Sistemas, substâncias e misturas - Elemento químico e alotropia

1. Sistema 2. Mistura e substância pura 3. Mistura eutética e mistura azeotrópica 4. Substância simples e alotropia

Sistema

Sistema é uma porção limitada do universo, considerada como um todo para efeito de estudo. Sistema homogêneo ou material homogêneo ou matéria homogênea é aquele que apresenta as mesmas propriedades em qualquer parte de sua extensão em que seja examinado. Sistema heterogêneo ou material heterogêneo ou matéria heterogênea é aquele que não apresenta as mesmas propriedades em qualquer parte de sua extensão em que seja examinado. Fases são as diferentes porções homogêneas, limitadas por superfícies de separação, que constituem um sistema heterogêneo. Os sistemas homogêneos são monofásicos ou unifásicos. Os sistemas heterogêneos são polifásicos, podendo ser bifásicos, trifásicos, etc. Sistema com n componentes sólidos como regra tem n fases. Sistema com n gases sempre tem uma única fase. Não existe sistema heterogêneo de dois ou mais gases. Sistema heterogêneo ou é uma mistura (heterogênea) ou é uma substância pura em mudança de estado físico. Sistema homogêneo ou é uma mistura (homogênea) ou é uma substância pura num único estado físico.

Mistura e substância pura

Mistura é qualquer sistema formado de duas ou mais substâncias puras, denominadas componentes. Pode ser homogênea ou heterogênea, conforme apresente ou não as mesmas propriedades em qualquer parte de sua extensão em que seja examinada. Toda mistura homogênea é uma solução, por definição. Substância pura é todo material com as seguintes características:

Unidades estruturais (moléculas, conjuntos iônicos) quimicamente iguais entre si. Composição fixa, do que decorrem propriedades fixas, como densidade, ponto de fusão e de

ebulição, etc. A temperatura se mantém inalterada desde o início até o fim de todas as suas mudanças de

estado físico (fusão, ebulição, solidificação, etc.). Pode ser representada por um fórmula porque tem composição fixa. Não conserva as propriedades de seus elementos constituintes, no caso de ser substância

pura composta.

As misturas não apresentam nenhuma das características acima. Essas são as diferenças entre as misturas e as combinações químicas (substâncias puras compostas).

Mistura eutética e mistura azeotrópica

Existem misturas que, como exceção, se comportam como se fossem substâncias puras no processo de fusão, isto é, a temperatura mantém-se inalterada no início ao fim da fusão. Essas são chamadas misturas eutéticas. Existem misturas que, como exceção, se comportam como se fossem substâncias puras em relação

à ebulição, isto é, a temperatura mantém-se inalterada do início ao fim da ebulição. Essas são chamadas misturas azeotrópicas. Não é conhecida nenhuma mistura que seja eutética e azeotrópica simultaneamente.

Substância simples e alotropia

Substância simples é toda substância pura formada de um único elemento químico. Alotropia é o fenômeno em que um mesmo elemento químico (átomos de mesmo Z) forma duas ou mais substâncias simples diferentes.  

Elemento Variedades alotrópicas

Carbono (C) Diamante (Cn) Grafite (Cn)

Oxigênio (O) Oxigênio (O2) Ozônio (O3)

Fósforo (P) Fósforo branco (P4) Fósforo vermelho (Pn)

Enxofre (S) Enxofre rômbico (S8) Enxofre monoclínico (S8)

   

Grandeza molecular Substância simples

moléculas monoatômicas gases nobres

moléculas biatômicas H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2

moléculas triatômicas O3

moléculas tetratômicas P4

moléculas octatômicas S8

moléculas gigantes (macromoléculas) Pn, Cn, todos os metais (Nan, Can, Agn)

  Análise imediata

1. Análise imediata 2. Critérios de pureza 3. Reação química e equação química

ANÁLISE IMEDIATA

HOMOGÊNE

Destilação simples(sólido + líquido)Por aquecimento, só o líquido entra em ebulição, vaporiza-se e a seguir condensa-se, separando-se do sólido.

Destilação fracionada(líquido + líquido)Por aquecimento, os líquidos vaporizam-se e a seguir condensam-se, separadamente, à medida que vão sendo atingidos os seus PE.

AS

Conjunto de processos de separação dos componentes das misturas.

Liquefação fracionada(gás + gás)Por resfriamento da mistura, os gases se liqüefazem separadamente, à medida que vão sendo atingidos os seus PE.

Aquecimento simples(gás + líquido)Por aquecimento abaixo do PE do líquido, o gás dissolvido é expulso.

