Apostila – Química Inorgânica – Prof.º Marcus

SUMÁRIO
UNIDADE 1
1-A estrutura do átomo............................................................................................................................ 3
A descoberta do átomo............................................................................................................................ 3
A descoberta das partículas subatômicas............................................................................................... 4
2-Principais características do átomo.................................................................................................... 4
Número atômico (Z) ................................................................................................................................ 4
Número de massa (A) ............................................................................................................................. 4
Elemento químico.................................................................................................................................... 4
Semelhanças atômicas............................................................................................................................ 4
3- Os novos modelos atômicos............................................................................................................... 4
O modelo atômico de Böhr..................................................................................................................... 4
Distribuição eletrônica por subnível......................................................................................................... 5
Os subníveis............................................................................................................................................ 6
Sessão leitura......................................................................................................................................... 6
Exercício de fixaçao ............................................................................................................................... 6
UNIDADE 2
1-Tabela periódica.................................................................................................................................... 8
Introdução: Bases da organização dos elementos................................................................................ 9
Organização da tabela periódica............................................................................................................ 9
Grupos.................................................................................................................................................... 9
Períodos................................................................................................................................................. 9
Localização na tabela periódica............................................................................................................. 9
Classificação dos elementos, ................................................................................................................ 9
Ocorrência dos elementos...................................................................................................................... 9
2-Propriedades periódicas e aperiódicas.............................................................................................. 9
Propriedades periódicas......................................................................................................................... 9
Propriedades aperiódicas..................................................................................................................... 10
Sessão leitura....................................................................................................................................... 10
Exercício de fixaçao ............................................................................................................................. 10
UNIDADE 3
1-Ligações químicas.............................................................................................................................. 11
Introdução............................................................................................................................................. 11
Ligação iônica ou eletrovalente............................................................................................................ 12
Determinação das fórmulas dos compostos iônicos............................................................................ 12
Ligação covalente................................................................................................................................. 13
Ligação covalente dativa ou coordenada............................................................................................. 13
2-Fórmulas químicas............................................................................................................................. 14
Alotropia................................................................................................................................................ 14
3-Geometria molecular.......................................................................................................................... 15
Polaridade das ligações........................................................................................................................ 16
Polaridade de moléculas...................................................................................................................... 17
Sessão leitura....................................................................................................................................... 17
Exercício de fixaçao ............................................................................................................................. 17
As forças intermoleculares e os estados físicos................................................................................... 19
Tipos de forças intermoleculares.......................................................................................................... 19
Pintou no enem e Exercício de fixaçao................................................................................................ 20
UNIDADE 4
A matéria
1-Sistemas, ......................................................................................................................................... 21
Substâncias.......................................................................................................................................... 21
Misturas................................................................................................................................................ 21
Estados físicos da matéria.................................................................................................................... 21
Mudanças de estado físico................................................................................................................... 22
Diagramas de mudança de estado físico............................................................................................. 22
Pintou no enem .................................................................................................................................... 22
fenômenos............................................................................................................................................ 23
Separação de misturas......................................................................................................................... 23
Sessão leitura....................................................................................................................................... 29
Pintou no enem e Exercício de fixaçao................................................................................................ 29
UNIDADE 5
1 -Número de oxidação...................................................................................................................... 31
2- Equação Química........................................................................................................................... 31
Sessão leitura....................................................................................................................................... 31
Pintou no enem e Exercício de fixaçao................................................................................................ 32
UNIDADE 6
1-Funções inorgânicas...................................................................................................................... 33
Conceito de ácido................................................................................................................................ 33
Nomenclatura dos ácidos..................................................................................................................... 33
Classificação dos ácidos...................................................................................................................... 33
Base e sal pela teoria de Arrhenius..................................................................................................... 34
Nomenclatura dos bases..................................................................................................................... 34
Classificação dos bases....................................................................................................................... 34
Nomenclatura dos sais......................................................................................................................... 34
Classificação dos sais.......................................................................................................................... 34
Óxidos................................................................................................................................................... 35
Nomenclatura dos óxidos..................................................................................................................... 35
Classificação dos óxidos...................................................................................................................... 35
Os óxidos e o ambiente........................................................................................................................ 35
Sessão leitura....................................................................................................................................... 37
Consequências das chuvas ácidas...................................................................................................... 37
Pintou no enem e Exercício de fixaçao................................................................................................ 38
UNIDADE 7
1-Reações químicas........................................................................................................................... 40
Classificação das reações.................................................................................................................... 40
Solubilidade e volarilidade.................................................................................................................... 40
Sessão leitura....................................................................................................................................... 40
Exercícios de fixaçao........................................................................................................................... 41
UNIDADE 8
1-Estudo dos gases............................................................................................................................ 41
Introdução............................................................................................................................................. 41
Lei dos gases........................................................................................................................................ 42
Volume Molar........................................................................................................................................ 42
Sessão leitura....................................................................................................................................... 42
Exercício de fixaçao.............................................................................................................................. 42
REFERÊNCIAS.............................................................................................................................................. 44
EXERCÍCIOS EXTRAS................................................................................................................................. 45
3
Unidade 1
Química Inorgânica

1911 – Rutherford
1.A estrutura do átomo
A descoberta do átomo:
 450 a.C – Leucipo
A matéria pode ser dividida em partículas
cada vez menores.
 400 a.C – Demócrito
Denominação átomo para a menor partícula
da matéria. Considerado o pai do atomismo
grego.
 1808 – Dalton
Primeiro modelo atômico com base
experimental. O átomo é uma partícula
maciça e indivisível. O modelo vingou até
1897.
O átomo não é maciço nem indivisível. O átomo
seria formado por um núcleo muito pequeno, com
carga positiva, onde estaria concentrada
praticamente toda a sua massa. Ao redor do
núcleo ficariam os elétrons, neutralizando sua
carga. Este é o modelo do átomo nucleado, um
modelo que foi comparado ao sistema planetário,
onde o Sol seria o núcleo e os planetas seriam os
elétrons.
Modelo de Dalton
.
 1897 – Thomson
Descargas elétricas em alto vácuo (Tubos de
Crookes) levaram à descoberta do elétron. O
átomo seria uma partícula maciça, mas não
indivisível. Seria formado por uma geléia com
carga positiva, na qual estariam incrustados
os elétrons (modelo do pudim de passas).
Determinação da relação carga-massa do
elétron.
Modelo de
Rutherford

1913 – Bohr
Modelo atômico fundamentado na teoria dos
quanta e sustentado experimentalmente com
base na espectroscopia. Distribuição
eletrônica em níveis de energia. Quando um
elétron do átomo recebe energia, ele salta
para outro nível de maior energia, portanto
mais distante do núcleo. Quando o elétron
volta para o seu nível de energia primitivo (
mais próximo do núcleo), ele cede a energia
anteriormente recebida sob forma de uma
onda eletromagnética (luz).
Modelo de Bohr
4
 1916 – Sommerfeld
Modelo das órbitas elípticas para o elétron.
Introdução dos subníveis de energia.
 1920 – Rutherford
Caracterização do próton como sendo o
núcleo do átomo de hidrogênio e a unidade
de carga positiva. Previsão de existência do
nêutron.
 1926 – Heisenberg
Princípio da incerteza.
 1927 – Schrodinger
Equação de função de onda para o elétron.
 1932 – Chadwick
Descoberta do nêutron.
A decocoberta da particulas subatômicas:
Natureza
Próton
Nêutron
Elétron
Positiva
Não existe
Negativa
Valor
Reltivo
+1
0
-1
Massa
relativa
1
1
1/1836
Principais características do átomo
Número atômico (Z) é o número de prótons
existentes no núcleo de um átomo.
*Em um átomo normal o número de prótons é
igual ao número de elétrons. Um átomo pode,
porém, ganhar ou perder elétrons da eletrosfera
sem sofrer alterações em seu núcleo, resultando
na formação de partículas denominadas íons.
Quando um átomo ganha elétrons, ele se torna
um íon negativo, também chamado ânion. Pelo
contrário, quando um átomo perde elétrons, ele
se torna um íon positivo, também chamado
cátion.
Através de experimentos de dispersão da luz
emitida por átomos excitados, Bohr consegue
explicar satisfatoriamente como os elétrons
conseguem manter constante a sua energia.
Luz: tipo de onda eletromagnética que acredita-se
ser produzida pelo movimento oscilatório de uma
carga elétrica gerando campos elétricos e
magnéticos. As ondas de luz se propagam pelo
espaço sempre com uma mesma velocidade (
3000000 Km/s no vácuo) e se caracterizam por 3
grandezas:
 Velocidade ( c ou v)
 Freqüência (f) = número de oscilações
por segundo
 Comprimento de onda (λ) = distâncias
entre dois pontos equivalentes de uma
onda ( “tamanho da onda”)
Estas grandezas se relacionam segundo a
equação
c= f . λ
A energia transportada por uma onda
eletromagnética pode ser medida pela equação:
E=h.f
Percebe-se então que, para cada valor de
comprimento de onda associa-se um tipo de
freqüência e, por conseqüência, um determinado
valor de energia.
Dispersão da Luz: consiste em incidir a luz sobre
um prisma e provocar a “separação” dos vários
comprimentos de onda que compõem a luz
incidente, dando origem ao que chamamos de
espectro.
Dispersão da luz branca
Número de massa (A) é a soma do número de
prótons (Z) e de nêutrons(N) existentes em um
átomo.
A=Z+N
Elemento químico é o conjunto de todos os
átomos com mesmo número atômico.
Isótopos são átomos com mesmo número de
prótons e diferente número de massa, ou seja,
são átomos do mesmo elemento químico que
possuem diferentes números de nêutrons.
Ex: Hidrogênio, deutério e trítio.
Isóbaros são átomos de diferentes números de
prótons, mas que possuem o mesmo número de
massa (A).
No espectro produzido pela luz branca não
existem “falhas” – todos os comprimentos de
onda existentes entre 800 e 400 nm (faixa visível
do espectro), o que significa que neste intervalo
de comprimentos de onda, encontramos todos os
valores possíveis de energia associada.
Isótonos são átomos de diferentes números de
prótons e diferentes números de massa, porém
com mesmo número de nêutrons(N).
Os novos modelos atômicos
Modelo de Bohr:
O experimento de Bohr:
Após excitar átomos com o fornecimento de
energia, Bohr direciona o feixe de luz obtido para
um prisma e provoca a dispersão da luz
produzida.
5
Resultados: Bohr percebe que a luz emitida por
um átomo excitado produz um espectro
descontínuo,
ou
seja,
apenas
alguns
comprimentos de onda muito específicos são
produzidos pelos átomos. Desta forma conclui
que um determinado átomo só é capaz de emitir
ondas eletromagnéticas com valores de energia
muito bem definidos. Para explicar este
fenômeno, Bohr sugere que o átomo seja um
sistema de alta organização, no qual todas as
suas partículas constituintes apresentem valores
de energia muito bem definidos e invariáveis.
Desta forma, ao absorver energia do meio
esterno, o processo pelo qual o átomo produz
energia luminosa se processaria de forma
idêntica, produzindo sempre o mesmo espectro,
independente da energia utilizada na excitação.
Bohr enuncia alguns postulados:
1. Em um átomo são permitidas apenas
algumas órbitas circulares ao elétron,
sendo que em cada uma dessas órbitas o
elétron irá apresentar energia constante.
2. A energia dessas órbitas aumentam à
medida que se afastam do núcleo.
3. Um elétron, quando localizado em uma
dessas órbitas, não perde nem ganha
energia de forma espontânea, sendo este
estado
conhecido
como
estado
fundamental ou estacionário.
4. Um elétron só irá variar a sua energia
quando absorver energia de uma fonte
externa ao átomo, passando então ao
estado excitado ou ativado.
5. Ao passar do estado fundamental para o
estado excitado, o elétron realiza um
salto quântico progressivo, indo para uma
órbita mais afastada do núcleo. A energia
absorvida para o salto corresponde à
diferença de energia entre as órbitas
envolvidas.
6. Quando o elétron retorna para a sua
órbita de origem, emite a energia
recebida
em
forma
de
ondas
eletromagnéticas (luz) e realiza o salto
quântico regressivo, retornando ao
estado fundamental.
Como a quantidade de prótons e elétrons é
diferente em cada átomo, a energia necessária
para os saltos quânticos varia de átomo para
átomo, o que leva cada tipo de átomo a produzir
um espectro descontínuo diferente e
característico
Distribuição eletrônica por subnível
As camadas ou níveis de energia são
formados de subcamadas ou subníveis de
energia, designados pelas letras s, p, d e f
Os subníveis
Subnível
s
p
d
f
Número
máximo
2
6
10
14
de
elétrons
Distribuição eletônica por subnível
1s
2s 2p
3s 3p 3d
Subnível
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f
6s 6p 6d
7s
Diagrama de Pauling
6
Subníveis em ordem crescente de energia
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p
7s 5f 6d
Camadas Eletrônicas
Os elétrons estão distribuídos em camadas
ou níveis de energia.
Camada
Nível
K
1
L
2
Núcleo
M
3
N
4
O
5
P
6
Q
7
Número máximo de elétrons nas camadas ou
níveis de energia:
K
L
M
N
O
P
Q
2
8
18
32
32
18
8
Subníveis de energia
As camadas ou níveis de energia são
formados de subcamadas ou subníveis de
energia, designados pelas letras s, p, d e f
Subnível
Número
máximo
de
elétrons
s
2
p
d
f
6
10
14
Preenchimento dos subníveis
Os níveis são preenchidos sucessivamente,
na ordem crescente de energia, com o
número máximo de elétrons possível em cada
subnível.
Os números quânticos indicam a energia do
elétron no átomo e a região de máxima
probabilidade de se encontrar o elétron.
O Número Quântico Principal ( n ) indica o
nível de energia. Varia de n=1 a n=3,
respectivamente, no 1°, 2°, 3° ,... nível de
energia. Entre os átomos conhecidos, no
estado fundamental, o número máximo de
elétrons num mesmo nível é 32.
O Número Quântico Secundário ou Azimutal
(l) indica a energia do elétron no subnível.
Nos
átomos
conhecidos,
no
estado
fundamental, há 4 subníveis representados
por s, p, d, f em ordem crescente de energia.
Subnível
s
p
d
f
Número
Quântico
0
1
2
3
secundário
(l)
Orbitais
Os subníveis são formados de orbitais. Orbital é a
região da eletrosfera onde há maior probabilidade
de estar localizado o elétron do átomo. O número
máximo de elétrons em cada orbital é 2. A cada
orbital foi atribuído um número quântico
magnético ( m ) cujo valor varia de –l a +l
passando por zero.
S
1 orbital
0
P
3 orbitais
-1 0 +1
D
5 orbitais
-2 -1 0+1 +2
F
7 orbitais
-3 -2 -1 0 1 2 3
O orbital s tem forma esférica. Os orbitais p têm
forma de duplo ovóide e são perpendiculares
entre si ( estão dirigidos segundo 3 eixos
ortogonais x, y, z )
Spin
Spin é o movimento de rotação do elétron em
torno do seu eixo. Pode ser paralelo ou
antiparalelo. A cada um deles foi atribuído um
número quântico: +1/2 e -1/2.
Princípio da exclusão de Pauli
Em um mesmo átomo, não existem dois elétrons
com 4 números quânticos iguais. Como
conseqüência desse princípio, dois elétrons de
um mesmo orbital têm spins opostos. Um orbital
semicheio contém um elétron desemparelhado;
um orbital cheio contém dois elétrons
emparelhados ( de spins opostos).
Regra de Hund
Ao ser preenchido um subnível, cada orbital
desse subnível recebe inicialmente apenas um
elétron; somente depois de o último orbital desse
nível ter recebido seu primeiro elétron começa o
preenchimento de cada orbital semicheio com o
segundo elétron.
Elétron de maior energia ou elétron de
diferenciação é o último elétron distribuído no
preenchimento da eletrosfera, de acordo com as
regras estudadas.
Sessão Leitura:
Isótopos radioativos
Um isótopo radioativo, também conhecido como
radioisótopo, apresentao mesmo comportamento
químico que um isótopo do mesmo elemento não
radioativo,com a diferençãde que ele emite
radiação. Assim sua presença e localização
podem ser obtidas através d detectores de
radiação.
Os radioisótopos podem ser usados na medicina
no estudo de certas doenças e distúbios
fisiológicos. Administrados ao paciente, tem a
propriedade de seconcentrar em determinados
órgãos ou tipos específicos de células e permitem
pela sua detecção, determinar a existência de
possiveis alterações.
Exercícios:
1. (UNESP-SP) Na evolução dos modelos
atômicos,
a
principal
contribuição
introduzida pelo modelo de Bohr foi:
a) A indivisibilidade do átomo.
b) A existência de nêutron.
c) A natureza elétrica da matéria
d) A quantização de energia da órbitas
eletrônicas
e) A maior parte da massa do átomo
está no núcleo.
7
2. (UFV-MG) A irradiação é uma técnica
utilizada na conservação de alimentos
para inibir a germinação, retardar o
amadurecimento e destruir bactérias
patogênicas. O isótopo césio 137 pode
ser utilizado na obtenção de alimentos
irradiados, por não conter resíduos
radiativos e, portanto, não prejudicar a
saúde. Em relação a este elemento, é
incorreto afirmar:
a) O número de nêutrons do césio 137 é
80.
b) O césio 137 é isótopo do césio 133.
c) A distribuição eletrônica do elemento
1
césio é [Xe] 6s
d) O césio forma substância iônica com
o cloro.
3. (UERJ-RJ) O cátion que apresenta o
14
mesmo número de elétrons do C é:
+
a) N
2+
b) C
3+
c) P
4+
d) Si
4. (UFV-MG) O ânion cloreto, o argônio e o
cátion potássio têm em comum o mesmo
número:
a) De prótons
b) De elétrons
c) De nêutrons
d) De massa
e) Atômico
5. (UNESP-SP) No ano de 1887, o cientista
britânico J.J. Thomson descobriu, através
de experimentos os raios catódicos, a
primeira evidência experimental da
estrutura interna dos átomos. O modelo
atômico proposto por Thomson ficou
conhecido como “pudim de passas”. Para
esse modelo, pode-se afirmar que:
a) O núcleo atômico ocupa um volume
mínimo no centro do átomo
b) As
cargas
negativas
estão
distribuídas homogeneamente por
todo o átomo
c) Os elétrons estão distribuídos em
órbitas fixas ao redor do núcleo
d) Os átomos são esferas duras, do tipo
de uma bola de bilhar.
e) Os
elétrons
estão
espalhados
aleatoriamente no espaço ao redor do
núcleo
6) (UFRRJ-RJ) Os átomos X e T são
isótopos, os átomos W e T são isóbaros X e
W são isótonos. Sabendo-se que o átomo X
tem 25 prótons e número de massa 52 e que
o átomo T tem 26 nêutrons, o número de
elétrons do átomo W é:
a) 21
b) 22
c) 23
d) 24
e) 25
7) (PUCCAMP-SP) Dados os três átomos A, B e
C, notamos que A e B são isótopos; A e C são
isótonos; B e C são isóbaros. Sabemos ainda
que:
i.
A soma dos números de prótons
existentes em A, B e C é 79
ii.
A soma dos números de nêutrons
existentes em A, B e C é 88
iii.
O número de massa de A é 55
Consequentemente podemos concluir que os
átomos A, B e C têm respectivamente
Números atômicos
Números de massa
a) 26-26-27
55-56-56
b) 25-25-29
55-59-59
c) 24-24-31
55-62-62
d) 27-27-25
55-53-53
e) 28-28-23
55-50-50
Gabarito
1.d 2.a 3.a 4.b 5.b 6.c 7.a
8
Unidade-2
1.Tabela periódica
9
Introdução: Bases da organização dos
elementos
A classificação periódica moderna apresenta os
elementos químicos dispostos em ordem
crescente dos números atômicos.
Períodos:
1°
Muito curto
2
H e He
período
elementos
2°
Curto
8
Do Li ao
período
elementos
Ne
3°
Curto
8
Do Na ao
período
elementos
Ar
4°
Longo
18
Do k ao Kr
período
elementos
5°
Longo
18
Do Rb ao
período
elementos
Xe
6°
Superlongo
32
Do Cs ao
período
elementos
Rn
7°
Incompleto
23
Do Fr ao
período
elementos
Mt ?
* No 6° período, a terceira quadrícula encerra 15
elementos que, por comodidade, estão indicados
numa linha abaixo da tabela; começando do
Lantânio, esses elementos formam a chamada
série dos lantanídios; analogamente, no 7°
período, a terceira casa também encerra 15
elementos químicos, que estão indicados na
segunda linha abaixo da tabela periódica;
começando com o Actínio, eles formam a série
dos actinídios.
Colunas, grupos e classidicação dos
elementos
Número da
Elementos
Nome da
coluna
família
1
Li, Na, K, Rb,
Metais
Cs, Fr
alcalinos
2
Be, Mg, Ca,
Metais
Sr, Ba, Ra
alcalinosterrosos
16
O, S, Se, Te,
Calcogênios
Po
17
F, Cl, Br, I, At
Halogênios
18
He, Ne, Ar,
Zero
Kr,Xe, Rn
* O hidrogênio, embora apareça na coluna 1, não
é um metal alcalino. Pelo contrário, o hidrogênio é
tão diferente de todos os demais elementos
químicos que algumas classificações preferem
colocá-lo fora da tabela; as colunas 1.2,16,17 e 18
são as mais importantes da tabela e seus
elementos são denominados elementos típicos,
característicos ou representativos; os elementos
das colunas 3,4,5,6,7,8,9,10,11 e 12 são
chamados elementos de transição.
2-Propriedades periódicas e aperiódicas:
Muitas propriedades físicas e químicas dos
elementos variam periodicamente na seqüência
dos números atômicos dos elementos.
Propriedades aperiódicas: massa atômica aumenta com o aumento do número atômico; calor
específico - no estado sólido, diminui com o
aumento do número atômico.
Propriedades periódicas:
 Raio atômico: mede o tamanho de um
átomo. Corresponde à distância do núcleo
até o último elétron deste átomo.
Fatores que exercem influência sobre o raio
de um átomo: a quantidade de camadas e a
carga nuclear. Quando em uma mesma
família, o raio dos elementos depende da
quantidade de camadas: quanto maior for esta
quantidade, maior será a distância entre o
núcleo e o último elétron. Isto significa que na
vertical os raios aumentam de cima para
baixo. Quando em um mesmo período, o raio
dos elementos depende da carga nuclear:
quanto maior esta carga nuclear, maior será a
quantidade de prótons e elétrons presentes no
átomo e, consequentemente, maior será a
atração existente entre estas partículas. À
medida que a força de atração entre prótons e
elétrons vai ficando mais forte temos
tendência de aproximação da eletrosfera em
relação ao núcleo e o último elétron. Sendo
assim, o raio deve crescer à medida que a
carga nuclear diminui e assim, na horizontal os
raios diminuem da esquerda para a direita.

