Avogadro

 

Briografia:

Lorenzo Romano Amedeo Carlo Avogadro, conde de Quaregna e Cerreto, naceu em Turim, 9 de Agosto de 1776 e morreu em 9 de Julho de 1856, foi um advogado e físico italiano, um dos primeiros cientistas a distinguir átomos e moléculas. É mais conhecido por suas contribuições para a teoria molecular. Em sua homenagem, o número de entidades elementares (átomos, moléculas, íons, ou outra partícula) presentes em 1 mol dessa substância, é conhecido como constante de Avogadro, cujo valor é 6,02 × 10²³.

Seu pai, Conde Filippo Avogadro, foi um célebre advogado, sendo eleito presidente do senado de Piemonte em 1779. Foi para a escola de Turim, seguir carreira de advogado eclesiástico. Formando-se em bacharel em 1792, com 16 anos. 4 anos depois defendeu seu doutorado. Mesmo tendo uma carreira de sucesso na advocacia (fora secretário da prefeitura de Eridano) Avogadro se interessava pelas Ciências Naturais. Ainda como secretário da cidade de Eridano, Avogadro começou a estudar Ciências por conta própria: Física e Química. Em 1809 passou a lecionar física no Realle Collegio de Varcelli. Em 1820 ingressa na Universidade de Turim como responsável pela cadeira de física. Trabalhou por 30 anos lá, período em que boa parte de sua obra foi publicada.

Elaborou a Hipótese de Avogadro, que dizia: "Volumes iguais de gases diferentes à mesma temperatura e pressão contêm o mesmo número de moléculas".

Avogadro adulto.

Contribuição científica:

Amedeo Avogadro descobriu a constante de Avogadro, que é uma constante física fundamental que calcula o número de entidades elementares, como átomos, moléculas, elétrons, íons e outras partículas. Essas entidades elementares são chamadas de mols.

Representação de mols em uma substância.

        A constante de avogadro é definida a partir do número de átomos do isótopo 12 do carbono e o valor desse número é aproximadamente 6,02 x 10²³ por mol.

Número de Avogadro.

        Historicamente, o carbono-12 foi escolhido como substância de referência porque sua massa atômica podia ser medida de maneira bastante precisa.

        Com a massa em gramas e a massa atômica do elemento, pode-se calcular o número de mols de uma substância.

        Além dessa constante para os sólidos e liquidos, Avogadro também descobriu uma constante para os gases, que é igual a 22,4 litros por mol. Se Nitrogênio  e Oxigênio encontram-se à 1 atm num recipiente de 22,4 L e a 0°C (273,15 K), o número de mols de ambos será igual a 1.

Constante para os gases.

        Seu artigo foi publicado em 1809 e dizia que todos os gases se expandiam com o almento da temperatura, porém, eles se expandiam na mesma proporção, independente do tipo de gás estudado. Então ele tirou a conclusão de que todos os gases nas condissões normais de temperatura e pressão, tem o mesmo número de partículas por unidade de volume.

Avogadro disse “Volumes iguais de gases, medidos na mesma pressão e temperatura, contém o mesmo número de partículas”, e isso ficou conhecido como a lei de Avogadro.

Imagem mostrando que em um mol de vários gases na mesma temperatura e mesma pressão em um volume de 22,4L, tem o mesmo número de moléculas.

http://www.qmc.ufsc.br/quimica/pages/aulas/gas_page2.html

http://pt.wikipedia.org/wiki/Constante_de_Avogadro

http://pt.wikipedia.org/wiki/Amedeo_Avogadro

Equipe:

Alex Alves

Arthur Carvalho

Carlos Alexandre

Pedro André

Samuel Costa

John Dalton

Jhon Dalton

Biografia

Introdução

John Dalton nasceu em 6 de setembro de 1766 em Eaglesfield (Inglaterra) e morreu no dia 27 de julho em Manchester. Ele foi um químico, físico, e metereologista.

         Dalton é bem conhecido por ser o primeiro a estudar as teorias atômicas e o daltonismo.

Vida e obra

John Dalton nasceu em Eaglesfield na Inglaterra numa família Quaquer ( Grupo de religiosos ingleses criados na década de XVIII). Quando ele tinha 15 anos, passou a dar aula em uma escola do seu primo chamada Kendal.

Por volta de 1790, ele decidiu fazer direito ou medicina, mas esses cursos não se encaixavam em seus planos, mesmo com o encorajamento dado por seus parentes, até que em 1793 ele se mudou para Manchester.

