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Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency Ministry agricultura Federação Russa Instituição Educacional Orçamentária do Estado Federal de Educação Profissional Superior “Saratov State Agrarian University em homenagem a N.I. Vavilov" QUÍMICA GERAL minicurso de palestras para alunos do primeiro ano Direção do treinamento 110400.62 Agronomia Perfil do treinamento Agronomia Saratov 2011 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency UDC 54 BBK 24 R99 Revisores: Doutor em Ciências Químicas, Professor de o Departamento de Ecologia » Instituição Educacional Orçamentária do Estado Federal de Educação Profissional Superior "Universidade Técnica do Estado de Saratov" T.I. Gubina Doutor em Ciências Técnicas, Professor do Departamento de Biotecnologia e Química da Instituição Educacional Orçamentária do Estado Federal de Educação Profissional Superior "Saratov State Agrarian University" L.A. Fomenko R99 Química geral: minicurso de palestras para alunos do primeiro ano na direção de formação 110400.62 “Agronomia” / Compilado por: G.E. Ryazanova // Instituição Educacional Orçamentária do Estado Federal de Educação Profissional Superior "Universidade Agrária do Estado de Saratov". – Saratov, 2011. – 97 p. Um minicurso de aulas teóricas da disciplina “Química Geral” é elaborado de acordo com o programa da disciplina e destina-se a alunos da área de estudos 110400.62 “Agronomia”. Um breve curso de palestras contém material teórico sobre questões básicas de química geral. Visa desenvolver nos alunos conhecimentos sobre as leis básicas dos fenómenos químicos, utilizando esses conhecimentos para compreender os processos que ocorrem na natureza e resolver problemas ambientais. O material está focado em questões de competência profissional de futuros especialistas agrícolas. UDC 54 BBK 24 Ryazanova G.E., 2011 Instituição Educacional Orçamentária do Estado Federal de Educação Profissional Superior "Saratov State Agrarian University", 2011 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency Introdução A química é uma das disciplinas das ciências naturais. Ela estuda a estrutura, propriedades e transformações das substâncias como resultado de reações químicas. A química moderna consiste em muitas seções, cujos limites são arbitrários. A base da química geral (teórica) é a teoria atômico-molecular, a teoria da estrutura dos átomos e moléculas, a teoria da periodicidade, a teoria das ligações químicas, a teoria das soluções, a teoria das reações redox, a teoria da compostos complexos, cinética química e termodinâmica de processos químicos. O conhecimento de química geral é básico para o estudo de outras disciplinas químicas, bem como para o estudo subsequente de química agrícola, ciência do solo, fisiologia vegetal e proteção química de plantas. A química é uma ciência indissociavelmente ligada às atividades de produção humana. A qualidade do conhecimento em química geral permite-nos compreender teoricamente os problemas associados à organização de uma química eficaz da agricultura. 3 Copyright OJSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Palestra 1 CONCEITOS BÁSICOS E LEIS BÁSICAS DA QUÍMICA 1.1. Os objetivos de estudar a disciplina Química estão entre ciências naturais, isto é, ciências sobre a natureza, sobre o mundo que nos rodeia. A Química é uma educação geral e não uma disciplina especial, mas é de grande importância para os trabalhadores agrícolas. Constitui uma parte importante da bagagem ideológica e profissional de qualquer especialista agrícola. Isto determina os objetivos do estudo da química: Obter conhecimento químico, que é uma parte importante da ciência e da cultura universais; Domine os métodos de estudo da química. Usando o exemplo dos fenômenos químicos, desenvolver habilidades intelectuais e a capacidade de pensar logicamente; Entenda a importância da química para a agricultura e a ecologia e receba orientação profissional. 1.2. Importância da Química para a Agricultura A Química é de grande importância para a agricultura. O fator mais importante na intensificação da produção agrícola é a quimização da agricultura (este termo foi introduzido por D.N. Pryanishnikov em 1924). A quimização da agricultura é a utilização de produtos químicos e processos para aumentar a fertilidade do solo, aumentar a eficiência da produção e a produtividade do trabalho na agricultura. Inclui: O uso de fertilizantes minerais contendo nutrientes para as plantas. São eles: – Os macroelementos mais importantes – nitrogênio, fósforo, potássio (NPK); – Microelementos – magnésio, ferro, cobre, zinco, molibdênio, enxofre, boro, etc. Recuperação química, criando um ambiente favorável às plantas. São eles: – calagem de solos ácidos (CaCO3), etc.; – gesso de solos salinos alcalinos (gesso – CaSO4∙2H2O), etc. Produtos químicos fitofarmacêuticos. São eles: – pesticidas (para pragas e doenças); – herbicidas (para controle de ervas daninhas), etc. Reguladores de crescimento de plantas. Biotecnologia significa: fertilizantes microbiológicos, enzimas, vitaminas, etc. A eficácia da química na agricultura depende da cultura agrícola. D. N. Pryanishnikov disse: “A ausência conhecimento necessário não pode ser substituído nem mesmo por excesso de fertilizante.” Assim, se as doses e os prazos de aplicação de fertilizantes forem violados, surgem problemas ambientais e o metabolismo das plantas é perturbado. A implementação inadequada da recuperação química piora a fertilidade do solo. 4 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency 1.3. Disciplina de Química O estudo da química deve começar com a compreensão do que é química. Atualmente, existem várias dezenas de definições do tema química propostas por diferentes autores. Eles diferem entre si na precisão da definição e nos aspectos da abordagem do problema. Esta questão às vezes até se torna controversa. Vamos dar algumas definições. A Química é uma ciência que estuda os processos de transformação de substâncias, acompanhados de mudanças composição química e estruturas. Química é a ciência dos compostos químicos dos átomos (substâncias químicas e suas transformações. ... A presença de uma ligação química em uma substância é o principal critério para saber se ela é química. (O.S. Sirotkin) Química é a ciência que estuda os processos de mudar a composição e estrutura da matéria, formas de matéria, cujos portadores materiais são átomos (V.E. Komarov) Tarefa para trabalho independente: familiarize-se com a definição do tema química por diferentes autores (F. Engels, D. I. Mendeleev, N. L. Glinka, O. S. Zaitsev, N. N. Semenov, D. N. Knyazev, etc.) e escolha o que mais corresponde à sua compreensão deste assunto. DI. Mendeleev acreditava: “Os átomos são unidades químicas de matéria que são indecomponíveis por meios químicos”. O transportador material de uma substância química (sua menor partícula) é um átomo. 1.4. Dialética dos conceitos básicos e leis da química A química é baseada em dados experimentais obtidos por muitas gerações de cientistas países diferentes. A base da química geral (teórica) é a teoria atômico-molecular, a doutrina da periodicidade, a teoria da estrutura dos átomos e moléculas, a teoria das ligações químicas, a teoria das soluções, a teoria das reações redox, a teoria da compostos complexos, cinética química e termodinâmica de processos químicos. Teoria atômico-molecular , que é a base comum não só da química, mas também de todas as ciências naturais, foi criada desde o século XVIII e continua a desenvolver-se na atualidade. Baseia-se nas leis básicas da química, as leis da estequiometria (do grego stoicheion - elemento). A estequiometria é um ramo da química que estuda a relação entre a quantidade de reagentes envolvidos em uma reação e a quantidade de reagentes formados como resultado da reação. Os coeficientes antes das fórmulas das substâncias nas equações das reações químicas são chamados de coeficientes estequiométricos. O conhecimento das pessoas não é algo congelado. Correspondem ao estado da ciência num determinado estágio de desenvolvimento e podem mudar, uma vez que a ciência é um sistema aberto que busca uma reflexão cada vez mais verdadeira, profunda e completa dos fenômenos naturais. Um exemplo disso é a mudança de ideias sobre as leis básicas da química em diferentes estágios do desenvolvimento da ciência. A lei da conservação da massa foi descoberta pelo grande cientista russo M.V. Lomonosov (1748-1756): 5 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency A massa das substâncias que entraram na reação é igual à massa das substâncias formadas como resultado da reação. Independentemente dele, esta lei foi confirmada em 1789 pelo químico francês A.-L. A lei da conservação da massa permite traçar equações de reação e colocar um sinal de igual entre as fórmulas das substâncias iniciais e dos produtos da reação. : 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O Isto é de grande importância para soluções de questões práticas, pois permite calcular a quantidade necessária de substâncias iniciais para obter os produtos desejados em escala industrial. No século XX, esta lei foi esclarecida. A lei geral da natureza é a lei da conservação da energia: a energia não surge do nada e não desaparece sem deixar vestígios, mas apenas passa de uma forma para outra em quantidades estritamente definidas. O criador da teoria da relatividade, A. Einstein (1905), comprovou a relação entre massa e energia: E = mc2 Portanto, durante reações exotérmicas quando o calor é liberado ou reações endotérmicas quando o calor é absorvido, a massa dos produtos da reação irá ser ligeiramente menor ou maior que a massa das substâncias iniciais de acordo com a equação: ∆E = ∆mc2 Com base nisso, a seguinte formulação da Lei da Conservação da Massa é mais precisa: Para reações exotérmicas, a massa das substâncias que entraram na reação é igual à soma da massa dos produtos da reação e a massa equivalente à energia liberada. Para uma reação endotérmica, a massa das substâncias que entram na reação é igual à diferença entre a massa dos produtos da reação e a massa equivalente à energia absorvida. Como nas reações químicas a mudança na massa causada pela liberação ou absorção de calor é muito pequena, pode-se argumentar que a lei da conservação da massa é satisfeita com alta precisão. O conteúdo da lei da constância da composição também mudou. Lei da constância da composição (J. Proust (1801-1808), França): Todo composto químico tem uma composição constante, independentemente do método de sua preparação. A Lei de Proust é fundamental. Ele confirmou a existência de moléculas e a indivisibilidade dos átomos. Berthollet (França) tornou-se adversário de Proust. Berthollet argumentou que a composição de uma substância depende do método de sua preparação. Proust foi apoiado pelo grande químico inglês John Dalton e a ideia de Berthollet foi rejeitada. Foi agora estabelecido que a lei da constância da composição é válida apenas para substâncias com estrutura molecular. 6 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency A composição das substâncias com estrutura não molecular depende do método de sua preparação (óxidos, sulfetos de metais de transição, feldspato, etc.). A ideia de Berthollet é atualmente a base da ciência química dos materiais, que utiliza justamente a dependência da composição da estrutura e das propriedades do material no método de sua preparação. Agora, as substâncias de composição constante são chamadas de daltonídeos, e as substâncias de composição variável são chamadas de berthollides, em homenagem aos cientistas para quem a formulação da lei da constância da composição foi objeto de debate. Em 1811, Amadeo Avogadro (Itália) descobriu uma lei que foi reconhecida 50 anos depois (1860). Lei de Avogadro: Volumes iguais de gases diferentes nas mesmas condições (p e t) contêm o mesmo número de moléculas. O primeiro corolário da lei de Avogadro: um mol de qualquer gás em condições normais ocupa 22,4 litros. O segundo corolário da lei de Avogadro: A massa molar de um gás é igual ao produto da densidade relativa de um gás sobre outro (D) pela massa molar de outro gás: Mgas = 2DN 2, Mgas = 29Dair Avogadro estabeleceu: - moléculas gasosas substâncias simples consistem em dois átomos (H2, O2, N2, Cl2); – 1 mol de qualquer substância contém 6,023 1023 átomos ou moléculas (número de Avogadro). A lei dos equivalentes foi formulada por W. Richter (1793) e W. Wollaston (1807) independentemente um do outro: As substâncias reagem entre si em quantidades proporcionais aos seus equivalentes. A lei dos equivalentes é baseada no conceito de “equivalente químico”. Um equivalente químico é uma partícula real ou condicional de uma substância que é equivalente a um cátion hidrogênio em uma determinada reação ácido-base ou a um elétron em uma determinada reação redox. O fator de equivalência f'eq é calculado com base nos coeficientes estequiométricos de uma reação específica. O fator de equivalência é um número que indica qual fração de uma partícula real é equivalente a um cátion hidrogênio em uma determinada reação ácido-base ou a um elétron em uma determinada reação redox. O fator de equivalência é uma quantidade adimensional. O fator de equivalência pode ser igual a um ou menor que um. Por exemplo: a) H2SO4 + 2KOH = K2SO4 + 2H2O; feq(H 2 SO 4) = b) H2SO4 + KOH = KHSO4 + H2O; feq(H 2 SO 4) = 1 1 2 Cálculos estequiométricos são amplamente utilizados para realizar processos envolvendo substâncias químicas. 7 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Disposições básicas do ensino atômico-molecular: – as substâncias consistem em moléculas; – as moléculas consistem em átomos; – moléculas e átomos estão em um estado de movimento contínuo. Um átomo é a menor partícula eletricamente neutra de um elemento químico. Uma molécula é a menor partícula eletricamente neutra de uma substância química. Atualmente, a unidade de medida da quantidade de matéria é o MOL. Um mol é a quantidade de uma substância que contém tantas unidades estruturais quantos os átomos contidos em 0,012 kg de carbono 12C. Uma toupeira é uma quantidade de substância contendo 6,02 1023 (número de Avogadro) unidades de fórmula (moléculas ou átomos). Para os cálculos, são utilizadas as seguintes proporções: m nM n m M M m , n onde m é a massa da substância, g; M – massa molar, g/mol; n – quantidade de substância, mol. COM ponto moderno Do ponto de vista, a estrutura das substâncias químicas pode ser diferente: molecular (metano CH4, amônia NH3), atômica (diamante), iônica (sais), radical (Cl, H). Uma substância pode consistir em macromoléculas ou ser uma combinação complexa de várias partículas. A química moderna baseia-se no princípio da diversidade qualitativa infinita do mundo material. Substâncias com estruturas diferentes obedecem a leis diferentes. 1.5. Métodos de estudo da química Uma compreensão profunda dos fenômenos químicos só é possível do ponto de vista da filosofia, na aplicação de suas teorias e categorias. Filosofia é o amor à sabedoria (filosofia - grego). A teoria mais importante da filosofia é a dialética. Dialética - Categorias da filosofia, doutrina das leis mais gerais da Matéria, movimento, contradição, natureza, sociedade e pensamento, quantidade e qualidade, causa e efeito. A matéria é uma categoria filosófica para designar a realidade objetiva. Tipos de matéria Matéria é um tipo de matéria caracterizada por uma massa de repouso m ≠ 0; Uma substância química é um tipo de substância cujo transportador material são os átomos; Campo – tipo de matéria que possui massa de repouso zero (campo magnético, eletromagnético, gravitacional) m = 0; O vácuo é um estado especial da matéria. Não há partículas nele (vazio), mas “partículas virtuais” surgem de flutuações de energia de curto prazo. Em campos fortes, aparecem partículas reais. O plasma é um estado especial da matéria em temperaturas muito altas (> 7.000). Um tipo de gás é formado a partir de partículas elementares, núcleos e íons. 8 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency BEC (condensado gasoso de Bose-Einstein) é um novo estado da matéria em temperaturas ultrabaixas. Propriedades especiais: a velocidade da luz diminui para V = 17 m/s, como perto de um buraco negro em rotação. Figura 1.1. Formas de movimento da matéria (f.m.) Figura 1.2. Tipos de movimento Desenho. 1.3. Evolução da matéria inorgânica 9 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Relações de causa e efeito em fenômenos químicos O princípio do determinismo: fenômenos reais surgem, se desenvolvem e são destruídos naturalmente, como resultado da ação de certas causas . Figura 1.4. Diagrama de causalidade simples Figura 1.5. Relações de causa e efeito nas propriedades de alguns hidróxidos Métodos de estudo de fenômenos químicos Experimento Observação Modelagem de reações químicas A indução é um método de raciocínio do particular para o geral. A dedução é um método de raciocínio do geral para o específico. Regras gerais devem ser aplicados na resolução de problemas específicos. A analogia é um método de cognição no qual, com base na semelhança de uma característica dos objetos químicos, chega-se a uma conclusão sobre sua semelhança em outras características. Então, conhecendo a fórmula do ácido ortofosfórico, você pode escrever a fórmula do ácido ortoarsênico. Análise é a separação de uma substância química ou fenômeno químico em suas partes componentes (propriedades, características). 10 Copyright OJSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Síntese é a combinação de lados, propriedades, características de uma substância química ou fenômeno químico em um único todo. Um conceito é um pensamento sobre um objeto ou suas características. Um julgamento é a operação de conceitos. Formas lógicas de pensamento Vamos tentar aplicar os conhecimentos adquiridos para resolver uma questão profissional. Para isso aplicamos: – conceitos sobre as propriedades das substâncias químicas; – método de dedução; – categorias “causa-efeito”; – formas lógicas de pensamento: conceito → julgamento → inferência. Tarefa: O uso de microfertilizante CuSO4 é eficaz em solos alcalinos? CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4 solúvel insolúvel 1. Conceitos: CuSO4 é um sal solúvel. Cu(OH)2↓ é uma base fraca e insolúvel. 2. Julgamento: Somente substâncias solúveis estão disponíveis para absorção pelas plantas. Em solos alcalinos, o CuSO4 solúvel transforma-se em Cu(OH)2↓ insolúvel e torna-se inacessível às plantas. 3. Conclusão: O uso de CuSO4 em solos alcalinos é inadequado. Perguntas para autocontrole 1. Dê uma definição de química que corresponda à sua compreensão deste assunto. 2. Comparar a compreensão da lei da conservação da massa nos séculos XVIII e XXI. 3. Determine o tipo de desenvolvimento (progresso ou regressão nas reações químicas): H2CO3 = CO2 + H2O CaO + CO2 = CaCO3 4. Com base no método de analogia, escreva as fórmulas do arsênico e do ácido selênico. 5. Aplicar o método de dedução para explicar a ineficácia do microfertilizante FeSO4 em solos alcalinos. 6. Como você entende as palavras de D.N. Pryanishnikova: “A falta de conhecimento necessário não pode ser substituída nem mesmo por excesso de fertilizantes”? 11 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency REFERÊNCIAS Principal 1. Glinka, N.L. Química Geral / N.L. Glinka – M.: KNORUS, 2009. – 752 p. 2. Knyazev, D.A. Química Inorgânica/D.A. Knyazev, S.N. Smargin. – M.: Abetarda, 2004. – 592 p. 3. Ryazanova, G.E. Química geral e inorgânica. Tabelas e diagramas / G.E. Riazanov. – Saratov: Instituição Educacional Estadual Federal de Educação Profissional Superior “Saratov State Agrarian University”, 2006 – 284 p. Adicional 1. Egorov, V.V. Química Ambiental. /V.V. Egorov. – São Petersburgo: Lan Publishing House, 2009. – 192 p. 2. Naydysh, V.M. Conceitos da ciência natural moderna. /V.M. Naydysh. – M.: AlfaM; INFRA-M, 2004, – 622 p. 3. Sirotkin, O.S. A química está em vigor. /O.S. Sirotkin // Química e vida. – 2003. - Nº 5. – P. 26. 4. Mineev V.G., Em defesa dos nitratos e fosfatos. / V.G. Mineev // Química e vida. – 2008. No. ESTRUTURA DO ÁTOMO 2.1. Dialética das ideias sobre a estrutura do átomo Na química clássica, havia ideias sobre dois tipos de micropartículas - átomos e moléculas. Até o século XIX, a ciência tinha a ideia de que o átomo era indivisível e não continha componentes. EM final do século XIX séculos, os físicos descobriram fatos que comprovam a complexidade da estrutura do átomo (a descoberta do elétron, os raios catódicos, o fenômeno da radioatividade). Em 1911, o ganhador do Prêmio Nobel Ernest Rutherford, com base em uma série de experimentos sobre o espalhamento de partículas por finas placas de metal, propôs um modelo nuclear (planetário) da estrutura do átomo. O modelo planetário do átomo de Rutherford Um átomo consiste em um núcleo carregado positivamente e elétrons carregados negativamente que orbitam ao redor do núcleo. Contradições do modelo de Rutherford 1. Por que o átomo é estável? De acordo com as leis da física clássica, um elétron, ao se mover em torno de um núcleo, deve emitir energia e esgotá-la em 10 a 8 segundos. e cair no núcleo. 2. Se um elétron emite energia em um fluxo contínuo, um espectro contínuo deve corresponder a isso. No entanto, o espectro está alinhado. Por que? Abordando esses problemas, Niels Bohr propôs uma teoria em 1913 que combinava o modelo nuclear do átomo de Rutherford com a teoria quântica da luz de Planck. A ideia principal de Bohr (muito ousada): O movimento de um elétron em um átomo não obedece às leis da física clássica. Leis diferentes se aplicam no macrocosmo e no microcosmo. Postulados de Bohr 1. Um elétron em um átomo não se move em nenhuma, mas em uma determinada órbita estacionária e não emite energia. 2. A emissão de energia em porções (quanta) ocorre apenas quando um elétron se move de uma órbita para outra. A teoria de Bohr não conseguiu explicar algumas propriedades importantes do átomo, pois havia contradições nela; Na década de 20 do século XX, foi criada uma teoria da mecânica quântica da estrutura do átomo. A teoria é baseada na ideia de Louis de Broglie (1924): O elétron tem propriedades duplas de partícula-onda, ou seja, propriedades de partículas e ondas simultaneamente. 13 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Um elétron como partícula tem massa e se manifesta como um todo único. As propriedades ondulatórias de um elétron se manifestam nas peculiaridades de seu movimento, na interferência e difração do elétron. A equação de de Broglie reflete este dualismo: λ = h/m, onde h é a constante de Planck; m – massa da partícula; – velocidade das partículas. E. Schrödinger (Áustria, 1926) formulou uma equação cuja solução permite encontrar a função de onda do elétron Ψ(x, y, z), correspondente à amplitude do processo de onda tridimensional. Equação de Schrödinger (Áustria, 1926) ψ x2 2 ψ у2 ψ z2 2 2 8π 2 m (E V)ψ h2 0, onde é a função de onda; x, y, z – coordenadas do espaço tridimensional. O valor 2 corresponde à probabilidade de encontrar um elétron em vários pontos do espaço circunnuclear. Resolver a equação de Schrödinger nos permite encontrar o orbital do elétron. Van den Broek (Holland, 1912) sugeriu: A carga do núcleo de um átomo de qualquer elemento é numericamente igual ao número atômico do elemento em tabela periódica. Esta brilhante suposição intuitiva foi confirmada experimentalmente em 1913 por Moseley (Inglaterra). 2.2. Modelo moderno da mecânica quântica da estrutura do átomo O átomo tem uma estrutura complexa. Consiste em um núcleo carregado positivamente, que contém prótons e nêutrons, e elétrons carregados negativamente, que se movem ao redor do núcleo. Um elétron em um átomo se move com enorme velocidade variável. A trajetória de seu movimento é desconhecida. O elétron se move de forma caótica e aleatória, formando uma nuvem eletrônica (orbital eletrônico). Um orbital de elétrons é uma região do espaço ao redor do núcleo de um átomo na qual o movimento dos elétrons é mais provável. O comportamento de um elétron em um átomo é caracterizado pelo princípio da incerteza de Heisenberg: para uma micropartícula em escala atômica é impossível indicar simultaneamente as coordenadas e o momento angular com igual precisão. Números quânticos A descrição do estado de um elétron em um átomo é determinada por quatro números quânticos. O principal número quântico n caracteriza a reserva de energia de um elétron em um determinado nível e sua distância do núcleo. Corresponde ao número do nível eletrônico. Aceita os valores de números inteiros: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, ... 14 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency O número quântico secundário (orbital) l caracteriza o orbital angular elétron de momento. Determina a forma espacial da nuvem eletrônica (orbital). Aceita valores inteiros de 0 a n–1. Valores numéricos (0, 1, 2, 3) têm designações de letras(s, p, d, f). Tabela 2.1 – Números quânticos orbitais e forma dos orbitais 0 1 2 3 Forma orbital Haltere esférico Dois halteres cruzados Forma ainda mais complexa l (s) (p) (d) (f) Elétrons com a mesma forma de orbitais de elétrons formam subníveis em a determinado nível de energia. O número de subníveis em um nível corresponde ao número do nível. Tabela 2.2 – Dependência do número de subníveis do número de níveis n (nível) 1 2 3 4 l (subníveis) S s, p s, p, d s, p, d, f Número quântico magnético m Caracteriza propriedades magnéticas elétron, que depende da direção de localização da nuvem de elétrons no espaço. Aceita valores inteiros dentro da magnitude do número quântico lateral, tanto positivos quanto negativos, incluindo 0 (zero). Tabela 2.3 - m Relação entre os valores dos números quânticos secundários e magnéticos Valores m 0 (um) 1, 0, –1 (três) 2, 1, 0, –1, –2 (cinco) 3, 2 , 1, 0, –1 , –2, –3 (sete) l 0 1 2 3 O número de valores do número quântico magnético Nm pode ser calculado usando a fórmula: Nm = 2l +1, onde l é o valor do número quântico lateral. Tabela 2.4 – Número de orbitais nos subníveis Subnível s p D f Número de orbitais – (um) – – – (três) – – – – – (cinco) – – – – – – – (sete) 15 Copyright OJSC “CDB “BIBKOM ” & Kniga-Service Agency LLC O número quântico de spin caracteriza o próprio momento angular do elétron. Assume os valores h 1 1 + e – (em unidades). 2 2 2 O princípio de Pauli Um átomo não pode ter dois elétrons com os mesmos valores de todos os quatro números quânticos. Corolário: Um orbital pode conter no máximo dois elétrons com spins opostos. Tabela 2.5 – Número máximo de elétrons no nível n N 1 2 2 8 3 18 4 32 Nn = 2n2, onde n é o número do nível (número quântico principal). Tabela 2.6 – Número máximo de elétrons no subnível l N1 0(s) 2 onde l é um número quântico lateral. 1(p) 6 2(d) 10 3(f) 14 N1 = 2(2l + 1), Princípio da energia mínima Um elétron em um átomo ocupa uma posição com uma quantidade mínima de energia no nível e subnível, é energeticamente favorável e estável para ele. 1s< 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d < 7p Рисунок 2.1. Схема расположения энергетических подуровней в многоэлектронном атоме 16 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» Правило Хунда Устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором величина суммарного спина электронов максимальна. Это условие выполняется, если электроны заполняют все свободные орбитали сначала по одному, а затем происходит пополнение каждой орбитали вторым электроном. Пример: Рисунок 2.2. Последовательность заполнения электронами р – подуровня Правила В.М. Клечковского 1. Уровни и подуровни атомов заполняются электронами в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l). 2. При одном и том же значении суммы (n+l) электроны заполняют орбитали с меньшим п, но с большим l. 2.3. Электронные формулы элементов На основе принципа Паули, принципа минимальной энергии, правила Хунда, представлений об энергетических уровнях и подуровнях составляются электронные формулы элементов. Электронные формулы показывают распределение электронов на энергетических уровнях и подуровнях. При составлении электронной формулы сначала пишут цифру, соответствующую номеру энергетического уровня, на который поступает электрон. Затем пишут букву, соответствующую подуровню и справа наверху, в виде показателя, обозначают число электронов на данном подуровне. Примеры: I период (один энергетический уровень) Электронная формула: Н 1S1 Электронно-графическая формула: Водород Н №1 +1 (заряд ядра) 1ē 1-й S - элемент 1 S Степень окисления водорода: +1 (Н2О, NH3, HCl) Исключение: степень окисления водорода – 1 в соединениях с очень активными металлами (NaH, KH). 17 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» Водород Водородное пламя создает t = 2800o Восстановитель Источник, переносчик и концентратор энергии Получение аммиака, жидкого топлива, твердых жиров Экологически чистое топливо будущего Схема 2.1. Значение и применение водорода Элементы, у которых электроны заполняют s - подуровень, называются s– элементами. Первые два элемента любого периода являются s–элементами. Не Гелий Не №2 +2 (заряд ядра) 1S2 1 S первый уровень завершен 2å 2-й S - элемент Гелий – инертный газ. Гелий Дирижабли с гелиевым наполнением Теплоноситель ядерных реакторов В медицине: гелиевый воздух лечит бронхиальную астму, применяется для водолазов В электронике: жидкий гелий – среда для сверхпроводников Схема 2.2. Значение и применение гелия (инертный, легкий) Литий Li №3 +3 (заряд ядра) 3ē 1-й S - элемент II период (два энергетических уровня) Li 1S2 2S1 (валентный уровень) Литий – активный щелочной металл. Степень окисления: +1. Формулы соединений: Li2O → LiOH. Литий В атомной технике: теплоноситель, растворитель соединений урана Для кондиционирования воздуха применяют соли лития В медицине: для лечения психических расстройств Схема 2.3. Значение и применение лития 18 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» Be 1S2 2S2 Бериллий Ве №4 +4 (заряд ядра) 4ē 2-й S - элемент (валентный уровень) Бериллий – амфотерный металл. Соединения: ВеО → Ве(ОН)2 Н2ВеО2 Бериллий Материалы космической, ракетной и авиационной техники Бериллий токсичен ПДК в воздухе – 0,001 мг/м3 Для человека, животных вреден: рахит, ослабление костной ткани, отек легких Для растений безвреден Схема 2.4. Значение и применение бериллия При получении энергии извне (при нагревании) атомы переходят в возбужденное состояние. При этом электронная пара распаривается и электрон переходит в свободную орбиталь подуровня в пределах своего номера уровня. В 1S22S22р1 Электронно-графическая формула Бор (валентный уровень) №5 +5 (заряд ядра) 5ē 1-й р - элемент Бор Бороводородное топливо, военная техника, легирование стали Важнейший микроэлемент, влияет на белковый и углеводный обмен Схема 2.5. Значение и применение бора Бор – первый р – элемент второго периода. Элементы, у которых электроны заполняют р – подуровень, называются р – элементами. Последние 6 элементов любого периода (кроме первого и седьмого) являются р – элементами. 19 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» Свойства s – и р – элементов У s– и р– элементов электроны заполняют внешний уровень от 1 до 8. Химические свойства элементов меняются быстро, от металлических к неметаллическим и до инертного газа. Количество электронов на внешнем уровне у s– и р– элементов соответствует номеру группы, в которой находится элемент. У s– и р– элементов валентными являются электроны внешнего уровня. Главные подгруппы образуют s– и р– элементы. Правила нахождения степени окисления элемента 1. Отрицательная степень окисления элемента (неметалла) равна числу электронов, которое он принимает для завершения внешнего уровня до 8 электронов. 2. Положительные степени окисления элемента равны (обычно, есть исключения) числу неспаренных электронов в нормальном и возбужденном состоянии атома, которые он отдает. Вопросы для самоконтроля 1. Определите понятие «атом». 2. Из чего состоит атом? 3. Какие частицы входят в ядро атома? 4. Что общего и что различного у электронов атома углерода? 5. Сформулируйте основную идею Нильса Бора, Луи де Бройля. 6. Что такое электронная орбиталь? 7. Сколько орбиталей на s –, p –, d –, f – подуровнях? 8. Как проявляется в строении атомов элементов принцип минимальной энергии? 9. Как вы понимаете принцип Паули? 10. Объясните, как вы понимаете правило Хунда. СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ Основная 1. Глинка, Н.Л. Общая химия /Н.Л. Глинка – М.: КНОРУС, 2009. – 752 с. 2. Князев, Д.А. Неорганическая химия/Д.А. Князев, С.Н. Смарыгин – М.: Дрофа, 2004. – 592 с. 3. Рязанова, Г.Е. Общая и неорганическая химия. Таблицы и схемы /Г.Е. Рязанова. – Саратов: ФГОУ ВПО «Саратовский ГАУ», 2006 – 284 с. Дополнительная 1. Клинский, Г.Д. Неорганическая химия /Г.Д. Клинский, В.Д. Скопинцев. – М: Изд-во МСХА, 2001. – 384 с. 2. Гельфман, М.И. Неорганическая химия /М.И. Гельфман, В.П. Юстратов. – СПб.: Издво «Лань», 2009. – 528 с. 3. Неорганическая химия (биогенные и абиогенные элементы): Уч.пособие / под ред. В.В. Егорова. – СПб.: Изд-во «Лань, 2009. – 320 с. 4. ru.wikipedia.org 20 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» Лекция 3 ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА 3.1. Периодический закон и периодическая система элементов Д.И. Менделеева – основа современной химии Периодический закон и периодическая система Д.И. Менделеева – величайшее достижение химической науки. Открытие закона и создание периодической системы – результат длительной и напряженной работы великого русского ученого Д.И. Менделеева. Периодический закон: Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов Д.И.Менделеев (1869) Менделеев считал, что «Будущее не грозит периодическому закону разрушением, а только надстройки и развитие обещает». Периодический закон был открыт в XIX веке. В ХХ веке С.А. Щукарев сказал: «Постижение полного смысла системы представляет собой задачу бездонной глубины, к решению которой человек будет вечно стремиться, как к одной из недосягаемых и непостижимых до конца истин». Периодический закон (современная формулировка) Свойства элементов, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов В периодической системе в предельно краткой форме сконцентрированы обширные химические знания. Периодическую систему элементов следует рассматривать в конкретных условиях пространства и времени. При сверхвысоких температурах атом лишается электронов, высокое давление меняет их расположение в атомах. При этих условиях атомы перестают подчиняться периодическому закону. Периодическая система элементов является графическим (табличным) выражением периодического закона Система – это строгая математическая категория, означающая упорядоченное множество. Для установления связи между множествами функций используют представление о матрице. Матрица – это прямоугольная таблица, состоящая из строк и столбцов. 21 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» Таблица 3.1. Периодическая система elementos químicos D.I. Mendeleev 22 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency A tabela periódica é uma espécie de matriz. Seus elementos são elementos químicos. Linhas são períodos. Colunas são grupos. A tabela periódica reflete o fato de que os elementos químicos individuais representam um conjunto ordenado de elementos, sujeitos a relações internas. Cada elemento químico é uma etapa natural no desenvolvimento de uma substância, e não uma formação aleatória. Classificação dos elementos químicos Obtenção de substâncias com determinadas propriedades Confirmação das leis da filosofia Ferramentas para prever novas pesquisas Lei periódica Agroquímica Exploração geológica de minerais Pesquisa espacial Medicina, indústria farmacêutica Esquema 3.1. O significado da lei periódica “A matéria viva em sua composição média está ligada ao solo e constrói suas células a partir de elementos de acordo com as mesmas leis pelas quais a matéria é construída a partir de materiais ou da atmosfera do Sol e das estrelas”. A.E. Fersman O sistema periódico de elementos inclui 118 elementos atualmente descobertos, que estão localizados em 7 períodos e 8 grupos. 3.2. Estrutura da Tabela Periódica Cada elemento químico possui um número de série. O número atômico é igual: à carga do núcleo atômico; número de prótons no núcleo; o número total de elétrons em um átomo neutro. Um período é uma série horizontal de elementos que começa com elementos s (metais alcalinos) e termina com elementos p (gases nobres). Durante o período, o nível eletrônico externo é acumulado de 1 a 8 elétrons. O nível externo completo contém 8 elétrons. O número do período corresponde ao número de níveis de energia no átomo. O período I contém apenas dois elementos (uma linha). O segundo e terceiro períodos contêm 8 elementos cada. Os períodos I, II e III são chamados de “pequenos períodos” (uma linha). Os períodos IV, V e VI (períodos principais) consistem em duas linhas. 23 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Um grupo é uma sequência vertical de elementos com o mesmo tipo de configuração eletrônica. O grupo de elementos contém dois subgrupos: principal (A) e secundário (B). Os subgrupos principais são formados por elementos s e p. Subgrupos laterais formam d - elementos. O número de elétrons (ē) no nível de energia externo dos elementos dos subgrupos principais é igual ao número do grupo. O número de elétrons no nível de energia externo dos elementos dos subgrupos laterais é 2, independentemente do número do grupo. Mudanças periódicas na estrutura eletrônica dos átomos dos elementos causam mudanças periódicas nas propriedades químicas dos elementos, bem como nos compostos complexos que eles formam. A importância da tabela periódica para a resolução de problemas educacionais Utilizando a tabela periódica, é possível caracterizar as propriedades químicas de um elemento. Para fazer isso, você precisa usar os números do sistema periódico como um código que revela a estrutura do átomo e as propriedades do elemento. 3.3. Algoritmo para características gerais de um átomo de elemento 1. Número ordinal do elemento (Nº). 2. Carga do núcleo de um átomo (Z). 3. O número de prótons no núcleo de um átomo (p+). 4. Massa atômica relativa (Ar). 5. Número de nêutrons no núcleo de um átomo (não). 6. Número total de elétrons em um átomo (ē). 7. Número do período → número de níveis de energia. 8. Número do grupo, subgrupo (principal ou lateral) → número ē no nível externo do átomo. 8.1. Subgrupo principal → número ē no nível externo é igual ao número do grupo. 8.2. O número do subgrupo lateral ē no nível externo é 2, independentemente do número do grupo (ou 1). 9. Avalie se o elemento é metálico ou não metálico (número ē no nível externo). 10. Determine a qual família eletrônica o elemento pertence (s, p ou d) e em qual posição ele se encontra entre os elementos dessa família eletrônica. 11. Crie uma fórmula eletrônica, destaque os elétrons de valência. 11.1. Para um elemento do subgrupo principal - elétrons do nível externo. 11.2. Para um elemento do subgrupo lateral - elétrons do nível externo ed - o subnível do penúltimo nível. 12. Crie fórmulas gráficas eletrônicas (com base na regra de Hund), mostre a distribuição dos elétrons de valência em níveis e subníveis nos estados normal e excitado. 13. Cite os estados de oxidação do elemento. 14. Escreva as fórmulas dos compostos mais importantes correspondentes aos estados de oxidação do elemento (óxidos, hidróxidos, compostos de hidrogênio). 15. Caracterizar as propriedades dos compostos mais importantes. 24 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency 16. Revele o significado do elemento e seus compostos para as plantas, para a agricultura, para a indústria. Exemplos: Nitrogênio N 1) No. 7 9) Não metálico (aceita ē, mas também pode dar 2) +7 (carga do núcleo) 3) 7р+ 10) 3º р – elemento 4) Ar = 14 11) Fórmula eletrônica: 5) 7no 1s22s22p3 nível de valência 6) Total 7 ē 7) Período II – dois níveis de energia 12) Fórmula gráfica do elétron: 8) Grupo V, subgrupo principal – 5 ē a excitação é impossível no nível externo 13) Estados de oxidação: – 3, +1, +2, +3, +4, +5. 14) Fórmulas dos compostos mais importantes 3 1 N H3 → amônia NH4OH → NH4Cl, NH4NO3, (NH4)SO4 hidróxido de amônio sais de amônio Fertilizantes minerais de amônio Compostos de oxigênio: 2 2 1 2 óxidos indiferentes N 2 O, N O – 3 2 НNO2 → N 2 O3 → ácido nitroso 4 2 gás marrom N O2 – 5 2 НNO3 → N 2 O5 → sais de ácido nítrico - nitritos – sais de NaNO2 - nitratos – KNO3, Ca(NO3)2, NH4NO3 nitrato fertilizantes de nitrogênio (nitrato) O nitrogênio é o macroelemento mais importante. Fósforo Р Р 1s22s22p63s23р3_ nível de valência Fórmula eletrônica gráfica do núcleo) níveis nt Estados de oxidação: -3, +3, +5 25 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency Os compostos de fósforo mais importantes 3 1 3 2 3 RN 3; P2 H 4 P2 O 3 2 P2 O 5 → H3PO4 → sais - fosfatos → H3PO3 → sais-fosfitos ácido fosforoso Formas de ácido fosfórico: HPO3 - meta - H3PO4 - orto - H4P2O7 - piro - Na3PO4 Na2HPO4 NaH2PO4 Fertilizantes fosfatados Ca (H2PO4) 2 – dihidrogenofosfato de cálcio (superfosfato) CaHPO4∙2H2O – hidrogenofosfato de cálcio (precipitado) Ca3(PO4)2 ↓ - fosfato de cálcio (farinha de fosfato) O fósforo é o macronutriente mais importante. d – elementos de grandes períodos Em grandes períodos (4, 5, 6, 7) entre os elementos s– e d–, são introduzidos 10 elementos d–, nos quais os elétrons preenchem o d – subnível do segundo nível de fora. Todos os elementos d, independentemente do número do grupo, possuem dois elétrons no nível externo (ou um elétron se ocorrer vazamento de elétrons). Portanto, os elementos d exibem propriedades metálicas. Nos elementos d, os elétrons de valência são os elétrons de dois níveis - o nível externo e o subnível d do penúltimo nível, ou seja, (n – 1)d e nSnP. Os elementos d formam subgrupos laterais da tabela periódica. A maioria dos d-metais tem vários estados de oxidação, portanto seus compostos exibem propriedades redox. Os óxidos e hidróxidos dos elementos d possuem propriedades básicas, anfotéricas ou ácidas dependendo do grau de oxidação do elemento d que os forma. d– metais são bons agentes complexantes e formam compostos complexos estáveis. d – metais manganês, cobalto, cobre, zinco são oligoelementos vitais. Os sulfatos desses metais são utilizados como microfertilizantes, que são utilizados no tratamento pré-semeadura de sementes e alimentação foliar de plantas. Exemplo: Ferro Fe Fe 1s22s22p63s23р63d64s2 níveis de valência No. 26 26 ē 6º elemento d Fórmulas gráficas de elétrons Estados de oxidação de Fe: +2, +3, +6. 26 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Os compostos mais importantes 2 Fe O → Fe(OH)2 principais propriedades básicas de óxido 3 H3FeO3 → sais de ferrita KFeO2 Fe2 O3 → Fe(OH)3 fraco fracamente anfotérico propriedades anfotéricas de Н2О НFeO2 6 Fe O3 → propriedades ácidas de H2FeO4 → ácido de ferro K2FeO4 sal-ferratos (agentes oxidantes) O ferro é um oligoelemento essencial. 3.4. Periodicidade das mudanças nas propriedades dos elementos e seus compostos As propriedades dos elementos químicos mudam periodicamente. Mudando periodicamente: raios atômicos (R); energia de ionização (potencial de ionização I); afinidade eletrônica (E) eletronegatividade (χ) χ=I+E ou χ= I E . 2 Os raios dos átomos (R) em um período diminuem com o aumento do número atômico (periodicidade horizontal). Motivo: A carga do núcleo atômico aumenta, mas o número de níveis de energia em um período é constante. Quanto menor o raio, mais difícil será para o átomo ceder elétrons (diminuindo as propriedades metálicas). Em períodos longos observa-se: 1. d – compressão (diminuindo o raio na linha de d – elementos); 2. f – compressão (diminuindo o raio na linha de f – elementos); a) no período VI – compressão de lantanídeos; b) no período VII – compressão actinóide. Nos grupos, à medida que o número de série aumenta, os raios dos elementos aumentam (o padrão principal). Motivo: Aumento do número de níveis de energia. Consequência: Aumento da capacidade de doar elétrons → aumento das propriedades metálicas. Tabela 3.2 - Mudança normal de raio no grupo IA Elemento R, nm Li 0,155 Na 0,189 K 0,236 Rb 0,248 As propriedades metálicas dos elementos aumentam. 27 Cs 0,268 Fr 0,280 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Tabela 3.3 - Violação do padrão de mudanças em R devido a f - compressão no grupo IB Elemento R, nm Cu 0,128 Ag 0,144 Au 0,144 Em subgrupos secundários , as propriedades metálicas dos elementos diminuem (influência da compressão dos lantanídeos). Energia de ionização é a energia necessária para remover um elétron de um átomo. O potencial de ionização I é a menor voltagem (em elétron-volts) que deve ser aplicada a um átomo para remover um elétron dele. O potencial de ionização I caracteriza as propriedades metálicas e redutoras dos elementos. E0 = E+ + ē átomo íon Padrão geral: Em períodos com aumento do número atômico, o potencial de ionização aumenta. O valor de I atinge seu máximo no final do período. Padrão geral: Os potenciais de ionização em grupos diminuem com o aumento do número atômico. Violação do padrão geral: (influência do grau de preenchimento do subnível). Os subníveis que estão completamente preenchidos ou parcialmente preenchidos com elétrons são os mais estáveis ​​(I aumenta). Tabela 3.4 - Influência do grau de preenchimento de subníveis no potencial de ionização Elemento Elétrons de valência I, eV N 2s22p3 14,53 O 2s22p4 13,61 Tabela 3.5 - Influência da compressão dos lantanídeos no potencial de ionização Elemento R, nm I, eV Cu 0,128 7,73 Ag 0,144 7 0,57 Au 0,144 9,22 Afinidade eletrônica (E, eV) é a energia que é liberada quando um elétron é adicionado a um átomo A afinidade eletrônica caracteriza as propriedades oxidantes não metálicas dos elementos. Padrão geral: Em um período com aumento do número atômico, a afinidade eletrônica aumenta. Num grupo, à medida que o número atômico aumenta, a afinidade eletrônica diminui. 28 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Tabela 3.6 - Mudança no valor da afinidade eletrônica no grupo VII - A Elemento E, eV F 3,62 Cl 3,82 Br 3,54 J 3,24 Eletronegatividade (χ) é a capacidade dos átomos em uma molécula para atrair elétrons para si. Uma medida de eletronegatividade é considerada energia igual à soma das energias de ionização (I) e afinidade eletrônica (E) χ = I+E. Foi convencionalmente assumido que Li 1. Convencionalmente, o limite entre metais e não metais é 2 (ou 1,7). metais não metálicos 2< 2 χ >2 Figura 3.1. Limite convencional de metais e não metais Tabela 3.7 - Eletronegatividade de átomos de alguns elementos Elemento χ Na 1,01 Mg 1,23 Al 1,47 metais Ge 2,02 Cl 2,83 F 4,10 não metais As propriedades químicas dos elementos mudam periodicamente. Durante um período, as propriedades dos elementos mudam de metálico para não metálico e para gás inerte (nobre). Os estados de oxidação dos elementos mudam periodicamente. O estado de oxidação é a carga de um átomo em um composto convencionalmente considerado iônico. O estado de oxidação mais alto é o seu maior valor positivo. É igual ao número do grupo. Exceções: O, F, Fe, Cu, Ag, Au. O estado de oxidação mais baixo é menor valor dela. Todos os outros estados de oxidação são intermediários ou intermediários. O estado de oxidação tem um sinal (+) ou (–). Estados de oxidação constantes: 1) metais alcalinos do grupo I A: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr: +1 2) metais do grupo II A: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra: + 2 3) Al: +3 4) H: +1 (exceção: hidretos de NaH) 5) O: – 2 (exceção: OF2) 6) O estado de oxidação do átomo é zero (o átomo é eletricamente neutro) 7) O o estado de oxidação da molécula é zero (a molécula é eletricamente neutra) neutra). A valência dos elementos muda periodicamente. A valência é medida pelo número de ligações químicas pelas quais um determinado átomo está conectado a outros átomos. Valência não tem sinal. Os valores do estado de oxidação e valência podem não coincidir. 29 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Tabela 3.8 – Estado de oxidação e valência do nitrogênio em NH3 e NH4Cl Substância NH3 NH4Cl Estado de oxidação do nitrogênio –3 –3 Valência do nitrogênio 3 4 As propriedades dos elementos químicos afetam as propriedades de suas conexões complexas correspondentes. Esquema 3.2. Características das propriedades dos elementos Questões de autocontrole 1. Dê a formulação da lei periódica de D.I. Mendeleiev. Explique como você entende isso. 2. Compare a estrutura atômica e as propriedades de qualquer macroelemento e microelemento. 3. Explique por que os gases nobres são inertes e os metais alcalinos são ativos. 4. Compare os raios dos átomos e os potenciais de ionização. 1) sódio e potássio; 2) oxigênio e flúor. 5. Dê exemplos da dependência das propriedades dos compostos complexos das propriedades dos elementos que os formam. REFERÊNCIAS Principal 1. Glinka, N.L. Química Geral / N.L. Glinka – M.: KNORUS, 2009. – 752 p. 2. Knyazev, D.A. Química Inorgânica/D.A. Knyazev, S.N. Smarygin – M.: Abetarda, 2004. – 592 p. 3. Ryazanova, G.E. Química geral e inorgânica. Tabelas e diagramas / G.E. Riazanov. – Saratov: Instituição Educacional Estadual Federal de Educação Profissional Superior “Saratov State Agrarian University”, 2006 – 284 p. 30 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency Adicional 1. Química inorgânica (elementos biogênicos e abiogênicos): Livro didático / ed. V.V. Egorov. – São Petersburgo: Lan Publishing House, 2009. – 320 p. 2. Guzey, L.S. Química Geral / L.S. Guzey, V. N. Kuznetsov, A.S. Guzey. – M.: Editora. Universidade Estadual de Moscou, 1999. – 333 p. 3. Agafoshin, N.P. Lei periódica e sistema periódico D.I. Mendeleiev. / N.P. Agafoshin - M.: Educação, 1973. - 208 p. 4. Dmitriev, S.N. Identificação química e estudo das propriedades dos metais superpesados. Evolução do sistema periódico D.I. Mendeleev/S.N. Dmitriev – Resumos de relatórios do XVIII Congresso Mendeleev de Química Geral e Aplicada: Em 5 volumes. ; v.1. – M.: Granitsa, 2007. – P. 47. 31 Copyright JSC “CDB “BIBKOM” & LLC “Agency Kniga-Service” Aula 4 MANIFESTAÇÃO DA LEI PERIÓDICA NAS PROPRIEDADES ÁCIDO-BASE DE COMPOSTOS INORGÂNICOS 4.1. Relação genética das principais classes de compostos inorgânicos Na natureza existe um grande número de compostos inorgânicos que pertencem a um pequeno número das principais classes de compostos inorgânicos. Óxidos e hidróxidos diferem no grau em que apresentam propriedades básicas ou ácidas. Os hidróxidos variam na força eletrolítica. Além disso, cada substância também possui características individuais próprias. É necessário imaginar claramente esta dialética das propriedades químicas dos elementos para poder imaginar a dialética das propriedades químicas dos compostos complexos. As propriedades das principais classes de compostos inorgânicos ajudam a compreender a lei periódica e permitem-nos confiar nela como uma base confiável de conhecimento. Em todos os fenômenos e processos da natureza existem tendências contraditórias, mutuamente exclusivas e opostas. Essas tendências opostas se manifestam nas propriedades dos átomos metálicos que podem doar elétrons e nas propriedades dos átomos não metálicos que podem ganhar elétrons. À medida que a composição das substâncias se torna mais complexa, estas tendências opostas continuam a aparecer. Metais típicos e elementos de transição em estados de baixa oxidação formam óxidos básicos, enquanto não metais típicos e elementos de transição em estados de oxidação elevados formam óxidos ácidos com propriedades opostas. Complicando ainda mais a composição das substâncias, formam-se hidróxidos, com bases correspondendo a óxidos básicos e ácidos correspondendo a óxidos ácidos. Bases e ácidos também têm propriedades opostas. Assim, uma mudança na composição das substâncias leva a uma mudança nas suas propriedades. O contraste nas propriedades de metais e não metais determina o contraste nas propriedades de óxidos básicos e ácidos e de bases e ácidos. Esta é a prova de que as propriedades das substâncias complexas estão em dependência dialética das propriedades dos átomos dos elementos e, portanto, estão interligadas e interdependentes. O desenvolvimento da forma química do movimento da matéria se manifesta na complicação da composição e propriedades das substâncias. Na verdade, a lei periódica contém a ideia de que as propriedades dos compostos complexos dependem das propriedades dos elementos a partir dos quais são formados. Portanto, devemos esperar, por exemplo, que metais de atividades diferentes correspondam a compostos complexos que diferem em propriedades uns dos outros, e metais e não metais que são fundamentalmente diferentes uns dos outros correspondam a compostos complexos que são nitidamente diferentes de uns aos outros. Compostos complexos são formados a partir de substâncias simples. O mais simples dos compostos complexos são os óxidos. Os óxidos são substâncias complexas constituídas por dois elementos, um dos quais é o oxigênio. Quando a molécula de óxido é complicada pela adição de água (direta ou indiretamente), são obtidos hidróxidos. A existência das principais classes de compostos inorgânicos reflete o desenvolvimento da matéria inorgânica. 32 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency Scheme 4.1. Relação genética das principais classes de compostos inorgânicos e níveis de desenvolvimento de uma substância química Tabela 4.1 - Níveis de desenvolvimento de uma substância química 4 3 2 1 Sais Hidróxidos Óxidos Átomos de elementos Os fenômenos químicos são caracterizados por inconsistências internas. É a razão da diversidade das propriedades químicas e da impossibilidade de as explicar no quadro dos melhores esquemas sem quaisquer excepções que vão além deste quadro. 