Química 19 A Flashcards
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Como o número de oxidação (NOx) do cloro difere entre a ligação iônica no NaCl e a ligação covalente polar no HCl?
O número de oxidação (NOx) reflete a carga de um átomo em ligações químicas, crucial para funções inorgânicas e eletroquímica. No NaCl (ligação iônica), o sódio perde um elétron para o cloro, resultando em NOx +1 (sódio) e -1 (cloro). No HCl (ligação covalente polar), o cloro, mais eletronegativo, atrai os elétrons compartilhados, assumindo NOx -1, enquanto o hidrogênio fica com +1. A diferença é que no NaCl o cloro ganha um elétron (carga real), e no HCl apenas atrai mais elétrons (carga parcial), dependendo da eletronegatividade e do tipo de ligação.
Por que o NOx de substâncias simples é zero, e como o NOx do hidrogênio muda em compostos com base na eletronegatividade?
Substâncias simples (ex.: H₂, O₃) têm NOx zero, pois átomos idênticos compartilham elétrons igualmente, sem carga parcial. O NOx do hidrogênio é +1 em ligações com elementos mais eletronegativos (ex.: CH₄) e -1 quando ele é mais eletronegativo (ex.: NaH), dependendo da eletronegatividade relativa na ligação.
Qual é o NOx principal do oxigênio e como ele varia em peróxidos, superóxidos e compostos com flúor?
O oxigênio geralmente tem NOx -2, atraindo 2 elétrons como ametal (família 16). Em peróxidos (O₂²⁻), cada oxigênio tem NOx -1; em superóxidos (O₄²⁻), NOx -½. Ligado ao flúor, mais eletronegativo, o oxigênio assume NOx positivo, como +2 no OF₂, pois o flúor atrai os elétrons. Só fazer a divisão.
Quais são os NOx mais comuns dos elementos por família da tabela periódica, incluindo halogênios e elementos de transição?
NOx comuns por família: 1A (metais alcalinos, exceto H): +1; 2A: +2; 3A: +3; 4A (ex.: carbono): -4 a +4; 5A: -3, +3, +5; 6A: -2, +4, +6; 7A (halogênios): -1, +1, +3, +5, +7, devido a ligações covalentes e coordenadas. Elementos de transição: prata (+1), zinco (+2), ouro (+1, +3), cobre e mercúrio (+1, +2), ferro, cobalto, níquel (+2, +3), cromo (+3, +6), manganês (+2, +4, +6, +7), chumbo (+2, +4). Esses são os NOx mais frequentes, variando por ligações e eletronegatividade.
Por que o número de oxidação (NOx) do oxigênio nos peróxidos é -1, diferente do NOx -2 comum em óxidos, e como a eletronegatividade explica isso?
Normalmente, o oxigênio tem NOx -2 em óxidos, pois, sendo mais eletronegativo, atrai dois elétrons de elementos menos eletronegativos (ex.: H₂O, H₂SO₄). Nos peróxidos (ex.: H₂O₂, Na₂O₂), o oxigênio forma uma ligação apolar com outro oxigênio (diferença de eletronegatividade nula), resultando em NOx -1 para cada oxigênio, pois a carga total do grupo O₂²⁻ é -2. A análise das ligações e da eletronegatividade explica essa exceção, como em H₂O₂ (água oxigenada), onde cada oxigênio tem NOx -1 e cada hidrogênio +1, ou em Na₂O₂, onde sódio (+1) doa elétrons ao grupo peróxido.
Por que o oxigênio nos superóxidos tem NOx -½, e como a estrutura molecular e a eletronegatividade explicam essa característica?
Nos superóxidos, o oxigênio apresenta NOx -½, diferente do -2 comum em óxidos ou -1 em peróxidos. Isso ocorre porque dois oxigênios compartilham um único elétron doado por metais alcalinos (ex.: sódio, potássio, NOx +1) ou alcalino-terrosos (ex.: magnésio, cálcio, NOx +2), formando uma ligação apolar. A carga negativa total (-1) é dividida entre os dois oxigênios, resultando em NOx -½ para cada. Em compostos como KO₂ ou MgO₂, a estrutura mostra que um elétron estabiliza dois oxigênios, com ligações covalentes garantindo estabilidade. A eletronegatividade e a análise das ligações explicam essa distribuição de carga.