Ele lecionava matemática, física e química no New College. Dalton fez diversas pesquisas nas áreas de física, química, linguística e gramática. Mas duas de suas pesquisas viraram grandes destaques: A primeira teoria atômica moderna e a anomalia da visão das cores, conhecido com daltonismo, uma anomalia que ele tinha.

Dalton desenvolveu sua teoria sobre modelos atômicos em diversas conferências, como as na Royal Institution de Londres, nos anos de 1805 e 1804. Em 1807, com o seu consentimento, Thomas Thomson incluiu um sumário da teoria atômica na terceira edição de sua obra System of chemistry (Sistema de química). O próprio Dalton, no ano seguinte, no primeiro volume do seu New system of chemical philosophy (Novo sistema de filosofia química), apresentou as bases de sua nova teoria.

Modelos Atômicos

Modelo de Dalton

         De acordo com o modelo atômico de Dalton, o átomo era uma esfera rígida, sólida, neutra densa e indivisível, e era parecido como uma bola de bilhar. Depois foi provado o contrário por JJ Thomson, que foi capaz de descobrir o elétron, partícula provida de carga negativa.

Modelos Atuais

            Os modelos atômicos atuais são quantificados, baseados nos princípios de mecânica quântica de Theisenberg, Böhr dentre outros. Dividindo o elétron e orbitais, os mesmos elétrons podem variar no orbital, basta que possuam energia suficiente para tal.

            Diferentemente do modelo de Dalton, o modelo atual não é mais necessariamente neutro, uma vez que pode ganhar ou perder elétrons. Também não é mais indivisível, uma vez que foram descobertas partículas menores, como os nêutrons, prótons e elétrons, meson e outras ainda menores. Nem todos átomos são dens os, também não são mais considerados rígidos.

Modelo atômico proposto por Dalton onde o átomo se parece uma bola de bilhar

Modelo atômico atual onde o átomo apresenta prótons, elétrons e nêutrons.

Daltonismo

Introdução

         Daltonismo é uma deficiência onde o portador tem dificuldades de distinguir certas cores. Esta anomalia tem origem hereditária, mas pode ser causada por uma lesão em algum órgão responsável pela visão, ou por algum problema no sistema neurológico.

            Dalton, também portador desta anomalia, foi o primeiro a estudar esta doença.

Causas do Daltonismo

            Na retina contém uma célula chamada cone, que permite o olho de distinguir as cores. Existem três tipos de cones, onde cada um deles é sensível a uma cor: o primeiro ao azul, o outro ao verde, e o último ao vermelho. Quando um deles apresenta alguma deficiência, os cones não diferenciam certas cores, gerando então o daltonismo.

O daltonismo hereditário é localizado no cromossomo X. Ela é mais comum nos homens, pois estes apresentam dois cromossomos X, enquanto a mulher apresenta somente um. Porém os homens só podem passar o gene do daltonismo para sua filha, que não necessariamente irá adquirir a deficiência, mas esta filha tem chance de 50% de ter um filho com esta anomalia. O daltonismo também pode ser causado por doenças nos olhos, danificações na retina e na macula. 

Células cones

Tipos de Daltonismo

Existem três tipos de daltonismo, que são:

Monocramacia: O portador pode ver somente o preto e o branco

Forma de um portador da monocramacia ver.

Dicromacia: É a ausência de um dos cones, ela é dividida em Protanopia (ausência na retina de cones vermelhos), Deuteranopia (ausência do cone verde), Tritanopia (ausência do cone azul). Ele não enxerga a cor que ele tiver o cone ausente! 

   

Tricomacia anômala: Resulta de uma mutação no pigmento dos fotoreceptores dos cones retinianos , e manifesta-se em três anomalias distintas: Protonomalia (pigmento sensível a cor vermelha), Deuteranomalia (pigmento sensível a cor verde), Tritanomalia (pigmento sensível a cor azul).

Forma de uma pessoa que apresenta algum tipo de Tricomacia anômala de ver.

Lei de Dalton

Introdução

            Em química e física, a Lei de Dalton diz que o total da pressão feita por uma mistura gasosa é igual à soma da pressão parcial de cada componente numa mistura gasosa. Esta lei foi observada por John Dalton em 1801 e está relacionada com gás ideal, e as leis dos gases.

Fórmula Matemática

         A pressão total, de acordo com Dalton, é a soma de todos os componentes gasosos de uma mistura gasosa.   

