Resumo de Química para EsPCEx

Halogêneos Halogêneos Calcogêneos Calcogêneos Gases Nobres Gases Nobres Metais Alcalinos Metais Alcalinos Metais Metais Alcalinos Alcalinos Terrosos Terrosos

6strutura ?tPmica

 #odelos ?tPmicos

1) Toda matéria é constituída por átomos (pequenas partículas) O desenvolvimento da química

;ohn -altonL primeiros estudos 

2) Atomos seriam indestrutíveis e imutáveis (base do princípio de Lavoisier) 4) os diferentes elementos são caracterizados pelas diferentes massas 3) Atomos são indivisíveis

5) Atomos do mesmo elemento químico possuem a mesma massa.

7) O átomo é como uma esfera maciça e rígida, semelhante a uma bola de bilhar. 8) o a´tomo é uma partícula eletricamente neutra.

6) Os átomos de um elemento são idênticos em massa.

(A new system of chemical philosophy)

Observação:

1) No desenvolvimento da ciência, os cientistas descobriram que:

- Atomos podem ser divididos em partículas menores (protons, elétrons e neutros) - Atomos de mesmo elementos podem ter massas diferentes (Isotopos)

- Atomos de elementos diferentes podem possuir a mesma massa (Isobaros)

1) O estudo dos raios catódicos: massa e carga das partículas ;ohn 8homson L ? descoberta do el:tron 

2) Prêmio Nobel de Física: A descoberta do elétron

4) O átomo era uma esfera positiva na qual os elétrons estariam imersos. (Pudim de passas) 5) Atomos: Cargas positivas e negativas (neutralidade)

3) Elétrons: Partículas subatômicas

(The Lord K elvin)

1) Eletrosfera: Nucleo provido de prótons e neutros rodeados por elétrons em (uther7ordL D desen'ol'imento da 9u+mica



movimentos circulares

3) A eletrosfera é formada pelos elétrons. 4) O átomo era uma esfera maciça e positiva.

2) O núcleo é formado por p´rotons e neutrons, sendo a maior parte do atomo vazia.

5) Prêmio Nobel de Química: partículas radioativas alfa e beta.

1) Aprimoração do modelo de Rutherford.

GohrL Ds estudos apro7undado das Wrbitas. 

3) Ao saltar de uma orbita a outra, há emissão de energia.

4) Os elétrons absorvem energia ao passar de uma órbita interna para externa. 2) A trajetória circular e a energia quantizada.

5) Os elétrons emitem energia ao passar de uma órbita externa para interna. 6) Quando o elétron estiver girando em órbita, não há emissão de energia. Observação:

1) James Chadwick: comprovou a existência dos nêutrons.

2) Dmitri Mendeleiev: Publicou a primeira tabela periódica, baseando nas propriedades dos elementos e suas massas atômicas.

3) Demócrito: Na filosofia, foi o primeiro a definir conceiitos sobre o atomo. 4) Jacob Berzelius: Descobridor do efeitos de catálise, desenvolveu a teoria da reatividade, e dividiu os elementos em metais e não-metais.

5) Henry Mosely: Conceitos de número atômico. 6) Richard Feynman / Max Planck : Teoria Quantica 6) Sommerfeld: Subníveis de energia.

 Substncia pura

Observação:

2) Propriedades definidas 3) Composição fixa. 1) Possui fórmula

a) Simples: único elemento ( O , H ,C ,...)2 2 n

b) Composto: mais de um elemento ( H O, ...)2

 #isturas

Observação:

2) Não tem propriedades definidas 3) Não possui composição fixa. 1) Não possui fórmula

a) Homogênea (solução): uma única fase (água potável, ouro 18 quilates, ar...) b) Heterogênea: mais de uma fase (Polifásica)2 2

(água + areia, granito, pólvora, leite ...)  ?tom+stica

1) Mesmo número atômico (z=p) =sWtopos



2) Diferentes números de massa (A)

2) Diferentes números atômicos (z) =sWtonos



3) Diferentes números de massa (A)

2) Diferentes números atômicos (z) =sWbaros



1) Mesmo número de massa (A) 1) Mesmo número de nêutrons (n)

Representação oficial Iupac:



X

p + n = A n Z = P (A = Nº de massa) (Z = P = Nº atômico) Observação:

1) Atomos negativos (ânion) Nº de elétrons > Nº de prótons

2) Atomos positivos (cátions) Nº de prótons > Nº de elétrons

X

Q+

X

Q



-ensidade É a relação entre massa (em gramas) de uma amostra de matéria e o volume (geralmente cm³) ocupado por esta amostra.

D = m

v

-Densidade (g/cm³) massa (g) Volume(cm³)

Subst.ncia

F (2) & (I) # (1I) 0 (!2) D (!2) * (1I) % (I)

-iarama de &inus *aulin

Observação:

1) Ordem crescente de energia:

1s , 2s , 2p , 3s , 3p , 4s , 3d , 4p , ...2 2 6 2 6 2 10 6

2) Ordem de camadas:

1s , 2s , 2p , 3s , 3p , 3d , 4s , 4p , ...2 2 6 2 6 10 2 6

a) O Número Quântico é comumente conhecido com o subnível energético.

Observação:

a) A Família e períodos dos elementos são comumente conhecidos com a camada de valência.

0Kmeros %u.nticos

Co

27 = 1s , 2s , 2p , 3s , 3p , 4s , 3d2 2 6 2 6 2 7 (n) = 3 (l) = 2 (m) = -1 (s) = -1/2 Observação:

Também conhecido como nível energético, são representados pelos números inteiros. (3d )

_-

7 Representados pelas letras S(0), P(1), D(2) e F(3). 1) Numero Quântico Principal (n):

2) Numero Quântico Azimutal (l):

3) Numero Quântico Magnético (m): É util para identificação dos orbitais.

O primeiro a entrar na Orbitra é: d(5)= s(1)=

 _ 

 _ 

 _ 

_ 

p(3)=

 _ 

 _ 

 _ _ 

_ 

 _ 

 _ 

 _ _ 

 _

 _ 

 _ 

d(5)=

 _ 

 _ _ 

_ 

 _ 

 _ 

 _ _ 

 _ 

 _ _ 

 _ 

 _ _ 

 _ 

 _ 

0 -1 0 +1 -2 -1 0 +1 +2

 _ 

 _ 

 _ _ 

 _ 

 _ 

 _ _ 

 _ 

 _ _ 

 _ 

 _ _ 

 _ 

 _ 

f(7)= 0 +1 +2 -1 -2

 _

 _ 

 _ 

_ 

+3

 _ 

 _ 

 _ 

-3  Atenção:

3) Numero Quântico de Spin (s):

São representações em forma de seta dos elétrons distribuídos nos orbitais.

Para cima é positivo M =s +½(meio)

Para baixo é negativo M =s -½(meio)

#isturas

É o tipo de matéria cuja fusão e/ou ebulição não ocorrem em

temperaturas constantes. I. Misturas Azeotrópicas

É a mistura que apresenta ponto de ebulição constante.

II. Misturas Eutéticas

É a mistura que apresenta ponto de fusão constante. (água e NaCl)

Observação:

1) Toda mistura homogênea de sólidos são eutéticas. (Ligas metálicas)

(água e alcool)

Observação:

1) Toda mistura homogênea de líquidos são azeotrópicas. 2) Principais misturas azeotrópicas: água e álcool;

acetona e etanol; álcool e clorofórmio; Número máximo Subnível s: 2 Subnível p: 6 Subnível d: 10 Subnível f: 14 Nk #k !k Ok Mk Lk Pk Sistemas Dbser'a34o

✔ _{5;+u&dos +ue se %&stura% são )*a%ados de ';+u&dos %&s);ve&s. $9.( Q2ua e Q')oo'F} ✔ _{5;+u&dos +ue não se %&stura% são )*a%ados de ';+u&dos &%&s);ve&s. $9.( Q2ua e G'eoF} ✔ _{Todo s&ste%a +ue a1resentar a1enas u%a Aase3 d&?e%os %onoAQs&)oF duas Aases3 b&AQs&)oF}

tr:s3 tr&AQs&)oF %a&s de tr:s Aases3 1o'&AQs&)oF

✔ U%a substBn)&a 1ura 1ode Aor%ar s&ste%as *o%o2:neos ou *etero2:neos3

de1endendo dos estados A;s&)os e% +ue e'a se a1resentaF D[2ua e 2e'oE

✔ _{As %&sturas *o%o2:neas or%a% s&ste%as *o%o2:neos e as *etero2:neas or%a% s&ste%as *etero2:neos.}

O n7%ero de ases do s&ste%a ne% se%1re Y &2ua' ao n7%ero de )o%1onentes envo'v&dos.

-&ste%a *o%o2:neos a1resenta% a1enas u%a aseF s&ste%as *etero2:neos a1resenta% %a&s de u%a aseF

✔ ✔ de elétrons: ✔ ✔ ✔ ✔



aio ?tPmicoL

propriedade que alguns elementos possuem de formar substâncias simples diferentes.

Observação:

1) Alótropos possuem propriedades químicas iguais, ou seja, reagem da mesma forma. Já as propriedades físicas dos alótropos são diferentes. 2) Já as propriedades físicas dos alótropos são diferentes.

3) As variedades alotrópicas podem diferir uma da outra em relação à atomicidade (número de átomos que formam a molécula) 4) ou quanto, à organização de átomos na estrutura (arranjo cristalino).

