Ácidos

ÁCIDOS:

Existem várias definições para ácidos, das quais a mais utilizada é a definição do químico Svant August Arrhenius. Segundo ele, ácidos são compostos que em solução aquosa, ionizam-se e liberam exclusivamente como cátion o íon H₃O⁺ (hidrônio ou hidroxônio).

Observe o esquema a seguir:

HCl + H₂O --------> Cl ^- + H₃O ⁺.

simplificando:

HCl + H₂O --------> Cl ^- + H ⁺.

Note que o ácido clorídrico quando reage com a água, libera como ânion o íon Cloro e como cátion o íon Hidroxônio.

Classificação dos ácidos quanto ao número de hidrogênios ionizáveis:

- Monoácidos » Apresentam apenas um hidrogênio ionizável. Exemplos: HBr, HCl, HNO₃, HF.

- Diácidos » Apresentam dois hidrogênios ionizáveis. Exemplos: H₂SO₄, H₂CO₃, H₂S.

- Triácidos » Apresentam três hidrogênios ionizáveis. Exemplos: H₃BO₃, H₃PO₄.

- Tetrácidos » Apresentam quatro hidrogênios ionizáveis. Exemplos: H₄SiO₄, H₄P₂O₇.

Classificação dos ácidos quanto ao número de elementos constituintes:

- Binários » Apresentam dois elementos. Exemplos: HBr, HCl, H₂S, HF.

- Ternários » Apresentam três elementos. Exemplos: H₂SO₄, H₃PO₄.

- Quaternários » Apresentam quatro elementos. Exemplos: HOCN.

Classificação dos ácidos quanto à presença de oxigênio na molécula:

- Oxiácidos » Apresentam oxigênio na molécula. Exemplos: H₄SiO₄, H₂SO₄, H₃PO₄.

- Hidrácidos » Não apresentam oxigênio na molécula. Exemplos: HBr, HCl, HF.

Nomenclatura dos ácidos:

Um dos maiores problemas para os alunos do ensino médio na química, é a nomenclatura das substâncias. Percebemos que toda a dificuldade estava no fato de que os alunos não conhecem os nomes dos ânions; sabendo que sem o devido aprendizado dos nomes dos ânions, fica praticamente impossível seu aprendizado para escrever as fórmulas e os nomes da substâncias. Expomos a necessidade de que você aprenda no mínimo os principais ânions.

Para a nomenclatura dos ácidos, proceda da seguinte forma:

Exemplo: HCl.

ÁCIDO + NOME DO ÂNION COM A TERMINAÇÃO ALTERADA.

A alteração deverá ser feita da seguinte forma:

terminação do ânion	alteração
ito	oso
ato	ico
eto	ídrico

O ânion Cl^-, chama-se cloreto, logo a terminação do ácido será ídrico.

O HCl, chama-se Ácido Clorídrico.

Cinética Quimica

CINÉTICA QUÍMICA:

É a parte da química que estuda a velocidade das reações químicas.

De modo geral:

V = | variação da quantidade de uma substância | ¸ intervalo de tempo.

A unidade da velocidade pode ser expressa em:

* mol / L x s

* mol / L x min

* mol / L x h

A velocidade de produção ou consumo de um substância, está diretamente relacionada com os coeficientes da reação, devidamente balanceada.

Reação: a A + b B ----------> c C + d D

Velocidade: VA ¸ a = VB ¸ b = VC ¸ c = VD ¸ d.

Fatores que influenciam na velocidade da reação:

- Superfície de contato: Quanto maior a superfície de contato, maior será a velocidade da reação.

- Temperatura: Quanto maior a tempertatura, maior será a velocidade da reação.

- Concentração dos reagentes: Aumentando a concentração dos reagentes, aumentará a velocidade da reação.

Numa reação química, a etapa mais lenta é a que determina sua velocidade. Observe o exemplo a seguir: O peróxido de hidrogênio reagindo com íons iodeto, formando água e oxigênio gasoso.

I - H₂O₂ + I^- ------> H₂O + IO^- (Lenta)

II - H₂O₂ + IO^- ------> H₂O + O₂ + I^- (Rápida)

Equação simplificada: 2 H₂O₂ ------> 2 H₂O + O₂.

A equação simplificada corresponde a soma das equações I e II. Como a etapa I é a etapa lenta, para aumentar a velocidade da reação, deve-se atuar nela. Tanto para aumentar ou diminuir a velocidade da reação, a etapa II (rápida) não vai influir; sendo a etapa I a mais importante.

A lei de Guldberg-Waage:

Considere a seguinte reação: a A + b B ----------> c C + d D

Segundo a lei de Guldberg-Waage; V = k [A]^a [B]^b.

Onde:

• V = velocidade da reação;
• [ ] = concentração da substância em mol / L;
• k = constante da velocidade específica para cada temperatura.

