Soluções

1. Solução, dispersão coloidal e suspensão
2. Classificação das soluções
3. Tipos de concentração
4. Diluição e titulação
5. Mistura de Soluções
6. Colóides

Solução, dispersão coloidal e suspensão

Solução é toda mistura homogênea de duas ou mais substâncias.

As partículas dispersas:

são moléculas ou íons comuns

têm diâmetro menor que 1 nm (10dispersão coloidal : as partículas dispersas têm diâmetro entre 1 e 100 nm são agregados de moléculas ou de íons comuns, ou macromoléculas, ou macroíons isolados não se sedimentam sob a ação da gravidade, nem sob a ação dos centrifugadores comuns, mas sim sob a ação de ultracentrifugadores não são retidas por filtros comuns, mas o são por ultrafiltros não são detectadas ao microscópio comum, mas o são com o auxílio do microscópio eletrônico e do ultramicroscópio. Na suspensão: as partículas dispersas têm diâmetro maior que 100 nm são agregados de moléculas ou de íons sedimentam-se pela ação da gravidade ou dos centrifugadores comuns são retidas pelo filtro comum e são detectadas a olho nu ou com o auxílio de microscópios comuns. Classificação das soluções Quanto ao estado físico: sólidas líquidas gasosas Quanto à condutividade elétrica: eletrolíticas ou iônicas não-eletrolíticas ou moleculares Quanto à proporção soluto/solvente: diluída concentrada não-saturada saturada supersaturada Tipos de concentração % em massa: _massa de soluto_ massa de solução ´ 100 % em volume: _volume de soluto_ volume de solução ´ 100 (só é usada quando soluto e solvente são ambos líquidos ou ambos gasosos) concentração em g/L: massa de soluto em gramas volume de solução em litros concentração em mol/L: _quantidade de soluto (mol)_  volume de solução em litros concentração em molalidade: _quantidade de soluto (mol)_ massa do solvente em kg concentração em fração molar de soluto: _quantidade de soluto (mol)_ quantidade de solução (mol)  Partes por milhão (ppm) Em soluções diluídas é comum utilizar a concentração em partes por milhão (ppm), que mostra o número de partes do soluto que há em 1 milhão de partes da solução. Em soluções intensamente diluídas podemos utilizar a concentração em partes por bilhão (ppb) que mostra o número de partes do soluto que há em 1 bilhão de partes da solução. Em soluções líquidas intensamente diluídas, a densidade da solução é praticamente igual a densidade da água.   Diluição e titulação Diluição é uma operação em que se acrescenta solvente à solução. A quantidade de soluto permanece constante. Cálculo da concentração comum - C Condições Inicial Final concentração Ci Cf volume da solução Vi Vf massa do soluto mi = Ci.Vi mf = Cf.Vf Como a quantidade do soluto permanece constante mi = mf então Ci.Vi = Cf.Vf Cálculo da molaridade - M Condições Inicial Final molaridade Mi Mf volume da solução Vi Vf mols do soluto ni = Mi.Vi nf = Mf.Vf Como a quantidade do soluto permanece constante ni = nf então Mi.Vi = Mf.Vf Mistura de Soluções Mistura de soluções com solutos e solventes quimicamente iguais Cálculo da concentração comum - C Condições Inicial Final concentração solução A CA solução B CB Cf volume da solução solução A VA solução B VB Vf = VA + VB massa do soluto solução A mA = CA.VA solução B mB = CB.VB mf = mA + mB Como a massa final do soluto é mf = Cf . Vf então Cf . Vf = CA.VA + CB.VB Cálculo da molaridade - M Repetindo o cálculo para a molaridade teremos um resultado semelhante Mf . Vf = MA.VA + MB.VB Mistura de soluções com solutos diferentes que não reagem quimicamente Cálculo da concentração comum - C Serão consideradas duas soluções com solutos A e B Condições Inicial Final concentração solução A CA solução B CB CAf e CBf volume da solução solução A VA solução B VB Vf = VA + VB massa do soluto solução A mA = CA.VA solução B mB = CB.VB A massa do soluto A é: CAf . Vf = CA.VA    A massa do soluto B é: CBf . Vf = CB.VB   Cálculo da molaridade - M Repetindo o cálculo para a molaridade teremos um resultado semelhante MAf . Vf = MA.VA    MBf . Vf = MB.VB   Exemplos: 1 ) Misturamos 200 mL de uma solução 0,5 M ( leia 0,5 molar ou 0,5 mols / L ) de NaNO3 com 300 mL de uma solução 0,8 M de Na2SO4 . Determine a molaridade da solução de NaNO3 na mistura. [NaNO3] Volume inicial # NaNO3 Volume final MAf 0,5 mols / L 0,2 L 0,2x0,5 = 0,1 