CAPÍTULO 2

1
2º Unidade
Capítulo V
Funções Químicas ______________________________________________________________3
Questões do ENEM e Vestibulares_________________________________________________10
Capítulo VI
Reações Químicas_______________________________________________________________11
Questões do ENEM e Vestibulares_________________________________________________20
Capítulo VII
Estrutura e Propriedades dos Compostos Orgânicos_____________________________________22
Questões do ENEM e Vestibulares_________________________________________________34
Capítulo VIII
Séries Orgânicas e Isomeria (Química Orgânica)_______________________________________35
Questões do ENEM e Vestibulares_________________________________________________43
Organização:
Apoio:
2
Capítulo V
No nosso dia-a-dia, já experimentamos substâncias que
possuem sabor azedo, como o suco de limão. Outras apresentam
sabor adstringente como caju verde. Esses tipos de sabores
caracterizam dois grupos de substâncias: Ácido e Bases.
Ácidos
Os ácidos são encontrados em
muitos produtos comuns.
Os ácidos são muito comuns em nosso dia-a-dia: o vinagre (ácido acético), limão,
laranja e demais frutas cítricas contém o ácido cítrico, a bateria de automóvel, contém ácido
sulfúrico, ácido muriático, usado para a limpeza de azulejos, pisos, etc.
Ácidos são substâncias que, em solução aquosa, se ionizam produzindo como íon
positivo apenas cátion hidrogênio (H+).
O H+ será, então, o radical funcional dos ácidos:
HCl + H2O → H3O+ + ClHNO3 + H2O → H3O+ + NO3
Classificação dos Ácidos
Classificação dos ácidos quanto ao número de hidrogênios ionizáveis:
3
Capítulo V
•
Monoácidos - Apresentam apenas um hidrogênio ionizável.
HBr, HCl, HNO3, HF.
•
Diácidos - Apresentam dois hidrogênios ionizáveis.
H2SO4, H2CO3, H2S.
•
Triácidos - Apresentam três hidrogênios ionizáveis.
H3BO3, H3PO4.
•
Tetrácidos - Apresentam quatro hidrogênios ionizáveis.
H4SiO4, H4P2O7.
Classificação dos ácidos quanto à presença de oxigênio na molécula
•
Hidrácidos - Não apresentam oxigênio na molécula.
HBr, HCl, HF.
•
Oxiácidos - Apresentam oxigênio na molécula.
H4SiO4, H2SO4, H3PO4.
Nomenclatura
Ácidos Não-Oxigenados (ou hidrácidos) - Para denominar esse tipo de ácido, basta
escrever o nome do elemento, seguido da terminação ídrico:
HF - ácido fluorídrico
HBr – ácido bromídrico
HCl – ácido clorídrico
Ácidos Oxigenados (ou oxi-ácidos)- Exemplos de oxiácidos e seus respectivos
nomes:
Subgrupo do
Metal
Nox
Terminações
+2
OSO
+4
ICO
+3
OSO
+5
ICO
+4
OSS
+6
ICO
4A
5A e 7A
6A
Nomenclatura dos ácidos
4
Capítulo V
Fórmula
Nomenclatura
H2SO4
ácido sulfúrico
H2SO3
ácido sulfuroso
HNO3
ácido nítrico
HNO2
ácido nitroso
Alguns nomes terminam com o sufixo oso. O que será que isso quer dizer?
À primeira vista, parece que tem a ver com o número de átomos de oxigênios na
estrutura.
H2SO4 – 4 átomos de oxigênio – ácido sulfúrico
H2SO3 – 3 átomos de oxigênio – ácido sulfuroso
HNO3 – 3 átomos de oxigênio – ácido nítrico
HNO2 – 2 átomos de oxigênio – ácido nitroso
- 1 átomo de oxigênio
- 1 átomo de oxigênio
E como ficaria, então, a nomenclatura dos seguintes ácidos: HClO4, HClO3, HClO2 e
HClO?
Apenas os sufixos ico e oso não são suficientes para diferenciar esses quatro ácidos,
não é mesmo? O que fazer?
Fórmula
Nomenclatura
HClO4
ácido perclorico
HClO3
ácido clórico
HClO2
ácido cloroso
HClO
ácido hipocloroso
Observa-se novamente que a diferença entre os quatro ácidos listados acima é o
número de átomos de oxigênio. Mas não é só isso. Os diferentes sufixos e prefixos indicam o
estado de oxidação (também chamado de número de oxidação) do átomo central do ácido.
Bases (ou hidróxidos)
As bases sã o muito comuns em nossa vida
diária. Vários líquidos de limpeza usados na cozinha
contém base, como por exemplo, hidróxido de sódio. O
chamado “leite de magnésia”, usado para combater a
acidez estomacal, contém hidróxido de magnésio,
Mg(OH)2.
5
Capítulo V
Bases são compostos que, por dissociação iônica, liberam como íon negativo apenas o
ânion OH-, também chamado de hidroxila.
O OH- será, então, o radical funcional das bases:
NaOH → Na+ + OHCa(OH)2 → Ca+2 + 2 OH-
Classificação das Bases
De acordo com o número de hidroxilas (OH-)
•
Monobases - possuem apenas uma OHNaOH, NH4OH
•
Dibases - possuem duas OHCa(OH)2, Fe(OH) 2
•
Tribases - possuem três OHAl(OH) 3, Fe(OH) 3
•
Tetrabases - possuem quatro OHSn(OH) 4, Pb(OH) 4
De acordo com o grau de ionização - Bases fortes: quando o grau de ionização é
praticamente 100%. É o caso dos hidróxidos dos metais alcalinos e dos metais alcalinos
terrosos, que já são, iônicos por natureza.
NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2
Bases fracas - cujo grau de ionização é, em geral, inferior a 5%. É o caso do
hidróxido de amônio e dos hidróxidos dos metais em geral - excluídos os metais alcalinos
e alcalinos terrosos; que são moleculares por sua própria natureza.
NH4OH
De acordo com a solubilidade em água - Solúveis: hidróxido dos metais alcalinos e
hidróxido de amônio.
Pouco solúveis - hidróxido dos metais alcalinos terrosos.
Praticamente insolúveis - todos os demais.
Nomenclatura
Para dar nome a uma base, escrevemos hidróxido de seguido do nome do metal
(cátion).
