Aula 00 - Estratégia Concursos

Aula 00
Conhecimentos Específicos
Laboratório) C/ videoaulas
p/
MAPA
-Ministério
da
Professor: Wagner Bertolini
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Agricultura
(Auxiliar
de
QUÍMICA
TEORIA E EXERCÍCIOS COMENTADOS
Prof. WAGNER BERTOLINI
AULA 00: APRESENTAÇÃO DO CURSO
SUMÁRIO
PÁGINA
1. Saudação e Apresentação do professor
01
2. Apresentação do curso
03
3. Cronograma das Aulas
04
4. Ligações Químicas. Aspectos iniciais
05
5. Questões
1. SAUDAÇÃO E APRESENTAÇÃO DO PROFESSOR
Olá meus novos amigos,
É com grande satisfação que apresento a vocês este curso, projetado
especialmente para ajudá-los a serem aprovados neste concurso de
AUXILIAR DE LABORATÓRIO QUÍMICO para o concurso do
MAPA.
Aqui vale a pena lembrar que, além da profissão deslumbrante, ainda
temos em consideração o excelente subsídio (salário, grana, bufunfa,
carvão, pratas, etc.... chame do que quiser. É muita grana, mesmo).
Muitos já estão estudando para este concurso. Agora acaba de sair este
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curso baseado no edital passado. Portanto, sem perder mais nenhum
dia para sua preparação.
E para isto, você deve ter um material de qualidade, que vise a sua
plena formação.
O último concurso foi realizado pela Consulplan.!!! Resultado: vários
alunos do meu curso foram aprovados neste concurso.
Então, no próximo pode ser a sua vez.
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QUÍMICA
TEORIA E EXERCÍCIOS COMENTADOS
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Este curso será desenvolvido visando trazer os assuntos escritos de
uma forma bem tranquila, abrangendo o conteúdo de cada aula com
muito rigor, porém, buscando trazer os aspectos mais relevantes para
sua prova.
A aula 00 servirá como um “aperitivo” de como escrevo, minha forma
de tratar do assunto, com muitas dicas, orientações, etc.
Se gostar do material e quiser aderir ao meu curso, será uma grande
satisfação profissional. Saiba que busco trazer o melhor para meus
alunos. Pois, a sua aprovação é muito recompensadora e me deixa
muito feliz em saber que, de alguma forma pude colaborar.
Permitam-me fazer uma breve apresentação de minha trajetória
acadêmica e profissional:
- Sou Perito Criminal da PCSP, atuando na cidade de Ribeirão Preto/SP.
- Professor de editoras voltadas a concursos públicos, ministrando
diversos cursos e, em especial, na área de Segurança Pública.
-Graduado pela Faculdade de Ciências Farmacêuticas pela USP-RP, em
1990;
- Mestre em síntese de complexos bioinorgânicos de Rutênio, com
liberação de óxido nítrico, pela Faculdade de Ciências Farmacêuticas
USP-RP;
- Doutor em farmacotécnica, estudando o efeito de promotores de
absorção cutânea visando à terapia fotodinâmica para o câncer de pele,
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Faculdade de Ciências Farmacêuticas pela USP-RP;
- Especialista em espectrometria de massas, pela Faculdade de Química,
USP-RP;
- Professor de Química em ensino Médio e pré-vestibular (Anglo,
Objetivo, COC) desde 1992.
- Professor de Química (Orgânica, Geral, Analítica, Físico-Química e
Inorgânica) em cursos de graduação;
- Professor de Química Farmacêutica, em curso de graduação em
Farmácia;
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- Professor de Pós-Graduação em Biotecnologia (controle de produtos e
processos biotecnológicos);
- Analista Químico em indústria farmacêutica, AKZO do Brasil, em São
Paulo - SP.
Espero poder contribuir com a sua capacitação para este concurso e
consiga realizar seu sonho, como eu consegui realizar o meu.
A felicidade em ver meu aluno ser aprovado é muito grande, pois,
indiretamente valoriza meu trabalho e nos dá a satisfação de ver que
pude ajudar alguém a atingir seus sonhos.
Só para ilustrar: nos últimos concursos diversos alunos que adquiriram
meu curso foram aprovados em Perito Criminal de SP; Perito Criminal
de Goiás (inclusive, o primeiro colocado foi meu aluno); Papiloscopistas
em Goiás e do Distrito Federal; Químicos para o Ministério da
Agricultura; diversos cargos em concursos da PETROBRÁS, etc.
E tenho grande orgulho em dizer que meus cursos sempre são
muitíssimos bem avaliados pelos meus alunos (geralmente 90 a 95%
entre ótimo e excelente).
Você que é concursando sabe que faço as correções comentadas das
questões, analisando as possibilidades de recursos, de anulação, etc.
Inclusive, pode acompanhar estas publicações nos grupos do facebook
dos quais participo ou sou administrador.
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2. APRESENTAÇÃO DO CURSO
Seguem abaixo comentários acerca do conteúdo e da metodologia do
nosso curso:
Os tópicos são de abordagem compatível com o que é cobrado pelas
bancas.
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Teremos aulas em pdf, com direito a fórum de dúvidas e outros
assuntos pertinentes.
 Teremos muitas questões da banca que for escolhida para a
realização do concurso.
 Teremos vídeo-aulas. Temos em todas as aulas. Caso eu venha a
gravar mais alguma coisa disponibilizo imediatamente após a edição.
 A proposta do curso é facilitar o seu trabalho e reunir teoria e inúmeros
exercícios, no que tange aos assuntos abordados no edital, em um só
material.
Observação importante: Este curso é protegido por direitos
autorais (copyright), nos termos da Lei 9.610/98, que altera,
atualiza e consolida a legislação sobre direitos autorais e dá
outras providências.
Grupos de rateio e pirataria são clandestinos, violam a lei e
prejudicam os professores que elaboram os cursos. Valorize
o
trabalho
de
nossa
equipe
adquirindo
os
cursos
honestamente através do site Estratégia Concursos ;-)
Valorize o professor que se dedica para você conseguir seu objetivo,
que é o mais importante.
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3. PROGRAMAÇÃO DO CURSO
Abaixo seguem as datas das postagens das aulas.
AULA
00
01
02
CONTEÚDO
ESPECÍFICO
AUXILIAR
DE
LABORATÓRIO
Química Geral e Inorgânica: ligações químicas
Ácidos e Bases.
Química descritiva dos elementos
representativos
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DATA
20 fev
15mar
30mar
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04
05
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07
08
09
10
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Conceito de solução, solvente e soluto,
molaridade
Preparo de soluções e diluições.
Técnicas de manuseio de materiais e
equipamentos utilizados num laboratório.
Medidas de peso e volume.
