Resumo do conteúdo do 1° ano do Ensino Médio - Química

COLÉGIO ESTADUAL DOM CARLOS – EFMNP

DISCIPLINA: Química                               1° ano                                     ANO LETIVO: 2013

PROFESSOR: Elton Agostinho de Araújo

MATÉRIA E ENERGIA

Matéria

Matéria é tudo o que tem massa e ocupa um lugar no espaço, ou seja, possui volume.

A ausência total de matéria no espaço é chamada de vácuo.

Ex.: madeira, ferro, água, areia, ar, ouro e tudo o mais que existe no espaço.

Corpo

Corpo é qualquer porção limitada de matéria, que possui massa, peso e volume definidos.

Ex.: tábua de madeira, barra de ferro, cubo de gelo, pedra.

Objeto

Objeto é um corpo adquirido, fabricado ou elaborado para ter aplicações úteis ao homem. Ou seja, qualquer corpo pode se tornar um objeto.

Ex.: mesa, lápis, estátua, cadeira, faca, martelo.

Energia

Energia é a capacidade de realizar trabalho, é tudo o que pode modificar a matéria, por exemplo, na sua posição, fase de agregação, natureza química. È também tudo que pode provocar ou anular movimentos e causar deformações.

A energia pode ser classificada como:

·      Energia Cinética, é a energia associada ao movimento e depende da massa (m) e da velocidade (v) de um corpo.

·      Energia Potencial, é aquela que se encontra armazenada num determinado sistema e que pode ser utilizada a qualquer momento para realizar uma tarefa.

Existem dois tipos de energia potencial: a elástica e a gravitacional.

A energia potencial gravitacional está relacionada com uma altura (h) de um corpo em relação a um determinado nível de referência.

A energia potencial elástica está associada a uma mola ou a um corpo elástico.

·      Energia Mecânica Total, A energia mecânica total de um corpo é constante e é dada pela soma das energias cinética e potencial.

Obs.: I – No Sistema Internacional de Unidades (SI), a energia é expressa em joule (J).

II – Existem outras formas de energia: energia elétrica, térmica, luminosa, química, nuclear, magnética, solar (radiante).

Lei da Conservação da Energia

As energias não podem ser criadas nem destruídas. Sempre que desaparece uma quantidade de uma classe de energia, ela não some ou se perde, ela se converte em uma quantidade exatamente igual de outra(s) classe(s) de energia.

A partir das noções de matéria e energia, podemos classificar os sistemas em função da sua capacidade de trocar matéria e energia com o meio ambiente. Nesse sentido os sistemas podem ser:

·      Sistema Aberto, tem a capacidade de trocar tanto matéria quanto energia com o meio ambiente. Ex.: água em um recipiente aberto (a água absorve a energia térmica do meio ambiente e parte dessa água sofre evaporação).

·      Sistema Fechado, tem a capacidade de trocar somente energia com o meio ambiente. Esse sistema pode ser aquecido ou resfriado, mas a sua quantidade de matéria não varia.

Ex.: Um refrigerante fechado.

·      Sistema Isolado, não troca matéria nem energia com o sistema. A rigor não existe um sistema completamente isolado, tende de se ter em mente que algum tipo de troca com o meio pode ocorrer.

Ex.: um exemplo aproximado desse tipo de sistema é a garrafa térmica.

Propriedades da Matéria

Propriedades são determinadas características que, em conjunto, vão definir a espécie de matéria. Podemos dividi-las em 3 grupos: gerais, funcionais e específicas.

ü  Propriedades Gerais, são propriedades inerentes a toda espécie de matéria.

São as propriedades gerais da matéria:

·      Massa: é a medida da quantidade de matéria.

·      Extensão: é o espaço que a matéria ocupa, o seu volume.

·      Inércia: é a propriedade que os corpos têm de manter o seu estado de movimento ou de repouso inalterado, a menos que alguma força interfira e modifique esse estado.

·      Impenetrabilidade: duas porções de matéria não podem ocupar, simultaneamente, o mesmo lugar no espaço.

·      Divisibilidade: toda matéria pode ser dividida sem alterar a sua constituição, até um certo limite ao qual chamamos de átomo.

·      Compressibilidade: sob a ação de forças externas, o volume ocupado por uma porção de matéria pode diminuir.

·      Elasticidade: Dentro de um certo limite, se a ação de uma força causar deformação da matéria, ela retornará à forma original assim que essa força deixar de agir.

·      Porosidade: a matéria é descontínua. Isso quer dizer que existem espaços (poros) entre as partículas que formam qualquer tipo de matéria. Esses espaços podem ser maiores ou menores, tornando a matéria mais ou menos densa.

ü Propriedades Funcionais, são propriedades comuns a determinados grupos de matéria, identificados pela função que desempenham.

Ex.: ácidos, bases, sais, óxidos, álcoois, aldeídos, cetonas.

ü  Propriedades Específicas, são propriedades individuais de cada tipo particular de matéria. Podem ser: organolépticas, químicas ou físicas.

·      Organolépticas, são propriedades capazes de impressionar os nossos sentidos, como a cor, que impressiona a visão, o sabor, que impressiona o paladar, o odor que impressiona o nosso olfato e a fase de agregação da matéria (sólido, líquido, gasoso, pastoso, pó), que impressiona o tato.

Ex.: água pura (incolor, insípida, inodora, líquida em temperatura ambiente); barra de ferro (brilho metálico, sólida).

·      Químicas,  são responsáveis pelos tipos de transformação que cada matéria é capaz de sofrer. Relacionam-se à maneira de reagir de cada substância.

Ex.: oxidação do ferro, combustão do etanol.

·      Físicas, são certos valores encontrados experimentalmente para o comportamento de cada tipo de matéria quando submetidas a determinadas condições. Essas condições não alteram a constituição da matéria, por mais diversas que sejam. As principais propriedades físicas da matéria são:

SUBSTÂNCIA

É uma porção de matéria constituída por somente um tipo de constituinte. Ou seja, o tipo de matéria.

EX.: água destilada

 OBS.: Uma substância pura é qualquer material que apresenta temperatura de fusão e ebulição constantes a uma dada pressão e densidade característica em determinada temperatura e pressão.

EX.: água pura

Substancia Simples

Uma substância simples é toda substância formada por átomos de apenas um tipo de elemento químico. Não pode ser decomposta em outras substâncias.

EX.: N₂, H₂, O₂, He, Fe

Substancia Composta

Uma substância composta é toda substância formada por átomos de mais de um tipo de elemento químico. Pode ser decomposta em outras substâncias.

