Química - Portal do aluno RUMO

RUMO PRÉ VESTIBULAR
Aula 1 – Matéria
A Química é o estudo da matéria: sua
composição, estrutura, propriedades, as
transformações pelas quais ela passa
durante as reações químicas e sua relação
com a energia. Didaticamente, a Química
costuma ser separada em quatro áreas:
Química Inorgânica (que estuda os
compostos inorgânicos e organometálicos),
Química Orgânica (que estuda os
compostos derivados do carbono), Química
Analítica (que estuda a composição química
de amostras diversas) e a Físico-Química
(que estuda as propriedades da matéria).
Apesar da separação, as disciplinas
interagem entre si amplamente. Por
exemplo, pode-se fazer a análise da
estrutura de um composto orgânico
(mesclando as Químicas Orgânica e
Analítica) ou estudar as propriedades de um
composto inorgânico (misturando a
Química Inorgânica e a Físico-Química).
O estudo da Química começa com as
propriedades e conceitos básicos da
matéria.
 Estado Físicos
As substâncias podem ser encontradas
em 3 estados físicos ou fases: sólido
(com menor energia), líquido ou gasoso
(com maior energia). O estado físico é
determinado pela pressão, temperatura
e estrutura da substância.
o Estado sólido
No estado sólido a substância tem
volume e forma definidos. Os átomos
ou moléculas da substância na fase
sólida têm pouca liberdade de
movimento (estão mais “rígidos”, o
que faz com que a forma seja
definida). Os sólidos são chamados de
cristalinos quando o arranjo dos
QUÍMICA BÁSICA
átomos ou moléculas segue um
padrão; caso contrário, são chamados
de amorfos.
Sólido cristalino
o
Sólido amorfo
Estado líquido
No estado líquido a substancia
tem volume definido, mas
forma variável. Existe uma
liberdade maior de movimento
entre os átomos ou moléculas,
permitindo a variação da forma.
Líquido
o
Estado gasoso
No estado gasoso as moléculas
ou átomos da substância estão
livres. Tanto a forma quanto o
volume
são
variáveis
e
dependem do recipiente onde o
gás está confinado. Uma
substância no estado gasoso
sempre ocupa todo o volume
do recipiente que o contém.
Gás
1
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o
QUÍMICA BÁSICA
Mudanças de estado
As mudanças de estado
acontecem quando existem
mudanças na temperatura ou
na pressão da substância.
é. Do mesmo modo, as misturas
são chamadas “eutéticas” se o
ponto de fusão é constante,
mas o de ebulição não é.
As
misturas
podem
ser
classificadas em homogêneas
ou heterogêneas. As misturas
homogêneas são aquelas que
só
possuem
uma
fase.
Exemplos.: H2O + álcool; H2O +
O2 (dissolvido); H2O + NaCl
(dissolvdo); qualquer mistura
de gases.
As misturas heterogêneas são
aquelas que apresentam mais
de uma fase. Exemplos: H2O +
azeite; água + areia, álcool +
gelo.
Mudanças de fase: 1) sublimação;
2) fusão; 3) vaporização; 4)
solidificação; 5) liquefação

Classificação da matéria
o Substância pura
Substâncias puras são aquelas
formadas por apenas por
moléculas da mesma substância
(por
exemplo,
somente
moléculas
de
água
ou
sommente
moléculas
de
oxigênio). Têm pontos de fusão
e de ebulição constantes. As
substâncias puras podem ser
simples (de apenas um único
elemento, como o O2) ou
compostas (de mais de um
elemento, como a H2O).
o
Misturas
Como o nome sugere, as
misturas
são
sistemas
compostos de mais de uma
substância
pura.
Cada
substância pura de uma mistura
é chamada de componente. As
misturas possuem composição,
ponto de fusão e ponto de
ebulição
variáveis.
São
chamadas
“azeotrópicas”
quando o ponto de ebulição é
constante, mas o de fusão não

Sistemas
Sistema é a parte do universo
que nós escolhemos para
estudar. O sistema tem duas
regiões importantes, a fronteira
e a vizinhança. A fronteira é a
área em que o sistema está
delimitado,
enquanto
a
vizinhança é a região exterior à
fronteira.
o
Sistema aberto
O sistema aberto é aquele que
pode trocar energia (calor) e
matéria com a vizinhança.
Exemplos: um copo de água; o
corpo humano, uma sala de
aula.
2
RUMO PRÉ VESTIBULAR
QUÍMICA BÁSICA
Sistema isolado: nem a matéria (azul)
nem energia (vermelho) podem
entrar ou sair do sistema.
Sistema aberto: tanto a matéria (azul)
quanto a energia (vermelho) podem
entrar e sair do sistema.

o
Sistema fechado
O sistema fechado é aquele que
não permite a troca de matéria
com a vizinhança, mas ainda
permite que a energia entre ou
saia. Exemplos: uma garrafa
fechada; uma bolsa de gelo.
Transformações da matéria
o Fenômenos físicos
Nos fenômenos físicos, a
composição da matéria não
muda. Estes processos podem
ser reversíveis (como o
derretimento de um pedaço de
gelo) ou irreversíveis (como
rasgar um pedaço de papel)
o
Sistema
fechado:
a
energia
(vermelho) pode entrar e sair do
sistema, mas a matéria, não.
o
Sistema isolado
O sistema isolado não permite a
troca nem de energia nem de
matéria com a vizinhança. O
sistema isolado perfeito só
existe na teoria, embora
algumas situações práticas se
aproximem bastante do ideal.
Exemplo: garrafa térmica.

