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Aula 05: Notações químicas
Número atômico, número de massa, isotopia, isotonia e isobaria.
- Símbolos dos elementos
O nome do elemento químico muda conforme a língua de cada pais; o símbolo, porém, é o
mesmo em qualquer parte do mundo.
Cada elemento e representado por uma letra maiúscula, normalmente a inicial de seu nome
original (que pode ser latim, grego ou outro idioma)
Nome em português
Nome original
Símbolo
Hidrogênio
Hydrogenós
H
Potássio
Kalium
K
Fosforo
Phosphorus
P
Enxofre
Sulfur
S
No caso de dois ou mais elementos terem o nome iniciado pela mesma letra, e acrescentada
uma segunda , minúscula, para fazer a distinção. Por exemplo:
Nome em português
Nome original
Símbolo
Hélio
Helios
He
Cálcio
Calx
Ca
Cadmio
Kadmeia
Cd
Cério
Ceres
Ce
Césio
Caesius
Cs
O símbolo representa um átomo do elemento químico.
Fórmulas de substancias
Substancia Oxigênio
Ozônio Amônia
Álcool etílico
Álcool metílico
Sacarose
Formula
O3
C2H6O
CH4O
C12H22O11
O2
NH3
O índice indica a quantidade de átomos de cada elemento químico em uma molécula da
substancia.
A fórmula molecular representa uma molécula da substancia.
Portanto: 1 molécula de agua = 1H2O ou apenas H2O
1
Quando precisamos representar uma quantidade maior de moléculas, colocamos um numero
na frente da formula. Por exemplo:
3 moléculas de água = 3 H2O
O número que indica a quantidade de moléculas de uma substancia é denominado coeficiente.
O coeficiente indica a quantidade de moléculas de uma substancia.
Balanceamento de equações químicas
Considere, por exemplo, a reação de combustão do gás metano.
Observe, por exemplo, que os mesmos átomos de hidrogênio que formavam a molécula de
metano junto ao carbono, antes da queima, passaram a formar as moléculas de água com o
oxigênio, depois da queima. A água e o gás carbônico possuem propriedades totalmente
diferentes das do metano e do oxigênio, portanto houve transformação química, mas os
átomos de cada elemento permanecer inalterados durante esse processo de transformação, o
que esta de acordo com a lei da conservação da massa de Lavoisier.
Com base nessa Lei, podemos calcular teoricamente a proporção das substancias que reagem
e das que são produzidas em qualquer reação química. Os menores números inteiros que
indicam essa proporção de reagentes e produtos são chamados de coeficientes da reação.
Para realizar o balanceamento, temos que colocar um número denominado coeficiente
estequiométrico antes dos símbolos. Quando o coeficiente de uma equação for igual a 1, não é
preciso escrever. Observe os exemplos:
Ora, se você tiver duas vezes H2O, terá então um total de 4 átomos de hidrogênio e 2 átomos
de oxigênio. Certo?
Algumas equações são facilmente balanceadas. Isso leva apenas alguns minutos, mas
algumas são um pouco mais complicadas. Para facilitar esse tipo de operação, vamos aplicar o
"método por tentativas". Para isso, basta seguir algumas regrinhas práticas:
2
Exemplo 1: A queima do álcool é descrita pela seguinte equação química. Vamos
começar o balanceamento?
Como escolhemos os coeficientes?
Devemos começar o acerto pelo elemento que apareça uma só vez de cada lado da
equação (nesse caso temos o carbono e o hidrogênio). Portanto, devemos multiplicar o
carbono por 2 e o hidrogênio por 3 (ambos do lado direito) para ficarmos com 2 átomos de
carbono e 6 átomos de hidrogênio de cada lado da equação. Teremos portanto:
Agora vamos dar uma olhadinha para os oxigênios. Temos 4 oxigênios pertencentes ao CO2 e
3 oxigênios da água, somando um total de 7 oxigênios do lado dos produtos e apenas 3 do
lado dos reagentes (1 átomo de oxigênio do C2H6O e 2 átomos do O2). Como podemos
resolver isso?
Basta multiplicar o oxigênio por três!!
Massa molecular e massa atômica
Unidade de massa atomica (u)
Esta unidade equivale a 1/12 da massa de um átomo de 12C. É representada pela letra
minúscula u.
Massa Atômica
A massa atômica (MA) representa o quanto mais pesado que 1/12 de um átomo de carbono-12
um átomo de elemento químico qualquer é.