Como calcular o NOx de elementos em substâncias compostas usando a regra da soma zero, como em NaClO e K₂Cr₂O₇?
Em substâncias compostas, a soma dos NOx, multiplicada pelo número de átomos de cada elemento, é zero (neutralidade elétrica). Ex.: NaClO – sódio (+1, família 1A), oxigênio (-2), cloro (x): +1 + x - 2 = 0 → x = +1 (cloro). K₂Cr₂O₇ – potássio (+1, 2 átomos), cromo (x, 2 átomos), oxigênio (-2, 7 átomos): 2(+1) + 2x + 7(-2) = 0 → 2x = 12 → x = +6 (cromo). A soma zero determina NOx desconhecidos.
Como calcular o NOx em íons simples e compostos, como Hg₂²⁺, SO₄²⁻ e NH₄⁺?
Em íons simples (um elemento), o NOx é a carga do íon dividida pelo número de átomos. Ex.: Hg₂²⁺ → carga +2 ÷ 2 átomos = NOx +1 por Hg. Em íons compostos (vários elementos), a soma dos NOx, ajustada pelo número de átomos, iguala a carga do íon. Ex.: SO₄²⁻ → oxigênio (-2, 4 átomos), enxofre (x): x + 4(-2) = -2 → x = +6. NH₄⁺ → hidrogênio (+1, 4 átomos), nitrogênio (x): x + 4(+1) = +1 → x = -3. A soma reflete a carga do íon, diferente da soma zero para substâncias neutras.
Como calcular o NOx do carbono em compostos orgânicos, tanto médio quanto individualmente?
Para o NOx médio do carbono em compostos orgânicos, usa-se a soma zero: ex., 6H (+1), 3C (x), 3O (-2) → 6 + 3x - 6 = 0 → x = 0. Para NOx individual, analisa-se ligações na fórmula estrutural: C-H (C mais eletronegativo, -1), C-C (apolar, 0), C-O (O mais eletronegativo, +1 simples, +2 dupla). Ex.: carbono 1 (3 C-H, 1 C-C) → -3; carbono 2 (1 C-H, 1 C-C, 1 C-O) → -1 + 1 = 0; carbono 3 (1 C-O dupla, 1 C-C) → +2. Média (-3 + 0 + 2)/3 = 0. Eletronegatividade define o NOx por ligação.
O que é uma função química inorgânica, e como a teoria de Arrhenius define ácidos e sua fórmula geral?
Função química inorgânica é um grupo de substâncias com estruturas e propriedades semelhantes. Pela teoria de Arrhenius, ácidos são substâncias moleculares que, em água, ionizam, liberando H⁺ como único cátion. A fórmula geral é HₓA, onde A é o ânion (carga -x), e x indica a carga do ânion e, usually, o número de H⁺ ionizáveis (ex.: H₂A, x = 2, libera 2 H⁺). A fórmula usa a regra de troca de cargas, omitindo índices 1.
Como representar e balancear a ionização de ácidos de Arrhenius, incluindo monoácidos e poliácidos, usando exemplos como HCl, H₂SO₄, H₃PO₄ e H₂CO₃?
Ácidos de Arrhenius ionizam em água, liberando H⁺ e um ânion. A fórmula geral é HₓA, onde x indica a carga do ânion (-x) e o número de H⁺ liberados. Exemplos:
HCl: Ioniza em H⁺ + Cl⁻ (ânion carga -1, x=1). Equação balanceada diretamente.
H₂SO₄: Ioniza em 2H⁺ + SO₄²⁻ (ânion -2, x=2). Balanceada com 2 H⁺.
H₃PO₄: Ioniza em 3H⁺ + PO₄³⁻ (ânion -3, x=3). Balanceada com 3 H⁺.
H₂CO₃ (poliácido): Ioniza em etapas: 1ª) H₂CO₃ → H⁺ + HCO₃⁻; 2ª) HCO₃⁻ → H⁺ + CO₃²⁻. Global: H₂CO₃ → 2H⁺ + CO₃²⁻, cancelando HCO₃⁻.
