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FORMULÁRIO DE QUÍMICA .pdf


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Author: Marluci.Bermudes

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2015

Química

Curso

Química
Colégio

FORMULÁRIO DE QUÍMICA INORGÂNICA

1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
12.
13.
14.
15.

Estrutura Atômica ...................................................................................................................................................... 2
Números Quânticos .................................................................................................................................................. 4
Tabela Periódica ........................................................................................................................................................ 5
Ligações Químicas ................................................................................................................................................... 5
Funções Inorgânicas ................................................................................................................................................ 6
Teorias Ácido-Base ................................................................................................................................................. 10
Conceitos Fundamentais ........................................................................................................................................ 10
Estequiometria ........................................................................................................................................................ 10
Soluções ................................................................................................................................................................... 11
Propriedades Coligativas ......................................................................................................................................... 11
Termoquímica .......................................................................................................................................................... 12
Cinética Química ..................................................................................................................................................... 13
Equilíbrio Químico ................................................................................................................................................... 13
Equilíbrio Iônico ....................................................................................................................................................... 14
Eletroquímica .......................................................................................................................................................... 16
Pilha ......................................................................................................................................................................... 16
Tabela dos Potenciais-Padrão de Oxidação .......................................................................................................... 17
Eletrólise .................................................................................................................................................................. 17
16. Radioatividade ......................................................................................................................................................... 22

AUTOR: PEDRO CESAR G. FIORETT
“TODOS OS DIREITOS RESERVADOS POR CURSO PH LTDA.”

1

Curso

Química
FORMULÁRIO

DE

Colégio

QUÍMICA INORGÂNICA

1. ESTRUTURA ATÔMICA
O que é um modelo atômico?
Os modelos atômicos são teorias baseadas em fatos e evidências experimentais para explicar como é o átomo.
Muitos cientistas desenvolveram modelos que posteriormente foram evoluindo até chegar ao modelo atual.
Modelo de Dalton





A matéria é constituída de pequenas partículas indivisíveis e maciças denominadas átomos que não podem ser
criados nem destruídos.
Em reações químicas os átomos simplesmente se rearranjam, não são criados nem destruídos.
Átomos de um mesmo elemento químico apresentam as mesmas propriedades.

Modelo de Thomson
O átomo era esférico e maciço com estrutura não uniforme formado por um fluido de carga positiva no qual estavam
dispersos os elétrons, o que garantiria a neutralidade do átomo. Seu modelo ficou conhecido como “pudim de passas”.
Esfera
positiva

Elétron

Representação do modelo
atômico de Thomson.

Modelo de Rutherford
Rutherford realizou um experimento no qual bombardeou uma finíssima lâmina de ouro com partículas alfa emitidas
pelo elemento radioativo polônio.

Po

Partículas (positivas)
Bloco de Pb

Lâmina de Au

Anteparo com ZnS

Observou:
• A maior parte das partículas alfa atravessou a lâmina de ouro sem sofrer desvio.



Poucas partículas alfa sofreram desvios de trajetória.

Concluiu:
• A maior parte do átomo deveria ser constituída de espaços vazios.



Há uma região central pequena de carga positiva.

2

Curso

Química
Colégio
Segundo Rutherford, o átomo não é maciço. É constituído de um região central pequena, densa e com carga positiva,
o núcleo, rodeado por uma região praticamente sem massa, a eletrosfera. O átomo seria semelhante ao sistema solar.
Núcleo
Elétron, partícula com carga
elétrica negativa.

Nêutron, partícula
eletricamente neutra.

Próton, partícula com carga
elétrica positiva

Modelo de Böhr ou Modelo de Rutherford-Böhr
Böhr, baseado no modelo de Rutherford, propôs um modelo atômico mais completo que apresenta as seguintes
características.
• Os elétrons movimentam-se em trajetórias circulares* chamadas níveis ou camadas.




Em cada órbita circular ou camada o elétron apresenta energia constante.
Quando um elétron absorve energia, ele salta para uma órbita mais afastada do núcleo e quando retorna libera
uma quantidade de energia na forma de onda eletromagnética.