Esta é a fórmula da Lei de Dalton:

P total = p1 + p2 + p3... pn

Ou seja, se nós misturarmos uma quantidade de volume igual, como por exemplo, o Argônio (ar) e o hélio (He) e mantermos na mesma temperatura, chegaremos à conclusão que a soma das pressões que os componentes têm é a pressão total do correspondente, veja:

P total = pHe + pAr 

           A soma da pressão parcial da molécula de O²  mais

 a molécula de N² são iguais à pressão total

Bibliografia

http://www.uenf.br/uenf/centros/cct/qambiental/ga_misturadegases.html

http://coloradd.net/index.asp?p=daltonismo

http://www.portalsaofrancisco.com.br/alfa/daltonismo/

http://pt.wikipedia.org/wiki/John_Dalton

http://pt.wikipedia.org/wiki/Lei_de_Dalton

http://www.brasilescola.com/quimica/lei-de-dalton.htm

Alunos: Maurício Abreu

             Luis David 

            Renan Sales

           Lorena Magalhães 

         João Rodrigues 

        Josemberg Filho

      Letícia de Góis

Linus Pauling

Linus Pauling nasceu em 28 de fevereiro de 1901, pelas redondezas de Portland, na pequena comunidade de Oswego. Quando tinha cinco anos, sua família se mudou para Condon, no Oregon, a cidade natal de sua mãe. Local onde Linus foi a escola local, ao ginásio em Washington, e recebeu seu diploma em Quimica pela Oregon Agricultural College, hoje Universidade Estadual do Oregon.

        O único período de dificuldade e problemas para a sua família foi quando seu pai, que desde o início acreditava no potencial de Pauling, morreu inesperadamente de úlcera, deixando o filho de apenas 9 anos.

       Durante a década seguinte, Linus transformou seu campo e estabeleceu as fundações da química morderna. Antes de Pauling, a química era um amontoado de acertos e erros empíricos, desunidos por uma coleção de teorias pequenas e semi-coerentes. Seu famoso livro: A natureza da ligação química (The Nature of the Chemical Bond), publicado em 1939, colocou as bases da Ligação Covalente entre átomos, para formar as moléculas e assim, fornecendo a nova base unificadora que estabeleceu a era de ouro da química sistemática.

       Pelas próximas duas décadas, ele estendeu suas investigações a biologia, onde pode-se afirmar sem exagero que Pauling fundou a biologia moderna.

        Linus Pauling conquistou dois prêmios Nobel em sua vida: um por química, em 1954. E outro pela Paz em 1962.

       Linus escreveu sobre a liberdade humana e dignidade sobre a democracia e os direitos políticos aos 16 anos. Quando jovem, poderia-se supor que ele se tornaria um novo John Locke ou Rousseau. Com Ava Helen, sua esposa, Pauling assumiu posições corajosas em muitos assuntos importantes, particularmente aqueles relacionados a ciência, tecnologia e o futuro da humanidade. E foi por este trabalho que ele recebeu o prêmio Nobel da Paz.

       Foi um pesquisador ativo até a sua morte, quando atuava como Diretor de Pesquisa no Instituto Linus Pauling de Ciências e Medicina, em Palo Alto.

       Morreu aos 93 anos, em 20 de agosto de 1994, após viver uma importante carreira profissional, que tanto contribuiu para as descobertas químicas, e ainda complementada por intensa atividade de caráter humanitário na sociedade civil. 

 Linus Pauling ainda muito jovem .













Linus ainda criança .














Trabalhos e Obras :




Linus também estudou a estrutura da hemoglobina, e pigmento vermelho das células do sangue. Estudou como ela consegue efetuar a troca de oxigênio e carbono.

Graças a seus experimentos, criou a teoria que as anemias tinham origem em variações de aminoácidos localizados em algumas regiões específicas da molécula da hemoglobina.

O diagrama de Linus Pauling  é um diagrama feito  pelo químico Linus, para auxiliar na distribuição dos elétrons pelos subníveis da eletrosfera

Os subníveis são designados por letras: S, P, D e F .

 Linus também estudou a estrutura da hemoglobina, e pigmento vermelho das células do sangue. Estudou como ela consegue efetuar a troca de oxigênio e carbono.

Graças a seus experimentos, criou a teoria que as anemias tinham origem em variações de aminoácidos localizados em algumas regiões específicas da molécula da hemoglobina.

 "A Natureza das Ligações Químicas", publicada em 1939, onde priorizou as  bases da Ligação Covalente entre átomos, para formar as moléculas.