Noções básicas de segurança e primeiros
socorros em um laboratório.
Estequiometria. Parte 1.
Estequiometria. Parte 2
Estequiometria. Parte 3.
Cinética
Equilíbrios químicos.
Conceito de pH e tampão
SIMULADO
10 abr
20 abr
30 abr
15 mai
30
10
20
10
20
30
10
mai
jun
jun
jul
jul
jul
ago
Curso, em pdf E VÍDEOS, totalmente concluído.
Curso com TODOS OS vídeos já gravados.
As datas acima são datas máximas de postagem.
Quando da publicação do edital estas datas serão ajustadas e
os conteúdos divergentes serão adequados.
Vamos começar a brincadeira?
4. LIGAÇÕES QUÍMICAS
O assunto da aula é sobre as ligações químicas. Um dos principais assuntos
para se entender Química, de uma maneira geral.
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Aproveito para dizer o seguinte para vocês: estudem bem os fundamentos dos
tópicos básicos de cada assunto. Mas estudem para não margem de erro (daí a
importância de se fazer muitos exercícios. Fazendo muitos, você se acostuma
com as diversas maneiras de se abordar o mesmo assunto). Em um concurso
não passa quem acerta as questões fora da normalidade. Entra quem não erra
as questões básicas e acerta questões das partes mais exigentes.
Faça vários exercícios para fixar como você deve proceder para resolver as
questões.
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Veremos as principais características das ligações químicas e suas propriedades
e empregos. Este assunto é muito simples, porém, exige um treino para
identificar rapidamente o tipo de ligação química ao se analisar os elementos
químicos presentes na substância.
As propriedades das substâncias químicas decorrem fundamentalmente
do tipo de ligação entre seus átomos. Em função do conhecimento do tipo
de ligação os compostos terão propriedades semelhantes. Ou seja: se você
sabe que um composto é iônico, mesmo sem conhecê-lo, você poderá
atribuir propriedades a ele, pois estas são propriedades comuns a todos
os compostos que fazem tal tipo de ligação química. Por exemplo: todos
os compostos iônicos são sólidos à temperatura ambiente, apresentam
alto ponto de fusão e alto ponto de ebulição.
Os tipos de ligações químicas também influenciam diretamente as
interações entre as moléculas. E isto se refletirá em suas forças
intermoleculares, o que nos permite inferir se uma substância será sólida,
líquida ou gasosa em uma dada situação; se ela terá baixo ou alto pontos
de fusão e ebulição; se será volátil ou não, etc. Por isto, considero de suma
importância se entender o assunto ligações químicas.
Verifica-se, na natureza, que a maioria dos elementos químicos encontra-se
ligada a outros, e que somente alguns (os gases nobres) estão isolados. Isso
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levou os cientistas a concluírem que os átomos de gases nobres possuem uma
configuração eletrônica que lhes assegura estabilidade.
Os gases nobres apresentam 8 elétrons na última camada eletrônica, com
exceção do hélio, que possui 2 elétrons, já que a camada K comporta no máximo
2 elétrons. Essa análise levou os cientistas Lewis e Kossel a criarem a chamada
Teoria ou Regra do Octeto.
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Estudaremos os três tipos de ligações químicas.
A) LIGAÇÃO IÔNICA (OU ELETROVALENTE)
Como o próprio nome já diz, a ligação iônica ocorre com a formação de íons.
Ocorre com transferência de elétrons do metal para o ametal, formando cátions
(íons positivos) e ânions (íons negativos), respectivamente. Ocorre entre metais
e não metais e entre metais e Hidrogênio.
Quando a ligação é iônica?
Generalizando: sempre deve ter a presença de
metal (M) com ametal (A) ou Hidrogênio.
Quem são estes caras? Veja:
00000000000
De uma maneira geral (salvo exceções) seria a ligação entre átomos com cor
verde (na tabela acima) com os avermelhados. Os átomos verdes apresentam,
normalmente 1 a 3 elétrons na última camada (portanto, querem perder elétrons)
e os avermelhados apresentam 5 ou 6 ou 7 elétrons na última camada e querem
ganhar elétron(s) para chegar até 8 elétrons (como os gases nobres) e ficarem
estáveis.
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A forte força de atração entre os íons dos átomos que formam o composto é de
origem eletrostática. Sempre um dos átomos perde elétrons, enquanto o outro
recebe. O átomo mais eletronegativo atrai e arranca os elétrons do de menor
eletronegatividade.
Exemplo:
1o) A ligação entre o sódio (11Na) e o cloro (17Cl) é um exemplo característico de
ligação iônica. Observe a distribuição dos elétrons em camadas para os dois
elementos:
Na 2 - 8 – 1 (ele é metal. Veja que se ele perder este 1 elétron ele ficará com 8)
Cl 2 - 8 – 7 (ele é Ametal. Veja que se ele ganhar 1 elétron ele ficará com 8)
Para o cloro interessa adicionar um elétron à sua última camada, completando a
quantidade de oito elétrons nela. Ao sódio interessa perder o elétron de sua
camada M, assim a anterior passará a ser a última, já possuindo a quantidade
necessária de elétrons. Antes da ligação: átomos instáveis
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Após a ligação: íons estáveis
Na representação da ligação, utilizamos somente os elétrons da última camada
de cada átomo. Esta notação recebe o nome de Fórmula Eletrônica de Lewis.
Observe que o sódio possuía inicialmente 11 prótons e 11 elétrons. Após a
ligação, a quantidade de prótons não se altera e a de elétrons passa a ser 10. O
cloro que inicialmente possuía 17 prótons e 17 elétrons tem sua quantidade de
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elétrons aumentada de uma unidade após a ligação. Com isso o sódio se torna
um íon de carga 1+ e o cloro 1-.
A força que mantém os dois átomos unidos é de atração elétrica, ou seja, uma
ligação muito forte (por isto, nas condições ambientais, os compostos iônicos
são SÓLIDOS, com alto ponto de fusão e altíssimo ponto de ebulição). Como
foram utilizados um átomo de cada tipo, a fórmula do composto será NaCl.
Vejamos a representação de um retículo cristalino:
Essa ligação envolve não só dois átomos, mas um número enorme e
indeterminando de átomos que formam um retículo cristalino de forma cúbica,
como mostrado abaixo:
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Professor, como faço as diferentes fórmulas entre diferentes elementos
químicos?
Representamos os compostos iônicos através da mínima relação inteira entre os
íons (cátions e ânions) que compõem o retículo cristalino, de modo que a carga
total do composto seja neutralizada. Para que isso ocorra é necessário que o
número TOTAL de elétrons cedidos por átomos de um elemento seja igual ao
número TOTAL de elétrons recebidos pelos átomos do outro elemento.
