Alotropia

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Matéria e suas transformações – Classificação
periódica dos elementos – Compostos Inorgânicos I
– Módulos
9 – Alotropia
10 – Tabela periódica. Grupos e períodos
11 – Localização do elemento na tabela periódica
12 – Propriedades periódicas e aperiódicas
13 – Compostos inorgânicos I. Conceito de (Arrhenius)
14 – Nomenclatura dos ácidos
15 – Conceito e nomenclatura das bases
16 – Reação de neutralização
Dmitri Ivanovitch Mendeleev (1834-1907)
Pai da Tabela Periódica Moderna.
9
Alotropia
1. Conceito de alotropia
Substâncias simples formadas
pelo mesmo elemento químico
Os elementos não devem ser confundidos com
as substâncias simples correspondentes, visto que
são entes distintos; um exemplo bastante elucidativo é
dado pelo carbono e as substâncias simples grafita e
diamante. Não existe a substância carbono, bem como
não há átomos de grafita ou diamante. O correto é falar:
elemento carbono, substância grafita, substância
diamante, átomos de carbono.
Um elemento químico pode dar origem a diversas substâncias simples; tais substâncias são denominadas variedades ou formas alotrópicas do elemento considerado e, como exemplos, podemos citar:
• Alotropia • Atomicidade
• Estrutura cristalina
Elemento
oxigênio (O)
Formas alotrópicas
oxigênio, O2
ozônio, O3
enxofre (S)
enxofre α (rômbico), S8
enxofre β (monoclínico), S8
fósforo (P)
fósforo branco, P4
fósforo vermelho, Pn
carbono (C)
grafita, Cn
diamante, Cn
QUÍMICA
177
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2. Diferenças entre os alótropos
Os estados alotrópicos de um elemento podem
diferir pelo número de átomos presentes na molécula
(atomicidade) ou pela estrutura cristalina.
• na atomicidade da molécula – é o que acontece
com o oxigênio e o ozônio, cujas moléculas possuem atomicidade (n.o de átomos) igual a 2(O2) e 3(O3), respectivamente.
?
• na estrutura cristalina – como acontece com a
grafita e o diamante, que cristalizam respectivamente
nos sistemas hexagonal e cúbico.
Diamante e grafita são
formados só por carbono.
Diferem pela estrutura cristalina
Saiba mais
OZÔNIO: NOSSA
PROTEÇÃO NA ESTRATOSFERA
Na estratosfera, a camada de gás ozônio protege o
planeta da radiação perigosa (ultravioleta) do Sol. A
baixas altitudes, o ozônio é prejudicial, pois torna a
respiração difícil, danifica a vegetação, corrói
materiais metálicos e os de borracha e acelera a
formação da chuva ácida. Substâncias poluentes e
os compostos CFC (clorofluorcarbonetos), existentes nos aerossóis (“sprays”), aceleram a transformação do ozônio em oxigênio, diminuindo assim a camada de ozônio.
2O3 → 3 O2
Diamante.
Outro exemplo: fósforo branco (P4) e fósforo
vermelho (Pn).
Grafita.
No diamante, cada átomo está ligado a quatro outros
átomos, enquanto na grafita cada átomo liga-se a três
outros, formando uma pilha de camadas.
178
QUÍMICA
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Uma diferença desse tipo também ocorre entre as formas alotrópicas do enxofre, que diferem na arrumação das
moléculas S8 no espaço. A molécula de enxofre consiste em 8 átomos de enxofre ligados em ziguezague e formando
uma cadeia fechada.
No cristal de enxofre rômbico ou monoclínico há um grande número de moléculas S8 arrumadas em ordem no espaço.
3. Propriedades físicas
dos alótropos. Diamante
e grafita: tão diferentes e
formados pelos mesmos átomos!
As propriedades físicas dos alótropos de cada elemento são sempre diferentes, como observamos pelos
dados a seguir.
O oxigênio é um gás incolor, insípido e inodoro, de
densidade 1,429g/litro (a TPN) que funde a – 218,9°C e
ferve a – 183°C, enquanto o ozônio é um gás azul pálido
de odor irritante, de densidade 2,144g/litro (a TPN) que
funde a – 249,6°C e ferve a – 112,3°C.
Nota: TPN = temperatura e pressão normais (0°C e
1 atmosfera).
Usando grafita
C(gr) + O2 → CO2 + 94052 calorias
4. Propriedades
químicas dos alótropos
Usando diamante
No tocante às propriedades químicas, verificamos
que elas diferem apenas no que diz respeito aos as-
?
pectos energéticos e às velocidades com que as reações
ocorrem; assim, por exemplo, os fósforos branco e
vermelho reagem ambos
a) com o oxigênio em excesso, formando anidrido
fosfórico (P2O5).
b) com gás cloro, formando os cloretos de fósforo
(PCl5, PCl3).
c) com o ácido nítrico (HNO3), formando o ácido
fosfórico (H3PO4) etc.
Todavia, a variedade branca reage mais facilmente
que a vermelha.
O caso do carbono também é elucidativo, pois tanto
grafita como diamante reagem com oxigênio, formando
gás carbônico. A diferença está na quantidade de energia
liberada.
C(d) + O2 → CO2 + 94502 calorias
Notamos, então, que a queima do diamante libera
mais energia (é mais exotérmica) que a queima da grafita.
Saiba mais
1985: DESCOBERTA NOVA MOLÉCULA
FORMADA SOMENTE POR ÁTOMOS DE CARBONO
Em 1985 foi divulgada em uma publicação científica a descoberta de
uma molécula tridimensional de carbono, na qual os átomos formam
uma esfera com 12 pentágonos e 20 hexágonos, como uma bola de futebol. Em homenagem ao arquiteto e pensador norte-americano
Buckminster Fuller, a molécula foi denominada buckminsterfullerene ou
simplesmente buckyball, ou ainda futeboleno.
Essa molécula com 60 átomos de carbono é uma variedade alotrópica
do carbono. Outras moléculas com pequeno número de átomos de carbono foram descobertas e a essa classe
de moléculas deu-se o nome de fulerenos: C60, C90, C120 etc.
No Portal Objetivo
Para saber mais sobre o assunto, acesse o PORTAL OBJETIVO (www.portal.objetivo.br) e, em “localizar”, digite QUIM1M118
QUÍMICA
179
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 180
(UFSCar-SP – Modificado – MODELO
ENEM) – Diversos gases formam a atmosfera
da Terra, sendo que a quantidade de alguns
deles vem aumentando por ação antropogênica, o que pode causar problemas. O oxigênio, em suas diferentes formas alotrópicas,
tem funções distintas e essenciais para a
manutenção da vida no planeta.
Escreva a fórmula química das duas formas
alotrópicas mais comuns do oxigênio, apontando a função de cada uma delas relacionada
com a manutenção da vida na Terra.
a) O – gás vital; O2 – essencial na respiração
b) O2 – gás essencial na respiração; O3 –
camada de ozônio
c) O3 – gás essencial na respiração; O2 –
poluente na troposfera
d) O3 – poluente na troposfera; O2 – poluente
na estratosfera
e) O2 – camada que absorve ultravioleta; O3 –
essencial na respiração
Resolução
O elemento oxigênio (O) forma duas substâncias simples (formas alotrópicas) diferentes.
Gás oxigênio: O2
Gás ozônio: O3
O gás oxigênio (O2) é o gás vital, essencial na
respiração. O gás oxigênio promove a
combustão dos alimentos, liberando a energia
necessária para a realização dos processos
necessários para a manutenção da vida.
O gás ozônio é poluente na troposfera, mas na
estratosfera forma uma camada que absorve a
maior parte da radiação ultravioleta proveniente
do Sol, permitindo a manutenção da vida.
Resposta: B
(MODELO ENEM)
1985: DESCOBERTA NOVA MOLÉCULA
FORMADA SOMENTE POR ÁTOMOS DE
CARBONO
Em 1985 foi divulgada em uma publicação
científica a descoberta de uma molécula
tridimensional de carbono, na qual os átomos formam uma esfera com 12 pentágonos
e 20 hexágonos, como uma bola de futebol.
Em homenagem ao arquiteto e pensador
norte-americano Buckminster Fuller, a molécula foi denominada buckminsterfullerene ou
simplesmente buckyball, ou ainda futeboleno.
(U.U.UNIP-BRASÍLIA – MODELO ENEM) – Imagine que
uma espaçonave proveniente da Terra tenha chegado a um
planeta distante e, a partir de seus equipamentos apropriados,
tenha realizado análises da composição do solo e da atmosfera
desse planeta.
A tabela apresentada abaixo mostra o resultado obtido:
Espécie Química
% na atmosfera
% no solo
O2
78,00
–––
O3
10,00
–––
CO2
0,03
–––
N2
–––
–––
H2O
0,08
5,00
Pu
–––
10,00
Cl
–––
40,00
outras
11,89
45,00
Os números atômicos dos elementos citados no quadro acima
são: 8O, 6C, 7N, 1H, 94Pu, 17Cl.
A partir das informações fornecidas e dos seus conhecimentos
sobre os assuntos relacionados, pode-se concluir que:
a) A atmosfera do planeta não apresenta alótropos.
b) Evidencia-se claramente a existência de seres vivos a partir
da constatação da presença de H2O e CO2 no planeta.
c) Todos os elementos químicos encontrados no planeta em
questão são naturais na Terra.
d) A porcentagem de O2 no solo e na atmosfera do planeta é
totalmente diferente daquela existente na Terra.
180
QUÍMICA
O número de átomos de carbono existente na
molécula e o número de arestas apresentada
pela bola de futebol são respectivamente
a) 90 e 60
b) 60 e 90
c) 60 e 60
d) 60 e 180
e) 180 e 180
Resolução
Em cada vértice há um átomo de carbono.
1 pentágono tem 5 vértices e 5 arestas.
12 pentágonos têm 60 vértices e 60 arestas.
1 hexágono tem 6 vértices e 6 arestas.
20 hexágonos têm 120 vértices e 120 arestas.
Cada vértice pertence a 3 faces.
60 + 120
Número de vértices = ––––––––– = 60
3
Cada aresta pertence a 2 faces.
60 + 120
Número de arestas = ––––––––– = 90
2
Resposta: B
RESOLUÇÃO:
a) Errado.
O2 e O3 são alótropos.
b) Errado.
Somente a presença de H2O e CO2 não evidencia a existência
de seres vivos.
c) Errado.
O plutônio (Pu) é artificial.
d) Certo.
Na atmosfera terrestre há 78% em volume de N2 e na crosta
terrestre ocorre 47% de oxigênio.
Resposta: D
Por que a queima da grafita e do diamante conduzem à
formação do mesmo produto de reação?
RESOLUÇÃO:
São formados pelos mesmos átomos.
C(d) + O2 → CO2
C(gr) + O2 → CO2
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 02/10/12 15:35 Página 181
�
(UNICAMP-SP) – Há poucos anos, cientistas descobriram
que está ocorrendo um fenômeno que pode afetar muito o
equilíbrio da biosfera da Terra. Por esta contribuição, os
químicos Mário Molina, Paul Crutzen e F. Sherwood Rowland
receberam o Prêmio Nobel de Química em 1995.
I)
CF2Cl2(g) → Cl(g) + CF2Cl(g)
II)
Cl(g) + O3(g) → ClO(g) + O2(g)
III) ClO(g) + O(g) → Cl(g) + O2(g)
a) Que fenômeno é este?
b) Considerando as equações químicas acima, qual é a
substância, resultante da atividade humana, que provoca
este fenômeno?
c) Pode-se dizer que esses fenômenos levam à formação de
um alótropo para outro? Justifique.
RESOLUÇÃO:
a) Diminuição da camada de ozônio (buraco na camada de
ozônio).
b) Aerossóis formados por clorofluorcarbonetos (CFC).
c) Sim. Verifique que o O3 é reagente na reação II e o O2 é o
produto nas reações II e III.
Este fenômeno está esquematizado na figura e, em termos
químicos, pode ser representado de maneira simples pelas
seguintes equações químicas:
10
A
NATUREZA
Tabela periódica.
Grupos e períodos
ORDENADA
NUM
QUEBRA-CABEÇA
Mendeleev, o pai da tabela periódica moderna.
Nem sempre o conhecimento já nasce organizado. Foi justamente por irritar-se com a falta de sistematização dos dados
conhecidos em Química, no século XIX, que um professor
russo do Instituto Técnico da Universidade de São Petersburgo
• Número atômico • Período • Grupo
começou a pregar dezenas de cartõezinhos num quadro, na parede do laboratório. Em cada um deles estava escrito o nome e
as propriedades de um elemento químico entre os conhecidos
na época, cerca de sessenta. O nome do professor: Dmitri Ivanovich Mendeleev (1834-1907). Ele procurava alguma pista para
a ordem em que a natureza os criou.
O conceito de elementos químicos – as substâncias mais
simples e puras, que constituem todos os materiais – tinha sido
definido dois séculos antes, pelo químico inglês Robert Boyle
(1627-1691). Mas, até o tempo de Mendeleev, ninguém havia
ainda conseguido colocar todas as substâncias em ordem.
O químico russo percebeu que, dispondo os cartõezinhos
na ordem crescente da massa atômica, os elementos apareciam em fileiras horizontais e colunas que refletiam propriedades semelhantes. Estava criada a tabela periódica. Na
mesma época, outro químico, o alemão Julius Lothar Meyer
(1830-1895), chegou a apresentar um trabalho parecido, mas
bem menos preciso e completo do que o de Mendeleev.
Nem todas as casas da primeira versão da tabela periódica
estavam ocupadas. Mas o químico previu o tipo de elemento
que deveria encaixar-se em cada lugar. Mais tarde, esses
elementos – como o gálio, o escândio e o germânio – foram
descobertos e a tabela foi completada, exatamente segundo
as previsões de Mendeleev.
Alguns anos depois, outro químico, o inglês Henry Moseley
(1887-1915) percebeu que as propriedades dos elementos
estavam mais ligadas ao número atômico (número de
prótons) do que à massa atômica. Ou seja, é simplesmente a
quantidade de prótons que define as características de cada
elemento. Com a descoberta de Moseley, a posição de
alguns elementos na tabela original de Mendeleev foi
rearranjada. Mas a essência do trabalho do gênio russo
permanece válida e cada vez mais forte.
QUÍMICA
181
Classificação Periódica dos Elementos com alteração dos símbolos e nomes dos elementos de 104 a 112, recomendados pela IUPAC.
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 27/09/12 10:17 Página 182
182
QUÍMICA
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 183
1. Periodicidade das
configurações eletrônicas
Consideremos as configurações eletrônicas dos
vinte primeiros elementos.
N.o de elétrons na camada de
valência
Elemento
Z
Hidrogênio
1
1s1
1
Hélio
2
1s2
2
Lítio
3
1s2 2s1
4
1s2
2s2
5
1s2
2s2
2p1
3
6
1s2
2s2
2p2
4
7
1s2
2s2
2p3
5
8
1s2
2s2
2p4
6
9
1s2
2s2
2p5
7
Neônio
10
1s2
2s2
2p6
8
Sódio
11
1s2 2s2 2p6 3s1
12
1s2
2s2
2p6
3s2
13
1s2
2s2
2p6
3s2
3p1
3
14
1s2
2s2
2p6
3s2
3p2
4
15
1s2
2s2
2p6
3s2
3p3
5
16
1s2
2s2
2p6
3s2
3p4
6
17
1s2
2s2
2p6
3s2
3p5
7
18
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
19
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s1
1
20
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
2
Berílio
Boro
Carbono
Nitrogênio
Oxigênio
Flúor
Magnésio
Alumínio
Silício
Fósforo
Enxofre
Cloro
Argônio
Potássio
Cálcio
Configuração
micos. Isto é explicado porque as configurações eletrônicas dos elementos variam periodicamente com o
aumento do número atômico. Assim, por exemplo, o
lítio, o sódio e o potássio são três metais muito semelhantes.
Desse modo, aparece a lei periódica, a grande
generalização da Química: “As propriedades físicas e
químicas dos elementos são funções periódicas dos
seus números atômicos”.
3. A tabela periódica moderna
1
2
1
2
8
Examinando a tabela, veremos que arranjos semelhantes de elétrons no último nível de energia aparecem
em átomos de elementos diferentes. Assim, o neônio
(Z = 10) e o argônio (Z = 18) têm 8 elétrons no último nível, o nitrogênio (Z = 7) e o fósforo (Z = 15) têm 5
elétrons no último nível.
À medida que o número atômico aumenta de 3 a 20,
as configurações mais externas se repetem, depois de
um intervalo de 8.
Exemplos
Lítio (Z = 3) 2, 1.
Sódio (Z = 11) 2, 8, 1.
Potássio (Z = 19) 2, 8, 8, 1.
Podemos então concluir que a configuração eletrônica é uma função periódica do número atômico.
2. A lei periódica
Certas propriedades dos elementos seguem um
esquema repetitivo, periódico, quando os elementos são
arranjados na ordem crescente de seus números atô-
Lothar Meyer (1830-1895).
A tabela periódica é devida a Meyer e Mendeleev,
principalmente este último. Mendeleev, em 1869, verificou que, colocando os elementos em ordem crescente
de massa atômica, as propriedades se repetiam periodicamente.
Na construção da tabela periódica moderna, os
elementos são colocados em ordem crescente de seus
números atômicos, em faixas horizontais e verticais.
Os elementos semelhantes ficam reunidos nas colunas
verticais (os grupos ou famílias), e os elementos não
semelhantes ficam reunidos nas faixas horizontais
(períodos).
!
O Destaque
O inglês Moseley demonstrou, em 1913, que cada
elemento químico possui um número atômico
diferente e sequencial desde o hidrogênio (Z = 1) até
o urânio (Z = 92). Com o conceito de número atômico, Moseley notou a ausência de vários elementos
na tabela periódica, como o escândio, o tecnécio, o promécio,
que foram descobertos posteriormente.
H.J.G. Moseley (1887-1915), com seus
trabalhos sobre números atômicos,
possibilitou o advento da Tabela Periódica moderna.
O número de elementos em cada período é variável:
Primeiro Período: muito curto – 2 elementos (H,
He). Subnível que está sendo preenchido: 1s
Segundo Período: curto – 8 elementos (Números
atômicos – 3 a 10). Subníveis sendo preenchidos: 2s, 2p.
QUÍMICA
183
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 184
Terceiro Período: curto – 8 elementos (Números atômicos – 11 a 18). Subníveis sendo preenchidos: 3s, 3p.
Quarto Período: longo – 18 elementos (Números
atômicos –19 a 36). Subníveis sendo preenchidos: 4s,
3d, 4p.
Os elementos representativos estão colocados nos
subgrupos A (1, 2, 13 a 17) e ocupam os extremos da
tabela.
ELEMENTOS REPRESENTATIVOS
(1A, 2A, 3A, 4A, 5A, 6A, 7A ou 1, 2, 13 a 17)
Quinto Período: longo – 18 elementos (Números atômicos – 37 a 54). Subníveis sendo preenchidos: 5s, 4d, 5p.
Sexto Período: muito longo – 32 elementos (Números atômicos – 55 a 86). Subníveis sendo preenchidos: 6s, 4f, 5d, 6p.
Sétimo Período: incompleto – (Números atômicos –
87 em diante). Subníveis sendo preenchidos: 7s, 5f, 6d, 7p.
Os grupos da tabela são numerados de 0 a 8. Com
exceção dos grupos 0 e 8, os demais são divididos em
dois subgrupos, A e B. O grupo 8 abrange três elementos em cada período, sendo chamado de grupo das
tríades. É chamado de 8B porque é semelhante aos
demais grupos B.
8B
Fe
Co
Ni
Ru
Rh
Pd
Os
Ir
Pt
B) Elementos de transição (d)
O último elétron entrou em subnível d.
Exemplo
Fe (Z = 26): 1s22s22p63s23p64s23d6
Esses elementos estão nos subgrupos B (3 a 12) e
ocupam a parte central da tabela.
ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO
(3B, 4B, 5B, 6B, 7B, 8B, 1B, 2B ou 3 a 12)
4. Grupos: nova
resolução da IUPAC
Em 1985, a União Internacional de Química Pura e
Aplicada (IUPAC) resolveu chamar cada coluna da tabela
periódica de grupo. Os grupos foram numerados de 1 a
18, desaparecendo, assim, os subgrupos A e B.
C) Elementos de transição interna (f)
O último elétron entrou em subnível f.
Exemplo
Cério (Z= 58):
1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f2
Esses elementos estão divididos em duas classes:
I) Lantanídeos ou metais terras-raras
São os elementos de número atômico 57 (lantânio) a
71. Estão no grupo 3B (3) e 6.o período.
II) Actinídeos
5. Classificação dos elementos
São os elementos de número atômico 89 (actínio) a 103.
Todos estão no grupo 3B (3) e 7.o período.
A) Elementos representativos (s ou p)
O último elétron entrou em subnível s ou p.
Exemplos
N (Z = 7) : 1s22s22p3
Na (Z = 11): 1s22s22p63s1
184
QUÍMICA
D) Gases nobres – grupo 18
Com exceção do hélio, que tem dois elétrons na
camada K, esses elementos apresentam oito elétrons na
camada de valência. Ocupam o grupo 0 ou 8A ou 18.
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 185
(FUVEST-SP – MODELO ENEM) – Cinco amigos resolveram usar
a tabela periódica como tabuleiro para um jogo. Regras do jogo: Para
todos os jogadores, sorteia-se o nome de um objeto, cujo constituinte
principal é determinado elemento químico. Cada um joga quatro vezes
um dado e, a cada jogada, move sua peça somente ao longo de um
grupo ou um período, de acordo com o número de pontos obtidos no
dado. O início da contagem é pelo elemento de número atômico 1.
Numa partida, o objeto sorteado foi “latinha de refrigerante” e os
pontos obtidos com os dados foram: Ana (3, 2, 6, 5), Bruno (5, 4, 3, 5),
Célia (2, 3, 5, 5), Décio (3, 1, 5, 1) e Elza (4, 6, 6, 1).
Assim, quem conseguiu alcançar o elemento procurado foi
a) Ana
b) Bruno
c) Célia
d) Décio
e) Elza
Resolução
O constituinte principal da “latinha de refrigerante é o alumínio (Al).
3
2
6
5
Ana:
H ⎯→ Na ⎯→ Rb ⎯→ Tc ⎯→ Cd
5
4
3
5
Bruno: H ⎯→ Rb ⎯→ Nb ⎯→ Ru ⎯→ In
2
3
5
5
Célia: H ⎯→ Li ⎯→ Rb ⎯→ Mo ⎯→ Ag
3
1
5
1
Décio: H ⎯→ Na ⎯→ K ⎯→ Cr ⎯→ Mn
Elza:
4
6
6
1
H ⎯→ K ⎯→ Mn ⎯→ Ga ⎯→ Al
Elza conseguiu alcançar o elemento alumínio.
Resposta: E
(UERJ-MODIFICADO – MODELO ENEM) – Um estudante utilizou uma tabela periódica como tabuleiro para um jogo no qual cada
elemento químico corresponde a uma casa.
Os elementos numa moderna tabela periódica estão colocados em ordem
a) cronológica.
b) decrescente de massa atômica.
c) crescente de carga nuclear.
d) crescente de número de massa.
e) crescente de massa atômica.
RESOLUÇÃO:
Na tabela atual, os elementos estão colocados em ordem crescente de seus números atômicos. O número atômico é a carga do
núcleo.
Resposta: C
Esse jogo consiste no lançamento de um dado de seis faces,
numeradas de 1 a 6, para conduzir um peão em um mesmo período da
tabela periódica, por uma determinada quantidade de casas, de acordo
com o número indicado pelo dado a cada lançamento. Se, por
exemplo, um peão estiver na casa onde está localizado o elemento
cálcio, e o número indicado pelo dado for 4, ele será conduzido, pelo
jogador, até a casa correspondente ao elemento cromo.
Considere um peão localizado na casa do metal alcalino do 5.o período.
Para que esse peão pare na casa do halogênio nesse mesmo período,
após três lançamentos do dado, há n sequências possíveis de
resultados desses lançamentos.
Nesse caso, o valor de n é igual a:
a) 3
b) 6
c) 8
d) 9
Resolução
O metal alcalino do 5 .o período é o rubídio (Rb) e o halogênio é o iodo
(I). A contagem começa no estrôncio (Sr) e termina no iodo (I). Entre o
Rb e o Xe há 16 elementos. Para o peão parar no I, a soma dos
números após três lançamentos deve ser 16. Há, portanto, seis
possibilidades.
6
6
4
Rb ⎯→ Tc ⎯→ In ⎯→ I
6
5
5
Rb ⎯→ Tc ⎯→ Cd ⎯→ I
6
4
6
Rb ⎯→ Tc ⎯→ Ag ⎯→ I
5
6
5
Rb ⎯→ Mo ⎯→ Cd ⎯→ I
5
5
6
Rb ⎯→ Mo ⎯→ Ag ⎯→ I
4
6
6
Rb ⎯→ Nb ⎯→ Ag ⎯→ I
Resposta: B
O número de períodos (faixas horizontais) da tabela
periódica atual é
a) 7
b) 8
c) 12
d) 16
e) 17
RESOLUÇÃO:
Sete são as camadas eletrônicas, sete são os períodos.
Resposta: A
O número de elementos em cada período coincide com o
número máximo de elétrons em cada camada eletrônica (2, 8,
18, 32).
No quarto período da tabela periódica, o número de elementos é
a) 2
b) 8
c) 18
d) 32
e) 64
QUÍMICA
185
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 186
RESOLUÇÃO:
O número de elementos em cada período é: 2, 8, 8, 18, 18, 32,
incompleto.
Resposta: C
Apertou duas delas, voltando a respirar bem. As teclas
apertadas foram
a) @ e #
b) # e $
c) $ e %
d) % e &
e) & e
*
(FUVEST-SP – MODELO ENEM) – Um astronauta foi
capturado por habitantes de um planeta hostil e aprisionado
numa cela, sem seu capacete espacial. Logo começou a sentir
falta de ar. Ao mesmo tempo, notou um painel como o da
figura, em que cada quadrado era uma tecla.
Localização do elemento
na tabela periódica
11
1. Como achar o período?
Em cada período, todos os átomos apresentam o
mesmo número de camadas eletrônicas. O número do
período indica o número de camadas eletrônicas no
átomo. Assim, o rubídio, do 5.o período, apresenta cinco
camadas eletrônicas.
Exemplo
Em que período está situado o elemento de número
atômico Z = 33?
Resolução
1s2
K
2s2 2p6
3s2 3p6 3d10
L
M
4s2 4p3
N
O elemento possui quatro camadas eletrônicas, estando no 4.o período.
Verifique na tabela que esse elemento é o arsênio (As).
• Somente o H e o He têm uma única camada (K).
É devido a esse fato que o primeiro período tem
somente dois elementos.
• Os elementos Li (Z = 3), Be (Z = 4), B (Z = 5),
C (Z = 6), N (Z = 7), O (Z = 8), F (Z = 9) e Ne (Z = 10) têm
186
RESOLUÇÃO:
Os principais constituintes do ar são: gás nitrogênio (N2) e gás
oxigênio (O2). Se o indivíduo estava sentindo falta de ar, ele
deveria apertar teclas com os sinais % (que corresponde ao
elemento nitrogênio) e & (que corresponde ao elemento
oxigênio).
Resposta: D
QUÍMICA
• Camadas • Período
• Elétrons • Grupo
duas camadas eletrônicas (K e L), estando todos eles no
segundo período.
• Observe que todo período começa com um metal
alcalino e termina com um gás nobre.
2. Como achar o grupo?
Elementos representativos
(grupos A ou 1, 2 e 13 a 17)
O número do grupo é dado pelo número de elétrons na camada de valência.