Ponto de Fusão e Ebulição: elementos
com menores pontos de fusão e ebulição
estão situados à direita e na parte superior
da tabela.

Energia de ionização: É a propriedade que
mede a energia mínima necessária para
arrancar um elétron de um átomo gasoso
e isolado, em seu estado fundamental. A
energia fornecida ao átomo deve ser
capaz de vencer a força de atração que as
cargas positivas do núcleo exercem sobre
os elétrons. Quanto maior o raio do átomo,
menor a energia de ionização necessária
para remover o elétron. Na vertical
aumenta de baixo para cima e na
horizontal aumenta da esquerda para a
direita.

Afinidade eletrônica: É a propriedade que
mede a energia liberada por um átomo
isolado, no estado gasoso e em seu
estado fundamental, quando a ele é
adicionado um elétron. Ao receber esse
elétron observamos um aumento na força
d repulsão existente entre os elétrons na
eletrosfera, o que gera uma instabilidade
momentânea do átomo. Para eliminar esta
instabilidade, o átomo libera energia e
aumenta seu raio, transformando-se no
ânion correspondente. Quanto maior o raio
atômico, menor será sua afinidade
10
eletrônica. Na vertical aumenta de baixo
para cima e na horizontal aumenta da
esquerda para a direita.

Eletronegatividade: É a propriedade que
mede a atração exercida sobre os elétrons
de
uma
ligação
química.
A
eletronegatividade não é uma propriedade
absoluta do átomo, pois decorre da
comparação entre as forças de atração
exercida sobre os elétrons da ligação.
Quanto mais forte for esta força de atração
mais eletronegativo será o elemento.
Quanto maior o raio atômico menor será a
eletronegatividade. Na vertical aumenta de
baixo para cima e na horizontal da
esquerda para a direita.
Temporárias: Normalmente são feitas utilizandose uma substânciaconhecida como hena, uma
planta encontrada originalmente na Índia e em
países do Oriente Médio. A coloração natural da
hena é marron ou ferrugem,e ela não é tóxica.
Para que a hena apresente outra colorações, por
exemplo preta, ela recebe a adição de carbono ou
de algumas substâncias contendo chumbo e
mercúrio. Esse tipo de hena pode ser nocivo.
Definitiva: A técnica utilizada nessa formaa de
tatuagem consiste em introduzir na derme, com
auxiliode agulhas, pigmentos coloridos, que ficam
retidos nas células da derme de maneira
permante. Os mais comuns são:
Pigmento
Carbono
Sulfeto de mercúrio
Sais de cádmio
Sais de crômio
Sais de cobalto
Sais de ferro
Oxido de titânio
cor
Preto
Preto
Amarelo ou verde
Verde
Azul
Castanho, rosa e
amarelo
Branco
Exercícios
1) (UERJ-RJ) Os metais formam um grupo
de elementos químicos que apresentam
algumas propriedades diferentes, dentre
elas o raio atômico. Essa diferença está
associada à configuração eletrônica de
cada um. A ordenação crescente dos
metais pertencentes ao terceiro período da
tabela periódica, em relação a seus
respectivos raios atômicos, está apontada
em:
a) Alumínio, magnésio, sódio
b) Sódio, magnésio, alumínio
c) Magnésio, sódio, alumínio
d) Alumínio, sódio, magnésio
Sessão leitura:
Química e sociedade
Tatuagem
Os elementos de transição formam compostos
coloridos. Devido a essa característica, são
utilizadoscom várias finalidaes; por exemplo na
fabricação de vidros coloridos e nas tatuagens.
Até alguns anos atrás, era grande a discriminação
em relação às pessoas que se tatuavam e muitas
eram ”rotuladas” de marginais.Embora ainda haja
discriminação, as tatuagens atualmentesão vistas
com maior naturalidade, eo preconceito é ainda
acentuado em alguns ambiente de trabalho.
Asa tatuagens são entendidas, em vários grupos
sociais, como forma de comunicação não verbal.
Tipos de tauagens
2) (UFOP-MG) Um elemento M forma um íon
3+
3+
M . O elemento M e o íon M possuem
a) O mesmo raio
b) A mesma energia de ionização
c) A mesma carga nuclear
d) As mesmas propriedades químicas
3) (UERJ-RJ) Um átomo do elemento
químico x, usado como corante para
vidros, possui número de massa igual a 79
e número de nêutrons igual a 45.
Considere um elemento y, que possua
propriedades químicas semelhantes ao
elemento x. Na tabela de classificação
periódica, o elemento y estará localizado
no seguinte grupo:
a) 7
b) 9
c) 15
d) 16
11
4) (UFOP-MG) Os elementos sódio, alumínio,
fósforo e cloro apresentam seu elétrons
distribuídos em três níveis de energia,
quando se encontram no estado
fundamental. A partir desta informação,
podemos afirmar que:
a) O potencial de ionização diminui com
o aumento de seus raios atômicos
b) A eletronegatividade diminui com a
diminuição de seus raios atômicos
c) O potencial de ionização aumenta com
o aumento de seus raios atômicos
d) A eletronegatividade aumenta com o
aumento dos seus raios atômicos
5) (UFV-MG) Considere as afirmativas abaixo
2+
sobre o átomo de Ba e seu íon Ba e
assinale a incorreta:
a) O Ba é um metal alcalino terroso
2+
b) O íon Ba tem 56 prótons e 56
elétrons
2+
c) O íon Ba tem raio atômico maior que
2+
Sr
2+
d) A formação do íon Ba se deve à
perda de 2 elétrons pelo átomo de Ba
2+
e) O raio iônico do íon Ba é menor que
o raio atômico do Ba
6) (UFU-MG) A energia liberada quando o
átomo de cloro se transforma em íon
cloreto é 3,75 elétron volt, enquanto a
energia liberada quando o átomo de
bromo se transforma em íon brometo é
3,50 elétron. A respeito dessas
informações, marque a alternativa
incorreta:
a) O átomo de bromo possui menor
afinidade eletrônica que o átomo de
cloro
b) O átomo de bromo possui maior raio
atômico que o átomo de cloro
c) O átomo de cloro recebe elétrons mais
facilmente que o átomo de bromo
d) O íon cloreto é menos estável que o
íon brometo
7) (UFRN-RN) Comparando-se os átomos
dos elementos químicos N, P e K,
presentes no fertilizante NPK, pode-se
afirmar:
a) O raio atômico do N é maior do que o
do P
b) O elemento P possui energia de
ionização menor que a do elemento K
c) O K possui maior raio atômico
d) O elemento N apresenta a menor
energia de ionização.
8) (UFCG-PB) “ Bom dia, Dr. Atomix, nós
estamos procurando nossa família”,
disseram três elementos perdidos. O Dr.
Atomix encontrou as seguintes
informações para ajudá-los.
I.
O primeiro elemento tem no seu registro
de nascimento: ano de nascimento =
1775, situação na tabela periódica =
metal, elétrons de valência = 2 e número
de camadas eletrônicas = 3.
II.
O segundo elemento faz parte da família
que tem as seguintes características:são
sólidos porem não muito duros, são
condutores de eletricidade, fundem mais
rapidamente de que os seus vizinhos da
direita, e reagem violentamente quando
misturados com a água.
III.
O terceiro elemento pertence à família que
apresenta como características: são
utilizados em letreiros luminosos, são
elementos muito estáveis.
Dr. Atomix concluiu que os três elementos
pertencem, respectivamente, à:
a) Família dos alcalinos terrosos, família dos
alcalinos e família dos gases nobres
b) Família dos alcalinos, família dos alcalinos
terrosos, família dos halogênios
c) Família do oxigênio, família dos gases
nobres, família dos alcalinos terrosos
d) Família dos gases nobres, família dos
halogênios, família dos alcalinos
e) Família dos halogênios, família dos gases
nobres, família do oxigênio
Gabarito
1.a 2.c 3.d 4.a 5.b 6.d 7.c 8.a
Unidade3
1.Ligações Químicas
Introdução
A formação de substâncias é resultado da união
dos átomos afim de seguir uma tendência geral da
natureza: procurar atingir uma situação ou estado
de maior equilíbrio ou estabilidade. Podemos
demonstrar esta situação tomando como exemplo
a água de uma cachoeira. Ela está saindo de um
lugar superior, onde ela tem “mais energia e
menos estabilidade” e procurando um lugar inferior
“menos energia e maior estabilidade”. Isto se
comprova pelo fato de, no caminho de queda, a
água poder gastar uma parte de sua energia
movimentando uma turbina.
Com os átomos acontece algo semelhante.
Observe
o
gráfico
a
12
seguir:
diversas maneiras, dando origem a diversos tipos
de ligações químicas.
Ligação iônica ou eletrovalente é a atração
Quando dois átomos estão afastados, eles estão
num certo nível de energia. Aproximando-se, eles
chegam a um “vale de estabilidade”; a distância d
entre os núcleos permite o melhor equilíbrio entre
as forças de atração e repulsão elétricas
existentes entre os próprios núcleos e os elétrons
das duas eletrosferas; o nível de energia E é
mínimo, e a situação de estabilidade entre os
átomos é máxima, ou seja, os átomos estão
realmente ligados. Para “forçar” uma maior
aproximação entre os núcleos dos átomos, somos
obrigados a gastar energia, pois os núcleos se
repelem fortemente. Com isso obtemos uma
situação de instabilidade, sendo que os átomos
tendem a retornar para a posição de maior
estabilidade.
Do gráfico também podemos perceber que os
átomos ligados devem apresentar um nível de
energia menor do que isolados, o que garante que
a estrutura de ligação é mais estável. Caso isso
não ocorra, não haverá ligação entre os átomos,
que então ficarão isolados um do outro.
Teoria do Octeto
Na natureza, todos os sistemas tendem a adquirir
a maior estabilidade possível. Os átomos ligam-se
uns aos outros para aumentar a sua estabilidade.
Os gases nobres são as únicas substâncias
formadas por átomos isolados; conclusão: os
átomos dos gases nobres são os únicos estáveis.
Os átomos dos gases nobres são os únicos que
possuem a camada de valência completa, isto é,
com 8 elétrons ( ou 2, no caso da camada K );
conclusão: a saturação da camada de valência
com 8 elétrons aumenta a estabilidade do átomo.
A configuração eletrônica com a camada de
valência completa é chamada configuração
estável. Os átomos dos gases nobres são os
únicos que têm a camada de valência completa.
 Camada de valência: é a última camada
que o átomo apresenta;
 Elétrons de valência: são os elétrons
responsáveis pelas ligações químicas;
geralmente estão situados na última
camada.
Os átomos dos elementos ligam-se uns aos outros
na tentativa de completar a camada de valência
dos seus átomos. Isso pode ser conseguido de
G
r
u
p
o
1
2
1
3
1
4
1
5
1
6
1
7
Elétron
s de
valênci
a
Características
do átomo
Quantida
de de
ligações
Valência
1
2
3
Doador
Doador
Doador
1
2
3
1
2
3
Íon
cara
cterí
stic
o
A+
A2+
A4+
4
Receptor
4
4
A4-
5
Receptor
3
3
A3-
6
Receptor
2
2
A2-
7
Receptor
1
1
A-
eletrostática entre íons de cargas opostas num
retículo cristalino. Esses íons formam-se pela
transferência de elétrons dos átomos de um
elemento para os átomos de outro elemento. Para
se formar uma ligação iônica, é necessário que os
átomos de um dos elementos tenham tendência a
ceder elétrons e os átomos do outro elemento
tenham tendência a receber elétrons. Os átomos
com tendência a ceder elétrons apresentam 1, 2
ou 3 elétrons na camada de valência. Os átomos
com tendência a receber elétrons apresentam 4, 5
6 ou 7 elétrons na camada de valência.
Determinação das fórmulas dos compostos
iônicos
13
Alguns conceitos:
 Valência: é o poder de combinação dos
elementos. O conceito de valência foi
criado por Berzelius, em 1820.
 Eletrovalência: é a valência do elemento
na forma iônica. É igual à carga do seu íon
monoatômico.

