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5.3: Fórmulas Químicas: Como Representar Compostos


objetivos de aprendizado

  • Determine o número de átomos diferentes em uma fórmula.
  • Defina a fórmula química, a fórmula molecular e a fórmula empírica.

UMA Fórmula química é uma expressão que mostra os elementos em um composto e as proporções relativas desses elementos. A água é composta de hidrogênio e oxigênio na proporção de 2: 1. A fórmula química da água é ( ce {H_2O} ). O ácido sulfúrico é um dos produtos químicos mais amplamente produzidos nos Estados Unidos e é composto dos elementos hidrogênio, enxofre e oxigênio. A fórmula química do ácido sulfúrico é ( ce {H_2SO_4} ).

Certos grupos de átomos são ligados entre si para formar o que é chamado de íon poliatômico que atua como uma unidade única. Os íons poliatômicos são discutidos com mais detalhes na Seção 5.5. Os íons poliatômicos são colocados entre parênteses seguidos de um subscrito se mais de um íon do mesmo existir em uma fórmula química. A fórmula ( ce {Ca3 (PO4) 2} ) representa um composto com o seguinte:

3 átomos de Ca + 2 PO43- íons

Para contar o número total de átomos para fórmulas com íons poliatômicos entre parênteses, use o subscrito como um multiplicador para cada átomo ou número de átomos.

Ca3(PO4)2

3 Ca + 2 x1 P + 2 x 4 O = 3 átomos de Ca + 2 átomos de P + 8 átomos de O

Fórmula molecular

UMA Fórmula molecular é uma fórmula química de um composto molecular que mostra os tipos e números de átomos presentes em uma molécula do composto. A amônia é um composto de nitrogênio e hidrogênio, conforme mostrado abaixo:

Figura ( PageIndex {1} ): A fórmula molecular da amônia.

Observe no exemplo que existem algumas regras padrão a serem seguidas ao escrever fórmulas moleculares. A disposição dos elementos depende da estrutura particular, o que não é motivo de preocupação neste momento. O número de átomos de cada tipo é indicado por um subscrito após o átomo. Se houver apenas um átomo, nenhum número será escrito. Se houver mais de um átomo de um tipo específico, o número é escrito como um subscrito após o átomo. Não escreveríamos ( ce {N_3H} ) para amônia, porque isso significaria que há três átomos de nitrogênio e um átomo de hidrogênio na molécula, o que é incorreto.

Fórmula empírica

Um Fórmula empírica é uma fórmula que mostra os elementos em um composto em sua proporção de número inteiro mais baixa. A glicose é um açúcar simples importante que as células usam como sua fonte primária de energia. Sua fórmula molecular é ( ce {C_6H_ {12} O_6} ). Como cada um dos subscritos é divisível por 6, a fórmula empírica para glicose é ( ce {CH_2O} ). Quando os químicos analisam um composto desconhecido, geralmente o primeiro passo é determinar sua fórmula empírica.

  • fórmula molecular: ( ce {C_6H_ {12} O_6} )
  • fórmula empírica: ( ce {CH_2O} )

Existem muitos compostos cujas fórmulas moleculares e empíricas são as mesmas. Se a fórmula molecular não pode ser simplificada em uma razão de número inteiro menor, como no caso de ( ce {H_2O} ) ou ( ce {P_2O_5} ), então a fórmula empírica também é a fórmula molecular.

Resumo

  • Uma fórmula química é uma expressão que mostra os elementos em um composto e as proporções relativas desses elementos.
  • Se apenas um átomo de um tipo específico estiver presente, nenhum subscrito será usado.
  • Para átomos que têm dois ou mais de um tipo específico de átomo presente, um subscrito é escrito após o símbolo desse átomo.
  • Os íons poliatômicos nas fórmulas químicas são colocados entre parênteses seguidos por um subscrito se houver mais de um íon poliatômico do mesmo tipo.
  • As fórmulas moleculares não indicam como os átomos estão dispostos na molécula.
  • A fórmula empírica informa a menor proporção de número inteiro de elementos em um composto. A fórmula empírica não mostra o número real de átomos.

Contribuições e atribuições


2.4 Fórmulas Químicas

UMA Fórmula molecular é uma representação de uma molécula que usa símbolos químicos para indicar os tipos de átomos seguidos por subscritos para mostrar o número de átomos de cada tipo na molécula. (Um subscrito é usado apenas quando mais de um átomo de um determinado tipo está presente.) Fórmulas moleculares também são usadas como abreviações para nomes de compostos.

O Fórmula estrutural pois um composto fornece as mesmas informações que sua fórmula molecular (os tipos e números dos átomos na molécula), mas também mostra como os átomos estão conectados na molécula. A fórmula estrutural do metano contém símbolos para um átomo de C e quatro átomos de H, indicando o número de átomos na molécula (Figura 1). As linhas representam ligações que mantêm os átomos juntos. (Uma ligação química é uma atração entre átomos ou íons que os mantém juntos em uma molécula ou cristal.) Discutiremos ligações químicas e veremos como prever o arranjo dos átomos em uma molécula mais tarde. Por enquanto, basta saber que as linhas são uma indicação de como os átomos estão conectados em uma molécula. Um modelo ball-and-stick mostra o arranjo geométrico dos átomos com tamanhos atômicos fora da escala, e um modelo de preenchimento de espaço mostra os tamanhos relativos dos átomos.

Figura 1. Uma molécula de metano pode ser representada como (a) uma fórmula molecular, (b) uma fórmula estrutural, (c) um modelo ball-and-stick e (d) um modelo de preenchimento de espaço. Os átomos de carbono e hidrogênio são representados por esferas pretas e brancas, respectivamente.

Embora muitos elementos consistam em átomos individuais discretos, alguns existem como moléculas compostas de dois ou mais átomos do elemento quimicamente ligados entre si. Por exemplo, a maioria das amostras dos elementos hidrogênio, oxigênio e nitrogênio são compostas de moléculas que contêm dois átomos cada (chamadas moléculas diatômicas) e, portanto, têm as fórmulas moleculares H2, O2, e n2, respectivamente. Outros elementos comumente encontrados como moléculas diatômicas são o flúor (F2), cloro (Cl2), bromo (Br2), e iodo (I2) A forma mais comum do elemento enxofre é composta por moléculas que consistem em oito átomos de enxofre e sua fórmula molecular é S8 (Figura 2).

Figura 2. Uma molécula de enxofre é composta por oito átomos de enxofre e, portanto, é escrita como S8. Pode ser representado como (a) uma fórmula estrutural, (b) um modelo ball-and-stick e (c) um modelo de preenchimento de espaço. Os átomos de enxofre são representados por esferas amarelas.

É importante notar que um subscrito após um símbolo e um número na frente de um símbolo não representam a mesma coisa, por exemplo, H2 e 2H representam espécies distintamente diferentes. H2 é uma fórmula molecular que representa uma molécula diatômica de hidrogênio, consistindo de dois átomos do elemento que estão quimicamente ligados. A expressão 2H, por outro lado, indica dois átomos de hidrogênio separados que não são combinados como uma unidade. A expressão 2H2 representa duas moléculas de hidrogênio diatômico (Figura 3).

Figura 3. Os símbolos H, 2H, H2, e 2H2 representam entidades muito diferentes.

Os compostos são formados quando dois ou mais elementos se combinam quimicamente, resultando na formação de ligações. Por exemplo, hidrogênio e oxigênio podem reagir para formar água, e sódio e cloro podem reagir para formar sal de cozinha. Às vezes, descrevemos a composição desses compostos com um Fórmula empírica, que indica os tipos de átomos presentes e a razão de número inteiro mais simples do número de átomos (ou íons) no composto. Por exemplo, o dióxido de titânio (usado como pigmento em tinta branca e no tipo de filtro solar espesso, branco e bloqueador) tem uma fórmula empírica de TiO2. Isso identifica os elementos titânio (Ti) e oxigênio (O) como constituintes do dióxido de titânio e indica a presença de duas vezes mais átomos do elemento oxigênio do que átomos do elemento titânio (Figura 4).

Figura 4. (a) O composto branco de dióxido de titânio oferece proteção eficaz contra o sol. (b) Um cristal de dióxido de titânio, TiO2, contém titânio e oxigênio em uma proporção de 1 para 2. Os átomos de titânio são cinza e os de oxigênio são vermelhos. (crédito a: modificação de trabalho por “ósseo” / Flickr)

Conforme discutido anteriormente, podemos descrever um composto com uma fórmula molecular, em que os subscritos indicam o número real de átomos de cada elemento em uma molécula do composto. Em muitos casos, a fórmula molecular de uma substância é derivada da determinação experimental de sua fórmula empírica e de sua massa molecular (a soma das massas atômicas de todos os átomos que compõem a molécula). Por exemplo, pode ser determinado experimentalmente que o benzeno contém dois elementos, carbono (C) e hidrogênio (H), e que para cada átomo de carbono no benzeno, há um átomo de hidrogênio. Assim, a fórmula empírica é CH. Uma determinação experimental da massa molecular revela que uma molécula de benzeno contém seis átomos de carbono e seis átomos de hidrogênio, então a fórmula molecular do benzeno é C6H6 (Figura 5).

Figura 5. Benzeno, C6H6, é produzido durante o refino de petróleo e tem muitos usos industriais. Uma molécula de benzeno pode ser representada como (a) uma fórmula estrutural, (b) um modelo ball-and-stick e (c) um modelo de preenchimento de espaço. (d) O benzeno é um líquido claro. (crédito d: modificação do trabalho por Sahar Atwa)

Se conhecermos a fórmula de um composto, podemos facilmente determinar a fórmula empírica. (Este é um exercício acadêmico, a cronologia reversa geralmente é seguida na prática real.) Por exemplo, a fórmula molecular do ácido acético, o componente que dá ao vinagre seu sabor forte, é C2H4O2. Esta fórmula indica que uma molécula de ácido acético (Figura 6) contém dois átomos de carbono, quatro átomos de hidrogênio e dois átomos de oxigênio. A proporção de átomos é 2: 4: 2. Dividindo pelo menor denominador comum (2), obtém-se a proporção de átomos mais simples, de número inteiro, 1: 2: 1, portanto, a fórmula empírica é CH2O. Observe que uma fórmula molecular é sempre um número inteiro múltiplo de uma fórmula empírica.

Figura 6. (a) O vinagre contém ácido acético, C2H4O2, que tem uma fórmula empírica de CH2O. Pode ser representado como (b) uma fórmula estrutural e (c) como um modelo ball-and-stick. (crédito a: modificação do trabalho por “HomeSpot HQ” / Flickr)

Exemplo 1

Fórmulas Empíricas e Moleculares
Moléculas de glicose (açúcar no sangue) contêm 6 átomos de carbono, 12 átomos de hidrogênio e 6 átomos de oxigênio. Quais são as fórmulas moleculares e empíricas da glicose?

Solução
A fórmula molecular é C6H12O6 porque uma molécula na verdade contém 6 átomos C, 12 H e 6 O. A proporção de número inteiro mais simples de átomos de C para H para O na glicose é 1: 2: 1, então a fórmula empírica é CH2O.

Verifique o seu aprendizado
Uma molécula de metaldeído (um pesticida usado para caracóis e lesmas) contém 8 átomos de carbono, 16 átomos de hidrogênio e 4 átomos de oxigênio. Quais são as fórmulas moleculares e empíricas do metaldeído?


Fórmulas Empíricas

As fórmulas empíricas descrevem a proporção de número inteiro mais simples dos elementos em um composto.