EX.: CO₂, H₂O, NaCl

As Fases de Agregação das Substâncias

Os estados de agregação dizem respeito a maneira como as partículas que compõem as substancias interagem e se integram entre si. As fases de agregação se dividem em:

·      Fase Sólida, é caracterizada pela rigidez. As substâncias apresentam maior organização de suas partículas constituintes, devido a possuir menor energia. Essas partículas formam estruturas geométricas chamada retículos cristalinos. Apresenta forma invariável e volume constante.

·      Fase Líquida, é caracterizada pela fluidez. As partículas se apresentam desordenadas e com certa liberdade de movimento. Apresentam energia intermediária entre as fases sólida e gasosa. Possuem forma variável e volume constante.

·      Fase Gasosa, é caracterizada pelo caos. Existem grandes espaços entre as partículas, que apresentam grande liberdade de movimento. É a fase que apresenta maior energia. Apresenta forma e volume variáveis.

Mudanças De Fases Das Substâncias

O estado de agregação da matéria pode ser alterado por variações de temperatura e de pressão, sem que seja alterada a composição da matéria. Cada uma destas mudanças de estado recebeu uma denominação particular:

·      Fusão: é a passagem da fase sólida para a líquida.

·      Vaporização: é a passagem do estado líquido para o estado gasoso.

Obs.: a vaporização pode receber outros nomes, dependendo das condições em que o líquido se transforma em vapor.

·      Evaporação: é a passagem lenta do estado líquido para o estado de vapor, que ocorre predominantemente na superfície do líquido, sem causar agitação ou o surgimento de bolhas no seu interior. Por isso, é um fenômeno de difícil visualização.

Ex.: bacia com água em um determinado local, roupas no varal.

·      Ebulição: é a passagem rápida do estado líquido para o estado de vapor, geralmente obtida pelo aquecimento do líquido e percebida devido à ocorrência de bolhas.

Ex.: fervura da água para preparação do café.

·      Calefação: é a passagem muito rápida do estado líquido para o estado de vapor, quando o líquido se aproxima de uma superfície muito quente.

Ex.: Gotas de água caindo sobre uma frigideira quente.

·      Sublimação: é a passagem do estado sólido diretamente para o estado gasoso e vice-versa.

Obs.: alguns autores chamam de ressublimação a passagem do estado de vapor para o estado sólido.

·      Liquefação ou condensação: é a passagem do estado gasoso para o estado líquido.

·      Solidificação: é a passagem do estado líquido para o estado sólido.

OBS.: A diferença entre Gás e Vapor. Vapor, é a designação dada à matéria no estado gasoso, quando é capaz de existir em equilíbrio com o líquido ou com o sólido correspondente, podendo sofrer liquefação pelo simples abaixamento de temperatura ou aumento da pressão.

Gás, é o fluido, elástico, impossível de ser liquefeito só por um aumento de pressão ou só por uma diminuição de temperatura, o que o diferencia do vapor.

MISTURA

Possuem fusão e ebulição que podem variar em determinada faixa de temperatura e apresentam densidades diferentes em função de sua composição, pois são formados por mais de uma substância. Ou seja, pela união de substâncias diferentes.

Mistura Homogênea

Tipo de mistura que apresenta aspecto uniforme em toda sua extensão, ou seja, apresenta somente uma fase.

EX.: Álcool hidratado, ouro de 18 quilates (75% de ouro, 12,5% de prata e 12,5% de cobre), gasolina combustível, soro fisiológico, vinagre, ar.

Mistura Heterogênea

Tipo de mistura que apresenta aspecto multiforme, ou seja, apresenta duas ou mais fases.

EX.: granito (quartzo + feldspalto + mica), pólvora (salitre + carvão + enxofre), água e óleo, madeira, sangue, leite.

PROCESSOS DE SEPARAÇÃO DE MISTURAS

Os componentes das misturas podem ser separados para a obtenção das substâncias que constituem a mistura. Para tanto, os processos variam de acordo com o tipo de mistura.

Vejamos algumas técnicas de separação de misturas:

·      Catação, consiste basicamente em recolher com as mãos ou uma pinça um dos componentes da mistura.

Exemplo: separar feijão das impurezas antes de cozinhá-los.

·      Levitação, separa substâncias mais densas das menos densas usando água corrente.

Exemplo: processo usado por garimpeiros para separar ouro (mais denso) da areia (menos densa).

·      Dissolução ou Floculação, consiste em dissolver a mistura em solvente com densidade intermediária entre as densidades dos componentes das misturas.

Exemplo: serragem + areia. Adiciona-se água na mistura. A areia fica no fundo e a serragem flutua na água.

·      Peneiração, separa sólidos maiores de sólidos menores ou ainda sólidos em suspensão em líquidos.

Exemplo: os pedreiros usam esta técnica para separar a areia mais fina de pedrinhas; para separar a polpa de uma fruta das suas sementes, como o maracujá. Este processo também é chamado de tamização.

·      Separação Magnética, usado quando um dos componentes da mistura é um material magnético. Com um ímã ou eletroímã, o material é retirado.

Exemplo: limalha de ferro + enxofre; areia + ferro.

·      Ventilação, usado para separar dois componentes sólidos com densidades diferentes. É aplicado um jato de ar sobre a mistura.

Exemplo: separar o amendoim torrado da sua casca já solta; arroz + palha.

·      Dissolução Fracionada, consiste em separar dois componentes sólidos utilizando um líquido que dissolva apenas um deles.

Exemplo: sal + areia. Dissolve-se o sal em água. A areia não se dissolve na água. Pode-se filtrar a mistura separando a areia, que fica retida no filtro da água salgada. Pode-se evaporar a água, separando a água do sal.

·      Sedimentação, consiste em deixar a mistura em repouso até o sólido se depositar no fundo do recipiente.

Exemplo: água + areia

·      Decantação, é a remoção da parte líquida, virando cuidadosamente o recipiente. Pode-se utilizar um funil de decantação para remover um dos componentes da mistura.

Exemplo: água + óleo; água + areia

·      Filtração, processo mecânico que serve para separar mistura sólida dispersa com um líquido ou gás. Utiliza-se uma superfície porosa (filtro) para reter o sólido e deixar passar o líquido. O filtro usado é um papel-filtro. O papel-filtro dobrado é usado quando o produto que mais interessa é o líquido. A filtração é mais lenta. O papel-filtro pregueado produz uma filtração mais rápida e é utilizada quando a parte que mais interessa é a sólida.

Exemplo: água + areia

·      Evaporação, consiste em evaporar o líquido que está misturado com um sólido.

Exemplo: água + sal de cozinha (cloreto de sódio). Nas salinas, obtém-se o sal de cozinha por este processo. Na realidade, as evaporações resultam em sal grosso, que se for purificado torna-se o sal refinado (sal de cozinha), que é uma mistura de cloreto de sódio e outras substâncias que são adicionadas pela indústria.

