Classificação Geral de Compostos

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1
As fórmulas, as equações e a estequiometria
2
Compostos
Lei da Composição Constante: Em uma substância química pura, os elementos estão sempre presentes em proporções definidas.
Ex. composição da água
Água  hidrogênio + oxigênio
	experimento	m(água)	m(hidrogênio)	m(oxgênio)
	mH/mO
	1	9,0 g	1,0 g	8,0 g	1/8
	2	18,0 g	2,0 g	16,0 g	1/8
3
Compostos
Compostos: Substâncias eletricamente neutras formadas por 2 ou mais elementos diferentes cujos átomos estão em uma proporção definida. Os compostos podem ser orgânicos ou inorgânicos.
Os átomos podem se ligar para formar moléculas ou podem participar de compostos na forma de íons.
Grupo discreto de átomos ligados em um arranjo específico.
Ex. H2O, CH4 
Átomo ou grupo de átomos com carga positiva ou negativa.
Ex. Na+, SO42- 
Os compostos podem ser moleculares ou iônicos.
Molécula
íon
4
Compostos
Compostos Químicos
Molecular
Ex. H2O, CH4
Elementos
Substância Pura
Iônico
Ex. NaCl, CaSO4, NH4CH3COO
ligação
Orgânicos (maioria)
Ex. C2H4, C12H22O11
Inorgânicos
Ex. H2O, CO2, SO2
Orgânicos (alguns)
Ex. NH4CH3COO (NH4+CH3COO-)
Inorgânicos
Ex. Na+Cl-, Ca+2SO42-
Prentice-Hall © 2002
5
Compostos
Compostos Moleculares: (em geral, formados por elementos não metálicos)
Ex. ácido acético
Fórmula molecular
Fórmula estrutural
Fórmula empírica
Modelo de bolas e palitos
Modelo de bolas
Fórmula química: representa a composição de um composto em termos de símbolos químicos.
Compostos
7
Compostos
OBS: Alguns elementos também existem na forma de moléculas!
Gás oxigênio (O2)
Gás cloro (Cl2)
Gás nitrogênio (N2)
Iodo (l2)
Gás Hidrogênio (H2)
Prentice-Hall © 2002
8
Compostos
OBS: Alguns elementos também existem na forma de moléculas!
S8
P4
9
Compostos iônicos: (em geral, formados por um metal e um não-metal)
Ex. cloreto de sódio (NaCl)
Chemistry: The Molecular Science, 3rd Ed. 
by Moore, Stanitski, and Jurs
Na
Cl
Na+1
Cl-1
-1e-
+1e-
10
Compostos iônicos: (em geral, formados por um metal e um não-metal)
Ex. cloreto de sódio (NaCl)
Fórmula unitária
(NaCl)
11
A Tabela periódica ajuda a determinar
 o tipo e a carga dos íons monoatômicos que
 um determinado elemento pode formar! 
12
Chemistry: The Molecular Science, 3rd Ed. 
by Moore, Stanitski, and Jurs
13
Exemplo: Escreva a fórmula do composto iônico binário que se forma entre o magnésio e o fósforo.
Resposta:
Magnésio = metal do grupo 2  perde 2 elétrons (Mg2+) 
Fósforo = não-metal do grupo 15  ganha 3 elétrons (P3-)
Mg2+
P3-
3
2
Mg3P2
14
Compostos iônicos
Cn+
Am-
m
n
15
Compostos iônicos
Cn+
Am-
m
n
Nome do ânion DE nome do cátion (nox do metal)
Nome dos cátions: nome do elemento
Nomenclatura dos compostos
16
Compostos iônicos
Cn+
Am-
m
n
Nome do ânion DE nome do cátion (nox do metal)
Nome dos cátions: nome do elemento
Na+ = íon sódio
K+ = íon potássio
Ca+2 = íon cálcio
Al+3 = íon alumínio
Fe+3 = íon ferro(III) ou férrico
Fe+2 = íon ferro(II) ou ferroso
Cu+ = íon cobre(I) ou cuproso
Cu+2 = íon cobre(II) ou cúprico
Nomenclatura dos compostos
17
Compostos iônicos
Cn+
Am-
m
n
Nome do ânion DE nome do cátion (nox do metal)
Nome dos ânions: 
a) Ânions monoatômicos  nome do elemento + ETO 
 Ânions não oxigenados  nome do grupo + ETO
Cl- = íon cloreto
F- = íon fluoreto
Br- = íon brometo
S-2 = íon sulfeto
HS- = íon hidrogenossulfeto
N-3 = íon nitreto
CN- = íon cianeto
O-2 = íon óxido
OH- = íon hidróxido
Nomenclatura dos compostos
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Compostos iônicos
Cn+
Am-
m
n
Nome do ânion DE nome do cátion (nox do metal)
Nome dos ânions: 
b) Ânions oxigenados  a nomenclatura é feita trocando-se a terminação do ácido
	Ácido		ânion
	ídrico		ETO
	oso		ITO
	ico		ATO
Nomenclatura dos compostos
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Compostos iônicos
Nome dos ânions: 
b) Ânions oxigenados  a nomenclatura é feita trocando-se a terminação do ácido
Ácido nítrico= HNO3
Ácido sulfúrico= H2SO4
Ácido clórico= HClO3
Ácido fosfórico= H3PO4
Ácido carbônico= H2CO3
É importante memorizar o 
nome e a fórmula de alguns 
ácidos “padrões”!