Ligação dativa ou coordenada: é um par
de elétrons compartilhado por dois
átomos, no qual os dois elétrons são
fornecidos apenas por um dos átomos
participantes da ligação. Forma-se quando
um dos átomos já tem o seu octeto
completo e o outro ainda não.
Como regra geral, podemos definir a seguinte
tabela
de
valência
para
os
elementos
representativos:
Ligação covalente: é um par de elétrons
compartilhado por dois átomos, sendo um elétron
de cada átomo participante da ligação.
As
ligações
covalentes
normais
classificadas da seguinte maneira:
Ligação simples 1sigma σ
Ligação dupla 1 sigma e 1pi π
Ligação tripla 1 sigma e 2 pi π
são
Observação: Atualmente o conceito de ligação
covalente dativa vem sendo substituído por novos
conceitos que explicam de maneira mais
satisfatória as propriedades apresentadas pelas
moléculas. Em alguns casos a dativa pode ser
explicada pela expansão da camada de valência
(na qual um átomo atinge estabilidade com uma
quantidade de elétrons superior a oito) e em
outros casos a dativa é considerada uma estrutura
de ressonância. Os compostos formados através
de ligações covalentes se classificam da seguinte
maneira:
 Compostos moleculares: formados por
moléculas discretas;
 Compostos covalentes: formados por
macromoléculas,
moléculas
que
apresentem uma sequência muito grande
de átomos.
Dependendo do tipo de molécula formada, os
compostos obtidos a partir de ligações covalentes
apresentam diferentes propriedades. Quando o
composto é molecular temos:
 Podem ser encontrados nos estados
sólido, líquido ou gasoso nas condições
ambientes;
 Apresentam baixas temperaturas de fusão
e de ebulição;
 Dependendo da polaridade da molécula
podem ser solúveis em solventes polares
ou em solventes apolares;
 Não são capazes de conduzir corrente
elétrica quando no estado natural (sólido,
líquido e gasoso), mas, dependendo do
composto, conseguem realizar a condução
de corrente quando dissolvidos em água.
14
Isto ocorre quando as moléculas de água
conseguem
quebrar
as
ligações
covalentes dando origem a íons, em um
processo conhecido por ionização.
A condução se deve à livre movimentação dos
íons pela solução aquosa. No caso da
ionização, tal qual na dissociação iônica,
ocorre a solvatação dos íons produzidos em
solução.
Quando o composto formado é covalente, o
fato de apresentar moléculas muito grandes
com elevadas valores de massa leva às
seguintes propriedades:
 São encontrados geralmente no
estado
sólido
nas
condições
ambientes.
 Apresentam altas temperaturas de
fusão e de ebulição.
 São
geralmente
insolúveis
em
solventes polares.
 Não são condutores de corrente
elétrica, com exceção do grafite.
Simples ligação é uma única ligação covalente
entre dois átomos. Dupla ligação são duas
ligações covalentes entre dois átomos. Tripla
ligação são três ligações covalentes entre dois
2-Fórmulas eletrônicas e
estruturais
Estruturas de Lewis ou fórmulas eletrônicas são
representações dos pares de elétrons das ligações
covalentes entre todos os átomos da molécula,
bem como dos elétrons das camadas da valência
que não participam das ligações covalentes.
Estruturas de Couper ou fórmulas estruturais
planas são representações, por traços de união,
de todas as ligações covalentes entre todos os
átomos da molécula.
Alotropia
Alotropia é o fenômeno no qual um mesmo
elemento químico dá origem a substâncias
simples diferentes. As variedades alotrópicas
podem se diferir na quantidade de átomos
formadores da molécula ou no arranjo dos átomos
na estrutura da molécula. Costuma-se classificar a
alotropia na qual ocorre diferença na quantidade
de átomos formadores da molécula de alotropia
química, enquanto a diferença na estrutura da
molécula dá origem a alotropia física. As
variedades alotrópicas apresentam propriedades
físicas diferentes e, na maioria das vezes,
propriedades químicas semelhantes.
Ex: Diamante e grafite.
15
o
ao redor do átomo central forem
iguais, a molécula será linear
Se
o
número
de
nuvens
eletrônicas e número de átomos
ao redor do átomo central forem
diferentes, a molécula será
angular
Ex: H2S
CO2
BeCl2
Elemento
Carbono
Oxigênio
Fósforo
Enxofre
Variedades alotrópicas
Diamante
Grafite
O2
O3
P4 branco Pn vermelho
S8 rômbico
S8
monoclínico
3- Geometria Molecular
Define-se a geometria molecular como sendo a
forma assumida pela molécula no espaço. Esta
forma é determinada através da disposição
espacial assumida pelos núcleos dos átomos na
molécula.
Uma das maneiras mais simples de determinar a
geometria molecular é a Teoria da Repulsão dos
Pares Eletrônicos da Camada de Valência.
Segundo esta teoria uma molécula atinge sua
geometria adequada quando os pares eletrônicos
ao redor do átomo central (quer sejam elétrons
ligantes ou não ligantes) se orientam no espaço de
modo a permitir a maior distância entre eles. Desta
forma teremos a menor repulsão possível entre os
elétrons.
Desta forma, as moléculas mais simples podem
assumir as seguintes geometrias:
a) Moléculas diatômicas: não apresentam
átomo central e a geometria é linear.
Ex: H2, HCl, O2
No caso das moléculas com mais de dois átomos,
a geometria pode ser determinada pelo estudo da
quantidade de nuvens eletrônicas e de átomos ao
redor do átomo central. Uma nuvem eletrônica é
definida como um conjunto de elétrons, ligantes ou
não ligantes, que se situa ao redor do átomo
central.
Ex: H2O
HCN
SO2
b) Moléculas Triatômicas
o Se
o
número
de
nuvens
eletrônicas e o número de átomos
SO2
c) Moléculas Tetratômicas
o Se o número de nuvens
eletrônicas e de átomos ao redor
do átomo central forem iguais, a
molécula será trigonal plana
o Se o número de nuvens
eletrônicas e número de átomos
ao redor do átomo central forem
diferentes, a molécula será
piramidal.
Ex: SO3
NH3
PCl3
CH2O
d) Moléculas pentatômicas
Para estas moléculas a única geometria disponível
é a tetraédrica. Isto se justifica pelo fato de que
nas moléculas mais simples, os átomos centrais
apresentam um máximo de 4 nuvens eletrônicas
ao seu redor e estas nuvens eletrônicas se dirigem
para os vértices de um tetraedro.
Ex: CH4
SiCl4
16
Algumas geometrias:
eletronegatividades. A ligação formada entre
átomos com estas características é a ligação
covalente. Logo, podemos concluir que apenas
ligações covalentes podem ser classificadas como
ligações apolares.
Entretanto, em uma ligação na qual um átomo seja
mais eletronegativo que o outro, existirá uma
diferença de intensidade de atração sobre os
elétrons ligantes. O átomo mais eletronegativo
exercerá uma atração mais intensa e atrairá para
perto de si o par de elétrons ligantes. Desta forma,
na região ao redor do átomo mais eletronegativo
teremos uma concentração maior de elétrons,
formando uma região de carga negativa na
molécula (pólo negativo). Em compensação, ao
redor do átomo de menor eletronegatividade
teremos uma menor concentração de elétrons,
configurando uma região de carga positiva na
molécula (pólo positivo).
Ex: HCl (o cloro é mais eletronegativo que o
hidrogênio)
A toda ligação covalente polar está associado um
vetor de nome momento de dipolo. Este vetor é
representado pela letra grega e sempre indica o
sentido de deslocamento dos elétrons, ou seja,
sempre aponta para o pólo negativo da ligação.
Ex:
Polaridade das ligações
É o estudo da influência da eletronegatividade
sobre os elétrons que participam de uma
ligação, quer seja esta ligação iônica ou
covalente.
Lembre-se que eletronegatividade é a medida
da atração exercida pelo átomo sobre os
elétrons da ligação.
Nas ligações entre átomos de mesma
eletronegatividade, os elétrons ligantes são
atraídos com igual intensidade pelos núcleos
dos átomos. Com isto não irá ocorrer um
deslocamento dos elétrons para nenhum dos
átomos, ficando estes elétrons situados a uma
mesma distância dos dois núcleos. Com isto
não irá ocorrer a formação de regiões dotadas
de carga positiva ou negativa na molécula.
Classificamos este tipo de ligação como
ligação apolar.
Ex: H2
Cl2
N2
Observação: Para que a ligação seja apolar, os
átomos ligantes devem apresentar mesmas
Caso a diferença de eletronegatividade se torne
muito grande, a diferença de intensidade de
atração sobre os elétrons ligantes ficará tão grane
que o átomo de maior eletronegatividade irá
conseguir “roubar” para si os elétrons da ligação.
Neste caso teremos a formação de uma ligação
iônica. Neste caso podemos concluir que toda
ligação iônica é polar.
À medida que aumenta a diferença de
eletronegatividade entre os átomos, temos uma
gradativa mudança de ligação covalente para
iônica. Embora não exista uma regra, aceita-se
que a diferença de eletronegatividade necessária
para que a ligação seja iônica é igual ou maior que
2. Diferenças de eletronegatividades inferiores a 2
levam à formação de ligação covalente entre os
átomos.
17
Polaridade das moléculas
Polaridade das moléculas é o estudo da influência
de um campo elétrico sobre as moléculas.
Experimentalmente verifica-se que sob a ação de
um campo elétrico uniforme alguns tipos de
moléculas sofrem uma orientação espacial.
Quando as moléculas não sofrem influência de um
capo elétrico dizemos que as moléculas são
apolares.
A polaridade de uma molécula pode ser
determinada com o auxílio dos vetores momento
de dipolo.
Por definição temos:
 Molécula polar: são moléculas que
apresentam um vetor momento de dipolo
resultante diferente de zero.
 Molécula apolar: são mudanças que
apresentam um vetor momento de dipolo
resultante igual a zero.
Ex:
MOLÉCULA POLAR:
MOLÉCULA APOLAR:
Sessão Leitura
QUÍMICA E CORPO HUMANO
Dois cientistas americanos que desvendaram
o funcionamento bioquímico do olfato foram
presenteados(...)com o Prêmio Nobel de
Medicina e Fisiologia. Em 1991, eles
publicaram um estudo pioneiro, no qual
identificaram um grupo de aproximadamente
mil genes que governam a captação de odores
e que, no final, nos permite diferenciar o cheiro
de uma floricultura do de uma peicharia.
Traduzindo o cheiro
Não é só uma moléculaespecífica que atua
sobre determinado receptor, ou seja, podem
existir várias moléculas que provocam o
mesmo odor. Para que isso ocorra, essas
moléculas também precisam se encaixar no
receptor. As indústrias de alimentos utilizamse muito dessa característica das moléculas
para substituir uma subtância natural por uma
sintética de forma geométrica semelhanre.
Exercícios
1. (CESGRANRIO) Assinale o composto que
apresenta ligação de maior percentual de
caráter iônico
a) HCl
b) NaCl
c) CsCl
d) KCl
e) LiCl
2. (UFMG-MG) O oxigênio e o enxofre
formam,
com
o
hidrogênio,
respectivamente, as substâncias H2O e
H2S. A 25°C e 1 atm de pressão, a água é
líquida e o sulfeto de hidrogênio é gasoso.
Considerando-se essas informações, é
correto afirmar que,
a) A ligação covalente S-H ser mais forte
que a O-H
b) A massa molar de H2S ser menor que
a de H2O
c) A pressão de vapor de H2O ser menor
que a de H2S
d) A temperatura de ebulição de H2S ser
maior que a de H2O
3) (FUVEST) Dois metais, designados X e Y,
reagem com cloro formando os compostos iônicos
XCl e YCl. Os íons dos elementos X e Y devem,
portanto, possuir igual:
a) Raio iônico
b) Carga elétrica
c) Número de prótons
d) Energia de ionização
e) Número de elétrons
4) (UFBA)
I.
NH3
II.
HF
III.
SO2
IV.
CH4
( )linear
( )angular
( )piramidal
( )tetraédrica
Associando-se as substâncias às respectivas
estruturas, a coluna da direita deve ser preenchida
pela sequência:
a) I, II, III, IV
b) I, III, I, IV
c) II, III, I, IV
d) II, IV, III, I
e) III. II, IV, I
18
5) (UFJF-MG) As substâncias químicas constituem
parte fundamental da nossa vida. A respiração, a
alimentação, a injestão de água ou outros líquidos
e o tratamento com medicamentos são alguns
exemplos de atividades essenciais que envolvem
compostos químicos formados por átomos ou íons
que se unem uns aos outros. Assinale a resposta
incorreta:
a) No sal (NaCl) que costumamos adicionar
aos nossos alimentos, a ligação química é
iônica
b) A molécula do gás oxigênio que
inspiramos é composta de dois átomos
que se unem através de ligação covalente
polar
c) A molécula de gás carbônico que
expiramos apresenta duas ligações duplas
d) As moléculas de água se unem uma ás
outras através de ligação de hidrogênio
e) A grande maioria dos medicamentos é
constituída de substâncias orgânicas, nas
quais o tipo mais comum de ligação
química presente é a covalente.
Gabarito
1.c 2.c 3.b 4.c 5.b
.
Exercícios (geometria)
1.
(Od.-Alfenas-MG) As moléculas de NH3 e
H2O apresentam, respectivamente, as
seguintes geometrias:
a) Tetraédrica e piramidal.
b) Piramidal e angular.
c) Angular e linear.
d) Quadrada plana e angular.
e) Piramidal e linear.
2.
(PUC-MG) Sejam dadas as seguintes
moléculas: H2O, BeH2, BCl3 e CCl4. As
configurações espaciais dessas moléculas
são, respectivamente:
a) Angular, linear, trigonal, tetraédrica.
b) Angular, trigonal, linear, tetraédrica.
c) Angular, linear, piramidal, tetraédrica.
d) Trigonal, linear, angular, tetraédrica.
3. Associe a coluna da esquerda com a coluna da
direita relacionando a espécie química com a
respectiva geometria, e marque a sequência
correta, de cima para baixo:
I – SO3
II – H2O
III – NH4
IV – CO2
(x) Tetraédrica
(x) Linear
(x) Angular
(x) Trigonal plana
a) l, IV, II e III.
b) III, IV, II e l.
c) II, III, IV e l.
d) III, II, IV e l.
e) IV, III, l e II.
Números atômicos: H = 1, C = 6, N = 7, O=8,S=16.
3. (UFPA) Dadas as moléculas dióxido de
carbono (CO2), acetileno (C2H2), água
(H2O), ácido clorídrico (HCl ) e monóxido
de carbono (CO), o número de moléculas
lineares é:
a) 1.
b) 2.
c) 3.
d) 4
e) 5
.Números atômicos: H = 1, C = 6, O = 8, Cl =.17.
5. (UNIPA-MG) O elemento X com número
atômico Z =115 ainda não foi descoberto ou
sintetizado. Algumas propriedades foram previstas
para este elemento e estão abaixo relacionadas.
Assinale a opção que apresenta uma propriedade
improvável para o elemento X.
a) Pertence à família do nitrogênio.
b) Seu átomo possui elétrons em 7 níveis
eletrônicos.
c) Apresenta um óxido de fórmula X2O3.
d) Forma um composto com o H de
geometria piramidal.
e) É um gás.
6. (ACAFE-SC) A ligação química entre átomos
iguais para formar moléculas diatômicas é sempre
uma ligação:
a) Polar.
b) Iônica.
c) Metálica,
d) Eletrovalente.
e) Covalente
7. (UVA-CE) O tipo de ligação dos compostos LiF,
SCl2 e Cl2 São respectivamente:
a) Covalente apolar, covalente polar, iônica,
c) Covalente polar, iônica, covalente apolar.
b) Iônica, covalente apolar, covalente polar,
d) Iônica, covalente polar, covalente apolar.
Números atômicos: Li = 3; F = 9; S = 16; C l = 17.
8. (UPF-RS) Sejam os seguintes compostos:
fluoreto de potássio, dióxido de enxofre, iodo e
iodeto de hidrogênio. As ligações químicas
existentes nestes compostos são,
respectivamente:
a) Iônica, covalente polar, iônica, covalente polar.
b) Iônica, covalente polar, covalente apolar,
covalente polar.
c) Covalente apoiar, iônica, covalente polar,
covalente polar.
d) Iônica, covalente apolar, covalente polar, iônica.
e) Covalente polar, covalente polar, covalente
apolar,covalente polar.
Gabarito
1.b 2.a 3.b 4.d 5.e .6.e 7.d 8.d
19
As forças intermoleculares e os estados físicos
Ligações intermoleculares são as que resultam da
interação entre moléculas, no estado líquido e no
estado sólido. São essas ligações que mantêm as
moléculas unidas num líquido e num sólido.
Toda substância molecular apresenta uma
determinada temperatura na qual a agitação
molecular é suficientemente intensa para vencer
as forças atrativas intermoleculares. Nessa
temperatura (ponto de ebulição), as moléculas
separam-se uma das outras e a substância passa
para o estado gasoso. As forças atrativas
intermoleculares,
ou
seja,
as
ligações
intermoleculares podem ser classificadas em:
Tipos de forças intermoleculares
 Dipolo permanente-dipolo permanente: ocorre
entre moléculas polares nos estados sólido e
líquido. As moléculas polares constituem
dipolos permanentes. Quando as substâncias
formadas por moléculas polares estão no
estado sólido e líquido, orientam-se de tal
forma que o pólo positivo de uma fica voltado
para o pólo negativo da outra. Essas forças
atrativas são do tipo dipolo permanente-dipolo
permanente e são tanto mais intensas quanto
maior for o momento dipolar da molécula.