Por exemplo, o Oxigênio tem massa atômica de 16u, pois é mais pesado 16 vezes em relação
à 1 parte de 12 de um átomo de carbono-12.
O átomo de Hélio possui 4u , ou seja, ele é 3 vezes mais leve que um átomo de 12C.
3
Obs.: muitas vezes o u da unidade é omitido em tabelas periódicas ou provas de vestibulares.
Massa atômica de um elemento químico
Os elementos químicos podem possuir vários isótopos (mesmo número atômico, porém
massa diferente), mas não seria viável representá-los todos na tabela periódica. Por isso, as
massas atômicas que vemos nessas tabelas, são médias ponderadas das massas dos
diversos isótopos estáveis existentes no universo que esse elemento químico possui.
Por exemplo, o oxigênio possui três isótopos estáveis:
- 16O – MA = 16u , equivale à 99,7% de todos os átomos de oxigênio do universo
- 17O – MA = 17u , são apenas 0,03% dos átomos de O
- 18O – MA = 18u , abundância de 0,2%
Fazendo a média ponderada:
Como era previsto, a média ponderada deu um valor próximo à 16, já que 99,7% dos átomos
de oxigênio possuem essa MA.
Agora veremos o exemplo do Cloro. Isótopos estáveis de cloro:
- 35Cl – MA = 35u , representa 75,4% dos átomos de cloro
- 37Cl – MA = 37u , é 24,6% dos átomos de cloro
Massa Molecular
A massa molecular (MM) é a soma das massas atômicas dos átomos que compõem uma
molécula. Por exemplo, numa molécula de água (H2O), teremos:
- H = 1u , como são dois hidrogênios = 2u
- O = 16u
- H2O = 2u + 16u = 18u
Isotopia
Átomos de um mesmo elemento químico, portanto de mesmo número atômico (mesmo
Z), podem ter diferentes números de nêutrons no núcleo. Por essa razão, seus números de
massa (A) serão diferentes. É o que acontece, por exemplo, com o elemento químico
hidrogênio, que possui três tipos de átomos, cada qual com um número de massa diferente:
1
2
3
1H 1H 1H
O hidrogênio 1H1 é o único átomo cujo número de nêutrons é inferior ao número de prótons.
A reunião de isótopos de um mesmo elemento químico chama-se mistura isotópica e o
4
fenômeno, isotopia.
O termo isótopo (do grego isso, ‘mesmo’, e topos, ‘lugar’) significa mesmo lugar, aludindo ao
fato de que os isótopos ocupam lugar idêntico no sistema periódico.
Isobaria
Pode acontecer de átomos de elementos diferentes, portanto de diferentes números atômicos,
possuírem igual soma de prótons e de nêutrons (mesmo A). A esse fenômeno chamamos de
isobaria e aos átomos correspondentes, de isóbaros.
Observando-se a tabela de isótopos apresentada anteriormente, verifica-se que os elementos
argônio, potássio e cálcio têm, cada um deles, um isótopo de mesmo número de massa (40).
Esses átomos de mesmo A são isóbaros:
18Ar
40
40
40
19K
20Ca
O termo isóbaro (do grego iso, ‘mesmo’, e baros, ‘peso’) quer dizer mesma massa (peso).
Isotonia
Pode acontecer, ainda, que átomos de elementos químicos diferentes possuam o mesmo
número de nêutrons. A esse fenômeno chamamos de isotonia e aos elementos envolvidos, de
isótonos. Tomemos como exemplo o boro e o carbono, ambos, no caso, com seis nêutrons:
11
12
5B
6C
O termo isótono (do grego iso, ‘mesmo’, e tonos, ‘força’) significa mesma força, alusão ao fato
de que os nêutrons são responsáveis pelas forças de coesão do núcleo.
Espécies Isoeletrônicas
Quando as espécies apresentam o mesmo número de elétrons, elas são isoeletrônicas, e tem
estruturas eletrônicas semelhantes. Apresentam ainda as mesmas estruturas de Lewis e,
portanto, igual número de elétrons de valência. Visto que os gases nobres são estáveis, as
espécies isoeletrônicas em relação aos mesmos também devem ser relativamente estáveis. A
seguir estão alguns exemplos de átomos e íons isoeletrônicos que apresentam camada de
valência completa:
Com 2 elétrons ĺ 2He; 3Li+; 4Be2+; 1HCom 10 elétrons ĺ 10Ne, 11Na+; 12Mg2+; 13Al3+
5
EXERCÍCIOS
01. Um determinado átomo apresenta 16 prótons, 16 elétrons e 16 nêutrons; outro átomo
apresenta 16 prótons, 16 elétrons e 17 nêutrons." Sobre eles, são feitas as seguintes
afirmativas:
I - Os átomos são isótonos.
