Quimica Inorganica - basico PDF

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Anotações do primeiro semestre
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Revisão Quimica Inorganica básica

Símbolos dos elementos químicos Os símbolos dos elementos químicos são utilizados nas fórmulas químicas e na maneira de expressar as espécies presentes em uma amostra. A sua familiarização com estes símbolos e os elementos que representam é fundamental para uma correta comunicação nas análises químicas. Na tabela periódica, os elementos são apresentados por símbolos, que são letras. Cada elemento tem um símbolo diferente de forma a não se repetirem, sendo as primeiras letras sempre escritas em maiúsculas e as próximas, quando existirem, sempre são escritas em minúsculas. Número atômico e massa atômica Número atômico: representado pela letra Z, é o número de prótons (p+), ou carga positiva, existente no núcleo do átomo de um elemento químico. Podemos escrever: Z = p+. Cada elemento tem um número atômico diferente. Sendo assim, dois átomos com mesmo número atômico são consequentemente átomos do mesmo elemento químico. Massa atômica: é a massa de um átomo de um respectivo elemento. Representada pela letra A, é definida como a soma de prótons (p+) e nêutrons (n) contidos no núcleo de um átomo. Podemos escrever: A = p+ + n. Na tabela periódica, os elementos estão organizados em ordem crescente de número atômico, e para cada elemento a massa atômica também está descrita, conforme apresenta a figura abaixo. Número de elétrons: É sempre igual ao número de prótons de um átomo. A matéria é eletricamente neutra, pois o número de prótons e elétrons se balanceia de modo a neutralizarem suas cargas (os prótons são partículas elétricas de carga positiva e os elétrons, partículas elétricas de carga negativa). Sendo assim, podemos escrever: e- = p+. As famílias da tabela periódica e seus respectivos elementos. Os elementos não foram organizados aleatoriamente, mas em ordem de número atômico e semelhanças químicas. A principal importância desta organização é que elementos dispostos na mesma coluna apresentam propriedades químicas semelhantes. Isto é um fator importante para as análises qualitativas, que necessitará de uma etapa de separação destes elementos antes da identificação, quando estiverem presentes em uma mesma amostra. A não separação pode levar a conclusões erradas de quais elementos estão presentes na análise. Mais detalhes sobre a separação de elementos semelhantes na análise qualitatva serão apresentados no decorrer desta unidade. A tabela periódica é dividida ainda em famílias A e B. Os elementos representativos dos blocos s e p formam a família A, enquanto os metais de transição e transição interna (d e f) formam a família B. Os grupos (colunas) de numeração 1, 2 e de 13 a 18 são classificados como elementos representativos e constituem a família A. Do grupo 3 ao 12 estão os elementos de transição que constituem a família B. As famílias A da tabela possuem nomes próprios. A seguir veja estas famílias e os elementos que as compõe. É muito importante que você saiba que família cada elemento pertence (ao menos os classificados como família A) para que ajude nas análises qualitativas e quantitativas. Metais Alcalinos (Grupo 1, Família 1A) – Li, Na, K, Rb, Cs, Fr Os elementos do grupo 1 ou família 1A são chamados de Metais Alcalinos. Fazem parte deste grupo os elementos: lítio, sódio, potássio, rubídio, césio e frâncio. Os metais alcalinos são elementos metálicos, como o nome já diz, com excelentes propriedades de condutividade elétrica. São moles e bastante reativos,