Linus teve descobertas também na medicina, onde priorizou o estudos sobre a Vitamina C . Descobrindo a sua importância no tratamento de doenças como a gripe e ações antioxidantes, sem falar na principal descoberta dele sobre o assunto, que a vitamina C concentrada no corpo poderia impedir a duplicação do vírus HIV (aids). 

Linus integra a lista dos 20 maiores cientistas da história . Uma de suas citações mais famosas, é : 

 " A melhor maneira de ter uma boa idéia é ter várias boas idéias . "

Linus sempre priorizou as pesquisas e estudos, do que formulas e experimentos matemáticos .

 Prêmios : Nobel de química (1954), Nobel da paz (1962), Medalha nacional de ciências (1974), Medalha de ouro lomonossov (1977), Medalha Priestley (1984), Prêmio Vannevar Bush (1989) . 


Uma das maiores obras de Linus, foi por ser pioneiro na aplicação da Mecânica Quântica em química. Em 1954 foi premiado pelo seu maior trabalho no ramo Ligações químicas . 
Observou também, a estrutura das proteínas, sendo um dos fundadores da Biologia molecular .  

Um vídeo demonstrativo sobre o trabalho de Linus Pauling sobre as propriedades Antioxidantes da Vitamina C nos alimentos .




Equipe : Matheus Machado
             Camile Onofre
             Rebeka Monteiro
             Maria Tereza 

Bibliografia : http://educacao.uol.com.br/biografias/linus-pauling.jhtm
http://pt.wikipedia.org/wiki/Diagrama_de_Linus_Pauling
http://pt.wikipedia.org/wiki/Linus_Pauling
http://www.exatas.com/quimica/pauling.html

Bohr

Biografia de Niels Bohr

Niels Bohr foi um físico dinamarquês nascido em 1885. Doutorou-se em Física em 1911 e no ano seguinte foi colaborar com Rutherford no seu laboratório em Manchester, onde se dedicou à resolução do principal problema do modelo atómico de Rutherford: segundo a Teoria Clássica do Electromagnetismo de Maxwell, uma carga eléctrica a mover-se numa órbita fechada irradia ondas electromagnéticas pelo que perde continuamente energia; assim, considerendo o modelo de Rutherford, o átomo colapsaria ao fim de algum tempo pois o electrão acabaria por cair no núcleo. Para solucionar este problema, Bohr constrói um novo modelo, também nuclear, concordante com os resultados experimentais, nomeadamente a estabilidade do átomo e os espectros atómicos descontínuos e, simultaneamente, que não colocasse em causa a Teoria Clássica do Electromagnetismo.

Em 1922 é-lhe atribuído o Prémio Nobel da Física pelo estudo da estrutura atómica e da radiação.

Contribuições Científicas

  Quando Bohr ainda estava na faculdade, um desafio da instituição o levou a pesquisar sobre a tensão da superfície provocada pela oscilação de jactos fluídos. Na pesquisa para o seu doutorado, Bohr aprofundou-se nas implicações da teoria quântica de Planck. Em 1912, Bohr começou a trabalhar no laboratório de Rutherford, lá trabalhou na pesquisa sobre a absorção dos raios alpha.

   Em 1913, dois anos após sua licenciatura, Niels Henrick David Bohr aplicou a teoria da quantificação aos elétrons do modelo atômico de Rutherford, conseguindo assim a interpretação de algumas das propriedades do hidrogênio e a estrutura do sistema periódico dos elementos. No mesmo ano, Bohr conseguiu formular um novo modelo atômico. Em 1922, Bohr escreveu o livro “The Theory of Spectra and Atomic Constitution”, cuja segunda edição foi publicada em 1924.

   Em 1933, juntamente com seu aluno Wheeler, Bohr aprofundou a teoria da fissão, evidenciando o papel fundamental do urânio 235. Estes estudos permitiram prever também a existência de um novo elemento, descoberto pouco depois: o plutónio. Em 1934, publicou o livro “Atomic Theory and the Description of Nature”.

   Em 1937, Bohr defendeu a fissão do urânio. Segundo a interpretação que ele defendera, um núcleo atômico de massa instável era como uma gota de água que se rompe. Um ano depois, Bohr ocupou o cargo de consultor de laboratório de energia atômica de Los Alamos, onde iniciavam os estudos sobre a bomba atômica. Ele, sabendo a gravidade da construção da bomba, tentou interferir e dirigiu-se a Churchill e Roosevelt, mas a tentativa foi em vão. Em agosto, uma bomba atômica destruiu a cidade de Hiroshima. Três dias depois, foi lançada uma bomba em Nagasaki.