II - Os átomos são isóbaros.
III - Os átomos são isótopos.
IV. - Os átomos têm o mesmo número atômico.
V - Os átomos pertencem elementos químicos diferentes.
Em relação às afirmações acima, podemos dizer que são corretas apenas:
a) I e V
b) II e III
c) III e IV
d) I e IV
e) II e V
02. Um determinado átomo apresenta 20 prótons, 20 nêutrons e 20 elétrons; outro, apresenta
20 prótons, 21 nêutrons e 20 elétrons. Marque V ou F:
a) ( ) Pertencem a elementos químicos diferentes.
b) ( ) São isóbaros
c) ( ) São isótopos
d) ( ) Têm o mesmo número atômico
e) ( ) O número de massa de ambos é de 41
03. (FUVEST) A seguinte representação , X = símbolo do elemento químico, refere-se a
átomos com:
a) Igual número de nêutrons;
b) Igual número de prótons;
c) Diferentes números de elétrons;
d) Diferentes números de atômicos;
e) Diferentes números de oxidação;
04. Um átomo de número atômico Z e número de massa A:
a) tem A nêutrons.
b) tem A elétrons.
c) tem Z prótons.
d) tem A – Z nêutrons.
e) tem Z elétrons.
05. Os pares de átomos
e
;
respectivamente, a ocorrência de:
e
;
a) Isotonia, isotopia, isobaria.
b) Isotopia, isobaria, isotonia.
c) Isobaria, isotopia, isotonia.
d) Isotopia, isotonia, isobaria.
e) isobaria, isotonia, isotopia.
6
e
representam,
06. O átomo desconhecido
tem igual número de nêutrons que o átomo de cálcio
O número de massa
do átomo de
é igual a:
a) 10
b) 17
c) 20
d) 37
e) 40
07. Um certo átomo
átomo
é:
a) 4
b) 18
c) 22
d) 36
e) 40
é isóbaro do
e isótopo do
.
. O número de nêutrons do
08. Um cátion metálico trivalente tem 76 elétrons e 118 nêutrons. O átomo de elemento
químico do qual se originou tem número atômico e número de massa, respectivamente:
a) 76 e 194
b) 76 e 197
c) 79 e 200
d) 79 e 194
e) 79 e 197
Texto para as questões 1 e 2:
Define-se elemento químico como sendo uma classe de átomos de mesmo Z (número
atômico). Ocorre que existem átomos de mesmo número atômico (Z) com número de massa
(A) diferente. São os chamados isótopos. Isso nos permite dizer que no mesmo elemento
existem átomos com massas diferentes. Por exemplo, temos três tipos de átomos de oxigênio
– 8 16O, 8 17O e 8 18O – com as seguintes massas nuclídicas e porcentagens de abundância
na natureza:
Define-se nuclídeo como tipo de um dado elemento caracterizado por um número de massa
específico. A rigor, a massa atômica do oxigênio é uma média ponderada em que se leva em
conta a massa atômica dos isótopos (massa nuclídica) e a sua abundância.
15,995u . 99,76 + 16,999u . 0,04 + 17,999u . 0,20
M.A.média = ––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
100
M.A.média = 15,999u
09. Um elemento X apresenta os seguintes isótopos:
40X ¯¯¯. 80%
42X ¯¯¯. 15%
44X ¯¯¯. 5%
A massa atômica de X é:
a) 40,5u
b) 41,0u
c) 42,5u
7
d) 43,0u
e) 43,5u
10. Qual a massa molecular do CuSO4 . 5H2O?
Dados: Cu = 64u, S = 32u, O = 16u, H = 1u
11. Pouco após o ano de 1800, existiam tabelas de massas atômicas relativas nas quais o
oxigênio tinha massa atômica 100 exata. Com base nesse tipo de tabela, a massa molecular
relativa do SO2 seria:
Dados: S = 32u, O = 16u
a) 64 b) 232 c) 250 d) 300 e) 400
12. O cobre consiste em dois isótopos com massa 62,96u e 64,96u e abundância isotópica de
70,5% e 29,5%, respectivamente. A massa atômica do cobre é:
a) 63,96u
b) 63,00u
c) 63,80u
d) 62,55u
e) 63,55u
13.A análise de um amálgama, usado na restauração de dentes, revelou a presença de 40%
(em massa) de mercúrio (prata e estanho completam os 100%). Um dentista que usa 1,0g
desse amálgama em cavidades dentárias de um cliente está, na realidade, usando quantos
gramas de mercúrio? Quantos átomos de mercúrio estão sendo colocados nas cavidades
dentárias?