4.2. Propriedades químicas de óxidos, bases, ácidos e sais Óxidos básicos Os óxidos básicos são substâncias complexas constituídas por um metal e oxigênio, às quais as bases correspondem como hidróxidos. Tabela 4.2 – Padrões de desenvolvimento dos metais Propriedades químicas dos óxidos básicos Os óxidos básicos reagem: 1) com óxidos ácidos: Na2O + CO2 = Na2CO3; 2) com ácidos: CaO + H2SO4 = CaSO4 + H2O; 3) com água (óxidos apenas dos metais mais ativos - alcalinos e alcalino-terrosos) reagem: CaO + H2O = Ca(OH)2 CuO + H2O 33 não funciona Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Óxidos ácidos Os óxidos ácidos são substâncias complexas constituídas por um não metal e oxigênio, aos quais os ácidos correspondem como hidróxidos. Tabela 4.3 – Padrões de desenvolvimento de não metais Propriedades químicas dos óxidos ácidos Os óxidos ácidos reagem: 1) com óxidos básicos: SO3 + Na2O = Na2SO4; 2) com bases: CO2 + 2NaOH = Na2CO3 + H2O; 3) com água: SO3 + H2 O = H2SO4. Bases Bases são substâncias constituídas por um metal e grupos hidroxila OH–. Bases são substâncias que se dissociam para formar íons hidróxido OH–. Metais alcalinos muito ativos (grupo 1, subgrupo principal: Na, K, etc.) metais alcalino-terrosos (grupo 2, subgrupo principal: Ca, Sr, Ba) formam bases fortes (álcalis). São solúveis em água, dissociam-se completamente (). NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2). Metais pouco ativos (todos exceto alcalinos e alcalino-terrosos): Al, Zn, Cu, Fe, Pb formam bases fracas. Eles são pouco solúveis em água e dissociam-se parcialmente: (Cu(OH)2↓, Fe(OH)3↓). Metais mais ativos e com menor grau de oxidação formam bases mais fortes 2 3 Fe (OH)2 > Fe (OH)3 Preparação de bases fortes 1) óxido com água: CaO + H2O = Ca(OH)2; 2) metal com água: 2Na + H2O = 2NaOH + H2; 3) eletrólise de solução salina: NaCl, KCl. 34 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Preparação de bases fracas Sal de um metal pouco ativo com um álcali: FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2↓ + Na2SO4. Propriedades químicas das bases As bases reagem: 1) com ácidos (reação de neutralização): 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O; 2) com óxidos ácidos: 2NaON + CO2 = Na2CO3 + H2O; 3) com sais (se formar precipitado): 2NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2 ↓ + Na2SO4. Regra: Sais solúveis de metais pouco reativos reagem com bases fortes. Competência profissional: O uso de microfertilizantes CuSO4, FeSO4, MnSO4, etc. em solos alcalinos é ineficaz, pois se tornam insolúveis. Hidróxidos anfotéricos Os hidróxidos anfotéricos têm propriedades duplas - bases e ácidos ao mesmo tempo. Eles reagem com ácidos e bases. Tabela 4.4 – Metais que formam hidróxidos anfotéricos (inconsistência interna de propriedades) Grupo Elementos Estado de oxidação I Au +3 II Be, Zn +2 III Al +3 IV Ge, Sn, Pb +2; +4 VI Cr +3 Propriedades anfotéricas do hidróxido de zinco Zn(OH)2: anfotérico. Zn(OH)2 ↓+ H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O ácido básico No fundido: anfota. Zn(OH)2 + 2NaOH = H2ZnO2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O ácido base zincato de sódio Em solução: Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2 ou Na Metais com o mesmo estado de oxidação (+2) formam hidróxidos anfotéricos com propriedades semelhantes: Zn (OH)2, Be(OH)2, Ge(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2 Propriedades anfotéricas do hidróxido de alumínio: anfoto. 2Al(OH)3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6H2O ácido base 35 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency No fundido: anfota. Al(OH)3 + NaOH → H3AlO3 + NaOH → NaAlO2 + 2H2O ácido base H2O metaaluminato de sódio ácido metaalumínio HAlO2 Em solução: Al(OH)3 + 3NaOH = Na3 ou Na ou Na Formam metais com o mesmo estado de oxidação (+3) hidróxidos anfotéricos com propriedades semelhantes: Al(OH)3, Cr(OH)3, Au(OH)3. Ácidos Ácidos são compostos complexos que se dissociam para formar cátions de hidrogênio H+ (prótons). Tabela 4.5 – Ácidos e sais Nome do ácido Clorídrico (clorídrico) Fórmula do ácido nítrico Resíduo ácido Nome do sal Exemplos de sais HCl Cl – Cloretos NaCl HNO3 Nitratos Sulfatos hidrossulfatos Fosfatos hidrofosfatos dihidrogenofosfatos sulfitos hidrossulfitos sulfetos hidrossulfetos carbonatos hidrocarbonatos silicatos hidrosilicatos Nitritos KNO3 Na2SO4 NaHSO4 ( PO4)2 CaHPO4 Ca(H2PO4)2 Na2SO3 NaHSO3 Na2S NaHS Na2CO3 NaHCO3 Na2SiO3 NaHSiO3 NaNO2 Cianetos KCN Enxofre H2SO4 Fósforo H3PO4 Enxofre H2SO3 Sulfeto de hidrogênio H2S Carvão H2CO3 Silício H2SiO3 Cianeto de hidrogênio nitroso HNO2 NO3– SO42– 4– PO43– HP O42–H2PO4–SO32 – HSO3 – S2– HS– CO32– HCO3– SiO32– HSiO3– NO2– HCN CN– Propriedades químicas dos ácidos Os ácidos interagem com: 1) bases 2HCl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2H2O; 2) óxidos básicos H2SO4 + CaO = CaSO4 + H2O; 3) sais (se um precipitado ou gás for formado): 36 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency a) H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2HCl, b) 2HCl + CaCO3 = CaCl2 + CO2 + H2O; 4) Interação de ácidos com metais Ácidos comuns (típicos) H Cl, H 2 SO4. (detalhado). O agente oxidante é o H+. Os ácidos reagem com os metais para liberar hidrogênio. Uma série de tensões de metais: Li, K, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H Cu, Hg, Ag, Pt, Au Metais localizados em uma série de tensões até deslocar o hidrogênio hidrogênio de ácidos comuns. No H2SO4 diluído, o agente oxidante são os cátions de hidrogênio H+ (eles aceitam elétrons e alteram o estado de oxidação). 0 2 H 2 SO4 Z n abd. 0 2 2е Zn Zn 0 2е 2H 0 Zn SO4 H2 ok H2 1 1 não vai. H 2 SO 4 Cur dil. 6 5 5 Ácidos oxidantes: H2 S O4, H N O3, H N O3 conc. conc. divisão. 6 5 O agente oxidante é um elemento formador de ácido: S, N. Os ácidos oxidantes reagem com os metais sem liberar hidrogênio. Os ácidos oxidantes podem até reagir com Cu, Hg, Ag (sem liberar hidrogênio). O H2SO4 concentrado reage com metais sem liberar hidrogênio (o agente oxidante é o íon SO 42, ou seja, S). 0 2е Cu sol 6 S 2 Cu 2е ok l 4 S 1 1 Ácido sulfúrico concentrado H2SO4 passiva Al, Fe, Cr: 3H2SO4 + 2Fe → Fe2O3 + 3SO2 + 3H2O conc. filme 37 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Propriedades do ácido nítrico O ácido nítrico tem propriedades oxidantes. 5 No ácido nítrico, o agente oxidante são os íons NO3 (N aceita elétrons, altera o estado de oxidação). Quando o ácido nítrico reage com metais, o hidrogênio não é liberado. O HNO3 concentrado geralmente se transforma em gás marrom NO2. 5 4 HNO3 NO 2 extremidade marrom HNO3 passiva Al, Fe, Cr. conc. HNO 3 Al Al 2 O 3 NO 2 conc. O filme H 2O HNO3 dissolve Cu, Hg, Ag: conc. HNO 3 Cu conc. Cu NO 3 2 NO 2 H 2O Tabela 4.6 - Interação do ácido nítrico com metais 5 HNO3 dil. Cu, Ag, Pb pouco ativos metais de atividade média Mg, Zn muito ativos Na, K, Ca 2 3 NO N2 ;N2 O HNO 3 Cu Cu(NO 3) 2 NO H 2O HNO 3 Zn Zn(NO 3) 2 N 2H2O diluído. divisão. HNO 3 Na dil. NaNO 3 NH 3 H 2 O ou HNO 3 Na dil. 3 NH 3, NH 4 NO 3 0 NaNO 3 NH 4 NO 3 H 2 O Os produtos da interação do ácido diluído com os metais dependem da atividade do metal e do grau de diluição do ácido nítrico. Quanto mais ativo o metal, mais reduzido é o produto de sua transformação. Normalmente vários produtos são formados ao mesmo tempo. A cinética do processo determina a vantagem da formação de um deles. 38 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Sais Os sais são eletrólitos que se dissociam em cátions metálicos e ânions de um resíduo ácido. Os sais médios consistem em um metal e um resíduo ácido. 1 Exemplo: Na 3 PO 43 – fosfato de sódio. Os sais ácidos (hidrossais) consistem em um cátion metálico e um ânion complexo contendo hidrogênio e um resíduo ácido. 1 Exemplo: Na 2 HPO 42 – hidrogenofosfato de sódio. Os sais básicos (sais hidroxo) consistem em um cátion complexo contendo um metal e um grupo hidroxila, e um ânion de resíduo ácido. 2 Exemplo: AlO H Cl 41 – hidroxicloreto de alumínio. Propriedades químicas dos sais Os sais reagem: 1) com bases (se se formar um precipitado): FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCl; 2) com ácidos (se houver formação de precipitado ou liberação de gás): AgNO3 + HCl = AgCl + HNO3, Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2 + H2O; 3) com sais (se formar precipitado): Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2NaCl 4) com metais (mais ativos que o metal formador do sal): CuSO4 + Fe = Cu + FeSO4. 4.3. Periodicidade das mudanças nas propriedades ácido-base das substâncias químicas As propriedades ácido-base dos compostos complexos dependem das propriedades dos elementos a partir dos quais foram formados: 1. As propriedades dos elementos nos períodos mudam de metálico para não metálico. De acordo com isso, as propriedades dos compostos complexos (óxidos e hidróxidos) mudam periodicamente de básicos para ácidos. 2. Metais ativos (alcalinos e alcalino-terrosos) formam bases fortes (álcalis); 3. Metais menos ativos formam bases fracas; 4. Metais mais ativos e com menor estado de oxidação correspondem a bases mais fortes; 5. Não metais mais ativos com maior estado de oxidação correspondem a ácidos mais fortes; 6. Os não metais ativos correspondem a ácidos fortes. 39 Direitos autorais JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency 4.4. Questões de competência profissional 1. O superfosfato Ca(H2PO4)2 não é aconselhável para uso em solos alcalinos, pois se transforma em Ca3(PO4)2 insolúvel: Ca(H2PO4)2 + 2Ca(OH)2 = Ca3(PO4)2↓ + 4H2O solúvel em meio alcalino insolúvel 2. A farinha de fosforita Ca3(PO4)2 é utilizada em solos ácidos, onde gradativamente se transforma em dihidrogenofosfato de cálcio solúvel: Ca3 (PO4)2 + H3PO4 → Ca(H2PO4)2 insolúvel em meio ácido solúvel 3. Microfertilizantes (CuSO4, MnSO4 etc.) não são recomendados para uso em solos alcalinos, pois se transformam em compostos insolúveis: CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + Na2SO4 meio solúvel alcalino insolúvel 4. Na calagem de solos ácidos, calcário CaCO3 ou farinha de dolomita CaCO3 MgCO3 é adicionada ao solo. Em solo ácido, podem ocorrer processos devido aos quais a acidez do solo diminui: +H+ Ca2+ + CO2 + H2O a) CaCO3 +H+ Ca(HCO3)2 → Ca2+ + HCO 3 b) Calcário CaCO3 interage com os cátions H+ do complexo de absorção do solo ( PPK): N PPK N CaCO 3 PPK Ca 2 CO 2 H 2O 5. Ao gesso solos salinos alcalinos, gesso CaSO4 2H2O é adicionado ao solo. No solo de salinização com soda, ocorrem os seguintes processos: a) Na 2 CO3 CaSO4 CaCO3 Na 2SO 4 melhora o solo - é facilmente lavado pela chuva, irrigação b) PPC Na Na CaSO 4 PPC Ca 2 Na 2 SO 4 é facilmente lavado Perguntas para autocontrole 1. Liste as principais classes de compostos inorgânicos em ordem de complexidade. 2. Utilizando um diagrama genético, explique as propriedades químicas de cada classe de compostos inorgânicos. 3. Explique o algoritmo de compilação e verificação de fórmulas de substâncias químicas complexas. Dê exemplos. 4. Complete as equações de reações possíveis: 1) CaO + H2O → 6) NaOH + Zn(OH)2 → 2) CuO + H2O → 7) Na2SO4 + KCl → 3) Cu + HCl → 8) Na2SO4 + BaCl2 → 4 ) Cu + HNO3 (conc.) → 9) CaCO3 + HCl → 5) NaOH + Ca(OH)2 → 10) CaCO3 + H2SiO3 → 5. Desenhe diagramas genéticos das principais classes de compostos inorgânicos. 40 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency 6. Escreva as fórmulas dos seguintes compostos: sulfato de sódio, cloreto de alumínio, fosfato de cálcio, dihidrogenofosfato de cálcio, nitrato de cobre, hidroxicloreto de alumínio, hidrossulfato de alumínio, hidrossulfeto de sódio. 7. Dê um exemplo da dependência das propriedades ácido-base de um composto químico das propriedades do elemento que o forma. 8. Explique por que é inadequado o uso de superfosfato e microfertilizantes (sulfato de manganês, sulfato de cobre) em solos alcalinos. . 9. Que processos podem ocorrer no solo durante a recuperação química de a) solos ácidos b) solos alcalinos 10. Qual microfertilizante FeSO4 ou ZnSO4 será mais facilmente absorvido em solos alcalinos? REFERÊNCIAS Principal 1. Ryazanova, G.E. Química geral e inorgânica. Tabelas e diagramas / G.E. Riazanov. – Saratov: Instituição Educacional Estadual Federal de Educação Profissional Superior “Saratov State Agrarian University”, 2006 – 284 p. 2. Ryazanova, G.E. Química Inorgânica e Analítica / G.E. Ryazanova - Saratov: Instituição Educacional Estadual Federal de Educação Profissional Superior "Universidade Agrária Estadual de Saratov", 2006. - 172 p. Adicional 1. Klinsky, G.L. Química Inorgânica / G.L. Klinsky, V.D. Skopintsev. – M.: Editora. MSHA, 2001. – 384 p. 2. Egorov, V.V. Química Ambiental. /V.V. Egorov. – São Petersburgo: Lan Publishing House, 2009. – 192 p. 3. Vlasov, V.M. Erros que levam à explosão. / V.M. Vlasov // Química e vida. – 2006. – Nº 7. – pág. 60. 4. http://www.online-knigi.com/biologiya/agrohimiya-uchebnik-skachat.html 41 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Tabela 4.7 - Propriedades dos elementos do período III e correspondentes im óxidos e hidróxidos Elemento R do átomo R do íon J, eV Propriedades Na 0,189 0,80 5,14 metal ativo Óxido Na2O óxido básico Hidróxido NaOH base forte Mg 0,160 0,740 7,65 metal menos ativo MgO óxido básico fraco Mg (OH) 2 base fraca 5,90 0,074 Kd (constante de dissociação) Al 0,143 0,570 5,99 metal anfotérico ainda menos ativo Al2O3 óxido anfotérico Al(OH)3 base fraca com anfotérico (dual - básico e ácido) 4 10-13 (ácido. ) 1,38 10-9 (básico) 42 Si 0,134 0,390 8,15 não metálico ligeiramente ativo SiO2 óxido fracamente ácido H2SiO3 ácido fraco, insolúvel em água P 0,130 0,350 10,49 não metálico mais ativo P2O5 óxido moderadamente ácido H3PO4 ácido de força média 2,2 10-10 7,52 10-3 S 0,104 0,290 10,36 não metálico ativo SO3 óxido fortemente ácido H2SO4 ácido forte Cl 0,999 0,260 13,01 não metálico muito ativo Cl2O7 óxido fortemente ácido HClO4 ácido muito forte Copyright OJSC Central Design Bureau BIBKOM & Kniga-Service Agency LLC Palestra 5 QUÍMICA LIGAÇÃO 5.1. Idéias modernas sobre ligações químicas Em condições normais, muito poucas substâncias consistem em átomos individuais. Estes são gases inertes (por exemplo, hélio He). As demais substâncias consistem em partículas mais complexas (moléculas, íons moleculares, radicais). Uma molécula é uma coleção de átomos que possui uma série de propriedades características. As propriedades de uma molécula dependem da força das ligações químicas e da geometria da molécula. A geometria de uma molécula é a estrutura espacial da molécula, que é determinada pelos ângulos e comprimentos das ligações. As moléculas são formadas a partir de átomos entre os quais ocorre uma ligação química. Existem diferentes definições do conceito de “ligação química”. Uma ligação química é o fenômeno de unir átomos em moléculas (L.S. Guzei). Uma ligação química é a interação de átomos, levando à formação de moléculas e cristais de substâncias simples e complexas e garantindo sua estabilidade (D.A. Knyazev). Uma ligação química é um conjunto de interações entre elétrons e núcleos, levando à união de átomos em moléculas (Yu.A. Ershov). A teoria das ligações químicas é um ramo da química em que as propriedades das ligações químicas são usadas para descrever as propriedades dos compostos químicos. Atualmente não existe uma teoria unificada de ligação química. Existem várias teorias de ligação química (método de ligação de valência, método orbital molecular, teoria do campo cristalino). 5.2. Princípios básicos do método da ligação de valência (VBC) W. Heitler e F. London (1927) Uma ligação química é realizada por dois elétrons com spins opostos. A ligação química é de dois elétrons, dois centros, localizada. Uma ligação química realizada por pares de elétrons é chamada covalente. Atualmente, o método das ligações de valência é importante para uma compreensão qualitativa da natureza das ligações químicas 5.2.1. Mecanismos de formação de uma ligação covalente Mecanismo de troca Uma ligação química é formada devido à sobreposição de dois orbitais de um elétron (Fig. 1). Figura 5.1. Esquema de sobreposição de nuvens de elétrons atômicos de acordo com o mecanismo de troca Quando uma ligação química é formada, a energia do sistema diminui, atingindo um mínimo. 43 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Mecanismo doador-aceitador de formação de ligação Uma ligação química é formada quando o orbital de dois elétrons de um átomo se sobrepõe ao orbital livre de outro átomo. Figura 5.2. Esquema de sobreposição de orbitais de elétrons atômicos de acordo com o mecanismo doador-aceitador. Propriedades químicas da amônia As propriedades químicas da amônia são determinadas por sua capacidade de interagir com água e ácidos de acordo com o mecanismo doador-aceitador, formando compostos de amônio. Nesse caso, o doador é o nitrogênio amoniacal, que possui um par de elétrons não ligante, e o aceitador é um cátion hidrogênio, que possui um orbital livre. Compostos de amônio – NH4NO3 (nitrato de amônio), (NH4)2SO4 (sulfato de amônio), NH4Cl (cloreto de amônio), NH4H2PO4 e (NH4)2HPO4 (ammofos) – são fertilizantes minerais valiosos. Sua produção na indústria é baseada nas reações: HCl → NH4Cl: NH3 + HNO3 → NH4NO3 2 NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4 NH3 + H3PO4 → NH4H2PO4 2 NH3 + H3PO4 → (NH4)2HPO4: NH3 + 5.2.2. Ligação covalente Quando uma ligação química é formada, a energia do sistema diminui e atinge o mínimo. A formação de uma ligação química é um processo exotérmico. Uma ligação covalente é caracterizada pelas seguintes propriedades: O comprimento da ligação é a distância entre os núcleos da molécula. Quanto menor o comprimento da ligação, mais forte será a ligação química. Energia de ligação é a energia liberada durante a formação de uma ligação química (kJ/mol). Quanto maior a energia de ligação, mais forte será a ligação. A saturação da ligação é a capacidade dos átomos de formar um certo número limitado de ligações covalentes. 44 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency Scheme 5.1. Propriedades das ligações covalentes 5.2.3. Tipos de ligações químicas - uma ligação é formada quando os orbitais dos elétrons se sobrepõem em uma linha que conecta os centros (núcleos) dos átomos. Figura 5.3. Esquema de formação de ligações Os orbitais se sobrepõem profundamente, garantindo o máximo ganho de energia. Se uma ligação única (única) ocorrer entre dois átomos, então é uma ligação. -a ligação é formada pela sobreposição de orbitais p localizados perpendicularmente à linha de ligação principal. Figura 5.4. Esquema de formação de ligações Surgem duas áreas de sobreposição, em ambos os lados da linha reta que conecta os núcleos dos átomos. A ligação π, que é menos forte que a ligação -, quebra primeiro. Uma ligação π é formada apenas na presença de uma ligação -. Essas conexões diferem significativamente. Em torno da conexão é possível a rotação axial livre. A rotação em torno da ligação π é impossível, pois ela possui duas regiões sobrepostas. 45 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Multiplicidade de ligações químicas Uma ligação covalente realizada por um par de elétrons é chamada de simples. A multiplicidade de uma ligação química é o número de pares de elétrons formando ligações (ligação dupla ou tripla). As propriedades das substâncias químicas, sua atividade, dependem do número de pares de elétrons que formam ligações químicas nas moléculas. Assim, hidrocarbonetos insaturados com ligação dupla ou tripla (alcenos ou alcinos) são oxidados pelo permanganato de potássio, descolorindo a água de bromo, e hidrocarbonetos saturados com ligação simples e cadeia não ramificada não entram em tais reações em condições normais. 5.2.4. Tipos de ligações químicas Ligação apolar covalente Uma ligação apolar covalente é formada entre átomos idênticos do mesmo elemento com a mesma eletronegatividade. Moléculas apolares de substâncias simples: H2, O2, N2, Cl2 H + H O par de elétrons H:H está localizado simetricamente Ligação polar covalente Uma ligação polar covalente é formada entre átomos de diferentes elementos com eletronegatividade diferente. HCl, H2O, NH3, H2S Quanto mais polar é uma molécula, mais reativa ela geralmente é. Polarização é o deslocamento da nuvem de elétrons de conexão. Uma medida de polarização são as cargas atômicas efetivas (q). Muitas moléculas construídas simetricamente de substâncias complexas são apolares, embora as ligações entre elas sejam polares: CH4, CCI4, SO3, BeCl2, CO2, C6H6 O=C=O 8,99∙10-30 C∙m ← → 8,99∙10- 30 C ∙m O momento de dipolo elétrico entre as cargas é igual ao produto da carga de dipolo e a distância = ql (C∙m) Os momentos de dipolo elétrico são grandezas vetoriais, portanto, os momentos de dipolo das ligações em uma molécula são resumidos como vetores . 5.2.5. Grau de ionicidade de uma ligação 1. A carga teórica calculada de um átomo em uma molécula é igual ao estado de oxidação 1 1 HF 1 2 H2 O 46 3 1 N H3 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency 2. A carga efetiva de um átomo em uma molécula caracteriza a densidade eletrônica de deslocamento e é determinada experimentalmente. 0,42 0,42 0,18 0,18 0,05 0,05 H F H Cl H I O grau de ionicidade i (%) é igual à razão entre o qeff efetivo e as cargas qcalc calculadas do átomo. qff eu 100%. q calc Tabela 5.1 – Grau de ionicidade i(%) de alguns compostos químicos Substância HF LiF NaCl NaF RbCl i (%) 42 84 90 97 99 O grau de ionicidade é igual à diferença de eletronegatividade Δχ dos átomos formando uma determinada ligação . O valor Δχ = 1,7 é convencionalmente considerado como correspondendo ao grau de ionicidade das ligações, igual a 50%. É convencionalmente assumido que ligações com Δχ >1,7 e i >50% são iônicas, e ligações com Δχ<1,7 и i <50% - ковалентными полярными. Степень ионности в неполярных молекулах (H2, O2, Cl2) равна нулю. Внесистемной единицей дипольного момента является Дебай (Д). 1Д = 3,33∙10-30 Кл∙м Если дипольный момент молекулы равен нулю, то молекула является неполярной. Если дипольный момент молекулы отличен от нуля, то молекула является полярной. Таблица 5.2 – Зависимость типа химической связи от величины μ (Д) Дипольный момент (Д) Тип химической связи 0 До 4Д 4-11Д неполярная полярная ионная Ионная связь Ионная связь является предельным случаем ковалентной полярной связи. Ионная связь – это химическая связь между ионами, осуществляемая электростатическим притяжением Ионная связь образуется между элементами с резко противоположными свойствами (активными металлами и неметаллами) 47 Ионная связь – это предельно поляризованная связь Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» Свойства ионной связи ненаправленность ненасыщаемость соединения с ионной связью легко диссоциируют образуются твердые тела с ионным кристаллическим строением Под действием полярных молекул растворителя происходит электролитическая диссоциация электролитов. Чем более полярна химическая связь, тем легче идет диссоциация. Диссоциация легче всего идет по ионной связи. Таблица 5.3 – Условное деление вещества на полярные и ионные Степень ионности i XA - XB > 50 % < 50% > 1,7 < 1,7 (Д) Тип вещества > 4-11 > 0-4 polar iônico 5.2.6. Hibridização de orbitais atômicos A hibridização é a mistura de diferentes orbitais atômicos, levando ao seu alinhamento em forma e energia. Figura 5.5. Esquema de hibridização de orbitais de valência O número de orbitais híbridos formados é igual ao número de orbitais atômicos iniciais participantes da hibridização. Os casos mais simples de hibridização ocorrem quando os orbitais s e p são misturados. 1. Com sp - hibridização, dois orbitais são misturados - s (formato de bola) ep (formato de haltere). Nesse caso, formam-se dois orbitais híbridos, em formato de haltere assimétrico. Eles estão localizados na mesma linha em um ângulo de 180°. Isso determina a geometria das moléculas com hibridização sp do átomo central. Esta molécula tem uma estrutura linear. 48 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Um exemplo é a molécula BeF2, na qual ocorre sp - hibridização do átomo de berílio no estado excitado. Figura 5.6. Diagrama de uma molécula linear BeF2 2 2. Durante a hibridização sp, três orbitais são misturados - um s e dois p - orbitais. Neste caso, três orbitais híbridos são formados. Eles estão localizados no mesmo plano e orientados em um ângulo de 120° entre si. Este tipo de hibridização corresponde à geometria de um triângulo plano. Um exemplo é a molécula de fluoreto de boro BF3. Figura 5.7. Diagrama de uma molécula triangular de BF3 3. Durante a hibridização sp3, quatro orbitais híbridos são formados. Eles estão orientados em um ângulo de 109°28" entre si, alongados até os vértices do tetraedro. Um exemplo é a molécula de metano CH4, que tem a forma de um tetraedro. Figura 5.8. Diagrama de uma molécula tetraédrica de metano 4. Nas moléculas de amônia NH3 e água H2O também ocorre sp3 - hibridização de átomos de nitrogênio e oxigênio. O ângulo de ligação nessas moléculas é próximo ao tetraédrico, mas não é igual a ele. 107,3° A distorção do ângulo do tetraedro ocorre devido à influência de um orbital não ligante. Na molécula de água, o ângulo de ligação é de 104,5°. 5.9. Diagrama da influência de orbitais não ligantes na geometria das moléculas 49 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency 5.2.7 comunicação entre um grande número de cátions metálicos localizados nos nós da rede cristalina metálica. , realizado usando elétrons em movimento livre (gás de elétrons). As características estruturais dos metais levam a propriedades como condutividade elétrica, condutividade térmica, ductilidade e brilho metálico. As redes cristalinas de metais mais comuns são cúbicas e centradas na face. O conceito de energia de ligação não se aplica às ligações metálicas devido à sua natureza multicêntrica. 5.2.8. Ligação de hidrogênio Uma ligação de hidrogênio é uma ligação entre um hidrogênio ligado a um átomo de um elemento fortemente eletronegativo e um átomo do mesmo elemento de outra (ou da mesma) molécula. A ligação de hidrogênio se deve a: 1. Atração eletrostática entre um próton e um grupo polar. 2. Interação doador-aceitador. Ligação de hidrogênio intermolecular: 1. Associação H2O; (H2O)2; (H2O)5; (H2O)n Esquema de ligações de hidrogênio 5.2. A influência das ligações de hidrogénio nas propriedades das substâncias químicas 5.3. O conceito do método orbital molecular (1928-1932) R. Mulliken Físico-químico americano Mulliken Robert Sanderson. Por seu estudo das ligações químicas e estruturas eletrônicas de moléculas usando o método orbital molecular, recebeu o Prêmio Nobel de Química (1966). 50 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Princípios básicos do método orbital molecular Uma molécula é um conjunto composto por núcleos e elétrons, em que cada elétron se move no campo de todos os outros elétrons e de todos os núcleos. Uma ligação química pode ser não apenas de dois elétrons, mas também de três elétrons, multielétrons e multicêntricas. O método dos orbitais moleculares é o método dos orbitais atômicos estendido a uma molécula. Um orbital molecular é uma combinação linear de orbitais atômicos. A função de onda orbital molecular é obtida adicionando ou subtraindo funções de onda atômica. Um orbital de ligação é um orbital cuja função de onda é obtida pela soma das funções de onda dos orbitais atômicos. Tem menos energia que um orbital atômico. Um orbital antiligante é um orbital cuja função de onda é obtida subtraindo as funções de onda dos orbitais atômicos. Tem mais energia do que um orbital atômico. Figura 5.10. Esquema de formação de orbitais moleculares na molécula de hidrogênio H2 O método dos orbitais moleculares é mais complexo que o método das ligações de valência. No entanto, a sua utilização permite explicar algumas propriedades de substâncias que não podem ser explicadas por ligações de valência (por exemplo, as propriedades paramagnéticas do oxigénio). Interações intermoleculares As propriedades de uma substância dependem não apenas das propriedades das moléculas individuais, mas também de suas associações. No estado gasoso, as forças de interação entre as moléculas são fracas, portanto as propriedades das moléculas individuais são mais importantes. Nos estados líquido e sólido, as forças de interação entre as moléculas são de grande importância. As forças de interação intermoleculares universais são chamadas de forças de van der Waals. 51 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Eles possuem 4 componentes: forças de orientação (entre moléculas polares); forças indutivas (entre moléculas polares e apolares); forças de dispersão; energia de repulsão das camadas de elétrons. O significado prático das interações intermoleculares é grande. Eles influenciam as propriedades físicas e químicas das substâncias. Para determiná-los, são utilizadas abordagens baseadas nas leis da física clássica e em métodos teóricos de química quântica. Perguntas para autocontrole 1. O que é uma ligação química? 2. Dê exemplos de substâncias com ligações apolares, polares e iônicas. 3. Explique a manifestação do mecanismo doador-aceitador de formação de ligações usando o exemplo das propriedades químicas da amônia. 4. Explique a geometria das moléculas com SP3 - hibridização do átomo central (CH4, NH3, H2O). 5. Compare as propriedades das ligações covalentes e iônicas. 6. Substâncias com que tipo de ligação química se dissociam mais facilmente? 7. Quantas ligações π existem em uma molécula de ácido sulfúrico? 8. Como a polaridade de uma ligação química muda na série HCl –––––– NaCl? REFERÊNCIAS Principal 1. Glinka, N.L. Química Geral / N.L. Glinka – M.: KNORUS, 2009. – 752 p. 2. Knyazev, D.A. Química Inorgânica/D.A. Knyazev, S.N. Smarygin – M.: Abetarda, 2004. – 592 p. 3. Ryazanova, G.E. Química geral e inorgânica. Tabelas e diagramas / G.E. Riazanov. – Saratov: Instituição Educacional Estadual Federal de Educação Profissional Superior “Saratov State Agrarian University”, 2006 – 284 p. Adicional 1. Klinsky, G.D. Química Inorgânica /G.D. Klinsky, V.D. Skopintsev. – M: Editora MCHA, 2001. – 384 p. 2. Gelfman, MI. Química Inorgânica / M.I. Gelfman, V.P. Yustratov. – São Petersburgo: Lan Publishing House, 2009. – 528 p. 3. http://www.xumuk.ru/encyclopedia/2/2994.html 4. ru.wikipedia.org 52 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Palestra 6 TEORIA MODERNA DE SOLUÇÕES 6.1. Classificação de sistemas dispersos Um sistema disperso é um sistema no qual uma substância é distribuída uniformemente na forma de partículas dentro de outra substância. A fase dispersa (DP) é uma substância finamente dividida. Um meio de dispersão (DS) é uma substância na qual a fase dispersa é distribuída. Tabela 6.1 - Classificação de sistemas dispersos por grau de dispersão Sistemas grosseiramente dispersos Sistemas coloidais Soluções verdadeiras A seguinte definição de solução é atualmente aceita: Soluções são sistemas homogêneos, termodinamicamente estáveis, de composição variável, constituídos por uma substância dissolvida, um solvente e os produtos de sua interação. O solvente predomina quantitativamente. O soluto está presente em menor quantidade. A dissolução de uma substância é acompanhada de efeitos térmicos: Tabela 6.2 - Efeitos térmicos do processo de dissolução Processo endotérmico (absorção de calor) - quebra de ligações ΔH1 > 0 Processo exotérmico (liberação de calor) - formação de novas ligações (solvatação, hidratação ΔH2< 0 общий тепловой эффект: ΔН = ΔН1 + ΔН2 53 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» Правило: Подобное растворяется в подобном. Полярные вещества – в полярных растворителях HCl – в H2O полярн. полярн. Неполярные вещества – в неполярных растворителях I2 – в бензоле неполярн. неполярн. 6.2. Способы выражения состава растворов Концентрация раствора – это величина, характеризующая содержание растворенного вещества в определенном массовом или объемном количестве раствора или растворителя. Таблица 6.3 – Способы выражения состава растворов 6.3. Концентрация почвенного раствора и осмос Осмос – это односторонняя диффузия молекул растворителя через полупроницаемые мембраны. Движущими силами осмоса являются: переход в состояние с более низким уровнем энергии; выравнивание концентраций по обе стороны мембраны; увеличение энтропии (неупорядоченности системы). Величина осмотического давления черноземов при орошении составляет 0,5-5,0 МПа, а солонцов в засушливых районах 5-17 МПа. 54 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» Таблица 6.4 – Осмотическое давление растительной клетки 6.4. Растворы электролитов 6.4.1. Водные растворы Важнейшим растворителем является вода. Водные растворы имеют огромное значение для живых организмов, в них проходят биохимические процессы. Распространение в природе и применение в промышленности и сельском хозяйстве. Таблица 6.5 – Биологическая роль воды Свойства воды 1. Молекула воды имеет угловую конфигурацию, так как имеет место SP3 – гибридизация электронных орбиталей атома кислорода 2. Электрический дипольный момент μ = 6,17∙10-30 Кл∙м (очень большой) 3. Диэлектрическая проницаемость = 81 (высокая) 4. Молекула воды полярна. 5. Степень ионности связи = 33% 6. Вода - уникальный растворитель. 55 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» 7. Молекулы воды образуют водородные связи; вступают в диполь – дипольные и ион-дипольные взаимодействия. В жидком состоянии молекулы воды ассоциированы: (Н2О)2; (Н2О)3; (Н2О)4; (Н2О)х. В estrutura de cristal gelo, cada átomo de oxigênio está conectado a 4 átomos de oxigênio de 4 moléculas de água por quatro ligações de hidrogênio. Existem cavidades entre as moléculas de água. Figura 6.1. Impacto da informação num cristal de água 6.4.2. Teoria da dissociação eletrolítica Os conceitos de “eletrólitos” e “não eletrólitos” já eram conhecidos no século XIX. Eletrólitos são substâncias cujas soluções (ou derretimentos) não conduzem corrente elétrica. Não eletrólitos são substâncias cujas soluções (ou derretimentos) não conduzem corrente elétrica. Para as propriedades gerais (coligativas) de soluções não eletrolíticas, a lei de Raoult-van't Hoff foi descoberta: uma diminuição na pressão de vapor saturado acima da solução, um aumento no ponto de ebulição, uma diminuição no ponto de congelamento é proporcional à concentração molar da solução. Verificou-se que as soluções eletrolíticas não obedecem à lei de Raoult-van’t Hoff. Para os eletrólitos, todas as propriedades coligativas são de maior importância. Por exemplo, para KCl ≈ 2 vezes, para BaCl2 ≈ 3 vezes. O problema surgiu: por que isso acontece? Em 1887, S. Arrhenius (Suécia) propôs a teoria da dissociação eletrolítica. A dissociação eletrolítica é a decomposição de moléculas em íons sob a influência de um solvente (para soluções aquosas - sob a influência da água). Os íons são partículas que possuem carga. Os cátions têm carga (+). Os ânions têm uma carga (–). Eletrólitos são substâncias que conduzem corrente com seus íons. 56 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency As propriedades coligativas das soluções eletrolíticas são maiores porque durante a dissociação o número de partículas da substância dissolvida aumenta. HCl = H+ + Cl– 1 partícula 2 partículas Arrhenius foi um proponente da teoria física das soluções, que afirmava que o soluto não interage com o solvente. DI. Mendeleev criou a teoria química das soluções (1887). Ele provou que um soluto e um solvente interagem para formar solvatos (para soluções aquosas - hidratos). Eles são berthollides. Eu.A. Kablukov combinou a teoria física de Arrhenius e a teoria química de Mendeleev. A teoria da dissociação eletrolítica atingiu um nível novo e superior. A principal causa da dissociação é a solvatação (hidratação). Alguns íons são altamente hidratados. Assim, a energia de hidratação do cátion hidrogênio (próton) é alta: H+: H+ + H2 O: = cátion hidrônio doador aceitador de H3O+ Não há cátions H+ livres em uma solução aquosa, eles são convertidos em cátions hidrônio fortes H3O+; 6.4.3. Características quantitativas da dissociação eletrolítica Existem duas características quantitativas da dissociação eletrolítica - o grau de dissociação e a constante de dissociação. 1. O grau de dissociação eletrolítica () é a razão entre o número de moléculas desintegradas em íons e o número total de moléculas da substância dissolvida. O grau de dissociação é medido em frações de uma unidade ou em porcentagem: O 1 ou O 100%. (%) = Diss 100%. Comum O grau de dissociação depende: da natureza da substância dissolvida (substâncias com tipos de ligações químicas iônicas e altamente polares dissociam-se melhor); na natureza do solvente (no valor de sua constante dielétrica); na concentração da solução (quando a solução é diluída, o grau de dissociação aumenta); na temperatura; da presença de íons de mesmo nome (o grau de dissociação diminui). 57 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Tabela 6.6 – Dependência da força do eletrólito no grau de dissociação e constante de dissociação (Kd) Grau de dissociação () 30% 3% Força do eletrólito Kd 30%< 3% >10-2 Forte 10-2 – 10–4 Médio< 10–4 слабый 2. Константа диссоциации Кд находится на основании закона действия масс для слабых электролитов. КА ↔ К+ + А. Кд = . Кд не зависит от концентрации. 6.4.4. Свойства сильных электролитов Сильные электролиты в растворе диссоциированы полностью. Движение ионов стеснено притяжением друг к другу ионов с противоположными зарядами. Каждый ион окружен «ионной атмосферой», состоящей из противоположно заряженных ионов, которая тормозит его движение. Поэтому все свойства растворов электролита, зависящие от концентрации, проявляются не в соответствии с полной диссоциацией электролита, а в меньшей степени. Для оценки состояния ионов в растворе применяют величину, называемую активностью (а). Активность иона – это его условная, эффективная концентрация, в соответствии с которой он действует при химических реакциях. Активность иона (а) равна его концентрации (с), умноженной на коэффициент активности f: a = f∙C. Коэффициент активности иона зависит от его заряда и от ионной силы раствора I. Ионная сила раствора равна полусумме произведения концентраций всех находящихся в растворе ионов на квадрат их заряда: I 1 C1 Z 12 2 C 2 Z 22 ... C n Z n2 . Если вместо значений концентраций пользоваться значениями активности, то закон действия масс можно применить и к сильным электролитам. При этом можно получить значения констант диссоциации сильных кислот. Это дает возможность сравнивать свойства не только слабых, но и сильных электролитов (Kд>10–2 – forte; Kd<10–4 – слабые; Kд = 10–2 – 10–4 – средние). 58 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» Таблица 6.7 – Константы диссоциации некоторых электролитов при 25оС в водных растворах Слабые электролиты Сильные электролиты Электролит Кд Электролит Угольная кислота Н2СО3 К1 = 4,5∙10-7 Сероводородная кислота К1 = 6∙10-8 К2 = 4,7∙10 К2 = 1∙10 -11 -14 К1 = 8∙10-3 Ортофосфорная кислота К2 = 6∙10 -8 К3 = 1∙10-12 Кд Азотная кислота НNO3 Кд = 43,6 Хлороводородная кислота HCl 1∙107 Бромоводородная кислота HBr 1∙109 Йодоводородная кислота HJ 1∙1011 Упрощенно можно применить к электролитам более простую классификацию, разделив их на две группы – сильные и слабые. При этом все электролиты, не являющиеся сильными, относятся к слабым. 6.4.5. Типы электролитов Сильные электролиты диссоциируют практически полностью, необратимо. Слабые электролиты диссоциируют частично, обратимо. Таблица 6.8 – Сильные и слабые электролиты Кислоты HCl HBr Hl HNO3 H2SO4 HClO4 Основания Соли Гидроксиды Практически активных – все щелочных и (растворимые) щелочноземельных NaCl металлов KNO3 CuSO4 NaOH FeCl3 KOH Al2(SO4)3 Ca(OH)2 ZnSO4 Ba(OH)2 59 Кислоты Основания Вода H2CO3 H2SiO3 H2SO3 H2S HCN H3PO4 Органические кислоты Гидроксиды малоактивных металлов и гидроксид аммония Cu(OH)2↓ Fe(OH)3↓ Zn(OH)2 NH4OH(р-р) H2O Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» 6.4.6. Диссоциация электролитов Таблица 6.9 - Диссоциация кислот, оснований и солей Диссоциация кислот Кислотность определяется присутствием ионов водорода Н+ Диссоциация оснований Щелочность среды определяется присутствием гидроксид-ионов ОН– Диссоциация солей 60 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» 6.4.7. Реакции в растворах электролитов Реакции в растворах электролитов идут в сторону образования прочных, устойчивых соединений, являющихся осадком, газом или слабым электролитом. При составлении молекулярно-ионных уравнений реакций сильные электролиты записывают в виде отдельных ионов, а слабые – в виде молекул. Пример: 1. Молекулярное уравнение реакции CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2↓ + 2NaCl сильн. сильн. слаб. сильн. 2. Полное молекулярно-ионное уравнение реакции Cu2+ + 2Cl– + 2Na+ + 2OH– = Cu(OH)2↓ + 2Na+ + 2Cl– 3. Сокращенное молекулярно-ионное уравнение Cu2+ + 2OH– = Cu(OH)2↓ 6.4.8. Гидролиз солей Гидролиз – это обменное взаимодействие соли с водой. Гидролизу подвергаются соли, при взаимодействии которых с водой образуется хотя бы одно прочное, устойчивое соединение, являющееся слабым электролитом (или сложный, малодиссоциирующий ион). Гидролизу подвергаются соли, содержащие катион слабого основания или анион слабой кислоты или то и другое вместе (AlCl3, Na2CO3, Al2S3). Гидролизу не подвергаются соли, содержащие катионы сильного основания и анионы сильной кислоты (NaCl, K2SO4, KNO3). Периодический закон Д.И. Менделеева может быть применен к свойствам растворов. Периодический закон помогает понять взаимосвязь между свойствами атомов элементов и свойствами систем, содержащих ионы этих элементов. Так, например, изменение теплоты гидратации катионов металлов является функцией потенциалов ионизации атомов этих металлов. Чем больше заряд катиона металла и меньше радиус, тем более сильнее электрическое поле он создает, сильнее подвергается гидролизу. Поэтому гидролиз по катиону Al3+ идет, а гидролиз по катионам Na+ и K+ не идет. Алгоритм составления уравнений гидролиза 1. Составить уравнение диссоциации соли. Выявить ион, образующий слабое основание или слабую кислоту: AlCl3 = Al3+ + 3Cl- катион слабого основания 2. Составить сокращенное молекулярно-ионное уравнение по иону слабого электролита. Определить реакцию среды: Al3+ + HOH ↔ AlOH2+ + H+ кислая среда 61 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» 3. Составить молекулярное уравнение гидролиза: AlCl3 + HOH ↔ AlOHCl2 + HСl Чем слабее основание или кислота, образующие соль, тем сильнее идет гидролиз. Степень гидролиза (h) - это отношение концентрации соли, подвергшейся гидролизу (Сгидр.) к общей концентрации соли в растворе (Ссоли): h= С гидр С соли 100% . Константа гидролиза (Kг) выводится на основании константы равновесия (Kр) CN– + HOH ↔ HCN + OH– Kp = ; Кг = . Управление процессом гидролиза Усиливают гидролиз: разбавление; нагревание; удаление продуктов гидролиза (осадок, газ). Подавляет гидролиз добавление одного из продуктов гидролиза. Значение гидролиза для почвы Систематическое применение в качестве удобрения солей аммония увеличивает кислотность почвы: 1) NH4Cl = NH4+ + Cl–; слаб. 2) NH4+ + HOH ↔ NH4OH + H+; кислая среда 3) NH4Сl + HOH ↔ NH4OH + HCl. 6.4.9. Ионное произведение воды. Водородный показатель рН Диссоциация воды: H2O ↔ H+ + OH – слабый электролит Константа диссоциации: Kр = на основании закона действия масс [ H 2 O] Ионное произведение воды при 25оС: = 10–14 Для воды и разбавленных растворов электролитов произведение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная. 62 Copyright ОАО «ЦКБ «БИБКОМ» & ООО «Aгентство Kнига-Cервис» Из этого следует: 1. Нейтральная среда а) = [ОH–] 2. Кислая среда >10–7(10–6, 10–5, 10–3) b) ∙ = 10–14 c) 2 = 10–14 10 14 d) [H] 2 e) = 10–7 – em um ambiente neutro 3 Ambiente alcalino< 10–7(10–8, 10–9, 10–10) Таблица 6.10 – Реакция среды Среда , моль/л Нейтральная 10-7 Кислая >10-7 -6 (10, 10-5, 10-3) Alcalino > 10–7 -8 (10, 10-9, 10-10) O grau de acidez ou alcalinidade de uma solução é caracterizado pela concentração de hidrogênio íons Índice de hidrogênio A acidez ou alcalinidade de uma solução pode ser caracterizada pelo valor do pH. pH é o logaritmo decimal negativo da concentração de íons de hidrogênio. pH = - log - concentração molar de cátions de hidrogênio, ou mais precisamente pH = - log a H a H - concentração ativa de cátions de hidrogênio. = 10-pH Índice de hidroxila O índice de hidroxila pH é o logaritmo decimal negativo da concentração de íons hidróxido. pOH = - log = 10–pOH Fórmulas para resolução de problemas 1) ∙ = 10–14; 4) pH + pOH = 14; 2) pH = – log; 5) = 10–pH; 3) pOH = –log[ОH–]; 6) = 10–pH. + 63 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency Figura 6.1. Esquema de mudanças no pH quando o ambiente muda Tabela 6.11 - Valor da acidez do ambiente Solo Chernozem Podzolic Solonchak pH Planta Otim. Solução de pH pH Batatas 4,5-6,3 Sangue 7,4 3,5-6 Repolho 7,8-7,4 Suco gástrico 1,7 8-9 Beterraba 7,0-7,5 Água da torneira 7,5 7 6.4.10. A importância das soluções As soluções são difundidas na natureza, utilizadas na tecnologia e são de grande importância para os organismos vivos. Tabela 6.12 - Soluções eletrolíticas na natureza Águas naturais de rios, lagos, mares, oceanos Soluções do solo Fluidos biológicos e tecidos de organismos vivos As soluções eletrolíticas são usadas em tecnologia para obter compostos químicos valiosos (ácidos, bases, sais), fertilizantes minerais. Na biologia, o papel das soluções é grande porque todos os processos celulares ocorrem em soluções aquosas. As plantas absorvem macro e micronutrientes de soluções aquosas do solo. O líquido permite criar sistemas multifuncionais de controle e informação. Os protótipos de tal sistema são e o cérebro humano. Perguntas para autocontrole 1. O que é dissociação eletrolítica? 2. Dê exemplos de eletrólitos fortes e fracos. 3. Por que nem todos os sais sofrem hidrólise? 4. Calcule o pH e o pOH de uma solução de KOH 0,0001 mol/L. 5. Como suprimir a hidrólise do FeCl3? 6. Como preparar 3 kg de solução de NaCl a 6%? 7. Por que o sulfato de ferro FeSO4∙7H2O às vezes é usado para recuperação química de solos ligeiramente alcalinos? 8. Por que o uso de microfertilizantes CuSO4, FeSO4 é ineficaz em solos alcalinos? 9. Como o pH do solo pode mudar com o uso sistemático de nitrato de amônio NH4NO3? 10. Por que as plantas murcham quando a concentração de sais no solo é muito alta? 64 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency REFERÊNCIAS Principal 1. Glinka, N.L. Química Geral / N.L. Glinka – M.: KNORUS, 2009. – 752 p. 2. Knyazev, D.A. Química Inorgânica/D.A. Knyazev, S.N. Smarygin – M.: Abetarda, 2004. – 592 p. 3. Ryazanova, G.E. Química geral e inorgânica. Tabelas e diagramas / G.E. Riazanov. – Saratov: Instituição Educacional Estadual Federal de Educação Profissional Superior “Saratov State Agrarian University”, 2006 – 284 p. Adicional 1. Egorov, V.V. Química Ambiental. /V.V. Egorov. – São Petersburgo: Lan Publishing House, 2009. – 192 p. 2. Ryazanova, G.E. Química Inorgânica e Analítica / G.E. Ryazanova - Saratov: Instituição Educacional Estadual Federal de Educação Profissional Superior "Universidade Agrária Estadual de Saratov", 2006. - 172 p. 3. http://www.ecology-portal.ru/publ/1-1-0-124 65 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Agência Kniga-Service Palestra 7 REAÇÕES REDOX 7.1. Teoria moderna reações redox (ORR) 7.1.1. A importância dos processos redox Os processos redox estão entre os processos mais importantes do mundo que nos rodeia. As transformações de muitos elementos e compostos na natureza estão associadas a uma cadeia de reações redox sequenciais. Respiração, auto-renovação de corpos proteicos, fotossíntese, absorção de alimentos pelos animais, absorção de dióxido de carbono e alguns macro e microelementos pelas plantas, etc. – tudo é baseado em reações redox. De grande importância são as propriedades redox do solo, nas quais ocorre constantemente um ciclo de transformações de substâncias, que lembra o metabolismo de um organismo vivo. A circulação na natureza dos “elementos da vida” mais importantes - nitrogênio, enxofre, carbono - está associada a processos redox. Tanto no solo como nas plantas, estes elementos sofrem transformações redox. Em caso de violação das recomendações com base científica para o uso de fertilizantes nitrogenados (taxas de fertilizantes, doses de aplicação, prazos, não consideração da dinâmica da composição do solo, condições de temperatura, regulação da irrigação) criam-se condições para perturbação do equilíbrio ecológico, envenenamento de produtos agrícolas com nitratos e nitritos devido à impossibilidade de redução normal dos nitratos a amônia. Tabela 7.1 - A importância da ORR para as plantas Fonte de recursos energéticos para os organismos vivos Assimilação de determinados nutrientes pelas plantas Formação de húmus no solo, aumentando sua fertilidade ORR Processos de transformação de nutrientes no solo (ferro, manganês, nitrogênio, enxofre) O ciclo dos “elementos da vida” na natureza ( nitrogênio, carboidratos, enxofre) As reações redox são de grande importância tecnológica. São utilizados para obter metais na indústria, para produzir ácidos, fósforo, halogênios, hidrogênio, etc. Com a ajuda de reações redox, obtém-se energia que é utilizada na tecnologia automobilística, de foguetes e de aviação. Muitos problemas ambientais do nosso tempo estão associados a reações redox, por exemplo, a poluição atmosférica com óxidos de nitrogênio e enxofre, resíduos industriais e a possibilidade de convertê-los em substâncias com aplicações benéficas. O estudo dos processos redox cria a base para a compreensão 66 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency uma série questões complexas química inorgânica, química orgânica, física, biológica, agronômica, ciência do solo e disciplinas especiais. Tabela 7.2 – Conexões intrassujeitos e intersujeitos da teoria de TDO 7.1.2. Disposições básicas da teoria ORR As reações redox são reações nas quais os estados de oxidação dos elementos mudam devido à transferência de elétrons de um átomo para outro. Redução é o processo de ganho de elétrons por um átomo, íon ou molécula de uma substância. A oxidação é o processo de perda de elétrons por um átomo, íon ou molécula de uma substância. Um agente redutor é uma partícula (átomo, íon, molécula) que doa elétrons. Um agente oxidante é uma partícula (átomo, íon, molécula) que ganha elétrons. Durante a redução, o estado de oxidação do elemento diminui. Durante a oxidação, o estado de oxidação do elemento aumenta. O processo redox é a unidade de dois processos opostos. Agente redutor A (oxidado) -e– – +e Agente oxidante B (reduzido) Os agentes redutores mais importantes 2 Metais, H2; N B r; OI ; NaBr; KI; H2S2; Na2S2; FeSO4; CO. Os agentes oxidantes mais importantes são Halogênios (F2, Cl2, Br2, I2), oxigênio O2; HNO3 (conc. e diluído), H2SO4 (conc.), KMnO4, K2Cr2O7. As propriedades redox das substâncias mudam periodicamente. 67 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency No período de aumento do número de série, as propriedades dos elementos mudam de metálico para não metálico, portanto, de redutor para oxidante. No grupo de cima para baixo, aumentam as propriedades metálicas dos elementos e, consequentemente, as propriedades redutoras (capacidade de doar elétrons). Regra do equilíbrio eletrônico O número de elétrons cedidos pelo agente redutor deve ser igual ao número de elétrons aceitos pelo agente oxidante. 7.1.3. Cálculo do estado de oxidação de um elemento Estado de oxidação O seguinte conceito de estado de oxidação é atualmente aceito: O estado de oxidação é a carga condicional do átomo de um elemento, calculada na suposição de que a molécula consiste em íons. As seguintes definições do estado de oxidação podem ser propostas: O estado de oxidação é a carga condicional de um átomo de um elemento em um composto formalmente aceito como iônico. O número de oxidação é a carga nominal de um átomo em uma molécula hipotética que consiste em íons. Utilizando o conceito de estado de oxidação, queremos avaliar como a carga de um elemento muda quando seus átomos cederam ou ganharam elétrons. Quantitativamente, o estado de oxidação é determinado pelo número de elétrons dados ou aceitos por um átomo. Regras básicas: 1. O estado de oxidação de um elemento no estado atômico é zero 2. A molécula é eletricamente neutra 3. O estado de oxidação de um elemento em moléculas de substâncias simples é zero. Um estado de oxidação constante em compostos é: H+ (. com exceção de H 2 2 2 em hidretos de Na + H); O (exclusão de O em OF 2); metais do grupo IA (Na+, K+); metais do grupo IIA (Ca+2, Ba+2), alumínio Al+3 (grupo III A). Estado de oxidação: 2 metais só podem ser positivos: Na 2 O, C aO; 2 6 de um não metal pode ser positivo ou negativo: H 2 S, S O 3; o não-metal mais eletronegativo em um composto de dois não-metais – 6 2 negativo: S O 3 ; é igual a zero se o número de elétrons no átomo for igual à carga do núcleo; positivo se o número de elétrons no átomo for menor que a carga do núcleo; negativo se o número de elétrons for maior que a carga do núcleo; A magnitude e o sinal do estado de oxidação dependem da estrutura do átomo. 68 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Algoritmo para calcular o estado de oxidação desconhecido em uma molécula 1. Designe os estados de oxidação conhecidos dos elementos; 2. Crie uma equação para a soma algébrica dos estados de oxidação de todos os elementos, que seja igual a zero (levando em consideração o número de átomos de cada elemento); 3. Encontre o estado de oxidação desconhecido resolvendo a equação. Exemplo: Encontre o número de oxidação do Mn em KMnO4 Solução: KMnO4 +1 + x + 4(-2) = 0 x = +8 –1 = +7 Resposta: O número de oxidação do manganês em KMnO4 é + 7. Para encontrar o número de oxidação em um íon complexo, você precisa resolver uma equação algébrica. Exemplo: Encontre o estado de oxidação do nitrogênio em N O3 X 2 Solução: x + 3 (-2) = -1 (N O3) x = -1 + 6 = +5 Resposta: O estado de oxidação do nitrogênio em NO 3 é + 5. Equações eletrônicas As equações eletrônicas refletem os processos de oxidação de um agente redutor devido à doação de elétrons a ele e redução do agente oxidante devido à adição de elétrons. Para compilar uma equação eletrônica, o estado de oxidação de um elemento em seus estados inicial e final deve ser comparado. Tabela 7.3 – Conceitos básicos para composição de equações eletrônicas 0 Exemplos: 1. S 2e 2 0 S 1. Na e 3 2 4 2. Fe e Fe 2. S 2e 6 3. S 8e 2 2 S 3. S 8e 69 1 Na 6 S 6 S Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency 7.1.4. Algoritmo para caracterização das propriedades redox de compostos complexos 1. Calcular o estado de oxidação do elemento que determina as propriedades redox da molécula da substância; 2. Taxa estrutura eletrônica átomo em um determinado estado de oxidação, presença de elétrons de valência; 3. Tirar conclusões sobre a possibilidade de manifestação de propriedades redutoras ou oxidantes. Tabela 7.4 – Análise das propriedades redox de compostos complexos Estrutura eletrônica de uma partícula atômica Estado de oxidação positivo máximo 5 H N O3 Sem elétrons de valência N+5)0 ē 1s22s02p0 NH 3 3 Nível eletrônico externo concluído N 3)8 ē 1s22s22p8 3 K N O2 Presença de elétrons de valência N+3)2 ē 1s22s22p0 Propriedades do HNO3 - apenas oxidante negativo NH3 - apenas redutor do intermediário KNO2 e redutor e oxidante 7.1.5. Tipos de reações redox Reações de oxidação-redução intermoleculares Reações de oxidação-redução intramoleculares O agente redutor e o agente oxidante estão em disparidade O agente oxidante e o agente redutor são constituintes da mesma molécula Reações de desproporção (auto-oxidação-auto-redução) O oxidante agente e agente redutor são o mesmo elemento Reações comporcionamento (média) Redutor e agente oxidante - átomos de um elemento com diferentes graus de oxidação fazem parte de moléculas diferentes 70 Copyright OJSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency 7.2. Algoritmos para composição de equações para reações redox 7.2.1. Algoritmo para compor a equação ORR usando o método do balanço eletrônico 1. Elabore um esquema de reação (escreva as fórmulas das substâncias iniciais e produtos da reação; 2. Indique os estados de oxidação dos elementos que mudaram durante a reação; 3. Elabore equações eletrônicas refletindo os processos de oxidação do agente redutor e redução do agente oxidante 4 . Com base na regra do balanço eletrônico, encontre os coeficientes do agente redutor e do agente oxidante 5. Coloque os coeficientes encontrados nos lados esquerdo e direito; a equação de reação na frente das substâncias correspondentes 6. Equalize para o metal que não mudou o estado de oxidação; -método de reação) O método de meia reação é usado para encontrar os coeficientes de reações redox que ocorrem em soluções. Neste método, são indicadas as cargas dos agentes oxidantes e redutores, e não os estados de oxidação dos elementos. Regra de igualdade de cargas As somas de cargas nos lados esquerdo e direito da equação elétron-íon do processo redox devem ser iguais. Algoritmo para compor a equação ORR usando o método do íon-elétron (método da meia-reação) 1. Elabore um esquema molecular da reação: KI + KMnO4 + H2SO4 → I2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O 2. Determine o agente oxidante, reduzindo agente e produtos de sua transformação: KI + KMnO4 + H2SO4 → I2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O meio 71 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency 3. Elabore equações de íons elétrons (semi-reações) para oxidação e processos de redução. Verifique a soma das cargas nos lados esquerdo e direito da equação. Se a soma das cargas das partículas iniciais for maior que a soma das cargas dos produtos da reação, adicione o número correspondente de elétrons ao lado esquerdo da equação (se for menor, subtraia-os). Exemplo: 4. Encontre os coeficientes do agente redutor, do agente oxidante e dos produtos de sua transformação: 5. Coloque os coeficientes no diagrama da equação molecular: 6. Equalize para o metal que não mudou de carga (potássio). 