O balanceamento usa a regra da troca de cargas e, para equações, o método das tentativas (prioridade: metais, carbono, hidrogênio, oxigênio). Poliácidos liberam H⁺ stepwise, com ânions intermediários carregados. Equações globais somam etapas, cancelando espécies repetidas.
Como os ácidos de Arrhenius são classificados com base na presença de oxigênio, e quais são exemplos de hidrácidos e oxiácidos?
Ácidos de Arrhenius são classificados pela presença de oxigênio na fórmula. Hidrácidos (não oxigenados) não contêm oxigênio, ex.: HCl, HF, HI, HCN, H₂S, H₂Te. Oxiácidos (oxigenados) possuem oxigênio, ex.: H₂SO₄, HNO₂, H₂SO₃, H₃BO₃, HClO₄. Essa distinção baseia-se na estrutura molecular do ácido.
Como os ácidos inorgânicos são classificados com base no número de íons H⁺ liberados por molécula, e por que alguns ácidos com múltiplos hidrogênios, como H₃PO₂ e H₃PO₃, não liberam todos?
Ácidos inorgânicos são classificados pelo número de H⁺ liberados por molécula durante a ionização: monoácidos (1 H⁺, ex.: HCl, HCN, H₃PO₂), diácidos (2 H⁺, ex.: H₂SO₄, H₂CO₃, H₃PO₃), triácidos (3 H⁺, ex.: H₃BO₃, H₃PO₄), e poliácidos (≥2 H⁺, ex.: H₄P₂O₇). Em oxiácidos, apenas hidrogênios ligados a oxigênio são ionizáveis. Ex.: H₃PO₂ (3 H, mas 1 ligado a O, monoácido); H₃PO₃ (3 H, 2 ligados a O, diácido). A fórmula estrutural determina ionizabilidade, e H₃PO₂ e H₃PO₃ devem ser memorizados como monoácido e diácido, respectivamente, apesar da fórmula molecular.
Como os ácidos inorgânicos são classificados com base na volatilidade e solubilidade em água, e quais são os exemplos de ácidos fixos e a exceção em solubilidade?
Ácidos inorgânicos são classificados por volatilidade: ácidos fixos não evaporam ou sublimam facilmente, ex.: H₂SO₄ (ácido sulfúrico), H₃PO₄ (ácido fosfórico), H₃BO₃ (ácido bórico), H₄P₂O₇ (ácido pirofosfórico). Quanto à solubilidade em água, a maioria dos ácidos de Arrhenius é altamente solúvel devido à polaridade molecular, exceto o ácido bórico (H₃BO₃), que tem caráter apolar, dificultando sua dissolução em água, embora ainda seja parcialmente solúvel.
Como classificar os ácidos de Arrhenius quanto à força com base no grau de ionização, e quais são as regras para hidrácidos e oxiácidos, incluindo exceções?
A força de um ácido de Arrhenius é determinada pelo grau de ionização (α), que mede a fração de moléculas que ionizam em H⁺. Classificação: fraco (α < 5%), moderado (5% ≤ α ≤ 50%), forte (α > 50%). Hidrácidos: HCl, HBr, HI são fortes; HF é moderado; outros (ex.: HCN, H₂S) são fracos. Oxiácidos: Calcula-se a diferença entre o número de oxigênios (y) e hidrogênios (x) na fórmula. Se y - x ≥ 2, é forte (ex.: H₂SO₄, y=4, x=2, 4-2=2); se y - x = 1, é moderado (ex.: HNO₂, y=2, x=1, 2-1=1); se y - x = 0, é fraco (ex.: H₃BO₃, y=3, x=3, 3-3=0). Exceção: H₂CO₃ (y=3, x=2, 3-2=1) deveria ser moderado, mas é fraco (α < 5%).
Como comparar a força relativa de hidrácidos de uma mesma família (ex.: HF, HCl, HBr, HI), e por que o raio atômico, e não a eletronegatividade, explica a diferença?
