Reações químicas

Uma reação química ocorre quando certas substâncias sofrem transformações em relação ao seu estado inicial (reagentes). Para que isso possa acontecer, as ligações entre átomos e moléculas devem ser rompidas e devem ser restabelecidas de outra maneira. Como essas ligações podem ser muito fortes, geralmente é necessária energia na forma de calor para iniciar a reação. As equações químicas representam as reações químicas. As substâncias iniciais de uma reação química, as que reagem, são chamadas de reagentes. Já as substâncias finais de uma reação, as que se formam, são chamadas de produto. 

Exemplo:

2 H2 + O2 →  2 H2O + calor
H2 e O2 são os reagentes, e H2O é o produto.
O número que precede a substância é denominado coeficiente. O coeficiente indica a proporção entre as substâncias que participam da reação. Quando a substância não é precedida de nenhum número, significa que o coeficiente é o número 1.

1. Síntese
Na reação de síntese, uma substância composta é formada pela junção de duas ou mais substâncias (simples ou compostas).
Exemplos:

Cu + S → CuS
SO2 + H2O → H2SO3

Tais reações seguem o seguinte modelo geral: A+B→AB

2. Decomposição
É a reação onde uma substância se divide em duas ou mais substâncias de estrutura mais simples.
Exemplos:
2AgBr  →    2Ag  + Br₂
2Cu(NO₃)₂   →    2CuO  +  4NO₂  +  O₂   

3. Simples troca
Ocorre quando uma substância simples reage com uma composta originando novas substâncias: uma simples e outra composta.

A + XY → AY + X

Exemplo: Quando uma lâmina de zinco é introduzida em uma solução aquosa de ácido clorídrico, vai ocorrer a formação de cloreto de zinco e o gás hidrogênio vai ser liberado.

Zn (s) + 2 HCl (aq) → ZnCl₂(aq) + H₂ (g)

Observe que o Zinco deslocou o Hidrogênio, daí o porque do nome “reação de deslocamento”.

4. Dupla troca

A reação de dupla troca ocorre entre duas substâncias compostas e resulta na produção de outras duas novas substâncias compostas.

Pode ser representada basicamente da seguinte maneira: AB+CD→AD+CB

Estas reações ocorrem, em solução, quando os íons positivos e negativos de uma substância encontram os íons de uma outra substância.

Exemplos:

- Um produto insolúvel é formado em solução aquosa:

KCl + Ag NO3 → KNO3 + AgCl(s)
K2CO3 + 2 HCL → 2 KCL + H2CO3
H2CO3 → H2O + CO2
2K+ + CO3 + 2H+ + 2Cl− → 2K+ + Cl− + H2O + CO2

Óxidos

Óxidos
Esses elementos são caracterizados por se tratarem de compostos binários, ou seja, formados por dois elementos – como é o caso do seguinte exemplo: FeO + Fe₂O₃ = Fe₃O_{4 –} sendo um dos quais o oxigênio, e algum outro que esteja presente na tabela, mas menos eletronegativo – o caso do composto OF₂, não  caracteriza um óxido, pois o flúor é um elemento mais eletronegativo que o Oxigênio, o que quebra um dos parâmetros básicos para a definição de óxidos.

1. Classificação 
A) Óxidos Básicos: reagem com água para formar bases ou reagem com ácidos formando sal e água.
Exemplos:
Na₂O  + H₂O  →  2NaOH
2Na₂O  + 2HCl  →  2NaCl  + H₂O
São sólidos iônicos. Metais alcalinos e alcalinos terrosos reagem com a água. Estes metais tem NOX 1+, 2+ e 3+.
B) Óxidos Ácidos: reagem com água para formar ácido ou reagem com base formando sal e água.
Exemplos:
SO₃ + H₂O  →  H₂SO₄
SO₃ + 2 NaOH  →  Na₂SO₄ + H₂O 
São formados por oxigênio e não-metais ou metais com NOX elevado.
C) Óxidos Anfóteros: comportam-se como óxidos básicos e também como óxidos ácidos. Só reagem com ácido forte ou base forte.
Exemplos:
ZnO  + HCl  →  ZnCl₂  +  H₂O 
ZnO  +  2NaOH  →  Na₂ZnO₂  +   H₂O 
São, em geral, sólidos iônicos, insolúveis em água.
Podem ser formados por: Zn, Pb, Sn, As, Sb.
D) Óxidos neutros: não reagem com água, nem com ácido e nem com base.
Exemplos: CO, N₂O, NO.
São gases e moleculares, formados por não-metais.
E) Peróxidos: reagem com água ou com ácido diluído formando água oxigenada (H2O2).
Exemplos:
Na₂O₂  + 2H₂O  →  2NaOH  + H₂O₂
Na₂O₂  + H₂SO₄  → Na₂SO₄ + H₂O₂
Na₂O₂ – peróxido de sódio
H₂O₂ – peróxido de hidrogênio