HETEROGÊNEAS

Todasas fases

são sólidas

Catação - Os fragmentos são catados com a mão ou pinça.

Ventilação - Separação do componente mais leve por corrente de ar.

Levigação - Separação do componente mais leve por corrente de água.

Flotação - Separação por um líquido de densidade intermediária.

Dissolução fracionada - Separação por meio de um líquido que dissolve apenas um componente.

Separação magnética - Apenas um componente é atraído pelo ímã.

Fusão fracionada - Separação por aquecimento da mistura até a fusão do componente de menor PF.

Cristalização fracionada - Adiciona-se um líquido que dissolva todos os sólidos. Por evaporação da solução obtida, os componentes cristalizam-se separadamente.

Peneiração ou tamização - Os componentes estão reduzidos a grãos de diferentes tamanhos.

Pelo menosuma das fases não

ésólida

Sedimentação - Separação de duas ou mais camadas devido a diferentes densidades.

Decantação - Após a sedimentação a fase líquida é escoada.

Filtração - Separa a fase líquida ou gasosa da sólida por meio de uma superfície porosa.

Centrifugação - Decantação acelerada por um centrífuga.

Critérios de pureza

Critérios de pureza são testes de laboratórios para verificar se uma substância é pura. Os mais usados são determinação de PF, PE, d e solubilidade. Fenômeno físico é aquele que não altera as moléculas e/ou íons das substâncias participantes. Fenômeno químico é aquele que altera as moléculas e/ou íons de pelo menos uma das substâncias participantes.

Reação química e equação química

Reação química é um fenômeno químico. Equação química é a representação de uma reação química por meio das fórmulas das substâncias participantes. Nas reações químicas há conservação dos átomos de todos os elementos. Os átomos dos

reagentes são os mesmos dos produtos e em igual número, por isso a equação deve ser balanceada.

Teoria de Arrhenius

1. Teoria da dissociação eletrolítica de Arrhenius 2. Eletrólitos e não-eletrólitos 3. Conceito de ácido de Arrhenius 4. Conceito de base de Arrhenius 5. Conceito de sal de Arrhenius

Teoria da dissociação eletrolítica de Arrhenius

Teoria da dissociação eletrolítica de Arrhenius Quando uma substância dissolve-se em água, vai-se dividindo em partículas cada vez menores.Em alguns casos, essa divisão pára nas moléculas e a solução não conduz a corrente elétrica. Em outros casos, a divisão vai além de moléculas; estas dividem-se em partículas ainda menores, com carga elétrica, denominadas íons. Nestes casos, a solução conduz a corrente elétrica. Dissociação iônica é a separação dos íons de uma substância iônica, quando ela se dissolve na água.Ionização é a formação de íons na reação de uma substância molecular com a água, quando esta substância molecular nela se dissolve.  

Condutividade elétrica de substâncias puras (100%)

Composto iônico: conduz somente quando fundido.

Composto molecular: não conduz em nenhum estado físico.

  Condutividade elétrica em solução aquosa

Composto iônico: conduz.

Composto molecular: conduz ou não, dependendo do fato de haver ou não reação de ionização entre o composto dissolvido e a água.

 

Eletrólitos e não-eletrólitos

Soluções eletrolíticas são as que conduzem a corrente elétrica. São soluções iônicas. Ácidos, bases e sais dão soluções eletrolíticas. Eletrólitos são as substâncias que dão soluções eletrolíticas ou iônicas. Ácidos, bases e sais são eletrólitos. Soluções não-eletrolíticas não conduzem a corrente elétrica. São soluções moleculares. Não-eletrólitos são as substâncias que dão soluções não-eletrolíticas ou moleculares.

Conceito de ácido de Arrhenius

Conceito de ácido de Arrhenius Substância, em solução aquosa, que libera como cátions somente íons H+. Conceito atualizado de ácido de Arrhenius Substância, em solução aquosa, que libera como cátions somente íons H3O+ (íons hidrônio ou hidroxônio).

Conceito de base de Arrhenius

Conceito de base de Arrhenius Substância, em solução aquosa, que libera como ânions somente íons OH (íons hidroxila ou oxidrila).

Conceito de sal de Arrhenius

Conceito de sal de Arrhenius Substância formada na reação de neutralização entre um ácido e uma base, com eliminação de água. Equação de neutralização de um ácido de Arrhenius por uma base de Arrhenius:

H+(aq) + OH(aq) H2O

Funções da química inorgânica: ÁCIDOS

1. Nomenclatura 2. Classificação 3. Roteiro para escrever a fórmula estrutural de um ácido H xEOy 4. Ácidos mais comuns na química do cotidiano

Ácido de Arrhenius Substância que, em solução aquosa, libera como cátions somente íons H+ (ou H3O+).