Ligação de hidrogênio: as LIgações de
hidrogênio são encontradas em compostos
polares, que apresentam hidrogênio ligado a
um átomo muito eletronegativo, de pequeno
raio e que possua par de elétrons não
compartilhados em outras ligações. Como
exemplo destes elementos pode citar o flúor,
oxigênio, nitrogênio. A Ligação de hidrogênio
pode ser entendida como uma ligação dipolo
permanente-dipolo
permanente
exageradamente forte. Ocorre também, nos
estados sólido e líquido.
As Ligações de hidrogênio aumentam as forças de
coesão entre as moléculas. Isto explica a maior
dificuldade dessas moléculas passarem ao estado
gasoso (pontos de ebulição mais altos do que os
previstos, caso essas ligações não existissem)

Dipolo induzido-dipolo induzido: ocorre entre
moléculas apolares nos estados sólido e
líquido. Quando as substâncias formadas por
moléculas apolares estão no estado sólido e
no estado líquido, essas moléculas estão
muito próximas umas das outras, o que faz
com que apareçam distorções nas nuvens
eletrônicas das moléculas. Essas distorções
provocam o surgimento de um dipolo
instantâneo na molécula (apolar), que, por sua
vez, provoca o aparecimento de um dipolo
induzido, também instantâneo, na molécula
vizinha. Surgem então as forças atrativas do
tipo dipolo-induzido. Essas forças são
chamadas forças de dispersão de London ou
forças de Van der Waals.
20
Pintou no Enem
d)
somente
em
compostos
e) somente nos ácidos de Arrhenius.
Gabarito
1.a 2.d 3.b
a)
b)
c)
d)
e)
R: e.
ligações iônicas
Forças de London
Ligações covalentes
Forças dipolo-dipolo
Ligações de hidrogênio
1. (FRANCISCANA) Quando a substância
hidrogênio passa do estado líquido para o estado
gasoso,
são
rompidas:
a)ligações
de
Van
der
Waals
b)ligações
de
hidrogênio
c) ligações covalentes e pontes de hidrogênio
d)ligações
covalentes
apolares
e)ligações covalentes polares
2. A água tem maior ponto de ebulição, porque
apresenta:
a) molécula com 10 elétrons
b) geometria angular
c)hibridação
d) ligações por ligações de
e)ligações
do
tipo
3
sp
hidrogênio
sp
3. (PUC) As LIgações de hidrogênio aparecem:
a) quando o hidrogênio está ligado
muito
b) quando o hidrogênio está ligado
muito
c) em todos os compostos
a um elemento
eletropositivo;
a um elemento
eletronegativo;
hidrogenados;
inorgânicos;
21
Unidade 4
1.Sistemas
A definição de sistemas é uma definição mais
didática do que química
Sistemas é qualquer porção limitada de matéria
que se preze a um determinado estudo
Observe alguns exemplos de sistema:
Em
função
de
algumas
características
(quantidades de substâncias e quantidade de
porções) os sistemas podem ser classificados
como:
Substâncias
 Substância pura: é qualquer sistema
constituído por uma única substância, ou seja,
apresenta molécula iguais em seu interior.
Como as moléculas são absolutamente iguais,
este sistema apresenta propriedades físicas
muito bem definidas, tais como densidade,
ponto de fusão, ponto de ebulição, calor
específico, etc.
As substâncias podem ser classificadas como:
 Substância simples: formadas por átomos de
um mesmo elemento químico.
Ex: He, H2, O3, C60
 A definição de sistema homogêneo é um
tanto quanto complicada, pois podemos
fazer uso de aparelhos ópticos para tentar
distinguir suas fases. Neste sentido,
alguns
sistemas
que
parecem
homogêneos a olho nu, na verdade são
heterogêneos. Temos como exemplo a
gelatina, a maionese, o leite. Desta forma,
são classificados como soluções apenas
aqueles que, independente do uso de
aparelhos ópticos, apresentarão apenas
uma fase.
 As classificações dadas acima são
independentes entre si. Isto significa que
sendo um sistema uma mistura ele poderá
se apresentar tanto homogêneo quanto
heterogêneo. O mesmo é válido para um
sistema classificado como substância
pura, em transição de fase, apresenta-se
um sistema heterogêneo.
Estados físicos da matéria
Uma mesma substância pode se apresentar n
forma sólida, líquida e gasosa.

Substância composta (composto químico):
formada por átomos de elementos diferentes.
Ex: NaCl, H2SO4, KHCO3, (NH4)2SO3
Uma forma importante de se diferenciar as
substâncias simples das compostas se dá pelas
reações de decomposição. Nestas reações, uma
substância é decomposta em duas ou mais
substâncias mais simples do que ela. Este tipo de
reação não pode ocorrer com substâncias simples,
já que são formadas por átomos de um único
elemento. Já as substâncias compostas, por
apresentarem átomos de elementos diferentes,
podem sofrer decomposição.
Classificação quanto à quantidade de porções:
Cada porção distinta de matéria apresentada pelo
sistema é conhecida como fase. Dependendo do
número de fases, um sistema pode ser:
 Homogêneo: todo o sistema que apresenta
uma única fase por toda a sua extensão. Estas
misturas são conhecidas como soluções.
 Heterogêneo: todo sistema que apresenta
mais de uma fase.
Observação:
Estas formas são denominadas estados físicos da
matéria. Sinteticamente podemos dizer que o
estado sólido é aquele nos quais as partículas
formadoras do sistema permanecem em posições
fixas, formando um retículo cristalino que
apresenta forma e volume constantes. Já no
estado líquido, estas partículas conseguem “rolar”
umas sobre as outras, com certa liberdade, dando
a este estado forma variável, mas ainda com
volume constante. No estado gasoso, as
partículas estão totalmente livres umas das
outras, se movimentando em todas as direções
com grande velocidade. Por isso, este estado
possui tanto a forma quanto o volume variáveis.
Dependendo da pressão e temperatura à qual o
sistema se sujeita, podem ocorrer mudanças
entre estes estados físicos. Estas mudanças são
conhecidas por:
22
Mudanças do estado fisico
que funde a uma temperatura constante. É o que
acontece com a liga metálica formada por 62% de
estanho e 38% de chumbo em massa, que funde
à temperatura constante de 183°C. O gráfico
referente a uma mistura eutética terá a seguinte
forma:
Observe que agora, durante as mudanças de
estado, a temperatura não mais permanece
Diagramas de mudança de estado físico
Estas mudanças podem ser representadas em
um gráfico de temperatura versus o tempo de
aquecimento.
Para substância pura: por apresentar constituição
química muito bem definida, as mudanças
ocorrem a temperaturas constantes.
Para misturas: por apresentar constituição
química variável, as mudanças ocorrem a
temperaturas variáveis.
Observe que agora, durante as mudanças de
estado, a temperatura não mais permanece
constante, variando do início até o final da
mudança. É importante lembrar que, assim como
nas substâncias puras, durante a mudança de
estado coexistem o estado inicial e o estado final
da mudança.
Existem dois tipos de mistura que se comportam
como uma substância pura durante uma das
mudanças de estado. Uma delas é conhecida
como mistura eutética (ou simplesmente eutético)
No segundo caso, temos uma mistura azeotrópica
( ou simplesmente azeótropo), que ferve ou
condensa a uma temperatura constante. É o
exemplo de uma mistura formada por 96% de
álcool comum e 4% de água em volume, que
ferve à temperatura constante de 78,1°C. O
gráfico referente a uma mistura azeotrópica terá a
seguinte forma:
Pintou no Enem
R: c
23
Fenômenos
Qualquer transformação feita pela matéria é
considerada um fenômeno. Estes fenômenos
podem ser classificados como:
 Físicos: são aqueles que não alteram a
natureza da matéria, isto é, a sua
composição; neste fenômeno, a forma, o
tamanho, a aparência e o estado físico
podem mudar, porém a constituição da
substância não sofre alteração. Ex: obter
fios de cobre de uma barra de cobre;
dissolução de açúcar em água; formação
da neblina; derretimento do gelo.
 Químico: são aqueles que alteram a
natureza da matéria, ou seja, a sua
composição;
quando
ocorre
um
fenômeno químico, uma ou mais
substâncias se transformam e dão origem
a novas substâncias no que dizemos ser
uma reação química.
 A formação e uma nova substância está
associada à mudança de cor do sistema,
à liberação de um gás (efervescência), à
formação de um sólido ( precipitado) ou
ao
aparecimento
de
chama
ou
luminosidade. Ex: combustão de um
pedaço de papel; formação de ferrugem;
fermentação de vinhos; fotossíntese
realizada pelas plantas.
Separação de misturas
Na natureza, raramente encontramos substâncias
puras; há uma predominância de misturas. Além
disso, várias misturas são produzidas pelo
homem com a finalidade de melhorar as
condições de vida no planeta. Para que se possa
efetuar a separação dos componentes destas
misturas é utilizado um conjunto de processos
físicos denominados de análise imediata.
Alguns processos são bem simples, tais como a
catação (processo físico no qual os componentes
sólidos são separados manualmente ou com o
auxílio de uma pinça), a atração magnética ou
imantação (processo que utiliza um ímã para
separar sólidos), a peneiração ou tamisação
(processo no qual se utiliza uma peneira para
separar sólidos de dimensões diferentes) ou a
levigação (processo que separa sólidos através
da passagem de uma corrente de líquido e se
baseia na diferença de densidade destes sólidos).
Os principais processos de separação utilizados
em laboratório são:
 Decantação: processo que separa
componentes de uma mistura sólidolíquido ou líquido-líquido; consiste em
deixar a mistura em repouso para que
ocorra a sedimentação do componente
mais denso com a posterior retirada do
componente menos denso para um
segundo recipiente. Por exemplo, em
uma mistura de água e barro, com o
repouso temos a sedimentação da fase
sólida.
Podemos
então
verter
suavemente a água, com o auxílio de um
bastão de vidro para um outro recipiente,
separando então o sólido do líquido.
A fase líquida menos densa pode ser separada
da fase mais densa, após a sedimentação, de
uma outra maneira. Com o auxílio de um sifão
(tubo por onde se faz escoar o líquido) podemos
transferir este líquido para outro recipiente. Este
processo recebe o nome de sifonação.
Também podemos acelerar o processo da
decantação se colocar a mistura inicial em uma
centrífuga. O movimento circular provocado por
este aparelho acelera a etapa de sedimentação
da fase mais densa, tornando o processo mais
rápido. Neste caso dizemos que a mistura sofreu
uma centrifugação.
A decantação de uma mistura líquido-líquido pode
ser realizada em laboratório com o auxílio de um
funil específico conhecido como funil, o
componente líquido ou funil de bromo. Neste funil,
o componente líquido é escoado pela parte
inferior do aparelho.
24


Filtração:
processo
que
separa
componentes de uma mistura sólidolíquido e sólido-gás; consiste em fazer a
mistura passar através de filtros
específicos
que
vão
retendo
o
componente sólido. Por exemplo, uma
mistura formada por água e areia, ao
atravessar um filtro, terão componente
areia retido no filtro, com a passagem da
água através deste.
No exemplo acima percebemos que, com o
aquecimento, a água se transforma em vapor e é
destilada. Já o sal permanece dentro do balão de
destilação.