mol 0,2 + 0,3 = 0,5 L 0,1 / 0,5 = 0,2 M 2 ) Misturamos 200 mL de uma solução 0,5 M de NaNO3 com 300 mL de uma solução 0,8 M de Na2SO4 . Determine a molaridade da solução do íon  Na+ na mistura, supondo que os sais estejam completamente ionizados. Sabendo que:  NaNO3 ® Na+ + NO3- Na2SO4 ® 2 Na+ + SO42-  [NaNO3] [Na+] Volume # Na+ 0,5 mol / L 0,5 mol / L  0,2 L 0,5 x 0,2 = 0,1 mol [Na2SO4] [Na+] Volume # Na+ 0,8 mol / L 2 x 0,8 = 1,6 mol / L 0,3 L 1,6 x 0,3 = 0,48 mol # Na+ Volume [Na+] 0,1 + 0,48 = 0,58 mol 0,2 + 0,3 = 0,5 L 0,58 / 0,5 = 1,16 mol / L Mistura de soluções com solutos que reagem quimicamente. O resultado depende da qualidade dos solutos e de suas quantidades para saber se a reação química foi completa ou sobrou reagente. Cada caso deve ser analisado separadamente não cabe uma solução geral. Mistura de um ácido com uma base. Nas soluções de ácido e bases em água são encontrados íons H+ e OH- . Misturadas estas soluções os íons se neutralizam na proporção de 1 para 1.   H+   +   OH- ®     H2O 1 mol    1 mol      1 mol Como resultado da mistura pode ocorrer: Neutralização Quantidade de íons  total do ácido e da base   H+   =   OH-  parcial do ácido   H+   >   OH-  parcial da base   H+   <   OH-  Quando ocorre uma neutralização parcial do ácido ou da base, a solução resultante é uma solução do ácido ou da base mais diluída, uma vez que o volume da mistura é maior e a quantidade de soluto foi reduzida.  Exemplos: 1) Foram misturados 600 mL de uma solução 2 M de HCl com 400 mL de uma solução 3 M de NaOH. Supondo o ácido e a base completamente ionizados, verifique se ocorreu ou não a neutralização total do ácido e da base. Sabemos que:         HCl  ®  H+ + Cl- 1 mol   1 mol          NaOH  ®  OH- + Na+ 1 mol     1 mol [HCl] [H+] volume da solução quantidade de H+  2 M 2 M 0,6 L 1,2 mol [NaOH] [OH-] volume da solução quantidade de OH- 3 M 3 M 0,4 L 1,2 mol Como as quantidades de íons hidrogênio e hidroxila são iguais ocorreu uma neutralização total do ácido e da base. 2) Foram misturados 200 mL de uma solução 2 M de HCl com uma solução 3 M de NaOH. Supondo o ácido e a base completamente ionizados, determine o volume da solução da base para ocorrer uma neutralização total. Sabemos que:         HCl  ®  H+ + Cl- 1 mol   1 mol          NaOH ® OH- + Na+ 1 mol    1 mol [HCl] [H+] volume da solução quantidade de H+  2 M 2 M 0,2 L 0,4 mol [NaOH] [OH-] volume da solução quantidade de OH- 3 M 3 M x 3x mol Para ocorrer neutralização total é necessário que as quantidades de íons hidrogênio e hidroxila sejam iguais. 3x = 0,4 ® x = 0,133 L 3) Foram misturados 600 mL de uma solução 0,5 M de H3PO4  com 400 mL de uma solução 2 M de Ca(OH)2 . Supondo o ácido e a base completamente ionizados, verifique se ocorreu ou não a neutralização total. Havendo uma neutralização parcial, determine a concentração do ácido ou da base residual. Sabemos que:               H3PO4  ®    3 H+    + PO4-   1 mol         3 mols         Ca(OH)2 ® 2 OH- + Ca2+ 1 mol      2 mols [H3PO4] [H+] volume da solução quantidade de H+  0,5 M 3 x 0,5 M 0,6 L 3 x 0,5 x 0,6 = 0,9 mol [Ca(OH)2] [OH-] volume da solução quantidade de OH- 2 M 2 x 2 M 0,4 L 2 x 2 x 0,4 = 1,6 mol Como a quantidade de íons hidroxila é maior que a de íons hidrogênio ocorreu uma neutralização parcial da base, tendo restado na solução 1,6 - 0,9 = 0,7 mol do íon hidroxila. Como o volume da mistura é 0,6 + 0,4 = 1 L, então a concentração molar da base restante é 0,7 M Titulação é uma operação de laboratório através da qual se determina a concentração de uma solução A medindo-se o volume de uma solução B de concentração conhecida, que reage completamente com um volume conhecido da solução A. Colóides Estado coloidal - A passagem de sol a gel é reversível. As partículas dispersas têm película de solvatação, que estabiliza o colóide. Exemplos: proteínas em água, amido em água, gelatina em água e a maioria dos colóides naturais. Efeito TYNDALL - Numa dispersão coloidal, ao jogar um feixe de luz, observaremos um fundo escuro, uma turvação, por causa da dispersão dos raios luminosos nas partículas dispersas Colóide irreversível ou liófobo ou hidrófobo - os processos vitais estão associados ao estado coloidal. Industrial - preparo de geléias, maionese, creme chantilly, etc.

