OBS.: P₂O₅ + 3H₂O ® H₆P₂O₈ - H₃PO₄ - ácido fosfórico.

- Forças dos ácidos

Ácidos fracos - dificuldade em liberar H⁺.

Ex.: os hidrácidos: HF, H₂S, HCN; os oxiácidos fracos são aqueles que o número de oxigênios - número de hidrogênios < 2: H₂CO₃ (1), HClO (0), H₂SO₃ (1), HNO₂ (1).

Ácidos fortes - facilidade em liberar H⁺.

EX.: todos hidrácidos menos os citados acima; os oxiácios fortes são aqueles que o número de oxigênios - número de hidrogênios > 2: H₂SO₄ (2), HNO₃ (2).

OBS.: H₃PO₄ - é uma ácido forte.

3. Bases (hidróxidos)

Metal ligado a uma hidroxila OH^-.

Metal^+x + OH^- ® Metal(OH)_X

Na⁺ + OH^- ® NaOH - hidróxido de sódio.

K⁺ + OH^- ® KOH - hidróxido de potássio.

Ca²⁺ + OH^- ® Ca(OH)₂ - hidróxido de cálcio.

Mg²⁺ + OH^- ® Mg(OH)₂ - hidróxido de magnésio.

Al³⁺ + OH^- ® Al(OH)₃ - hidróxido de alumínio.

Fe²⁺ + OH^- ® Fe(OH)₂ - hidróxido ferroso.

Fe³⁺ + OH^- ® Fe(OH)₂ - hidróxido férrico.

- Força das bases:

• Fortes: metal das colunas 1A e 2A.

• Fraca: o restante.

4. Sais

ÁCIDO + BASE ® SAL + H₂O

HAmetal + MeOH ® MeAmetal + H₂O

NaOH + HCl ® H₂O + NaCl - cloreto de sódio.

Ca(OH)₂ + H₂CO₃ ® 2H₂O + CaCO₃ - carbonato de cálcio.

Mg(OH)₂ + H₂SO₃ ® 2H₂O + MgSO₃ - sulfito de magnésio.

Al(OH)₃ + H₃PO₄ ® 3H₂O + AlPO₄ - fosfato de alumínio.

NaOH + HClO ® H₂O + NaClO - hipoclorito de sódio.

Ra(OH)₂ + 2HNO₃ ® 2H₂O +Ra(NO₃)₂ - nitrato de rádio.

KOH + H₃PO₄ ® 3H₂O + K₃PO₄ - fosfato de potássio.

2Al(OH)₃ + 3H₂SO₄ ® 6H₂O + Al₂(SO4)₃ - sulfato de alumínio.

OBS.:

5. Hidretos

Caracterizados pelo H+ ou H^-.

a. hidretos moleculares

HCl - cloreto de hidrogênio.

HBr - brometo de hidrogênio.

H₂S - sulfeto de hidrogênio.

b. hidretos iônicos

NaH - hidreto de sódio.

CaH₂ - hidreto de cálcio.

AlH₃ - hidreto de alumínio.

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19. Número de oxidação (Nox)

Carga adquirida pelo elemento em substância composta.

Principais números de oxidação: 1A +1; 2A +2; 3A +3; 4A +2, +4; 5A +3, +5; 6A -2, +4, +6; 7^A -1, +1, +3, +5, +7; H -1, +1; O -2, -1, -1/2, +2; Fe, Ni, Cu +2, +3; Au +1, +3; Pb +2, +4; Zn, Cu +2; Mn +2, +3, +5, +7.

Determinação do Nox variável.

1^o) Em substância simples o Nox é igual a zero.

Ex.: H₂ Nox H = 0; Cl₂ Nox Cl = 0; O₂ Nox O = 0; Al Nox Al = 0; Fe Nox Fe = 0; Mn Nox Mn = 0.

2^o) Em substância composta a soma dos Nox é igual a zero.

Ex.: determine o Nox do elemento grifado.

HCl Nox Cl = -1; H₂SO₄ Nox S = +6; AlBr₃ Nox Br = -1; KMnO₄ Nox Mn = +7; Al₂(SO₃)₃ Nox S = +4.

3^o) Em substância eletricamente carregada a soma dos Nox é igual à carga.

Ex.: SO₄^2- Nox S = +6; PO₄^3- Nox P = +5.

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20. Reações Químicas

Novas substâncias são produzidas.

Reagente ® produto.

Classificação:

Reação de adição (síntese) - A + B ® C.

2H₂ + O₂ ® 2H₂O

Reação de decomposição (análise) D ® E + F.

2NH₃ ® N₂ + 3H₂

Reação de simples troca A + BC ® AC + B.