Podemos aumentar a velocidade da separação
por meio da filtração a vácuo. Neste
procedimento é acoplado ao kitassato uma
trompa d’água ou numa bomba a vácuo. Ambos
os aparelhos visam diminuir a pressão no interior
do kitassato permitindo que o líquido flua com
maior velocidade.
Destilação
simples:
separa
os
componentes de uma mistura sólidolíquido. Para que ocorra a separação
colocamos a mistura dentro de um balão
de destilação para que possa ser
aquecida até que o líquido atinja seu
ponto de ebulição. Ao passar para o
estado gasoso, o vapor produzido escapa
do balão de destilação e chega até um
condensador.
Ao
atravessar
o
condensador, o vapor é resfriado,
voltando então para o estado líquido,
sendo recolhido em um erlenmeyer. O
componente sólido permanece no interior
do balão de decantação. Observe a
seguir um esquema da destilação
simples.
Destilação
fracionada:
separa
os
componentes de uma mistura líquidolíquido cujas temperaturas de ebulição
não
sejam
muito
próximas.
A
aparelhagem de destilação é acoplada
uma coluna de fracionamento. Essa
coluna será responsável pela separação
dos vapores obtidos a partir da mistura de
líquidos contida no balão de destilação.
No interior da coluna ocorre a
condensação do líquido de maior
temperatura de ebulição, enquanto o
líquido de menor temperatura de ebulição
consegue passar por esta torre e chegar
ao condensador. O líquido de maior ponto
de ebulição será obtido no interior do
balão de destilação, já o líquido de menor
temperatura de ebulição será recolhido
no erlenmeyer.
25
Tratamento de água
Tome como exemplo uma mistura formada por
água e álcool. Ao aquecermos a mistura teremos
a formação de vapores de água e álcool que irão
sair do balão de destilação e atingir a torre de
fracionamento. Como a temperatura de ebulição
da água é maior do que a do álcool, teremos a
condensação da água no interior da torre de
fracionamento, o que provoca o seu retorno ao
balão de destilação. Já o álcool, por apresentar
menor temperatura de ebulição, ultrapassa a torre
de fracionamento, chega ao condensador e é
recolhido, já no estado líquido, no tubo de ensaio.
Estes processos de separação de misturas são
muito utilizados em nosso cotidiano. Em uma
estação de tratamento de água, por exemplo, são
utilizadas a filtração e a decantação. Ao chegar a
estação, a água atravessa um tanque contendo
sulfato de alumínio, cal e cloro. Nesta etapa, uma
reação entre o sulfato de alumínio e a cal forma
flocos que, ao se aglutinarem, arrastam partículas
sólidas em suspensão para o fundo do tanque
configurando uma decantação. Em seguida, a
água atravessa um tanque contendo carvão, areia
e cascalho. Ao atravessar este tanque ocorrerá a
filtração da água, onde partículas sólidas que não
ficaram retidas na decantação serão retiradas da
água. O esquema a seguir mostra uma estação
de tratamento de água.
Após a filtração, a água recebe a adição de cloro
e flúor. O cloro tem por finalidade eliminar
organismos patogênicos (bactérias) presentes na
água.
A destilação também apresenta grande aplicação
prática. Nas refinarias de petróleo utilizamos a
destilação fracionada para separar o petróleo cru
em seus principais derivados. O petróleo é
aquecido até atingir o estado gasoso e então é
injetado na torre de fracionamento. A partir da
diferença de temperatura de ebulição dos
derivados, estes são obtidos em cada uma das
torres de fracionamento.
A construção de um sistema completo de
tratamento de água requer um estudo detalhado
da população a ser abastecida, da taxa de
crescimento da cidade e das suas necessidades
industriais. Baseado nestas informações o
sistema é projetado para servir à comunidade
durante muitos anos. As Estações de Tratamento
de Águas (ETA’s) requer profissionais altamente
especializados.
Um sistema convencional de abastecimento de
água é constituído das seguintes unidades:
captação, adução, estação de tratamento,
reservatórios, redes de distribuição e ligações
domiciliares.
Captação: é importante o processo de captação
da fonte abastecedora, são feitas pesquisas para
procurar um manancial com vazão capaz de
proporcionar
perfeito
abastecimento
à
comunidade.
Além
disso,
levam-se
em
consideração a qualidade da água, a localização
da fonte, topologia da região e a presença de
possíveis focos de contaminação.
A captação pode ser superficial ou subterrânea
 Captação superficial: é feita nos rios,
lagos ou represas, por gravidade ou
bombeamento. Se por bombeamento,
uma casa de máquinas é construída junto
à captação. Essa casa de máquinas
contém conjuntos de motobombas, que
sugam a água do manancial e mandam
para a estação de tratamento.
 Captação subterrânea: é efetuada através
de poço artesiano. A água dos poços
artesianos está, em quase sua totalidade,
isenta de contaminação por bactérias e
vírus, além de não apresentar turbidez.
De maneira geral, os materiais que tornam as
águas impuras podem ser divididos em:
 Materiais em suspensão:
o Bactérias
o Algas e protozoários: influenciam
a cor e turbidez
o Lodos: aumentam a turbidez
 Materiais dissolvidos
 Colóides:
26
o Matéria orgânica
o Sílica
o Resíduos industriais
O processo de tratamento de água é composto
pelas seguintes fases:
1. Remoção dos materiais que flutuam: uso
de grades e telas. As telas de malhas
largas são colocados no ponto de
chegada da água e devem ser sempre
limpas.
2. Coagulação: ao entrar na ETA, a água
bruta recebe duas substâncias químicas:
cal (hidróxido de cálcio), responsável pela
correção do pH, e sulfato de alumínio ou
cloreto férrico, que faz com que as
partículas de sujeira iniciem o processo
de união (coagulação).
Os coagulantes ao serem adicionados
removem as substâncias responsáveis
pela cor, as bactérias, vírus e outras
impurezas para o fundo de um
decantador. A adição de coagulantes à
água forma-se um precipitado insolúvel
gelatinoso, floculento, no qual neutraliza e
se combina com partículas carregadas.
O processo completa-se em três etapas:
através da câmara de mistura rápida, da
câmara de floculação e do decantador
(ou tanque de sedimentação).
A finalidade da câmara de mistura rápida
é criar condições para que, em poucos
segundos,
o
coagulante
seja
uniformemente distribuído por toda a
massa de água.
3.
Floculação: ocorre em tanques de
concreto. O processo de união das
partículas de sujeira contínua leva à
formação de flocos de impurezas. Os
flocos tão logo se formam vão
aumentando de tamanho em decorrência
da adsorção de partículas dissolvidas ou
em estado coloidal, possuidoras de carga
elétrica contrária.
Na câmara de floculação a velocidade da
água, embora menor que da câmara de
mistura rápida, ainda é grande para
impedir a deposição de flocos, que ocorre
nos decantadores, onde a velocidade da
água já é bem reduzida.
4. Decantação: em um outro tanque os
flocos são sedimentados.
Os flocos descem sob ação da gravidade,
atraindo e arrastando as partículas que
vão encontrando, até atingirem o fundo
do decantador para constituírem o lodo.
5. Filtração: a água passa por filtros
formados por camadas de areia e
cascalho de diversos tamanhos. As
impurezas que não foram sedimentadas
nos processos anteriores ficam aqui
retidas.
6. Desinfecção: a água já está limpa quando
chega nesta etapa. Ela recebe, ainda,
uma substância: o cloro, que elimina os
germes nocivos à qualidade da água nas
redes de distribuição e nos reservatórios.
A desinfecção é feita pela aplicação de
hipocloritos nas pequenas ETA’s e de
cloro gasoso nas grandes ETA’s.
Para a avaliação das condições sanitárias
de uma água utiliza-se bactérias do grupo
coliformes, que atuam como indicadores
de poluição fecal.
No Brasil, o desinfetante utilizado em
águas de abastecimento público é o cloro
e seus compostos, porém a luz
ultravioleta e o ozônio também podem ser
utilizados.
A luz ultravioleta é utilizada mais em
salas de cirurgia de hospitais, indústrias
alimentícias e indústrias farmacêuticas.
O ozônio é bastante utilizado na
Alemanha, França e Rússia; no Brasil é
usado em filtros domésticos.
7. Fluoretação: a fluoretação consiste na
aplicação de dosagens adequadas de um
composto de flúor nas águas a serem
distribuídas.
8. Correção do pH: finalmente, mais uma
vez, é adicionada cal para se obter um
pH adequado para proteção das
tubulações da rede de distribuição e das
casas dos usuários.
27
28
Homogênea
Heterogênea
Análise imediata
Conjunto de processos de separação dos componentes da mistura
Destilação simples (sólido + Líquido) Por aquecimento, só o líquido
entra em ebulição, vaporiza-se a seguir condensa-se, separando-se
do sólido
Destilação fracionada (líquido + líquido) Por aquecimento, os líquidos
vaporizam-se e a seguir condensam-se, separadamente, à medida
que vão sendo atingidos os seus PE
Liquefação fracionada (gás + gás) Por resfriamento da mistura, os
gases se liquefazem separadamente à medida que vão sendo
atingidos os seus PE
Aquecimento simples (gás + Líquido) Por aquecimento abaixo do PE
do líquido, o gás dissolvido é expulso
Todas as fases são sólidas
Catação-Os fragmentos são
catados com mão ou pinça
Ventilação-Separação do
componente mais leve por
corrente de ar
Levigação-Separação do
componente mais leve por
corrente de água
Flotação-Separação por um
líquido de densidade
intermediária
Dissolução fracionada-Separação
por meio de um líquido que
dissolve apenas um componente
Separação magnética-Apenas um
componente é atraído pelo ímã
Fusão fracionada-Separação por
aquecimento da mistura até a
fusão do componente de menor
PF
Cristalização fracionada-Adicionase um líquido que dissolva todos
os sólidos. Por evaporação da
solução obtida, os componentes
cristalizam-se separadamente
Peneiração ou tamização-Os
componentes estão reduzidos a
grãos de diferentes tamanhos
Pelo menos uma das fases não é
Sedimentação-Separação de
sólida
duas ou mais camadas devido a
diferentes densidades
Decantação-Após a
sedimentação a fase líquida é
escoada
Filtração-Separa a fase líquida ou
gasosa por meio de uma
superfície porosa
Centrifugação-Decantação
acelerada por uma centrífuga
29
Sessão Leitura
A matéria-prima dos fertilizantes potássicos, a
silvinita, também passa por processos químicos
para obtenção do minério de potássio. Os mais
usados são os métodos de separação de
misturas como a flotação, a separação por meios
densos
e
a
dissolução-cristalização.
Até mesmo os fertilizantes orgânicos passam por
processos químicos, embora também possam ser
utilizados in natura. A compostagem – uma
fermentação controlada –, é freqüentemente
usada em resíduos vegetais (folhas, ramos) para
obter produtos mais estáveis. Outra possibilidade
é, depois da compostagem, enriquecer o
fertilizante orgânico com nutrientes como os que
já citamos. Vários materiais podem ser usados
como fertilizantes orgânicos: estercos de aves,
suínos e bovinos; resíduos da indústriaalimentícia
e de óleos, além dos resíduos vegetais. Até
mesmo o lixo e o lodo dos esgotos domésticos já
podem
ser
transformados
em
adubo.
Utilizando processos de compostagem e
maturação, a Embrapa (Empresa Brasileira de
Pesquisa Agropecuária) conseguiu transformar o
lodo, combinado com resíduos vegetais, num
adubo orgânico que não agride o meio ambiente.
Para chegar nesse material, houve um
acompanhamento de processo através de
análises químicas convencionais e técnicas
laboratoriais avançadas, que utilizam campos
magnéticos e radiofreqüência, entre outras. Com
a produção desse fertilizante, encontrou-se uma
alternativa para o problema da geração de lodo
doméstico.
Exercícios
01. (UFSM) A alternativa que apresenta um
fenômeno físico é:
a) laminação do aço
b) queima de fogos de artifício
c) amadurecimento de frutas.
d) revelação de fotografia
e) combustão da gasolina
Pintou
Enem
a)
b)
c)
d)
e)
no
I e II
I e III
II e IV
III e V
IV e V
R:c
Enem
02. (MACKENZIE) Constitui um sistema
heterogêneo a mistura formada de:
a) cubos de gelo e solução aquosa de açúcar
(glicose).
b) gases N2 e CO2.
c) água e acetona.
d) água e xarope de groselha.
e) querosene e óleo diesel
a)filtração
b)cloração
c)coagulação
d)fluoretação
e)decantação
R:b
30
03. Pode-se citar como exemplo de sistema
homogêneo uma mistura de:
a) vapor d'água e gás nitrogênio.
b) gelo e solução aquosa de sal.
c) óleo e solução aquosa de mel.
d) água e mercúrio.
e) areia e gasolina.
04. Assinale a alternativa correta:
a) Todo sistema homogêneo é uma mistura
homogênea.
b) Todo sistema heterogêneo é uma mistura
heterogênea
c) Todo sistema heterogêneo é monofásico
d) Todo sistema homogêneo é polifásico
e) Todo sistema heterogêneo pode ser uma
mistura heterogênea ou uma substância pura em
mais de um estado físico
05. Sabendo-se que, toda mistura gasosa é
homogênea, qual das misturas adiante é
homogênea?
a) areia + ar
b) oxigênio + gasolina
c) gás carbônico + refrigerante
d) gás carbônico + oxigênio
e) gás carbônico + gasolina
06. Seja uma mistura formada por: um pouco de
areia, uma pitada de sal de cozinha, 100 mL de
álcool, 100mL de água e cubos de gelo. Quantas
fases apresenta o sistema descrito?
a) 1
b) 2
c) 3
d) 4
e) 5
07. Um pedaço de granito é um sistema:
a) monofásico
b) tetrafásico
c) bifásico
d) pentafásico
e) trifásico
08. Água e sal de cozinha dissolvido formam uma
mistura homogênea que é sempre um sistema:
a) monofásico
b) tetrafásico
c) bifásico
d) pentafásico
e) trifásico
09) Água e álcool formam sistema:
a) monofásico, desde que a quantidade de água
seja maior
b) monofásico, quaisquer que sejam as
quantidades de água e álcool
c) monofásico, desde que a quantidade de álcool
seja maior
d) bifásico, quaisquer que sejam as quantidades
de água e álcool
e) bifásico, desde que a quantidade de água seja
maior
10) Água, areia e cubos de gelo formam um
sistema:
a) monofásico
b) tetrafásico
c) bifásico
d) pentafásico
e) trifásico
11) Água e sal de cozinha formam sistema:
a) sempre monofásico
b) sempre bifásico
c) depende das quantidades de sal e de água
utilizados
d) depende da marca do sal utilizado
e) depende da marca da água utilizada
12) Ao adicionarmos açúcar a um suco, notamos
que após certa quantidade, o açúcar não mais se
dissolve na água.
Isto significa que existe um limite de solubilidade
de uma substância conhecida como "soluto" em
outra conhecida como "solvente" e, este limite é
conhecido como "Coeficiente de Solubilidade", ou
seja, é a maior quantidade de soluto que se pode
dissolver numa dada quantidade de solvente a
uma certa temperatura. Assim sendo, um suco
adoçado com açúcar, quanto ao número de fases,
pode ser:
a) sempre monofásico
b) monofásico ou trifásico
c) sempre bifásico
d) bifásico ou trifásico
e) monofásico ou bifásico
13) A água potável é:
a) um elemento químico
b) uma substância pura
c) uma substância simples
d) uma mistura
e) uma substância composta
14) A água destilada é:
a) elemento químico
b) mistura homogênea
c) substância simples
d) mistura heterogênea
e) substância composta
15) (FAAP) Constitui exemplo de sistema bifásico
com um componente:
a) álcool hidratado
b) óleo grafitado
c) água salgada
d) ar liquefeito
e) água com cubos de gelo
Gabarito
1.a 2.a 3.a 4.e 5.d 6.b 7.e
11.c 12.e 13.d 14.c 15.c
8.a..9.b 10.c
31
Unidade 5
1 -Número de oxidação
Número de oxidação (nox) é um número
associado à carga de um elemento numa
molécula ou íon. O nox de um elemento sob
forma de um íon monoatômico é igual à carga
desse íon, portanto é igual à eletrovalência do
elemento nesse íon. O nox de um elemento numa
molécula e um íon composto é a carga que teria o
átomo desse elemento supondo que os elétrons
das ligações covalentes e dativas se transferisse
totalmente do átomo menos eletronegativo para o
mais eletronegativo, como se fosse uma ligação
iônica.
Elementos com nox fixo em seus compostos
Metais alcalinos (+1)
Metais alcalino-terrosos (+2)
Alumínio (+3)
Prata (+1)
Zinco (+2)
O oxigênio é o mais eletronegativo detodos os
elementos, exceto o flúor. O oxigênio tem nox
negativo em todos os seus compostos, exceto
quando ligado ao flúor. Na grande maioria de
seus compostos, o oxigênio tem nox =- 2. Nos
peróxidos (grupo OO) o oxigênio tem nox = -1.
O hidrogênio é menos eletronegativo que todos
não-metais e semimetais; por isso, quando ligado
a esses elementos, tem nox positivo e sempre
igual a +1. O hidrogênio é mais eletronegativo
que os metais; por isso, quando ligado a esses
elementos, tem nox negativo e sempre igual a -1.
A soma dos nox de todos os átomos de:
 Uma molécula é igual a zero
 Um íon composto é igual à carga do
íon.
O nox de qualquer elemento sob forma de
substância simples é igual a zero.
O nox máximo de um elemento é igual ao número
do grupo onde está o elemento na Tabela
Periódica, com exceção dos elementos do grupo
B. O nox mínimo é igual a (número do grupo 8),
no caso de o elemento ser um não-metal ou um
semimetal.
Nox e valência: O nox de um elemento na forma
de um íon monoatômico é igual à sua
eletrovalência. O nox de um elemento na forma
de molécula ou de íon composto não é
obrigatoriamente igual à sua valência. A valência,
nesses casos, é dada pelo número de ligações
covalentes e dativas. Cada ligação covalente
conta como uma unidade de valência, e cada
ligação dativa, como duas unidades de valência.
8.Equação química
Equação química é a representação de uma
reação química por meio das fórmulas das
substâncias participantes. Nas reações químicas
há conservação dos átomos de todos os
elementos. Os átomos dos reagentes são os
mesmos dos produtos e em igual número, por
isso, a equação deve ser balanceada.
Acertar os coeficientes ou balancear uma
equação química é igualar o número total de
átomos de cada elemento, no 1° e no 2° membro
da equação.
 Método das tentativas:
Regras práticas:
1. Raciocinar com o elemento ou
radical que aparece apenas uma
vez no 1° membro e uma vez no
2° membro da equação;
2. Preferir o elemento ou radical que
possua índices maiores;
3. Escolhido o elemento ou radical,
transpor seus índices de um
membro para outro, usando-os
como coeficientes;
4. Prosseguir
com
os
outros
elementos ou radicais, usando o
mesmo raciocínio, até o final do
balanceamento.
 Método de oxi-redução:
Regras práticas:
1. Procurar todos os elementos que
sofrem oxi-redução e determinar
seus nox antes e depois da
reação;
2. Calcular a variação total (Δ) do
nox do oxidante e do redutor, da
seguinte maneira:
Δ= (variação do nox do elemento) * (número de
átomos do elemento da molécula considerada)
3. Tomar o Δ do oxidante como
coeficiente do redutor e viceversa;
4. Prosseguir o balanceamento com
as regras aprendidas no método
por tentativas.
P.S. O cálculo de Δ pode ser feito no
1° ou no 2° membro da equação, de
preferência onde for maior, mas
cuidado, calcule o Δ somente para
átomos que realmente sofrem oxiredução.
Sessão Leituta:
O vaga-lume é um inseto coleóptero que possui
emissões
luminosas
devido
aos
órgãos
fosforescentes localizados na parte inferior do
abdômen. Essas emissões luminosas são
chamadas de bioluminescência e acontecem em
razão das reações químicas onde a luciferina é
oxidada pelo oxigênio nuclear produzindo
oxiluciferina que perde energia fazendo com que
o inseto emita luz.Outro fator que impulsiona
emissões luminosas é o de chamar atenção de
seu parceiro ou parceira. O macho emite sua luz
32
avisando que está se aproximando enquanto a
fêmea pousada em determinado local, emite sua
luz para avisar onde está.Na reação química,
cerca de 95% aproximadamente da energia
produzida transforma-se em luz e somente 5%
aproximadamente se transforma em calor. O
tecido que emite a luz é ligado na traqueia e no
cérebro, dando ao inseto total controle sobre sua
luz.Infelizmente, os vaga-lumes estão ameaçados
pela forte iluminação das cidades, pois quando
entram em contato com essa forte iluminação,
sua bioluminescência é anulada interferindo
fortemente na reprodução, podendo até serem
extintos.
a) o oxigênio, durante a respiração, é oxidado
para formar água, e o carbono é reduzido
para formar dióxido de carbono.
b) as plantas, quando realizam a fotossíntese,
oxidam o átomo de carbono em dióxido de
carbono, utilizando a energia luminosa.
c) o oxigênio, à medida que o carbono é
reduzido durante a fotossíntese, é oxidado
de sua forma na água para sua fórmula
molecular, O2.
d) os organismos, quando realizam a
respiração, reduzem o carbono orgânico em
dióxido de carbono, utilizando energia para
sintetizar proteínas.
Exercicios
1. (UFG/2012) No combate à poluição, novos
motores movidos a diesel adotam uma tecnologia
em que a ureia é adicionada ao gás de escape.
Essa estratégia promove a conversão dos óxidos
de nitrogênio em H2O e N2. Ocorre assim uma
reação de
a) oxidação.
b) eliminação.
c) rearranjo.
d) substituição.
e) redução.
4. (UNESP/2011) A bateria de níquel-cádmio
(pilha seca), usada rotineiramente em dispositivos
eletrônicos, apresenta a seguinte reação de
oxirredução
2. (UNEMAT MT/2012) Os vegetais são seres
vivos constituídos de substâncias formadas por
átomos de vários elementos químicos, extraídos
naturalmente do solo ou adicionados pelo homem
durante a prática agrícola. Esses elementos
constituintes
dos
tecidos
vegetais
são
classificados como macronutrientes (presentes
em grandes quantidades) e micronutrientes
(presentes em pequenas quantidades). Entre os
macronutrientes, destacam-se o Nitrogênio, o
Fósforo e o Potássio, que são encontrados, por
exemplo, nas formas de Nitrito de Sódio
(NaNO2), Ortofosfato de Cálcio (Ca3 (PO4)2) e
Nitrato de Potássio (KNO3).
Considerando-se os 3 (três) macronutrientes
acima citados, pergunta-se:
Quais são, respectivamente, os Números de
Oxidações do Nitrogênio no NaNO2, do Fósforo
no Ca3 (PO4)2 e do Potássio no KNO3?
a) -3, -5 e -1
b) +3, -5 e +1
c) +3, +5 e -1
d) +3, +5 e +1
e) -3, +5 e +1
3. (Enem) A fotossíntese e a respiração são
processos
biológicos
fundamentais
na
manutenção metabólica dos organismos. Esses
processos envolvem a redução e a oxidação
complementar do carbono e do oxigênio:
Energia + 6CO2 + 6H2O C6H12O6 + 6O2
Sobre esses processos, é CORRETO afirmar:
Cd (s) + NiO2 (s) + 2 H2O (l)  Cd(OH)2 (s) +
Ni(OH)2 (s)
O agente oxidante e o agente redutor dessa
reação, respectivamente, são:
a) H2O (l), Cd(OH)2 (s)
b) NiO2 (s), Cd(OH)2 (s)
c) NiO2 (s), Cd (s)
d) Cd (s), Cd(OH)2 (s)
e) NiO2 (s), Ni(OH)2 (s)
5. (ACAFE SC/2011) A equação química não
balanceada, representada abaixo, refere-se à
reação entre ferro metálico e cloro gasoso.
Fe(s) + Cl2(g)  FeCl3(s)
Considerando as informações acima, marque
com V as afirmações verdadeiras e com F as
falsas.
( ) A equação química corretamente
balanceada apresenta os coeficientes
estequiométricos 2, 3 e 2, respectivamente.
( ) Na obtenção de 58,0 g de FeCl3 serão
consumidos aproximadamente 20,0g de
ferro.
( ) Na reação acima o cloro atua como redutor.
( ) O número de oxidação do ferro, na
substância FeCl3, é igual a + 3.
A sequência correta, de cima para baixo, é:
a) V - V - F - V
b) V - F - V - V
c) F - V - V - F
d) F - F - V – F
gabarito
1. e 2. d 3.c 4.c 5.a 6.c
33
1 ORTO – 1 ÁGUA = 1 META
2 ORTO – 1 ÁGUA = 1 PIRO
Unidade 6
1.Funções Inorgânicas
Ácidos
Conceitos de ácido
Ácido de Arrhenius: substância que em solução
+
aquosa libera como cátions somente íons H .
Características: sabor azedo; formam soluções
aquosas condutoras de eletricidade; mudam a cor
de certas substâncias.
Nomenclatura:
 Ácido não-oxigenado (HxE)
Ácido + [ nome de E ] + ídrico
Ex: HCl ácido clorídrico
 Ácidos HxEOy, nos quais varia o nox de E:
Grupo
de E
7
Nox de
E
7
a<7
b<a
c<b
G-7
G
Nome do
ácido
ácido per
+ [nome
de E] +
ico
ácido +
[nome de
E] + ico
ácido +
[nome de
E] +oso
ácido
hipo +
[nome de
E] + oso
ácido +
[nome de
E] + ico
Exemplo
HClO4
Ácido
perclórico nox
de Cl=+7
HClO3
ácido clórico
Nox de Cl=+5
HClO2
Ácido cloroso
Nox de Cl=+3
HClO
Ácido
hipocloroso
Nox de Cl=+1
H3PO4
Ácido
fosfórico
Nox de P=+5
a<G
ácido +
[nome de
E] + oso
H3PO3
Ácido
fosforoso
Nox de P=+3
b<a
ácido
H3PO2
hipo +
Ácido
[nome de hipofosforoso
E] + oso
Nox de P=+1
Ácido orto, meta e piro. O elemento E tem o
mesmo nox. Esses ácidos diferem no grau de
hidratação
Nome dos ânions sem H ionizáveis: Substituem
as terminações ídrico, oso e iço dos ácidos por
eto, ito e ato, respectivamente.
Classificação:
Quanto ao número de H ionizáveis:
 Monoácidos ou ácidos monopróticos
 Diácidos ou ácidos dipróticos
 Triácidos ou ácidos tripróticos
 Tetrácidos ou ácidos tetrapróticos.
Quanto à força:
 Ácidos fortes, quando a ionização
ocorre em grande extensão;
 Ácidos fracos, quando a ionização
ocorre em pequena extensão;
 Ácidos
semifortes,
quando
a
ionização ocorre intermediária.
Roteiro para escrever a fórmula estrutural de um
ácido HxEOy
1. Ligue a E tantos OH quantos
forem os H ionizáveis;
2. Ligue a E os H nãoionizáveis, se houver;
3. Ligue a E os O restantes, por
ligação dupla (E=O) ou dativa
(E O)
Acidez dos solos
A medida do pH do solo é muito importante na
agricultura. De fato, cada vegetal cresce melhor
em um determinado valor de pH.
Duas espécies que requerem solo ácido são a
erva-mate e a mandioca, uma vez que são
nativas da América, onde predominam solos
ácidos. Culturas como soja, alfafa, algodão e
feijão são menos tolerantes à acidez do solo, ou
seja, se adaptam e crescem melhor em solos
corrigidos com calcário (CaCO3), cujo pH se situa
na faixa de 6,0 a 6,2.
O pH do solo não influencia apenas o
crescimento dos vegetais. A hortênsia, por
exemplo, produz flores azuis em solos ácidos, e
flores rosa em solos alcalinos.
34
Bases
Base de Arrhenius: Substância que, em solução
aquosa, libera como ânions somente íons OH
Características: sabor adstringente, soluções
aquosas condutoras de eletricidade, fazem voltar
a cor primitiva dos indicadores, caso essa cor
tenha sido alterada por um ácido.
Nomenclatura:
Hidróxido + nome do cátion
Classificação:
Solubilidade em água: são solúveis em água o
hidróxido de amônio, hidróxidos de metais
alcalinos e alcalino-terrosos (exceto Mg). Os
hidróxidos de outros.
Quanto à força:
 São bases fortes os hidróxidos iônicos
solúveis em água, como NaOH, KOH,
Ca(OH)2 e Ba(OH)2.
 São bases fracas os hidróxidos insolúveis
em água e o hidróxido de amônio. O
NH4OH é a única solúvel e fraca.
Ação de ácidos e bases sobre indicadores
Indicador
Ácido
Base
Tornassol
Róseo
Azul
Fenolftaleína
Incolor
Avermelhado
Alaranjado de
avermelhado
amrelo
metila
Teoria protônica de Brönsted-Lowry e teoria
eletrônica de Lewis
 Teoria protônica de Brönsted-Lowry:
+
Ácido é um doador de prótons (H ) e
base é um receptor de prótons.
Um ácido (1) doa um próton e se transforma na
sua base conjugada (1). Um ácido (2) doa um
próton e se transforma na sua base conjugada
(2).
Quanto maior é a tendência a doar prótons, mais
forte é o ácido. Quanto maior a tendência a
receber prótons, mais forte é a base, e vice-versa.
 Teoria eletrônica de Lewis: Ácidos são
receptores de pares de elétrons, numa
reação química. Bases doam pares
eletrônicos em uma ligação dativa
Sais
Sais de Arrhenius: composto resultante da
neutralização de um ácido por uma base. É
formado por um cátion proveniente de uma base
e um ânion proveniente de um ácido.
Nomenclatura:
Nome do sal= [nome do ânion] + [nome do cátion]
Classificação:
Os sais podem ser classificados em:
 Sal normal (sal neutro, na nomenclatura
antiga)
 Hidrogênio sal (sal ácido na nomenclatura
antiga)
 Hidróxi sal (sal básico, na nomenclatura
antiga)
Reações de salificação
 Reação de salificação com neutralização
total do ácido e da base: Todos os H
ionizáveis do ácido e todos os OH da
base são neutralizados. Nessa reação,
forma-se um sal normal. Esse sal não
tem H não ionizável nem OH.
 Reação de salificação com neutralização
parcial do ácido: Nessa reação, forma-se
um hidrogênio sal, cujo ânion contém H
ionizável.
 Reação de salificação com neutralização
parcial da base: Nessa reação, forma-se
um hidróxi sal, que apresenta o ânion OH
ao lado do ânion do ácido.
Sais Naturais: CaCO3, NaCl, Ca3(PO4)2,NaNO3,
CaSO4, CaF2, silicatos, sulfatos metálicos.
35
Óxidos
Óxido básico + ácido = sal + água
Óxidos anfóteros
As2O3, As2O5, Sb2O3, Sb2O5, ZnO, Al2O3, Fe2O3,
Cr2O3, SnO, SnO2, PbO, PbO2, MnO2
Reações características
Óxido básico + ácido = sal + água
Óxido ácido + base = sal + água
Compostos binários nos quais o oxigênio é o
elemento mais eletronegativo.
Nomenclatura:
Óxidos ExOy:
Nome do óxido= [mono, di, tri, ..] + óxido de
[mono, di tri, ...] + [nome do E]
 O prefixo mono pode ser omitido
 Os prefixos mono, di, tri, ... podem ser
substituídos pelo nox de E, escrito em
algarismo romano.
 Nos óxidos de metais com nox fixo e nos
quais o oxigênio tem nox=-2, não há
necessidade de prefixos, nem de indicar
o nox de E.
Óxidos nos quais o oxigênio tem nox=-1
Nome do óxido= peróxido de [nome de E]
Óxidos ácidos, óxidos básicos e óxidos anfóteros
 Os óxidos dos elementos fortemente
eletronegativos (não-metais), como regra,
são óxidos ácidos. Exceções: CO, NO e
N2O.
 Os óxidos dos elementos fracamente
eletronegativos (metais alcalinos e
alcalino-terrosos) são óxidos básicos.
 Os
óxidos
dos
elementos
de
eletronegatividade intermediária, isto é,
dos elementos da região central da
Tabela Periódica, são óxidos anfóteros.
Classificação
Óxidos ácidos
Cl2O, Cl2O7, I2O5, SO2, SO3, N2O3, N2O5, P2O3,
P2O5, CO2, SiO2, CrO3, MnO3, Mn2O7
Reações características
Óxido ácido + água = ácido
Óxido ácido + base = sal + água
Óxidos ácidos mistos
NO2
Reações características
Óxido ácido misto + água = ácido 1 + ácido 2
Óxido ácido misto + base = sal 1 + sal 2 + água
Óxidos básicos
Li2O, Na2O, K2O, Rb2O, Cs2O, MgO, CaO, SrO,
BaO, RaO, Cu2O, CuO, Hg2O, Ag2O, FeO, NiO,
CoO, MnO
Reações características
Óxido básico + água = base
Óxidos neutros
NO, N2O, CO
Não reagem com água, nem com ácidos, nem
com bases
Óxidos salinos
Fe3O2, Pb3O4, Mn3O4
Reações características
Óxido salino + ácido = sal 1 + sal 2 + água
Peróxidos
Li2O2, Na2O2, K2O2, Rb2O2, Cs2O2, MgO2, CaO2,
SrO2, BaO2, RaO2, Ag2O2, H2O2
Reações características
Peróxido + água = base + H2O2
Peróxido + ácido = sal + H2O2