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Estudo dos Gases Teoria cinética dos gases Volume, Pressão e Temperatura de um gás Gás ideal Gás Real Lei de Boyle e lei de Charles e Gay-Lussac Equação geral dos gases perfeitos Transformações isotérmica, isobárica e isocórica CNTP Volume molar de um gás Equação de Clapeyron Densidade de um gás Mistura Gasosa: Pressão Parcial e Volume Parcial Efusão e difusão de gases - Lei de Graham 1- Teoria cinética dos gases Características de uma substância no estado gasoso - Não tem forma e nem volume próprios. Um gás tem a forma do recipiente onde está contido e ocupa todo o espaço limitado pelas paredes do recipiente. O volume de um gás é o volume do recipiente onde está contido. Modelo do estado gasoso (teoria cinética dos gases) - Um gás é constituído por moléculas isoladas, separadas umas das outras por grandes espaços vazios em relação ao seu tamanho e em contínuo movimento de translação, rotação e vibração. 2- Volume, Pressão, Temperatura de um gás I. Volume O volume de qualquer substância é o espaço ocupado por esta substância. No caso dos gases, o volume de uma dada amostra é igual ao volume do recipiente que a contém. II. Temperatura É a medida do grau de agitação térmica das partículas que constituem uma substância. No estudo dos gases, é utilizada a escala absoluta ou Kelvin (K) e, no Brasil, a escala usual é a Celsius ou centígrada (°C). Portanto, para transformar graus Celsius (t) em Kelvin, temos: III. Pressão A pressão é definida como força por unidade de área. No estado gasoso, a pressão é o resultado do choque de suas moléculas contra as paredes do recipiente que as contém. 3- Gás Ideal ou Perfeito Gás ideal ou gás perfeito - É um modelo teórico. É um gás que obedece às equações P·V/T = k e P·V = n·R·T, com exatidão matemática. 4- Gás Real Não segue o comportamento do gás ideal, principalmente em pressões muito altas e/ou em temperaturas baixas, porque ocorre alta redução de volume e as partículas, muito próximas, passam a interferir umas no movimento das outras. Um gás real aproxima-se do comportamento de um gás ideal à medida que diminui a pressão e aumenta a temperatura. 5- Lei de Boyle e lei de Charles e Gay-Lussac Lei de Boyle - A temperatura constante, o volume ocupado por uma quantidade fixa de um gás é inversamente proporcional à sua pressão. P·V = k = constante Lei de Charles e Gay-Lussac - A volume constante, a pressão de uma massa fixa de um gás varia linearmente com a temperatura do gás em graus Celsius. A pressão constante, o volume de uma massa fixa de um gás varia linearmente com a temperatura do gás em graus Celsius. Com a introdução da escala absoluta, as leis de Charles e Gay-Lussac foram assim enunciadas: A volume constante, a pressão de uma massa fixa de gás é diretamente proporcional à temperatura absoluta do gás. A pressão constante, o volume de uma massa fixa de gás é diretamente proporcional à temperatura absoluta do gás. 6- Equação geral dos gases perfeitos P·V —— T = k ou P1·V1 ——— T1 = P2·V2 ——— T2 (número de mols constante) É possível o gás passar por um estado intermediário (3), observe o diagrama: (1) ® (2) ® (3) Desta forma teremos: A Lei de Boyle e Charles aplica: Se multiplicar parte por parte 7- Transformações Isotérmica, Isobárica e Isovolumétrica ISOBÁRICA (p1 = p2) V1 —— T1 = V2 —— T2 lei de Charles e Gay-Lussac ISOCÓRICA (V1 = V2) p1 —— T1 = p2 —— T2 lei de Charles e Gay-Lussac ISOTÉRMICA (T1 = T2) p1·V1 = p2·V2 lei de Boyle 8- Condições Normais de Temperatura e Pressão (CNTP, CN ou TPN) São definidas como condições normais de temperatura e pressão quando o gás é submetido a uma pressão de 1 atm e à temperatura de 0 °C. Portanto, podemos colocar: P = 1 atm = 760 mmHg T = 0 °C = 273 K 9- Volume molar de um gás Volume molar é o volume de um mol de substância. O volume molar de um gás é constante para todos os gases a uma mesma pressão e temperatura. Nas CNTP, o volume molar é igual a 22,4 L/mol. 10- Equação de Clapeyron As leis de Boyle e Charles/Gay-Lussac podem ser combinadas