Uma pequena introdução ao conteúdo do 2º ano

NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX)

Para a compreensão da eletroquímica, é necessário saber calcular o número de oxidação das substâncias envolvidas em uma reação química.
Número de Oxidação ou NOX deve ser calculado da seguinte maneira:

1) Substância Simples: ZERO (porque não há perda e nem ganho de elétrons).
Exemplos:
H2    NOX H = 0
Fe   NOX Fe = 0
O3     NOX O = 0

2) Átomo como íon simples: Sua própria carga.
Exemplos:
Na+    NOX Na = 1+
S2-      NOX S = 2-
H+      NOX H = 1+

3) Metais alcalinos à esquerda da fórmula: 1+
Exemplos:
NaCl   NOX Na = 1+
LiF      NOX Li = 1+
K2S     NOX K = 1+

4) Metais alcalino-terrosos à esquerda da fórmula: 2+
Exemplos:
CaO   NOX Ca = 2+
MgS   NOX Mg = 2+
SrCl2  NOX Sr = 2+

5) Halogênios: 1-
Exemplos:
NaCl   NOX Cl = 1-
KF      NOX F = 1-
K2Br   NOX Br = 1-

6) Calcogênios: 2-
Exemplos:
CaO   NOX O = 2-
ZnO   NOX O = 2-
MgS   NOX S = 2-

7) Ag, Zn e Al: 1+, 2+, 3+
Exemplos:
AgCl   NOX Ag = 1+
ZnS    NOX Zn = 2+
Al2S3   NOX Al = 3+

8) Hidrogênio em composto: 1+
Exemplo:
H2O  NOX H = 1+

9) Hidreto metálico (hidrogênio do lado direito da fórmula): 1-
Exemplo:
NaH   NOX H = 1-

10) Oxigênio em composto (regra dos calcogênio): 2- 
Exemplo:
H2O    NOX O = 2-

11) Oxigênio com flúor: 1+ e 2+
Exemplos:
O2F2     NOX O = 1+
OF2     NOX O = 2+

12) Peróxidos (oxigênio + alcalino / alcalino terroso): 1-
Exemplos:
H2O2    NOX 0 = 1-
Na2O   NOX 0 = 1-

13) Superóxidos: -
Exemplo:
K2O4   NOX O = -
Cálculo de NOX:

Para as substâncias com dois ou mais elementos químicos:
- soma do NOX de todos os átomos = zero
- soma do NOX de todos os átomo em um íon composto = sua carga
Exemplo:
Para encontrar o NOX do H na água, sabendo apenas o NOX do O:
Pode-se colocar em cima da fórmula o NOX e embaixo o somatório.
Assim:

1+  2-               →   NOX   H 2 O               →   elemento químico ______ 2+   2-    =  0    →   somatório

Neste caso, o NOX do O é 2-. Multiplica-se o NOX pelo número de átomos de O, então 2-
Como a água é uma substância que está no seu estado neutro (não é um íon), o somatório de cargas é zero. O H soma 2+, por este motivo.
Para achar o NOX do H, divide-se o número do somatório do H pelo número de átomos de H. Como existem dois átomos de H, o NOX será 1+

Oxirredução

É a reação química que se caracteriza pela perda ou ganho de elétrons. É a transferência de elétrons de uma espécie química para a outra. Ocorrem dois fenômenos: oxidação e redução.

Oxidação – perda de elétrons, onde aumenta o NOX. Agente redutor
Redução – ganho de elétrons, onde diminui o NOX. Agente oxidante
Oxi-Redução – quando há transferência de elétrons.

Casos Específicos de cálculo estequiométrico

Cálculo de Pureza

Este cálculo é muito utilizado nos laboratórios químicos, já que nenhuma substância é 100% pura. Sempre há alguma impureza. Por este motivo, alguns problemas já indicam a quantidade de impureza ou o quanto a substância é pura.

Se uma amostra de 40g de NaCl é 70% pura, quanto de NaCl há na amostra?

40g    –   100%
x (g)   –   70%

x = 28g de NaCl

Este é o primeiro passo para os cálculos estequiométricos que envolvem reações químicas com cálculo de pureza.

Cálculo de Rendimento

Nenhuma reação química tem 100% de aproveitamento. Geralmente a quantidade de produto pode ser inferior ao valor esperado. Neste caso, o rendimento não foi total. Isto pode acontecer por várias razões, como por exemplo, má qualidade dos aparelhos ou dos reagentes, falta de preparo do operador, etc.

O cálculo de rendimento é feito relacionando o valor esperado e o valor obtido de produto.

- Numa determinada reação química deve-se obter 500g. Porém, a reação só teve 60% de rendimento. Qual o valor da massa obtida de produto?