Fotos com legendas

Modelo Atômico de Rutherford:

  Modelo do átomo de Bohr:

 

Niels Bohr criança:

Niels Bohr adulto:

Niels Born velho:

Niels Bohr (na direita) com seu irmão Harald:

O modelo atômico de Niels Bohr:

Veja abaixo um vídeo sobre Bohr

Bibliografia

http://pt.wikipedia.org/wiki/Niels_Bohr
www.seara.ufc.br/cientistas/bohr.htm
www.nobelprize.org/nobel.../bohr-bio.html

Equipe

Alice Mello
Breno Feijó
Isabel Azevedo
João Victor Vasconcellos
Juvêncio Viana
Letícia Garcia
Lícia Melo

video de arrhenius

Arrhenius

Arrhenius

    BIOGRAFIA 
                                                       


-->Svante August Arrhenius foi um químico russo

-->nasceu no dia 19 de fevereiro de 1859,em Vik

-->faleceu em Estocolmo, no dia 2 de outubro de 1927

-->.. Ele se interessou por condutividade elétrica de soluções aquosas. Neste campo, Arrhenius desenvolveu vários trabalhos, a partir dos quais, ficou conhecido. Ele observou que para substância havia um grau de dissociação especial, ou seja, substâncias diferentes poderiam ter dissociações diferentes. A definição de Arrhenius para ácidos e bases derivou destes trabalhos sobre condutividade elétrica de compostos dissolvidos em água.

Arrhenius também tinha interesses em outras áreas da ciência, como a possibilidade de vida em outras partes do Universo e até mesmo a influência da concentração de CO₂no clima.

-->Arrhenius estudou na Cathedral School de Upsala, após sua família se transferir da cidade de Vik. Iniciou na universidade aos 17 anos. Mais tarde estudou na Universidade de Estocolmo. 
Ensinou física na Escola Técnica Superior da Universaidade de Estocolmo. 
Em 1904, dirigiu o Intituto Nobel de Química e Física até 1927.
Durante seu doutorado na Universidade de Upsala, estudou as propriedades condutoras das dissoluções eletrolíticas. Segundo sua tese de doutorado, as substâncias que sofrem dissolução eletrolítica quando dissolvidas se dissociam formando íons. O grau de dissociação aumenta com o grau de siluição da solução, apenas para os eletrólitos fracos. 
Lord Kenvin contestou muito seus trabalhos, mas foi apoiado por Jacobus Van´t Hoff e Wilhelm Ostwald. 
Mais tarde, a sua teoria foi aceita e uma das bases da físico-química e da eletroquímica. 
Foi nomeado reitor do Real Intituto de Tecnologia de Estocolmo em 1896.
-->Sua concepção científica lhe valeu a obtenção do Nobel de Química de 1903, "em reconhecimento dos extraordinários serviços prestados ao avanço da química através de sua teoria da dissociação eletrolítica”. Além disso, trabalhou em diversos ramos da físico-química, como velocidade das reações , sobre a prática da imunização e sobre astronomia . Como consequência, em 1889, descobriu que a velocidade das reações químicas aumenta com a temperatura , numa relação proporcional com a concentração de moléculas existentes. Em 1909 foi membro estrangeiro da Royal Society . Em 1911, durante uma visita aos Estados Unidos , foi condecorado com o primeiro Prêmio Willard Gibbs e, em 1914, recebeu o Prêmio Faraday Lectureship
Foi membro estrangeiro da Royal Society em 1909. 
Durante uma visita aos Estados Unidos, foi condecorado com a primeira medalha Willard Gibbs em 1911. Em 1914 recebeu a medalha Faraday. 

               postado por ,THAYNá e Tais *)
IMAGENS ILUSTRATIVAS COM LEGENDA

Arrhenius

                                                       Arrhenius estudando seus experimentos

                                                                          Arrhenius jovem

Arrhenius na Academy of Sciences.

postado por TAIS

                      Contribuições Científicas

                    

Teoria da dissociação eletrolítica de Arrhenius

Teoria da dissociação eletrolítica de Arrhenius - Quando uma substância dissolve-se em água, vai-se dividindo em partículas cada vez menores. Em alguns casos, essa divisão pára nas moléculas e a solução não conduz a corrente elétrica. Em outros casos, a divisão vai além de moléculas; estas se dividem em partículas ainda menores, com carga elétrica, denominadas íons. Nestes casos, a solução conduz a corrente elétrica.

Condutividade elétrica de substâncias puras (100%)

Composto iônico: conduz somente quando fundido.