7. Verifique se há resíduos de ácido. 8. Verifique se há hidrogênio. 9. Verifique se há oxigênio. Tabela 7.5 – Esquema de absorção de nitratos pelas plantas Equações eletrônicas Equações eletro-iônicas 72 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Fatores que influenciam as reações redox 1. Natureza do agente redutor e do agente oxidante 2. Temperatura. 3. Quarta-feira. 4. Concentração de agente oxidante e agente redutor. 7.3. Propriedades redox de compostos de elementos biogênicos Os elementos biogênicos mais importantes - nitrogênio, ferro, manganês, enxofre, etc. exibem propriedades redox durante reações na célula viva de um organismo vegetal e no solo. De grande importância na vida das plantas são as reações associadas às transformações redox dos “metais da vida” - ferro, manganês, cobre, molibdênio, cobalto. Assim, o ferro faz parte das enzimas envolvidas na síntese da clorofila, que desempenha um papel importante na respiração e no metabolismo energético das células; o manganês está envolvido na redução de nitratos, o molibdênio no processo de fixação de nitrogênio, etc. O solo contém sistemas redox Fe3+/Fe2+, compostos de manganês nos estados de oxidação +2, +3, +4. Se houver falta de manganês no solo, utilizam-se fertilizantes de manganês - MnSO4 e KMnO4. Propriedades do permanganato de potássio KMnO4 7 K Mn O4 – agente oxidante forte 7 Mn)0 – agente oxidante, sem elétrons de valência (aceita apenas elétrons) 0 7 Mn)3d 5 4s 2 7å Mn)3d 0 4s 0 7 O papel do meio para as propriedades oxidantes do KMnO4 (Mn) O curso da reação redox depende do ambiente. Você pode controlar a reação redox medindo o pH do ambiente. A concentração (atividade) dos cátions hidrogênio H+ é importante para tais reações que ocorrem com sua participação. Os íons hidrogênio participam de reações com um agente oxidante contendo oxigênio (KMnO4, K2Cr2O7). Eles retiram o oxigênio do agente oxidante, facilitando o processo de redução. Figura 7.1. Propriedades do permanganato de potássio KMnO4 em vários ambientes Um ambiente ácido, no qual a concentração de H+ é elevada, é o mais favorável 7 para reações envolvendo KMnO4. Nessas condições, o Mn é reduzido mais profundamente; grande número elétrons. 73 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Ambiente ácido (favorável, muito H+) Ambiente neutro (menos favorável, menos H+) Ambiente alcalino (desfavorável) 7.4. Potenciais redox. Direção da ORR As propriedades redox de uma substância são caracterizadas pelo valor do potencial redox padrão E0. O potencial redox do eletrodo padrão (E0) é o potencial de um sistema redox medido em relação a um eletrodo de hidrogênio padrão, desde que a proporção das atividades das formas oxidada e reduzida seja igual à unidade. Como mais valor E0, mais poderoso é o agente oxidante da substância. Um processo ocorre espontaneamente com a participação de um agente oxidante mais forte, ou seja, em 0 EMF = Eok Evost > 0 A mudança de condições afeta a direção do processo. 74 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Exemplo: HClO4 + Br2 + H2O ↔ HClO3 + HBrO3 agente oxidante mais forte A reação ocorre com a participação de um agente oxidante mais forte Equação de Nernst RT a ok a H ln E=E + nF a restaurar 0 ou m 0,059 a ok a H E=E + . ln n a restore 0 Um aumento na concentração do oxidante aumenta E. Um aumento na concentração de H+, uma mudança no pH do meio pode mudar a direção da reação (se Eok e Evost tiverem valores próximos). Perguntas para autocontrole 1. O que é redução, oxidação, agente redutor, agente oxidante? 2. Calcule o estado de oxidação do Mn em KMnO4. 3. Compare os algoritmos para encontrar coeficientes para a reação de troca e para a reação redox. 4. Explique a diferença nas propriedades redox para NH3 e HNO3. 5. Encontre os coeficientes para a reação KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O 6. Componha equações eletrônicas (ou íons de elétrons) correspondentes à absorção de enxofre pelas plantas: SO 42 → SO 23 → S 2 REFERÊNCIAS Principal 1. Glinka, N.L. Química Geral / N.L. Glinka – M.: KNORUS, 2009. – 752 p. 2. Knyazev, D.A. Química Inorgânica/D.A. Knyazev, S.N. Smarygin – M.: Abetarda, 2004. – 592 p. 3. Ryazanova, G.E. Química geral e inorgânica. Tabelas e diagramas / G.E. Riazanov. – Saratov: Instituição Educacional Estadual Federal de Educação Profissional Superior “Saratov State Agrarian University”, 2006 – 284 p. 4. Ryazanova, G.E. Química Inorgânica e Analítica / G.E. Ryazanova - Saratov: Instituição Educacional Estadual Federal de Educação Profissional Superior "Universidade Agrária Estadual de Saratov", 2006. - 172 p. Adicional 1. Química Inorgânica (elementos biogênicos e abiogênicos): Livro didático / editado pelo prof. V.V. Egorov. – São Petersburgo: Lan Publishing House, 2009. – 320 p. 2. Klinsky, G.D. Química Inorgânica /G.D. Klinsky, V.D. Skopintsev. – M: Editora MCHA, 2001. – 384 p. 75 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Palestra 8 CONEXÕES COMPLEXAS 8.1. Breve história dos compostos complexos (CS) A história dos compostos complexos pode ser dividida em quatro períodos. Período I (da antiguidade ao início do século XVIII) Aplicação de compostos complexos: pedras preciosas (esmeralda, granada, turquesa); corantes naturais (índigo, roxo, açafrão); limpeza de superfícies de metais para soldagem de couro; recebendo tinta. Período II (início do século XVIII até 1893) Síntese de compostos complexos; Uma tentativa de explicar a estrutura e propriedades do CS. Período III (1893-1940) Criação, justificativa e vitória da teoria da coordenação de Alfred Werner (Suíça). Período IV (de 1940 até o presente) Desenvolvimento da teoria da coordenação utilizando as conquistas da química, física e matemática. Na Rússia, a química dos compostos complexos desenvolveu-se de forma original: o trabalho estava à frente das conquistas europeias, mas era pouco conhecido no mundo científico. Também M.V. Lomonosov estudou a dissolução de sais em soluções saturadas e P.B. Bagration (sobrinho do comandante) descobriu a reação para a produção industrial de ouro. Yu.V. Lermontova (prima em segundo grau do poeta) realizou a separação dos metais do grupo da platina. DI. Mendeleev, L. A. Chugaev, N.S. Kurnakov introduziu a química de compostos complexos formas modernas . Eu. eu. Chernyaev, A.A. Grinberg, V.V. Lebedinsky, K.B. Yatsimirsky realizou um maior desenvolvimento da teoria dos compostos complexos. M. V. Lomonosov P.B. Bagration 76 Yu.V. Lermontov Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency D.I. Mendeleiev L. A. Chugayev N.S. Kurnakov I.I. Chernyaev V.V. Lebedinsky A.A. Situação problemática de Greenberg - em meados do século 19, informações sobre reações e compostos químicos incomuns foram acumuladas. Exemplo 1: Por que o AgCl, insolúvel em água, se dissolve facilmente em amônia NH3? AgCl + 2 NH3 precipitado branco solução Cl A reação foi descoberta por I. Glauber em 1648. Exemplo 2: Por que o CuSO4 reage combinando-se com amônia NH3? CuSO4 + 4NH3 SO4 solução azul solução azul-violeta A reação foi descoberta por Andrei Libavi em 1597. Butlerov A.M. acreditava que “os fatos que são inexplicáveis ​​pelas teorias existentes são os mais preciosos para a ciência; deve-se esperar principalmente que seu desenvolvimento se desenvolva em um futuro próximo”. 8.2. A teoria da coordenação de Werner e as ideias modernas A palavra “complexo” (latim) é complexo; combinação. Em 1893, o cientista suíço Alfred Werner propôs a teoria da coordenação para explicar a formação de compostos complexos. Esta teoria é a principal na química de compostos complexos da atualidade. Com o tempo, as ideias sobre as forças que atuam entre as partículas que formam compostos complexos mudam e tornam-se mais precisas. As questões que explicam as propriedades de compostos complexos são muito complexas. 77 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Werner introduziu o conceito de valência principal e secundária, mas não explicou sua razão e diferença. Atualmente, diversas teorias são utilizadas para explicar a estrutura e propriedades de compostos complexos: o método dos orbitais moleculares; teoria do campo cristalino; teoria do campo ligante; método da ligação de valência (VBC). O método das ligações de valência fornece respostas qualitativas a questões no âmbito das representações visuais. Do ponto de vista do MBC: a valência principal é explicada pela formação de ligações iônicas (ou covalentes); valência secundária - uma ligação covalente formada por um mecanismo doador-aceitador. Existem várias definições de compostos complexos. Apresentamos um deles, baseado no método das ligações de valência. Compostos complexos (CC) são compostos complexos de ordem superior, caracterizados pela presença de ligações covalentes que surgem através de um mecanismo doador-aceitador. 8.2.1. Composição das moléculas de compostos complexos 1. O agente complexante ocupa um lugar central na molécula de um composto complexo. Os agentes complexantes mais comuns são os cátions metálicos. Agentes complexantes fortes: 3 2 0 2 2 cátions e átomos de d-metal de subgrupos laterais (Fe, Fe, Fe, Cu, Ag, Zn) 3 2 2 cátions de p-metal (Al, Sn, Pb). Agentes complexantes fracos são cátions de metais alcalinos e alcalino-terrosos. Porém, nos organismos vivos eles participam da formação do CS. 2. O agente complexante coordena LIGANTES em torno de si (íons de carga oposta ou moléculas neutras) Ânions: F-(fluoro-), Cl– (cloro-), NO2– (nitro-), CN– (ciano-), SO32– (sulfito-), OH– (hidroxo-) Moléculas neutras: NH3 (ammin-), H2O (aqua-), etc. 3. O número de coordenação de um agente complexante (CCN) é o número de ligantes associados ao agente complexante . O número de coordenação do agente complexante é geralmente duas vezes o número de oxidação do agente complexante. 78 Copyright OJSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Tabela 8.1 – Dependência do número de coordenação do grau de oxidação do agente complexante Grau de oxidação do agente complexante KCC +1 (Ag) 2 2 2 4 (3,6) +2 (Cu, Fe ) 3 3 6 (4) +3 (Fe, Al) 4. O agente complexante, juntamente com os ligantes, forma a esfera de coordenação interna do composto complexo, ou um íon complexo. Ao escrever uma fórmula, ela é colocada entre colchetes. A carga (estado de oxidação) da esfera interna é igual à soma algébrica dos estados de oxidação do agente complexante e ligantes. 5. A esfera interna do CS está ligada à sua esfera externa. A composição da esfera externa, dependendo da carga do íon complexo, pode incluir ânions de resíduos ácidos e cátions metálicos (por exemplo, álcalis). A carga na esfera externa é igual em módulo e de sinal oposto à carga na esfera interna. Tabela 8.2 - Exemplos de compilação de fórmulas de compostos complexos Exemplo 1. Componha a fórmula do tetraammina cloreto de cobre (II) 2 [Cu (NH 3) 04 ] ligantes do agente complexante Exemplo 2: Componha a fórmula do tetrahidroxicinato de sódio 2 2 Cl 2 Na 2 [ Zn (OH) 4 ] 2 ligantes complexos externos colaborador ambiente externo CCC CCC esfera de coordenação interna esfera de coordenação interna 8.2.2. Nomenclatura de compostos complexos Ao compor o nome de um composto complexo, você deve: 1. Nomear primeiro o ânion. 2. No nome da esfera de coordenação interna, relacionar da direita para a esquerda todos os seus componentes. 2.1. Nomeie o número de ligantes usando algarismos gregos (1 – mono, 2 – di, 3 – três, 4 – tetra, 5 – penta, 6 – hexa) 2.2. Nomeie os ligantes (primeiro ânions, depois moléculas) F–(fluoro-), Cl–(cloro-), Br–(bromo-), CN–(ciano-), H2O(aqua-), NH3(ammin-). 2.3. Nomeie o agente complexante. Indique seu estado de oxidação usando algarismos romanos entre parênteses. Se a esfera de coordenação interna for um cátion (+), use Nome russo agente complexante no caso genitivo. 79 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Exemplo: +Cl– diammina cloreto de prata (I) Se a esfera de coordenação interna for um ânion (–), use o nome latino do agente complexante com a terminação “em” . K3 –3 hexacianoferrato (III) de potássio 8.3. Ligação química em compostos complexos A ligação química em compostos complexos é complexa problema científico. Para explicar a formação, estrutura e propriedades de compostos complexos, várias teorias são utilizadas - teoria do campo ligante, teoria do campo cristalino e o método da ligação de valência. A teoria do campo cristalino é aplicada a complexos iônicos. Leva em consideração as forças eletrostáticas e não leva em consideração as forças covalentes. A teoria do campo ligante assume que a formação de compostos complexos ocorre tanto devido a forças eletrostáticas quanto devido a interações covalentes quando os orbitais do íon central e dos ligantes se sobrepõem. O método da ligação de valência baseia-se na suposição de que a ligação química em compostos complexos ocorre através de pares de elétrons solitários de ligantes e orbitais livres do agente complexante. Para esclarecer o lado qualitativo das questões, às vezes são utilizadas as três teorias. A teoria das ligações químicas em compostos complexos requer desenvolvimento adicional e melhoria. O método da ligação de valência (MVM) é o mais visual. Segundo o MBC, a ligação química entre o agente complexante e os ligantes ocorre através de um mecanismo doador-aceitador. Exemplo: Como se forma a esfera de coordenação 3+? 1) Formação do íon complexante Al3+: 2). O átomo de oxigênio em uma molécula de água possui pares de elétrons não ligantes e pode desempenhar o papel de doador. 80 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Os pares de elétrons são orientados no espaço em um ângulo de 90° (quatro em um plano, mais dois perpendiculares a ele). A esfera de coordenação resultante tem a forma de um octaedro Figura 8.1. Esquema de formação de íons 3+ CN = 2 sp CN = 3 sp2 Haltere Triângulo Quadrado –3 – 2- sp2d CN = 4 sp3 CN = 5 sp3d CN = 6 sp3d2 Tetraedro Bipirâmide trigonal Octaedro +2 2+ sd3 Figura 8.2. Geometria das esferas de coordenação dos complexos 8.4. Dissociação eletrolítica de compostos complexos Compostos complexos que são eletrólitos se dissociam em dois estágios. Primeira etapa. A dissociação primária é a dissociação do CS nas esferas interna e externa. Segue o tipo de eletrólitos fortes, já que as esferas interna e externa do CS estão conectadas por uma ligação iônica. K3 = 3K+ + 3– Segunda etapa. A dissociação secundária é a dissociação da esfera interna do CS (íon complexo). É do tipo eletrólitos fracos, insignificantes. 3- ↔ Fe3+ + 6CN– Estabilidade de compostos complexos. A estabilidade de compostos complexos é caracterizada pela constante de instabilidade do íon complexo Kn. A constante de instabilidade Kn de um composto complexo é derivada com base na lei da ação das massas. Kn é a razão entre o produto da concentração de íons formados durante a dissociação de um íon complexo, em um grau igual aos coeficientes na equação de dissociação de um íon complexo, e a concentração do íon complexo. 81 Copyright OJSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Exemplo: Crie expressões para a constante de instabilidade para tetraammina sulfato de cobre (II) SO4. Dissociação primária: SO4 = 2+ + SO42– Dissociação secundária: 2+ ↔ Cu2+ + 4NH3 4 Kn = Quanto menor o valor de Kn, mais estável é o íon complexo. Tabela 8.3 – Constantes de instabilidade de alguns íons complexos Íon complexo + 2+ 2+ 34– 2– – Кн 7,2∙10–8 3,5∙10–10 2,1∙10–13 1,0∙10–44 1 ,0∙10–37 2,4 ∙10–6 1,0∙10–21 Compostos complexos extremamente instáveis ​​são sais duplos: (K2SO4∙Al2(SO4)3) – alúmen de potássio 2KCl∙CuCl2∙2H2O – cloreto duplo (NH4 )2SO4∙Fe2(SO4)3∙24H2O – Sal de Mohr ou NH4 Fe(SO4)2∙12H2O Na forma de compostos complexos, os sais duplos existem apenas no estado sólido. Em solução eles se dissociam completamente. Exemplo: Dissociação do sal de Mohr NH4Fe(SO4)2 = NH4+ + Fe3+ + 2SO42. Reações de troca envolvendo compostos complexos Preparação de azul da Prússia (azul da Prússia) F. Diesbach (1704) 3 1 4 Fe Cl 3 3K 4 1 4 Fe 4 3 3 4 12KCl. O significado e a aplicação de compostos complexos Os compostos complexos desempenham funções importantes nos organismos vivos e são utilizados na indústria, na agricultura e na resolução de problemas ambientais. 82 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Tabela 8.4 - O significado de compostos complexos Compostos complexos Para a produção de revestimentos metálicos densos e duráveis ​​Para a separação de elementos de terras raras Desempenham funções específicas em organismos vivos (respiração, fotossíntese, catálise enzimática) Em química analítica - para a determinação de muitos elementos Na agricultura - para combater a clorose calcária das plantas, para dissolver carbonatos e hidróxidos de ferro, para eliminar a deficiência de zinco Para resolver problemas ambientais, para obter agentes complexantes facilmente neutralizados Hemoglobina Realiza a transferência de oxigênio dos pulmões para os tecidos. Tem um significado único para a vida do corpo humano. Clorofila Um composto intracomplexo de íon magnésio com ligantes orgânicos complexos. Tem um significado único para as plantas (para a fotossíntese). Figura 21. Esquema de manifestação das propriedades doadoras de nitrogênio em biomoléculas contendo metais Os metais vitais (ferro, zinco, molibdênio, cobre, manganês) são agentes complexantes nas moléculas de muitas enzimas que catalisam processos redox: peroxidase, catalase (ferro ); carboxipeptidase (zinco); xantina oxidase (molibdênio e ferro). Atualmente, surgiu uma nova direção da química - a química bioinorgânica, que explora a essência de manifestações importantes da vida como metabolismo, hereditariedade, imunidade, pensamento, memória. 83 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency As moléculas de muitas enzimas são construídas de acordo com o tipo de compostos intracomplexos, nos quais o papel dos agentes complexantes é desempenhado por “metais vitais” - ferro, cobre, manganês , molibdênio, cobalto. A especificidade da atividade enzimática depende de qual metal é o agente complexante nas moléculas de proteína. Ao mesmo tempo, está sendo estudado o papel dos compostos complexos na nutrição mineral das plantas. Foi estabelecido que a absorção de microelementos e a fixação do nitrogênio atmosférico ocorre com a participação de agentes complexantes. Em 1964 M.E. Volpin e V.B. Schur fez uma descoberta no Instituto de Compostos Organoelementares. Eles transformaram o nitrogênio molecular em um composto complexo em condições normais, sem aquecimento. Verificou-se que na presença de compostos de ferro, molibdênio e vanádio, o nitrogênio é ativado e se comporta como ligante, formando compostos complexos que são decompostos pela água em amônia. Questões de autocontrole 1. O conceito de composto complexo. 2. Escreva uma fórmula para um composto complexo se o agente complexante for 3+ Al e o ligante for íons OH. 3. Complete a equação da reação: CuSO4 + NH3 → 4. Escreva a equação da reação: FeCl3 + K4 → 5. Determine o número de coordenação e o estado de oxidação do agente complexante em compostos SO4. 6. Escreva uma expressão para a constante de instabilidade do composto complexo K3. REFERÊNCIAS Principal 1. Glinka, N.L. Química Geral / N.L. Glinka – M.: KNORUS, 2009. – 752 p. 2. Knyazev, D.A. Química Inorgânica/D.A. Knyazev, S.N. Smarygin – M.: Abetarda, 2004. – 592 p. 3. Ryazanova, G.E. Química geral e inorgânica. Tabelas e diagramas / G.E. Riazanov. – Saratov: Instituição Educacional Estadual Federal de Educação Profissional Superior “Saratov State Agrarian University”, 2006 – 284 p. Adicional 1. Química Inorgânica (elementos biogênicos e abiogênicos): Livro didático / editado pelo prof. V.V. Egorov. – São Petersburgo: Lan Publishing House, 2009. – 320 p. 2. Ugay, Ya.A. Química geral e inorgânica /Ya.A. Ugai. – M.: Ensino Superior, 2004. – 528 p. 3. Lensky, A.S. Introdução à química bioinorgânica e biofísica / A.S. Lensky. – M.: Ensino Superior, 1989. – 256 p. 84 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency Palestra 9 CINÉTICA QUÍMICA. EQUILÍBRIO QUÍMICO 9.1. O conceito de cinética química A cinética química é o estudo das taxas e mecanismos das reações químicas. A cinética química estuda o curso de uma reação ao longo do tempo, estuda os fatores que influenciam a taxa de uma reação química e fornece informações sobre o mecanismo da reação. A maioria das reações químicas passa por vários estágios intermediários. Os estágios intermediários são chamados de estágios elementares. O mecanismo de reação é a sequência completa de todas as suas etapas elementares. A taxa de uma reação é determinada pela taxa do estágio mais lento (limitante) da reação. Mecanismo de reação para a síntese de iodeto de hidrogênio 1º estágio 2º estágio 3º estágio 4º estágio (rápido) (lento) Equação de reação total: H2 + I2 2HI Reação de tiossulfato de sódio com ácido sulfúrico Equação de reação total Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 + S + H2O 1º estágio Na2S2O3 + H2SO4 = H2S2O3 + Na2SO4 (rápido) 2º estágio H2S2O3 = H2SO3 + S ↓ (lento) 3º estágio H2SO3 = SO2 + H2O (rápido) 9. 2. Taxa de uma reação química A taxa de uma reação química é o número de colisões ativas entre moléculas que levam à formação de um produto de reação por unidade de volume ou por unidade de superfície por unidade de tempo. A taxa de uma reação química é medida pela mudança na concentração de uma das substâncias reagentes por unidade de tempo. São utilizados os conceitos de taxas de reação média e instantânea. A taxa média de reação é determinada pela mudança na concentração durante um determinado período de tempo: 85 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency ΔС Δt Vav O valor verdadeiro (instantâneo) da taxa de reação é calculado como o limite para qual a velocidade média tende em Δt → 0, ou seja, como uma derivada da concentração ao longo do tempo: dС dt Vist. O sinal + ou – depende se a mudança na concentração de qual substância - o original ou o produto - é utilizada para os cálculos. Se for utilizada a concentração da substância que entra na reação, então a taxa de reação terá um sinal negativo (-), pois sua concentração diminui durante a reação. Taxa de reação química Concentração C, mol/l Figura 9.1. Dependência das alterações na concentração do tempo de reação 9.3. Factores que influenciam a velocidade de uma reacção química Esquema 9.1. A influência dos fatores cinéticos na taxa de uma reação química 86 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Tabela 9.1 – A importância da natureza das substâncias reagentes para a possibilidade e atividade da reação Au + HCl = faz não ocorre Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 Reatividade é a capacidade das moléculas de uma substância participarem de reações em uma determinada taxa. 9.3.1. A influência da concentração na taxa de reação Lei da ação das massas (K. Guldberg e P. Waage (1864-1867 Noruega): A taxa do estágio elementar de uma reação química (V) é proporcional ao produto das concentrações molares de as substâncias reagentes (C) elevadas à potência de seus coeficientes estequiométricos aA + bB = cC + dD V = KC àÀ C b , onde K é a constante de velocidade da reação. a temperatura, mas não depende da sua concentração A constante de velocidade é numericamente igual à taxa de reação se a concentração de cada uma das substâncias reagentes for 1 mol/dm3. na equação cinética, uma vez que a área superficial é praticamente constante e as substâncias reagem apenas na superfície. A região de manifestação da lei da ação das massas é válida para uma reação que ocorre em um estágio ou para cada indivíduo. estágio de uma reação de múltiplos estágios. Aplicar a lei da ação das massas para calcular a taxa de reação sem levar em conta o mecanismo de múltiplos estágios levará a resultados errôneos. Exemplos 1. Reação homogênea 4HCl(g) + O2(g) 2H2O(g) + 2Cl2(g) 4 Para a reação direta 1 = K1C HCl CO 2 Para a reação reversa 2 = K2C 2H 2O C Cl2 2 2. Reação heterogênea Fe3O4( sov) + H2(g) 3FeO(s) + H2O(g) Para a reação direta V1 = K1 CH 2(r) Para a reação inversa V2 = K2 C H2O(g) 87 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & Serviço de livro de agência LLC" 9.3.2. Efeito da temperatura na taxa de reação 1. Regra de Van't Hoff Para cada 10 graus que a temperatura aumenta, a taxa de reação aumenta de 2 a 4 vezes: Vt 2 = Vt 1 t1 t 2 10 Vt 2 ; Vt1 Δt 10 γ, onde é o coeficiente de temperatura, assumindo valores de 2 a 4. A regra de Van't Hoff é aproximada. É aplicável para uma avaliação aproximada do efeito das mudanças de temperatura nas mudanças nas taxas de reação em uma pequena faixa de temperatura. 2. Para mais definição precisa a influência da temperatura na velocidade de uma reação química em uma ampla faixa de temperatura, aplica-se a equação de Arrhenius: K = Ae Ea /RT, onde K é a constante de velocidade; A – constante; e – base do logaritmo natural; Ea – energia de ativação; R – constante do gás; T – temperatura absoluta. O cientista sueco Svante Arrhenius criou a teoria da dissociação eletrolítica em 1887 e, em 1889, propôs uma nova medida da reatividade dos compostos - a energia de ativação. A equação que ele introduziu na cinética química tem sido usada há mais de 100 anos para estudar as taxas e mecanismos das reações. As principais disposições da teoria de ativação de S. Arrhenius: A taxa de reação depende do número de moléculas ativas, e não do seu número total. Apenas moléculas ativas reagem. A energia de ativação Ea é a energia que deve ser transmitida às moléculas para transferi-las para o estado ativo (para 1 mol de uma substância, quanto menor a energia de ativação, menor). mais velocidade reações. Para que os materiais de partida formem produtos de reação, é necessário superar a barreira energética Ea. Para fazer isso, as substâncias iniciais precisam absorver a energia necessária para quebrar as ligações químicas existentes. Novas ligações químicas não se formam imediatamente. Primeiro, forma-se um estado de transição intermediário (complexo ativado) com a energia máxima do sistema. Em seguida, ele se decompõe e as moléculas do produto da reação são formadas com novas ligações químicas e a energia é liberada. Uma reação é exotérmica se a quantidade de energia liberada for maior que a energia de ativação. Na presença de um catalisador, a energia de ativação diminui e a taxa de reação aumenta. 88 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency Figura 9.2. Diagrama de energia da reação 9.3.3. A influência dos catalisadores na taxa de uma reação química Os catalisadores são substâncias que afetam a taxa de uma reação, mas não são consumidos durante o seu curso. Os catalisadores positivos aumentam a taxa de reação porque reduzem a energia de ativação. Catalisadores negativos (inibidores) reduzem a taxa de uma reação química. Catálise é uma mudança na taxa de reações químicas sob a influência de catalisadores. As reações catalíticas são reações que ocorrem sob a influência de catalisadores. As reações catalíticas desempenham um grande papel na produção química e na bioquímica. 90% de toda a produção da indústria química utiliza catalisadores (produção de amônia, ácido nítrico, ácido sulfúrico, borracha, etc.). Os catalisadores são usados ​​na combustão de combustíveis e no tratamento de águas residuais. As fábricas de amoníaco de alta tecnologia utilizam menos energia e produzem menos resíduos do que as fábricas tradicionais. A catálise pode ser homogênea ou heterogênea. Na catálise homogênea, os reagentes e o catalisador estão no mesmo estado de agregação. Na catálise heterogênea, é utilizado um catalisador sólido e os reagentes fazem parte de uma solução ou mistura gasosa. Na presença de um catalisador, a reação prossegue mais rapidamente porque o complexo ativado formado com sua participação possui uma energia de ativação menor do que na ausência de um catalisador. Atualmente, novos catalisadores estão sendo desenvolvidos utilizando nanocomposições, materiais semicondutores e compostos complexos. Muita atenção é dada aos catalisadores nanocompósitos contendo metais altamente dispersos ou óxidos metálicos estabilizados em uma matriz de zeólita com uma estrutura tridimensional ordenada de poros (canais) de tamanho molecular (0,3 - 1,2 nm). Eles têm uma ampla gama de aplicações devido à sua seletividade catalítica, resistência a ácidos e estabilidade térmica. 89 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency A catálise ocorre em sistemas biológicos. A maioria das reações químicas que ocorrem nos organismos vivos são reações catalíticas. Catalisadores biológicos - ENZIMAS - participam dos processos do metabolismo das proteínas, catalisam a conversão do amido em açúcar e aceleram as reações redox. “A comparação com a biocatálise mostra que, apesar dos grandes sucessos, ainda estamos longe de explorar todas as possibilidades que se abrem nesse sentido na catálise. Isso ensina modéstia” (S.Z. Roginsky). É necessário armazenar os produtos agrícolas em baixas temperaturas, pois isso retarda processos enzimáticos indesejados. Muitas substâncias usadas no tratamento de sementes desativam enzimas e matam microorganismos indesejados. A cinética química explica os mecanismos de reações em uma célula viva. Os métodos de engenharia genética são métodos para controlar as taxas de reações bioquímicas. 9.4. O conceito de reações oscilatórias As reações oscilatórias são reações durante as quais a concentração de compostos intermediários e a taxa da reação sofrem flutuações, que podem ser periódicas. O ganhador do Nobel Ilya Prigogine considerou a descoberta das reações oscilatórias um feito científico do século XX. A façanha foi que no século XX foi possível comprovar que existem reações oscilatórias, pois antes elas haviam sido rejeitadas. Informações sobre reações oscilatórias estão nos arquivos dos séculos XVII a XIX. Livro “Teoria das Oscilações” de A.A. Andronova, A.A. Witta e S.E. Khaikina foi publicado em 1937. SIM. Frank-Kamenetsky publicou o livro “Diffusion and Heat Transfer in Chemical Kinetics” em 1947. Esses trabalhos foram inovadores, mas não foram aceitos e foram jogados no esquecimento. Em 1951 B.P. Belousov descobriu e descreveu uma reação oscilatória visual, propôs ideias sobre os momentos-chave de seu mecanismo, mas foi rejeitada. Após 10 anos, o estudo das reações oscilatórias foi continuado por um grupo de cientistas liderado por A.M. Jabotinsky. Foi provado experimentalmente e matematicamente que reações oscilatórias são possíveis. A reação Belousov-Zhabotinsky ganhou fama mundial. Muitos trabalhos são dedicados ao estudo experimental e modelo da reação Belousov-Zhabotinsky, pois permite observar as características de processos complexos de auto-organização em um sistema químico simples e permite vários tipos de controle. Os resultados do estudo da reação Belousov-Zhabotinsky deram um impulso poderoso ao desenvolvimento de tais novas seções ciência moderna , como sinergética, termodinâmica de processos de não equilíbrio. A sinergética estuda os processos de auto-organização em sistemas abertos de não-equilíbrio. A sinergética ensina você a ver o mundo de uma nova maneira. A sinergética demonstra como o caos pode atuar como um mecanismo de evolução, como a ordem pode surgir do caos. Permite olhar o mundo como um sistema único e muito complexo, desenvolvendo-se de acordo com as leis da dinâmica não linear. É necessário estudar uma variedade de processos - reversíveis e irreversíveis, equilíbrio e desequilíbrio, determinísticos e não determinísticos, que ocorrem em fenômenos de diversos níveis de complexidade. 90 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency 9.5. Equilíbrio químico. Possibilidades de controle de processos químicos 9.5.1. Conceito de equilíbrio químico As reações químicas são divididas em dois grupos: 1. Reações reversíveis são reações que ocorrem em duas direções mutuamente opostas: N2 + 3H2 2NH3 2. Reações irreversíveis ocorrem em uma direção: Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2 Equilíbrio químico - Este é um estado de um sistema de substâncias reagentes em que as taxas de reações diretas e reversas são iguais. Para uma reação reversível a uma determinada temperatura, a razão entre o produto das concentrações de equilíbrio dos produtos da reação e o produto das concentrações de equilíbrio das substâncias iniciais elevadas à potência de seus coeficientes estequiométricos é um valor constante denominado constante de equilíbrio ( Kp). A aplicação da lei da ação das massas para uma reação reversível nos permite derivar a constante de equilíbrio Kp. A constante de equilíbrio mostra quantas vezes a taxa da reação direta é maior que a taxa da reação inversa a uma determinada temperatura e em concentrações constantes de todas as substâncias participantes iguais à unidade. As concentrações de substâncias estabelecidas no equilíbrio químico são chamadas de equilíbrio. Eles são indicados pelas fórmulas das substâncias reagentes entre colchetes. Para a reação aA + bB V1 = K1[A]a [B]b; cC + dD V2 = K1[C]c [D]d Em equilíbrio, V1 = V2. Então K1[A]a [B]b = K1[C]c [D]d Kr = K1 K2 Kp = [C]C [D]d . [A]a [B]b A constante de equilíbrio Kp depende da natureza dos reagentes e da temperatura, mas não depende da concentração. Kr é uma quantidade adimensional. 9.5.2. Princípio de Le Chatelier Em 1901, o químico francês Henri Louis Le Chatelier desenvolveu e patenteou um método para sintetizar amônia a partir de nitrogênio e hidrogênio. Estudando as condições sob as quais essa reação ocorre, ele descobriu e formulou o princípio pelo qual é determinada a direção da mudança no equilíbrio químico quando a concentração dos reagentes, temperatura e pressão (para reações) são alteradas. Tabela 9.2 – Princípio de Le Chatelier Exemplo: 2CO2 + 568 kJ/mol 2CO + O2 ∆Н = – 568 kJ/mol Condições para deslocamento do equilíbrio em direção ao produto: 1. Aumento da concentração de O2 2. Aumento da pressão 3. Diminuição da temperatura 9.5.3. Elementos da termoquímica O princípio de Le Chatelier é uma consequência da segunda lei da termodinâmica. A mudança no equilíbrio químico com as mudanças de temperatura está associada à energia das reações químicas. Essas questões são estudadas no curso de físico-química na seção “Termodinâmica dos processos químicos”. O estudo da influência da temperatura na mudança do equilíbrio químico deve ser realizado utilizando os conceitos da termoquímica - um ramo da termodinâmica química. A termoquímica é um ramo da termodinâmica química que estuda os efeitos térmicos dos processos químicos. As reações exotérmicas são reações que liberam calor. As reações endotérmicas são reações que envolvem a absorção de calor. A equação termoquímica de uma reação é uma equação que especifica o efeito térmico de uma reação. O efeito térmico de uma reação é a quantidade de calor liberada ou absorvida por 1 mol de uma substância. Duas formas de escrever equações termoquímicas são usadas: 1. O calor caracteriza mudanças na ambiente durante a reação (efeito termoquímico da reação Q). Neste caso, para uma reação exotérmica, o efeito térmico Q é indicado no lado direito da equação com sinal de mais (+), pois o calor é liberado para o ambiente. 92 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Para uma reação endotérmica, o efeito térmico Q é indicado com um sinal negativo (–), pois o calor é absorvido do ambiente: 2H2 + O2 = 2H2O + 571 kJ/mol (exo); N2 + O2 = 2NO – 180,5 kJ/mol (endo) 2. O efeito térmico de uma reação reflete mudanças no próprio sistema de reagentes (efeito térmico termodinâmico de uma reação). Neste caso, é utilizado o conceito de variação de entalpia ΔH. Entalpia H é a reserva de energia de uma substância a pressão e temperatura constantes. Para uma reação exotérmica ΔH< 0, так как система теряет теплоту и запас еѐ энергии уменьшается (знак –). Для эндотермической реакции ΔН > 0, pois o sistema absorve calor e sua reserva de energia aumenta sinal (+): 2H2 + O2 = 2H2O; ΔHo = – 571 kJ/mol (exo) N2 + O2 = 2NO; ΔHo = 180,5 kJ/mol (endo) O efeito térmico da reação é geralmente dado para condições padrão: pressão normal 101,3 kPa (1 atm) e temperatura 298 K (ΔHo). O efeito termoquímico da reação é igual em magnitude e de sinal oposto ao efeito térmico termodinâmico: Q = – ΔН. 9.6. Possibilidades de controle de processos químicos A existência de reações reversíveis é uma manifestação da lei da unidade e da luta dos opostos que operam na natureza. A compreensão desta lei na sua manifestação específica é de grande importância prática para o controle ideal dos processos químicos em condições favoráveis, para a implementação da eficiência e qualidade da produção. Tabela 9.3 - Fatores cinéticos e termodinâmicos que influenciam o processo químico Reação química Natureza das substâncias reagentes Fatores termodinâmicos: mudança de equilíbrio, possibilidade de reação Fatores cinéticos que influenciam a taxa de reação (natureza da substância, concentração, temperatura, pressão) Possibilidade de contraditório ação 93 Ambiente externo da reação Copyright JSC "CDB "BIBKOM" & LLC "Agency Kniga-Service" O controle das reações químicas só é possível com base na compreensão das leis às quais elas obedecem. Deve basear-se no conhecimento da cinética química e da termodinâmica - tanto a termodinâmica clássica dos processos de equilíbrio de sistemas isolados, quanto a termodinâmica moderna de sistemas abertos sem equilíbrio nos quais fenômenos de auto-organização são possíveis. Perguntas para autocontrole 1. Dê exemplos de reações que ocorrem em alta e baixa velocidade. 2. Defina energia de ativação. 3. Como a taxa de reação mudará quando aquecida de 20° para 50° se o coeficiente de Van't Hoff for 2? 4. Calcule o coeficiente de van’t Hoff se, quando a temperatura muda de 20° para 50°, a taxa de reação aumenta 27 vezes. 5. A concentração de quais substâncias não está incluída na expressão da taxa e constante de equilíbrio da reação: FeO3 + 3CO 2Fe + 3CO2 6. Quais fatores ajudarão a mudar o equilíbrio da reação para a formação do produto de reação: 2H2 + O2 = 2H2O + 571 kJ/mol. ∆Н = – 571 kJ/mol REFERÊNCIAS Principal 1. Knyazev, D.A. Química Inorgânica/D.A. Knyazev, S.N. Smarygin – M.: Abetarda, 2004. – 592 p. 2. Glinka, NL. Química Geral / N.L. Glinka – M.: KNORUS, 2009. – 752 p. 3. Ryazanova, G.E. Química geral e inorgânica. Tabelas e diagramas /G. E. Ryazanova. – Saratov: Instituição Educacional Estadual Federal de Educação Profissional Superior “Saratov State Agrarian University”, 2006 – 284 p. Adicional 1. Barkovsky, E.V. Química geral: Curso de palestras /E.V. Barkovsky, S.V. Tkachev. – Minsk: BSMU, 2009. – 132 p. 2. Trubetskov, D.I. Introdução à teoria da auto-organização de sistemas abertos. /DI. Trubetskov, E.S. Mchedlova, L.V. Krasichkov. – M.: Editora de literatura física e matemática, 2002. – 200 p. 3. Ruzavin, G.I. Problemas simples e complexos na evolução das ciências. //G.I. Ruzavin. – Questões de filosofia. – 2008. Nº 3. – pág. 102. 94 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency LISTA BIBLIOGRÁFICA 1. Agafoshin, N.P. Lei periódica e sistema periódico D.I. Mendeleiev. / N.P. Agafoshin - M.: Educação, 1973. - 208 p. 2.Barkovsky, E.V. Química geral: Curso de palestras /E.V. Barkovsky, S.V. Tkachev. – Minsk: BSMU, 2009. – 132 p. 3. Vlasov, V.M. Erros que levam a uma explosão / V.M. Vlasov // Química e vida. – 2006. – Nº 7. pág. 60. 4. Gelfman, M.I. Química Inorgânica / M.I. Gelfman, V.P. Yustratov. – São Petersburgo: Editora “Lan”, 2009. – 528 p. 5. Glinka, N.L. Química Geral / N.L. Glinka – M.: KNORUS, 2009. – 752 p. 6. Guzey, L.S. Química Geral / L.S. Guzey, V. N. Kuznetsov, A.S. Guzey. – M.: Editora da Universidade Estadual de Moscou, 1999. – 333 p. 7. Dmitriev, S.N. Identificação química e estudo das propriedades dos metais superpesados. Evolução do sistema periódico D.I. Mendeleev/S.N. Dmitriev – Resumos de relatórios do XVIII Congresso Mendeleev de Química Geral e Aplicada: Em 5 volumes; v.1. – M.: Granitsa, 2007. – P. 47. 8. Egorov, V.V. Química Ambiental. /V.V. Egorov. – São Petersburgo: Lan Publishing House, 2009. – 192 p. 9. Klinsky, G.D. Química Inorgânica /G.D. Klinsky, V.D. Skopintsev. – M: Editora MCHA, 2001. – 384 p. 10. Knyazev, D.A. Química Inorgânica/D.A. Knyazev, S.N. Smarygin – M.: Abetarda, 2004. – 592 p. 11. Lensky, A.S. Introdução à química bioinorgânica e biofísica / A.S. Lensky. – M.: Ensino Superior, 1989. – 256 p. 12. Mineev, V.G. Em defesa dos nitratos e fosfatos / V.G. Mineev // Química e vida. – 2008. No. 5. – P. 20. 13. Naydysh, VM. Conceitos da ciência natural moderna. /V.M. Naydysh. – M.: Alfa-M; INFRA-M, 2004, – 622 p. 14. Química Inorgânica (elementos biogênicos e abiogênicos): Textbook/ed. V.V. Egorov. – São Petersburgo: Lan Publishing House, 2009. – 320 p. 15. Ruzavin, G.I. Problemas simples e complexos na evolução das ciências. //G.I. Ruzavin. – Questões de filosofia. – 2008. Nº 3. – pág. 102. 16. Ryazanova, G.E. Química Inorgânica e Analítica / G.E. Ryazanova - Saratov: Instituição Educacional Estadual Federal de Educação Profissional Superior "Universidade Agrária Estadual de Saratov", 2006. - 172 p. 17. Ryazanova, G.E. Química geral e inorgânica. Tabelas e diagramas / G.E. Riazanov. – Saratov: Instituição Educacional Estadual Federal de Educação Profissional Superior “Saratov State Agrarian University”, 2006 – 284 p. 18. Sirotkin, O.S. Química em seu lugar / O.S. Sirotkin // Química e vida. – 2003. - Nº 5. – P. 26. 19. Trubetskov, D.I. Introdução à teoria da auto-organização de sistemas abertos. / D.I. Trubetskov, E.S. Mchedlova, L.V. Krasichkov. – M.: Editora de literatura física e matemática, 2002. – 200 p. 20. Ugai, Ya.A. Química geral e inorgânica /Ya.A. Ugai. – M.: Ensino Superior, 2004. – 528 p. 95 Copyright OJSC "CDB "BIBKOM" & LLC "Agency Kniga-Service" CONTEÚDO Introdução................................. .................................................. ......... .......................................... .. 3 Aula 1. Conceitos básicos e leis básicas da química................................... 4 1.1 . Objetivos do estudo da disciplina......................................... ................ ................................ 4 1.2. A importância da química para a agricultura......................................... ............. ........ 4 1.3. Disciplina de Química.................................................. ........ .......................................... ......... 5 1.4 . Dialética dos conceitos básicos e leis da química.................................... ........5 1,5. Métodos para estudar química......................................... .......... .................................. 8 questões para autocontrole .................. ................................ ........................ .................. 11 Referências...... .............................. .................... .................................... .............. 12 Aula 2. Ensino moderno sobre a estrutura do átomo.................................. ... ................ 13 2.1. Dialética das ideias sobre a estrutura do átomo......................................... ........... 13 2.2. Modelo moderno da mecânica quântica da estrutura do átomo.......................... 14 2.3. Fórmulas eletrônicas dos elementos................................................. ..... ............... 17 Perguntas para autocontrole ........................ ............ ...................................... .................. .20 Referências.......................... ...................... ............................ ....................... 20 Aula 3. Lei periódica e sistema periódico D.I. Mendeleiev................................................. ....... ........................................... ........ 21 3.1 . Lei periódica e sistema periódico de elementos D.I. Mendeleev – a base da química moderna......................................... ......... ... 21 3.2. Estrutura da tabela periódica............................................. ........................... 23 3.3. Algoritmo para características gerais de um elemento átomo......................................... ........ 24 3.4. Frequência de mudanças nas propriedades dos elementos e seus compostos.................. 27 Questões para autocontrole............... ..................... ............................. ........................... ..... 30 Referências................ .................................... .............. .......................................... .. 30 Aula 4. Manifestação de a lei periódica nas propriedades ácido-base de compostos inorgânicos................................... ........... ........................ 32 4.1. Relação genética das principais classes de compostos inorgânicos....... 32 4.2. Propriedades químicas de óxidos, bases, ácidos e sais.......................... 33 4.3. Frequência de alterações nas propriedades ácido-base dos produtos químicos.......................... ............. ..................................... ................... 39 4.4. Questões de competência profissional............................................. ..................... .. 40 perguntas para autocontrole...................... ................................ ................... ................. 40 Referências......... ...................... ................................... ................ .................. 41 Aula 5. Ligação química.......... ................ ........................................ .......... ............ 43 5.1. Idéias modernas sobre ligações químicas................................... ....... 43 5.2. Fundamentos do método da ligação de valência (MVM) W. Heitler e F. London (1927) .............................. ................................................... 43 5.2.1 . Mecanismos de formação de ligações covalentes................................... ....... 43 5.2.2. Ligação covalente.................................................. ................................... 44 5.2.3. Tipos de ligações químicas............................................. .................... ........ 45 5.2.4. Tipos de ligações químicas............................................. ..................... ........................... 46 5.2 .5. Grau de ionicidade da ligação............................................. ..................... ........................ 46 5.2.6. Hibridização de orbitais atômicos......................................... ...... ...... 48 5.2.7. Conexão metálica.................................................. ........ ............................... 50 5.2.8. Ligação de hidrogênio.................................................. ... ................................... 50 5.3. Conceito do método orbital molecular.......................... ........................... 50 96 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Book-Service Agency Perguntas para autocontrole.... .................................................. ....... .......................... 52 Referências............... ....... ........................................... ............. ....................... 52 Aula 6. Teoria moderna das soluções...... ........................... ....................... ........................ 53 6.1. Classificação de sistemas dispersos......................................... .................... ................... 53 6.2. Métodos de expressão da composição de soluções......................................... ....... .............. 54 6.3. Concentração da solução do solo e osmose.................................... ....... ...... 54 6.4. Soluções eletrolíticas................................................ .................................... 55 6.4.1. Soluções aquosas................................................ ........ .......................................... 55 6.4.2. Teoria da dissociação eletrolítica......................................... ................... .. 56 6.4.3. Características quantitativas da dissociação eletrolítica............................................. .................... .............................. .......................... .......... 57 6.4.4. Propriedades de eletrólitos fortes......................................... .................... ............... 58 6.4.5. Tipos de eletrólitos................................................... .... .................................... 59 6.4.6. Dissociação de eletrólitos................................................... .... ....................... 60 6.4.7. Reações em soluções eletrolíticas.................................... ...... ............. 61 6.4.8. Hidrólise de sais............................................... .... ........................................... 61 6.4. 9. Produto iônico da água. pH do hidrogênio................................... 62 6.4.10. O significado das soluções............................................. ..... .................................. 64 Perguntas para autocontrole..... .......... ........................................ ................ ........................... 64 Referências..... ................................ ................... .................................... ............. ........... 65 Aula 7. Reações redox.................. ............... ............ 66 7.1. Teoria moderna das reações redox (ORR) ...... 66 7.1.1. A importância dos processos redox.................................... 66 7.1.2. Disposições básicas da teoria do OVR. .................................................. ...... ............ 67 7.1.3. Cálculo do estado de oxidação de um elemento......................................... .......... 68 7.1.4. Algoritmo para caracterizar as propriedades redox de compostos complexos......................................... ........... ................................... 70 7.1.5 . Tipos de reações redox............................................. ...... 70 7.2. Algoritmos para composição de equações de reações redox......................................... ......... .......................................... ............... ........................... 71 7.2.1. Algoritmo para compilar a equação OVR usando o método da balança eletrônica....................................... ............. ..................................... ................... 71 7.2.2. Elaboração da equação ORR usando o método elétron-íon (método de meia reação) ................................. ................... ............................... ......................... .... 71 7.3. Propriedades redox de compostos de elementos biogênicos........................................ ......... .......................................... ............... ....................... 73 7.4. Potenciais redox. Direção de TDO............ 74 Perguntas para autocontrole.................. .................... .............................. .......................... ...... 75 Referências................ ................................... ............... ........................................ ......... 75 Aula 8. Compostos complexos.......................... ........ ................................ 76 8.1. Uma Breve História dos Compostos Complexos (CCs) ........................................... ........... 76 8.2. A teoria da coordenação de Werner e as ideias modernas......................... 77 8.2.1. Composição de moléculas de compostos complexos..................................... ........ 78 8.2.2. Nomenclatura de compostos complexos...................................... .................... 79 8.3. Ligação química em compostos complexos................................... ....... .. 80 8.4. Dissociação eletrolítica de compostos complexos.................................. 81 Questões para autocontrole... .................................................. ......... ....................... 84 Referências................. .................... .............................. ........................... ........................ 84 97 Copyright JSC Central Design Bureau BIBKOM & LLC Kniga-Service Agency Palestra 9. Cinética química. Equilíbrio químico. ........................................... 85 9.1. O conceito de cinética química.................................................. ....... ........................... 85 9.2. Taxa de reação química............................................. ..................... ............................ 85 9.3. Fatores que influenciam a velocidade de uma reação química.................................... .......... 86 9.3.1. A influência da concentração na velocidade da reação......................................... ........... 87 9.3. A influência da temperatura na velocidade da reação......................................... ......... 88 9.3.3. A influência dos catalisadores na velocidade das reações químicas.......................... 89 9.4. O conceito de reações oscilatórias............................................. .................... .................... 90 9.5. Equilíbrio químico. Possibilidades de controle de processos químicos............................................. .................... .............................. ........................... ........................ ... 91 9.5.1. O conceito de equilíbrio químico............................................. ....... ............ 91 9.5.2. Princípio de Le Chatelier................................................... .......... ................................... 91 9.5.3. Elementos de termoquímica................................................. .... ........................... 92 9.6. Possibilidades de controle de processos químicos............................................. ....... 93 Perguntas para autocontrole.... ................................... ....................... ........................... ....... 94 Referências.................. ......................... ................................. ................. ................... 94 Bibliografia........... .................. ........................................... ............ ............. 95 Conteúdo................... ................ ........................................ .......... .................................... 96 98