com a lei de Avogadro para relacionar volume, pressão, temperatura e quantidade em mols de um gás. Tal relação é chamada de equação de estado de um gás. A equação de estado pode então ser representada por: P · V = n ·R · T Esta equação também é denominada de equação de Clapeyron, em homenagem ao físico francês que a determinou. A constante R pode assumir vários valores dentre os quais destacamos: 11- Densidade de um gás Densidade de um gás nas CNTP: dCNTP = M ——— 22,4 g/L Densidade de um gás a uma pressão p e temperatura T: d = P·M ——— R·T Densidade de um gás A em relação a um gás B: dA,B = MA —— MB Densidade de um gás A em relação ao ar: dA,ar = MA —— Mar = MA ——— 28,8 12- Mistura Gasosa: Pressão Parcial e Volume Parcial Fração em mol Abaixo a fração do mol expressa na relação: Onde: ni – quantidade em mols de gás i. n – quantidade em mols da mistura. Pressão parcial Em uma mistura gasosa a pressão parcial de um gás é igual ao resultado de sua fração em mol na mistura, pela própria pressão. Pgás = Xgás . Ptotal Volume parcial Em uma mistura gasosa o volume parcial de um gás é igual ao resultado de sua fração em mol na mistura, pelo próprio volume. Vgás = Xgás . Vtotal Lei de Amagat Segundo essa lei, a soma dos volumes parciais de seus componentes, é ocupada por uma mistura gasosa. V = v1 + v2 + v3 + ... vz Lei de Dalton Segundo essa lei, a soma das pressões parciais de seus componentes, é ocupada por uma mistura gasosa. P = P1 + P2 + P3 + ... Pz Misturas de gases perfeitos O fato de que os gases são miscíveis, independente da proporção resulta em misturas gasosas homogêneas. 13- Difusão e Efusão Gasosa Difusão gasosa – é a forma na qual, os gases atravessam uma parede porosa, e nesse mesmo processo se misturam de maneira uniforme com outros gases. Porém, a efusão gasosa é conceituada como uma forma em que um gás escapa de um recipiente, por meio de um pequeno furo, para o vácuo. Thomas Graham foi um químico britânico, que estudou a efusão gasosa, ele criou a lei que o explica. “As velocidades de efusão dos gases são inversamente proporcionais às raízes quadradas de suas massas específicas, quando submetidos à mesma pressão e temperatura.” Home | Análise Imediata | Classificação Periódica | Gases | Grandezas Químicas | Ligações Químicas | Reações Inorgânicas | Teorias Ácido Base | Teoria de Arrhenius | Substâncias, Sistemas e Misturas | Polaridade da Molécula | Leis Ponderais | Geometria Molecular | Estequiometria | Funções Inorgânicas Este site foi atualizado em 04/01/11 Fonte: http://www.profpc.com.br/

Reações inorgânicas Tipos de reação Solubilidade em água Força Volatilidade Indícios de ocorrência de uma reação Reação de oxirredução Reação de auto-oxirredução Resumo 1- 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: Metais alcalinos fazem reação muito violenta (perigo!) com a água, mesmo a frio. Metais alcalino-terrosos fazem reação branda com a água, a frio. O magnésio faz reação muito lenta com a água fria; com a água quente é mais rápida, porém branda. Os metais menos reativos que o Mg e mais reativos que o H só reagem com vapor de água a alta temperatura. 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 menos solúvel eletrólito mais fraco mais volátil que AB e/ou CD. 2- Solubilidade em água Regras de solubilidade em água: Os sais dos metais alcalinos e de amônio são solúveis . Os nitratos (NO3-) e os acetatos (CH3-COO-) são solúveis . Os cloretos (Cl-), os brometos (Br-) e os iodetos (I-), em sua maioria, são solúveis . Principais exceções: PbCl2, AgCl, CuCl e Hg2Cl2 ® insolúveis PbBr2, AgBr, CuBr e Hg2Br2 ® insolúveis PbI2, 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 ® solúveis Sulfetos dos metais alcalino-terrosos ® solúveis Os carbonatos (CO32-), os fosfatos (PO43-) 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. 3- Força Principais ácidos fortes: HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3 e outros ácidos oxigenados HxEOy, nos quais (y - x) ³ 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, CH3-COOH e ácidos oxigenados HxEOy, nos quais (y - x) = 0 Nota: Na fórmula HxEOy, x representa o número de átomos de H ionizáveis. 