formando hidróxidos e óxidos muito fortes e sais estáveis. Todos os elementos deste grupo têm sua distribuição eletrônica terminada em s1 , sendo que este último elétron na camada mais externa é fracamente ligado e facilmente perdido na formação de uma ligação iônica. As características físicas e químicas desses elementos são similares, já que estão relacionadas à distribuição eletrônica e ao tamanho do átomo. Metais Alcalinos Terrosos (Grupo 2, Família 2A) – Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra Os elementos do grupo 2 ou família 2A são chamados de Metais Alcalinos Terrosos. Fazem parte deste grupo os elementos: berílio, magnésio, cálcio, estrôncio, bário e rádio. Todos os elementos deste grupo têm sua distribuição eletrônica terminada em s2 , sendo que os dois últimos elétrons na camada mais externa são fracamente ligados e facilmente perdidos na formação de uma ligação iônica. As características físicas e químicas desses elementos são similares, já que estão relacionadas à distribuição eletrônica e ao tamanho do átomo. Família do Boro (Grupo 13, família 3A) – B, Al, Ga, In, Tl Esta família conhecida como Família do Boro é constituída pelos elementos Boro, Alumínio, Gálio, Índio, Tálio. Todos os elementos deste grupo têm sua distribuição eletrônica terminada em s2 p1 e fazem ligações trivalentes. O Boro é um não metal, e faz ligações covalentes; o alumínio, gálio e o índio fazem ligações de caráter mais iônico. Família do Carbono (Grupo 14, família 4A) – C, Si, Ge, Sn, Pb Esta família é conhecida pelo nome do seu primeiro elemento, o carbono. Os elementos que fazem parte da família do carbono são: carbono, silício, germânio, estanho, e chumbo. Todos os elementos deste grupo têm sua distribuição eletrônica terminada em s2 p2 e fazer ligações covalentes na maior parte dos compostos. Família do Nitrogênio (Grupo 15, família 5A) – N, P, Ar, Sb, Bi Assim como a família do carbono, esta família também é conhecida pelo nome do seu primeiro elemento, o nitrogênio. Os elementos que fazem parte da família do nitrogênio são: nitrogênio, fósforo, arsênio, antimônio e bismuto. A distribuição eletrônica desta família termina em s2 p3 e seus elementos podem fazer ligações covalentes e/ou iônicas, dependendo da diferença de eletronegatividade dos átomos aos que formarão compostos. Calcogênios (Grupo 16, família 6A) – O, S, Se, Te, Po Os elementos desta família são chamados de calcogênios e são eles: oxigênio, enxofre, selênio, telúrio e polônio. A distribuição eletrônica desta família termina em s2 p4 e seus elementos podem fazer ligações covalentes e/ou iônicas, dependendo da diferença de eletronegatividade dos átomos com que formarão compostos. Halogênios (Grupo 17, família 7A) – F, Cl, Br, I, At Os elementos desta família são conhecidos por halogênios. São eles: flúor, cloro, bromo iodo, astato. A distribuição eletrônica desta família termina em s2 p5 . São os elementos mais eletronegativos da tabela periódica, sendo o flúor o elemento de máxima eletronegatividade existente. São compostos muito importantes no nosso dia a dia devido à variedade de aplicações que apresentam. Gases Nobre (Grupo 18, família 8A) – He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn Os gases nobres são assim chamados por serem inertes à temperatura ambiente, por apresentarem a última camada de sua configuração eletrônica completa pelos elétrons, terminando em s2 p6 (exceto o átomo de hélio, que contém somente 2 elétrons). Têm características bastante especiais, e por isso são utilizados em muitas aplicações em que atmosferas não reativas são requisitadas. Os elementos desta família são hélio, neônio, argônio, criptônio, xenônio e randônio. Átomos,