Dados:Massa atômica de Hg = 200u;
Constante de Avogadro = 6,0 . 1023. mol–1
14. A camada de ozônio na estratosfera filtra os raios ultravioleta emitidos pelo Sol, protegendo
os seres vivos da Terra. Na troposfera, o ozônio em pequena quantidade é bactericida, mas em
grande quantidade torna-se maléfico para os ani mais, porque, quando é respirado junto com o
oxigênio do ar, ataca as mucosas das vias respiratórias, além de dar reações de oxidação de
substâncias químicas do corpo animal.
O gás oxigênio (O2) e o gás ozônio (O3) são
a) isótopos.
b) isóbaros.
c) isômeros.
d) formas alotrópicas que diferem pela atomicidade.
e) formas alotrópicas que diferem pelo retículo cristalino.
15. Os nomes latinos dos elementos chumbo, prata e antimônio dão origem aos símbolos
químicos desses elementos. Estes símbolos são respectivamente:
a) P, Ar, Sr;
b) Pm, At, Sn;
c) Pb, Ag, Sb;
d) Pu, Hg, Si;
e) Po, S, Bi.
16. Os recém-descobertos fulerenos são formas alo trópicas do elemento químico carbono.
Outras formas alotrópicas do carbono são
a) isótopos de carbono-13;
c) silício e germânio;
e) diamante e grafita.
b) calcário e mármore;
d) monóxido e dióxido de carbono;
8
17. Tanto o diamante como a grafita são formados apenas por átomos de carbono. Entretanto,
diferem bastante na maioria de suas propriedades. Isto é explicado pelo fato de apresentarem
diferentes
a) produtos de combustão;
b) estruturas cristalinas;
c) massas atômicas;
d) núcleos atômicos;
e) cargas elétricas.
18. Em 1974, Mário J. Molina e F. Sherwood Rowlan d lançaram uma ideia explosiva:
baseados em cálculos teóricos, levantaram a hipótese de que o cloro proveniente de
Cloro flúor carbonos (compostos gasosos de carbono contendo cloro e flúor) poderia destruir o
ozônio estratosférico. Esses gases, conhecidos como Fréons• ou pela sigla CFC, são utilizados
principalmente como substâncias refrigerantes em geladeiras, condicionadores de ar etc. e, na
época, eram empregados como propelentes em frascos de aerossóis.
Julgue os itens:
0) O oxigênio é um exemplo de substância simples.
1) O ozônio tem fórmula molecular O2.
2) Ozônio é um gás que protege a Terra dos efeitos dos raios ultravioleta da luz solar.
3) O oxigênio e o ozônio diferem quanto ao número atômico dos elementos químicos que os
formam.
19. Gás incolor, ponto de ebulição – 196°C, pouco reativo, utilizado no processo Haber; o
elemento faz parte da constituição das proteínas e não forma variedades alotrópicas.
Esse elemento é o
a) cloro;
b) nitrogênio;
c) enxofre;
d) oxigênio;
e) fósforo.
20. O número de prótons, elétrons e nêutrons para o átomo de 17Cl35 é, respectivamente:
a)
b)
c)
d)
e)
17, 35, 35
17, 18, 18
17, 17, 18
52, 35, 17
35, 17, 18
21. Analise as afirmativas relacionadas com os íons (19K40)+ e (17Cl37)I. Os dois têm o mesmo número de prótons.
II. O número de massa de cada íon não se altera em relação ao átomo neutro.
III. Os dois são isótopos.
IV. Os dois têm o mesmo número de elétrons.
Está(ão) correta(s):
a) apenas I
b) apenas III.
c) apenas Il e IV
9
d) apenas III e IV.
e) I, II, IIl e IV
22. Com a frase Grupo concebe átomo “mágico” de silício, a Folha de S. Paulo chama a
atenção para a notícia da produção de átomos estáveis de silício com duas vezes mais
nêutrons do que prótons, por cientistas da Universidade Estadual da Flórida, nos Estados
Unidos da América. Na natureza, os átomos estáveis deste elemento químico são:
28 14Si, 29 14Si e 30 14Si.