A ordem de uma reação é a soma dos expoentes das concentrações da equação da velocidade. Utilizando a equação anterior, calculamos a ordem de tal reação pela soma de (a + b).

Energia de ativação:

É a energia mínima necessária para que os reagentes possam se transformar em produtos. Quanto maior a energia de ativação, menor será a velocidade da reação.

Ao atingir a energia de ativação, é formado o complexo ativado. O complexo ativado possui entalpia maior que a dos reagentes e dos produtos, sendo bastante instável; com isso, o complexo é desfeito e dá origem aos produtos da reação. Observe o gráfico:

Onde:

• C.A.= Complexo ativado.
• Eat. = Energia de ativação.
• Hr. = Entalpia dos reagentes.
• Hp. = Entalpia dos produtos.
• DH = Variação de entalpia.

Catalisador:

O catalisador é uma substância que aumenta a velocidade da reação, sem ser consumida durante tal processo.

A principal função do catalisador é diminuir a energia de ativação, facilitando a transformação de reagentes em produtos. Observe o gráfico que demonstra uma reação com e sem catalisador:

Inibidor: é uma substância que retarda a velocidade da reação.

Veneno: é uma substância que anula o efeito de um catalisador.

Tipos de Ligações Químicas

TIPOS DE
LIGAÇÕES QUÍMICAS

Fonte: Professor Gladsney Santos Pena 

                 

LIGAÇÃO IÔNICA ou ELETROVALENTE

Metal + Ametal

Metal + Hidrogênio

LIGAÇÃO COVALENTE ou MOLECULAR

Ametal + Ametal

Metal + Hidrogênio

LIGAÇÃO METÁLICA

Metal + Metal 

EXEMPLOS DOS
TIPOS LIGAÇÕES QUÍMICAS 

Ligação iônica

Na+ Cl- Ocorre entre um metal e um ametal

O átomo de sódio (Na) se liga ao do cloro (Cl)

O sódio é um metal / O cloro é um ametal

Ligação covalente

CL₂ Ocorre entre dois ametais

O átomo de cloro (Cl) se liga a outro átomo de cloro (Cl)

O cloro é um ametal. A molécula de Cloro é Cl₂

Ligação metálica

Na_n Ocorre entre dois metais

Átomos de sódio (Na) ligados entre si

O sódio é um metal

CÁTIONS E ÂNIOS 

Átomo — perde elétrons — íons com carga positiva —CÁTION

Átomo — ganha elétrons — íons com carga negativa —ÂNION    

DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA
DA CAMADA DE VALÊNCIA

Legenda: F = Família / DV = Distribuição eletrônica da camada de valência / CG = Comportamento Geral / V =Valência / E = Eletrovalência

F	DV	CG	V	E
IA	1	Perder 1e-	1	+1
IIA	2	Perder 2e-	2	+2
IIIA	3	Perder 3e-	3	+3
IVA	4	Perder 4e- Receber 4e- Compartilhar4e-	4 4 4	+4 -4 —
VA	5	Receber  3e- Compartilhar  3e-	3 3	-3 —
VIA	6	Receber  2e- Compartilhar  2e-	2 2	-2 —
VIIA	7	Receber  1e- Compartilhar  1e-	1 1	-1 —
H	1	Receber  1e- Compartilhar 1e-	1 1	-1 —

LIGAÇÕES IÔNICAS OU ELETROVALENTES

• Ocorre entre íons positivos,cátions, e íons negativos,ânions.
• Caracteriza-se pela força de atração eletrostáticaentre os íons.
• Ocorre entre elementos que apresentam tendências opostas, isto é: 
  • um dos átomos da ligação tende a perder elétronsii. o outro átomo da ligação tende a ganhar elétrons
• pode ocorre entre um metal e um ametal, ou entre um metal e um hidrogênio

LIGAÇÃO IÔNICA ENTRE
O SÓDIO E O CLORO = CLORETO DE SÓDIO
(Na + Cl-)

                           O Sódio

                            ₁₁ Na

  1s²                   2s² 2p⁶                       3s¹ 

K=2                    L=8                             M=1 

• O sódio apresenta 1 elétron na última camada.
• se ele perder este elétron passará a ter como última, a segunda camada contendo 8 elétrons.

                              O Cloro

                         ₁₇ Cl  

1s²                   2s² 2p⁶             3s²  3p⁵

K=2                   L=8                     M=7 

• O cloro apresenta 7 elétrons na última camada.
• Se ele ganhar um elétron passará a ter uma composição eletrônica semelhante à de um gás nobre.

Sendo assim:

Na transfere (doa) o seu elétron de valência para Cl.

