Iões e substâncias iónicas

Substância iónica - substância contituída por iões positivos e negativos.

Exemplo:

Cloreto de sódio: NaCl - composto neutro (Na⁺Cl⁻)
 
Na ------------ -1 eletrão ------------> Na⁺
 (átomo de sódio)                                            ião sódio
11 protões -> +11                                           11 protões -> +11
11eletrões -> -11                                            10 eletrões -> - 10
Carga elétrica -> 0                                          Carga elétrica positiva -> +1

Cl ------------- + 1 eletrão -----------> Cl⁺
(átomo de cloro)                                           (ião cloreto)
17 protões -> +17                                              17 protões -> +17
17 eletrões -> -17                                              18 eletrões -> -18
Carga elétrica -> 0                                             Carga elétrica negativa -> -1



 Iões - são partículas com carga elétrica, que derivam de um átomo ou conjunto de átomos.

Iões positivos - Catiões (derivam de um átomo ou conjunto de átomos que perdeu eletrões)
Ião alumínio	Al³⁺
Ião amónio	NH₄⁺
Ião cálcio	Ca²⁺
Ião cobre (II)	Cu²⁺
Ião ferro (II)	Fe²⁺
Ião hidrogénio	H⁺
Ião magnésio	Mg²⁺
Ião potássio	K⁺
Ião prata	Ag⁺
Ião sódio	Na⁺

Iões negativos - Aniões (derivam de um átomo ou conjunto de átomos que ganhou eletrões)
Ião carbonato	CO₃²⁻
Ião cloreto	Cl⁻
Ião dicromato	Cr₂O₇²⁻
Ião fosfato	PO₄³⁻
Ião hidrogenocarbonato	HCO₃⁻
Ião hidróxido	HO⁻
Ião nitrato	NO₃⁻
Ião óxido	O²⁻
Ião permanganato	MnO₄⁻
Ião sulfato	SO₄²⁻

Numa substância iónica:

Na escrita do nome:

Cloreto (Cl⁻) de sódio (Na⁺)

Primeiro escreve-se o nome do ião negativo, seguido da palavra de ligação  - de, e por fim o nome do ião positivo.

Na fórmula química:

NaCl

Primeiro surge o símbolo do ião positivo e depois surge o símbolo do ião negativo.

Estados físicos da matéria

Um resumo...

Universo macroscópico e microscópico

Antoine de Lavoisier

Antoine de Lavoisier

Antoine Laurent de Lavoisier (Paris, 26 de agosto de 1743 — Paris, 8 de maio de 1794) foi um químico francês, considerado o pai da química moderna.

Foi o primeiro cientista a enunciar o princípio da conservação da matéria. Além disso identificou e baptizou o oxigénio, contestou a teoria flogística e participou na reforma da nomenclatura química. Célebre pelos seus estudos sobre a conservação da matéria, mais tarde imortalizado pela frase popular:

“Na Natureza nada se cria, nada se perde, tudo se transforma.”

 Foi educado no Collège des Quatre-Nations (também conhecido como Collège Mazarin) de 1754 a 1761, estudando química, botânica, astronomia e matemática.

Lavoisier é considerado o pai da química. Foi ele quem descobriu que a água é uma substância composta, formada por dois átomos de hidrogénio e um de oxigénio: o H2O. Essa descoberta foi muito importante para a época, pois, segundo a teoria de Tales de Mileto, que ainda era aceite, a água era um dos quatro elementos terrestres primordiais, a partir da qual outros materiais eram formados.

A 16 de dezembro de 1771 Lavoisier casou com Marie-Anne Pierrette Paulze. Marie-Anne foi responsável pela tradução, para francês, de obras científicas escritas em inglês e em latim, fazendo ilustrações de algumas das experiências mais significativas feitas por Lavoisier. Ele viveu na época em que começava a Revolução Francesa, quando o terceiro grupo social (camponeses, burgueses e comerciantes) disputava o poder na França.

Lavoisier foi guilhotinado a 8 de maio, após um julgamento  no dia anterior. Joseph-Louis de Lagrange, um importante matemático, contemporâneo de Lavoisier disse:

“Não bastará um século para produzir uma cabeça igual à que se fez cair num segundo.”