Quantos nêutrons há em cada átomo “mágico” de silício produzido pelos cientistas da Flórida?
a) 14.
b) 16.
c) 28.
d) 30.
e) 44.
10
Aula06: Eletrosfera e Tabela Periódica.
O Próton e o elétron possuem cargas elétricas iguais em intensidade, próton = +1 e elétron = -1.
Por isso, as cargas do próton e do elétron se anulam mutuamente.
Todo átomo possui o mesmo numero de prótons e de elétrons; portanto, todo átomo e
eletricamente neutro.
As substâncias que se formam a partir de um grupo de átomos de elementos químicos iguais
ou diferentes também possuem equilíbrio de carga elétrica, isto e, são eletricamente neutras.
Quando um átomo, ou um grupo de átomos, perde a neutralidade elétrica, passa a ser
denominado íon.
Formação de íons
Para que um átomo, ou grupo de átomos, se transforme em um íon e preciso que o numero de
elétron varie.
O íon é formado quando um átomo, ou um grupo de átomos, ganha ou perde elétrons.
Íons simples
Os íons simples (ânions ou cátions) são formados por átomos de um único elemento químico.
Observe que se o símbolo do elemento químico estiver sem o valor da carga, estará
representado um átomo. Se o símbolo do elemento químico estiver com o valor da carga, estar
representando um íon.
Ânions simples
Quando um átomo ganha elétrons e fica com excesso de carga negativa, ele se torna um íon
negativo, ou seja, um ânion simples.
Por exemplo, um átomo de oxigênio possui 8 prótons ( 8 cargas positivas) e 8 elétrons ( 8
cargas negativas), portanto e neutro:
+ + + + + + +
8 O +
-
-
-
-
-
-
-
-
CARGA ZERO
Se o átomo de oxigênio ganhar 2 elétrons, ficara com excesso de 2 cargas negativas e se
tornara um ânion bivalente.
2+ + + + + + + +
8O
- - - - - - CARGA 2Valência é o numero de elétrons que os átomos de um elemento ganham ou perdem para
formar uma substancia estável.
Cátion simples
Quando um átomo perde elétrons e fica com falta de carga negativa, ele se torna um íon
simples positivo, ou seja, um cátion simples.
Por exemplo: um átomo de magnésio possui 12 prótons ( 12 cargas positivas) e 12 elétrons (
12 cargas negativas), portanto é neutro:
12 Mg + + + + + + + + + + + +
- - - - - - - - - - - -
CARGA ZERO
11
Se o átomo de magnésio perder 2 elétrons, ficará com falta de 2 cargas negativas e se tornará
um cátion bivalente.
12 Mg + + + + + + + + + +
- - - - - - - CARGA 2+
Íons compostos
Os íons compostos são formados por um grupo de átomos de elementos químicos diferentes
que, juntos, ganharam ou perderem um ou mais elétrons.
Ânions compostos
Quando um grupo de átomos adquire um ou mais elétrons, forma-se um íon composto
negativo, ou um ânions composto.
Exemplos:
- Quando um grupo formado por um átomo de enxofre e quando átomos de oxigênio
apresentam dois elétrons em excesso, temos o ânion sulfato, SO4 -2 (ânion composto
bivalente).
- Quando um grupo formado por dois átomos de fosforo e sete átomos de oxigênio apresenta
quatro elétrons em excesso, temos o ânion pirofosfato, P2O7 -4 (ânion composto tetravalente).
Cátions compostos
Quando um grupo de átomos perde um ou mais elétrons, forma-se um íon composto positivo,
ou um cátion composto.
Exemplos:
- Quando um grupo formado por um átomo de nitrogênio e quatro átomos de hidrogênio
apresenta deficiência de um elétron, temos o cátion amônio NH4 + ( cátion composto
monovalente).
Distribuição eletrônica
Quanto menor a energia de um sistema, maior a sua estabilidade. Um átomo no estado
fundamental possui todos os seus elétrons num estado de mínima energia possível; (mais
estável) e a energia total de cada elétron esta relacionada à suas energias potencial e cinética.
Valores
de
n 1
2
3
4
...