Ao perder 1 elétron, o Na⁰ transforma-se no íon Na⁺, com 8 elétrons na camada de valência (CÁTION)

Ao ganhar 1 elétron, o Cl⁰ transforma-se no íon Cl^-, com 8 elétrons na camada de valência (ÂNION)

Conclui-se, com isso, que:

• a configuração eletrônica dos íons é a mesma de um gás nobre, pois apresentam grande estabilidade.
• a atração de natureza elétrica os mantém unidos

METAIS — 1, 2, 3 elétrons na camada de valência

                         PERDEM os elétrons da camada de valência 

AMETAIS — 5, 6, 7 elétrons na camada de valência

                        GANHAM até completarem 8 elétrons na camada de valência 

OUTRO EXEMPLOLIGAÇÃO IÔNICA ENTRE O SÓDIO E O OXIGÊNIO (Na₂O)

                                O Sódio

                          11 Na

1s²                  2s² 2p⁶                       3s¹

K=2                  L=8                               M=1

a) 1 elétron na última camada = METAL

b) Na⁰ — perde 1 elétron = Na⁺

                        Oxigênio

                         ₈ O

1s²                   2s² 2p⁴

K=2                  L= 6

  a) 6 elétrons na última camada = AMETAL

b) O⁰ — ganha 2 elétrons = O^2-

Importante

Em uma ligação eletrônica, o número de elétrons perdidos por um átomo é igual ao número de elétrons recebidos pelo outro átomo.

Observe

Para completar octeto do oxigênio, são necessários 2 elétrons.

Mas um átomo de o sódio só pode doar um elétron.

Então, para essa ligação eletrônica, é necessário:

1 átomo de oxigênio + 2 átomos de sódio = Na₂O

OUTRO EXEMPLOLIGAÇÃO IÔNICA ENTRE
O ALUMÍNIO E O OXIGÊNIO Al₂O₃

                          O Sódio

                         ₁₃ Al

1s²                   2s²2p⁶                        3s²3p¹ 

K=2                  L=8                               M=3

• 3 elétrons na última camada = METAL
• Al⁰ — perde 3 elétron = Al⁺³

                        Oxigênio

                         ₈ O

1s²                   2s² 2p⁴

K=2                  L= 6

• 6 elétrons na última camada = AMETAL
• O⁰ — ganha 2 elétrons = O^2-
•   Essa ligação iônica estabelece as seguintes fórmulas:

FÓRMULA PRÁTICA

Al ⁺³ O^2- = Al₂ O₃

Observe que a indicação da quantidade de elétrons que o alumínio doou, antes situava em posição elevada ao seu símbolo; da mesma forma ocorria com a indicação da quantidade de elétrons que o oxigênio recebeu. Na fórmula, ocorre uma inversão. O número que indicava quantidade de elétrons que o alumínio doou, transfere-se para o lado inferior do símbolo do oxigênio, dispensando os sinais negativo ou positivo. O mesmo ocorre com o oxigênio.Essa representação demonstra que: 

CADA ÁTOMO DE ALUMÍNIO PERDE 3 ELÉTRONS
2 ÁTOMOS PERDEM 6 ELÉTRONSCADA
ÁTOMO DE OXIGÊNIO GANHA 2 ELÉTRONS
3 ÁTOMOS GANHAM 6 ELÉTRONS  

HÁ UM EQUILÍBRIO DE CARGAS

O número de elétrons que os dois átomos de alumínio perdem é igual ao número de elétrons que os 3 átomos de oxigênio ganham.

A FÓRMULA DE LEWIS (no desenho acima) ilustra bem essa situação. 

Exercícios

1º Faça a distribuição eletrônica dos átomos abaixo, e a fórmula do composto formado na combinação dos elementos de cada par: 

• a) Ca (Z= 20) e Cl (Z = 17)
• b) Ba (Z = 56) e F (Z = 9)
• c) K (Z = 19) e S (Z = 16)
• d) Mg (Z = 12) e Cl (Z = 17)
• e) Ca (Z = 20) e N (Z = 7)
• f) Al (Z = 13) e Cl (Z= 17) 

2º Um elemento X possui na sua camada de valência (última camada) elétrons e um elemento Y possui apenas 2 elétrons. Qual a fórmula e o tipo de ligação do composto formado por esses elementos? 

3º Explique por que o íon Mg²⁺ possui maior estabilidade do que o íon Mg⁺  

4º Registre a fórmula e o tipo de ligação que se estabelece entre o metal alcalino X do 3º período e o calcogênio Y também do 3º período.

Regra do Octeto

Bom galera, a "Regra do Octeto" é essencial para compreender como deixar um átomo estável.
Ela ocorre da seguinte forma:
1- Todo átomo tem de obter 8 elétrons na camada de valência para ficar estável. Com exceção
( B, Be, P e S) em alguns casos ou nos seguintes casos ( He, H ) que tendem a ficar com 2 elétrons ou so teria a camada K = 2é.
2 - Este procedimento ocorre por meio de Ligações Químicas.
3 - As Ligações Químicas podem ser ( Iônica, Covalente ou Metálica )