Fenômenos químicos
Processos químicos são aqueles
em que a composição da
matéria se modifica, isto é, são
aqueles em que ocorre reação
química. Exemplos: a queima
de um palito de fósforo; a
transformação do açúcar em
caramelo; a neutralização de
um ácido.
Separação de misturas
Os
componentes
dos
sistemas
heterogêneos geralmente são mais
fáceis de serem separados do que
aqueles de sistemas homogêneos. Os
métodos mais comuns de separação de
misturas são os seguintes:
o Mistura heterogênea
Decantação: usada para separar
líquidos imiscíveis (que não se
3
RUMO PRÉ VESTIBULAR
misturam) ou um sólido precipitado
em líquido.
a)
b)
a) Separação de óleo (cima) e água
(baixo). b) Separação de areia (grãos)
e água.
Filtração: como o nome sugere,
consiste em filtrar um sólido de um
líquido.
Centrifugação:
semelhante
à
decantação, mas utiliza a força
centrífuga para acelerar o processo.
Tamisação: também conhecido como
peneiramento, consiste em separar
sólidos com uma peneira.
Separação magnética: utiliza-se de
um ímã para separar sólidos
magnéticos de não-magnéticos.
o
Mistura homogênea
Destilação simples: separa dois
líquidos com pontos de ebulição
diferentes ou um sólido dissolvido em
um líquido através da evaporação
(ebulição) do líquido mais volátil,
podendo haver uma condensação
posterior do líquido evaporado.
Destilação fracionada: separa vários
líquidos com diferentes pontos de
ebulição através da evaporação e
condensação
a
diferentes
temperaturas.
QUÍMICA BÁSICA
com a adição de água, basta que ela
determine, com exatidão,
I. a densidade
II. o volume
III. a temperatura de ebulição
IV. a massa
Dessas afirmações, são corretas SOMENTE
a. I e II
b. I e III
c. I e IV
d. II e III
e. III e IV
2) (UFPR) Numa proveta de 100 mL, foram
colocados 25 mL de CCl4, 25 mL de agua
destilada e 25 mL de tolueno (C7H8). A
seguir, foi adicionada uma pequena
quantidade de iodo solido (I2) ao
sistema. O aspecto final pode ser visto
na figura a seguir:
Pode-se dizer que o número de fases, o
número de componentes e o número de
elementos químicos presentes no
sistema esquematizado é de:
a. 3, 4 e 6.
b. 1, 3 e 5.
c. 1, 5 e 6.
d. 3, 4 e 5.
e. 2, 3 e 5.
Exercícios
1) Uma pessoa comprou um frasco de
álcool anidro. Para se certificar de que o
conteúdo do frasco não foi fraudado
3) O soro hospitalar é formado por uma
solução aquosa de cloreto de sódio e
glicose. Esse sistema apresenta:
a. uma fase e um componente.
4
RUMO PRÉ VESTIBULAR
b.
c.
d.
e.
três fases e um componente.
uma fase e dois componentes.
três fases e três componentes.
uma fase e três componentes.
4) Um joalheiro possui uma barra metálica
constituída de uma liga ouro-cobre.
Desejando separar e quantificar os dois
metais, solicitou a um químico que
realizasse os procedimentos necessários.
Para a separação e quantificação de cada
um dos metais desta barra, utilizando os
reagentes
em
quantidades
estequiométricas, foram realizados os
seguintes procedimentos:
Dados: Massas molares (g/mol): H=1;
N=14; O=16; Cu=64; Zn=65; Au=197
Com base nas etapas 1, 2, 3 e 4,
considere as afirmativas a seguir.
I. O procedimento utilizado na etapa 1 é
denominado dissolução fracionada.
II. O sólido X recuperado na etapa 2 possui
massa molar 64 g/mol.
III. As soluções A e B, das etapas 2 e 4, após
a filtração, são misturas homogêneas.
IV. O Zn em pó, da etapa 3, está atuando
como um agente oxidante.
Estão corretas apenas as afirmativas:
a. I e II.
b. I e III.
c. III e IV.
d. I, II e IV.
e. II, III e IV.
QUÍMICA BÁSICA
5) (ITA) Assinale a opção que contém a
afirmação ERRADA relativa à curva de
resfriamento apresentada a seguir.
a. A curva pode representar o resfriamento
de uma mistura eutética.
b. A curva pode representar o resfriamento
de uma substância sólida, que apresenta
uma única forma cristalina.
c. A curva pode representar o resfriamento
de uma mistura azeotrópica.
d. A curva pode representar o resfriamento
de um líquido constituído por uma
substância pura.
e. A curva pode representar o resfriamento
de uma mistura líquida de duas
substâncias que são completamente
miscíveis no estado sólido.
5
RUMO PRÉ VESTIBULAR
Aula 2 – O átomo
Na antiguidade clássica acreditava-se que a
matéria poderia ser dividida em pedaços
cada vez menores até um certo limite, que
de tão pequeno seria invisível. Esse
pequeno pedaço da matéria foi chamado de
átomo (que, em grego, significa indivisível).
QUÍMICA BÁSICA
elétrons estão organizados em orbitais
específicos, cada um com uma determinada
distância do núcleo. Cada orbital está
associado a uma quantidade de energia, e
para saltar de um orbital para outro o
elétron precisaria ganhar ou perder uma
quantidade certa de energia.
Em 1808, o professor John Dalton propôs o
modelo da bola de bilhar. Segundo este
modelo, os átomos seriam esferas maciças,
indestrutíveis, indivisíveis e sem carga.
Todos os átomos de um mesmo elemento
seriam idênticos, e átomos de elementos
diferentes poderiam se combinar para
formar as diferentes espécies químicas.
Em 1897, o físico J. J. Thomson descobriu
que os átomos não são estruturas maciças
sem carga, mas que possuíam partículas
carregadas menores do que o átomo de
hidrogênio. Ele acreditava que estas
partículas negativas estavam distribuídas
em uma esfera positiva. Por isto, o modelo
proposto por Thomson ficou conhecido
como pudim de passas.
14 anos mais tarde, o barão Ernest
Rutherford, durante seus experimentos com
radioatividade, percebeu que o raio do
átomo era muito maior do que o seu
núcleo, que parecia possuir carga positiva.
Assim, Rutherford concluiu que o núcleo
possuía partículas positivas (prótons) e que
as partículas negativas (elétrons) estariam
orbitando em volta do núcleo como os
planetas orbitam em volta do sol.
Apesar de bastante avançado, o modelo de
Rutherford possuía alguns defeitos. Se o
núcleo é positivo e os elétrons, negativos,
como eles não acabam se atraindo um ao
outro? A resposta, como foi descoberta
pelo físico dinamarquês Niels Bohr, é que os
a)
b)
c)
d)
Modelos atômicos. No centro, as partículas
positivas e ao redor, as negativas. a) Bola de
bilhar; b) pudim de passas; c) modelo
planetário; d) modelo de camadas.

Partículas sub-atômicas
Sabe-se atualmente que os átomos são
compostos de 3 tipos de partículas subatômicas: prótons, nêutrons e elétrons.
o
o
Prótons (p+)
Os prótons são partículas
localizadas no núcleo. Elas
possuem
massa
de
aproximadamente 1 u (u =
unidade de massa atômica ≈
1,66 x 10-27 kg) e têm carga
elétrica positiva.
Nêutrons (n0)
Também se encontram no
núcleo, possuem massa ≈ 1 u,
mas é ligeiramente mais pesado
do que o próton (mas essa
diferença é desprezível). Como
6
RUMO PRÉ VESTIBULAR
o

o nome sugere, o nêutron não
tem carga elétrica, ou seja, é
eletricamente neutro.
Elétrons (e-)
Os elétrons são as partículas
que estão ao redor do núcleo
em
órbitas
definidas,
localizadas na eletrosfera. Eles
têm
massa
desprezível
(aproximadamente
1/1836
vezes a massa do próton) e
possuem
carga
elétrica
negativa.
Número atômico e número de massa
Cada elemento está representado por
um número atômico (Z) exclusivo. Não
existem dois elementos com o mesmo
número atômico, assim como não pode
haver 2 átomos do mesmo elemento
com números atômicos diferentes. O
número atômico é definido como sendo
o número de prótons do elemento. O
átomo de ouro sempre possui 79
prótons, então o número atômico do
ouro é 79.
O número de massa (A) é a soma do
número de prótons com o número de
nêutrons. Ao contrário do número
atômico, o número de massa não é fixo.
Isto acontece porque o número de
nêutrons não precisa ser sempre o
mesmo para cada elemento. Exemplo: o
número atômico do carbono é 6. A
maior parte dos átomos de carbono do
mundo tem 6 nêutrons, então seu
número de massa é 12. Porém, cerca de
1% dos átomos de carbono possuem 7
nêutrons, e portanto seu número de
massa é 13.
QUÍMICA BÁSICA
Representação de um elemento. E:
símbolo do elemento. A: número de
massa. Z: número atômico.