Objetivos de aprendizado

Derive a fórmula empírica de uma molécula, dada sua composição de massa

Principais vantagens

Pontos chave

  • As fórmulas empíricas são a forma mais simples de notação.
  • A fórmula molecular de um composto é igual ou um número inteiro múltiplo de sua fórmula empírica.
  • Como as fórmulas moleculares, as fórmulas empíricas não são únicas e podem descrever várias estruturas químicas ou isômeros diferentes.
  • Para determinar uma fórmula empírica, a composição de massa de seus elementos pode ser usada para determinar matematicamente sua proporção.

Termos chave

  • Fórmula empírica: Uma notação que indica as proporções dos vários elementos presentes em um composto, sem levar em conta os números reais.

Os químicos usam uma variedade de notações para descrever e resumir os constituintes atômicos dos compostos. Essas notações, que incluem fórmulas empíricas, moleculares e estruturais, usam os símbolos químicos para os elementos junto com os valores numéricos para descrever a composição atômica.

As fórmulas empíricas são a forma mais simples de notação. Eles fornecem a menor proporção de número inteiro entre os elementos em um composto. Ao contrário das fórmulas moleculares, eles não fornecem informações sobre o número absoluto de átomos em uma única molécula de um composto. A fórmula molecular de um composto é igual ou um número inteiro múltiplo de sua fórmula empírica.

Fórmulas Estruturais v. Fórmulas Empíricas

Uma fórmula empírica (como uma fórmula molecular) carece de qualquer informação estrutural sobre o posicionamento ou ligação dos átomos em uma molécula. Ele pode, portanto, descrever uma série de estruturas diferentes, ou isômeros, com propriedades físicas variadas. Para butano e isobutano, a fórmula empírica para ambas as moléculas é C2H5, e eles compartilham a mesma fórmula molecular, C4H10. No entanto, uma representação estrutural para o butano é CH3CH2CH2CH3, enquanto o isobutano pode ser descrito usando a fórmula estrutural (CH3)3CH.

Butano: A fórmula estrutural do butano.

Isobutano: A fórmula estrutural do isobutano.

Determinando Fórmulas Empíricas

As fórmulas empíricas podem ser determinadas usando dados de composição de massa. Por exemplo, a análise de combustão pode ser usada da seguinte maneira:

  • Um analisador CHN (um instrumento que pode determinar a composição de uma molécula) pode ser usado para encontrar as frações de massa de carbono, hidrogênio, oxigênio e outros átomos para uma amostra de um composto orgânico desconhecido.
  • Uma vez que as contribuições de massa relativa dos elementos são conhecidas, essas informações podem ser convertidas em moles.
  • A fórmula empírica é a proporção de número inteiro mais baixa possível dos elementos.

Exemplo 1

Suponha que você receba um composto como acetato de metila, um solvente comumente usado em tintas, tintas e adesivos. Quando o acetato de metila foi analisado quimicamente, descobriu-se que tinha 48,64% de carbono (C), 8,16% de hidrogênio (H) e 43,20% de oxigênio (O). Para fins de determinação das fórmulas empíricas, presumimos que temos 100 g do composto. Nesse caso, as porcentagens serão iguais à massa de cada elemento em gramas.

Etapa 1: altere cada porcentagem para uma expressão da massa de cada elemento em gramas. Ou seja, 48,64% C torna-se 48,64 g C, 8,16% H torna-se 8,16 g H, e 43,20% O torna-se 43,20 g O porque assumimos que temos 100 g do composto total.

Etapa 2: converta a quantidade de cada elemento em gramas para sua quantidade em moles.

Etapa 3: Divida cada um dos valores molares pelo menor dos valores molares.

Passo 4: Se necessário, multiplique esses números por inteiros para obter números inteiros. Se uma operação for feita para um dos números, deve ser feita para todos eles.

Assim, a fórmula empírica do acetato de metila é C3H6O2.

Exemplo 2

A fórmula empírica do decano é C5H11. Seu peso molecular é 142,286 g / mol. Qual é a fórmula molecular do decano?

Etapa 1: Calcular o peso molecular da fórmula empírica (o peso molecular de C = 12,011 g / mol e H = 1,008 g / mol)

5 (12,0111 g / mol) + 11 (1,008 g / mol) = C5H11

60,055 g / mol + 11,008 g / mol = 71,143 g / mol por C5H11

Etapa 2: Divida o peso molecular da fórmula molecular pelo peso molecular da fórmula empírica para encontrar a razão entre os dois.

Como o peso da fórmula molecular é duas vezes o peso da fórmula empírica, deve haver o dobro de átomos, mas na mesma proporção. Portanto, se a fórmula empírica do decano é C5H11, a fórmula molecular do decano é o dobro disso, ou C10H22.

Da fórmula molecular à fórmula empírica & # 8211 YouTube: Este vídeo mostra como ir da fórmula molecular de um composto à sua fórmula empírica correspondente.


Conteúdo

As estruturas de Lewis (ou "estruturas de pontos de Lewis") são fórmulas gráficas planas que mostram a conectividade de átomos e pares solitários ou elétrons desemparelhados, mas não a estrutura tridimensional. Essa notação é usada principalmente para moléculas pequenas. Cada linha representa os dois elétrons de uma única ligação. Duas ou três linhas paralelas entre pares de átomos representam ligações duplas ou triplas, respectivamente. Alternativamente, pares de pontos podem ser usados ​​para representar pares de ligação. Além disso, todos os elétrons não ligados (emparelhados ou não) e quaisquer cargas formais nos átomos são indicados.

Nas primeiras publicações de química orgânica, onde o uso de gráficos era fortemente limitado, surgiu um sistema tipográfico para descrever estruturas orgânicas em uma linha de texto. Embora este sistema tenda a ser problemático na aplicação a compostos cíclicos, continua a ser uma maneira conveniente de representar estruturas simples:

Os parênteses são usados ​​para indicar vários grupos idênticos, indicando ligação ao átomo não hidrogênio mais próximo à esquerda quando aparece dentro de uma fórmula, ou ao átomo à direita quando aparece no início de uma fórmula:

Em todos os casos, todos os átomos são mostrados, incluindo átomos de hidrogênio.

As fórmulas esqueléticas são a notação padrão para moléculas orgânicas mais complexas. Neste tipo de diagrama, usado pela primeira vez pelo químico orgânico Friedrich August Kekulé von Stradonitz, os átomos de carbono estão implícitos em estar localizados nos vértices (cantos) e nas extremidades dos segmentos de linha, em vez de serem indicados com o símbolo atômico C. Átomos de hidrogênio anexados a átomos de carbono não são indicados: cada átomo de carbono é entendido como estando associado a átomos de hidrogênio suficientes para dar ao átomo de carbono quatro ligações. A presença de uma carga positiva ou negativa em um átomo de carbono toma o lugar de um dos átomos de hidrogênio implícitos. Os átomos de hidrogênio ligados a átomos que não sejam de carbono devem ser escritos explicitamente.

Existem vários métodos para representar o arranjo tridimensional dos átomos em uma molécula (estereoquímica).

Estereoquímica em fórmulas esqueléticas Editar

A quiralidade em fórmulas esqueléticas é indicada pelo método de projeção Natta. Cunhas sólidas representam ligações apontando acima do plano do papel, enquanto cunhas tracejadas representam ligações apontando abaixo do plano.

Edição de estereoquímica não especificada

As ligações simples onduladas representam estereoquímica desconhecida ou não especificada ou uma mistura de isômeros. Por exemplo, o diagrama acima mostra a molécula de frutose com uma ligação ondulada ao HOCH2- grupo à esquerda. Neste caso, as duas estruturas de anel possíveis estão em equilíbrio químico entre si e também com a estrutura de cadeia aberta. O anel abre e fecha automaticamente, às vezes fechando com uma estereoquímica e às vezes com a outra.

As fórmulas esqueléticas podem representar cis e trans isômeros de alcenos. As ligações simples onduladas são a forma padrão de representar estereoquímica desconhecida ou não especificada ou uma mistura de isômeros (como com estereocentros tetraédricos).Uma dupla ligação cruzada tem sido usada algumas vezes, mas não é mais considerada um estilo aceitável para uso geral. [1]

Projeção de Newman e projeção de cavalete Editar

A projeção de Newman e a projeção do cavalete são usadas para representar conformadores específicos ou para distinguir a estereoquímica vicinal. Em ambos os casos, dois átomos de carbono específicos e sua ligação de ligação são o centro das atenções. A única diferença é uma perspectiva ligeiramente diferente: a projeção de Newman olhando diretamente para o vínculo de interesse, a projeção do cavalete olhando para o mesmo vínculo, mas de um ponto de vista um tanto oblíquo. Na projeção de Newman, um círculo é usado para representar um plano perpendicular à ligação, distinguindo os substituintes no carbono frontal dos substituintes no carbono traseiro. Na projeção do cavalete, o carbono frontal está geralmente à esquerda e está sempre ligeiramente mais baixo:

Projeção Sawhorse de butano

Edição de conformações de ciclohexano

Certas conformações de ciclohexano e outros compostos de anel pequeno podem ser mostradas usando uma convenção padrão. Por exemplo, a conformação de cadeira padrão de ciclohexano envolve uma vista em perspectiva ligeiramente acima do plano médio dos átomos de carbono e indica claramente quais grupos são axiais (apontando verticalmente para cima ou para baixo) e quais são equatoriais (quase horizontais, ligeiramente inclinados para cima ou para baixo ) Os títulos na frente podem ou não ser destacados com linhas ou cunhas mais fortes.

Conformação de cadeira de beta-D-glicose

Edição de projeção Haworth

A projeção de Haworth é usada para açúcares cíclicos. As posições axial e equatorial não são distinguidas em vez disso, os substituintes são posicionados diretamente acima ou abaixo do átomo do anel ao qual estão conectados. Substituintes de hidrogênio são normalmente omitidos.

Projeção de Haworth de beta-D-glicose

Edição de projeção Fischer

A projeção de Fischer é usada principalmente para monossacarídeos lineares. Em qualquer centro de carbono, as linhas de ligação verticais são equivalentes a marcações estereoquímicas em hash, direcionadas para longe do observador, enquanto as linhas horizontais são equivalentes a cunhas, apontando para o observador. A projeção não é realista, pois um sacarídeo jamais adotaria essa conformação eclipsada. No entanto, a projeção de Fischer é uma maneira simples de representar vários estereocentros sequenciais que não requer ou implica qualquer conhecimento da conformação real:

Uma fórmula estrutural é um modelo simplificado que não pode representar certos aspectos das estruturas químicas. Por exemplo, a ligação formalizada pode não ser aplicável a sistemas dinâmicos, como ligações deslocalizadas. A aromaticidade é um desses casos e depende da convenção para representar a ligação. Diferentes estilos de fórmulas estruturais podem representar a aromaticidade de maneiras diferentes, levando a diferentes representações do mesmo composto químico. Outro exemplo são as ligações duplas formais, onde a densidade do elétron é espalhada para fora da ligação formal, levando ao caráter da ligação dupla parcial e lenta interconversão à temperatura ambiente. Para todos os efeitos dinâmicos, a temperatura afetará as taxas de interconversão e pode alterar a forma como a estrutura deve ser representada. Não há temperatura explícita associada a uma fórmula estrutural, embora muitos presumam que seria a temperatura padrão.


5.3: Fórmulas Químicas: Como Representar Compostos

Adaptado de McMurry / Fay, seção 2.10, p. 56-63
e o Manual do laboratório 1411, p. 27-31. (Referências)

Tipos de Compostos

Compostos iónicos são compostos compostos de íons, partículas carregadas que se formam quando um átomo (ou grupo de átomos, no caso de íons poliatômicos) ganha ou perde elétrons.

  • UMA cátion é um íon carregado positivamente
  • Um ânion é um íon carregado negativamente.

Covalente ou compostos moleculares forma quando elementos compartilhado elétrons em uma ligação covalente para formar moléculas. Os compostos moleculares são eletricamente neutros.