·      Destilação, consiste em separar líquidos e sólidos com pontos de ebulição diferentes. Os líquidos devem ser miscíveis entre si.

Exemplo: água + álcool etílico; água + sal de cozinha

O ponto de ebulição da água é 100°C e o ponto de ebulição do álcool etílico é 78°C. Se aquecermos esta mistura, o álcool ferve primeiro. No condensador, o vapor do álcool é resfriado e transformado em álcool líquido, passando para outro recipiente, que pode ser um frasco coletor, um erlenmeyer ou um copo de béquer. E a água permanece no recipiente anterior, separando-se assim do álcool.

Para essa técnica, usa-se o aparelho chamado destilador, que é um conjunto de vidrarias do laboratório químico. Utiliza-se: termômetro, balão de destilação, haste metálica ou suporte, bico de Bunsen, condensador, mangueiras, agarradores e frasco coletor. Este método é a chamada Destilação Simples.

Nas indústrias, principalmente de petróleo, usa-se a destilação fracionada para separar misturas de dois ou mais líquidos. As torres de separação de petróleo fazem a sua divisão produzindo gasolina, óleo diesel, gás natural, querosene, piche.

As substâncias devem conter pontos de ebulição diferentes, mas com valores próximos uns aos outros.

·      Fusão Fracionada, separa componentes de misturas homogêneas de vários sólidos. Derrete-se a substância sólida até o seu ponto de fusão, separando-se das demais substâncias.

Exemplo: mistura sólida entre estanho e chumbo. O estanho funde-se a 231°C e o chumbo, a 327°C. Então, funde-se primeiramente o estanho.

ÁTOMO

De acordo com várias fontes bibliográficas, os gregos antigos foram os primeiros a questionarem a constituição da matéria, e partir de seus experimentos constatarem que é formada por tais partículas, as quais chamaram átomo, que significa indivisível.

Neste tempo, imaginava-se e entendia-se o átomo como pequenas partes de forma variável que constituía toda a matéria. Sua forma variava de acordo com a substancia que formava.

De acordo com este contexto que se mantém até hoje, é que átomo é a menor estrutura que compõe a matéria, ou a menor parte constituinte da substância ou do elemento químico.

Depois de muitos avanços científico-tecnológicos e de varias descobertas e contribuições de diversos cientistas como Dalton, Thomson, Rutherford e Bohr, se sabe que o átomo é formado por duas estruturas:

O núcleo, formado por prótons e nêutrons, constitui a parte central do átomo e que concentra praticamente toda sua massa.

·      A eletrosfera, formada por elétrons é a parte periférica do átomo. Que devido a sua extensão e o tamanho diminuto dos elétrons é tida como um grande vazio.

Em resumo:

ü Prótons: tem carga elétrica positiva e uma massa unitária.

ü Nêutrons: não tem carga elétrica, mas tem massa unitária.

ü Elétrons: tem carga elétrica negativa e quase não possuem massa.

MODELOS ATÔMICOS

Os modelos atômicos são teorias fundamentadas na experimentação. Tratam-se de explicações para mostrar como o átomo é constituído e seu funcionamento. Para tanto, diversos cientistas desenvolveram suas teorias até que se chegou ao modelo atual.

São os principais modelos propostos:

·      Modelo Atômico de Dalton, professor inglês, em 1808 propôs uma explicação da natureza da matéria. A proposta foi baseada em fatos experimentais. Os principais postulados da teoria de Dalton são:

1. “Toda matéria é composta por minúsculas partículas chamadas átomos”.

2. “Os átomos de um determinado elemento são idênticos em massa e apresentam as mesmas propriedades químicas”.

3. “Átomos de diferentes elementos apresentam massa e propriedades diferentes”.

4. “Átomos são permanentes e indivisíveis, não podendo ser criados e nem destruídos”.

5. “As reações químicas correspondem a uma reorganização de átomos”.

6. “Os compostos são formados pela combinação de átomos de elementos diferentes em proporções fixas”.

A conservação da massa durante uma reação química (Lei de Lavoisier) e a lei da composição definida (Lei de Proust) passou a ser explicada a partir desse momento, por meio das ideias lançadas por Dalton.

·      Modelo Atômico de Thomson, pesquisando sobre raios catódicos e baseando-se em alguns experimentos, J.J. Thomson propôs um novo modelo atômico. Thomson demonstrou que esses raios podiam ser interpretados como sendo um feixe de partículas carregadas de energia elétrica negativa. A essas partículas denominou-se elétrons. Por meio de campos magnético e elétrico pôde-se determinar a relação carga/massa do elétron.

Consequentemente, concluiu-se que os elétrons (raios catódicos) deveriam ser constituintes de todo tipo de matéria pois observou que a relação carga/massa do elétron era a mesma para qualquer gás empregado. O gás era usado no interior de tubos de vidro rarefeitos denominadas Ampola de Crookes, nos quais se realizavam descargas elétricas sob diferentes campos elétricos e magnéticos.

Esse foi o primeiro modelo a divisibilidade do átomo, ficando o modelo conhecido como “pudim de passas". Segundo Thomson, o átomo seria um aglomerado composto de uma parte de partículas positivas pesadas (prótons) e de partículas negativas (elétrons), mais leves.

·      Modelo Atômico de Rutherford, em 1911, estudando a trajetória de partículas a (partículas positivas) emitidas pelo elemento radioativo polônio, bombardeou uma fina lâmina de ouro.  Ele observou que:

- a maioria das partículas a atravessavam a lâmina de ouro sem sofrer desvio em sua trajetória (logo, há uma grande região de vazio, que passou a se chamar eletrosfera);

- algumas partículas sofriam desvio em sua trajetória: haveria uma repulsão das cargas positivas (partículas a) com uma região pequena também positiva (núcleo).

- um número muito pequeno de partículas batiam na lâmina e voltavam (portanto, a região central é pequena e densa, sendo composta portanto, por prótons).

·      Modelo Atômico Clássico, as partículas presentes no núcleo, chamadas prótons, apresentam carga positiva. A partícula conhecida como nêutron foi isolada em 1932 por Chadwick, embora sua existência já fosse prevista por Rutherford.

Dessa forma, o modelo atômico clássico constitui-se de um núcleo, no qual se encontram os prótons e nêutrons, e de uma eletrosfera, na qual estão os elétrons girando ao redor do núcleo em órbitas.

Considerando-se a massa do próton como padrão, observou-se que sua massa era aproximadamente igual à massa do nêutron e 1836 vezes maior que o elétron. Logo:

A essas três partículas básicas, prótons, nêutrons e elétrons, é comum denominar partículas elementares ou fundamentais.

