Química - Google Groups

mineral
Ligações químicas I
Química
Ligações químicas I
Ligações covalentes
r a
Hibridação
↑
2p 3
2s 1
↑
1s 2
↑↓
parcial, pois ocorre entre o elétron
do orbital 2s e dois elétrons de dois
orbitais 2p. Um orbital p permanece
inalterado para formar a ligação π
(p puro).
↑ ↑
Estado ativado
↑
2sp 3
↑ ↑
↑
2s 2
↑↓
1s 2
↑↓
2s
Estado normal
↑↓
1s
Química 2
2
Estado hibridado
↑ ↑ ↑
2p 3
Espacialmente, os quatro orbitais
sp3 dirigem-se para os vértices de um
tetraedro segundo ângulos de 109°28’.
2s 1
↑
1s 2
↑↓
Estado ativado
H
109°28’
p3
sp
aç
Hibridação
Considere a molécula de metano
↑
2p
C
H
H
2sp 2
H
H—C—H
↑ ↑
2p 2
2p
H
4 ligações
σ (sp 3-s)
↑ ↑
2s
1s
H
↑
p puro
↑↓
Estado hibridado
6C
= 1s 2 2s 2
↑↓ ↑↓
s
↑
2p 2
2s 2
↑↓
1s 2
↑↓
2p 2
↑ ↑
p x py pz
Os orbitais híbridos estão orientados numa geometria trigonal plana, segundo ângulos de 120°.
↑
Estado
fundamental
Representação da estrutura tetraédrica
H r id
p2 do carbono
ar
o
Hibridação
sp
O carbono apresenta esse tipo
de hibridação ao formar dupla ligação. Tem-se, então, uma hibridação
Representação da estrutura trigonal plana
Escola Estadual Azevedo Costa - 1 ANO Ensino Médio
Alguns átomos são encontrados
fazendo mais ligações covalentes do que
permite seu número de orbitais semipreenchidos na camada de valência.
Para explicar esse caso criou-se a teoria da hibridação ou mistura de orbitais.
Segundo essa teoria, na camada de valência de certos átomos,
mediante recebimento de energia, um
elétron é promovido de um orbital
completo para um orbital vazio do
subnível mais energético subseqüente, constituindo o estado ativado
desse átomo. Em seguida, ocorre a
hibridação ou “mistura” desses orbitais. Dessa mistura resultam orbitais
com forma, energia e orientações
espaciais diferentes dos originais. Esses orbitais denominam-se híbridos.
1
Ligações químicas I
Seja a molécula do etano (C2H4).
p puro
π
C 2H 4
p do carbono
arrb
b o
Hibridação
aç sp
O carbono apresenta hibridação
sp, quando faz tripla ligação ou duas
duplas.
↑ ↑
2p 2
σ (sp 2-sp2 )
σ
σ
(sp 2 -s)
H—
C—
—C
2s 2
↑↓
1s 2
↑↓
(sp 2 -s)
p puros
Estado fundamental
2s 1
↑
1s
↑↓
π
sp
(p puro)
↑
2p
2
Representação da estrutura linear
2s
σ (sp2 -s)
H
↑
↑ ↑
2sp
120°
B
sp
180°
Estado ativado
H
BH 3
σ (sp-s)
π
σ (sp-s)
↑ ↑ ↑
2p 3
H
O boro ( 5B — 1s 2 2s 2 2p 1) também apresenta hibridação sp 2, porém sem a presença do p puro.
Exemplo: BH 3
Química 2
2
σ (sp-sp)
H
—
—
—
H
Observa-se que dois orbitais p
permanecem inalterados (não-híbridos) para formar as ligações π.
O ângulo entre os orbitais híbridos é 180° e a geometria, linear.
Etino (acetileno): C 2H 2
—
H—C—
—C—H
O berílio (4Be — 1s2 2s2) também
apresenta esse tipo de hibridação, porém, sem a presença dos p puros.
Exemplo: BeH 2 (H — Be — H).
↑↓
1s
Estado hibridado
H
u od
e hibridação
id
Resumo
de
Elemento
Hibridação e ligações
σ
Carbono com quatro
ligações simples
Geometria molecular
Cl
sp3
σ
p-s
109°28’
p-s
4 ligações σ
3 -p
p3
3
p
sp
C
Carbono com uma
ligação dupla e
duas simples
σ
π
C
sp2
σ
H
120°
s-s
3 σ e 1π
Exemplos:
SiH4
GeCl 4
Cl
Trigonal plana
s-s
2 -s
p2
2
p
C
sp 2 -sp 2
π
sp
C
σ
sp
σ
π
C
sp
180°
σ
π
O
2 σ e 2π
O
σ
Água
H
p-sp
π
C
C
sp-p
π
π
sp-p
π
BF 3
AlCl 3
Ga l 3
N
Be
O
BeH 2
Exemplo:
Angular em v
σ
104°30’
sp 3
H
s-sp
Al, B, Ga
Exemplos:
H
Linear
2 σ e 2π
Carbono com duas
duplas ligações
especial
H
sp 3 especial
O
H
Piramidal
σ (sp 3 -s)
107°18’
H
σ (sp3 -s)
—
H
3 -s
N
H H
p
σ (s
—
)
σ(
sp 3
-s)
3 s)
p -
N
H HH
σ (sp 3 -s)
σ (s
Amônia
C
π
σ
π
H
sp 2
-s
H
Carbono com uma
ligação tripla e uma
simples
Orbitais híbridos
Si e Ge
Cl
sp 3
-p
Cl
σ
Outros casos
Tetraédrica espacial
σ
C
σ
Ângulo
H
Molécula formada por quatro átomos será trigonal plana se, no átomo
central, não se encontrarem pares de
elétrons livres. Caso contrário, a
molécula será piramidal.
H
H
B
H
H
C
Si
H
H H
N
H
H
H
CH 4
SiH 4
—
H
—
—
Molécula formada por três átomos
será linear se, no átomo central, não
se encontrarem pares de elétrons
livres (que não estão fazendo ligação).
Caso contrário, a molécula será angular.
—O
O—
—C—
CO 2
Molécula formada por cinco átomos, com presença de um átomo
central, será tetraédrica.
Ligações químicas II
O
—
H
H2O
—
ia molecular
lar
Geometria
Pode-se determinar a geometria de muitas moléculas baseando-se no número de átomos ligantes e no número de elétrons
utilizados pelo átomo central.
Molécula formada por dois átomos será sempre linear.
H—H
H — Cl
H2
HCl
H
BH 3
H
H
NH 3
lo r ia
Alotropia
Alotropia é o fenômeno em que um mesmo elemento químico pode formar diferentes substâncias simples.
O elemento carbono é encontrado na natureza sob diferentes formas: várias espécies de carvão, substâncias
amorfas e duas estruturas cristalinas bem definidas — o diamante (hibridação sp3) e a grafite (hibridação sp2).
Tais formas denominam-se variedades alotrópicas do carbono.
Química 2
2
O óleo que vasa das refinarias de
petróleo não se mistura com a água
dos rios, por ser o óleo uma substância
apolar, enquanto as moléculas de
água são bastante polares.
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
Quando dois átomos fazem uma
ligação covalente, o par eletrônico
compartilhado fica sujeito à atração
simultânea desses átomos.
Se os átomos ligantes apresentarem a mesma eletronegatividade,
o par eletrônico compartilhado não
se deslocará, originando a ligação
covalente apolar.
H2
Rio Barigüi, afluente do Iguaçu, transformado
num rio de óleo após acidente em refinaria
da Petrobras, em Araucária (PR).
H
x
H
Ligação apolar
Quando átomos de diferentes
eletronegatividades se combinam,
pode ocorrer o deslocamento do
par eletrônico compartilhado na direção do elemento mais eletronegativo, originando a ligação covalente polar. Esse deslocamento
provoca o aparecimento de uma
carga parcial negativa (representada por δ – ) em torno do elemento
mais eletronegativo e uma carga
parcial positiva (representada por δ+)
em torno do elemento menos eletronegativo.
δ–
δ+
H
x
→
µ
Cl
Ligação polar
HC l
Diz-se, então, que a ligação apresenta um momento (µ) dipolar com
cargas elétricas positivas e negativas.
A polarização da ligação é representada por um vetor (µ) com direção,
sentido e intensidade (diferença de eletronegatividade).
Para auxiliar na determinação da
polaridade de ligações, observe a
seqüência seguinte.
F > O > N, Cll > Br > I, S, C > P, H
Cresce a eletronegatividade
CO 2
δ–
δ+ δ+
δ–
O=C=O
→
→
µ2
µ1
Escola Estadual Azevedo Costa - 1 ANO Ensino Médio
Ligações químicas II
3
Ligações químicas II
POLARIDADE DE
MOLÉCULAS
É calculada pelo vetor momento
dipolar resultante (µR).
ol c a apolares
a ol e
Moléculas
São aquelas cujo momento dipolar resultante é nulo.
H2
H — H µR = 0
CO 2
O=C=O
µ1
µ2
µ1 + µ2 = 0
Química 2
2
ça dipolo–dipolo
p
p
Forças
Interações dipolos permanentes
ou forças dipolo-dipolo são forças de
atração que ocorrem entre moléculas
polares, com a extremidade negativa de uma molécula atraindo a extremidade positiva de outra.
Exemplo: HCl sólido.
δ
+
δ
–
H — Cl
δ
+
–
H — Cl
Apresentam momento dipolar resultante não-nulo.
O HCl sólido origina cristais dipolares.
→ H+
µ→
R→
µ
→
µ 1 N —3
—
H→
H
µ2 H
→ →
→+µ
→+µ
µ
1
2
3 = µR
→ ≠ 0, molécula polar
µ
R
µ→
R→
µ
→
µ 1 O —2
H 2O
—
H
H
→
→
→
µ1 + µ2 = µR
→ ≠0
µ
R
Pontes de
hidrogênio
e W
Waals
aals
Forças de
d Van der
Dipolos induzidos, temporários,
forças de London ou forças de Van
der Waals ocorrem entre moléculas
apolares que, momentaneamente,
são polarizadas e passam a induzir
as moléculas vizinhas à polarização,
como no gelo seco — CO2(s).
+
+
+
Forças dipolo-dipolo
São aquelas cujo momento dipolar resultante é não-nulo. (µ R ≠ 0).
NH 3
δ
–
–
–
+
+
+
–
–
–
+
+
+
Dentre as forças intermoleculares,
as de Van der Waals são as menos intensas.
LIGAÇÃO METÁLICA
Ligação metálica ocorre entre
metais por meio de elétrons livres.
Pontes de hidrogênio ou interações ou ligações de hidrogênio são
forças de atração que ocorrem entre moléculas polares que apresentam hidrogênio ligado a elemento
muito eletronegativo: F, O e N.
As pontes de hidrogênio são as forças intermoleculares mais intensas.
Os cátions metálicos mantêm-se
unidos pela atração do mar de elétrons.
e hidrogênio
i og
Po
ontess de
R
a de
e solubilidade
b i
Regra
Substância polar dissolve-se em
substância polar.
Substância apolar dissolve-se
em substância apolar.
Água (polar) e óleo (apolar) são
líquidos imiscíveis, ou seja, não se
misturam.
–
–
–
Os metais apresentam tendência em doar elétrons, tornando-se cátions. Por causa dos baixos valores
do potencial de ionização, os elétrons
de valência dos metais soltam-se e
deslocam-se entre os cátions metálicos, formando uma nuvem eletrônica ou mar de elétrons. Metal é
um aglomerado ordenado de íons positivos mergulhados numa nuvem de
elétrons livres, como, por exemplo,
o sódio metálico.
→ Cl –
—
4
Moléculas
ol c a polares
p
Forças que se estabelecem entre moléculas vizinhas quando nos
estados físicos sólido ou líquido.



Uma maneira prática de se
reconhecerem moléculas
apolares é:
— molécula formada por átomos
de um só elemento.
Exemplos: O 2, F 2, O 3.
— molécula formada por dois elementos, sendo um deles C, B,
Be, Si ou Ge.
Exemplos: BF 3, CO 2, BeH 2.
FORÇAS
INTERMOLECULARES
Na +
Na +
Na +
Na +
Na +
Na +
Ligas metálicas
São misturas sólidas de dois ou mais elementos com
predominância de metais.
— Aço: ferro (98,5%) e carbono (0,5 a 1,5%).
— Aço inox: 74% de aço, 18% de cromo e 8% de
níquel.
— Duralumínio: 95,5% de alumínio, 3% de cobre, 1%
de manganês e 0,5% de magnésio.
— Solda de estanho (elétrica): 67% de chumbo e 33%
de estanho.
— Ligas monetárias: 75% de cobre e 25% de níquel;
usadas em moedas.
— Ouro 18 quilates: ouro (75%), prata (12,5%) e cobre (12,5%).
— Bronze: 90% de cobre e 10% de estanho.
— Amálgama: ligas metálicas com mercúrio.