Os compostos iônicos são (geralmente) formados quando um metal reage com um não metal (ou um íon poliatômico). Os compostos covalentes são formados quando dois não metais reagem um com o outro. Como o hidrogênio é um não-metal, os compostos binários que contêm hidrogênio também são geralmente compostos covalentes.

  • Metal + não metal & mdash & gt composto iônico (geralmente)
  • Metal + íon poliatômico & mdash & gt composto iônico (geralmente)
  • Composto covalente não metal + não metal & mdash & gt (geralmente)
  • Hidrogênio + não-metal & mdash & gt composto covalente (geralmente)

Tipos de íons:

Metais do Grupo Principal (Grupos IA, IIA e IIIA)

Metais do Grupo IA, IIA e IIIA tendem a se formar cátions perdendo todos os seus elétrons mais externos (valência). A carga do cátion é igual ao número do grupo. O cátion recebe o mesmo nome do átomo de metal neutro.

Íons de alguns metais do grupo principal (Grupos IA - IIIA)

Grupo Elemento Cátion Nome do íon
I A H H + íon hidrogênio
Li Li + íon de lítio
N / D Na + íon sódio
K K + íon potássio
Cs Cs + íon césio
IIA Mg Mg 2+ íon magnésio
Ca Ca 2+ íon cálcio
Sr Sr 2+ íon estrôncio
BA Ba 2+ íon de bário
IIIA Al Al 3+ íon de alumínio

Metais de transição (grupo B) e pós-transição (Grupo IVA e VA)

Esses elementos geralmente formam compostos iônicos, muitos deles podem formar mais de um cátion. (As cargas dos metais de transição comuns devem ser memorizadas. Os cátions metálicos do Grupo IV e V tendem a ser o número do grupo ou o número do grupo menos dois.)

O cátion mercúrio (I) é um caso especial que consiste em dois íons Hg + unidos, e por isso é sempre encontrado como Hg2 2+. (Portanto, o cloreto de mercúrio (I) é Hg2Cl2, não HgCl, enquanto o cloreto de mercúrio (II) é HgCl2.)

Íons de alguns metais de transição e metais de pós-transição (Grupos IVA e VA)

Metal Íon Nome sistemático Nome comum
Cádmio Cd 2+ íon cádmio
Cromo Cr 2+ íon cromo (II) íon cromo
Cr 3+ íon cromo (III) íon crômico
Cobalto Co 2+ íon cobalto (II) íon cobalto
Co 3+ íon cobalto (III) íon cobáltico
Cobre Cu + íon cobre (I) íon cuproso
Cu 2+ íon cobre (II) íon cúprico
Ouro Au 3+ íon ouro (III)
Ferro Fe 2+ íon de ferro (II) íon ferroso
Fe 3+ íon de ferro (III) íon férrico
Manganês Mn2 + íon manganês (II) íon manganoso
Mn3 + íon manganês (III) íon mangânico
Mercúrio Hg2 2+ íon mercúrio (I) íon mercuroso
Hg 2+ íon mercúrio (II) íon mercúrico
Níquel Ni 2+ íon níquel (II) íon níquel
Prata Ag + íon de prata
Zinco Zn 2+ íon zinco
& mdash & mdash & mdash & mdash & mdash & mdash & mdash & mdash & mdash & mdash & mdash & mdash & mdash & mdash & mdash & mdash & mdash & mdash & mdash & mdash & mdash & mdash & mdash & mdash & mdash
Lata Sn 2+ íon de estanho (II) íon estanoso
Sn 4+ íon de estanho (IV) íon estânico
Liderar Pb 2+ íon chumbo (II) íon prumo
Pb 4+ íon chumbo (IV) íon plumbico
Bismuto Bi 3+ íon bismuto (III)
Bi 5+ íon bismuto (V)

Não-metais do grupo principal (Grupos IVA, VA, VIA e VIIA)

Não-metais do Grupo IVA, VA, VIA e VIIA tendem a se formar ânions ganhando elétrons suficientes para preencher sua camada de valência com oito elétrons. A carga no ânion é o número do grupo menos oito. O ânion é nomeado pegando o nome do radical do elemento e adicionando a terminação lado.

Íons de alguns não metais (Grupos IVA - VIIA)

Grupo Elemento Ânion Nome do íon
IVA C C 4- íon carboneto
Si Si 4- íon siliceto
VA N N 3- íon nitreto
P P 3- íon fosfeto
Como Como 3- íon arseneto
ATRAVÉS DA O O 2- íon óxido
S S 2- íon sulfeto
ATRAVÉS DA Se Se 2- íon seleneto
Te Te 2- íon telureto
VIIA F F - íon fluoreto
Cl Cl - íon cloreto
Br Br - íon brometo
eu EU - íon iodeto
I A H H - íon hidreto

Os íons poliatômicos são íons compostos de dois ou mais átomos ligados por ligações covalentes, mas que ainda apresentam uma deficiência ou excesso de elétrons, resultando em uma carga geral no grupo.

Um metal mais um íon poliatômico produz um composto iônico.

Fórmulas e nomes de alguns íons poliatômicos

Existem algumas regularidades nos nomes desses íons poliatômicos.

  • Substituir o primeiro elemento na fórmula por outro elemento do mesmo grupo dá um íon poliatômico com a mesma carga e um nome semelhante:
Grupo VIIA Grupo VIA
ClO3 - clorato ASSIM4 2- sulfato
Irmão3 - bromato SeO4 2- selenato
IO3 - iodato TeO4 2- telúrico
Grupo VA * IVA de grupo
PO4 3- fosfato CO3 2- carbonato
AsO4 3- arseniato SiO3 2- silicato

* Mas observe que o nitrogênio não segue este padrão (ou seja, nitrato, NO3 - )

  • Alguns não-metais formam uma série de íons poliatômicos com o oxigênio (todos com a mesma carga): ClO -, hipoclorito ClO2 -, clorito ClO3 -, clorato ClO4 -, perclorato.
    • O -comeu formulários (fórmula e carga) devem ser memorizados. Em alguns casos, o -comeu forma tem três oxigênios e, em alguns casos, quatro oxigênios. A cobrança é a mesma para toda a série.
    • O -eu te forma tem um oxigênio a menos que o -comeu Formato.
    • O hipopótamo- tronco -eu te forma tem dois oxigênios a menos que o -comeu Formato.
    • O por- tronco -comeu forma tem um oxigênio a mais que o -comeu Formato.
    • O lado forma é o ânion monoatômico (consulte Não-metais do grupo principal)
    • As regras gerais para tais séries estão resumidas na tabela abaixo:
    Fórmula Nome
    XOn y- haste + -comeu
    XOn-1 y- haste + -eu te
    XOn-2 y- hipopótamo- + haste + -eu te
    XOn + 1 y- por- + haste + -comeu
    X y- haste + lado

    Escrevendo Fórmulas de Compostos Iônicos

    1. O cátion é escrito primeiro, seguido pelo ânion monoatômico ou poliatômico.
    2. Os subscritos na fórmula devem produzir uma unidade de fórmula eletricamente neutra. (Ou seja, a quantidade total de carga positiva deve ser igual à quantidade total de carga negativa.)
    3. Os subscritos devem ser o menor conjunto de números inteiros possível.
    4. Se houver apenas um íon poliatômico na fórmula, não coloque parênteses ao redor, por exemplo, NaNO3, não Na (NÃO3) Se houver mais de um íon poliatômico na fórmula, coloque o íon entre parênteses, e coloque o subscrito depois os parênteses, por exemplo, Ca (OH)2, BA3(PO4)2etc.

    Lembre-se da Primeira Diretriz ao escrever fórmulas:
    Ca (OH)2 CaOH2 !


    CH104: Química e Meio Ambiente

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    Ensaio de abertura

    5.1 A Lei da Conservação da Matéria

    5.2 Escrevendo e Balanceando Equações Químicas

    Pratique escrever e equilibrar equações

    5.3 Relações Quantitativas Baseadas em Equações Químicas

    5.4 Alguns tipos de reações químicas

    (1) Reações de combinação (ou síntese)

    (2) Reações de decomposição

    (3) Reações de substituição simples (ou deslocamento único)

    (4) Reações de dupla substituição (ou deslocamento)

    Reações de neutralização ácido-base
    Reações de precipitação
    Regras de Solubilidade
    Equações Iônicas Líquidas
    Aplicações e exemplos

    (5) Reações de oxidação e redução (Redox)

    Regras para atribuição de estados de oxidação
    Reações de combustão
    Um olhar mais atento sobre a importância das reações redox

    5.5 Foco no Meio Ambiente e # 8211 Poluição do Ar

    5,6 Resumo do Capítulo

    5.7 Referências

    Ensaio de abertura

    Embora a levedura seja usada há milhares de anos, sua verdadeira natureza só é conhecida há dois séculos. As leveduras são fungos unicelulares. Cerca de 1.000 espécies são reconhecidas, mas a espécie mais comum é Saccharomyces cerevisiae, que é usada na panificação. Outras espécies são utilizadas para a fermentação de bebidas alcoólicas. Algumas espécies podem causar infecções em humanos.

    As leveduras vivem principalmente de açúcares, como a glicose (C6H12O6) Eles convertem glicose em dióxido de carbono (CO2) e etanol (C2H5OH) em uma transformação química que é representada da seguinte forma:

    C6H12O6 (s) → 2CO2(g) + 2C2H5OH (ℓ)

    A fabricação do pão depende da produção de dióxido de carbono. O gás, que é produzido em pequenas bolsas na massa do pão, atua como um agente fermentador: ele se expande durante o cozimento e faz o pão crescer. O pão com fermento é mais macio, mais leve e mais fácil de comer e mastigar do que o pão sem fermento. O outro grande uso da levedura, a fermentação, depende da produção de etanol, que resulta da mesma transformação química. Algumas bebidas alcoólicas, como champanhe, também podem ser carbonatadas com o dióxido de carbono produzido pela levedura.

    Figura 5.1 A levedura é usada em muitas aplicações de processamento de alimentos. Na panificação, a levedura, Saccharomyces cerevisiae, é frequentemente vendida como uma forma seca granulada (A). É usado para fazer pão fermentado (B).

    A foto da levedura seca ativada é de: Ranveig. A foto do pão com fermento é de: 3268zauber

    O fermento está entre as formas de vida mais simples da Terra, mas é absolutamente necessário para pelo menos duas grandes indústrias alimentícias. Sem o fermento para transformar a massa em pão e o suco em vinho, esses alimentos e indústrias alimentícias não existiriam hoje.

    5.1 A Lei da Conservação da Matéria

    A mudança química é um conceito central em química. O objetivo dos químicos é saber como e por que uma substância muda na presença de outra substância ou mesmo por si mesma. Como existem dezenas de milhões de substâncias conhecidas, há um grande número de reações químicas possíveis. Neste capítulo, descobriremos que muitas dessas reações podem ser classificadas em um pequeno número de categorias de acordo com certas características compartilhadas.

    Na ciência, um lei é uma afirmação geral que explica um grande número de observações. Antes de ser aceita, uma lei deve ser verificada muitas vezes sob muitas condições. As leis são, portanto, consideradas a forma mais elevada de conhecimento científico e geralmente são consideradas invioláveis. As leis científicas constituem o núcleo do conhecimento científico.

    Uma lei científica que fornece a base para a compreensão em química é a lei de conservação da matéria. Afirma que em qualquer sistema que está fechado para a transferência de matéria (para dentro e para fora), a quantidade de matéria no sistema permanece constante. Uma maneira concisa de expressar essa lei é dizer que a quantidade de matéria em um sistema é conservada, ou que a matéria não pode ser criada ou destruída durante uma reação química. Ele apenas muda de forma.

