Renato_UECE_Química

FUNÇÕES INORGÂNICAS

2011-12-01T14:08:00.000-08:00

FUNÇÕES INORGÂNICAS

As substâncias químicas podem ser classificadas em dois grandes grupos:

§ Orgânicas: Produzidas pelos organismos vivos. São os compostos do carbono.

§ Inorgânicas: As demais substâncias. Ácidos, bases, saise óxidos.

Dissocição Iônica: É a separação dos íons ocorrida quando uma substância iônica se dissolve em água.

Ionização: É o processo em que íons são criados quando certas substâncias moleculares se dissolvem em água.

Indicador ácido-base é uma substância que apresenta uma determinada coloração em meio ácido e outra em meio básico.

Ex.

	Fenolftaleína	Tornasol
Meio ácido	Incolor	Róseo
Meio básico	Róseo	Azul

Escala de Ph: É um método criado para classificar uma solução em ácida, básica ou neutra.

pH entre 0 e 7 solução ácida; pH=7 é neutro e pH entre 7 e 14 solução básica.

Ácidos:

* Arrhenius propôs, em 1887, a seguinte definição: "Ácido é todo composto que dissolvido em água, origina o H+ como único cátion".

Ex.: HCl + H₂O H⁺ + Cl^-

Classificação:

Quanto a presença de oxigênio:

· Hidrácidos: Não possuem oxigênio na molécula. Ex: HBr.

· Oxiácidos: Possuem oxigênio na molécula. Ex: H₂SO₄.

Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis:

· Monoácidos - liberam um íon H+ por molécula: HCl, HNO₃, HClO₄.

· Diácidos - liberam dois íons H+ por molécula: H₂S, H₂CO₃, H₂SO₄.

· Triácidos - liberam três íons H+ por molécula: H₃BO₃, H₃PO₄, H₃SO₄.

· Tetrácidos - liberam quatro íons H+ por molécula: H₄P₂O₇, H₄SiO.

Quanto à força:

Grau de ionização é o número de moléculas que foram ionizadas pelo número total de moléculas.

§ Forte: H – O ≥ 2 ou Grau de ionização acima de 50% (HCl, HBr, HI);

§ Semiforte ou Moderado: H – O =1 ou Grau de ionização de 5% a 50% (HF);

§ Fraco: H – O <1 ou Grau de ionização abaixo de 5% (os demais).

Nomenclatura:

Ácido + Nome do Ânion com terminação trocada.

Ácido	Ídrico	Ico	Oso
Ânion	Eto	Ato	Ito

Bases:

Segundo Arrhenius, uma base (também chamada de álcali) é qualquer substância que libera única e exclusivamente o ânion OH^– (íons hidroxila) em solução aquosa.

Classificação das bases

Quanto ao número de hidroxilas:

· Monobases (1OH^–): NaOH, KOH, NH4OH, AgOH

· Dibases (2OH^–): Mg(OH)₂, Ca(OH)₂, Fe(OH)₂, Ba(OH)₂, NiOH₂

· Tribases (3OH^–): Al(OH)₃, Fe(OH)3

· Tetrabases (4OH^–): Sn(OH)₄, Pb(OH)₄, Mn(OH)₄

Quanto ao grau de dissociação:

· Bases fortes: São as que dissociam muito. Em geral os metais alcalinos e alcalino-terrosos formam bases fortes (família IA e IIA da Tabela periódica). Porém, o hidróxido de Berílio e o hidróxido de Magnésio são bases fracas.

· Bases fracas: São as bases formadas pelos demais metais e o hidróxido de amônio, por terem caráter molecular.

Quanto à solubilidade em água:

· Solúveis: Todas as bases formadas pelos metais alcalinos são solúveis. Podemos citar também o hidróxido de amônio, que apesar de

· ser uma base fraca, é solúvel.

· Pouco solúveis: São as bases formadas pelos metais alcalino-terrosos em geral.