4- 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 CH3-COOH Principais ácidos fixos ou não-voláteis: H2SO4 e H3PO4 Única base volátil: hidróxido de amônio 5- 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). 6- 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. 7- Reação auto-oxirredução Reação auto-oxirredução ou de desproporcionamento - Quando um mesmo elemento em parte se oxida e em parte se reduz. 8- RESUMO REAÇÕES INORGÂNICAS Home | Análise Imediata | Classificação Periódica | Gases | Grandezas Químicas | Ligações Químicas | Reações Inorgânicas | Teorias Ácido Base | Teoria de Arrhenius | Substâncias, Sistemas e Misturas | Polaridade da Molécula | Leis Ponderais | Geometria Molecular | Estequiometria | Funções Inorgânicas Este site foi atualizado em 01/01/11 Fonte: http://www.profpc.com.br/

Massa Atômica, Massa Molecular e MOL Massa Atômica (MA) Massa Atômica de um Elemento Massa Molecular (MM) Número de Avogadro Mol Massa Molar (M) Volume Molar (V) 1 - Massa atômica - MA Denominamos de massa atômica a medida da massa de um átomo tomando-se como unidade ( u ) 1/12 da massa do átomo do isótopo do carbono 12. u é denominada de unidade atômica de massa. Unidade de massa atômica (u) é a massa de 1/12 do átomo de 12C. Consequentemente a massa atômica do carbono 12 é 12 u ® MAC = 12 u. Massa do próton = 1,00759 u Massa do nêutron = 1,00897 u Observação importante: Massa atômica e número de massa, cujos valores são muito próximos, são conceitos diferentes. Massa atômica é a massa do átomo expressa em unidade atômica de massa Número de massa (A) é a soma do número de prótons (Z) e do número de nêutrons (N). >>> A = Z + N 2- Massa atômica de um elemento Massa atômica de um elemento é a média ponderada das massas atômicas de seus isótopos tomando como pesos o percentual dos isótopos numa amostra encontrada na natureza. Considere um elemento E, cujos isótopos A, B e C ocorrem com percentuais a, b e c respectivamente Exemplo: O isótopo do boro de massa atômica 10 u tem uma ocorrência de 20% e o de massa atômica 11 u tem uma ocorrência de 80%. A massa atômica do elemento boro será: 3 - Massa molecular - MM Massa molecular é a soma das massas dos átomos que formam a molécula 4 - Número de Avogadro Número de Avogadro é o número de átomos existentes quando a massa atômica de um elemento é expressa em gramas. Número de Avogadro ® 6,02 x 1023 mol-1 5 - Mol O mol é a quantidade de matéria de um sistema que contem tantas entidades elementares quantos são os átomos contidos em 12 g de carbono 12. Mol é a unidade de quantidade de matéria ou quantidade de substância. Quando se utiliza o mol as as entidades elementares devem ser especificadas, podendo ser átomos, moléculas, íons, prótons, elétrons etc. Consequentemente: 1 mol de uma entidade elementar ® 6,02 x 1023 entidades elementares. Exemplos: Enxofre ® massa atômica = 32 u ® 1 mol = 6,02 x 1023 átomos = 32 g Ácido sulfúrico ® massa molecular = 98 u ® 1 mol = 6,02 x 1023 moléculas = 98 g 6 - Massa molar - M Massa molar de uma determinada espécie é a massa correspondente a um mol da referida espécie. Exemplos: Enxofre ® massa atômica = 32 u ® massa molar = 32 g Ácido sulfúrico ® massa molecular = 98 u ® massa molar = 98 g 7 - Volume molar - V Um mol de qualquer gás ocupa o mesmo volume nas mesmas condições de pressão e temperatura. Volume de um mol de qualquer gás nas condições normais de pressão e temperatura é: V = 22,4 litros Home | Análise Imediata | Classificação Periódica | Gases | Grandezas Químicas | Ligações Químicas | Reações Inorgânicas | Teorias Ácido Base | Teoria de Arrhenius | Substâncias, Sistemas e Misturas | Polaridade da Molécula | Leis Ponderais | Geometria Molecular | Estequiometria | Funções Inorgânicas Este site foi atualizado em 01/01/11 Fonte: http://www.profpc.com.br/

