Apostila de química inorgânica, Resumos de Química Inorgânica

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CURSO TÉCNICO EM QUIMICA

Disciplina:

TECNOLOGIA DE MATERIAIS INORGANICOS I

Valdir Salgado

2019

SUMÁRIO

CONCEITO DE QUÍMICA:

É o ramo da ciência que estuda:

• a matéria;
• as transformações da matéria;
• e a energia envolvida nessas transformações;
• é a ciência que estuda os fenômenos da natureza.

Fenômenos físicos → são fenômenos que NÃO MODIFICAM a estrutura do corpo envolvido.

Ex → amassar papel

FENÔMENOS QUÍMICOS → são fenômenos que MODIFICAM a estrutura do corpo envolvido.

Ex → queimar papel

Exercícios

a) Assinale (F) para fenômeno físico, e (Q) para fenômeno químico:

1. ( ) → encher uma bexiga;

2. ( ) → queima da gasolina nos combustíveis;

3. ( ) → Água se tornando gelo;

4. ( ) → fritar batatas;

5. ( ) → mistura de areia e pedra:

6. ( ) → um prego enferrujando;

7. ( ) → um copo quebrado:

8. ( ) → mistura de areia, cimento, cal e água;

9. ( ) → ferver água;

10. ( ) → o apodrecimento de uma fruta;

11. ( ) → escrever com lápis;

12. ( ) → fermentar massa de pão;

13. ( ) → derreter chumbo;

14. ( ) → cozinhar ovos;

15. ( ) → precipitação de chuvas;

16. ( ) → sal de fruta se dissolvendo na água;

17. ( ) → um arco íris no céu;

18. ( ) → suco de uva se transformando em vinho;

19. ( ) → amassar papel;

20. ( ) → queimar papel;

21. ( ) → perfume evaporando;

22. ( ) → respiração humana;

23. ( ) → diminuição das bolas de naftalina;

UNIDADES DE MEDIDAS

Em Química, para realizar qualquer experimento, além dos conceitos básicos de matéria e energia, também

é necessário conhecer algumas unidades de medida. A medida de uma grandeza é um número que expressa uma

quantidade comparada com um padrão previamente estabelecido.

MASSA

Massa (m) é a quantidade de matéria que existe em um corpo. A determinação da massa de um corpo é

feita pela comparação de sua massa, inicialmente desconhecida, com outra massa previamente conhecida, uma

massa-padrão. Para essa determinação, usa-se um aparelho chamado balança.

Relações mássicas:

1 kg = 1.000 g= 10

mg 1 g = 1.000 mg = 0,001 kg 1 ton = 1. 000 kg = 10

g

Quilograma Hectograma Decagrama Grama Decigrama Centigrama Miligrama

kg hg dag g dg cg mg

Efetue as seguintes transformações:

a) 2,5 mg em g b) 9,56 dg em mg

c) 0,054 hg em cg d) 54 dag em dg

e) 2,45 kg em hg f) 2,6 g em kg

g) 3kg em g h) 4,5 kg em g

i) 1,235 hg em g j) 4,25 dag em g

k) 0,75 g em cg l) 6450 mg em g

m) 850 cg em g n) 635,2 g em hg

o) 274,5 g em kg

VOLUME

Ocupar lugar no espaço é uma característica da matéria associada à grandeza denominada volume. Em

outras palavras, o volume de uma porção de matéria expressa o quanto de espaço é ocupado por ela. O volume

de um corpo é determinado multiplicando-se seu comprimento por sua altura e por sua largura.

V = comprimento x altura x Largura

Unidades de volume importantes são o decímetro cúbico (dm

), o litro (L), o centímetro cúbico (cm

), o

mililitro (mL) e o metro cúbico (m

). No sistema internacional (SI) a unidade-padrão de volume é o metro cúbico (m

No entanto, a unidade mais usada na Química é o litro (L).

Relações volumétricas

1 dm

= 1 L

1 L = 1.000 mL

1 cm

= 1 mL

1 m

= 1.000 L

a) 10

b) 10

c) 10

d) 10

e) 10

11. .Um caminhão-pipa transporta, em média, 15.000 L de líquido em geral. A quanto equivale esse volume em

a) Metros cúbicos?

b) Decímetros cúbicos?

c) Centímetros cúbicos?

d) Mililitros?

12. A massa de ar contida em um quarto de tamanho médio é aproximadamente de 3 4 ,9 kg. A quanto equivale

essa massa em

a) Gramas?

b) Toneladas?

c) Miligramas?