K
L
M
N
...
1
0,1
0,1,2
0,1,2,3
...
s
s,p
s,p, d
s,p,d,f
...
2
8
18
32
...
(energia potencial)
Letras
que
representam n
Valores
de
l
(energia cinética)
Letras
que
representam l
Número máximo
de elétrons
Fazendo a distribuição dos elétrons nesse diagrama para o elemento conhecido que possui o
maior número atômico, o Uup de Z= 118 (118 elétrons), respeitando o numero máximo de
elétrons que apresentam mesma energia potencial e cinética, temos:
12
K : 1s2
L:
2s2 2p6
M:
3s2 3p6 3d 10
N:
4s2 4p6 4d10 4f 14
0:
5s2 5p6 5d10 5f14
P:
6s2 6p6 6d10
Q:
7s2 7p6
O nível de energia mais externo de um átomo no estado fundamental é denominado camada
de valência. A camada de valência é ocupada pelos elétrons de valência.
Tabela Periódica
Cronologia
1829 Lei das Tríades de Döbereiner
1863 Parafuso telúrico de Chancourtois
1864 Lei das oitavas de Newlands
1869 Lei periódica de Mendeleev e Lothar Meyer. Classificação periódica com os elementos
em ordem crescente de massas atômicas.
1913 Lei de Moseley: conceito atual de número atômico. Classificação periódica com os
elementos em ordem crescente de números atômicos.
Períodos e famílias
Períodos são as sete filas horizontais da Tabela Periódica; 1o, 2o, 3o, 4o, 5o, 6o, 7o.
Reúnem elementos com configurações eletrônicas diferentes, portanto, com propriedades
diferentes.
Famílias ou grupos são as dezoito colunas verticais da Tabela Periódica. Reúnem
elementos com configurações eletrônicas semelhantes, portanto, com propriedades
semelhantes.
São numeradas de 1 a 18 conforme determina a IUPAC, podendo ser subdivididas em 3
subgrupos de acordo com a classificação antiga:
I .Subgrupo A:
13
Composto por 7 famílias ou grupos e numerados de 1 a 7. Comporta os elementos
representativos ou típicos da tabela periódica, os quais possuem grande semelhança em suas
propriedades.
A configuração desses elementos é terminada em subnível s (colunas 1 e 2) ou p
(colunas 13 a 18). As I famílias do subgrupo A e dos gases nobres, por comportarem
elementos representativos, são de grande I importância para a química e possuem nomes
próprios ou particulares:
Elementos representativos são aqueles cujo subnível de maior energia de seus átomos
é s (bloco s) ou p (bloco p).
Bloco s Grupos IA e IIA
Bloco p
Grupos IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA e 0
O átomo de um elemento localizado no enésimo (nº) período tem seus elétrons
distribuídos em n níveis de energia. Exemplo: elementos do 5º período têm os elétrons de seus
átomos distribuídos em 5 níveis de energia.
Principais famílias
IA
Metais alcalinos: Li Na K Rb Cs Fr
IIA
Metais alcalino-terrosos:
IVA
Família do carbono: C Si Ge Sn Pb
VA
Família
nitrogênio:
VIA
Calcogênios: O S Se Te
VIIA Halogênios:
0
Gases
nobres:
do
F Cl
Be
Mg
N P As Sb Bi
Br
Po
I At
He Ne Ar Kr Xe Rn
14
Ca
Sr
Ba
Ra
Elementos de transição externa ou simples:
São aqueles cujo subnível de maior energia de seus átomos é d. Constituem o bloco d,
os Grupos IB, IIB, IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB E VIIIB.
Elementos de transição interna:
São aqueles cujo subnível de maior energia de seus átomos é f. Constituem o bloco f, os
lantanídios (Z = 59 e Z = 71) e os actinídeos (Z = 89 a Z = 103).
Para os elementos representativos e dos Grupos IB e IIB, o número do grupo é o
número de elétrons no último nível de energia do átomo (camada de valência).