O manual é destinado a alunos, candidatos e professores. O manual descreve os fundamentos modernos da química de forma breve, mas informativa e clara. Esses são os princípios básicos que todo graduado do ensino médio deve compreender e absolutamente deve saber para qualquer um que se considere um estudante de química, medicina ou biólogo do século XXI.

Teoria atômico-molecular.
A teoria atômico-molecular da estrutura da matéria surgiu como resultado das tentativas dos cientistas de resolver duas questões principais. 1) Em que consistem as substâncias? 2) Por que as substâncias são diferentes e por que algumas substâncias podem se transformar em outras? As principais disposições desta teoria podem ser formuladas da seguinte forma:
1. Todas as substâncias são constituídas por moléculas. Uma molécula é a menor partícula de uma substância que possui suas propriedades químicas.
2. As moléculas são compostas de átomos. Um átomo é a menor partícula de um elemento em compostos químicos. Diferentes elementos correspondem a diferentes átomos.
3. Durante as reações químicas, as moléculas de algumas substâncias são transformadas em moléculas de outras substâncias. Os átomos não mudam durante as reações químicas.

Consideremos brevemente a história da criação e desenvolvimento da teoria atômico-molecular.
Os átomos foram inventados na Grécia no século V. AC e. O filósofo Leucipo questionou-se se cada pedaço de matéria, por menor que fosse, poderia ser dividido em pedaços ainda menores. Leucipo acreditava que, como resultado de tal divisão, seria possível obter uma partícula tão pequena que uma divisão posterior se tornaria impossível. O aluno e filósofo de Leucipo, Demócrito, chamou essas minúsculas partículas de “átomos”. Ele acreditava que os átomos de cada elemento possuem tamanho e forma especiais e que isso explica as diferenças nas propriedades dos elementos. As substâncias que vemos e sentimos são compostos de átomos de vários elementos e, ao alterar a natureza deste composto, uma substância pode ser transformada em outra. Demócrito criou a teoria atômica quase em sua forma moderna. No entanto, esta teoria é apenas fruto de reflexão filosófica, não confirmada por observações experimentais.