2. Nomenclatura
Se o elemento possuir somente uma valência, usamos a expressão “óxido de” seguida do nome do elemento. Exemplo:

• BaO – óxido de bário
• K₂O – óxido de potássio

Se o elemento possuir duas valências, usamos a expressão “óxido de” seguida do nome do elemento e os sufixos OSO e ICO, ou então a valência em números romanos. Exempl:

• Cu₂O – óxido cuproso ou óxido de cobre I
• CuO – óxido cúprico ou óxido de cobre II
• NiO – óxido niqueloso ou óxido de níquel II
• Ni₂O₃ – óxido niquélico ou óxido de níquel III

Sais

Sais

O sal comum, NaCl está presente em nossa alimentação, na conservação  de alimentos, o bicardonato de sódio, NaHCO3, é usado comop antiácido e também no preparo de bolos e biscoitos. Sal é toda substância que em água produz um cátion diferente do H⁺ e um ânion diferente do OH^-.
Os sais são formados a partir da reação de um ácido com uma base, que é a reação de neutralização, formando também água.

HCl  +  NaOH  →  NaCl  + H₂O 

1. Características
- conduzem eletricidade quando estão na fase líquida (fundidos) ou em solução aquosa, porque nestes casos há elétrons livres;
- geralmente são sólidos à temperatura e pressão ambiente (25°C e 1atm).

2. Neutralização
A neutralização faz com que os íons H⁺ e OH^– presentes em solução se transformem em água e, dessa forma, apenas os outros íons provenientes do ácido e da base permaneçam em solução. ácido + base → sal + água Exemplo: 

Neutralização parcial

Quando a quantidade de íons H⁺ fornecidos pelo ácido for igual à de íons OH^– fornecidos pela base, acontecerá neutralização total. A neutralização parcial ocorre quando há um excesso de H⁺ (neutralização parcial do ácido) ou de OH^– (neutralização parcial da base). Assim, resta na fórmula do sal H⁺ ou OH^– sem sofrer reação. Exemplos:  

3.  Nomenclatura 
Os sais derivam da reação de um ácido ou óxido com uma base.
Os sais sem oxigênio mudam a terminação IDRICO para a terminação ETO. Exemplo:

• CaS – sulfeto de cálcio, vem do ácido sulfídrico
• RbH – fluoreto de rubídio, vem do ácido fluorídrico
  

Os sais oxigenados de menor valência mudam a terminação OSO para ITO. Exemplo:

• Na₂SO₃ – sulfito de sódio, vem do ácido sulfuroso
• LiNO₂ – nitrito de lítio, vem do ácido nitroso

Os sais oxigenados de maior valência mudam a terminação ICO para ATO. Exemplo:

• Na₂SO₄ – sulfato de sódio, vem do ácido sulfúrico
• NaClO₃ – clorato de sódio, vem do ácido clórico.

Os prefixos HIPO, PER, ORTO, META E PIRO são mantidos inalterados nos sais, mudando apenas as terminações de OSO para ITO e de ICO para ATO. Exemplos:

• NaPO₃ – metafosfato de sódio, vem do ácido metafosfórico
• Ca₂P2O₇ – pirofosfato de cálcio, vem do ácido pirofosfórico.

4. Nomenclatura de outros tipos de sais

Hidrogenos–sais: nomenclatura

A única diferença dos sais normais é que indicaremos a quantidade de hidrogênios ionizáveis por meio dos prefixos mono-hidrogeno (o mono pode ser omitido), di-hidrogeno etc.
NaH₂PO₄ – di-hidrogeno-fosfato de sódio
Na₂HPO₄ – (mono-)hidrogeno-fosfato de sódio
NaHSO₄ – (mono-)hidrogeno-sulfato de sódio
NaHCO₃ – (mono-)hidrogeno-carbonato de sódio

Os hidrogenos-sais eram antigamente chamados de sais ácidos. Assim, outra opção para dar nome a esses sais é utilizar-se dos termos monoácido, diácido etc.