Composto molecular: não conduz em nenhum estado físico.

Condutividade elétrica em solução aquosa

Composto iônico: conduz.

Composto molecular: conduz ou não, dependendo do fato de haver ou não reação de ionização entre o composto dissolvido e a água.

ELETRÓLITOS E NÃO-ELETRÓLITOS

Soluções eletrolíticas são as que conduzem a corrente elétrica. São soluções iônicas. Ácidos, bases e sais dão soluções eletrolíticas.

Eletrólitos são as substâncias que dão soluções eletrolíticas ou iônicas. Ácidos, bases e sais são eletrólitos.

Soluções não-eletrolíticas não conduzem a corrente elétrica. São soluções moleculares.

Não-eletrólitos são as substâncias que dão soluções não-eletrolíticas ou moleculares.

CONCEITO DE ÁCIDO DE ARRHENIUS

Conceito de ácido de Arrhenius - Substância, em solução aquosa, que libera como cátions somente íons H+.
Conceito atualizado de ácido de Arrhenius - Substância, em solução aquosa, que libera como cátions somente íons H3O+ (íons hidrônio ou hidroxônio).

CONCEITO DE BASE DE ARRHENIUS

Conceito de base de Arrhenius - Substância, em solução aquosa, que libera como ânions somente íons OH- (íons hidroxila ou oxidrila).

CONCEITO DE SAL DE ARRHENIUS

Conceito de sal de Arrhenius - Substância formada na reação de neutralização entre um ácido e uma base, com eliminação de água.
Equação de neutralização de um ácido de Arrhenius por uma base de Arrhenius:

H⁺_(aq) + OH^-_(aq) ® H₂O

                                                     Teoria da Panspermia de Arrhenius


                                                    

                                                                  Dissociação e Ionização


 
                                           
                           Arrhenius verificou que algumas soluções aquosas conduziam corrente elétrica e outras não
Postado por: Luisa, Mariana e Sarah

     Substância iônica sofrendo dissociação:

                        H₂O

NaCl(s)     _________    Na⁺ (aq)     +     Cl^- (aq)

           H₂O

    HCl       __________   H₃O⁺ (aq)     +     Cl^- (aq)

Soluções não-eletrolíticas: são aquelas que não conduzem eletricidade.

FUNCÕES INORGÂNICAS

Para facilitar o estudo da Quimica, as substâncias são divididas em grupos, chamados funções químicas, que apresentam propriedades semelhantes. As principais funções inorgânicas são: Ácidos, Bases, Saise Óxidos.

ÁCIDOS

Antes de Arrhenius formular sua teoria, os ácidos eram conceituados através de uma série de propriedades comuns, como:

·         Apresentam sabor azedo.

·         Tornam vermelho o papel de tornassol azul.

·         São incolores na presença de fenolftaleína.

·         Conduzem corrente elétrica.

·         Quando adicionados ao mármore e a outros carbinatos, produzem efervescência, com liberação de gás carbônico (CO2).

De acordo com a teoria de Arrhenius, os ácidos são substâncias que em solução aquosa sofrem ionização, liberando como cátions somente H⁺.

Exemplos:

H2O

HNO3     __________        H⁺ (aq)      +      NO₃^- (aq)

H₂CO₃   __________       2H⁺ (aq)      +     CO₃^2- (aq)

Classificação dos ácidos

·         Quanto ao número de Hidrogênios ionizáveis:

Monoácidos: HBr; HNO₃; HCl

Diácidos: H₂S; H₂SO₄

Triácidos: H₃PO₄

Exceções:        H3PO3 – diácido

H3PO2 – monoácido

·         Quanto à presença de Oxigênio:

Hidrácidos: ácidos sem oxigênio: HF; HCl; HBr; HI; H₂S; HCN.

Oxiácidos: ácidos com Oxigênio: HNO₃; H₂CO₃; H₂SO₄; H₃PO₄.

·         Quanto ao número de elementos:

Binário: HCl; HBr.

Ternário: HCN; HNO₃.

Quaternário: HCNO; HCNS.

Nomenclatura dos ácidos

Para hidrácidos, ácidos sem Oxigênio:

Ácido  +  nome do elemento  +   ídrico.

Exemplos:

HCL – ácido clorídrico.

