Sais

Sal é toda substância que em água produz um cátion diferente do H+ e um ânion diferente do OH-.
Os sais são formados a partir da reação de um ácido com uma base, que é a reação de neutralização, formando também água.

Exemplos:
HCl + NaOH → NaCl + H2O
ácido base sal água

As principais características 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).

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

Nomenclatura

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

Assim:

ÁCIDO SAL

ÍDRICO ETO

ICO ATO

OSO ITO


Nome do Sal:

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


Exemplo:

HCl + NaOH → NaCl + H2O
( acido cloridrico + hidroxido de sódio + cloreto de sódio + agua )

Outros nomes:
CaF2 – fluoreto de cálcio
NaBr – brometo de sódio
Li2(SO4) – sulfato de lítio
KNO2 – nitrito de potássio
Na2CO3 – carbonato de sódio

C*

Óxidos

Óxido é toda substância formada por oxigênio e mais outro elemento. Formam compostos binários, ou seja, só possuem dois elementos na sua fórmula química.

Exemplos: Na2O, MgO, Al2O3, FeO.

Identificam-se os óxidos como composto binário sendo o oxigênio o elemento mais eletronegativo e do lado direito da fórmula. Portanto, não existe um óxido com flúor.

Classificação:

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

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

ICO – NOX maior
OSO – NOX menor

Exemplos:
Fe2O2 – (Fe com nox 3+) – óxido férrico
FeO – (Fe com nox 2+) – óxido ferroso

Pode-se usar também número romano indicando o nox do metal.
Exemplos:
Fe2O3 – óxido de ferro III
FeO – 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


C*

Base

Base é toda substância que em água produz o ânion OH- (hidroxila). Quando uma base entra em contato com água, ela se dissocia e libera OH-.

Exemplos:
NaOH + H2O ↔ Na+ + OH-
Mg(OH)2 + H2O ↔ Mg2+ + 2OH-
Al(OH)3 + H2O ↔ Al3+ + 3OH-

Identifica-se uma base pela presença de OH- no lado direito da fórmula.

As principais características das bases são:
- sabor adstringente (sabor igual ao 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.


Classificação

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 grua 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

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


C*

Ácidos

Ácido é toda substância que em água produz o cátion H+.
Quando um ácido entra em contato com a água, ele se ioniza e libera H+.

Exemplos:
HCl + H2O → H+ + Cl-
HF + H2O → H+ + F-
H2SO4 → H+ + SO2-

Identifica-se um ácido com a presença de um H+ no lado esquerdo da fórmula.

As principais características 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.


Classificação

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

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




C*

Lei da velocidade

A Lei da Velocidade ou Lei de Guldberg-Waage foi proposta em 1867, pelos cientistas norugueses Cato Maximilian Guldberg (1836-1902) e Peter Waage (1833-1900). Foi enunciada da seguinte forma:

“ A velocidade de uma reação é diretamente proporcional ao produto das concentrações molares dos reagentes, para cada temperatura, elevada a expoentes experimentalmente determinados.”

Os expoentes que constam na lei irão determinar a ordem da reação.

Para uma reação genérica, temos:

Onde:
V = velocidade da reação
K = constante de velocidade
[A] = concentração molar de A
[B] = concentração molar de B
X e Y = expoentes experimentalmente determinados

Em uma reação elementar, onde ocorre em uma única etapa, o expoente é o coeficiente dos reagentes.

Exemplo:

C*

Energias de ativação

É a energia mínima que os reagentes precisam para que inicie a reação química. Esta energia mínima é necessária para a formação do complexo ativado.
Quanto maior a energia de ativação mais lenta é a reação porque aumenta a dificuldade para que o processo ocorra.
Quanto menor a energia de ativação menor a “barreira” de energia, mais colisões efetivas e portanto uma reação mais rápida.

Gráficos Endotérmicos e Exotérmicos para a Energia de Ativação

A energia de ativação varia de acordo com o tipo de reação química. Nas reações endotérmicas ela é maior do que nas exotérmica.