 

Lei de Lavoisier

Lei de Lavoisier ou Lei da conservação da massa

Numa reação química a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos de reação (num sistema fechado).

EX:

Combustão do metano:

CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O

Átomos e moléculas

Agora, que já aprendemos as reacções químicas, vamos falar de outro assunto... os átomos e as moléculas.


Os objetos são constituídos por matéria que por sua vez é constituída por pequeníssimas partículas denominadas de corpúsculos. Estes podem ser:

• átomos (partícula elementar)
• moléculas (conjunto de átomos ligados entre si)
• iões  

Constituição de um átomo:

• Átomo mais simples - átomo de hidrogénio (H) 

Num átomo nº de protões = nº de eletrões

Então o átomo é uma partícula neutra(ou seja, a carga elétrica total é zero, ou seja, é carga nula).

Átomo - partícula elementar constituinte de toda a matéria. É constituído por partículas sub-atómicas.

Existem diferentes tipos de átomos, porque existem diferentes tipos de elementos químicos e porque não têm o mesmo número de protões.

NOTA: Os elementos químicos não se lêem globalmente, mas sim letra a letra.

Molécula - conjunto de átomos ligados entre si.

  1 átomo de oxigénio - O

 2 átomos de oxigénio (separados) - 2 O

 1 molécula de oxigénio - é constituída por 2 átomos de oxigénio ligados entre si - O₂

O_{3 - molécula de ozono}

_{Modelos moleculares}

Cada bola representa um átomo de um elemento químico (ou seja, um tipo de átomo). 

Moléculas elementares - molécula constituída por átomos do mesmo elemento químico. Ex: molécula do oxigénio, hidrogénio, azoto, etc.

Moléculas compostas - molécula constituída por átomos de diferentes elementos químicos. Ex: molécula da água, dióxido de carbono, etc.

Dureza das águas

Água dura - contém elevadas concentrações de cálcio e de magnésio. Tem origem em solos calcários. Diminui a formação de espuma de um sólido.

Água macia - contém baixas concentrações de cálcio e de magnésio. Tem origem em solos graníticos. Não diminui a formação de espuma de um sabão.

EM PORTUGAL:

Água dura - Regiões do sul e de Leiria

Água macia - Regiões do norte e Madeira

Água média - Regiões do centro e ilha de Porto Santo

Formação das Estalactites e estalagmites

Formação das estalactites e estalagmites

Estruturas pendentes do teto - estalactites
Estruturas pendentes do solo - estalagmites

Dióxido de carbono no ar dissolve-se na água e forma as chuvas ácidas.
Água da chuva reage com o carbonato de cálcio (constituinte do calcário), na gruta, e forma hidrogenocarbonato de cálcio que fica dissolvido na água.

dióxido de carbono(g) + água(l) + carbonato de cálcio --->hidrogenocarbonato de cálcio(aq)

À medida que a solução escorre na gruta, a água evapora-se e ocorre a operação inversa, o hidrogenocarbonato de cálcio transforma-se em carbonato de cálcio.

hidrogenocarbonato de cálcio(aq) --->dióxido de carbono(g) + água(g) + carbonato de cálcio(s)

O carbonato de cálcio é pouco solúvel em água e precepita,  formando as estalactites e as estalagmites.

Ocorrem reações de precipitação.

Reações de precipitação

Numa reação de precipitação ocorre a formação de um sólido pouco solúvel - o precipitado. 

Esquemas de palavras:

nitrato de chumbo (aq) + iodeto de potássio (aq) ---->
iodeto de chumbo (s) (precipitado amarelo) + nitrato de potássio (aq)
 
cloreto de sódio(aq) + nitrato de prata (aq) ---->
cloreto de prata (s) (precipitado branco) + nitrato de sódio (aq)

hidróxido de sódio (aq) + sulfato de cobre (aq) ---->
hidróxido de cobre (s) (precipitado azul) + sulfato de cobre (aq)

 
                                  

Reações ácido-base

Anti-ácidos

Medicamentos para combater a azia (bases) - reduzem o ácido no estômago.