Isótopos, isóbaros, isótonos
o Isótopos
Isótopos são átomos do mesmo
elemento (isto é, com o mesmo
Z) que possuem números de
massa diferentes. Ou seja, eles
possuem A diferentes, mas
todos têm o mesmo número de
prótons (isótopos). Exemplo:
12
13
6C e 6C.
o Isóbaros
Isóbaros são átomos de
elementos diferentes (isto é,
com número de prótons
diferentes)
que
possuem
número de massa igual. Ou
seja, eles possuem Z diferentes,
o
mas possuem A igual (isóbaros).
Exemplo: 4019K e 4020Ca.
Isótonos
Isótonos são átomos de
elementos diferentes (com Z
diferentes), números de massa
diferentes (A diferentes) mas
que possuem o mesmo número
de nêutrons (isótonos). Ou seja,
A – Z = n é igual nos dois
átomos. Exemplo: 5525Mn (55 –
25 = 30) e 5626Fe (56 – 26 = 30).
Exercícios
1) Indique o número atômico, número
de massa e número de nêutrons nos
átomos a seguir:
a. 5123V
7
RUMO PRÉ VESTIBULAR
b.
c.
d.
e.
192
76Os
187
76Os
238
92U
7
3Li
2) Indicar o número de prótons,
nêutrons e elétrons nas espécies a
seguir:
a. 5525Mn+6
b. 5525Mn+3
c. 147N
d. 2010Ne
e. 199Ff.
3) Um átomo X é isoeletrônico do sal
de cozinha (NaCl) e isótono da espécie
56
2+
26Fe . Qual é a massa do átomo X?
4) Sabendo-se que existem três
isótopos de hidrogênio (11H, 21H e 31H) e
dois de oxigênio (168O e 188O), qual é o
número de nêutrons impossível de ser
encontrado numa molécula de água?
a. 8
b. 10
c. 12
d. 14
e. 16
5) Dentre os fatos abaixo, assinale o
que é explicado pelos modelos atômicos
de
Dalton
e
de
Rutherford
simultaneamente.
a. A condução de corrente elétrica pelos
metais no estado sólido.
b. A radioatividade encontrada nos
minérios de urânio.
c. A massa do átomo de hidrogênio ser
menor do que a massa do átomo de
oxigênio.
QUÍMICA BÁSICA
d.
e.
A massa atômica de um elemento ser
a média ponderada das massas de
seus isótopos.
A condutividade elétrica da água do
mar.
6)
(UFPR) Desde a primeira produção
artificial de um elemento químico, o
tecnécio, em 1937, por Perrier e Segre, na
Itália, a tabela periódica tem sido
estendida através de sínteses de novos
elementos. O elemento 111, roentgênio
(Rg), foi descoberto em 1994 pelo
laboratório do GSI em Darmstadt,
Alemanha. Ao se bombardear um isótopo
de bismuto com núcleos de níquel,
produziu-se o isótopo 272 de roentgênio
mais um nêutron, como na equação
abaixo:
A
64
272
1
BBi + 28Ni 
111Rg + 0n
O núcleo do roentgênio formado é
instável, e por decaimento alfa
transforma-se em meitnério (Mt), como
representado na seguinte equação:
272
111Rg
 CDMt + 42α
Com base nessas informações, assinale a
alternativa correta.
a. O Mt produzido tem número atômico 109
(D) e número de massa 270 (C).
b. O Bi e o Mt têm, respectivamente,
números atômicos 83 e 113.
c. O Bi utilizado tem número atômico 83 (B)
e número de massa 208 (A).
d. O Bi e o Mt têm, respectivamente,
números de massa 209 e 268.
e. O Rg tem 111 prótons e 272 nêutrons.
8
RUMO PRÉ VESTIBULAR
QUÍMICA BÁSICA
Aula 3 – Propriedades
periódicas
O ser humano tem a necessidade de
organizar as coisas em grupos semelhantes.
Ele agrupa os seres vivos, os livros, os
astros, as músicas, tudo o que se conhece.
Não foi diferente quando o ser humano
descobriu os elementos químicos. Houve
várias tentativas de organizar os elementos,
e a mais bem sucedida foi a tabela proposta
pelo químico russo Dmitri Mendeleev em
1869.
A tabela periódica de Mendeleev é
composta de 18 grupos, orientados na
vertical e divididos em 7 períodos
horizontais. Chama-se tabela periódica
porque está organizada de modo que
elementos com comportamento químico
semelhante se repitam periodicamente.

o
Eletronegatividade
É a força com que o átomo
atrai elétrons para si, ou seja,
de
ficar
eletricamente
negativo.
o
Afinidade eletrônica
A afinidade eletrônica é a
energia liberada por um átomo
sozinho no estado gasoso
quando ganha um elétron. É
parecida
com
a
eletronegatividade, porque em
ambos os casos a medida é
maior conforme o átomo
“gosta” mais de receber
elétrons.
Porém,
a
eletronegatividade mede a
força com que o átomo puxa os
elétrons em uma ligação, e a
afinidade eletrônica é medida
em um átomo não-ligado.
o
Pontos de fusão e ebulição
Já foram discutidos em outra
aula. Você deve prestar
atenção nos grupos 1 e 2
Propriedades periódicas
Podemos utilizar a tabela para prever
certas propriedades dos elementos, de
acordo com o comportamento da
propriedade conforme o elemento se
encontra mais à direita ou mais à
esquerda, mais acima ou mais abaixo
na tabela. Estas propriedades são as
chamadas propriedades periódicas.
o
Raio atômico
Apesar de ter nome de arma
futurística, o raio atômico é na
verdade a distância entre a
borda da eletrosfera e o
núcleo. Ele aumenta da direita
para a esquerda, de cima para
baixo. Além disso, os cátions
têm raio menor do que o
elemento neutro, e os ânions
têm raio maior.
9
RUMO PRÉ VESTIBULAR
(familias 1A e 2A), que são
exceções.
o
QUÍMICA BÁSICA
períodos na tabela: os elementos de
cada período têm sempre a mesma
camada de valência. Essas camadas
podem ter um número máximo de
elétrons, como mostra a tabela abaixo:
Camada
Nº máximo de elétrons
K
L
M
N
O
P
Q
2
8
18
32
32
18
8
Densidade
A densidade é a medida de
quanta matéria existe por
unidade de volume.
, onde d é a densidade,
m é a massa e v, o volume.
o