ÍNDICE
Prefácio 3
PARTE 1. QUÍMICA TEÓRICA 5
CAPÍTULO 1. Conceitos básicos e leis da química 5
§ 1.1. Disciplina de Química 5
§1.2. Teoria atômico-molecular 7
§ 1.3. Lei da conservação de massa e energia 10
§ 1.4. Lei Periódica 12
§ 1.5. Conceitos Básicos de Química 14
§ 1.6. Razões estequiométricas em química 18
§ 1.7. Leis do gás 19
CAPÍTULO 2. Estrutura atômica 22
§ 2.1. Desenvolvimento de ideias sobre a estrutura complexa do átomo 22
§ 2.2. Números quânticos de elétrons 25
§ 2.3. Distribuição de elétrons nos átomos 28
§ 2.4. Transformações radioativas 33
§ 2.5. Periodicidade das propriedades dos átomos dos elementos 37
CAPÍTULO 3. Ligação química e estrutura molecular 41
§ 3.1. A natureza da ligação química 41
§ 3.2. Ligação covalente 44
§ 3.3. Ligação iônica 48
§ 3.4. Conexão metálica 50
§ 3.5. Ligações químicas intermoleculares 51
§ 3.6. Valência e estado de oxidação 55
§ 3.7. Estrutura espacial das moléculas 58
CAPÍTULO 4. Estados da matéria 63
§ 4.1. Propriedades características de gases, líquidos e sólidos 63
§ 4.2. Diagramas de fases de substâncias 66
§ 4.3. Gases 68
§ 4.4. Líquidos 70
§ 4.5. Substâncias cristalinas 73
§ 4.6. Várias formas existência de substâncias 80
CAPÍTULO 5. Efeitos energéticos das reações químicas 81
§ 5.1. Liberação e absorção de energia em reações químicas 81
§ 5.2. Reações exotérmicas e endotérmicas. Lei termoquímica de Hess 87
CAPÍTULO 6. Cinética das reações químicas 93
§ 6.1. Conceitos básicos e postulados da cinética química 93
§ 6.2. Efeito da temperatura na taxa de reação 97
§ 6.3. Catálise 99
CAPÍTULO 7. Equilíbrio químico 103
§ 7.1. Determinação do estado de equilíbrio 103
§ 7.2. Constante de equilíbrio químico 105
§ 7.3. Mudança no equilíbrio químico. Princípio de Le Chatelier 108
§ 7.4. Sobre condições ótimas para obtenção de substâncias em escala industrial 111
CAPÍTULO 8. Soluções 114
§ 8.1. Dissolução como processo físico-químico 114
§ 8.2. Fatores que afetam a solubilidade das substâncias 117
§ 8.3. Maneiras de expressar a concentração de soluções 121
CAPÍTULO 9. Dissociação eletrolítica e reações iônicas em soluções 122
§ 9.1. Eletrólitos e dissociação eletrolítica 122
§ 9.2. Grau de dissociação. Eletrólitos fortes e fracos. Constante de dissociação 123
§ 9.3. Equações de reação iônica 126
§ 9.4. Hidrólise de sais 128
CAPÍTULO 10. Tipos básicos de reações químicas 129
§ 10.1. Simbolismo e características de classificação das reações 129
§ 10.2. Classificação pelo número e composição de reagentes e produtos de reação 131
§ 10.3. Classificação das reações de acordo com as características da fase 136
§ 10.4. Classificação das reações de acordo com o tipo de partículas transferidas 137
§ 10.5. Reações químicas reversíveis e irreversíveis 138
CAPÍTULO 11. Processos Redox 140
§ 11.1. Reações redox 140
§ 11.2. Seleção de coeficientes estequiométricos no OVR 144
§ 11.3. Potenciais padrão OVR 148
§ 11.4. Eletrólise de soluções e derretimentos de eletrólitos 152
PARTE II. QUÍMICA INORGÂNICA 154
CAPÍTULO 12. Características gerais dos compostos inorgânicos, sua classificação e nomenclatura 154
§ 12.1. Óxidos 155
§ 12.2. Bases (hidróxidos metálicos) 158
§ 12.3. Ácidos 160
§ 12.4. Sais 165
CAPÍTULO 13. Hidrogênio 168
§ 13.1. Estrutura atômica e posição na tabela periódica D.I. Mendeleeva 168
§ 13.2. Propriedades químicas do hidrogênio 171
§ 13.3. Produção de hidrogênio e seu uso 173
§ 13.4. Óxidos de hidrogênio 174
CAPÍTULO 14. Halogênios 178
§ 14.1. Propriedades físicas dos halogênios 178
§ 14.2. Propriedades químicas e produção de halogênios 180
§ 14.3. Halogenetos de hidrogênio, ácidos hidrohálicos e seus sais 185
§ 14.4. Compostos halogênio contendo oxigênio 187
CAPÍTULO 15. Calcogênios 190
§ 15.1. Características gerais 190
§ 15.2. Substâncias simples 191
§ 15.3. Compostos de enxofre 196
CAPÍTULO 16. Subgrupo Nitrogênio 204
§ 16.1. Características gerais 204
§ 16.2. Propriedades de substâncias simples 205
§ 16.3. Amônia. Fosfina. Halogenetos de fósforo 207
§ 16.4. Óxidos de nitrogênio. Ácidos nítrico e nitroso 210
§ 16.5. Óxidos e ácidos de fósforo 214
CAPÍTULO 17. Subgrupo Carbono 218
§ 17.1. Características gerais 218
§ 17.2. Carbono 219
§ 17.3. Óxidos de carbono 223
§ 17.4. Ácido carbônico e seus sais 226
§ 17.5. Silício 228
§ 17.6. Compostos de silício com estado de oxidação +4 230
§ 17.7. Compostos de silício com estado de oxidação -4 233
CAPÍTULO 18. Propriedades dos s-metais e seus compostos 234
§ 18.1. Características gerais 234
§ 18.2. Propriedades químicas dos metais 236
§ 18.3. Compostos de s-metais 239
CAPÍTULO 19. Alumínio e boro 240
§ 19.1. Características gerais 240
§ 19.2. Propriedades e preparação de substâncias simples 242
§ 19.3. Compostos de boro e alumínio 247
CAPÍTULO 20. Principais metais de transição 249
§ 20.1. Características gerais 249
§ 20.2. Cromo e seus compostos 251
§ 20.3. Manganês e seus compostos 253
§ 20.4. Tríade de ferro 255
§ 20.5. Produção de ferro e aço 258
§ 20.6. Cobre e seus compostos 261
§ 20.7. Zinco e seus compostos 263
§ 20.8. Prata e seus compostos 264
CAPÍTULO 21. Gases nobres 265
§ 21.1. Características gerais 265
§ 21.2. Compostos químicos gases nobres 267
§ 21.3. Aplicação de gases nobres 269
PARTE III. QUÍMICA ORGÂNICA 271
CAPÍTULO 22. Conceitos básicos e padrões em química orgânica 271
§ 22.1. Disciplina de Química Orgânica 271
§ 22.2. Classificação de compostos orgânicos 272
§ 22.3. Nomenclatura de compostos orgânicos 274
§ 22.4. Isomeria de compostos orgânicos 278
§ 22.5. Efeitos eletrônicos e reatividade de compostos orgânicos 279
§ 22.6. Características gerais 281
CAPÍTULO 23. Hidrocarbonetos saturados 283
§ 23.1. Alcanos 283
§ 23.2. Cicloalcanos 286
CAPÍTULO 24. Alcenos e alcadienos 289
§ 24.1. Alcenos 289
§ 24.2. Hidrocarbonetos dieno 293
CAPÍTULO 25. Alcinos 295
§ 25.1. Características gerais 295
§ 25.2. Preparação e propriedades químicas 296
CAPÍTULO 26. Arenas 300
§ 26.1. Características gerais 300
§ 26.2. Preparação e propriedades químicas 303
§ 26.3. Orientantes (deputados) de primeira e segunda espécie 308
CAPÍTULO 27. Álcool e fenóis 310
§ 27.1. Características gerais 310
§ 27.2. Álcoois monohídricos 311
§ 27.3. Álcoois polihídricos 315
§ 27.4. Fenóis 316
CAPÍTULO 28. Aldeídos e cetonas 321
§ 28.1. Características gerais 321
§ 28.2. Maneiras de obter 323
§ 28.3. Propriedades químicas 324
CAPÍTULO 29. Ácidos carboxílicos 327
§ 29.1. Classificação, nomenclatura e isomeria 327
§ 29.2. Ácidos carboxílicos saturados monobásicos 334
§ 29.3. Ácidos carboxílicos insaturados monobásicos 339
§ 29.4. Ácidos carboxílicos aromáticos 342
§ 29.5. Ácidos carboxílicos dibásicos 343
CAPÍTULO 30. Derivados funcionais de ácidos carboxílicos 345
§ 30.1. Classificação de derivados funcionais 345
§ 30.2. Anidridos de ácido carboxílico 346
§ 30.3. Halogenetos de ácido carboxílico 348
§ 30.4. Amidas de ácidos carboxílicos 350
§ 30.5. Ésteres 352
§ 30.6. Gorduras 353
CAPÍTULO 31. Carboidratos (açúcares) 357
§ 31.1. Monossacarídeos 357
§ 31.2. Representantes individuais de monossacarídeos 363
§ 31.3. Oligossacarídeos 366
§ 31.4. Polissacarídeos 368
CAPÍTULO 32. Aminas 371
§ 32.1. Aminas alifáticas saturadas 371
§ 32.2. Anilina 375
CAPÍTULO 33. Aminoácidos. Peptídeos. Proteínas 377
§ 33.1. Aminoácidos 377
§ 33.2. Peptídeos 381
§ 33.3. Proteínas 383
CAPÍTULO 34. Compostos heterocíclicos contendo nitrogênio 387
§ 34.1. Heterociclos de seis membros 387
§ 34.2. Compostos com anel de cinco membros 390
CAPÍTULO 35. Ácidos Nucléicos 393
§ 35.1. Nucleotídeos e nucleosídeos 393
§ 35.2. Estrutura dos ácidos nucléicos 395
§ 35.3. Papel biológico dos ácidos nucléicos 398
CAPÍTULO 36. Compostos sintéticos de alto peso molecular (polímeros) 400
§ 36.1. Características gerais 400
§ 36.2. Plásticos 402
§ 36.3. Fibra 404
§ 36.4. Borrachas 405
Leitura recomendada 410.

