lítio, vem do ácido nitroso

Os sais oxigenados de maior valência mudam a terminação ICO para ATO. Exemplo:

Na2SO4 – sulfato de sódio, vem do ácido sulfúricoNaClO3 – clorato de sódio, vem do ácido clórico.

ÓXIDOS

São compostos binários, ou seja, formados por dois elementos químicos, sendo um deles o oxigênio e o outro qualquer outro elemento químico (exceto o flúor).

Como o O pode se ligar a qualquer elemento, as características desta função irá variar de acordo com o elemento a qual ele se ligar.

Os Óxidos são inodoros e insípidos

São, em geral, tóxicos (poluentes)

Alguns óxidos reagem com água, produzindo ácidos ou bases.

Se o elemento possuir somente uma valência, usamos a expressão “óxido de” seguida do nome do elemento.

BaO – óxido de bário K2O – óxido de potássio

Se o elemento possuir duas valências, usamos a expressão “óxido de” seguida do nome do elemento e os sufixos OSO e ICO, ou então a valência em números romanos.

Cu2O – óxido cuproso ou óxido de cobre I CuO – óxido cúprico ou óxido de cobre II NiO – óxido niqueloso ou óxido de níquel II Ni2O3 – óxido niquélico ou óxido de níquel III

NOMENCLATURA:

HCl

HF

H2SO4  NaOHMg(OH)2 

Hidróxido de Cálcio

NH4OH NaCl

Cloreto de potássio

Na2CO3

Al2(SO4)3

 CO

CaO

Pb3O4

Ácido Clorídrico Óxido de cálcio KCl

Hidróxido de Magnésio Ácido sulfúrico Hidróxido de Sódio

Ca(OH)2 

Carbonato de Sódio Óxido de chumbo

Cloreto de sódio Hidróxido de amônio Monóxido de Carbono

Ácido fluorídrico Sulfato de alumínio

REAÇÕES QUÍMICASREAÇÕES QUÍMICAS

As substancias que participam de uma reação química deixam de existir e dão origem a uma nova substancia.

Há o rompimento das ligações entre os átomos destas substâncias, eles se rearranjam e há a formação de novas ligações químicas.

Através do estudo destas reações pode-se criar novas substancias, como os plásticos.

É UM PROCESSO PELO QUAL CERTAS SUBSTÂNCIAS SÃO TRANSFORMADAS EM

OUTRAS, EM CONSEQUÊNCIA DE REARRANJO DE SEUS ÁTOMOS.

EVIDÊNCIAS DE REAÇÕES QUÍMICAS

mudança de cor; liberação de gases (efervescência); formação de um sólido (precipitado); aparecimento de uma chama ou

luminosidade.

Ao misturar um ácido e uma base se inicia uma reação química que irá produzir um sal e água.

Podemos dizer que:

Uma molécula de ácido sulfúrico reage com duas moléculas de hidróxido de potássio resultando

em uma molécula de sulfato de potássio e duas moléculas de água.

Isto não é muito prático e pessoas de outras nações terão dificuldade de entender.

Assim, as reações químicas são descritas graficamente em Equações, uma linguagem internacional.

Assim está mais fácil, prático, rápido e qualquer um com conhecimento poderá interpretar a reação:

ácido sulfúrico

hidróxido de potássio

sulfato de potássio

água

EQUAÇÃO QUÍMICA:

É a representação de uma reação química, indicando os reagentes e seus produtos.

Na equação química temos:

Coeficientes: (os números que vem antes nas fórmulas) indicam a proporção entre reagentes e produtos;

Índices (os números que vem depois nos símbolos dos elementos): indicam o número de átomos presentes nas substâncias.

REAGENTE

PRODUTO

COEFICIENTE

ÍNDICE

EQUAÇÃO NÃO-BALANCEADA:

O número de átomos do produto é diferente do número de átomos dos reagentes.

H2 + O2 H2O

EQUAÇÃO BALANCEADA:

Quando o número de átomos do produto é igual ao número de átomos dos reagentes.

2H2 + O2 2H2O

MÉTODO DAS TENTATIVAS:

Para fazer o acerto dos coeficientes utiliza-se o método das tentativas: deve-se contar o número de átomos dos reagentes e dos produtos e equaliza-los.