Bases e ácidos combinam-se:

• novas substâncias
• solução menos ácida
• Se juntar-mos ainda mais base, a solução pode tornar-se básica.

Reações ácido-base (reações de neutralização)

São reações entre um ácido e uma base
Produtos de reação - água e sal

ácido + base ----> água + sal  -  reação ácido base

EXEMPLOS:

ácido sulfúrico + hidróxido de potássio ----> água + sulfato de potássio

ácido clorídico + hidróxido de sódio ----> água + cloreto de sódio

Legenda:

Rosa - ácido

Verde - base

Azul - sal

      

PH das soluções

O que é o PH?

É uma escala que permite avaliar a menor ou maior acidez ou basicidade das soluções.

Soluções ácidas - PH < 7
Quanto mais baixo, mais ácida é a solução.

Soluções neutras - PH = 7

Soluções básicas - PH > 7
Quanto mais alto, mais básica ou alcalina é a solução.

Como se determina?

Indicadores ácido-base

Indicadores ácido-base

São substâncias que mudam de cor consoante o carácter químico das soluções, portanto, que o identificam.

Os indicadores mais usados nas escolas:

• Tintura azul de tornesol (azul arroxeado)
• Solução alcoólica de fenolftaleína (incolor)

Na presença de fenolftaleína:

• Soluções básicas : fica carmim
• Soluções neutras: mantém-se incolor
• Soluções ácidas: mantém-se incolor

Na presença de tornesol:

• Soluções básicas: mantém-se azul arroxeado
• Soluções neutras: mantém-se azul arroxeado
• Soluções ácidas: fica vermelho

Carácter químico das soluções

Soluções ácidas, básicas ou neutras

Soluções ácidas

Características:

• São azedas/os
• Reagem com certos metais
• Conduzem a eletrecidade
• Alteram a cor de alguns corantes naturais/sintéticos

EXEMPLOS:

• Maçãs - ácido málico
• Citrinos - ácido cítrico
• Uvas - ácido tartárico
• Vinagre - ácido acético
• Pepsi e coca-cola - ácido fosfórico

 

 

Soluções básicas ou alcalinas

Características:

• sabor amargo;
• escorregadias ao tato;
• conduzem a eletrecidade;
• alteram a cor de certos corantes naturais;

EXEMPLOS:

• detergentes - amoníaco (base)
• Lixívia - hipoclorito de sódio (base)
• Pasta de dentes
• Anti-ácido
• hidróxidos de sódio, cálcio e potássio (bases)

Soluções neutras

Soluções que não são ácidas nem básicas. Tem um carácter químico neutro.

EXEMPLOS:

• Água 
• Sal e açúcar
• Água destilada

Corrosão

Corrosão

O que é?

A corrosão é o processo de deterioração dos materiais nomeadamente dos metais.
Exemplo: A corrosão do ferro é a formação de ferrugem que consiste na reação do metal com o oxigénio mais a água que forma óxido de ferro hidratado - a conhecida  ferrugem.

Equação de palavras:

Ferro (s) + oxigénio (g) + água (g) ----> óxido de ferro hidratado (ferrugem)

Como se pode evitar?

Pode evitar-se com a pintura (tintas próprias) ou cobertura com metais que não formam óxido quando reagem com o óxigénio.

Combustão do sódio

Combustão do sódio

sódio(s) + oxigénio (g) ----> óxido de sódio (s) + energia

ou

sódio(s) + oxigénio (g) ----> peróxido de sódio (s) + energia



Combustão do enxofre

Combustão do enxofre

enxofre(s) + oxigénio (g) ----> dióxido de enxofre (g) + energia

ou

enxofre(s) + oxigénio (g) ----> trióxido de enxofre (g) + energia



Combustão do magnésio

Combustão do magnésio

Magnésio(s) + oxigénio (g) ----> óxido de magnésio(s) + energia 

Combustão do carbono

Combustão do carbono

Carbono(s) + oxigénio(g) ----> Dióxido de carbono (g) + energia (combustão completa)

Se a reação tiver uma baixa concentração em oxigénio:

Carbono(s) + oxigénio(g) ----> Monóxido de carbono (g) + energia (combustão incompleta)