Carbono:

Diamante (Tetraédrico) Grafite (Hexágonos) Fulerenos

Observação:

4) O Cgrafite é menos energético que o Cd, logo, é mais estável e um bom Carbono Grafite (Hexágonos)

2) Ponto de fusão 3000ºC 1) Conduz corrente elétrica

3) A diferença entre Cgrafite e Cdiamante está no arranjo cristalino (estrutura).

Carbono Diamante (Tetraédrico) 1) Estrutura rígida

2) Não conduz corrente elétrica 3) Transforma-se em grafite a 1900ºC Carbono Fulerenos (C )

1) Substância sintética

2) A diferença entre O e O está na atomicidade2 3

3) O é menos energético que o O , logo, o O é2 3 2

mais estável.

Oxigênio Ozônio

condutor de eletricidade

Observação: O9&2:n&o DO#E

1) Inodoro, incolor, substância vital

O9&2:n&o DO!E

1) Tem cheiro característico 2) É levemente azulado

3) É o gás formador da estratosfera

2) Usados na fabricação de palitos de fósforos. Observação:

8GsAoro Cer%e'*o

1) Mais estável, menos volátil e menos tóxico 8GsAoro 4ran)o DP E

1) Extremamente tóxico e inflamável.

2) Aplicações militares em bombas incendiárias.

Oxigênio:

Fósforo:

 L0

 ?lotropia

8abela *eriWdica

6ner2ia ou potencial de ioniza34o

6letrone2ati'idade (Caráter n4o@metálico)

 ?7inidade eletrPnica ou eletroa7inidadeL

_ a )a1a)&dade +ue u% Qto%o a1resenta e% atra&r e'Ytrons Observa=ão(

NE Os 2ases nobres não entra% na re2ra de e'etrone2at&v&dade

_ a ener2&a ne)essQr&a 1ara •arran)ar• u% e'Ytron de u% Qto%o &so'ado _ a ener2&a '&berada +uando u% e'Ytron Y ad&)&onado a u% Qto%o neutro no estado 2asoso.

Observa=ão( NE var&a=ão &d:nt&)a  e'etrone2at&v&dade

(átomos neutros)

Observa=ão(

NE Para Qto%os &soe'etrZn&)os ( Menor 7%ero AtZ%&)o3 %a&or Ra&o AtZ%&)oF #E Para Qto%os do %es%o e'e%ento D%as )o% d&erentes )ar2as e'Ytr&)asE( Ma&or n7%ero de e'Ytrons3 %a&or Ra&o AtZ%&)oF e v&)e versaF

re1resenta a d&stBn)&a do n7)'eo  )a%ada de va':n)&a

Alotropia:

6letropositi'idade (caráter metálico)L

8abela *eriWdica

VolumeL

*onto de 7us4o e ebuli34oL

_ a )a1a)&dade +ue u% Qto%o a1resenta de 1erder e'Ytrons Observa=ão(

NE $'etro1os&t&v&dade Y a 1ro1r&edade o1osta R e'etrone2at&v&dade

#E Os 2ases nobres não entra% na re2ra de e'etro1os&t&v&dade.

_ o vo'u%e o)u1ado 1or u% %o' do e'e%ento DL30#.N0 E e% deter%&nadas#! )ond&=>es de te%1eratura e 1ressão.

-ensidadeL Observa=ão(

NE O e'e%ento %a&s denso da tabe'a 1er&Gd&)a Y o \s%&o3 se2u&dos do Ir;d&o e da P'at&na.

(epresentati'osLdistribuição eletrônica terminada em "s" e "p"

8ransi34oLdistribuição eletrônica terminada em "d"

8ransi34o internaLdistribuição eletrônica terminada em "F"

 ? di'is4o em blocos Observação:

1) A tabela periódica está organizada

 ? correla34o entre tabela periWdica e con7i2ura34o eletrPnica

Observação: 1 ou IA:

em ordem crescente de números atômicos.

2) elementos de um mesmo grupo apresentam propriedades químicas semelhantes.

3) As linhas horizontais da tabela são denominadas períodos e há sete deles.

4) As linhas verticais (colunas) da tabela são denominadas grupos ou famílias.

5) Os principais grupos são: 1 ou IA: Metais Alcalinos

2 ou IIA: Metais Alcalinos terrosos. 13 ou IIIA: Grupo do alumínio 14 ou IVA: Grupo do carbono 15 ou VA: Grupo do nitrogêneo 16 ou VIA: Calcogêneos 17 ou VIIA: Halogêneos 18 ou VIIIA: Gases nobres

13 ou IIIA: 2 ou IIA: 14 ou IVA: 15 ou VA: 16 ou VIA: 17 ou VIIA: 18 ou VIIIA: Metais Alcalinos

Metais Alcalinos terrosos Grupo do alumínio Grupo do carbono Grupo do nitrogêneo Calcogêneos Halogêneos Gases nobres

1 elétron na camada de valência. 2 elétron na camada de valência. 3 elétron na camada de valência. 4 elétron na camada de valência. 5 elétron na camada de valência. 6 elétron na camada de valência. 7 elétron na camada de valência. 8 elétron na camada de valência.

1 camada eletrônica: 2 camadas eletrônicas: 3 camadas eletrônicas: 4 camadas eletrônicas: 5 camadas eletrônicas: 6 camadas eletrônicas: 7 camadas eletrônicas: 1º período 2º período 3º período 4º período 5º período 6º período 7º período

&ia3Nes %u+micas

era do DctetoL

+ obter a con7iura34o eletrPnica de um ás nobre( I el:trons na camada de 'al,ncia)



&ia3Nes Pnicas metal ametal ou hidro. (Cede 6l:trons) (ecebe 6l:trons)

 ?

>+







>

8) Principais metais: Na, Mg, Ca, Rb, Sr, Li e K Observação:

2) Todo composto iônico é sólido. 3) Altos pontos de fusão e ebulição

4) Conduz corrente elétrica no meio aquoso ou líquido

(íons dissociados)

5) Não conduz corrente elétrica quando sólido

+



&ia3Nes Co'alentes ametal ametal

(Compartilhamento)

) (hidro.

os átomos liam@se para .



> +

..

D

_..

..

+>

 =



>

..

D

..

..

>



_{(ou @D@)}

Observação:

1) Alta eletronegatividade (tendência a receber elétrons) 2) O hidrogênio compartilha um elétron, adquirindo a

configuração eletrônica do gás nobre hélio (He) 3) Baixos pontos de fusão e ebulição

4) Não conduz corrente elétrica no estado sólido. (não há íons) 7) Principais ametais: Família IIIA Família IVA Família VA Família VIA Família VIIA     

B (3 elétrons na camada de valência) C e Si (4 elétrons na camada de valência) N, P e As (5 elétrons na cama de valência) O, S e Se (6 elétrons na camada de valência)

F, Cl e Br (7 elétrons na camada de valência) (&ia3Nes Simples)

(&ia3Nes -ati'as ou Coordenadas)



>

D

.

.

.

.

.

>

_



> +O

 =

 D 





O Observação:

1) Com a regra do Octeto completa no átomo central, já estável, " doa-se " um par de elétron livre.

2) Capacidade de ligações simples e dativas: Família IVA Família VA Família VIA Família VIIA     4 (simples) 3 (simples) e 1 (dativa) 2 (simples) e 2 (dativas) 1 (simples) e 3 (dativas) + 

&ia3Nes #etálicas metal metal

Observação:

1) Altos pontos de fusão e ebulição (exceto:Hg) 3) Conduz corrente elétrica no estado sólido e líquido. 4) boa condutividade térmica e elétrica (elétrons livres) 5) Ductibilidade e maleabilidade: Laminação

2) Todo composto metálico é sólido



Geometria #olecular *olaridade das mol:culas

0u'ens de 6l:trons >

>

2

6>emplo Geometria *olaridade

! A &inear   ?polar  *olar  8rional  ?polar  *olar  *olar   ?polar  (6l:trons em sobra) (6l:trons em sobra) (6l:trons em sobra)

*olaridade das &ia3Nes

Polar  1)    Apolar  2) Eletronegatividades diferentes Eletronegatividades iguais  

Vetor momento dipolar U=0

-

/ Vetor momento dipolar U=0

-( ou Vetor polaridade) e>L @D e>L Cl@Cl  5or3as nter#oleculares Observação: 2) *ropriedades 7+sicas

Fatores que Influenciam nas tempraturas de fusão e ebulição: - Intensidade das forças interpartículas

- as dimensões das superfícies ou massa moleculares - ramificações das cadeias carbônicas

*ontes de idro,nio (5D0)

Observação:

1) Ocorre quando o Hidrogênio liga-se a átomos fortemente eletronegativos: o Flúor, o Oxigênio e o Nitrogênio

São moléculas polares 2)

&ia3Nes -ipolo@-ipolo *ermanente

Observação:

1) Ocorre quando o Hidrogênio liga-se a átomos diferentes dos átomos do Flúor, Oxigênio e Nitrogênio.

São moléculas polares 2)



+

5

ou

D 0

ou



+

...

Observação:

1) Todo hidrocarboneto (com Hidrogênio e Carbono) é apolar. Toda molécula que apresenta o fator base (OH) é polar. 2)

5or3a de Van -er <aals (-ipolo nduzido)

Observação:

1) Em moléculas apolares

...

+

...

1) São as forças que mantém as moléculas unidas nos estados sólidos e líquidos.

C

D D

S

D D _D >>

S

D _D D

D

  >  > 

0

   >> C    

3) Fator Força Intermoleculares (ponto de ebulição e fusão): Lig. Hidrog. > Dipolo Permanente > Dipolo Induzido

?   2  e  o_m  e  t  _r  i    a m  o_l    e  c   u_l    a r   b   a  s   e_i    a @  s   e n  a  s  l   i    2  a  3   N   e  s   c   o '   a l    e_n  t    e  s _.