Algumas características físicas das partículas atômicas fundamentais:

·      Diante das observações, Rutherford concluiu que a lâmina de ouro seria constituída por átomos formados com um núcleo muito pequeno carregado positivamente (no centro do átomo) e muito denso, rodeado por uma região comparativamente grande onde estariam os elétrons.

·      Nesse contexto, surge ainda a ideia de que os elétrons estariam em movimentos circulares ao redor do núcleo, uma vez que se estivesse parados, acabariam por se chocar com o núcleo, positivo.

·      O pesquisador acreditava que o átomo seria de 10000 a 100000 vezes maior que seu núcleo.

·      Modelo Atômico Rutherford-Bohr, O modelo proposto por Rutherford foi aperfeiçoado por Bohr. Baseando-se nos estudos feitos em relação ao espectro do átomo de hidrogênio e na teoria proposta por Planck em 1900 (Teoria Quântica), segundo a qual a energia não é emitida em forma contínua, mas em ”pacotes”, denominados quanta de energia. Foram propostos os seguintes postulados:

1. Na eletrosfera, os elétrons descrevem sempre órbitas circulares ao redor do núcleo, chamadas de camadas ou níveis de energia.

2. Cada camada ocupada por um elétron possui um valor determinado de energia (estado estacionário).

3. Os elétrons só podem ocupar os níveis que tenham uma determinada quantidade de energia, não sendo possível ocupar estados intermediários.

4. Ao saltar de um nível para outro mais externo, os elétrons absorvem uma quantidade definida de energia (quantum de energia).

5. Ao retornar ao nível mais interno, o elétron emite um quantum de energia (igual ao absorvido em intensidade), na forma de luz de cor definida ou outra radiação eletromagnética (fóton).

6. Cada órbita é denominada de estado estacionário e pode ser designada por letras K, L, M, N, O, P, Q. As camadas podem apresentar:

K = 2 elétrons

L = 8 elétrons

M = 18 elétrons

N = 32 elétrons

O = 32 elétrons

P = 18 elétrons

Q = 2 elétrons

7. Cada nível de energia é caracterizado por um número quântico (n), que pode assumir valores inteiros: 1, 2, 3, etc.

NÚMERO DE PARTÍCULAS DO ÁTOMO

Diz respeito a quantidade de prótons, nêutrons e elétrons que compõem o átomo de um elemento químico.

Dessa maneira, temos Número de prótons= P, Número de elétrons= e, e Número de nêutrons= N.

O número de prótons (P) determina o numero atômico (Z), então P=Z.

Quando o átomo se encontra no estado neutro, sem cargas positivas ou negativas, o número de elétrons (e) é igual ao número de prótons (p) ou ao numero atômico. Então P=Z=e.

O número de massa (A) é calculado pela soma de prótons e nêutrons, que possuem sua massa igual a 1 unidade atômica. Então, A= P+N     ou        A= Z+N.

Se representa o numero atômico e o numero de massa do elemento químico da seguinte maneira:        

Exemplo: ₁₁Na²³ o elemento químico sódio tem Z=11 e A=23.

P= 11 prótons

e= 11 elétrons             A= P+N          23= 11+N       N= 23-11        N= 12 neutrons

N= ?

ELEMENTO QUIMICO

Se trata de um conjunto de átomos que têm o mesmo número de prótons em seu núcleo, ou seja, o mesmo número atômico (Z).

Os elementos químicos são representados pelo símbolo atômico, letra que representa o elemento químico, é normalmente formado pela primeira letra maiúscula do nome do elemento químico.

Exemplo: Elemento químico Carbono, tem símbolo atômico C.

Elemento químico Flúor, tem símbolo atômico F.

Quando existem mais de um elemento químico com nome iniciado pela mesma letra se acrescenta uma segunda letra minúscula ao símbolo atômico.

Exemplo: Elemento químico Carbono, tem símbolo atômico C.

Elemento químico Cálcio, tem símbolo atômico Ca.

Existem alguns elementos que apresentam símbolo atômico que não condiz com seu nome em atual, isto devido ao seu nome latino.

Exemplo: Elemento químico Sódio, tem símbolo atômico Na, seu nome latino Natrium.

Elemento químico Potássio, tem símbolo atômico K, seu nome latino Kalium.

TABELA PERIODICA

É a classificação, distribuição e organização dos elementos químicos de acordo com suas propriedades químicas e físicas.

A tabela periódica e estruturada em famílias ou grupos, que são as colunas verticais e totalizam 18 grupos, e as linhas ou períodos, que são as colunas horizontais e totalizam 7 linhas.

A distribuição ocorre em ordem crescente de numero atômico, e as propriedades se dividem em:

·      Propriedades aperiódicas, são aquelas que não se repetem nos períodos variando a medida que o numero atômico aumenta.

Exemplos de propriedades aperiódicas: calor específico, índice de refração, dureza e massa atômica. É válido ressaltar que a massa atômica sempre aumenta de acordo com o número atômico do elemento, e não diz respeito à posição deste elemento na Tabela.

·      Propriedades periódicas, são aquelas que se repetem nos períodos, com o aumento do numero atômico elas crescem ou decrescem. Entre as propriedades periódicas temos: raio atômico, energia de ionização, eletroafinidade, eletronegatividade, densidade, temperatura de fusão e ebulição e volume atômico.

Muitos cientistas propuseram diferentes maneiras de classificar e organizar os elementos químicos como Classificação de Döbereiner - Lei das Tríades (1817), Classificação de Chancourtois - Parafuso Telúrico (1862), Classificação de Newlands - Lei das Oitavas (1864). Mas, dois cientistas trabalharam isoladamente um do outro, mas chegaram a resultados parecidos, Julius Lothar Meyer (1830-1895) e Dmitri Ivanovitch Mendeleev (1834-1907), e destes últimos se originou a Tabela Periódica atual.

DISTRIBUIÇÃO ELETRONICA EM NIVEIS OU CAMADAS

A distribuição eletrônica consiste na distribuição eletrônica em ordem crescente de energia, da camada de menor energia ou mais próximo do núcleo para a de maior energia ou mais distante do núcleo do átomo, de maneira que a maioria das camadas seja completada.

A partir de bases experimentais, as quais se embasam sua teoria atômica, Bohr propõe que a eletrosfera do átomo é divida em camadas ou níveis de energia. Cada camada e constituída por um número limitado de elétrons.

Camada ou nível	Número de elétrons
K	2
L	8
M	18
N	32
O	32
P	18
Q	8

Cada elétron carrega uma quantidade de energia que é aumenta à medida que se distancia do núcleo do átomo para a periferia da eletrosfera. Quando o átomo recebe certa quantidade de energia, alguns elétrons absorvem uma quantia de energia (quantum de energia) e salta para uma camada mais externa. Quando eles retornam às suas camadas de origem eles liberam esse quantum de energia em forma de onda eletromagnética (luz).