Na última década, quase todas as principais universidades da Rússia mudaram para um sistema de escrita exames de admissão em química. Descobriu-se que a maioria dos alunos e candidatos são completamente incapazes de resolver problemas. Portanto, aparentemente fomos os primeiros na Rússia a chegar à conclusão de que um bom livro didático de química para estudantes do ensino médio e ingressantes nas universidades, além das seções teóricas, deveria conter um grande conjunto de problemas e descrever as técnicas básicas para resolvendo-os.
N. E. Kuzmenko e V. V. Eremin publicaram um livro que é o livro de problemas de química mais completo para alunos e candidatos até hoje. As tarefas são compiladas para todas as seções principais do currículo escolar, bem como para os aspectos mais importantes dos programas de química para aqueles que ingressam nas principais universidades da Rússia. Respostas ou instruções para soluções são fornecidas para todos os problemas, e soluções detalhadas são fornecidas para 300 problemas padrão ou de exame.
Não nos propusemos a apresentar aqui os resultados da nossa análise dos livros didáticos publicados na última década. Digamos apenas que, levando em consideração tudo o que foi exposto, chegamos à convicção da necessidade de criar um livro didático contendo breves explicações sobre fenômenos, conceitos, leis e teorias químicas básicas. Daí o título do livro - “Um Breve Curso de Química”.
Essa apresentação do material permitiu aos autores, ao considerarem compostos químicos específicos, muitas vezes simplesmente indicarem a qual classe de substâncias eles pertencem, para que a maioria de suas propriedades ficasse clara. Ao mesmo tempo, permite prestar especial atenção às reações que enfatizam a individualidade de uma determinada substância, às reações que são de grande importância prática. Nesse caso, a atenção está voltada, via de regra, para a química dos processos, e não para sua tecnologia.
Observamos também que ao apresentar o material da segunda (“Química Inorgânica”) e terceira (“Química Orgânica”) seções do manual, via de regra, novos conceitos teóricos não são mais introduzidos, mas a ênfase é colocada na apresentação de novos fatos químicos com sua explicação obrigatória baseada nos conceitos teóricos apresentados na primeira seção. É importante ressaltar que o manual contém um índice detalhado que facilita o trabalho com o livro.
O livro foi preparado por funcionários da Faculdade de Química de Moscou universidade estadual eles. M. V. Lomonosov (Professor N. E. Kuzmenko e Professor Associado V. V. Eremin) e Moscou academia médica eles. I. M. Sechenova (professor, acadêmico da Academia Russa de Educação V. A. Popkov). Cap. 2 - 4, 9, 11 - 16, 18 - 20 e 22 - 28 escrito por N. E. Kuzmenko, cap. 1, 21, 32 - 36 - V.V. 10, 29 - 31 - V. A. Popkov; Cap. 5 - 8 e 17 foram escritos em conjunto por N. E. Kuzmenko e V. A. Popkov.