Nomenclatura dos compostos
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Compostos iônicos
Nome dos ânions: 
b) Ânions oxigenados  a nomenclatura é feita trocando-se a terminação do ácido
Ácido nítrico= HNO3
Ácido sulfúrico= H2SO4
Ácido clórico= HClO3
Ácido fosfórico= H3PO4
Ácido carbônico= H2CO3
	Ácido		ânion
	ídrico		ETO
	oso		ITO
	ico		ATO
Íon nitrato= NO3-
Íon sulfato= SO42-
Íon clorato= ClO3-
Íon fosfato= PO43-
Íon carbonato= CO32-
Nomenclatura dos compostos
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Compostos iônicos
HNO3
H2SO4
HClO4
HClO3
H3PO4
HNO2
H2SO3
HClO2
HClO
H3PO3
H3PO2
Ác. Nome do elemento + ICO
Ác. Nome do elemento + OSO
Ác. HIPO + Nome do elemento + OSO
Ác. PER + Nome do elemento + ICO
Nome dos ânions: 
b) Ânions oxigenados  a nomenclatura é feita trocando-se a terminação do ácido
	Ácido		ânion
	ídrico		ETO
	oso		ITO
	ico		ATO
Nomenclatura dos compostos
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Compostos iônicos
Nome dos ânions: 
b) Ânions oxigenados  a nomenclatura é feita trocando-se a terminação do ácido
Ácido nítroso= HNO2
Ácido perclórico= HClO4
Ácido clórico= HClO3
Ácido cloroso= HClO2
Ácido nítrico= HNO3
	Ácido		ânion
	ídrico		ETO
	oso		ITO
	ico		ATO
Íon nitrito= NO2-
Íon perclorato= ClO4-
Íon clorato= ClO3-
Íon clorito= ClO2-
Íon nitrato= NO3-
Ácido hipocloroso= HClO
Íon hipoclorito= ClO-
Nomenclatura dos compostos
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Exemplo: Escreva a fórmula do composto iônico perclorato de potássio.
Exemplo: Escreva o nome do composto CuSO45H2O
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Compostos inorgânicos moleculares binários
(prefixo) nome de B+_ _ _+ETO DE (prefixo)nome de A
B = Elemento + eletronegativo
AxBy
(prefixo) óxido DE (prefixo)nome de A
p/ B = oxigênio
PCl3= tricloreto de fósforo
CO2= dióxido de carbono
N2O5= pentóxido de dinitrogênio
Nomenclatura dos compostos
25
Exemplo: Escreva a fórmula do composto dicloreto de dienxofre
Exemplo: Escreva o nome do composto IF5
Copyright 1999, PRENTICE HALL
26
Compostos orgânicos moleculares
Metano
Etano
Propano
Butano
Pentano
Hexano
Heptano
Octano
Nonano
Decano
Nomenclatura dos compostos
Copyright 1999, PRENTICE HALL
27
Compostos orgânicos moleculares
eteno
etino
metanol
metóximetano
Clorometano
(cloreto de metila)
etilamina
alceno
alcino
alcool
éter
Haleto orgânico
amina
Nomenclatura dos compostos
Copyright 1999, PRENTICE HALL
28
Compostos orgânicos moleculares
aldeído
cetona
Ácido
carboxílico
éster
amida
Etanal
2propanona
Ac. etanóico
Etanoato de metila
Etanamida
Nomenclatura dos compostos
29
Unidade de Massa Atômica
1961- IUPAC: isótopo de 12C como padrão de massa atômica
http://www.vestibulandoweb.com.br/quimica/teoria/massa-atomica.asp
Uma unidade de massa atômica (1 u) corresponde a 1/12 avos da massa do isótopo de 12C.
Massa Atômica: é número que indica quantas vezes a massa de um átomo de um determinado elemento é mais pesada que 1u
Ex. Flúor (19 u)
Mol e Massa Molares
30
Massa Molecular
Mol e Massa Molares
Massa Fórmula
Soma das massas atômicas dos átomos de uma molécula.