Nomenclatura

Ácido não-oxigenado (HxE): ácido + [nome de E] + ídrico

Exemplo: HCl ácido clorídrico Ácidos HxEOy, nos quais varia o nox de E:  

Grupo de E

Nox de E Nome do ácido HxEOy Exemplo

7 7 ácido per + [nome de E] + ico HClO4 ácido perclóricoNox do Cl = +7

a < 7 ácido [nome de E] + ico HClO3 ácido clóricoNox do Cl = +5

b < a ácido [nome de E] + oso HClO2 ácido clorosoNox do Cl = +3

c < b ácido hipo + [nome de E] + oso HClO ácido hipoclorosoNox do Cl = +1

G 7

G ácido [nome de E] + ico H3PO4 ácido fosfóricoNox do P = +5

a < G ácido [nome de E] + oso H3PO3 ácido fosforosoNox do P = +3

b < a ácido hipo + [nome de E] + oso H3PO2 ácido hipofosforosoNox do P = +1

  Ácidos orto, meta e piro. O elemento E tem o mesmo nox. Esses ácidos diferem no grau de hidratação:  

1 ORTO 1 H2O = 1 META

2 ORTO 1 H2O = 1 PIRO

  Nome dos ânions sem H ionizáveis Substituem as terminações ídrico, oso e ico dos ácidos por eto, ito e ato, respectivamente.

Classificação

Quanto ao número de H ionizáveis: monoácidos ou ácidos monopróticos diácidos ou ácidos dipróticos triácidos ou ácidos tripróticos tetrácidos ou ácidos tetrapróticos

Quanto à força Ácidos fortes, quando a ionização ocorre em grande extensão.

Exemplos: HCl, HBr, HI . Ácidos HxEOy, nos quais (y x) 2, como HClO4, HNO3 e H2SO4.

Ácidos fracos, quando a ionização ocorre em pequena extensão.Exemplos: H2S e ácidos HxEOy, nos quais (y x) = 0, como HClO, H3BO3.

Ácidos semifortes, quando a ionização ocorre em extensão intermediária.Exemplos: HF e ácidos HxEOy, nos quais (y x) = 1, como H3PO4, HNO2, H2SO3.Exceção: H2CO3 é fraco, embora (y x) = 1.

Roteiro para escrever a fórmula estrutural de um ácido HxEOy

1. Ligue a E tantos OH quantos forem os H ionizáveis. 2. Ligue a E os H não-ionizáveis, se houver. 3. Ligue a E os O restantes, por ligação dupla (E = O) ou dativa (E O).

Ácidos mais comuns na química do cotidiano

Ácido clorídrico (HCl) o O ácido impuro (técnico) é vendido no comércio com o nome de ácido

muriático. o É encontrado no suco gástrico . o É um reagente muito usado na indústria e no laboratório. o É usado na limpeza de edifícios após a sua caiação, para remover os

respingos de cal. o É usado na limpeza de superfícies metálicas antes da soldagem dos

respectivos metais. Ácido sulfúrico (H2SO4)

o É o ácido mais importante na indústria e no laboratório. O poder econômico de um país pode ser avaliado pela quantidade de ácido sulfúrico que ele fabrica e consome.

o O maior consumo de ácido sulfúrico é na fabricação de fertilizantes, como os superfosfatos e o sulfato de amônio.

o É o ácido dos acumuladores de chumbo (baterias) usados nos automóveis. o É consumido em enormes quantidades em inúmeros processos industriais,

como processos da indústria petroquímica, fabricação de papel, corantes, etc. o O ácido sulfúrico concentrado é um dos desidratantes mais enérgicos. Assim,

ele carboniza os hidratos de carbono como os açúcares, amido e celulose; a carbonização é devido à desidratação desses materiais.

o O ácido sulfúrico "destrói" o papel, o tecido de algodão, a madeira, o açúcar e outros materiais devido à sua enérgica ação desidratante.

o O ácido sulfúrico concentrado tem ação corrosiva sobre os tecidos dos organismos vivos também devido à sua ação desidratante. Produz sérias queimaduras na pele. Por isso, é necessário extremo cuidado ao manusear esse ácido.