Pequena diferença de eletronegatividade entre os átomos

<1,7

5)

(Familia VA, VIA e VIIA) Diferença

6) Grande diferença de eletronegatividade entre os átomos (Família IA, IIA, IIIA e VA, VIA, VIIA) Diferença>1,7

1) Elementos Eletropositivos: Tendência a perder elétrons

7) São solúveis em solventes polares;

6) Semelhante (apolar ou polar) dissolve semelhante;

 ?nular  >  >   ?nular  *iramidal 8etra:trica

8eoria da dissocia34o Pnica

(dissociação iônica ou eletrolítica: corrente elétrica) Grau de ionização = N de moléculas ionizadasos

N de moléculas dissolvidasos

Observação:

1) O grau de ionização ou de dissolução distingue um eletrólito forte de um fraco.

Ácidos: Cátion Hidrogênio (H )

+ (Ph: 0pH à 7 pH)

)

+1

 _?

>

1) Radical Funcional H + átomo A+

(Cátion) (ânion)

Família VA : N e P Família VIA : O e S Família VIIA : F, Cl e Br

(Tendência a receber elétrons) Observação:

1) Todos os ácidos são solúveis em água. 2) Quanto a estrutura, são moleculares. 3) Ácidos fortes Somente conduz corrente 4) Possui sabor azedo, são tóxicos e corrosivos. 5) Ácidos importantes:

Ácido Sulfúrico (bateria de automóveis) : H SO Ácido Acético (vinagre) : C H O

Ácido Cítrico (frutas) : C H O Ácido Carbônico : H CO 2 4 2 4 2 6 8 7 2 3 Monoácidos (1H ): Diácidos (2H ): Triácidos (3H ): Tetracidos (4H ): + + + + HCl , HNO (exceção: H PO )3 3 2 H SO , H CO (exceção: H PO ) 2 4 2 3 3 3 H PO , H BO3 4 3 3 H P O , H SiO4 2 7 4 4 ‡ V  ‡ N00v a) Ácidos fortes: 50% H SO ( = 61%) HCl ( = 92%)_{2 4} V V  Observação:

1) Fortes condutores de eletricidade, em b) Ácidos moderados: 5%‡V  ‡ M0v HF ( = 8%) H PO ( = 27%)V  _{3 4} V  c) Ácidos fracos: 0%‡ V ‡ Mv H CO (ácido carbônico = 0,18%)V  V  3 2 HCN ( = 0,008 %)

Hidrácidos: não contém oxigênio ( HCl, HBr ...) Oxiácidos: Contém oxigênio ( HNO , H SO , ...)3 2 4

Observação:

liga-se ao átomo central através do

H

H O

O C O

(Os demais átomos de oxigênio ligam-se ao átomo central por ligações dativas

Grau de iônização

Hidrogênios Ionizáveis

 ? presen3a do o>i,nio na mol:cula

1) A formulação dos oxiácidos: O hidrogênio

0omenclatura dos idrácidos

D nome : sempre escrito com a termina34o Q-CD Ácido + ... ídrico

(nome do ânion)

0omenclatura dos D>iácidos

a) se o elemento 7ormar somente um o>iácidoH usa@se a termina34o CD

Ácido + ... ico (nome do ânion)

b) se o elemento 7ormar tr,s ou 9uatro o>iácidos usa@se a termina34o CD ou DSD

Ácido + ... ico (nome do ânion) (5amilia ? e 5am+lia V?)

(5amilia V? e 5am+lia V?)

0o> maior 0o> menor  

(Nox maior)

Ácido + ... oso

(nome do ânion) (Nox menor) oxigênio.

ou duplas).

c) se o elemento 7ormar apenas dois o>iácidosH usa@se a termina34o CD ou DSDH mais os

Ácido + Per... ico (5amilia V? )

pre7i>os *6 e *D 0itro,nio

5Ws7oro D>i,nio6n>o7re Sel,nio  ?lum+nio

oro CarbonoSil+cio

5lKor  Cloro romo

Ácido + ... ico

Ácido + Hipo ... oso Ácido + ... oso (nome do ânion) átomos de o>i,nio HXO HXO HXO HXO₁ 2 3 4 Dbser'a34o

1) D 5Ws7oroH de'ido a 'aria34o no seu rau de hidrata34o H recebe os pre7i>os #68?H D8D e *DL

Ácido + ... ico (nome do ânion)

(0o>=B)

Ácido + ... ico Ácido + ... ico#eta5os7Wr  *D_!

Drto5os7Wr 

*iro5os7Wr   *D_{ * D}! A

A 2 

Química Inorgânica: Ácidos

Química Inorgânica: Bases de Arrhenius

Bases ou Hidróxidos: ânion OH

-(Ph: 7pH à 14 pH)

D)

1

 ?

>

1) Metal A + Radical funcional OH

(Cátion) (ânion) Família IA : Na, K e Rb

Família IIA : Ca e Mg

(Tendência a perder elétrons) Observação:

1) Quanto a estrutura, são iônicos.

2) Conduz corrente elétrica quando fundidos. 3) Possui sabor caústico e adstringente, são tóxicos

Hidróxido de sódio : NaOH

Hidróxido de magnésiob: Mg(OH)₂

+

-e corrosivas. ou NH (amônio)4

Nomenclatura das bases

a) se a base cont:m apenas uma hidro>ilaL

Hidróxido de ... (nome do elemento) E os demais metais: Al, Fe, B, Sn

b) se a base cont:m duas hidro>ilasH usa@se os

Hidróxido de ...ico (nome do elemento) su7i>os CD _{0o> maior} ou DSD

0o> menor 

(Nox maior) (Nox menor)

Hidróxido de ...oso (nome do elemento) (5am+lia V? e os metais de transi34o)

Chumbo

Germ.nio 5erro6stanho

(5am+lia ?H 5am+lia ? e 5amilia ?) SWdio

*otássio Cálcio#an:sio  ?lum+nio

Grau de dissociação iônica

4

a) Bases fortes: Metais alcalinos, Metais alcalinos terrosos.

Observação:

1) Este fato ocorre por que a base dos metais são compostos iônicos.

2) Ótimos condutores de eletricidade.

b) Bases fracas: Os demais metais e o Hidróxido

de amônio. _{NH OH}

Observação:

1) São compostos moleculares.

Solubilidade em água

a) Solúveis: Metais Alcalinos e Hidroxído de amônio.

b) Poucos solúveis: Metais Alcalinos Terrosos c) Insolúveis: Metais de transição

Númeross de Oxidrilas (OH )

(Os íons são separados: compostos iônicos) (Devido a diferença de eletronegatividade entre os átomos de hidrogênio e cloro a ligação covalente é quebrada produzindo íons, esse fenômeno é chamado de ionização).

-1) Monobases (1OH ): NaOH , NH OH (Família IA)

-

4

2) Dibases (2OH ): Ca(OH) (Família IIA)

-

₂ 3) Tribases (3OH ): Al(OH) (Família IIIA)

-

₃ 4) Tetrabases (4OH ): Pb(OH) (Família IVA)₄

soluções aquosas.

Química Inorgânica: Sais

Química Inorgânica: Óxidos

Sais

I. Reação de neutralização (salificação):

(Sais: formados na reação de um ácido com uma ácido + base  sal + água

base de arrhenius)

H SO + Fe(OH) 2 4 3Fe (SO ) + H O2 4 3 2

⇒

Balanceadas 3H SO + 2Fe(OH) _{2 4 3}1Fe (SO ) + 6H O2 4 3 2 Dissociação

dos sais ⇒1Fe (SO ) 2Fe + 3SO

2 4 3 

3+ 2-Reação de

salificação ⇒

II. Todo sal, quanto à estrutura, é iônico.

Reação de neutralização total (sal normal)

Quando reagem todos os H do ácido e todos os OH da base.

+

-4

3NaOH + H PO _{3 4}  Na PO + 3H O_{3 4 2} Ca(OH) + 2HNO 2 3Ca(NO ) + 2H O3 2 2

União completa entre H do ácido e OH da base + - _  I. Fórmula geral:

G

?

> Cátion proveniente da base ânion

proveniente dos ácidos

> OS

S

Nomenclatura dos sais

...

  ETO ITO ATO

...

Nome do ácido de origem

trocando a terminação Nome do cátion dabase

Terminação do ácido   ídrico oso ico ⇒   ETO ITO ATO Para memorizar: ⇒ Em ácido eu não me m form mosqu mordeu o b do p ídrico eto oso ito ico ato (Hidrácidos)

Neutralização parcial do ácido

Neutralização parcial da base

Solubilidade dos sais

HCl + NaOH NaCl + 2H O2

Ácido Hidróxido clorídrico de sódio

(Hidrácido)

Cloreto de sódio

HNO + KOH 2 KNO + H O2 2

Ácido Hidróxido nitroso de potássio

(oxiácido)

Nitrito de potássio

I. Os nitratos, cloratos e acetatos possuem grandes solubilidades.

II. Os cátions da Família 1A ( Li , Na , K , Rb ,

(provenientes dos ácidos)

Cs e NH ) posseum grandes solubilidades.

+ + + +

+ +

4

(provenientes das bases)

3H SO + 2Fe(OH) 2 4 31Fe (SO ) + 6H O2 4 3 2

Sulfato de Ferro Ácido Hidróxido

sulfúrico de ferro

(oxiácido)

(sal ácido)

ocorre quando nem todos os hidrogênios

ionizáveis são neutralizados.