Exemplo: 
Massa Molecular do H2SO4 = 2M.A.(H) + M.A.(S) + 4M.A.(O)
Massa Molecular do H2SO4 = 2(1,0 u) + (32,0 u) + 4(16,0 u)
Massa Molecular do H2SO4 = 98,0 u
Soma das massa atômicas dos átomos de uma fórmula unitária (c. iônico).
Exemplo: 
Massa fórmula do CaCl2 = 2M.A.(Cl) + M.A.(Ca)
Massa fórmula do CaCl2 = 2(35,45 u) + (40,08 u)
Massa fórmula do CaCl2 = 110,98 u
30
31
Mol e Massa Molares
Mol: medida de quantidade de matéria.
“1 mol de objetos contém um determinado número de objetos igual ao número de átomos que existe em 12 g de 12C.”
m = 1,99x10-23 g (massa de 1 átomo de 12C)
NA = constante de Avogadro = 6,0221 x 1023
32
Mol e Massa Molares
Massa Molar: é a massa em g de um 1 mol de átomos, moléculas ou fórmulas unitárias de uma determinada substância (g/mol).
1 mol de átomos de 12C = 6,0221 x 1023 átomos = 12,00 g
1 mol de moléculas de H2SO4 = 6,0221 x 1023 moléculas = 98,0 g
1 mol de fórmulas unitárias de CaCl2 = 6,0221 x 1023 fórmulas unitárias = 110,98 g33
Determinação de Fórmulas Químicas
Número relativo de átomos de cada elemento em um composto.
Ex. Glicose = CH2O
Número real de átomos de cada elemento em um composto. 
Ex. Glicose = C6H12O6
Descoberta de novas substâncias
Identificação da estrutura molecular
Fórmula Molecular
Fórmula Mínima (Empírica)
34
Determinação de Fórmulas Químicas
Composição Percentual da Massa: massa de cada elemento expressa como porcentagem da massa total.
35
Exemplo: Determine as percentagens em massa de C, H, F, Br e Cl do Halotano (C2HBrClF3)
Dados: massa molar = 197,38 g/mol 
Para 1 mol de moléculas de C2HBrClF3 (197,38 g/mol) tem-se: 
2 mols de átomos de carbono: 2x 12,01 g = 24,02 g
3 mols de átomos de flúor: 3x 19,0 g = 57 g
1 mol de átomos de cloro: 1x 35,45 g = 35,45 g
1 mol de átomos de hidrogênio: 1x 1,01 g = 1,01 g
1 mol de átomos de bromo: 1x 79,90 g = 79,90 g
36
Exemplo: Determine as percentagens em massa de C, H, F, Br e Cl do Halotano (C2HBrClF3)
Dados: massa molar = 197,38 g/mol 
37
Exemplo: Os resultados de um laboratório mostraram que uma determinada amostra de vitamina C tinha 40,9% de carbono, 4,58% de hidrogênio e 54,5% de oxigênio. Determine a fórmula empírica da vitamina C.
Dados: massas molares (g/mol): C = 12,01; H = 1,01; O = 16,00
Considere que na amostra de 100 g de vitamina C, a massa de carbono é de 40,9 g. Converta em mol de átomos.
C3,41H4,54O3,41
C1,00H1,33O1,00
C3H4O3
 3,41
x 3
38
Exemplo: A espectrometria de massas dá para vitamina C a massa molar de 176,12 g/mol. Sabendo que a sua fórmula empírica é C3H4O3, qual é a fórmula molecular da vitamina C?
Dados: massas molares (g/mol): C = 12,01; H = 1,01; O = 16,00
Encontre o número de fórmulas mínimas de C3H4O3 necessárias para atingir a massa molar da vitamina C.
Massa molar da vitamina C = (massa molar da fórmula minima) x n
176,12 = (88,06) x n
2 = n
Fórmula molecular da vitamina C = (C3H4O3) x 2
Fórmula molecular da vitamina C = C6H8O6
39
Equações Químicas
Lei da Conservação das Massas: “Em um sistema fechado, a massa total das substâncias, antes da transformação química, é igual à massa total após a transformação”.
m(reagente) = m(produto)
Representação das Reações Químicas: REAGENTES  PRODUTOS
40
Equações Químicas
Ex. Sódio + água  hidróxido de sódio + hidrogênio
Na + H2O  NaOH + H2
Usando fórmulas químicas
2 Na + 2 H2O  2 NaOH + H2
Lei da Conservação 
das Massas
2 Na(s) + 2 H2O(l)  2 NaOH(aq) + H2(g)
Usando símbolos de estado:
s = sólido;
l = líquido;
g = gás
aq = solução aquosa
equação química
41
Equações Químicas
2 Na(s) + 2 H2O(l)  2 NaOH(aq) + H2(g)
Interpretação da equação química
2 átomos 
de sódio
2 moléculas 
de água
2 fórmulas unitárias 
de NaOH
1 molécula 
de H2
+
+
2 mols de
átomos
de sódio
2 mols de
moléculas 
de água
2 mols de 
fórmulas unitárias 
de NaOH
1 mol de
moléculas 
de H2
+
+
Escreva e balanceie a equação química da combustão de hexano (C6H14) a dióxido de carbono e água gasosa.