H₂S – ácido sulfídrico

Hbr – ácido bromídrico

Para oxiácidos, ácidos com Oxigênio:

                                                                       oso

Ácido  +  nome do elemento  +              ou

                                                                       ico

oso – menor número de átomos de oxigênio

ico – maior número de átomos de oxigênio

Para relacionar o nome do ácido com o nome do seu âniom, usamos a seguinte regra:

Veja a relação entre os nomes do ânion e do ácido correspondente e alguns exemplos:

Nos ácidos de enxofre e fósforo, ocorrem pequenas modificações na nomenclatura:

Exemplo:        H2SO4            –          ácido sulfúrico

H₂SO₃              –          ácido sulfuroso

H₃PO₄              –          ácido fosfórico

H₃PO₃              –          ácido fosforoso

BASES

Antes da teoria de Arrhenius, as bases eram conceituadas por uma série de propriedades comuns, tais como:

·         Possuem sabor adstringente, isto é, “amarram a boca”.

·         Tornam a pele lisa e escorregadia.

·         Tornam azul o papel de tornassol vermelho.

·         Avermelham a fenolftaleína.

·         Conduzem corrente elétrica.

De acordo com a teoria de Arrhenius, bases são substâncias que em solução aquosa sofrem dissociação, liberando como único tipo de ânion os íons OH (hidroxila ou oxidrila).

Exemplo:

  H₂O

NaOH  ______  Na+ (aq)    +     OH- (aq)

    H₂O

Ca(OH)₂ ______  Ca₂+ (aq)   +   2 OH- (aq)

CLASSIFICAÇÃO DE BASES

·         Quanto ao número de hidroxilas (OH):

Monobase: NaOH, KOH.

Dibase: Ca(OH)2, Ba(OH)2.

Tribase: AL(OH)3.

                                       

NOMENCLATURA DAS BASES

Se o cátion possue apenas uma valência (carga fixa), basta escrever:

Hidróxido    de    nome do cátion.

Exemplos:

NaOH – Hidróxido de Sódio.

Ca(OH)₂ – Hidróxido de Cálcio.

Al(OH)₃ – Hidróxido de Alumínio.

Se o cátion possue duas valências (carga variável), usamos algarismos romanos ou a terminação OSO (para a menor carga) ou ICO (para a maior carga).

Exemplos:

                           Fe²⁺   e    Fe³⁺

Fe(OH)₂   –   hidróxido de ferro II ou Hidróxido ferroso.

FE(OH)₃    –   hidróxido de ferro III ou Hidróxido férrico.

                            Au⁺   e   Au³⁺

AuOH   –   hidróxido de ouro I ou hidróxido auroso.

Au(OH)₃   –   hidróxido de ouro III ou hidróxido áurico.

                                      TABELA DE CÁTIONS

                                               
                                                    SAIS

São compostos formados da união (reação) entre ácidos e bases.

                   Ácido + Base   ______   Sal  +  Água

Exemplo:        
                       HCL   +   NaOH      ====>     NaCl    +     H₂O 

CLASSIFICAÇÃO    DOS    SAIS

·        Quanto à sua obtenção:

Sais neutros: obtidos a partir da neutralização total de um ácido por uma base.

H₂S   +   2 KOH  _________   K₂S   +   2 H₂O

                                                                                 Sal neutro

Sais básicos: obtidos pela neutralização parcial de uma base (sobram ânions OH^-)

H₂SO₄   +   Al(OH)₃   __________   Al(OH)SO₄   +   2 H₂O

                                                                                          Sal básico

Sais ácidos: obtidos pela neutralização parcial de um ácido (sobram cátions H⁺ ionizáveis)

H2SO4   +    NaOH   _________    NaHSO4    +     H2O

                                                                                              Sal ácido

·         Quanto à presença de Oxigênio

Sais oxigenados ou oxisais: contém oxigênio.

CaCO₃; Na₂SO₄; KClO₃.

Sais não – oxigenados: não contém oxigênio.

NaI; AlCl₃; Fe [ Fe (CN)₆  ]

NOMENCLATURA DOS SAIS

Nome do ânion   de   nome do cátion  (valência).

Exemplos:

NaNO3   -   nitrato de sódio

FeCl2   -   cloreto de ferro II ou cloreto ferroso

FeCl3   -   cloreto de ferro III ou cloreto férrico.

ÓXIDOS

Óxidos: são compostos binários oxigenados nos quais o Oxigênio é o elemento mais eletronegativo.

    

E_XO_Y

Exemplos:       NO₂; CO; CO₂; CaO; Fe₂O₃

Classificação dos óxidos

Óxidos ácidos: são óxidos moleculares, geralmente não – metais, que:

·         Reagem com água formando ácidos.

·         Reagem com bases formando sal + água.