6
Capítulo V
Hidróxido de _______________
(nome do elemento)
NaOH – hidróxido de sódio
NH4OH – hidróxido de amônio
Quando um mesmo elemento forma cátions com diferentes cargas, o número de carga
do íon é acrescentado no final do nome. Outra forma é acrescentar o sufixo -oso ao íon de
menor carga e –ico ao íon de maior carga.
ICO – Nox maior
Hidróxido de _______________
(nome do elemento)
OSO – Nox menor
Fe(OH)3 – Hidróxido férrico
Fe(OH)2 – Hidróxido ferroso
Sais
São compostos iônicos que possuem, pelo menos, um cátion diferente do H+ e um
ânion diferente do OH-.
Um sal é formado por um cátion B, proveniente da baase,e um ânion A, proveniente do
ácido, segundo o esquema:
NaCl, NaHSO4, Ca(OH)Cl
A reação entre um ácido e uma base de Arrhenius – chamada reação de neutralização
– forma um sal e água.
HCl + NaOH → NaCl + H2O
Ácido Base
Sal
Água
Classificação dos Sais
Quanto à presença de oxigênio
•
Sal halóide - não possui oxigênio
NaCl
•
Oxissal - Possui oxigênio
KNO3
Quanto aos ânions presentes
7
Capítulo V
•
Sal ácido - possui hidrogênio ionizável
NaHCO3
•
Sal básico - possui hidroxila
MgOHBr
Nomenclatura
O nome do sal é formado pela substituição do sufixo presente no nome do ácido de
origem pelo sufixo do radical presente no sal, segundo a tabela abaixo:
Ácido
Base
ÍDRICO
ETO
OSO
ITO
ICO
ATO
Notas:
1º. Sais formados por metais de número de oxidação variável apresentam duas
formas de nomenclatura:
FeCl2 – Cloreto de ferro II ou cloreto ferroso
FeCl3 - Cloreto de ferro III ou cloreto férrico
2º. A nomenclatura de sais ácidos e básicos seguem as formas apresentadas a
seguir:
Sal ácido
NaHCO3 – Carbonato ácido de sódio
Hidrogenocarbonato de sódio
Bicarbonato de sódio
Sal básico
MgOHCl – Cloreto básico de magnésio
Hidroxicloreto de magnésio
Óxidos
São compostos binários nos quais o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. Na
natureza são encontrados com grande freqüência, como por exemplo:
H2O – Água
SiO2 – Sílica (areia)
8
Capítulo V
CO2 – Gás carbônico
Fe2O3 – Hematita (minério de ferro)
MnO2 – pirolusita (minério de manganês)
Classificação e nomenclatura dos óxidos
Óxidos básicos ou anfóteros - São formados por metal + oxigênio e reagem com a
água para formar bases.
Na2O - óxido de sódio
Al2O3 - óxido de alumínio
Os óxidos dos metais de número de oxidação variável recebem 3 nomes:
Fe2O3 - Trióxido de diferro (contagem dos átomos)
Óxido de ferro III (Nox do metal em algarismo romano)
Óxido férrico (Terminção ICO para o maior Nox)
Óxidos ácidos (também chamados Anidridos) - São formados por oxigênio + ametal
e reagem com a água para formar ácidos.
Os anidros mais importantes são formados por ametais com número de oxidação
positivos que se encontram relacionados no quadro seguinte:
Subgrupo do
Metal
Nox
Terminações
+2
OSO
+4
ICO
+3
OSO
+5
ICO
+4
OSS
+6
ICO
4A
5A e 7A
6A
Nomenclatura dos ácidos
(Mono/Di/Tri/Tetra/etc...) + óxido de + (Mono/Di/Tri/Tetra/etc...)(Nome do Ametal)
CO2 - Dióxido de carbono;
N2O3 - Trióxido de dinitrogênio
Óxido de nitrogênio III
Anidrido nitroso
Óxidos neutros - Não reagem com a água
CO - monóxido de carbono
9
Capítulo V
O Mg(OH)2 em água (leite de magnésia) é consumido popularmente como laxante e
antiácido. De acordo com a equação abaixo, pede-se apontar as afirmativas corretas sobre
Mg(OH)2.
Mg(OH)2 (s) + H2O (l) → Mg+2(aq) + 2OH- (aq)
A) É uma substância básica.
B) Em água é pouco solúvel.
C) Em água produz uma solução neutra.
D) Em água produz um cátion e dois ânions.
E) Tem duas cargas positivas e uma negativa.
Em 1984, a Estátua da Liberdade, em Nova York, Estados Unidos, teve de ser restaurada
porque a poluição ácida corroeu a sua estrutura metálica. A precipitação ácida ocorre quando
aumenta, na atmosfera, a concentração de:
A) SO2
B) CO
C) MgO
D) NaOH
E) CaCO3
10
Capítulo VI
No Flash Descartável Ocorre Uma Reação de Síntese
Os flashes fotográficos descartáveis, bastante difundidos há
alguns anos, são fabricados com um filamento de magnésio metálico que,
na hora do “clic”, sofre uma reação com o oxigênio do ar:
2 Mg + O2 → 2MgO
Dois reagentes
Um único produto
Antes de utilizar o flash descartável, vemos um filamento feito de magnésio metálico
que depois do uso se transforma, por reação com o oxigênio, em óxido de magnésio. Deve-se
à energia liberada na reação a intensa luz branca que chega a ofuscar nossos olhos. Alguns
foguetes sinalizadores de socorro para aviões e navios também se baseiam nesse processo.
Trata-se do que os químicos chamam de reação de síntese ou de adição, aquela em que
existem dois ou mais reagentes e um único produto.
Introdução
Numa reação química, as moléculas (ou aglomerados iônicos) iniciais são
“desmontadas” e seus átomos são reaproveitados para “montar” as moléculas (ou aglomerados
iônicos) finais.
+
→
11
Capítulo VI
Duas moléculas de
hidrogênio (H2)
Duas moléculas de água
(H2O)
Uma molécula de hidrogênio
(O2)
São os reagentes que vão “desaparecer” durante a
reação.
São os produtos que “aparecem” após a
reação.
Podemos escrever essa reação mais rapidamente, escrevendo:
2 H2 + O2 → 2 H2O
A essa representação damos o nome de equação química.
Quando substâncias são transformadas em outras, dizemos que ocorreu um fenômeno
químico, isto é, ocorreu uma equação química.
Os coeficientes (2,1,2) indicam a proporção de moléculas que participam da reação.