Quando o átomo esta no estado fundamental o número de elétrons e igual ao numero de prótons ou ao numero atômico e são distribuídos em ordem crescente de energia respeitando a quantidade máxima de elétrons que cada camada comporta.

Exemplo: ₁₁Na => Z=11, P= 11, logo, e= 11.

A distribuição fica então K= 2, L= 8 e M= 1.

₈O => Z=8, P= 8, e= 8

A distribuição fica então K= 2, L= 6.

DISTRIBUIÇÃO ELETRONICA EM SUBNIVEIS OU DE PAULING

Linus Pauling propôs algebricamente por meio de seu diagrama, conhecido como pirâmide de energia, que as camadas ou níveis que formam a eletrosfera são dividas em subníveis de energia.

São os subniveis que compõem as camadas shap= s, principal= p, difuse= d e fundamental= f. Cada um comporta uma quantidade máxima de elétrons, s= 2, p= 6, d= 10 e f=14.

Seguindo o diagrama a distribuição eletrônica em subniveis, fica a seguinte ordem: 1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d¹⁰, 5p⁶, 6s², 4f¹⁴, 5d¹⁰, 6p⁶, 7s², 5f¹⁴, 6d¹⁰.

Em que 1s², o numero 1 corresponde ao nível, a letra s corresponde ao subnivel e o numero dois em forma de expoente indica a quantidade de elétrons.

Camada ou nível	Nivel	Subnivel	Número de elétrons
K	1	s	2
L	2	s, p	8
M	3	s, p, d	18
N	4	s, p, d, f	32
O	5	s, p, d, f	32
P	6	s, p, d	18
Q	7	s, p	8

Exemplo: ₁₁Na => Z= 11, P= 11, e= 11

Distribuição eletrônica em subniveis: 1s², 2s², 2p⁶, 3s¹.

Exemplo: ₈O => Z= 8, P= 8, e= 8

Distribuição eletrônica em subniveis: 1s², 2s², 2p⁴.

A distribuição pode ocorrer em ordem crescente de energia ou em ordem de camada.

Camada de Valência

É a última camada da distribuição eletrônica, não importando os subniveis que a compõe.

₁₁Na => Z= 11, P= 11, e= 11

Distribuição eletrônica em subniveis: 1s², 2s², 2p⁶, 3s¹.

Nesse caso a camada de valência é a M, representada pelo numero 3. Tão logo, dizemos que é 3s¹.

Exemplo: ₈O => Z= 8, P= 8, e= 8

Distribuição eletrônica em subniveis: 1s², 2s², 2p⁴.

Nesse caso a camada de valência é a L, representada pelo numero 2. Tão logo, dizemos que é 2s², 2p⁴.

Seqüência de preenchimento de orbitais

Deve-se observar a ordem energética dos subníveis de energia, que infelizmente não é igual à ordem geométrica. Isso porque subníveis de níveis superiores podem ter menor energia total do que subníveis inferiores. A energia de um subnível é proporcional à soma (n + l) de seus respectivos números quânticos principal (n) e secundário (l).

O número quântico azimutal ou secundário, representado pela letra l, especifica a subcamada e, assim, a forma do orbital. Pode assumir os valores 0, 1, 2 e 3, correspondentes às subcamadas s, p, d, f.

Método analítico para ordenação dos subníveis:

Exemplos:

1) 3d                 4s

n = 3               n = 4

l = 2                l = 0

n + l = 5          n + l = 4

3d é mais energético que 4s

2) 3d                 4p

n = 3               n = 4

l = 2                l = 1

n + l = 5          n + l = 5

3d é tão energético quanto 4s

LIGAÇOES QUÍMICAS

Os átomos tendem a interagir e a ligarem-se entre si em busca da estabilidade, adquirindo configuração eletrônica semelhante ao dos gases nobres, de acordo com a Teoria do Octeto. Esta teoria diz que, para atingir a estabilidade o átomo deve apresentar 8 elétrons na Camada de Valencia, com exceção daqueles que ficam estáveis com 2 se igualando ao hélio, como é o caso do hidrogênio, lítio e berílio, por exemplo.

As ligações químicas são classificadas de acordo com a natureza dos integrantes e a maneira com que interagem entre si em busca da estabilidade. Se dividindo em:

·      Ligação Iônica – ela ocorre entre metais e não metais ou hidrogênio e metais pela troca permanente de elétrons, formando íons que unem pela diferencia entre potencial eletrônico.

Exemplo: NaCl, Cloreto de Sódio conhecido como sal de cozinha

Características físicas

Características químicas

Na ligação iônica o resultado final é eletricamente neutro.

Na fórmula dos compostos iônicos a quantidade de elétrons cedidos é igual à quantidade de elétrons recebidos. Os elétrons que participam da ligação são apenas aqueles presentes na camada de valência.

Exemplo:

Uma regra prática é que os coeficientes da fórmula final sejam o inverso dos índices de carga elétrica.

Normalmente os elementos que se ligam ironicamente são os das famílias IA, IIA e IIIA com os das famílias VA, VIA e VIIA da tabela periódica.

Equação de Lewis

Representa a interação eletrônica entre os átomos que participam da ligação.

Escrevemos a equação de Lewis mostrando a interação dos elétrons da camada de valência.

·      Ligação Covalente – é a ligação que ocorre entre não metais e não metais ou hidrogênio e não metais pelo compartilhamento ou empréstimo de elétrons formando pares eletrônicos.

As ligações covalentes se dividem em duas modalidades, a ligação covalente normal ou molecular e a dativa.

Exemplo: H₂O, Oxido de hidrogênio ou água. Não metal, oxigênio, ligado ao hidrogênio.

Propriedades físicas

Ligações Simples, Dupla e Tripla

Verifica-se que ligações covalentes simples são originadas pelo encontro frontal de orbitais s e/ou p: constituindo o tipo sigma (σ). Ao passo que as ligações duplas e triplas possuem uma do tipo sigma e outra(s) do tipo Pi (π).

As do tipo Pi são decorrentes da interação de orbitais s e/ou p orientados perpendicularmente ao eixo z:

 

As ligações Pi são mais fracas que a sigma porque apresentam uma interpenetração menos intensa, assim, necessitam de menos energia para serem rompidas.

Outro fato a ser observado é que numa ligação tripla, a energia necessária para romper todas as constituintes não é 3 vezes maior que a necessária para romper uma ligação simples. Por exemplo, no etino (acetileno) os dois carbonos apresentam uma ligação tripla entre si de energia de dissociação média igual a 837 KJ/mol. Enquanto que uma ligação simples entre carbono não é 3 vezes mais fraca (a energia de dissociação média é igual a 348 KJ/mol – 2,4 vezes menor).