o As chuvas ácidas em ambiente poluídos com dióxido de enxofre contêm H2SO4

e causam grande impacto ambiental. Ácido nítrico (HNO3)

o Depois do sulfúrico, é o ácido mais fabricado e mais consumido na indústria. Seu maior consumo é na fabricação de explosivos, como nitroglicerina (dinamite), trinitrotolueno (TNT), trinitrocelulose (algodão pólvora) e ácido pícrico e picrato de amônio.

o É usado na fabricação do salitre (NaNO3, KNO3) e da pólvora negra (salitre + carvão + enxofre).

o As chuvas ácidas em ambientes poluídos com óxidos do nitrogênio contém HNO3 e causam sério impacto ambiental. Em ambientes não poluídos, mas na presença de raios e relâmpagos, a chuva também contém HNO3, mas em proporção mínima.

o O ácido nítrico concentrado é um líquido muito volátil; seus vapores são muito tóxicos. É um ácido muito corrosivo e, assim como o ácido sulfúrico, é necessário muito cuidado para manuseá- lo.

Ácido fosfórico (H3PO4) o Os seus sais (fosfatos) têm grande aplicação como fertilizantes na agricultura. o É usado como aditivo em alguns refrigerantes.

Ácido acético (CH3 COOH) o É o ácido de vinagre, produto indispensável na cozinha (preparo de saladas e

maioneses). Ácido fluorídrico (HF)

o Tem a particularidade de corroer o vidro, devendo ser guardado em frascos de polietileno. É usado para gravar sobre vidro.

Ácido carbônico (H2CO3)

o É o ácido das águas minerais gaseificadas e dos refrigerantes. Forma-se na reação do gás carbônico com a água:CO2 + H2O H2CO3

Funções da química inorgânica: BASES

1. Classificação 2. Ação de ácidos e bases sobre indicadores 3. Bases mais comuns na química do cotidiano 4. Teoria protônica de Brönsted-Lowry e teoria eletrônica de Lewis

Base de Arrhenius Substância que, em solução aquosa, libera como ânions somente íons OH.

Classificação

Solubilidade em água: São solúveis em água o hidróxido de amônio, hidróxidos de metais alcalinos e

alcalino-terrosos (exceto Mg). Os hidróxidos de outros metais são insolúveis.

Quanto à força: São bases fortes os hidróxidos iônicos solúveis em água, como NaOH, KOH, Ca(OH)2

e Ba(OH)2. São bases fracas os hidróxidos insolúveis em água e o hidróxido de amônio.

O NH4OH é a única base solúvel e fraca.

Ação de ácidos e bases sobre indicadores

  Indicador Ácido Base

tornassol róseo azul

fenolftaleína incolor avermelhado

alaranjado de metila avermelhado amarelo

Bases mais comuns na química do cotidiano

Hidróxido de sódio ou soda cáustica (NaOH) o É a base mais importante da indústria e do laboratório. É fabricado e

consumido em grandes quantidades. o É usado na fabricação do sabão e glicerina:

(óleos e gorduras) + NaOH glicerina + sabão

o É usado na fabricação de sais de sódio em geral. Exemplo: salitre.HNO3 + NaOH NaNO3 + H2O

o É usado em inúmeros processos industriais na petroquímica e na fabricação de papel, celulose, corantes, etc.

o É usado na limpeza doméstica. É muito corrosivo e exige muito cuidado ao ser manuseado.

o É fabricado por eletrólise de solução aquosa de sal de cozinha. Na eletrólise, além do NaOH, obtêm-se o H2 e o Cl2, que têm grandes aplicações industriais.

Hidróxido de cálcio (Ca(OH)2) o É a cal hidratada ou cal extinta ou cal apagada. o É obtida pela reação da cal viva ou cal virgem com a água. É o que fazem os

pedreiros ao preparar a argamassa: o É consumido em grandes quantidades nas pinturas a cal (caiação) e no

preparo da argamassa usada na alvenaria. Amônia (NH3) e hidróxido de amônio (NH4OH)

o Hidróxido de amônio é a solução aquosa do gás amônia. Esta solução é também chamada de amoníaco.

o A amônia é um gás incolor de cheiro forte e muito irritante. o A amônia é fabricada em enormes quantidades na indústria. Sua principal

aplicação é a fabricação de ácido nítrico. o É também usada na fabricação de sais de amônio, muito usados como

fertilizantes na agricultura. Exemplos: NH4NO3, (NH4)2SO4, (NH4)3PO4 o A amônia é usada na fabricação de produtos de limpeza doméstica, como

Ajax, Fúria, etc. Hidróxido de magnésio (Mg(OH)2)

o É pouco solúvel na água. A suspensão aquosa de Mg(OH)2 é o leite de magnésia, usado como antiácido estomacal. O Mg(OH)2 neutraliza o excesso de HCl no suco gástrico.Mg(OH)2 + 2HCl MgCl2 + 2H2O

Hidróxido de alumínio (Al(OH)3) o É muito usado em medicamentos antiácidos estomacais, como Maalox,

Pepsamar, etc.