Prefácio
PARTE I. QUÍMICA TEÓRICA
CAPÍTULO 1. Conceitos básicos e leis da química
§ 1.1. Disciplina de química
§ 1.2. Teoria atômico-molecular
§ 1.3. Lei da conservação de massa e energia
§ 1.4. Lei periódica
§ 1.5. Conceitos básicos de química
§ 1.6. Razões estequiométricas em química
§ 1.7. Leis do gás
CAPÍTULO 2. Estrutura do átomo
§ 2.1. Desenvolvimento de ideias sobre a estrutura complexa do átomo
§ 2.2. Números quânticos de elétrons
§ 2.3. Distribuição de elétrons em átomos
§ 2.4. Transformações radioativas
§ 2.5. Periodicidade das propriedades dos átomos dos elementos
CAPÍTULO 3. Ligação química e estrutura molecular
§ 3.1. Natureza da ligação química
§ 3.2. Ligação covalente
§ 3.3. Ligação iônica
§ 3.4. Conexão metálica
§ 3.5. Ligações químicas intermoleculares
§ 3.6. Valência e estado de oxidação
§ 3.7. Estrutura espacial das moléculas
CAPÍTULO 4. Estados da matéria
§ 4.1. Propriedades características de gases, líquidos e sólidos
§ 4.2. Diagramas de fases de substâncias
§ 4.3. Gases
§ 4.4. Líquidos
§ 4.5. Substâncias cristalinas
§ 4.6. Várias formas de existência de substâncias
CAPÍTULO 5. Efeitos energéticos das reações químicas
§ 5.1. Liberação e absorção de energia em reações químicas
§ 5.2. Reações exotérmicas e endotérmicas. Lei termoquímica de Hess
CAPÍTULO 6. Cinética das reações químicas
§ 6.1. Conceitos básicos e postulados da cinética química
§ 6.2. Efeito da temperatura na taxa de reação
§ 6.3. Catálise
CAPÍTULO 7. Equilíbrio químico
§ 7.1. Determinação do estado de equilíbrio
§ 7.2. Constante de equilíbrio químico
§ 7.3. Misturando equilíbrio químico. Princípio de Le Chatalier
§ 7.4. Sobre condições ótimas para a produção de substâncias em escala industrial
CAPÍTULO 8. Soluções
§ 8.1. Dissolução como processo físico e químico
§ 8.2. Fatores que afetam a solubilidade das substâncias
§ 8.3. Métodos de expressar a concentração de soluções
CAPÍTULO 9. Dissociação eletrolítica e reações iônicas em soluções
§ 9.1. Eletrólitos e dissociação eletrolítica
§ 9.2. Grau de dissociação. Eletrólitos fortes e fracos. Constante de dissociação
§ 9.3. Equações de reação iônica
§ 9.4. Hidrólise de sais
CAPÍTULO 10. Tipos básicos de reações químicas
§ 10.1. Simbolismo e características de classificação das reações
§ 10.2. Classificação de acordo com o número e composição dos reagentes e produtos de reação
§ 10.3. Classificação das reações de acordo com as características da fase
§ 10.4. Classificação das reações de acordo com o tipo de partículas transferidas
§ 10.5. Reações químicas reversíveis e irreversíveis
CAPÍTULO 11. Processos Redox
§ 11.1. Reações redox
§ 11.2. Seleção de coeficientes estequiométricos em OVR
§ 11.3. Potenciais OVR padrão
§ 11.4. Eletrólise de soluções e fusão de eletrólitos
PARTE II. QUÍMICA INORGÂNICA
CAPÍTULO 12. Características gerais dos compostos inorgânicos, sua classificação e nomenclatura
§ 12.1. Óxidos
§ 12.2. Bases (hidróxidos metálicos)
§ 12.3. Ácidos
§ 12.4. Sais
CAPÍTULO 13. Hidrogênio
§ 13.1. Estrutura atômica e posição na tabela periódica de D. I. Mendeleev
§ 13.2. Propriedades químicas do hidrogênio
§ 13.3. Produção de hidrogênio e seu uso
§ 13.4. Óxidos de hidrogênio
CAPÍTULO 14. Halogênios
§ 14.1. Propriedades físicas dos halogênios
§ 14.2. Propriedades químicas e produção de halogênios
§ 14.3. Halogenetos de hidrogênio, ácidos hidrohálicos e seus sais
§ 14.4. Compostos halogênio contendo oxigênio
CAPÍTULO 15. Calcogênios
§ 15.1. Características gerais
§ 15.2. Substâncias simples
§ 15.3. Compostos de enxofre
CAPÍTULO 16. Subgrupo nitrogênio
§ 16.1. Características gerais
§ 16.2. Propriedades de substâncias simples
§ 16.3. Amônia. Fosfina. Halogenetos de fósforo
§ 16.4. Óxidos de nitrogênio. Ácidos nítrico e nitroso
§ 16.5. Óxidos e ácidos de fósforo
CAPÍTULO 17. Subgrupo de carbono
§ 17.1. Características gerais
§ 17.2. Carbono
§ 17.3. Óxidos de carbono
§ 17.4. Ácido carbônico e seus sais
§ 17.5. Silício
§ 17.6. Compostos de silício com estado de oxidação +4
§ 17.7. Compostos de silício com estado de oxidação -4
CAPÍTULO 18. Propriedades dos 5 metais e seus compostos
§ 18.1. Características gerais
§ 18.2. Propriedades químicas dos metais
§ 18.3. Compostos de 5 metais
CAPÍTULO 19. Alumínio e boro
§ 19.1. Características gerais
§ 19.2. Propriedades e preparação de substâncias simples
§ 19.3. Compostos de boro e alumínio
CAPÍTULO 20. Principais metais de transição
§ 20.1. Características gerais
§ 20.2. Cromo e seus compostos
§ 20.3. Manganês e seus compostos
§ 20.4. Tríade de ferro
§ 20.5. Produção de ferro e aço
§ 20.6. Cobre e seus compostos
§ 20.7. Zinco e seus compostos
§ 20.8. Prata e seus compostos
CAPÍTULO 21. Gases nobres
§ 21.1. Características gerais
§ 21/2. Compostos químicos de gases nobres
§ 21.3. Aplicação de gases nobres
PARTE III. QUÍMICA ORGÂNICA
CAPÍTULO 22. Conceitos básicos de regularidade em química orgânica
§ 22.1. Disciplina de Química Orgânica
§ 22.2. Classificação de compostos orgânicos
§ 22.3. Nomenclatura de compostos orgânicos
§ 22.4. Isomeria de compostos orgânicos
§ 22.5. Efeitos eletrônicos e reatividade de compostos orgânicos
§ 22.6. Características gerais
CAPÍTULO 23. Hidrocarbonetos saturados
§ 23.1. Alcanos
§ 23.2. Cicloalcanos
CAPÍTULO 24. Alcenos e alcadienos
§ 24.1. Alcenos
§ 24.2. Hidrocarbonetos dienos
CAPÍTULO 25. Alcinos
§ 25.1. Características gerais
§ 25.2. Preparação e propriedades químicas
CAPÍTULO 26. Arenas
§ 26.1. Características gerais
§ 26.2. Preparação e propriedades químicas
§ 26.3. Orientantes (deputados) de primeira e segunda espécie
CAPÍTULO 27. Álcoois e fenóis
§ 27.1. Características gerais
§ 27.2. Álcoois monohídricos
§ 27.3. Álcoois polihídricos
§ 27.4. Fenóis
CAPÍTULO 28. Aldeídos e cetonas
§ 28.1. Características gerais
§ 28.2. Métodos de obtenção
§ 28.3. Propriedades químicas
CAPÍTULO 29. Ácidos carboxílicos
§ 29.1. Classificação, nomenclatura e isomeria
§ 29.2. Ácidos carboxílicos saturados monobásicos
§ 29.3. Ácidos carboxílicos insaturados monobásicos
§ 29.4. Ácidos carboxílicos aromáticos
§ 29.5. Ácidos carboxílicos dibásicos
CAPÍTULO 30. Derivados funcionais de ácidos carboxílicos
§ 30.1. Classificação de derivados funcionais
§ 30.2. Anidridos de ácido carboxílico
§ 30.3. Halogenetos de ácido carboxílico
§ 30.4. Amidas de ácidos carboxílicos
§ 30.5. Ésteres
§ 30.6. Gorduras
CAPÍTULO 31. Carboidratos (açúcares)
§ 31.1. Monossacarídeos
§ 31.2. Representantes individuais de monossacarídeos
§ 31.3. Oligossacarídeos
§ 31.4. Polissacarídeos
CAPÍTULO 32. Aminas
§ 32.1. Aminas alifáticas saturadas
§ 32.2. Anilina.
CAPÍTULO 33. Aminoácidos. Peptídeos. Esquilos
§ 33.1. Aminoácidos
§ 33.2. Peptídeos
§ 33.3. Esquilos
CAPÍTULO 34. Compostos heterocíclicos contendo nitrogênio
§ 34.1. Heterociclos de seis membros
§ 34.2. Compostos com anel de cinco membros
CAPÍTULO 35. Ácidos Nucléicos
§ 35.1. Nucleotídeos e nucleosídeos
§ 35.2. Estrutura dos ácidos nucléicos
§ 35.3. Papel biológico dos ácidos nucléicos
CAPÍTULO 36. Compostos sintéticos de alto peso molecular (polímeros)
§ 36.1. Características gerais
§ 36.2. Plásticos
§ 36.3. Fibras
§ 36.4. Borrachas