moléculas e ligações químicas Relembrando... Átomos são partículas de um elemento químico, constituídos por núcleo e eletrosfera. No núcleo encontram-se os prótons (partículas elétricas positivas) e os nêutrons (partículas elétricas neutras), que somados resultam na massa atômica do átomo. A quantidade de prótons é chamada de número atômico, e este é utilizado para organizar os elementos em ordem na tabela periódica. Na eletrosfera, encontram-se os elétrons (partículas elétricas negativas), na mesma quantidade dos prótons para cada elemento, de modo que o átomo seja eletricamente neutro. Os elétrons estão distribuídos na eletrosfera em diferentes camadas e subníveis de energia. Esses subníveis de energia, quando não completos, apresentam alta energia. Dessa forma, os átomos tendem a formar moléculas de forma a diminuírem seus níveis de energias, tornando-se mais estáveis. 15 │ Para melhor entender, observe o grupo 18 (família 8A ou 0) chamado de gases nobres. Todos os elementos desta família possuem as camadas (e os subníveis). A camada K comporta até 2 elétrons, conforme ocorre ao observarmos a distribuição eletrônica do elemento Hélio (camada K = 1s2 ). A camada L comporta até 8 elétrons, como ocorre com o Neônio, que tem as camadas K e L completas (distribuição eletrônica: K = 1s2 e L = 2s2 2p6 ). O mesmo ocorre com todos os outros elementos do grupo dos gases nobres, que preenchem com 8 elétrons as últimas camadas de sua eletrosfera. Esta é a regra do octeto. O fato dos gases nobres possuírem as camadas eletrônicas mais externas completamente preenchidas os torna estáveis. Já possuem energia baixa e não formam moléculas, pois isso não abaixaria mais ainda sua energia. Então são pouco reativos e também chamados de gases inertes. Sendo assim, as moléculas dos gases nobres são todas monoatômicas, isto é, contém apenas 1 átomo (LEE, 1999). Os outros elementos que não possuem as camadas mais externas preenchidas têm alta energia e tentam ligar-se a outros átomos, formando moléculas de energias mais baixas. Ao ocorrer a formação de uma molécula, os orbitais mais energéticos dos átomos constituintes dessa molécula ficam completos (com 8 elétrons na última camada, assim como os gases nobres, seguindo a regra do octeto), com menor energia e consequentemente mais estáveis. A formação de moléculas ocorre de três formas: 1. A partir de átomos eletropositivos, ou seja, átomos que perdem um ou mais elétrons para ficarem com sua camada mais externa completa; 2. A partir de elementos eletronegativos, que recebem elétrons a fim de completarem suas camadas mais externas; 3. A partir de compartilhamento de elétrons entre elementos que não perdem nem ganham elétrons para completar suas camadas de valência. A combinação desses elementos de diferentes caráteres (eletropositivo ou eletronegativo) formam ligações químicas diferentes: Dois elementos, sendo um eletropositivo e outro eletronegativo, formam uma molécula por meio de uma ligação chamada de ligação iônica. Dois elementos eletronegativos formam uma molécula por uma ligação chamada de covalente. 16 │ Dois elementos eletropositivos formam uma molécula por ligação chamada ligação metálica. Ligação Iônica Uma ligação iônica ocorre entre um átomo eletropositivo e um átomo eletronegativo. Neste tipo de ligação, o átomo eletropositivo transfere completamente um ou mais elétrons da sua camada mais externa para o átomo eletronegativo, de forma que ambos fiquem com suas camadas externas completas, ou seja, com energias mais baixas que os átomos individuais. Os elementos eletropositivos são os chamados metais alcalinos, metais alcalinos terrosos e os elementos da família do boro. Os elementos destas famílias perdem 1, 2 e 3 elétrons respectivamente para formarem ligações químicas, devido ao número de elétrons que possuem nos seus orbitais mais externos. Todos os metais alcalinos (elementos do grupo 1, família 1A) possuem 1 elétron na camada mais externa (distribuição termina em s1 ). Sendo assim, têm a tendência de perder esse elétron. Os metais alcalinos terrosos (grupo 2, família 2A) possuem 2 elétrons na camada mais externa (distribuição eletrônica termina em s2 ). Sendo assim, tendem a perder esses dois elétrons tornando-se energeticamente mais estáveis. Os elementos da família do boro