Gabarito:

Fenômenos

A) 1 - F; 2-Q; 3-F; 4-Q; 5-F; 6-Q; 7-F; 8-Q; 9-F; 10-Q; 11-F; 12-Q; 13-F; 14-Q; 15-F; 16 - Q; 17-F; 18-Q; 19-F; 20-Q.

Massa

a) 0,0025 g b) 956 mg c) 540 cg d) 54000dg e) 245 hg f) 0,0026 kg g) 3000 g

h) 4500 g i) 123,5 g j) 42,5 g k) 75 cg l) 6,450 g m) 8,50 g n) 6,352 hg

o) 0,275 kg

volume

a) 9×

12 dam

3 b) 6,3149×

9 m

3 c) 0,009516 dm

3 d) 0,026149 m

3 e) 25000 L

f) 9,732 m

3 g) 0,3 m

3 h) 50 dm

3 i) 500 dam

3 j) 200000 cm

3 k) 6000000 dam

3

l) 4500 L m) 600 L n) 12700 L o) 7000 L p) 7×

6 m

3 q) 28×

6 dm

3

r) 39 m

3 s) 3,93×

9 m

3 t) 8953 dam

3 u)931900 cm

3

Exercícios

1. 0,320 kg 2) 4756 g 3) 5 g 4) 179 kg 5) 2500 L 6) 1500 mL

2. 20 xicaras 8) 60 caixas 9) 200 sacos 10) c

3. a- 15 m

3 , b) 0,015 dam

3 , c) 15×

6 cm

3 , d) 1,5×

7 mL

12. a- 34900 g, b) 0,0349 ton, c) 349000000 mg

ELEMENTO:

E uma substancia pura, simples, fundamental e elementar (ex.: sódio, cloro, hidrogênio, oxigênio, ferro, etc.).

Um elemento não pode ser separado ou decomposto em substancias mais simples. Cada elemento pode ser

representado por um símbolo. Assim, a palavra elemento normalmente e relacionada ao símbolo químico da

substancia simples.

A primeira tentativa de relacionar os diferentes elementos químicos da natureza foi realizada por Lavoisier,

em 1789, compondo uma lista de 33 substancias tomadas como elementos, porem um pouco mais de 20 eram

realmente elementos. Hoje em dia se conhecem 111 elementos.

MATERIA:

Tudo que tem massa e ocupa lugar no espaço.

Propriedades da matéria

Gerais Funcionais Especificas

Massa

Volume

Ácidos

Bases

Sais

Óxidos

Químicas Organoléticas Físicas

Reação Sentidos

Densidade

Ponto de fusão

Ponto de ebulição

Dureza

Volatilidade

Solubilidade

OBS: As propriedades físicas fenômenos físicos (não formam novas substâncias)

As propriedades químicas fenômenos químicos (formam novas substâncias)

SUBSTANCIA PURA:

Possui fórmula.

Propriedades definidas.

Composição fixa.

a) Simples: Formada por um único elemento. Ex: O 2

, H

2

b) Composta: Formada por mais de um elemento. Ex: H 2

O, C

6

H

12

O

6

MI STU RA :

Não possui fórmula.

Não tem propriedades definidas.

Não possui composição fixa.

EXERCICIOS

1. Na mistura agua + açúcar + limalha de ferro + sal, quantas componentes temos?

2. Dados os sistemas abaixo assinale (Ho) para homogêneo e (He) para heterogêneo:

a) ( ) ar

b) ( ) agua + areia + gelo

c) ( ) granito

d) ( ) álcool

e) ( ) agua + óleo

f) ( ) agua mineral

g) ( ) água + gasolina;

h) ( ) água + sal dissolvido;

i) ( ) água + sal dissolvido + sal não-dissolvido;

j) ( ) água + gelo;

k) ( ) vinagre;

l) ( ) óleo de cozinha;

m) ( ) ar atmosférico;

n) ( ) ar com poeira.

3. Dadas as misturas abaixo, indique o numero de fases que elas podem ser observadas em cada caso:

a) ( ) agua + areia + gelo

b) ( ) agua + óleo + arroz

c) ( ) agua + oleo

d) ( ) gasolina + álcool + serragem

4. (Ufac) A mistura de água e álcool é:

a) homogênea gasosa. b) heterogênea líquida. c) homogênea líquida.

d) heterogênea sólida-líquida. e) simples.