NaOH + H SO 2 4 NAHSO + H O4 2

...

  Eto Ito Ato

...

Nome do ácido de

origem trocando a terminação

Nome do cátion da base

Nomenclatura

  Mono Di Tri

...

ácido NaH PO2 4

Ortofosfato diácido de sódio⇒

(sal básico)

ocorre quando nem todos as oxidrilas

ionizáveis são neutralizadas.

Ca(OH) + HCl 2  Ca(OH)Cl + H O2

apresenta na estrutura uma ou mais oxidrila

...

  ETO ITO ATO

...

Nome do ácido de

origem trocando a terminação

Nome do cátion da base   Mono Di Tri

...

base

Nomenclatura

Óxidos:

Oxigênio: elemento mais eletronegativo

6

D

2

1) átomo A + Radical Funcional O

(Cátion) (ânion) Observação:

Oz

z 2

I. exceções: Flouretos de oxigênio OF e O F2 2 2

(O Flúor é mais eletronegativo que o oxigênio) II. óxidos importantes:

água gás carbônico areia ⇒ ⇒ ⇒ H O CO SiO 2 2 2 (fotossíntese)

Óxidos básicos

São óxidos que reagem com água produzindo um base, ou reagem com um ácido, produzindo sal e água

IMPORTANTE: Ligados a metais com números de oxidação baixos +1 ou +2 ou +3 (para o elemento Bismuto)

Nomenclatura

a) elementos 9ue 7ormam apenas um W>ido (5am+lia =?H 5am+lia ==? e 5amilia ===?)

SWdio

*otássio Cálcio#a2n:sio  ?lum+nio

Óxido de ... (nome do elemento)

b) elementos 9ue 7ormam mais de um W>ido (#etais de transi34o)

5erro Cobre

Óxido ... ico

(nome do elemento) (Nox maior) Óxido ... oso

(nome do elemento) (Nox menor)

I. Óxidos básicos são compostos sólidos, iônicos, cujo o ponto de fusão e ebulição são elevados.

Óxidos ácidos

São óxidos que reagem com água produzindo um ácido, ou reagem com um base, produzindo sal e água

IMPORTANTE: Ligados a ametais com números de oxidação elevados +5 ou +6 ou +7.

Nomenclatura

Anidrido ... ico

(nome do elemento) (Nox maior) Anidrido ... oso

(nome do elemento) (Nox menor)

I. Óxidos ácidos são compostos geralmente gasosos, moleculares e solúveis em água.

*rata Duro

Óxidos Neutros

São óxidos que não reagem com água, não reagem com bases, e não reagem com ácidos.

IMPORTANTE: São poucos os ácidos neutros, os mais comuns são:

I. Óxidos neutros são compostos que não apresentam caráter ácido e básico.

água monóxido de carbono ⇒ ⇒ H O CO 2 óxido nitroso ⇒ NO₂ óxido nitrico ⇒ NO

(5am+lia V?H 5amilia V=? e 5am+lia V==?) 0itro2,nio 5Ws7oro D>i2,nio 6n>o7re Sel,nio 5lKor  Cloro Gromo

Óxidos anfóteros

São óxidos que ora se comprota como óxido básico, ora como óxidos ácido. Só irão reagir com ácido forte ou base forte.

IMPORTANTE: Ligados ora com metais ora ametais com números de oxidação +3 ou +4 ou apresentando os elementos Zn (zinco),

I. Óxidos anfóteros são sólidos moleculares, insolúveis em água e formados ora por metais ora por ametais.

Pb (chumbo) e Sn (estanho).

ZnO + 2HCl  ZnCl + H O₂

2

Óxidos duplos ou mistos ou salinos

São óxidos que se comporta como se fosse formado por dois outros óxidos de mesmo elemento químico.

IMPORTANTE: Ligados por elementos que apresentam número de oxidação -8/3

Peróxidos

São óxidos que reagem com água, formando água oxigenada. IMPORTANTE: São compostos que apresentam número de oxidação do Hidrogênio igual à 1.

Superóxidos

São óxidos que reagem com água, formando água oxigenada e

IMPORTANTE: São compostos que apresentam número de oxidação do oxigênio igual à -1/2.

oxigênio.

I. Superóxidos são compostos sólidos iônicos, formados por cátions alcalinos ou alcalinos terrosos e pelo ânion superoxido (O ).2

-KO2

Reações Químicas

ea3Nes de s+ntese ou adi34o Quando duas ou mais substâncias reagem, originando um único produto.

 ?OGO... C

=. s+ntese totalL

Todos os reagentes são substâncias simples.

S O D2 SD2

C O D2 CD2 ==. s+ntese parcialL

Quando pelo menos um dos reagentes for

CaD O  D2 Ca(D)2 substância composta.

ea3Nes de análise ou decomposi34o Quando uma única substância origina dois ou mais produtos

C ?OGO...

=. decomposi34o totalL

Todos os produtos são substâncias simples.

2D 2 O D2 ==. decomposi34o parcialL

Quando pelo menos um dos produtos for

2Cu(0D ) 2 2CuD O A0D O D2 substância composta.

! 2

eati'idade %u+mica

tendência que um átomo possui para captar ou perder elétrons.

=. reati'idade dos metais

Quanto mais eletropositivo for o elemento mais reativo será o metal.

Fila da reatividade (ou tensões eletrolíticas):

K > Ba > Ca > Na > Mg > Al > Zn > Fe > H > Cu > Hg > Ag > Au

Família IA e IIA Metais comuns Metais nobres

(cobre) (mercúrio)(prata) (ouro) (zinco)

(potássio)

=. reati'idade dos ametais

Quanto mais eletronegativo for o elemento mais reativo será o ametal.

Fila da reatividade (ou tensões eletrolíticas):

F > O > Cl > Br > I > S Família VA, VIA e VIIA

(Flúor) (Enxofre) Observação:

1) O elemento mais reativo desloca um menos reativo em uma reação química.

ea3Nes de deslocamento ou simples troca (ou de substituição - reações de oxi-redução)

Quando uma substância simples reage com uma substância composta, originando uma nova substância simples e outra composta.

 ?O GC

?C O G

Observação:

1) O elemento A somente deslocará o elemento B quando A for mais reativo do que B.

FeSO4(aq) + Ag(s)não ocorre a reação

2 AgNO3(aq) + Fe(s) Fe(NO₃)_2(aq) + 2 Ag_(s)

3 Fe(SO4)(aq) + 2 Al(s) Al₂(SO₄)_3(aq) + Fe_(s)

 Al2(SO4)3(aq) + Fe(s)não ocorre a reação

ea3Nes de dupla troca ou permuta34o (ou dupla substituição) ea3Nes %u+micas

I. As reações do oxigênio com metais produz, em geral, óxidos básicos.

II. As reações do oxigênio com ametais produz, em geral, óxidos ácidos.

III. o hidrogênio reage com metais e não metais de alta reatividade formando hidretos.

III.I Reações com não-metais formam hidretos gasosos, moleculares, estáveis e de caráter ácido ( faz exceção a água)

III.II Reações com metais formam hidretos sólidos, cristalinos, iônicos, muitos reativos e de caráter básico.

IV. reações com a água:

IV.I Reações com metais alcalinos e alcalinos terrosos formando hidróxidos correspondentes.

IV.II Reações com metais comuns só acontecem por aquecimento, formando óxidos.

IV.II Reações com metais nobres não acontece, (pequena reatividade) 2Cu + O 2 2CuO          (óxidos básicos) S O D2SD2 (óxidos ácidos)  O Cl _{2 2}Cl 20a O  ₂20a 20a O 2 D 2 20aD O 2 Ca O 2 D 2 Ca(D) O 2 2

5e O A D ₂ calor 5e D O A_{! A 2}

Quando substâncias compostas reagem formando duas novas substâncias compostas.

 ?GO C-



?- O GC

I. Reação de salificação HCl + NaOH  NaCl + H O2 Características:

I. Um dos produtos é menos solúvel que um dos reagentes.

NaCl + AgNO _!AgCl + NaNO ! Nitrato Cloretomenos solúveis Mais solúveis

Fe(SO ) + 6NaOH _A! 2Fe(OH) + 3Na SO

! 2 A

Bases Basesmenos solúveis Alcalinos solúveis

II. Um dos produtos é menos ionizado que um dos reagentes.

H SO + 2NaNO Na SO + 2HNO

2 A 2 2 A

Ácidos fortes Ácidos fracos2 H SO + 2KOH 2 A K SO + 2H O2 A 2

Comp osto iô nico Compo sto mole cu lar Observação:

1) Os ácidos, em geral, são solúveis. 2) As bases alcalinas são solúveis. 3) Os sais nitratos, cloratos e iodetos solúveis.

Observação:

Soluções

Conceitos

. misturas homo,neas mono7ásicas.

. as part+culas n4o se sedimentam de nenhum modo.

. dissolu34oL o soluto se dissol'e no sol'ente ou o sol'ente dissol'e o soluto. V. rera eral de solubilidadeL substncia polar : solK'el em subst4ncia polar eH substncia apolar : solK'el em substncia apolar (semelhante dissol'e semelhante). V. Solubilidade de substncias inornicas em áuaL

V. @ os ácidos (polares) s4o em eral solK'eis.

V. @ as bases s4o em eral insolK'eis (e>ceto os hidrW>idos de metais alcalinos e de amPnio).

V. @ J>idos n4o@metálicos dissol'em reaindo com áuaH en9uanto W>idos metálicos s4o insolK'eis.

V. m solu3NesH o soluto sW pode ser separado do sol'ente por processos 7+sicosH com mudan3as de estado.

V. m eralH temos 9ueL

V. *ara uma solu34o do tipo l+9uido@sWlido ou l+9uido@ásH o sol'ente (em maior 9uantidade) : sempre o l+9uido e o soluto (em menor 9uantidade) : o sWlido ou o ás.