NaH₂PO₄ – fosfato diácido de sódio
NaHSO₄ – sulfato (mono)ácido de sódio

Quando o hidrogeno-sal for originário de um ácido com dois hidrogênios ionizáveis (e somente nesses casos), pode-se substituir o prefixo mono-hidrogeno por bi. Nesse contexto, o prefixo Bi não tem o significado de “dois”.
NaHSO₄ – bisulfato de sódio
NaHCO₃ – bicarbonato de sódio 

Hidroxi–sais: nomenclatura

Nomenclatura semelhante a dos hidrogenia-sais.
Al(OH)₂Cl – di-hidroxi-cloreto de alumínio
Al(OH)Cl₂ – (mono-)hidróxi-cloreto de alumínio
Ca(OH)NO₃ – (mono-)hidroxi-nitrato de cálcio

Ou ainda, de acordo com uma nomenclatura antiga 

Al(OH)₂Cl – cloreto dibásico de alumínio
Al(OH)Cl₂ – cloreto (mono)básico de alumínio
Ca(OH)NO₃ – nitrato (mono)básico de cálcio

Bases

Bases

As bases podem ser encontradas em vários líquidos de limpeza usados nas cozinhas, como o hidróxido de sódio (NaOH), presente em substâncias para desentupir pias. Arrhenius definiu as bases como sendo compostos, que dissociados em água, libera íons OH^-. 

NaOH (s)   Na⁺(aq)   +   OH^-(aq)

1. Características
- sabor adstringente (sabor igual ao da banana verde que parece que “prende” a língua);
- conduzem eletricidade em solução aquosa (em água);
- mudam a cor de certas substâncias, os chamados indicadores ácido-base;
-reagem com ácidos formando sal e água.

2. Classificação
A) Número de OH_- dissociadas:
- Monobase – possui uma OH^-
Exemplo: NaOH, NH₄OH
- Dibase- possui dois OH^-
Exemplos: Mg(OH)₂, Fe(OH)₂
- Tribase – possui três OH^-
Exemplos: Al(OH)₃, Fe(OH)₃
- Tetrabase – possui quatro OH^-
Exemplos: Pb(OH)₄, Sn(OH)₄
B) Força Básica/Grau de Dissociação:
- Base Forte – tem grau de dissociação de quase 100%. São as bases dos metais alcalinos e alcalinos terrosos.
Exemplos: NaOH, KOH, Ca(OH)₂
Exceção: Mg(OH)₂ que é uma base fraca.
- Base Fraca – tem grau de dissociação inferior a 5%. São as demais bases, incluindo o Mg(OH)₂ e NH₄OH.
C) Solubilidade em Água:
- Solúveis: bases dos metais alcalinos e o NH₄OH.
Exemplos: KOH, NaOH, LiOH, NH₄OH.
- Pouco solúveis: bases dos metais alcalinos terrosos.
Exemplos: Ba(OH)₂, Ca(OH)₂, Mg(OH)₂.
- Insolúveis: demais bases.
Exemplos: Fe(OH)₂, Al(OH)₃, Sn(OH)₂

3. NomenclaturaSe o elemento possuir somente uma valência, usamos a expressão “hidróxido de” seguida do nome do elemento. Exemplo:

• NaOH – hidróxido de sódio
• Ca(OH)₂ – hidróxido de cálcio
  

Se o elemento possuir duas valências, usamos a expressão “hidróxido de” seguida do nome do elemento e os sufixos OSO e ICO, ou então a valência em números romanos. Exemplo:

• Fe(OH)₂ – hidróxido ferroso ou hidróxido de ferro II
• Fe(OH)₃ – hidróxido férrico ou hidróxido de ferro III

Ácidos

Ácidos

Os ácidos são muito comuns no nosso cotidiano: o vinagre contém ácido acético, o limão, a laranja e demais frutas cítricas contêm ácido cítrico, a bateria de um automóvel contém ácido sulfúrico e assim por diante.