Isso pode ser explicado pela repulsão dos elétrons ligantes: é certo de que uma ligação tripla é mais forte que uma dupla que, por sua vez, é mais forte que uma ligação simples. Porém, quanto mais elétrons são envolvidos, maior será a força de repulsão entre eles. Assim, diminuem a estabilidade das ligações e as tornam proporcionalmente menos intensas.

As ligações covalentes podem ser representadas por meio da equação de Lewis (também chamada formula eletrônica), formula estrutural e formula molecular.

Vejamos essas diferentes representações do gás cloro e da água.

Equação de Lewis ou formula eletrônica:

Formula estrutural: Cl – Cl

Formula molecular: Cl₂          H₂O

·      Ligação Metálica – é a ligação que ocorre entre metal e metal, liberando os elétrons da camada de valência para formarem a chamada nuvem eletrônica.

No estado sólido, os metais se agrupam de forma geometricamente ordenados formando as células, ou grades ou retículo cristalino. Uma amostra de metal é constituída por um grande número de células unitárias formadas por cátions desse metal.

Propriedades físicas mais características dos metais

- os metais são maleáveis, e são capazes de se transformar em lâminas;

- os metais são dúcteis, e são capazes de se transformar em fios;

- os metais são bons condutores de calor;

- os metais refletem quase toda a luz, pelo fato de serem opacos à luz;

- os metais possuem alta densidade.

Entre outras propriedades, e é importante lembrar que nem todas as propriedades se aplicam a todos os metais. São estas ligações e suas estruturas que os metais apresentam uma série de propriedades bem características, como por exemplo, o brilho metálico, a condutividade elétrica, o alto ponto de fusão e ebulição, a maleabilidade, a ductilidade, a alta densidade e a resistência á tração.

As ligas metálicas são a união de dois ou mais metais. Às vezes com não-metais e metais. As ligas têm mais aplicação do que os metais puros.

Exemplos: bronze (cobre + estanho); latão (cobre + zinco); entre outros.

GEOMETRIA MOLECULAR

A geometria molecular explica como estão dispostos os átomos dentro da molécula, os átomos tendem a ficar numa posição mais espaçada, esparramada possível. Assim conseguem adquirir a estabilidade.

A geometria molecular baseia-se na forma espacial que as moléculas assumem pelo arranjo dos átomos ligados. Assim, cada molécula apresenta uma forma geométrica característica da natureza das ligações (iônicas ou covalentes) e dos constituintes (como elétrons de valência e eletronegatividade).

As geometrias moleculares são: linear, angular, trigonal planar, piramidal, tetraédrica, octaédrica, forma de T, bipirâmide trigonal, gangorra ou tetraédrica distorcida, quadrado planar, pirâmide de base quadrática.

Formas geométricas

Para que se torne mais fácil a determinação da geometria (e, estrutura) de uma molécula, deve-se seguir os seguintes passos:

1. Contagem do número total de elétrons de valência (levando em consideração a carga, se for um íon);

2. Determinação do átomo central (geralmente, o menos eletronegativo e com o maior número de ligações);

3. Contagem do número de elétrons de valência dos átomos ligantes;

4. Cálculo do número de elétrons não ligantes (diferença entre número total e o número de elétrons dos átomos ligantes com a camada de valência totalmente completa);

5. Aplicação do modelo da A teoria da repulsão dos pares eletrônicos de valência (TRPEV) aponta que os pares eletrônicos (elétrons de valência, ligantes ou não) do átomo central se comportam como nuvens eletrônicas que se repelem e, portanto, tendem a manter a maior distância possível entre si. Mas, como as forças de repulsão eletrônica não são suficientes para que a ligação entre os átomos seja desfeita, essa distância é verificada no ângulo formado entre eles.

Modelos Moleculares

Geometria linear

Geometria triangular

Geometria angular

Geometria tetraédrica

Geometria piramidal

Geometria bipiramidal

Geometria octaédrica

FUNÇÕES QUÍMICAS

Função química diz respeito à classificação, organização e agrupamento das substancias químicas de acordo com suas propriedades físicas e químicas.

Ela se divide em funções inorgânicas e funções orgânicas.

As funções inorgânicas, são aquelas que existem no meio sem a intervenção de seres vivos, possuem composição química variável. São as funções inorgânicas: ácido, base, sal e oxido.

As funções orgânicas, são aquelas que existem graças a interação dos seres vivos, são constituídos basicamente de carbono.

Funções inorgânicas

O grupo das funções inorgânicas se divide em quatro grupos:

·  Ácido – Segundo Arrhenius é toda a espécie química que em solução aquosa libera como único cátion H⁺.

Exemplo: HCl  + H₂O  →  H⁺  +  Cl^-

HF  +   H₂O  →  H⁺  +  F^-

H₂SO₄ +   H₂O  →  H⁺ +  SO₂^-

As principais características físicas dos ácidos são:

- sabor azedo (em  geral tóxicos e corrosivos);

- conduzem eletricidade em solução aquosa (em água);

- mudam a cor de certas substâncias (indicadores ácido-base, que são substâncias orgânicas);

- reagem com base formando sal e água;

- geralmente são voláteis (passam com facilidade do liquido para o vapor).

Os ácidos tem extensa utilização em nosso cotidiano, podemos apontar de inicio o vinagre (solução de acido acético 5%) utilizado como tempero e conservante. Podemos ainda citar alguns outros ácido e seus usos:

- Ácido sulfúrico (H2SO4) – produto químico mais utilizado na indústria, por isso o consumo de ácido sulfúrico mede o desenvolvimento industrial de um país. É corrosivo e muito solúvel em água. É usado em baterias de automóveis, na produção de fertilizantes, compostos orgânicos, na limpeza de metais e ligas metálicas (aço).

- Ácido clorídrico (HCl) – é um dos componentes do suco gástrico do nosso estômago. O HCl puro é um gás muito corrosivo e tóxico. O HCl em solução aquosa é sufocante e corrosivo. É usado na limpeza de pisos e paredes de pedra ou azulejo. O ácido muriático é o ácido clorídrico impuro.

- Ácido fluorídrico (HF) – é utilizado para a produção de alumínio, corrosão de vidros (em automóveis), decoração em objetos de vidro. É altamente corrosivo para a pele.

- Ácido nítrico (HNO3) – ácido tóxico e corrosivo. Utilizado na produção de fertilizantes e de compostos orgânicos.

Classificação dos ácidos

Os ácidos podem ser classificados de acordo com sua composição química, força e ionização.