Teoria protônica de Brönsted-Lowry e teoria eletrônica de Lewis

Teoria protônica de Brönsted-Lowry Ácido é um doador de prótons (H+) e base é um receptor de prótons.

ácido(1) + base(2) ácido(2) + base(1) Um ácido (1) doa um próton e se tranforma na sua base conjugada (1). Um ácido (2) doa um próton e se tranforma na sua base conjugada (2). Quanto maior é a tendência a doar prótons, mais forte é o ácido.Quanto maior a tendência a receber prótons, mais forte é a base, e vice-versa. Teoria eletrônica de Lewis Ácidos são receptores de pares de elétrons, numa reação química.

Funções da química inorgânica: SAIS

1. Nomenclatura 2. Classificação

3. Reações de salificação 4. Sais naturais 5. Sais mais comuns na química do cotidiano

Sal de Arrhenius Composto resultante da neutralização de um ácido por uma base, com eliminação de água. É formado por um cátion proveniente de uma base e um ânion proveniente de um ácido.  

Nomenclatura

nome do sal = [nome do ânion] + de + [nome do cátion]

Classificação

Os sais podem ser classificados em: sal normal (sal neutro, na nomenclatura antiga), hidrogênio sal (sal ácido, na nomenclatura antiga) e hidróxi sal (sal básico, na nomenclatura antiga).

Reações de Salificação

  Reação da salificação com neutralização total do ácido e da base

Todos os H ionizáveis do ácido e todos os OH da base são neutralizados. Nessa reação, forma-se um sal normal. Esse sal não tem H ionizável nem OH.  

Reação de salificação com neutralização parcial do ácido Nessa reação, forma-se um hidrogênio sal, cujo ânion contém H ionizável.  

Reação de salificação com neutralização parcial da base Nessa reação, forma-se um hidróxi sal, que apresenta o ânion OH ao lado do ânion do ácido.

Sais naturais

  CaCO3 NaCl NaNO3

Ca3(PO4)2 CaSO4 CaF2

silicatos sulfetos metálicos(FeS2, PbS, ZnS,HgS) etc.

Sais mais comuns na química do cotidiano

Cloreto de sódio (NaCl) o Alimentação É obrigatória por lei a adição de certa quantidade de iodeto (NaI,

KI) ao sal de cozinha, como prevenção da doença do bócio. o Conservação da carne, do pescado e de peles. o Obtenção de misturas refrigerantes; a mistura gelo + NaCl(s) pode atingir 22°C. o Obtenção de Na, Cl2, H2, e compostos tanto de sódio como de cloro, como

NaOH, Na2CO3, NaHCO3, HCl, etc. o Em medicina sob forma de soro fisiológico (solução aquosa contendo 0,92% de

NaCl), no combate à desidratação. Nitrato de sódio (NaNO3)

o Fertilizante na agricultura. o Fabricação da pólvora (carvão, enxofre, salitre).

Carbonato de sódio (Na2CO3) o O produto comercial (impuro) é vendido no comércio com o nome de barrilha ou

soda. o Fabrição do vidro comum (maior aplicação):

Barrilha + calcáreo + areia vidro comum o Fabricação de sabões.

Bicarbonato de sódio (NaHCO3) o Antiácido estomacal. Neutraliza o excesso de HCl do suco gástrico.

NaHCO3 + HCl NaCl + H2O + CO2

O CO2 liberado é o responsável pelo "arroto". o Fabricação de digestivo, como Alka-Seltzer, Sonrisal, sal de frutas, etc.

O sal de frutas contém NaHCO3 (s) e ácidos orgânicos sólidos (tartárico, cítrico e outros). Na presença de água, o NaHCO3 reage com os ácidos liberando CO2 (g), o responsável pela efervecência:NaHCO3 + H+ Na+ + H2O + CO2

o Fabricação de fermento químico. O crescimento da massa (bolos, bolachas, etc) é devido à liberação do CO2 do NaHCO3.

o Fabricação de extintores de incêndio (extintores de espuma). No extintor há NaHCO3 (s) e H2SO4 em compartimentos separados. Quando o extintor é acionado, o NaHCO3 mistura-se com o H2SO4, com o qual reage produzindo uma espuma, com liberação de CO2. Estes extintores não podem ser usados para apagar o fogo em instalações elétricas porque a espuma é eletrolítica (conduz corrente elétrica).