Polaridade das moléculas - ligações intermoleculares Ligação covalente e polaridade Polaridade das moléculas Polaridade e solubilidade Ligações intermoleculares ou forças de van der Waals 1- Ligação covalente e polaridade Ligação covalente apolar - Os átomos ligados têm igual eletronegatividade. Ligação covalente polar - Os átomos ligados têm diferente eletronegatividade. A toda ligação covalente polar está associado um vetor polarização, orientado da carga positiva para a negativa. Ligação covalente polar - Ligação intermediária entre a ligação covalente apolar e a ligação iônica. 2- Polaridade das moléculas Molécula apolar - A soma vetorial dos vetores polarização associados a todas as ligações covalentes polares da molécula é nula. Molécula polar - A soma vetorial dos vetores polarização associados a todas as ligações covalentes polares na molécula é diferente de zero. 3- Polaridade e solubilidade Polaridade e solubilidade: "O semelhante dissolve o semelhante." Substância polar dissolve substância polar e não dissolve ou dissolve pouca quantidade de substância apolar. Substância apolar dissolve substância apolar e não dissolve ou dissolve pouca quantidade de substância polar. 4- Ligações intermoleculares Ligações intermoleculares podem ser classificadas em: A) Ligações de van der Waals, ou forças de van der Waals : I - atração dipolo induzido: dipolo induzido ou forças de dispersão de London II - atração dipolo permanente: dipolo permanente B) Ponte de hidrogênio ou ligação de hidrogênio Substâncias apolares estabelecem somente ligações intermoleculares I. Substâncias polares sem ligações H - F, O - H e N - H estabelecem ligações intermoleculares I e II. Substâncias polares com ligações H - F, O - H e N - H estabelecem ligações intermoleculares Pontes de Hidrogênio. Quanto maior for o tamanho da molécula, mais fortes serão as forças de dispersão de London. Quanto mais fortes forem as ligações intermoleculares, mais elevada será a temperatura de ebulição. Home | Análise Imediata | Classificação Periódica | Gases | Grandezas Químicas | Ligações Químicas | Reações Inorgânicas | Teorias Ácido Base | Teoria de Arrhenius | Substâncias, Sistemas e Misturas | Polaridade da Molécula | Leis Ponderais | Geometria Molecular | Estequiometria | Funções Inorgânicas Este site foi atualizado em 01/01/11 Fonte: http://www.profpc.com.br/

Ligações químicas pelo modelo do octeto Teoria do Octeto Ligações Químicas Tipos de Substâncias Fórmulas Eletrônica e Estrutural Número de Oxidação Ligação Covalente pelo Modelo do Orbital Molecular Orbital Molecular 1- Teoria do octeto Na natureza, todos os sistemas tendem a adquirir a maior estabilidade possível. Os átomos ligam-se uns aos outros para aumentar a sua estabilidade. Os gases nobres são as únicas substâncias formadas por átomos isolados. Conclusão: os átomos dos gases nobres são os únicos estáveis. Os átomos dos gases nobres são os únicos que possuem a camada da valência completa, isto é, com oito elétrons (ou dois, no caso da camada K). Conclusão: a saturação da camada da valência com oito elétrons (ou dois, no caso da camada K) aumenta a estabilidade do átomo. A configuração eletrônica com a camada da valência completa é chamada configuração estável. Os átomos dos gases nobres são os únicos que já têm a camada da valência completa. Teoria do octeto - Os átomos dos elementos ligam-se uns aos outros na tentativa de completar a camada da valência de seus átomos. Isso pode ser conseguido de diversas maneiras, dando origem a diversos tipos de ligações químicas. 2- Ligações químicas Ligação iônica ou eletrovalente é a atração eletrostática entre íons de cargas opostas num retículo cristalino. Esses íons formam-se pela transferência de elétrons dos átomos de um elemento para os átomos de outro elemento. Para se formar uma ligação iônica, é necessário que os átomos de um dos elementos tenham tendência a ceder elétrons e os átomos do outro elemento tenham tendência a receber elétrons. Quando os átomos de dois elementos A e B têm ambos tendência a ceder ou a receber elétrons, não pode se formar uma ligação iônica entre eles. Os átomos com tendência a ceder elétrons