possuem 3 elétrons na camada de valência, que são transferidos de forma a ficarem energeticamente mais estáveis. A perda de 1, 2 e 3 elétrons, pelos átomos citados acima, faz com que eles fiquem desbalanceados em relação às cargas positivas e negativas. Ao transferirem elétrons, esses átomos ficam positivamente carregados, com 1, 2 e 3 prótons em excesso. Os átomos carregados são chamados de íons. Os íons de cargas positivas são chamados de cátions. Para ocorrer uma ligação iônica, além dos átomos eletropositivos, necessitamos da presença dos eletronegativos. Os elementos eletronegativos estão nos grupos 15, 16 e 17. Os elementos da família do nitrogênio (grupo 15, família 5A) precisam de 3 elétrons para completar sua camada mais externa, ficando assim energeticamente mais estáveis. Dessa forma, ao receberem esses elétrons, ficam negativamente carregados. Tornamse íons (átomos eletricamente carregados) de carga negativa, chamados ânions. 17 │ Os calcogênios (grupo 16, família 6A) precisam de 2 elétrons para completar sua última camada e os halogênios (grupo 17, família 7A) precisam de 1 elétron para tornarem-se mais estáveis. Vejamos agora exemplos de ligações iônicas: a. Cloreto de sódio (sal de cozinha): NaCl Na → doa 1 elétron para ficar estável, pois é um metal alcalino (família 1A) Cl → recebe 1 elétron para ficar estável, pois é um halogênio (família 7A) b. Óxido de Magnésio: MgO Mg→ doa 2 elétrons para ficar estável, pois é um metal alcalino terroso (família 2A) O→ recebe 2 elétrons para ficar estável, pois é um calcogênio (família 6A) c. Cloreto de Cálcio: CaCl2 Ca→ doa 2 elétrons para ficar estável, pois é um metal alcalino terroso Cl→ recebe 1 elétron, pois é um halogênio. São necessários 2 átomos de Cl para receber os 2 elétrons doados pelo cálcio. d. Sulfeto de Alumínio – Al2 S 3 Al→ doa 3 elétrons para ficar estável, pois é da família do boro S→ necessita de 2 elétrons para ficar estável, pois é um calcogênio São necessários 2 átomos de alumínio e 3 átomos de enxofre para formar uma molécula de sulfeto de alumínio. Ligação Covalente Uma ligação covalente se forma pela ligação de dois átomos eletronegativos entre si, que compartilham os elétrons de suas camadas mais externas. Observe que diferentemente das ligações iônicas, não há transferência de elétrons, mas sim, compartilhamento, pois ambos têm a tendência de receber elétrons. Um exemplo é a molécula de cloro, que é formada por dois átomos desse elemento. O cloro é um halogênio, e necessita de 1 elétron para chegar à configuração eletrônica estável como a de um gás nobre (ou seja, completar sua última camada eletrônica). Sendo assim, duas moléculas de cloro compartilham um de seus elétrons, formando a molécula do cloro: Cl2 . Outro exemplo é o tetraclorometano, onde o carbono, que possui 4 elétrons na sua camada mais externa (família 4A), compartilha seus elétrons com 4 átomos de cloro (família 7A). Sendo assim, cada átomo de cloro estabilizase com 8 elétrons, bem como o átomo de carbono (regra do octeto).

Ligação Metálica As ligações metálicas são formadas por átomos eletropositivos, conectados segundo um dos três tipos de arranjos: cúbico de face centrada, hexagonal compacto ou cúbico de corpo centrado (LEE, 1999).

Os elétrons desses átomos eletricamente negativos mantêm os átomos eletropositivos unidos e movem-se livremente pela superfície dos arranjos. Daí vêm as características tão conhecidas dos metais: alta condutividade elétrica e alta condutividade térmica. O tipo de ligação é determinante para as propriedades das moléculas, tais como: » Ponto de fusão e ebulição: Os compostos formados por ligações iônicas são normalmente sólidos duros, com altos pontos de fusão e ebulição. Isto porque este tipo de ligação é de natureza eletrostática, estendendo-se igualmente em toda a estrutura da molécula. Para quebrar esta estrutura, é necessária uma alta energia. Os compostos formados por ligações do tipo covalente são normalmente discretos podendo ser sólidos moles, líquidos ou gases. Essa ligação é somente direcional e, no caso dos sólidos, as estruturas são formadas por forças de van der Waals fracas, que são quebradas com pouca energia (por isso os sólidos são moles e com baixos pontos de fusão). Existem ainda casos de ligações covalentes que formam um retículo gigante, como nos diamantes e a sílica (SiO2). Este retículo tridimensional apresenta ligações do tipo covalente em todas as direções, de forma que resultam em sólidos com altíssimos pontos de fusão e extremamente duros (LEE, 1999). Condutividade: Os compostos formados por ligações iônicas, ao serem dissolvidos em água, formam soluções iônicas que conduzem eletricidade. Isto porque os seus íons (positivos e negativos) migram para os pelos eletrizados, ou seja, os cátions (íons de carga positiva) movem-se em direção ao eletrodo negativo enquanto os ânions (íons com cargas negativas) movem-se em direção ao eletrodo positivo. Essa migração conduz eletricidade e, na base dos eletrodos, os íons sofrem reações chamadas de eletrólise (reações causadas por uma aplicação de diferença de potencial na solução). Os materiais metálicos são melhores condutores de eletricidade do que os compostos iônicos, pois a condutividade ocorre pela movimentação dos elétrons na sua superfície e não por íons. Os compostos formados por ligações covalentes, conforme vimos anteriormente, não contêm íons ou elétrons móveis. Sendo assim, não conduzem eletricidade e são chamados de isolantes. » Solubilidade: neste caso, para os compostos solúveis, seguimos uma regra: “semelhantes dissolvem semelhantes”, isto é (LEE, 1999): Compostos iônicos solúveis serão dissolvidos em solventes polares, ou seja, solventes iônicos, tais como água e ácidos minerais. Compostos covalentes, quando solúveis, se dissolverão em solventes apolares (não iônicos), como no caso do benzeno ou do tetraclorometano. » Velocidade das reações: em geral, os compostos iônicos reagem mais rapidamente que os compostos covalentes, isto porque, em solução, os íons estão livres e basta colidir com outros íons para a reação acontecer. No caso de compostos