Para Arrhenius, o primeiro classificador, ácido é toda a substância que libera um cátion H+ em solução aquosa:   
 H₂SO₄(l)    2H⁺(aq)   +   SO₄^2-(aq)

1. Características
- formam soluções aquosas condutoras de eletricidade;
-mudam a cor de certas substâncias.

2. Classificação

A) PRESENÇA DE OXIGÊNIO
- ácidos sem oxigênio: hidrácidos
Exemplos: HCl, HBr
- ácidos com oxigênios: oxiácidos
Exemplos: H₂SO₄, HNO₃
B) NÚMERO DE  H⁺  IONIZÁVEIS
- monoácido – produz 1 H⁺ 
Exemplos: HCl, HNO₃
- diácido – produz 2 H⁺ 
Exemplos: H₂SO₄,H₂CO₃
- triácido – produz 3 H⁺ 
Exemplos: H₃PO₄, H₃BO₃
- tetrácidos – 4H⁺; 
Exemplos: H₄SiO₄ 
Os poliácidos são ácidos com dois ou mais H⁺ ionizáveis.
  
C) FORÇA ÁCIDA (GRAU DE IONIZAÇÃO):
- Hidrácidos:
Fortes: HCl, HBr
Moderado: HF
Fraco: os demais hidrácidos
- Oxiácidos:
Sendo a fórmula genérica: H_aEO_b, onde:
H = hidrogênio
E = elemento químico
O = oxigênio
a = número de H
b = número de O
Se b-a:
3 ou 2 = ácido forte
1 = ácido moderado
0 = ácido fraco
Exemplos:
HNO₃ →  3-1=2  → ácido forte
H₃PO₄ → 4-3=1 → ácido moderado
H₃BO₃ → 3-3=0 → ácido fraco

3. Nomenclatura

Para ácidos não oxigenados, usamos a terminação IDRICO.
Exemplo:
     • HCl – ácido clorídrico
     • H₂S – ácido sulfídrico
     • H₂Se – ácido selenídrico
Para ácidos oxigenados, a coisa complica um pouco.
Se o elemento possuir somente uma valência, usamos a terminação ICO.
Exemplo:

• H₂CO₃ – ácido carbônico
• H₃BO₃ – ácido bórico

Se o elemento tiver 2 valências, para a maior usamos ICO e para a menor OSO. Exemplos:

• H₂SO₃ – ácido sulfuroso
• H₂SO₄ – ácido sulfúrico
• HNO₂ – ácido nitroso
• HNO₃ – ácido nítrico
  

Se o elemento tiver 3 ou mais valências, usamos o prefixo HIPO junto com o sufixo OSO, e o prefixo PER junto com o sufixo ICO, nesta ordem.
Exemplos:

• HClO – ácido hipocloroso
• HClO₂ – ácido cloroso
• HClO₃ – ácido clórico
• HClO₄ – ácido perclórico

Existem casos em que o elemento forma diversos ácidos, porém sempre com a mesma valência. Usamos então os prefixos ORTO, META e PIRO.
Exemplos:

• H₃PO₄ – ácido ortofosfórico
• HPO₃ – ácido metafosfórico
• H₄P2O₇ – ácido pirofosfórico

Note que nos três ácidos o fósforo tem valência +5.

Radioatividade e meia-vida

Partícula alfa: Diminui 4 de massa e de número atômico
Partícula beta: Aumenta 1 de número atômico

O núcleo do hélio possui 2p e 2n assim como as partículas alfas.

Meia-vida:
A cada meia-vida a amostra diminui 50% de sua massa, exemplo:
40g do Na24. Sua meia-vida é 15 horas, depois de 75 horas, qual é o percentual de massa radioativa restante?
1° passo: Construa uma espécie de tabela:
40g ------- 0 horas
20g ------- 15 horas
10g ------- 30 horas
5g   ------- 45 horas
2,5g ------ 60 horas
1,25g ----- 75 horas

2° passo: Faça regra de 3 pra saber a porcentagem:
100 vezes 1,25 dividido por 40 = 3,125%=x
40g ---- 100%
1,25g---- x%