apresentam um, dois ou três elétrons na camada da valência; são todos átomos de metais, com exceção dos átomos de H e He. Os átomos com tendência a receber elétrons apresentam quatro, cinco, seis e sete elétrons na camada da valência; são os átomos dos não-metais e do H. Uma ligação iônica forma-se entre um metal e um não-metal ou entre um metal e o H. Os elétrons são transferidos dos átomos dos metais para os dos não-metais ou do H. Os átomos dos metais, cedendo elétrons, transformam-se em íons positivos ou cátions, e os átomos dos não-metais ou do H, recebendo elétrons, transformam-se em íons negativos ou ânions. Todo ânion monoatômico tem configuração estável, semelhante à de um gás nobre, porque, na formação do ânion, o átomo recebe exatamente o número de elétrons que falta para ser atingida a configuração estável. Nem todo cátion monoatômico tem configuração estável. O átomo, ao ceder os elétrons de sua camada da valência , nem sempre fica com configuração estável. Os cátions dos metais alcalinos e alcalino-terrosos, bem como o cátion de alumínio, têm configurações estáveis. Os cátions dos metais de transição não têm, em sua maioria, configuração estável. Valência é o poder de combinação dos elementos. O conceito de valência foi criado por Berzelius, em 1820. Eletrovalência é a valência do elemento na forma iônica. É igual à carga do seu íon monoatômico. Ligação covalente é um par de elétrons compartilhado por dois átomos, sendo um elétron de cada átomo participante da ligação. Ligação dativa ou coordenada é um par de elétrons compartilhado por dois átomos, no qual os dois elétrons são fornecidos apenas por um dos átomos participantes da ligação. Forma-se quando um dos átomos já tem o seu octeto completo e o outro ainda não. Ligação metálica é constituída pelos elétrons livres que ficam entre os cátions dos metais (modelo do gás eletrônico ou do mar de elétrons). Os metais são constituídos por seus cátions mergulhados em um mar de elétrons. A ligação metálica explica a condutividade elétrica, a maleabilidade, a ductilidade e outras propriedades dos metais. Eletronegatividade de um elemento é uma medida da sua capacidade de atrair os elétrons das ligações covalentes das quais ele participa. Quanto maior for a capacidade de um átomo de atrair os elétrons das ligações covalentes das quais ele participa, maior será a sua eletronegatividade. Ligação covalente polar é aquela que constitui um dipolo elétrico. Forma-se quando as eletronegatividades dos elementos ligados são diferentes. Ligação covalente apolar é aquela que não constitui dipolo elétrico. Neste caso, as eletronegatividades dos átomos ligados são iguais. 3- Tipos de substâncias Substância iônica ou eletrovalente é toda substância que apresenta pelo menos uma ligação iônica. Mesmo as substâncias que apresentam ligações iônicas e covalentes são classificadas como iônicas. Substância molecular apresenta somente ligações covalentes e é formada por moléculas discretas. Substância covalente apresenta somente ligações covalentes e é formada por macromoléculas. Propriedade das substâncias iônicas Alto ponto de fusão (PF) e ponto de ebulição (PE). Sólidas à temperatura ambiente. Conduzem a corrente elétrica no estado fundido e não no estado sólido. Cristais duros e quebradiços. As substâncias moleculares não apresentam as propriedades acima. As substâncias covalentes, ao contrário das moleculares, têm PF e PE altíssimos (analogia com as iônicas). 4- Fórmulas eletrônicas e estruturais Estruturas de Lewis ou fórmulas eletrônicas são representações dos pares de elétrons das ligações covalentes entre todos os átomos da molécula, bem como dos elétrons das camadas da valência que não participam das ligações covalentes. Estruturas de Couper ou fórmulas estruturais planas são representações, por traços de união, de todas as ligações covalentes entre todos os átomos da molécula. Simples ligação é uma ligação covalente entre dois átomos (A - B). Ligação dupla são duas ligações covalentes entre dois átomos (A = B). Ligação tripla são três ligações covalentes entre dois átomos (A º B). 