Nesta ordem:1º) Metais2º) Não-Metais3º) Oxigênio4º) Hidrogênio

Dica: Iniciar o balanceamento com os elementos que aparecem uma só vez em ambos os membros; selecionar o elemento de maior índice e utilizar esses índices como coeficientes no membro oposto;

Na2CO3 + HCl → NaCl + H2O + CO2

NH4Cl + Ba(OH)2 →BaCl2 + NH3 + H2O

1Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + 1H2O + 1CO2

2NH4Cl +1Ba(OH)2 →1BaCl2 + 2NH3 + 2H2O

MODOS DE REAÇÕES

QUANTO AO ENVOLVIMENTO DE CALOR:

Endotérmica: ocorre com absorção de calor.Ex.: CaCO3 + calor CaO + CO2.

H2O(s) + calor H2O(l)

Exotérmica: ocorre com liberação de calor.Ex.: 2 H2 + O2 2 H2O + calor

C + O2 CO2 + calor

(Carbonato de cálcio) (óxido de cálcio)

QUANTO À VELOCIDADE

A velocidade de uma reação química depende de vários fatores: 

superfície de contato entre os reagentes, temperatura, concentração dos reagentes e presença do catalisador.

Rápidas:

Ex.: C2H6O + 3 O2 2 CO2 + 3 H2O

Lentas:

Ex.: 4 Fe + 3 O2 2 Fe2O3

TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS

OXIRREDUÇÃO

Reação onde há perda e ganho de elétrons.

Haverá uma variação do NOX.

O mesmo número de elétrons reagindo deve ser produzido.

Oxidou- aquele que perdeu elétrons- aumento o NOX Reduziu- aquele que ganhou elétrons- diminuiu o NOX

Agente Oxidante- quem sofreu redução Agente Redutor- quem sofreu oxidação

BALANCEAMENTO:

1- Ache o NOX de cada elemento2- Ache aquele elemento que variou o NOX3- Monte uma tabela com aqueles que

oxidaram e reduziram e tenham as maiores atomicidades

4- Verifique quantos elétrons foram doados e recebidos

5- coloque o número de elétrons encontrado como coeficiente do que tenha maior atomicidade que variou

6- Balanceie o resto por tentativas

Ex. Balanceie a equação:

P + HNO3 + H2O H3PO4 + NO

NOX= 0 +1+5-2 +1 -2 +1+5-2 +2-2

P= oxidou (0-5= Δ=5) N=reduziu (5-2= Δ=3)

Δo=5x1=5 (multiplico pela maior atomicidade encontrada)

Δr= 3x1=3 (multiplico pela maior atomicidade encontrada)

P Δ=5 –perdeu 5 elétrons X N Δ=3- ganhou 3 elétrons

3= coeficiente de P (com maior atomicidade)

5= coeficiente de N (com maior atomicidade)

3P + 5HNO3 + H2O H3PO4 + NO

3P + 5HNO3 + 2H2O 3H3PO4 + 5NO

Ex. Identifique a reação de oxirredução

I- 2HCl + 2HNO3 2NO2 + Cl2 + 2H2O

II- HCl + NaOH NaCl+ H2O

III- Zn + 2MnO2 ZnO+ Mn2O3

Qual é o agente oxidante?

I- HNO3 Cl oxidou N reduziu

III- MnO2 Zn oxidou Mn reduziu

Tarefa:K2Cr2O7 + HCl KCl + CrCl2 + Cl + H2O

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

SÍNTESE (OU ADIÇÃO):

Reação em que duas ou mais substâncias (simples ou compostas) originam uma única substância composta.

Ex.: 2 CO + O2 2 CO2

2 H2 + O2 2 H2O

2 C + 3 H2 + ½ O2 C2H6O

ANÁLISE (OU DECOMPOSIÇÃO):

Reação em que uma única substância composta se desdobra em outras substâncias (simples ou compostas).

Ex.: 2 HCl H2 + Cl2 (pirólise)

2H2O2 2 H2 + O2 (fotólise)

2 H2O 2 H2 + O2 (eletrólise)

DESLOCAMENTO (OU SUBSTITUIÇÃO):

Reação em que uma substância simples reage com uma composta produzindo uma composta e outra simples.