(Não é costume escrever o coeficiente 1, que então, subentendido). O objetivo dos coeficientes
é igualar o número total de átomos de cada elemento no primeiro e no segundo membro da
equação.
Equações Iônicas
Quando uma reação envolve substâncias iônicas, podemos escrever apenas os íons
que nos interessam na explicação do fenômeno químico. Por exemplo:
H+ + OH- → H2O
equação iônica
Classificação Das Relações Químicas
As reações químicas podem ser classificadas segundo vários critérios. No momento
vamos classificá-las em:
•
Reações de síntese ou adição;
•
Reações de análise ou decomposição;
•
Reações de deslocamento ou de substituição ou de troca simples;
•
Reações de dupla troca ou dupla substituição.
Reações de Síntese (ou Adição)
Ocorre quando uma substância se divide em duas ou mais substâncias de estruturas
mais simples. Por exemplo:
12
Capítulo VI
Δ
2 HgO → 2 Hg + O2
Δ
2 KClO3 → 2KCl + 3O2
MnO2
Certas reações de análise ou de decomposição recebem n.
Reações de Análise (ou Decomposição)
Ocorre quando uma substância se divide em duas ou mais substâncias de estruturas
mais simples. Por exemplo:
2 HgO → 2 Hg + O2
Δ
2 KClO3 → 2 KC + 3 O2
MnO2
Certas reações de análise ou de decomposição recebem nomes especiais como:
Pirólise – decomposição pelo calor (na indústria é chamada também de calcinação);
Fotólise – decomposição pela luz
Eletrólise – decomposição pela eletricidade
Reações de Deslocamento (ou de Substituição, ou de Troca Simples)
Ocorrem quando uma substância simples reage com uma substância composta e
“desloca” desta última uma nova substância simples:
Fe + CuSO4 → FeSO4+ Cu↓
Fe + 2 HCl → FeCl2 + H2
Reações de Dupla Troca (ou Dupla Substituição)
Ocorrem quando dois compostos reagem, permutando entre si dois elementos ou
radicais e dando origem a dois novos compostos:
NaCl + AgNO3 → AgCl ↓ + NaNO3
FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S
13
Capítulo VI
Reações de Oxirredução
São reações que se processam com variação do número de oxidação de um ou mais
elementos. O aumento do número de oxidação e provocado pela perda de elétrons, sendo
denominado oxidação. A redução é a diminuição do número de oxidação, provocado por um
ganho de elétrons.
Redução
Diminuição do Nox
Ganho de elétrons
Oxidação
Aumento do Nox
Perda de elétrons
Exemplo de reação de oxirredução:
SnCl2 + 2 FeCl3 → SnCl4 + 2 FeCl2
Escrevendo os números de oxidação dos elementos sobre seus símbolos, teremos:
REDUÇÃO
OXIDAÇÃO
+2
-1
SnCl2 +
+3
-1
2 FeCl3 →
+4
-1
SnCl4 +
+2
-1
2 FeCl2
Nessa reação podemos identficar:
•
Elemento oxidado: Sn (sofre aumento do Nox)
•
Elemento reduzido: Fe ( sofre diminuição do Nox)
•
Elemento oxidante: Fe (se reduz, oxidando um outro elemento)
•
Elemento redutor: Sn ( se oxida, reduzindo um outro elemento)
•
Agente oxidante: FeCl3 (substância que contém o elemento oxidante)
•
Agente redutor: SnCl2 (substância que contém o elemento redutor)
Quando Ocorre Uma Reação Química?
Para duas substâncias reagirem quimicamente, é necessário que os reagentes tenham
uma certa afinidade química. Embora seja fácil constatar que existem reagentes “mais
reativos” e outros “menos reativos”.
14
Capítulo VI
Reações de Oxi-redução
Um reagente deve ter “vontade de ceder elétrons” e outro, “vontade de receber
elétrons”.
a. Os matais têm sempre a tendência para ceder elétrons, consequentimente, os
metais se oxidam e agem como redutores. Comparando vários metais, foi possível
determinar quais os metais com “maior tendência” e os que têm “menor tendência” para
ceder elétrons. Daí surgiu a “Fila da Reatividade”:
Por exemplo:
Os não-metais têm sempre a tendência para receber elétrons, consequentimente, os
não-metais se reduzem e agem como oxidantes. Podemos também arrumar os não-metais
numa Fila de Reatividade:
15
Capítulo VI
Por exemplo:
No primeiro copo ocorreu reação formando bromo (Br2), comprovando-se que o cloro
deslocou o bromo, sendo, portanto, mais reativo que ele:
Cl2 + 2 NaBr → Br2 + 2 NaCl
Reatividade Cl > Br
O cloro consegue deslocar o bromo
Já no segundo copo não houve reação, evidenciando- se que o bromo é menos reativo
que o cloro e, dessa forma, não consegue deslocá-lo:
Br2 + 2 NaCl → não ocorre Reatividade
Cl > Br
O bromo não consegue deslocar o cloro
Balanceamento Das Reações Químicas
O número total de átomos deve ser o mesmo nos dois membros da equação química.
Método Direto (ou das “tentativas”)
Conforme o próprio nome sugere, consiste em “tentar” encontrar os coeficiente
adequados fazendo elemento por elemento. Para facilitar o processo, devemos ajustar os
elementos na seguinte ordem:
1º. Metais
2º. Ametais
16
Capítulo VI
3º. Hidrogênio
4º. Oxigênio
Por exemplo: para balancear a equação: H2SO3 + Al(OH)3 → Al2(SO3)
Seguiremos os seguintes passos:
3
+ H2O
1º. Balancear o alumínio (metal)
H2SO3 +
2 Al(OH)3
→ Al2(SO3) 3 +
H2O
2º. Balancear o enxofre (ametal)
3H2SO3 +
2 Al(OH)3
→ Al2(SO3) 3 +
H2O
3º. Balancear o hidrogênio
3H2SO3 +
2 Al(OH)3
→ Al2(SO3) 3 + 3 H2O
6 hidrogênios
4º. Conferir o oxigênio, que nesse caso, já se encontra ajustado.