Zn + 2HCl ® ZnCl₂ + H₂

Reação de dupla troca AB + CD ® AC + BD

KOH + NaCl ® NaOH + KCl

Reação de oxi-redução

"Reações que ocorrem variação de Nox."

* oxidação - perda de elétrons, aumento do Nox (agente redutor).

* redução - ganho de elétrons, diminuição do Nox (agente oxidante).

Zn - agente redutor; HCl - agente oxidante.

Lei da Conservação das massas

Massas dos reagentes = massas dos produtos.

OBS.: válido em recipientes fechados.

Ex.:

H - 1; O - 16.

Lei das proporções

"Variação de quantidades são proporcionais".

Lei das atomicidades constantes

"A atomicidade de um determinado elemento nos reagentes é a mesma nos produtos".

Ex.: N₂ + 3H₂ ® 2NH₃; N ® 2 átomos, H ® 6 átomos.

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21. Balanceamento de equações

1^o) Método das tentativas

Acerto dos coeficientes até igualar as atomicidades.

Ex.: 2H₂ + O₂ ® 2H₂O; 2NaOH + H₂SO₄ ® Na₂SO₄ + 2H₂O.

2^o) Método da oxi-redução

a. Calcular os Nox;

b. determinar os elementos com variação de Nox;

c. calcular o D Nox;

d. D Nox X maior atomicidade;

e. inversão dos valores;

f. acerta por tentativas

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22. Estequiometria e gases

"Variações proporcionais de quantidade". Noções de quantidade: 1 dezena = 10 unidades; 1 centena = 100 unidades; 1/2 dúzia = 6 unidades;

1 mol = 6,02 x 10²³ unidades (átomos, íons, moléculas).

OBS.: Massa 1 unidade massa = u, DALTON.

1 mol massa = grama

H₂O 2(1) + 16 = 18u; 1 mol H₂O = 18g

Sulfato de alumínio

Al₂(SO₄)₃

massa molecular = 324u; massa molecular = 324g.

Gases

Volume (mL, L) 1L = 1000 mL

Temperatura (ºC, K) ºC + 273 = K

Atmosfera (atm, mmHg) 1atm = 760mmHg

• CNTP (Condições Normais de Temperatura e Pressão)

T = 0 (273 K); P = 1atm (760mmHg)

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23. Indicadores Ácido-Básico

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24. Soluções

* Misturas homogêneas

* Soluto - aquele que está sendo dissolvido.

* Solvente - dissolve o soluto.

Massa solução = massa soluto + massa solvente.

Volume solução = volume soluto + volume solvente.

Coeficiente de solubilidade

Quantidade máxima de soluto que pode ser dissolvida em 100g de solvente, depende da temperatura do sistema.

Ex.: a 25^oC o coeficiente de solubilidade da substância X é igual a 35 (35g de X são dissolvidos em 100g).

Classificação

Saturada - quantidade de soluto igual ao coeficiente de solubilidade.

Insaturada - quantidade de soluto inferior ao coeficiente.

Supersaturada - quantidade de soluto superior ao coeficiente.

Ex.: solução contendo 35g de X em 100g de solvente a 25^oC - SATURADA. Solução contendo 50g de X em 200g de solvente a 25^oC - INSATURADA. Solução contendo 25g de soluto em 50g de solvente a 25^oC - SUPERSATURADA.

Gráfico de Solubilidade

Pede-se:

a. Coeficiente de solubilidade de "B" a 10^OC? 15.

b. Classificação de uma solução contendo 60g de "A" em 100g de solvente a 10^OC. Supersaturada.

c. A substância mais solúvel a 30°C. A.

d. A substância menos solúvel a 20°C. B.

e. A temperatura, aproximadamente, que as duas substâncias apresentam a mesma solubilidade. 35°C.

Concentração da solução - quantidade de soluto presente na solução.

a. Concentração percentual (porcentagem):

% p/p - massa do soluto presente em 100g de solução;

% p/v - massa do soluto presente em 100mL de solução;

% v/v - volume do soluto presente em 100mL de solução.

b. Concentração g/L

Massa de soluto em 1L de solução

c. Concentração mol/L

Número de mols de soluto em 1L de solução.

1L = 1000mL = 10³mL

1mL = 1/1000 L = 10^-3L

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25. Propriedades Coligativas

"Alteradas pela adição de soluto".

Pressão de vapor ¯

Temperatura de ebulição ­

Temperatura de congelação ¯

OBS.: quanto o maior o número de partículas, mais intenso será o efeito coligativo.

OBS2.: em solução ácidos, bases e sais mostram maior número de partículas que outras substâncias.

Ex.: NaCl ® Na⁺ + Cl^-; H₂SO₄ ® 2H⁺ + SO₄^2-; Al(OH)₃ ® Al³⁺ + 3OH^-; glicose ® glicose.

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