5. (MACK-SP) O número de substâncias simples entre as substâncias de fórmula: O 3 , H 2 O, Na, P 4 , CH 4 , CO 2 e CO é:

a) 2. b) 3. c) 4. d) 5. e) 7.

6. (UFPA) Considerando-se a reação: C + H 2 O → CO + H 2 Entre reagentes e produtos estão presentes:

a) 2 substâncias simples e 2 compostas.

b) 1 substância simples e 3 compostas.

c) 3 substâncias simples e 1 composta.

d) 4 substâncias simples.

e) 4 substâncias compostas.

7. (UFSC) Dentre as proposições abaixo, escolha os itens que contêm somente substâncias compostas.

I — S 8 , O 3 , P 4 , I 2.

II — FeS, Al 2 O 3 , CO 2 , HgI 2.

III — Ca, Mn, Pb, He.

IV — NaCl, H 2 , H 2 SO 4 , Au.

V — KOH, Ni(NO 3 ) 2 , O 2 , Cl 2.

VI — Cd, Co, Zn, B.

8. (UFSM-RS) Considere as misturas:

I. areia e água

II. sangue

III. água e acetona

IV. iodo dissolvido em álcool etílico

Classificam-se como homogêneas:

a) apenas I e II.

b) apenas I e III.

c) apenas II e IV.

d) apenas III e IV.

e) apenas I, II e III.

9. (Ufes) Em um sistema, bem misturado, constituído de areia, sal, açúcar, água e gasolina, o número de fases é:

a) 2 b) 3 c) 4 d) 5 e) 6

10. (Ufes) Observe a representação dos sistemas I, II e III e seus componentes. O número de fases em cada um é,

respectivamente:

a) 3, 2 e 4 b) 3, 3 e 4 c) 2, 2 e 4 d) 3, 2 e 5 e) 3, 3 e 6

Gabarito:

2. a- Ho; b- He; c- He; d- Ho; e- He; f- Ho; g- He, h- Ho; i- He; j- He; k- Ho; l- Ho; m- Ho; n- He

2. 4 cm

3 de alumínio tem massa de 10,8 gramas. Calcule sua densidade.

3. A densidade do chumbo é 11,4 g/mL. Qual a massa em quilogramas de bloco de 2 litros desse metal?

4. Qual a densidade de 1 litro de uma solução com massa igual 0,8 kg

5. Uma substância tem 80 g de massa e o volume de 10 cm

3

. Determine a densidade em kg/m

3

6. Determinar o volume que ocupam 300 g de mercúrio sabendo que sua densidade é 13,6 g/cm

3

7. Qual é, em gramas, a massa de um volume de 50 cm

3 de um líquido cuja densidade é igual a 2 g/cm

3 ?

8. Explique por que a massa é diferente se o volume de água e de óleo é igual.

9. A densidade de uma determinada substância é igual a 0,740g/cm³, determine o volume ocupado por uma massa de

0,500kg dessa substância.

10. Determine o volume de uma solução cuja massa é 874g e sua densidade é 1,150 g/mL

11. Qual a massa de uma chapa de ferro de volume 650 cm

3 ? A densidade absoluta do ferro é 7,8 g/cm

3 .

Dado: (1 cm

3 = 1mL)

12. A densidade absoluta da gasolina é 0,7 g/cm

3

. Qual o volume ocupado por 420 g de gasolina?

Dado: (1 cm

3 = 1mL)

13. A densidade absoluta do mercúrio é 13,6 g/cm

3

. Calcule o volume ocupado por 680 g dessa substância

Dado: (1 cm

3 = 1mL)

14. Um bloco de ferro (d=7,6 g/cm

3 ) tem as seguintes dimensões: 5 cm x 10 cm x 3 cm. Determine a massa, em kg, do

bloco. (Dado: (1 cm

3 = 1mL)

15. (Unicamp-SP) Três frascos de vidro transparente, fechados, de formas e dimensões iguais, contêm cada um a

mesma massa de líquidos diferentes. Um contém água, o outro, clorofórmio e o terceiro, etanol. Os três líquidos são

incolores e não preenchem totalmente os frascos, os quais não têm nenhuma identificação. Sem abrir os frascos, como

você faria para identificar as substâncias?

