Classificação dos óxidos

Obs: os óxidos anfóteros se comportam como óxidos básicos na presença de ácidos e como óxidos ácidos na presença de bases.

Obs²: os óxidos mistos são a "soma" dos óxidos formados por um elemento, ou seja, é uma nuvem com todos os tipos de óxidos desse elemento:

FeO + Fe₂O₃ → Fe₃O₄

classificação	formadores	exemplos
básicos	metais com nox +1 ou +2 e do grupo 1A e 2A	CaO, FeO, K2O
ácidos ou anidridos	metais com nox +5, +6 e +7 e ametais com qualquer nox, exceto C+2, N+1 e N+2	SO3, Cl2O, Mn2O7
neutros	C+2, N+1 e N+2	NO, CO, N2O
anfóteros	Os mais comuns são formados pelos metais Al, Mn, Zn, Pb e Sn	Al2O3, MnO2, ZnO, PbO, SnO
salinos, mistos ou duplos	metais com nox médio +8/3	Pb3O4, Fe3O3

Dissociação e Iônização

Dissociação Iônica - Separação dos íons de uma substância iônica, quando a mesma é dissolvida em água

Ex: Nacl (S) ........H2O ........ > Na+ (aq) + Cl-(aq)

S - Solido
aq- Aquoso

Substâncias Iônicas permitem a passagem de corrente elétrica

Ionização - Formação de íons, que ocorre quando algumas substâncias moleculares são dissolvidas em água

Substâncias Moleculares + Água / Solução Molecular (não eletrônica)
                                                  \ Solução Iônica (eletralítico)

Tabela de Nomenclatura de Óxiacidos

Química (Funções Inorgânicas dos Óxidos)

Óxidos: Compostos binários onde o oxigênio é o elemento mais eletronegativo

Nomenclatura:

a) Óxidos Moleculares

Quantidade de Oxigênio                               Quantidade do Elemento

- Mono    + óxido de                                     - Mono(opcional) + Nome do elemento
-  Di          + óxido de                                     - Di                          + Nome do elemento
- Tri          + óxido de                                     - Tri                         + Nome do elemento
- Tetra     + óxido de                                     - Tetra                    + Nome do elemento
etc ....                                                      

Exemplos:

CO – Monóxido de Carbono

CO² – Dióxido de Carbono

N2O5 – Pentóxido de Dinitrogênio 

b) Óxido Iônicos

Óxido de ..........................

Exemplos:
Na2O – Óxido de Sódio

* Óxido Iônicos com mais de uma carga possível
* Óxido de nome do elemento + Carga ou oso ou iço

Exemplos:

F2O – Óxido de Ferro II ou Óxido Ferroso
Fe2O3 - Óxido de Ferro III ou Óxido Ferrico

Química (Funções Inorgânicas dos Sais)

Sais: Compostos que possuem, pelo menos, um cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH-

Exemplos:

HCl  + NaOH = NaCl + H2O

HCl – Ácido Clorídrico

NaOH – Hidráxido de Sódio 

NaCl – Cloreto de Sódio

HNO2 + KOH = KNO2 + H2O

HNO2 – Ácido Nitroso

 KOH – Hidróxido de Potássio

 KNO2 – Nitrito de Potássio

Química (Funções Inorgânicas das Bases)

Bases: Compostos que, por dissociação iônicas, liberam Hidroxila (OH-)

Nomenclatura:

- Quando o elemento forma apenas uma base

                    Hidróxido de....................

Exemplos:

Na(OH)  – Hidróxido de Cálcio

NH4OH – Hidróxido de Amônia

- Quando o elemento forma duas bases:

Exemplos:

Fe(OH)3 –  Hidróxido de Ferro III

Fe(OH)2 –  Hidróxido de Ferro II

Sn(OH)4 –  Hidróxido de Estanho IV

Sn(OH)2 –  Hidróxido de Estanho II

Química (Funções Inorgânicas dos Ácidos)

Ácidos: Compostos que, em solução aquosa, se ionizam liberando o cátion (H+)

Nomenclatura:

a) Hidrácidos: (Não tem Oxigênio)

                          Ácido ________________ ídrico
Exemplos:

HCl – Ácido Clorídrico

HI – Ácido Iodídrico

H2S – Ácido Sulfídrico

HCN – Ácido Cianídrico 

b) Oxiácidos: (Tem Oxigênio)

- Quando o elemento forma apenas um oxiácido

                           Ácido ________________ico

Exemplos:

H2CO3 – Ácido Carbônico 

H3BO3 – Ácido Bórico

- Quando o elemento forma dois oxiácidos

                           Ácido ________________ ico =  Nox Maior
                           Ácido ________________ oso = Nox Menor

Exemplos:

HNO3 – Ácido Nítrico

HNO2 – Ácido Nitroso

HSO4 – Ácido Sulfúrico

HSO3 – Ácido Sulfuroso

- Quando o elemento forma três ou quatro oxiácidos

Ácido Per .....................ico

Ácido ...........................ico

Ácido ...........................oso

Ácido Hipo ...................oso

Exemplos:

HClO4 – Ácido Perclórico

HClO3 – Ácido Clórico

HClO2 – Ácido Cloroso

HClO – Ácido Hipocloroso

Observação:

H3PO4: Ácido Ortofosfórico

H4P2O7: Ácido Piriofosfórico

HPO3: Ácido Metafosfórico 

TABELA PERIÓDICA

ELEMENTO QUÍMICO

São todos os elementos químicos de um átomo com número atômico (Z) igual.

Existem aproximadamente 100 elementos químicos naturais e sintéticos. Onde mais ou menos 90 são elementos químicos naturais, que podemos encontrar na natureza. Já os elementos sintéticos são produzidos de forma artificial.

Gerd Binnig, e Heinrich Rohrer em 1981 inventou um microscópio de varredura. através dele é possivel obter imagens de átomos e moléculas.

Para que ele funcione é necessário utilizar uma agulha de tungtênio, onde passará uma quantidade de tensão elétrica. A agulha desliza pela superfície a ser analizada sem entrar em contato com ele. Quando ela encontra um átomo ocorre uma reação que faz surgir reação elétrica, onde irá promover na tela uma pequena pontinha luminosa. A imagem é aumentada 100 milhões de vezes

NÚMERO DE MASSA

Para descobrir o número de massa (A) de um átomo, é necessário somar o número de prótons e nêutrons.

A = N + Z

* onde N é o número de átomos.

Por exemplo:

Vamos usar como exemplo o átomo de sódio, que possui 11 prótons e 12 nêutrons, portanto Z = 11. Logo:

A = 11 + 12 = 23,

23

    Na

11

Onde: 23 é o número de massa e 11 é o número atômico. 

NÚMERO ATÔMICO

O número atômico (z)

É representado por (Z), é usado para indicar o número de prótons contidos dentro do núcleo, esse número atômico caracteriza o átomo, ou seja, não é possível a existência de dois átomos diferentes com o mesmo número atômico.

Por exemplo:

11Na, 17Cl

Átomo de cloro: Z=17

Átomo de sódio: Z=11 

SUBNÍVEIS DE ENERGIA

Os subníveis eletrônicos são subdivisões das camadas eletrônicas. Eles são designados pelas letras minúsculas, s, p, d, f, g, h etc. A camada K éformada pelo subnível s.

A camada L éformada pelos subníveis s e p.

A camada M éformada pelos subníveis s, p e d.

A camada N éformada pelos subníveis s, p, d e f.

E assim sucessivamente.

Cada subnível comporta um número máximo de elétrons: •subnívels:2 elétrons

•subnível:6 elétronsubníveld:10 elétrons

•subnível:14 elétrons.

DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA

Distribuição eletrônica • Camadas Eletrônicas ou Níveis de Energia Os elétrons estão distribuídos em camadas ao redor do núcleo. Acoroa ou eletrosfera está dividida em 7 camadas designadas por K, L, M, N, O, P, Q ou pelos números: n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7. À medida que as camadas se afastam do núcleo, aumenta a energia dos elétrons nelas localizados. O número de camada é chamado número quântico principal.

• Número máximo de elétrons em cada nível de energia

1. Teórico: Equação de Rydberg: x = 2n2

[K] [L] [M] [N] [O] [P] [Q]

2    8   18  32  50  72  98

2.Experimental : Por meio de métodos experimentais, os químicos concluíram que o número máximo de elétrons que cabe em cada camada ou nível de energia é:

K=2

L=8

M=18

N=32

O=32

P=18

Q=2 (alguns autores admitem até 8)

Camada de valência é o último nível de uma distribuição eletrônica. É a camada mais externa do átomo e pode contar no máximo 8 elétrons. Normalmente os elétrons pertencentes à camada de valência, são os que participam de alguma ligação química.

ELÉTRONS.

Os elétrons livres são aqueles que, recebendo energia, tornam-se fótons e realizam o salto quântico, ou seja, pulam para outra camada eletrônica. Porém, quando os elétrons já se encontram na camada de valência, a mais externa do átomo, o salto quântico externa, ainda mais, o átomo, ultrapassando a barreira potencial.