    O que isso significa para a química? Em qualquer mudança química, uma ou mais substâncias iniciais se transformam em uma ou mais substâncias diferentes. Ambas as substâncias inicial e final são compostas de átomos porque toda a matéria é composta de átomos. De acordo com a lei da conservação da matéria, a matéria não é criada nem destruída, portanto, devemos ter o mesmo número e tipo de átomos após a mudança química que estavam presentes antes da mudança química.

    Antes de examinar exemplos explícitos da lei da conservação da matéria, precisamos examinar o método que os químicos usam para representar as mudanças químicas.

    5.2 Escrevendo e Balanceando Equações Químicas

    Água (H2O) é composto de hidrogênio e oxigênio. Suponha que imaginemos um processo no qual pegamos algum hidrogênio elementar (H2) e oxigênio elementar (O2) e deixe-os reagir para produzir água. A equação química abaixo é usada para expressar esta reação:

    Nesta reação química, as fórmulas químicas dos reagentes (ou substratos) são escritas no lado esquerdo da equação e as fórmulas químicas dos produtos são escritas no lado direito. Um sinal de mais conecta as substâncias iniciais (e substâncias finais, se houver mais de uma), e uma seta (→) representa a mudança química (ou reação). Nas reações, também é comum incluir um rótulo de fase com cada fórmula— (s) para sólido, (ℓ) para líquido, (g) para gás e (aq) para uma substância dissolvida em água, também conhecido como um solução aquosa.

    Devido à lei da conservação da matéria, cada reação química precisa ser balanceada para garantir que o mesmo número e tipos de átomos no lado esquerdo da equação sejam iguais aos do lado direito da reação. Para representar esse equilíbrio, os coeficientes são colocados na frente das fórmulas químicas em cada lado para garantir que os mesmos números e tipos de átomos estejam em cada lado da equação. Se o coeficiente for um, ele não será escrito na equação, mas será assumido. Os coeficientes representam quantas moléculas estão presentes na reação. Neste caso, podemos ver que existem dois H2 moléculas (ou um total de quatro átomos de hidrogênio) do lado esquerdo da equação e que há dois H2Moléculas O, que também incluem quatro hidrogênios no lado direito da equação. Da mesma forma, existem dois átomos de oxigênio na forma de uma molécula de oxigênio (O2) no lado esquerdo e dois átomos de oxigênio no lado direito na forma ou duas moléculas de água. Um diagrama usando as estruturas de Lewis é mostrado abaixo para representar o número de moléculas indicadas pelos coeficientes da equação:

    A Figura 5.2 mostra um exemplo bastante dramático dessa mesma reação.

    Figura 5.2 As reações químicas podem ser de natureza violenta. Quando expostos a uma faísca ou chama, o hidrogênio e o oxigênio reagem violentamente para formar água. Aqui, o gás hidrogênio no zepelim, SS Hindenburg, reage com o oxigênio do ar para produzir água.

    A foto de Hindenburg foi disponibilizada pela Marinha dos Estados Unidos.

    Pratique a redação e o equilíbrio de equações

    Para escrever reações químicas adequadas, primeiro é necessário escrever as fórmulas químicas corretas. Como você aprendeu nos Capítulos 3 e 4, tanto os compostos iônicos quanto os covalentes combinam-se para doar / aceitar elétrons ou compartilhar elétrons de forma a permitir que os átomos atinjam um estado estável, na maioria das vezes seguindo a regra do octeto. Esta deve ser a primeira consideração ao escrever uma reação química. A segunda consideração deve ser o estado da matéria envolvida na reação química. Marque cada um como sólido (s), líquido (ℓ), gás (g) ou solução aquosa (aq). Uma vez que as fórmulas químicas corretas tenham sido estabelecidas, as equações químicas adequadas devem ser balanceadas. Escrever reações equilibradas é a maneira do químico de reconhecer a lei da conservação da matéria.

    Como equilibrar uma equação química, começando com as fórmulas corretas dos reagentes e produtos? Basicamente, uma abordagem de ida e volta é adotada, contando o número de átomos de um elemento de um lado, verificando o número de átomos desse elemento do outro lado e alterando um coeficiente se necessário. Em seguida, verifique outro elemento, indo e voltando de um lado a outro da equação, até que cada elemento tenha o mesmo número de átomos em ambos os lados da seta.Em muitos casos, não importa qual elemento é balanceado primeiro e qual é balanceado por último, contanto que todos os elementos tenham o mesmo número de átomos em cada lado da equação. No entanto, se as formas elementares aparecem em uma equação (ou seja, Na, Zn, O2, H2, Cl2, etc), muitas vezes é mais fácil equilibrar a equação, deixando as formas elementais serem equilibradas por último.

    Por exemplo, para equilibrar a equação:

    CH4 + Cl2 → CCl4 + HCl

    a primeira coisa que notamos é que ele contém a forma elementar de cloro (Cl2) Isso deixa o carbono e o hidrogênio equilibrados. Podemos escolher contar os átomos de carbono primeiro, descobrindo que ambos os lados estão equilibrados com um átomo de carbono. Assim, não mudaremos o coeficiente das moléculas que contêm carbono, mas, em vez disso, mudaremos nosso foco para o número de átomos de hidrogênio. O lado do reagente tem quatro átomos de hidrogênio, no entanto, o lado do produto tem apenas um hidrogênio. Assim, precisaremos adicionar um coeficiente ao lado do produto, de modo que o lado do produto também tenha quatro átomos de hidrogênio. Corrigimos isso colocando um 4 na frente do HCl:

    CH4 + Cl2 → CCl4 + 4HCl

    Agora, cada lado tem quatro átomos de hidrogênio. Agora podemos equilibrar o cloro. O lado do produto tem um total de oito átomos de cloro (quatro do CCl4 e quatro das quatro moléculas de HCl), então precisamos de oito átomos de cloro no lado do reagente da equação. Como o cloro elementar é uma molécula diatômica, precisamos de um total de quatro moléculas de cloro para obter um total de oito átomos de cloro. Adicionamos mais 4 na frente do Cl2 reagente:

    CH4 + 4Cl2 → CCl4 + 4HCl

    Agora verificamos novamente: cada lado tem um átomo de carbono, quatro átomos de hidrogênio e oito átomos de cloro. Sim, a equação química está equilibrada.

    Faça um teste: Pratique mais equações de equilíbrio

    5.3 Relações Quantitativas Baseadas em Equações Químicas

    Uma equação química equilibrada não apenas descreve algumas das propriedades químicas das substâncias - mostrando-nos quais substâncias reagem com quais outras substâncias para fazer quais produtos - mas também mostra relações numéricas entre os reagentes e os produtos. O estudo dessas relações numéricas é chamado estequiometria. A estequiometria das equações químicas gira em torno dos coeficientes na equação química balanceada porque esses coeficientes determinam a razão molecular na qual os reagentes reagem e os produtos são feitos. É muito parecido com cozinhar. Por exemplo, para fazer um hambúrguer, para cada patti de hambúrguer, você precisa ter duas fatias de pão para o pão. Assim, a proporção de pão para hambúrguer é de 2 para 1.

    Considere a seguinte equação química balanceada:

    2C2H2 + 5O2 → 4CO2 + 2H2O

    Os coeficientes nas fórmulas químicas fornecem as razões nas quais os reagentes se combinam e os produtos se formam. Assim, podemos fazer as seguintes afirmações e construir as seguintes proporções:

    DEMONSTRAÇÃO:

    Essa declaração pode então ser representada matematicamente em proporções que representam essas declarações de relacionamento escritas.

    Outras relações são possíveis, de fato, 12 razões diferentes podem ser construídas a partir desta equação química balanceada. Em cada proporção, observe que a unidade são moléculas. As reações químicas descrevem o número de moléculas de uma substância necessárias para reagir ou produzir outra substância. Qualquer uma dessas frações pode ser usada como um fator de conversão para relacionar uma quantidade de uma substância a uma quantidade de outra substância. Por exemplo, suponha que queremos saber quantos CO2 moléculas são formadas quando 26 moléculas de C2H2 são reagidos.

    Como de costume com um problema de conversão, começamos com a quantidade que recebemos - 26 C2H2 - e multiplique por um fator de conversão que cancela nossa unidade original e apresenta a unidade para a qual estamos convertendo - neste caso, CO2.

    Assim, temos duas opções para nosso fator de conversão

    Para cancelar C2H2, precisamos ter certeza de que esta unidade está na parte inferior do nosso fator de convesão. Assim, podemos configurar nossa equação de conversão da seguinte maneira:

    Assim, 52 moléculas de CO2 são formados quando começamos com 26 moléculas de C2H2. Observe que, com este fator de conversão, poderíamos ter simplificado nosso fator de conversão antes de completar as etapas de multiplicação e divisão, como segue:


    Esta aplicação da estequiometria é extremamente poderosa em sua capacidade preditiva, contanto que comecemos com uma equação química equilibrada. Sem uma equação química equilibrada, as previsões feitas por cálculos estequiométricos simples serão incorretas.

    5.4 Alguns tipos de reações químicas

    Embora existam incontáveis ​​milhões de reações químicas possíveis, a maioria pode ser classificada em um pequeno número de tipos gerais de reação. Classificar reações tem dois propósitos: ajuda-nos a reconhecer semelhanças entre elas e permite-nos prever os produtos de certas reações. Neste capítulo, discutiremos cinco categorias principais de reações químicas: (1) reações de combinação (ou síntese), (2) reações de decomposição, (3) reações de substituição simples, (4) reações de substituição dupla e (5) reações de redox . Observe que uma determinada reação pode se enquadrar em mais de uma das categorias que definiremos neste livro.

    (1) Reações de combinação (ou síntese)

    Uma reação de combinação (ou síntese) é uma reação química é uma reação de construção, onde dois ou mais elementos ou compostos se combinam para formar um único composto.

    A equação geral para uma reação de combinação é:

    A + B → AB

    Um exemplo de uma reação de combinação é:

    4 Fe (s) + 3O2(g) → 2Fe2O3(s)

    Nesta reação, os elementos ferro (Fe) e oxigênio (O2) se combinam para produzir óxido de ferro III (Fe2O3) Observe que as reações de combinação não precisam combinar elementos juntos, no entanto. As reações de combinação também podem combinar compostos para formar compostos maiores. A equação química:

    Fe2O3 (s) + 3SO3 (s) → Fe2(ASSIM4)3 (s)

    mostra uma reação de combinação em que óxido de ferro III (Fe2O3) combina com três moléculas de trióxido de enxofre (SO3) para fazer sulfato de ferro III [Fe2(ASSIM4)3].

    (2) Reações de decomposição

    Uma reação de decomposição é o reverso de uma reação de combinação. Em uma reação de decomposição, uma única substância é convertida ou dividida em dois ou mais produtos. Uma equação geral para reações de decomposição é:

    AB → A + B

    Por exemplo, a equação abaixo é uma reação de decomposição que ocorre quando o Bicarbonato de Sódio (NaHCO3) é exposto ao calor:

    2NaHCO3 (s) → Na2CO3 (s) + CO2 (g) + H2O (ℓ)

    Outro exemplo é a decomposição de KClO3:

    2KClO3(s) → 2KCl (s) + 3O2(g)

    Essa reação pode ser usada para gerar pequenas quantidades de oxigênio no laboratório de química.

    (3) Reações de substituição simples (ou deslocamento único)

    Reações de substituição (ou deslocamento) simples ocorrem quando um elemento (mais freqüentemente um metal) substitui outro elemento de um composto. Eles podem ocorrer de duas formas: troca catiônica ou troca aniônica. Em trocas catiônicas, os íons positivos (cátions) da equação mudam de lugar. Em trocas aniônicas, os íons negativos (ânions) mudam de lugar. Observe que as reações de substituição simples geralmente também são reações redox e, portanto, revisaremos esse tipo de reação nessa seção.