IA
Número
elétrons
camada
valência
de 1
na 1
de s
IIA
IB
IIB
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
0
2
1
2
3
4
5
6
7
8
s2
s1
s2
s2
s2
s2
s2
s2
s2
p1
p2
p3
p4
p5
p6
Metais
Mais de 75% dos elementos da tabela periódica são metais, do quais a grande maioria é
encontrada na crosta terrestre e alguns são obtidos laboratorialmente. As propriedades
características dos metais são:
• possuem entre 1 e 3 elétrons na camada de valência, com tendência a tomarem-se cátions
(íons positivos);
• são bons condutores de calor e eletricidade;
• são dúcteis, ou seja, podem ser convertidos em fios;
• são maleáveis, ou seja, podem ser transformados em lâminas e tomar diversas formas;
• possuem brilho característico (metálico);
• sólidos a 25°C e 1 atm, exceto o mercúrio, que é líquido nessas condições. O gálio é líquido
a 31°C e 1 atm.
Semimetais
São elementos que possuem características intermediárias às dos metais e ametais.
São em número de 7 elementos: boro, silício, germânio, arsênio, antimônio, telúrio e polônio.
Em geral, suas características tendem mais para as dos ametais, conservando a
semicondução de energia.
Ametais
Correspondem a 11 elementos químicos da tabela periódica. Suas principais características
são:
• possuem entre 5 e 7 elétrons na camada de valência, apresentando tendência a
transformar-se em ânions (íons negativos);
• são maus condutores de calor e eletricidade, podendo ser usados como isolantes;
• não possuem brilho como os metais;
15
• não possuem um estado físico característico; temos ametais gasosos (N, O, Cl, F), sólidos
(C, P, Se, I, At) e líquidos (Br).
Exercícios
01. O elemento químico de número atômico 31 está localizado na tabela periódica no:
a) 4º período e coluna 3A;
b) 4º período e coluna 1 A;
c) 3º período e coluna 2 A;
d) 3º período e coluna 4 A;
e) 6º período e coluna 6A.
02. Leia o texto: “ No fim da década de 70, um acidente na empresa Paribuna de Metais
resultou no despejo de mercúrio e cádmio no Rio Paraibuna. Campos, a cidade mais afetada,
teve seu abastecimento de ‘Agua suspenso por 72 horas” O globo, 10 de abril 2003.
Os íons dos metais citados são facilmente dissolvidos na água . O numero de camadas
utilizadas na distribuição eletrônica do cátion bivalente do cádmio é: Dado: número atômico do
cádmio =48.
a) 4
b) 5
c) 6
d) 9
e) 10
03. Os elementos I, II e IlI têm as seguintes configurações eletrônicas em suas camadas de
valência:
I. 3S2 3p3
II. 4s2 4p5
III.3s2
Com base nessas informações, assinale a afirmação errada:
a) O elemento I é um não-metal.
b) O elemento II é um halogênio.
c) O elemento III é um metal alcalino-terroso.
d) Os elementos I e III pertencem ao terceiro período da tabela periódica.
e) Os três elementos pertencem ao mesmo grupo da tabela periódica.
16
04. O íon monoatômico A 2- apresenta a configuração eletrônica 3s2 3p6 para o último nível. O
número atômico do elemento A é:
a) 8
b)10
c)14
d) 16
e) 18
.
05. Das alternativas indicadas abaixo, qual é constituída por elementos da tabela periódica com
características químicas distintas?
a)
b)
c)
d)
e)
He, Ne, Ar
Mg, Ca, Sr
Li, Be, B
Fe, Cl, Br
Li, Na, K
06. Sendo o subnível 4s1 (com um elétron) o mais energético de um átomo, podemos afirmar
que:
I – O número total de elétrons deste átomo é igual a 19;
II – Este átomo apresenta 4 camadas eletrônicas;
III – Sua configuração eletrônica é: 1s2; 2s2; 2p6; 2s2; 3p6; 3d10;4s1.
a) Apenas a afirmação I é correta.
b) Apenas a afirmação II é correta.
c) Apenas a afirmação III é correta.
d) As afirmações I e III são corretas.
e) As afirmações I e III são corretas.
07. Um átomo apresenta normalmente 2 elétrons na primeira camada, 8 elétrons na segunda,
18 elétrons na terceira camada e 7 na 4º camada. A família e o período em que se encontra
esse elemento são, respectivamente:
a) família dos halogênios, sétimo período;
b) família do carbono, quarto período;
c) família dos halogênios, quarto período;
d) família dos calcogênios, quarto período;
e} família dos calcogênios, sétimo período.