V. para uma solu34o do tipo l+9uido@l+9uidoH sWlido@sWlido ou ás@ásH o sol'ente : a substncia 9ue se encontra em maior 9uantidade e o solutoH : a substncia 9ue se encontra em menor 9uantidade.

Solubilidade ou coe7iciente de solubilidade

É a quantidade máxima de um soluto capaz de se dissolver totalmente numa quantidade padrão de solvente, em determinada temperatura.

Observação:

1) a temperatura interfere na capacidade de dissolução de um soluto em determinado soluto, aumentando o grau de solubilidade (exceto em soluções com solutos

gasosos) Temperatura ( C) Solubilidade ° (gramas/100g de água) 0 30 70 100 179,2 219,5 320,5 487.2

Solubilidade da Sacarose C H O ,em g de sacarose por 100g de água.12 22 11

(dissolução endotérmica) Pela tabela, se tivermos 100g de água a 70 C, conseguimos dissolver no máximo 320,5g de sacarose.

- se adicionarmos 350g de sacarose a 100g de água a 70 C, irão se dissolver, somente, 320,5g de sacarose (formando uma solução saturada) e a diferença 29,5g de sacarose irá se depositar no fundo do recipiente (sem dissolver). É o que chamamos de precipitado ou corpo de fundo.

- Da mesma forma, se tivermos uma solução com 320,5g de sacarose em 100g de água a 70 C e resfriarmos essa solução para 30 C teremos a deposição da diferença 101 g de sacaros no fundo do recipiente, pois, a 30 C, a quantidade máxima de sacarose que se dissolve em 100g de água a 30 C é 219,5g.

°

°

° °

° °

m 7un34o do ponto de satura34o (propor34o soluto/sol'ente)

I. Insaturada: contêm menos soluto que o estabelecido pelo coeficiente de solubilidade (solução rasa)

II. Saturada: atinge-se o coeficiente de solubilidade (sistema monofásico) ou

apresenta corpo de fundo após atingir o coeficiente de solubilidade (sistema bifásico). - diluída: baixa relação soluto/solvente.

- concentrada: alta relação soluto/solvente. Ou seja, a quantidade de soluto é bem próxima ao coeficiente de solubilidade.

II. Super saturada: ultrapassa o coeficiente de solubilidade, mas não apresenta corpo de fundo (só existindo em condições especiais); A mínima pertubação do sistema faz com que o excesso de soluto sofra cristalização (saturada com corpo de fundo).

D coe7iciente de solubilidade de um ás (&ei de enr)

C

_solub.

= ". *ress4o

(" representa a constante de proporcionalidade) Dbser'a34oL

1) a press4o in7luencia de modo sini7icati'o na solubilidade de solutos asosos.

2) a solubilidade de ás em l+9uido aumenta com a ele'a34o da press4o e diminui com a ele'a34o da temperatura (dissolu34o e>ot:rmica).

!) D a9uecimento da áua do mar diminui a solubilidade do o>i,nio dissol'ido na áua. 0a carbona34o de um re7rieranteH de'emos ter  alta press4o e bai>a temperatura.

-issolu34o endot:rmica e e>ot:rmica

. se a dissolu34o do soluto absor'er eneria (endot:rmica)H

o aumento da temperatura aumentará o coe7iciente de solubilidade. . se a dissolu34o do soluto liberar eneria (e>ot:rmica)H

o aumento da temperatura diminuirá o coe7iciente de solubilidade. (solutos asosos)

Concentração Comum

a concentra34o indica 9uantas gramas de soluto e>iste em cada litro de solução.

C = m

soluto

V

solu34o

$nidadeL ramas por litro (/&)

Concentração Molar ou Molaridade

a concentra34o indica 9uantos mols de soluto e>iste em cada litro de solução.

# = n

9uantidade de mols do soluto

V

solu34o $nidadeL mols por litro (mol/&)

como

n

9uantidade de mols

=

massa massa molar 

⇒

# =

m

.V

solu34o soluto

m

molar 

-issolu34o endot:rmica (solutos n4o asosos) Cur'as de solubilidadeL Temperatura ( C)°    S  o    l  u    b    i    l    i    d  a    d  e    (  g   r   a   m   a   s    /    1    0    0  g    d  e    á  g   u   a    )

Supersaturada ou

saturada com corpo

de 7undo.

nsaturadas

      ⇒

Saturadas

D 'olume e a concentra34o s4o randezas in'ersamente proporcionais

m rela34o as e>pressNes de concentra34oL

C = #

olaridade

. #

assa molar do soluto (ou concentra34o em 9uantidade de mat:ria)

✔ ✔

Concentração em ppm

solu34o e>tremamente dilu+da

> ppm = > 1  de soluto 6  de solu34o = >m de soluto " de solu34o = >  de soluto  de solu34o .1 @6 1m = 1& 1cm = 1 & = 1m& 1dm = 1& ! ! @!

Soluções

Molaridade de íons

Nas soluções iônicas é possível determinar a molaridade do soluto

Título τ  8+tulo em massaL = msoluto m soluto O msol'ente ⇒ _τ  = %

(porcenta2em em massa de soluto)

τ  8+tulo em 'olumeL = 'soluto 'solu34o ⇒ m

(porcenta2em em 'olume de soluto)

é uma forma que temos de verificar a proporção em massa ou volume que uma substância tem em relação ao todo.

msoluto

1

τ _'%='soluto

1

á > 2ramas de soluto a cada 12 de solu34o

á > litros de soluto a cada 1& de solu34o

assim como a molaridade dos íons provenientes de sua dissociação ou ionização.

A molaridade dos íons é proporcional aos seus coeficientes estequiométricos nas equações de ionização ou dissociação:

Al (SO ) _{2 A !(a9)} 2Al _(a9)!O + 3SO2@ equação de dissociação

balanceada proporção

solução 1 mol 2 mol 3 mol

SeMaL 0,2 mol/L 0,4 mol/L 0,6 mol/L  (proporcionalmente)

Al (SO )

[ 2 A !(a9)]= 0,2 mol/L [Al_(a9)!O]= 0,4 mol/L [_SO2@]= 0,6 mol/L

(NH ) SO  2NH + SOO _A

A 2   (a9) A

2@ _{equação de dissociação}

balanceada proporção

solução 1 mol 2 mol 1 mol

SeMaL 0,2 mol/L 0,4 mol/L 0,2 mol/L  (proporcionalmente)

[ ]= 0,2 mol/L [ ]= 0,4 mol/L [SO2@]= 0,2 mol/L Sulfato de amônio: (Sulfato SO )A2@ (NH ) SOA  2   (a9) _NHO_A A A Densidade d = msolu34o Vsolu34o (2/m& ou 2/cm ) C = . dτ  _(2/m&) ⇒ _{C = 1 . . d}τ  _(2/m&) ou (C=2/m&) (C=2/&) !

Fração Molar (ou fração em mols)

> =

n

soluto

n

soluto

O n

sol'ente

> =

n

soluto

n

soluto

O n

sol'ente

6m rela34o ao solutoL _{6m rela34o ao sol'ente}

⇒

ou

Molalidade

=ndica a 9uantidade de soluto di ssol'ido em determinada 9uantidade de sol'ente (e n4o solu34o).

 =

n

mols do soluto

m

assa do sol'ente ⇒

aten34o

massa e>pressa em Filo2ramas (F2)

⇒ ou  =

n

mols do soluto

m

assa do sol'ente 1.       ⇒ aten34o

massa e>pressa em 2ramas (2)

Diluição das soluções

Adicionar um solvente puro em uma solução

✔

Inicial Final Relação

Concentração Comum Concentração molar ou molaridade Título C = msoluto Vsolu34o C = msoluto Vsolu34o ' ' ⇒ C . ' = C . ' # =nmols Vsolu34o # =nmols Vsolu34o # . ' = # . ' ⇒ τ  =msoluto msolu34o τ  =msoluto msolu34o . m = τ τ  . m ⇒ ' ' ' ' solu34o solu34o

%uantidade inicial de soluto = %uantidade 7inal de soluto . ? adi34o de sol'ente puro pro'oca aumento no 'olume da solu34oH por:mH a 9uantidade de soluto permanece constante.

Misturas de soluções (sem reações químicas)

Mesmos soluto e solvente

✔

Solução A + Solução B  Solução Final

Na solução final, a quantidade de soluto, a massa da solução e o volume da solução correspondem a soma de seus valores nas soluções iniciais.

Concentração molar ou molaridade

Solução A + Solução B  Solução Final

Concentração Comum

Para fixação:

A concentração final é a média ponderada das concentrações inicias, tomando-se "peso" os volumes correspondentes.

C = C . V O C . V # = # . V O # . V V O V V O V ⇒ _⇒ # . (' O ' ) = # . ' O # . ' C . (' O ' ) = C . ' O C . ' m = c .' m = c .' n = # . ' n = # . ' 1 soluto soluto soluto soluto A 1 1 1 1 1 2 2 2 2 2 2 2 2 2 1 1 1 2 2 2 1 1 1 2 2 2 1 1 1 2 2 1 1 2 1 5inal 5inal 5inal 5inal 5inal 5inal

Soluções

Misturas de soluções - íons (sem reações químicas)

Misturando-se 100 mL de solução aquosa 0,5 mol .L-1de sulfato de potássio (K2SO4) com 100 mL de solução aquosa 0,4 mol.L-1  de sulfato de alumínio

(AI2(SO4)3), admitindo-se a solubilidade total d as espécies.