Potencial de ionização
É a energia necessária para
arrancar um elétron do átomo
no estado gasoso.
Distribuição eletrônica
Já sabemos que os elétrons estão em
camadas específicas ao redor do átomo.
O que ainda não foi dito é que existem
7 camadas, assim como existem 7
períodos na tabela periódica. A camada
de valência, a mais externa do átomo e
mais distante do núcleo, é responsável
por muitas das características do
átomo. Portanto, não é coincidência
que existam tantas camadas quanto
Estudando estas camadas, Linus Pauling
percebeu que os elétrons estavam
localizados
em
sub-camadas
energéticas, os chamados orbitais s, p,
d e f. Sabemos que cada orbital só pode
ocupar no máximo 2 elétrons, e que
para cada camada existe no máximo 1
orbital s (comportando 2 elétrons), 3
orbitais p (com 6 elétrons no total), 5
orbitais d (somando 10 elétrons) e 7
orbitais f (sendo ocupados por até 14
elétrons).
Combinando as camadas e as subcamadas, a distribuição eletrônica agora
fica assim:
Camada
Nível
K
L
M
N
O
P
Q
1
2
3
4
5
6
7
2
s
1s
2s
3s
4s
5s
6s
7s
Subnível
6
10
p
d
2p
3p
4p
5p
6p
7p
3d
4d
5d
6d
-
14
e
f
4f
5f
2
8
18
32
32
18
8
Pauling percebeu que os orbitais eram
ocupados um de cada vez, de acordo
com o nível de energia de cada um, do
menos energético para o mais
energético. O diagrama que mostra a
10
RUMO PRÉ VESTIBULAR
ordem crescente de energia dos orbitais
ficou conhecido como diagrama de
Pauling.
QUÍMICA BÁSICA
k.
l.
58Ce
42Mo
3) Considerando as propriedades dos
elementos químicos e a Tabela
Periódica, é incorreto afirmar que:
a. Um metal é uma substância dúctil e
maleável que conduz corrrente elétrica.
b. Não-metais podem ser encontrados na
natureza nos estados sólido, líquido e
gasoso.
c. A maioria dos elementos químicos são
metais.
d. Os gases nobres são monoatômicos
e. Por estar no grupo 1 (familia 1A), o
hidrogênio é um metal.
1)
a.
b.
c.
d.
e.
Exercícios
O período e o grupo na tabela periódica
de um elemento com a configuração
eletrônica 1s² 2s² 2p6 3s2 3p³ são,
respectivamente:
1 – IIB
3 – VA
2 –IIIA
6 –IIIA
3 – IIB
2) Faça a distribuição
seguintes espécies:
a. 20Ca
b. 16S
c. 9F
d. 6C
e. 3Li
f. 18Ar
g. 4Be2+
h. 11Na+
i. 17Clj. 21Sc
eletrônica
das
4) Num mesmo período, o elemento de
menor número atômico tem maior raio,
assim como o elemento de maior Z tem
menor raio. Explique o que causa essa
diferença.
5) (UFPR) Considera-se que quatorze
elementos químicos metálicos são
essenciais para o correto funcionamento
do organismo, portanto indispensáveis
para manter a saúde. Os referidos
elementos estão listados na tabela a
seguir:
Metal
Sódio
Magnésio
Potássio
Cálcio
Vanádio
Cromo
Manganês
Ferro
Cobalto
Níquel
Cobre
Zinco
Molibdênio
Estanho
Símbolo
Na
Mg
K
Ca
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
Mo
Sn
Número Atômico
11
12
19
20
23
24
25
26
27
28
29
30
42
50
11
RUMO PRÉ VESTIBULAR
a.
b.
c.
d.
e.
Com base na distribuição eletrônica dos
átomos desses metais no estado
fundamental, assinale a alternativa
correta.
K, Ca, V, Cr, Mn, Fe, Co e Ni são
elementos que apresentam o elétron
mais energético em orbitais d e são por
isso conhecidos como metais de
transição.
Mg e Ca pertencem ao mesmo grupo ou
família da Tabela Periódica.
A camada de valência de K possui a
configuração 3s23p63d1.
Mo e Sn possuem elétrons em subnível f.
Todos os elementos citados possuem
subníveis preenchidos parcialmente.
QUÍMICA BÁSICA
a.
b.
c.
d.
e.
6) (UFPR) O gráfico a seguir corresponde à
tendência da primeira energia de
ionização em função do número atômico
do elemento, do hidrogênio (Z = 1) ao
radônio (Z = 86). A energia de ionização
corresponde à energia necessária para
remover um elétron do átomo neutro.
3. A energia de ionização do flúor é
maior que a do argônio, do criptônio e
do xenônio.
4. As energias de ionização dos
elementos do grupo 18 (gases nobres)
são inferiores às energias de ionização
dos metais de transição.
Assinale a alternativa correta.
Somente as afirmativas 1 e 2 são
verdadeiras.
Somente as afirmativas 1, 3 e 4 são
verdadeiras.
Somente as afirmativas 1 e 3 são
verdadeiras.
Somente as afirmativas 2, 3 e 4 são
verdadeiras.
Somente as afirmativas 2 e 4 são
verdadeiras.
Acerca do tema, considere as afirmativas
a seguir:
1. A energia de ionização tende a
diminuir no grupo e aumentar no
período.
2. A energia de ionização do hidrogênio
é maior que a do hélio.
12
RUMO PRÉ VESTIBULAR
Aula 4 – Ligações químicas
As ligações iônicas acontecem porque os
átomos sozinhos não são estáveis. Eles
buscam a estabilidade através das
ligações com outros átomos formando
moléculas ou sólidos iônicos.
Para explicar a formação das ligações,
Lewis criou a regra do octeto: para um
átomo ser estável, ele precisa ter 8
elétrons na camada de valência, como os
gases nobres. Existem exceções à esta
regra, como o H e o He, que precisam de
apenas 2 elétrons na camada de valência
para estarem estáveis.
Dependendo de como os elétrons se
comportem na ligação, podemos
classificá-las como ligação iônica, ligação
dativa ou ligação metálica.