Alguns aspectos sobre a fórmula unitária dos compostos iônicos são
importantes, veja alguns:
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a) Escreve-se sempre primeiro o símbolo do elemento que formará o cátion
(metal) e depois o símbolo do elemento que formará o ânion (ametal);
b) escreva as cargas que cada íon precisará para se estabilizar;
c) caso as cargas individuais sejam iguais (exemplo: Na + e Cl-; Mg2+ e O2-, etc)
basta um átomo de cada elemento. Caso as cargas sejam diferentes devemos
achar o valor múltiplo entre elas e fazer a multiplicação adequada para igualar
os valores totais. Porém, nesta multiplicação os números serão as atomicidades.
d) Os números em subscrito que aparecem do lado direito de cada íon indica a
proporção entre os átomos do cátion e os do ânion. Esses números são
chamados de índices ou atomicidade. Caso o número seja 1 este não é escrito.
Podemos resumir assim:
Por exemplo, no caso do cloreto de sódio, temos que sua fórmula unitária é NaCl,
pois temos cargas iguais entre os íons. Logo teremos 1 cátion sódio para cada
ânion cloreto.
Veja outro exemplo, o Al3+ possui três cargas positivas, enquanto que o Cl- possui
apenas uma negativa, assim são necessários três ânions fluoreto para
neutralizar o composto. Com isso, concluímos que sua fórmula unitária é AlCl 3.
Exemplos:
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B) LIGAÇÃO COVALENTE
Como foi definida por Lewis, a ligação covalente consiste no compartilhamento
de um par de elétrons entre dois átomos vizinhos.
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Lewis propôs diagramas (ou estruturas) simples para representar os elétrons
num determinado átomo e a ligação química entre dois átomos numa molécula.
Um dado elemento tende a se combinar com outros para adotar uma
configuração com oito elétrons (ou dois elétrons, no caso do Hidrogênio) em sua
camada de valência (Regra do Octeto).
É importante chamar sua atenção para o fato de que toda ligação covalente tem
um caráter eletrostático pronunciado: os elétrons compartilhados sentem
simultaneamente a atração eletrostática dos dois núcleos (Figura abaixo).
Esta hipótese sugere que a formação e a estabilidade das ligações covalentes
podem, de maneira superficial, serem explicadas por um modelo eletrostático
simples.
Figura: Visão simplificada das interações eletrostáticas entre os átomos
de Hidrogênio na molécula de H2. Considere: linha simples: atração
elétron-núcleo; linha tracejada: repulsão elétron-elétron e núcleo-núcleo.
A ligação covalente tem importância única na Química e é, sem duvida, o tipo
predominante de união entre átomos, já que está presente em muitas moléculas,
sejam elas orgânicas ou inorgânicas (é comum um composto de natureza iônica
apresentar também ligações covalentes). O caráter iônico (ligação mais intensa)
prevalece nestes compostos. Exemplo: KNO3.
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Entender a natureza da ligação covalente dará a você oportunidade de
interpretar e compreender em tamanho microscópico os fenômenos que
envolvem reações químicas entre moléculas. Nesses casos, as ligações
covalentes é que estão sendo quebradas e/ou formadas produzindo novas
substâncias, ou seja, transformando a matéria.
Quais elétrons estão envolvidos na formação de uma ligação química?
Lewis procurou responder a esta pergunta evocando o modelo atômico de Bohr
(1913).
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Os elétrons envolvidos numa ligação química são os elétrons da camada de
valência, ou seja: os mais externos. Portanto, a ligação covalente ocorre quando
os átomos ligados possuem tendência de ganhar elétrons (não metais. Lembra
dos átomos avermelhados na tabela periódica? São estes que se combinam
entre si ou com o Hidrogênio). Não há transferência de elétrons de um átomo
para outro, e sim um compartilhamento de elétrons entre eles.
A ligação covalente ocorre entre:
– Hidrogênio – Hidrogênio
– Hidrogênio – não-metal
– não-metal – não-metal
Obs.: Os semimetais também podem ser incluídos.
B.1) Ligação Covalente Normal
Ocorre entre dois átomos que compartilham pares de elétrons. Os átomos
participantes da ligação devem contribuir com um elétron cada, para a formação
de cada par eletrônico. Assim, na molécula de Hidrogênio (H2), cuja distribuição
eletrônica é: 1H = 1s1 falta um elétron para cada átomo de Hidrogênio para ficar
com a camada K completa (dois elétrons).
Os dois átomos de Hidrogênio se unem formando um par eletrônico comum a
eles (compartilhamento). Desta forma, cada átomo de Hidrogênio adquire a
estrutura eletrônica do gás nobre Hélio (He). Veja abaixo:
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Quando o par compartilhado é representado por um traço (—), temos a chamada
fórmula estrutural.
H — H (fórmula estrutural)
H2 (fórmula molecular)
Fórmula eletrônica ou de Lewis
Exemplo 2: formação do Cl2 (fórmula molecular do gás cloro)
tendência: ganhar 1e–
Resumindo temos:
Exemplo 3: HCl (fórmula molecular do cloreto de hidrogênio)
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ganhar 1e–
ganhar 1e–
Assim, temos:
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Exemplo 4: formação da substância água H2O (fórmula molecular da água)
ganhar 1e–
ganhar 2e–
Resumindo:
Quando encontramos um único par de elétrons compartilhado entre dois átomos,
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a ligação é denominada de ligação covalente simples.
Para dois pares de elétrons compartilhados entre dois átomos, a ligação é
denominada de ligação covalente dupla.
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Finalmente, para três pares de elétrons compartilhados entre dois elementos, a
ligação é denominada de tripla.
Vale lembrar que esta denominação não depende de os átomos serem do
mesmo ou de diferentes elementos químicos.
B.2.) Ligação Covalente Dativa ou Coordenada
Na ligação covalente normal, o par de elétrons compartilhado é proveniente um
de cada átomo. Ou seja: cada átomo participa com um elétron para a formação
do par.
Mas, para explicar certas estruturas das substâncias, foi necessário admitir a
formação de pares de elétrons provenientes de um só átomo; assim, temos a
chamada ligação covalente dativa ou ligação coordenada.
Exemplo: Formação do dióxido de enxofre
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Resumindo temos:
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Vejamos alguns exemplos:
Veja como ficaria a molécula do trióxido de enxofre (SO3)
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Exemplo 2: Formação da molécula de ozônio:
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Exemplo 3: molécula do monóxido de carbono
Veja esta “contradição”: a molécula que não pode ser explicada somente com a
ligação covalente simples é a de CO. O interessante desta molécula é que a
ligação covalente dativa ocorre do átomo mais eletronegativo (O) para o menos
eletronegativo (C).