    A equação geral para uma reação de substituição única catiônica é:

    A + BC → AC + B

    Para uma reação de troca catiônica, A representa um cátion que substitui o cátion B no produto, AC. Um exemplo de reação de troca catiônica é:

    2 Ag (s) + 2 HCl (aq) → H2(g) + 2 AgCl (s)

    Nesta reação, a prata substitui o cátion de hidrogênio no ácido clorídrico para formar cloreto de prata no produto final.

    Para reações de troca aniônica, a seguinte reação geral pode ser usada:

    D + BC → BD + C

    Um exemplo de reação de troca aniônica é:

    3 F2(g) + 2 FeCl3(aq) → 2 FeF3(aq) + 3 Cl2(g)

    Nesta reação, a farinha substitui o ânion cloro no cloreto de ferro III para produzir fluoreto de ferro III.

    (4) Reações de dupla substituição (ou deslocamento)

    As reações de dupla substituição (ou deslocamento) ocorrem quando dois grupos químicos se substituem (trocam de parceiros) em seus respectivos compostos.

    Uma equação geral para uma reação de dupla substituição é:

    AB + CD → AD + CB

    Dois tipos principais de reações de dupla substituição são as reações de neutralização ácido-base e as reações de precipitação.

    Reações de neutralização ácido-base

    Em uma reação de neutralização ácido-base, um ácido é combinado com uma base para formar um sal e água.

    Reações de precipitação

    As reações de precipitação ocorrem quando cátions e ânions em solução aquosa se combinam para formar um sólido iônico insolúvel chamado de precipitado. Se tal reação ocorre ou não pode ser determinada usando o regras de solubilidade para sólidos iônicos comuns. Como nem todas as reações aquosas formam precipitados, deve-se consultar as regras de solubilidade antes de determinar o estado dos produtos. A capacidade de prever essas reações permite que os cientistas determinem quais íons estão presentes em uma solução e permite que as indústrias formem produtos químicos extraindo componentes deles reações.

    Os precipitados são produtos sólidos iônicos insolúveis de uma reação, formados quando certos cátions e ânions se combinam em uma solução aquosa. Os fatores determinantes da formação de um precipitado podem variar. Algumas reações dependem da temperatura, como as soluções usadas como tampões, enquanto outras dependem apenas da concentração da solução. Os sólidos produzidos nas reações de precipitado são sólidos cristalinos e podem ser suspensos por todo o líquido ou cair no fundo da solução. O fluido restante é chamado de líquido sobrenadante. Os dois componentes da mistura (precipitado e sobrenadante) podem ser separados por vários métodos, como filtração, centrifugação ou decantação.

    Figura 5.3: Acima está um diagrama da formação de um precipitado em solução.

    O uso de regras de solubilidade requer uma compreensão da maneira como os íons reagem. A maioria das reações de precipitação são reações de substituição simples ou reações de substituição dupla. Uma dupla reação de substituição ocorre quando dois reagentes iônicos se dissociam e se ligam ao respectivo ânion ou cátion do outro reagente. Os íons substituem uns aos outros com base em suas cargas como cátion ou ânion. Isso pode ser considerado como & # 8220parceiros de comutação & # 8221 ou seja, os dois reagentes cada & # 8220 perdem & # 8221 seu parceiro e formam um vínculo com um parceiro diferente:

    Figura 5.4: Uma reação de dupla substituição

    Uma reação de dupla substituição é especificamente classificada como um reação de precipitação quando a equação química em questão ocorre em solução aquosa e um dos produtos formados é insolúvel e forma um produto sólido. Um exemplo de uma reação de precipitação é dado abaixo:

    C d S O 4 (a q) + K 2 S (a q) → C d S (s) + K 2 ASSIM 4 (a q)

    Ambos os reagentes são aquosos e um produto é sólido. Como os reagentes são iônicos e aquosos, eles se dissociam e são, portanto, solúvel. No entanto, o CdS é insolúvel e precipita da solução para formar um produto sólido. Existem seis diretrizes de solubilidade que você pode usar para ajudá-lo a prever quais moléculas formarão um sólido e permitir que você identifique uma reação de precipitação.

    Regras de Solubilidade

    Se uma reação forma ou não um precipitado é ditado pelas regras de solubilidade. Essas regras fornecem diretrizes que informam quais íons formam sólidos e quais permanecem em sua forma iônica em solução aquosa. As regras devem ser seguidas de cima para baixo, o que significa que se algo é insolúvel (ou solúvel) devido à regra 1, tem precedência sobre uma regra de número superior.

    1. Os sais formados com cátions do grupo 1 e cátions N H 4+ são solúvel. Existem algumas exceções para certos sais Li +.
    2. Acetatos (C 2 H 3 ), nitratos (N O3 -), e percloratos (C l O4 -) são solúvel.
    3. Brometos, cloretos e iodetos são solúvel.
    4. Sulfatos (S O 4 2-) são solúvel com o exceção de sulfatos formados com C a 2 +, S r 2 + e B a 2 +. Esses sais são insolúvel.
    5. Sais contendo prata, chumbo e mercúrio (I) são insolúvel.
    6. Carbonatos (C O 3 2 -), fosfatos (P O 4 3 -), sulfetos, óxidos e hidróxidos (O H -) são insolúvel. Sulfetos formados com cátions do grupo 2 e hidróxidos formados com cálcio, estrôncio e bário são exceções.

    Se as regras afirmam que um íon é solúvel, ele permanece em sua forma aquosa de íon. Se um íon é insolúvel com base nas regras de solubilidade, ele forma um sólido com um íon do outro reagente. Se todos os íons em uma reação forem solúveis, não ocorrerá nenhuma reação de precipitação.

    Equações Iônicas Líquidas

    Para entender a definição de um equação iônica líquida, recorde a equação para a reação de dupla substituição. Como esta reação em particular é uma reação de precipitação, os estados da matéria podem ser atribuídos a cada par variável:

    AB (aq) + CD (aq)DE ANÚNCIOS(aq) + CB (s)

    A primeira etapa para escrever uma equação iônica líquida é separar os reagentes e produtos solúveis (aquosos) em seus respectivos cátions e ânions. Os precipitados não se dissociam na água, portanto, o sólido não deve ser separado. A equação resultante se parece com a seguinte:

    A + (aq) + B & # 8211 (aq) + C + (aq) + D(aq)A + (aq) + D(aq) + CB (s)

    Na equação acima, A + e D & # 8211 íons estão presentes em ambos os lados da equação. Estes são chamados íons espectadores porque eles permanecem inalterados durante toda a reação. Uma vez que eles seguem a equação inalterados, eles podem ser eliminados para mostrar o equação iônica líquida:

    C + (aq)+ B & # 8211 (aq)CB (s)

    A equação iônica líquida mostra apenas a reação de precipitação. Uma equação iônica líquida deve ser equilibrada em ambos os lados, não apenas em termos de átomos de elementos, mas também em termos de carga elétrica. As reações de precipitação são geralmente representadas apenas por equações iônicas líquidas. Se todos os produtos são aquosos, uma equação iônica líquida não pode ser escrita porque todos os íons são cancelados como íons espectadores. Portanto, nenhuma reação de precipitação ocorre.

    Aplicações e exemplos

    As reações de precipitação são úteis para determinar se um determinado elemento está presente em uma solução. Se um precipitado é formado quando um produto químico reage com o chumbo, por exemplo, a presença de chumbo em fontes de água pode ser testada adicionando o produto químico e monitorando a formação de precipitado. Além disso, as reações de precipitação podem ser usadas para extrair elementos, como o magnésio da água do mar. Reações de precipitação ocorrem até mesmo no corpo humano entre anticorpos e antígenos, entretanto, o ambiente em que isso ocorre ainda está sendo estudado.

    Problemas de prática

    Escreva a equação iônica líquida para as reações de deslocamento potencialmente duplo. Certifique-se de incluir os estados da matéria e equilibrar as equações.

    1. F e (N O 3 ) 3 (a q) + N a O H (a q) →
    2. A l 2 ( ASSIM 4 ) 3 (a q) + B a C l 2 (a q) →
    3. H I (a q) + Z n (N O 3 ) 2 (a q) →
    4. C a C l 2 (a q) + N a 3 P O 4 (a q) →
    5. P b (N O 3 ) 2 (a q) + K 2 ASSIM 4 (a q)
    Soluções

    1. Independentemente do estado físico, os produtos desta reação são F e (O H) 3 e N a N O 3 . As regras de solubilidade prevêem que N a N O 3 é solúvel porque todos os nitratos são solúveis (regra 2). No entanto, F e (O H) 3 é insolúvel, porque os hidróxidos são insolúveis (regra 6) e F e não é um dos cátions que resultam em uma exceção. Após a dissociação, a equação iônica é a seguinte:

    O cancelamento dos íons espectadores deixa a equação iônica líquida:

    2. A partir da reação de dupla substituição, os produtos são A l C l 3 e B a S O 4 . A l C l 3 é solúvel porque contém um cloreto (regra 3), no entanto, B a S O 4 é insolúvel: contém um sulfato, mas o íon B a 2 + faz com que seja insolúvel porque é um dos cátions que causam uma exceção à regra 4. A equação iônica é (após o balanceamento):

    O cancelamento de íons espectadores deixa a seguinte equação iônica líquida:

    3. A partir da reação de dupla substituição, os produtos H N O 3 e Z n I 2 são formados. Olhando para as regras de solubilidade, H N O 3 é solúvel porque contém nitrato (regra 2) e Z n I 2 é solúvel porque os iodetos são solúveis (regra 3). Isso significa que ambos os produtos são aquosos (isto é, dissociam-se em água) e, portanto, nenhuma reação de precipitação ocorre.

    4. Os produtos desta dupla reação de substituição são C a 3 (P O 4 ) 2 e N a C l. A regra 1 afirma que N a C l é solúvel e, de acordo com a regra de solubilidade 6, C a 3 (P O 4 ) 2 é insolúvel. A equação iônica é:

    Depois de cancelar os íons espectadores, a equação iônica líquida é fornecida abaixo:

    5. O primeiro produto desta reação, P b S O 4 , é solúvel de acordo com a regra 4 porque é um sulfato. O segundo produto, K N O 3 , também é solúvel porque contém nitrato (regra 2). Portanto, nenhuma reação de precipitação ocorre.

    (5) Reações de oxidação e redução (Redox)

    Um reação de oxidação-redução (redox) é um tipo de reação química que envolve a transferência de elétrons entre dois átomos ou compostos. Diz-se que a substância que perde os elétrons é oxidada, enquanto a substância que ganha os elétrons é reduzida. A mudança na composição do elétron pode ser avaliada na mudança do estado de oxidação (ou número)de um átomo. Portanto, um reação de oxidação-redução é qualquer reação química na qual o estado de oxidação (número) de uma molécula, átomo ou íon muda ao ganhar ou perder um elétron. Aprenderemos como avaliar o estado de oxidação de uma molécula nesta seção. Em geral, as reações redox são comuns e vitais para algumas das funções básicas da vida, incluindo fotossíntese, respiração, combustão e corrosão ou ferrugem.

    Conforme mostrado na figura XX, um mnemônico fácil para ajudá-lo a lembrar qual membro ganha elétrons e qual membro perde elétrons é & # 8216LEO o leão diz GER & # 8217, onde LEO apoia euose Elétrons = Oxidizado e GER apoia Gain Elétrons = Reducado.