5- Número de oxidação Número de oxidação (nox) é um número associado à carga de um elemento numa molécula ou num íon. O nox de um elemento sob forma de um íon monoatômico é igual à carga desse íon, portanto é igual à eletrovalência do elemento nesse íon. O nox de um elemento numa molécula e num íon composto é a carga que teria o átomo desse elemento supondo que os elétrons das ligações covalentes e dativas se transferissem totalmente do átomo menos eletronegativo para o mais eletronegativo, como se fosse uma ligação iônica. Elementos com nox fixo em seus compostos metais alcalinos (+1) metais alcalino-terroso (+2) alumínio (+3) prata (+1) zinco (+2) O oxigênio é o mais eletronegativo de todos os elementos, exceto o flúor. O oxigênio tem nox negativo em todos os seus compostos, exceto quando ligado ao flúor. Na grande maioria de seus compostos, o oxigênio tem nox = -2. Nos peróxidos (grupo -O-O-) o oxigênio tem nox = -1. O hidrogênio é menos eletronegativo que todos os não-metais e semimetais; por isso, quando ligado a esses elementos, tem nox positivo e sempre igual a +1. O hidrogênio é mais eletronegativo que os metais; por isso, quando ligado a esses elementos, tem nox negativo e sempre igual a -1. A soma dos nox de todos os átomos de: uma molécula é igual a zero. um íon composto é igual à carga do íon. O nox de qualquer elemento sob forma de substância simples é igual a zero. O nox máximo de um elemento é igual ao número do grupo onde está o elemento na Tabela Periódica, com exceção dos elementos do Grupo VIIIB. O nox mínimo é igual a (número do grupo - 8),no caso de o elemento ser um não-metal ou um semimetal. Nox e valência - O nox de um elemento na forma de um íon monoatômico é igual à sua eletrovalência. O nox de um elemento na forma de molécula ou de íon composto não é obrigatoriamente igual à sua valência. A valência, nesses casos, é dada pelo número de ligações covalentes e dativas. Cada ligação covalente conta como uma unidade de valência, e cada ligação dativa, como duas unidades de valência. Ligação covalente pelo modelo do orbital molecular 1- Orbital molecular Orbital molecular é a região de máxima probabilidade de se encontrar o par de elétrons compartilhado da ligação covalente. Orbital molecular sigma ou ligação sigma resulta da interpenetração, num mesmo eixo, de dois orbitais atômicos semicheios, um de cada átomo de ligação, com elétrons de spins opostos. Orbital molecular pi ou ligação pi resulta da interpenetração em paralelo de dois orbitais atômicos semicheios, um de cada átomo da ligação, com elétrons de spins opostos. Uma ligação simples (A - B) é sempre sigma. Uma ligação dupla (A = B) é sempre uma ligação sigma e outra pi. Uma ligação tripla (A º B) é sempre uma ligação sigma e duas ligações pi. Home | Análise Imediata | Classificação Periódica | Gases | Grandezas Químicas | Ligações Químicas | Reações Inorgânicas | Teorias Ácido Base | Teoria de Arrhenius | Substâncias, Sistemas e Misturas | Polaridade da Molécula | Leis Ponderais | Geometria Molecular | Estequiometria | Funções Inorgânicas Este site foi atualizado em 01/01/11 Fonte: http://www.profpc.com.br/

Teoria de Arrhenius Teoria da dissociação eletrolítica de Arrhenius Eletrólitos e não-eletrólitos Conceito de ácido de Arrhenius Conceito de base de Arrhenius Conceito de sal de Arrhenius 1-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. 2- 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. 3- 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). 4- 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). 5- 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 Home | Análise Imediata | Classificação Periódica | Gases | Grandezas Químicas | Ligações Químicas | Reações Inorgânicas | Teorias Ácido Base | Teoria de Arrhenius | Substâncias, Sistemas e Misturas | Polaridade da Molécula | Leis Ponderais | Geometria Molecular | Estequiometria | Funções Inorgânicas Este site foi atualizado em 31/12/10 Fonte: http://www.profpc.com.br/