Onde:

Endotérmico

Fonte: http://luizclaudionovaes.sites.uol.com.br/enerat1.gif

Exotérmico

Fonte: http://luizclaudionovaes.sites.uol.com.br/enerat1.gif

C*

Cinemática Quimica II

Exemplos:

De acordo com a reação da síntese da amônia, veja o problema seguinte:
O gás hidrogênio é consumido a uma taxa de 18mols a cada 4 minutos. Calcule:
a) a velocidade de consumo do N2

b) a taxa de formação do NH3

c) a massa consumida de H2 por minuto

d) a massa obtida de NH3 por minuto

C*

Cinemática Quimica

Velocidade Media

A velocidade média de uma reação química pode ser dada através da razão da variação de concentração pelo tempo de reação.

Onde:
Vm = velocidade média (mol/L/s)
variação de concentração (mol/L)
variação de tempo (s, min)
módulo (resultado tem que ser positivo, a velocidade tem que ser positiva)

As unidades podem variar.

Exemplo:
Observe a transformação do acetileno em benzeno:

Pode-se calcular a velocidade média (até o processo final) ou parcial:
Dados:

[C2H2] (mol)	3,5	2,7	2,0	1,5	0,9
t (min)	0	1	2	3	4

1. cálculo da velocidade ao final de 4 minutos:

1. cálculo da velocidade entre 1 e 2 minutos:

A velocidade média de uma reação química pode também estar relacionada com a reação de desaparecimento e com a reação de aparecimento, desta forma:

As unidades podem ser:

Conhecendo as informações sobre um dos participantes da reação, podemos calcular a velocidade dos outros participantes e até mesmo a velocidade média da reação.
Veja o caso da síntese da amônia:

Dividindo-se a velocidade calculada para qualquer um dos participantes pelo seu próprio coeficiente estequiométrico, será encontrado um resultado igual ao mesmo cálculo feito aos demais participantes.

Onde:


C*

Indicador acido-base

Fenolftaleína

A fenolftaleína é um indicador de acido-base. Utilizada frequentemente em titulações, mantém-se incolor em soluções ácidas e fica cor-de-rosa em soluções básicas.

Papel de tornassol

Ácidos tornam azul o papel de tornassol vermelho.

Bases tornam vermelho o papel de tornassol azul.

Ácido Sulfúrico é obviamente ácido em natureza. Ele torna azul o papel de tornassol vermelho.

Hidróxido de Sódio é uma base. Ela torna vermelho o papel de tornassol azul.

C*

Mistura de soluções

- De mesmo soluto: na mistura de soluções de mesmo soluto não há reação química entre estas soluções. Neste caso, o valor do volume final é a soma das soluções.

Onde:
C = concentração comum (g/L)
M = molaridade (mol/L)
V = volume (L)

Exemplo:

Qual a molaridade de uma solução de NaOH formada pela mistura de 60mL de solução a 5mol/L com 300mL de solução a 2mol/L?

Exemplo:

Juntando-se 300mL de HCl 0,4mol/L com 200mL de NaOH 0,6mol/L, pergunta-se quais serão as molaridades da solução final com respeito:
a) ao ácido:
b) à base:
c) ao sal formado:

Montar a reação química:

Calcular n (número de mol) do ácido e da base:

Se forma 0,12mol de ácido e também de base e a proporção estequiométrica é 1:1, então a molaridade final de ácido e de base é zero porque reagiu todo o soluto.

Calcular a molaridade do sal:
Antes achar o volume final:

C*

Diluição

Consiste em adicionar mais solvente puro a uma determinada solução.
A massa de uma solução após ser diluída permance a mesma, não é alterada, porém a sua concentração e o volume se alteram. Enquanto o volume aumenta, a concentração diminui. Veja a fórmula:

Onde:
M1 = molaridade da solução 1
M2 = molaridade da solução 2
V1 = volume da solução 1
V2 = volume da solução 2

Para esta fórmula, sempre M1 e V1 são mais concentrados e M2 e V2 são mais diluídos.

Exemplo:

Um químico deseja preparar 1500mL de uma solução 1,4mol/L de ácido clorídrico (HCl), diluindo uma solução 2,8mol/L do mesmo ácido. Qual o volum de solução que havia na primeira solução a ser diluída?

Dados:

Observe que as unidades de volume foram mantidas em mL. Se uma das unidades for diferente, deve-se transformar para litros.

C*