    Regras para atribuição de estados de oxidação

    O Estado de oxidação de um elemento corresponde ao número de elétrons, e & # 8211, que um átomo perde ou ganha durante uma ligação iônica, ou parece perder / granular quando se junta em ligações covalentes com outros átomos em compostos. Para determinar o estado de oxidação de um átomo, existem sete diretrizes a seguir:

    1. O estado de oxidação de um átomo em sua forma elementar é 0. (Isso inclui formas elementares que ocorrem como moléculas diatômicas. Por exemplo, cada oxigênio em uma molécula de O2, tem um estado de oxidação = 0.)
    2. O estado de oxidação total de todos os átomos em um espécie neutra é 0 e em um íon é igual à carga do íon. (Por exemplo, o estado de oxidação geral de NaCl = 0, embora o estado de oxidação de Na + nesta ligação seja +1 e o estado de oxidação do átomo de cloro, Cl & # 8211, seja -1. Quando você os soma eles são iguais a 0. No caso de um íon, a carga geral é sempre indicada. Por exemplo, a carga geral de um íon OH & # 8211 é -1, enquanto o oxigênio no OH & # 8211 tem um estado de oxidação -2 e o hidrogênio tem um estado de oxidação +1.)
    3. Os metais do grupo 1 têm um estado de oxidação de +1 e do grupo 2 um estado de oxidação de +2 quando estão envolvidos na ligação iônica.
    4. O estado de oxidação do flúor é -1 em compostos
    5. O hidrogênio geralmente tem um estado de oxidação de +1 em compostos
    6. O oxigênio geralmente tem um estado de oxidação de -2 em compostos
    7. Em compostos de metal binários, os elementos do Grupo 17 (ou 7A) têm um estado de oxidação de -1, Grupo 16 (ou 6A) de -2 e Grupo 15 (ou 5A) de -3.
    8. Os estados de oxidação de outros átomos são calculados com base nas regras 1-7.

    Depois de dominar o cálculo dos estados de oxidação, você pode começar a avaliar as reações químicas para determinar se são reações de redução de oxidação.

    As reações redox são compostas por duas partes, uma metade reduzida e uma metade oxidada, que sempre ocorrem juntos. A metade reduzida ganha elétrons e o número de oxidação diminui (ou se torna menos positivo), enquanto a metade oxidada perde elétrons e o número de oxidação aumenta (torna-se mais positivo). Não há mudança líquida no número de elétrons em uma reação redox. Aquelas emitidas na meia-reação de oxidação são retomadas por outra espécie na meia-reação de redução.

    Um bom exemplo de uma reação redox é a reação termite, na qual os átomos de ferro no óxido férrico perdem (ou cedem) átomos de O em átomos de Al, produzindo Al2O3.

    Para reconhecer as reações redox, comece determinando os estados de oxidação de cada átomo na reação nos lados esquerdo e direito da equação. Em seguida, determine o estado de oxidação de qualquer um dos átomos muda do lado do reagente para o produto. Nesse caso, a reação é uma reação redox e você pode determinar qual composto é oxidado (perde elétrons) e qual é reduzido (ganha elétrons). Por exemplo, se avaliarmos a reação de termite acima:

    No geral, nesta reação, o alumínio é oxidado a óxido de alumínio e o ferro no óxido de ferro III é reduzido a ferro elementar. Observe que não há mudança no estado de oxidação do oxigênio.

    As duas espécies que trocam elétrons em uma reação redox recebem nomes especiais. O íon ou molécula que aceita elétrons (ou torna-se reduzido durante a reação) é chamado de agente oxidante ao aceitar elétrons, causa a oxidação de outro composto ou elemento. Na reação de termite acima, o óxido de ferro III é o agente oxidante. Por outro lado, a espécie que doa elétrons é chamada de agente redutor quando a reação ocorre, reduz as outras espécies. Assim, na reação de termite, o alumínio é o agente redutor. Em outras palavras, a substância que é oxidada é o agente redutor e a substância que é reduzida é o agente oxidante.

    As reações de substituição simples são frequentemente também reações redox. Um bom indicador de uma reação redox é o aparecimento de uma forma elementar de uma substância em um lado que é convertida em um composto no outro lado. Outra reação redox comum é uma reação de combustão.

    Reações de combustão

    C x H y + O 2 → C O 2 + H 2 O

    Combustão reações quase sempre envolvem oxigênio na forma de O2, e quase sempre são exotérmico, o que significa que eles produzem calor. As reações químicas que emitem luz e calor e luz são coloquialmente referidas como & # 8220queima & # 8221 A combustão completa de compostos de carbono resulta na produção de dióxido de carbono (CO2) e água (H2O). Observe que o carbono pode existir em uma variedade de estados de oxidação, normalmente de -4 a +4. A queima de combustíveis que fornece a energia para manter nossa civilização e o metabolismo dos alimentos que fornecem a energia que nos mantém vivos envolvem reações redox.

    Todas as reações de combustão também são reações redox.

    C x H y + O 2 → C O 2 + H 2 O

    Um exemplo é a queima de acetileno (C2H2) em tochas:

    2C2H2 + 5O2 → 4CO2 + 2H2O

    O oxigênio (em sua forma elementar) é um reagente crucial nas reações de combustão e também está presente nos produtos. As reações de combustão podem ser avaliadas por seu potencial redox, como fizemos para a reação de termite acima.

    Em geral, nas reações de combustão, o hidocarbono (neste caso, acetileno) é oxidado pelo oxigênio molecular para produzir dióxido de carbono e água. No processo, o oxigênio é reduzido.

    Na respiração, o processo bioquímico pelo qual o oxigênio que inalamos no ar oxida os alimentos em dióxido de carbono e água, as reações redox fornecem energia às células vivas. Uma reação respiratória típica é a oxidação da glicose (C6H12O6), um açúcar simples.

    C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O

    Um olhar mais atento sobre a importância das reações redox

    Os químicos orgânicos usam uma variedade de reações redox. Por exemplo, dicromato de potássio (K2Cr2O7) é um agente oxidante comum que pode ser usado para oxidar álcoois (simbolizado pela fórmula geral R-OH, onde R pode ser qualquer grupo, e o OH representa o grupo funcional álcool). O produto da reação depende da localização do grupo funcional OH na molécula de álcool, das proporções relativas do álcool e do íon dicromato e das condições de reação, como temperatura. Se o grupo OH está ligado a um átomo de carbono terminal e o produto é destilado à medida que se forma, o produto é um aldeído, que possui um grupo carbonila terminal (C = O). Um exemplo é a reação usada pelo bafômetro para detectar álcool etílico (C2H5OH) na respiração de uma pessoa:

    3C2H5OH + Cr2O7 2− + 8H + → 3CH3CHO + 2Cr 3+ + 7H2O

    Figura 5.3 Bebedores aprendem seus limites usando um teste de bafômetro padrão
    Foto de: KOMUnews


    Na química dos alimentos, as substâncias conhecidas como antioxidantes são agentes redutores. Ácido ascórbico (também conhecido como vitamina C C6H8O6) previne a oxidação potencialmente prejudicial das células vivas. No processo, é oxidado em ácido desidroascórbico (C6H6O6).

    No estômago, o ácido ascórbico reduz o íon nitrito (NO 2−) a óxido nítrico (NO):

    C6H8O6 + 2H + + 2NO 2− → C6H6O6 + 2H2O + 2NO

    Se essa reação não ocorresse, os íons nitrito dos alimentos oxidariam o ferro da hemoglobina, destruindo sua capacidade de transportar oxigênio.


    O tocoferol (vitamina E) também é um antioxidante. No corpo, acredita-se que a vitamina E atue eliminando subprodutos prejudiciais do metabolismo, como os fragmentos moleculares altamente reativos chamados radicais livres. Nos alimentos, a vitamina E atua evitando que as gorduras sejam oxidadas e, assim, fiquem rançosas.

    Finalmente, e da maior importância, as plantas verdes realizam a reação redox que torna possível quase toda a vida na Terra. Eles fazem isso por meio de um processo chamado fotossíntese, no qual o dióxido de carbono e a água são convertidos em glicose (C6H12O6) A síntese de glicose requer uma variedade de proteínas chamadas enzimas e um pigmento verde chamado clorofila, que converte a luz solar em energia química (Figura 5.4). Nesta reação, o dióxido de carbono é reduzido para formar glicose (C6H12O6), e a água é oxidada em gás oxigênio. Outras reações convertem a glicose (C6H12O6) a carboidratos, proteínas vegetais e óleos mais complexos. A reação química que ocorre é a seguinte:

    6CO2 + 6H2O → C6H12O6 + 6O2

    Figura 5.4 Diagrama de fotossíntese. Na fotossíntese, a energia da luz do sol é colhida pelos pigmentos de clorofila principalmente nas folhas da planta, onde é usada para converter dióxido de carbono e água em açúcar (glicose).

    5.5 Foco no Meio Ambiente e # 8211 Poluição do Ar

    Compreender e monitorar a qualidade do ar é essencial para os cientistas atmosféricos para ajudar a reduzir as emissões, proteger a saúde humana e o meio ambiente. Neste módulo de aprendizagem, aprenderemos sobre os poluentes atmosféricos, suas fontes e os efeitos sobre o meio ambiente e nosso sistema respiratório.

    Figura 5.5 Poluição do ar em Hong Kong. Em dois dias sem nuvens, a situação de neblina pode variar drasticamente dependendo da estação e da direção do vento. Fonte: Tóquio à frente

    Composição da Atmosfera

    O ar é composto de muitos gases diferentes. Para se ter uma ideia do que realmente consiste o ar, assista a este vídeo!

    O primeiro, o nitrogênio, é o maior constituinte da atmosfera. Se o ar fosse feito de 1000 partes, o nitrogênio exigiria 780 partes, ou 78%. O nitrogênio é muito importante para nós porque ajuda as plantas a obter minerais do solo para o crescimento das plantas. O próximo gás mais comum que está no ar é o oxigênio. O oxigênio compõe 209 partes, ou 20,9% do nosso ar. O oxigênio é importante para muitas coisas. Precisamos respirar, mas também é necessário para incêndios. O único problema é com o oxigênio, se você tem muito oxigênio é extremamente reativo. As coisas podem entrar em combustão se você tiver um ambiente rico em oxigênio, então ter o nitrogênio em nosso ar equilibra isso e nos dá a porcentagem certa de oxigênio e nitrogênio juntos para tornar o ar seguro para respirar e estar por perto.

    O próximo gás no ar é chamado de argônio. O argônio não faz muito por nós na atmosfera, mas temos 9 partes, ou 0,9% no ar. Argônio é um gás que pode ser colocado em um tubo com uma corrente elétrica para criar uma tonalidade roxa em um letreiro de néon. Em seguida, temos um gás sobre o qual ouvimos muito falar atualmente, que é o dióxido de carbono. Este gás é um dos gases-traço e é encontrado em pequenas concentrações na atmosfera. O dióxido de carbono é um gás que exalamos quando respiramos. Também é absorvido pelas plantas para criar a estrutura da planta. O dióxido de carbono é um gás de efeito estufa e permite que a radiação solar de entrada atravesse a atmosfera, mas intercepta a luz solar refletida ou de saída para causar um efeito de aquecimento em nossa atmosfera. Os gases residuais, incluindo dióxido de carbono, constituem 1 parte ou 0,1% do ar. Outros gases residuais incluem ozônio, óxido de nitrogênio, metano, hélio, néon, vapor d'água e vários outros.

    Figura 5.6. Composição da atmosfera. A maior parte da nossa atmosfera, 99%, é feita de oxigênio (O2) a 21% e nitrogênio (N2) em 78%. Gases de efeito estufa, como vapor d'água, dióxido de carbono e metano, são de vital importância para manter nosso planeta aquecido. Embora esses gases sejam encontrados em pequenas concentrações, eles são de vital importância na manutenção de uma temperatura global média de 59 o F.