Ligação iônica
Assim como o polo positivo de um ímã
atrái o polo negativo de outro ímã, um
átomo carregado positivamente (íon
positivo ou cátion) atrái um átomo
carregado negativamente (íon negativo
ou ânion).
Metais são elementos com baixa
eletronegatividade e baixa energia de
ionização. Isso quer dizer que eles
perdem elétrons com facilidade. Por
outro lado, um ametal, principalmente
os halogênios (familia VIIA) têm alta
eletronegatividade e energia de
ionização, ou seja, “roubam” elétrons
com facilidade.
Quando um metal perde (“doa”) um
elétron para um ametal ou hidrogênio,
ele fica com o número de elétrons
menor do que o número de prótons.
Com isso, a carga do metal fica positiva.
Do mesmo modo, como o número de
elétrons do ametal fica maior do que o
QUÍMICA BÁSICA
número de prótons, a carga do ametal
fica negativa. Como cargas opostas se
atráem, os íons ficam ligados pela
atração eletrostática. Chamamos esse
tipo de ligação de ligação iônica.
Quantos elétrons um átomo vai ganhar
ou perder? Isso depende de quantos
elétrons ele tem na camada de valência
(a camada eletrônica mais externa). Se
o metal tem 2 elétrons na camada de
valência, é mais vantajoso ele perder
esses dois elétrons (e a camada toda)
do que ter que ganhar 6 elétrons, ainda
mais com uma eletronegatividade tão
baixa. Do mesmo modo, é melhor para
um halogênio, que tem 7 elétrons na
camada de valência, ganhar um elétron
do que ter que perder 7, ainda mais
com a alta energia de ionização que os
halogênios têm.
A)
B)
Ligação iônica: o Na (esquerda) doa um elétron
para o Cl (direita).
O produto formado por ligação iônica
tem alto ponto de fusão e ebulição, é
um sólido cristalino em temperatura
ambiente e é um bom condutor de
eletricidade se estiver fundido ou em
solução aquosa.
13
RUMO PRÉ VESTIBULAR

Ligação covalente
Nas ligações covalentes, a diferença de
eletronegatividade entre os átomos
envolvidos não é tão grande. Assim, os
elétrons não são totalmente perdidos ou
ganhados, mas são compartilhados entre os
átomos.
Os átomos com elétrons “faltando” para
completar o octeto se aproximam um do
outro para que os elétrons que estão
“faltando” possam circular entre um átomo
e o outro, ficando “no meio do caminho”
entre os átomos para que os dois possam
aproveitar e se estabilizar.
A)
QUÍMICA BÁSICA
perto de sí do que os outros. Como o par de
e- fica mais próximo de um átomo do que
do outro, dizemos que a ligação é covalente
polar.
HCl, uma molécula polar
Ligações apolares são aquelas em que os
átomos envolvido têm a mesma
eletronegatividade, sendo geralmente
compostas de átomos do mesmo elemento.
Algumas moléculas apolares são formadas
por ligações polares. Nesses casos, a
simetria dessas moléculas “compensa” a
distribuição desigual de elétrons.
B)
Molécula apolar: O2. A) representação dos
elétrons. B) representação em bastão das ligações
covalentes.
Dois átomos de flúor se aproximam e
compartilham um par de elétrons, formando a
molécula F2
A ligação covalente dá origem a moléculas,
que podem ser encontradas nos três
estados físicos. As moléculas podem ser
polares ou apolares. Moléculas polares são
aquelas em que os elétrons não estão
distribuidos igualmente. Apesar de os
elétrons serem compartilhados pelos
átomos envolvidos, um dos átomos
apresenta uma eletronegatividade maior,
então ele “puxa” os elétrons para mais
Molécula apolar de ligações polares: CO2.
Exercícios
1) Em uma ligação química em que há
grande diferença de eletronegatividade
entre os átomos, irá ocorrer a formação
de compostos:
a. Moleculares.
b. De baixo ponto de fusão.
14
RUMO PRÉ VESTIBULAR
c. Não-condutores de corrente elétrica
quando fundidos.
d. Insolúveis em água.
e. Que apresentam retículo cristalino.
2) Dentre as seguintes propriedades das
substâncias:
I – elevada temperatura de fusão;
II – boa condutividade elétrica no estado
sólido;
III – formação de solução aquosa
condutora de corrente elétrica;
IV – elevada solubilidade em líquidos
polares.
Quais caracterizam compostos iônicos?
a. I e II
b. I e III
c. II e III
d. II e IV
e. III e IV
3) Quantos átomos de cloro se combinam
com um elemento qualquer da familia
IIA da Tabela Periódica?
a. 1 b. 2
c. 3
d. 4
e. 5
4) Átomos do elemento A (Z = 12)
combinaram-se
com
átomos
do
elemento B (Z = 15). A fórmula do
composto formado é:
a. AB
b. A2B3
c. A3B2
d. AB2
e. A3B
QUÍMICA BÁSICA
Com base na Tabela Periódica, escreva a
fóruma do sal formado pelo halogênio
mais eletronegativo e o metal alcalino
terroso citado por Gilberto Gil na letra
de Quanta, indicando o tipo de ligação
química do sal formado.
6) (UFPR) Um determinado elemento A
apresenta a seguinte distribuição
eletrônica: 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s¹. Que
tipo de ligação o elemento A faz com
outro elemento (B) que possui número
atômico igual a 35? Justifique.
7) (ITA) Uma determinada substância
apresenta as seguintes propriedades
físico-químicas:
I – O estado físico mais estável a 25 ºC e
1 atm é o sólido.
II – No estado sólido apresenta estrutura
cristalina.
III – A condutividade elétrica é
praticamente nula no estado físico mais
estável a 25 ºC e 1 atm.
IV – A condutividade elétrica é alta no
estado líquido.
A alternativa relativa à substância que
apresenta todas as propriedades acima é
o/a:
a. Poliacetileno
b. Brometo de sódio
c. Iodo
d. Silício
e. Grafita
5) QUANTA (Gilberto Gil)
“Fragmento infinitésimo
Quase apenas mental
Quantum granulado no mel
Quantum ondulado do sal
Mel de urânio, sal de rádio
Qualquer coisa quase ideal”
15
RUMO PRÉ VESTIBULAR
QUÍMICA BÁSICA
“misturados”) com os 3 orbitais p,
dando origem a 4 orbitais sp³.
1 orbital s + 3 orbitais p (4 orbitais no
total)  4 orbitais sp³ (s: 1; p: 3)
Aula 5 – Hibridização do
carbono
Sabe-se que o carbono é um átomo
tetravalente, ou seja, capaz de formar 4
ligações químicas. Pode fazer 4 ligações
simples, 2 simples e uma dupla, duas
duplas ou até uma ligação tripla e uma
simples. Mas o carbono sempre faz 4
ligações.
Quem fizer a distribuição eletrônica do
6C vai ver que ela termina em 2s² 2p².
Ora, sabemos que o orbital s só pode
abrigar 2 elétrons (portanto, não tem
espaço pra mais nenhum no orbital 2s
do C). Os orbitais p, por sua vez podem
ocupar 6 elétrons no máximo. Mas, pela
lei de Hund, somente 2 orbitais estão
disponíveis para compartilhar seus
elétrons e fazer ligações covalentes.
2s
2px
2py
2pz
↑↓
↑
↑
Como é possível, então, que o carbono
faça todas aquelas ligações?
O segredo está na hibridização. O nome
“hibridização” vem da palavra “híbrido”,
“mistura”. Isso porque os orbitais 2s e 2p
do carbono se “misturam” (hibridizam)
para formar orbitais novos, que podem
fazer todas aquelas ligações covalentes.
 Hibridização sp³
Uma forma de explicar o metano (CH4)
seria dizer que um elétron do orbital 2s
pulou pra um orbital 2p.
2s
2px
2py
2sp³
2sp³
2sp³
2sp³
↑
↑
↑
↑
Os orbitais sp³ têm ângulos de 109º
entre sí e são tetraédricos (tetraedro é
uma pirâmide de base triangular).