 A concentração em mol.L-1 dos íons sulfato (SO42-) presentes na solução final:









2 4 2 4 0,1.0,5 3.0,1.0,4 mols SO 0,2 L 0,05 0,12 mols   0,17 SO mol / L 0,85 mol 0,2 L 0,2                

Al (SO ) _{2 A !(a9)} 2Al + 3SO_(a9)!O 2@ (K SO ) 2  A(a9)2K + SO(a9)O

2@

A _A

Equações de dissociação balanceadas e obedecendo a regra da proporcionalidade

Mesmos soluto (sulfato) e solvente (solução aquosa)

✔

Misturas de soluções com solutos diferentes

Reações químicas entre solutos

I. Ocorre é uma simples diuição dos dois solutos, pois suas quantidades permanecem iguais, porém dispersa em um volume maior.

II. As concentrações finais dos dois solutos serão menores que as iniciais.

III. Efetuaremos os cálculos particularmente a cada soluto em questão para expressar sua concentração.

Casos comuns: ácido com base, oxidantes com redutores e dois sais. Ocorrem quando:

I. se a quantidade de número equivalentes-gramas de um dos reagentes é igual ao outro, assim reagem integralmente , de modo que não há sobra ou excesso de um dos reagentes.

N de equivalente-grama = V

º olume

. N

ormalidade

(ou concentração normal)

3H SO + 2Fe(OH) _{2 4 3}1Fe (SO ) + 6H O2 4 3 2 Reação de

salificação ⇒

SeMaL 0,12 eq-g 0,12 eq-g 0,12 eq-g

(ficará dissolvido na solução final)

II. se a quantidade de número equivalentes-gramas forem diferentes, o excesso de equivalente gramas de um dos reagentes em relação ao outro, e o número equivalente-grama do produto

N de equivalente-grama = V

º olume

. N

ormalidade

(ou concentração normal) HCl + NaOH NaCl + H O2

Reação de salificação ⇒

SeMaL 0,12 eq-g 0,16 eq-g

formado ficarão dissolvidos nas soluções finais.

SW podem

rea2irL 0,12 eq-g 0,12 eq-g 0,12 eq-g S ob ra mL z er o 0,04 eq-g _{0,12 eq-g}

(ficará dissolvido na solução final) ...

Equivalente Grama Substância simples

✔

Equiv-g = Massa molar Valência do elemento

Ácido (H AB Valência dos hidrogênios ionizáveis)

✔ x

Equiv-g = Massa molar x

Substância simples

Ácidos _{(Valência dos hidrogênio ionizáveis)}

Bases ( A(OH) Valência da Oxidrilas)

✔ _x

Equiv-g = Massa molar x

Bases _{(valência das oxidrilas)}

Sais ( C A Valência dos cátions e ânions)

✔ _x

Equiv-g = Massa molar x . y

Sais _{(produto das valências dos cátions e ânions)} y

⇒ 6

N eq.-g =

º massa

Equiv-g _{é a massa em gramas de substância}

Equilíbrios

Equilíbrios Químicos

Reações reversíveis: aquela que se processa simultaneamente nos dois sentidos. 2 CO + NO ()       CO + NO2 () () () (200ºC) Reação direta Reação inversa Seja balanceada:

Conceito de equilíbrio químico⇒é o estado no qual as velocidades das reações diretas e inversas se igualam.

I. o equilíbrio químico só pode ser atingido em sistema fechado. II. dizemos que uma reação reversível atinge um equilíbrio químico quando a velocidade da reação direta e a velocidade da reação inversa se tornam iguais.

III. toda reação reversível irá chegar a um equilíbrio.

IV. quando atinge-se o equilíbrio químico, as propriedades microscópias do sistema (concentração, densidade, massa e cor) permanecem constantes.

V. catalisadores não alteram o equilíbrio da reação.

2 CO + NO () _()       CO + NO2_{() ()} (200ºC) Tempo de reação (min) 0 10 20 30 1 mol/L 0,5 mol/L 0,2 mol/L 1 mol/L 0,5 mol/L 0,2 mol/L zero zero 0,5 mol/L 0,5 mol/L 0,8 mol/L 0,8 mol/L 0,2 mol/L 0,2 mol/L 0,8 mol/L 0,8 mol/L

⇒ ⇒ ⇒

a reação vai começar a reação está caminhando a reação chegou ao equilíbrio (permanecerão inalteradas)

Sob temperatura constante

Graficamente expresso:

Apartir do instante de equilíbrio, o rendimento permanece fixo.

A lei cinética da velocidade das reações

v = k . [concentração da molécula do reagente]

2 CO + NO ()       CO + NO2 () () () (200ºC) Reação direta Reação inversa Seja balanceada:

I. velocidade da reação direta:

2

CO + NO () ()  CO + NO2() () (200ºC) Reação direta

⇒ v = k .[CO].[NO ]₁ 2

II. velocidade da reação inversa:

2

CO + NO () ()  CO + NO() 2()(200ºC) Reação inversa

⇒ v = k .[CO ].[NO]

2 2

(essa velocidade é nula no início da reação, depois aumentando com o tempo) Observação:

1) Após um certo tempo, as duas velocidades se igualam e dizemos que atingimos o ponto de equilíbrio.

2) tanto a reação direta, como a inversa, continua se processando por isso dizemos que o equilíbrio é dinâmico.

Grau de equilíbrio

É o quociente entre a quantidade de mol que realmente reagem de um reagente até o equilíbrio e a quantidade inicial de mols no mesmo reagente.

(quantidade de mols que reagem)

(quantidade inicial de mols)

=

Logo:

I. próximo de 1 (ou % próximo de 100%), indica que no equilíbrio sobram poucas quantidades de reagentes e grande quantidade de produto, dizemos que a extensão (ou rendimento) da reação é grande.

II. próximo de 0 (ou % próximo de 0%), indica que no equilíbrio sobram grandes quantidades de reagentes e pouca quantidade de produto, dizemos que a extensão (ou rendimento) da reação é pequena.

Indicando por porcentagem modo genérico: % = 100. Constante de equilíbrio (K ) 2 CO + NO () _()        CO + NO2_{() ()} (200ºC) Reação direta Reação inversa Seja balanceada: 2 CO + NO () ()  CO + NO2() () (200ºC) Reação direta ⇒ v = k .[CO].[NO ] 1 2 2 CO + NO () ()  CO + NO() 2()(200ºC) Reação inversa ⇒ v = k .[CO ].[NO] 2 2

I. No equilíbrio, a velocidade da reação direta e a velocidade da reação inversa são iguais (v = v )1 2

k .[CO].[NO ]1 2 = k .[CO ].[NO]2 2 ⇒ k1 k2 = [CO].[NO ]2 [CO ].[NO]2

k

c= [CO].[NO ]2 [CO ].[NO]2       ⇒       ⇒ produtos reagentes II. K para uma reação genéricac

aA + bB + ...        xX + yY + ... Reação direta Reação inversa ⇒

k

c= [X] .[Y] ...> S [A] .[B] ...a b

Lei da ação das massas ou lei de Guldberg-Waage

Observações

I. Para reações de altos rendimentos, temos altos K e grandes.c II. Para reações de baixos rendimentos, temos baixos K e c pequenos. III. Não confundir concentrações do equilíbrio com concentrações que reagem.

V  V V  V  V  V  V  V  V        ⇒       ⇒ produtos reagentes Constante de equilibrio em termos de concentração em mol/L

c

Quantidade de reagente que sobrou

IV. Como o grau de equilíbrio, a constante de equilíbrio (K ) recebe nomes particulares conforme a reação considerada. Em uma reação de esterificação o K é chamado de constante de esterificação, e assim por diante.

c

Equilíbrios

Cálculo de K a partir de dados gerais sobre o equilíbrio: tabela de cálculo

Seja 1 mol de hidrogênio e 1 mol de iodo misturados a 500ºC. As substâncias REAGEM, e após certo tempo, chega-se um equilíbrio, em que se constata, a presença de 0,22 mol de hidrogênio residual.

A constante de equilíbrio (K ) nessas condições é:c Exemplo I_  Tabela de cálculo 2 H + I () 2_()       2HI_() (500ºC) Reação direta Seja: Observação

I. devemos obter as concentrações em mol/L no equilíbrio, que serão usadas na fórmula K ;c

2 H () + I2()  2HI() (500ºC) Quantidade inicial de mols Quantidade de mols que reagem Quantidade de mols em equilíbrio Concentração molar 1 mol 1 mol 0,22 mol ... ... ... ... ... zero ... ... ... 0,22 mol

0,78 mol 0,78 mol 1,56 mol

1,56 mol 1,56 mol/L 0,22 mol/L

0,22 mol/L (mols/L)

mols que reagem : Mols que são produzidos (esta linha sempre obedece à equação e é obtida por cálculo estequiométrico) linha proporcional

Método de cálculo:

I. transferir para a tabela todos os lados do problema;

II. preencher a segunda linha da tabela (quantidade de mols que reagem e são produzidos) obedecendo à estequiometrica da própria equação química dada;

III. preencher a terceira linha:

III.I. nas colunas dos reagentes, basta subtrair. III.II. nas colunas dos produtos, basta somar.