    Poluentes

    O que é poluição do ar? Não são apenas os produtos químicos na atmosfera, mas os produtos químicos que têm efeitos nocivos para a saúde. Uma vez que o estamos inspirando, ele afetará nossa saúde e a função pulmonar e pode levar ao aumento do risco de câncer. Se os produtos químicos estão nos afetando negativamente, nós os chamamos poluentes. Por favor, assista ao seguinte vídeo tutorial que descreve os poluentes atmosféricos.

    Poluentes primários são emitidos diretamente para a atmosfera por uma fonte específica. Estes incluem compostos orgânicos voláteis (VOCs), como gases da evaporação da gasolina, monóxido de carbono (CO), que é um gás inodoro produzido por reações de oxidação, óxido de nitrogênio (NO), dióxido de nitrogênio (NO2), dióxido de enxofre (SO2), material particulado (PM) e chumbo (Pb), que costumava ser um aditivo comum na gasolina e em outras formulações industriais, como tintas. A poluição por chumbo será discutida em mais detalhes no Capítulo 7.

    Poluentes primários podem se combinar com outros produtos químicos na atmosfera e produzir poluentes secundários.

    Figura 5.7 Diagrama de poluentes primários e secundários. Diagrama por: Paul Anderson

    Como visto no capítulo 3, vários desses poluentes primários podem reagir para formar ácidos atmosféricos que são a causa da chuva ácida. Os exemplos do capítulo 3 incluem NÃOx compostos que reagem para produzir ácido nítrico (HNO3), e entao2 que reage para produzir ácido sulfúrico (H2TÃO4) O ozônio é outro poluente secundário que é formado por meio de reações químicas entre o NO2, VOCs e luz solar.

    1. NÃO 2 do escapamento do veículo, é fotolisado pela radiação ultravioleta (UV) (h ν) do sol e se decompõe em N O e um radical de oxigênio:


    2. O radical de oxigênio, então, reage com uma molécula de oxigênio atmosférico para criar ozônio, O3:


    3. Em condições normais, O3 reage com NO, para produzir NO2 e uma molécula de oxigênio:


    Este é um ciclo contínuo que leva apenas a um aumento temporário na produção líquida de ozônio. Para criar a poluição fotoquímica na escala observada em Los Angeles, o processo também deve incluir compostos orgânicos voláteis (VOCs).

    4. VOC & # 8217s (indicado como RH, onde R é um substituto para estruturas contendo carbono-oxigênio mais complicadas) reagem com hidróxido na atmosfera para criar água e uma molécula de VOC reativa:


    5. O VOC reativo pode então se ligar a uma molécula de oxigênio para criar um VOC oxidado:


    6. O VOC oxidado agora pode se ligar ao óxido de nitrogênio produzido no conjunto anterior de equações para formar dióxido de nitrogênio e uma molécula de VOC reativa:


    No segundo conjunto de equações (4-6), o óxido de nitrogênio, produzido na equação 1, é oxidado na equação 6 sem a destruição de qualquer ozônio. Isso significa que na presença de COVs, na equação 3, é essencialmente eliminado, levando a um grande e rápido acúmulo na névoa fotoquímica na baixa atmosfera.

    A EPA tem um gráfico interativo avaliando as concentrações de ozônio no nível do solo em um período de 8 horas. Por favor clique no link abaixo Uma vez no site, passe o mouse sobre as diferentes horas do dia na parte superior da página para ver como os níveis de poluição mudam. Qual é o ponto alto da poluição? Por que você acha que é esse o caso?

    De manhã, as concentrações de NO e VOC aumentam, à medida que as pessoas abastecem seus carros com gasolina e dirigem para o trabalho. No meio da manhã, os VOC & # 8217s começam a oxidar NO em NO2, reduzindo assim suas respectivas concentrações. Ao meio-dia, NÃO2 as concentrações máximas pouco antes da radiação solar se tornar intensa o suficiente para fotolisar o NO2 ligação, liberando um átomo de oxigênio que rapidamente é convertido em O3. No final da tarde, as concentrações máximas de poluição fotoquímica estão presentes.

    O ozônio pode ser útil ou prejudicial à nossa saúde e ao meio ambiente. Na estratosfera, o ozônio é produzido naturalmente, onde bloqueia os nocivos raios ultravioleta do sol. Este é um exemplo de ozônio “bom”. Na troposfera, o ozônio ao nível do solo contribui amplamente para a poluição atmosférica. Este é o ozônio “ruim”.

    Figura 5.8. Um perfil vertical que mostra o ozônio atmosférico, que inclui os níveis de ozônio troposférico e estratosférico. Observe que os altos níveis de ozônio de superfície em áreas urbanas e rurais são em grande parte devido à poluição humana.

    Melhorar a qualidade do ar

    Uma ampla gama de efeitos prejudiciais à saúde foi atribuída à poluição do ar, incluindo doenças respiratórias como asma e DPOC, doenças cardiovasculares, resultados adversos da gravidez (como parto prematuro) e até mesmo a morte. A poluição do ar pode ser melhorada e controlada por meio de regulamentação. O Clean Air Act (1970) nos Estados Unidos foi capaz de reduzir os poluentes e salvar vidas. Conforme visto no capítulo 3, com o controle da chuva ácida, a tecnologia é capaz de remover esses poluentes do ar antes de serem liberados. A Lei do Ar Limpo impõe padrões rígidos sobre certos poluentes para que as indústrias sejam limitadas quanto à quantidade de poluentes que podem lançar na atmosfera.

    A Lei do Ar Limpo exige que a Agência de Proteção Ambiental (EPA) estabeleça Padrões Nacionais de Qualidade do Ar Ambiente (NAAQS) para poluentes considerados prejudiciais à saúde pública e ao meio ambiente. A EPA estabeleceu padrões para seis critérios poluentes que incluem: monóxido de carbono (CO), chumbo (Pb), dióxido de nitrogênio (NO2), ozônio (O3), material particulado (PM) e dióxido de enxofre (SO2) Siga o link para saber mais sobre os critérios de poluentes e as concentrações nas quais eles são considerados inseguros pela EPA.

    Índice de Qualidade do Ar

    O Índice de Qualidade do Ar (AQI) é uma escala codificada por cores que varia de 0 a # 8211 500 e avalia a qualidade do ar à nossa volta. Uma classificação abaixo de 50 indica boa qualidade do ar, enquanto acima de 150 indica condições insalubres para todas as populações. Para saber mais sobre o AQI, assista ao próximo vídeo.

    A EPA dos Estados Unidos tem um site em tempo real intitulado AirNow, onde você pode pesquisar a qualidade do ar em qualquer estado dos Estados Unidos. Em 2007, as Embaixadas dos Estados Unidos na China também estabeleceram um Projeto Índice Mundial de Qualidade do Ar que está ajudando a monitorar a qualidade do ar em toda a região do mundo. Este projeto está atualmente fornecendo informações sobre a qualidade do ar em mais de 80 países, com mais de 10.000 estações de monitoramento. O Programa das Nações Unidas para o Meio Ambiente tem parceria com países de todo o mundo para tratar de questões de saúde e encontrar soluções para a poluição do ar.

    Atividade sugerida: peça aos alunos que baixem a seguinte atividade de classe air_pollution_in. Apresente o Programa Smog City em sala de aula e descreva como usar os vários controles. Peça aos alunos que concluam as partes 1 e 2 como tarefas de casa. Quando terminar, revise a tarefa com uma discussão em classe.

    5,6 Resumo do Capítulo

    Para garantir que você entendeu o material deste capítulo, você deve revisar os significados dos seguintes termos em negrito no seguinte resumo e se perguntar como eles se relacionam com os tópicos do capítulo.

    As leis científicas são declarações gerais que se aplicam a uma ampla variedade de circunstâncias. Uma lei importante na química é a lei da conservação da matéria, que afirma que em qualquer sistema fechado, a quantidade de matéria permanece constante.

    Equações químicas são usados ​​para representar reações químicas. Os reagentes transformam-se quimicamente em produtos. A lei da conservação da matéria requer que uma equação química adequada seja balanceada. Os coeficientes são usados ​​para mostrar os números relativos de moléculas de reagente e produto.

    Dentro estequiometria, quantidades de reagentes e / ou produtos podem ser relacionadas entre si usando a equação química balanceada. Os coeficientes em uma reação química balanceada são usados ​​para conceber as proporções adequadas que relacionam o número de moléculas de uma substância ao número de moléculas de outra substância.

    As reações químicas podem ser classificadas por tipo. Reações de combinação (também chamadas de reações de síntese) constroem ou fazem uma substância a partir de outras substâncias, enquanto, dreações de composição quebrar uma substância em várias substâncias.

    Reações de substituição única (ou deslocamento) ocorrem quando um elemento (mais freqüentemente um metal) substitui outro elemento de um composto. Eles podem ocorrer de duas formas: troca catiônica ou troca aniônica. Em trocas catiônicas, os íons positivos (cátions) da equação mudam de lugar. Em trocas aniônicas, os íons negativos (ânions) mudam de lugar. Observe que as reações de substituição simples geralmente também são reações redox.

    Reações de dupla substituição (ou deslocamento) ocorrem quando dois grupos químicos se substituem (trocam de parceiros) em seus respectivos compostos. As reações de dupla substituição podem ser de dois tipos principais: (1) reações de precipitação em que, pelo menos um dos produtos forma um precipitado sólido durante a reação, e (2) reações de neutralização ácido-base, em que um ácido é neutralizado por uma base para formar um sal e água. As regras de solubilidade são usadas para determinar se os produtos em uma reação de duplo deslocamento serão insolúveis e precipitarão da mistura de reação. Ambas as reações de precipitação e neutralização ácido-base podem ser escritas como equações iônicas líquidas.

    Reações de oxidação são reações em que um átomo perde um elétron. Reações de redução são reações em que um átomo ganha um elétron. Esses dois processos sempre ocorrem juntos, por isso são referidos coletivamente como reações de oxidação-redução (ou redox). A espécie que está sendo oxidada é chamada de agente redutor, enquanto a espécie que está sendo reduzida é a agente oxidante. Reações de combustão são um tipo de reação redox que combina oxigênio molecular com os átomos de outro reagente.

    As reações de oxidação-redução são comuns na química orgânica e biológica. A respiração, o processo pelo qual inalamos e metabolizamos o oxigênio, é uma série de reações redox. Na ausência de oxigênio, as reações redox ainda ocorrem em um processo denominado metabolismo anaeróbico. Os antioxidantes, como o ácido ascórbico, também desempenham um papel na dieta humana, atuando como agentes redutores em várias reações bioquímicas. A fotossíntese, processo pelo qual as plantas convertem água e dióxido de carbono em glicose, também se baseia em reações redox.


    Conteúdo

    A lei das proporções múltiplas é mais bem demonstrada usando compostos simples. Por exemplo, se alguém tentou demonstrá-lo usando o decano de hidrocarbonetos (fórmula química C10H22) e undecano (C11H24), seria possível descobrir que 100 gramas de carbono poderiam reagir com 18,46 gramas de hidrogênio para produzir decano ou com 18,31 gramas de hidrogênio para produzir undecano, para uma razão de massas de hidrogênio de 121: 120, que dificilmente é uma razão de "pequeno" números inteiros.

    A lei falha com compostos não estequiométricos e também não funciona bem com polímeros e oligômeros.

    A lei das proporções múltiplas foi uma prova chave da teoria atômica, mas é incerto se Dalton descobriu a lei das proporções múltiplas por acidente e então usou a teoria atômica para explicá-la, ou se sua lei foi uma hipótese que ele propôs para investigar a validade da teoria atômica. [4]

    Em 1792, Bertrand Pelletier descobriu que uma certa quantidade de estanho se combinaria com uma certa quantidade de oxigênio para formar um óxido de estanho, ou duas vezes a quantidade de oxigênio para formar um óxido diferente. [5] [6] Joseph Proust confirmou a descoberta de Pelletier e forneceu medições da composição: um óxido de estanho tem 87 partes de estanho e 13 partes de oxigênio, e o outro tem 78,4 partes de estanho e 21,6 partes de oxigênio. Estes eram provavelmente óxido de estanho (II) (SnO) e dióxido de estanho (SnO2), e suas composições reais são 88,1% de estanho - 11,9% de oxigênio e 78,7% de estanho - 21,3% de oxigênio.