Anomalias do Octeto
Grande parte dos elementos representativos respeita a regra do octeto na
formação de moléculas. Contudo, existem várias exceções a essa regra. Essas
exceções podem se dar devido a um número menor que oito elétrons na camada
de valência (contração do octeto) ou a um número maior que oito elétrons
(expansão do octeto).
Exemplos de contração do octeto são mais comuns em elementos do 2o período
da classificação periódica, especialmente em moléculas neutras de Be e B
00000000000
(exemplos: BeCl2 e BF3).
Especialmente (não exclusivamente) alguns óxidos neutros de nitrogênio
também podem se apresentar como exceções à regra do octeto, por exemplo:
NO e NO2. Esses casos formam espécies chamadas radicais, por apresentarem
pelo menos um elétron desemparelhado.
Compostos do tipo AlX3 (X = halogênio) são exemplos de contração de octeto
em um elemento do 3o período (alumínio). Vejamos alguns exemplos:
BeF2
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QUÍMICA
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BF3
NO
d) Ocorrem casos em que se verificam camadas de valência expandidas, ou
seja, apresentam mais de oito elétrons, por exemplo:
Pentacloreto de fósforo
Tetrafluoreto de Enxofre
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Hexafluoreto de Enxofre
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C) LIGAÇÃO METÁLICA
É a força que mantém unidos os átomos e cátions dos metais.
Teoria do “mar de elétrons” ou teoria da “nuvem eletrônica”
A principal característica dos metais é a eletropositividade (tendência de doar
elétrons), assim os elétrons da camada de valência saem facilmente do átomo e
ficam “passeando” pelo metal, o átomo que perde elétrons se transforma num
cátion, que, em seguida, pode recapturar esses elétrons, voltando a ser átomo
neutro. O metal seria um aglomerado de átomos neutros e cátions, imersos num
“mar de elétrons livres” que estaria funcionando como ligação metálica,
mantendo unidos os átomos e cátions de metais.
Os metais exibem uma série de propriedades em comum: todos são sólidos nas
condições ambientes (exceto Hg), têm brilho metálico, maleabilidade
(possibilidade de se moldar em chapas), ductilidade (capacidade de formar fios),
boa condutividade térmica e elétrica. Para haver condutividade elétrica, é
necessário o movimento de elétrons através do meio. A boa condutividade dos
metais sugere que existam elétrons semilivres, fracamente ligados, nas
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estruturas metálicas, que possam ser forçados a se mover ao longo de todo
retículo. Como na estrutura metálica, segundo o modelo do “gás de elétrons”,
todos os íons compartilham elétrons, a repulsão entre os cátions é compensada
pela atração eletrostática entre os elétrons livres e os íons positivos. Os elétrons
livres funcionam como uma “cola” eletrostática, ligando os cátions metálicos.
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Modelo do “gás de elétrons”. Os elétrons de valência não estão ligados aos
átomos, mas deslocalizados por todo o cristal, movendo-se livremente em todas
as direções e sendo compartilhados por todos os cátions com igual
probabilidade.
No caso dos metais maleáveis (facilmente deformáveis), como sódio, chumbo,
mercúrio e outros, os elétrons livres podem se ajustar rapidamente às mudanças
na estrutura metálica provocadas por perturbações externas.
Vou fazer um resumo generalizando as coisas:
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- Percebeu que quando se ligam apenas os átomos verdes dos elementos
da tabela periódica (metais) a ligação é metálica?
- Percebeu que quando se ligam apenas os átomos avermelhados dos
elementos da tabela periódica (ametais) a ligação é covalente?
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QUÍMICA
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- Percebeu que quando se ligam os átomos verdes (extrema esquerda,
querem dar elétrons) com avermelhados (querem ganhar elétrons) dos
elementos da tabela periódica (Ametais) a ligação é iônica?
(O hidrogênio pode se ligar a metais ou ametais e poderá, portanto,
participar da ligação iônica ou da covalente)
QUESTÃO PARA TREINAR
01. Sabe-se que a interação entre átomos que se ligam, na formação de novas
substâncias, é feita através de seus elétrons mais externos. Uma combinação
possível entre o elemento A com a configuração eletrônica 1s2 2s2 2p6 3s2
3p6 4s2 e outro B (Z = 17) terá fórmula e ligação, respectivamente:
a) AB e ligação iônica.
b) A2B e ligação iônica.
c) A2B3 e ligação covalente.
d) AB2 e ligação iônica.
e) A2B e ligação covalente.
RESOLUÇÃO:
A
2 elétrons na camada de valência
Tendência a doar 2 e–
B
A2+
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
7 elétrons na camada de valência
Tendência a receber 1 e–
00000000000
B1–
A ligação é iônica, pois, ocorre entre átomos de um metal (A) e de um
ametal (B). Teremos a transferência dos 2 elétrons do A. Porém, cada B só
recebe um elétron. Precisaremos, portanto, de 2 átomos de B para
receberem os 2 elétrons do A.
Então, para 1A preciso de 2B: AB2
Resposta: D
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GEOMETRIA DAS MOLÉCULAS
Introdução
Nas moléculas, é possível distinguir dois tipos de pares de elétrons:
Pares ligados (ou ligantes): pares compartilhados nas ligações;
Pares isolados (ou não-ligantes): pares não compartilhados.
A molécula da água exibe dois pares ligados e dois
isolados ao redor do átomo central (oxigênio).
Na formação das moléculas, os pares eletrônicos ligantes e não ligantes vão se
arranjando espacialmente de maneira a minimizar as repulsões entre si. Dessa
forma, a geometria molecular é moldada em função da minimização da repulsão
entre os pares eletrônicos.
O modelo que preconiza esse comportamento é conhecido como teoria de
repulsão dos pares eletrônicos na camada de valência (RPECV) ou VSEPR,
em inglês (valence-shell electron-pair repulsion).
O modelo RPECV considera que os pares ligados e isolados não se repelem
entre si com a mesma intensidade. Segundo o modelo RPECV, pares isolados
ocupam mais espaço que pares ligados, provocando maiores distorções nas
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geometrias. Considere a ordem crescente de intensidade de repulsão eletrônica
a seguir.
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O uso da teoria RPECV na estimativa da geometria das mais variadas moléculas
é o tema desta aula, neste momento.
D.1. Teoria de repulsão dos pares eletrônicos na camada de valência
(RPECV)
A Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência (Sidgwick,
Powell e Gillespie) permite prever a geometria de moléculas e íons poliatômicos.
Nestas espécies, um átomo central está rodeado por dois, três, quatro ou mais
pares de elétrons.