Ligações químicas III
Esse tipo de ligação permite que os metais sejam bons condutores de calor e eletricidade, apresentem alto
ponto de fusão, resistência à tração, sejam maleáveis e dúcteis e ainda tenham brilho.
Ligações químicas III
Antigamente o termo oxidar era usado para indicar reação com oxigênio (o
ferro ao oxidar enferruja). Ao observar que quase todos os elementos “perdem”
elétrons ao reagirem com oxigênio, o termo oxidar foi estendido ao ato de ceder elétrons em ligações químicas.
A pintura protege a lataria dos automóveis do
contato com o oxigênio do ar, que causa ferrugem.
Quando ocorre uma ligação iônica, um átomo entrega elétrons a outro, transformando-se em cátion. Dizse, então, que sofreu oxidação. O outro átomo recebe
elétrons, transformando-se em ânion. Diz-se que sofreu
redução. O cátion adquire carga real positiva (valência)
e o ânion, carga real negativa (valência).
Oxidar é perder elétrons, aumentando o nox.
Nos compostos covalentes, o nox corresponde à carga aparente adquirida pela polarização da ligação. Podese imaginar a quebra da ligação covalente, ficando os elétrons compartilhados com o elemento mais eletronegativo.
O par de elétrons desloca-se na direção do elemento mais
eletronegativo.
HCl
Reduzir é ganhar elétrons, diminuindo o nox.
 Na +
NaCl  –
 Cl
→ nox = +1
→ nox = –1
Número de oxidação ou nox é a carga elétrica real
ou aparente que um átomo adquire quando faz ligações químicas.
Nos compostos iônicos, o nox corresponde à carga
real do íon.
Na +Cl– → o sódio (1A) cede um elétron para o cloro
(7A). Tem-se, portanto, uma carga real +1 para o Na e –1
para o cloro.
+
Na
x
 3+ →
Al2O 3  Al
2– →
O
xx
–
x
Cl x
xx
nox = +3
nox = –2
–
H+
Cl
Menos eletronegativo
Mais eletronegativo
 H + → nox = +1
HCl  –
 Cl → nox = –1
NÚMEROS DE OXIDAÇÃO USUAIS
Conforme o número de elétrons na camada de valência dos elementos representativos (famílias A) da tabela periódica, pode-se prever o número de elétrons cedidos ou recebidos em uma ligação e, conseqüentemente,
os seus nox, como na tabela a seguir.
Famílias
Nox máximo
(elétrons cedidos)
Nox mínimo
(elétrons recebidos)
1A
2A
3A
4A
5A
6A 7A
+1
+2
+3
+4
+5
+6
+7
–4
–3
–2
–1
Pode-se observar que:
nox máximo = número da família
nox mínimo = número da família – 8
Química 2
2
Escola Estadual Azevedo Costa - 1 ANO Ensino Médio
Número de oxidação
5
— O nox de um íon é sua própria carga.
K+
nox = +1
Al 3+
nox = +3
Mg 2+
nox = +2



— O nox dos átomos de uma substância simples é igual
a zero.
Na 0, Fe 0, H 20, O 20
H x H
Ligação covalente apolar nox igual a zero
— A soma algébrica de todos os nox dos átomos de
uma molécula é sempre igual a zero.
H — Cl = 0
+1
–1
Para determinação do nox em moléculas ou em grupamentos iônicos pode-se fazer uso da tabela a seguir.
Ácido nítrico (HNO3)
H
N O3
+1 x –2
nox de cada átomo
nox total
+1 x –6
+1 + x – 6 = 0
x = –1 + 6
x = +5 (nox do hidrogênio)
Íon Iodato (IO3–)
I O3
–1
F Cl Br I
DOS
–2
O S Se Te
ÂNIONS
–3
NP
x –2
+1
Li Na K Rb Cs Fr Ag
x –6
+2
Be Mg Ca Sr Ba Ra Zn Cd
+3
Al Bi
NOX
+4
Si
x – 6 = –1
x = –1 + 6
x = +5 (nox do iodo)
DOS
+1 +2
Cu Hg
CÁTIONS
+1 +3
Au
+2 +3
Fe Co Ni Cr
+2 +4
Sn Pb Mn Pt
+3 +5
As Sb
Variáveis
Sempre que
forem os mais
eletronegativos
nox de cada átomo
nox total
Determine os números de oxidação (nox) dos elementos destacados.
d) Cl 2O 5
a) NaBr
b) H 2CrO 4
e) SO 2–
3
Cl
O
—
Química 2
2
Brometo de potássio: (K Br)
+1 –1 = 0
NOX
Fixos
6
Hidrogênio → nox +1, exceto nos hidretos metálicos, em que é –1.
Oxigênio → nox –2, exceto em peróxidos, em que
é –1, e superóxidos, em que é –1/2.
c)
CaCO 3
f)
Cl — C 1 — C 2=
—
Ligações químicas III
REGRAS PRÁTICAS PARA DETERMINAÇÃO
DO NOX
H
—
Cl
Funções químicas I
Funções químicas I
Desde o século XVII os cientistas começaram a classificar as substâncias químicas
de acordo com suas funções.
Robert Boyle (1627—1691) criou o conceito de ácido (toda substância com sabor
azedo) e base (substância com sabor amargo). Ácidos e bases mudam a cor de certos
corantes vegetais.
Gay-Lussac (1778—1850) acrescentou a teoria de que ácidos e bases se neutralizam
originando sais.
O sueco Svante Arrhenius (1859—1927) propôs que ácidos sofrem ionização em água,
liberando como cátion o íon H + e que bases liberam como ânion o íon OH –. Ácidos e
bases são funções químicas.
Função química é o conjunto de substâncias com propriedades químicas semelhantes.
As principais funções inorgânicas estudadas são: ácidos, bases, sais e óxidos.
Ácidos
Fórmula geral:
H tem nox +1.
Cada íon H + liberado por um ácido em meio aquoso
constitui o hidrogênio ionizável.
+
+
x
Cl
+
H
x
O
x
HIDRÁCIDOS
Para a nomenclatura dos hidrácidos, escreve-se a
palavra ácido seguida do nome do elemento ou grupo
eletronegativo, acrescentando a terminação -ídrico.
Hn X–n
Por produzir íons, ácidos em água tornam-se eletrólitos
(conduzem corrente elétrica).
H
De acordo com a presença ou não de oxigênio nas
moléculas, os ácidos dividem-se em hidrácidos (sem
oxigênio) e oxiácidos (com oxigênio).
H
H
x
H
O
x
+
x Cl
H
ácido + elemento + ídrico
HCl = ácido clorídrico
HBr = ácido bromídrico
HCN = ácido cianídrico
HNC = ácido isocianídrico
H3[Fe(CN) 6 ] = ácido ferricianídrico
H 4[Fe (CN) 6 ] = ácido ferrocianídrico
OXIÁCIDOS
Equação
q ç o de
d iionização
z ã
HCl + H 2 O
H 3O + + Cl–
Conforme o nox do elemento central da fórmula, os
oxiácidos apresentam terminação -ico (nox maior) ou
-oso (nox menor), podendo ainda apresentar os prefixos hipo- (abaixo de) e per- (acima de).
HNO 3 + H 2O
H 3O + + NO 3–
o
n a
Nomenclatura
H 2S + 2H2O
2 H 3O + + S 2–
N
P
S
3 H 3O + + PO 43 –
Cl
As
Cr *
Br
Sb
Mn *
H3
H2
H nX –n + nH 2O
nH 3O + +
H 3PO 4 + 3H 2O
X –n
Elementos
Todos os hidrogênios das moléculas dos hidrácidos
são ionizáveis. Nos oxiácidos, somente os hidrogênios
que se ligam ao elemento central através de oxigênios.
Ácido sulfúrico (H 2SO 4)
—
O
—
S —
O—H
O—H
H2O
O—
O
—
O—
—
S —
O–
H+
O–
H+
Química 2
2
I
Nº de H no ácido
Nome do ácido
H
HIPO..............OSO
+1
—
......................OSO
+3
+4
.......................ICO
+5
+6
PER................ICO
+7
+7
* Quando
esses elementos apresentarem o prefixo per(nox +7), suas fórmulas terão somente um hidrogênio.
Escola Estadual Azevedo Costa - 1 ANO Ensino Médio
Segundo Arrhenius, ácidos são compostos moleculares que, em presença de água, sofrem ionização, liberando como único íon positivo o cátion H 3O +, denominado hidrônio ou hidroxônio (simplificadamente
representado por H + ).
7
Funções químicas II
+5
HNO 3 = ácido nítrico
+3
HNO 2 = ácido nitroso
+1
H 3PO 2 = ácido hipofosforoso
+7
HClO 4 = ácido perclórico
Para elementos que não constam na tabela de nomenclatura, adota-se a terminação -ico quando o nox
do elemento central coincidir com o número da família a
que ele pertence na tabela periódica (nox máximo).
+4
H 2CO 3 = ácido carbônico
Os refrigerantes contêm H 2CO 3, que, após a abertura do
recipiente, se decompõe em H 2O e CO 2, originando as bolhas de gás carbônico.
+4
H 4SiO 4 = ácido silícico
+3
H 3BO 3 = ácido bórico
8
Química 2
2
Escreva os nomes dos ácidos a seguir.
a) HI
Alguns elementos formam oxiácidos que diferem entre
si pelo grau de hidratação de suas moléculas e recebem os prefixos orto-, piro- e meta-.
Prefixo ortoIdentifica a molécula que apresenta o maior grau de
hidratação.
H 3PO 4 = ácido ortofosfórico
H3AsO 4 = ácido ortoarsênico
ef
m aPrrefixo
metaIndica a menor hidratação da molécula (uma molécula de água a menos que o orto).
H P O 4 ácido ortofosfórico
– 3
H2 O
H P O3 ácido metafosfórico
ef o pirop
Prrefixo
Indica grau médio de hidratação. Corresponde à retirada de uma molécula de água de duas moléculas de
ácido orto.
2 x H3PO 4 =
H P O
– 6 2 8
H2
O
H 4 P 2 O 7 ácido pirofosfórico
c)
H 2SO 4
b) HClO
Funções químicas II
Ácidos
Vários refrigerantes apresentam ácido fosfórico, cujo excesso no organismo humano pode favorecer o desenvolvimento da osteoporose.
CLASSIFICAÇÃO
n o ao número
ú
e hidrogênios
i og
os ionizáveis
n
Quanto
de
A classificação dos ácidos baseia-se em critérios como
número de hidrogênios ionizáveis, grau de ionização (força), presença de oxigênio e outros.
— Monoácidos ou monopróticos: um hidrogênio ionizável — HCl, HNO 3, H 3PO 2.
— Diácidos ou dipróticos: dois hidrogênios ionizáveis —
H2S, H2SO4, H3PO3.
— Triácidos ou tripróticos: três hidrogênios ionizáveis —
H3PO4, H3 [Fe(CN)6].
n à presença
r s
a de
e oxigênio
g
o
Quanto
— Hidrácidos: ácidos que não apresentam oxigênio em
suas fórmulas — HBr (ácido bromídrico), H 2S (ácido sulfídrico).
— Oxiácidos: ácidos que apresentam oxigênio em suas
fórmulas — H 2SO 4 (ácido sulfúrico), H 3PO 4 (ácido
fosfórico).
O ácido clorídrico, presente em nosso estômago, é um
hidrácido.
Quanto à força
A força de um ácido mede-se pelo grau de ionização (α),
que indica a porcentagem de moléculas que sofrem ionização no meio aquoso.
Número de moléculas ionizadas
α=
Número de moléculas inicialmente dissolvidas
α=
95
→ α = 0,95 ou 95%
100
Logo, HI é um ácido forte.
Quanto maior o α, maior o número de moléculas
ionizadas; também será maior a concentração de íons
no meio, portanto mais forte o eletrólito.
Na prática, pode-se estabelecer:
Hidrácidos
Fortes
HI (aq) (95%), HBr (aq) (93%), HCl (aq) (92%)
Semifortes
HF (aq) (8,5%)
Fracos
todos os demais: HCN, HNC, H 2S
Oxiácidos
Para oxiácidos de fórmula H x EO y calcula-se a força
pela diferença entre o número de oxigênios (y) e o número de hidrogênios ionizáveis (x). Força = y – x.
— Binários: HCl, HF, H 2 S
— Ternários: H 2SO 4, HCN
— Quaternários: H 3 [Fe(CN) 6]
u n oa
on de ebulição
l
Quanto
ao ponto
São voláteis os ácidos que apresentam baixo ponto de ebulição e fixos os de alto ponto de ebulição.
Os hidrácidos, como o HCN, em geral são bastante voláteis.
Fixos
PE
HCl (aq)
–85°C
H2SO 4(aq)
340°C
H 2S (aq)
–59,6°C
H3PO 4(aq)
213°C
HNO 3(aq)
–86°C
H3BO 3(aq)
185°C
Voláteis
PE
Alguns ácidos sofrem decomposição em condições próximas às ambientais; classificam-se como
instáveis e devem ser memorizados.