Exemplo
As (Z = 33)
1s2 2s2 2p6
3s2 3p6 3d10 4s2 4p3
K
L
M
N
2
8
18
5
Como o último elétron entrou em subnível p, o
arsênio é um elemento representativo. Ele está situado
no grupo 5A (15), pois tem 5 elétrons na camada de
valência.
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 187
•
•
•
•
•
GRUPOS
Metais alcalinos (1A ou 1).
Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
Característica: um elétron na camada de valência.
Metais alcalinoterrosos (2A ou 2)
Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
Característica: dois elétrons na camada de valência.
Não metais halogênios (7A ou 17)
F, Cl, Br, I, At
Característica: sete elétrons na camada de valência.
Não metais calcogênios (6A ou 16)
O, S, Se, Te, Po
Característica: seis elétrons na camada de valência.
Nota: Te e Po são classificados como semimetais.
Gases nobres (0, 8A ou 18)
He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
Característica: oito elétrons na camada de valência.
O hélio tem dois elétrons na camada K.
Elementos de transição
(grupos B ou 3 a 12)
Seja nsx(n – 1)dy a configuração eletrônica nos
subníveis mais energéticos.
A soma x + y é o número do grupo.
Exemplo
Vanádio (V, Z = 23)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3
O vanádio é um elemento de transição, pois o último
elétron entrou em subnível d.
Observe: 4s2 3d3
A soma dos números de elétrons nesses subníveis
(2 + 3 = 5) é o número do grupo. O vanádio está no
grupo 5B (5).
Preste atenção na tabela:
Configuração
mais externa
soma
(x + y)
grupo
s2d1
3
3B (3)
s2d2
4
4B (4)
s2d3
5
5B (5)
s2d4
6
6B (6)
s2d5
7
7B (7)
s2d6
8
8B 1.a coluna (8)
s2d7
9
8B 2.a coluna (9)
s2d8
10
8B 3.a coluna (10)
s2d9
11
1B (11)
s2d10
12
2B (12)
3. A nova resolução da
IUPAC e a posição do elemento
Como localizar o elemento nos 18 grupos pela nova
determinação da IUPAC (União Internacional de Química
Pura e Aplicada)? Observe a tabela.
Grupo
Configuração mais externa
1
s1
2
s2
3
s2d1
4
s2d2
5
s2d3
6
s2d4
7
s2d5
8
s2d6
9
s2d7
10
s2d8
11
s2d9
12
s2d10
13
s2d10p1
14
s2d10p2
15
s2d10p3
16
s2d10p4
17
s2d10p5
18
s2d10p6
?
Saiba mais
Qual é a diferença entre as configurações eletrônicas
dos elementos dos grupos 2A e 2B?
Grupo 2A (2) – dois elétrons na camada de valência e
oito elétrons na penúltima camada.
Grupo 2B (12) – dois elétrons na camada de valência
e dezoito elétrons na penúltima camada.
Exemplo
Ca (Z = 20) (2A ou 2)
1s2
2s2 2p6 3s2 3p6
4s2
K
L
M
N
2
8
8
2
Zn (Z = 30) (2B ou 12)
1s2
K
2
2s2 2p6
L
8
3s2 3p6 3d10
M
18
QUÍMICA
4s2
N
2
187
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 27/09/12 10:19 Página 188
188
QUÍMICA
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 189
4. Propriedades
periódicas e aperiódicas
Propriedades periódicas – são aquelas cujos valores crescem e decrescem, sucessivamente, aumentando o número atômico. A maioria das propriedades
dos elementos é periódica.
Exemplo
Periodicidade dos números de combinação (valência)
com os números atômicos.
Propriedades aperiódicas – são aquelas que sempre crescem ou sempre decrescem, à medida que
aumenta o número atômico.
Número de combinação ou valência do elemento é o
número de átomos de hidrogênio que se combina com
um átomo do elemento. A figura a seguir dá os números
de combinação em função do número atômico.
Exemplo
Massa atômica (sempre cresce): (figura abaixo)
Monovalentes
LiH, HF, NaH, HCl, KH
Bivalentes
BeH2, H2O, MgH2, H2S, CaH2
Trivalentes
BH3, NH3, AlH3, PH3
Tetravalentes
CH4, SiH4
No Portal Objetivo
Para saber mais sobre o assunto, acesse o PORTAL OBJETIVO
QUIM1M206
(www.portal.objetivo.br) e, em “localizar”, digite
(CEFET-PR – MODELO ENEM) – “Bem-vindo ao Reino Periódico. Este é o reino dos elementos químicos, as substâncias a partir das quais
tudo o que tangível é feito. Não é um país grande, pois consiste apenas em pouco mais de cem regiões (como muitas vezes denotaremos de
elementos); ainda assim, ele é responsável por tudo que é material no nosso mundo real. Do alto vemos que ele se estende quase a se perder de
vista, desde o hidrogênio para além do urânio longínquo. Mesmo desta altura, muito acima do Reino, podemos ver as características principais das
suas paisagens (veja figura)”.
“A leste, a paisagem varia de forma notável, mesmo quando observada desta altitude. Aqui estão as regiões mais amenas do Reino e um lago pode
ser visto”.
O Reino Periódico, P. W. Atkins (Introdução do livro, com adaptações)
QUÍMICA
189
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 190
Observando o mapa do Reino, podemos verificar que
a) o Deserto Ocidental é constituído pelos metais representativos e pelos metais de transição.
b) a Ilha do Sul não é constituída por metais.
c) os elementos carbono, nitrogênio, oxigênio, enxofre e bromo estão em destaque por se tratarem dos principais elementos do Deserto Ocidental.
d) a leste, estão as regiões mais amenas por se tratarem dos elementos mais reativos.
e) a leste, um lago pode ser visto. Isso é uma ideia fantasiosa do autor, pois nesta região não há nenhum elemento no estado líquido.
Resolução
a) Correta. Os metais representativos e os metais de transição estão nessa parte da tabela periódica.
b) Incorreta. Na Ilha do Sul, estão os metais de transição interna.
c) Incorreta. Esses elementos não pertencem ao Deserto Ocidental.
d) Incorreta. São elementos de baixa temperatura de ebulição.
e) Incorreta. O bromo é líquido.
Resposta: A
(UFAL – MODELO ENEM) – Para um elemento representativo (grupos A), o número de elétrons na camada de valência
é o número do grupo. O número de camadas eletrônicas é o
número do período. O elemento químico com configuração
eletrônica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3 está situado na
tabela periódica no
a) grupo 3A (13) e período 4.
b) grupo 3B (3) e período 3.
c) grupo 5A (15) e período 4.
d) grupo 5B (5) e período 5.
e) grupo 4A (14) e período 4.
D: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f2.
RESOLUÇÃO:
É um elemento representativo, pois o último elétron entrou em
subnível p.
Temos 4 camadas eletrônicas: período 4
5 elétrons na camada de valência (4s2 4p3): grupo 5A
Resposta: C
a) A e C pertencem ao mesmo grupo, mas estão em períodos
diferentes.
b) B é elemento de transição.
c) C e D estão no mesmo período da tabela periódica.
d) C está no grupo 2A (ou 2).
e) A, B, C, D são todos metais alcalinoterrosos.
190
QUÍMICA
(MACKENZIE-SP) – Baseando-se nas configurações eletrônicas em ordem crescente de energia dos elementos
abaixo, assinale a alternativa correta.
A: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2.
B: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d2.
C: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p2.
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 191
RESOLUÇÃO:
A está no grupo 2A (2) e C está no grupo 4A (14).
C está no 4.o período e D, no 6.o período.
O elemento B é de transição, pois o último elétron entrou em
subnível d.
Resposta: B
(UFLA-MG) – Os elementos dos grupos 1A (1), 2A (2), 6A
(16) e 7A (17) da tabela periódica são denominados, respectivamente, de
a) metais alcalinos, metais alcalinoterrosos, calcogênios e
halogênios.
b) metais alcalinoterrosos, metais alcalinos, calcogênios e
halogênios.
12
c) metais alcalinos, metais alcalinoterrosos, halogênios e
calcogênios.
d) calcogênios, metais alcalinoterrosos, halogênios e metais
alcalinos.
e) metais alcalinos, halogênios, metais alcalinoterrosos e
calcogênios.
RESOLUÇÃO:
Esses grupos são famosos.
Metais alcalinos – 1 elétron na camada de valência. Grupo 1 ou 1A.
Metais alcalinoterrosos – 2 elétrons na camada de valência. Grupo
2 ou 2A.
Calcogênios – 6 elétrons na camada de valência. Grupo 16 ou 6A.
Halogênios – 7 elétrons na camada de valência. Grupo 17 ou 7A.
Resposta: A
Propriedades
periódicas e aperiódicas
• Tamanho do átomo:
• Número de prótons
• Número de elétrons
1. Tamanho dos átomos
O tamanho dos átomos depende:
– da carga nuclear. Quanto maior a carga nuclear,
menor o tamanho, pois maior será a força de atração do
núcleo sobre os elétrons.
– do efeito de proteção dos elétrons internos.
Quanto maior o número de elétrons, maior o tamanho.
Em um grupo, à medida que aumenta o Z, aumenta
o número de camadas e, portanto, aumenta o tamanho.
Resumo: No sentido das flechas o valor da
propriedade aumenta.
Tamanho de cátions e ânions
Quando um átomo perde elétrons, ele se transforma em uma partícula positiva, chamada íon
positivo ou cátion. Exemplo
Em um período, como os átomos têm o mesmo
número de camadas, aumentando o Z, aumenta a carga
nuclear e, portanto, diminui o tamanho (os elétrons são
atraídos mais fortemente pelo núcleo).
O átomo é maior que o cátion correspondente.
QUÍMICA
191
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 192
Quando um átomo ganha elétrons, ele se transforma em uma partícula negativa, chamada íon negativo ou ânion.
Exemplo
?
Saiba mais
METAIS, SEMIMETAIS E NÃO METAIS
Separando os metais dos não metais, aparecem os
semimetais ou metaloides (B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po)
de propriedades intermediárias às dos metais e não
metais.
O átomo é menor que o ânion correspondente.
Partículas isoeletrônicas são partículas que têm o
mesmo número de elétrons. Quanto maior o número de
prótons, menor será o tamanho.
Vários fatores influem na eletronegatividade:
a) Número de elétrons na última camada
Os elementos com mais de 4 elétrons na camada de
valência tendem a receber elétron (alta eletronegatividade). Os elementos com menos de 4 elétrons tendem a
ceder elétron (baixa eletronegatividade e, portanto, alta
eletropositividade).
b) Tamanho do átomo
Átomos pequenos tendem a apresentar eletronegatividades maiores que os átomos grandes.
2. Eletronegatividade
e eletropositividade
Eletronegatividade é a propriedade que mede a
tendência que o átomo tem para receber elétron.
O flúor é o elemento mais eletronegativo, enquanto
o césio e o frâncio são os menos eletronegativos.
Em ordem decrescente de eletronegatividade,
temos:
F, O, N, Cl, Br, I, S, C, P, H ... Na, Ba, K, Rb, Cs, Fr
Portanto, em um grupo, o tamanho do átomo aumenta bastante no sentido descensional da tabela periódica e, consequentemente, a eletronegatividade decresce nesse sentido. Assim, no grupo 17 (7A), a
eletronegatividade diminui do flúor para o iodo.
c) Carga nuclear do átomo
Para átomos com tamanho aproximadamente igual,
a eletronegatividade depende da carga nuclear. Quanto
maior ela for, maior será a atração sobre o elétron e, por
conseguinte, maior será a eletronegatividade.
Os elementos agrupados em uma chave apresentam a mesma eletronegatividade.
Eletropositividade é a propriedade que mede a
tendência que o átomo tem para ceder elétron.
É o contrário da eletronegatividade. Assim, o flúor é
o elemento menos eletropositivo e o césio e o frâncio,
os mais eletropositivos.
Dizemos que, quanto maior a eletropositividade,
maior o caráter metálico do elemento. Quanto mais eletronegativo, maior o caráter não metálico.
Os metais têm tendência para ceder elétron, enquanto os não metais tendem a receber elétron.
192
QUÍMICA
Logo, em um período, da esquerda para a direita, o
tamanho não varia muito e a carga nuclear aumenta.
Deste modo, nesse sentido aumenta a eletronegatividade.
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 193
bem compactados ou não. Isso quer dizer que a densidade do elemento não depende somente da densidade
do átomo, mas também do volume dos interstícios deixados pelos átomos.
Resumo
Os metais mais densos estão no centro da tabela.
Ósmio (d = 22,48 g/cm3), Irídio (d = 22,40 g/cm3)
Platina (d = 21,45 g/cm3)
Nota
Os gases nobres (grupo 18) praticamente não têm
tendência nem para ceder nem para receber elétron.
O lítio é o metal mais leve (menos denso que a água).
A densidade nos períodos aumenta das extremidades
para o centro e nos grupos aumenta de cima para baixo.
3. Densidade
Densidade absoluta ou massa específica é a relação
entre a massa e o volume de uma amostra do elemento.
m
d = –––
V
A densidade depende da massa do núcleo, do tamanho do átomo e do fato de esses átomos estarem
?
Saiba mais
VARIAÇÃO DAS PROPRIEDADES DE ACORDO COM A POSIÇÃO NA TABELA PERIÓDICA
A tabela periódica pode ser usada na verificação das tendências das propriedades à
medida que aumenta o número atômico.
Pode-se estimar o valor de uma propriedade de um elemento, tomando-se a média aritmética dos valores da propriedade dos elementos mais próximos no mesmo grupo.
Exemplo: O raio atômico do lítio é 152 picômetros e o do potássio é 227 picômetros.
Estimar o raio atômico do sódio.
Li
Na
K
152 pm + 227 pm
–––––––––––––––––– = 189,5 pm 1 picômetro = 1 pm = 1,0 . 10–12m
2
O raio atômico real do sódio é 186 pm, concluindo-se que foi uma boa estimativa.
(UERJ – MODELO ENEM) – As esferas
da figura abaixo representam os íons formadores de um cristal de cloreto de sódio.
Considere que o íon com maior número de camadas eletrônicas é representado pela esfera
de maior raio e que a distância entre os
3 unidades de
núcleos dos íons X e Y vale 10
comprimento.
O símbolo do elemento formador do íon de
menor tamanho e a menor distância, na
mesma unidade de comprimento, entre o
núcleo de um cátion e o núcleo de um ânion,
são:
a) Cl,
3
b) Na,
c) Cl, 5
3
d) Na,5
Números atômicos: Na: 11; Cl: 17.
Resolução
Na (Z = 11) K L M Cl (Z= 17) K L M
2 8 1
2 8 7
Na+ (Z = 11) K L
2 8
Cl– (Z = 17) K L M
2 8 8
QUÍMICA
193
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 194
O símbolo do elemento formador do íon de
menor tamanho é Na.
Triângulo XWZ:
d2
=
a2
+
a2
=
2a2
A aresta a é duas vezes a distância entre o
núcleo do cátion e o núcleo do ânion.
d = a 2
Triângulo XYZ:
2)2 = 3a2
d’2 = a2 +(a d’ = a 3
10 3 = a 3
Portanto, a distância pedida é 5 unidades de
comprimento.
Resposta: D
a = 10
(CEUB-DF – MODELO ENEM) – Examine atentamente o
gráfico que mostra a variação de determinada propriedade X
com o número atômico Z.
Observe a colocação dos elementos na tabela abaixo, representados por símbolos que não correspondem aos verdadeiros, e depois responda às questões de a .
O elemento de maior raio atômico é:
a) Y
b) Q
c) Z
d) X
e) P
RESOLUÇÃO:
O raio atômico aumenta de cima para baixo e da direita para a
esquerda
a)
b)
c)
d)
A propriedade X é uma propriedade periódica.
O valor de X aumenta proporcionalmente com Z.
X é uma propriedade aperiódica.
Por meio da análise do gráfico, nada se pode dizer quanto à
periodicidade de X.
RESOLUÇÃO:
A propriedade X é uma propriedade periódica, pois cresce e
decresce sucessivamente à medida que aumenta o número
atômico (Z).
Uma propriedade aperiódica sempre cresce ou sempre decresce à
medida que aumenta o número atômico.
Resposta: A
194
QUÍMICA
Portanto, o elemento de maior raio atômico é Z.
Resposta: C
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 195
a) U
O elemento de maior densidade é:
b) R
c) V
d) Z
e) X
RESOLUÇÃO:
A densidade dos elementos aumenta das extremidades para o
centro e de cima para baixo.
O elemento mais eletronegativo e o mais eletropositivo
são respectivamente:
a) Y e Z
b) Q e T
c) P e Z
d) U e Z
e) X e Z
RESOLUÇÃO:
A eletronegatividade (tendência para receber elétron) aumenta de
baixo para cima e da esquerda para a direita, excluindo os gases
nobres. A eletropositividade (tendência para ceder elétron)
aumenta de cima para baixo e da direita para a esquerda.
Portanto, o elemento de maior densidade é X.
Resposta: E
Portanto, o elemento de maior eletronegatividade é U e o de
maior eletropositividade é Z.
Resposta: D
13
Compostos inorgânicos I.
Conceito de ácido (Arrhenius)
• Arrhenius • Ácido libera H+
• Ionização
COMPOSTOS INORGÂNICOS
Os compostos costumam ser classificados em orgânicos, formados pelo elemento carbono, e inorgânicos, formados pelos demais
elementos.
Alguns compostos de carbono são estudados na Química
Inorgânica: monóxido de carbono (CO), dióxido de carbono (CO2),
ácido cianídrico (HCN), ácido carbônico (H2CO3), os sais
chamados carbonatos. Os principais compostos inorgânicos são os
ácidos, as bases, os sais e os óxidos.
Foto Objetivo Mídia
A palavra ácido significa azedo em latim. Os ácidos aparecem nas baterias de carros
(ácido sulfúrico), no nosso estômago (ácido clorídrico), no limão (ácido cítrico), nas
formigas e abelhas (ácido fórmico), nas uvas (ácido tartárico), nos refrigerantes do tipo
cola (ácido fosfórico), nas bebidas carbonatadas (ácido carbônico).
As bases ou álcalis são substâncias que neutralizam os ácidos e aparecem nos limpadores de fogão (hidróxido de sódio), no leite de magnésia (hidróxido de magnésio), nos
produtos de limpeza (hidróxido de amônio).
As urtigas são ácidas e quando se “queima” a pele no contato com uma delas, pode-se esfregar uma
folha de azedinha, que contém uma base.
A neutralização de um ácido por uma base resulta na formação de sal e água.
Os sais são substâncias químicas muito comuns e úteis. Podem ser encontrados em pigmentos,
fertilizantes, na pólvora. Muitos minerais são feitos de sais: calcário (carbonato de cálcio), gipsita (sulfato
de cálcio), fluorita (fluoreto de cálcio).
Os óxidos são compostos de oxigênio e outro elemento. Água (H2O), gás carbônico (CO2), areia (SiO2),
ferrugem (Fe2O3), monóxido de carbono (CO) são exemplos de óxidos.
Foto Objetivo Mídia
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QUÍMICA
195
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 196
1. Ácidos e bases
Algumas frutas e materiais que estamos acostumados a utilizar no nosso
dia a dia têm sabor azedo. Como exemplo, temos o limão, a laranja e o vinagre.
Os três têm algo em comum. Uma substância química, um ácido.
Dessa forma, o ácido cítrico que está presente no limão e na laranja e o ácido acético, presente no vinagre, são
ácidos.
Uma solução de base tem sabor
amargo e é escorregadia ao tato como
sabão. Assim, a soda cáustica e o leite Tornassol.
de magnésia são bases.
Tornassol
Os ácidos e as bases mudam a cor de certas substâncias chamadas indicadores.
O tornassol é um corante extraído de certos líquenes. O tornassol fica azul na presença de uma base e
vermelho na presença de um ácido.
2. Ácidos – limão, laranja, vinagre
Os ácidos são substâncias muito comuns na natureza.
Você já deve ter ouvido falar do ácido acético, do
ácido clorídrico, do ácido cítrico.
Examinando a fórmula desses compostos, verificamos que todos têm hidrogênio, mas nem todos os compostos que têm hidrogênio são ácidos.
3. Conceito de Arrhenius
(1884): ácido libera H+
Um químico chamado Arrhenius identificou ácido como
sendo todo composto que, quando colocado na água, se
ioniza, fornecendo como cátion somente íons H+.
Átomo de hidrogênio (1 próton e 1 elétron): H0
Íon de hidrogênio (somente 1 próton): H+
•x
xx
••
Cl xx + O • x H
xx
•
x
H
196
QUÍMICA
••
H O• x H
••
(
••
H
•x
H
+
xx
䊞
+ •x Cl xx
xx
H 2O
HCl(aq) ⎯⎯→ H+(aq) + C l–(aq)
H 2O
H+(aq) + NO–3(aq)
HNO3(aq) ⎯⎯→
H 2O
(aq)
H2SO4(aq) ⎯⎯→ 2H+(aq) + SO 2–
4
H 2O
H3PO4(aq) ⎯⎯→ 3H+(aq) + PO43– (aq)
O símbolo aq (aquoso) indica que a espécie está
dissolvida em água.
4. Atualização
da teoria de Arrhenius
O íon H+ que um ácido libera se combina com uma
molécula de água (H2O) formando H3O+, que se chama
hidrônio ou hidroxônio.
H+(aq) + H2O(l) → H3O+(aq)
Pode-se dizer que um ácido reage com água formando íon hidrônio. Verifique a ionização do ácido clorídrico:
HCl (aq) + H2O(l) → H3O +(aq) + Cl–(aq)
Observe que os ácidos puros são compostos moleculares, isto é, os átomos estão ligados por ligação covalente.
Toda reação que forma íons recebe o nome de ionização.
As moléculas de água separam as moléculas HCl.
Mas, neste caso, além da separação, segue-se um
fenômeno químico chamado ionização.
+
Íon hidrônio: H ← O — H
|
H
A ligação entre o próton (H+) e a molécula de água é
dativa ou coordenada.
[
]
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 197
Outro exemplo
A ionização do ácido nítrico
H2CO3(aq) → 1H+(aq) + HCO3–(aq)
A 2.a ionização:
•• ••
O
+
O H
••
H
••
••
H
+
)
+
(
••
O
••
••
••
(
••
H O H
••
O
••
••
••
N
••
•• ••
O
••
Equação global:
••
N
••
••
HCO 3–(aq) → 1H+(aq) + CO32– (aq)
••
O
••
••
(
••
••
H
••
••
••
••
O
• •• •
)
–
H2CO3(aq) → 2H+(aq) + CO32– (aq)
O ácido fosfórico (H3PO4) se ioniza em três etapas:
H3PO4 → H+ + H2PO–4
!
O Destaque
Arrhenius (1859-1927) contribuiu para o estudo da Cinética Química e das soluções eletrolíticas. Apresentou
a hipótese (chamada de panspermia) de que a vida na
Terra teve origem em outros planetas. Arrhenius ganhou o prêmio Nobel de Química em 1903.
H2PO–4 → H+ + HPO42–
HPO42– → H+ + PO43–
––––––––––––––––––––––––––––––––––
Equação global: H3PO4 → 3H+ + PO43–
6. Hidrogênio ácido ou
hidrogênio ionizável
O átomo de hidrogênio que se transforma em H+ (ou
H3O+) é chamado hidrogênio ácido ou hidrogênio ionizável.
H+
–
H3O + (aq) + C l (aq)
HC l(aq) + H2 O (l)
O físico-químico sueco Svante August Arrhenius
apresentou, em 1884, a sua Teoria da Dissociação Eletrolítica.
5. Ácidos com mais
de 1H ionizável
Como já vimos, os ácidos, ao serem colocados em
água, se ionizam, fornecendo íons H+. Como é a ionização de um ácido que tem mais que 1 hidrogênio? Ele
se ioniza por etapas. Cada etapa é chamada de 1.a ionização, 2.a ionização etc. O hidrogênio que se transforma em H+ é chamado de hidrogênio ionizável.
Vamos tomar como exemplo o ácido carbônico
(H2CO3):
A 1.a ionização é representada pela equação de reação simplificada:
Uma condição (existem outras) para o hidrogênio ser
ionizável é a de estar ligado a átomo bastante eletronegativo. Considere o cloreto de hidrogênio (HCl):
H
(
•
xx
x
Cl xx
xx
A molécula deve-se quebrar como assinalado na
figura. Para isso, é necessário um átomo que atraia
fortemente o par de elétron da ligação, ou seja, um
átomo de grande eletronegatividade. Quando o hidrogênio estiver ligado a
F, O, Cl, Br, I, S,
existe possi-
bilidade de ser ionizável (existem outros fatores que serão vistos mais adiante).
QUÍMICA
197
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 198
7. Hidrogênio não ionizável –
Nem todo H é ácido!
Quando o hidrogênio estiver ligado a átomo pouco
eletronegativo, por exemplo carbono (C) e fósforo (P),
não é ionizável.
Exemplos
?
Saiba mais
HIDROGÊNIO NÃO IONIZÁVEL
Nos ácidos oxigenados, os hidrogênios ionizáveis são os
ligados a oxigênio. Assim, em alguns casos, não basta
conhecer a fórmula molecular para se saber os hidrogênios
ionizáveis. É necessário conhecer a fórmula estrutural.
O ácido fosfórico, H3PO4, tem os 3 hidrogênios ionizáveis,
pois os 3 átomos de hidrogênio estão ligados a oxigênio.
H —O
H—O— P O
H —O
O ácido fosforoso, H3PO3, apesar de ter 3 átomos de
hidrogênio, só tem 2 hidrogênios ionizáveis, pois 1 dos
hidrogênios não está ligado a oxigênio e sim ao fósforo.
H— O
H3 PO4
H
—
metano
H — C — H não é ácido
—
H
H
O
—
—
H
—
—
H — P— H
fosfina
não é ácido
H3 PO3
—
ácido acético (existente no
H — C — C — O — H vinagre) tem somente um H
ionizável (H ligado ao oxigênio).
H
(UERJ – MODELO ENEM) – O vinagre é
uma solução aquosa diluída que contém ácido
acético ionizado. As fórmulas molecular e estrutural deste ácido estão abaixo representadas.
fórmula molecular: H4C2O2
H
O
|
fórmula estrutural: H — C — C
|
O—H
H
O segundo membro da equação química que
representa corretamente a ionização do ácido
acético aparece na seguinte alternativa:
a) H+ + H3C2O2–
b) 2H+ + H2C2O2–
2
c) 3H+ + HC2O3–
2
d) 4H+ + C2O24–
Resolução
H
O
|
somente este
H—C—C
hidrogênio é ionizável.
|
O—H
H
→ H+ + H C O–
H4C2O2 ←
3 2 2
Resposta: A
em água é boa condutora de eletricidade. Tal
fato é explicado por:
a) A água pura é um mau condutor de corrente elétrica porque é substância iônica.
b) O ácido sulfúrico puro não conduz a corrente elétrica porque está ionizado.
c) Juntando-se as duas substâncias, o H2SO4
dissocia-se, isto é, os íons que estavam
presos ficam livres.
d) Juntando-se as duas substâncias, a água
provoca a ionização do ácido sulfúrico
(H2SO4 → 2H+ + SO2–
4 ) e, em consequência, a solução passa a conduzir a corrente
elétrica.
Resolução
A água e o ácido sulfúrico, quando puros, não
conduzem a corrente elétrica, porque são
substâncias moleculares. Juntando-se as duas
substâncias, a água provoca a ionização do
ácido sulfúrico e, em consequência, a solução
passa a conduzir a corrente elétrica.