A) Presença de Oxigênio

- ácidos sem oxigênio – hidrácidos

Exemplos: HCl, HBr

- ácidos com oxigênios – oxiácidos

Exemplos: H2SO4, HNO3

B) Número de  H+  Ionizáveis

- monoácido – produz 1 H+ 

Exemplos: HCl, HNO3

- diácido – produz 2 H+ 

Exemplos: H2SO4,H2CO3

- triácido – produz 3 H+ 

Exemplos: H3PO4, H3BO3

- tetrácidos – 4H+

Exemplos: H4SiO4

Os poliácidos são ácidos com dois ou mais H+ ionizáveis.

C) Força Ácida (Grau De Ionização):

- Hidrácidos:

Fortes: HCl, HBr

Moderado: HF

Fraco: os demais hidrácidos

- Oxiácidos:

Sendo a fórmula genérica: HaEOb, onde:

H = hidrogênio

E = elemento químico

O = oxigênio

a = número de H

b = número de O

Se b-a:

3 ou 2 = ácido forte

1 = ácido moderado

0 = ácido fraco

Exemplos:

HNO3 →  3-1=2  → ácido forte

H3PO4 → 4-3=1 → ácido moderado

H3BO3 → 3-3=0 → ácido fraco

Nomenclatura dos ácidos

A) HIDRÁCIDOS

Ácido + nome do elemento + ídrico

Exemplos:

HCl – ácido clorídrico

H2S – ácido sulfídrico

B) OXIÁCIDOS

Ácido + nome do elemento + oso/ico

Exemplos:

H2SO4 – ácido sulfúrico

HNO3 – ácido nítrico

H3PO4 – ácido fosfórico

HClO3 – ácido clórico

H2CO3 – ácido carbônico

Todos os ácidos acima terminam em ICO. Eles servem como referência para dar nome aos demais oxiácidos. Se diminuirmos o número de oxigênio destes ácidos, utilizamos a terminação OSO. Se diminuirmos dois oxigênios, adicionamos HIPO antes do elemento mais a terminação OSO. Se aumentar o número de oxigênio, colocamos o prefixo PER na frente do elemento. Veja os exemplos:

H2SO5 – ácido persulfúrico

H2SO4 – ácido sulfúrico

H2SO3 – ácido sulfuroso

H2SO2 – ácido hiposulfuroso

Então:

Ácido per+elemento+ico

Ácido+elemento+ico

Ácido +elemento+oso

Ácido+hipo+elemento+oso

·  Base – Segundo Arrhenius, é toda a espécie química que em solução aquosa libera como único anion OH^- (hidroxila).

Exemplo: NaOH + H₂O ↔ Na⁺ + OH^-

Mg(OH)₂ + H₂O ↔ Mg₂⁺ + 2OH^-

Al(OH)₃ + H₂O ↔ Al₃⁺ + 3OH^-

As principais características físicas das bases são:

- sabor adstringente (sabor igual ao do caqui ou da banana verde que parece que “prende” a língua);

- conduzem eletricidade em solução aquosa (em água);

- mudam a cor de certas substâncias, os chamados indicadores ácido-base;

-reagem com ácidos formando sal e água.

As bases são muito usadas em nosso dia a dia, vejamos algumas bases e seus usos:

- Hidróxido de sódio (NaOH) – conhecida também como soda cáustica. É tóxico e corrosivo. Usado para desentupir pias. É muito usado na indústria química para preparar sabão e outros compostos orgânicos.

- Hidróxido de Magnésio (Mg(OH)2) – usado como antiácido estomacal. É também chamado de leite de magnésia.

- Hidróxido de cálcio – (Ca(OH)2) – chamado de cal hidratada, cal apagada ou cal extinta. Usada na construção civil para preparar argamassa e usado em pinturas. O hidróxido de cálcio em água é chamado de leite de cal ou água de cal.

 - Hidróxido de amônio (NH4OH) em solução aquosa é conhecido como amoníaco ou amônia. Usado em limpeza doméstica, saponificações de gorduras e óleos. É tóxico e irritante aos olhos.

Classificação das bases

As bases podem ser classificadas quanto sua composição química, força e ionização.

A) Número de OH- dissociadas:

- Monobase – possui uma OH-

Exemplo: NaOH, NH4OH

- Dibase- possui dois OH-

Exemplos: Mg(OH)2, Fe(OH)2

- Tribase – possui três OH-

Exemplos: Al(OH)3, Fe(OH)3

- Tetrabase – possui quatro OH-

Exemplos: Pb(OH)4, Sn(OH)4

B) Força Básica/Grau de Dissociação:

- Base Forte – tem grau de dissociação de quase 100%. São as bases dos metais alcalinos e alcalinos terrosos.

Exemplos: NaOH, KOH, Ca(OH)2

Exceção: Mg(OH)2 que é uma base fraca.

- Base Fraca – tem grau de dissociação inferior a 5%. São as demais bases, incluindo o Mg(OH)2 e NH4OH.

C) Solubilidade em Água:

- Solúveis: bases dos metais alcalinos e o NH4OH.

Exemplos: KOH, NaOH, LiOH, NH4OH.

- Pouco solúveis: bases dos metais alcalinos terrosos.

Exemplos: Ba(OH)2, Ca(OH)2, Mg(OH)2.

- Insolúveis: demais bases.

Exemplos: Fe(OH)2, Al(OH)3, Sn(OH)2

Nomenclatura das bases

A) Elementos com um NOX/ Elementos com NOX fixo:

Hidróxido de + nome do elemento

Exemplos:

NaOH (nox 1+) – hidróxido de sódio

Mg(OH)2 (nox 2+) – hidróxido de magnésio

Ca(OH)2 (nox 2+) – hidróxido de cálcio

B) Elementos com mais de um NOX/ Elementos com NOX variável:

Hidróxido de + nome do elemento + OSO/ICO

Ou ainda:

Hidróxido de + nome do elemento + número do NOX em romano

O NOX maior fica com a terminação ICO e o NOX menor fica com a terminação OSO.

Exemplos:

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

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

·      Sais – Segundo conceito de Arrhenius, e toda a espécie química que em solução aquosa apresenta o cátion diferente de H⁺ e o ânion diferente de OH^-.

Os sais podem ser obtidos a partir da reação de neutralização de ácidos e bases, em que são originados como produtos sal e água.

Exemplo: HCl  +  NaOH  →  NaCl  + H₂O

Ácido   Base          Sal

As principais características físicas dos sais são:

- conduzem eletricidade quando estão na fase líquida (fundidos) ou em solução aquosa, porque nestes casos há elétrons livres;

- geralmente são sólidos à temperatura e pressão ambiente (25°C e 1atm);

- Não são voláteis.

Utilizamos diversos sais em nosso dia a dia com diferentes objetivos, vejamos alguns sais e seus usos:

- Cloreto de sódio (NaCl) – é obtido da água do mar e utilizado na alimentação como sal de cozinha e na conservação de carnes. Na indústria, é usado para a produção de soda cáustica e gás cloro.