Desta forma, a equação balanceada fica:
3H2SO3 +
2 Al(OH)3
→ Al2(SO3) 3 + 3 H2O
Método de Oxi-Redução
As reações de oxirredução têm um número próprio de balanceamento, que se baseia
em igualar o número de elétrons cedidos pelo redutor ao recebido pelo oxidante. Por exemplo:
Balancear os coeficientes da seguinte reação de oxirredução:
S + HNO3 → H2SO4 + NO2 + H2O
17
Capítulo VI
Primeiramente, verificar os elementos que sofrem variação do número de oxidação:
OXIDAÇÃO
0
+1 +5 -2
S
+
+1 +6 -2
HNO3 →
+4 -2
+1
-2
H2SO4 + NO2 + H2O
REDUÇÃO
Em seguida, igualamos os números de elétrons cedidos aos recebidos:
0
-6é
+6
S
→
S (x 1)
+5
+1é
+4
N
→
N (x 6)
----------------------------------------------0
+5
1S +6N →
+6
+4
1S +6N
Depois, fixamos os coeficientes obtidos na equação original:
1S
+ 6 HNO3 →
1 H2SO4 + 6 NO2 + 2 H2O
Outros Tipos de Reações
Reações com oxigênio (Combustões)
O oxigênio é um ametal bastante reativo que consegue reagir com quase todos os
demais elementos químicos; a reação é, em geral, denominada queima ou combustão é produz
óxidos de vários tipos. Por exemplo:
2 Cu + O2 → 2 CuO
Reações com Hidrogênio
O hidrogênio reage com metais e com ametais de alta reatividade, formando hidretos.
Por exemplo:
18
Capítulo VI
H2 + Cl2 → 2 HCl
Reações com Água
Os metais alcalinos e alcalinos-terrosos reagem com água em temperatura ambiente,
formando hidróxidos correspondentes:
2Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2
A Chuva Ácida
A chuva ácida contém um certo grau natural de acidez, que não prejudica o
ambiente. No entanto, essa acidez pode sofrer alterações e aumentar muito quando a
água da chuva reage com dióxido de enxofre (SO2) e dióxido de nitrogênio (NO2). Esses
gases resultam, principalmente, da combustão do carvão mineral, do petróleo e de seus
derivados.
A reação desses dois gases com a água, podem se formar dois ácidos: o
sulfúrico e o nítrico, os quais são absorvidos pelas gotas de chuva, preciptando-se sob
a forma de chuva ácida.
Conseqüências - florestas podem ser destruídas, monumentos e paredes de
edifícios, estatuas e veículos são corroídos e etc.
19
Capítulo VI
Antes de um funileiro soldar peças de zinco galvanizadas, ele as limpa com uma solução de
ácido muriático (ácido clorídrico). Assinale a equação que mais bem representa a reação, bem
como sua classificação.
A) Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2 , reação de dupla troca
B) ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O; reação de decomposição
C) ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O; reação de dupla troca
D) Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2 , reação de decomposição
E) ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O; reação de oxidação
Alguns cuidados devem ser tomados por quem decide iniciar o cultivo do girassol. A
oleaginosa deve ser plantada em solos descompactados, com pH acima de 5,2 (que indica
menor acidez da terra). Conforme as recomendações da Embrapa, o agricultor deve colocar,
por hectare, 40 kg a 60 kg de nitrogênio, 40 kg a 80 kg de fósforo. O pH do solo, na região do agricultor,
é de 4,8. Dessa forma, o agricultor deverá fazer a "calagem".
Suponha que o agricultor vá fazer calagem (aumento do pH do solo por adição de cal virgem - CaO). De
maneira simplificada, a diminuição da acidez se dá pela interação da cal (CaO) com a água presente no
solo, gerando hidróxido de cálcio (Ca(OH)2) que reage com os íons H1+ (dos ácidos), ocorrendo, então,
a formação de água e deixando os íons Ca2+ no solo.
Considere as seguintes equações:
I.
CaO + 2H2O => Ca(OH)3
II. CaO + H2O => Ca(OH)2
III. Ca(OH)2 + 2H+ => Ca2+ + 2H2O
IV. Ca(OH)2 + H+ => CaO + H2O
O processo de calagem descrito acima pode ser representado pelas equações:
A) I e II
B) I e IV
C) II e III
D) II e IV
E) III e IV
Uma região industrial lança ao ar gases como o dióxido de enxofre e óxidos de nitrogênio,
causadores da chuva ácida. A figura mostra a dispersão desses gases poluentes.
20
Capítulo VI
Considerando o ciclo da água e a dispersão dos gases, analise as seguintes possibilidades:
I. As águas de escoamento superficial e de precipitação que atingem o manancial poderiam causar
aumento da acidez da água do manancial e provocar a morte dos peixes.
II. A precipitação na região rural poderia causar aumento de acidez do solo e exigir procedimentos
corretivos, como a calagem.
III. A precipitação na região rural, embora ácida, não afetaria o ecossistema, pois a transpiração dos
vegetais neutralizaria o excesso ácido.
A) pode ocorrer apenas a I.
B) pode ocorrer apenas a II.
C) podem ocorrer tanto a I quanto a II.
D) podem ocorrer tanto a I quanto a III.
E) podem ocorrer tanto a II quanto a III.
21
Capítulo VII
Leis Ponderais das Reações
Leis ponderais são leis que falam das massas das substâncias que participam das
reações químicas. As principais leis ponderais são:
• Lei de Lavoisier ou da conservação da massa, ou de conservação da matéria;
• Lei de Proust ou das proporções constantes, ou das proporções definidas, ou
das proporções fixas ou invariáveis;
• Lei de Dalton ou das proporções múltiplas.
Vejamos agora cada uma dessas leis, precedida de uma experiência típica que lhe dá
origem.
Lei de Lavoisier
Experiência
carbono + oxigênio → gás carbônico
C
+
O2
→ CO2
3g
+ 8 g → → 11g
Conclusão
Lei De Lavoiser
A soma das massas antes da
reação é igual à soma das
massas após a reação.
Veja que: 3 + 8 = 11
Lei de Proust
Experiência
Conclusão
22
Capítulo VII
carbono + oxigênio → gás carbônico
C
+
O2
→ CO2
3g
+ 8 g → → 11g
6g
+ 16→g
9g
+
24 g
22g
Lei de Proust
→ 33 g
A proporção das massas que
reagem
permanece
sempre
constante.
e assim por diante.
Veja que na segunda linha todas as massas dobram,
na terceira linha todas as massas triplicaram, e assim
por diante. Nesse caso, a matemática diz que embora
os números variem, a proporção entre eles
permanece constante.