Hibridização sp²
Do mesmo modo que a hibridização sp³
é uma mistura do orbital s e 3 orbitais
p, a hibridização sp² é a mistura do
orbital s com 2 orbitais p, deixando o
orbital p que sobrou livre pra fazer uma
ligação dupla. É o caso do metanal,
H2C=O.
1 s + 3 p  3 sp² + 1 p
2sp²
2sp²
2sp²
↑
↑
↑
2p
↑
A geometria da hibridação sp² é plana,
triangular, com ângulos de 120º entre
uma ligação e outra. O orbital p que
sobra fica perpendicular ao plano das
ligações sp², isto é, atravessa fazendo
um ângulo de 90º com o plano.
2pz
↑
↑
↑
↑
Isso, porém, daria oriem a 3 orbitais
iguais e um diferente, e nós sabemos
que as 4 ligações são iguais. Lembre-se
que os elétrons dos orbitais p têm mais
energia do que os elétrons do orbital s.
O que acontece é que os orbitais p são
hibridados
(ou
hibridizados,
Metanal, hibridização sp². A linha pontilhada
representa o eixo do orbital p (que está sendo
usado para formar a ligação dupla). Em azul, o
plano dos orbitais sp².
16
RUMO PRÉ VESTIBULAR

Hibridação sp
A mesma coisa acontece com os
orbitais sp. A soma de um orbital s mais
um orbital p dá origem a 2 orbitais sp:
1 s + 3 p  2 sp + 2 p
2sp
2sp
2p
2p
↑
↑
↑
↑
A geometria dos orbitais sp é simples:
eles estão em linha reta num eixo,
separados por um ângulo de 180º. É
justamente o caso do CO2, por exemplo,
que é linear. Os orbitais p que sobram
ficam perpendiculares (em 90º) em
relação aos outros orbitais, e podem ser
usados para formar 2 ligações duplas ou
uma ligação tripla.
CO2, hibridização sp. As linhas pontilhadas
representam os eixos dos orbitais p, que estão
sendo usados para fazer as ligações duplas.

Hibridação em outros átomos
Outros átomos também podem ter
orbitais híbridos. O nitrogênio, por
exemplo, tem camada de valência 2s²
2p³.
2s
2px
2py
2pz
↑↓
↑
↑
↑
A princípio, ele poderia formar NH3
simplesmente preenchendo os orbitais
2p, mas o que se observa é que o
ângulo entre as ligações é de cerca de
107º, próximo ao ângulo formado pelas
ligações do carbono sp³. Isso acontece
porque o nitrogênio do NH3 tamém é
hibridizado sp³. Na próxima aula
veremos porque é melhor para o átomo
QUÍMICA BÁSICA
manter as ligações com o maior ângulo
possível.
2sp³
2sp³
2sp³
2sp³
↑↓
↑
↑
↑
Exercícios
1) (ITA)
A(s)
ligação(ões)
carbonohidrogênio existente(s) na molécula de
metano
(CH4)
pode(m)
ser
interpretada(s) como sendo formada(s)
pela interpenetração frontal dos orbitais
atômicos s do átomo de hidrogênio com
os seguintes orbitais atômicos do átomo
de carbono:
a. Quatro orbitais p
b. Quatro orbitais híbridos sp³
c. Um orbital híbrido sp³
d. Um orbital s e três orbitais p
e. Um orbital p e três orbitais s
2) As ligações químicas nos compostos
orgânicos podem ser do tipo σ ou π. A
ligação σ é formada pela interação de
dois orbitais atômicos, segundo o eixo
que une os dois átomos, ao passo que na
ligação π, a interação dos orbitais
atômicos se faz segundo o plano que
contém o eixo da ligação.
Na estrutura representada acima, tem-se:
a. 2 ligações e 6 ligações
b. 2 ligações e 8 ligações
c. 4 ligações e 4 ligações
d. 6 ligações e 2 ligações
e. 8 ligações e 2 ligações
3) O propeno, a seguir representado, é um
hidrocarboneto
insaturado,
17
RUMO PRÉ VESTIBULAR
constituindo-se
em
importante para a
plásticos.
QUÍMICA BÁSICA
matéria-prima
fabricação de
a.
b.
c.
d.
e.
Sobre esse composto, podemos afirmar
que
a. os carbonos C1 e C2 apresentam
hibridização sp, enquanto o carbono C3
apresenta hibridização sp3.
b. a ligação entre os carbonos C2 e C3 é do
tipo sigma () e resulta da combinação
entre um orbital atômico p puro e um
orbital atômico híbrido sp3.
c. o ângulo de ligação θ entre os
hidrogênios do carbono C1 é de 109,5°.
d. a ligação dupla entre os carbonos C1 e
C2 é constituída por uma ligação pi () e
uma ligação sigma ().
e. a ligação entre os carbonos C2 e C3 é
mais curta que a ligação entre os
carbonos C1 e C2.
compostos,
apresentam,
respectivamente, ligações:
Números atômicos: H = 1; C = 6; O = 8
π e σs.
π e σs-sp3.
π e σs-p.
σs e π.
σs-sp3 e π.
6) O gás carbônico e a água resultantes na
reação
de
combustão
têm,
respectivamente, as fórmulas estruturais
planas representadas na figura a seguir,
as quais permitem o entendimento de
que, de acordo com o modelo atual, em
suas moléculas existem
a. 6 ligações covalentes polares, sendo 2 pi
e 4 sigma.
b. 6 ligações covalentes polares, sendo 4 pi
e 2 sigma.
c. 4 ligações covalentes apolares sigma.
d. 4 ligações covalentes apolares pi.
e. 4 ligações covalentes polares, sendo 2 pi
e 2 sigma.
4) (PUCPR) A acetona (H3C-CO-CH3), um
importante solvente orgânico, apresenta
nos seus carbonos, respectivamente, os
seguintes tipos de hibridação:
a. sp, sp2 e sp3
b. sp3, sp3 e sp3
c. sp2, sp e sp3
d. sp3, sp2 e sp3
e. sp3, sp2 e sp2
5) Tal como o CO2, o CH4 também causa o
efeito estufa, absorvendo parte da
radiação infravermelha que seria
refletida da Terra para o espaço. Esta
absorção deve-se à estrutura das suas
moléculas que, no caso destes dois
18
RUMO PRÉ VESTIBULAR
QUÍMICA BÁSICA
Distribuição eletrônica do O: 1s² 2s²
2p4. Camada de valência: 2s² 2p4 (6
e-).
Total: 1 x 4 + 2 x 1 + 1 x 6 = 12 e-
Aula 6 – Geometria molecular
Geometria molecular é o estudo de
como os átomos se organizam
tridimensionalmente
na
molécula.
Basicamente, para determinar a
estrutura da molécula é necessário
entender a teoria da repulsão dos pares
eletrônicos da camada de valência
(VSEPR, para os íntimos).
A VSEPR diz que os pares de elétrons na
camada de valência (a camada mais
externa) tentam se empurrar para ficar o
mais longe possível um do outro.
Sabendo disso, basta verificar quantos
ligantes (átomos ligados) e pares de
elétrons existem em torno do átomo
central. Mas como fazer isso?