H2O
H2SO4 ⎯⎯→ 2H+ + SO2–
4
Resposta: D
(MODELO ENEM) – Água pura é um mau
condutor de eletricidade. O ácido sulfúrico puro
(H2SO4) também é mau condutor de corrente
elétrica. Uma solução diluída de ácido sulfúrico
198
QUÍMICA
O
H
O ácido hipofosforoso, H3PO2, apesar de ter 3 átomos de
hidrogênio, só tem 1 hidrogênio ionizável, pois 2 dos
hidrogênios não estão ligados a oxigênio e sim ao fósforo.
H3PO2
H — O —P
(MODELO ENEM) – O estômago humano
segrega suco gástrico, que é fundamental no
processo de digestão. Um dos componentes do
H—O
H — P
H
O
suco gástrico é o ácido
a) sulfúrico (H2SO4)
b) nítrico (HNO3)
c) cloreto de sódio (NaCl)
d) sacarose (açúcar, C12H22O11)
e) clorídrico (HCl)
Resolução
Um dos componentes do suco gástrico é o
ácido clorídrico (HCl).
Resposta: E
(MODELO ENEM) – De acordo com
Arrhenius, ácido é toda substância que, dissolvida em água, ioniza-se, fornecendo íon H+
como único tipo de cátion.
H2O
HCl ⎯⎯→ H+ + Cl–
A ionização do ácido hipocloroso (H — O — Cl)
produz os íons:
a) H+ e (OCl)–
b) (HO)+ e Cl–
+
2–
+
c) H , O e Cl
d) Cl+ e (OH)–
–
+
e) H e (OCl)
Resolução
A ionização de um ácido produz o íon H+ como
único tipo de cátion.
H2O
H — O — Cl ⎯⎯→ H+ + (O — Cl)–
Resposta: A
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 199
RESOLUÇÃO:
a) HBr → H+ + Br–
b) HClO3 → H+ + ClO3–
c) H2SO4 → H+ + HSO4–
HSO4– → H+ + SO2–
4
d) H3PO4 → H+ + H2PO4–
H2PO–4 → H+ + HPO2–
4
HPO42– → H+ + PO3–
4
14
(MODELO ENEM) – De acordo com Arrhenius, um ácido
cede íon H+ quando em solução aquosa. Sabe-se, atualmente,
que o íon H+ liga-se à molécula de água formando o íon H3O+.
1
••
x
Cl
O—H
x +
xx
H
Os mais importantes são HF, HCl, HBr, HI, H2S e HCN.
Para dar nome aos hidrácidos, usa-se:
ácido + nome do elemento + ÍDRICO
HF – ácido
flúorídrico – ácido fluorídrico
HCl – ácido clorídrico – ácido clorídrico
HBr – ácido bromídrico– ácido bromídrico
HI – ácido
iodídrico – ácido iodídrico
H2S – ácido sulfídrico – ácido sulfídrico
HCN – ácido cianídrico – ácido cianídrico
No caso do ácido cianídrico, o nome vem do íon CN–
(cianeto).
2. Oxoácidos –
os ácidos com oxigênio
[
+
••
O—H
2
H
xx
–
x
+ x• Cl
x
xx
Assinale a afirmação correta:
a) O tipo de ligação designado por 1 é iônica.
b) O tipo de ligação designado por 2 é iônica.
c) O íon H3O+ tem o número de elétrons maior que o número
de prótons.
d) O tipo de ligação designado por 2 é covalente dativa.
RESOLUÇÃO:
1: Ligação covalente comum.
2: Ligação covalente dativa ou coordenada.
Como o íon hidrônio é positivo, o número de prótons é maior que
o número de elétrons.
Resposta: D
Nomenclatura dos ácidos
1. Hidrácidos –
os ácidos sem oxigênio
[
H
••
•x
—
xx
H
••
Quando dissolvido em água, um ácido se ioniza liberando
íon H+.
H2O
Exemplo: HCl ⎯→ H+ + Cl– (equação simplificada).
Realmente, o íon H+ liga-se à molécula de água formando o íon
H3O+ (hidrônio).
HCl + H2O → H3O+ + Cl –
Representar com equações simplificadas as ionizações de:
a) HBr
b) HClO3
c) H2SO4
d) H3PO4
—
• ídrico • oso e ico
• hipo ... oso e per ... ico
• orto, meta e piro
ácido + nome do elemento + ICO
Fórmula
Nome
H3BO3
ácido bórICO
H2CO3
ácido carbônICO
HNO3
ácido nítrICO
H3PO4
ácido fosfórICO
H2SO4
ácido sulfúrICO
HClO3
ácido clórICO
ácidos fundamentais para a
no men cla tura
dos demais ácidos do mesmo
elemento e de
elementos da
mesma família.
4. Oxoácidos
com terminação OSO
O ácido cujo nome termina em OSO é derivado do
que termina em ICO, retirando-se de sua fórmula um
átomo de oxigênio.
HNO3
HNO2
H3PO4
H3PO3
ácido
ácido
Existem em maior quantidade. Alguns exemplos:
H2SO4, o ácido sulfúrico, HNO3, o ácido nítrico. Para se
dar nome aos oxoácidos, utiliza-se o grau de oxigenação,
número de átomos de oxigênio na molécula.
ácido
ácido
nítrico
nitr OSO
3. Oxoácidos com terminação ICO
H2SO4
H2SO3
HC lO3
HC lO2
São considerados como base para o nome dos
demais ácidos. Devemos guardar os principais, cujos
nomes seguem a seguinte regra:
ácido
ácido
ácido
ácido
sulfúrico
sulfurOSO
clórico
fosfórico fosforOSO
QUÍMICA
clorOSO
199
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 200
5. Oxoácidos com prefixo HIPO
O prefixo HIPO indica um ácido com um oxigênio a
menos que o que termina em OSO. Os mais
importantes são:
H3PO4 – ácido ORTOfosfórico ou ácido fosfórico.
O prefixo META é usado quando do ácido ORTO se
retira uma molécula de H2O (meta = orto – H2O).
H3PO4 — H2O
=
HPO3
ácido ORTOfosfórico ácido METAfosfórico
H3PO3
ácido
fosforoso
H3PO2
ácido
HIPOfosforoso
HC lO2
ácido
cloroso
HC lO
ácido
HIPOcloroso
O prefixo PIRO é usado quando se somam 2 ORTO
e retira-se uma H2O (piro = 2 orto – H2O).
H3PO4
+
H3PO4 = H6P2O8
ácido
ácido
ortofosfórico
ortofosfórico
6. Oxoácidos com prefixo PER
O prefixo PER indica um ácido que tem um oxigênio
a mais que o que termina em ICO. Os mais importantes
são:
HC lO3
ácido
clórico
HC lO4
ácido
PERclórico
HIO3
ácido
iódico
H 6P 2O 8 — H 2O = H 4P 2O 7
ácido
PIROfosfórico
HIO4
ácido
PERiódico
No Portal Objetivo
7. Oxoácidos com
prefixos ORTO, META e PIRO
Para saber mais sobre o assunto, acesse o PORTAL
OBJETIVO (www.portal.objetivo.br) e, em “localizar”,
digite QUIM1M203
O prefixo ORTO é usado para o ácido mais
hidratado. O seu uso é facultativo.
22 ÁCIDOS E SUAS IONIZAÇÕES
1.
HF → H + + F –
ácido fluorídrico
12.
HPO3 → H + + PO31–
ácido metafosfórico
2.
HC l → H + + Cl–
ácido clorídrico
13.
H3PO4 → 3H + + PO 43–
ácido fosfórico
3.
HBr → H + + Br –
ácido bromídrico
14.
H4P2O7 → 4H + + P2O 4–
7 ácido pirofosfórico
4.
HI → H + + I–
ácido iodídrico
15.
H3BO3 → 3H + + BO 33–
5.
H2S → 2H + + S 2–
ácido sulfídrico
16.
HMnO4 → H + + MnO 4– ácido permangânico
6.
HCN → H + + CN –
ácido cianídrico
17.
HClO → H + + ClO –
ácido hipocloroso
7.
H2CO3 → 2H + + CO 32– ácido carbônico
18.
HClO2 → H + + ClO 2–
ácido cloroso
8.
HNO2 → 1H + + NO –2
ácido nitroso
19.
HClO3 → H + + ClO 3–
ácido clórico
9.
HNO3 → 1H + + NO3–
ácido nítrico
20.
HClO4 → H + + ClO 4–
ácido perclórico
10. H3PO2 → 1H + + H2PO –2 ácido hipofosforoso
21.
H2SO4 → 2H + + SO 2–
ácido sulfúrico
4
11. H3PO3 → 2H + + HPO 32– ácido fosforoso
22.
H2SO3 → 2H + + SO 2–
ácido sulfuroso
3
200
QUÍMICA
ácido bórico
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 201
(MODELO ENEM) – O nome de um ácido
não oxigenado termina em ÍDRICO, enquanto o
de um ácido oxigenado termina em ICO ou
OSO. Geralmente, o ácido ICO tem um átomo
de oxigênio a mais que o OSO. Assinale a
alternativa na qual o nome do ácido está correto.
a) HF – ácido fluórico
b) H2SO4 – ácido sulfuroso
c) H2SO3 – ácido sulfúrico
d) H3PO4 – ácido fosfídrico
e) H2S – ácido sulfídrico
Resolução
HF – ácido fluorídrico
H2SO4 – ácido sulfúrico
H2SO3 – ácido sulfuroso
H3PO4 – ácido fosfórico
H2S – ácido sulfídrico
Resposta: E
(MODELO ENEM) – Para dar nome a um
ácido oxigenado, utilizam-se as terminações ICO
e OSO e os prefixos HIPO E PER. Geralmente,
o número de átomos de oxigênio na molécula
aumenta na ordem:
(hipo ... oso) < (oso) < (ico) < (per ... ico)
Sabendo-se que a fórmula do ácido fosfórico é
H3PO4, conclui-se que a fórmula do ácido
hipofosforoso é
a) H3PO3
b) H3PO2
c) H3PO5
d) H3PO
e) H3P
Resolução
H3PO4 – ácido fosfórico
H3PO3 – ácido fosforoso
H3PO2 – ácido hipofosforoso
Resposta: B
(MODELO ENEM) – Na nomenclatura dos
ácidos, os prefixos orto, meta e piro são
utilizados para diferenciar o grau de hidratação.
O ácido meta é obtido pela retirada de uma
molécula de água de uma molécula do ácido
orto. Sabendo-se que a fórmula do ácido
ortossilícico é H4SiO4, conclui-se que a fórmula
do ácido metassilícico é:
a) H4SiO3
b) H3SiO4
c) H2SiO3
d) H2SiO2
e) H2SiO4
O nome de ácido não oxigenado é obtido acrescentandose a terminação ídrico ao nome do elemento. Dar os nomes
dos seguintes ácidos:
a) HF
b) HI
c) H2S
d) H2Se
e) H2Te
RESOLUÇÃO:
a) ácido fluorídrico
b) ácido iodídrico
c) ácido sulfídrico
d) ácido selenídrico
e) ácido telurídrico
(MODELO ENEM) – Para dar nome a um ácido oxigenado,
utilizam-se as terminações ico e oso e os prefixos hipo e per.
Observe:
HClO – ácido hipocloroso
HClO2 – ácido cloroso
HClO3 – ácido clórico
HClO4 – ácido perclórico
O ácido com nome terminado em ico de um elemento X tem
fórmula H2XO4.
Qual a fórmula do ácido hipo ............................ oso do
elemento X?
a) H2XO3
b) H2XO2
c) HXO4
d) HXO3
e) H2XO5
Resolução
Ácido ortossilícico: H4SiO4
Ácido metassilícico:
H4SiO4 — H2O = H2SiO3
Resposta: C
(MODELO ENEM) – Para se obter a fórmula do ácido meta, retira-se uma molécula de H2O
da fórmula do ácido orto. A fórmula do ácido
piro é obtida retirando-se uma molécula de água
de duas moléculas do ácido orto. Sabendo-se
que a fórmula do ácido pirofosforoso é H4P2O5,
conclui-se que a fórmula do ácido metafosforoso
é
a) H3PO3
b) H3PO4
c) HPO2
d) H4P2O7
e) HPO3
Resolução
H4P2O5 = 2 orto – H2O
H6P2O6 = 2 orto
H3PO3 = orto
meta = orto – H2O = H3PO3 – H2O = HPO2
Resposta: C
RESOLUÇÃO:
ico: H2XO4
oso: H2XO3
hipo...oso: H2XO2
Resposta: B
Existem ácidos que diferem no grau de hidratação. O mais
hidratado é o orto. Para obter-se o ácido meta, retira-se H2O
da fórmula do orto. Para obter-se o ácido piro, retira-se H2O do
dobro da fórmula do orto.
a) O ácido orto de um elemento X tem fórmula H3XO3. Derivar
para o elemento X as fórmulas dos ácidos meta e piro.
b) Dar as fórmulas e os nomes de cinco ácidos do fósforo.
RESOLUÇÃO:
a) orto: H3XO3
meta: H3XO3 – H2O = HXO2
piro: 2H3XO3 – H2O = H4X2O5
b) H3PO4 – ácido ortofosfórico (fosfórico)
H3PO3 – ácido ortofosforoso (fosforoso)
H3PO2 – ácido hipofosforoso
H3PO4 – H2O = HPO3 – ácido metafosfórico
2H3PO4 – H2O = H4P2O7 – ácido pirofosfórico
QUÍMICA
201
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 202
15
Conceito e nomenclatura de bases
• Arrhenius • Base libera OH–
• Dissociação iônica
1. Bases ou hidróxidos – soda
caústica, leite de magnésia
Já estudamos a formulação e a nomenclatura dos ácidos. Agora passamos ao estudo das bases. Você conhece
na prática algumas delas: o hidróxido de sódio (soda
cáustica) e o hidróxido de magnésio (leite de magnésia).
Todas estas substâncias têm em comum o grupo
OH–, o íon hidróxido.
2. Conceito de Arrhenius –
base libera OH– na água
O hidróxido de amônio é um caso particular, pois é
produto da ionização do NH3.
Arrhenius, que você já conhece do conceito de
ácidos, também definiu as bases: Base é toda substância que, colocada em água, libera como ânion
exclusivamente íon hidróxido, OH–.
Exemplo
H 2O
KOH(s) ⎯⎯→ K+(aq) + OH–(aq)
As bases são sólidos iônicos.
H 2O
NaOH ⎯⎯→ Na+ + OH–
H 2O
Ca(OH)2 ⎯⎯→ Ca 2+ + 2OH–
H 2O
M(OH)x ⎯⎯→ M x+ + x OH–
As bases solúveis em água costumam ser chamadas
de álcalis.
Podemos encontrar bases em sabões, detergentes,
comprimidos para o estômago (por exemplo, Al(OH)3),
limpadores de forno (NaOH), leite de magnésia.
A ferroada de abelha é dolorosa por conter um ácido,
enquanto a ferroada de vespa é dolorosa por conter uma base.
Dissociação iônica
No Na+OH–, que é um sólido, os íons já existem e
estão “presos” no retículo cristalino por atração eletrostática (íon 䊝 atrai íon 䊞). As moléculas H2O apenas
provocam a separação dos íons; daí o nome dissociação
iônica e não ionização.
202
QUÍMICA
3. Fórmula geral: M(OH)x
A maioria das bases segue a fórmula M(OH)x em
que M é um metal e x é a valência (carga) do cátion
formado por M.
M1+ (OH)1– :
NaOH
:
M2+ (OH)1–
2
Mg(OH)2 Ca(OH)2
M3+ (OH)1–
:
3
Al(OH)3
KOH
RbOH
NH4OH
Sr(OH2)
Fe(OH)2
Fe(OH)3
4. Nomenclatura oficial (Stock)
Usa-se hidróxido de (nome do elemento).
Exemplos
NaOH
–
Hidróxido de sódio
KOH
–
Hidróxido de potássio
Mg(OH)2
–
Hidróxido de magnésio
Al(OH)3
–
Hidróxido de alumínio
NH4OH
–
Hidróxido de amônio
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 203
Se o elemento apresentar mais de uma valência,
esta deverá ser indicada com algarismos romanos e
entre parênteses.
Fe(OH)2
–
Hidróxido de ferro (II)
Fe(OH)3
–
Hidróxido de ferro (III)
CuOH
–
Hidróxido de cobre (I)
Cu(OH)2
–
Hidróxido de cobre (II)
CuOH – Hidróxido
cuprOSO
Fe(OH)2 – Hidróxido
ferrOSO
Cu(OH)2 – Hidróxido
cúprICO
Fe(OH)3 – Hidróxido
férrICO
No Portal Objetivo
5. Nomenclatura com
terminações OSO e ICO
Para saber mais sobre o assunto, acesse o PORTAL
OBJETIVO (www.portal.objetivo.br) e, em “localizar”,
digite QUIM1M204
Quando o elemento tem duas valências, usamos
OSO para a menor e ICO para a maior.
(MODELO ENEM) – De acordo com
Arrhenius, base é toda substância que, dissolvida em água, dissocia-se fornecendo íon
hidróxido como único tipo de ânion.
H2O 2+
Ba(OH)1–
(s) ⎯⎯→ Ba + 2OH–
2
2+
d) Cu(OH)2 – hidróxido cuproso
III.
Resolução
a) HOCl → H+ + (OCl)–
2+
b) Ca(OH)2 → Ca +
(OH)1–
2
c) H3BO3 → 3H+ + (BO3)3–
d) Al(OH)3 → Al 3+ + 3OH–
e) Ca(OH)2 → CaO + H2O
Resolução
A base dissocia-se fornecendo íon OH– como
único tipo de ânion
Al(OH)3 → Al 3+ + OH– + OH– + OH–
ou
Al(OH)3 → Al 3+ + 3OH–
Resposta: D
Na nomenclatura usual para bases, utiliza-se
o sufixo OSO para indicar a menor valência
(carga elétrica do cátion) e o sufixo ICO para a
maior valência.
Assinale a alternativa na qual o nome da base
está correto.
a) Fe(OH)2 – hidróxido férrico
b) Fe(OH)3 – hidróxido ferroso
c) CuOH – hidróxido cúprico
Correta.
A valência do metal é x.
e) Al(OH)3 – hidróxido de alumínio
Correta.
Verifica-se pelas fórmulas:
2+
Fe(OH)2 – hidróxido ferroso
3+
Fe(OH)3 – hidróxido férrico
1+
Assinale a alternativa que mostra corretamente
a dissociação iônica de certa base.
II.
CuOH – hidróxido cuproso
2+
Cu(OH)2 – hidróxido cúprico
3+
Al(OH)3 – hidróxido de alumínio
O alumínio é trivalente
Resposta: E
As bases são compostos que têm sabor
adstringente (que “prende a língua”) e são muito comuns em nosso cotidiano. Muitos produtos
de limpeza contêm hidróxido de amônio
(NH4OH); o leite de magnésia é hidróxido de
magnésio (Mg(OH)2); cal extinta ou cal apagada,
usada para fazer argamassa, é o hidróxido de
cálcio (Ca(OH)2).
Considere as afirmações:
I.
O hidróxido de amônio é uma base não
metálica.
II. As bases metálicas apresentam a fórmula
geral M(OH)x.
III. Cálcio e magnésio formam íons com a mesma carga elétrica.
Está correto somente o que se afirma em:
a) I e II
b) I e III
c) II e III
d) I
e) I, II e III
Resolução
I.
Correta.
+
NH3 + HOH → NH4 + OH–
2+
1–
Mg2+(OH)1–
2 , Ca (OH) 2
Resposta: E
(MODELO ENEM) – O corante tornassol fica azul na presença de uma solução de base e
vermelho quando adicionado em solução de um
ácido.
Considere os seguintes materiais:
I.
solução de soda cáustica.
II. produtos de limpeza do tipo Ajax, Fúria,
Furacão Branco etc.
III. vinagre.
IV. líquido contido na bateria de automóvel.
V. leite de magnésia.
Quais tornam azul o papel vermelho de tornassol?
a) Somente I e II.
b) Somente II e V.
c) Somente III e V.
d) Somente I, II e V.
e) Somente I, II, IV e V.
Resolução
I.
Soda cáustica é o hidróxido de sódio:
NaOH.
II. Esses produtos contêm amoníaco:
NH3 + HOH → NH4+ + OH–
III. Vinagre é solução de ácido acético:
O
||
H3C — C — OH
IV.
Esse líquido é solução aquosa de ácido
sulfúrico: H2SO4.
V. Leite de magnésia é o hidróxido de magnésio, Mg(OH)2.
Portanto, temos base em I, II e V.
Resposta: D
QUÍMICA
203
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 204
Quando dissolvida em água, uma base se dissocia
fornecendo íon OH– (hidróxido).
H2O
Exemplo: NaOH ⎯⎯⎯→
Na+ + OH–
c) Cu(OH)2 ...............................................................................
d) Cu(OH) ..................................................................................
e) Ni(OH)2 .................................................................................
Fazer a equação de dissociação iônica das bases:
f) Ni(OH)3 .................................................................................
H2O
a) KOH ⎯⎯→
RESOLUÇÃO:
a) hidróxido de prata
c) hidróxido de cobre (II)
e) hidróxido de níquel (II)
H2O
b) NH4OH ⎯⎯→
H2O
c) Ba(OH)2 ⎯⎯→
b) hidróxido de zinco
d) hidróxido de cobre (I)
f) hidróxido de níquel (III)
(MODELO ENEM) – A amônia ou gás amoníaco (NH3) é
um gás bastante solúvel em água. Uma parte da amônia
dissolvida se ioniza de acordo com a equação:
[ ]
d) Al 3+ + 3OH–
O nome oficial de uma base é dado da seguinte maneira:
(hidróxido) de (nome do elemento) (valência ou número de
oxidação do elemento em algarismo romano).
Exemplo: Au(OH)3: hidróxido de ouro (III)
Dar o nome das bases:
a) AgOH ..................................................................................
b) Zn(OH)2 ...............................................................................
H
amônia
H
+
••–
+ H •• O
••
H
amônio
Que tipos de ligações há no íon amônio?
a) Quatro ligações covalentes comuns.
b) Quatro ligações dativas.
c) Uma ligação dativa e três covalentes comuns.
d) Uma ligação iônica e três covalentes comuns.
e) Uma ligação iônica e três ligações dativas
RESOLUÇÃO:
Três ligações covalentes comuns e uma ligação covalente dativa.
Resposta: C
Reação de neutralização
• Ácido + base → sal + água
Foto Objetivo Mídia
16
H •• N•• H
••
c) Ba2+ + 2OH–
H •• N•• H + H •• O
••
b) NH4+ + OH–
••
a) K+ + OH–
••
••
••
••
H
RESOLUÇÃO:
••
H2O
d) Al(OH)3 ⎯⎯→
O indicador azul de bromotimol fica amarelo em meio ácido e azul em meio básico. Em meio neutro (pH = 7), esse indicador é verde.
Na figura da direita, ocorreu a neutralização do HCl pelo NaOH.
204
QUÍMICA
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 205
1. Reação de neutralização:
a reação de ácido com base
3. A reação de neutralização:
combinação de H3O+ com OH–
A reação de neutralização é a reação entre um ácido
e uma base dando origem a um sal e água.
Consideremos duas reações ácido-base em solução
aquosa:
ÁCIDO + BASE → SAL + ÁGUA
Esta reação não apresenta nenhuma exceção,
isto é, qualquer que seja o ácido e qualquer que seja a
base, a reação realiza-se na prática.
A reação é chamada de neutralização porque o íon
H+ (caracteriza ácido) se combina com o íon OH– (caracteriza base) formando água. Na Teoria de Arrhenius, a
água é neutra, isto é, nem ácido nem base.
HCl(aq)
+ NaOH(aq) → NaCl(aq) + H2O(l)
HNO3(aq) + KOH(aq)
→ KNO3(aq) + H2O(l)
Os ácidos estão ionizados, enquanto as bases e os
sais estão dissociados:
H3O+(aq) + Cl –(aq) + Na+(aq) + OH–(aq) →
→ Na+(aq) + Cl –(aq) + 2H2O(l)
H Cl + Na OH
Na +C l – +
H2 O
H3O+(aq) + NO–3 (aq) + K+(aq) + OH–(aq) →
→ K+(aq) + NO–3 (aq) + 2H2O(l)
Observe como o sal é formado: o cátion é proveniente da base, enquanto o ânion é proveniente do ácido.
HC l + NaOH
Na+Cl – + H2 O
Cancelando os íons que ocorrem em ambos os
membros das equações, obtém-se:
H3O +(aq) + OH –(aq) → 2H2O(l)
ou simplificadamente:
2. Acerto dos coeficientes de
uma reação de neutralização
O balanceamento baseia-se no fato de que 1H+ se
combina com 1OH– formando 1H2O.
1H + + 1OH – → 1H2O
H +(aq) + OH –(aq) → H2O(l)
Os íons que não participam da reação são chamados
de íons expectadores. Mais rigorosamente, pode-se
afirmar que solução aquosa de ácido reage com solução
aquosa de base formando solução aquosa de sal.
Observe:
Para se obter o sal sólido, é necessário remover a
água.
3Ca(OH)2 + 2H3PO4 →1Ca3(PO4)2+ 6H2O
6OH– + 6H+ → 6H2O
⎯⎯ x ⎯⎯
vaporização
Na+(aq) + Cl–(aq) ⎯⎯⎯⎯⎯→ Na+Cl –(s)
da água
Al(OH)3 + 3 HCl → AlCl3 + 3H2O
3 OH– + 3 H+ → 3 H2O
⎯⎯ x ⎯⎯
Al(OH)3 + H3PO4 → AlPO4 + 3 H2O
3OH– + 3H+ → 3 H2O
No Portal Objetivo
Para saber mais sobre o assunto, acesse o PORTAL
OBJETIVO (www.portal.objetivo.br) e, em “localizar”,
digite QUIM1M301
QUÍMICA
205
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 206
Exemplos
ÁCIDO
BASE
SAL
ÁGUA
HCl
ácido clorídrico
+
NaOH
hidróxido de sódio
→
NaCl
cloreto de sódio
+
H2O
H2SO4
ácido sulfúrico
+
2NaOH
hidróxido de sódio
→
Na2SO4
sulfato de sódio
+
2H2O
H2SO4
ácido sulfúrico
+
Ca(OH)2
hidróxido de cálcio
→
CaSO4
sulfato de cálcio
+
2H2O
2HNO3
ácido nítrico
+
Ca(OH)2
hidróxido de cálcio
→
Ca(NO3)2
nitrato de cálcio
+
2H2O
3H2SO3
ácido sulfuroso
+
2Al(OH)3
hidróxido de alumínio
→
Al2(SO3)3
sulfito de alumínio
+
6H2O
2H3PO4
ácido fosfórico
+
3Ba(OH)2
hidróxido de bário
→
Ba3(PO4)2
fosfato de bário
+
6H2O
4. Neutralização parcial
As reações ácido-base são chamadas de neutralização total quando o sal resultante não apresenta H ionizável ou OH–.
Quando o sal apresentar H ionizável ou OH–, a neutralização é parcial.
206
QUÍMICA
Exemplos
1H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O (total)
1H2SO4 + 1NaOH → NaHSO4 + H2O (parcial)
2HBr + 1Mg(OH)2 → MgBr2 + 2H2O (total)
1HBr + 1Mg(OH)2 → Mg(OH)Br + H2O (parcial)
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 207
(MODELO ENEM) – Os exageros do final
de semana podem levar o indivíduo a um quadro de azia. A azia pode ser descrita como uma
sensação de queimação no esôfago,
provocada pelo desbalanceamento da acidez
estomacal. Um dos antiácidos comumente
empregados no combate à azia é o leite de
magnésia (suspensão de hidróxido de
magnésio, Mg(OH)2). O hidróxido de magnésio
reage com ácido do estômago formando o sal
de fórmula:
a) MgSO4
b) MgBr2
c) MgCl2
d) Mg(NO3)2
e) Mg(CN)2
Resolução
O ácido estomacal é o ácido clorídrico (HCl),
que reage com o hidróxido de magnésio
formando o sal de fórmula MgCl2:
2HCl + Mg(OH)2 → MgCl2 + 2H2O
Resposta: C
(MODELO ENEM) – As bases ou álcalis
são substâncias que neutralizam os ácidos e
deixam azul o corante tornassol. As bases aparecem nos limpadores de fogão (hidróxido de
sódio, base corrosiva), no leite de magnésia (hidróxido de magnésio), nos produtos de limpeza
(hidróxido de amônio), na folha de azedinha.