Lei de Dalton
Experiência
Conclusão
carbono + oxigênio → gás carbônico
C
+
O2
→ CO2
carbono + oxigênio → monóxido de
2C + O2 → 2 CO
6g 8g
14g
carbono
Estas são duas reações diferentes que formam
produtos diferentes (CO2 e CO). Verifique, porém que,
para a mesma massa de oxigênio (8 gramas), a
massa do carbono pulou de 3 gramas para o dobro –
6 gramas
Lei De Dalton
Mudando-se a reação, se a
massa
de
um
participante
permanecer constante, a massa
do outro só poderá variar
segundo valores múltiplos.
Consequências das Leis Ponderais
Teoria Atômica Clássica
Em decorrência das leis ponderais mencionadas, Dalton propôs, em 1983, a Teoria
Atômica Clássica, que, em linhas gerais, dizia:
• Toda matéria é formada pro partículas extremamente pequenas, denominadas
Átomos;
23
Capítulo VII
• os átomos são INDIVISÍVEIS, não podendo ser criados nem destruídos durante a
reação química;
• todos os átomos de um mesmo elemento são iguais, enquanto os átomos de
elementos diferentes serão também diferentes em tamanho, massa, etc.;
• os átomos se unem em proporções simples e bem-definidas para formar os
compostos químicos.
Composição Centesimal das Substâncias
Uma consequência importante da Lei de Proust é que qualquer composto químico tem
uma composição constante em massa. Por exemplo: Cálculo da composição centesimal da
água, H2O:
a. Calcula-se, inicialmente, a massa molar da substância:
b. Estabeleceram-se regras de três com a massa molar da substância e a massa
do elemento, para o qual se deseja calcular a porcentagem:
Composição centesimal de H2O: 88,89% de oxigênio, 11,11% de hidrogênio.
Observe que quando a soma das porcentagens não é igual a 100%, deve-se arredondar o
maior valor de porcentagem encontrado, de tal forma, que a soma seja igual a 100%.
Composição centesimal de uma substância são as
porcentagens em massa dos elementos formados
dessa substância.
Cálculo Estequiométrico
É outra consequência importante da Lei de Proust. Para exemplificá-lo, vamos ver o
exemplo a seguir:
C + O2 → CO2
24
Capítulo VII
3g +
8g → 11g
E se a Lei de Proust garante que esta proporção é invariável, então poderemos
efetuar , por exemplo a seguinte regra de três:
C + O2 → CO2
Se 3g de C ----------- 11g de CO2
30g de C -----------
X
X = 110g de CO2
Ora, esta regra de três só é possível porque a proporção entre as massas de C e CO2
permanece constante conforme a Lei de Proust.
Através dos cálculos estequiométricos prevemos as quantidades das substâncias que
participarão de uma reação química.
Estudo Físico dos Gases
Vamos estudar agora algumas leis que pertencem mais à Física do que q Química.
Estas leis procuram mostrar como varia o volume de um gás quando variam a pressão e
temperatura a que ele está submetido. Antes, porém, vejamos algumas definições importantes:
• Estado de um gás são as condições de volume (V), pressão (P) e temperatura (T)
em que ele se encontra.
• O volume (V), a pressão (P) e a temperatura (T) são denominados variáveis de
estado.
• Transformações gasosas são variações de volume, pressão, temperatura sofridas
por uma determinada massa gasosa.
As transformações gasosas mais importantes são:
Transformações
Volume
Pressão
Temperatura
Isotérmica
Varia
Varia
Constante
Isobárica
Varia
Constante
Varia
Constante
Varia
Varia
Isomérica
ou isocórica
25
Capítulo VII
Também é muito importante que você conheça as unidades usuais em que são
expressos o volume, a pressão e a temperatura dos gases.
Volume
O volume dos gases é medido nas unidades usuais: mililitros (mL), centímetros cúbicos
(cm ), litros (l), metros cúbicos (m3), etc. É bom relembrar que:
3
1 mL = 1 cm3
1 L = 1000 mL = 1000 cm3
1 m3 = 1000 L = 1.000.000 mL (cm3)
Pressão
A pressão do gás é, usualmente, medida em
milímetros de mercúrio, unidade que resulta de uma
experiência clássica de Torricelli:
Quando um tubo completamente cheio com
Mercúrio é emborcado num recipiente contendo
também mercúrio, a altura h que o mercúrio “estaciona”
depende exclusivamente da pressão do ar atmosférico.
h
Esse aparelho denominado barômetro, serve
para medir a pressão atmosférica e, de um modo mais
geral, para medir a pressão de qualquer gás.
Se a experiência descrita for feita ao nível do
mar, a altura h será de 76 centímetros de mercúrio
(cmHg) ou 760 milímetros de mercúrio (mmHg) ou 760
torricelli (torr) ou, ainda, uma atmosfera (atm); em
resumo:
1 mmHg = 1 Torr
1 atm = 76 cmHg = 760 mmHg = 760 Torr
Temperatura
No Brasil, as temperaturas são medidas na chamada Escala Centesimal, Centígrada
ou Celsius - °C. No estudo dos gases, porém, usa-se a escala absoluta ou Kelvin – K, pois
essa escala traz grandes simplificações na leis e fórmulas em geral. Comparando a escala
Kelvin com a Escala Centígrada, temos:
26
Capítulo VII
Portanto, para transformar graus Celsius em Kelvin, temos:
C = K + 273
Leis Físicas dos Gases
Lei de Boyle (Transformação Isotérmica)
A temperatura constante, o volume ocupado por uma quantidade fixa de um gás é
inversamente proporcional à sua pressão. Donde resultam as seguintes representações:
Representação Matemática:
P1 V1 = P 2 V2
ou
P·V = constante
Representação Gráfica:
Hipérbole equilátera
Lei de Gay-Lussac (Transformação Isobárica)
A pressão constante, o volume de uma massa fixa de um gás varia linearmente com a
temperatura absoluta. Donde resultam as seguintes representações:
Representação Matemática:
V1
V2
=
T1
T2
ou
V
= Constante
T
27
Capítulo VII
Representação Gráfica:
Lei de Charles (Transformação Isométrica)
A volume constante, a pressão exercida por uma determinada massa gasosa é
diretamente proporcional à sua temperatura absoluta. Donde resultam as seguintes
representações:
Representação Matemática:
P1
P2
=
T1
T2
ou
P
= Constante
T
Representação Gráfica:
Equação Geral dos Gases
P1V1
P2V2
=
que é
T1
T2
chamada Equação Geral dos Gases. Note que ela só é válida para uma massa constante de
um mesmo gás.