Exemplos:     SO₃   +    H₂O    =======>   H₂SO₄

                  SO₃   +   2 NaOH   ===>   Na₂SO₄   +   H₂O

Óxidos básicos: são óxidos iônicos, geralmente de metais, que:

·         Reagem com água formando bases.

·         Reagem com ácidos formando sal + água.

Exemplos:      CaO   +   H₂O _______   Ca(OH)  
                   CaO   +   2 HCl _______  CaCl₂   +   H₂O

Óxidos anfóteros: são óxidos que reagem tanto com ácidos como com bases.

Exemplos:       Al2O3; ZnO; PbO.

Óxidos neutros ou indiferentes: não reagem com água, nem com ácido, nem com base.

Exemplos:       CO; NO; N₂O.

Peróxidos: apresentam dois átomos de oxigênio ligados entre si.

Exemplos:       Na₂O₂; Ca₂O₂; H₂O₂.

NOMENCLATURA DOS ÓXIDOS

Os óxidos formados por não – metais ligados a Oxigênio são classificados como Óxidos Moleculares e tem seu nome estabelecido pela seguinte regra:

               Prefixo que indica                                                Prefixo que indica

                    quantidade          +    óxido de       +        a quantidade          +     nome do elemento

                    de Oxigênio                                          do outro elemento

Exemplos:

CO = monóxido de carbono

CO2 = dióxido de difósforo

P2O5 = pentóxido de difósforo

Os óxidos formados por metais geralmente são óxidos iônicos e neles o oxigênio apresenta carga -2. Seu nome é formado da seguinte maneira:

Óxido de nome do elemento (valência)

Exemplos:       Na2O = óxido de sódio

                        Fe2O3 = Óxido de Ferro III

NÚMERO DE OXIDAÇÃO

O número de oxidação ou Nox, é a carga real ou aparente que um átomo adquire em função da diferença de eletronegatividade entre eles e os seus ligantes, numa ligação química.

·         O nox de um elemento em uma substância simples é sempre zero, pois não há nem perda e nem ganho de elétrons.

Exemplos:                  H₂ : Nox_H   =  0

                                   O₃ : Nox_O   =  0

Fe : Nox_Fe   =  0

·         O Nox de um íon simples é igual à sua carga (é a própria definição de Nox).

Exemplos:                  Na⁺ : Nox_Na  =  + 1

S^{2 -} : Nox_S  =  - 2

·         O Nox do Hidrogênio em compostos é + 1, com exceção dos compostos com metal, em que o Nox_H = -1

Exempos:                   H₂O : Nox_H  =  + 1

NaH : Nox_H  =  - 1

·         O Nox do Oxigênio nos compostos é – 2, com exceção dos compostos com Flúor (O₂F₂  e  OF₂).

Exemplos:                  H₂O  :  Nox_O  =  - 2

H₂O₂ :  Nox_O  =  - 1

O₂F₂  :  Nox_O   =  + 1

OF₂   :  Nox_O  =  + 2

A soma algébrica dos Nox de todos os átomos de uma molécula é sempre igual a zero (o número de elétrons cedidos é sempre igual ao número de elétrons recebidos).

Exemplos:

          H₂ O                                              Na₂  S                                    H₂ S O₄

    Nox : + 1, - 2                                 Nox : + 1, - 2                      Nox :  + 1,  + 6,  - 2

Soma :  + 2  –  2  =  0                   Soma :  + 2 - 2  =  0           Soma :  + 2,  + 6,  - 8  =  0

A soma algébrica dos Nox dos elementos em um íon composto é igual à sua carga (a carga do íon indica que houve perda ou ganho de elétrons).

Exemplos:

N  H₄⁺                                     Cr₂  O₇^2-

       Nox :  - 3,  + 1                      Nox :    +   6   -   2

            Soma :  -  3  +  4  =  +  1        Soma :  +   12   -   14   =   - 2

Para se determinar o Nox de algum átomo numa molécula, usam-se os Nox conhecidos.

Exemplo:                                                      

H₄     P₂     O₇

         Nox :  +  1   x   -  2

Soma:  +  4  +  2x  -  14  =  0

2x  =  10

    x = 5

      Nox_P  =  + 5

 

tabela de ácido: pH de 0 a 6, neutro:7 e base: pH de 8 a 14
Postado por: Sarah,Mariana e Luisa

EQUIPE:SARAH TELES,TAIS XIMENES,THAYNA BASILIO,LUIZA MORAIS E MARIANA GONÇALVES