    Os estudiosos que revisaram os escritos de Proust descobriram que ele tinha dados suficientes para ter descoberto a lei das proporções múltiplas, mas de alguma forma não o fez. Com relação aos óxidos de estanho mencionados acima, se Proust tivesse ajustado seus valores para um teor de estanho de 100 partes para ambos os óxidos, ele teria notado que 100 partes de estanho se combinariam com 14,9 ou 27,6 partes de oxigênio. 14,9 e 27,6 formam uma proporção de 1: 1,85, que é 1: 2 se perdoarmos o erro experimental. Parece que isso não ocorreu a Proust, mas ocorreu a Dalton. [7]


    Como calcular unidades de concentração

    Depois de identificar o soluto e o solvente em uma solução, você está pronto para determinar sua concentração. A concentração pode ser expressa de várias maneiras diferentes, usando composição percentual por massa, porcentagem de volume, fração molar, molaridade, molalidade, ou normalidade.

    Composição percentual por massa (%)

    Esta é a massa do soluto dividida pela massa da solução (massa do soluto mais massa do solvente), multiplicada por 100.
    Exemplo:

    Determine a composição percentual em massa de uma solução de sal de 100 g que contém 20 g de sal.
    Solução:

    20 g NaCl / 100 g solução x 100 = solução 20% NaCl

    Percentual de volume (% v / v)

    A porcentagem de volume ou a porcentagem de volume / volume é mais freqüentemente usada ao preparar soluções de líquidos. A porcentagem de volume é definida como:
    v / v% = [(volume de soluto) / (volume de solução)] x 100%
    Observe que a porcentagem de volume é relativa ao volume da solução, não ao volume de solvente. Por exemplo, o vinho tem cerca de 12% v / v de etanol. Isso significa que há 12 ml de etanol para cada 100 ml de vinho. É importante perceber que os volumes de líquido e gás não são necessariamente aditivos. Se você misturar 12 ml de etanol e 100 ml de vinho, obterá menos de 112 ml de solução.
    Como outro exemplo, álcool de fricção a 70% v / v pode ser preparado tomando 700 ml de álcool isopropílico e adicionando água suficiente para obter 1000 ml de solução (o que não será 300 ml).

    Fração Mole (X)

    Este é o número de mols de um composto dividido pelo número total de mols de todas as espécies químicas na solução. Lembre-se de que a soma de todas as frações molares em uma solução é sempre igual a 1.
    Exemplo:
    Quais são as frações molares dos componentes da solução formados quando 92 g de glicerol são misturados com 90 g de água? (peso molecular da água = 18 peso molecular do glicerol = 92)
    Solução:

    90 g de água = 90 g x 1 mol / 18 g = 5 mol de água
    92 g de glicerol = 92 g x 1 mol / 92 g = 1 mol de glicerol
    mol total = 5 + 1 = 6 mol
    xagua = 5 mol / 6 mol = 0,833
    x glicerol = 1 mol / 6 mol = 0,167
    É uma boa ideia verificar sua matemática, certificando-se de que as frações molares somam 1:
    xagua + xglicerol = .833 + 0.167 = 1.000

    Molaridade (M)

    A molaridade é provavelmente a unidade de concentração mais comumente usada. É o número de moles de soluto por litro de solução (não necessariamente igual ao volume do solvente!).
    Exemplo:

    Qual é a molaridade de uma solução feita quando a água é adicionada a 11 g de CaCl2 fazer 100 mL de solução? (O peso molecular do CaCl2 = 110)
    Solução:

    11 g CaCl2 / (110 g CaCl2 / mol CaCl2) = 0,10 mol CaCl2
    100 mL x 1 L / 1000 mL = 0,10 L
    molaridade = 0,10 mol / 0,10 L
    molaridade = 1,0 M

    Molalidade (m)

    Molalidade é o número de moles de soluto por quilograma de solvente. Como a densidade da água a 25 ° C é de cerca de 1 quilograma por litro, a molalidade é aproximadamente igual à molaridade para soluções aquosas diluídas nessa temperatura. Esta é uma aproximação útil, mas lembre-se de que é apenas uma aproximação e não se aplica quando a solução está em uma temperatura diferente, não é diluída ou usa um solvente diferente de água.
    Exemplo:
    Qual é a molalidade de uma solução de 10 g de NaOH em 500 g de água? (O peso molecular do NaOH é 40)
    Solução:

    10 g NaOH / (40 g NaOH / 1 mol NaOH) = 0,25 mol NaOH
    500 g de água x 1 kg / 1000 g = 0,50 kg de água
    molalidade = 0,25 mol / 0,50 kg
    molalidade = 0,05 M / kg
    molalidade = 0,50 m

    Normalidade (N)

    A normalidade é igual ao grama de peso equivalente de um soluto por litro de solução. Um peso equivalente em grama ou equivalente é uma medida da capacidade reativa de uma determinada molécula. A normalidade é a única unidade de concentração dependente da reação.
    Exemplo:

    Ácido sulfúrico 1 M (H2ASSIM4) é 2 N para reações ácido-base porque cada mol de ácido sulfúrico fornece 2 moles de íons H +. Por outro lado, o ácido sulfúrico 1 M é 1 N para a precipitação do sulfato, uma vez que 1 mole de ácido sulfúrico fornece 1 mole de íons sulfato.

    1. Gramas por litro (g / L)
      Este é um método simples de preparar uma solução com base em gramas de soluto por litro de solução.
    2. Formalidade (F)
      Uma solução formal é expressa em relação às unidades de peso da fórmula por litro de solução.
    3. Partes por milhão (ppm) e partes por bilhão (ppb)Usadas para soluções extremamente diluídas, essas unidades expressam a proporção de partes de soluto por 1 milhão de partes da solução ou 1 bilhão de partes de uma solução.
      Exemplo:

      Uma amostra de água contém 2 ppm de chumbo. Isso significa que para cada milhão de peças, duas delas são chumbo. Portanto, em uma amostra de um grama de água, dois milionésimos de um grama seriam de chumbo. Para soluções aquosas, a densidade da água é assumida como sendo 1,00 g / ml para essas unidades de concentração.

    Compreender e interpretar fórmulas químicas

    Antes de prosseguirmos com o equilíbrio das equações químicas, devemos primeiro saber como interpretar uma fórmula química em termos do número de átomos de cada elemento.

    Quantos átomos de cada elemento existem nas seguintes fórmulas químicas?

    • OC indica que ele possui um átomo de carbono.
    • O O2 indica que ele tem dois átomos de oxigênio.
    • Observe que o subscrito, neste caso 2, é apenas para o átomo de oxigênio imediatamente anterior. Não afeta o átomo de carbono.
    • Para cada NH3 molécula, o N indica que tem um átomo de nitrogênio e o H3 indica que tem três átomos de hidrogênio.
    • O número 2 na frente (chamado de coeficiente) indica que existem dois NH3 moléculas.
    • Portanto, no total, existem dois átomos de nitrogênio e seis átomos de hidrogênio.
    • Cada CH3A molécula de OH tem um átomo de carbono, quatro átomos de hidrogênio e um átomo de oxigênio.
    • O coeficiente de 3 na frente indica que há três CH3Moléculas OH.
    • Portanto, no total, existem três átomos de carbono, doze átomos de hidrogênio e três átomos de oxigênio.
    • Se você tiver um colchete, o subscrito deve ser multiplicado por todos os átomos no colchete. (NÃO3)2 significaria que existem dois átomos de nitrogênio e seis átomos de oxigênio.
    • Portanto, no total, há um átomo de bário, dois átomos de nitrogênio e seis átomos de oxigênio.
    • (ASSIM4)3 significaria que existem três átomos de enxofre e doze átomos de oxigênio.
    • O coeficiente de 2 na frente indica que há dois Al2(ASSIM4)3 moléculas.
    • Portanto, no total, existem quatro átomos de alumínio, seis átomos de enxofre e 24 átomos de oxigênio.

    A soma dos átomos antes da reação = a soma dos átomos após a reação

    O equilíbrio das equações químicas pode exigir algumas tentativas e erros. Existem algumas regras gerais que podem ser úteis, mas podem não funcionar o tempo todo.

    Experimente a calculadora Mathway gratuita e o solucionador de problemas abaixo para praticar vários tópicos de matemática. Experimente os exemplos fornecidos ou digite seu próprio problema e verifique sua resposta com as explicações passo a passo.

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    2.7 Material de fim de capítulo

    Problemas de aplicação

    Os problemas marcados com ♦ envolvem vários conceitos.

    Tetracloreto de carbono (CCl4) foi usado como solvente de limpeza a seco até ser descoberto que causava câncer de fígado. Com base na estrutura do clorofórmio fornecida na Seção 2.1 "Compostos Químicos", desenhe a estrutura do tetracloreto de carbono.

    O nitrato de amônio e o sulfato de amônio são usados ​​em fertilizantes como fonte de nitrogênio. O cátion amônio é tetraédrico. Consulte a Seção 2.1 "Compostos Químicos" para desenhar a estrutura do íon amônio.

    A luz branca em exibições de fogos de artifício é produzida pela queima de magnésio no ar, que contém oxigênio. Qual composto é formado?

    O sulfito de hidrogênio de sódio, que é usado para branquear e inchar o couro e para preservar o sabor em quase todos os vinhos comerciais, é feito de dióxido de enxofre. Quais são as fórmulas para esses dois compostos contendo enxofre?

    O ácido carbônico é usado em bebidas carbonatadas. Quando combinado com hidróxido de lítio, produz carbonato de lítio, um composto usado para aumentar o brilho dos esmaltes de cerâmica e como tratamento primário para depressão e transtorno bipolar. Escreva a fórmula para esses dois compostos contendo carbono.

    O vinagre é uma solução diluída de ácido acético, um ácido orgânico, em água. Que agrupamento de átomos você esperaria encontrar na fórmula estrutural do ácido acético?

    ♦ A sodamida, ou amida sódica, é preparada com sódio metálico e amônia gasosa. A sodamida contém o íon amida (NH2 -), que reage com a água para formar o ânion hidróxido removendo um íon H + da água. A amida de sódio também é usada para preparar cianeto de sódio.

    1. Escreva a fórmula para cada um desses compostos contendo sódio.
    2. Quais são os produtos da reação da sodamida com a água?

    Uma mistura de isooctano, n-pentano e n-heptano é conhecido por ter uma classificação de octanagem de 87. Use os dados na Figura 2.25 "As classificações de octanagem de alguns hidrocarbonetos e aditivos comuns" para calcular a quantidade de isooctano e n-heptano estão presentes se a mistura é conhecida por conter 30% n-pentano.

    Um destilado de petróleo bruto consiste em 60% n-pentano, 25% de metanol e o restante n-hexano por massa (Figura 2.25 "As classificações de octano de alguns hidrocarbonetos e aditivos comuns").

    1. Qual é a octanagem?
    2. Quanto MTBE teria que ser adicionado para aumentar a octanagem para 93?

    A gasolina premium vendida em grande parte da região central dos Estados Unidos tem uma octanagem de 93 e contém 10% de etanol. Qual é a octanagem da fração da gasolina antes da adição do etanol? (Veja a Figura 2.25 "As classificações de octanagem de alguns hidrocarbonetos e aditivos comuns".)


    Assista o vídeo: Fórmulas químicas para representar compuestos G7CCU5T2 (Novembro 2021).