Fluoreto de sódio (NaF) o É usado na prevenção de cáries dentárias (anticárie), na fabricação de pastas

de dentes e na fluoretação da água potável. Carbonato de cálcio (CaCO3)

o É encontrado na natureza constituindo o calcário e o mármore. o Fabricação de CO2 e cal viva (CaO), a partir da qual se obtém cal hidradatada

(Ca(OH)2):CaCO3 CaO + CO2

CaO + H2O Ca(OH)2 o Fabricação do vidro comum. o Fabricação do cimento Portland:

Calcáreo + argila + areia cimento Portland o Sob forma de mármore é usado em pias, pisos, escadarias, etc.

Sulfato de cálcio (CaSO4) o Fabricação de giz escolar.

o O gesso é uma variedade de CaSO4 hidratado, muito usado em Ortopedia, na obtenção de estuque, etc.

Funções da química inorgânica: ÓXIDOS

1. Nomenclatura 2. Óxidos ácidos, óxidos básicos e óxidos anfóteros 3. Óxidos mais comuns na química do cotidiano

Óxido Composto binário de oxigênio com outro elemento menos eletronegativo.

Nomenclatura

Óxido ExOy: nome do óxido = [mono, di, tri ...] + óxido de [mono, di, tri...] + [nome de E]

O prefixo mono pode ser omitido. Os prefixos mono, di, tri... podem ser substituídos pelo nox de E, escrito em

algarismo romano. Nos óxidos de metais com nox fixo e nos quais o oxigênio tem nox = 2, não há

necessidade de prefixos, nem de indicar o nox de E.

Óxidos nos quais o oxigênio tem nox = 1: nome do óxido = peróxido de + [nome de E ]

Óxidos ácidos, óxidos básicos e óxidos anfóteros

Os óxidos dos elementos fortemente eletronegativos (não-metais), como regra, são óxidos ácidos. Exceções: CO, NO e N2O.

Os óxidos dos elementos fracamente eletronegativos (metais alcalinos e alcalino-terrosos) são óxidos básicos.

Os óxidos dos elementos de eletronegatividade intermediária, isto é, dos elementos da região central da Tabela Periódica, são óxidos anfóteros.

  Óxidos ácidos

Cl2O Cl2O7 I2O5 SO2 SO3 N2O3 N2O5 P2O3 P2O5 CO2 SiO2 CrO3 MnO3 Mn2O7

Reações caraterísticas Exemplos de reaçõesóxido ácido + água ácidoóxido ácido + base sal + água

SO3 + H2O H2SO4

SO3 +2KOH K2SO4 + H2ON2O5 + H2O 2HNO3

N2O5 + 2KOH 2KNO3 + H2O

Óxidos ácidos mistosNO2

Reações caraterísticas Exemplos de reaçõesóxido ácido misto + água ácido(1) + ácido(2)óxido ácido misto + base sal(1) + sal(2) + água

2NO2 + H2O HNO3 + HNO2

2NO2 + 2KOH KNO3 + KNO2 + H2O

Óxidos básicos

Li2O Na2O K2O Rb2O Cs2O MgO CaO SrO BaO RaOCu2O CuO Hg2O HgO Ag2O FeO NiO CoO MnO

Reações caraterísticas Exemplos de reaçõesóxido básico + água baseóxido básico + ácido sal + água

Na2O + H2O 2NaOHNa2O + 2HCl 2NaCl + H2OCaO + H2O Ca(OH)2

CaO + 2HCl CaCl2

Óxidos anfóterosAs2O3 As2O5 Sb2O3 Sb2O5 ZnO Al2O3 Fe2O3 Cr2O3 SnO SnO2 PbO PbO2 MnO2

Reações caraterísticas Exemplos de reaçõesóxido anfótero + ácido sal + águaóxido anfótero + base sal + água

ZnO + 2HCl ZnCl2 + H2OZnO + 2KOH K2ZnO2 + H2OAl2O3 + 6HCl 2AlCl3 + 3H2OAl2O3 + 2KOH 2KAlO2 + H2O

Óxidos neutrosNO N2O CO

Não reagem com a água, nem com os ácidos, nem com as bases.