[H 2CO 3(aq) ] → H 2O + CO 2(g)
Ácido carbônico
→ H 2O + SO 2(g)
[H 2SO 3(aq)]
Ácido sulfuroso
y–x=3
muito forte: HClO 4
PROPRIEDADES
y–x=2
y–x=1
forte: H 2SO 4
semiforte: H 3PO 4, H3PO 3, H3PO 2
y–x=0
fraco: H 3BO 3, H2CO 3 (exceção)
Os ácidos têm sabor azedo; conduzem corrente elétrica em meio aquoso; tornam vermelho o papel de tornassol; deixam a solução incolor na presença de fenolftaleína e vermelha diante do metilorange.
Funções químicas III
Bases ou hidróxidos
Genericamente, representam-se as bases por:
M+n(OH1–)
Muitos remédios utilizados no combate à
gastrite, provocada pela elevada acidez
estomacal, apresentam em sua composição
hidróxido de magnésio (leite de magnésia)
e/ou hidróxido de alumínio, substâncias de
caráter básico cuja função é diminuir a
acidez por neutralização do ácido.
Bases ou hidróxidos são substâncias que, segundo
Arrhenius, em presença de água sofrem dissociação, liberando como único íon negativo o ânion hidróxido (OH1–)
ou hidroxila.
Reage com H +, neutralizando o meio ácido.
H2O
Mg(OH) 2
NOMENCLATURA
Bases de elementos de nox fixo
Hidróxido + de + elemento
NaOH → Hidróxido de sódio
Mg(OH) 2 → Hidróxido de magnésio
DEFINIÇÃO
NaOH
n
Na 1+(OH1– ) 1 = NaOH
Mg 2+(OH 1– ) 2 = Mg(OH) 2
Na +(aq) + OH –(aq)
H2O
Mg 2+(aq) + 2 OH –(aq)
Al(OH) 3 → Hidróxido de alumínio
Elementos com nox fixos
1A (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Ag)
+1
2A (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn)
+2
Al
+3
Ag
+1
Zn
+2
Química 2
2
Escola Estadual Azevedo Costa - 1 ANO Ensino Médio
Exemplo: a 25°C, de cada 100 moléculas de HI dissolvidas em água, 95 sofrem ionização.
u n o ao
a número
m
Quanto
de elementos
Funções químicas III
Ácidos fortes → α > 50%
Ácidos fracos → α < 5%
Ácidos semifortes → 5% < α < 50%
9
Funções químicas III
a e s de
e elementos de nox variável
a á e
Bases
Indicador
Hidróxido + de + elemento + nox do cátion
(em numerais romanos)
Meio ácido
Meio básico
Papel de tornassol
Azul
Vermelho
Fenolftaleína
Vermelho
Incolor
CuOH → Hidróxido de cobre I
Cu(OH) 2 → Hidróxido de cobre II
Metilorange
(alaranjado de metila)
Amarelo
Vermelho
A nomenclatura também se dá por:
Azul de bromotimol
Azul
Amarelo
Extrato de repolho roxo
Verde
Vermelho
ico
maior nox
oso
menor nox
hidróxido + elemento +
Cu(OH) 2 → hidróxido cúprico
CuOH → hidróxido cuproso
Cátions de nox variável
+1 +2
Cu, Hg
+1 +3
Au
+2 +3
Fe, Co, Ni, Cr
+3 +5
As, Sb
+2 +4
Pb, Pt, Sn, Mn
CLASSIFICAÇÃO
Os principais critérios de classificação para as bases são:
10
Química 2
2
O indicador fenolftaleína fica
incolor em meio ácido e róseo
em meio básico.
O indicador metilorange fica
vermelho em meio ácido e
amarelo em meio básico.
n o ao número
ú
e hidroxilas
i ox
((OH 1–)
Quanto
de
—
—
—
—
Monobase (1 OH–): NaOH
Dibase (2 OH –): Ca(OH) 2
Tribase (3 OH –): Fe(OH) 3
Polibase (4 ou mais OH –)
n à solubilidade
u l a e em água
a
Quanto
As bases de metais alcalinos (1A) e de amônio
(NH 4OH ) são bastante solúveis. Exemplo: NaOH
As bases de metais alcalino-terrosos (2A) são pouco
solúveis. Exemplo: Ca(OH) 2
As demais bases são praticamente insolúveis. Exemplo: Al(OH) 3
O hidróxido de magnésio, Mg(OH) 2 , faz exceção, sendo
praticamente insolúvel.
O indicador azul
de bromotimol fica
amarelo em meio
ácido e azul em
meio básico.
Bases de importância comercial
Fórmula e nome
Hidróxido de sódio
(NaOH)
n à força
Quanto
— Bases fortes: essencialmente iônicas, atingem grau
de dissociação próximo de 100%. Correspondem às
bases de metais alcalinos e alcalino-terrosos.
Exemplos: NaOH, KOH.
— Bases fracas: de caráter iônico menos acentuado.
(Dissociação inferior a 5%). Nesse grupo estão as
demais bases.
PROPRIEDADES
As bases apresentam sabor cáustico (banana verde), conduzem a corrente elétrica quando em solução
aquosa e agem sobre indicadores orgânicos, apresentando coloração característica.
Hidróxido de potássio
(KOH)
Hidróxido de cálcio
(Ca(OH) 2)
Nome usual
Soda cáustica
Potassa cáustica
Cal extinta, cal
hidratada, cal
apagada
Hidróxido de magnésio
(Mg(OH) 2)
Hidróxido de alumínio
(Al(OH) 3)
Hidróxido de amônio
(NH4OH)
Aplicações
Fabricação de
sabões
Fabricação de
sabões, baterias
Construção civil
(argamassa)
Antiácido estoma-
Leite de magnésia
—
Amoníaco
cal, laxativo
Antiácido estomacal, tratamento de
água
Limpeza doméstica,
fertilizantes.
Ca +2(OH1– ) 2 + 2 H +Cl–
sal normal
Ao se adicionarem algumas gotas
de limão (ácido) em uma solução diluída
de NaOH, colorida com fenolftaleína,
observa-se a mudança de cor, decorrente
da neutralização da base pelo ácido.
Bases reagem com ácidos originando água e um composto iônico classificado como sal.
Essa reação denomina-se neutralização.
Para 2
OH –
são necessários 2H +
1+
Ca +(OH 1–) 2 + H2SO 42 –
2 OH –
Ca 2+ SO 42– + 2 H 2O
sal normal
2 H+
e u ra i ç o parcial
a ci l
Neutralização
Neste caso haverá sobra de hidrogênios ionizáveis
ou hidroxilas na fórmula do sal, formando sal ácido ou
sal básico, respectivamente.
Base + ácido → sal + água
B + OH – + H + X – → B +X – + H 2 O
Na +H +CO 32 – + H 2O
sal ácido
1 NaOH + H 2CO 3
Para cada H + do ácido, um OH – da base.
Na + OH – + HCl
Ca +2Cl2–1 + 2 H 2 O
Funções químicas IV
REAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO OU
SALIFICAÇÃO
Na OH + H — O —
Na +Cl– + H 2O
H—O
Formação do sal (salificação)
—
C=O
H—O
Al(OH) 3 + H 2SO 4
—
C = O + H 2O
AlOHSO 4 + 2 H 2O
sal básico
Neutralização
eu
e
u rra
a i ç o total
O
OH – H + — O –—
→
S→
Al3+ OH –+
—
O
OH – H + — O –
Quando todos os hidrogênios ionizáveis do ácido e
todas as hidroxilas da base são neutralizados, haverá
formação do sal normal ou neutro.
+
Na –O —
AlOHSO 4 + 2 H 2 O
Química 2
2
Funções químicas IV
Sais são compostos iônicos formados por um cátion diferente do H+, e
um ânion, diferente do OH–. Sua fórmula geral representa-se por:
Carga do cátion
Carga do ânion
+x
= –y
By
Ax
Cátion A l 3+ 
2– 
Ânion SO 4 
3+
–2
Al (SO 4)
2
3
O bicarbonato de sódio, utilizado no combate à acidez, é um sal ácido que
se obtém por meio de uma reação de neutralização parcial entre o ácido
carbônico e o hidróxido de sódio.
NaOH + H 2CO 3
NaHCO 3 + H 2 O
Em contato com meio ácido, transforma-se em ácido carbônico (H 2CO 3 ),
que sofre decomposição produzindo água e gás carbônico.
NOMENCLATURA
Principais ânions formadores de sais
A nomenclatura dos sais faz-se com o nome do ânion
seguido do nome do cátion. A denominação do ânion
deriva-se do ácido que lhe deu origem, conforme a regra prática.
Quanto ao oxigênio Terminação do ácido Terminação do sal
Oxigenados
Sem oxigênio
ICO
ATO
OSO
ITO
ÍDRICO
ETO
1–
Cloreto
Cl 1–
Iodato
IO 3
Brometo
Br 1–
Hipofosfito
H 2PO 2
Iodeto
I 1–
Bicarbonato
HCO 3
Sulfeto
Carbonato
CO 3
Fosfato
PO 43–
F 1–
Nitrato
NO3
Sulfito
Nitrito
Cromato
Hipoclorito
1–
NO 2
1–
ClO3
ClO 1–
Perclorato
ClO4
Permanganato
MnO4
Clorato
Sulfato
1–
1–
1–
2–
SO 4
2–
SO 3
2–
CrO 4
2–
Cr 2O 7
S 2–
Fluoreto
1–
1–
Dicromato
2–
Escola Estadual Azevedo Costa - 1 ANO Ensino Médio
Sais
11
Funções químicas IV
i normais
n
Sais
i hidratados
i a
Sais
Nome do ânion + de + nome do cátion (nox fixo)
HCl
Ácido
clorídrico
+ NaOH
Hidróxido
de sódio
→ NaCl + H 2O
Cloreto
de sódio
H 2SO 4
Ácido
sulfúrico
+ 2 KOH
Hidróxido
de potássio
→ K 2SO 4 +
Sulfato
de potássio
O sulfato de cobre
anidro é um sal
branco que, ao
sofrer hidratação,
se torna azul.
H 2O
Nome do ânion + de + nome do cátion + nox (numerais romanos)
ou
ICO (maior nox)
Nome do ânion + nome do cátion +
OSO (menor nox)
CuSO 4
Possuem moléculas de água em sua estrutura.
CuSO 4 . 5 H 2O → Sulfato cúprico pentaidratado
Sulfato de cobre II
Sulfato cúprico
— Alúmen: KAl(SO 4) 2 . 12 H2O (pedra ume). É um sal
duplo e hidratado.
DISSOCIAÇÃO EM MEIO AQUOSO
Os sais são compostos iônicos que, em presença
de água, sofrem dissociação iônica.
Separação de íons já existentes.
NaCl
Cu 2SO 4
Sulfato de cobre I
Sulfato cuproso
Química 2
2
Na +(aq) + Cl–(aq)
H 2O
Al2 (SO 4) 3
Sais ácidos
12
MgBr 2
H 2O
Apresentam hidrogênios ionizáveis na sua estrutura.
A nomenclatura segue a regra normal, acrescentando as palavras monoácido, diácido, triácido (conforme
haja 1, 2 ou 3 H +) entre o nome do cátion e o do ânion.
Pode-se, também, acrescentar os prefixos monoidrogêno (1 H+), diidrogêno (2 H+) antes do nome do ânion.
Bicarbonato de sódio, NaHCO 3, é um sal ácido.
NaKSO 4
Mg2+(aq) + 2 Br –(aq)
H 2O
H 2O
2 Al3+(aq) + 3 SO 42 –(aq)
Na + (aq) + K + (aq)+ SO 42 –(aq)
Solubilidade em água
A solubilidade de um sal em água depende da temperatura e da pressão.
Compostos
NH 4+ e metais alcalinos
Nitratos NO 3
Regra
—
Solúveis
—
–
KHSO 4
Sulfato monoácido de potássio
Monoidrogêno sulfato de potássio
Nitritos NO2–
Percloratos (ClO4–)
NaH 2PO 4
Fosfato diácido de sódio
Diidrogêno fosfato de sódio
Acetatos
Solúveis
Haletos (Cl –, Br –, I–)
Solúveis
Sulfatos (SO 42–)
Solúveis
NaHCO 3 = bicarbonato de sódio (deriva do ácido
carbônico H 2CO 3)
Exceções
Solúveis
Solúveis
Ag(CH3COO) – e
CH 3COOHg
Ag +, Pb ++, Hg 2++
Pb ++ e 2A
NH 4+, alcalinos,
Sais
i básicos
b s ccos
os
Apresentam hidroxilas em sua estrutura. A nomenclatura é semelhante à dos sais ácidos, substituindo-se as palavras ácido por básico e hidrogeno por
hidróxi.
MgOHCl
Cloreto monobásico de magnésio
Monoidróxi cloreto de magnésio
Al(OH) 2 I
Iodeto dibásico de alumínio
Diidróxi iodeto de alumínio
i d
l
Sais
duplos
Apresentam dois cátions ou dois ânions.
NaKSO 4
→ Sulfato (duplo) de sódio e potássio
CaClBr
→ Brometo cloreto de cálcio
Sulfetos
(S 2–)
Insolúveis
alcalino-terrosos e
(NH4) 2S
Carbonatos (CO 3
Fosfatos (PO43–)
2– )
Oxalatos
Insolúveis
NH 4+ e alcalinos
Hidróxidos (OH –)
Óxidos
PROPRIEDADES
Os sais apresentam sabor salgado e, quase sempre, são venenosos. Na condição de compostos iônicos,
são sólidos cristalinos que conduzem bem a corrente elétrica quando dissolvidos em água ou fundidos.
Nome do composto
Fórmula
Características e usos
NaCl
Cloreto de sódio
Sal de cozinha ou sal-gema. Amplamente utilizado na
indústria, alimentação, conservação de carnes.
NaNO 3
Nitrato de sódio (salitre do Chile)
Fertilizantes. Dinamite em pólvora negra.
Na 2CO 3
Carbonato de sódio (barrilha)
Fabricação de vidro, sabões e detergentes.
NaHCO 3
Bicarbonato de sódio
Carbonato ácido de sódio
Princípio ativo dos efervescentes no combate à hiperacidez
estomacal.
NaClO
Hipoclorito de sódio
Purificação e tratamento da água. Em piscinas.
KMnO 4
Permanganato de potássio
Desinfetante. Em descontaminação radioativa.
KBrO 3
Bromato de potássio
Fabricação de pães para aumentar o rendimento da massa.
KNO3
Nitrato de potássio, salitre
Em explosivos, fósforos.
NH 4NO3
Nitrato de amônio, salitre da Noruega
Fertilizantes, explosivos.
AgNO 3
Nitrato de prata
Em fotografia, anti-séptico.
CaCO 3
Carbonato de cálcio, calcita, calcáreo
Fabricação de vidro, adubos, cimento, pastas dentifrícias.
Ca 3(PO 4) 2
Fosfato de cálcio
Compõe 60% do peso dos ossos de um ser humano.
Funções químicas V
Sais de importância comercial
Funções químicas V
Óxidos
O ar expelido dos nossos pulmões contém gás carbônico (CO2), um óxido ácido.
Óxidos são compostos binários que apresentam oxigênio como elemento mais
eletronegativo — Na2O, CO2, SO2, Al2O3.
Apresentam oxigênio ligado a metal.
Mn 2O 7, MnO 3 e CrO 3 são exceções, pois têm elevado
caráter covalente.
t
en
Metais
de
nox fixo
Óxido + de + elemento
Na2O — óxido de sódio
CaO — óxido de cálcio
t
e nox
n x variável
iáv l
Metais
de
Óxido + de + elemento + nox (numerais romanos)
ou
ico (maior nox)
Óxido + elemento +
oso (menor nox)
FeO — óxido de ferro II ou ferroso
Fe 2O 3 — óxido de ferro III ou férrico
xi s moleculares
e u
s (covalentes))
Óxidos
Apresentam oxigênio ligado a não-metal.
CLASSIFICAÇÃO E REAÇÕES DOS ÓXIDOS
De acordo com suas propriedades e comportamento
em reações, os óxidos classificam-se em básicos, ácidos,
anfóteros, neutros, duplos, peróxidos e superóxidos.
xi s básicos
á i
Óxidos
De caráter iônico, são formados por metais de nox baixo (+1, +2, +3), que reagem com água, formando bases, e
com ácidos, formando sal e água.
Na 2O — óxido de sódio
CaO — óxido de cálcio
MgO — óxido de magnésio
CuO — óxido cúprico
Cal virgem utilizada na construção civil.
id o básicos
ás o com
o água
Reação de ó
óxidos
Óxido básico
+
H2O
→ Base
Na 2O
Óxido de
sódio
+
H2O
→ 2 NaOH
Hidróxido de
sódio
CaO
Óxido de
cálcio
+
H2O
→ Ca(OH) 2
Hidróxido de
cálcio
Mono, di, tri... + óxido + de + mono, di, tri... + elemento
NO
N 2O
N 2O3
N 2O5
— monóxido de mononitrogênio
— monóxido de dinitrogênio
— trióxido de dinitrogênio
— pentóxido de dinitrogênio
Escola Estadual Azevedo Costa - 1 ANO Ensino Médio
NOMENCLATURA
xi s iônicos
i
Óxidos
xi
Química 2
2
13
Funções químicas V
o básicos com ácidos
Reação de óxidos
Óxido básico
+ ácido
→ sal
+ H 2O
BaO
+ H2SO 4
→ BaSO 4
+ H 2O
Óxido
de bário
Ácido
sulfúrico
Sulfato
de bário
os ácidos ou anidridos
n r os
Óxidos
São óxidos moleculares (caráter covalente) constituídos por não-metais das famílias 4A, 5A, 6A e 7A ou metais
de nox maior ou igual a 4 que reagem com água, formando
ácidos e reagem com bases, formando sal e água.
SO 2: dióxido de enxofre ou anidrido sulfuroso
SO 3: trióxido de enxofre ou anidrido sulfúrico
Cl2O5: pentóxido de dicloro ou anidrido perclórico
Óxido ácido + água → ácido
Óxido ácido + base
→ H 2CO 3(aq)
→ sal
+ água
SO 3 + Ca(OH) 2 → CaSO 4 + H 2 O
14
Química 2
2
A queima de combustíveis fósseis (petróleo) provoca a emissão de gases para a atmosfera, dentre os
quais o SO 2, que reage com o oxigênio atmosférico,
transformando-se em SO3 (anidrido sulfúrico). O SO 3
reage com a água da chuva formando H 2SO 4 (ácido
sulfúrico), uma forma de chuva ácida.
Óxidos
anfóteros
xi
os neutros
e t os ou indiferentes
i i
s
Óxidos
São óxidos que não reagem com ácidos, bases ou
água.
São óxidos de não-metais, moleculares e gasosos.
CO
N2O
NO
— monóxido de carbono
— monóxido de dinitrogênio
— monóxido de mononitrogênio
N 2O, o primeiro anestésico gasoso usado em cirurgias.
Gás tóxico produzido em combustões incompletas provoca a morte.
Peróxidos são óxidos que possuem grupo
peróxi(— O — O —) ou O 2– 2 , com nox médio de cada
oxigênio valendo –1, ligado a hidrogênio, metais alcalinos, alcalino-terrosos, zinco ou prata.
H 2O2 — peróxido de hidrogênio
CaO 2 — peróxido de cálcio
Na 2O 2 — peróxido de sódio
os duplos
ou salinos
a i
Óxidos
os
l ou
Óxidos iônicos sólidos de metais com nox médio
fracionário, os óxidos duplos ou salinos formam-se pela
associação de dois outros óxidos do mesmo elemento.
Apresentam fórmula geral E3O 4.
Fe 3O4
→
FeO + Fe 2O 3
Óxido duplo de ferro II e ferro III
ou óxido férrico-ferroso
Pb 3O 4
2 PbO + PbO 2
→
São óxidos de comportamento duplo, pois, diante
de ácidos fortes, atuam como bases e, em reação com
bases fortes, atuam como ácidos.
ZnO
— óxido de zinco
Al2O 3 — óxido de alumínio
Cr 2O3 — óxido crômico
A
t ç s
Anotações
— óxido mangânico
— óxido plumboso
— óxido de estanho IV ou estânico
r
Peróxidos
SO 3 + H 2O → H 2SO 4(aq)
CO 2 + H 2O
MnO2
PbO
SnO2
Óxido duplo de chumbo II e chumbo IV
ou óxido plúmbico-plumboso
Química 2
Química 2
Testes
Ligações químicas I
I.
Envolve a promoção de um elétron do subnível 2s para
o 2p.
II. Ocorre a hibridação de três dos quatro orbitais envolvidos.
III. Ocorre mistura dos quatro orbitais envolvidos, sendo
um s e três p.
IV. Ocorre geometria tetraédrica dos orbitais híbridos formando ângulo de 109 o28'.
São corretas apenas as afirmações:
a)
b)
c)
I e II
II e III
I, III e IV
d)
e)
II e IV
I e IV
O
—
H — C——
O—H
d)
e)
3.
(Fempar—PR) Na molécula de hidreto de berílio, têm-se
orbitais de ligação, híbridos
que
formarão, no espaço, ângulo igual a
, o que implica que a molécula tenha configuração espacial
.
Os termos que preenchem, corretamente, as lacunas são:
Dados:
a)
b)
c)
a)
b)
c)
d)
9 Be; 1 H7
4
1
a)
b)
c)
e)
3, sp 2, 60º, trigonal
3, sp 3, 109º28', tetraédrica
4. (Unioeste—PR—Adaptado) Sobre o composto responsável pelo sabor de banana em alimentos, é correto afirmar:
H
H
H
H
H
O
H
—
—
—
—
—
—
—
—
H—C—C—C—C—C—O—C—C—H
—
—
—
—
—
—
H
H
H
H
H
H
Num orbital molecular, os elétrons pertencem a dois
átomos ligantes.
Na molécula de Cl2, temos uma covalente sigma (p–p).
O carbono com duas ligações covalentes duplas é híbrido do tipo sp.
N 2, CO 2, HCN e H 2 são moléculas de geometria linear
que apresentam duas sigmas (p–p) cada.
Os hidretos de calcogênios (H 2X) são moléculas de
geometria angular, que apresentam duas σ(s–p).
7.
Os elementos boro (B) e berílio (Be) fazem ligações covalentes explicadas pela teoria da hibridação de orbitais, como, por
exemplo, no fluoreto de berílio (BeF2) e no cloreto de boro (BCl3).
Com relação às moléculas citadas no texto, é correto afirmar:
a)
b)
c)
d)
2, sp, 90º, angular
d)
2, sp, 180º, linear
e)
2, sp 2, 120º, trigonal
Na grafite, o ângulo entre as ligações é 109º28'.
No diamante, o ângulo entre as ligações é 120º.
O diamante possui alto ponto de fusão e baixa dureza.
Alotropia é o fenômeno em que um mesmo elemento
químico forma diferentes substâncias compostas.
No diamante, cada carbono é rodeado tetraedricamente
por 4 átomos de carbono.
Química 2
2
6. Analise as afirmações a seguir, referentes às ligações químicas e assinale a alternativa incorreta.
d)
Seu carbono está hibridado na forma sp 3.
Há 3 ligações sigma e 2 π.
O ângulo entre os orbitais híbridos do carbono é de
109º28'.
Existem 2 ligações σ (p–sp 2).
Há 2 ligações σ (s–p).
Há 5 carbonos hibridizados na forma sp 3.
Há 2 carbonos hibridizados na forma sp 2.
Há 14 ligações sigma s–sp 3 .
Há 5 ligações sigma sp 3–sp 3 .
No penúltimo carbono, da esquerda para a direita, há
ligações sigma p–p e π, feitas com os oxigênios.
5. Há substâncias nas quais existe um enorme número de átomos unidos por ligações covalentes, denominadas macromoléculas. A grafite e o diamante, por exemplo, são variedades alotrópicas do elemento carbono.
Considerando que, na grafite, os carbonos têm hibridação
sp 2 e, no diamante, sp 3, assinale a única asserção correta.
e)
2. O ácido fórmico é um líquido incolor de odor forte e irritante. Empregado como mordente (auxilia a fixação de corantes
em tecidos), removedor de sais de cálcio em curtumes e antiséptico, é encontrado nas formigas vermelhas, nas abelhas, na
urtiga e no pinheiro. Dada sua fórmula estrutural, determine a
afirmação verdadeira.
a)
b)
c)
a)
b)
c)
d)
e)
e)
No fluoreto de berílio há ligações σ (sp 3–s), e a molécula tem geometria linear.
No cloreto de boro há ligações σ (sp 2–p) e a molécula
tem geometria trigonal plana.
Nos dois casos têm-se hibridação sp 2 com geometria
trigonal plana.
No fluoreto de berílio, o flúor não completa oito elétrons na camada de valência.
O cloreto de boro tem geometria tetraédrica espacial.
8. A seguir são mostradas algumas fórmulas moleculares e
suas geometrias moleculares:
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
SiF 4 — tetraédrica
SiH 4 — tetraédrica espacial com 4 ligações σ (s–sp 3 )
PCl 5 — bipiramidal — trigonal
SF 2 — octaédrica
BeH 2 — angular
BCl 3 — piramidal
CH 4 — linear
Escola Estadual Azevedo Costa - 1 ANO Ensino Médio
1. A teoria da hibridação de orbitais foi criada para
justificar o fato de certos átomos fazerem mais ligações do que
permitem seus orbitais incompletos na camada de valência, como
acontece, por exemplo, com os elementos carbono, boro e berílio. A respeito da hibridação do tipo sp 3 no átomo de carbono,
são feitas as afirmações.
1
9.
1—2—3—5
2—4—5—6—7
1—2—4—6—7
d)
e)
3—4—5—7
1—2—3
Com relação à geometria molecular, são feitas as afirmações.
I.
II.
a)
b)
c)
apenas I e III
apenas II e III
apenas I, II e V
d)
e)
apenas II, III, IV e V
apenas III, IV e V
10. (Cefet—PR) A reação química entre a água e um ácido origina o íon hidrônio. Com relação a esse íon, podemos afirmar:
a)
b)
c)
d)
e)
Química 2
2
11. Indique o tipo de ligação molecular numerada que ocorre
na estrutura a seguir.
1
—
—
C—
CH
H 2C —
C—
H2
C—
—
C
H2
CH 3
CH
—
CH 3
—
—
—
—
—
—
H 2 CH 3
CH 2
C—
CH–
CH—
—
–
H 2C —
C
C
CH
H2
CH—
C—
—
CH 2
HO —
C —
C —
H2
H
13. (UFPR—Adaptado) Montando as fórmulas estruturais planas, determine o tipo de hibridação e a geometria das espécies
moleculares BH 3, CCl 3 H, NH 3 e CO 2 .
14. Um dos poluentes emitidos pela combustão dos automóveis e pelas indústrias é o anidrido sulforoso (SO 2). Na atmosfera, ele reage com oxigênio formando o anidrido sulfúrico (SO3).
Este, por sua vez, reage com água produzindo ácido sulfúrico
(H 2 SO 4), um dos componentes da “chuva ácida”.
Monte as fórmulas estruturais planas para as substâncias químicas citadas no texto, indicando suas geometrias moleculares.
H
3
—
—
Cl
2
6
8
H — C — C — N—
—N—H
—
——–
2
Apresenta geometria molecular trigonal e uma ligação
dupla.
Apresenta geometria molecular trigonal e uma ligação
coordenada.
Apresenta geometria molecular piramidal e uma ligação dupla.
Apresenta geometria molecular piramidal e uma ligação coordenada.
Apresenta geometria molecular linear e uma ligação
dupla.
H 2 CH 3
H2
C
——
CH
—
São corretas:
H 3 C—
—
Toda molécula biatômica é linear.
No metano (CH4) encontramos quatro ligações covalentes σ (sp 3–s) e uma geometria tetraédrica espacial.
III. A molécula de H 2O apresenta geometria linear.
IV. Toda molécula formada por três átomos, sendo um central, é linear.
V. A estrutura do hidreto de boro (BH 3) apresenta geometria trigonal plana.
—
a)
b)
c)
12. (UFPR—Adaptado) O excesso de colesterol no sangue pode
provocar doenças cardiovasculares. A concentração recomendável fica abaixo dos 200 miligramas para cada 100 ml de sangue. As comidas ricas em gordura contribuem para o acúmulo
de colesterol no sangue.
Analise a fórmula do colesterol a seguir e marque como
resposta o número de carbonos híbridos na forma sp 3.
4
7
H
O — H
5
Ligações químicas II
1. (Acafe—SC) Para formar moléculas diatômicas a
partir de átomos iguais, o tipo de ligação química é:
a)
b)
c)
d)
e)
2.
a)
b)
c)
eletrovalente.
covalente polar.
iônica.
metálica.
covalente apolar.
(Unilasalle—RS) Dentre as moléculas:
CeF
CeC
4. (UEPG—PR—Adaptado) Sobre as seguintes geometrias
moleculares, assinale o que for incorreto.
—
O
N
F
O—
—C—O
—
—
H
H
H
H
B
H
—
F
F
—
—
I e III
I e IV
III e IV
d)
e)
—
CH 4
H2O
CO 2
NH 3
são apolares, embora formadas por ligações polares:
a)
b)
c)
CeN
CeB
SeO
—
I.
II.
III.
IV.
3. (Unimep—SP) A partir da posição dos elementos na tabela
periódica, a ligação mais polar é aquela que se estabelece entre:
—
Testes
Assinale a alternativa que representa apenas os itens em
que fórmula e geometria molecular estão associadas corretamente.
d)
e)
II e IV
II e III
a)
b)
c)
d)
e)
→
O composto CO 2 é apolar, porque µ = 0.
Os compostos NH 3 e H 2O são moléculas polares.
Os compostos BF 3 e CO 2 são apolares.
→
Os compostos H2O e NH3 são moléculas polares, pois µ ≠ 0.
O composto BF 3 é molécula apolar porque suas ligações são covalentes apolares.
NaOH
H 2CO
HCO 2K
d)
e)
H 3 COH
CO 2
a)
b)
c)
d)
e)
6. Muitas propriedades químicas das substâncias só puderam
ser explicadas após o estudo da geometria molecular. A estrutura tetraédrica dos carbonos, por exemplo, pode explicar a
capacidade de esse elemento formar longas cadeias, a estrutura cristalina do diamante e outras tantas.
A seguir, são feitas algumas afirmações referentes às ligações químicas e à geometria de moléculas, das quais uma está
incorreta. Assinale-a.
a)
b)
c)
d)
e)
A molécula de CCl 4 apresenta 4 ligações covalentes
σ (sp 3–p) e geometria tetraédrica espacial.
No composto NH 4Cl há ligações covalentes e iônicas.
A molécula de H 2O é linear polar.
Na estrutura do BH 3, há ligações covalentes σ (sp2–s)
separadas entre si por ângulos de 120º.
A molécula de HF apresenta caráter iônico mais acentuado que a de HCl.
7. (PUC—RJ) Qual força é responsável pelo fato de o gelo
(água sólida) flutuar no próprio líquido?
a)
b)
c)
Ligação covalente.
d)
Ponte de hidrogênio.
e)
Força de Van der Waals.
Ligação iônica.
Ligação metal–metal.
8. (PUC—PR) O dióxido de carbono, presente na atmosfera
e nos extintores de incêndio, apresenta ligação entre seus áto, e suas moléculas estão unidas
mos do tipo
por
.
Os espaços são corretamente preenchidos pela alternativa:
a)
b)
c)
d)
e)
covalente
covalente
covalente
covalente
covalente
apolar — forças de Van der Waals
apolar — atração dipolo-dipolo
polar — pontes de hidrogênio
polar — forças de Van der Waals
polar — atração dipolo-dipolo
9. Com relação à geometria molecular, à polaridade das moléculas e às forças intermoleculares, é incorreto afirmar que:
a)
b)
c)
d)
e)
com o abaixamento da temperatura, as moléculas de água
se associam, formando moléculas gigantes. Assim, fazem mais ligações por pontes de hidrogênio.
a amônia (NH3) tem geometria piramidal. No estado líquido, suas moléculas estão unidas por forças de Van der Waals.
moléculas de gás metano (CH 4), apesar de apresentarem ligações covalentes polares, têm estruturas entre moléculas coligadas por forças de Van der Waals
quando no estado líquido ou sólido.
N 2, Cl 2, H 2 são compostos de ligações e moléculas
apolares.
CO 2 é um composto de ligações polares, mas molécula
apolar, por causa de sua geometria linear.
10. (ITA—SP) A tabela indica o ponto de ebulição de alguns
compostos formados pelo hidrogênio com os halogênios.
Halogenetos (HX)
Ponto de ebulição
(0°C 760 mmHg)
HF
+19,4
HCl
–83,7
HBr
–67
HI
–35,5
a dissociação, quando pura, em cátion H + e ânion F – .
elevada energia de ligação.
a formação de pontes de hidrogênio muito fortes.
ligação covalente polar, em oposição aos demais compostos, que são apolares.
ligação tipicamente iônica, em oposição aos demais
compostos, que são covalentes.
11. (UPF—RS) Considere as seguintes interações intermoleculares:
I.
II.
CH 3OH - - - - - - H 2O
HI - - - - - - - HI
III. C 2H 6 - - - - - - - - C 2H 6
As interações intermoleculares predominantes que atuam,
em cada caso, são respectivamente:
a)
b)
c)
d)
e)
ligação dipolar, ligação de hidrogênio, força de Van der
Waals.
ligação dipolar, força de Van der Waals, ligação de hidrogênio.
ligação de hidrogênio, força de Van der Waals, ligação dipolar.
força de Van der Waals, ligação dipolar, ligação de hidrogênio.
ligação de hidrogênio, ligação dipolar, força de Van der
Waals.
12. (Fempar—PR) As substâncias óxido de cálcio (CaO), nitrogênio (N 2) e ferro (Fe) devem apresentar, respectivamente,
entre seus átomos constituintes, ligação dos tipos:
a)
b)
c)
d)
e)
covalente, pontes de hidrogênio, iônica.
iônica, covalente, metálica.
dipolos permanentes, metálica, covalente.
iônica, dipolos permanentes, Van der Waals.
covalente, metálica, iônica.
Química 2
2
Dados os números atômicos: N = 7, O = 8, Ca = 20, Fe = 26
13. (FCMSC—SP) A condutibilidade elétrica dos metais é explicada admitindo-se:
a)
b)
c)
d)
e)
ruptura de ligações iônicas.
ruptura de ligações covalentes.
existência de prótons livres.
existência de elétrons livres.
existência de nêutrons livres.
TE
14. (UFSM—RS)
A temperatura de
HF
ebulição das substâncias
normalmente aumenta
à medida que aumenta
sua massa molecular.
Analisando o gráfico,
que mostra a temperatura de ebulição (TE) de
ácidos halogênicos,
percebe-se que o HF
tem um comportamento anômalo.
HI
HBr
HCl
Massa molecular
Esse comportamento do ácido fluorídrico pode ser atribuído a (à):
a)
b)
c)
d)
e)
fortes ligações covalentes entre os átomos.
formação de cristais covalentes.
interações do tipo forças de Van der Waals.
interações do tipo pontes de hidrogênio.
fortes ligações iônicas entre os átomos.
Escola Estadual Azevedo Costa - 1 ANO Ensino Médio
a)
b)
c)
Justifica-se o elevado ponto de ebulição do HF, em relação aos demais halogenetos, porque ocorre na molécula de HF:
Química 2
5. (PUC—PR) Assinale a alternativa que corresponde a um
composto molecular polar, com geometria triangular plana,
apresentando ligações covalentes polarizadas do tipo σ: sp 2–s,
σ: sp 2–p e pi (π)
3
Testes
15. Acidentes com vazamento de óleo de refinarias de petróleo em rios e mares causam danos ao meio ambiente. O óleo
derramado adere às penas das aves impedindo-as de voar, e
permitindo que a água as deixe exarcadas. Muitas aves morrem de frio e muitos seres aquáticos são impedidos de manter
contato com o oxigênio do ar por causa da barreira de óleo que
se forma sobre a superfície aquática. Tais danos seriam ainda
piores se a água e o óleo se misturassem, pois as barreiras de
contenção usadas pelos homens seriam inoperantes.
Baseado no texto e no estudo da geometria molecular, responda:
a)
Por que a água e o óleo não se misturam?
b)
Qual é o fator físico responsável pelo fato de o óleo se
depositar sobre a água?
c)
Qual deveria ser a geometria da molécula da água para
que ela se misturasse ao óleo? Justifique como isso
seria possível.
16. Na inseminação artificial, os embriões são guardados em
cilindros com nitrogênio líquido — N 2 (l) — sob baixíssima temperatura. Quando os cilindros são abertos, observa-se emissão de fumaça, que corresponde ao nitrogênio retornando à fase
gasosa. Baseando-se nisso, responda às seguintes questões.
a)
As moléculas de nitrogênio são polares ou apolares?
b)
Que tipo de força ocorre entre as moléculas de nitrogênio no estado líquido?
c)
Por que o nitrogênio líquido retorna facilmente para o
estado gasoso?
Ligações químicas III
4
Química 2
2
1. (UEM—PR) Os números de oxidação do Mn, P,
Cr, I e S nas substâncias KMnO 4, H 3PO 4, CrCl 3, NalO4 e H2SO4
são, respectivamente:
a)
b)
c)
7—5—3—6–4
5—2—7—4–6
6—7—5—2–4
d)
e)
7—5—3—7–6
7—4—5—6–7
2. (Unesp—SP) Nos compostos a seguir, em qual deles aparece o número de oxidação igual a +6?
a)
b)
c)
NaClO 3
Sb 2O 5
K 2 Cr 2O 7
d)
e)
TiCl 4
CaH 2
3. (Unesp—SP) Os números de oxidação do nitrogênio nos
compostos Na 3N, NH 4 Cl, KNO 3 e Ca(NO 3 ) 2 são, respectivamente:
a)
b)
c)
–1, +5, +2, +5
+ 3, +1, –5, –3
–3, –3, +5, +5
d)
e)
+ 3, –4, +1, +3
+ 5, –1, +5, –2
4. Verifica-se que átomos de um mesmo elemento químico
podem apresentar vários números de oxidação, dependendo,
para isso, dos outros átomos da molécula. Por exemplo, o elemento cloro (7A) pode ter um nox mínimo igual a –1 no HCl e
um nox máximo de +7 no HClO 4.
Para determinar esses nox, pode-se usar o seguinte dispositivo prático.
Nox máximo: + (número da família)
Nox mínimo: + (número da família) – 8
Com base nisso, são feitas as afirmações.
I.
O nox mínimo do nitrogênio (N) é –3.
II. O nox máximo do oxigênio (O) é +6.
III. O nox mínimo do iodo (I) é –7.
IV. O nox máximo do hidrogênio (H) é –1.
V. O nox mínimo do enxofre (S) é –2.
São corretas apenas:
a)
b)
c)
I, II e V
I, II e III
II, III e IV
d)
e)
III e V
II, IV e V
5. Considere a seqüência a seguir, que apresenta os produtos formados do metano metabolizado por bactérias metanotróficas, e assinale o que for incorreto.
CH 4 → H 3COH → HCOH → HCO 2H → CO 2
I.
II.
III.
IV.
V.
a)
b)
c)
d)
e)
O nox do carbono no composto I é zero.
Moléculas do composto II estabelecem pontes de hidrogênio entre si e com a água.
As hibridações do carbono nos compostos I, II, III, IV
e V são, respectivamente, sp 3, sp 3, sp 2, sp 2 e sp.
Com exceção de I e V, todas as moléculas dos compostos da seqüência são polares.
Os átomos de carbono dos compostos da seqüência estão
dispostos em ordem crescente de número de oxidação.
6. (Uesb—BA) O SO2, um poluente lançado pelos escapamentos dos veículos automotores, transforma-se, na presença de
poeira, lentamente, em SO 3. Esse composto reage com a água
da chuva, segundo a equação SO 3 + H 2 O → H 2SO 4.
Com base nessa informação, é correto afirmar:
a)
b)
c)
d)
e)
O nox do enxofre no SO 2 é +6.
O nox do enxofre no H 2 SO 4 é +4.
No SO 3 e no H 2SO 4, o nox do enxofre é +6.
No SO 3 há ligação covalente polar e a estrutura é tetraédrica espacial.
No H 2SO 4 dois hidrogênios recebem ligações dativas.
Observação: em moléculas de ácidos do tipo H xEO y, os
hidrogênios ligam-se preferencialmente aos oxigênios por ligações covalentes.
um e um.
um e dois.
um e três.
d)
e)
dois e um.
dois e dois.
8. (UFPR—Adaptado) Muitas das pedras preciosas ou semipreciosas são consideradas “quimicamente impuras”. Tais impurezas podem ser quantidades mínimas de metais de transição, os quais são os responsáveis pelas cores brilhantes dessas
pedras. O rubi é uma pedra de coloração avermelhada, sendo
constituída principalmente por óxido de alumínio (Al 2O 3 ) e cerca de 1% de óxido de cromo (Cr 2O 3).
Com base no exposto e nas propriedades do cromo (número atômico = 24), do alumínio (número atômico = 13) e dos
respectivos óxidos, são feitas afirmações.
I.
O cromo é um metal de transição.
II. O íon Al 3+ possui 10 prótons e 13 elétrons.
III. A retirada de três elétrons de um átomo de cromo origina o íon Cr +3.
IV. Os números de oxidação do alumínio e do oxigênio
em Al 2 O 3 são +2 e –3, respectivamente.
V. O alumínio, por ser um metal, apresenta maior facilidade de perder elétrons do que o oxigênio, que é um
não-metal ou ametal.
apenas
apenas
apenas
apenas
apenas
I e III
II e III
I, III e V
III, IV e V
IV e V
9. Sobre número de oxidação, assinale a afirmação correta.
a)
b)
c)
d)
e)
O hidrogênio sempre tem nox +1.
O oxigênio sempre tem nox –2.
O sódio sempre tem nox +1.
Em qualquer substância composta, o potássio tem nox +1.
O nox do oxigênio no gás ozone (O 3) é igual a –2.
NaBr
b)
H 2CrO 4
c)
CaCO 3
d)
Cl 2O 5
e)
SO 3
f)
2–
Cl
|
O
=
Cl — C — C —
2
1
|
Cl
H
11. Antigamente o termo oxidar era empregado como sinônimo de reagir com oxigênio. Atualmente, ele é usado para indicar perda de elétrons. O número de oxidação (nox) indica a
carga elétrica real ou aparente que um átomo adquire ao fazer
ligação química e pode ser determinado pela polaridade das
ligações ou pelas tabelas empregadas no Ensino Médio para
auxiliar os alunos. Determine os nox pedidos a seguir.
I.
enxofre no íon S 2O 4–2
II.
iodo na molécula de I 2
III. arsênio no composto H 3AsO 3
IV. ferro no composto Fe 2O 3
São corretas:
a)
b)
c)
d)
e)
a)
V.
fósforo no composto Na 4P 2O 7
VI. nitrogênio no composto H 2N 2O 2
VII. manganês no composto KMnO 4
12. Determine o nox médio dos carbonos da cadeia principal
do composto a seguir
H
H
|
|
H — C = C—
H
—
C = C—
—
H
H
Funções químicas I
1. A nomenclatura dos ácidos a seguir foi escrita corretamente, exceto em:
a)
b)
c)
d)
e)
H 4[Fe (CN) 6 ] é um hidrácido denominado ferrocianédrico.
H 2S é o ácido sulfídrico.
HCN é o ácido isocianídrico.
Hl é o ácido iodídrico.
HCN é o ácido cianídrico.
2. Um dos critérios de classificação de ácidos é a presença
de oxigênio em suas moléculas. Conforme esse conceito, os
ácidos classificam-se em hidrácidos e oxiácidos. Assinale a
alternativa que apresenta apenas ácidos hidrácidos.
a)
b)
c)
d)
e)
H 2SO 4; H 2S; HCN
HCl; HBr; HI
HNO; HNO 3; H 2 SO 3
HBr; H 2 SO 4; HCl
HNO 2; HCl; H 2S
3. Indique a alternativa contendo os dados que completam o
enunciado.
Os ácidos H 3PO 4, H 4P 2O 7 e HPO 3 levam os prefixos, respectivos,
,
e
, estando escritos em ordem
do grau de hidratação.
O nox do átomo de fósforo tem valor, respectivamente,
,
e
.
a)
b)
c)
d)
e)
4.
orto, piro e meta;
piro, meta e orto;
orto, piro e meta;
orto, piro e meta;
orto, meta e piro;
decrescente;
crescente; 5,
decrescente;
crescente; 3,
decrescente;
3, 5 e 7
5e5
5, 5, 5
5e7
5, 7 e 3
Julgue as proposições quanto à nomenclatura dos ácidos.
I.
II.
III.
IV.
V.
H 2CO 3 — ácido carbônico
H 2SO 3 — ácido sulfuroso
H 3PO 4 — ácido fosforoso
HClO 3 — ácido clórico
HMnO 4 — ácido permangânico
São corretas:
a)
b)
c)
somente I e II
somente I, III e V
somente IV e V
Química 2
2
d)
e)
somente I, II, IV e V
todas
Escola Estadual Azevedo Costa - 1 ANO Ensino Médio
a)
b)
c)
10. Determine os números de oxidação (nox) dos elementos
destacados.
Química 2
7. (Fuvest—SP) O cobre pode ser encontrado na natureza no
mineral denominado atacamita, CuCl2 . 3 Cu(OH) 2. Na fórmula
da atacamita identifica-se cobre com valência, respectivamente:
5
Testes
5.
Com relação aos ácidos, assinale a alternativa correta.
a) Quando puros, conduzem corrente elétrica.
b) A terminação ico é característica de hidrácidos.
c) Quando dissolvidos em água, liberam, dentre os cátions,
o íon H 3O + .
d) Os hidrácidos não apresentam oxigênios em suas fórmulas.
e) HCN é um hidrácido denominado isocianídrico.
6. (UEM—PR—Adaptado) Os números de oxidação do P e do
S e os nomes dos ácidos H3PO 4 e H 2SO 4 são, respectivamente:
a)
b)
c)
d)
e)
+4
+5
+5
+3
+5
e
e
e
e
e
+5,
+6,
+6,
+6,
+6,
fosfórico e sulfuroso.
fosfórico e sulfúrico.
hipofosforoso e sulfúrico.
fosfórico e sulfídrico.
fosfórico e sulfídrico.
8. (UNI—BH—MG) O ácido cianídrico e o ácido sulfídrico constituem dois perigosos tóxicos paralisantes dos centros respiratórios. Suas notações químicas são:
a)
b)
c)
d)
b)
c)
6
Química 2
2
d)
e)
A teoria de Arrhenius é válida para soluções aquosas e
diz que ácido é toda substância que se ioniza em água,
fornecendo íons H+; base é toda substância que, em
solução aquosa, se dissocia fornecendo íons OH–.
Uma das propriedades dos ácidos em solução aquosa
é a condutividade elétrica.
Se a porcentagem de moléculas de HCl que sofre ionização em água é maior que a de ácido acético, sendo ambos portadores de um hidrogênio ionizável, é de
se esperar que, em duas soluções contendo a mesma
concentração de moléculas, haja maior condutividade
elétrica na solução de HCl.
O HCl é um hidrácido.
Os hidrácidos não sofrem ionização em água.
e HCN
H 2 SO 4
H2S
e H 2SO 4
9. (PUC—RS) O gás HCl dissolve-se em água formando uma
solução condutora de eletricidade. Entretanto, quando o gás é
dissolvido em um solvente apolar, como o hexano, a solução
resultante não conduz eletricidade. Essa observação conduz à
seguinte conclusão:
a)
b)
7. (UFPR—Adaptado) Sobre ácidos e bases é correto afirmar,
exceto:
a)
H 2SO 3
HCN e
HCN e
H 2SO 3
c)
d)
e)
O HCl é um composto covalente, sob a forma gasosa
ou dissolvida.
O HCl tem ligação covalente apolar no estado gasoso,
mas tem ligação covalente polar em solução aquosa.
O HCl não se dissocia em água, mas o faz em hexano.
O gás HCl é covalente, mas dissocia-se em água.
O HCl encontra-se permanentemente ionizado, mas isso
só é aparente em água, quando os íons estão hidratados.
10. (Unicentro—PR) Os nomes dos ácidos oxigenados são,
respectivamente, HNO 2, HClO 3 , H 2SO 3, H 3PO 4:
a)
b)
c)
d)
e)
nitroso, clórico, sulfuroso, fosfórico.
nítrico, clorídrico, sulfúrico, fosfórico.
nítrico, hipocloroso, sulfuroso, fosforoso.
nítrico, perclórico, sulfúrico, fosfórico.
nitroso, cloroso, sulfúrico, hipofosforoso.
a)
b)
c)
I, III e V
II, III e VI
I, IV e V
Funções químicas II
1. Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis, os
ácidos HCl, H 3PO 4, H 3BO 3 e H 3PO 2 são, respectivamente:
a) monoácido, triácido, triácido, triácido.
b) diácido, tetrácido, triácido, diácido.
c) diácido, triácido, monoácido, diácido.
d) monoácido, triácido, diácido, triácido.
e) monoácido, triácido, triácido, monoácido.
2. Complete com V quando a classificação do ácido estiver correta e com F quando estiver incorreta. Em seguida, assinale a
alternativa que representa a seqüência obtida de cima para baixo.
H 2CO 3 → diácido, oxiácido forte
H 3 PO 4 → triácido, oxiácido semiforte
HNO 3 → monoácido, oxiácido forte
H 4SiO 4 → tetrácido, oxiácido fraco
HBrO 3 → monoácido, oxiácido semiforte
HCl → monoácido, hidrácido forte
(
(
(
(
(
(
)
)
)
)
)
)
a)
b)
c)
F, V, V, V, F, V
V, V, V, V, F, V
V, F, F, V, V, F
d)
e)
F, V, F, V, F, V
F, F, F, V, V, V
3. (UFSC—Adaptado) Considerando exclusivamente a diferença entre o número de oxigênios e o número de hidrogênios
ionizáveis em cada ácido, indique a alternativa que traz os pares cujo ácido da esquerda é mais forte que o da direita.
I.
H 3BO 3 e HNO 3
II. HClO 4 e H 2SO 4
III. HClO 4 e HClO
IV. H 3PO 4 e HNO 3
V. H 3PO 2 e HBrO 4
VI. H 2SO 4 e HClO
4.
d)
e)
II, III, IV e VI
III, IV, V e VI
Analise as afirmações referentes a ácidos.
I.
Os ácidos oxigenados do cloro, em ordem crescente
de força, são HClO, HClO 2, HClO 3, HClO 4
II. Um ácido piro provém da desidratação de duas moléculas de ácido orto.
III. Uma solução de HCN aquosa apresenta as seguintes
espécies: HCN, H 2O, H 3O + e CN –
IV. Uma solução aquosa de HCl apresenta elevada concentração de íons H 3O +
V. O ácido carbônico tem dois hidrogênios ionizáveis.
São corretas:
a)
b)
c)
d)
e)
apenas
apenas
apenas
apenas
todas
I, III e V
I e II
II, III, IV e V
III, IV e V
5. (PUC—PR) Da série de ácidos a seguir representados, qual
apresenta a mesma classificação, de acordo com o critério de
número de hidrogênios ionizáveis?
a)
b)
c)
d)
e)
HNO 3, HNO 2, H 2 S, H 2SO 3
H 3PO 4, H 3AsO 3, H 3 BO 3, H 3 PO 3
H 2SO 4, H 2S 2O 3, H 2CO 3, HMnO 4
H 2CrO 4 , H 3AsO 4, HlO 3, HBr
H 3PO 3, H 2Cr 2 O 7, H 2SnO 3, H 2SO 4
b)
c)
d)
e)
Ácido sulfúrico, ácido fosfórico, ácido nítrico, ácido clorídrico.
Ácido sulfúrico, ácido clorídrico, ácido cianídrico, ácido bórico.
Ácido clorídrico, ácido nítrico, ácido bórico, ácido cianídrico.
Ácido sulfúrico, ácido clorídrico, ácido nítrico, ácido fosfórico.
Ácido clorídrico, ácido sulfúrico, ácido bórico, ácido cianídrico.
7. (UFRGS—RS) Um gás cuja molécula apresenta ligação
covalente com uma certa porcentagem de caráter iônico dissolve-se prontamente em água, produzindo uma solução eletrolítica. Esse gás pode ser:
a)
b)
c)
H2
CO 2
HCl
d)
e)
a)
b)
c)
a)
b)
c)
d)
e)
=
b)
c)
d)
e)
são classificados como bases porque contêm o grupo
OH em sua fórmula.
Uma das propriedades dos ácidos em solução aquosa
é a condutividade elétrica.
Os dois oxigênios que não estão ligados a hidrogênio
na primeira fórmula estão ligados ao enxofre por covalência coordenada.
A segunda fórmula representa um ácido carboxílico com
carbono hibridizado na forma sp 2.
9. O ácido nítrico é bastante solúvel em água. Conhecido pelos alquimistas com o nome de acqua fortis, pode ser obtido
pelo aquecimento da mistura de ácido sulfúrico concentrado com
nitrato de sódio, conforme a equação
quanto mais eletronegativo é o halogênio, mais forte é
o ácido.
quanto menos eletronegativo é o halogênio, mais forte é o ácido.
é proporcional à diferença entre o número de átomos
de oxigênio e o número de átomos de hidrogênio.
é proporcional à diferença entre o número de átomos
de hidrogênio e o número de átomos de oxigênio.
HCl > HBr > Hl > HF
H
|
H—O—P—O
|
O—H
representa o ácido:
a) fosfórico.
b) metafosfórico.
c) fosforoso.
d) hipofosforoso.
e) ortofosforoso.
13. Um critério para classificação de ácidos é quanto ao número de hidrogênios ionizáveis. Estes, em presença de água,
liberam-se e são responsáveis, juntamente com o ânion formado, pela condutividade elétrica do ácido em meio aquoso. Em
hidrácidos, todos os hidrogênios são ionizáveis; em oxiácidos,
correspondem aos que se ligam ao elemento central da fórmula por meio de oxigênios. Baseado nisso, dê as fórmulas estruturais planas dos seguintes ácidos.
Observação: ácidos que obedecem à fórmula geral HxE2Oy
admitem uma simetria molecular. Se o número de oxigênios
for par, os elementos centrais estão interligados. Caso seja
ímpar, existe um oxigênio entre esses elementos.
a)
Ácido nítrico HNO 3 =
b)
Ácido carbônico H 2CO 3 =
c)
Ácido ditiônico H 2S 2O 6 =
d)
Ácido clórico HClO 3 =
NaNO 3 + H 2SO 4 → NaHSO 4 + HNO 3
∆
Sobre esse ácido, são corretas as afirmações, exceto:
a)
b)
c)
d)
e)
É um oxiácido.
O nitrogênio deve completar três valências.
O nox do nitrogênio é +3.
Em sua fórmula estrutural, existe uma dupla ligação.
A retirada de um átomo de oxigênio de sua molécula
dá origem ao ácido nitroso.
10. (UFSM—RS) Analise as seguintes afirmativas:
I.
HClO3 possui duas ligações covalentes normais e duas
ligações dativas.
II. H 3PO3 apresenta apenas ligações covalentes simples.
III. H 2SO 4 possui seis ligações covalentes normais e uma
ligação dativa.
apenas I e II
apenas I e III
12. (PUC—PR) A fórmula estrutural
Cl 2
O2
A Teoria de Arrhenius é válida para soluções aquosas
e diz que ácido é toda substância que se ioniza em
água, fornecendo íons H +; e base é toda substância
que, em solução aquosa, se dissocia, fornecendo íons
OH – .
Os compostos
O
H
O
|
|
OH — S — OH
H — C — C — OH
|
|
O
H
d)
e)
11. (Unimar—SP) Com relação à força dos hidrácidos da família dos halogênios, pode-se afirmar corretamente que:
8. (UFPR—Adaptado) Sobre ácidos e bases, é incorreto
afirmar:
a)
apenas I
apenas II
apenas III
Química 2
2
Escola Estadual Azevedo Costa - 1 ANO Ensino Médio
a)
Está(ão) correta(s):
Química 2
6. (Fesp—PR) Qual das seqüências representa, respectivamente, um ácido forte e fixo, forte e volátil, fraco e volátil, fraco
e fixo?
7
Testes
14. O ácido carbônico, empregado em refrigerantes, é um oxiácido instável que sofre decomposição térmica em temperaturas
próximas às ambientais e é responsável pelas bolhas de gás
dos refrigerantes. Sobre esse ácido:
a)
b)
Qual o gás responsável pelas bolhas no refrigerante?
Escreva a equação química que representa sua decomposição térmica.
Funções químicas III
1. Dados os íons Cu+, Hg+2, Pb+4, Co+3, NH4+ e Mn+2,
assinale a alternativa que contém todos os itens com as fórmulas corretas dos respectivos hidróxidos.
8
Química 2
2
I.
II.
III.
IV.
V.
VI.
Cu(OH) 3 e Hg(OH)2
Mn(OH) 2 e NH 4OH
Pb(OH) 4 e Co(OH) 3
Hg(OH) 2 e Pb(OH) 4
MnOH e CuOH
Cu(OH) e NH 4 (OH) 2
a)
b)
c)
d)
e)
I, II e IV
II, III e IV
I, IV e V
IV e V
I, III, IV e V
a)
b)
c)
d)
e)
Mg(OH) 2
a)
b)
c)
d)
e)
Ca(OH) 2
Cu(OH) 2
hidróxido ferroso / hidróxido magnesiano / hidróxido
calcioso / hidróxido cuproso.
hidróxido de ferro / hidróxido de magnésio II / hidróxido de cobre.
hidróxido de ferro II / hidróxido de magnésio / hidróxido de cálcio / hidróxido de cobre II.
hidróxido ferroso / hidróxido de magnésio / hidróxido
de cálcio / hidróxido cúprico.
As alternativas c e d estão corretas.
a)
b)
c)
d)
e)
Fe(OH) 3 — hidróxido férrico
Ca(OH) 2 — cal virgem
Ca(OH) 2 — cal extinta
NH 4OH — hidróxido de amônio
Pb(OH) 2 — hidróxido plumboso
4. (PUC—PR) Assinale a alternativa que representa as bases segundo o grau crescente de solubilidade.
a)
b)
c)
d)
e)
hidróxido de ferro II, hidróxido de sódio, hidróxido de
cálcio
hidróxido de lítio, hidróxido de magnésio, hidróxido de
cálcio
hidróxido de sódio, hidróxido de cálcio, hidróxido de
magnésio
hidróxido de ferro II, hidróxido de cálcio, hidróxido de
sódio
hidróxido de sódio, hidróxido de potássio, hidróxido de
cálcio
I é ácida.
II é básica.
III é ácida.
I é básica.
II é ácida.
7. Assinale a alternativa em que a classificação da base não
está correta.
a)
b)
c)
d)
e)
3. Assinale a alternativa em que nome e fórmula não estão
associados corretamente.
a)
b)
c)
d)
e)
detergente e vinagre
sal e coalhada
leite de magnésia e sabão
bicarbonato e açúcar
Coca-Cola e água de cal
6. (Mack—SP) Um aluno foi solicitado a tentar identificar três
soluções aquosas, límpidas, transparentes e incolores, A, B e
C, contidas em três tubos, I, II e III, diferentes, usando apenas
fenolftaleína (incolor) como indicador. No tubo I, observou o
aparecimento de coloração vermelha. Nos tubos II e III não houve
alteração alguma. Apenas com esse teste, o aluno somente pode
afirmar que a solução no tubo:
2. (UPF—RS) Os nomes corretos das bases apresentadas são,
respectivamente:
Fe(OH) 2
5. (Fuvest—SP) Assinale a alternativa que apresenta dois
produtos caseiros com propriedades alcalinas.
NaOH é uma monobase, forte e insolúvel em água.
Aquecendo a cal hidratada, obtém-se cal virgem (CaO).
Al(OH) 3 é uma tribase, fraca, insolúvel em água.
KOH é uma monobase, forte e solúvel em água.
NaOH, conhecida como soda cáustica, funde a altas
temperaturas.
8. Observe a classificação dos sais e assinale a alternativa
incorreta.
a)
b)
c)
d)
e)
Na 2CO 3 — sal normal
CaOHNO 3 — sal básico
NaKSO 4 — sal duplo
KHSO 3 — sal ácido
CaHPO 3 — sal ácido
9. Assinale a alternativa que mostra uma reação de neutralização total ou salificação.
a)
HCl + NaOH
b)
HCl + Ca(OH) 2
c)
d)
HCl + H 2O
KOH + H 2O
e)
Al (OH) 3 + 2 HCl
NaCl + H 2O
CaOHCl + H 2O
H 3O + + Cl –
K + 2 OH – + ½H 2
Al OH Cl 2 + 2 H2 O
a)
CaSO 3
b)
CaSO 4
c)
Ca(HSO 3) 2
d)
CaHSO 3
e)
Ca(SH) 2
13. Complete as reações de neutralização a seguir e identifique o sal formado.
11. Analise as reações de neutralização representadas.
I.
HNO 3 + NaOH
II.
H 2S + Ca(OH) 2
III. H 3PO 4 + 3 KOH
IV. Cu(OH) 2 + 2 HCl
V.
São corretas:
a) apenas I, II e IV
b) apenas II, III, IV e VI
c) apenas II, III e IV
d) apenas I, IV ,V e VI
e) apenas II, III e VI
Química 2
10. (PUC—PR) H 2 SO 3 + Ca(OH) 2 →
Na neutralização parcial do ácido sulfuroso com hidróxido
de cálcio, formar-se-á um sal cuja fórmula é:
2 Fe(OH) 3 + 3 H 2S
a)
Hidróxido de sódio + ácido sulfúrico (Total)
b)
1 Ca(OH) 2 + 1H 3 PO 4 (Parcial)
NaNO 3 + H 2 O
CaS + 2 H 2O
K 3PO 4 + 3 H 2 O
CuCl 2 + 2 H 2O
Fe 2S 3 + 6 H 2O
Estão corretas:
a) apenas I, II e III
b) apenas II, IV e V
c) apenas I, III e V
d) apenas II, III e IV
e) todas
12. Um laboratorista tenta identificar três soluções incolores
encontradas em três frascos denominados A, B e C. Ao adicionar fenolftaleína ao frasco A, percebe que a solução se mantém incolor. Adicionando metilorange ao frasco B, percebe a
coloração vermelha. Ao mergulhar um pedaço de papel de tornassol na solução C, ela se torna azul.
I.
II.
III.
IV.
V.
VI.
A
A
A
A
A
A
solução
solução
solução
solução
solução
solução
A, com certeza, tem caráter ácido.
B tem caráter ácido.
C tem caráter básico.
A pode ter caráter ácido.
A pode ter caráter básico.
B pode ter caráter básico.
Funções químicas IV
1. (UFMG) As fórmulas químicas corretas de sulfeto
de potássio, nitrato de amônio, sulfito ácido de cálcio, perclorato de alumínio e fosfato de magnésio são, nessa ordem:
3. (PUC—PR) O bicarbonato de sódio é um composto químico usado em fermento para bolos, como antiácido estomacal e
em alguns extintores de incêndio. Sua fórmula molecular é:
a)
K 2S — NH 3NO 3 — Ca(HSO 3 ) 2 — Al(ClO 4) 2 — MgPO 4
a)
NaCO 3
b)
K 2 S — NH 4 NO 3 — Ca(HSO 4 ) 2 — Al(ClO 4 ) 3 —
Mg 2 (PO 4 ) 3
b)
Na 2CO 3
c)
NaHCO 3
c)
KS 2 — NH 4 (NO 3 ) 2 — CaHSO 3 — Al 2 (ClO 4 ) 3 —
Mg 3 (PO 4 ) 2
d)
Na(HCO 3) 2
e)
Na 2HCO 3
d)
KS — (NH4)2NO3 — Ca(HSO4)2 — Al(ClO4)2 — Mg3PO4
e)
K 2 S — NH 4 NO 3 — Ca(HSO 3 ) 2 — Al(ClO 4 ) 3 —
Mg 3 (PO 4 ) 2
2. (Fuvest—SP) Um elemento metálico M forma um cloreto
de fórmula MCl 3. A fórmula de seu sulfato é:
a)
M 2SO 4
b)
MSO 4
c)
M 2(SO 4) 3
d)
M(SO 4) 2
e)
M(SO 4) 3
4. (PUC—PR) A água sanitária, água de cândida ou água de
lavadeira é uma solução de hipoclorito de sódio, utilizada como
alvejante. O sal presente nessa solução apresenta na estrutura
o átomo de cloro com nox igual a:
a)
b)
c)
zero
1+
1–
d)
e)
2+
2–
Escola Estadual Azevedo Costa - 1 ANO Ensino Médio
Química 2
2
Com base nas informações, são feitas as afirmações.
9
Testes
5. (UFPR—Adaptado) O cloro é um elemento que participa de
compostos inorgânicos e orgânicos, pertence ao grupo dos halogênios e forma diversos ânions, tais como, Cl –, ClO–, ClO –,
2
ClO– , ClO –
3
4
Com relação a esses ânions do cloro, é incorreto afirmar que:
a)
b)
c)
d)
e)
o estado de oxidação do cloro pode variar de –1 (no
íon cloreto) a +7 (no íon perclorato).
o íon cloreto apresenta a mesma configuração eletrônica que o argônio, o gás nobre que o sucede na tabela periódica.
o gás cloro, ao agir como redutor, se transforma no
íon cloreto.
o íon perclorato, ao se ligar a um próton, ficará eletricamente neutro, transformando-se na espécie química conhecida como ácido perclórico.
No íon clorato, o nox do cloro é +5.
Observação — Redutor ou agente redutor é o que sofre
oxidação ou perda de elétrons com aumento no nox.
6. (Uesb—BA) Um conservante impede ou retarda a alteração provocada por enzimas ou microorganismos para que o alimento tenha maior durabilidade.
O conservante de código P.VII, usado em salames e presuntos, é o nitrato de potássio, representado pela fórmula:
10
Química 2
2
a)
b)
c)
d)
e)
KN
KNO
KNO 2
KNO 3
KNO 4
KClO 3
KClO 4
KCl
K(ClO 3) 2
K 2ClO 4
8. (FAM—SP) Considere a associação do ânion
com
os cátions Na 1+, Ca 2+, Al 3+. As fórmulas dos compostos formados são:
9.
Na(SO 4) 2 — CaSO 4— Al(SO 4) 2
NaSO 4 — Ca(SO 4) 2 — Al(SO 4) 3
Na 2 SO 4 — CaSO 4 — Al 2(SO 4) 3
Na 2 SO 4 — Ca 2SO 4 — Al 2 (SO 4 ) 3
Na 2 SO 4 — CaSO 4 — Al 3(SO 4) 2
Assinale a alternativa correta referente a sais.
a)
b)
c)
d)
e)
II.
(
(
)
)
(
(
(
)
)
)
O dicromato de potássio tem fórmula K 2Cr 2O 7
NaHSO 3 é o hidrogeno sulfato de sódio.
Ca(OH) 2 + 1 HCl
CaHCl + 2 H 2O
Ba(OH)Br é o brometo dibásico de bário.
Na 3 PO 4 é o hipofosfito de sódio.
10. (PUC—RS) Responder à questão com base nas seguintes
informações.
Na coluna I estão relacionados compostos inorgânicos e,
na coluna II, suas aplicações.
ação bactericida e branqueadora
contraste em exames de raios X do aparelho digestivo
processo fotográfico
componente do soro caseiro
antiácido estomacal
Relacionando a coluna I à coluna II, obtêm-se, de cima
para baixo, os números na seqüência:
a) 2 — 5 — 1 — 4 — 3
b) 4 — 2 — 3 — 1 — 5
c) 3 — 4 — 2 — 5 — 1
d) 5 — 3 — 4 — 2 — 1
e) 4 — 2 — 5 — 1 — 3
11. O hipoclorito de sódio é tóxico e forte irritante dos tecidos,
sendo usado no branqueamento da celulose, na purificação e
no tratamento da água e como alvejante doméstico. Sobre esse
sal é correto afirmar, exceto.
e)
Possui como fórmula NaClO.
É um sal ternário e solúvel em água.
O cátion presente em sua estrutura é Na + .
Pode ser formado na neutralização do ácido clorídrico
pela soda cáustica.
O nox do cloro nesse sal é +1.
12. O carbonato de cálcio é encontrado na natureza sob diversas formas: aragonita, calcário, giz, mármore, calcita. Sobre ele,
é correto afirmar:
a)
b)
c)
–2
SO 4
a)
b)
c)
d)
e)
cloreto de sódio
sulfato de bário
brometo de prata
hipoclorito de sódio
hidróxido de magnésio
a)
b)
c)
d)
7. (Uniube—MG) Um método muito usado para obter o oxigênio (O 2) em laboratório é o da pirólise do clorato de potássio.
Essa reação é perigosa, porque pode ocorrer uma violenta explosão. A fórmula do sal em questão é:
a)
b)
c)
d)
e)
I.
1.
2.
3.
4.
5.
d)
e)
É um sal quaternário e normal.
O nox do carbono é +2.
Pode ser obtido da reação entre hidróxido de cálcio
com ácido sulfúrico.
Quando sólido, não conduz corrente elétrica.
A fórmula que representa esse sal é CaCO 2.
13. Em três frascos distintos, contendo um litro de água cada,
foram dissolvidas quantidades iguais em mols dos seguintes
sais solúveis: NaCl, Ca(NO 3) 2 e Na 3 PO 4 . Considerando dissolução total desses sais, em qual dos frascos se verifica maior
condutividade elétrica? Justifique sua resposta.
1. (UFS—SE) Carbono, alumínio e lítio podem combinar-se com oxigênio, dando origem aos compostos:
7. (FGV—SP) Das substâncias indicadas, podemos classificar como óxidos ácidos:
a)
C 2O 5, Al 3O 2 e LiO
a)
SO 2 e Mn 2O 7
b)
CO, AlO e LiO
b)
CO 2 e CO
c)
c)
CO 2 e N 2O
d)
CO 2 , AlO e Li 2O 3
CO 2 , Al 2O 3 e Li 2O
d)
P 2O 2 e ZnO
e)
CO 2 , Al 3O 4 e Li 3 O 2
e)
SiO 2 e CO
2. (UFRGS—RS) Uma substância sólida, branca, não-hidrogenada, é solúvel em água, e a solução resultante é capaz de
tornar vermelha a solução de fenolftaleína. Tal substância pode ser:
óxido de cálcio.
cloreto de potássio.
trióxido de enxofre.
hidróxido de sódio.
ácido oxálico.
SUPERINTERESSANTE. n. 4, abr. 1996.
Assinale a alternativa que apresenta a fórmula estrutural
plana do gás carbônico.
3. Assinale a alternativa em que nome e fórmula não estão
associados corretamente.
a)
Na 2 O — óxido de sódio
b)
CaO — óxido de cálcio II
c)
Al 2O 3 — óxido de alumínio
d)
SO 2 — dióxido de enxofre
e)
P 2O 5 — pentóxido de difósforo
4. (Cesgranrio—RJ) Os elementos E dos grupos 1, 2, 3, 4 do
subgrupo A da classificação periódica dos elementos podem
formar óxidos do tipo ExO y. Assinale a opção que apresenta
somente fórmulas corretas.
a)
1A
EO
2A
EO 2
3A
EO 3
4A
EO 4
b)
E2O
EO
E 2O 3
EO 2
c)
EO
E 2O
E 3O
E4O
d)
E2O
EO
EO 3
EO 4
e)
EO 2
E 3O
E 3O 2
E 3O 4
5. (UEM—PR) A cal viva, a soda cáustica, o vinagre, o leite
de magnésia e o bicarbonato de sódio são produtos comerciais
usados em nosso cotidiano. Quimicamente podemos classificá-los, respectivamente, como:
a)
b)
c)
d)
e)
8. (Uniube—MG) A queima de combustíveis fósseis e o desmatamento lançam cerca de seis bilhões de toneladas de gás
carbônico, CO 2, na atmosfera a cada ano, o que vem sendo
associado ao aquecimento da Terra. O maior emissor são os
EUA, com 5,26 toneladas por pessoa em 1994.
óxido — base — ácido — base — sal.
óxido — sal — base — óxido — sal.
base — sal — ácido — óxido — sal.
óxido — base — ácido — óxido — ácido.
sal — base — ácido — base — sal.
Números atômicos: C = 6 e O = 8
a) C = O
↓
O
b) O — C — O
c) C — O = O
d) O = C — O
e) O = C = O
9. (Uniube—MG) Na queima de óleo diesel e gasolina formase o dióxido de enxofre (SO 2) que, por ação do ar, se oxida ao
trióxido de enxofre (SO 3), o qual se dissolve na água da chuva
e forma um composto fortemente corrosivo. Com base nessa
informação, pode-se classificar o trióxido de enxofre como um
óxido:
a) básico.
b) neutro.
c) ácido.
d) anfótero.
e) duplo.
10. (Unimep—SP) Soprando num tubo de ensaio contendo água
de cal, Ca(OH) 2, com um pequeno canudo, obtêm-se carbonato de cálcio e água. A equação que representa o fenômeno descrito é:
a)
b)
c)
d)
e)
6. (UFRGS—RS) Um óxido que reage tanto com o ácido sulfúrico como com o hidróxido de sódio, originando diferentes sais,
pode ser o:
a)
Al 2O 3
b)
K2O
c)
Na 2O
d)
Cl 2O 5
e)
P 2O 3
Ca(OH) 2 → CaO + CO 2
∆
Ca(OH) 2 + CO 2 → CaCO3 + H 2 O
CaO + H 2O → Ca(OH) 2
CaCO 3 → CaO + CO 2
∆
CaO + H 2O → CaCO 3 + CO 2
11. (PUC—PR) Os óxidos Mn 2O 7, Na 2O, Cl 2O 3, CaO, CO 2 são
classificados, respectivamente, como óxidos:
a) básico — básico — ácido — básico — básico.
b) ácido — ácido — básico — básico — ácido.
c) básico — ácido — básico — ácido — básico.
d) ácido — básico — ácido — básico — ácido.
e) básico — ácido — ácido — básico — ácido.
Química 2
2
Escola Estadual Azevedo Costa - 1 ANO Ensino Médio
a)
b)
c)
d)
e)
Química 2
Funções químicas V
11
Testes
12. O peróxido de hidrogênio apresenta-se como um líquido
incolor, viscoso e solúvel em água. Essa solução é conhecida como água oxigenada e utilizada em alvejamento, como
anti-séptico, microbicida e oxidante. Sobre o exposto, é correto afirmar:
a) A fórmula desse peróxido é H 2O 3.
b) Na presença de luz ou de calor, a água oxigenada decompõe-se, liberando apenas oxigênio molecular.
c) A fórmula estrutural desse peróxido pode ser representada por H — O — O — H.
d) O composto é um peróxido, porque apresenta o grupamento O 4– 2 .
e) A fórmula do composto é H 2 O 4.
13. A queima de combustíveis fósseis provoca a emissão de
gases para a atmosfera, dentre os quais o dióxido de enxofre,
que reage com o oxigênio do ar, transformando-se em anidrido
sulfúrico. Este reage com a água da chuva formando a chuva
ácida. Escreva as equações químicas que ocorrem em todo esse
processo.
Ligações químicas I
1.
2.
3.
4.
12
Química 2
2
c
d
b
c
5.
6.
7.
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d
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8. e
9. c
10. d
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5.
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8.
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d
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a
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c
b
d
c
Ligações químicas II
1.
2.
3.
4.
5.
e
a
d
e
b
Ligações químicas III
1.
2.
3.
d
c
c
Funções químicas I
1.
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3.
4.
c
b
c
d
Funções químicas II
1.
2.
3.
4.
e
a
b
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Funções químicas III
1.
2.
3.
4.
b
e
b
d
Funções químicas IV
1.
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3.
4.
e
c
c
b
Funções químicas V
1.
2.
3.
4.
d
a
b
b