As urtigas são ácidas. Quando se “queima” a
pele no contato com urtiga, pode-se adotar o
procedimento:
I.
esfregar uma folha de azedinha.
II. lavar com solução de hidróxido de sódio.
III. lavar com suco de limão.
IV. colocar um pouco de leite de magnésia.
Estão corretos somente os procedimentos:
Em uma reação de neutralização total, todos os íons H+ e
são convertidos em água.
Exemplo
OH–
H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O
Completar as equações das reações de neutralização total:
a) H2SO4 + Ba(OH)2 →
b) H3PO4 + Ca(OH)2 →
c) H2SO4 + Cr(OH)3 →
RESOLUÇÃO
a) H2SO4 + Ba(OH)2 → BaSO4 + 2 H2O
b) 2H3PO4 + 3Ca(OH)2 → Ca3(PO4)2 + 6 H2O
c) 3H2SO4 + 2Cr(OH)3 → Cr2(SO4)3 + 6 H2O
a) I e III
b) I e IV
c) I, II e IV
d) III e IV
e) II e IV
Resolução
I.
Correto.
A azedinha, básica, neutraliza a urtiga,
ácida.
II. Incorreto.
O hidróxido de sódio é corrosivo.
III. Incorreto.
Suco de limão é acido.
IV. Correto.
O hidróxido de magnésio não é corrosivo.
Resposta: B
(UERJ – MODELO ENEM) – Um caminhão transportando
ácido sulfúrico capotou, derramando o ácido na estrada. O
ácido foi totalmente neutralizado por uma solução aquosa de
hidróxido de sódio. Essa neutralização pode ser corretamente
representada pelas equações abaixo.
H2SO4 + 2 NaOH → X + 2 H2O (neutralização total)
H2SO4 + NaOH → Y + H2O (neutralização parcial)
As substâncias X e Y são, respectivamente,
a) Na2SO4 / NaHSO4
b) NaHSO4 / Na2SO3
c) Na2SO3 / Na2SO4
d) Na2SO4 / NaHSO3
e) NaHSO3 / Na2SO4
RESOLUÇÃO:
H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2 H2O
H2SO4 + NaOH → NaHSO4 + H2O
Resposta: A
(FUVEST-SP) – Quantidades adequadas de hidróxido de
magnésio podem ser usadas para diminuir a acidez estomacal.
Qual é o ácido presente no estômago?
Escreva a reação desse ácido com o hidróxido de magnésio
(Mg(OH)2).
RESOLUÇÃO:
Ácido clorídrico
2HCl + Mg(OH)2 → MgCl2 + 2 H2O
QUÍMICA
207
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 208
Natureza corpuscular da matéria – Ligações
químicas – Reações de oxidorredução I – Módulos
9 – Isótopos, isóbaros e isótonos
10 – Ligações químicas: a ligação iônica
11 – A ligação covalente comum
12 – A ligação covalente dativa
13 – A ligação metálica
14 – Oxidorredução I. Número de oxidação I
15 – Número de oxidação II
Uma reação de precipitação rápida.
9
16 – Oxidação, redução, oxidante e redutor
Isótopos, isóbaros e isótonos
1. Isótopos – átomos diferentes
do mesmo elemento químico
• Isótopos • Isóbaros • Isótonos
3
Trítio (T): H – 1 próton, 1 elétron, 2 nêutrons –
1
~ 10–7%
São átomos do mesmo elemento químico (mesmo
número atômico) que apresentam diferentes números
de massa (ou diferentes números de nêutrons).
Quase todos os elementos químicos apresentam
isótopos. Os isótopos de um mesmo elemento são átomos quimicamente iguais, pois têm o mesmo número
atômico, mas diferem fisicamente.
Exemplos: Isótopos do hidrogênio
Prótio: 11H – 1 próton, 1 elétron – 99,984% de abundância na natureza.
Deutério (D): 12H – 1 próton, 1 elétron, 1 nêutron –
0,016%
208
Nota: Os três isótopos do hidrogênio e os três
isótopos do oxigênio podem formar 18 tipos de
moléculas de água, que diferem na massa:
1
H
1
QUÍMICA
(H), 2 H(D), 3 H(T),
1
1
16
O, 17
O, 188O
8
8
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 209
2. Isóbaros – átomos diferentes
com o mesmo número de massa
Dá se o nome de água pesada ao óxido de deutério,
São átomos de diferentes elementos (de números
atômicos diferentes), mas que apresentam o mesmo
número de massa. As propriedades químicas dos
isóbaros são diferentes.
D2O.
A maior parte da água que utilizamos tem moléculas
formadas pelo hidrogênio comum. No entanto, em uma
pequena porcentagem, as moléculas de água são formadas por dois átomos de deutério (D) e um de oxigênio
(O). Esta, D2O, é a água pesada.
Isótopos de oxigênio
(99,76%), 17O (0,04%) e
16
O
8
8
18
O
8
(0,20%)
Isótopos de urânio
235
U (0,7%) e 238
U (99,3%)
92
92
Exemplo
Argônio:
40
Ar
18
e cálcio:
40
Ca
20
3. Isótonos – átomos
diferentes com o mesmo
número de nêutrons
São átomos que possuem o mesmo número de
nêutrons e diferem no número de prótons (e,
portanto, no número de massa).
Exemplo
Boro:
trons.
11
B
5
e carbono:
12
C,
6
ambos possuem 6 nêu-
Isótopos de cloro
35
Cl
17
37
(75%) e 17
Cl (25%)
Em cada 100 átomos de cloro, encontramos 75 átomos com número de massa 35 e 25 átomos com
número de massa 37.
(MODELO ENEM) – Os radioisótopos têm
larga aplicação nos vários campos da atividade
humana: na medicina, na agricultura, na
indústria e na arqueologia. Os arqueólogos
identificam a idade de ossos e objetos pré-históricos por meio de uma técnica conhecida
como datação por carbono radioativo.
Em relação aos isótopos 14C e 12C, é correto
afirmar:
I.
Os átomos de 12C e 14C diferem no número de nêutrons.
II. O número de massa é a soma do número
de prótons e nêutrons.
III. Os números atômicos dos isótopos são
diferentes.
IV. Os isótopos são formas especiais de um
elemento com mais ou menos nêutrons
do que os átomos normais.
São verdadeiros os itens
Lembrete: isótopos (mesmo número de prótons);
isóbaros (mesmo número de massa A); isótonos
(mesmo número de nêutrons N).
a) I, III e IV, apenas.
b) I, II e IV, apenas.
c) II, III e IV, apenas
d) I, II e III, apenas.
e) I, II, III e IV.
Resolução
12C e 14C
São isótopos e, portanto, apresentam os mesmos números atômicos, diferentes números
de massa e diferentes números de nêutrons.
Resposta: B
(ENEM – EXAME NACIONAL DO ENSINO
MÉDIO) – Os núcleos dos átomos são constituídos de prótons e nêutrons, sendo ambos os
principais responsáveis pela sua massa. Nota-se
que, na maioria dos núcleos, essas partículas
não estão presentes na mesma proporção. O
gráfico mostra a quantidade de nêutrons (N) em
função da quantidade de prótons (Z) para os
núcleos estáveis conhecidos.
KAPLAN, I. Física Nuclear. Rio de Janeiro:
Guanabara Dois (adaptado).
QUÍMICA
209
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 210
O antimônio é um elemento químico que
possui 50 prótons e possui vários isótopos –
(MODELO ENEM)
átomos que só se diferem pelo número de
nêutrons. De acordo com o gráfico, os isótopos
estáveis do antimônio possuem
a) entre 12 e 24 nêutrons a menos que o
número de prótons.
b) exatamente o mesmo número de prótons e
nêutrons.
c) entre 0 e 12 nêutrons a mais que o número
de prótons.
d) entre 12 e 24 nêutrons a mais que o
número de prótons.
e) entre 0 e 12 nêutrons a menos que o
número de prótons.
Resolução
Os átomos isótopos de antimônio apresentam
número atômico 50, ou seja, têm 50 prótons e
um número variável de nêutrons. Verifica-se
pelo gráfico que os isótopos estáveis do
antimônio possuem entre 12 e 24 nêutrons a
mais que o número de prótons. O número de
nêutrons varia de, aproximadamente, 62 a 74.
Resposta: D
(Folha de S. Paulo)
Com base no texto e em outros conhecimentos, é correto o que se afirma em:
a) Hidrogênio-1 e hidrogênio-2 são átomos de
elementos diferentes.
b) A molécula de água composta por oxigênio18 e hidrogênio-2 é 1,11 vez mais pesada
que a molécula de água composta por
oxigênio-16 e hidrogênio-1.
c) A evaporação da água é um processo
exotérmico (libera calor).
d) Hidrogênio-1 e hidrogênio-2 são átomos isótopos.
e) Oxigênio-18 e oxigênio-16 são átomos de
mesma massa, pois pertencem ao mesmo
elemento químico.
Resolução
Isótopos são átomos com o mesmo número
atômico e, portanto, são átomos do mesmo
elemento químico.
Hidrogênio-1 (11H) e hidrogênio-2 (21H) são
átomos isótopos.
A molécula 2H18
2 O (soma dos números de
prótons e nêutrons = 22) é 1,22 vez mais
pesada que a molécula 1H16
O (soma dos nú2
meros de prótons e nêutrons = 18).
22
–––– = 1,22
18
A evaporação é um processo endotérmico.
Resposta: D
(UNESP – MODELO ENEM) – O elemento químico B
possui 20 nêutrons, é isótopo do elemento químico A, que
possui 18 prótons, e isóbaro do elemento químico C, que tem 16
nêutrons. Com base nessas informações, pode-se afirmar que
os elementos químicos A, B e C apresentam, respectivamente,
números atômicos iguais a
a) 16, 16 e 20
b) 16, 18 e 20
c) 16, 20 e 21
d) 18, 16 e 22
e) 18, 18 e 22
Dado: Isótopos são átomos com o mesmo número atômico e
número de massa diferente. Isóbaros são átomos com número
atômico diferente e mesmo número de massa.
18 B
18 A
N = 20
p = 18
Número atômico de A = número atômico de B = 18
isóba ro s
38
18 B
N = 20
38
C
N = 16
A=N+Z
A = 20 + 18
38
C
A
=
N
+
Z
22
38 = 16 + Z
Z = 22
Resposta: E
210
(UNIP-SP) – O hidrogênio comum (1H), o hidrogênio deu1
2
tério ( H) e o hidrogênio trítio (13H) são
1
a) isótopos
b) isóbaros
c) isótonos
d) isômeros
e) alótropos
RESOLUÇÃO:
op
is ó t o s
QUÍMICA
A = 38
RESOLUÇÃO:
Os isótopos apresentam o mesmo número atômico e número de
massa diferente.
Resposta: A
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 211
RESOLUÇÃO:
Dados os átomos:
isótonos
2H, 3H, 3He, 4He
1
1
2
2
assinale aqueles que são isótopos, os que são isóbaros e os
que são isótonos.
X
RESOLUÇÃO:
Isótopos:
2
H
1
e
isóbaros
3
H; 23He
1
e
4
He
2
3
He; 31H
2
e
4
He
2
138
Z
isótopos
Número atômico de Y e Z = 56
Número de nêutrons de Z = 138 – 56 = 82
Número de nêutrons de Z e X = 82
Número de massa de Y e X = 137
Número atômico de X = 137 – 82 = 55
Resposta: C
Isóbaros: 31H e 23He
Isótonos: 21H e
137
Y
56
(FEI-SP) – São dadas as seguintes informações relativas
aos átomos X, Y e Z:
I) X é isóbaro de Y e isótono de Z.
II) Y tem número atômico 56, número de massa 137 e é
isótopo de Z.
III) O número de massa de Z é 138.
O número atômico de X é
a) 53
b) 54
c) 55
d) 56
e) 57
10
Ligações químicas:
a ligação iônica
• Octeto • Íon • Cátion • Ânion
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Em uma substância, os átomos não estão apenas misturados uns aos outros, mas unidos com uma “cola”
química. Diferentes átomos unidos com diferentes ligações formam milhões de substâncias naturais e artificiais.
Toda ligação envolve o movimento de elétrons nas camadas externas do átomo, mas esses elétrons são utilizados
de diversas formas. No sal, por exemplo, os átomos cedem ou recebem elétrons e forma-se a ligação iônica. Na
água, os átomos compartilham seus elétrons originando a ligação covalente. Nos metais, os elétrons flutuam ao
redor dos átomos na forma de um “mar” de elétrons: é a ligação metálica.
O termo íon, em grego, significa “mover”. Aplicando-se um campo elétrico a compostos iônicos em solução ou
no estado líquido, os íons (partículas carregadas) são compelidos a se mover.
A importância econômica dos compostos iônicos na sociedade moderna é muito significativa.
Vejamos alguns exemplos:
AgBr (brometo de prata) – usado em filme fotográfico. Ativado pela luz, é reduzido a prata no processo de
revelação, aparecendo como o “preto” no negativo branco e preto.
CaO (óxido de cálcio, cal viva) – neutralização de solos ácidos; fabricação de tijolos
refratários; obtenção do hidróxido de cálcio (Ca(OH)2), importante na construção civil; na
produção do ferro reage com a sílica, formando a escória.
CaCO3 (carbonato de cálcio, calcário, mármore, giz) – usado na obtenção de cal viva.
Fe2O3 (trióxido de ferro) – principal minério de ferro (hematita); pigmento para tintas;
ferrugem.
NaCl (cloreto de sódio) – sal de cozinha.
NaOH (hidróxido de sódio, soda cáustica) – fabricação de sabão; limpador de esgoto.
NaHCO3 (hidrogenocarbonato de sódio, bicarbonato de sódio) – fermento de pão;
antiácido; extintor de incêndio.
QUÍMICA
211
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 212
1. Gases nobres –
os átomos estáveis
Os átomos unem-se para ficar mais estáveis, ou
seja, com menos energia. Os átomos perdem energia
quando eles se ligam.
Verificamos na natureza que são raros os elementos
químicos no estado atômico isolado. Como regra, os
átomos aparecem ligados a outros átomos.
No entanto, verifica-se que o argônio existe como
átomo isolado no ar atmosférico.
AR ATMOSFÉRICO
O ar atmosférico é formado principalmente por nitrogênio, oxigênio, gás carbônico e argônio. O nitrogênio (N2) é o principal componente (78%). O
oxigênio (O2) aparece com 21%. O restante é argônio
(Ar) com 0,9%, gás carbônico (CO2) com 0,03% e
outros gases. O argônio aparece na forma atômica.
Kossel e Lewis concluíram que essa estabilidade está
associada à última camada completa.
Os gases nobres são os únicos elementos conhecidos que apresentam a última camada completa.
2. Teoria dos octetos –
os átomos “querem” ficar
semelhantes aos gases nobres
Kossel e Lewis introduziram a teoria dos octetos,
que diz:
“Os átomos ligam-se para ficarem estáveis. A estabilidade é alcançada quando o átomo adquire a
configuração de um gás nobre, com dois elétrons
na camada K ou oito elétrons na última camada”.
Essa é uma teoria antiga. Não é rigorosa, nem explica todos os casos de ligações químicas, mas é muito
importante nesse início da matéria para se compreender
as ligações químicas.
?
Saiba mais
ENERGIA E ESTABILIDADE
O que diferencia o argônio dos outros átomos? Por
que o argônio aparece isolado?
Estudando a configuração eletrônica do argônio,
notamos que ele tem a última camada completa. O
argônio tem 18 elétrons: dois na camada K, oito na L e
oito na M. Como na última camada cabem no máximo
oito elétrons, sua última camada está completa.
O argônio é um gás nobre. Também são gases nobres o hélio, o neônio, o criptônio, o xenônio e o radônio.
Todos existem no estado isolado. E todos têm a última
camada completa.
CAMADAS
Z
K
L
M
N
O
P
Hélio
He
2
2
Neônio Ne 10
2
8
Argônio Ar
18
2
8
8
Criptônio Kr
36
2
8
18
8
Xenônio Xe 54
2
8
18 18
8
Radônio Rn 86
2
8
18 32 18
8
Por que os gases nobres podem existir no estado isolado?
Kossel e Lewis concluíram que eles existem no estado isolado porque já são estáveis. Eles não precisam
combinar-se para se estabilizar. Os outros átomos se
combinam para adquirir estabilidade.
212
QUÍMICA
VARIAÇÃO DA ENERGIA POTENCIAL À MEDIDA QUE
DOIS ÁTOMOS DE HIDROGÊNIO SE APROXIMAM.
Vamos convencionar como sendo zero a energia potencial do sistema constituído por dois átomos de
hidrogênio à distância infinita (R → ∞). Os dois átomos
vão-se aproximando (força de atração maior que força
de repulsão) e a energia do sistema vai diminuindo. Na
distância R = B, o sistema adquire a posição de energia
mínima e, portanto, a estabilidade é máxima. Neste
ponto, forma-se a molécula (força de atração equilibrada
pela força de repulsão). Se os átomos continuarem a se
interpenetrar, a força de repulsão ficará maior que a força de atração, pela grande proximidade dos núcleos. A
energia do sistema começa a aumentar novamente. A
energia A é chamada de energia de dissociação da molécula. É a energia necessária para romper a ligação,
produzindo átomos isolados.
Qual a tendência do átomo de sódio para adquirir
estabilidade? Dar 1 elétron, ficando com a última camada
completa. A outra alternativa seria receber 7 elétrons, o
que é impossível.
K
H
1
1
H•
He
2
2
He
Li
3
2
1
Li •
Be
4
2
2
Be
B
5
2
3
•
•B•
C
6
2
4
N
7
2
5
O
8
2
6
F
9
2
7
Ne
10
2
8
Na
11
2
8
1
Na •
Mg
12
2
8
2
Mg
M
Representação
••
L
••
Z
••
Para ficar com a configuração de um gás nobre, os
átomos cedem, recebem ou compartilham elétrons.
Por exemplo: sódio (Z = 11) tem configuração
eletrônica
K L
M
Na (Z = 11) 2 8
1
Elemento
•
•C •
•
•N•
•
••
3. Como os átomos
adquirem estabilidade
••
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 213
Para facilitar o estudo das ligações químicas, vamos
utilizar a representação de Lewis para os elementos. Nela
se coloca o símbolo do elemento e os elétrons de valência
são colocados como pontinhos em torno do símbolo.
1e –
2e –
X•
•X •
ou X
3e –
••
•X •
•
5e –
6e –
7e –
•
••X •
•
••
••X •
•
••
••X •
••
4e –
•
•X •
•
8e –
••
••X •
•
••
••
Ne
••
••
5. Representação de Lewis –
elétrons representados por
pontinhos
F•
••
••
Chamamos de camada de valência a última camada
preenchida.
Podemos dizer que os gases nobres têm a camada
de valência completa.
O•
•
••
4. Camada de valência –
a última camada preenchida
••
••
Veja o caso do cloro (Z = 17). Sua configuração é:
K
L
M
Cl (Z = 17) 2
8
7
Qual é a tendência do átomo de cloro para adquirir
estabilidade?
Dar 7 elétrons ou receber 1 elétron?
No caso do cloro, a tendência é receber 1 elétron.
Você já deve estar imaginando o que acontece
quando aproximamos sódio de cloro. A reação é violenta.
Explosiva. O sódio e o cloro se combinam com grande
velocidade.
6. Metais – querem ceder elétrons
São elementos que têm menos de quatro elétrons
na camada de valência. Para adquirir o octeto, eles têm
tendência para dar elétrons. São exemplos de metais:
prata, ouro, alumínio, magnésio, sódio, potássio, cálcio.
Todos esses elementos têm tendência para dar elétrons.
O metais são bons condutores de eletricidade e calor, têm brilho, são maleáveis e dúcteis. Maleabilidade é
a propriedade de poder ser transformado em folhas, lâminas, placas, e ductilidade é a propriedade de poder ser
transformado em fios.
Metais alcalinos
Apresentam 1 elétron na camada de valência. Têm,
portanto, a tendência para dar 1 elétron. Estão no 1.o grupo (1 ou 1A), à esquerda na tabela periódica. São eles:
Lítio
Sódio
Potássio
Li •
Na •
K•
Rubídio
Césio
Frâncio
Rb •
Cs •
Fr •
Metais alcalinoterrosos
Apresentam 2 elétrons na camada de valência. Têm,
portanto, tendência para dar 2 elétrons. Estão no 2.o grupo
(2 ou 2A), à esquerda na tabela periódica. São eles:
QUÍMICA
213
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 214
Berílio
Magnésio
Cálcio
Be ••
Mg ••
Ca ••
Estrôncio
Bário
Rádio
Sr ••
Ba ••
Ra ••
7. Não metais ou ametais
– “querem” receber elétrons
São elementos que apresentam mais de 4 elétrons
na camada de valência. Para adquirir o octeto, eles têm
tendência para receber elétrons. São exemplos de não
metais: nitrogênio, oxigênio, flúor, cloro, iodo. Todos esses elementos têm tendência para receber elétrons.
Halogênios
Apresentam 7 elétrons na camada de valência.
Têm, portanto, tendência para receber 1 elétron. Estão
no grupo 17(7A) na tabela periódica. São eles:
Flúor
Cloro
Bromo
Iodo
Astato
••
•• F •
••
••
•• C l •
••
••
•• Br •
••
••
•• I •
••
••
•• At •
••
Calcogênios
Apresentam 6 elétrons na camada de valência.
Têm, portanto, tendência para receber 2 elétrons. Estão
no grupo 16(6A) da tabela periódica. São eles:
Oxigênio Enxofre
••
•• O •
•
Selênio
Telúrio
Polônio
••
•• Se •
•
••
•• Te •
•
••
•• Po •
•
••
•• S •
•
Rigorosamente, boro, telúrio e polônio são considerados semimetais.
Além de halogênios e calcogênios, é importante lembrar:
Nitrogênio
Fósforo
Carbono
••
•P •
•
•
•C •
•
••
•N •
•
?
Saiba mais
FAMÍLIA DO CARBONO
Os elementos do grupo 14(4A) têm 4 elétrons na
camada de valência.
•
•C•
•
carbono
•
• Si •
•
silício
•
•
• Ge •
• Sn •
•
•
germânio estanho
•
• Pb •
•
chumbo
O carbono é não metal, silício e germânio são semimetais e estanho e chumbo são metais.
214
QUÍMICA
8. A ligação iônica –
força eletrostática entre íons
Os metais têm tendência para ceder elétrons. Os ametais têm tendência para receber elétrons. A ligação entre um
metal e um ametal se dá com transferência de elétrons.
O metal perde elétrons e se transforma em cátion
(íon positivo).
O não metal recebe elétron e se transforma em
ânion (íon negativo).
Os íons positivos e negativos se atraem formando
um composto. A ligação é iônica. A força que prende os
íons é eletrostática.
9. Um exemplo de ligação
iônica: o cloreto de sódio
Como já dissemos, os metais, como o sódio, têm
tendência para dar elétrons e os ametais, como o cloro,
têm tendência para receber elétrons.
Fazendo a distribuição eletrônica do sódio e do cloro,
temos:
Sódio (Na)
Z = 11
11 prótons
11 elétrons
K
L M
2
8 1
Cloro (Cl)
Z = 17
17 prótons
17 elétrons
K
L M
2
8
7
tendência para dar 1e–
Na •
tendência para receber 1e–
xx
x Cl x
x
xx
Equação da reação (representando apenas os
elétrons do último nível):
xx
Na Na • + x Cl xx
xx
xx
+ •
x
x Cl x
xx
–
Estamos representando os elétrons do sódio com
pontinhos e os do cloro com cruzinhas.
Situação após a reação
Cátion Sódio
Na+
11 prótons
10 elétrons
K
L
2
8
Ânion Cloreto
Cl –
17 prótons
18 elétrons
K
L M
2
8 8
camada de valência
completa
[Na] +
camada de valência
completa
• xxx –
x Cl x
xx
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Os íons Na+ e Cl– se atraem eletricamente, formando o composto cloreto de sódio. A ligação iônica é,
portanto, uma força de atração eletrostática.
Para equacionar a reação, utilizamos apenas um átomo de cada elemento. Na realidade, participam milhões
de átomos, resultando milhões de íons sódio e cloreto.
Esses íons ficam sujeitos a forças de atração e repulsão
exercidas pelos íons circundantes. Adquirem, então, um
movimento desordenado, até que num certo instante
param numa posição de equilíbrio, formando um cristal.
Assim, o sal de cozinha, cloreto de sódio, não
aparece na natureza formando discretas unidades de um
íon sódio e um íon cloreto. O que se observa na natureza
é um cristal, onde há milhões de íons sódio e cloreto.
Observando cloreto de sódio (pó branco) ao microscópio, veremos que cada grãozinho é um cubinho, ou
seja, um cristalzinho.
Dizemos, então, que cloreto de sódio é um
composto iônico, sólido cristalino.
Nas condições ambientes, os compostos iônicos
são sólidos formados por grãos chamados cristais. O
cristal é um grande número de cátions e ânions
arranjados em ordem no espaço.
10. A ligação de metal com
hidrogênio também é iônica
Distribuição eletrônica do potássio (Z = 19) e do
hidrogênio (Z = 1):
Potássio (K)
Tendência para ceder 1e–
K
L
M N
2
8
8
1
Hidrogênio (H)
Tendência para receber 1e–
K
1
Equação da reação:
K • + • H → [K] + [ •• H] –
O cátion potássio (K+) apresenta a configuração eletrônica do gás nobre argônio (Z = 18), enquanto o ânion
hidreto (H–) tem a configuração eletrônica do gás nobre
hélio (Z = 2).
11. Fórmula dos compostos iônicos
O exercício mais comum fornece os números atômicos e pede a fórmula do composto.
Óxido de alumínio
1.o passo – Configuração eletrônica
K
L
2
6
Al Z = 13 2
8
O
Z=8
M
ametal, tendência para
receber 2 elétrons
metal, tendência para
ceder 3 elétrons
3
2.o passo – Escrever as tendências e inverter
Cristais de cloreto de sódio.
Oxigênio – 1 átomo de O ganha 2 e–
3O
Alumínio – 1 átomo de Al cede 3 e–
2Al
3.o passo – Fórmula
4.o
Al •••
passo – Visualizando com a notação de Lewis
xx
xO x
x
x
xx
Um cristal de cloreto de sódio é um aglomerado de grande número de
cátions Na+ e ânions C l – alternando-se no espaço.
Al •••
A l2O3
xO x
x
x
xx
xO x
x
x
A fórmula indica
2 íons Al 3+ e 3 íons O 2–
2–
Al23+ O3
xx
Notação de Lewis: [Al] 3+ x• O xx
2
•x
QUÍMICA
2–
3
215
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 216
2.o passo – Escrever as tendências e inverter
Ca – 1 átomo cede 2e–
1Ca
A alumina, Al2O3, ocorre como mineral com o nome
de coríndon (dureza 9 na escala de Mohs) e é usada no
polimento de vidro. O rubi é óxido de alumínio contendo
cromo como impureza.
Cl – 1 átomo recebe 1e–
Outro exemplo
Qual é a fórmula do composto formado por cálcio
(Z = 20) e cloro (Z = 17)?