Em metais ou materiais condutores, os elétrons da última camada possuem ligações muito fracas, podendo movimentar-se livremente.

Quando o metal está em temperatura ambiente, o movimento dos elétrons livres é aleatório e pode ser comparado ao movimento de moléculas de gás num recipiente fechado.

A ligação entre o metal e uma corrente elétrica  faz com que os elétrons livres sejam acelerados e é criado o movimento térmico. No caso específico dos metais, os elétrons livres movimentam-se apenas em seu interior, não se deslocando tanto. Há interação entre os elétrons livres dos metais com os íons, gerando equilíbrio térmico.

Nesse momento, a química se confunde com a física, já que se torna possível calcular a energia cinética dos elétrons livres, assim como sua velocidade que, dentro dos metais é, em média, 100 m/s.

No modelo proposto por Drude, físico alemão do século XIX, porém, o elétrons livres se movimentam com velocidade média igual a zero, como as moléculas de gás ideal. Também neste modelo, tem-se que a colisão entre elétrons livres e íons são os principais responsáveis pela condução térmica  característica dos metais. Embora o modelo de Drude seja, atualmente, obsoleto, pode-se considerar que constituiu o inicio do estudo relacionado aos elétrons livres.

Os elétrons livres também possuem um importante papel na condução elétrica. No ânodo (pólo positivo) os elétrons livres movimentam-se de forma aleatória e estão presentes em maior quantidade. Quando um elétron livre do ânodo de desloca para o cátodo, deixa no ânodo um átomo tetravalente, que, em razão da perda do elétron, se tornou um cátion. No catodo, ele se combina com a lacuna formando um ânion.

Os elétrons livres são, portanto, fundamentais para a condução elétrica. Eles também se encontram na ionosfera, camada atmosférica com presença de íons, em que se encontram as ondas de rádio. Porém, na própria ionosfera, os elétrons livres, em suas camadas mais baixas, se recombinam com os diversos elementos.

A IMPORTÂNCIA DA QUÍMICA

Química é a ciência que lida com as propriedades, composição e estrutura das substâncias (definidas como elementos e compostos), as transformações que com elas ocorrem e a energia que é liberada ou absorvida durante esses processos. Toda substância, quer seja natural ou produzida artificialmente, é constituída de um ou mais das mais de cem espécies de átomos que foram identificados como elementos. Estes átomos, por sua vez, são constituídos por partículas mais elementares, que são as estruturas básicas das substâncias químicas; não existe nenhuma quantidade de ouro, oxigênio, mercúrio ou prata, por exemplo, menor que um átomo desta substância. A química, no entanto, não está preocupada com o domínio subatômico, mas com as propriedades dos átomos e as leis que governam suas combinações e como o conhecimento destas combinações podem ser usados para propósitos específicos.

O grande desafio na química é o desenvolvimento de uma explicação coerente do complexo comportamento dos materiais, por que eles são como aparecem, o que os dá suas propriedades intrínsecas, e como interações entre substâncias diferentes podem formar novas substâncias, e a destruição das originais. Nas primeiras tentativas para entender o mundo material em termos racionais, os químicos desenvolveram teorias da matéria que explicam satisfatoriamente tanto o estado permanente quanto as mudanças. A maneira ordenada como átomos "indestrutíveis" formam moléculas pequenas e grandes, ou combinações longas de átomos intercalados, é geralmente aceita como a base do estado de permanência, enquanto que a reorganização dos átomos ou moléculas em arranjos diferentes são referidas em teorias de estados de mudança. Assim, química envolve o estudo da composição atômica e do geometria estrutural das substâncias, bem como as variadas interações entre substâncias que podem promover reações repentinas e violentas.

A química também preocupa-se com a utilização de substâncias naturais e com a criação de novas, artificiais. Cozimento, fermentação, manufatura de vidro e metalurgia são processos químicos que datam dos primórdios da civilização. Hoje, vinil, teflon, cristais líquidos, semicondutores e supercondutores representam os frutos da tecnologia química. O século XX presenciou avanços dramáticos na compreensão da maravilhosa e complexa química dos organismos vivos, e a interpretação molecular da saúde e da doença despertam grandes expectativas. A química moderna, sustentada por instrumentos cada vez mais sofisticados, estuda materiais menores que um simples átomo e maiores e mais complexos que o DNA (Ácido Desoxirribonucleico), que contém milhões de átomos. Novas substâncias podem ser projetadas para apresentar características desejadas e então sintetizados.