- Carbonato de sódio (Na2CO3) – também chamado de soda ou barrilha. Usado para a fabricação de vidro, sabão, corantes e no tratamento de água de piscina.

- Carbonato de cálcio (CaCO3) – na natureza, é encontrado na forma de mármore, calcário e calcita. Forma as estalactites e as estalagmites das cavernas. Usado na produção de cimento e de cal virgem (Cao). Reduz a acidez do solo.

- Hipoclorito de sódio (NaOCl) – usado como anti-séptico e alvejante (clareamento de roupas).

Nomenclatura dos sais

O nome do sal é formado a partir do nome do ácido que o originou:

SULFIXO DO ÁCIDO	SULFIXO DO SAL
ídrico	eto
ico	ato
oso	ito

Dessa maneira o nome do sal é dado por:

Nome do ânion do ácido de origem + eto/ato/ito + de + nome do cátion da base de origem

Exemplo:

HCl               +             NaOH               →            NaCl             +             H2O

ácido clorídrico        hidróxido de sódio            cloreto de sódio                  água

CaF₂ – fluoreto de cálcio

NaBr – brometo de sódio

Li₂(SO₄) – sulfato de lítio

KNO₂ – nitrito de potássio

Na₂CO₃ – carbonato de sódio

OBS: Quando o cátion possui mais de uma valência escrevemos a valência ao final do nome em algarismos romanos. Mas, também podemos usar o sufixo oso para o nox menor e ico para o nox maior.

Exemplo:

CuCl – Cloreto de Cobre I ou Cloreto Cuproso

CuCl₂ – Cloreto de Cobre II ou Cloreto Cúprico

·      Óxidos – São compostos constituídos por oxigênio ligado a outro elemento químico, neste composto o oxigênio é o elemento mais eletronegativo, sendo daí sempre ânion. Por isso, não existe óxido de flúor.

Exemplos: Na₂O, MgO, Al₂O₃, FeO.

Vejamos alguns usos dos óxidos:

- Óxido de cálcio (Cao) – sólido branco usado na construção civil para fabricar cimento, tijolo, cerâmicas. Age como fungicida e bactericida. Na agricultura, para corrigir a acidez do solo.. pode ser chamado de cal viva ou cal virgem.

- Dióxido de carbono (CO2) – é o gás carbônico obtido como subproduto de várias reações industriais. Usado em refrigerantes e quando sólido é conhecido como gelo-seco. Participa da fotossíntese das plantas.

- Óxido de hidrogênio (H2O) – é a água. Óxido mais importante do planeta. Toda a forma de vida na Terra está associada a este óxido.

- Óxido de zinco (ZnO) – é um pó branco (alvaiade) usado em pinturas do rosto de palhaços. Usado também como protetor solar.

- Peróxido de Hidrogênio (H2O2) – chamada de água oxigenada, é um peróxido que se decompõe rapidamente. É usado como bactericida e para branqueamento de cabelos, fibras e papel.

Classificação dos óxidos

A) Óxidos Básicos: reagem com água para formar bases ou reagem com ácidos formando sal e água.

Exemplos:

Na₂O  + H₂O  →  2NaOH

2Na₂O  + 2HCl  →  2NaCl  + H₂O

São sólidos iônicos. Metais alcalinos e alcalinos terrosos reagem com a água. Estes metais tem NOX 1+, 2+ e 3+.

B) Óxidos Ácidos: reagem com água para formar ácido ou reagem com base formando sal e água.

Exemplos:

SO₃ + H₂O  →  H₂SO₄

SO₃ + 2 NaOH  →  Na₂SO₄ + H₂O

São formados por oxigênio e não-metais ou metais com NOX elevado.

C) Óxidos Anfóteros: comportam-se como óxidos básicos e também como óxidos ácidos. Só reagem com ácido forte ou base forte.

Exemplos:

ZnO  + HCl  →  ZnCl₂  +  H₂O 

ZnO  +  2NaOH  →  Na₂ZnO₂  +   H₂O

São, em geral, sólidos iônicos, insolúveis em água.

Podem ser formados por: Zn, Pb, Sn, As, Sb.

D) Óxidos neutros: não reagem com água, nem com ácido e nem com base.

Exemplos: CO, N₂O, NO.

São gases e moleculares, formados por não-metais.

E) Peróxidos: reagem com água ou com ácido diluído formando água oxigenada (H2O2).

Exemplos:

Na₂O₂  + 2H₂O  →  2NaOH  + H₂O₂

Na₂O₂  + H₂SO₄  → Na₂SO₄ + H₂O₂

Na₂O₂ – peróxido de sódio

H₂O₂ – peróxido de hidrogênio

Nomenclatura dos óxidos

A) Óxidos com NOX fixo:

Em geral, metais alcalinos e alcalinos terrosos.

Óxido de + nome do elemento

Exemplos:

Na₂O – óxido de sódio

CaO – óxido de cálcio

B) Óxidos com NOX variável:

Óxido de + nome do elemento + ICO/OSO ou acrescenta-se o numero de Nox em algarismos romanos ao fim do nome do óxido.

ICO – NOX maior

OSO – NOX menor

Exemplos:

Fe₂O₃– (Fe com nox 3+) – óxido férrico ou óxido de Ferro III

FeO – (Fe com nox 2+) – óxido ferroso ou óxido de Ferro II

Pode-se usar, ainda a nomenclatura que indica o número de átomo de oxigênios e o número de átomos do elemento. Usa-se esta forma para dar nome aos óxidos ácidos.

Mono                                         Mono

Di               +   óxido de     +       Di                      + nome do elemento

Tri                                              Tri

Exemplos:

CO – monóxido de carbono

CO₂ – dióxido de carbono

SO₃ – trióxido de enxofre

N₂O₃ – trióxido de dinitrogênio

REFERÊNCIAS

v  ESTADO DO PARANÁ. Diretrizes Curriculares Estadual de Química. Secretaria de Estado da Educação, 2008.

v  FELTRE, Ricardo. Química Geral, vol. 1; Físico-química, vol. 2; Química Orgânica, vol.3. São Paulo: Moderna, 2004.

v  LEMBO, Antonio. Química, realidade e contexto. São Paulo: Ática, 1996.

v  MORTIMER, Eduardo F. & MACHADO, Andréa H.. Química, volume único: Ens. Médio. São Paulo: Scipione, 2005.

v  USBERCO, João & SALVADOR, Edgard. Química, volume único, 5 ed.. São Paulo: Saraiva, 2002.

v  UTIMURA, Teruko & LINGUANOTO, Maria. Química (Ens. Médio). São Paulo: FTD, 1998.