Ex.: Cl2 + 2 NaI 2 NaCl + I2

Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu

 

DUPLA TROCA:

Reação em que duas substâncias compostas produzem duas novas substâncias compostas.

Ex.: HCl + NaOH NaCl + H2O

NaCl + AgNO3 AgCl + NaNO3

COMBUSTÃO:

É a reação em que substâncias (combustíveis) e o oxigênio reagem liberando luz, calor e outras substâncias.

Ex.: C2H6O + 3O2 2CO2 + 3 H2O (completa)

C2H6O + 2O2 2CO + 3 H2O (incompleta)

CÁLCULOS QUÍMICOS

Unidade de Massa atômica: Tem como símbolo u e é definida como sendo igual a 1/12 da massa de um átomo isótopo Carbono 12.

Ex. A massa do Flúor é 19, isso significa que seus átomos tem massa que é 19 vezes maior que 1/12 do 12C.

Na- massa=23. Massa 23 vezes maior que 12C

Massa Atômica: a massa de um átomo expressa com uma unidade, u, diferente do número de massa.

Ex. 2713Al

Numero de massa= 27

Massa atômica= 26,981538 u

Massa atômica de um elemento: é a massa média de todos os seus isótopos existentes de acordo com suas proporções encontradas na natureza. Expressa pela unidade u.Ex. 10 B (19,9%) e 11 B (80,1%)= 200 +880= 10,8

100

Massa Molecular: é a massa de uma molécula de determinada substância, expressa em unidade u.

Ex. H2O = 2H (1u cada) + 1O(16u)= 18u

- NH3 =

- SO2 =

Constante de Avogadro: definida como é usada para converter u (micro) em g (macro)

6,02x10 23 u =1mol

1u.m.a= 1,66x10 -24 g

Mol: é a unidade SI para a grandeza “quantidade de matéria”.

- Indica a quantidade de átomos, 1 mol de H= 6,02x10

23 u

-Indica massa em g. 1mol de H2O = 18u = 18g

- Indica o volume ocupado por um gás nas CNTP (condições normais de temperatura e pressão). Para gases que estão nestas condições, o valor de um mol é 22,4L (litros).

CNTP: T=0°C = 273KP = 1atm = 760mmHg

Ex. 2 mol de CO2 ocupa que volume nas CNTP? 2 x 22,4L = 44,8L

Para gases que não estão nestas condições, utiliza-se a fórmula do Gás Ideal ou Equação de Clapeyron:

P.V = n.R.T

Onde:P = pressão do gás (atm)V = volume do gás (L)n = número de mols do gás (mol)R = constante de Clapeyron = 0,082atm.L/mol.KT = temperatura do gás (K)

Número de mols (n): indica a relação entre a massa da substancia e seu mol (massa molecular) n= m

mol (MM)

Exemplo: Quantas gramas existem em 2 mol de CO2?

                            

por Regra de Três:

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.

PASSO-À-PASSO

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

2. fazer contagem de mol de cada substância;

3. relacionar as grandezas;

4. calcular com regra de três (proporção).

Ex. 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:

2 mol de Al reage com 3 mol de H2SO4 produzindo 1 mol de Al2(SO4)3 e 3 mol de H2

b) a massa do ácido sulfúrico necessária para reagir com 108g de alumínio:

CÁLCULO DE PUREZA

O cálculo de pureza é feito para determinar a quantidade de impurezas que existem nas substâncias. 

Ex Uma amostra de calcita, contendo 80% de carbonato de cálcio, sofre decomposição quando submetida a aquecimento, de acordo com a reação:

Qual massa de óxido de cálcio obtida a partir da queima de 800g de calcita?

Para o restante do cálculo, utiliza-se somente o valor de CaCO3 

puro, ou seja, 640g.

CÁLCULO DE RENDIMENTO

Em um reação química a quantidade de produto pode ser inferior ao valor esperado. Neste caso, o rendimento não foi total. 

O cálculo de rendimento de uma reação química é feito a partir da quantidade obtida de produto e a quantidade teórica (que deveria ser obtida).

Quando não houver referência ao rendimento de reação envolvida, supõe-se que ele tenha sido de 100%.