IV. a quarta linha, referente a concentração molar, equivale à quantidade de mols por litro. aplicando a expressão de K nas concentrações de equilíbrio:c

k

c= [HI]2 [H ] .[I ]2 2

k

c= [X] .[Y] ...> S [A] .[B] ...a b       ⇒       ⇒ produtos reagentes ⇒

k

c= [1,56]2 [0,22 ] .[0,22 ] = 50

Cálculo de K a partir de dados gerais sobre o equilíbrio: tabela de cálculo Exemplo II_ 

Deslocamento do equilíbrio

É toda e qualquer alteração na velocidade da reação direta ou da reação inversa, provocando modificações nas concentrações das substâncias e levando o sistema a um novo estado de equilíbrio.

A + B () _()       C + D_() (500ºC) Reação direta () Reação inversa A + B () _()       C + D_() (500ºC) Reação direta () Reação inversa Princípio de Chatelier 

(ou princípio da fuga ante a força)

Quando um fator externo (força externa) age sobre um sistema em equilíbrio, ele se desloca, procurando anular a ação do fator aplicado (ou seja, fugir da ação) e procurando atingir um novo estado de equilíbrio.

✔ A influência das concentrações

2

H + I () 2_()       2HI_() (500ºC) Seja:

A adição ou retirada de um r eagente ou produto pertubará o equilíbrio do sistema.

ADIÇÃO DE UM REAGENTE

⇒

A reação, na tentativa de anular e se reequilibrar é forçada a produzir maior quantidade de produtos, deslocando o equilíbrio para DIREITA. ADIÇÃO DE UM PRODUTO       ⇒ A reação, na tentativa de anular e se reequilibrar é forçada a produzir maior quantidade de reagentes, deslocando o equilíbrio para ESQUERDA.

RETIRADA DE UM REAGENTE

A reação, na tentativa de anular e se reequilibrar é forçada a produzir maior quantidade de reagentes, deslocando o equilíbrio para ESQUERDA.       ⇒ RETIRADA DE UM PRODUTO A reação, na tentativa de anular e se reequilibrar é forçada a produzir maior quantidade de reagentes, deslocando o equilíbrio para ESQUERDA.

⇒

Observação

I. o equilíbrio desloca no sentido que for preciso produzir maior quantidade para se equilíbrar com a adição ou retirada. II. a alteração de concentrações em uma reação não altera os valores das constantes K e K .c p

Uma mistura, contendo inicialmente 0,07 mol de HCl e 0,035 mol de O , REAGEM atingindo o equilíbrio a 480ºC.

2

4HCl + O ()       2Cl + 2H O2 (480ºC) Reação direta

Seja: ₂

No equilíbrio, a concentração de Cl é 0,03 mol/L. A constante de equilíbrio em termos de concentração (K ) é:C Tabela de cálculo 4HCl() + O2()  2H O Quantidade inicial de mols Quantidade de mols que reagem Quantidade de mols em equilíbrio Concentração molar 0,07 mol 0,035 mol ... ... ... zero

0,06 mol 0,03 mol 0,03 mol

(mols/L)

mols que reagem : Mols que são produzidos (esta linha sempre obedece à equação e é obtida por cálculo estequiométrico) linha proporcional

+ 2Cl ()

zero

...0,015 mol

...0,06 mol ...0,02 mol 0,03 mol ...0,03 mol

... ...

0,06 mol/L 0,03 mol/L 0,03 mol/L

... 0,02 mol/L

aplicando a expressão de K nas concentrações de equilíbrio:c

k

c= [Cl ] .[H O]2 [HCl] .[O ]2

k

c= [X] .[Y] ...> S [A] .[B] ...a b       ⇒       ⇒ produtos reagentes ⇒

k

_c= [0,03] .[0,03] 2 [0,01 ] .[0,02 ] = 4050 2 2 2 2 2 A A 2 c c

Equilíbrios

Cálculo de K a partir de dados gerais sobre o equilíbrio: tabela de cálculo Exemplo III_ 

Princípio de Chatelier 

(ou princípio da fuga ante a força)

Quando um fator externo (força externa) age sobre um sistema em equilíbrio, ele se desloca, procurando anular a ação do fator aplicado (ou seja, fugir da ação) e procurando atingir um novo estado de equilíbrio.

✔ A influência da pressão

2

1N + 3H () 2_()       2NH  _!()

Seja:

O aumento da pressão desloca o equilíbrio para o lado que possuir menor quantidade

Cálculo de K a partir de dados gerais sobre o equilíbrio: tabela de cálculo Exemplo VI_ 

de mols.

4 mols 2 mols

⇒

Desloca-se para direita

A redução da pressão desloca o equilíbrio para o lado que possuir maior quantidade de mols.

Observação

I. se a reação se processar sem

variação de mols, a pressão não exerce nenhuma influência.

2

H + I () 2_()       2HI_()

Seja:

II. A alteração na pressão não altera o valor das constantes K e K .c p

✔ A influência do catalisador

O catalisador, embora diminua o tempo necessário para atingir o equilíbrio, não altera o estado de equilíbrio da reação.

✔ A influência da temperatura

O aumento da temperatura desloca o equilíbrio para o sentido endotérmico.

( H= -109,5kj) Exotérmica (-109,5 kj) Endotérmica (+109,5 kj) 2 1N + 3H () 2_()        2NH  _!() Seja:

A diminuição da temperatura desloca o equilíbrio para o sentido exotérmico. Observação

I. A constante de equilíbrio (K ) aumenta com a temperatura. c

Constante de equilíbrio em termos de pressões parciais.

Na esterificação de 1 mol de ácido acético com 1 mol de álcool etílico, a 25ºc, o equilíbrio é atingido com Kc = 4. Quais as quantidades em mols das substâncias presentes no equilíbrio?

I. devemos obter as concentrações em mol/L no equilíbrio, que serão usadas na fórmula K ;c

Tabela de cálculo CH COOH() + C H OH2 ()  H O Quantidade inicial de mols Quantidade de mols que reagem Quantidade de mols em equilíbrio Concentração molar 1 mol ... ... ... zero x mol (mols/L)

mols que reagem : Mols que são produzidos (esta linha sempre obedece à equação e é obtida por cálculo estequiométrico) linha proporcional + CH COOC H zero ... ...(1-x) mol ... ! 2 1 mol

x mol x mol x mol

(1-x) mol _...x mol _...x mol

... (1-x) mol/L ... (1-x) mol/L _... ... x mol/L x mol/L

aplicando a expressão de K nas concentrações de equilíbrio:c

k

c= [X] .[Y] ...> S [A] .[B] ...a b       ⇒       ⇒ produtos reagentes ! B 2 B

k

c= [ ] .[ ] [ ] .[ ] CH COOC H! 2 B H O2 CH COOH_! C H OH2 B ⇒ 4 = x . x (1-x) . (1-x) ⇒ ⇒ x' = 2 mols x''= 0,6 mols Quantidade de mols

em equilíbrio 1-0,6 = 0,4 mol... 1-0,6 = 0,4 mol... ...0,6 mol ...0,6 mol

CH COOH! () + C H OH2 B ()  CH COOC H_! 2 B + H O2

(impossível)

I. Quando todas as substâncias do equilíbrio químico são gases;

II. Usaremos as pressões parciais em lugar das concetrações em mol/L. III. Generalizando: aA + bB xX + yY Reação direta Reação inversa         () () () ()

k

p= P . P ...> S a b       ⇒       ⇒ produtos reagentes P . P ... ? G X S K = K .(R.T) Sendo que: p c (>OS) @ (a@b) K = K .(R.T)p c n ('aria34o de mols) Aqueceram-se 2 mols de PCl em um recipiente fechado, com capacidade de 2L. Atingindo o equilíbrío, o PCl estava 40% dissociado em PCl e Cl . A constante de equilíbrio é:

(quantidade de mols que reagem) (quantidade inicial de mols) = V  % = 40%, ou seja, = 0,4 V  V  5 5 3 2 ⇒

(quantidade de mols que reagem) = (quantidade inicial de mols) . V 

(quantidade de mols de PCl que reagem)5 = 2 . 0,4 = 0,8 mol de PCl (1,2 mol de PCl ficaram em equilíbrio)5

Tabela de cálculo B PCl  + Cl2 Quantidade inicial de mols Quantidade de mols que reagem Quantidade de mols em equilíbrio Concentração molar 2 mols zero 1,2 mols ... ... ... ... zero ... ...

0,8 mol 0,8 mol 0,8 mol

= 0,4 mol/L = 0,6 mol/L

(C=mols/L)

mols que reagem : Mols que são produzidos (esta linha sempre obedece à equação e é obtida por cálculo estequiométrico) linha proporcional

...

!

PCl

0,8 mol 0,8 mol

OBSERVAÇÃO: Neste problema o volume é igual a 2L

1,2 mols 0,8 mol

2 litros 2 litros = 0,4 mol/L...

0,8 mol 2 litros

aplicando a expressão de K nas concentrações de equilíbrio:c

k

c= [X] .[Y] ...> S [A] .[B] ...a b       ⇒       ⇒ produtos reagentes

k

c= [ ] .[ ] [ ] PCl! 2 PClB Cl

k

c= 0,4 . 0,4 0,6 ⇒ ⇒

k

_c= 0,26 5 c c

Equilíbrio Iônico

Equilíbrios iônicos

É o caso particular dos equilíbrios químicos que aparecem íons.

O

AB       A + B@

Seja: (Equilíbrio iônico) Ácidos

Bases

HCN       H + CNO @

Reações de análise ou decomposição NH OH _A       NH + OH

AO @

(quantidade de mols dissociados) (quantidade inicial de mols)

=

Indicando por porcentagemmodo genérico: % = 100.