A CHUVA ÁCIDA
O conceito de pH, dado na página 203,
diz que a água pura tem pH % 7. Valores
de pH acima de 7
indicam soluções básicas, e abaixo de 7,
soluções ácidas.
Não existe chuva totalmente pura, pois
ela sempre arrasta consigo componentes
da atmosfera. O próprio CO2, que existe
normalmente na atmosfera (como
resultado da respiração dos seres vivos e
da
queima de materiais orgânicos), ao se
dissolver na água da chuva, já a torna
ácida, devido à reação CO2 + H2O
H2CO3. O ácido carbônico formado é,
porém, muito fraco, e a chuva assim
“contaminada” tem pH por volta de 5,6.
A situação, contudo, se complica em
função dos óxidos de enxofre (SO2 e
SO3) e dos óxidos de
nitrogênio (NO e NO2) existentes na
atmosfera.
O SO2, existente na atmosfera, pode ser
de origem natural ou artificial. O SO2
natural é proveniente das erupções
vulcânicas e da decomposição de
vegetais e animais no solo, nos pântanos
e nos oceanos. O SO2 artificial é
proveniente principalmente da queima de
carvão mineral (em caldeiras industriais,
em usinas termoelétricas etc.) e da
queima dos derivados do petróleo (em
motores de veículos, de avião etc.).
36