Resumindo as três fórmulas, chegamos à fórmula matemática:
Teoria Cinética dos Gases
Em linhas gerais, a Teoria Cinética dos Gases diz que:
28
Capítulo VII
a. Todo gás é formado por partículas minúsculas (átomos, moléculas, íons) em
movimento livre, desordenado e com alta velocidade.
b. As partículas estão muito afastadas uma das outras, isto é, o espaço ocupado
pelas partículas é desprezível em face do espaço “vazio” existente no estado gasoso. Isso
explica por que os gases têm densidades baixas, podem ser facilmente comprimidos e se
misturam com muita facilidade. Além disso, estando muito afastadas, as partículas se
atraem muito pouco, o que explica a expansão fácil dos gases e sua grande dilatação
frente ao calor.
c. As partículas se chocam entre si e contra as paredes do recipiente, de forma
perfeitamente elástica, isto é, sem perder energia. Isso explica por que o movimento das
partículas é perpétuo; além disso, é fácil compreender que a pressão que o gás exerce
dentro de um recipiente é o resultado dos choques de suas partículas contra as paredes
do recipiente.
Gás Perfeito e Gás Real
Chama-se gás perfeito ou gás ideal o gás que obedece, rigorosamente, às leis Leis
Física dos Gases (Lei de Boyle-Mariotte, Gay-Lussac e Charles), em quaisquer condições de
pressão e temperatura; além disso, o gás perfeito ou ideal deve se encaixar perfeitamente no
modelo descrito pela Teoria Cinética dos Gases.
Na prática, entretanto, um gás comum, que chamaremos de gás real, sempre se
afasta do comportamento de uma gás perfeito, principalmente sob pressões muito altas e/ou
temperaturas muito baixas. Nesses casos, o volume do gás se reduz e as partículas se
avizinham, passando umas a ”atrapalhar” o movimento das outras; como consequência, o
comportamento do gás passa a contrariar a Teoria Cinética dos Gases
Desse modo, podemos concluir que um gás real se aproxima do “gás perfeito” à
medida que a pressão diminui e a temperatura aumenta; em outras palavras, um gás será tanto
mais perfeito quanto mais rarefeito ele estiver.
Conceitos e Cálculos Decorrentes das Leis e da Teoria Atômico-Molecular
As massas pequenas geralmente são expressas na unidade gramas (massa absoluta),
mas quando se trata de massas extremamente pequenas, como no caso dos átomos, isto é
impossível.
Logo, ao se tratar da massa de átomos (massas atômicas) e da massa das moléculas
(massas moleculares), devemos abandonar a unidade gramas e utilizar outra que é mais
própria.
Massa Atômica (MA)
O átomo tomado como padrão para a determinação de massas atômicas é o isótopo
de carbono cujo número de massa é 12, e a massa atômica é definida da seguinte maneira:
29
Capítulo VII
1 Unidade De Massa Atômica = 1 u =
1
da massa do 12C = 1,66 x 10-24 g
12
Assim, quando dizemos que a massa atômica do ferro é igual a 56 u, significa que o
átomo de ferro é 56 vezes mais pesado que 1/12 da massa do isótopo 12 do carbono.
Número de Avogrado
O cientista italiano Amedeu Avogrado determinou através de cálculos relativamente
complexos, que na massa atômica expressa em gramas de qualquer elemento químico existe
o mesmo número de átomos. Esse número, denominado Número de Avogadro (N) é igual a
6,02 x 1023.
O número de Avogrado é o número de átomos (ou de moléculas) existentes em um
átomo-grama (ou molécula-grama) de qualquer elemento químico (ou substância simples).
Desse modo, em 56 gramas de ferro ou em 23 gramas de sódio ou em 12 gramas de
carbono existem 6,02 x 1023. Por exemplo:
Determinar o número de átomos existentes em 120 gramas de cálcio.
Consultando a Tabela Periódica, verificamos que:
Cálcio – Ca
MA = 40 u
Massa atômica expressa em gramas = 40 gramas
40g de cálcio ------------ 6,02 x 1023
120 g de cálcio ----------
x
X = 1,8 x 10 átomos
24
Massa Molecular
Uma molécula é formada por átomos. Logo, a sua massa é igual à soma dos átomos,
sendo por isso, expressa em unidades de massa atômica. Por exemplo:
A massa molecular da glicose (C6H12O6) é dada por:
MM = (12X6) + (1X12) + (16x6) = 180 u
Esse resultado mostra que a molécula de glicose é 180 vezes mais pesada que 1/12
da massa do isótopo 12 do carbono. Por exemplo: determinar o número de moléculas
existentes em 80 gramas do gás metano (CH4).
30
Capítulo VII
CH4
MM = (12x1) + (1x4) = 16u
Massa molecular expressa em gramas 16 g
16 g de metano ----------- 6,02 x 1023 moléculas
80 g de matano ----------- x
X = 3 x 1024 moléculas
MOL
Mol é a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas entidades
elementares quanto são os átomos contidos em 0,012 Kg do isótopo 12 do carbono.
Sabemos, com base nos conceitos apresentados anteriorme que 0,012 Kg (12g) d
isótopo 12 do carbono contêm 6,02 x 10 23 átomos. Desse modo, podemos dizer que mol é a
quantidade de matéria de um sistema que contêm 6,02 x 1023 entidades elementares, o que
nos permite afirmar que:
1 mol de íons =
1 mol de átomos =
1 mol de moléculas =
íons;
átomos;
moléculas;
1 mol de elétrons =
elétrons;
1 mol de alfinetes=
alfinetes;
Notas:
1º. A massa atômica expressa em gramas, de um elemento, é denominada massa
molar (MM) desse elemento, uma vez que contém 1 mol de átomos. Por exemplo:
Magnésio – Mg
MA = 24,5 u
MM= 24,5 g/mol
Assim, em 24,5 g de magnésio existem 6,02 x 1023 átomos.
2º. A massa molecular, expressa em gramas, de uma substância, é denominada
massa molar dessa substância. Por exemplo:
Monóxido de carbono – CO
31
Capítulo VII
MA = 12 + 16 = 28u
MM= 28g/mol
Assim, em 28g de CO existem 6,02 x 1023 moléculas.
3º. O número de mols de moléculas (n) existentes numa amostra de uma substância
é dado por:
n=
m
MM
Volume Molar
Volume molar é o volume ocupado por 1 mol de moléculas de um gás, em
determinadas condições de temperaturas e pressão.
Nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP), onde a temperatura é igual
a 0 ºC e a pressão é igual a 1 atm, observa-se que 1 mol de moléculas de um gás com
comportamento ideal ocupa um volume que é aproximadamente igual a 22,4L.
CNTP
1 mol de moléculas de gás ideal ----------------- 22,4 L
( 0 ºC, 1 atm)
Exemplo
1º. Calcular o volume ocupado por 5 mols de moléculas de um gás ideal, nas CNTP.
1 mol de moléculas ------------- 22,4 L
5 mols de moléculas -----------
x
X = 112 L
2º. Calcular o número de moléculas existentes em 89,6L de um gás ideal, nas CNTP.
6 X 1023 ---------------- 22,4L
X
---------------- 89,6 L
X = 2,4 x 1024 moléculas
Equação de Clapeyron
As grandezas de um gás ideal (número de mols de moléculas, volume, temperatura e
pressão) relacionam-se através de uma expressão matemática denominada Equação de
Clapeyron ou equação geral de estado de um gás. A Equação de Clapeyron é definida por:
PV = nRT
32
Capítulo VII
m
Tendo em vista que n = MM
, podemos também escrevê-la:
m
PV = MM
RT
Nestas expressões temos:
P = pressão do gás
1 atm = 760 mmHg
1 atm = 1,013×105 Pa
V = volume do gás – em litros (L)
n = número de mols do gás
R = Constante dos gases.
Essa constante pode assumir os seguintes valores:
R = 0,082
atm.L
J
= 8,31
mol.K
mol.K
m = massa do gás
T = temperatura do gás, obrigatoriamente em Kelvin
Densidade dos Gases
Densidade Absoluta
Densidade absoluta ou massa específica de um gás, em determinada pressão e
temperatura, é quociente entre a massa e o volume do gás, nas condições consideradas de
pressão e temperatura.
Matematicamente: d =
m
V
Podemos calcular a densidade absoluta, em qualquer pressão e temperatura com o
auxílio da Equação de Clapeyron:
PV =
m
m
PMM
RT →
=
MM
V
RT
33
Capítulo VII
Sabendo-se que a fórmula molecular do ácido oxálico é H2C2O4, sua composição centesimal
será: (Dadas as massas atômicas: H=1 , C=12 e O=16)
A) 16,30% de hidrogênio, 29,70% de carbono e 54,00% de oxigênio
B) 3,74% de hidrogênio, 37,40% de carbono e 58,86% de oxigênio
C) 2,22% de hidrogênio, 26,67% de carbono e 71,11% de oxigênio
D) 26,67% de hidrogênio, 32,23% de carbono e 41,10% de oxigênio
E) 8,23% de hidrogênio, 17,47% de carbono e 73,30% de oxigênio
A porcentagem em massa do carbono no clorofórmio, CHCl3, é:
A) 1%
B) 10%
C) 12%
D) 24%
E) 50%
34
Capítulo VIII
Séries Orgânicas
Série Homóloga
É a seqUência de compostos pertencentes à mesma função orgânica e que diferem
entre si por um ou mais grupos CH2.
Por exemplo, nos hidrocarbonetos temos as séries homólogas dos:
•
Alcanos – hidrocarbonetos acíclicos e saturados:
CH4 ----------------------------------------------- CH4
+ CH2
CH3 – CH3 -------------------------------------- C2H6
+ CH2
CH2 – CH3 --------------------------------------- C3H8
CH3 -CH2 – CH2 – CH3 ----------------------- C4H10
+ CH2
Fórmula Geral: CnH2n+2
•
Alcenos – hidrocarbonetos acíclicos com uma dupla ligação
CH2 = CH2 ----------------------------------------- C2H4
+ CH2
CH3 = CH – CH3 ---------------------------------- C3H6
CH2 =CH – CH2 – CH3 -------------------------- C4H8
+ CH2
Fórmula Geral: CnH2n
35
Capítulo VIII
•
Alcinos – hidrocarbonetos acíclicos com uma tripla ligação
CH ≡ CH ---------------------------------------------- C2H2
+ CH2
H ≡ C – CH3 ---------------------------------------- C3H4
HC ≡ C – CH2 – CH3 ------------------------------- C4H6
+ CH2
Fórmula Geral: CnH2n - 2
Os compostos formadores de uma érie homóloga são denominados HOMÓLOGOS
entre si; suas propriedades químicas são semelhantes, pois pertencem à mesma função
química e suas propriedades físicas vão variando gradativamente, à medida que aumenta o
tamanho da cadeia carbônica.
Série Isóloga
É uma sequência de compostos que diferem entre si por um ou mais H2.
CH3 -CH2 – CH2 – CH3
-H2
CH2 =CH – CH2 – CH3
CH = C – CH2 – CH3
-H2
Os compostos formadores de uma série isóloga são denominados ISÒLOGOS entre si.
Eles diferem pela saturação ou pela ciclização. Em geral, essas propriedades físicas são
semelhantes, pois as massas moleculares são próximas. Suas propriedades químicas, porém,
são bem diferentes, pois a estrutura molecular vai mudando.
Série Heteróloga
É conjunto de compostos de funções diferentes contendo, porém, o mesmo número de
átomos de carbono.
Nos exemplos a seguir, todos os compostos têm dois átomos de carbono:
CH3 - CH3 ---------------------------------------------- C2H6
CH3 – CH2OH ----------------------------------------- C2H6O
O
//
H3C – C
\
------------------------------------------ C2H4O
H
36
Capítulo VIII
Isomeria
É o fenômeno da existência de duas ou mais substâncias diferentes com a mesma
fórmula molecular.
Isomeria Plana
Pode ser dividida em cinco casos a saber:
Isomeria de cadeia – pertencem à mesma função, mas apresentam diferentes
classificações de suas cadeias.
CH3 – CH2 – CH2 – CH3
n – Butano
Cadeia Normal
CH3 – CH – CH3
Metil Propano
CH3
C4H10
Cadeia Ramificada
Isomeria de posição – ocorre quando os isômeros pertencem à mesma função,
possuem a mesma cadeia, mas diferem na posição de um radical ou de uma insaturação.
CH3 – CH = CH - CH3
2 – buteno
CH3 – CH2 – CH2
|
OH
CH2 = CH – CH2 – CH3
C4H8
C4H8O
1- buteno
CH3 – CH2 – CH2
|
OH
1- propanol
2- propanol
Isomeria de função – pertencem à funções diferentes.