3.o passo – Fórmula
1.o passo – Fazer a distribuição eletrônica
não metal, tendência
para receber 1e–
Quais dos átomos, cujas configurações
eletrônicas são dadas abaixo, apresentam tendência para ceder elétron?
Ca
••
2+
Ca
Cl
••
(Gilberto Gil)
“Fragmento infinitésimo
Quase apenas mental
Quantum granulado no mel
Quantum ondulado do sal
Mel de urânio, sal de rádio
Qualquer coisa quase ideal”
A) 1s2 2s2 2p6 3s2
B) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
C) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3
••
e) RaCl 2
d) RaF2
Resolução
Eletronegatividade é a propriedade que mede a
tendência do átomo para receber elétron. Em
um grupo, a eletronegatividade cresce de baixo
para cima. Portanto, o halogênio de maior eletronegatividade é o flúor (F). A ligação entre o metal
alcalinoterroso rádio (Ra) e o flúor é iônica.
Resolução
(MODELO ENEM) – O fósforo é um não metal que não é
encontrado livre na natureza, mas na forma de fosfatos
principalmente. É encontrado na forma de fosfato de cálcio nos
ossos e nos dentes. O potássio é um metal de baixa densidade
que se oxida rapidamente na presença de oxigênio da atmosfera. O átomo de fósforo (P) apresenta cinco elétrons de
valência e o potássio (K) tem um elétron de valência. Esses
átomos combinam-se por transferência de elétron resultando a
substância de fórmula:
a) K3P2
b) KP3
c) K3P
d) KP
RESOLUÇÃO:
K – metal alcalino – tendência para doar um elétron
P – não metal - tendência para receber três elétrons
••
K•→•P•← •K
K1+
P3–
3
•
↑
•
K
Resposta: C
216
QUÍMICA
e) K2P
••
•
C – Tendência para receber 3 elétrons.
Ra
F
••
B – Tendência para ceder 1 elétron.
Com base na tabela periódica fornecida, escreva a fórmula do sal formado pelo halogênio
mais eletronegativo e o metal alcalinoterroso
citado por Gilberto Gil na letra de Quanta.
a) UF
b) UCl 2
c) RaF
•
A – Tendência para ceder 2 elétrons.
–
••
[ Cl ]
A fórmula indica 1 íon cálcio + 2 e 2 íons cloreto – 1
(UFRJ – MODELO ENEM)
QUANTA
Ca 2+Cl21–
+
••
•
••
–
••
7
••
••
8
metal, tendência para
dar 2 e–
]
••
Cl Z = 17 2
2
••
Cl
F
••
8
[
••
8
••
Ca Z = 20 2
Cl
••
••
•
••
N
••
M
4.o passo – Entendendo com a notação de Lewis
••
L
CaCl2
••
K
2Cl
Resposta: D
Ra2+F1–
2
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Dar a fórmula de um composto formado pelos elementos
X(Z = 20) e Y (Z = 7).
RESOLUÇÃO:
Y (Z = 7)
X
2+
Y
K
2
L
8
M
8
N
2
K
2
L
–
5 – recebe 3e
– cede 2e–
3–
⇒ X3Y2
11
RESOLUÇÃO:
X(Z = 20)
Y(Z = 16)
X2+
Y2–
K
2
L
8
K
L
2
8
→ XY
A ligação covalente comum
M
8
N
2
– cede 2e–
M
– recebe 2e–
6
• Compartilhamento • Ametais
• Molécula
Foto Objetivo Mídia
X (Z = 20)
No retículo cristalino de um sal, temos cátions provenientes de átomos X de número atômico 20 e ânions provenientes
de átomos Y de número atômico 16. Qual a fórmula mínima do
composto?
A LIGAÇÃO COVALENTE
Foto Objetivo Mídia
A ligação iônica é uma atração eletrostática entre íons de carga
oposta, enquanto a ligação covalente envolve o compartilhamento de
elétrons.
A ligação covalente ocorre entre átomos com tendência para receber
elétrons: não metal com não metal, hidrogênio com não metal, e no
H 2.
Os compostos moleculares apresentam os seus átomos ligados por
ligação covalente. Não conduzem a corrente elétrica nos estados
sólido ou líquido. Alguns conduzem quando em solução aquosa. A
maioria dos compostos orgânicos (compostos do elemento carbono)
são compostos moleculares. Vejamos alguns exemplos de substâncias
moleculares:
H2 (gás hidrogênio) – é o combustível do futuro; fabricação de
amônia (NH3); usado para converter óleos vegetais em gordura
(margarina).
H2O (água) – essencial para todos os sistemas vivos.
CO2 (dióxido de carbono, gás carbônico) – principal responsável pelo
efeito estufa; fabricação de bebidas carbonatadas; reagente na
fotossíntese; extintor de incêndio.
NH3 (amônia) – fertilizante (adubo); produto de limpeza; fabricação do
ácido nítrico; gás refrigerante em geladeiras industriais.
CH4 (metano) – principal componente do gás natural, é usado como
combustível.
C2H6O (etanol, álcool etílico, álcool comum) – bebidas; solvente;
combustível.
H2SO4 (ácido sulfúrico) – bateria de chumbo; fabricação de
explosivos e fertilizantes; remoção de impurezas da gasolina e óleos.
HNO3 (ácido nítrico) – fabricação de explosivos e fertilizantes.
1. A ligação covalente: compartilhamento de elétrons
Vimos que, quando um metal que cede elétrons e um ametal que recebe elétrons se juntam, fazem-no por meio
de íons, e a ligação é iônica.
Agora vamos estudar o caso de dois átomos que têm tendência para receber elétrons: o hidrogênio (H, Z = 1) e o
cloro (Cl, Z = 17).
QUÍMICA
217
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 218
H (Z = 1)
Cl (Z = 17)
K
1
2
L
M
8
tendência para receber 1e–
7 tendência para receber 1e–
os dois átomos têm tendência
para receber 1 elétron
••
••
H • • C l ou H — Cl ou HC l
••
••
H • + • Cl
••
Nenhum dos dois átomos tem tendência para ceder elétrons. A ligação se faz por compartilhamento de elétrons.
É a ligação covalente. O resultado é uma partícula discreta chamada molécula.
Representando com a notação de Lewis, temos:
••
par de e – compartilhado o par de elétrons compartilhado é representado por um traço
Na molécula do cloreto de hidrogênio
••
H •• C l ••
••
o par de elétrons compartilhado pertence ao hidrogênio
(que fica com dois elétrons na camada K, como o gás
nobre hélio) e pertence também ao átomo de cloro (que
fica com oito elétrons na camada de valência).
A molécula
de hidrogênio (H2).
H •• H
O gás cloreto de hidrogênio é formado de partículas discretas, HCl.
Molécula é uma partícula eletricamente neutra formada por átomos unidos por ligação covalente.
2. Ligação covalente – valência
A valência é o número de ligações covalentes que o átomo deve fazer para completar o octeto.
Elemento
Símbolo
Número
atômico (Z)
K
Estrutura
de Lewis
Fórmula
estrutural
Valência
Hidrogênio
H
1
1
H•
H—
1
(monovalente)
|
—C—
|
4
(tetravalente)
L
Carbono
C
6
2
4
•
•C•
•
Nitrogênio
N
7
2
5
••
•N•
•
••
—N—
|
3
(trivalente)
Oxigênio
O
8
2
6
••
•O•
•
•
••
•O—
•
|
2
(bivalente)
Flúor
F
9
2
7
••
•F•
•
••
••
•F—
•
••
1
(monovalente)
218
QUÍMICA
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 219
No caso da ligação covalente, forma-se uma partícula sem carga, chamada molécula. Dizemos que o gás
cloro é uma substância molecular.
••
—N—
|
4. Ligação covalente
– molécula de CO2
cada traço — significa 1 elétron
disponível para ligação
3. A ligação covalente
– molécula de cloro
O gás carbônico, CO2, é formado por carbono (Z = 6)
e oxigênio (Z = 8):
O cloro tem número atômico 17. Sua distribuição
eletrônica é:
K
L
2
4
x
C (Z = 6)
C
x
x
Cl (Z = 17)
K
L
M
2
8
7
••
•• C l •
••
••
•• C l —
••
O (Z = 8)
Sua valência é 1. Para completar o octeto, precisa
de mais 1 elétron. Ele vai completar o octeto ligando-se
a outro átomo de cloro.
2
6
••
•• O • +
•
o par de elétrons pertence aos dois átomos si-
ou
↓
Saiba mais
x
••
••
••
C x + • O •• → •• O •• xx C xx •• O ••
x
•
Fórmula eletrônica
(Lewis)
ou
CO2
O =C =O
Fórmula
Fórmula
estrutural
molecular
••
••
•O •• O •
• •• •
ou O — H
⯗⯗
|
H
ou O = O
LIGAÇÃO TRIPLA
Os dois átomos compartilham três pares de
elétrons.
Exemplo
•N
N •• ou N N
•
••
A água apresenta duas ligações simples:
H
••
•• O —
|
LIGAÇÃO DUPLA
Os dois átomos compartilham dois pares de
elétrons. Exemplo
LIGAÇÃO SIMPLES
Os dois átomos compartilham somente um par de
elétrons.
Exemplo
••
••
• Cl •• Cl • ou Cl — Cl
•
•
••
• O ••
•
•
•
Faz 2 ligações
x
multaneamente
••
••
•• O •
•
|
Faz 4 ligações — C —
|
Os elétrons do carbono estão representados por
cruzinhas.
Para completar o octeto:
••
••
••
••
•• C l • + • C l •• ⎯→ •• C l •• C l •• ou C l — C l ou C l
2
••
••
••
••
?
x
H
5. Qual a fórmula do composto formado por A (Z = 7) e B (Z = 9)?
1.o passo – Fazer a distribuição eletrônica e verificar as tendências. A ligação é covalente. Todos os átomos têm tendência para receber elétrons.
A (Z = 7) K
2
L
5
tendência para receber
3 e–
1
B (Z = 9) K
2
L
7
tendência para receber
1 e–
3
3.o passo – Entendendo
2.o passo
– Inverter
A1B3
4.o passo – Fórmula estrutural
com a notação de Lewis
••
••
••
••
••
••
••
B
••
B—A—B
—
••
••
B • • A • •B
••
B
QUÍMICA
219
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 220
(UFF-RJ – MODELO ENEM) – O leite materno é um alimento rico em substâncias orgânicas, tais como proteínas, gorduras e açúcares, e substâncias minerais como, por exemplo, o fosfato de cálcio. Esses compostos orgânicos têm como característica principal as ligações covalentes na formação de suas moléculas, enquanto o mineral apresenta também
ligação iônica.
Assinale a alternativa que apresenta corretamente os conceitos de ligações covalente e
iônica, respectivamente.
a) A ligação covalente só ocorre nos compostos orgânicos.
b) A ligação covalente se faz por transferência
de elétrons, e a ligação iônica, pelo compartilhamento de elétrons na camada de
valência.
c) A ligação covalente se faz por atração de
cargas entre átomos, e a ligação iônica, por
separação de cargas.
d) A ligação covalente se faz por união de átomos em moléculas, e a ligação iônica, por
união de átomos em complexos químicos.
e) A ligação covalente se faz pelo compartilhamento de elétrons, e a ligação iônica,
por transferência de elétrons.
Resolução
Na ligação iônica, ocorre transferência de elétrons de um átomo para outro átomo e ela se
faz por atração eletrostática entre cargas. A ligação covalente se faz pelo compartilhamento
de elétrons.
Resposta: E
(FUVEST-SP – MODELO ENEM) – Os desenhos são representações de moléculas em
que se procura manter proporções corretas
entre raios atômicos e distâncias internucleares.
Os desenhos podem representar, respectivamente, moléculas de
(UNIP-SP – MODELO ENEM) – Na ligação covalente, o
número de pares eletrônicos que o átomo estabelece é igual ao
número de elétrons que falta para completar oito (8) na camada
de valência. O hidrogênio estabelece um único par eletrônico.
Dadas as estruturas de Lewis:
• •O• • • •N• •
•
•
•
N N
H N N H
•• ••
H H
hidrazina
••
••
••
•• ••
••
••
••
••
e)
•• ••
••
O O
oxigênio
x
x
••
••
••
••
••
••
••
d)
••
assinale a fórmula eletrônica incorreta:
H
••
•• ••
c)
a)
O O
H
b) H N
•• ••
••
H
H
amônia
água oxigenada
•• ••
nitrogênio
RESOLUÇÃO:
Pelas estruturas de Lewis dos átomos, verifica-se que o átomo de
nitrogênio deve estabelecer 3 pares de elétrons.
••
•• N •• •• N ••
Resposta: E
220
QUÍMICA
H — Cl → molécula diatômica formada por
átomos de elementos diferentes.
II) Representa dióxido de carbono:
CO2 → O = C = O, molécula triatômica
formada por átomos de dois elementos
diferentes.
N
III) Representa amônia: NH 3 →
,
H H H
molécula tetratômica formada por átomos
de dois elementos diferentes.
Resposta: D
(UEL-PR) – É de se prever que um átomo com 4 elétrons
na camada eletrônica mais externa (no estado fundamental), ao
se combinar com átomos com 7 elétrons na camada eletrônica
mais externa (no estado fundamental), faça-o na proporção de
a) 1:5
b) 1:4
c) 1:3
d) 1:2
e) 1:1
RESOLUÇÃO:
••
H•
a) oxigênio (O2), água (H2O) e metano (CH4).
b) cloreto de hidrogênio (HCl), amônia (NH3) e
água (H2O).
c) monóxido de carbono (CO), dióxido de carbono (CO2) e ozônio (O3).
d) cloreto de hidrogênio (HCl), dióxido de carbono (CO2) e amônia (NH3).
e) monóxido de carbono (CO), oxigênio (O2) e
ozônio (O3).
Resolução
I) Representa cloreto de hidrogênio:
x
x
xx
B
x•
xx
xx
x
Bx
x
•
xx
•
xx
A•x B
x
x
x
B xx
xx
Resposta: B
x
x
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 221
Dados os átomos 7R, 12T e 17S, pede-se a fórmula do composto binário formado por:
a) R e T
b) R e S
Sugestão: Verifique quantos elétrons cada átomo possui na
camada de valência.
xx
xx
••
x
x
xS x • R•x S x
xx
xx
•
x
x
x
x Sx
xx
(não metal)
M
2
1. Ligações covalentes
comum e dativa
Formação da molécula de monóxido de carbono:
(não metal)
x
xC x
x
(precisa estabelecer 4 pares de
elétrons comuns)
xx
x
x
•• •
•O
• •
Fórmula: RS3
• Compartilhamento
• Par eletrônico
–
•• x
O • x C x O oxigênio já tem o –octeto completo (8e )
••
e o carbono não (6e ).
Com a ligação dativa (dois elétrons do oxi•• x x
O •• x• C x gênio fazem um par), o carbono também
completa o octeto.
O =
→C
A ligação dativa é representada por uma
flecha que sai do oxigênio (átomo que forneceu os dois elétrons) para o carbono.
3. Ligação covalente
dativa – molécula de SO2
S (Z = 16) K
2
••
•O
•
••
O (Z = 8) K L
2 6 (não metal)
(precisa estabelecer 2 pares de
elétrons comuns)
S
(não metal)
•
2. Ligação covalente
dativa – molécula de CO
x
x
M
7
x
Todas as ligações covalentes que estudamos até
agora apresentam pares de elétrons, sendo que cada
átomo contribui com 1 elétron para formar o par.
Essa ligação é chamada de ligação covalente
comum ou simplesmente ligação covalente.
Em alguns casos, os dois elétrons compartilhados
são provenientes de um só átomo. Essa ligação é
chamada covalente dativa ou coordenada.
L
4
(não metal)
(metal)
A ligação covalente dativa
12
C (Z = 6) K
2
K
L
2
5
S(Z = 17)
K
L
2
8
A ligação é covalente.
L
8
O (Z = 8) K L
2 6
M
tendência para receber 2e–
6
xx
x
xS x
x
tendência para receber 2e–
O•
••
••
L
5
L
8
b) R(Z = 7)
•
RESOLUÇÃO:
a) R(Z = 7)
K
2
T(Z = 12)
K
2
A ligação é iônica.
T2 + R3 – ⇒ T3R2
•
Os elétrons livres se emparelham e os dois átomos completam o octeto.
xx
x
x
O
••
••
O enxofre fornece dois elétrons para uma ligação dativa.
••
••
O
••
••
xx
S
xx
O
S→
O
A ligação dativa é representada por uma flecha que sai do enxofre para o oxigênio. Note que
ainda permanecem no enxofre 2 elétrons para mais uma ligação dativa.
QUÍMICA
221
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 222
xx
xx
x
••
•
•O
x
xx
Saiba mais
••
O•
••
••
••
x
•
=S
O
O
••
••
Nota
Nas fórmulas eletrônicas (fórmulas de Lewis), costumam-se representar os elétrons por símbolos diferentes
(pontinho, cruzinha). Isso é feito puramente por questão
didática, para mostrar de que átomos os elétrons são
provenientes. Lembre-se de que todos os elétrons são
iguais. Procure representar todos os elétrons com o
mesmo símbolo.
C =O
••
x
x
O
•
O•
••
O
O•
••
O
•
•O
••
=O
••
••
xx
••
S
xx
xx
O
O
x
x
••
A estrutura da molécula do gás ozônio é semelhante
à do SO2.
••
O
••
Existe na natureza em pequenas quantidades em
áreas não poluídas e em maior concentração na estratosfera (acima de 20km de altitude). Essa camada
de ozônio protege os seres vivos de radiações nocivas originárias do Sol, que podem causar câncer.
O
Todos os átomos já têm o octeto completo.
Para ligarmos mais um átomo de oxigênio, fazemos mais uma ligação dativa.
x
O ozônio (O3) é um gás de forte odor e que tem
grande poder oxidante. Você provavelmente conhece
o cheiro do ozônio, pois ele é usado em velórios em
pequenas concentrações para eliminar odores. É utilizado como germicida na eliminação de bactérias.
=S
O
•
S =O
•••
•••
QUAL A ESTRUTURA DO GÁS OZÔNIO?
••
?
S
O
••
C
••
O
••
O
••
••
••
••
••
S
4. Ligação covalente
dativa – molécula de SO3
O
••
No SO2 temos
(FIC-CE – MODELO ENEM) – Do ponto de vista econômico, o
ácido sulfúrico (H2SO4) é uma das mais importantes substâncias,
podendo o volume consumido ser um indicativo do grau de desenvolvimento de um país.
Nos ácidos, é comum os átomos de hidrogênio se ligarem aos átomos
de oxigênio, e estes últimos se ligarem aos átomos do outro elemento,
no caso o enxofre.
H
•
O•
••
O
••
••
•
••
••
••
•
S
••
•
••
•
O
••
•
•
H
••
••
O
••
Assinale a afirmação correta sobre este ácido.
(UNIFIL-PR – MODELO ENEM) – No envenenamento por
monóxido de carbono (CO), as moléculas desse gás se ligam
aos átomos de ferro da hemoglobina, deslocando o oxigênio e
causando, rapidamente, asfixia.
Quantos elétrons disponíveis do oxigênio existem na molécula
do CO para se ligarem ao ferro da hemoglobina através da
ligação covalente dativa?
222
QUÍMICA
a) O átomo de enxofre faz somente uma covalência normal e uma
dativa.
b) O átomo de enxofre se liga somente a dois átomos de oxigênio.
c) O átomo de enxofre faz duas covalências normais e uma dativa.
d) O átomo de enxofre faz duas covalências normais e duas dativas.
e) O átomo de enxofre se liga somente a três átomos de oxigênio.
Resolução
O átomo de enxofre liga-se a dois átomos de oxigênio fazendo duas
covalências normais e a mais dois átomos de oxigênio por meio de
duas ligações covalentes dativas.
O
↑
H—O—S—O—H
↓
O
Resposta: D
Dados:
a)
1
•
•C•
•
b) 2
•
• O•
• •
•
c) 3
d) 4
e) 6
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 223
Há um par de elétrons do oxigênio disponível, ou seja, dois elétrons disponíveis.
Resposta: B
É dada a fórmula de Lewis (fórmula eletrônica) do ácido
nítrico (HNO3).
12C; 16 O; 19 F; 39 K
6
8
9
19
RESOLUÇÃO:
CO – Duas ligações covalentes e uma ligação dativa.
C(Z = 6) K L
O(Z = 8) K L
2 4
2 6
••
••
O•
•
••
• N•
•
••
Na molécula do ácido nítrico, existem
a) 5 ligações covalentes comuns.
b) 4 ligações covalentes e uma ligação covalente dativa.
c) 3 ligações covalentes e duas ligações covalentes dativas.
d) 3 ligações covalentes, uma ligação covalente dativa e uma
ligação iônica.
e) 4 ligações covalentes e uma ligação iônica.
C
••
••
H•
O
••
Dados:
••
O
••
••
••
••
••
••
H • • O• • N
Construa as estruturas de Lewis para os compostos CO e
KF e indique os tipos de ligações existentes entre os átomos
dos elementos que constituem cada um dos compostos
mencionados.
KF – ligação iônica
K(Z = 19) K L M N
2 8 8 1
•x x
• xO x
xx
F(Z = 9) K L
2 7
K1+F1– → KF
••
K• + •F
••
[K]+
••
–
[ ••F ]
••
••
←
•• C = O ••
O
••
••
C
••
••
••
••
RESOLUÇÃO:
RESOLUÇÃO:
H—O—N=O
↓
O
Resposta: B
13
A ligação metálica
1. Ligação metálica:
um mar de elétrons
Observando uma certa porção de um metal ao microscópio, veremos grande número de grãos; cada grão
é um cristal. Cada cristal é um aglomerado de grande número de átomos arranjados numa certa ordem no espaço.
• Metais • Mar de elétrons
• Elétrons livres
Sabemos que os metais são sólidos cristalinos, apresentando no retículo átomos idênticos. Evidentemente, esses átomos não poderiam estar ligados puramente por forças eletrostáticas tal como no cristal iônico.
Se um pedaço de metal é conectado aos polos de uma bateria, flui corrente, sugerindo a presença de elétrons ligados
frouxamente no metal e que podem ser movimentados.
Sejam os metais e suas configurações eletrônicas:
Na(Z = 11): (configuração do neônio) 3s1
Fe(Z = 26): (configuração do argônio) 3d6 4s2
Ag(Z = 47): (configuração do criptônio) 4d10 5s1
Admitiremos que os nós do retículo no cristal metálico são
ocupados pelos íons positivos (Na+, Fe++, ...) rodeados pelos
elétrons s, formando uma nuvem eletrônica que se estende
por todo o cristal. Os elétrons s são assim compartilhados por
todos os íons no cristal.
Exemplo
Formação de um cristal do metal sódio.
Na (Z = 11) 1s2 2s2 2p6 3s1
Microfotografia mostrando os
cristais em um pedaço de alumínio.
QUÍMICA
223
Foto Objetivo Mídia
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 224
2. Ligas metálicas –
aço, bronze, latão, ouro 18K
Ligas metálicas são misturas de dois ou mais metais,
podendo ainda incluir semimetais ou não metais, mas
sempre com predominância dos elementos metálicos.
Uma liga pode ser fabricada misturando-se os metais no estado fundido. Pelo resfriamento, os metais
solidificam-se.
O material da lata é aço coberto
com uma fina camada de estanho.
Algumas ligas importantes
– Latão – liga de cobre e zinco.
– Bronze – liga de cobre e estanho.
– Aço – liga de ferro e carbono, apesar de este não ser
metal.
– O ouro 18 quilates (18K) é uma liga que tem 75%
de ouro e 25% de prata e/ou cobre. O ouro 24K é ouro
puro.
– Aço inoxidável – liga de ferro, carbono, níquel e
cromo.
– Amálgamas – são ligas que contêm mercúrio (Hg).
Para obturar dentes, é usado amálgama de prata (liga de
prata e mercúrio).
No Portal Objetivo
Para saber mais sobre o assunto, acesse o PORTAL OBJETIVO
QUIM1M207
(MODELO ENEM) – A grande decepção
esportiva nos jogos Pan-americanos de Santo
Domingo, na República Dominicana, ficou por
parte do vôlei masculino. Esta modalidade havia, há menos de um mês, conquistado o Campeonato Mundial – um título inédito para o Brasil – e era a grande esperança da conquista de
uma medalha de ouro na competição pan-americana. Entretanto, a seleção brasileira de vôlei
saiu de Santo Domingo apenas com a medalha
de bronze. O que é o bronze?
a) uma liga metálica de ferro e carbono.
b) uma amálgama de mercúrio e ouro.
c) uma liga de cobre e estanho.
224
QUÍMICA
(www.portal.objetivo.br) e, em “localizar”, digite
d) uma liga composta por 18 partes de ouro e
6 partes de cobre.
e) uma substância simples, metálica, de fórmula Br0.
Resolução
Bronze é uma liga formada por cobre e estanho.
Resposta: C
(MODELO ENEM) – O alumínio é o metal
mais abundante na crosta terrestre, sendo
utilizado para fabricar desde embalagens (latas
de refrigerante e cerveja), janelas, portas e fios
elétricos até fuselagens de aviões, devido às
suas propriedades químicas e físicas: maleabilidade, ductilidade, resistência à corrosão; boa
condutividade térmica, ótima condutividade
elétrica e baixa densidade.
Com relação ao alumínio, não se pode afirmar:
a) A condutividade elétrica do alumínio está
associada à presença de elétrons livres na
estrutura cristalina.
b) Devido à sua resistência à corrosão, o alumínio é usado no setor de embalagens, pois
não se deteriora facilmente e não altera o
sabor do alimento.
c) Devido à sua boa condutividade térmica, o
alumíno é usado no setor de embalagens,
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 225
pois embalagens feitas de alumínio, colocadas na geladeira, gelam mais rápido e,
com isso, reduzem o consumo de energia
elétrica.
d) Devido à sua leveza, o alumínio é utilizado
no setor de transporte, pois um veículo, fa-
bricado com peças de alumínio ou de liga de
alumínio, torna-se mais leve e proporciona
menor consumo de combustível.
e) O retículo cristalino do metal alumínio caracteriza-se pela formação de ligação iônica
entre os seus átomos.
(FATEC-SP) – A condutibilidade elétrica dos metais é explicada admitindo-se
a) ruptura de ligações iônicas.
b) ruptura de ligações covalentes.
c) existência de prótons livres.
d) existência de elétrons livres.
e) existência de nêutrons livres.
RESOLUÇÃO:
A ligação metálica é um mar de elétrons unindo íons positivos.
Resposta: D
(UnB-DF) – Em relação às ligações químicas das substâncias
utilizadas no tratamento da água, julgue os itens seguintes.
(1) O cloro gasoso (Cl2) apresenta ligação covalente.
(2) O óxido de cálcio (CaO) apresenta ligação covalente.
(3) O sulfato de alumínio (Al2(SO4)3) e o cloreto de ferro (III)
(FeCl3) são compostos iônicos.
(4) O sulfato de alumínio e o cloreto de ferro (III) apresentam,
também, ligação metálica.
14
RESOLUÇÃO:
(1) Verdadeiro.`
(2) Falso. A ligação é iônica.
(3) Verdadeiro.
(4) Falso. O sulfato de alumínio apresenta ligação iônica e covalente e o cloreto de ferro III apresenta ligação iônica.
(MODELO ENEM) – Ligas metálicas são uniões de dois ou
mais metais, podendo ainda incluir semimetais ou não metais,
mas sempre com predominância dos elementos metálicos.
Considere as seguintes ligas: aço, bronze, ouro 14K e latão.