Óxidos salinosFe3O4 Pb3O4 Mn3O4

Reações caraterísticas Exemplos de reaçõesóxido salino + ácido sal(1) + sal(2) + água Fe3O4 + 8HCl 2FeCl3 + FeCl2 + 4H2O

PeróxidosLi2O2 Na2O2 K2O2 Rb2O2 Cs2O2 MgO2 CaO2 SrO2 BaO2 RaO2 Ag2O2 H2O2

Reações caraterísticas Exemplos de reaçõesperóxido + água base + O2

peróxido + ácido sal + H2O2

Na2O2 + H2O 2NaOH + 1/2 O2

Na2O2 + 2HCl 2NaCl + H2O2

 

Óxidos mais comuns na química do cotidiano

Óxido de cálcio (CaO) o É um dos óxidos de maior aplicação e não é encontrado na natureza. É

obtido industrialmente por pirólise de calcário. o Fabricação de cal hidratada ou Ca(OH)2. o Preparação da argamassa usada no assentamento de tijolos e revestimento

das paredes. o Pintura a cal (caiação). o Na agricultura, para diminuir a acidez do solo.

Dióxido de carbono (CO2) o É um gás incolor, inodoro, mais denso que o ar. Não é combustível e nem

comburente, por isso, é usado como extintor de incêndio. o O CO2 não é tóxico, por isso não é poluente. O ar contendo maior teor em

CO2 que o normal (0,03%) é impróprio à respiração, porque contém menor teor em O2 que o normal.

o O CO2 é o gás usado nos refrigerantes e nas águas minerais gaseificadas. Aqui ocorre a reação:CO2 + H2O H2CO3 (ácido carbônico)

o O CO2 sólido, conhecido por gelo seco, é usado para produzir baixas temperaturas.

o Atualmente, o teor em CO2 na atmosfera tem aumentado e esse fato é o principal responsável pelo chamado efeito estufa.

Monóxido de carbono (CO) o É um gás incolor extremamente tóxico. É um seríssimo poluente do ar

atmosférico. o Forma-se na queima incompleta de combustíveis como álcool (etanol),

gasolina, óleo, diesel, etc. o A quantidade de CO lançada na atmosfera pelo escapamento dos

automóveis, caminhões, ônibus, etc. cresce na seguinte ordem em relação ao combustível usado:álcool < gasolina < óleo diesel.

o A gasolina usada como combustível contém um certo teor de álcool (etanol), para reduzir a quantidade de CO lançada na atmosfera e, com isso, diminuir a poluição do ar, ou seja, diminuir o impacto ambiental.

Dióxido de enxofre (SO2) o É um gás incolor, tóxico, de cheiro forte e irritante. o Forma-se na queima do enxofre e dos compostos do enxofre:

S + O2 (ar) SO2 o O SO2 é um sério poluente atmosférico. É o principal poluente do ar das

regiões onde há fábricas de H2SO4. Uma das fases da fabricação desse ácido consiste na queima do enxofre.

o A gasolina, óleo diesel e outros combustíveis derivados do petróleo contêm compostos do enxofre. Na queima desses combustíveis, forma-se o SO2 que é lançado na atmosfera. O óleo diesel contém maior teor de enxofre do que a gasolina e, por isso, o impacto ambiental causado pelo uso do óleo diesel, como combustível, é maior do que o da gasolina.

o O álcool (etanol) não contém composto de enxofre e, por isso, na sua queima não é liberado o SO2. Esta é mais uma vantagem do álcool em relação à gasolina em termos de poluição atmosférica.

o O SO2 lançado na atmosfera se transforma em SO3 que se dissolve na água de chuva constituindo a chuva ácida, causando um sério impacto ambiental e destruindo a vegetação:2SO2 + O2 (ar) 2SO3

SO3 + H2O H2SO4 Dióxido de nitrogênio (NO2)

o É um gás de cor castanho-avermelhada, de cheiro forte e irritante, muito tóxico.

o Nos motores de explosão dos automóveis, caminhões, etc., devido à temperatura muito elevada, o nitrogênio e oxigênio do ar se combinam resultando em óxidos do nitrogênio, particularmente NO2, que poluem a atmosfera.

o O NO2 liberado dos escapamentos reage com o O2 do ar produzindo O3, que é outro sério poluente atmosféricoNO2 + O2 NO + O3

o Os automóveis modernos têm dispositivos especiais que transformam os óxidos do nitrogênio e o CO em N2 e CO2 (não poluentes).

o Os óxidos do nitrogênio da atmosfera dissolvem-se na água dando ácido nítrico, originando assim a chuva ácida, que também causa sério impacto

ambiental. Reações inorgânicas

1. Tipos de reação o síntese ou adição o decomposição ou análise o deslocamento o metais com água o dupla troca

2. Solubilidade em água 3. Força 4. Volatilidade 5. Indícios de ocorrência de uma reação 6. Reação de oxirredução

o oxidação e redução o agente oxidante e agente redutor o balanceamento de equações de oxirredução

7. Reação de auto-oxirredução

Tipos de reação

Síntese ou adição:

aA + bB + ... xX

Decomposição ou análise:

xX aA + bB +...