· Insolúveis: As demais bases. Vale lembrar sempre alguma parcela dissolve, mas chama-se insolúvel quando essa quantidade é insignificante em relação ao volume total.

Nomenclatura:

Hidróxido + de + Nome do metal.

Ex: NaOH, Hidróxido de Sódio.

Sais:

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

Nomenclatura:

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

Ex: NaCl; cloreto de sódio.

Classificação

Os sais podem ser classificados em:

sal normal. Ex: NaCl
sal ácido. Ex: KHCO₃.
sal básico. Ex: MgCl(OH).

Óxidos

Um óxido é um composto binário onde o oxigênio é o elemento mais eletronegativo.

Óxidos básicos

Os óxidos de caráter mais básico são os óxidos de metais alcalinos e alcalino-terrosos. Oxigênio ligado a metal possui caráter básico.

Na₂O - óxido de sódio
CaO - óxido de cálcio (cal viva)
BaO - óxido de bário (barita)
CuO - óxido de cobre(II) (óxido cúprico)
Cu₂O - óxido de cobre(I) (óxido cuproso)
FeO - óxido de ferro(II) (óxido ferroso)

Reações:

Reagem com a água formando uma base e com ácidos formando sal e água (neutralizando o ácido). O cálculo do óxido em alguns casos ajuda a dar a nomenclatura dos elementos. Exemplos:

· Na₂O + H₂O 2NaOH

· K₂O + H₂O 2KOH

· CaO + H₂O Ca(OH)₂

· FeO + H₂O Fe(OH)₂

Óxidos ácidos ou anidridos

São óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um ametal. Possuem estrutura molecular, pois a diferença de eletronegatividade entre o oxigênio e o outro elemento não é tão grande. Resultam da desidratação dos ácidos e, por isso, são chamados anidridos de ácidos. Alguns exemplos:

CO₂ óxido de carbono ou anidrido carbônico
SO₂ óxido de enxofre ou anidrido sulfuroso.
SO₃ óxido de enxofre ou anidrido sulfúrico.
Cl₂O óxido de cloro ou anidrido hipocloroso.

Reações:

Reagem com água formando um ácido oxigenado e com bases formando sal e água (neutralizando a base). Exemplos:

SO₂ + H₂O H₂SO₃

P₂O₅ + 3H₂O 2H₃PO₄

N₂O₃ + H₂O 2HNO₂

CO₂ + H₂O H₂CO₃

SO₂ + 2KOH K₂SO₃ + H₂O

P₂O₅ + 6LiOH 2Li₃PO₄ + 3H₂O

N₂O₃ + Ba(OH)₂ Ba(NO₂)₂ + H₂O

CO₂ + Ca(OH)₂ CaCO₃ + H₂O

Óxidos anfóteros

São óxidos de metais de transição e semi-metais, que apresentam número de oxidação igual a 3+ ou 4+, capazes de reagir tanto com ácidos quanto com bases, fornecendo sal e água. Por possuírem propriedades intermediárias entre os óxidos ácidos e os óxidos básicos, podem se comportar como óxidos ácidos e como básicos. A estrutura dos óxidos anfóteros pode ser iônica ou molecular. Alguns exemplos:

SnO óxido de estanho II
SnO₂ óxido de estanho IV
Fe₂O₃ óxido de ferro III
ZnO óxido de zinco
Al₂O₃ óxido de alumínio

Observação: Os óxidos de Pb, Zn, As, Sb e Sn, independente de seus números de oxidação, são classificados como óxidos anfóteros.