Indique a alternativa que apresenta os elementos predominantes.
a) Fe e C; Pb, Zn e Sn; Au e Al; Cu e Pb.
b) Fe e Cu; Cu e Pb; Au e Ag; Cu e Sn.
c) Fe e C; Cu e Sn; Au e Co; Cu, Sn e Si.
d) Fe e Cd; Cu e Si; Au e Cu; Cu, Sn e Pb.
e) Fe e C; Cu e Sn; Au e Cu; Cu e Zn.
RESOLUÇÃO:
Aço: Fe e C
Ouro 14K: Au e Cu e/ou Ag
Resposta: E
Oxidorredução I.
Número de oxidação I
REAÇÕES
DE
OXIDORREDUÇÃO
As reações de oxidação-redução (oxidorredução ou
oxirredução ou redox) são processos nos quais ocorre
transferência de elétrons. As espécies reagentes
trocam elétrons durante as colisões.
A + B ⎯⎯→
elétrons
A maior parte da energia utilizada pela sociedade
moderna é produzida por reações de oxidorredução. A
combustão de combustíveis para aquecer, cozinhar ou
produzir energia elétrica ou mecânica envolve a
transferência de elétrons.
O processo de respiração, a fotossíntese, a produção
de um espelho, a pilha eletroquímica, a eletrólise
envolvem reações de oxidorredução.
Resolução
No metal alumínio, a ligação é metálica, isto é,
íons positivos ligados por um mar de elétrons. A
ligação no metal alumínio não é iônica, força eletrostática entre íons positivos e íons negativos.
Resposta: E
Bronze: Cu e Sn
Latão: Cu e Zn
• Nox • Carga elétrica
Até mesmo a corrosão de um metal e o enferrujamento são reações de oxidorredução. Podemos
determinar mais facilmente se há envolvimento de
transferência de elétrons em uma reação química por
meio de um conceito chamado número de oxidação.
A formação de ferrugem é uma reação de oxidorredução.
QUÍMICA
225
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 226
1. As reações de oxidorredução
Reação de oxidorredução é aquela que ocorre
com transferência de elétrons.
Para se realizar a análise de transferência de elétrons, os químicos estabeleceram o conceito de número
de oxidação (representado por Nox).
3. Número de oxidação (Nox) –
regras práticas para o cálculo
1. A somatória de todos os números de oxidação
em um composto é zero.
1+ 3+ 2–
1+ 3+ 2– 2–
NaC lO2
ELETRONEGATIVIDADE
NaC lOO
ou
+1 +3 –4 = 0
É a propriedade que mede a tendência do átomo
para receber elétron.
2. Nas substâncias simples, os átomos têm número
de oxidação ZERO.
Um átomo bastante eletronegativo tem grande
tendência para receber elétron.
H2
O2
S8
P4
F2
Cn
O átomo de maior eletronegatividade é o flúor (F).
Os átomos mais eletronegativos são:
zero
zero
zero
zero
zero
zero
F, O, N, Cl, Br, I, S, C, P, H...
H2
0
0
H• xH
eletronegatividade decrescente
⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯→
2. Conceito de número
de oxidação (Nox)
Número de oxidação é a carga elétrica real do íon
(nos compostos iônicos) ou imaginária (nos compostos
covalentes) que o átomo adquire, se os elétrons da ligação covalente forem contados somente para o elemento
mais eletronegativo.
Exemplos
I) Considerando o cloreto de sódio (composto iônico),
que tem íon de sódio: Na+ e íon cloreto: Cl–, temos que
o Nox de cada íon é a carga elétrica real do íon.
Na+Cl –
II) Cloreto de cálcio: Ca 2+Cl2–
III)Óxido férrico:
Fe23+O 2–
3
do Na = + 1 (carga real)
Nox
Nox do Cl = – 1 (carga real)
do Ca = + 2
Nox
Nox do Cl = – 1
HF
H+
+
•
xF
••
Nox do H = + 1 (carga imaginária)
QUÍMICA
4.
zero
zero
zero
zero
Os metais alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs e Fr) e a
prata (Ag), nos compostos, têm número de
oxidação +1.
Na (Z = 11)
K
L
M
2
8
1
NaCl
K2 SO4
+1
+1
AgNO3
+1
Os metais alcalinos e a prata apresentam 1 elétron
na camada de valência. Em uma combinação química,
esse elétron é cedido.
5.
Os metais alcalinoterrosos (Be, Mg, Ca, Sr, Ba e
Ra) e o zinco (Zn), nos compostos, têm número
de oxidação + 2.
Mg (Z = 12)
K
L
M
2
8
2
BaCl2
+2
MgSO4
+2
ZnCl2
+2
••–
Nox do F = – 1 (carga imaginária)
226
zero
Nox do Fe = + 3
••
••
••
H x•F
teoricamente
indica que, na molécula de hidrogênio
(H2), cada átomo (H) tem número de
oxidação igual a zero.
3. Os átomos dos elementos, quando não combinados, têm número de oxidação ZERO.
Na
Fe
Ag
Zn
Au
Nox do O = – 2
IV) Considerando o gás fluorídrico (composto molecular
ou covalente), existe um par eletrônico compartilhado
pelo hidrogênio e pelo flúor. Vamos admitir que o par de
elétrons seja doado completamente ao flúor por ser este
mais eletronegativo que o hidrogênio. Deste modo, o
flúor fica com um elétron a mais e fica negativo, e o hidrogênio, que perdeu um elétron, fica positivo.
••
zero
Os metais alcalinoterrosos e o zinco têm 2 elétrons na última camada. Em uma reação química,
esses 2 elétrons são perdidos.
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 227
6. O alumínio (Al), nos compostos, tem número de
oxidação + 3.
Al2 (SO4 )3
Al (Z = 13)
K
L
M
2
8
3
+3
+3
O hidrogênio, nos compostos, tem Nox +1. Nos
hidretos metálicos (quando combinado com
metal), o Nox é –1.
H2 O
+1
H(
KH
H3 PO4
+1
xx
• xCl xx
–1
Cl (Z = 17)
K L M
2
8 7
O átomo de cloro
tem tendência para
receber 1 elétron.
NaCl
AgF
CaI2
–1
–1
–1
1+ 2–
Cl2O
1+ 3+ 2–
Na Cl O2
1–
1+
H (Z = 1)
K
1
Os halogênios (F, Cl, Br e I), à direita da fórmula,
têm número de oxidação –1.
Al PO4
O alumínio cede os 3 elétrons da camada de valência.
7.
9.
xx
1+
1–
K
H
4. Como calcular o Nox de
elementos em compostos
Os cálculos normalmente são feitos em compostos
e–
nos quais existe apenas um elemento cujo número de
O oxigênio, nos compostos, tem Nox –2. Nos
peróxidos [compostos que apresentam o grupo
(— O — O —) ], o Nox é –1. No OF2, o Nox é +2.
H2 O CaCO3 H2 O2
O (Z = 8)
K
L
2
1– 1–
1+
6
O oxigênio tem tendência para receber
2 elétrons.
–2
–2
?
2–
K2
Cr2
O7
+2
x
– 14
••
xx
••
1+
–1
•
1– O
xx • ( •
F
xx
x
(
x
oxidação é desconhecido. Para determinar o número de
oxidação do elemento desconhecido, aplicamos a 1.a regra: a soma de todos os números de oxidação de um
composto é zero.
Seja, por exemplo, o K2Cr2O7. O potássio (K) tem
Nox + 1. O oxigênio (O) tem Nox –2. O cromo (Cr) é o
elemento cujo número de oxidação não está nas regras
práticas.
2+
•
x
x
1+
xx
H (• x O x •O • x( H
••
8.
x x 1–
x
x
F
xx
+ 2 + x – 14 = 0
x = + 12; como este valor é para 2 átomos
de Cr, para um átomo só é + 6.
1+
Portanto: K2
6+
2–
Cr2
O7
Soma dos Nox = 0
••
(
(
•x
C
(
x
••
•O• x
••
O
•
Determinar o número de oxidação dos
átomos de carbono no composto:
(
x
•
•x •x
H
xx •
••
O
Resolução
H
H
O
|
H—C—C
|
H
Cl
Resolução
Usando fórmula eletrônica:
H
No total, o carbono perde dois elétrons. O seu
Nox é +2.
( (
Sabendo-se que o oxigênio é mais eletronegativo que o carbono e este é mais eletronegativo que o hidrogênio, determinar o Nox
do carbono no composto:
O
||
H—C—O—H
C |C
( (
•x 2 x • 1
•x
x
•
Cl
H
Carbono 2: ganha 2 elétrons dos átomos H,
perde 1 elétron para o átomo Cl. Com relação
ao carbono 1, não perde e não ganha elétron.
Nox = –1.
Carbono 1: ganha 1 elétron do átomo H, perde
2 elétrons para o átomo O. Nox = + 1.
H
QUÍMICA
227
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 228
Considere as informações do enunciado e a
equação balanceada e, em seguida, assinale
a(s) proposição(ões) correta(s).
I.
Na equação dada, XCl4 pode representar
TiCl4.
II. Os símbolos químicos dos elementos alumínio, molibdênio e ferro são, respectivamente, Al, Mo e F.
III. No processo Kroll, o número de oxidação
do titânio passa de 4+ para zero.
Está correto o que se afirma em:
a) I apenas
b) II apenas
c) III apenas
d) I e III apenas
e) I, II e IIII
(UFSC-ADAPTADO – MODELO ENEM) –
O elemento químico titânio, do latim titans, foi
descoberto em 1791 por William Gregor e é
encontrado na natureza nos minérios ilmenita
e rutilo. Por ser leve (pouco denso) e resistente
à deformação mecânica, o titânio forma próteses biocompatíveis e ligas com alumínio,
molibdênio, manganês, ferro e vanádio, com
aplicação na fabricação de aeronaves, óculos,
relógios e raquetas de tênis. Comercialmente,
esse elemento pode ser obtido pelo processo
Kroll, representado pela equação química não
balanceada:
XCl4 + Mg → MgCl2 + X
Resolução
Correta.
I.
Como o processo é de obtenção de titânio
(Ti), XCl4 pode ser TiCl4
II. Errada.
Alumínio → Al
Molibdênio → Mo
Ferro → Fe
III. Correta.
A equação química pode ser representada por:
TiCl4 + 2Mg → 2MgCl2 + Ti
4+
1–
0
+ 4 – 4 = zero
Resposta: D
••
••
••
••
••
••
Cl
••
••
Em uma substância, a soma dos números de oxidação é
zero. Baseando-se no exposto, calcular o Nox dos elementos
assinalados nas substâncias:
H
H
••
IV) H • • C • • H
••
••
Cl
••
Cl
••
••
••
••
••
••
III) H • • C • • Cl
••
••
H • • C • • Cl
••
Cl
II)
••
••
••
••
••
C • • Cl
••
••
••
Cl
••
••
••
I)
••
Cl
••
••
••
Cl
••
(MODELO ENEM) – Aplicando o conceito de número de
oxidação, determinar o Nox do carbono nos compostos a seguir.
Para determinar o Nox, separar os átomos deixando os pares de
elétrons de ligação para o átomo mais eletronegativo.
a)
K 2O
b)
P2O5
c) CaCr2O7
e)
N2
f) Na2SO4
g) K 4P2O7
••
••
I
II
III
IV
a)
–2
0
+2
+4
b)
+4
+2
0
–2
c)
–4
–2
0
+2
d)
–4
–4
–4
–4
e)
+4
+4
+4
+4
RESOLUÇÃO:
a) 2x – 2 = 0 ∴ x = + 1
b) 2x – 10 = 0 ∴ x = + 5
c) + 2 + 2x – 14 = 0 ∴ x = + 6
d) + 1 + x – 8 = 0 ∴ x = + 7
e) zero
f) + 2 + x – 8 = 0 ∴ x = + 6
g) + 4 + 2x – 14 = 0 ∴ x = + 5
RESOLUÇÃO:
I) +4
II) +2
Cl
x
(
(
(
•
(
•
•
•x
•x
•x
(
H
x
(
H
•
(
Cl
IV) –2
(
x
III) zero
Cl
Cl
Cl
Cl
x
Cl x •)C)• x Cl H )x • C)• x Cl H )x • C)• x Cl H )x • C • x)H
Resposta: B
228
QUÍMICA
•x
d) HClO4
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 229
Número de oxidação II
15
1. Número de
oxidação em um íon
2 (+3) + 2
Nox médio do Fe = –––––––––––––– = +8/3
3
Nos íons monoatômicos, o número de oxidação é a
carga do íon.
Fe2+ Fe 3+ Cu 1+ Cu 2+ Zn 2+
Al 3+
N 3–
S 2–
+2
+3
–3
–2
+3
+1
+2
+2
• Nox • Carga elétrica
?
Saiba mais
Ao calcular o Nox de um elemento, se resultar um
número fracionário, o Nox é médio.
Exemplo
Na
Nos íons poliatômicos, a soma dos Nox de todos os
átomos é igual à carga do íon.
Exemplos
x
+1
+2
O6
S4
2
–2
+ 4x – 12 = 0
x = + 2,5
O2–H1+1–
,
Cl 1+O2–1–
Cl O ,
Cr O No composto existem dois átomos de enxofre com
Nox zero e dois átomos com Nox = +5.
2x + 7 (–2) = – 2
Observe a estrutura do composto:
x
2–
2
x
1–
2–
2 7
x + 2 (–2) = –1
x = +3
2–
x=+6
O
2. Número de oxidação fracionário
Calculemos o número de oxidação do ferro no Fe3O4.
Esse número de oxidação fraFex O 2–
3 4
cionário é uma média dos nú3x + 4(–2) = 0
meros de oxidação +2 e +3. A
x = +8/3
verdadeira fórmula do Fe3O4 é:
O
Na+ –O — S — S — S — S — O – Na+
+5
O
0
0
O
+5
+5 + 0 + 0 + 5
Nox médio = ––––––––––––– = + 2,5
4
Fe3+ Fe2+O42–
2
Calcular o Nox do elemento assinalado com x:
x
x
x
x
(NH4)1+, (C2O4)2–, (SO4)2–, (S2O3)2–
Resolução
x 1+
1+
( )
NH4
(
x 2–
C2O4
x + 4 (+1) = +1
x = –3
2–
)
2x+4 (–2) = – 2
x = +3
x 2– 2–
( )
SO4
x 2–
x + 4(–2) = –2
x = +6
2–
(S O )
2
3
2x + 3 (–2) = –2
x = +2
(MODELO ENEM) – Não existe um mecanismo totalmente definido para explicar a retenção de ânions pelo solo. O nitrato (NO3)–,
por exemplo, movimenta-se com a água do solo até mesmo sob condições de extrema seca
e acumula-se na superfície; já o sulfato (SO4)2–
tem a possibilidade de ser retido, mesmo que
fracamente, por cargas positivas que podem
desenvolver-se em certos tipos de argila com
valores de pH baixos (ácido). Os solos contendo
ferro e alumínio adsorvem o sulfato nas cargas
positivas que neles se desenvolveram, mas há
pouca retenção, a qual tem reduzida importância acima de pH 6,0. Grandes quantidades
de enxofre podem ser retidas em acumulações
de gesso, em regiões áridas e semiáridas.
(LOPES, A. S. Manual de fertilidade do solo.
São Paulo: ANDA/POTAFUS.)
Com base no texto, pede-se fornecer o Nox do
nitrogênio no íon nitrato e do enxofre no íon
sulfato.
N
S
a)
b)
c)
d)
e)
+
+
+
+
+
5
3
6
2
5
+
+
+
+
+
4
6
8
2
6
Resolução
(NO3)– e (SO4)2– são ânions com carga – 1 e – 2,
respectivamente.
+6–8 =–2
2–
+5–6=–1
SO4
6+
2–
1–
NO3
5+
2–
Nox dos elementos: N: + 5; S: + 6
Resposta: E
QUÍMICA
229
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 230
III.
(MODELO ENEM) – A diminuição na
quantidade de ozônio estratosférico é, em princípio, indesejável, pois permite um aumento da
incidência da radiação ultravioleta na superfície
da Terra. Um método para determinar a concentração de O3 em uma amostra de ar baseiase na reação química representada pela equação a seguir:
O3 + 2I– + 2H+ → O2 + I2 + H2O
IV.
III.
Está(ão) correta(s) apenas a(s) afirmativa(s):
a) I e II.
b) I.
c) II e IV.
d) III.
e) II, III e IV.
Resolução
I.
Correta.
Com base na equação química, considere as
afirmativas a seguir.
I.
O número de oxidação do iodo varia de
1– a zero.
II. Os pares (O3 e O2) e (I– e I2) são exemplos
de alótropos.
I–
1–
Errada.
O3 e O2 são alótropos
I– e I2 não são alótropos
Errada.
II.
O número de oxidação do hidrogênio varia
de zero a 1+ .
O número de oxidação do oxigênio na
molécula O3 é maior que o número de
oxidação do oxigênio na molécula O2.
H+
H2O
1+
1+
Errada.
IV.
O3
O2
0
0
I2
0
Resposta: B
(UNIFOR-CE) – Nas espécies químicas KI, Cl2 e BrO–3, os
halogênios têm, na ordem dada, números de oxidação
a) +1, –1 e –5
b) –1, 0 e –3
c) –1, 0 e +3
d) –1, 0 e +5
e) +1, 0 e –3
RESOLUÇÃO:
KI
BrO x
Cl2
2– 1–
3
x–6=–1
x=+5
0
Em um íon, a soma dos números de oxidação é igual à
carga elétrica do íon.
Exemplo: (SO4)2–
+6+ 4(– 2) = – 2
H
H
O
—
—
3 —C
1 — H
2 —C
H—C
—
Resposta: D
—
(MODELO ENEM) – Calcular o número de oxidação dos
átomos de carbono na molécula abaixo. Computar os elétrons
de valência para o átomo mais eletronegativo. Qual é o número
de oxidação médio do carbono?
—
–1
—
+1
H
Cl
Determinar o número de oxidação dos átomos assinalados:
a) (P 2O7) 4–
b) (HCO3) 1–
c) Ba(NO 2) 2
a) – 3
d) – 2/3
b) 0
e) + 4/3
c) + 1
RESOLUÇÃO:
•
(
H
Cl
(
•
x
2x – 14 = – 4
x=+5
x
c) Ba2+ (NO2–
)
2 2
+2 + 2x – 8 = 0
x=+3
230
HCO 1+x 2–
b)
1–
3
+1+x–6=–1
x=+4
x
d) Cu(SO4)2–
+2
QUÍMICA
x
e) Cu2(SO4)2–
+1
xx
x
••
• C • x( H
x
•
0
Resposta: D
RESOLUÇÃO:
O
•x
H (x • C • x C
–3
a) (P2x O2–
)4–
7
H
(
x
e) Cu 2SO4
(
(
H
d) CuSO4
+1
–3+0+1
Noxmédio = –––––––––– = – 2/3
3
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 231
Oxidação, redução,
oxidante e redutor
16
• Oxidação • Redução
• Redutor • Oxidante
1. Oxidação e redução – perda e ganho de elétrons
Reação de oxidorredução é toda reação na qual ocorre transferência de elétrons. Como consequência, o número
de oxidação (Nox) de alguns elementos varia.
Vamos considerar a combinação entre um átomo de magnésio e um átomo de oxigênio para formar óxido de
magnésio. (Mg: Z = 12 e O: Z = 8.)
Átomo de magnésio cede dois elétrons ao átomo de oxigênio, dando origem ao cátion magnésio + 2 e ao ânion óxido – 2
Observe que o átomo de magnésio perdeu dois elétrons para o átomo de oxigênio. Dizemos que o magnésio se
oxidou (sofreu oxidação, foi oxidado).
Oxidação é a perda de elétrons ou oxidação é o aumento do Nox
Para o oxigênio, que ganhou os elétrons, dizemos que ele se reduziu (sofreu redução, foi reduzido).
Redução é o ganho de elétrons ou redução é a diminuição do Nox
2. Oxidante e redutor – ganha e perde elétrons
O que se observou no item anterior é que em uma reação de oxidorredução ocorre uma transferência de elétrons.
Aquele que recebe os elétrons é quem provoca a oxidação. Então, o receptor de elétrons é chamado oxidante.
Aquele que doa os elétrons é quem provoca a redução. Então, o doador de elétrons é chamado redutor.
?
Saiba mais
Oxidante e redutor são palavras de uso comum no nosso dia
a dia.
Quando dizemos que um objeto de prata se oxidou, estamos
dizendo que ele cedeu elétrons. No caso da prata, os elétrons
são cedidos para o oxigênio do ar.
Na temperatura ambiente, realmente a prata não reage com
oxigênio. Se no ar existirem compostos sulfurados (H2S, por
exemplo), a prata escurece aos poucos, formando sulfeto de
prata, que é preto.
4Ag0+2H1+ S2– +O0 →2Ag 1+ S2– + 2H1+ O2–
2
Resumo
Nox = 0
2
2
e–
REDUTOR
Mg
2
Zn
OXIDANTE
2e–
+
O
oxidação
Mg 2+
O 2–
Nox = 0
Exemplo: Seja a reação não balanceada:
HNO3 ⎯→ Zn(NO3 )2 + NH 3 + H2 O
oxidação
Nox = +5
Nox = +2
redução
Nox = 0
+
Nox = – 2
Nox = +2
redução
Nox = – 3
Quem sofreu redução foi o N.
Quem sofreu oxidação foi o Zn.
O agente oxidante é o HNO3 (espécie que contém o
elemento reduzido).
O agente redutor é o Zn (espécie que contém o
elemento oxidado).
QUÍMICA
231
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 232
A reação expressa pela equação
NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3
é de oxidorredução?
Resolução
Não é reação de oxidorredução, pois não
ocorre variação de Nox
1+ 1–
1+ 5+ 2–
1+ 1–
1+ 5+ 2–
NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3
(MODELO ENEM) – Quando limpamos
um objeto de prata, estamos removendo Ag2S.
Assim, estamos tirando prata do objeto. Com o
passar do tempo, após sucessivas limpezas,
pouca prata restará no objeto.
No comercial de TV do produto TARN-X, o locutor informava que TARN-X limpa sem tirar a
prata. É possível?
É possível! Um dos meios (diferente do TARNX) consiste em envolver o objeto em folha de
alumínio, mergulhando-o, em seguida, em
solução diluída de NaHCO3 (bicarbonato de
sódio), e aquecendo-o ligeiramente. Como o
alumínio sofre oxidação mais facilmente que a
prata, o Al é oxidado, enquanto os íons Ag+ são
reduzidos a prata metálica.
(FUVEST-SP) – Em uma reação de oxidorredução, ocorre
transferência de elétrons de uma espécie para outra espécie.
Como consequência, o número de oxidação de alguns elementos varia.
Considere as transformações químicas abaixo:
I) 3NO2 + H2O → 2HNO3 + NO
II) 2AgNO3 + 2NaOH → Ag2O + 2NaNO3 + H2O
III) CaCO3 → CaO + CO2
Ocorre oxidorredução apenas em:
a) I
b) II
c) III
d) I e III
e) II e III
redução
+1
2Al0 + 3Ag1+S2–
2
oxidação
0
0
Al 3+ S2– + 6Ag0
2
3
+3
O redutor é:
a) Al
b) Ag2S
c) S2–
d) Ag
e) Al3+
Resolução
O redutor sofre oxidação, isto é, cede elétron.
É o metal alumínio (Al).
Resposta: A
(UERJ – MODELO ENEM) – Um dos métodos empregados para remover a cor escura da superfície de objetos de prata
consiste em envolver os objetos em folha de alumínio e colocálos em água fervente com sabão de coco (meio básico). A
equação que representa a reação redox é:
2Al(s) + 3Ag2S(s) → 2Al 3+(aq) + 3S2–(aq) + 6Ag(s)
Em relação à transformação ocorrida, conclui-se que
a) Ag2S é oxidante.
b) Ag cede elétrons.
c) o íon Ag+ é oxidado.
d) o íon S2– é reduzido.
e) Al recebe elétrons.
RESOLUÇÃO:
RESOLUÇÃO:
I) 3NO2 + H2O → 2HNO3 + NO
+4
+5
+1
2Al(s) + 3Ag2S(s)
+2
Nas reações II e III, não ocorre variação de Nox.
Resposta: A
Em uma reação de oxidorredução, o oxidante contém o
elemento cujo Nox diminui, isto é, o oxidante sofre redução.
Por outro lado, o redutor contém o elemento cujo Nox aumenta, ou seja, o redutor sofre oxidação. Na equação abaixo,
não balanceada, indique o oxidante, o redutor, o elemento que
sofreu oxidação e o elemento que sofreu redução:
HI + H2SO4 → H2O + H2S + I2
RESOLUÇÃO:
HI + H2SO4
redução
+6
–1
H2O + H2S + I2
oxidação
–2
0
Oxidante: H2SO4; redutor: HI; elemento que sofreu oxidação: I;
elemento que sofreu redução: S.
232
QUÍMICA
0
oxidação
redução
0
2Al3+(aq) + 3S2–(aq) + 6Ag(s)
+3
O íon Ag+ é reduzido; Al cede elétrons; o íon Ag+ recebe elétron; o
íon S2– não é reduzido nem oxidado; Ag2S é oxidante.
Resposta: A
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 233
EXERCÍCIOS-TAREFAS
FRENTE 1
Módulo 9 – Alotropia
(FUNDAÇÃO CARLOS CHAGAS) – Sobre substâncias
simples são formuladas as seguintes proposições:
I. são formadas por um único elemento químico;
II. suas fórmulas são representadas por dois símbolos químicos;
III. podem ocorrer na forma de variedades alotrópicas;
IV. não podem formar misturas com substâncias compostas.
São corretas:
a) I e II.
d) II e IV.
b) I e III.
e) III e IV.
c) II e III.
(UNESP) – Constituem variedades alotrópicas de um mesmo elemento:
a) sódio e potássio.
b) selênio e telúrio.
c) oxigênio e enxofre.
d) fósforo branco e fósforo vermelho.
e) acetileno e etileno.
(UNICAP-PE – MODELO ENEM) – A camada de ozônio
(O3) que protege a vida na Terra da incidência dos raios ultravioleta é produzida na atmosfera superior pela ação de
radiação solar de alta energia sobre moléculas de oxigênio, O2.
Assinale a alternativa correta:
a) O ozônio e o oxigênio são alótropos.
b) O ozônio é uma mistura.
c) O ozônio e o oxigênio são substâncias compostas.
d) O ozônio é mais estável que o oxigênio.
e) Na atmosfera, há 21% de ozônio em volume.
(UNEB) – Sobre o efeito estufa e a camada de ozônio, suas
causas e/ou suas consequências, assinale a alternativa
incorreta.
a) Caso a radiação ultravioleta longa atinja livremente a superfície do planeta, muitos dos organismos atuais morreriam.
b) Desde a Revolução Industrial, o nível de gás carbônico vem
aumentando na atmosfera, contribuindo para a intensificação do efeito estufa.
c) Os CFCs (clorofluorcarbonos) estão entre os principais
agentes destruidores da camada de ozônio.
d) C diamante e C grafite produzem, em combustão, gás carbônico com propriedades diferentes das do produzido pela
decomposição do ácido carbônico segundo a equação:
H2CO3 → H2O + CO2
Complete
As propriedades físicas dos alótropos do mesmo elemento são
................................ e as propriedades químicas dos alótropos
do mesmo elemento são ................................ .
Módulo 10 – Tabela periódica.