Deslocamento:

AB + C AC + B (Reatividade: C > B)

AB + C CB + A (Reatividade: C > A)

Metais com a água:

 

o Metais alcalinos fazem reação muito violenta (perigo!) com a água, mesmo a frio.

o Metais alcalino-terrosos fazem reação branda com a água, a frio. o O magnésio faz reação muito lenta com a água fria; com a água quente é mais

rápida, porém branda. o Os metais menos reativos que o Mg e mais reativos que o H só reagem com

vapor de água a alta temperatura. o Os metais menos reativos que o H não reagem com a água em nenhuma

condição. Reação de dupla troca:

AB + CD AD + CB

 

A reação de dupla troca ocorre quando AD e/ou CB for

 

o menos solúvel o eletrólito mais fraco o mais volátil

que AB e/ou CD.

Solubilidade em água

Regras de solubilidade em água:  

Os sais dos metais alcalinos e de amônio são solúveis .

  Os nitratos (NO3

) e os acetatos (CH3COO) são solúveis .

 

Os cloretos (Cl), os brometos (Br) e os iodetos (I), em sua maioria, são solúveis .Principais exceções:PbCl2, AgCl, CuCl e Hg2Cl2 insolúveisPbBr2, AgBr, CuBr e Hg2Br2 insolúveisPbI2, AgI, CuI, Hg2I2 e HgI2 insolúveis

 

Os sulfatos (SO42), em sua maioria, são solúveis na água.

Principais exceções:CaSO4, SrSO4, BaSO4 e PbSO4 insolúveis

 

Os sulfetos (S2) e hidróxidos (OH), em sua maioria, são insolúveis na água.Principais exceções:Sulfetos dos metais alcalinos e de amônio solúveisSulfetos dos metais alcalino-terrosos solúveis

 

Os carbonatos (CO32), os fosfatos (PO4

3) e os sais dos outros ânions não mencionados anteriormente, em sua maior parte, são insolúveis na água.Exceções: Os sais dos metais alcalinos e de amônio são solúveis.

Força

Principais ácidos fortes:

HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3 e outros ácidos oxigenados HxEOy, nos quais (y x) 2

 

Principais ácidos semifortes:

HF, H3PO4, H2SO3 e outros ácidos oxigenados HxEOy, nos quais (y x) = 1. No H2CO3, (y x) = 1, mas o ácido é fraco (exceção).

 

Principais ácidos fracos:

H2S, HCN, CH3COOH e ácidos oxigenados HxEOy, nos quais (y x) = 0

Nota: Na fórmula HxEOy, x representa o número de átomos de H ionizáveis.  

Volatilidade

Todo composto iônico é não-volátil. Portanto, os sais e os hidróxidos metálicos são não-voláteis Principais ácidos voláteis: HF, HCl, HBr, HI, H2S, HCN, HNO2, HNO3 e CH3COOH Principais ácidos fixos ou não-voláteis: H2SO4 e H3PO4 Única base volátil: hidróxido de amônio

Indícios de ocorrência de uma reação

mudança de coloração no sistema e/ou liberação de gás (efervescência) e/ou precipitação (formação de composto insolúvel) e/ou liberação de calor (elevação da temperatura do sistema reagente).

 

Reação de oxirredução

Reação de oxirredução ou redox Reação com transferência de elétrons de um reagente para outro, ou reação com variação de nox de pelo menos um elemento. Oxidação Perda de elétrons ou aumento de nox. Redução Ganho de elétrons ou diminuição de nox. Agente oxidante ou substância oxidante Substância que sofre a redução ou substância que ganha elétrons. Agente redutor ou substância redutora Substância que sofre a oxidação ou substância que perde elétrons. Balanceamento de equações de oxirredução Fundamenta-se no fato de o número de elétrons cedidos na oxidação ser igual ao número de elétrons recebidos na redução.  

Reação auto-oxirredução

Reação auto-oxirredução ou de desproporcionamento Quando um mesmo elemento em parte se oxida e em parte se reduz.