A força de hidrácidos (HCl, HBr, HI: fortes; HF: moderado) de uma mesma família (halogênios, 17/7A) é determinada pelo raio atômico, não pela eletronegatividade. De cima para baixo (F → I), o raio aumenta (F: 2 níveis, Cl: 3, Br: 4, I: 5), alongando a ligação H-X (distância internuclear). Ligações mais longas (ex.: H-I) são mais fracas, facilitando a ionização e aumentando o grau de ionização (α), tornando o ácido mais forte. Assim, HI > HBr > HCl > HF em força. A eletronegatividade (F mais alta) torna HF mais polar, sugerindo maior ionização, mas leva a uma conclusão errada, pois a ligação curta e forte de HF (menor raio) dificulta a ruptura, reduzindo α. Portanto, o raio atômico é o fator correto para justificar a força relativa.
Como comparar a força relativa de hidrácidos de elementos do mesmo período (ex.: HCl e H₂S), e por que a eletronegatividade, e não o raio atômico, explica a diferença?
Para hidrácidos de elementos do mesmo período (ex.: Cl, família 7A; S, família 6A; ambos no 3º período), a força é determinada pela eletronegatividade, não pelo raio atômico, pois os elementos têm o mesmo número de níveis eletrônicos. Cloro (mais eletronegativo) atrai mais os elétrons da ligação H-Cl que enxofre em H₂S, tornando H-Cl mais polar. A maior polaridade aumenta a carga parcial positiva do hidrogênio em HCl, facilitando a liberação de H⁺, resultando em maior grau de ionização (α). Assim, HCl (forte) é mais forte que H₂S (fraco). A eletronegatividade cresce da direita para a esquerda no período, aumentando a polaridade e a força ácida.
Como comparar a força relativa de oxiácidos com o mesmo número de oxigênios (ex.: HClO, HBrO, HIO), e por que a eletronegatividade do elemento central explica a diferença?
A força de oxiácidos com o mesmo número de oxigênios (ex.: HClO, HBrO, HIO, todos monoácidos com 1 O) depende da eletronegatividade do elemento central (Cl, Br, I). Da esquerda para a direita no período, a eletronegatividade aumenta (Cl > Br > I). O elemento mais eletronegativo (Cl) aumenta a polaridade da ligação O-H, pois “puxa” elétrons do oxigênio, que, por sua vez, atrai mais o elétron do hidrogênio, facilitando a liberação de H⁺. Assim, o grau de ionização (α) cresce, tornando HClO (maior eletronegatividade) mais forte que HBrO, que é mais forte que HIO (menor eletronegatividade). A eletronegatividade do elemento central, não o raio atômico, determina a força relativa nesses oxiácidos.
Como comparar a força relativa de oxiácidos com o mesmo elemento central, mas diferente número de oxigênios (ex.: HClO, HClO₂, HClO₃, HClO₄), e por que o número de oxigênios afeta a força?
A força de oxiácidos com o mesmo elemento central (ex.: Cl em HClO, HClO₂, HClO₃, HClO₄) aumenta com o número de oxigênios. Mais oxigênios (de HClO, 1 O, a HClO₄, 4 O) intensificam a retirada de elétrons do cloro, que, por sua vez, aumenta a polaridade da ligação O-H, pois o oxigênio puxa mais o elétron do hidrogênio. Isso eleva a carga parcial positiva do H, facilitando a liberação de H⁺ e aumentando o grau de ionização (α). Assim, HClO₄ > HClO₃ > HClO₂ > HClO em força. Resumindo: mais oxigênios na fórmula do oxiácido resultam em maior polaridade da ligação O-H e maior força ácida.
Como nomear ácidos inorgânicos, distinguindo as regras para hidrácidos e oxiácidos, com exemplos?
A nomenclatura de ácidos inorgânicos separa hidrácidos (sem oxigênio) e oxiácidos (com oxigênio).
Hidrácidos: Usa-se “ácido” + nome do elemento (em latim, se diferente do português) + sufixo “ídrico”. Ex.: HF → ácido fluorídrico; HCl → ácido clorídrico; HBr → ácido bromídrico; HI → ácido iodídrico; H₂S → ácido sulfídrico (enxofre = sulfo em latim); HCN → ácido cianídrico. Todo ácido terminado em “ídrico” é hidrácido.