A densidade (d) de cada um dos líquidos, à temperatura ambiente, é:

d(água) = 1,0 g/cm

3

d(clorofórmio) = 1,4 g/cm

3

d(etanol) = 0,8 g/cm

3

16. Uma proveta tinha 8,75 mL de água destilada. Ao colocar uma peça de metal com massa 10 g dentro da proveta,

o volume da água subiu para 10 mL. Qual a densidade do metal em g/cm

3 ? Dado: (1 cm

3 = 1mL)

17. (UFPI) Em uma cena de um filme, um indivíduo corre carregando uma maleta tipo 007 (volume de 20 dm3) cheia

de barras de um certo metal. Considerando que um adulto de peso médio (70 kg) pode deslocar com uma certa

velocidade, no máximo, o equivalente ao seu próprio peso, indique qual o metal contido na maleta, observando os

dados da tabela ao lado.

(Dado: 1 dm

3 = 1 L = 1 000 cm

3 )

a) Alumínio

b) Zinco.

c) Prata.

d) Chumbo.

e) Ouro.

GABARITO

1. Benzeno , agua e clorofórmio

2. d= 2,7 g/mL

3. m= 22,8 g

4. d= 0,8 g/mL

5. d= 8000 kg/m

3

6. v= 22,05 mL

7. m= 100 g

8. Densidade

9. V= 676 mL

10. V= 760 mL

11. m= 5070 g

12. V= 600 mL

13. V= 50 mL

14. m= 1,14 kg

15. pesando/ densidade

16. d= 8 g/mL

17. d= 3,5 g/mL alumínio

- Chadwick - descoberta do nêutron, partícula situada no núcleo cm carga zero e massa 1.

COMPOSICAO DO ATOMO

a) Átomos são minúsculas partículas encontradas nas matérias. Os átomos são formados por partículas

subatômicas, sendo três muito importantes:

CARACTERISTICAS DO ATOMO

a) Número Atômico – Z

• E o número de prótons existentes no núcleo do átomo. Cada elemento químico tem o seu número atômico próprio,

correspondente a sua carga nuclear positiva. Os átomos estão organizados na Tabela Periódica em ordem crescente

de seus números atômicos.

b) Numero de Massa - A

• E a soma do número de prótons com o número de nêutrons encontrados no núcleo do átomo.

c) Numero de Elétrons - e

• Em um átomo natural, o número de elétrons e sempre igual ao número de prótons, fazendo com que sua carga

elétrica seja nula.

d) Numero de Nêutrons - n

• O número de nêutrons existente no núcleo do átomo altera apenas a sua massa nuclear e atômica, sem alterar a

natureza dele e as suas propriedades químicas.

ISOTOPOS, ISOBAROS, ISOTONOS e ISOELETRONICOS

a) Isótopos são átomos com o mesmo número atômico e diferentes números de massa, devido aos diferentes

números de nêutrons nos seus núcleos. Como se trata de mesmo número atômico, temos o mesmo elemento químico,

com propriedades muito parecidas.

Por exemplo temos as seguintes representações:

b) Isóbaros são átomos que possuem o mesmo número de massa (A) e diferentes números atômicos.

Por exemplo temos a seguinte representação:

c) Isotonos são átomos que possuem igual número de nêutrons, diferentes números de prótons e diferentes

números de massas, por exemplo:

d) Isoeletrônicos: átomos e íons que apresentam a mesma quantidade de elétrons.

ELEMENTOS QUIMICOS E IONS

Elemento químico e o conjunto de todos os átomos com o mesmo número atômico, ou seja, com o mesmo

número de prótons. A indicação geral de um átomo e feita por:

• A indicação de um elemento especifico e feita utilizando-se o símbolo do elemento ao invés do X , como por exemplo

• 1895 - Jean Perrin – Raios catódicos em tubos de descarga elétrica consistem de partículas, definidas como

negativas.

• Neste ano, Röentgen , realizando experimentos em que utilizava gases altamente rarefeitos em uma ampola

de Crookes, descobriu acidentalmente que, a partir da parte externa do tubo, eram emitidos raios que

conseguiam sensibilizar chapas fotográficas. Ele denominou esses raios (ondas eletromagnéticas de origem

desconhecida) de raios X.

• 1896 - Descoberta da Radioatividade – físico francês Antoine Henri Becquerel

Átomos não são indestrutíveis; eles podem se decompor, formando átomos de elementos diferentes.

Becquerel identificou através de diversas experiências que a radioatividade envolve três tipos de raio, de

características próprias, denominados de alfa (partículas pesadas e positivamente carregadas), beta (partículas

leves e negativamente carregadas) e gama (radiações eletromagnéticas).