Na atmosfera ocorrem, por exemplo, as
reações:
 2 SO2
O2 + 2 SO3
 SO3
H2O + H2SO4
Assim, forma-se o H2SO4, que é um
ácido forte e constitui o maior “vilão” da
chuva ácida.
Fatos semelhantes ocorrem, na
atmosfera, com os óxidos do nitrogênio
— especialmente NO e NO2.
O ar é formado principalmente por N2 e
O2; durante as tempestades, os raios
provocam a reação N2
O2 + 2 NO.
Além disso, a decomposição de vegetais
e animais, por bactérias do solo, também
produz óxidos de nitrogênio. Além desses
fenômenos naturais, as combustões nos
motores de veículos, de avião etc.
constituem fontes artificiais de grandes
quantidades de óxidos de nitrogênio. Na
atmosfera podem então ocorrer reações
como:
 2 NO
O2 + 2 NO2
2 NO2 + H2O
HNO2 + HNO3
 2 HNO2 + O2
2 HNO3
Desse modo, forma-se o HNO3, que é o
segundo “vilão” da chuva ácida.
Pois bem, em grandes cidades (devido às
indústrias e ao grande número de
veículos) e em regiões muito
industrializadas (com refinarias de
petróleo, indústrias metalúrgicas etc.), o
ar vai acumulando grandes quantidades
de H2SO4 e HNO3. A chuva traz esses
ácidos para o solo, dando origem ao
fenômeno chamado de chuva ácida.
Tecnicamente, chama-se de chuva ácida
a qualquer chuva com pH = 5,6; em
regiões populosas e industriais são
comuns chuvas com pH = 4,5 (já foram
registradas chuvas com pH = 2, o que
corresponde à acidez de um suco de
limão ou do vinagre concentrado.
Os efeitos da chuva ácida são múltiplos e
sempre bastante nocivos.
Sessão leitura:
A chuva ácida é um dos grandes problemas
ambientais da atualidade. Esse fenômeno é muito
comum nos centros urbanos e industrializados,
onde ocorre a poluição atmosférica decorrente da
liberação de óxidos de nitrogênio (NOx), dióxido
de carbono (CO2) e do dióxido de enxofre (SO2),
sobretudo pela queima do carvão mineral e de
outros combustíveis de origem fóssil.
É importante ressaltar que a chuva contém um
pequeno grau natural de acidez, no entanto, não
gera danos à natureza.
O problema é que o lançamento de gases
poluentes na atmosfera por veículos automotores,
indústrias, usinas termelétricas, entre outros, tem
aumentado a acidez das chuvas.O dióxido de
carbono, o óxido de nitrogênio e o dióxido de
enxofre reagem com as partículas de água
presentes nas nuvens, sendo que o resultado
desse processo é a formação do ácido nítrico
(HNO3) e do ácido sulfúrico (H2SO4). Ao se
precipitarem em forma de chuva, neve ou neblina,
ocorre o fenômeno conhecido como chuva ácida,
que, em virtude da ação das correntes
atmosféricas, também pode ser desencadeada
em locais distantes de onde os poluentes foram
emitidos.
Entre os transtornos gerados pela chuva ácida
estão a destruição de lavouras e de florestas,
modificação das propriedades do solo, alteração
dos ecossistemas aquáticos, contaminação da
água potável, danificação de edifícios, corrosão
de veículos e monumentos históricos, etc.
De acordo com o Fundo Mundial para a Natureza
(WWF), cerca de 35% dos ecossistemas do
continente europeu foram destruídos pelas
chuvas ácidas.A maior ocorrência de chuvas
ácidas até os anos 1990 era nos Estados Unidos
da América (EUA).
Contudo, esse fenômeno se intensificou nos
países asiáticos, principalmente na China, que
consome mais carvão mineral do que os EUA e
os países europeus juntos.
No Brasil, a chuva ácida é mais comum nos
estados do Rio de Janeiro e São Paulo.
Algumas ações são necessárias para reduzir
esse problema, tais como a redução no consumo
de energia, sistema de tratamento de gases
industriais, utilização de carvão com menor teor
de enxofre e a popularização de fontes
energéticas
limpas: energia
solar,
eólica, biocombustíveis, entre outras.
37
Nos lagos, a chuva ácida provoca a morte dos
peixes; nas florestas, a destruição das árvores. O
próprio solo se altera quimicamente,
envenenando as plantações e reduzindo as
colheitas. As águas subterrâneas são
contaminadas. Há corrosão e desgaste dos
prédios e dos monumentos.
Por fim, a própria saúde do homem e dos animais
é prejudicada, com o aparecimento de várias
enfermidades do sistema respiratório, como
tosse, bronquite e enfisema pulmonar. Um
incidente triste ocorreu em Londres, em
dezembro de 1952, quando a cidade ficou
coberta, durante vários dias, por uma nuvem de
fumaça (smoke) e neblina (fog), conhecida pela
abreviação smog; aproximadamente 4.000
pessoas, principalmente crianças e idosos,
acabaram morrendo por causa dessa forte
poluição.
As soluções para a chuva ácida são caras e de
aplicação complicada, pois envolvem aspectos
técnicos, econômicos, políticos, sociais etc. Do
ponto de vista técnico, recomendam-se, como
medidas principais:
• a purificação do carvão mineral, antes de seu
uso;
• o emprego de caldeiras com sistemas de
absorção de SO2;
• o uso de petróleo de melhor qualidade e a
purificação de seus derivados, visando à
eliminação de compostos de enxofre;
• nas cidades, o maior uso de transporte coletivo
(metrôs, trens suburbanos, ônibus etc.) e o
desestímulo ao uso de carros particulares;
• a construção de carros menores, com motores
mais eficientes e com escapamentos providos de
catalisadores que decomponham os gases
tóxicos e nocivos.
• e muitas outras medidas, aplicáveis às
indústrias, às residências, aos transportes e ao
nosso dia-a-dia.
38
Pintou no Enem
02) O HCl, quanto ao n.º de hidrogênios ácidos,
elementos químicos, presença do carbono,
presença do oxigênio e estado físico, classificase, respectivamente, como:
a) monoácido, ternário, inorgânico, oxiácido,
líquido.
b) monoácido, binário, inorgânico, hidrácido,
gasoso.
c) biácido, binário, inorgânico, oxiácido, gasoso.
d) biácido, ternário, orgânico, hidrácido, gasoso.
e) monoácido, binário, orgânico, hidrácido,
líquido.
3) (Mackenzie-SP) Certo informe publicitário
alerta para o fato de que, se o indivíduo tem azia
ou pirose com grande freqüência, deve procurar
um médico, pois pode estar ocorrendo refluxo
gastroesofágico,isto é, o retorno do conteúdo
ácido estômago. A fórmula e o nome do ácido
que, nesse caso, provoca queimação no
estômago, a rouquidão e mesmo dor toráxica são:
a) HCl e ácido clórico.
b) HClO2 e ácido cloroso.
c) biácido, binário, inorgânico, oxiácido, gasoso.
d) biácido, ternário, orgânico, hidrácido, gasoso.
e) monoácido, binário, orgânico, hidrácido,
a)
b)
c)
d)
e)
São Caetano do Sul
Congonhas
Osasco
Pinheiros
Parque Dom pedro II
R: d
01) Qual das substâncias abaixo provoca um
brilho mais intenso na lâmpada, se adicionada à
água?
a) HCN
b) NH3
c) HClO4
d) CH3COOH
e) C6H6
4) O ácido cianídrico é o gás de ação venenosa
mais rápida que se conhece; uma concentração
de 0,3 mg/L de ar é imediatamente mortal. É o
gás usado nos estados americanos do norte que
adotam a pena de morte por câmara de gás. A
primeira vítima foi seu descobridor, Carl Withelm
Scheele, que morreu ao deixar cair um vidro
contendo solução de ácido cianídrico, cuja
fórmula molecular é:
a) HCOOH.
b) HCN.
c) HCNS
d) HCNO.
e) H4Fe(CN)6.
5) (UNIV.BRÁS CUBAS-SP) No laboratório de
uma escola, encontrou-se um frasco antigo com
rótulo parcialmente destruído. Apenas a palavra
ácido estava legível. O líquido apresentava
coloração avermelhada e, depois de algumas
análises feitas pelos alunos, constatou-se a
presença de NO2. No rótulo, deveria estar
identificado o ácido:
a) nítrico.
b) fosfórico.
c) clorídrico.
d) sulfúrico.
e) carbônico.
39
6) A formação do hidróxido de alumínio, Al(OH)3,
resultante da reação de um sal desse metal com
uma base pode ser representada por:
+
1a) Al + OH
Al(OH).
2+
1b) Al + 2 OH
Al(OH)2.
3+
1c) Al + 3 OH
Al(OH)3.
4+
1d) Al + 4 OH
Al(OH)4.
5+
1e) Al + 5 OH
Al(OH)5.
7) (MACKENZIE-SP) A base, que na dissociação
iônica total produz um número de hidroxilas, por
mol, igual ao número de cátions obtidos na
ionização total do ácido sulfúrico, é:
a) Mg(OH)2.
b) NaOH.
c) NH4OH.
d) Al(OH)3.
e) Pb(OH)4.
8) O gás contido em um cilindro metálico, após a
abertura da válvula do cilindro, foi borbulhado em
água contendo o indicador fenolftaleína. Obtevese solução acentuadamente avermelhada. O gás
em questão poderá ser:
a) amônia.
b) dióxido de carbono.
c) dióxido de enxofre.
d) cloreto de hidrogênio.
e) nitrogênio.
9) Na reação de neutralização total do ácido
sulfídrico com o hidróxido de potássio, há
formação de sal e água. A fórmula e o nome
correto deste sal são, respectivamente:
a) K2SO4 e sulfato de potássio.
b) K2SO3 e sulfito de potássio.
c) KS e sulfeto de potássio.
d) K2S e sulfato de potássio.
e) K2S e sulfeto de potássio.
10) Na neutralização parcial de um monoácido
por uma dibase, resultam moléculas de água em
número de:
a) 1.
b) 2.
c) 3.
d) 4.
e) 5.
11) Os produtos de neutralização parcial do ácido
bromídrico (HBr) pelo hidróxido ferroso [Fe(OH)2]
são:
a) FeBr2 + H2O.
b) FeBr2 + 2 H2O.
c) FeBr3 + 3 H2O.
d) FeOHBr + H2O.
e) FeOHBr + 2 H2O.
12) Sobre a reação equacionada abaixo, assinale
a alternativa incorreta:
2 NaOH + H2SO4
Na2SO4 + 2 H2O
a) Ocorre neutralização das propriedades do
ácido e da base.
b) Há a formação de um sal neutro.
c) É chamada reação de ionização.
d) Um dos reagentes é o hidróxido de sódio.
e) A soma dos coeficientes do balanceamento
nesta equação é igual a 6.
13) O líquido de Dakin, utilizado como antiséptico, é uma solução diluída de NaCl, ou seja:
a) perclorato de sódio.
b) hipoclorito de sódio.
c) cloreto de sódio.
d) clorato de sódio.
e) clorito de sódio.
14) No processo de produção de sal refinado, a
lavagem do sal marinho provoca a perda do iodo
natural, sendo necessário, depois, acrescenta-lo
na forma de iodeto de potássio. Outra perda
significativa é a de íons magnésio, presentes no
sal marinho na forma de cloreto de magnésio e
sulfato de magnésio. Durante este processo são
também adicionados alvejantes, como o
carbonato de sódio. As fórmulas representativas
das substâncias destacadas no texto anterior são,
respectivamente:
a) KI, MgCl, MgSO4 e NaCO3.
b) K2I, MgCl2, Mg2SO4 e Na2CO3.
c) K2I, Mg2Cl, MgSO4 e Na(CO3)2.
d) KI, MgCl2, MgSO4 e Na2CO3.
e) KI2, Mg2Cl, Mg(SO4)2 e Na3CO3.
15)(CEESU – 2003) A cal viva é um material
muito usado por pedreiros, pintores e agricultores,
representada pela fórmula CaO. Verifique que
função está representada.
a) Ácido.
b) Base.
c) Sal.
d) Hidreto metálico.
e) Óxido.
16)Colocando um óxido básico em presença de
um ácido, obteremos como produto:
a) uma base.
b) um sal.
c) uma base e um sal.
d) uma base e água.
e) um sal e água.
Cristal ou vidro?
O vidro cristal e o vidro comum têm uma estrutura
molecular de desenho praticamente idêntico: a
diferença está nos elementos químicos que
compõem essa estrutura, afirmar Oscar Peitl
Filho, professor de engenharia de materiais da
Universidade Federal de São Carlos.Também
conhecido como vidro de cal-soda ou soda-cal, o
vidro comum é feito de areia (sílica), soda (óxido
de sódio), cal (óxido de cálcio) e óxido de
alumínio. Já na composição do vidro cristal entra
40
apenas a sílica e o óxido de chumbo, substância
que dá mais brilho e maior peso ao produto.
17)Observando o texto acima, podemos afirmar
que:
a) o óxido de sódio tem fórmula NaO.
b) o óxido de cálcio é um óxido ácido ou anidrido.
c) a fórmula do óxido de alumínio é Al2O3.
d) todos os óxidos presentes no vidro comum ou
vidro cristal são óxidos ácidos.
e) o óxido de chumbo é um óxido molecular.
18)Quando o solo é excessivamente ácido,
agricultores procuram diminuir a acidez por meio
da adição de substâncias com propriedades
alcalinas. Com essa finalidade, um dos produtos
utilizados é o:
a) NaCl.
b) CaO.
c) Na2SO4.
d) NH4NO3.
e) KClO4.
19.As indústrias de produção de vidro utilizam a
areia como principal fonte de sílica (SiO2) para
conferir o estado vítreo. Utilizam, ainda, com a
finalidade de reduzir a temperatura de fusão da
sílica, os fundentes Na2O, K2O e Li2O. A escolha
dos óxidos de sódio, potássio e lítio para reagir
com a sílica e dar origem a um produto vítreo de
menor ponto de fusão deve-se ao fato de esses
óxidos manifestarem caráter:
a) básico.
b) neutro.
c) ácido.
d) misto.
e) anfótero.
Gabarito: 1.c 2.b 3.e 4.b 5.a 6.c 7.a 8.a 9.e
8.a 9.e 10.b 11.b 12.c 13.c 14.d 15.e 16.e
17.c 18.b 19.a
Unidade 7
1-Reações Químicas
Classificação das rações
 Síntese ou adição
aA + bB
AB
 Decomposição ou análise
AB
A+B
 Deslocamento
AB + C
AC + B (reatividade C>B)
AB + C
CB + A (reatividade C>A)
 Metais com a água: metais alcalinos
fazem reação muito violenta com água,
mesmo a frio; metais alcalino-terrosos
fazem reação branda com a água, a frio;
o magnésio faz reação muito lenta com a
água fria, com água quente é mais
rápida, porém branda; os metais menos
reativos que o Mg e mais reativos que o
H só reagem com vapor de água a alta
temperatura; os metais menos reativos
que o H não reagem com água em
nenhuma condição.
 Reação de dupla-troca
AB + CD
AD + CB
A reação de dupla troca ocorre quando AD e/ou
CB for: menos solúvel, eletrólito mais fraco, mais
volátil que AB e/ou CD.
Solubilidade em água
Regras de solubilidade em água:
 Os sais dos metais alcalinos e de amônio
são solúveis
 Os nitratos e os acetatos são solúveis
 Os cloretos, brometos e os iodetos em
sua maioria são solúveis (exceções Pb,
Ag, Cu, Hg)
 Os sulfatos em sua maioria são solúveis
na água (exceções Ca, Sr, Ba e Pb)
 Os sulfetos e hidróxidos, em sua maioria
são insolúveis na água (exceções metais
alcalinos e amônio e alcalino-terrosos)
 Os carbonatos, os fosfatos e os sais dos
outros ânions não mencionados em sua
maior parte, são insolúveis.
Volatilidade
Todo composto iônico é não volátil, portanto os
sais e os hidróxidos metálicos são não voláteis.
Indícios de ocorrência de uma reação
 Mudança de coloração no sistema e/ou
 Liberação de gás (efervescência) e/ou
 Precipitação (formação de composto
insolúvel) e/ou
 Liberação de calor (elevação da
temperatura do sistema reagente).
Sessão Leitura:
O bicarbonato de sódio está muito presente nos
compostos que utilizamos no dia-a-dia, ele pode
ser utilizado em fermentos, extintores de incêndio,
e também como antiácido estomacal.
Antiácido estomacal
Para que ocorra a digestão, nosso estômago
produz o ácido clorídrico.
Algumas pessoas ficam, por exemplo, nervosas,
com hiperacidez (excesso de ácido clorídrico),
41
para normalizar essa acidez deve-se tomar um
tipo de base fraca e que não seja tóxica.
Fermentos para pães e bolos
Esse é o fermento químico, ele é composto por
NaHCO3, ou seja, um ácido orgânico, que pode
ser cítrico ou tartárico, onde para que ele possa
agir na massa fazendo-a crescer deve ser
dissolvido em água ou em leite, desta forma
ocorrerá a reação com o bicarbonato de sódio, e
a liberação do gás carbônico, fazendo a massa
crescer.
O bicarbonato de amônio também é usado como
fermento, ele libera gás carbônico, amônia e
água, isso ocorre quando se decompõe e por
aquecimento.
Fermento biológico
Leveduras são microorganismos que separam
enzimas que catalisam a transformação do
açúcar em álcool e gás carbônico.
Quando é liberado o CO2 a massa se expandi.
Extintor de incêndio de espuma química
Este extintor funciona da seguinte forma: se
invertido ele abre uma tampa que fica interna na
garrafa, contendo H2SO4 o ácido é liberado e
entra em contato com o NaHCO3.
Quando o CO2 é produzido ele provoca uma
pressão e sai junto com a solução, o que resulta
em uma espuma, evitando assim que o material
que está em chamas não entre em contato com o
oxigênio, porém ele não pode ser utilizado em
situações de incêndio ligadas a rede elétrica, pelo
fato de que a espuma conduz corrente elétrica,
pois nela há íons.
Exercícios
01) Considere as equações:
I . Zn + 2 HCl
ZnCl2 + H2
II . P2O5 + 3 H2O
2 H3PO4
III. AgNO3 + NaCl
AgCl + NaNO3
IV.CaO + CO2
CaCO3
V. 2 H2O
2 H2 + O 2
É considerada uma reação de decomposição:
a) I.
b) II.
c) III.
d) IV.
e) V.
02) A seqüência que representa,
respectivamente, reações de síntese, análise,
simples troca e dupla troca
são:
I. Zn + Pb(NO3)2
Zn(NO3)2 + Pb
II. FeS + 2 HCl
FeCl2 + H2S
III. 2 NaNO3
2 NaNO2 + O2
IV. N2 + 3 H2
2 NH3
a) I, II, III e IV.
b) III, IV, I e II.
c) IV, III, I e II.
d) I, III, II e IV.
e) II, I, IV e III.
03) No filme fotográfico, quando exposto à
luz, ocorre à reação:
2 AgBr
2 Ag + Br2
Essa reação pode ser classificada como:
a) pirólise.
b) eletrólise.
c) fotólise.
d) síntese.
e) simples troca.
06) Dadas as equações:
I - CuCl2 + H2SO4
CuSO4 + 2 HCl
II - CuSO4 + 2 NaOH
Cu(OH)2 + Na2SO4
III - Cu(OH)2
CuO + H2O
A classificação da reação equacionada e o nome
do composto assinalado em negrito são:
a) Em I - dupla troca e sulfato de cobre I.
b) Em III - síntese e óxido cúprico.
c) Em II - dupla troca e hidróxido cúprico.
d) Em III - análise e óxido cuproso.
e) Em I - simples troca e sulfato de cobre II.
05) “Na reação de sódio metálico com água
ocorre.......................e forma-se ............ .".
A alternativa que preenche corretamente à frase
é:
a) libertação de oxigênio, hidróxido de sódio.
b) fusão do sódio, óxido de sódio.
c) eletrólise, hidreto de sódio.
d) hidrólise, íons hidrônio.
e) libertação de hidrogênio, hidróxido de sódio.
06) Ao se misturar solução de ácido sulfúrico com
bicarbonato de sódio em pó, obtém-se uma
substância gasosa que geralmente é empregada
como:
a) combustível.
b) agente de limpeza.
c) fertilizante.
d) extintor de chamas.
e) anestésico.
Gabarito
1.e 2.c 3.c 4.c 5.e 6.d
Unidade 8
1-Estudo dos Gases
Introdução
Características de uma substância no estado
gasoso: Não tem forma nem volume próprios. Um
gás tem a forma do recipiente onde está contido e
ocupa todo o espaço limitado pelas paredes do
recipiente. O volume de um gás é o volume do
recipiente onde está contido.
Modelo do estado gasoso (teoria cinética dos
gases): Um gás é constituído por moléculas
isoladas, separadas umas das outras por grandes
42
espaços vazios em relação ao seu tamanhão e
em contínuo movimento de translação, rotação e
vibração.
Gás ideal
Gás ideal ou gás perfeito é um modelo teórico. É
um gás que obedece às equações (p.V/T) = k e
p.V = n RT, com exatidão matemática. Na prática,
temos gases reais. Um gás real tende para o gás