Grupos e períodos
Complete as lacunas:
a) As faixas verticais da tabela periódica são chamadas de
................................., enquanto as horizontais são os
................................. . Existem ................ períodos. O 1.o tem
apenas ............................ elementos, enquanto o 2.o e o 3.o ,
......................... . O 4.o e o 5.o apresentam ........................
elementos. O 6.o período tem .................................
elementos, enquanto o 7.o está ......................................... .
b) Os gases nobres estão no .............................. zero
Complete as lacunas:
a) A variedade alotrópica mais estável é a .................... (mais,
menos) abundante na Natureza.
b) Gás oxigênio (O2) é .................................. estável que gás
ou
............................., os metais alcalinos no grupo ...................
ou ....................., os alcalinoterrosos no ........................... ou
............................. e os não metais halogênios estão no
grupo ................................. ou ....................... da tabela
ozônio (O3).
c) Grafita (Cn) é ............................................... estável que
diamante (Cn).
d) A variedade alotrópica ....................... estável se transforma
espontaneamente na variedade .......................... estável.
e) São transformações ............................................................
(espontâneas / não espontâneas):
→ 3 O2
2 O3
Diamante → grafita
periódica.
Classifique os elementos em gás nobre, representativo,
transição ou transição interna:
A: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
C: 1s2
D: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2
E: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6
4f7
5s2
5p6
4d10
6s2
QUÍMICA
233
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 234
ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO:
Um gás nobre apresenta 8 elétrons na camada de valência ou
2 elétrons na camada K (caso do hélio). Geralmente, um metal
de transição tem subnível d incompleto e um metal de
transição interna tem subnível f incompleto.
Um elemento representativo tem todos os subníveis internos
completos e menos de 8 elétrons na camada de valência. Classifique
agora os elementos.
A: ...............................................................................................
B: ...............................................................................................
C: ..............................................................................................
D: ..............................................................................................
E: ..............................................................................................
O subnível de maior energia do átomo de certo elemen to químico é 4d 6. Esse ele mento pode ser clas sificado
como elemento de ............................................................... .
A estrutura final de um elemento X é:
6s2
6p6
7s1
Este elemento X é
a) metal de transição interna.
b) metal alcalino.
c) metal de transição.
d) metal alcalinoterroso.
e) calcogênio.
(UERJ) – Um dos elementos químicos que têm se mostrado muito eficiente no combate ao câncer de próstata é o
Selênio (Se). Com base na Tabela de Classificação Periódica
dos Elementos, os símbolos de elementos com propriedades
químicas semelhantes ao Selênio são:
a) Cl, Br, I
b) Te, S, Po
c) P, As, Sb
d) As, Br, Kr
(UNITINS-TO) – Com relação à classificação periódica
moderna dos elementos, assinale a afirmação verdadeira:
a) em uma família, os elementos apresentam geralmente o
mesmo número de elétrons na última camada.
b) na tabela periódica, os elementos químicos estão colocados
em ordem decrescente de massas atômicas.
c) em uma família, os elementos apresentam propriedades
químicas bem distintas.
d) em um período, os elementos apresentam propriedades
químicas semelhantes.
e) todos os elementos representativos pertencem ao grupo B
da tabela periódica.
234
QUÍMICA
(PUC-PR) – Dadas as distribuições eletrônicas:
1) 1s2 2s2 2p6 3s1
2) 1s2 2s2 2p6
3) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
4) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
5) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
A alternativa incorreta é:
a) A distribuição 1 refere-se a um metal alcalino.
b) A distribuição 2 refere-se a um gás nobre.
c) A distribuição 3 refere-se a um metal alcalinoterroso.
d) A distribuição 4 refere-se a um calcogênio.
e) A distribuição 5 refere-se a um halogênio.
Módulo 11 – Localização do
elemento na tabela periódica
Em que grupo e período da tabela periódica estão situados
os elementos abaixo?
A: 1s2 2s2 2p6 3s1
B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p3
ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO:
Se o elemento tem x camadas eletrônicas, ele está no período
x. Para os elementos representativos (grupos A), o número de
elétrons na camada de valência dá o número do grupo.
A: 1s2 2s2 2p6
K
L
2
8
3s1
M
1
Período: ....................................................................................
Grupo: ........................................ ou ........................................
(metal alcalino)
B: 1s2
K
2
2s2 2p6 3s2
L
8
3p6 3d10 4s2 4p3
M
18
N
5
Período: ....................................................................................
Grupo: ........................................ ou ........................................
Observe a colocação dos elementos na tabela periódica
abaixo, representados por símbolos que não correspondem
aos verdadeiros e depois responda às questões que se seguem:
Z Q
T
R
Y
V
X
U
P
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 235
A) É metal alcalino: ..................................................................
Completar com > ou <:
B) É elemento de transição: ....................................................
a) raio do átomo ................ raio do cátion
C) É elemento representativo da família dos halogênios:
b) raio do átomo ................ raio do ânion
................................................
D) O elemento que apresenta a configuração eletrônica s2 p3
na camada de valência é: ......................................................
E) Apresentam 4 camadas eletrônicas: ....................................
Complete com maior ou menor:
Numa série isoeletrônica quanto maior o número atômico (Z)
................................ o raio atômico.
F) Tem 4 elétrons na camada de valência: ...............................
(MODELO ENEM) – Considerando que um elemento
químico apresenta número atômico Z = 34, assinale a afirmativa correta.
a) Pertence ao 5.o período da tabela periódica.
b) O elemento químico em questão se situa no 4.o período da
tabela periódica e pertence ao grupo “2A”(2), família dos
alcalinoterrosos.
c) O elemento em questão pertence ao grupo “7A” (17) dos
halogênios e ao 4.o período da tabela periódica.
d) O elemento químico pertence ao grupo B (3 a 12), metais
de transição.
e) O elemento químico pertence ao grupo “6A” (16), calcogênios, e ao 4.o período da tabela periódica.
(UCDB-MS – MODELO ENEM) – Um elemento que
apresenta nos últimos subníveis a configuração 4s2 3d2 é um
elemento:
a) alcalino
b) de transição
c) alcalinoterroso
d) calcogênio
e) gás nobre
Na classificação periódica, os elementos de configuração:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 e 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2
estão, respectivamente, nos subgrupos (grupos):
a) 4A(14) e 4B(4)
b) 4A(14) e 2B(12)
c) 4B(14) e 2A(2)
d) 2A(2) e 2B(12)
e) 2B(12) e 2A(2)
Módulo 12 – Propriedades
periódicas e aperiódicas
(UNISINOS-RS) – Em um mesmo grupo da tabela
periódica, o raio atômico dos elementos, de modo geral, cresce
a) de baixo para cima.
b) de cima para baixo.
c) da esquerda para a direita.
d) da direita para a esquerda.
(UFPS) – Apresenta o maior raio atômico:
a)
17Cl
b)
13Al
d)
15P
e)
11Na
c)
12Mg
É dada a série isoeletrônica,
3+
1+
2–
1–
13Al , 11Na , 8O , 9F
Qual deles tem menor raio iônico?
(ITA-SP) – Em relação ao tamanho de átomos e íons, são
feitas as afirmações seguintes:
I.
O Cl– (g) é menor do que o Cl (g).
II.
O Na+ (g) é menor do que o Na (g).
III.
O Ca2+ (g) é maior do que o Mg2+ (g).
IV.
O Cl (g) é maior do que o Br (g).
Das afirmações acima, estão corretas apenas
a) II.
b) I e II.
c) II e III.
d) I, III e IV.
e) II, III e IV.
Dados:
17Cl, 11Na, 20Ca, 12Mg, 35Br
(UNICAMP-SP) – Mendeleev, observando a periodicidade
de propriedades macroscópicas dos elementos químicos e de
alguns de seus compostos, elaborou a tabela periódica. O
mesmo raciocínio pode ser aplicado às propriedades microscópicas. Na tabela a seguir, dos raios iônicos, dos íons dos
metais alcalinos e alcalinoterrosos, estão faltando os dados referentes ao Na+ e ao Sr2+.
Baseando-se nos valores da tabela, calcule, aproximadamente,
os raios iônicos destes cátions.
Raios iônicos (pm)
Li+
Na+
K+
Rb+
Cs+
60
Be2+
31
—
Mg2+
65
133
Ca2+
99
148
Sr2+
—
160
Ba2+
135
Observação: 1 picômetro (pm) = 1 . 10–12 metro
QUÍMICA
235
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 236
(VUNESP) – Nesta tabela periódica, os algarismos
romanos substituem os símbolos dos elementos.
Geralmente, o hidrogênio ácido (ionizável) está ligado a
átomo bastante eletronegativo (F, O, N, Cl, Br, I, S). Dar o
número de hidrogênios ionizáveis existentes nos ácidos:
II
I
III
a) Ácido fosfórico:
IV
V
VI
IX
VII
X
O—H
O
P—O—H
O—H
Sobre tais elementos, é correto afirmar que:
a) I e II são líquidos à temperatura ambiente.
b) III é um gás nobre.
c) VII é um halogênio.
d) o raio atômico de IV é maior que o de V e menor que o de
IX.
e) VI e X apresentam o mesmo número de camadas
eletrônicas.
b) Ácido fosforoso:
O—H
O
P—O—H
H
c) Ácido hipofosforoso:
O— H
O
P—H
Módulo 13 – Compostos inorgânicos.
Conceito de ácido (Arrhenius)
H
d) Ácido acético (vinagre):
—
H
a) De acordo com Arrhenius, ácido é toda substância que, em
O
=
Complete as lacunas:
—
H—C—C—O—H
solução aquosa, libera íon ........... como único tipo de cátion.
b) O íon H+ liga-se à molécula de água formando o íon
H
...................., chamado hidrônio ou hidroxônio.
c) Toda reação que forma íons recebe o nome de ................... .
d) Escreva a ionização do HNO3 em solução aquosa:
HNO3 + H2O → .............................. + ................................ .
e) Essa equação pode ser escrita de maneira simplificada,
assim:
H2O
HNO3 ⎯→ .................................. + .................................... .
f) O átomo de hidrogênio que se transforma em íon H3O+ é
chamado de hidrogênio ........................ .
Com relação ao H3PO4, pedem-se:
a) as ionizações parciais escritas de maneira simplificada.
b) a ionização total.
(MACKENZIE-SP – MODELO ENEM) – Ao se aplicar o conceito atualizado de Arrhenius a um ácido inorgânico, forma-se
uma certa espécie química característica que
a) é um cátion que se associa a uma molécula de água.
b) é um ânion que se associa à molécula de água, formando o
OH–.
c) é uma molécula eletricamente neutra.
d) é um íon, no qual o número de elétrons é maior que o
número de prótons.
e) é um íon, no qual o número de prótons é igual ao número de
elétrons.
Equacione a ionização do ácido acético (H3CCOOH) de
maneira simplificada.
ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO:
H2O
1.a etapa: H3PO4 ⎯⎯→ H+ + H2PO4–
H2O
2.a etapa: H2PO–4 ⎯⎯→ H+ + ..................................................
H2O
3.a etapa: ................ ⎯⎯→ H+ + .............................................
H2O
Equação global: H3PO4 ⎯⎯→ 3H+ + .......................................
236
QUÍMICA
Sobre o cloreto de hidrogênio, HCl, responda e justifique.
a) É um composto iônico, molecular ou metálico?
b) Sabe-se que o cloreto de hidrogênio, quando dissolvido em
água, produz solução iônica. Com base nisso, pode-se afirmar
que, ao ser dissolvido em água, esse composto sofre dissociação iônica, ionização ou nenhuma delas?
c) A solução aquosa desse composto conduz corrente elétrica
ou não?
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 237
Sabe-se que o composto brometo de hidrogênio (HBr):
b) HClO4, H2PO3, HNO3 e H2SO4.
• é gasoso nas condições ambientes;
• dissolvido em água produz solução eletrolítica.
c) HClO3, H2PO2, HNO2 e H2SO4.
Responda e justifique.
a) Analisando a fórmula HBr, concluímos se tratar de um
composto iônico, molecular ou metálico?
b) HBr puro, nas condições ambientes, conduz corrente
elétrica?
c) HBr puro, mas resfriado até liquefazer-se, conduz corrente
elétrica?
d) HBr ao se dissolver em água sofre dissociação iônica,
ionização ou nenhuma das duas?
e) HClO2, H2PO4, HNO2 e H2S.
d) HClO3, H2PO3, HNO3 e H2S.
É importante memorizar a fórmula de alguns ácidos
famosos. Dar o nome dos seguintes hidrácidos (ácidos não
oxigenados):
a) HF: ácido ...............................................................................
b) HCl: ácido .............................................................................
Módulo 14 – Nomenclatura dos ácidos
c) HBr: ácido .............................................................................
d) HI: ácido ................................................................................
e) H2S: ácido ..............................................................................
Dar as fórmulas dos ácidos:
a)
c)
e)
g)
fluorídrico
bromídrico
sulfídrico
cianídrico
b) clorídrico
d) iodídrico
f) selenídrico
ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO:
Hidrácidos são ácidos que não têm oxigênio. Todo hidrácido
tem nome terminado em ídrico.
a) ........................................
b) ........................................
c) ........................................
d) ........................................
e) ........................................
f) ........................................
f) HCN: ácido ............................................................................
ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO:
O nome de um hidrácido leva o sufixo ídrico.
Certos ácidos são considerados fundamentais no que se
refere à sua nomenclatura. Dar o nome dos seguintes oxoácidos
(ácidos oxigenados):
a) HClO: ácido .........................................................................
b) HClO2: ácido .........................................................................
c) HClO3: ácido .........................................................................
g) ........................................
d) HClO4: ácido .........................................................................
Dar as fórmulas dos ácidos:
e) H2SO4: ácido ........................................................................
a) hipocloroso
b) cloroso
c) clórico
d) perclórico
e) ortofosfórico
f) metafosfórico
g) pirofosfórico
ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO:
Oxoácidos são ácidos que têm oxigênio. O nome de um
oxoácido termina em oso ou ico. Geralmente, o ácido ico tem
1 átomo de oxigênio a mais que o oso. O ácido hipo .......... oso
tem 1 oxigênio a menos que o oso e o ácido per ............. ico
tem 1 oxigênio a mais do que o ico.
Retirando-se uma molécula de água (H2O) do ácido orto,
obtém-se o ácido meta. Retirando-se uma molécula de água de
duas moléculas do ácido orto, obtém-se o ácido piro.
f) HNO3: ácido .........................................................................
a) ........................................
b) ........................................
c) ........................................
d) ........................................
e) ........................................
f) ........................................
g) ........................................
(UNISA-SP) – Os ácidos perclórico, fosfórico, nitroso e
sulfuroso são representados, respectivamente, pelas
seguintes fórmulas:
a) HClO4, H3PO4, HNO2 e H2SO3.
g) H3PO4: ácido ........................................................................
h) H2CO3: ácido.........................................................................
i) H3BO3: ácido .......................................................................
(CESESP-PE) – Associe a coluna da direita com a da
esquerda:
1) HClO4
(
)
ácido clórico
2) HCl
(
)
ácido clorídrico
3) HClO3
(
)
ácido cloroso
4) HClO
(
)
ácido perclórico
5) HClO2
(
)
ácido hipocloroso
Os algarismos lidos de cima para baixo formam o numeral:
a) 32514.
b) 14235.
c) 32451.
d) 41532.
e) 52143.
QUÍMICA
237
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 238
Módulo 15 – Conceito e nomenclatura das bases
Complete as lacunas:
a) De acordo com Arrhenius, base é toda substância que, em
solução aquosa, libera íon ................................ como único
tipo de ânion.
H2O
NaOH ⎯⎯→ Na+ + ............................................. (hidróxido)
b) Ao contrário dos ácidos que, no estado puro, são moleculares (covalentes), as bases são ........................................
c) Quando a base é dissolvida na água, os íons, já existentes,
se separam. A essa separação dos íons dá-se o nome de
Dar o nome das bases:
a) LiOH
b) Sr(OH)2
c) Bi(OH)3
d) AuOH
e) Au(OH)3
ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO:
a) Hidróxido de .........................................................................
b) Hidróxido de ..........................................................................
c) Hidróxido de ..........................................................................
d) Hidróxido de ouro (I) ou hidróxido ........................................
e) Hidróxido de ........................................ ou hidróxido áurico.
..............................................................................................
d) Escreva a equação da dissociação iônica da base Ba(OH)2:
Ba2+(OH)1–
2 → .................................... + ...............................
Escreva as fórmulas do gás amônia e do hidróxido de
amônio.
Dar os nomes para as bases:
a) KOH
b) NH4OH
c) Ba(OH)2
d) Fe(OH)2
e) Fe(OH)3
f) CuOH
g) Cu(OH)2
ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO:
O nome de uma base é dado pela expressão:
(hidróxido) de (nome do cátion).
a) Hidróxido de ..........................................................................
b) Hidróxido de ..........................................................................
c) Hidróxido de ..........................................................................
d) Hidróxido de ferro (II) ou hidróxido ........................................
e) Hidróxido de ....................................... ou hidróxido férrico.
f) Hidróxido de ......................... ou hidróxido ...........................
g) Hidróxido de ..................... ou hidróxido ................................
Um antiácido muito utilizado é o leite de magnésia, que é
uma base de um metal alcalinoterroso muito conhecido,
chamado magnésio. Também como antiácido aparecem nas
farmácias medicamentos contendo uma base de alumínio.
Quais as fórmulas e os nomes das bases citadas no texto
acima?
Leia o seguinte texto e responda às perguntas:
“Gás tóxico vaza de vagão e assusta moradores de bairro.
Defeito em válvula causou escape de amônia; área num raio de
800 metros ficou interditada.”
(Correio Popular, Campinas, 30 jun. 1996).
a) Qual é a fórmula molecular da substância mencionada?
b) Qual é o estado físico dessa substância nas condições
ambientes?
c) Que se pode afirmar sobre ela quando dissolvida em água: é
acido, base ou nenhum dos dois?
d) Justifique sua resposta ao item anterior com auxílio de uma
equação química.
e) Que se pode afirmar sobre o odor dessa substância?
f) A substância mencionada é tóxica porque, em contato com a
água que existe dentro do nariz e dos pulmões, reage
produzindo um íon negativo que é perigoso. Que íon é esse?
g) Como se chama o cátion derivado da substância mencionada no texto? Qual sua fórmula molecular?
h) Escreva uma fórmula eletrônica para o íon da resposta do
item anterior.
Módulo 16 – Reação de Neutralização
(UFRN) – A equação de uma reação característica de neutralização é
A equação que representa corretamente a dissociação
iônica de uma base de fórmula M(OH)x é:
a) HNO3 + H2O → H3O+ + NO3–
a) M(OH)x → Mx+ + x OH–
b) NaOH + HCl → NaCl + H2O
b) M(OH)x → x M+ + OH–
→ Ba2+(aq) + 2OH–(aq)
c) Ba(OH)2 + H2O(l) ←
c) M(OH)x → Mx+ + OH–
d) M(OH)x + H2O → Mx+ + x H3O+
e) M(OH)x + H2O → Mx+ + x OH- + H+
238
QUÍMICA
d) H2 + Cl2 → 2HCl
e) 2NaI + Cl2 → 2NaCl + I2
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 239
FRENTE 2
Completar a equação de neutralização total:
H3PO4 + Ba(OH)2 → .................................................................
ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO:
De acordo com Arrhenius, reação de neutralização é a reação
de ácido com base, dando sal e água. O íon H+ combina-se
com o íon OH–, dando água. Observe a proporção:
1 H+ + 1 OH– → 1 H2O
Como o ácido cede no máximo 3H + e a base libera 2OH–,
tomamos 2 moléculas do ácido e 3 “moléculas”da base:
2H3PO4 + 3Ba(OH)2 → .............................................. + 6H2O
sal
Módulo 9 – Isótopos, isóbaros e isótonos
(MODELO ENEM) – Considerando os átomos 127
I e 131
Ié
53
53
correto afirmar que:
a) possuem o mesmo número de massa.
b) são isótopos.
c) possuem o mesmo número de nêutrons.
d) possuem 50 prótons.
e) possuem diferentes números de prótons.
Completar as equações de neutralização total:
a) HNO3 + NaOH → ................................................................
(UNIFOR – MODELO ENEM) – Um isótopo de potássio
cujo número atômico é 19 e o número de massa é 40 é o:
a) 19F
b) 39Y
c) 39K
d)
40Zr
e)
40
Ar
b) H2SO4 + 2NH4OH → .............................................................
c) 3HCl + Al (OH)3 → ................................................................
d) H2SO3 + Mg (OH)2 → ............................................................
e) 3H2S + 2Al (OH)3 → ..............................................................
(ESPM-SP) – Um átomo X tem 56 prótons e 81 nêutrons.
Determinar o número de nêutrons de um átomo Y, sabendo
que ele é isótopo de X e tem número de massa igual a 138.
f) 2H3PO4 + 3Mg (OH)2 → ........................................................
Analise a seguinte equação química:
H2A + 2KOH → K2A + 2H2O
O elemento A pode ser
a) cálcio
b) enxofre
c) fósforo
d) cloro
e) hélio
(UFPA) – O átomo que apresenta Z prótons e N nêutrons
e o átomo que contém (Z + 1) prótons e (N – 1) nêutrons são
a) isóbaros.
b) isótopos.
c) isótonos.
d) isomorfos.
e) alótropos.
ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO
A) Isótopos têm o mesmo número de ................................... .
B) Isóbaros têm o mesmo número de ................................... .
C) Isótonos têm o mesmo número de ................................... .
D) N.º de massa do 1.º átomo:
Nas equações de neutralização total, assinale o coeficiente
da água.
a) 1 H3PO4 + 3 NH4OH → 1 (NH4)3 PO4 + ? H2O
b) 3 H2SO4 + 2 Bi(OH)3 → 1 Bi2(SO4)3 + ? H2O
A1 = .......................................................... .
E) N.o de massa do 2.o átomo:
A2 = (Z + 1) + (N – 1) = ........................... .
F) Os átomos são ........................................... .
Respostas:
a) .........................................................................
b) ........................................................................
(UFMG – MODELO ENEM) – A equação
Ca(OH)2 + H3PO4 → Ca3(PO4)2 + H2O
não está balanceada. Balanceando-a com os menores números
inteiros possíveis, a soma dos coeficientes estequiométricos
será
a) 4
b) 7
c) 10
d) 11
e) 12
G) Resposta: Alternativa .................................
(FUVEST-SP) – A densidade da água comum (H2O) e a da
água pesada (D2O), medidas nas mesmas condições de
pressão e temperatura, são diferentes. Isto porque os átomos
de hidrogênio e deutério diferem quanto ao
a) número atômico;
b) número de elétrons;
c) número de nêutrons;
d) número de prótons;
e) número de elétrons na camada de valência.
QUÍMICA
239
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 240
São dados três átomos distintos, A, B e C. O átomo A tem
número atômico 35 e número de massa 80. O átomo C tem
47 nêutrons, sendo isótopo de A. O átomo B é isóbaro de C e
isótono de A. Determine o número de prótons do átomo B.
Três átomos, A, B e C, apresentam respectivamente
números de massa pares e consecutivos. Sabe-se que B
tem 27 nêutrons; C tem 29 prótons; A e B são isótonos e A e
C isótopos. Determinar os números de massa de A, B e C.
(FEI-SP) – Um elemento químico A de número atômico
igual a 38 combina-se com outro elemento químico, B, de
número atômico igual a 15. Qual a fórmula molecular do
composto formado?
ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO
a) Configuração eletrônica:
A:K
L M
N O
2 8 18
8
2
A é um ..................................................................................
B:K
2
L
8
M
5
B é um ..................................................................................
(UFPR) – O jornal Folha de S. Paulo publicou matéria sobre empresas norte-americanas que estavam falsificando
suco de laranja. O produto, vendido como puro, estava sendo
diluído com água. A fraude foi descoberta por medidas de
teores de isótopos de oxigênio (16O e 18O). O isótopo mais pesado fica um pouco mais concentrado na água presente nas
plantas em crescimento do que nas águas oriundas de fontes
não biológicas. É correto afirmar que
01) os números atômicos destes isótopos são iguais.
02) o número de massa de 18O é 18 e indica a soma do número
de prótons e de elétrons existentes no átomo.
04) o número de nêutrons nos isótopos citados é 16 e 18,
respectivamente.
08) a distribuição eletrônica de 16O é igual à de 18O.
16) o suco puro deve conter uma maior quantidade de 18O do
que o suco falsificado.
b) Esquema
A ••
xx
Bx xx
A ••
xx
Bx xx
A ••
c) Fórmula
A
B
Carga elétrica do íon A: .....................................
Carga elétrica do íon B: .....................................
O cátion X3+ é isoeletrônico do ânion Y2–. Sendo o número
atômico de Y igual a 16, qual o número atômico de X?
ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO
Módulo 10 – Ligações químicas:
a ligação iônica
Complete as lacunas:
a) De acordo com a regra do octeto, os átomos ligam-se para
a) Partículas isoeletrônicas apresentam o mesmo número de
....................................
b) Número de prótons de Y2– : .........................
c) Número de elétrons de Y2– : ........................
adquirir configuração eletrônica de .......................................
d) Número de elétrons de X3+ : .....................
Os gases nobres (He, Ne, Ar, Kr, Xe e Rn) existem na
e) Número de prótons de X3+: .......................
natureza na forma monoatômica, pois a sua configuração
eletrônica é ..................................................... .
f) Número atômico de X: ..............................
(estável / instável)
b) Um metal (menos de ............................... elétrons na
camada de valência) tem tendência para ....................... elétrons, enquanto um não metal (mais de ....................
elétrons na camada de valência) tem tendência para
............................... elétrons.
c) Na ligação iônica, ocorre uma ..................... de elétrons. O
Dados os elementos:
I) P(Z = 15); II) Ca (Z = 20); III) Ar (Z = 18)
pedem-se:
a) o átomo que tem a maior tendência a ceder elétron:
.......................
b) a fórmula do composto formado entre fósforo e cálcio:
.................
átomo que perde elétrons se transforma em cátion (íon
ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO
........................ ) e o átomo que recebe elétrons se
P: K – 2; L – 8; M – 5
transforma em ânion (íon ..........................).
Ca: K – 2; L – 8; M – 8; N – 2
Ar: K – 2; L – 8; M – 8
240
QUÍMICA
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 241
Módulo 11 – A ligação covalente comum
Os átomos de dois elementos, X e Y, apresentam as seguintes configurações eletrônicas:
X .......... 1s2
2s2
2p4
Y .......... 1s2
2s2
2p5
Qual a fórmula do composto formado por X e Y?
Qual o tipo de ligação entre X e Y?
ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO:
a) X: K L
2 6
Escreva a fórmula eletrônica e a fórmula estrutural da
substância de fórmula molecular CCl4.
Dados:
•
•C•
•
••
• Cl •
•
••
Dado o número de elétrons na camada de valência dos
átomos:
• •O• • • •P• • • •N• •
H•
•
•• •
•
•
•
•
•
•
01) •• H •• H••
••
02) •• O•• •• O••
04) •• N ••• ••• N••
•
•
••
X é um ..................................................................................
•
•
•
•
••
assinale as estruturas de Lewis (fórmulas eletrônicas) corretas:
•
•
••
Y é um .................................................................................
16) H •• N •• H
H
•
•
08) •• O•• F ••
•F •
• •
L
7
••
Y: K
2
Escreva a soma dos números dos itens corretos:
b) A ligação entre X e Y é ........................................................
c) O átomo X estabelece .................. pares eletrônicos, enquanto o átomo Y deve estabelecer apenas um par de
elétrons.
X
Y
X
Y
Y
Fórmula de Lewis
(FUVEST-SP) – Um estudante fez os esquemas A e B a
seguir, considerados errados pelo professor.
Y
Fórmula estrutural
(complete)
Fórmula molecular: ....................................
(MACKENZIE-SP – MODELO ENEM) – As substâncias que
apresentam somente ligações covalentes são:
Dados: Números atômicos: H = 1; Li = 3; O = 8; Na = 11; S = 16;
Cl = 17; Ca = 20.
a) H2O e Na2O
b) O2 e Cl2O
c) LiCl e H2O2
d) H2S e
CaO
e) LiH e NaCl
a) Faça a representação correta em A. Explique.
b) Qual o erro cometido em B? Explique.