43
Cálculos Estequiométricos
Exemplo 1: Quando sulfeto de chumbo(II) (PbS) e óxido de chumbo(II) (PbO) são aquecidos juntos, os produtos são chumbo metálico e dióxido de enxofre:
2 PbO(s) + PbS(s)  3 Pb(l) + SO2(g)
Se 14,0 g de PbO reagem de acordo com a equação acima, responda:
Quantos mols de átomos de Pb são formados?
Quantas gramas de PbS são consumidas?
Quantas moléculas de SO2 são formadas?
Dados (massas molares, g/mol): Pb = 207; O = 16,0; S = 32,1
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Cálculos Estequiométricos
Exemplo 1: Quando sulfeto de chumbo(II) (PbS) e óxido de chumbo(II) (PbO) são aquecidos juntos, os produtos são chumbo metálico e dióxido de enxofre:
2 PbO(s) + PbS(s)  3 Pb(l) + SO2(g)
Se 14,0 g de PbO reagem de acordo com a equação acima, responda:
a) Quantos mols de átomos de Pb são formados?
Dados (massas molares, g/mol): Pb = 207; O = 16,0; S = 32,1
		2 PbO(s)	PbS(s)		3 Pb(l)	SO2(g)
	equação					
	problema					
14,0 g
x mols de átomos
2 x 223 g
3 mols de átomos
X =9,42x10-2 mols de átomos de Pb 
45
Cálculos Estequiométricos
Exemplo 1: Quando sulfeto de chumbo(II) (PbS) e óxido de chumbo(II) (PbO) são aquecidos juntos, os produtos são chumbo metálico e dióxido de enxofre:
2 PbO(s) + PbS(s)  3 Pb(l) + SO2(g)
Se 14,0 g de PbO reagem de acordo com a equação acima, responda:
b) Quantas gramas de PbS são consumidas?
Dados (massas molares, g/mol): Pb = 207; O = 16,0; S = 32,1
		2 PbO(s)	PbS(s)		3 Pb(l)	SO2(g)
	equação					
	problema					
14,0 g
x g
2 x 223 g
239,1 g
46
Cálculos Estequiométricos
Exemplo 1: Quando sulfeto de chumbo(II) (PbS) e óxido de chumbo(II) (PbO) são aquecidos juntos, os produtos são chumbo metálico e dióxido de enxofre:
2 PbO(s) + PbS(s)  3 Pb(l) + SO2(g)
Se 14,0 g de PbO reagem de acordo com a equação acima, responda:
c) Quantas moléculas de SO2 são formadas?
Dados (massas molares, g/mol): Pb = 207; O = 16,0; S = 32,1
		2 PbO(s)	PbS(s)		3 Pb(l)	SO2(g)
	equação					
	problema					
14,0 g
x moléculas
2 x 223 g
6,02 x 1023 moléculas
X= 1,89x10-22 moléculas
47
Exemplo 2: 3,65 g de H2 e 26,7 g de O2 são misturados e reagem. Qual é a massa de H2O formada?
2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(l)
Dados (massas molares, g/mol): H = 1,01; O = 16,0
Cálculos Estequiométricos
1º Passo: converter em número de mols
	1 mol de moléculas de H2	2,02 g
	x	3,65 g
x = 1,81 mols de moléculas de H2
	1 mol de moléculas de O2	32,0 g
	x	26,7 g
x = 0,83 mols de moléculas de O2
2º Passo: comparação da razão molar
		2 H2(g)	O2(g)		2 H2O(l)
	Razão molar				
	Mols da reação				
1,66 mols
0,83 mol
2 mols
1 mol
limitante
Excesso
(0,15 mol)
48
Exemplo 2: 3,65 g de H2 e 26,7 g de O2 são misturados e reagem. Qual é a massa de H2O formada?
2 H2(g) + O2(g)  2 H2O(l)
Dados (massas molares, g/mol): H = 1,01; O = 16,0
Cálculos Estequiométricos
3º Passo: cálculo final
		2 H2(g)	O2(g)		2 H2O(l)
	equação				
	problema				
x g
0,83 mol
1 mol
2 x 18,0 g
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