covalentes, é necessário primeiramente fornecer uma energia para quebrar a ligação covalente (energia chamada de energia de ativação) para então, após a colisão, fazer outro grupo se ligar. 21 │ Esta reação é lenta e muitas vezes ocorre em mais de uma etapa até chegar ao produto final. Fórmulas empíricas As fórmulas empíricas expressam a razão entre os átomos quem compõem uma substância. Por exemplo, a fórmula empírica da vitamina C é C3 H 4 O 3 , porém a fórmula molecular (a fórmula da molécula) da vitamina C é C6 H 4 O6 . Algumas vezes a fórmula empírica coincide com a fórmula molecular, como no caso do gás carbônico, que é formado por 1 átomo de carbono e 2 átomos de oxigênio. A fórmula empírica e a molecular deste gás são CO2 . A substância água é formada por 2 átomos de hidrogênio e 1 átomo de oxigênio. Sua fórmula empírica (bastante conhecida) é representada por H2 O. O peróxido de hidrogênio, por sua vez tem fórmula molecular H2 O2 e sua fórmula empírica é HO. Como descrito por Vogel (1981), a partir da fórmula empírica de uma substância podese: a. Conhecer quantos átomos de cada elemento formam a molécula do composto; b. Determinar a massa molecular da substância pela soma das massas atômicas de cada elemento que a compõe; c. Calcular a composição percentual da substância.

Mudanças de aspectos, reações químicas e estequiometria Ao se realizar análises químicas é muito importante observar as mudanças que ocorrem nas amostras com a adição de determinados reagentes. Mudanças de cor, liberação de gás e formação de precipitado são ocorrências comuns nas análises e servem de pistas para determinar a composição da amostra em estudo. As alterações são resultado das reações químicas, que podem ser de diferentes tipos, tais como reações de neutralização, reações de precipitação, reações de complexação, reações de óxido-redução e reações de cátions e ânions. As reações químicas podem ser vistas como o rearranjo de átomos para a formação de diferentes moléculas, gerando diferentes compostos. Tomemos como exemplo a reação entre o nitrato de prata e o ácido clorídrico. Reação entre nitrato de prata e ácido clorídrico. Nessa figura, podemos ver uma pluma branca se formando em meio a uma solução incolor. Essa pluma, que se formou imediatamente no momento em que a solução límpida contendo nitrato de prata entrou em contato com a solução igualmente límpida contendo cloreto, pode ser explicada pela reação esquematizada abaixo. 3 s( ) Aq s 3 aq ( ) AgNO HCl AgCl HNO + = ↓+ 23 │ Podemos ver uma grande quantidade de informações na equação apresentada acima. As espécies apresentadas ao lado esquerdo da equação são comumente denominadas reagentes, enquanto as espécies presentes ao lado direito são os produtos de reação. Note que, entre os reagentes e produtos, são representadas duas setas, para cada um dos lados, indicand...