Determinando a fórmula eletrônica
1) Use uma tabela periódica ou os
números atômicos para somar o
número total de elétrons nas
camadas de valência dos átomos da
molécula.
2) Coloque um par de elétrons entre
cada dois átomos.
3) Coloque os outros elétrons,
tomando cuidado para que todos
obedeçam a regra do octeto (mas
lembre-se que existem exceções! O
hidrogênio fica estável com 2 e-!)
4) Represente as ligações (os pares
compartilhados) com um traço.
2)
3)
4)

Determinando a fórmula estrutural
Para determinar a fórmula estrutural,
você precisa identificar as núvens
eletrônicas ao redor do átomo central.
Cada ligação (simples, dupla ou tripla) e
cada par de elétrons livres ao redor do
átomo central conta como uma núvem.
Agora, basta usar a tabela. Lembre que
as núvens vão tentar manter a maior
distância possível uma da outra.
Exemplo:
CH2O (ZC = 6; ZH = 1; ZO = 8)
1) Distribuição eletrônica do C: 1s² 2s²
2p2. Camada de valência: 2s² 2p² (4
e-).
Distribuição eletrônica do H: 1s¹.
Camada de valência: 1s¹ (1 e-).
19
RUMO PRÉ VESTIBULAR
QUÍMICA BÁSICA
20
RUMO PRÉ VESTIBULAR
Exercícios
1) Com relação à geometria das moléculas,
a opção correta a seguir é:
a. NO - linear, CO2 - linear, NF3 - piramidal,
H2O - angular, BF3 - trigonal plana.
b. NO - linear, CO2 - angular, NF3 piramidal, H2O - angular, BF3 - trigonal
plana.
c. NO - linear, CO2 - trigonal, NF3 - trigonal,
H2O - linear, BF3 - piramidal.
d. NO - angular, CO2 - linear, NF3 piramidal, H2O - angular, BF3 - trigonal.
e. NO - angular, CO2 - trigonal, NF3 trigonal, H2O - linear, BF3 - piramidal.
2) Qual das substancias a seguir tem
molecula linear e apresenta ligacoes
duplas?
a. HCl
b. H2O
c. N2
d. CO2
e. NH3
3) Na figura, sao apresentados os desenhos
de algumas geometrias moleculares.
SO3,
H2S
e
BeCl2
respectivamente,
as
moleculares:
a. III, I e II.
b. III, I e IV.
c. III, II e I.
d. IV, I e II.
e. IV, II e I.
apresentam,
geometrias
QUÍMICA BÁSICA
4) O modelo de repulsão dos pares de
elétrons da camada de valência
estabelece que a configuração eletrônica
dos elementos que constituem uma
molécula é responsável pela sua
geometria molecular.
Relacione as moléculas com as
respectivas geometrias:
Dados: números atômicos: H (Z = 1), C (Z
= 6), N (Z = 7), O (Z = 8), S (Z = 16)
Coluna I - Geometria molecular
1 - linear
2 - quadrada
3 - trigonal plana
4 - angular
5 - pirâmide trigonal
6 - bipirâmide trigonal
Coluna II - Moléculas
( ) SO3
( ) NH3
( ) CO2
( ) SO2
A relação numérica, de cima para baixo,
da coluna II, que estabelece a sequência
de associações corretas é:
a. 5 - 3 - 1 - 4
b. 3 - 5 - 4 - 6
c. 3 - 5 - 1 – 4
d. 5 - 3 - 2 - 1
e. 2 - 3 - 1 – 6
5) (ITA) Assinale a opção que contém,
respectivamente, a geometria das
moleculas NH3 e SiCl4 no estado gasoso:
a. Plana; plana.
b. Piramidal; plana.
c. Plana; tetragonal.
d. Piramidal; piramidal.
e. Piramidal; tetragonal.
21
RUMO PRÉ VESTIBULAR
QUÍMICA BÁSICA
ácidos são formados por um ou mais
hidrogênios e um ânion. Para dar o
nome, basta usar a fórmula “ácido
[ânion]ídrico”.
Exemplos: HCl  ácido clorídrico; HF
 ácido fluorídrico; H2S  ácido
sulfídrico. (Note que o nome é
“sulfídrico” porque enxofre em latim
é “sulfur”, o que explica o símbolo do
elemento ser a letra S).
Aula 7 e 8 – Nomenclatura de
ácidos inorgânicos e NOX
Existem quatro funções químicas básicas
de substâncias inorgânicas: os ácidos, as
bases, os sais e os óxidos. Existem várias
definições para ácidos. Arrhenius, em
1887, definiu ácido como sendo uma
substância que libera H+ quando em
solução aquosa. Mais tarde, em 1923, o
dinamarquês Brønsted (leia “brênsted”)
e o inglês Lowry aumentaram a
definição, dizendo que ácidas são as
substâncias que doam prótons durante
uma reação.
Mas a definição mais ampla de ácido foi
dada pelo norte-americano Gilbert
Lewis. Segundo ele, um ácido é uma
espécie química que pode aceitar um par
de elétrons em qualquer meio. A
definição de Lewis é mais ampla do que
a de Brønsted-Lowry porque existem
substâncias como AgCl3 que podem
receber e-, mas que não liberam prótons.
Por outro lado, os prótons têm o orbital
1s livre, e por isso podem aceitar
elétrons.
O ácido aceita elétrons.
Deste modo, também chegamos à nossa
definição de base. Numa reação, se uma
espécie está recebendo elétrons (ácido),
isto significa que outra espécie está
doando estes elétrons. A espécie
doadora é a base. Segundo Arrhenius, as
bases são substâncias que liberam OHem solução aquosa. Embora seja
verdade, devemos lembrar também das
bases de Lewis, que tem elétrons livres.