O modelo RPECV foi introduzido por Gillespie e Nyholm na década de 1950, com
o intuito de auxiliar a previsão de geometrias moleculares a partir de estruturas
de Lewis. O modelo RPECV é uma ferramenta extremamente poderosa na
determinação de estruturas de moléculas de elementos representativos. As
estimativas de geometria providenciadas pela teoria RPECV têm sido
confirmadas por dados experimentais.
De acordo com o modelo RPECV, apenas a repulsão entre pares isolados (p.i.)
e pares ligados (p.L.) ao redor do átomo central são relevantes na
determinação das geometrias. Pode ser estabelecida a seguinte ordem
crescente de influência na determinação de geometrias:
repulsão p.L-p.L. < p.L.-p.i. < p.i.-p.i.
Estes pares eletrônicos existentes ao redor do átomo central “orientam” a
00000000000
geometria da molécula, prevendo ângulos entre as ligações e determinando a
posição de outros átomos (representados por seus núcleos) em relação ao
átomo central.
Assim:
– os pares eletrônicos existentes ao redor do átomo central “orientam” a
geometria da molécula;
– quem “determina” a geometria da molécula é a posição dos núcleos dos
átomos que constituem a molécula.
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Na molécula de amônia (NH3), a geometria é piramidal triangular (Figura 1). Se
o par isolado tivesse a mesma influência que os pares ligados (as três ligações
N-H), o ângulo de ligação HNH se assemelharia ao ângulo interno de um
tetraedro regular: 109,5º. Entretanto, o ângulo HNH = 107º.
Ângulo:HNH = 107º
(LP significa par isolado).
O parâmetro geométrico mais importante no estudo das geometrias moleculares
é o ângulo de ligação. O ângulo de ligação é definido por três átomos.
Antes de seguir é interessante que você saiba o significado de projeções
espaciais das moléculas, que poderão aparecer daqui para frente, ou mesmo em
outros momentos.
Veja:
00000000000
O par eletrônico atrás do plano da folha pode aparecer como um pontilhado.
D.2. Como usar a teoria RPECV?
Sequência para Determinação da Geometria Molecular
Para utilizar a teoria RPECV, basta seguir o procedimento a seguir:
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1. Desenhar a estrutura de Lewis para a molécula em estudo, de acordo com o
procedimento geral estabelecido na aula de Ligações covalentes.
2. Contar o número de pares de elétrons estereoativos (pares de elétrons
isolados e ligados) ao redor do átomo central. Vale ressaltar que, para uma
ligação simples, dupla ou tripla, considera-se apenas um par estereoativo na
contagem. Assim, por exemplo, no CO2 para cada ligação dupla C=O conta-se
apenas um par estereoativo ligado.
3. Escolher uma figura geométrica que corresponda à mínima repulsão entre os
pares eletrônicos ao redor do átomo central, conforme o Quadro a seguir:
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Veja a seguir alguns exemplos, ressaltando que aparecerão dois valores
numéricos. O da esquerda indica o número de pares eletrônicos ligantes
ao redor do átomo central e o segundo o número de pares de elétrons não
ligados (não ligantes):
1o) A molécula BeH2
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OBS: NÃO OBEDECE AO OCTETO COMPLETO
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2o) A molécula BF3
OBS: NÃO OBEDECE AO OCTETO COMPLETO
3o) A molécula CH4
4o) A molécula NH3
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5o) A molécula H2O
6o) A molécula CO2
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2
2
7o) A molécula HCN
8o) A molécula SO3
9o) A molécula PCl5
Observe que o fósforo tem cinco elétrons na última camada e, ligando-se a cinco
átomos monovalentes (pode ser cloro ou outro elemento), não teremos sobra de
elétrons. Observe que teremos expansão do octeto (mais de 8 elétrons na
camada de valência).
00000000000
Vou dar uma dica para vocês, que resolve a maioria dos casos:
As moléculas podem ser dos tipos abaixo (onde A é um dos átomos e X os
demais átomos. Por isto, sempre que você tiver que pensar na geometria
conte quantos átomos tem na molécula, considere um deles como sendo o
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A e os demais X. Vale lembrar que o átomo A é o que necessita fazer mais
ligações).
Número
Tipo de
de átomos molécula
Sobra e- no
geometria
exemplo
Linear
H2, HCl, NO
Não
Linear
CO2
SIM
Angular
H2O;
átomo
central?
2
AX
não
se
aplica
3
AX2
H2S;
SO2
4
AX3
Não
Trigonal
BF3; H2CO
SIM
Piramidal
NH3
5
AX4
não
Tetraédrica
CH4
6
AX5
Não
Bipiramidal
PCl5
7
AX6
Não
Hexagonal
SF6
Existem outras formas geométricas, mas, que raramente aparecem em
provas. Portanto, julgo desnecessário aprofundar.
Vou colocar os casos mais importantes, abaixo.
10o) OUTROS CASOS DE EXPANSÃO DO OCTETO
Estes são compostos que raramente aparecem em prova. Bancas muito
exigentes podem pedir (CESPE) ou banca decoreba.
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Entre estas as duas primeiras situações são as mais frequentes em provas.
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Aprenda muito bem geometria, pois, esta irá (muitas vezes) determinar a
polaridade molecular. E a polaridade irá definir ou influenciar em muitas
propriedades das substâncias.
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POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
Antes de começar vou fazer uma observação óbvia, mas, que já percebi que
para muitos alunos isto passa desapercebido e dificulta o entendimento do
assunto.
Temos duas coisas a analisar: a polaridade da ligação covalente e a polaridade
da substância. Veja as observações abaixo:
1. A polaridade da ligação só depende de uma coisa: se os átomos são de
mesmo elemento químico a ligação é apolar. Se entre elementos diferentes a
ligação é polar.
2. Se todas as ligações são apolares a molécula OBRIGATORIAMENTE é
APOLAR.
3. Se existem ligações polares a molécula pode ser polar OU apolar. Vai
depender da forma geométrica molecular.
4. Todas as moléculas dos compostos com geometria piramidal (AX3, com sobra
de elétrons) são POLARES.
5. Todas as moléculas dos compostos com geometria angular (AX 2, com sobra
de elétrons) são POLARES.
6. As moléculas dos compostos com geometria tetraédrica (AX4) serão polares
se tiverem ligantes diferentes no átomo central (exemplo: HCF 3). Serão
APOLARES SE TIVEREM 4 LIGANTES IGUAIS (exemplo: CH4; CF4, CBr4)
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
A eletronegatividade influencia na ligação entre os átomos, já que haverá a
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possibilidade de maior ou menor atração dos elétrons de um dos átomos ligados
pelo outro átomo da ligação. O átomo com maior eletronegatividade atrai para si
os elétrons compartilhados na ligação covalente.