Ex. Num processo de obtenção de ferro a partir do minério hematita (Fe2O3), considere a equação química não-balanceada:

Utilizando–se 480g do minério e admitindo-se um rendimento de 80% na reação, a quantidade de ferro produzida será de:

Equação Balanceada: Dados:  1Fe2O3 = 480g                                               2Fe = x (m) com 80% de rendimentoMM Fe2O3 = 160g/molm Fe = 56g/mol

R= massa obtida massa esperada

REAGENTE LIMITANTE E EM EXCESSO

Para garantir que a reação ocorra e para ocorrer mais rápido, é adicionado, geralmente, um excesso de reagente.

Apenas um dos reagentes estará em excesso. O outro reagente será o limitante.

Estes cálculos podem ser identificados quando o problema apresenta dois valores de reagentes.

Depois de descobrir o reagente limitante e em excesso, utiliza-se apenas o limitante como base para os cálculos estequiométricos. 

Ex. 1) Zinco e enxofre reagem para formar sulfeto de zinco de acordo com a seguinte reação:

Reagiu 30g de zinco e 36g de enxofre. Qual é o regente em excesso?

Balancear a reação química: Dados:Zn = 30gS = 36g

Transformar a massa em gramas para mol:

Pela proporção da reação 1mol de Zn reage com 1mol de S.Então 0,46mol de Zn reage com quantos mols de S?

S está em excesso e, portanto o Zn é o regente limitante.

2) Quantos gramas de ZnS será formado a partir dos dados da equação acima?

Para resolver esta pergunta, utiliza-se somente o valor do reagente limitante.

LEIS DAS REAÇÕES QUÍMICAS

LEI DA CONSERVAÇÃO DAS MASSAS

Proposta por Lavoisier afirma que “numa reação química, em sistema fechado, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos”.

Ou seja, nada se perde, nada se cria, tudo se transforma.

2 H2 + O2 2 H2O

4 u 32 u 36 u

LEI DAS PROPORÇÕES DEFINIDAS

Proposta por Proust: “Quando duas ou mais substancias se combinam para formar um composto, elas devem guardar entre si proporções certas e definidas”.

Os reagentes se combinam na proporção de suas massas

2 H2 + O2 2 H2O

2u 16 u 18 u 4u 32 u 36 u

MASSA ATÔMICA

MASSA MOLECULARx2

etc

1/12 da massa de C

2 H2 + O2 2 H2O

2u 16 u 18 u

(MDC)

2 H2 + O2 2 H2O

1u 8 u

FÓRMULA MÍNIMA E FÓRMULA MOLECULAR

Ex. A composição centesimal de determinado composto é dada por: 40,00% de C, 6,67% de H e 53,33% de O.

Considerando uma massa de 100 g de amostra do composto temos: 40 g de C, 6,67 g de H e 53,33 g de O.

Passar esses valores para a quantidade de matéria (mol). C: 40/12 = 3,33. H: 6,67/1 = 6,67. O: 53,33/16 = 3,33

Dividir todos os valores pelo menor deles: C: 3,33/3,33 = 1. H: 6,67/3,33 = 2. O: 3,33/3,33 = 1

C1H2O1 ou CH2O.

FÓRMULA MOLECULAR A PARTIR DA FÓRMULA MÍNIMA

Ex. Fórmula mínima (CH2O)n

n= massa molecular massa da fórmula mínima

MM= 180g/mol

n= 180/30= 6

(CH2O)6 = C6H12O6

Ex. MM= 90g/mol

(CH2O)n

Encontre a fórmula molecular

FÓRMULA PERCENTUAL OU CENTESIMAL

Indica a massa de cada elemento químico que existe em 100 partes de massa (100 g, 100 kg) da substância.

Ou use a regra de três

Ex. Determine a fórmula percentual de um sal inorgânico, sendo que a análise de sua amostra indicou que em 50 g dessa substância existem 20 g de cálcio, 6 g de carbono e 24 g de oxigênio.

cálcio = 20 g . 100% = 40 %          50 g

carbono = 6  g . 100% = 12 %               50 g

oxigênio = 24  g . 100% = 48 %               50 g

fórmula centesimal:Ca40%C12%O48%

Ex. Qual a fórmula centesimal de Fe2O3

Fe2= 112g O3= 48g MM= 160g/mol

160 – 100% 112 – Fe

Fe= 70% logo

O= 30%

FIIIIIMMMMM !!!FIIIIIMMMMM !!!