M.: Ensino Superior, 2002. - 415 p.

O manual é destinado a alunos, candidatos e professores. O manual descreve os fundamentos modernos da química de forma breve, mas informativa e clara. Esses são os princípios básicos que todo graduado do ensino médio deve compreender e absolutamente deve saber para qualquer um que se considere um estudante de química, medicina ou biólogo do século XXI.

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ÍNDICE

Prefácio ...................... 3

PARTE 1. QUÍMICA TEÓRICA ............ 5

CAPÍTULO 1. Conceitos básicos e leis da química.......... 5

§ 1.1. Disciplina de química.................. 5

§1.2. Teoria atômico-molecular............ 7

§ 1.3. Lei da conservação de massa e energia......... 10

§ 1.4. Lei periódica............... 12

§ 1.5. Conceitos básicos de química........................ 14

§ 1.6. Razões estequiométricas em química........ 18

§ 1.7. Leis dos gases........................ 19

CAPÍTULO 2. Estrutura atômica................. 22

§ 2.1. Desenvolvimento de ideias sobre a estrutura complexa do átomo.... 22

§ 2.2. Números quânticos de elétrons............ 25

§ 2.3. Distribuição de elétrons nos átomos.......... 28

§ 2.4. Transformações radioativas............ 33

§ 2.5. Periodicidade das propriedades dos átomos dos elementos....... 37

CAPÍTULO 3. Ligação química e estrutura molecular......... 41

§ 3.1. A natureza da ligação química............... 41

§ 3.2. Ligação covalente................... 44

§ 3.3. Ligação iônica................... 48

§ 3.4. Ligação metálica................ 50

§ 3.5. Ligações químicas intermoleculares......... 51

§ 3.6. Valência e estado de oxidação...........55

§ 3.7. Estrutura espacial das moléculas......... 58

CAPÍTULO 4. Estados da matéria................ 63

§ 4.1. Propriedades características de gases, líquidos e sólidos... 63

§ 4.2. Diagramas de fase de substâncias.......... 66

§ 4.3. Gases...................... 68

§ 4.4. Líquidos................... 70

§ 4.5. Substâncias cristalinas............... 73

§ 4.6. Várias formas de existência de substâncias...... 80

CAPÍTULO 5. Efeitos energéticos de reações químicas...... 81

§ 5.1. Liberação e absorção de energia em reações químicas... 81

§ 5.2. Reações exotérmicas e endotérmicas. Termoquímico

Lei de Hess................... 87

CAPÍTULO 6. Cinética das reações químicas............ 93

§ 6.1. Conceitos básicos e postulados da cinética química... 93

§ 6.2. A influência da temperatura na taxa de reação........ 97

§ 6.3. Catálise......................... 99

CAPÍTULO 7. Equilíbrio químico............... 103

§ 7.1. Determinação do estado de equilíbrio......... 103

§ 7.2. Constante de equilíbrio químico.......... 105

§ 7.3. Mudança no equilíbrio químico. Princípio de Le Chatelier.. 108

§ 7.4. Sobre condições ótimas para obtenção de substâncias em produção industrial

escala................... 111

CAPÍTULO 8. Soluções.................... 114

§ 8.1. Dissolução como processo físico e químico....... 114

§ 8.2. Fatores que afetam a solubilidade das substâncias...... 117

§ 8.3. Métodos de expressar a concentração de soluções...... 121

CAPÍTULO 9. Dissociação eletrolítica e reações iônicas em soluções . 122

§ 9.1. Eletrólitos e dissociação eletrolítica...... 122

§ 9.2. Grau de dissociação. Eletrólitos fortes e fracos. Constante de dissociação....... 123

§ 9.3. Equações de reação iônica......................... 126

§ 9.4. Hidrólise de sais................... 128

CAPÍTULO 10. Tipos básicos de reações químicas.......... 129

§ 10.1. Simbolismo e características de classificação das reações.... 129

§ 10.2. Classificação de acordo com o número e composição de reagentes e produtos de reação.................... 131

§ 10.3. Classificação das reações de acordo com as características da fase..... 136

§ 10.4. Classificação das reações de acordo com o tipo de partículas transferidas... 137

§ 10.5. Reações químicas reversíveis e irreversíveis..... 138

CAPÍTULO 11. Processos redox....... 140

§ 11.1. Reações redox....... 140

§ 11.2. Seleção de coeficientes estequiométricos em OVR.... 144

§ 11.3. Potenciais OVR padrão.......... 148

§ 11.4. Eletrólise de soluções e fusão de eletrólitos..... 152

PARTE II. QUÍMICA INORGÂNICA........... 154

CAPÍTULO 12. Características gerais dos compostos inorgânicos, sua classificação e nomenclatura.154

§ 12.1. Óxidos......................... 155

§ 12.2. Bases (hidróxidos metálicos) ......... 158

§ 12.3. Ácidos................... 160

§ 12.4. Sais........................ 165

CAPÍTULO 13. Hidrogênio.................... 168

§ 13.1. Estrutura atômica e posição na tabela periódica D.I.

Mendeleiev................... 168

§ 13.2. Propriedades químicas do hidrogênio........... 171

§ 13.3. Produção de hidrogénio e sua utilização........ 173

§ 13.4. Óxidos de hidrogênio............... 174

CAPÍTULO 14. Halogênios................... 178

§ 14.1. Propriedades físicas dos halogênios........... 178

§ 14.2. Propriedades químicas e produção de halogênios....... 180

§ 14.3. Halogenetos de hidrogênio, ácidos hidrohálicos e seus sais 185

§ 14.4. Compostos halogênio contendo oxigênio...... 187

CAPÍTULO 15. Calcogênios .................. 190

§ 15.1. Características gerais............... 190

§ 15.2. Substâncias simples............ 191

§ 15.3. Compostos de enxofre................ 196

CAPÍTULO 16. Subgrupo nitrogênio................. 204

§ 16.1. Características gerais......................... 204

§ 16.2. Propriedades de substâncias simples......................... 205

§ 16.3. Amônia. Fosfina. Halogenetos de fósforo........ 207

§ 16.4. Óxidos de nitrogênio. Ácidos nítrico e nitroso...... 210

§ 16.5. Óxidos e ácidos de fósforo.......... 214

CAPÍTULO 17. Subgrupo de carbono............... 218

§ 17.1. Características gerais......................... 218

§ 17.2. Carbono......................... 219

§ 17.3. Óxidos de carbono................... 223

§ 17.4. Ácido carbônico e seus sais............ 226

§ 17.5. Silício................... 228

§ 17.6. Compostos de silício com estado de oxidação +4..... 230

§ 17.7. Compostos de silício com estado de oxidação -4..... 233

CAPÍTULO 18. Propriedades é-metais e seus compostos .......... 234

§ 18.1. Características gerais......................... 234

§ 18.2. Propriedades químicas dos metais.......... 236

§ 18.3. Conexões é-metais............... 239

CAPÍTULO 19. Alumínio e boro.................. 240

§ 19.1. Características gerais............... 240

§ 19.2. Propriedades e preparação de substâncias simples........ 242

§ 19.3. Compostos de boro e alumínio.......... 247

CAPÍTULO 20. Principais metais de transição............ 249

§ 20.1. Características gerais......................... 249

§ 20.2. Cromo e seus compostos......................... 251

§ 20.3. Manganês e seus compostos......................... 253

§ 20.4. Tríade de ferro......................... 255

§ 20.5. Produção de ferro e aço............ 258

§ 20.6. Cobre e seus compostos................... 261

§ 20.7. Zinco e seus compostos......................... 263

§ 20.8. Prata e seus compostos......................... 264

CAPÍTULO 21. Gases nobres ................ 265

§ 21.1. Características gerais......................... 265

§ 21.2. Compostos químicos de gases nobres....... 267

§ 21.3. Aplicação de gases nobres...........269

PARTE III. QUÍMICA ORGÂNICA............ 271

CAPÍTULO 22. Conceitos e princípios básicos em química orgânica.. 271

§ 22.1. Assunto de química orgânica.......... 271

§ 22.2. Classificação de compostos orgânicos........ 272

§ 22.3. Nomenclatura de compostos orgânicos........ 274

§ 22.4. Isomeria de compostos orgânicos......... 278

§ 22.5. Efeitos eletrônicos e reatividade de compostos orgânicos....... 279

§ 22.6. Características gerais......................... 281

CAPÍTULO 23. Hidrocarbonetos saturados............. 283

§ 23.1. Alcanos..........................283

§ 23.2. Cicloalcanos................... 286

CAPÍTULO 24. Alcenos e alcadienos............... 289

§ 24.1. Alcenos......................... 289

§ 24.2. Hidrocarbonetos dieno......................... 293

CAPÍTULO 25. Alcinos.................... 295

§ 25.1. Características gerais......................... 295

§ 25.2. Preparação e propriedades químicas.......... 296

CAPÍTULO 26. Arenas .................... 300

§ 26.1. Características gerais............... 300

§ 26.2. Preparação e propriedades químicas.......... 303

§ 26.3. Orientantes (deputados) de primeira e segunda espécie.... 308

CAPÍTULO 27. Álcool e fenóis................. 310

§ 27.1. Características gerais......................... 310

§ 27.2. Álcoois monohídricos...................311

§ 27.3. Álcoois poli-hídricos......................... 315

§ 27.4. Fenóis..................................316

CAPÍTULO 28. Aldeídos e cetonas............... 321

§ 28.1. Características gerais......................... 321

§ 28.2. Métodos de obtenção ............... 323

§ 28.3. Propriedades químicas............... 324

CAPÍTULO 29. Ácidos carboxílicos............... 327

§ 29.1. Classificação, nomenclatura e isomeria....... 327

§ 29.2. Ácidos carboxílicos saturados monobásicos..... 334

§ 29.3. Ácidos carboxílicos insaturados monobásicos.... 339

§ 29.4. Ácidos carboxílicos aromáticos......... 342

§ 29.5. Ácidos carboxílicos dibásicos.......... 343

CAPÍTULO 30. Derivados funcionais de ácidos carboxílicos..... 345

§ 30.1. Classificação de derivados funcionais...... 345

§ 30.2. Anidridos de ácidos carboxílicos...........346

§ 30.3. Halogenetos de ácido carboxílico........ 348

§ 30.4. Amidas de ácidos carboxílicos............ 350

§ 30.5. Ésteres................................... 352

§ 30.6. Gorduras.........................353

CAPÍTULO 31. Carboidratos (açúcares)................ 357

§ 31.1. Monossacarídeos......................... 357

§ 31.2. Representantes selecionados de monossacarídeos....... 363

§ 31.3. Oligossacarídeos................... 366

§ 31.4. Polissacarídeos................... 368

CAPÍTULO 32. Aminas.................... 371

§ 32.1. Aminas alifáticas saturadas.......... 371

§ 32.2. Anilina................... 375

CAPÍTULO 33. Aminoácidos. Peptídeos. Esquilos............ 377

§ 33.1. Aminoácidos................... 377

§ 33.2. Peptídeos................... 381

§ 33.3. Proteínas................... 383

CAPÍTULO 34. Compostos heterocíclicos contendo nitrogênio...... 387

§ 34.1. Heterociclos de seis membros............ 387

§ 34.2. Compostos com anel de cinco membros.......... 390

CAPÍTULO 35. Ácidos nucleicos............... 393

§ 35.1. Nucleotídeos e nucleosídeos............ 393

§ 35.2. Estrutura dos ácidos nucléicos............ 395

§ 35.3. Papel biológico dos ácidos nucléicos........ 398

CAPÍTULO 36. Compostos sintéticos de alto peso molecular (polímeros).