A diferença de eletronegatividade entre os elementos determina se a ligação
será polar ou apolar. Se a diferença de eletronegatividade for igual a zero, a
ligação será apolar, do contrário a ligação será polar. Tal fato ocorre quando se
combinam átomos de mesmo elemento químico (portanto, substância simples).
A polaridade das ligações químicas explica fatores como o fato de água e óleo
não se dissolverem. Em razão da polaridade das moléculas da água, uma das
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ligações mais fortes conhecidas, o óleo permanece em sua superfície, já que,
para que pudesse dissolver-se na água seria necessário o fornecimento de uma
quantidade razoável de energia para “quebrar” suas moléculas ou, ainda, que
sua ligação fosse, também polar, o que não ocorre, já que óleos e gorduras são
apolares.
Os hidrocarbonetos, moléculas formadas por Hidrogênio e Carbono, muitos
deles derivados do petróleo, são, também, apolares.
Uma substância polar pode dissolver-se numa substância polar, da mesma
forma que as substâncias apolares podem dissolver-se entre si.
A eletronegatividade está, portanto, relacionada à força para rompimento de
ligações químicas das moléculas.
Após analisar o caráter polar (ou iônico) de uma ligação química, você vai
estudar nesta aula como julgar a polaridade de uma molécula poliatômica a partir
da somatória dos vetores momento de dipolo de cada ligação covalente polar.
Considere que o vetor momento de dipolo (
) represente a polaridade de uma
ligação química. É importante chamar sua atenção para o fato de que a
polaridade de uma ligação ou molécula não pode ser medida; apenas o momento
de dipolo é mensurável. Como uma entidade vetorial,
é caracterizado pelo
seu módulo (seu tamanho), direção e sentido (o lado para onde o vetor aponta).
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Onde:
Vamos, portanto, fazer um estudo da polaridade das ligações e das moléculas.
Polaridade de Ligação
A polaridade mostra como os elétrons que fazem a ligação covalente estão
distribuídos entre os dois átomos que se ligam.
Ligação Covalente Apolar (Não-Polar)
É a ligação que ocorre quando os dois elétrons de ligação estão igualmente
compartilhados
pelos
dois
núcleos,
ou
seja,
não
há
diferença
de
eletronegatividade entre os dois átomos que se ligam.
Portanto, ocorre sempre que dois átomos idênticos se ligam.
Exemplos
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Ligação Covalente Polar
É a ligação que ocorre quando os dois elétrons de ligação estão deslocados mais
para um dos átomos, ou seja, a densidade da nuvem eletrônica é maior em torno
do átomo mais eletronegativo.
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A eletronegatividade é a tendência do átomo atrair o par eletrônico na ligação
covalente. A fila de eletronegatividade para os principais elementos pode ser
representada:
Exemplo
Como o cloro é mais eletronegativo que o hidrogênio, ele atrai para mais perto
de si o par de elétrons compartilhado, originando a formação de um dipolo.
O cloro, por ser mais eletronegativo, adquire uma carga parcial negativa ( –) e
o hidrogênio uma carga parcial positiva ( +). O mesmo ocorre no caso do HF.
A formação do dipolo é representada por um vetor mi ( ), chamado momento
dipolar, e orientado no sentido do átomo menos para o mais eletronegativo.
Outros exemplos
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Resumindo temos:
POLARIDADE DAS MOLÉCULAS
Vou fazer um resumo para você responder rapidamente à maioria das
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questões que envolvam polaridade molecular.
Analise se há sobra de elétron no átomo central. Se houver a molécula será
polar. Caso contrário, a molécula será apolar.
Veja os destaques no quadro abaixo:
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Observe que onde temos a molécula polar temos sobra de elétrons no
átomo central.
Cuidado com possíveis pegadinhas que envolvem o carbono:
- observe que nunca haverá sobra de elétrons no carbono. Logo, você deve
analisar se todos os ligantes do carbono são iguais (APOLAR) ou
diferentes (POLAR).
Qual a importância de conhecer a polaridade das substancias?
Saber relacionar propriedades e vários aspectos da Química. Um deles é
muito importante: a solubilidade.
Assim, teremos a máxima referente à solubilidade:
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QUESTÕES RESOLVIDAS
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01. O dióxido de carbono solidificado, o "gelo seco", é usado como agente
refrigerante para temperaturas da ordem de -78ºC.
a) Qual o estado físico do dióxido de carbono a 25ºC e 1 atm?
b) O dióxido de carbono é uma molécula apolar, apesar de ser constituído por
ligações covalentes polares. Justifique a afirmativa.
Gab:
a) Estado gasoso, pois, se trata de uma molécula apolar e que apresenta
baixa massa molecular.
b) O = C = O. A molécula de dióxido de carbono é apolar, mesmo
apresentando ligações polares. Isto decorre do fato de possuir momento
dipolar nulo, devido à geometria molecular da molécula. A geometria
acarreta a somatória dos momentos dipolares resultar em soma zero.
02. Analise as afirmativas abaixo e indique se as mesmas são falsas ou
verdadeiras, justificando cada caso.
a) Sólidos iônicos são bons condutores de eletricidade.
b) Compostos apolares são solúveis em água.
Gab:
a) Falsa. Os compostos iônicos são bons condutores de eletricidade
quando fundidos ou dissolvidos em água.
b) Falsa. Compostos apolares são insolúveis em água, pois esta é uma
substância polar.
03. Sabendo que tanto o carbono quanto o nitrogênio têm eletronegatividades
00000000000
diferentes daquela do oxigênio, explique por que o CO2 é apolar enquanto que o
NO2 é polar.
Gab:
CO2 é molécula linear e NO2 é molécula angular. Isto faz com que os
momentos dipolares resultantes sejam, respectivamente, igual a zero e
diferente de zero.
04. Dados os compostos no estado líquido: H2O, CCl4 e C6H6;
a)representar a estrutura de Lewis (fórmula eletrônica) da H2O e do CCl4.
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b)são miscíveis as misturas de partes iguais de C6H6 e H2O? E de C6H6 e CCl4?
Justificar a resposta e classificar as dus misturas.
Gab:
a)
Á
gua
....
.
..O
H .H
T
etraclorom
... etano
..C
.l.
.
.. ..C
... .l.
..C
l .. C
..
. ....
.C
. l..
b)
C6H6 é apolar e H2O é polar, portanto, são líquidos imiscíveis (mistura
heterogênea).
C6H6 é apolar e CCl4 é apolar, portanto, são líquidos miscíveis (mistura
homogênea).
05. Qual das moléculas tem maior momento dipolar?
a)H2O ou H2S
b)CH4 ou NH3
justifique.