 100 %    –   500g
60%     –   x (g)

x = 300g

Constantes e conversões úteis:

Constante de Clapeyron:
R= 0,082atm.L/mol.K
R= 8,314/mol.K
R= 1,987cal/mol.K

Número de Avogadro: 6,02.1023

Pressão:
1atm = 760mmHg = 101325Pa
1Torr = 1mmHg

Volume:
1mL = 1cm³
1dm³ = 1L = 1000mL

Massa:
1000Kg = 1ton
1Kg = 1000g
1g = 1000mg

Comprimento:
1nm = 1.10-9m

Fórmula para cálculo do número de mols (n):

Onde:
n = número de mols
m = massa (g)
MM = massa molar (g/mol)

Estequiometria Comum

Antes de efetuar um cálculo estequiométrico é importante saber cacular a massa atômica das substâncias.

Cálculo da massa molecular (MM)

Sua unidade é em gramas (g).
Procura-se o valor da massa atômica do elemento químico na tabela períodica.

Ex.

He = 4,00g

Ne = 20,18g

Se na substância tiver mais de um elemento ou do mesmo elemento, calcula-se somando as massas atômicas destes elementos. Se tiver do mesmo, multiplica-se.

Ex.

H2O = 16 + 2. (1) = 18g

C12H22O11 = 11. (16) + 22. (1) + 12. (12) = 342g

Ca(NO3)2  = 2.3.(16) + 2. (14) + 40 = 164g

MOL

O mol sempre indica:
- quantidade
- massa
- volume

A quantidade é um número muito grande que foi determinado experimentalmente, o Número de Avogadro (6,02.1023).
Assim como existe a dúzia, existe o Número de Avogadro.
Se a dúzia indica 12 unidades de qualquer coisa, o Número de Avogadro indica  6,02.1023 unidades de qualquer coisa. Neste caso, é usado para quantificar átomos, moléculas, íons e tantas outras partículas subatômicas, muito pequenas.

O mol também indica massa. É a mesma massa que encontramos na Tabela Periódica, porém em gramas (g). portanto um mol de uma substância é igual à sua massa atômica.

O mol indica volume nas CNTP, que quer dizer condições normais de temperatura e pressão. A temperatura deve ser 0°C ou 273K e a pressão 1 atm. Se estas condições forem satisfeitas, um mol de um gás será 22,4L.
Esta constante é para gases. Se o gás não estiver nas CNTP, pode se calcular através da seguinte fórmula para gases ideiais:

P.V = n. R. T

Onde:
P = pressão (atm)
V = volume (L)
n = número de mols
R = constante de Clapeyron = 0,082 atm.L/mol.K
T = temperatura (K)

Estequiometria Comum ou da Fórmula

Estes cálculos são relações de grandezas. Utiliza-se regras de três simples.

Colocar sempre na primeira linha os dados que já sabemos e na segunda linha os dados que devem ser calculados.

Veja o exemplo:

- Quantas gramas de água há em 3 mol de água?

Se 1 mol há 18 gramas (calcular a massa molecular com a ajuda da tabela periódica) então 3 mol tem quantas gramas?
Na primeira linha, coloca-se os dados conhecidos, ou seja, que um mol tem 18 gramas:
Na segunda linha, coloca-se os dados que queremos calcular, ou seja, que 3 mols terá x gramas. Sempre colocando unidade embaixo da mesma unidade.

Assim temos:

1 mol   –   18g
3 mol   –    x(g)

x = 54g de H2O

A química inorgânica e sua relação econômica com a sociedade

       Muitas pessoas que não são envolvidas com o âmbito científico, ou não tem conhecimento sobre o assunto, também não sabe que existe uma área da química bastante utilizada para a economia dos países, estados, e sociedades em geral. É a chamada "Química Inorgânica", e ela trata dos compostos que basicamente não tem Carbono em suas composições. Exemplos desses compostos são: a Amônia, é um composto formado por 3 átomos de Hidrogênio, e 1 de Nitrogênio; o Ácido Clorídrico, comercializado com o nome de Ácido Muriático, é formado por 1 átomo de Hidrogênio e 1 átomo de Cloro.

       Algumas características e onde é aplicado o composto Amônia:
   - Amônia (NH3):
     Em todo mundo, é obtida da reação entre o Gás Nitrogênio (N2) e o Gás Hidrogênio (H2), pelo processo conhecido como Haber-Bosch. Para um maior rendimento, a reação ocorre em condições de temperatura e pressão ideais, o que não seria o caso habitual do nosso estado, que em seu ambiente, possui uma pressão por volta de 760mmHg e de 30ºC.
     A Amônia também é matéria-prima para um grande leque de aplicações. É utilizada na fabricação de fertilizantes agrícolas, fibras, plásticos, produtos de limpeza e até mesmo explosivos.