Números quânticos e distribuição eletrônica

Distribuição eletrônica


Na distribuição eletrônica usa-se o diagrama de Linus Pauling, exemplos:
Rb (Z=37): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1
Se o Rb fosse +1(diminui 1) ou -1(aumenta 1) se diminuiria(se fosse +1) ou aumentaria(se fosse -1) no elétron mais externo, nesse caso seria 5s1, pois ele está na 5° camada

Números Quânticos:
n: Ele indica a camada(K,L,M,N,O,P,Q) em que se encontra o elétron, ou seja, K=1, L=2, M=3 e assim sucessivamente 
l: Ele indica o subnível(s,p,d,f) s=0; p=1; d=2; f=3
m: Esse número é visto dentro de cada subnível, não da pra botar aqui mas é aquele coisa dos quadrados, o subnível ''s'' só tem 1 quadrado que é o 0, ou seja , o elétron só vai poder ficar naquele quadrado, o subnível ''p'' tem 3 quadrados então na hora que você fizer a distribuição e terminar em 3p4 aí o 1° elétron vai estar no 1° quadrado, o 2° elétron no segundo quadrado, o 3° elétron no 3° quadrado e o 4° elétron volta ao primeiro quadrado(só cabe 2 elétron em um quadrado) pois só tem 3 quadrados, não coloquem o 2° elétron no 1° quadrado, só se repete quando tiver todos os quadrados com 1 elétron aí você ao 1° e depois (se tiver mais elétron) no 2° quadrado, o subnível ''d'' tem 5 quadrados e o ''f'' tem 7 quadrados.
ms: Ele indica a posição do elétron no quadrado se for o 1° elétron é -1\2 e se for o 2° elétron é +1\2, PRECISA BOTAR O + DO +1\2.

Na prova ele vai dizer se quer o número quântico do elétron mais externo ou do mais energético.
O elétron mais energético é sempre o último a ser distribuído e o mais externo é o que possui a camada mais externa(K,L,M,N,O,P,Q) o Q é a camada mais externa.

Modelo atômico

Teoria Atômica

 - Demócrito: Ele era discípulo de Leucipo, Demócrito dizia que se dividíssemos uma matéria (independente de qual fosse) acharíamos o átomo, este é uma porção indivisível da matéria.

- Dalton: Também dizia que o átomo era indivisível, mas ele dizia que cada átomo tinha uma propriedade que caracterizava. Teoria de Dalton:
- Toda matéria é constituída de átomos
- Todos os átomos são as menores partículas da matéria, e átomos de diferentes elementos químicos possuem propriedades diferentes (e massa também). Os átomos são indivisíveis.
- Os átomos de mesmo elemento tem propriedades iguais e também a massa.
Seu modelo ficou conhecido como bola de bilhar.

- Thomson: Ele associou a eletricidade com os átomos(em 1874), e em 1891 ele deu o nome de elétron para a unidade de carga elétrica. Ele se diferenciava do Dalton pois já se podia achar algo do átomo, o que derrubava a ideia de que o átomo é indivisível. Com base nisso, ele criou um átomo como uma esfera uniforme, de massa uniforme de carga positiva. incrustada de elétrons. Seu modelo foi apelidado de pudim de passas.

- Rutherford:  A fim de verificar se os átomos são maciços, Rutherford propôs um modelo atômico baseando-se em experimentos com radioatividade. Ele concluiu que 
1. Na eletrosfera dos átomos de ouro existem espaços e algumas partículas atravessavam a lâmina passando por tais espaços.
2. As partículas alfa se desviavam porque colidiam com o núcleo dos átomos de ouro.
3. O núcleo é positivo, por isso repele as partículas alfa de carga positiva.4. O núcleo é pequeno em relação ao átomo. Um átomo é composto por um pequeno núcleo carregado positivamente e rodeado por uma grande eletrosfera, que é uma região envolta do núcleo que contém elétrons. No núcleo está concentrada a carga positiva e a maior parte da massa do átomo.


- Bohr: O modelo de Bohr representa os níveis de energia. Cada elétron possui a sua energia. É comparado às orbitas dos planetas do Sistema Solar, onde cada elétron possui a sua própria órbita e com quantidades de energia já determinadas. Bohr organizou os elétrons em camadas ou níveis de energia.
Cada camada possui um nome e deve ter um número máximo de elétron.

Existem sete camadas ou níveis de energia ao redor do núcleo: K, L, M, N, O, P, Q.