Gab:
a) H2O maior diferença de eletronegatividade
b) NH3 geometria piramidal (CH4 é apolar)
06. Considere as moléculas de HF, HCl, H2O, H2, O2 e CH4.
a)Classifique essas moléculas em dois grupos: polares e apolares.
b)Qual a propriedade referente ao átomo e qual a referente à molécula em que
00000000000
se baseou para classificá-las?
Gab:
a) polares: HF, HCl, H2O; apolares: H2, O2, CH4.
b) átomo: eletronegatividade; molécula: geometria e simetria
07. Os fornos de micro-ondas são aparelhos que emitem radiações
eletromagnéticas (micro-ondas) que aquecem a água e, consequentemente, os
alimentos que a contêm. Isso ocorre porque as moléculas de água são polares,
condição necessária para que a interação com esse tipo de radiação seja
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significativa. As eletronegatividades para alguns elementos são apresentadas na
tabela a seguir.
a)Com base nessas informações, forneça a fórmula estrutural e indique o
momento dipolar resultante para a molécula de água.
b)Sabendo que praticamente não se observam variações na temperatura do
dióxido de carbono quando este é exposto à ação das radiações denominadas
microondas, forneça a estrutura da molécula de CO2. Justifique sua resposta,
considerando as diferenças nas eletronegatividades do carbono e do oxigênio.
Gab:
b.
a. Polar
O
H
Apolar
O
H
 T= 0
C
O
 T= 0
08. Quando um cometa se aproxima do sol e se aquece há liberação de água,
de outras moléculas, de radicais e de íons. Uma das reações propostas para
explicar o aparecimento de H3O+ em grandes quantidades, durante esse
fenômeno é:
Luz
H2O2 

H3O
dím e ro
ío n


e


e lé tro n
(número atômicos: H = 1; O = 8).

OH
ra dica l
00000000000
a) Represente a estrutura de Lewis (fórmula eletrônica para o íon e indique a sua
geometria).
b) Quais são as forças (interações) que atuam na molécula de dímero que
justificam sua existência?
Gab:
a)
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b) pontes de hidrogênio, devido, ao grupo – OH fortemente polarizado da
molécula de H2O
5. QUESTÕES PROPOSTAS
01. (PERITO CRIMINAL FORENSE – CEARÁ - CESPE/2012). De acordo com
a teoria da repulsão entre os pares de elétrons da camada de valência,
depreende-se que os compostos NOF, BrF5 e CF4 possuem, respectivamente,
geometria molecular angular, piramidal quadrada e tetraédrica.
RESOLUÇÃO:
O oxigênio como átomo central terá sempre geometria molecular angular em
moléculas triatômicas. BrF5 terá geometria piramidal quadrada (pois, possui 6
nuvens eletrônicas e sofre, pela TLV hibridização sp 3d2), e o CF4, em que o
carbono faz 4 ligações simples sempre será tetraédrica.
Resposta: “CERTO”.
02. (PERITO CRIMINAL – PCSP – VUNESP/2014). Unem-se por ligação
tipicamente covalente átomos dos elementos que se encontram nos seguintes
grupos da Tabela Periódica:
(A) 1 e 2.
(B) 6 e 7.
(C) 3 e 4.
00000000000
(D) 2 e 17.
(E) 16 e 17.
RESOLUÇÃO:
As ligações covalentes típicas ocorrem quando se combinam átomos de não
metais. Logo, átomos dos grupos de maior número da tabela periódica. Dentre
as alternativas: 16 e 17.
OBS: para mim houve uma tentativa de pegadinha. Geralmente chamamos estas
famílias de 6 e 7, mas o correto é 6A (ou 16) e 7A (ou 17). Observe que a
alternativa B poderia ter induzido ao erro. Estas famílias são dos metais de
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transição.
Resposta: “E”.
03. (MINISTÉRIO DA AGRICULTURA – AUXILIAR DE LABORATÓRIO –
CONSULPLAN/2014). Qual das seguintes substâncias possui uma ligação
covalente entre seus átomos?
A) KI.
B) Fe.
C) HCl.
D) NaCl.
RESOLUÇÃO:
Deve-se conhecer muito bem o tipo de elemento químico que se combina para
cada tipo de ligação química. Ligação covalente não deve ter metal. Por exclusão
sobraria apenas o HCl. Na questão dada todos os compostos apresentam metal
em sua formulação, não podendo ser covalente. AH, e nem precisava reforçar
usando UMA ligação.
Resposta: “C”.
04. (PM-MG - PROFESSOR II DE QUÍMICA - FCC/2012). Átomos de
mesmo elemento que ganham estabilidade ao perder elétrons tendem a se unir
entre si por ligação
(A) metálica, devido à transferência dos elétrons de um átomo para outro.
(B) covalente, devido à transferência dos elétrons de um átomo para outro.
(C) iônica, devido à transferência dos elétrons de um átomo para outro.
00000000000
(D) metálica, devido à atração do núcleo de um átomo pela eletrosfera dos
átomos vizinhos.
RESOLUÇÃO:
Se os átomos são de mesmo elemento químico e com tendência em perder
elétrons temos o caso da ligação metálica, em que elétrons de valência de
desprendem do átomo formando uma nuvem eletrônica. Esta nuvem eletrônica,
com elétrons em movimento, em liberdade, explica a condutividade dos metais
no estado sólido.
Resposta: “D”.
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05. (UABC - TÉCNICO DE LABORATÓRIO– VUNESP/2013). Nas substâncias
Na2O, H2O e O3, as ligações químicas são, correta e respectivamente, de
caráter
(A) iônico, covalente apolar, covalente polar.
(B) iônico, covalente polar, covalente apolar.
(C) covalente polar, iônico, covalente apolar.
(D) covalente polar, covalente apolar, iônico.
(E) covalente apolar, iônico, covalente polar.
RESOLUÇÃO:
Os compostos formados por (metal + ametal) são iônicos. Os compostos
formados por ametais (incluindo o hidrogênio) são covalentes (moleculares). As
substâncias simples são sempre apolares. Na2O é iônico, H2O é covalente
polar e, covalente apolar, no caso do O3.
Resposta: “B”.
06. (UFMT - DOCENTE QUÍMICA- IFMT/2012). Sobre um elemento químico M
que apresenta número atômico igual a 38, pode-se afirmar:
[A] Forma, com um metal alcalino, um composto iônico cuja solução aquosa é
boa condutora de corrente elétrica.
[B] A ligação entre os seus íons se dá por covalência.
[C] O cátion, o ânion e o composto formado por M e um calcogênio Y são,
respectivamente, Y2+, M-, MY.
[D] Forma com um halogênio X um composto iônico MX2.