* Posteriormente Sommerfeld concluiu que apenas uma órbita
1
2 é 3circular, as demais são elípticas.
1H 1H 1H

Átomo





Núcleo

 prótons (p)
 nêutrons (n)


Eletrosfera - elétrons (e)
Absorve energia

E
1234567
1234567
1234567
1234567
1234567
+
1234567

e
E

núcleo

e
Irradia energia

A
Z

X

Número atômico :

Isótopos

Z

Isóbaros
40
19 X

Número de nêutrons : n

,

Trítio

A=Z+n

Deutério

Prótio

Número de massa : A

Isótonos
35
15 X

40
20Y

;

(n = 20)

- Massa atômica: é calculada pela média ponderada dos números de massa dos isótopos.
Obs.: Água pesada é a água rica em óxido de deutério. Sua fórmula é
3

40
20Y

 H O ou D O
2
1

2

2

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Química
Colégio
2. NÚMEROS QUÂNTICOS
Símbolo

n

Signi?cado
Significado

Nº Quântico

Valores

n

Principal

Nível de energia

1, 2, 3, 4, 5, 6, 7



Secundário

Subnível de energia

m

Magnético Orbital

Localização do Orbital

s

Magnético de Spin

Giro do Elétron

0, 1, 2, 3
-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3
- ½  e + ½ 

Símbolo Nº máximo de elétrons
2



Símbolo

L

8

0

s

2

1

M

18

4

N

32

1

p

6

3

5

O

32

2

d

10

5

6

P

18

3

f

14

7

7

Q

8

1

K

2
3

Nº Máx. de elétrons

Nº de Orbitais

Orbital: Região no espaço onde há probabilidade máxima de se encontrar o elétron.

1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d7p

Regra de Hund
nº de elétrons





4d6

nível

ex.:
4d 7

subnível

3p

Obs1.:
Obs2.:
Obs3.:
Obs4.:
Obs5.:

3

  










Princípio da exclusão de Pauli: no mesmo orbital pode haver no máximo 2 elétrons de spins contrários.
Elétron diferenciador  subnível mais energético.
Elétron mais externo ou elétron de valência  nível mais externo.
Elétron desemparelhado  sozinho dentro de um orbital.
Nem sempre o mais externo é o mais energético.
5s    E = 5
4s  n = 4 e  = 2  E = n +   E = 6
5s é o mais externo pois n = 5, maior que o n do 4d, que é quatro. Já a energia (E = n + ) do 4d é maior.
4

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Colégio
3. TABELA PERIÓDICA
- Propriedades Periódicas  em ordem crescente.
Afinidade Eletrônica

Eletronegatividade

Energia liberada ao se adicionar
um elétron.

Tendência de um átomo em
receber elétrons.

Potencial de Ionização

Raio atômico

Metade da distância entre o núcleo
de dois átomos.

Energia necessária para retirar
um elétron.

Obs.: Em caso de íons isoeletrônicos (mesmo nº de elétrons), quanto maior a carga nuclear (Z), menor o raio do íon.

4. LIGAÇÕES QUÍMICAS
Propriedades dos Compostos


P.F. e P.E.
elevados

+2



e

Agregado Iônico

Ca



de e )

Sólido na temperatura ambiente
metal + ametal
(cátion)

–1




Iônica, Eletrovalente ou
Heteropolar (transferência

Exemplo

Cl
2

Conduz eletricidade fundido ou aquoso

(ânion)
P.F. e P.E. baixos

Covalente ou Molecular

(compartilhamento de e )

ametal + ametal
H + ametal

Metálica

Polares e Apolares
Não conduz eletricidade puro

H 2O (polar)
O 2 (apolar)

P.F. e P.E. elevados

(cátions imersos em

metal + metal

nuvem de elétrons)
Dipolo Permanente

Ligações de Hidrogênio

Dipolo-Induzido

Hibridação de Orbitais

Bons condutores de eletricidade e calor

Cu, Zn, Latão (Cu + Zn)

Brilho metálico
Moléculas Polares

H + F, O, N

Moléculas Apolares

HCl

‘‘Média’’ atração
Elevados P.F. e P.E.
Forte atração

H2O, NH3

Dipolos instantâneos, molécula apolar
Fraca atração - baixo P.F. e P.E.

Ângulo entre híbridos

Estrutura geométrica

O2 , CO 2
Exemplos

sp 3

109º28'

Tetraédrica

CH4

sp 2

120º

Trigonal plana

C2 H 4 , BF3

sp

180º

Linear

C 2 H2 , CO 2

5

Curso

Química
Colégio
Obs.: Ligações sigma () e pi()

  frontal e mais forte,  paralela

As ligações não são necessariamente nesta ordem.
Geometria molecular

H2O (angular):

H



O

BF3 (trigonal plana):

(polar)

H

105º

(apolar)

N
NH3 (piramidal):

H

CO2 (linear): O

C

H

H

O

(polar)

(apolar)

CH4 (tetraédrica):

(apolar)

Obs.: Íon hidrônio (H3O+)
H2O + H+  H3O+

 

Íon amônio NH4

NH3 + H+  NH4+

5. FUNÇÕES INORGÂNICAS
5.1. Óxido: composto binário oxigenado onde o oxigênio é o elemento mais eletronegativo.
H O

Óxido ácido
ou
anidrido

2

 Ácido (oxiácido)

Ex: CO2 + H2O  H2CO3
CO2 + 2 KOH  K2CO3 + H2O

 Base

 
 Sal + H2O

deve-se adicionar H2O ao anidrido.