ideal quando a pressão tende a zero e a
temperatura se eleva.
Lei dos gases
Lei de Boyle, Charles e Gay-Lussac
Lei de Boyle: À temperatura constante, o volume
ocupado por uma quantidade fixa de um gás é
inversamente proporcional à sua pressão.
(p.V/T) = k
Lei de Charles e Gay-Lussac: O volume
constante, a pressão de uma massa fixa de um
gás varia linearmente com a temperatura do gás
em graus Celsius. A pressão constante, o volume
de uma massa fixa de um gás varia linearmente
com a temperatura do gás em graus Celsius.
Com a introdução da escala absoluta, as leis de
Charles e Gay-Lussac foram assim anunciadas:
 O volume constante, a pressão de uma
massa fixa de gás é diretamente
proporcional à temperatura absoluta do
gás.
 A pressão constante, o volume de uma
massa fixa de gás é diretamente
proporcional à temperatura absoluta do
gás.
Equação geral dos gases perfeitos
(p1.V1/T1) = (p2.V2/T2)
Transformações:
 isobárica: (p1 = p2)
 isocórica: (V1 = V2 )
 isotérmica: (T1 = T2 )
Volume Molar
Volume molar de um gás:Volume molar é o
volume de um mol de substância. O volume molar
de um gás é constante para todos os gases a
uma mesma pressão e temperatura. Nas CNTP, o
volume molar é igual a 22,4L/mol
Densidade de um gás
 Nas CNTP: dCNTP = (M/22,4)g/L
 À pressão p e temperatura T: d = PM/RT
 Gás A em relação a gás B: dA,B=MA/MB
 Gás A em relação ao ar: d = MA/28,8
Sessão Leitura
Os gases são compostos extremamente
importantes para a origem e manutenção da vida
na Terra, como mostra o caso do oxigênio que
respiramos. Por outro lado, eles também são
responsáveis pela ameaça à existência do
planeta e da humanidade, o que pode ser visto na
poluição atmosférica e nas suas consequências,
como o “efeito estufa”, o aquecimento global e as
chuvas ácidas. Além disso, os gases também são
muito usados em processos necessários do
cotidiano, tais como no enchimento de pneus dos
automóveis, nos fogões para cozinhar comida e
em reações nos laboratórios e indústrias
químicas.
Essas informações nos mostram que estudar as
principais características dos gases é
imprescindível, pois, com isso, é possível
entender os problemas ambientais que estamos
enfrentando, prover meios de sustentar e salvar
vidas, fabricar novos produtos para o dia a dia e
assim por diante.
Os gases são compostos de partículas
minúsculas, que podem ser átomos ou
moléculas. Mas, visto que não é possível
visualizar esses componentes dos gases, o seu
comportamento e as suas características
baseiam-se num modelo ideal (teoria cinética dos
gases).
Exercicios
1. A quantos litros corresponde o
3
volume de 7,5 m ?
2. A quantos mililitros de mercúrio
corresponde a uma pressão de
5atm?
3. Num recipiente com 12,5mL de
capacidade, está contida certa
amostra gasosa cuja massa
exercia uma pressão de 685
mmHg, à temperatura de 22°C.
Quando esse recipiente foi
transportado com as mãos, sua
temperatura elevou-se para 37°C
e a pressão exercida pela massa
gasosa
passou
a
ser,
aproximadamente:
4. Você brincou de encher, com ar,
um balão de gás, na beira da
praia, até volume de 1L e o
fechou. Em seguida, subiu na
encosta próxima carregando o
balão, até uma altitude de 900m,
onde a pressão atmosférica é
10% menor do que a pressão ao
nível do mar. Considerando que a
temperatura na praia e na
encosta seja a mesma, o volume
de ar no balão, em L, após a
subida, será de:
5. Reduza às condições normais de
pressão e temperatura 38L de
cloro, que foram medidos à
127°C e à pressão de 720mmHg.
43
6. Verifique se obedecem às leis
volumétricas de Gay-Lussac os
seguintes volumes que participam
de uma reação química e que
foram medidos em condições
idênticas de pressão e de
temperatura:
1,36L de N2 + 4,08L de H2
2,72L de NH3
7. Dada
a
equação
química:
N2 + H 2
NH3
a. Pede-se a proporção volumétrica
b. O volume de NH3 obtido a partir de 25L
de NH3, supondo ambos nas mesmas
condições de pressão e temperatura.
Gabarito:
1.7500L
2.3800mmHg
3.0,95atm
4.1,1
5.24,57L 6.Sim 7.a)1:3:1 b)50L
44
Referências
FELTRE, R. Fundamentos da Química. 6. Ed. São Paulo: Moderna, 2001.
SOLOMONS, T.W.G. Química Orgânica. 7. Ed. Rio de Janeiro: Ltc, 2000.
A graça da Química. Disponível em: <www.agracadaquimica.com.br>. Acesso em: 02 fev. 2014.
Ácidos fortes e fracos. Disponível em: <www.infoescola.com>. Acesso em: 02 fev. 2014.
Conceitos Fundamentais –
Característica dos átomos. Disponível em: <www.grupoquimicaatomos.blogspot.com>. Acesso em: 02 fev.
2014.
Soluções Químicas. Disponível em: <www.portalsaofrancisco.com.br>. Acesso em: 02 fev. 2014.
Reações Químicas. Disponível em: <www.explicatorium.com>. Acesso em: 02 fev. 2014.
Teoria Atômica. Disponível em: <www.quimicacoma2108.blogspot.com>. Acesso em: 02 fev. 2014.
45
Questões de Química I
Questões extras
1.
46
2.
3.
47
4.
5.
48
6.
7.
8.
9- (UFOP-MG) A evolução da Teoria Atômica se deu através de modelos e conceitos propostos por diversos
cientistas com base em suas experiências e observações. O conceito de matéria como uma massa de carga
positiva uniformemente distribuída, com os elétrons espalhados de modo a minimizar as repulsões
eletrostáticas, pode ser creditado a:
a) Bohr
b) Dalton
c) Thomson
d) Rutherford
49
10- (UFSJ-MG) Considere a informação abaixo:
O sódio, em determinadas condições, emite luz amarela característica, como aquelas observadas em
lâmpadas de iluminação urbana ou em fogos de artifício. Esse fenômeno, em termos de elétrons e níveis de
energia, é melhor explicado na alternativa:
a) De acordo com o modelo de Bohr, a radiação é devido a elétrons de sódio, que saltam de uma
camada mais externa para uma mais interna ao ganharem energia e a emitem de forma
quantizada no comprimento de onda específico da cor amarela;
b) De acordo com o modelo de Rutherford, a radiação emitida é devido a elétrons de sódio, que
são removidos do átomo quando um feixe incidente de partículas alfa atinge esse átomo;
c) De acordo com o modelo de Rutherford, a radiação emitida depende do núcleo do elemento e é
devido ao ganho de energia de elétrons que saltam de uma camada mais externa para uma
mais interna do átomo, com absorção de energia;
d) De acordo com o modelo de Bohr, a radiação emitida é devido a elétrons do sódio que saltam
de uma camada mais interna para uma mais externa, com absorção de energia e, ao perderem
esta energia, emitem radiação sob a forma de luz amarela.
11- (UFOP-MG) Considere as seguintes configurações eletrônicas, que podem ser de estado fundamental
ou excitado:
2
2
1
o 1s 2s 2p
2
3
0
o 1s 2s 2p
2
1
3
o 1s 2s 2p
3
1
o 1s 2s
2
1
7
o 1s 2s 2p
2
2
6
2
6
2
8
o 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
De acordo com o Princípio da Exclusão de Pauli, o número de configurações impossíveis, dentre as
representadas, é:
a) 2
b) 3
c) 4
d) 5
12- O ânion cloreto, o argônio e o cátion potássio têm em comum o mesmo número de:
a) Prótons
b) Elétrons
c) Nêutrons
d) Massa
e) Atômico
13- (UERJ-RJ) Um sistema é formado por partículas que apresentam a composição atômica: 10 prótons, 10
elétrons e 11 nêutrons. Ao sistema foram adicionadas novas partículas. O sistema resultante será
quimicamente puro se as partículas adicionadas apresentarem a seguinte composição atômica:
a) 21 prótons, 10 elétrons, 11 nêutrons
b) 20 prótons, 20 elétrons, 22 nêutrons
c) 10 prótons, 10 elétrons, 12 nêutrons
d) 11 prótons, 11 elétrons, 12 nêutrons
e) 11 prótons, 11 elétrons, 11 nêutrons
14- (Mackenzie-SP) O número de prótons, elétrons e nêutrons do átomo
a) 17, 17, 18
b) 35, 17, 18
c) 17, 18, 18
d) 17, 35, 35
e) 52, 35, 17
35
17 Cl
é, respectivamente:
50
15- (UFMA) Em um átomo com 22 elétrons e 26 nêutrons, seu número atômico e número de massa são,
respectivamente:
a) 22 e 26
b) 26 e 48
c) 26 e 22
d) 48 e 22
e) 22 e 48
3-
16- (FGV-SP) Certo íon negativo, X , tem carga negativa -3, sendo seu número total de elétrons 36 e seu
número de massa 75. Podemos dizer que seu número atômico e número de nêutrons são, respectivamente:
a) 36 e 39
b) 36 e 42
c) 33 e 42
d) 33 e 39
e) 36 e 75
17- (PUC-MG) Considere os seguintes dados:
Átomo
Prótons
I
40
II
42
Nêutrons
40
38
Elétrons
40
42
Os átomos I e II:
a) São isótopos
b) São do mesmo átomo
c) São isóbaros
d) São isótonos
e) Têm o mesmo número atômico
18- (UFF-RJ) A tabela seguinte fornece o número de prótons e o número de nêutrons existentes no núcleo
de vários átomos:
Átomos
Prótons
Nêutrons
A
34
45
B
35
44
C
33
42
d
34
44
Considerando os dados da tabela, o átomo isótopo de a e o átomo isóbaro de a são, respectivamente:
a) d e b
b) c e d
c) b e c
d) b e d
e) c e b
19- (CeuB-DF) Considere três átomos hipotéticos A, B e C. O átomo A é isóbaro de B, que apresenta 23
prótons e 25 nêutrons. A é isótopo de C e possui 20 prótons. Com base nessas informações, conclui-se que
o átomo de A possui:
a) 48 prótons
b) 28 prótons
c) 28 nêutrons
d) 20 nêutrons
e) 28 elétrons
20- Colocar em ordem crescente de energia os subníveis eletrônicos 4d, 4f, 5p, 6s:
a) 4d<4f<5p<6s
b) 4f<4d<5p<6s
c) 4d<5p<6s<4f
d) 5p<6s<4f<4d
e) 6s<5p<4d<4f
51
21- (Cesgranrio) Assinale a opção que contraria a regra de Hund:
a.
b.
c.
d d.
e
e.
22- Qual é o conjunto dos quatro números quânticos que representam o elétron assinalado abaixo e que
está situado no subnível 4f?
23- (UFF-RJ) Alguns estudantes de Química, avaliando seus conhecimentos relativos a conceitos básicos
para o estudo do átomo, analisam as seguintes afirmativas:
I.
Átomos isótopos são aqueles que possuem mesmo número atômico e número de massas
diferentes
II.
O número atômico de um elemento corresponde à soma do número de prótons com o de
nêutrons.
III.
O número de massa de um átomo, em particular, é a soma do número de prótons com o de
elétrons.
IV.
Átomos isóbaros são aqueles que possuem números atômicos diferentes e mesmo número de
massa.
V.
Átomos isótonos são aqueles que representam números atômicos diferentes, números de
massa diferentes e mesmo número de nêutrons
Esses estudantes concluem, corretamente, que as afirmativas verdadeiras são as indicadas por:
a) I, III, V
b) I, IV, V
c) II, III
d) II,III, V
e) II, V
24- (FEI-SP) São dadas as seguintes informações relativas aos átomos X, Y, Z:
I.
X é isóbaro de Y e isótono de Z
II.
Y tem número atômico 56, número de massa 137 e é isótopo de Z
III.
O número de massa Z é 138
O número atômico de X é:
a) 53
b) 54
c) 55
d) 56
e) 57
25- (UFMS-MS) Uma grande fabricante mundial de brinquedos anunciou recentemente uma chamada aos
clientes devido à necessidade de substituição de alguns de seus produtos (recal), com elevados teores de
chumbo presentes no pigmento utilizado nas tintas aplicadas nesses brinquedos. O chumbo, na sua forma
catiônica possui elevada toxicidade, afetando principalmente a síntese da hemoglobina nos organismos.
Sabendo-se que o número atômico (Z) do chumbo é 82 e do Xenônio é 54, assinale a alternativa que
apresenta a configuração eletrônica correta para o cátion bivalente do chumbo.
2
14
10
2
a) [Xe] 6s 4f 5d 6p
2
14
10
b) [Xe] 6s 4f 5d
14
9
1
c) [Xe] 4f 5d 6p
1
14
10
1
d) [Xe] 6s 4f 5d 6p
52
26-
27-
28-
29-
30-
53
31-
32-
33-
34-
35-
54
36-
37-
38-
39-
40-
55
41-
42-
43-
44-
56
GABARITO
1)A
2)B
3)A
4)A
5)C
6)D
7)B
8)E
9)C
10)D
11)C
12)B
13)E
14)A
15)E
16)D
17)E
18)A
19)C
20)C
21)D
17)E
18)A
19)C
20)C
21)D
23)B
24)C
25)B
26)B
27)C
28)D
29)A
30)E
31)A
32)B
33)E
34)C
35)A
36)E
37)B
38)C
39)D
40)D
41)E
42)A
43)D
44)B
22) Bucar a resposta na leitura de numeros quanticos
Questões discursivas de Química I
(Vestibulares da UFJF)
1- Na vasta camada de água salgada que cobre a maior parte do planeta, estão contidos praticamente
97,2% da água da Terra. A lista de substâncias químicas presentes na água do mar é muito longa; alguns
dos sais que se encontram em maior concentração são: cloreto de sódio, cloreto de magnésio, sulfato de
magnésio, sulfato de cálcio, cloreto de potássio, brometo de potássio, carbonato de cálcio.
a) Escreva a fórmula molecular do cloreto de magnésio e a fórmula de Lewis para o ânion sulfato.
b) Qual o tipo de ligação presente no cloreto de sódio? Por que esse sal é bastante solúvel em água?
c) Considerando os átomos neutros correspondentes aos cátions citados no texto acima, qual deles
apresenta o menor potencial de ionização? Escreva a distribuição eletrônica desse elemento.
d) Devido ao alto teor de sal, a água do mar é imprópria para consumo humano e para a maioria dos
usos. Qual seria o processo de separação mais apropriado para que a água do mar pudesse ser
consumida? Por que?
2- Existem vários tipos de extintores de incêndio, um deles é chamado de "extintor de espuma". No seu
interior, encontram-se em dois compartimentos separados, carbonato de sódio sólido e ácido sulfúrico
aquoso. Quando esse tipo de extintor é colocado de cabeça para baixo, um tampão que separa os
compartimentos se rompe e permite que ocorra a seguinte reação:
Na CO
2
3 (s)
+ H SO
2
4 (aq)
•¨ Na SO
2
4 (aq)
+H O
2
(l)
+ CO
2 (g)
a) Qual é o tipo de reação que acontece e qual é o nome do sal formado?
b) Esses extintores não podem ser utilizados para apagar fogo em instalações elétricas, pois a espuma
formada pelos produtos da reação é eletrolítica, ou seja, conduz corrente elétrica. Explique porque essa
condutividade aparece.
c) O CO formado produz uma pressão dentro do recipiente e é eliminado. Sendo mais denso do que o
2
ar, o CO evita o contato do material que está queimando com o oxigênio. Por que o CO é mais denso do
2
2
que o ar ? Dado: A massa molar média do ar é 28,9 g/mol.
d) Explique a seguinte frase: "O oxigênio do ar propaga as chamas de um incêndio".
3- O ácido sulfúrico é utilizado em muitos processos industriais. Uma das formas de medir o grau de
desenvolvimento de um país é o consumo anual dessa substância. Os processos industriais à base de
ácido sulfúrico geram efluentes ácidos (despejos industriais) que são nocivos ao meio ambiente.
a) Uma das formas de remediar parcialmente o problema é o tratamento do efluente com hidróxido de
sódio, para a sua neutralização. Escreva a reação balanceada da neutralização completa de 1 mol
de ácido sulfúrico para o tratamento do efluente.
57
4- Foram encontrados, em um laboratório, três frascos A, B e C, contendo soluções incolores e sem rótulos.
O responsável pelo laboratório realizou alguns testes para reconhecimento das soluções, cujos resultados
estão na tabela abaixo:
a) Escreva os nomes das substâncias presentes nos frascos A, B e C.
b) Escreva a fórmula molecular da substância A e a fórmula eletrônica do ânion da substância C.
c) Com a retirada de uma molécula de água da fórmula molecular da substância no frasco C, quais
seriam o nome, fórmula molecular e função química da substância obtida?
d) Escreva a distribuição eletrônica para o cátion presente no frasco B. Qual é o tipo de ligação
característica que este cátion forma?
5- Os alvejantes, utilizados para o branqueamento de tecidos e para a limpeza em geral, são soluções
constituídas principalmente por hipoclorito de sódio. O efeito descorante dos alvejantes é causado pela
liberação do chamado “cloro ativo” – Cl2(g), que é formado a partir da decomposição dos hipocloritos e
cloretos constituintes da solução. A equação a seguir representa esta decomposição:
Com base nas informações apresentadas, responda aos itens abaixo:
a) Dentre os produtos da reação mostrada, indique as substâncias que são iônica(s), covalente(s)
polar(es) e covalente(s) apolar(es).
b) Quais são os 4 números quânticos do elétron desemparelhado do halogênio mencionado,
considerando o átomo neutro, no seu estado fundamental?
c) Escreva as semi-reações de oxidação-redução do sistema e indique o elemento químico que
sofre oxidação e o que sofre redução.
6- A reação entre os gases nitrogênio e oxigênio, presentes no ar, é muito difícil de ocorrer. Porém, em
presença de grande quantidade de energia, como por exemplo, em motores a combustão interna ou em
regiões onde há grande ocorrência de relâmpagos, a referida reação pode ocorrer, formando-se o anidrido
nitroso-nítrico (dióxido de nitrogênio).
a) Escreva a equação balanceada que representa a reação entre os gases nitrogênio e oxigênio,
com formação do anidrido nitroso-nítrico.
b) A principal conseqüência da formação do anidrido nitroso-nítrico é que este composto reage com
a água, contribuindo para a formação de um tipo de chuva chamada “chuva ácida”, que provoca um
grande impacto ambiental. O esquema abaixo representa a reação do anidrido nitroso-nítrico com a
água:
Classifique as substâncias (I), (II) e (III) como ácidos, bases, sais ou óxidos.
58
7- Para auxiliar a digestão dos alimentos, o estômago secreta ácidos e o excesso destes pode gerar as
chamadas úlceras. Um dos ácidos secretados pelo estômago é o ácido clorídrico. Os antiácidos são
formulações farmacêuticas contendo um princípio ativo capaz de remover o excesso de ácidos. Dois
antiácidos comercialmente conhecidos são o Alka-Seltzer e o Leite de Magnésia.
a) Sabendo-se que o princípio ativo do Alka-Seltzer é o hidrogenocarbonato de sódio (bicarbonato de
sódio), explique, com o auxílio de uma equação química, porque os antiácidos são utilizados no
combate à azia.
b) Represente a fórmula estrutural do íon bicarbonato.
c)
No Leite de Magnésia, o princípio ativo é o hidróxido de magnésio. Escreva a configuração
eletrônica do cátion formado após a reação química estomacal.
d)
Se desejarmos reproduzir, no laboratório, a reação ocorrida no estômago entre o hidróxido de
magnésio e ácido clorídrico, como se poderia identificar o final da reação, considerando os
seguintes dados de solubilidade em água?
Gabarito
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Leitura na parte tabela périodica e de Formulas eletronicas e ligações químicas
Leitura reações quimicas e nomenclatura
Leitura em reações de neutralização
Leitura reações quimicas e nomenclatura e distribuição eletônica
Leitura polaridade e números quânricos
Leitura classificação das reações quimicas e nomenclatura
Leitura tipos de reações quimicas e nomenclatura