H3C - CH2 – OH C2H6O
Álcool
C2H6O
H3C - O - CH3
Éter
Isomeria de compensação ou metameria – isômeros pertencem à mesma função,
mas diferem no número de carbonos em cada radical ligado ao heteroátomo.
37
Capítulo VIII
CH3 – CH2 – O – CH2 – CH3
C4H10O
etoxietano
CH3 – O – CH2 – CH2 - CH3
metoxipropano
Tautomeria – ocorre quando se estabelece um equilíbrio dinâmico entre um
determinado par de isômeros.
equilíbrio aldo-enólico
Isomeria Espacial
A isomeria espacial divide-se em:
•
Isomeria cis-trans ou geométrica;
•
Isomeria óptica.
Isomeria Cis-Trans (ou Geométrica)
Na isomeria geométrica (Cis-trans e Z-E) os isômeros são compostos que possuem a
distribuição espacial diferente. Este tipo de isomeria ocorre casos existam ligações duplas ou
cadeia fechada ou se os ligantes estiverem ligados à carbonos diferentes. Os isômeros podem
ser classificados como cis ou trans, referindo-se a posição de grupos ligantes, quando esses
forem iguais, dois a dois. Outra denominação pode ser Z ou E, quando os grupos ligantes
forem diferentes, assim classifica-se quanto a massa (“peso”) atômica.
Assim,
“Cis” – quando os ligantes situam-se no mesmo lado da molécula
38
Capítulo VIII
“Trans” - quando os ligantes iguais estão opostos na molécula
Z – quando os ligantes de maior massa situam-se no mesmo lado da molécula
E - quando os ligantes de maior massa não se situam no mesmo lado da molécula
Exemplo: Consideremos o ácido butenodióico
Na molécula deste composto os dois grupos carboxílicos podem ficar de um mesmo
lado ou em lados opostos em relação ao plano determinado pela ligação pi; por isto existem
duas moléculas diferentes, correspondem dois compostos diferentes que são os dois isômeros
geométricos do ácido butenodióico.
O isômero cuja molécula apresenta os dois grupos carboxílicos de um mesmo lado do
plano determinado pela ligação pi chama-se Cis; o isômero cuja molécula apresenta os dois
grupos carboxílicos em lados opostos em relação ao plano determinado pela ligação pi chamase Trans.
O ácido butenodióico cis é chamado Ácido Malêico e o trans é chamado Ácido
Fumárico.
Exemplo:
39
Capítulo VIII
Exemplo:
Exemplo:
Exemplo:
Isomeria Óptica
Substâncias opticamente ativas são as que têm a propriedade de desviar o plano de
vibração da luz polarizada.
Substâncias dextrógiras são as que desviam o plano de vibração da luz polarizada
para a direita. Substâncias levógiras são as que desviam o plano de vibração da luz polarizada
para a esquerda.
Isomeria óptica é um caso de estereoisomeria que ocorre em compostos formados por
Moléculas Assimétricas. O átomo de carbono que está ligado a quatro radicais diferentes
entre si (a, b, c, d) chama-se carbono assimétrico (comumente representado por C*). Toda
molécula que apresenta 1C* é assimétrica, e como tal, produz ao espelho plano uma imagem
que não pode sobrepor ao objeto. A estas duas moléculas (objeto e imagem ao espelho plano)
correspondem dois isômeros opticamente ativos, um dextrógiro e outro levógiro, os quais são
denominados antípodas ópticos, enantiômero ou enantiomorfos.
40
Capítulo VIII
Na isomeria óptica os isômeros são compostos assimétricos (quirais) que, a pesar de
possuírem propriedades químicas e físicas semelhantes (como ponto de fusão e ebulição),
apresentam efeito fisiológico distinto e desviam diferentemente a luz polarizada.
Regra de Van’ t Hoff
Quando uma molécula possui n carbonos assimétricos diferentes, o número de
isômeros ativos (IOA) é dado por:
IOA = 2n
Exemplo:
Ácido lático
n=1
→ IOA = 21 = 2
O ácido lático apresenta somente 1 carbono assimétrico na molécula, ela possui dois
isômeros ópticos ativos.
Uma mistura equimolar (mistura de igual número de mols de moléculas) dos dois
enantiômeros é opticamente inativa, uma vez que um anula o desvio do outro. Essa mistura é
denominada mistura racêmica.
Os isômeros opticamente ativos se apresentam sempre na forma de pares d-l, e cada
um desses pares pode produzir uma mistura racêmica. Desse modo, o número de misturas
racêmicas (MR) é sempre igual a metade do número de isômeros ópticos ativos.
MR =
IOA
2n
=
2
2
MR = 2 n-1
Exemplo:
2 – bromo – 3 - metilpropano
n=2
IOA = 22 = 4
MR = 2
41
Capítulo VIII
Nesse caso, existem 4 isômeroS opticamente ativos e 2 misturas racêmicas. Desses 4
isômeros ativos, 2 são dextrógeros (d1 e d2) e 2 são levógiros (I1 e I2).
Um par dos isômeros que não produz mistura racêmica (como d1 com I2, d2 com I1, etc)
é denominado par de diasteroisômero.
42
Capítulo VIII
As ligações químicas nos compostos orgânicos podem ser do tipo sigma ou pi. A ligação é
formada pela interação de dois orbitais atômicos, segundo o eixo que une os dois átomos, ao
passo que na ligação , a interação dos orbitais atômicos se faz segundo o plano que contém
o eixo da ligação.
Na estrutura representada acima, tem-se:
A) 2 ligações s e 6 ligações p
B) 2 ligações s e 8 ligações p
C) 4 ligações s e 4 ligações p
D) 6 ligações s e 2 ligações p
E) 8 ligações s e 2 ligações
Na molécula de propeno (CH2 = CH – CH3), qualquer um dos carbonos com hibridização sp2
apresenta:
A) 1 ligação sigma e 3 ligações pi
B) 4 ligações sigma e 2 pi
C) 2 ligações sigma e 2 pi
D) 3 ligações sigma e 1 ligação pi
Tal como o CO2, o CH4 também causa o efeito estufa, absorvendo parte da radiação
infravermelha que seria refletida da Terra para o espaço. Esta absorção deve-se à estrutura
das suas moléculas que, no caso destes dois compostos, apresentam, respectivamente,
ligações:
Números atômicos: H = 1; C = 6; O = 8
A) p e σ s.
B) p e σ s-sp3.
C) p e σs-p.
D) σ s e p.
E) σ s-sp3 e p.
43