H O

2

 Base (hidróxido)

Ex: CaO + H2O  Ca(OH)2

Óxido básico

CaO + 2 HF  CaF2 + H2O

 Ácido

  Sal + H2O

Ex: N2O5 + CaO  Ca(NO3)2

Óxido ácido + óxido básico  Sal

deve-se adicionar H2O ao anidrido.
 Ácido

  Sal + H2O

Ex: ZnO + 2 HCl  ZnCl2 + H2O
ZnO + 2 NaOH  Na2ZnO2 + H2O

Óxido anfótero
 Base


 Sal + H O
2

comporta-se como anidrido, logo, deve-se adicionar H2O.
6

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Obs.: Principais metais que formam anfóteros: Zn, Al, Sn e Pb
Óxido salino  X3O4
Óxidos neutros ou inertes  CO, N2O (óxido nitroso) e NO (óxido nítrico)
Peróxido: Nº de oxidação do O = -1
H O

2
 
 Base + H2O2

Obs.: Decomposição do peróxido de Hidrogênio (H2O2)

Peróxido
 ácido

  Sal + H2O2


LUZ
H2O2 

 H2O + ½ O2


Superóxido: Nº de oxidação do O = -1/2
2
 
 Base + H2O2 + O2

H O

Superóxido
 ácido
  Sal + H2O2 + O2

Obs.: Obtenção do ácido sulfúrico (processo de contato)
S + O2  SO2
SO2 + ½ O2  SO3
SO3 + H2O  H2SO4

5.2. Ácidos
- Oxiácidos: ácidos que contêm oxigênio. Ex.: H2SO4
- Hidrácidos: ácidos que não contêm oxigênio. Ex.: HCl
Ácido + Base  Sal + H2O
Ácido + Metal (+ ativo)  Sal + H2



Escala de atividade dos metais
Alc - Alct - Al - Zn - Fe - Ni - Sn - Pb - H - Bi - Cu - Hg - Ag - Au - Pt
+ ativos
   
Ácido1 + Halogênio2
F2 > Cl2 > Br2 > I2
Obs1.:



- ativos
    


Ácido2 + Halogênio1

Reatividade dos Halogênios

H3PO4 (ácido fosfórico) ............................. 3 H ácidos
H3PO3 (ácido fosforoso) ........................... 2 H ácidos
H3PO2 (ácido hipofosforoso) .................... 1 H ácido

7

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Obs2.: Ácidos fortes:
Ácidos fracos:

Oxiácidos  Diferença entre O e H (ácido) é maior ou igual a 2.
Hidrácidos  HI, HBr e HCl
Oxiácidos  Diferença entre O e H (ácido) é menor que 2.
Hidrácidos  HF, H2S e ácidos com C

Obs3.: Teoria de Arrhenius
HCl + H2O  H3O+ + Cl–

5.3. Bases ou hidróxidos
Metal + OH–  Me(OH)x

onde x = nº de oxidação do metal

Principais números de oxidação:
metais alcalinos e Ag
metais alcalinoterrosos, Zn e Cd
Al e Bi
F
Fe, Co, Ni
Cu, Hg
Sn, Pb
Au

n. o. x.
+1
+2
+3
-1
+2 e +3
+1 e +2
+2 e +4
+1 e +3


Metal alcalino ou metal alcalinoterroso + H2O  base + H2

NH3 + H2O  NH4OH (hidróxido de amônio)
Obs1.: Bases fortes: Hidróxidos alcalinos e alcalinoterrosos exceto Be e Mg.
Bases fracas: todas as demais.
Obs2.: Teoria de Arrhenius



NaOH 
H2O

Na+ + OH–

Obs3.: Indicadores:
Indicador

Meio ácido

Meio básico

Tornasol
Tornassol

Vermelho*

Azul

Fenolftaleína

Incolor

Vermelho*

* Pode ser rosa

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