1.º ano (todos) – Revisão final – Química – Prof. Ricardo Frazão

1.º ano (todos) – Revisão final – Química – Prof. Ricardo Frazão
REVISÃO FINAL – AVALIAÇÃO GLOBAL – 2.ª ETAPA
→ POLARIDADE DAS MOLÉCULAS
As moléculas podem ser classificadas quanto à sua polaridade em dois grupos: polares ou
apolares.
Molécula apolar: µR = 0
Molécula polar: µR ≠ 0
Regra prática
Molécula apolar
Molécula polar
n.º de pares
eletrônicos ao redor
do átomo central
n.º de pares
eletrônicos ao redor
do átomo central
=
≠
n.º de grupos
iguais ligados
ao átomo central
n.º de grupos
iguais ligados
ao átomo central
→ FORÇAS INTERMOLECULARES
São forças que existem entre as moléculas.
Tipos:
I) Dipolo induzido ou força de Van der Waals ou dispersões de London: moléculas apolares.
II) Dipolo permanente ou dipolo-dipolo: moléculas polares
III) Ponte ou ligação de hidrogênio: moléculas polares que possuem hidrogênio ligado flúor, oxigênio ou
nitrogênio.
Obs (1): Intensidade das forças
Dipolo induzido < dipolo permanente < ponte de hidrogênio.
Obs (2): Quanto mais intensa a força intermolecular, maior é o ponto de ebulição da substância.
EXERCÍCIOS
1. (Unifor-CE) Dadas as fórmulas O2, KF, N2, HCl e H2Se, representam substâncias de molécula apolar:
a) O2 e HCl
b) N2 e O2
c) KF e O2
d) HCl e H2Se
e) KF e H2Se
2. (U. E. Ponta Grossa-PR) Considerando que a forma geométrica da molécula influi na sua polaridade,
qual é a alternativa que contém apenas moléculas apolares?
a) BeH2 e NH3
d) HBr e CO2
e) H2S e SiH4
b) BCl3 e CCl4
c) H2O e H2
3. (UFRGS-RS) O momento dipolar é a medida quantitativa da polaridade de uma ligação. Em moléculas
apolares, a resultante dos momentos dipolares referentes a todas as ligações apresenta valor igual a zero.
Entre as substâncias covalentes abaixo
I. CH4
II. CS2
III. HBr
IV. N2
quais as que apresentam a resultante do momento dipolar igual a zero?
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a) Apenas I e II
b) Apenas II e III
c) Apenas I, II e III
d) Apenas I, II e IV
e) I, II, III e IV
4. (Ceeteps-SP) Para os compostos HF e HCl, as forças de atração entre as moléculas ocorrem por
a) ligações de hidrogênio para ambos.
b) dipolo-dipolo para ambos.
c) ligações de Van der Waals para HF e ligações de hidrogênio para HCl.
d) ligações de hidrogênio para HF e dipolo-dipolo paraHCl.
e) ligações eletrostáticas para HF e dipolo induzido para HCl.
5. (U. F. Santa Maria-RS) A temperatura de ebulição das substâncias normalmente aumenta à medida que
aumenta a sua massa molecular. Analisando o gráfico, que mostra a temperatura de ebulição (T.E.) de
ácidos halogenídricos, percebe-se que o HF tem um comportamento anômalo.
Esse comportamento do ácido fluorídrico pode ser atribuído a(à):
a) fortes ligações covalentes entre os átomos.
b) formação de cristais covalentes.
c) interações do tipo forças de Van der Waals.
d) interações do tipo pontes de hidrogênio.
e) fortes ligações iônicas entre os átomos.
6. (UFMG-MG) A molécula de flúor (F2) apresenta, entre seus dois átomos, ligação:
a) covalente apolar.
b) covalente polar.
c) de Van der Waals.
d) iônica.
e) metálica.
7. (UFRS-RS) O momento dipolar é a medida quantitativa da polaridade de uma ligação. Em moléculas
apolares, a resultante dos momentos dipolares referentes a todas as ligações apresenta valor igual a zero.
Entre as substâncias covalentes a seguir.
I – CH4
II – CS2
III – HBr
IV – N2
quais as que apresentam a resultante do momento dipolar igual a zero?
a) Apenas I e II
b) Apenas II e III
c) Apenas I, II e III
d) Apenas I, II e IV
e) I, II, III e IV
8. (PUC-PR) O dióxido de carbono, presente na atmosfera e nos extintores de incêndio, apresenta ligação
entre os seus átomos do tipo....... e suas moléculas estão unidas por ....... .
Os espaços acima são corretamente preenchidos pela alternativa:
a) covalente apolar - forças de Van der Waals
b) covalente apolar - atração dipolo-dipolo
c) covalente polar - ligações de hidrogênio
d) covalente polar - forças de Van der Waals
e) covalente polar - atração dipolo-dipolo
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→ NÚMERO DE OXIDAÇÃO
- Regras
* Substâncias simples: zero
* Íons simples: carga do íon
* Em substâncias compostas
Todos os metais alcalinos, hidrogênio (H) e prata (Ag): +1
Metais alcalinos terrosos, zinco (Zn) e cádmio: +2
Alumínio (Al): +3
Flúor (F): -1
* Hidrogênio
Hidretos metálicos: -1
H2: zero
Demais casos: -2
*Oxigênio
OF2: +2
Superóxido: -1/2
Peróxido: -1
O2 ou O3: zero
Demais casos: -2
* Calcogênios à direita de compostos binários: -2
* Halogênios à direita de compostos binários: -1
* Substâncias compostas: Σ (nox) = zero
* Íons compostos: Σ (nox) = carga do íon
- Oxidação e redução
* Oxidação: perda de elétron / aumento do nox
* Redução: ganho de elétron / diminuição do nox
- Agente oxidante e agente redutor
* Oxidante: espécie que possui o elemento que sofre redução
* Redutor: espécie que possui o elemento que sofre oxidação
EXERCÍCIOS
1. (UERJ-RJ) 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:
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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.
2. (UFRN-RN) O nitrogênio forma vários óxidos binários, apresentando diferentes números de oxidação:
NO (gás tóxico), N2O (gás anestésico - hilariante), NO2 (gás avermelhado, irritante), N2O3 (sólido azul)
etc. Esses óxidos são instáveis e se decompõem para formar os gases nitrogênio, N2, e oxigênio, O2. O
óxido binário, NO2, é um dos principais poluentes ambientais, reagindo com o ozônio atmosférico, O3 gás azul, instável -, responsável pela filtração da radiação ultravioleta emitida pelo Sol.
Baseando-se nas estruturas desses óxidos, pode-se concluir que a fórmula molecular em que o átomo de
nitrogênio apresenta o menor número de oxidação é:
a) N2O3
b) NO
c) N2O
d) NO2
3. Assinale a afirmativa correta em relação à reação
2 HCℓ + NO2 → H2O + NO + Cℓ2
a) O elemento oxigênio sofre redução.
b) O elemento cloro sofre redução.
c) O HCℓ é o agente oxidante.
d) O NO2 é o agente redutor.
e) O NO2 é o agente oxidante.
4. (FCC-SP) Considere as seguintes equações químicas:
É possível exemplificar reação de oxidação-redução através de:
a) I, somente
b) II, somente
c) III, somente
d) I e II, somente
e) I, II e III somente
5. A fermentação do lixo orgânico, entre outras substâncias, produz gás metano, que ao sofrer combustão
libera certa quantidade de calor. Esta combustão é representada pela equação química:
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O
Nesta equação podemos observar que:
a) o carbono sofre redução.
b) a variação do Nox do carbono é igual a 4.
c) o oxigênio sofre oxidação.
d) no CO2 o carbono possui Nox igual a + 4.
e) o oxigênio se encontra em todas as substâncias com Nox igual a – 2.
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6. (Unitau) Na reação iônica:
S-2 + CrO4-2 + H+ → S0 + H2O + Cr+3
cada átomo de cromo:
a) perde 1 elétron.
b) ganha 1 elétron.
c) perde 3 elétrons.
d) ganha 3 elétrons.
7. (Ufv) Considere as seguintes equações:
(I) HCℓ + NaOH → NaCℓ + H2O
(II) H2 + 1/2 O2 → H2O
(III) SO3 + H2O → H2SO4
Ocorre oxirredução apenas em:
a) I
b) II
c) III
d) I e III
8. (Ufv) O permanganato de potássio (KMnO4) pode ser obtido a partir do minério conhecido como
pirolusita (MnO2). As reações envolvidas no processo são:
2MnO2 + 4KOH + O2 → 2K2MnO4 + 2H2O
2K2MnO4 + Cℓ2 → 2KMnO4 + 2KCl
Assinale a afirmativa correta:
a) MnO2 e Cℓ2 atuam como agentes redutores.
b) KOH e K2MnO4 atuam como agentes redutores.
c) K2MnO4 e O2 atuam como agentes oxidantes.
d) O2 e Cℓ2 atuam como agentes oxidantes.
→ CONCEITOS ÁCIDO – BASE
TEORIAS SOBRE ÁCIDOS E BASES
Existem três teorias sobre os conceitos de ácidos e bases:
1) Arrhenius;
2) Brönsted-Lowry;
3) Lewis.
1) TEORIA DE ARRHENIUS
ÁCIDO: é toda substância que em solução aquosa sofre ionização liberando como único cátion o íon H+.
Ex: HCl(aq) → H+(aq) + Cl-(aq)
BASE: é toda substância que em solução aquosa sofre dissociação liberando como único ânion o íon OH-.
Ex: NaOH(aq) → Na+(aq) + OH-(aq)
2) TEORIA DE BRÖNSTED-LOWRY
ÁCIDO: é toda espécie química que doa o próton H+.
BASE: é toda espécie química que recebe o próton H+.
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• PAR CONJUGADO ÁCIDO-BASE: são espécies químicas que diferem entre si por apenas um próton
H+.
• SUBSTÂNCIA ANFÓTERA OU ANFIPRÓTICA: espécie química que pode atuar como ácido ou
como base.
3) TEORIA DE LEWIS
ÁCIDO: é toda espécie química capaz de receber par de elétrons.
BASE: é toda espécie química capaz de doar par de elétrons.
EXERCÍCIOS
1. (Fund. Carlos Chagas) Nas seguintes equações químicas:
NH3 + H2O → NH4+ + OHHNO3 + H2O → H3O+ + NO3HCl + H2O → H3O+ + ClHNO3 + HCl → H2NO3+ + ClDe acordo coma teoria de Brönsted-Lowry
a) HCl pode ser um ácido ou uma base.
b) HNO3 pode ser um ácido ou uma base.
c) H2O é uma base, somente.
d) H3O+ é uma base, somente.
2. (UNIMEP) Na reação Ag+ + 2 NH3 → Ag(NH3)2+ o cátion Ag+ irá agir como
a) base de Lewis.
b) oxidante.
c) ácido de Lewis.
d) redutor.
3. (Mackenzie) A equação que apresenta o íon HSO4- atuando como ácido no conceito ácido-base de
Brönsted-Lowry é:
a) H2SO4 + H2O → HSO4- + H3O+
b) H2SO4 + OH- → HSO4- + H2O
c) HSO4- + H2O → H3O+ + SO42d) HSO4- + HNO3 → H2SO4 + NO34. (Cesgranrio) Soluções de HBrO4 em H2SO4 concentrado apresentam o equilíbrio:
HBrO4 + H2SO4 → H3SO4+ + BrO4Considerando este equilíbrio, pode-se afirmar que as substâncias HBrO4 e H2SO4 são, pelo conceito de
Bronsted-Lowry
a) dois ácidos.
b) ácido e base, respectivamente.
c) duas bases.
d) base e ácido, respectivamente.
5. (UVA) Com base na equação NH3 + H2O → NH4+ + OH- são feitas as seguintes afirmações:
I. NH3 é uma base de Arrhenius.
II. H2O é um ácido de Brönsted.
III. NH4+ é uma base de Brönsted.
IV. NH3 é uma base de Lewis.
V. OH- é um ácido de Arrhenius.
São verdadeiros:
a) I e II
b) I e IV.
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c) II e III.
d) II e IV.
6. (UVA) Os metais de transição têm grande tendência para formar íons complexos, pois apresentam a
última e a penúltima camada eletrônica incompletas. Assim, por exemplo, a formação do íon ferrocianeto
pode ser explicada pela reação:
Fe2+ + 6CN- → [Fe(CN)6]4-. Neste exemplo, podemos dizer que o Fe2+ agiu como:
a) ácido de Lewis
b) base de Lewis
c) sal simples
d) base de Arrhenius
7. (UVA) Na reação:
HF + HNO3 → H2F+ + NO3-, a espécie H2F+ é classificada como:
a) um ácido de Brönsted - Lowry.
b) um ácido de Arrhenius.
c) uma base de Lewis.
d) uma base de Arrhenius.
8. (UFAL-AL) De acordo com Bronsted-Lowry "um ácido libera prótons para uma base e uma base
aceita prótons de um ácido."
HCℓ(aq) + NH3(aq)
NH4+(aq) + Cℓ-(aq)
Na equação acima, dentro do conceito de Bronsted-Lowry, são ácidos, as espécies químicas:
a) HCℓ(aq) e NH3(aq)
b) HCℓ(aq) e NH4+(aq)
c) HCℓ(aq) e Cℓ-(aq)
d) NH3(aq) e NH4+(aq)
e) NH4+(aq) e Cℓ-(aq)