V 

V V 

I. Grau de ionização ou dissociação (grau de equilíbrio)

II. Constante de ionização (K

ácidos

ou K

bases

)

k

i = [X] .[Y] ...> S [A] .[B] ...a b       ⇒       ⇒ produtos reagentes (Lei de Guldberg-Waage) Observação

1) Quando o valor numérico do grau de ionização e da constante de ionização forem altos o eletrólito é forte. Quando o valor numérico é baixo, o eletrólito é fraco;

2) Tanto o grau de ionização como a constante de ionização aumentam com a temperatura.

Lei da diluição Ostwald

O

AB        A + B@

Seja: (Equilíbrio iônico)

É a relação do grau de ionização com o volume (diluição) da solução.

k

= n . 2 v . (1- ) V  V  ⇒ ou

k

= M . 2 (1- ) V  V  - Molaridade ou concentração molar do reagente. - Constante de ionização baseada na molaridade do reagente do composto. Observação

I. O grau de ionização de um eletrólito aumenta à medida que a solução dilui (à medida que o volume aumenta).

II. À medida que a concentração da solução aumenta (mol/L, diminuindo o volume em litros), o grau de ionização diminui. Efeito do íon comum

I. adicionando concentrações (deslocamento de equilíbrios) nos

O

AB       A + B@

Seja: (Equilíbrio iônico)

nos produtos, o reagente diminui seu grau de ionização. II. É a diminuição da ionização de um ácido ou base fraca, por influência de um sal do próprio ácido ou base.

III. É o deslocamento da posição do equilíbrio de um eletrólito, causado pela adição de um segundo eletrólito (em geral mais forte), possuidor de um íon em comum com o primeiro.

Equilíbrio Iônico na água / PH e POH

Introdução de ácidos

Ácidos: Cátion Hidrogênio (H )

+ (Ph: 0pH à 7 pH)

)

+1

 ?

>

1) Radical Funcional H + átomo A+

(Cátion) (ânion)

Família VA : N e P Família VIA : O e S Família VIIA : F, Cl e Br

(Tendência a receber elétrons) Observação:

1) Todos os ácidos são solúveis em água. 2) Quanto a estrutura, são moleculares. 3) Ácidos fortes Somente conduz corrente 4) Possui sabor azedo, são tóxicos e corrosivos. 5) Ácidos importantes:

Ácido Sulfúrico (bateria de automóveis) : H SO Ácido Acético (vinagre) : C H O

Ácido Cítrico (frutas) : C H O Ácido Carbônico : H CO 2 4 2 4 2 6 8 7 3 2

elétrica em solução aquosa.

Bases ou Hidróxidos: ânion OH

-(Ph: 7pH à 14 pH)

D)

1

 ?

>

1) Metal A + Radical funcional OH

(Cátion) (ânion) Família IA : Na, K e Rb

Família IIA : Ca e Mg

(Tendência a perder elétrons) Observação:

1) Quanto a estrutura, são iônicos.

2) Conduz corrente elétrica quando fundidos. 3) Possui sabor caústico e adstringente,

+

-são tóxicos e corrosivos. ou NH (amônio)4

E os demais metais: Al, Fe, B, Sn Introdução de bases

Equilíbrio iônico na água / produto iônico da água

O H O        H + OH@ Seja: (ionização da água) 2

k

= [H ] .[OH ] @ [H O]2       ⇒       ⇒ produtos reagentes O ⇒

k

. [H O] =2 [H ] .[OH ] @ O

k

. [H O] =2 (equilíbrio iônico)

k

water (água)

k

w = 10 (a 25ºC)-14 Produto iônico da água

I. a ionização da água é extremamente fraca, explicando sua baixa condutividade elétrica. II. toda constante de equilíbrio varia com a temperatura.

III. concentrações de H e OH em água pura:O @ [H ] .[OH ]O @

k

w= ⇒ [H ] .[OH ]O @ = 10 (a 25ºC)-14 IV. em soluções aquosas

I. Em água pura II. Em soluções ácidas III. Em soluções básicas

[H ]O [H ]O [H ]O = 10-7 > 10-7  10-7 e [OH ]@ e [OH ]@ e [OH ]@ = 10-7  10-7 > 10-7 < <

I. Quanto maior a acidez de uma solução maior será a concentração de H .O

Conceito de PH e POH

Equilíbrio Iônico na água / PH e POH

I. Propriedades operacionais do logaritmo

Os valores usuais de pH e pOH são expressos através do uso de logaritmos.

1) log_b(xy)=log_bx+log_by 2) logb(x/y)=logbx−logby 3) log_bxn=n.log_bx 4) b log x log x log c c b =  (mudança de base)

II. Com o uso dos logaritmos decimais:

✔ Expressão (produto) [H ] .[OH ]O @ = 10 (a 25ºC)-14 ✔ Extraindo logaritmos log[H ] . [OH ]O @ = log10-14

log[H ] + log[OH ]O @

= log10-14

✔ Trocando-se sinais -log[H ] -log[OH ] = 14

pH = -log[H ] pOH = -log[OH ]

O @ O @ ⇒ conclui-se pH + pOH = 14 Observação

I. Quanto maior a acidez de uma solução, maior será a concentração de H , porém menor será o pH.O

III. Quanto maior a basidade de uma solução, maior será a concentração de OH , porém menor será o pOH.@

IV. Assim:

pH = -log[H ]O pOH = -log[OH ]@

pH + pOH = 14 ⇒ e ⇒ e Concentração Hidrogeniônica ou concentração molar de íons HO Concentração Hidroxilinônica ou concentração molar de íons OH@

O pH ou pOH é um valor que sempre se refere à concentração molar (molaridade) em equilíbrio químico.

O pH e a diluição das soluções O pH e o deslocamento do equilíbrio

O pH e o cálculo estequiométrico O pH e a concentração das soluções

II. Quanto maior o poder caústico de uma solução, maior será a concentração de OH , porém menor será o pOH.@

I. Em solução aquosa 0,1 M, o ácido acético está 0,1% ionizado. A concentração hidrogênica e o pH da solução são:

O

CH COOH       H + CH COO@

Seja: ! ! (Equilíbrio iônico)

(quantidade de mols dissociados) (quantidade inicial de mols) =

V 

% = 1%, ou seja, = 0,01

V  V  ⇒

(quantidade de mols dissociados) = (quantidade inicial de mols) . V 

= 0,1 . 0,01 = 0,001 mol de ácido acético

Tabela de cálculo CH COOH!  + CH COO!

Quantidade inicial de mols Quantidade de mols que reagem Quantidade de mols em equilíbrio Concentração molar 0,1 mols zero 0,1 - 10 mols ... ... ... ... zero 10 mol (C=mols/L) mols dissociados: (esta linha sempre obedece à equação e é obtida por cálculo estequiométrico) linha proporcional

...

O

H

(quantidade de mols dissociados)

-3 _{10 mol}-3 _{10 mol}-3 10 mol-3 10 mol-3 -3 0,1 - 10 mols/L ... ... ... 10 mol/L-3 10 mol/L-3 -3 @

(0,1 - 0,001 mol do ácido ficaram em equilíbrio)

pH = -log[H ]O Concentração Hidrogeniônica ou concentração molar de íons HO ⇒ pH = -log[10 ] @! Concentração Hidrogeniônica ou concentração molar de íons HO ⇒ pH = 3

I. A concentração Hidrogeniônica do suco de limão puro é 10 mol/L. O pH de um refresco preparado com 30 mL de suco de limão e água suficiente para completar 300 mL é igual a:

# . ' = # . '

⇒ _{5inal 5inal}

Diluição das soluções

Adicionar um solvente puro em uma solução

✔

O suco de limão vai ser diluído de 30mL para 300mL.

! . 1 = ! .@2 [H ]O [H ]O

= 1 mol/&@! _⇒

p) = !

⇒

I. Á temperatura ambiente, o pH de um certo refrigerante, saturado com gás carbônico, quando em garrafa fechada, vale 4. Ao abrir-se a garrafa, ocorre escape de gás carbônico. Qual deve ser o valor do pH do refrigerante depois de a garrafa aberta? No refrigerante há o equilíbrio: CO + H O ₂       H + HCO 2 ! @ O

Ocorrendo escape de CO , o equilíbrio se desloca para a esquerda, consumindo H . A solução torna-se então menos ácida e seu pH aumenta, em relação ao pH inicial que vale 4.

2 O

Quanto maior a acidez de uma solução maior será a concentração de H ,O

porém menor será o pH.

(4 < pH < 14)

I. 80 mL de uma solução aquosa de hidróxido de potássio de concentração 0,250 mol/L são parcialmente neutralizados por 20,0 mL de uma solução aquosa de ácido nítrico de concentração 0,500 mol/L. Sabendo que pOH = -log[OH] e que pH + pOH = 14, calcule o pH da solução após a adição do ácido.

KOH + HNO       KNO + H O

! ! 2

(equação de neutralização)

- mols de KOH: n = M . v1 1 1

⇒ n = 0,25 mol/L . 0,08 L = 0,02 mol de KOH

- mols de HNO : n = M . v1 1 1

⇒ n = 0,50 mol/L . 0,020 L = 0,01 mol de HNO !

!

KOH + HNO       KNO + H O

! ! 2

(De acordo com a reação de neutralização)

1 mol 1 mol

0,2 mol 0,1 mol 0,1 mol/L de KOH ficará em excesso

KOH       K + OHO @ 1 mol 1 mol 1 mol 0,1 mol 0,1 mol 0,1 mol

⇒ Dissociação pOH = -log[OH ]@ Concentração Hidroxilinônica ou concentração molar de íons OH@ pOH = -log[10 ]@1 pOH = 1 e pH = 13