Reações:

Reagem com ácidos formando sal e água (o metal do óxido torna-se o cátion do sal), e com bases formando sal e água também (neste caso o metal formador do óxido e o oxigênio formam o ânion do sal). Exemplos:

ZnO + H₂SO₄ ZnSO₄ + H₂O

ZnO + 2KOH K₂ZnO₂ + H₂O

Al₂O₃ + 6HCl 2AlCl₃ + 3H₂O

Al₂O₃ + 2NaOH 2NaAlO₂ + H₂O

Óxidos neutros

São óxidos que não apresentam características ácidas nem básicas. Não reagem com água, nem com ácidos, nem com bases. São formados por não-metais ligados ao oxigênio, e geralmente apresentam-se no estado físico gasoso. Alguns exemplos:

CO óxido de carbono II
NO óxido de nitrogênio II
N₂O óxido de nitrogênio I - veja Óxido nitroso
H₂O

Nomenclatura

Óxidos de metais

Óxido de [Nome do Metal].

Na₂O: Óxido de sódio

ZnO: Óxido de zinco

Al₂O₃: Óxido de alumínio

Caso o elemento apresente mais de uma carga(quando não tiver nox fixo), poderemos utilizar Óxido de [nome do elemento] + carga do elemento.

Fe₂O₃: Óxido de ferro III

SnO₂: Óxido de estanho IV

Óxidos de ametais

[Mono, Di, Tri…] + Óxido de [(Mono), Di, Tri] + [Nome do Ametal]

SO₃: Trióxido de (Mono)Enxofre

N₂O₅: Pentóxido de Dinitrogênio

Espectrometria De Massas

2010-03-19T06:53:00.002-07:00

ESPECTROMETRIA DE MASSAS

A espectrometria de massas nos permite determinar a massa molecular e a fórmula molecular de uma substância, além de certas características estruturais

ESPECTRÔMENTRO DE MASSAS

MÉTODOS DE IONIZAÇÃO

•Ionização por elétrons

•Ionização por Radiação Laser

•Ionização Química

•Bombardeio por Átomos Rápidos

•Ionização por Eletronebulização

Ionização por elétrons (IE)

•Consiste no bombardeamento da amostra (já volatilizada) com elétrons de alta energia com o intuito de provocar sua ionização. Dependendo da amostra pode provocar formação de íons negativos, positivos ou fragmentos de espécies neutras.

Ionização Química (IQ)

Ionização química (IQ) a amostra vaporizada é

introduzida no espectrômetro com um excesso gás (metano, isobutano ou amônia):

•íons primários

CH4+. + CH4 ==> CH5+ + CH3
CH3+ + CH4 ==> C2H5+ + H2

•íons secundários reagem com a amostra M

M + CH5+ ==> ( M + 1 )+ + CH4

Bombardeio por Átomos Rápidos (BAR)

•Também semelhante ao IE, sendo por tanto a amostra bombardeada por átomos neutros. Este método induz uma menor frag mentação que o IE.

Ionização por Eletronebulização (ESI)

•Este é um método de ioni zação muito utilizado para a análise de proteínas, polímeros sintéticos ou complexos metálicos. A solução a ser analisada é colocada em uma câmara formando gotas com cargas. A medida que o solvente evapora, resultam moléculas com cargas que podem ser analisadas.

ESPECTROMETRIA DE MASSAS

•Utilização

–Análise de poluentes ambientais.

–Análise de compostos Inorgânicos.

–Identificar a estrutura de biopolímeros.

–Análises judiciais.

PARTES DE UM ESPECTRÔMENTRO

1. Amostra.
2. Ionização da amostra.
3. Acelerador de particulas( só os fragmentos positivos).
4. bomba de vácuo( suga os fragmentos negativos e neutros, pois não foram acelerados).
5. Magneto.( gera um campo magnético negtivo, desviando os fragmentos de acordo com o M/Z)
6. Tubo analizador.
7. Coletor( faz a leitura da relação m/z).

•O espectrômetro de massas registra apenas fragmentos positivos.

•O pico de maior valor de m/z é relativo ao fragmento da retirada de um elétron da amostra.

•Picos de fragmentos iônicos são aqueles com menores valor de m/z

•O pico base é o pico de maior intensidade devido a sua maior abundância relativa, intensidade relativa de 100%.