Módulo 12 – A ligação covalente dativa
Complete as lacunas
(FEI-SP – MODELO ENEM) – A fórmula N N indica que
os átomos de nitrogênio estão compartilhando três:
a) prótons
b) elétrons
c) pares de prótons
d) pares de nêutrons
e) pares de elétrons
a) Na ligação covalente, ocorre um ..................... de elétrons.
b) Na ligação covalente dativa ou ................., o par eletrônico
é fornecido por um dos átomos.
c) Fórmula de Lewis ou fórmula eletrônica mostra os elétrons
da camada de ..................... dos átomos. Os elétrons dessa
camada são distribuídos de modo que todos os átomos
fiquem com ................................ elétrons, com exceção do
hidrogênio, que ficará apenas com dois elétrons.
QUÍMICA
241
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 242
••
d) Na fórmula estrutural plana, o par de elétrons na ligação
covalente é representado por um tracinho, enquanto na
ligação dativa é representado por uma flechinha.
Exemplo:
C=
←⎯ O
fórmula estrutural
x
••
C x xx O xx
fórmula de Lewis
••
xx
Dados:
••
•O•
•
•
••
•S•
•
••
xx
••
O
O
xx
••
x
x
Escreva a fórmula estrutural dos seguintes compostos:
a) O3
b) SO2
c) SO2
x
x
x
Ox
O
O
O
fórmula estrutural
(complete)
fórmula de Lewis
Dadas as estruturas de Lewis:
H•
••
••
• N • •• O •
•
•
completar as fórmulas estruturais planas abaixo, representando a ligação covalente por um tracinho e a ligação dativa por
uma flechinha.
Na molécula do ácido pirofosfórico, H4P2O7, cada átomo
de fósforo apresenta três ligações simples com átomos de
oxigênio e uma ligação dativa (coordenada) com átomo de
oxigênio. Cada átomo de hidrogênio estabelece uma ligação
simples com átomo de oxigênio. Átomos iguais não se ligam
entre si. Baseando-se nessas informações, escreva a fórmula
estrutural plana do ácido pirofosfórico, representando as
ligações simples por um traço (–) e as ligações dativas por uma
seta (→), partindo do átomo que doa o par eletrônico (fósforo).
Módulo 13 – A ligação metálica
I) N2O (gás hilariante)
N
N
O
Associe as letras com os algarismos romanos:
A) Zinco metálico
B) H2O
C) KCl
II) N2O4 (tetróxido de dinitrogênio)
O
N
N
O
O
O
III) N2O5 (pentóxido de dinitrogênio)
O
N
O
O
N
O
I) Compartilhamento de pares de elétrons.
II) Força eletrostática entre cátions e ânions.
III) Nuvem eletrônica ligando íons positivos.
O
IV) HNO2 (ácido nitroso)
H
O
N
O
V) HNO3 (ácido nítrico)
O
H
N
O
O
ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO:
a) O átomo H estabelece um par eletrônico.
H • x, H —
b) O átomo O estabelece dois pares eletrônicos.
•
••
,
x
O—
—
•
••
O
x
c) O átomo N estabelece três pares eletrônicos, podendo ainda
fornecer um par de elétrons para estabelecer ligação dativa.
x
•
242
x
,
—N—
—
••
x
•
•N
QUÍMICA
(FATEC-SP – MODELO ENEM) – A condutividade elétrica
dos metais é explicada admitindo-se:
a) ruptura de ligações iônicas.
b) ruptura de ligações covalentes.
c) existência de prótons livres.
d) existência de elétrons livres.
e) existência de nêutrons livres.
(UNIV. ANHEMBI-MORUMBI-SP – MODELO ENEM) – O
cobre, conhecido cerca de 5.000 anos antes de Cristo, foi largamente usado pelo homem neolítico, tornando-se o substituto ideal da pedra na fabricação dos mais variados utensílios.
O cobre é pouco abundante na crosta terrestre: sua participação não excede 70g/t. Embora ocorra em pequenas
jazidas, em todos os continentes, cerca de 90% da produção
mundial provém de apenas quatro regiões: o nordeste dos
Estados Unidos da América, o maciço andino nos territórios
chileno e peruano, a região central africana e o “escudo” canadense. O Brasil, que produz apenas 10% do total de cobre
consumido internamente, tem suas principais reservas concentradas na Bahia, no Rio Grande do Sul, no Ceará e em São
Paulo.
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 243
O cobre encontra uma diversidade infinda de aplicações:
motores elétricos, telefones e telégrafos, qualquer tipo de
circuito elétrico, tubulações, serpentinas de aquecimento etc.
Em liga com outros metais, forma o bronze e o latão. Quais são
estes metais que, juntamente com o cobre, formam o bronze
e o latão, respectivamente?
a) Estanho e ferro.
b) Estanho e chumbo.
c) Chumbo e zinco.
d) Estanho e zinco.
H
x
H
•
x •
C2 •
•
O
••
xx
C
x 1x
•
H
x
Cl
b) O carbono número 2 ganha 2 elétrons dos átomos de
hidrogênio e perde 1 elétron para o átomo de cloro. O seu
Nox é ................................................................................... .
c) O carbono número 1 perde 2 elétrons para o oxigênio e
ganha 1 elétron do hidrogênio. O seu Nox é ...........................
e) Chumbo e ferro.
(UFMG) – Uma substância pura sólida, que é também um
isolante elétrico, pode apresentar todos os tipos de ligação,
exceto
a) covalente.
b) iônica.
c) covalente e iônica.
d) covalente e dativa.
e) metálica.
Determinar o número de oxidação do enxofre nas
substâncias:
S8, H2S, CaSO3, K2SO4
ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO:
a) S8 – Em uma substância simples, o Nox é igual a
...............................................................................................
b) H2S – O Nox do H é + 1 e o do S é ......................................
c) CaSO3 – O Nox do Ca (alcalinoterroso) é + 2 e o do oxigênio é
– 2. Portanto, o Nox do S é ........................................................
(FUERN – MODELO ENEM) – As fórmulas Fe, KF e F2 representam, respectivamente, substâncias com ligações
químicas dos tipos:
a) metálica, covalente e iônica
b) iônica, metálica e metálica
c) covalente, covalente e metálica
d) metálica, iônica e covalente
e) iônica, iônica e covalente
(UFLA-MG – MODELO ENEM) –
Dentre várias utilidades,
o cobre é componente de várias ligas metálicas, tais como o
bronze (Cu + Sn), o latão (Cu + Zn), as ligas com a prata, com
o ouro e com o alumínio. Considerando que o ouro de 18
quilates é composto por 18 partes de ouro e 6 partes de cobre,
podemos afirmar que nessa liga o metal mais nobre (Au)
apresenta-se com um percentual igual a:
a) 6%
b) 18%
c) 25%
d) 50%
e) 75%
d) K2SO4 – O Nox do K (alcalino) é + 1; o do oxigênio é – 2. Logo,
o Nox do S é .......................................................................
Determinar o número de oxidação dos elementos
assinalados:
a) Na 2MnO 4
c) K 5 IO 6
b) Ca 3 (CoF 6) 2
Determinar o número de oxidação do carbono na
substância
H
|
H — C — OH
|
H
Módulo 14 – Oxidorredução.
Número de oxidação I
(UERJ) – As regras utilizadas para nomenclatura de
substâncias inorgânicas estão baseadas no número de
oxidação de seus elementos químicos.
Observe o quadro abaixo, em que o cloro apresenta diferentes
números de oxidação:
Determinar o Nox de cada átomo de carbono no composto:
H
O
|
||
H—C—C—H
|
Cl
ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO:
a) Devemos separar os átomos, deixando os pares de elétrons
para o átomo mais .............. .
SUBSTÂNCIAS
Fórmula
Nome
Cl2
cloro gasoso
NaClO
hipoclorito de sódio
NaCl
cloreto de sódio
KClO3
clorato de potássio
QUÍMICA
243
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 244
A alternativa que mostra a ordenação das substâncias citadas
no quadro, segundo o número de oxidação crescente do cloro,
é:
a) cloreto de sódio, cloro gasoso, hipoclorito de sódio e clorato
de potássio.
b) clorato de potássio, cloreto de sódio, hipoclorito de sódio e
cloro gasoso.
c) hipoclorito de sódio, cloro gasoso, cloreto de sódio e clorato
de potássio.
d) hipoclorito de sódio, cloreto de sódio, cloro gasoso e clorato
de potássio.
(UNISA-SP) – Nas espécies químicas BrO3–, Cl2O5 e HI, os
halogênios têm números de oxidação, respectivamente, iguais a
a) – 5, + 5 e – 1
b) – 5, – 5 e – 1
c) – 1, – 5 e + 1
d) zero, zero e + 1
e) + 5, + 5 e – 1
Determinar o número de oxidação dos elementos assinalados:
(PUC-MG) – Nos compostos CCl4, CHCl3, CH2Cl2, CH3Cl
e CH4, os números de oxidação dos carbonos são,
respectivamente:
a) + 4, + 2, 0, – 2, – 4
b) – 4, – 2, 0, + 2, + 4
c) + 4, + 2, + 1, – 2, + 4
d) –2, + 4, 0, + 2, + 4
e) – 2, – 4, – 2, + 2, – 4
a) CaO 2
b) KH
c) OF2
Determinar o número de oxidação dos elementos
assinalados:
a) P2O4–
7
c) [Cu(H2O)4] 2+
b) [Au (CN)4] –
Módulo 15 – Número de oxidação II
Quais são os números de oxidação do iodo nas substâncias
ORIENTAÇÃO DA RESOLUÇÃO:
I2, NaI, NaIO4 e AlI3?
a) (P2O7)4–
x
2 . x + 7 (–2) = – 4
∴ x = ..................................................................................
(VUNESP – MODELO ENEM) – Nas substâncias CaCO3,
CaC2, CO2, C(grafita) e CH4, os números de oxidação do
carbono são, respectivamente:
a) – 4, + 1, + 4, 0, + 4
b) + 4, – 1, + 4, 0, – 4
c) – 4, – 2, 0, + 4, + 4
d) + 2, – 2, + 4, 0, – 4
e) + 4, + 4, + 4, + 4, + 4
(VUNESP) – No mineral perovskita, de fórmula mínima
CaTiO3, o número de oxidação do titânio é:
a) + 4
b) + 2
c) + 1
d) – 1
e) – 2
O ânion cianeto tem carga igual a – 1.
x + 4 (–1) = – 1
∴ x = .................................................................................
x
c) [Cu (H2O)4]2+
Uma molécula de H2O é eletricamente neutra.
x + 4 (0) = + 2
∴ x = ...................................................................................
Determinar o número de oxidação dos elementos
assinalados:
(UNESP-SP) – Os números de oxidação do enxofre nas
espécies SO2 e SO2–
são, respectivamente:
4
a) zero e + 4
b) + 1 e – 4
c) + 2 e + 8
d) + 4 e + 6
e) – 4 e – 8
244
x
b) [Au (CN)4]–
QUÍMICA
a) [ Ag (NH3)2] +
b)
K 4 [ Fe (CN)6 ]
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 245
Módulo 16 – Oxidação, redução,
oxidante e redutor
(UEL-PR) – No processo de Ostwald de obtenção do ácido
Indique, nas equações abaixo, qual é o oxidante e qual é o
I)
nítrico, ocorrem, em sequência, as reações apresentadas
abaixo:
redutor:
a) Ca + S → CaS
b) SnCl2 + Cl2 → SnCl4
c) 2Na + Cl2 → 2NaCl
d) Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2
II) 2NO(g) + O2(g) ⎯→ 2 NO2(g)
III) 3NO2(g) + H2O(l) → 2 HNO3(l) + NO(g)
Dentre as reações representadas, são de oxidorredução:
a) apenas I.
b) apenas II.
c) apenas III.
d) apenas I e II.
e) I, II e III.
Considere a equação de oxidorredução não balanceada:
MnO2(s) + Al(s) → Mn(s) + Al2O3(s)
Complete as lacunas:
a) Elemento que sofre oxidação: ..............................................
b) Elemento que sofre redução: ................................................
c) Substância oxidante: .............................................................
d) Substância redutora: .............................................................
Determine o oxidante e o redutor na reação química:
KMnO4 + H 2C 2O4 + H 2SO 4
+4
+2
(UNICAMP-SP) – Dentro de um bulbo usado em certos
“flashes” de máquinas fotográficas, há uma certa
quantidade de magnésio metálico (Mg) e de oxigênio (O2). Por
um dispositivo elétrico, provoca-se a reação deste metal com o
oxigênio, formando óxido de magnésio (MgO). Escreva a
equação química que representa a reação entre o magnésio e
o oxigênio, indicando qual o elemento que age como redutor.
Complete as lacunas:
a) A reação HCl + NaOH → NaCl + H2O ...................... (é/ não
é) de oxidorredução.
b) A reação 4NH 3 + 5O 2 → 4 NO + 6H2O .........................
(é/ não é) de oxidorredução.
c) A reação H2 + Cl2 → 2HCl ............................ (é/ não é) de
oxidorredução.
d) A reação NaCl+ AgNO3 → AgCl + NaNO3 ..........................
(é/ não é) de oxidorredução.
(UnB-DF) – O marca-passo é um pequeno oscilador colocado sob a pele de pessoas com certo tipo de problemas
cardíacos. Ele libera pulsos elétricos que regulam as batidas do
coração. A reação responsável pela produção de corrente
elétrica na pilha eletroquímica que alimenta o marca-passo é:
HgO(s) + Zn(s) + H2O(l) → Zn(OH)2(aq) + Hg(l)
Julgue os itens:
(1) O HgO é o agente redutor
(2) A substância Zn(OH)2 pertence à função hidróxido.
(3) Para cada átomo de zinco que reage, um elétron é transferido no processo.
K2SO 4 + MnSO4 + H 2O + CO2
+3
+7
4NH3(g) + 5O2(g) ⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯→ 4NO(g) + 6H2O(g)
Catalisador
(UFRRJ) – As reações químicas de oxidorredução, basicamente, são constituídas de espécies que podem perder e
receber elétrons simultaneamente.
Na reação:
K2Cr2O7 + Na2C2O4 + H2SO4 →
K2SO4 + Cr2(SO4)3 + Na2SO4 + H2O + CO2, o agente redutor é o
a) K2Cr2O7.
b) Na2C2O4.
d) K2SO4.
e) Cr2(SO4)3.
c) H2SO4.
(UFRN) – Nas operações de policiamento (blitz) em
rodovias, o “bafômetro” – tubo contendo uma mistura de
dicromato de potássio (K2Cr2O7) e sílica umedecida com ácido
sulfúrico (H2SO4) – é usado para medir a quantidade de etanol
(C2H5OH) presente no ar exalado por uma pessoa que ingeriu
bebida alcoólica. A reação do álcool com os reagentes
mencionados é expressa pela equação descrita abaixo:
2CH3CH2OH + K2Cr2O7 + 3H2SO4 →
→ 2CH3COOH + 2CrSO4 + K2SO4 + 5H2O
De acordo com a equação, pode-se afirmar que o etanol sofre
um processo de
a) oxidação pelo K2Cr2O7.
b) oxidação pelo H2SO4.
c) redução pelo K2Cr2O7.
d) redução pelo H2SO4.
QUÍMICA
245
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 246
RESOLUÇÃO DOS EXERCÍCIOS-TAREFAS
FRENTE 1
Módulo 9 – Alotropia
Módulo 10 – Tabela periódica.
Grupos e períodos
a) grupos; períodos; sete; dois; oito; dezoito; trinta e dois;
incompleto.
b) grupo (18); 1A(1); 2A(2); 7A(17).
Na fórmula de uma substância simples aparece um único
símbolo (O2, O3).
Resposta: B
O fósforo branco (P4) e o fósforo vermelho (Pn) são
substâncias simples formadas pelo elemento químico fósforo.
Resposta: D
A: representativo
B: gás nobre
C: gás nobre
D: transição
E: transição interna
Transição.
O2 e O3 são variedades alotrópicas do elemento O.
Resposta: A
Metal alcalino tem 1 elétron a mais que o gás nobre que o
antecede.
Resposta: B
Resposta: B
Resposta: A
Resposta: D
a)
b)
c)
d)
e)
mais
mais
mais
menos; mais
espontâneas
d) Incorreta. Não importa a procedência do CO2, pois o
composto formado é o mesmo.
C(d) + O2 → CO2
C(gr) + O2 → CO2
H2CO3 → H2O + CO2
a) Correta.
A radiação ultravioleta é nociva para os organismos atuais.
Módulo 11 – Localização do
elemento na tabela periódica
A: Período: 3.o
Grupo: 1A ou 1
B: Período: 4.o
Grupo: 5A ou 15
b) Correta.
Devido aos combustíveis fósseis e às queimadas.
c) Correta.
Os mesmos não reagem com o O2 atmosférico e reagem
com O3 da camada de ozônio.
Resposta: D
diferentes, semelhantes
246
A) Z
D) V
C) U
F) R
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p4
K
L
M
N
2
8
18
6
Resposta: E
QUÍMICA
B) X
E) X e P
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 247
Alcalinoterroso (grupo 2) tem 2 elétrons a mais que gás
nobre (grupo 18). A segunda configuração tem 10 elétrons a
mais (grupo 12).
Resposta: D
IV) Errada.
17Cl
K L M
2 8 7
três camadas
menor raio
Resposta: C
Módulo 12 – Propriedades
periódicas e aperiódicas
Resposta: B
r
+=
Na
r
+
Na
60 + 133
––––––––
2
= 96,5pm
35Br
K L M N
2 8 18 7
quatro camadas
maior raio
|
r
2+ =
Sr
r
2+
Sr
99 + 135
––––––––
2
= 117pm
Resposta: D
Módulo 13 – Compostos inorgânicos.
Conceito de ácido (Arrhenius)
O raio atômico cresce de cima para baixo, pois está aumentando o número de camadas.
Resposta: B
a) hidrogênio (H+)
b) H3O+
c) ionização
a) >
b) <
d) HNO3 + H2O → H3O+ + NO3–
menor
f) ácido ou ionizável.
Resposta: E
3+
13Al
11Na
2–
8O
1–
9F
p = 13
p = 11
p=8
p=9
H2O
e) HNO3 ⎯⎯→ H+ + NO3–
H2O
3–
+
3.a etapa: HPO2–
4 ⎯⎯→ H + PO 4
1+
e = 10
e = 10
e = 10
e = 10
↓
Maior atração entre prótons e elétrons: menor raio: Al 3+.
2.a etapa: HPO2–
4
I) Errada.
raio do ânion > raio do átomo
Equação global: PO43–
a) 3
III) Correta.
a)
K L M
K L
2 8 8
2 8
três camadas
maior raio
duas camadas
menor raio
d) 1
H2O
H3CCOOH ⎯⎯→ H+ + H3CCOO–
2+
12Mg
c) 1
No íon hidrônio, H3O+, o número de prótons é maior que o
número de elétrons.
Resposta: A
II) Correta.
raio do átomo > raio do cátion
2+
20Ca
b) 2
Molecular; é formado por hidrogênio ligado a não metal.
b) Ionização, quebra da molécula que origina íons.
c) Sim, pois apresenta íons livres.
a)
b)
c)
d)
Molecular; é constituído por hidrogênio e não metal.
Não, pois é molecular.
Não, pois é molecular.
Ionização, pois a solução é iônica.
QUÍMICA
247
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 248
Módulo 14 – Nomenclatura dos ácidos
Ácido clórico: HClO3
(3)
Ácido clorídrico: HCl
(2)
Ácido cloroso: HClO2
(5)
c) HBr
Ácido perclórico: HClO4
(1)
d) HI
Ácido hipocloroso: HClO
(4)
a) HF
b) HCl
Resposta: A
e) H2S
f) H2Se
g) HCN
Módulo 15 – Conceito e nomenclatura das bases
a) HClO
a) hidróxido (OH–)
b) HClO2
H2O
NaOH ⎯⎯→ Na+ + OH–
c) HClO3
d) HClO4
b) iônicas
e) H3PO4
c) dissociação iônica
f) HPO3
2+ + 2OH–
d) Ba2+(OH)1–
2 → Ba
g) H4P2O7
HClO3 – ácido clórico
a) potássio
b) amônio
HClO4 – ácido perclórico
c) bário
HNO3 – ácido nítrico
d) ferroso
HNO2 – ácido nitroso
e) ferro (III)
H2SO4 – ácido sulfúrico
f) cobre (I); cuproso
H2SO3 – ácido sulfuroso
g) cobre (II); cúprico
Resposta: A
a) fluorídrico
Mg2+(OH)1–
2 – hidróxido de magnésio
Al3+(OH)1–
3 – hidróxido de alumínio
b) clorídrico
c) bromídrico
d) iodídrico
x+
e) sulfídrico
f) cianídrico
Resposta: A
a) hipocloroso
b) cloroso
x+
–
M(OH)1–
x → M + xOH
a) lítio
b) estrôncio
c) clórico
c) bismuto
d) perclórico
d) ouro (I) (auroso)
e) sulfúrico
e) ouro (III) (áurico)
f) nítrico
g) fosfórico
h) carbônico
i) bórico
248
QUÍMICA
NH3; NH4OH
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FRENTE 2
a) NH3
b) Gasoso
Módulo 9 – Isótopos, isóbaros e isótonos
c) Base
d) Quando a amônia se dissolve em água, sofre ionização,
produzindo íons OH–, de acordo com a equação:
NH3 + H2O → NH4+ + OH–
e) Forte e irritante
f) Íon hidroxila,
h)
Resposta: B
Resposta: C
56X
A) prótons
OH–
g) amônio, NH4+
H
••
H •• N •• H
••
H
+
138
56Y
N = 82
B) massa
C) nêutrons
D) A1 = Z + N
Módulo 16 – Reação de Neutralização
E) A2 = Z + N
F) isóbaros
G) Alternativa = A
NaOH + HCl → NaCl + H2O
base
ácido
sal
água
Resposta: B
2 H3PO4 + 3 Ba(OH)2 → Ba3(PO4)2 + 6 H2O
a) NaNO3 + H2O
Resposta: A
Os isótopos diferem no número de nêutrons.
Resposta: C
Dados:
b) (NH4)2 SO4 + 2 H2O
isótonos isóbaros
c) AlCl3 + 3 H2O
80
A
35
B
d) MgSO3 + 2 H2O
e) Al2S3 + 6 H2O
f) Mg3(PO4)2 + 6 H2O
C 47n
isótopos
Número de prótons de A e C = 35
Número de massa de C e B = 35 + 47 = 82 Número de nêutrons
de A e B = 80 – 35 = 45
O elemento é bivalente e não metálico (H2S).
Número de prótons de B = 82 – 45 = 37
Resposta: B
a) 3 H+ + 3 OH– → 3 H2O
Resposta: 3
b) 6 H+ + 6 OH– → 6 H2O
Resposta: 6
Dados:
isótonos
x
A
x+2
B 27n
x+4
C
29
isótopos
Número de prótons de C e A: 29
Número de nêutrons de B e A: 27
3 Ca(OH)2 + 2 H3PO4 → Ca3(PO4)2 + 6 H2O
Número de massa de A: 29 + 27 = 56
3 + 2 + 1 + 6 = 12
Número de massa de B: 56 + 2 = 58
Resposta: E
Número de massa de C: 56 + 4 = 60
QUÍMICA
249
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01 – Correto.
02 – Errado.
04 – Errado.
Corretas: 02, 04, 08 (soma: 14)
a) As moléculas de nitrogênio são diatômicas.
08 – Correto.
16 – Correto.
Módulo 10 – Ligações químicas:
a ligação iônica
a) gás nobre; estável.
b) O brometo de potássio (KBr) sólido não é formado de
moléculas individuais. É um aglomerado de grande
número de íons K+ e Br–.
b) quatro; ceder (doar); quatro; receber (ganhar).
c) transferência; positivo; negativo.
a) A: metal; B: não metal
c) A: + 2; B: – 3
A2+
3
a)
b)
c)
d)
e)
f)
B3–
2
Módulo 12 – A ligação covalente dativa
elétrons
16
18
18
21
21
a) compartilhamento (emparelhamento)
b) coordenada
c) valência; oito
d) O = O → O
a) O metal Ca tem maior tendência para ceder elétrons.
b) Ca2+
P3–
3
2
I) N —
— N→ O
II) O = N — N = O
Módulo 11 – A ligação covalente comum
O
O
III) O = N — O — N = O
O
O
IV) H — O — N = O
O
••
••
••
Y
••
••
X ••Y
••
V) H — O — N
X—Y
Y
Fórmula molecular: XY2
Na2O, LiCl, CaO, LiH e NaCl apresentam ligação iônica.
Resposta: B
O
—
••
••
••
=
a) X é um não metal
Y é um não metal
b) covalente
c) dois
a) O = O → O
b)
O
S
O
Resposta: E
••
•• Cl ••
Cl
|
•• •• ••
•• Cl •• C •• C •• Cl — C — Cl
•• ••
••
|
•• Cl ••
Cl
••
250
QUÍMICA
c)
O
↑
S
O
O
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O
—
H — O — P— O — P— O — H
—
O
O—H
O—H
–2
Resposta: A
Resposta: A
Módulo 13 – A ligação metálica
Módulo 15 – Número de oxidação II
A) III
B) I
C) II
Resposta: D
Bronze: Cu + Sn
Latão: Cu + Zn
Resposta: D
Metal conduz a corrente elétrica no estado sólido.
Resposta: E
Resposta: D
24K – 100%
18K – x
x = 75%
Resposta: E
Módulo 14 – Oxidorredução. Número de oxidação I
Resposta: B
Resposta: A
SO2: x + 2(–2) = 0 ∴ x = + 4
: x + 4(–2) = –2 ∴ x = + 6
SO2–
4
BrO3–: x + 3(–2) = – 1 ∴ x = + 5
Cl2O5: 2x + 5(–2) = 0 ∴ x = + 5
HI: + 1 + x = 0 ∴ x = – 1
Resposta: E
0, – 1, + 7 e – 1
Resposta: D
a) + 2 + 2x = 0 ∴ x = – 1
b) + 1 + x = 0 ∴ x = – 1
c) x + 2(– 1) = 0 ∴ x = + 2
a) x = + 5
b) x = + 3
c) x = + 2
a) eletronegativo
b) – 1
c) + 1
a)
b)
c)
d)
zero
–2
+4
+6
a) x + 2(0) = + 1 ∴ x = + 1
b) 4(+1) + x + 6(–1) = 0 ∴ x = + 2
Módulo 16 – Oxidação, redução,
oxidante e redutor
a) oxidante: S
redutor: Ca
a) x = + 6
2(+1) + x + 4(–2) = 0
b) x = + 3
3(+2) + 2x + 12(–1) = 0
c) x = + 7
5(+1) + x + 6 (–2) = 0
b) oxidante: Cl2
redutor: Sn
c) oxidante: Cl2
redutor: Na
d) oxidante: Fe2O3
redutor: CO
QUÍMICA
251
C21A_QUIM_SOROCABA_ALICE_2013 22/09/12 11:35 Página 252
a) Al
b) Mn
c) MnO2
d) Al
oxidação
0
MnO2 + Al
+4
redução
+3
Mn + Al2O3
0
oxidante: KMnO4
redutor: H2C2O4
2Mg + O2
0
2MgO
oxidação
+2
Redutor: Mg
a) não é
b) é
c) é
d) não é
Nas três reações ocorre variação de número de oxidação
(Nox).
Resposta: E
1 – Falso
2 – Verdadeiro
3 – Falso
Resposta: B
Resposta: A
252
QUÍMICA