Nomenclatura de ácidos de Arrhenius
o Ácidos não-oxigenados
O nome dos ácidos que não contém
oxigênio é bastante simples. Estes
Ácido
HF
HCl
HBr
HI
H2S
Ânion
-
Ác. fluorídrico
Ác. clorídrico
Ác. bromídrico
Ác. iodídrico
Ác. sulfídrico
F
Cl
Br
I
HS
Ác. cianídrico
S
CN
2-
HCN
Fluoreto
Cloreto
Brometo
Iodeto
Hidrogenossulfeto
ou bissulfeto
Sulfeto
cianeto
A
nomenclatura
dos
ácidos
oxigenados é mais complicada, e para
isso vamos precisar antes conhecer o
NOX.
NOX é o número de oxidação de um
elemento. É como se fosse a carga
que ele possui na molécula. Nos
ácidos não-oxigenados é fácil
descobrir o NOX: o hidrogênio tem
sempre NOX igual a 1+, e a molécula
tem carga igual a 0. A partir destas
informações, observe os seguintes
exemplos:
HCl  H+ + ClH2S  2 H+ + S2Perceba que o cloro, que precisou
ganhar um elétron para atingir o
octeto, fica com NOX 1- na molécula
de ác. clorídrico. Assim, a soma das
cargas (1+ do hidrogênio e 1- do
cloreto) fica sendo igual a 0. A mesma
coisa acontece com o ác. sulfídrico: o
sulfeto tem carga 2- (basta ver que
ele pertence à familia VIA), e
portanto são necessários dois
22
RUMO PRÉ VESTIBULAR
hidrogênios portadores da carga 1+
para que a soma seja igual a 0.
Nestes casos, quando estão fazendo
parte da molécula, dizemos que os
átomos não têm carga, mas que têm
NOX. Agora que conhecemos o NOX,
podemos aprender os ácidos
hidrogenados.
Para sabermos o nome do ácido
oxigenado, nós precisamos verificar 3
coisas: a família do átomo central,
quantos oxigênios estão ligados a ele
e quantos hidrogênios ionizáveis
estão na molécula, para que
possamos calcular o NOX do átomo
central e descobrir o nome do ácido.
Veja o exemplo do HClO2. Nós
podemos perceber que o átomo
central é o cloro, da família VIIA. Se
ele é da família VIIA, ele possui 7
elétrons na camada de valência,
sendo 7+ seu NOX máximo.
Agora, vamos às contas. Sabemos
que o NOX do hidrogênio é sempre
1+, e que o NOX do oxigênio é
sempre 2-. Sabemos também que a
soma total é igual a 0. O resto fica
fácil.
NOXH + NOXCl + NOXO = 0
Temos 1 hidrogênio, portanto nossa
soma começa com 1+.
1+ + NOXCl + NOXO = 0
Acrescentando os 2 oxigênios,
precisamos somar o NOX 4- (2- para
cada um dos 2 O), o que dá um total
de 3-.
1+ + NOXCl + 2 x 2- = 0
1+ + NOXCl + 4- = 0
NOXCl + 3- = 0
Se a soma total é 0 e só falta somar o
NOX do cloro, só nos resta fazer a
última conta:
NOXCl + 3- = 0
NOXCl = 0 + 3+
QUÍMICA BÁSICA
NOXCl = 3+
Consultando a tabela da nossa aula,
descobrimos que o ânion oxigenado
que tem cloro com NOX = 3+ é o
ânion cloroso.
NOX ↑
NOX ↑
NOX ↓
NOX ↓
IVA
VA
VIA
4+
5+
3+
2+
6+
4+
VIIA
7+
5+
3+
1+
Terminação
per...ico
...ico
...oso
hipo...oso
Lembre que o maior NOX termina em
ico (como em heroico!), e o menor
NOX termina em oso (que nem
medroso...!)
Exercícios
1) O ácido que é classificado como
oxiácido, diácido e é formado por
átomos de três elementos químicos
diferentes é:
a. H2S
b. H4P2O7
c. HCN
d. 2SO3
e. HNO3
2) Dar nome aos seguintes ácidos (solução
aquosa):
a. HClO2
b. HCl
c. HCN
d. HNO2
e. H3AsO4
f. H3SbO3
g. HF
h. HCl
i. HCN
j. H2S
k. H2CO3
l. H3BO3
m. H4SiO4
23
RUMO PRÉ VESTIBULAR
3) (ENEM) O processo de industrialização
tem gerado sérios problemas de ordem
ambiental, econômica e social, entre os
quais se pode citar a chuva ácida. Os
ácidos usualmente presentes em
maiores proporções na água da chuva
são o H2CO3, formado pela reação do
CO2 atmosférico com a água, o HNO3, o
HNO2, o H2SO4 e o H2SO3. Esses quatro
últimos são formados principalmente a
partir da reação da água com os óxidos
de nitrogênio e de enxofre gerados pela
queima de combustíveis fósseis.
A formação de chuva mais ou menos
ácida depende não só da concentração
do ácido formado, como também do tipo
de ácido. Essa pode ser uma informação
útil na elaboração de estratégias para
minimizar esse problema ambiental. Se
consideradas concentrações idênticas,
quais dos ácidos citados no texto
conferem maior acidez às águas das
chuvas?
a.
b.
c.
d.
e.
HNO3 e HNO2.
H2SO4 e H2SO3.
H2SO3 e HNO2.
H2SO4 e HNO3.
H2CO3 e H2SO3.
QUÍMICA BÁSICA
5) A respeito das substâncias denominadas
ácidos, um estudante anotou as
seguintes características:
I) têm poder corrosivo;
II) são capazes de neutralizar bases;
III) são compostos por dois elementos
químicos;
IV)formam soluções aquosas condutoras de
corrente elétrica.
Ele cometeu erros somente em:
a. I e II
b. I e III
c. I e IV
d. II e III
e. III e IV
6)
a.
b.
c.
d.
e.
f.
g.
h.
i.
Dar nome aos seguintes ânions:
BrO3ClO2HCO3HSO4S2INO3NO2PO43-
4) Os ácidos HClO4, H2MnO4, H3PO3,
H4Sb2O7, quanto ao número de
hidrogênios ionizáveis, podem ser
classificados em:
a. monoácido, diácido, triácido, tetrácido.
b. monoácido, diácido, triácido, triácido.
c. monoácido, diácido, diácido, tetrácido.
d. monoácido,
monoácido,
diácido,
triácido.
e. monoácido,
monoácido,
triácido,
tetrácido.
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