Oxiácidos: (Não detalhado no trecho, mas introduzido.) Seguem regras distintas, baseadas no elemento central e número de oxigênios, a serem abordadas posteriormente.
Como nomear oxiácidos inorgânicos com base no número de oxidação (NOx) do elemento central, e como determinar a fórmula a partir do nome, usando exemplos como H₃BO₃, H₂CO₃, HNO₂, H₂SO₃, HNO₃ e H₂SeO₃?
A nomenclatura de oxiácidos depende do NOx do elemento central. Regra: “ácido” + nome do elemento (em latim, se aplicável) + sufixo -ico (maior NOx) ou -oso (menor NOx). O maior NOx geralmente é o número da família (ex.: N, família 5A, NOx máx. +5); o menor é o número da família menos 2 (ex.: 5-2 = +3).
Exemplos:
H₃BO₃: B (família 3A, NOx máx. +3). NOx B = +3 (3(+1) + x + 3(-2) = 0). Nome: ácido bórico (-ico, maior NOx).
H₂CO₃: C (família 4A, NOx máx. +4). NOx C = +4 (2(+1) + x + 3(-2) = 0). Nome: ácido carbônico (-ico, maior NOx).
HNO₂: N (família 5A, NOx máx. +5, menor +3). NOx N = +3 (1(+1) + x + 2(-2) = 0). Nome: ácido nitroso (-oso, menor NOx).
H₂SO₃: S (família 6A, NOx máx. +6, menor +4). NOx S = +4 (2(+1) + x + 3(-2) = 0). Nome: ácido sulfuroso (sulfo, latim; -oso, menor NOx).
Da nome para fórmula:
Ácido nítrico: N, terminação -ico (NOx máx. +5). Óxido: N (+5) e O (-2) → N₂O₅ (regra da troca de cargas). Hidratar (N₂O₅ + H₂O) → 2HNO₃.
Ácido selenoso: Se (família 6A, NOx máx. +6, menor +4). Se (+4) e O (-2) → Se₂O₄, simplifica para SeO₂. Hidratar (SeO₂ + H₂O) → H₂SeO₃.
O NOx é calculado pela soma zero em substâncias compostas, e a hidratação do óxido correspondente gera a fórmula do oxiácido.
Como nomear oxiácidos de elementos da família 7A (halogênios) com base no número de oxidação (NOx), e como determinar a fórmula a partir do nome, usando exemplos como HIO₃, HClO₄, HBrO, e ácido cloroso?
Para oxiácidos de halogênios (família 7A, NOx: +1, +3, +5, +7), a nomenclatura considera o NOx do elemento central e o número de oxigênios, que aumenta com o NOx. Regras:
NOx +1: prefixo “hipo-“ + nome do elemento + “-oso” (ex.: HBrO, Br +1, ácido hipobromoso).
NOx +3: nome do elemento + “-oso” (ex.: HClO₂, Cl +3, ácido cloroso).
NOx +5: nome do elemento + “-ico” (ex.: HIO₃, I +5, ácido iódico).
NOx +7: prefixo “per-“ + nome do elemento + “-ico” (ex.: HClO₄, Cl +7, ácido perclórico).
Cálculo do NOx: Soma dos NOx = 0 (substância neutra). Ex.: HIO₃ → H(+1) + I(x) + 3O(-2) = 0 → x = +5; HClO₄ → H(+1) + Cl(x) + 4O(-2) = 0 → x = +7; HBrO → H(+1) + Br(x) + O(-2) = 0 → x = +1.
Do nome para fórmula: Ex.: ácido cloroso → Cl com NOx +3 (terminação -oso, sem prefixo). Óxido: Cl(+3) e O(-2) → Cl₂O₃ (regra da troca de cargas). Hidratar (Cl₂O₃ + H₂O) → H₂Cl₂O₄, simplifica (÷2) → HClO₂.
A nomenclatura reflete o NOx e o número de oxigênios, e a fórmula é obtida via óxido correspondente e hidratação.