• 1897 - J. J. Thomson : raios catódicos realmente são elétrons; sugeriu os elétrons como componentes de todos

os átomos.

• 1898 - Modelo Atômico de Thomson

Thomson sugeriu que o átomo deveria ser formado por uma esfera positiva (não maciça), na qual estavam

“incrustados” elétrons de carga negativa, de modo que a carga total fosse nula.

• 1900 - Teoria dos Quanta (Espectros de Emissão) – físico alemão Max Planck

Em 1900, Max Planck, um físico alemão, introduziu a teoria dos quanta.

Essa teoria diz que a energia se propaga de forma descontínua, como “pacotinhos de energia”, chamados

de quantum (no plural, quanta).

O valor de um quantum não é fixo, ele depende da frequência de propagação da energia.

O espectro eletromagnético abrange desde ondas de rádio, com comprimento de onda de um quilômetro

ou mais, até raios gama, cujos comprimentos de onda podem ser menores que 1 Å (

• 8 cm).

A energia da radiação eletromagnética depende do seu comprimento de onda:

E = h c / 

Onde E é a energia da radiação (em calorias), h é a constante de Planck (1,58 x 10

• 34 cal. s), c é a

velocidade da luz, e  é o comprimento de onda da radiação (em centímetros).

No começo do século XIX, os físicos observaram que quando aqueciam determinados elementos numa

chama, ou quando disparavam uma descarga elétrica através de gases num tubo, o material incandescente não

emitia um espectro contínuo, mas um constituído de luz de certos comprimentos de onda característicos.

Passado através de um prisma, tal espectro aparece como uma série de linhas claras e finas. Os físicos alemães

Gustav Kirchhoff e Robert Bunsen enfatizaram que o espectro de raias de um elemento é tão característico

quanto uma impressão digital, e procederam à demonstração do poder da espectroscopia como uma ferramenta

da análise química, descobrindo dois elementos antes desconhecidos, o césio e o rubídio. O aparecimento da

teoria atômica levou os físicos a associar a emissão de luz com o comportamento do elétron e, especificamente,

com as variações das distâncias entre o elétron e o núcleo.

Tomemos, por exemplo, o espectro completo das radiações eletromagnéticas, onde a parte visível

corresponde à decomposição da luz branca ao atravessar um prisma de difração:

Visibilidade

das ondas

Ondas

eletromagnéticas

(“luz”)

Frequência, em Hertz

Invisível

(ondas

hertzianas)

Telegrafia < 10

0

Ondas longas (de

rádio)

0 a 10

5

Ondas médias (de

rádio)

6

Ondas curtas (de rádio) 10

7 a 10

9

TV e FM 10

8

Micro-ondas 10

9 a 10

12

Infravermelho 10

12 a 10

14

Visível

(cores da

luz)

Vermelho 4,00. 10

14 a 4,.

14

Alaranjado 4,84. 10

14 a 5,08. 10

14

Amarelo 5,08. 10

14 a 5,26. 10

14

Verde 5,26. 10

14 a 5,66. 10

14

Azul 5,66. 10

14 a 6,00. 10

14

Anil 6,00. 10

14 a 6,67. 10

14

Violeta 6,67. 10

14 a 7,50. 10

14

Invisível

Ultravioleta 10

15 a 10

17

Raios X 10

16 a 10

21

Raios gama () 10

18 a 10

23

Raios cósmicos > 10

23

OBSERVAÇÃO:

frequência (  ) = velocidade (c) / comprimento de onda (  )

A velocidade de uma onda eletromagnética (c) é

aproximadamente igual à velocidade da luz (300 000 km/s).

Cada uma dessas ondas eletromagnéticas, visíveis ou não, representa uma energia que se propaga numa

certa frequência, à qual corresponde um determinado valor de quantum.

• 1903 - Modelo Atômico de Lenard

Phillipp Lénard, físico da universidade de Heidelber, sugeriu um modelo atômico formado por pares de cargas

positivas e negativas, aos quais chamou de “dinamidas”.

• 1904 - Modelo Atômico de Nagaoka

Hantaro Nagaoka publicou, em 1904, no Japão, uma descrição moderna para a época. Nagaoka sugeriu que o

átomo era constituído de um anel de elétrons ao redor de um centro muito denso; comparou o átomo com o

planeta Saturno e seus respectivos anéis, que permanecem estáveis porque o planeta é bastante denso para

mantê-los em suas órbitas.