RESOLUÇÃO:
00000000000
Precisamos conhecer o tipo de elemento químico deste. A distribuição eletrônica
dele seria: 1s2 – 2s2 – 2p6 – 3s2 – 3p6 – 4s2 – 3d10 – 4p6 – 5s2. Portanto, trata-se
de um metal alcalino terroso. Os metais deste tipo fazem ligações iônicas com
haletos com formulação MX2 ou com calcogênio do tipo MY. Forma cátions
bivalentes, M2+.
Resposta: “D”.
07. (UFJF-MG - TÉCNICO DE LABORATÓRIO – 2013 – IFSULDEMINAS). Em
um determinado tipo de ligação química, ocorre a formação de íons devido à
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perda ou ao ganho de elétrons pelos átomos. Supondo-se uma ligação que dê
origem aos íons Na+ e F –, é CORRETO afirmar que:
Dado 11Na e 9F
a) o íon F– tem massa maior que o íon Na+.
b) os íons têm distribuição eletrônica igual.
c) os íons têm números atômicos iguais.
d) os íons têm massa atômica igual.
e) os íons são isótopos.
RESOLUÇÃO:
Os íons têm distribuição eletrônica semelhante e, no caso, igual. Pois, ao serem
formados se estabilizam tal qual um gás nobre, com 8 elétrons na camada de
valência.
Resposta: “B”.
08. (UNIPAMPA - TÉCNICO DE LABORATÓRIO– CESPE/2013). De acordo
com a teoria de ligação de valência de Linus Pauling, a ligação covalente
ocorre quando há a sobreposição dos orbitais atômicos, que devem possuir,
além de energias semelhantes, orientação adequada.
RESOLUÇÃO:
Para ocorrer a ligação química deve ocorrer a adequada orientação espacial e
elétrons desemparelhados se aproximando com spins opostos (para não
prevalecer a repulsão eletrostática).
Resposta: “CERTO”.
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09. (CETESB – AUXILIAR DE LABORATÓRIO – VUNESP/2013). A energia
elétrica usada para aparelhos eletrônicos e lâmpadas também emite gás
carbônico, um dos principais gases do efeito estufa. Atitudes como trocar
lâmpadas incandescentes pelas fluorescentes e retirar da tomada os aparelhos
que não estão em uso reduziria a conta de luz e as emissões desse gás na
atmosfera.
(http://www.planetasustentável.com.br. Adaptado)
O caráter predominante das ligações químicas presentes na estrutura desse gás
e a quantidade dos átomos dos elementos químicos presentes em sua
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composição são, respectivamente,
(A) iônica; um átomo de Ca e um átomo de O.
(B) covalente; um átomo de C e três átomos de O.
(C) metálica; dois átomos de Ca e um átomo de O.
(D) covalente; um átomo de C e dois átomos de O.
RESOLUÇÃO:
Os compostos formados entre ametais são predominantemente covalentes. O
gás carbônico é formado por um átomo de carbono e dois átomos de oxigênio.
Resposta: “D”.
10. (MINISTÉRIO DA AGRICULTURA – TÉCNICO DE LABORATÓRIO –
CONSULPLAN/2014). Qual é o tipo de ligações químicas interatômicas
envolvidas no clorato de sódio?
A) Somente ligações iônicas.
B) Somente de Van der Waals.
C) Somente ligações covalentes.
D) Ligações iônicas e covalentes.
RESOLUÇÃO:
Clorato de sódio apresenta ligações iônicas (entre o clorato e o sódio) e
covalentes na formação do clorato (cloro e Oxigênio são ametais).
Resposta: “D”.
11. (PM-MG - PROFESSOR II DE QUÍMICA - FCC/2012). Considere
um composto do tipo MX, onde M é um metal alcalino e X é um halogênio,
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pertencentes ao 2º período da Tabela Periódica. Esse composto
(A) é molecular e não conduz corrente elétrica no estado líquido.
(B) apresenta temperatura de fusão e de ebulição menores do que a água.
(C) é iônico e bom condutor de eletricidade no estado líquido.
(D) é formado por moléculas e existem forças covalentes bastante intensas entre
seus átomos.
RESOLUÇÃO:
O composto formado por metal + ametal será iônico. Estes compostos são
sólidos, que conduzem corrente elétrica se fundidos ou dissolvidos em água.
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Resposta: “C”.
12. (PMSP - PEB-II/PROFESSOR II DE QUÍMICA– VUNESP/2012). Considere
as seguintes informações referentes a dois elementos, X e Z, em seu estado
fundamental.
Com base nessas informações, pode-se prever que a ligação química resultante
da combinação entre X e Z e a fórmula do composto formado serão, correta e
respectivamente,
(A) iônica e XZ.
(B) iônica e X2Z.
(C) covalente e XZ.
(D) covalente e X2Z.
(E) covalente e XZ2.
RESOLUÇÃO:
O elemento X é metal (poucos elétrons na camada de valência) e se combina
com o ametal Y (alta eletronegatividade e muitos elétrons na camada de
valência), formando um composto iônico de fórmula XZ, pois, se estabilizam
doando e recebendo 2 elétrons.
Resposta: “A”.
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13. (UABC - TÉCNICO DE LABORATÓRIO– VUNESP/2013). Para dissolver
acetato de sódio (CH3COONa) e Iodo (I2), os solventes mais adequados são,
respectivamente,
(A) benzeno e água.
(B) tolueno e amônia.
(C) benzeno e amônia.
(D) tetracloreto de carbono e benzeno.
(E) água e tetracloreto de carbono
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RESOLUÇÃO:
O acetato de sódio é um sal (composto iônico) e se dissolve em água. Já o iodo
(I2) é molecular apolar e se dissolve em solvente apolar (benzeno, tetracloreto
de carbono), dentre as possibilidades apresentadas.
Resposta: “E”.
14. (CEARÁ - PERITO CRIMINAL FORENSE - CESPE/2012). A molécula de
amônia apresenta hibridização sp3, geometria molecular piramidal trigonal e
pode ser considerada uma base de Brønsted-Lowry.
RESOLUÇÃO:
Esta geometria ocorre devido à formação de orbitais híbridos sp³. Em solução
aquosa se comporta como uma base transformando-se num íon amônio, NH4+,
com um átomo de hidrogênio em cada vértice do tetraedro.
Resposta: “CERTO”.
Então, meu caro aluno. Chegamos ao fim da aula 00.
Espero que você tenha gostado do que fiz. Foi feito com muito
carinho e muita dedicação para você, visando sua aprovação.
Adquira honestamente seu curso e prestigie seu professor. Isto
faz com que tenhamos a intenção de dispor de um tempo que
nos é muito precioso, para montar este material.
Seja bem-vindo ao meu curso.
Espero você na próxima aula.
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Grande abraço
Prof. Wagner Bertolini
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