Pilhas

2010-02-27T06:38:00.000-08:00

A eletroquímica estuda o aproveitamento prático do fenômeno de tranferência de elétrons em reações de oxi-redução. A converção de energia química em energia elétrica em um processo espotâneo, denominado pilha ou célula galvânica. Como os processos de aproveitamento da energia química das reações de oxi-redução em energia elétrica ja estão bem avançados, os pesquisadores estão voltados nos processos de corrosão. A transformação de ferro em ferrugem é uma pilha, pois é uma reação espontânea de transferência de elétrons. A industria inevste muito alto para que se possa minimizar os processos de corrosão. Imagine um fábrica de grande porte ficar parada por causa de um cano que enferrujou.
Para entendermos o fucionamento de uma pilha temos que saber como se da o processo de transferência de elétrons. Átomo ou íon que doa elétrons, ou seja, aumenta seu número de oxidação, portanto sofre oxidação: é chamado de agente redutor. Átomo ou íon que recebe elétrons, ou seja, diminui seu número de oxidação, portanto sofre redução: é denominado agente oxidante. Para acontecer reação entre dois metais é nescessário que exista um diferença de potencial, um tenha tendência de oxidar e o outro de reduzir. A pilha de Daniel é simplesmente dois metais com potenciais diferentes em contato.
O Ânodo de uma pilha é de onde saem os elétrons(polo negativo), logo será aquele metal com maior potencial de Oxidação. Ânodo--> Oxidação. Observe que Ânodo começa com vogal e Oxidação tabém. O Cátodo da pilha é onde chegam os elétrons(polo positivo), portanto será o metal com menor potencial de oxidação ou o maior potencial de redução. Cátodo-->Redução. Observe que Cátodo e Redução começa com consoante.
Ânodo(-): onde ocorre oxidação. O metal está mergulhado numa solução do seu sal. Na figua o metal é o zinco, a soluçao deve conter íons Zn²+. A semi-reação de oxidação é: Zn --> Zn²+ + 2e-. O eletrôdo de zinco vai sendo cosumido. Com isso, a solução a qual ele está mergulhado vai ficando rica em íons positivos.
Cátodo(+): onde ocorre redução. O metal tabém deve estar mergulhado na solução de seu sal. O metal é o cobre, logo a solução deve conter ínos Cu²+. A semi reação de redução é Cu²+ + 2e- --> Cu. Irá se depositar cobre no eletrôdo. Com isso, a solução a qual ele estar mergulhada irá dimuir o número de íons positivos.
Para mater em equílibrio os íons da solução coloca-se a ponte salina. A ponte salina é um tubo em "U" cheio de um sal qualquer como: KBr( K+ BR-). A solução onde ta mergulhado o zinco aumenta o número de cátions, logo irá migra da ponte ânios Br-. Já na solução onde ta mergulhado o cobre diminui o número de cátions, logo irá migra da ponte salina íons K+.
A reação global da pilha é: Zn + Cu²+ --> Zn²+ + Cu.
A força eletromotriz da pilha fem ou ∆E ( variação no potencial da pilha), é expressa em volts V, e pode ser calculada:
∆E= Ered no cát. - Ered do ânodo. Lembrando que E é o potencial de redução ou de oxidação inerente a cada metal, que pode ser pesquisada em tabelas. Esse E é calculado tomando como referência o eletrodo de hidrogênio.

deixa deixa eu dizer o que penso dessa vida presciso d+ desabafar

2010-02-26T06:19:00.000-08:00

Estou em um daqueles momentos da vida, onde você questiona a sua rotina. hoje sou professor, ensino química, matemática e física. Curso Química na universidade estadual do ceará. O objetivo de criar tal blog é o de ser uma espécie de diário e ao mesmo tempo ajudar a informar aqueles que compartilham as mesmas dúvidas que eu.

Renato novais.: