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GOVERNO DO ESTADO DE MATO GROSSO DO SUL
SECRETARIA DE ESTADO DE EDUCAÇÃO
E.E. ARACY EUDOCIAK
Unidade 3 – ligações químicas e funções químicas. CH= 14 aulas (c + p) mínimo de 11 aulas (75%)
Conteúdo 6 - Ligações químicas - A combinação dos átomos
A combinação de átomos de cerca de cem elementos químicos permite formar milhares de substâncias. Assim como as
letras se unem para formar palavras, os átomos também podem se unir para formarem substâncias químicas (com regras
específicas para isso).
Lewis observou que os átomos dos elementos químicos do grupo dos gases nobres são encontrados isolados, sem fazer ligações químicas. Como hipótese, passou a considerar que a configuração eletrônica desses átomos confere um
equilíbrio de forças capaz de lhes dar estabilidade - a mesma que os átomos dos demais elementos tendem a adquirir. Então, estabeleceu-se a base para a teoria eletrônica das ligações: os átomos dos elementos químicos estabelecem
ligações químicas para adquirir configurações eletrônicas semelhantes às dos átomos dos gases nobres mais próximos a
eles na tabela periódica também conhecida como Regra do Octeto.
Ligações químicas, os elementos químicos se ligam por compartilhamento, ou transferência de elétrons, seguindo a regra do Octeto, completando suas camadas de valência.
Formação de íon: Os átomos podem ganhar ou perder elétrons (com carga elétrica negativa), ficando eletricamente
carregados (positivamente ou negativamente),formando íons. Existem dois tipos de íons.
Cátions: íons carregados positivamente, por perderem elétrons.
Ânions: íons carregados negativamente, por ganharem elétrons.
+
2+
2Exemplos: 11Na -1e = Na
12Mg -2e = Mg
16O +2e = O
17Cℓ +1e = Cℓ
Mas, apesar de serem formadas por íons, as substâncias formadas são eletricamente neutras. Todas as substâncias
iônicas são formadas por cátions e ânions. E o total de cargas positivas (cátions) é igual ao de negativas (ânions). Logo,
as substâncias são eletricamente neutras.
22+
Exemplo: Na + Cℓ = NaCℓ , Mg +O = MgO
A Valência esta relacionado diretamente à capacidade de ligação entre os átomos. E está relacionada diretamente
ao número de elétrons que estão presentes em suas camadas mais externas e irão participar das ligações químicas. O
número de elétrons que os átomos de um elemento químico possuem na sua camada mais externa, é denominado camada de valência.
Representação das Substâncias
Existe uma forma gráfica bastante simples para representar as substâncias iônicas. É o modelo proposto por Lewis, que
indica o número de elétrons da camada de valência dos átomos constituintes. Chamamos de camada de valência o último nível energético que o átomo possui elétrons distribuídos, com o auxílio do diagrama de Linus Pauling, ou podemos
consultar diretamente esse valor na tabela periódica.
A regra do octeto e a tabela periódica: Na tabela, pela distribuição eletrônica dos elementos temos:
Número da Família ou coluna
1a
2a
3a
4a
5a
6a
7a
8a
Número de elétrons na camada de valência
1
2
3
4
5
6
7
8
valência
+1
+2
+3
±4
-3
-2
-1
0
Distribuição eletrônica – a tabela periódica e a regra do Octeto
Podemos utilizar o esquema abaixo para prever a formação da ligação química, sua fórmula mínima:
Um método prático para determinar a fórmula mínima do composto, considerando
a imagem ao lado. Nela, a letra C representa um cátion e a letra A representa um ânion.
Consideramos que o total de cargas positivas é igual ao de negativas, multiplicado o ele+
mento cátion pelo mesmo valor de carga do ânion temos a quantidade de cátions (X .Y)
e o elemento ânion pelo mesmo valor de carga do cátion, temos a quantidade de ânions
2+ 1Mg Cℓ
(Y . X).
(-1 . 2)
1(+2 . 1)
2+
+ Cℓ
, então são: 1 Mg
e Cℓ é da família 7A: Cℓ , logo: Mg
Como no exemplo: se Mg é da família 2A: Mg
e 2 Cℓ, e a fórmula mínima fica: MgCℓ2 .
As ligações químicas podem ser: iônica, Covalente e metálica.
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Ligações iônicas ocorrem com a transferência de elétrons de um elemento para o outro, com a formação substâncias iônicas em retículos cristalinos, capazes de conduzirem corrente elétrica quando diluídos em água.
Na representação de Lewis aparecem símbolos (na quantidade dos elétrons da camada de valência) ao redor dos
respectivos símbolos dos elementos químicos. Veja a formação do fluoreto de cálcio (CaF2) abaixo:
Representação de Lewis do CaF2.
Ligações covalentes ocorrem com o compartilhamento de elétrons entre os elementos, não há transferência de
elétrons, cada elemento continua preso à sua eletrosfera, os elétrons são compartilhados pelos dois átomos. Assim, cada
átomo de hidrogênio passa a interagir com dois elétrons: o seu e o do átomo vizinho. Os átomos, como na figura abaixo.
Na representação das ligações químicas utilizamos os símbolos dos elementos químicos na representação de
Lewis, e nas fórmulas químicas (mínimas, moleculares, estruturais planas e geométricas). Utilizamos os símbolos de
cada elemento químico do composto, os números representam a quantidade de cada elemento neste composto.
Hidrogênio
1 par de elétrons H2
Z (H) = 1
A união de átomos de hidrogênio: um jogo de forças opostas, que
resulta em equilíbrio. Para fins didáticos, o núcleo do átomo não foi
1 par de elétrons H2
desenhado na proporção real.
Essa união de átomos por compartilhamento de elétrons é denominada ligação covalente e ocorre quase sempre por
meio do compartilhamento de pares de elétrons. Exceto na ligação covalente coordenado (ou dativa) onde um dos
elementos compartilha 1 par dos seus elétrons com o outro elemento.
Tipos de ligações covalentes:
Ligação covalente simples
H-O-H
Ligação covalente dupla
O=C=O
6A=4A=6A
1A-6A-1A
Ligação covalente tripla
- Fórmula estrutural geométrica: da molécula de CH4.
NΞN
Ligação covalente coordenada.
O=S=O
- Fórmula estrutural plana
da molécula de ácido sulfúrico.
H2SO4 – fórmula mínima
6A=6A→6A
Ligação metálica: não é explicada pela regra do octeto. Pois há existe a formação de uma nuvem eletrônica ao redor
dos íons, o que explica a boa condutividade de eletricidade dos metais e suas ligas. Ligas metálicas são misturas sólidas
de 2 ou mais elementos de metais.
EXERCÍCIO= 1. Utilizando a representação de Lewis, represente a ligação entre os elementos das famílias:
a)1A e 7A
d) 3A e 6A
g) 2A e 7A
j) 4A e 6A
b) 3A e 7A
c) 1A e 6A
e) 1A e 5A
f) 3A e 5 A
h) 4A e 7A
i) 2A e 6A
k) 2A e 5 A
l) 4A e 5 A
FUNÇÕES INORGÂNICAS
As substâncias químicas podem ser agrupadas de acordo com suas propriedades comuns. Estas propriedades comuns
são chamadas de propriedades funcionais. Segundo essas propriedades podemos agrupar as substâncias químicas em
2 grupos: as funções inorgânicas, e as funções orgânicas.
As principais funções inorgânicas são: ácido, base ou hidróxido, sal, e óxido.
Para compreender os conceitos das funções deveremos distinguir os fenômenos de ionização e dissociação.
Observe o fenômeno: HCℓ + H2O = H3O + Cℓ Devido à diferença de eletronegatividade entre os átomos de hidrogênio e cloro a ligação covalente é quebrada produzindo íons. Este fenômeno chama-se ionização. A ionização ocorre
com alguns compostos moleculares.
Veja agora o fenômeno: NaCℓ + H2O = Na + (aq) + Cℓ (aq)
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Neste fenômeno os íons apenas são separados. O fenômeno será denominado de dissociação. A dissociação ocorre
com os compostos iônicos.
FUNÇÃO ÁCIDO (CONCEITO DE ARRHENIUS )
Segundo Arrhenius toda substância que em solução aquosa sofre ionização produ+
zindo como cátion, apenas o íon H , é um ácido.
Exemplos:
+
+
Hoje, sabemos que o íon H liga-se à molécula de água formando íon H3O , chamado de hidrônio ou hidroxônio.
Exemplo:
H2O
H2SO4
+
22H + SO4
+
2H2SO4 + 2H2O = 2H3O + SO4
PROPRIEDADES DOS ÁCIDOS
Os ácidos possuem algumas propriedades características: condutibilidade elétrica, ação sobre indicadores e ação sobre
as bases.
Condutibilidade elétrica: Em solução conduz a corrente elétrica.
Indicador
Cor na presença de ácido
Ação sobre indicadores: Algumas substâncias adquiFenolftaleína
Incolor
rem colorações diferentes quando estão na presença
Róseo
dos ácidos, estas substâncias são chamadas de indi- Tornassol
cadores.
Laranjado de metila
Vermelho
Ação sobre bases: Reagem com as bases produzindo sal e água.
NOMENCLATURA DOS ÁCIDOS
HIDRÁCIDOS: Ácido + elemento formador + ÍDRICO Exemplos: HCℓ: ácido clorídrico,
OXIÁCIDOS: Usamos os prefixos hipo e per e os sufixos oso e ico, que dependem do Nox do elemento central, de acordo com a tabela abaixo.
Ácido hipo ELEMENTO CENTRAL oso
HCℓO : ácido hipocloroso
Ácido ........................................... oso
HCℓO2 : ácido cloroso
Ácido ........................................... ico
HCℓO3 : ácido clórico
Ácido per .................................... ico
HCℓO4 : ácido perclórico
FUNÇÃO BASE OU HIDRÓXIDO (CONCEITO DE ARRHENIUS)
Para Arrhenius base ou hidróxido é todo composto que em solução aquosa sofre dissociação iônica, libertando como ânion, apenas o íon OH – , denominado de oxidrila ou hidroxila.
Exemplos: NaOH
H2O
+
–
Na + OH
Pb(OH) 2
H2O
2+
–
Pb + 2 OH
Estas equações recebem o nome de equações de dissociação da base. As bases podem ser classificadas seguindo vários critérios.
NOMENCLATURA DAS BASES
A nomenclatura de uma base depende da valência do cátion. Quando o cátion possui uma única valência devemos colocar a palavra hidróxido seguida do nome elemento que originou o cátion. Ex.: LiOH: hidróxido de lítio.
Se o cátion possui duas valências diferentes devemos acrescentar os sufixos oso e ico, respectivamente, para a menor
ou maior valência. Ex.: Fe(OH)2 : hidróxido ferroso. Fe(OH)3 ; hidróxido férrico.
Para as bases constituídas por cátions com duas valências diferentes, podemos substituir as terminações oso ou ico pelas suas valências em algarismos romanos. Ex.: Fe(OH)2 hidróxido de ferro II.
PROPRIEDADES DAS BASES: As bases de Arrhenius apresentam características referentes aos íons OH , entre elas
podemos citar: condutibilidade elétrica, ação sobre indicadores e ação sobre ácidos.
Condutibilidade elétrica: As soluções básicas, por possuírem íons livres, conduzem a corrente elétrica.
indicador
Ação sobre indicadores: Algumas substâncias adquirem
Fenolftaleína
colorações diferentes quando estão na presença das baTornassol
ses, estas substâncias são chamadas de indicadores.
Cor na presença de ácido
Vermelho
Azul
Laranjado de metila
Amarelo
Ação sobre os ácidos: Reagem com os ácidos produzindo sal e água. HCℓ + NaOH = NaCℓ + H 2O
FUNÇÃO SAL Sal é todo composto que em solução aquosa possui pelo menos um cátion diferente do H +,
1–.
e pelo menos um ânion diferente do OH Podemos também afirmar que sal é um composto obtido pela neutralização de um ácido por uma base.
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+
+
–
–
Ex.: HCℓ + NaOH = NaCℓ + H2O, onde o NaCℓ possui o Na , que é diferente do H , e o Cℓ , que diferente do OH
+
–
–
HNO + Ca(OH) CaOHNO + H O , onde o CaOHNO possui o Ca2+, que é diferente do H , e o NO , que é diferente do OH .
3
2
3
2
3
3
A reação entre um ácido e uma base recebe o nome especial de neutralização ou salificação.
A neutralização entre um ácido e uma base pode ser total ou parcial.
Neutralização total
Neutralização parcial
É quando o total de hidrogênios ionizáveis do ácido é Ocorre quando o número de hidrogênios ionizáveis do ácido for
igual ao total de oxidrilas da base, neste caso o sal
diferente do número de oxidrilas da base.
formado é classificado como um sal normal. ExemExemplos: HCℓ + Ca(OH)2 = Ca(OH)Cℓ + H 2O
sal básico
plos:
H3PO4 + AgOH = AgH2PO4 + H 2O
HBr + KOH = K Br + H 2O
Sal normal
sal ácido
Podemos também efetuar a reação entre dois áci- Exemplos: HCl + HBr + Ca(OH)2 = CaBrCℓ + 2 H 2O
sal duplo
dos diferentes e uma única base ou, entre duas bases
H2SO4 + NaOH +KOH = NaKSO4 + 2 H 2O
diferentes e um único ácido, formando nestes casos
sal duplo
sais duplos.
A nomenclatura dos sais normais é feita citando-se o nome do ânion, proveniente do ácido (mudando-se a terminação)
seguido do nome do cátion, proveniente da base.
Terminações dos ácidos e sais
ÁCIDO SAL
HCℓ
+
NaOH
=
NaCℓ
+ H2O
ácido clrídrico + hidróxido de sódio = cloreto de sódio + água
ÍDRICO ETO
OSO
ITO
ICO
ATO
Os sais obtidos pela neutralização parcial de um ácido por uma base são classificados como:
Sais ácidos ou hidrogenossais Restaram hidrogênios ionizáveis do ácido. Exemplos: NaHCO3; KH2PO4
Sais básicos ou hidróxissais Restaram oxidrilas da base. Exemplos: Ca(OH)Cℓ; Fe(OH)2NO3
+
–
A nomenclatura desses sais é feita citando-se a presença do H ou da OH , pelos termos hidrogeno ou hidroxi ao
nome do sal normal, respectivamente.
Exemplos: NaHCO3: hidrogeno-carbonato de sódio Fe(OH)2NO3: di-hidroxi-nitrato férrico
Para os sais duplos devemos citar o nome dos dois cátions ou dos dois ânions.
Exemplos: CaBrCℓ: cloreto brometo de cálcio, NaKSO4: sulfato de sódio e potássio
FUNÇÃO ÓXIDO É o conjunto de compostos binários onde o oxigênio é o elemento mais eletronegativo.
Exemplos: Na 2O; H2O; Aℓ 2O3; SO3; CaO
Podemos dividir os óxidos em dois grupos:
Os óxidos moleculares: O elemento ligado ao oxigênio é ametal. Exemplos: CO2 ; SO3 ; CO ; Cl2O7
Os óxidos iônicos: O elemento ligado ao oxigênio é um metal. Exemplos: Fe 2O3 ; CaO ; Na 2O ; Aℓ 2O3
NOMENCLATURA DOS ÓXIDOS - Para os óxidos moleculares: óxido + de + nome do elemento
Antes da palavra óxido e do nome do elemento colocamos os prefixo mono, di, tri, tetra, etc., para indicar a quantidade
de átomos de cada elemento na fórmula.
Exemplos: Cℓ2O7: heptóxido de dicloro. CO2: dióxido de carbono.
Para os compostos iônicos: óxido + de + nome do elemento. Ex.: Na2O: óxido de sódio, ZnO : óxido de zinco.
Se o elemento forma dois cátions diferentes, devemos indicar a valência em algarismos romanos ou com as terminações oso e ico. Ex.: FeO : óxido de ferro II ou óxido ferroso, Fe2O3 : óxido de ferro III ou óxido férrico
2–
PERÓXIDOS - São compostos que possuem em sua estrutura o grupo (O2) . Os peróxidos mais comuns
são formados por hidrogênio, metais alcalinos e metais alcalinos terrosos. Sua nomenclatura é feita usando2–
se a palavra peróxido, seguida do nome do elemento ligado ao grupo (O2) .
Exemplos: Na2O2 : peróxido de sódio; CaO2 : peróxido de cálcio; H2O2 : peróxido de hidrogênio
Os peróxidos reagem com a água, produzindo uma base e água oxigenada, e reagem com os ácidos, produzindo um
sal e água oxigenada. Exemplos: Na 2O2 + 2 H 2O = 2 NaOH + H2O2 ; Na 2O 2 + H2SO4 Na 2SO4 + H 2O 2
O peróxido de hidrogênio é líquido e molecular. Quando está dissolvido em água, produz uma solução conhecida como
água oxigenada, muito comum no nosso dia-a-dia.
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Aluno (a):___________________e __________________EJA III sala___ nota:_______ (0- 2,0)
1. atividade de produção de Química - unidade 3 – profª Karine
data: _____/_____/_____
C6 – ligações químicas e C7 – funções Inorgânicas
01. Na tabela periódica, estão no mesmo grupo (coluna) elementos que apresentam o mesmo:
a( ) Número de elétrons no último nível de energia.
b( ) Número de elétrons emparelhados ou desemparelhados.
c( ) Número de nêutrons no último nível de energia.
02. Sobre as afirmações abaixo, marque a opção falsa:
a( ) as ligações químicas ocorrem para dar instabilidade aos átomos dos elementos.
b( ) todas as ligações químicas ocorrem seguindo a regra do octeto.
c( ) as ligações químicas podem ser iônica e covalente.
03. Sobre os elementos químicos, marque a alternativa correta:
a( ) os elementos se ligam buscando uma instabilidade.
b( ) os elementos se ligam para completar suas camada de valência.
c( ) os elementos se ligam por que sentem vontade.
04. Julgue os itens abaixo, marcando V se verdadeiros ou F se falsos.
( ) a ligação iônica ocorre por transferência de elétrons de um elemento para o outro.
( ) os elementos podem somente “ganhar” elétrons durante uma ligação química.
( ) ocorrem ligações químicas somente entre átomos de elementos iguais.
( ) pela regra do octeto os elementos se ligam buscando completar suas camadas de valência como gases nobres da
tabela periódica.
( ) a ligação covalente ocorre por compartilhamento de elétrons entre os elementos.
05. São características da ligação Iônica:
a( ) A transferência de elétrons, a formação de íons, forma retículo cristalino e conduz corrente elétrica quando diluídos
em água.
b( ) O compartilhamento de elétrons, não forma íons, forma moléculas e não conduz corrente elétrica quando diluído
em água.
c( ) A formação de nuvem eletrônica, forma de retículo cristalino metálico e conduz corrente elétrica.
06. Quais são os tipos de ligação covalente. (Marque a alternativa correta):
a( ) molecular, iônica e eletrovalente.
b( ) antártica, polar e ártico.
c( ) polar, apolar e coordenada.
07. A ligação covalente pode ser:
a( ) simples, dupla e tripla.
b( ) uno, dos, tres
c( ) one, two, tree
08. Quais podem ser as formas de representar uma ligação química: marque a alternativa correta:
a( ) fórmula mínima, representação de Lewis e fórmula estrutural plana.
b( ) fórmula metálica, fórmula estrutural e representação de dalton.
c( ) fórmula iônica, fórmula (truck e stock car) e representação de Meyer.
09. Qual é alternativa que explica o que é um cátion:
a( ) um ânion carregado positivamente.
b( ) um íon carregado positivamente.
c( ) um íon carregado negativamente.
10. Nas ligações químicas ocorre a interação entre:
a( ) as camadas de valência (as mais externas) dos elementos.
b( ) os nêutrons dos elementos.
c( ) as primeiras camadas eletrônicas de cada elementos (camada K)
11. A regra que melhor explica a ligação química entre os elementos para o ensino médio é:
a( ) a teoria do campo cristalino.
b( ) a regra do octeto.
c( ) a regra de três.
12. As ligações entre os elementos dão origem à:
a( ) substâncias químicas.
b( ) cinética química.
c( ) fórmulas químicas.
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13. As substâncias químicas podem ser representadas por:
a( ) seu número de massa atômica. b( ) seu número atômico. c( ) fórmulas químicas.
14. Sabendo a distribuição eletrônica dos elementos, podemos saber:
a( ) O símbolo do elemento químico, o número de prótons e o número de elétrons.
b( ) A localização do elemento na tabela, a camada de valência e a formação de íons.
c( ) O número de massa atômica, o número de nêutrons e o símbolo do elemento.
15. A ligação iônica difere da ligação covalente por:
a( ) a primeira compartilhar elétrons e a segunda transferir elétrons entre os elementos.
b( ) a primeira transferir elétrons e a segunda compartilhar elétrons entre os elementos.
c( ) a primeira compartilhar elétrons e a segunda formar íons entre os elementos
16. Qual das afirmações é correta:
16.1 Segundo Arrhenius, ácidos são todas as substâncias químicas que em solução aquosa:
+
+
a( ) liberam íons H , formando o íon H3O , chamado de hidrônio ou hidroxônio.
-
-
b( ) liberam íons OH , formando o íon H3O , chamado de hidrônio.
-
c( ) liberam íons H , chamado de hidrônio ou hidroxônio.
16.2 As Bases de Arrhenius sobrem:
+
a( ) ionização em solução aquosa, liberando íons H .
-
b( ) dissociação iônica em solução aquosa, liberando íons OH .
+
c( ) ionização em solução aquosa, liberando íons OH .
16.3 Um sal é formado:
a( ) pela reação entre um sal e um ácido.
b( ) pela reação entre um óxido e uma base.
c( ) pela reação de neutralização entre um ácido e uma base.
16.4 As substâncias: Na2O, ZnO, Aℓ2O3 são:
+
a( ) ácidos - compostos de 2 elementos (metais ou não-metais) e o OH ;
b( ) óxidos - compostos de 2 elementos (metais ou não-metais) e o oxigênio;
–
c( ) Bases - compostos de 2 elementos (metais ou não-metais) e o H ;
16.5 Neutralização é uma reação característica de:
a( ) Ácidos e óxidos; b( ) Sais e óxidos;
( ) Ácidos e bases;
16.6 Qual das opões apresenta a nomenclatura correta dos compostos inorgânicos:
a( ) Óxido clorídrico, dióxido de sódio, cloreto de carbono e dióxido de cloreto
b( ) Ácido clorídrico, hidróxido de sódio, cloreto de sódio e dióxido de carbono.
c( ) Ácido de sódio, hidróxido clorídrico, cloreto de carbono e óxido de carbono.
16.7 As propriedades dos ácidos e das bases sobre os indicadores são apresentadas:
a( ) não conduzem corrente elétrica.
b( ) pela alteração de cor em papéis indicadores, ou quando utilizadas soluções indicadoras.
c( ) sal e óxidos formam ácidos e bases.
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1. prova da Unidade 3 – C6: ligações químicas e C7: funções inorgânicas
01. Na tabela periódica, estão no mesmo grupo (coluna ou família) os elementos que apresentam o mesmo:
a( ) Número de elétrons emparelhados ou desemparelhados.
b( ) Número de nêutrons no último nível de energia.
c( ) Número de elétrons na camada de valência.
02. Sobre as afirmações abaixo, marque a opção falsa:
a( ) as ligações químicas ocorrem para dar instabilidade aos átomos dos elementos.
b( ) todas as ligações químicas ocorrem seguindo a Regra do Octeto.
c( ) as ligações químicas ocorrem para completar as camadas de valência dos elementos.
03. São características da ligação Iônica:
a( ) A transferência de elétrons, a formação: de íons, de retículo cristalino, e a conduz
corrente elétrica quando diluídos em água.
b( ) O compartilhamento de elétrons, não forma íons, forma moléculas e não conduz
corrente elétrica quando diluído em água.
c( ) A formação de nuvem eletrônica, forma de retículo cristalino metálico e conduz
corrente elétrica.
04. Quais são os tipos de ligação covalente. (Marque a alternativa correta):
a( ) molecular, iônica e eletrovalente.
b( ) antártica, polar e ártico.
c( ) polar, apolar e coordenada.
05. A ligação covalente pode ocorrer com o compartilhamento de:
a( ) nêutrons.
b( ) elétrons.
c( ) prótons.
06. Um sal é formado:
a( ) pela reação química entre um sal e um ácido.
b( ) pela reação química entre um óxido e uma base.
c( ) pela reação química entre um ácido e uma base.
7. Qual opção representa a ligação química correta entre os elementos
7.1 – 11Na(1A), 9F(7A)
a( ) F – Na – F
b( ) Na – F
c( ) Na – F – Na
7.2 – 20Ca (2A), 9F (7A)
a( ) F – Ca – F
b( ) Ca – F
c( ) Ca – F – Ca
8. As propriedades dos ácidos e das bases sobre os indicadores são apresentadas na opção:
a( ) pela alteração de cor em soluções indicadoras como fenolftaleína, e alaranjado de metila.
b( ) não conduzem corrente elétrica.
c( ) sal e óxidos formam ácidos e bases com fenolftaleína, e alaranjado de metila.
1. prova da Unidade 3 – C6: ligações químicas e C7: funções inorgânicas
01. Na tabela periódica, estão no mesmo grupo (coluna ou família) os elementos que apresentam o mesmo:
a( ) Número de elétrons emparelhados ou desemparelhados.
b( ) Número de elétrons na camada de valência.
c( ) Número de nêutrons no último nível de energia.
02. Sobre as afirmações abaixo, marque a opção falsa:
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a( ) as ligações químicas ocorrem para dar instabilidade aos átomos dos elementos.
b( ) todas as ligações químicas ocorrem seguindo a regra do octeto.
c( ) as ligações químicas ocorrem para completar as camadas de valência dos elementos.
03. São características da ligação Metálica:
a( ) A transferência de elétrons, a formação: de íons, de retículo cristalino, e a conduz
corrente elétrica quando diluídos em água.
b( ) O compartilhamento de elétrons, não forma íons, forma moléculas e não conduz
corrente elétrica quando diluído em água.
c( ) A formação de nuvem eletrônica, forma de retículo cristalino metálico e conduz
corrente elétrica.
04.A regra que melhor explica a ligação química entre os elementos para o ensino médio é:
a( ) a teoria do campo cristalino.
b( ) a regra do octeto.
c( ) a regra de três.
05. A ligação covalente pode ocorrer com o compartilhamento de:
a( ) prótons.
b( ) nêutrons.
c( ) elétrons.
06. Um sal é formado:
a( ) pela reação química entre um sal e um ácido.
b( ) pela reação química entre um ácido e uma base.
c( ) pela reação química entre um óxido e uma base.
7. Qual opção representa a ligação química correta entre os elementos
7.1 –20Ca (2A), 9F (7A)
a( ) Ca – F - F
b( ) F – Ca – F
c( ) Ca – F – Ca
7.2 – 11Na(1A), 9F(7A)
a( ) F – Na – F
b( ) Na – F – Na
c( ) Na – F
8. As propriedades dos ácidos e das bases sobre os indicadores são apresentadas na opção:
a( ) não conduzem corrente elétrica.
b( ) pela alteração de cor em soluções indicadoras como fenolftaleína, e alaranjado de metila.
c( ) sal e óxidos formam ácidos e bases com fenolftaleína, e alaranjado de metila.
12. Nas ligações químicas ocorre a interação entre:
a( ) as camadas de valência (as mais externas) dos elementos.
b( ) os nêutrons dos elementos.
c( ) as primeiras camadas eletrônicas de cada elementos (camada K)
13.
14. As ligações entre os elementos dão origem à:
a( ) substâncias químicas.
b( ) cinética química.
c( ) fórmulas químicas.
15. As substâncias químicas podem ser representadas por:
a( ) seu número de massa atômica. b( ) seu número atômico. c( ) fórmulas químicas.
16. Sabendo a distribuição eletrônica dos elementos, podemos saber:
a( ) O símbolo do elemento químico, o número de prótons e o número de elétrons.
b( ) A localização do elemento na tabela, a camada de valência e a formação de íons.
c( ) O número de massa atômica, o númeto de nêutrons e o símbolo do elemento.
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18. a ligação iônica difere da ligação covalente por:
a( ) a primeira compartilhar elétrons e a segunda transferir elétrons entre os elementos.
b( ) a primeira transferir elétrons e a segunda compartilhar elétrons entre os elementos.
c( ) a primeira compartilhar elétrons e a segunda formar íons entre os elementos.
C6 Ligações química e C7 – funções inorgânicas
1. Utilizando a representação de Lewis, represente a ligação entre os elementos das famílias:
a)1A e 7A
d) 3A e 6A
g) 2A e 7A
j) 4A e 6A
b) 3A e 7A
c) 1A e 6A
e) 1A e 5A
h) 4A e 7A
f) 3A e 5 A
i) 2A e 6A
k) 2A e 5 A
l) 4A e 5 A
2. Qual das afirmações é correta:
2.1 Segundo Arrhenius, ácidos são todas as substâncias químicas que em solução aquosa:
+
+
a( ) liberam íons H , formando o íon H3O , chamado de hidrônio ou hidroxônio.
b( ) liberam íons OH , formando o íon H3O , chamado de hidrônio.
c( ) liberam íons H , chamado de hidrônio ou hidroxônio.
2.2 As Bases de Arrhenius sobrem:
+
a( ) ionização em solução aquosa, liberando íons H .
b( ) dissociação iônica em solução aquosa, liberando íons OH .
+
c( ) ionização em solução aquosa, liberando íons OH .
2.3 Um sal é formado:
a( ) pela reação entre um sal e um ácido.
b( ) pela reação entre um óxido e uma base.
c( ) pela reação de neutralização entre um ácido e uma base.
2.4 As substâncias: Na2O, ZnO, Al2O3 são:
+
a( ) ácidos - compostos de 2 elementos (metais ou não-metais) e o OH ;
b( ) óxidos - compostos de 2 elementos (metais ou não-metais) e o oxigênio;
–
c( ) Bases - compostos de 2 elementos (metais ou não-metais) e o H ;
2.5 Neutralização é uma reação característica de:
a( ) Ácidos e óxidos;
b( ) Sais e óxidos;
c( ) Ácidos e bases;
2.6 Qual das opões apresenta a nomenclatura correta dos compostos inorgânicos:
a( ) Óxido clorídrico, dióxido de sódio, cloreto de carbono e dióxido de cloreto
b( ) Ácido clorídrico, hidróxido de sódio, cloreto de sódio e dióxido de carbono.
c( ) Ácido de sódio, hidróxido clorídrico, cloreto de carbono e óxido de carbono.
2.7 As propriedades dos ácidos e das bases sobre os indicadores são apresentadas:
a( ) não conduzem corrente elétrica.
b( ) pela alteração de cor em papéis indicadores, ou quando utilizadas soluções indicadoras.
c( ) sal e óxidos formam ácidos e bases.
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A combinação dos átomos
A combinação de átomos de cerca de noventa elementos químicos permite formar milhares de substâncias. Como esses átomos se unem? O que os mantém juntos, ou seja, o que garante a estabilidade da união entre eles?
Vamos estudar um modelo que procura explicar dois tipos básicos de ligações químicas: a iônica e a covalente. Para entender o modelo das ligações iônicas e covalentes, vamos, primeiro, conhecer uma propriedade básica dos átomos.
Os átomos podem ganhar ou perder elétrons ficando eletricamente carregados formando íons.
Existem dois tipos de íons.
Cátions: íons carregados positivamente.
Ânions: íons carregados negativamente.
Mas, apesar de serem formadas por íons, elas são eletricamente neutras. Como essas substâncias podem ser neutras,
sendo formadas por íons? Todas as substâncias iônicas são formadas por cátions e ânions. E o total de cargas positivas
(cátions) é igual ao de negativas (ânions). Logo, as substâncias são eletricamente neutras.
Formação de íon
De acordo com modelos atômicos mais precisos, os elétrons dos átomos ocupam diferentes níveis energéticos. Veja, na
figura abaixo, como é a distribuição de elétrons nos átomos do cloro e do sódio.
Átomos neutros de sódio e cloro se aproximam.
O cloro tende a atrair o elétron da camada de valência do sódio com grande intensidade.
O elétron da camada de valência do sódio é transferido para o átomo de cloro. Formando-se íons Na+ e Cl-. Os quais
irão se atrair fortemente. Com a formação dos íons, passa a existir atração eletrostática entre essas espécies químicas: os
íons positivos (cátions) atraem os negativos (ânions). Essa interação entre cátions e ânions é denominada ligação iônica.
Contudo, as forças de atração e repulsão das partículas atômicas não explicam todos os tipos de ligação química.
Existem outros modelos de explicação.
Com a aproximação dos átomos, o elétron do último nível do sódio é atraído mais fortemente pelo núcleo do átomo de
cloro, que tem maior tendência de atrair elétrons (eletronegatividade), do que por seu próprio núcleo. Como consequência,
esse elétron é transferido do átomo de sódio para o de cloro. Nesse processo, o átomo de sódio fica com um elétron a
menos e o de cloro com um a mais, estão, portanto formados os íons.
Regra do Octeto
A busca da estabilidade é constante, seja financeira, emocional ou outra qualquer. No universo físico, ela é alcançada
pelo equilíbrio de forças, na busca de um estado de menor energia.
Segundo os estudos do químico americano Gilbert Newton Lewis (veja quadro, pág. 53), até os átomos também tendem
a estados de maior estabilidade. Em 1916, Lewis observou que os átomos dos elementos químicos do grupo dos gases
nobres são encontrados isolados, sem fazer ligações químicas. Como hipótese, passou a considerar que a configuração
eletrônica desses átomos confere um equilíbrio de forças capaz de lhes dar estabilidade - a mesma que os átomos dos
demais elementos tendem a adquirir.
A partir desses estudos, estabeleceu-se a base para a teoria eletrônica das ligações, segundo a qual os átomos dos
elementos químicos estabelecem ligações químicas para adquirir configurações eletrônicas semelhantes às dos átomos
dos gases nobres mais próximos a eles na tabela periódica. Isso significa que os átomos, ao estabelecer ligações
químicas, ficam com oito elétrons na sua última camada eletrônica, como acontece com os gases nobres, com exceção
do hélio. Esse princípio ficou conhecido como regra do octeto.
Gilbert Newton Lewis (1875-1946), químico americano, foi um garoto precoce. Aprendeu a ler em casa, depois
freqüentou uma escola pública dos 9 aos 14 anos e, a seguir, ingressou na Universidade de Nebraska. Aos 17 anos
transferiu-se para a famosa Universidade de Harvard e aos 24 já havia concluído o doutorado. A essa precocidade
associava-se um espírito criativo e ousado, que não se conformava com os conceitos preestabelecidos. Ao estudar a
natureza das ligações químicas, acabou entrando em choque com seu orientador e abandonou Harvard. Então, Lewis
trabalhou sete anos no prestigiado Massachusetts Institute of Technology - MIT, com um grupo de jovens e talentosos
cientistas. Era um professor que incentivava o debate e gostava de apresentar problemas instigantes, que desenvolviam o
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espírito crítico. Formou vários químicos de renome, inclusive alguns ganhariam o Prêmio Nobel. Produtivo até sua morte,
aos 71 anos, Lewis é considerado por muitos como o grande responsável pelo avanço da Química nos Estados Unidos,
numa época em que a Europa ainda dominava o campo das Ciências.
A regra do octeto e a tabela periódica
Na hora de estudar as ligações químicas entre átomos de diferentes elementos, a tabela periódica é uma ferramenta
imprescindível. É ela que nos informa sobre as características e o comportamento dos átomos dos diferentes elementos
químicos.
Primeiro, vamos destacar algumas informações sobre os grupos dos elementos representativos que são úteis para o
estudo das ligações químicas. Os átomos de elementos representativos do mesmo grupo possuem a mesma quantidade
de elétrons no último nível energético e, por isso, formam o mesmo tipo de ligação. Átomos de elementos dos grupos 1 e
2, classificados como metais, tendem a perder elétrons, formando cátions. Já os dos grupos 15, 16 e 17, classificados
como não-metais, tendem a ganhar elétrons, formando ânions.
Como os metais tendem a formar cátions e os não-metais, ânions, em geral as combinações entre átomos de metais e
de não-metais produzem substâncias iônicas.
Sais: exemplos típicos de substâncias iônicas
Em casa, quando você fala a palavra sal, todos entendem que você está se referindo àquele sólido branco usado no
tempero de alimentos. Se você falar sal para um químico, invariavelmente ouvirá a pergunta: "Qual?" Para ele, o cloreto
de sódio é apenas um exemplo dentre uma enorme classe de substâncias.
Quimicamente, sal pode ser definido como um tipo de substância iônica que possui um ou mais ânions diferentes da hidroxila (OH-) e do oxigênio (02-) e pelo menos um cátion diferente do hidrogênio (H+). Pode ser formado a partir de reações de neutralização ocorridas entre ácidos e bases. Por exemplo, a partir da reação do ácido clorídrico com o hidróxido
de sódio, obtém-se o cloreto de sódio. Essa reação é representada pela seguinte equação química:
HCl (aq) + NaOH (aq) -> H20 (l) + NaCl (aq)
A reação de neutralização de uma solução de ácido clorídrico com uma solução de hidróxido de sódio resulta em uma
solução aquosa de cloreto de sódio.
Os sais são sólidos e muitos apresentam sabor salgado. Mas não tente comprovar esta última afirmação porque, embora alguns sejam usados na alimentação humana e de animais, muitos são extremamente tóxicos. Eles têm aplicações
variadas na sociedade. Vejamos algumas delas na tabela.
Alguns sais utilizados em nosso dia·a·dia e suas funções
Bicarbonato
de Utilizado em alguns fermentos químicos com a função de produzir gás carbônico (C02).
sódio (NaHCO3)
Bastante empregado como antiácido estomacal.
Em alguns extintores, é componente de espuma para o combate de incêndios.
Fluoreto de sódio Componente de vários cremes dentais e colutóríos (enxaguadores bucais), pois tem a proprie(NaF)
dade de inibir a perda de minerais dos dentes, tornando·os mais resistentes as bactérias causadoras de cáries.
Hipoclorito de só- Utilizado para o branqueamento de produtos têxteis e papéis e no tratamento da água, por ser
dio (NaClO)
anti-séptico e eliminador de gostos e odores indesejáveis.
Nitrato de potássio Empregado como conservante na fabricação de carnes embutidas (presunto, mortadela, salame etc.) para preservar as características do alimento e a sua cor original.
– salitre (KNO3)
Usado na composição de fertilizantes, é prontamente assimilado pelas plantas.
Sulfato de mag- Utilizado na fabricação de sabões, tintas etc.
Usado como laxante, conhecido como sal amargo ou sal de Epsom.
nésio (MgSO4)
Carbonato de cál- Encontrado abundantemente na natureza como calcário e mármore.
cio (CaCO3)
Usado na fabricação de cimento, de vidro comum, de pastas de dentes (age como abrasivo) etc.
Excelente fertilizante, auxilia e acelera o crescimento das plantas e, junto com cal, diminui a acidez do solo, favorecendo a fixação de nitrogênio pelos vegetais.
Sulfato de cálcio Encontra-se na natureza como anidrina (desidratado) e como gipsita (hidratado).
Bastante empregado na fabricação de giz escolar, porcelana e gesso.
(CaSO4)
Fosfato de cálcio Aplicado na agricultura como fertilizante por fornecer fósforo aos vegetais.
Faz parte da composição química dos ossos, cerca de 60% em peso.
(Ca3(PO4)2)
Nitrato de amônio Muito utilizado na fabricação de fertilizantes, sendo de fácil absorção pelas plantas.
(NH4NO3)
Carbonato de só- Grande aplicabilidade na produção de vidro comum, na fabricação de sabões e detergentes, de
remédios, de corantes, de celulose e de papel.
dio (Na2CO3)
Utilizado no tratamento de água de piscina e na limpeza em geral.
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Representação Das Substâncias Iônicas.
Existe uma forma gráfica bastante simples para representar as substâncias iônicas. É o modelo proposto por Lewis, que
indica o número de elétrons da camada de valência dos átomos constituintes. Chamamos de camada de valência o último nível energético do átomo.
Valência
O conceito de valência foi proposto pelo químico inglês Edward Frankland (1825-1899). No início, tal conceito estava relacionado diretamente à capacidade de ligação entre os átomos. Posteriormente, com uma melhor compreensão da estrutura atômica, descobriu-se que a capacidade de ligação dos átomos está relacionada diretamente ao número de elétrons que estão presentes em suas camadas mais externas e irão participar das ligações químicas. Assim, podemos definir valência como sendo o número de elétrons que os átomos de um elemento químico possuem na sua camada mais
externa, também denominada camada de valência.
Veja como fica a representação de Lewis para o cloreto de sódio:
Representação de Lewis do NaCI
Os elétrons são idênticos; independentemente de seus átomos de origem, pode-se usar uma única representação para
todos eles. Mas, por motivos didáticos, costuma-se representar os elétrons com sinais ou cores diferentes para que se
visualize mais facilmente o número de elétrons de valência que cada átomo tinha antes da formação do íon.
A representação de Lewis é útil na visualização da formação de substâncias iônicas com mais de um cátion ou mais de
um ânion. Veja a formação do fluoreto de cálcio (CaF2) abaixo:
Representação de Lewis do CaF2.
Na representação de Lewis abaixo, podemos visualizar a formação de uma substância iônica, envolvendo mais de um
cátion.
Representação de Lewis do K20
Veja agora a representação de Lewis do Al203:
Representação de Lewis do Al203:
Normalmente, os químicos representam as substâncias iônicas utilizando simplesmente a fórmula mínima, que indica a
proporção dos constituintes das substâncias e não suas quantidades. Recordando, no caso do cloreto de sódio (NaCl), temos um cátion sódio para cada ânion cloro, ou seja, a proporção é de um para um. No caso do fluoreto de cálcio (CaF2) a
proporção é de 1 cátion para 2 ânions.
Para definir a fórmula mínima de uma substância iônica, devemos considerar que as substâncias são sempre neutras,
ou seja, o total de cargas positivas será sempre igual ao de negativas.
Um método prático para determinar a fórmula mínima, considerando que o total de cargas positivas é igual ao de negativas, é multiplicar o número de cátions pelo módulo da
carga do ânion e o número de ânions pelo módulo da carga do cátion. O esquema abaixo
mostra como isso pode ser feito. Nele, a letra C representa um cátion e a letra A representa um ânion.
Ligações covalentes
Você já descobriu que as substâncias iônicas conduzem corrente elétrica em solução aquosa. Existem, porém, algumas
substâncias que não conduzem eletricidade nem quando são dissolvidas em água, conforme foi observado no
experimento do capítulo anterior.
As substâncias que não conduzem eletricidade nem mesmo quando dissolvidas em água não são constituídas por íons
e, sim, por espécies eletricamente neutras. Portanto, na interação entre os átomos constituintes dessas substâncias, não
há transferência de elétrons. A ligação entre esses átomos é explicada segundo um outro modelo: a ligação covalente .
• Elétrons compartilhados
Como vimos no capítulo anterior, as ligações iônicas são interações entre íons: átomos, ou conjunto de átomos, que
perderam ou ganharam elétrons. Certo? Nos íons, os átomos possuem configuração eletrônica semelhante à dos átomos
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de gases nobres, embora haja exceções, lembra-se?
�
os elétrons dos dois átomos se repelem;
�
os núcleos dos dois átomos se repelem;
�
o núcleo de cada átomo de hidrogênio atrai o elétron do outro.
Essas forças atingem um equilíbrio. Não há transferência de elétrons de um átomo para outro, ou seja, os elétrons de
cada hidrogênio continuam presos às suas eletrosferas, compartilhados pelos dois átomos. Assim, cada átomo de
hidrogênio passa a interagir com dois elétrons: o seu e o do átomo vizinho. Os átomos de hidrogênio ficam com
eletrosfera semelhante a átomos de hélio, sem transferirem elétrons, mas compartilhando-os.
Hidrogênio
1 par de elétrons H2
Z (H) = 1
A união de átomos de hidrogênio: um jogo
1 par de
elétrons H2
de forças opostas, que resulta em equilíbrio. Para fins
didáticos, o núcleo do átomo não foi desenhado na
proporção real.
Quando um átomo de cloro se aproxima de um de
hidrogênio, nenhum dos dois possui força suficiente para
remover um elétron do outro. Como cada um deles precisa
de um elétron, há o compartilhamento - um elétron do
átomo de hidrogênio e outro do átomo de cloro -, formando
uma molécula de loreto de hidrogênio. Esse par de elétrons
passa a girar em torno dos dois núcleos atômicos, conferindo configuração de gás nobre aos dois átomos.
o compartilhamento de elétrons entre o hidrogênio e o
cloro faz ambos obedecerem à regra do octeto.
Em geral, a ligação cova lente ocorre entre átomos dos
elementos representativos dos grupos 14 a 1 7 (de quatro a
sete elétrons na camada de valência). Os átomos desses
elementos, classificados como não-metais, compartilham
elétrons para completar o seu octeto. Portanto, podemos
dizer que, enquanto as ligações iônicas ocorrem entre
átomos de metais e não-metais, as ligações covalentes
ocorrem entre átomos de não-metais.
Além da ligação iônica e da covalente, existe também a
metálica, que ocorre entre átomos de metais. Essa ligação
não pode ser explicada pelo modelo da regra do octeto e
seu estudo é feito na presente coleção, no módulo
referente aos metais.
Hidrogênio
H(Z = 1)
Cloro - CI (Z
= 17)
Essa união de átomos por compartilhamento de elétrons, denominada ligação covalente, ocorre quase sempre por meio
de pares de elétrons.
Tipos de ligação covalente:
Ligação covalente simples
Ligação covalente tripla
Ligação covalente dupla
Ligação covalente tripla
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Fórmula estrutural:
Fórmula eletrônica de lewis e fórmula estrutural da
molécula de ácido sulfúrico.
Ligação covamente coordenada.
Dióxido de carbono
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