08. Em 1871, a Sociedade Química Russa publicou em sua revista um extenso artigo de D.
lvanovitch Mendeleyev, intitulado “O sistema natural dos elementos e a sua aplicação na
determinação das propriedades dos elementos”. Partindo de sua hipótese, a lei fundamental da
periodicidade, Mendeleyev previu a existência e descreveu detalhadamente três elementos
químicos completamente desconhecidos à época. A lei de Mendeleyev exerceu enorme
influência no desenvolvimento de modelos da estrutura do átomo, ampliando os conhecimentos
sobre a natureza da matéria. Sobre este assunto, julgue os itens que se seguem.
17
1. (C) (E) O modelo atômico de Rutherford foi fundamental para que Mendeleyev propusesse
seu sistema de classificação, que associava a configuração eletrônica e a família de cada
elemento químico.
2. (C) (E) Segundo Mendeleyev, as propriedades dos elementos, assim como as das
substâncias simples e compostas que eles formam, encontram-se em uma relação periódica
com o seu peso atômico.
3. (C) (E) Um modelo atômico é uma descrição exata do átomo.
4. (C) (E) Hoje, graças ao avanço da tecnologia, já é possível, com o uso de microscópio
eletrônico de varredura tunelante, visualizar o átomo, com os elétrons girando em sete
camadas ao redor do núcleo, conforme imaginava Rutherford.
5. (C) (E) Para se compreenderem as propriedades dos elementos e das substâncias que eles
formam, deve-se partir do pressuposto da natureza descontínua da matéria.
09. Cinco amigos resolveram usar a tabela periódica como tabuleiro para um jogo. Regras do
jogo: Para todos os jogadores, sortear-se o nome de um objeto, cujo constituinte principal é
determinado elemento químico. Cada um joga quatro vezes um dado e, a cada jogada, move
sua peça somente ao longo de um grupo ou de um período, de acordo com o número de
pontos obtidos no dado. O início da contagem é pelo elemento de número atômico 1. Numa
partida, o objeto sorteado foi “latinha de refrigerante” e os pontos obtidos com os dados foram:
Ana (3, 2, 6, 5), Bruno (5, 4, 3, 5), Célia (2, 3, 5, 5), Décio (3, 1, 5, 1) e Elza (4,6,6,1).
Assim, quem conseguiu alcançar o elemento procurado foi:
a) Ana.
b) Bruno.
c) Célia.
d) Décio.
e) Elza.
10.Dados os valores do número atômico para os seguintes átomos:
Ne (Z=10); Mg (Z=12); Ca (Z=20); Ni (Z=28); Zn (Z=30); assinale o que for correto.
a) Mg, Ni e Zn pertencem ao mesmo grupo da tabela periódica.
b) O número de elétrons na camada mais externa é o mesmo para os átomos de Ne e Ni.
c) Os elementos Ca, Mg e Zn localizam-se no mesmo período da tabela periódica.
18
d) As espécies Ne e Mg2+ são isoeletrônicas.
e) Ne, Mg e Ca são elementos de transição.
11. Sabendo que o número atômico de ferro é 26, responda: na configuração eletrônica do íon
Fe3+, o último subnível ocupado e o número de elétrons desse íon são, respectivamente:
a) 3d, com 6 elétrons.
b) 3d, com 5 elétrons.
c) 3d, com 3 elétrons.
d) 4s, com 2 elétrons
12. Na iluminação de rua de Teresina utilizam-se, predominantemente, lâmpadas a vapor de
sódio, que emitem luz de cor amarela, quando os átomos de sódio são excitados por
descargas elétricas. O acionamento das lâmpadas se dá através de relés fotoelétricos
(fotocélulas) que, logo após o pôr-do-sol, permitem a passagem de corrente elétrica.
Analise as afirmativas seguintes:
I. A emissão de luz pelas lâmpadas a vapor de sódio deve-se ao fato de que os elétrons, após
a excitação provocada pelas descargas elétricas, retornam aos níveis de energia originais,
emitindo luz de cor característica (amarela).
II. A eficiência das fotocélulas está associada à baixa energia de ionização dos metais
presentes. Logo, o potássio e o césio são mais eficientes para esse fim que o magnésio e o
cálcio.
III. A cor da luz emitida independe do comprimento de onda da radiação eletromagnética.
IV. Os fenômenos envolvidos na emissão de luz quando átomos gasosos são excitados foram
explicados por Rutherford.
Estão corretas:
a) I e II, somente
b) I e III, somente
c) II e III, somente
d) I, II e III, somente
e) I, II e IV, somente
19
Aula 07: PROPRIEDADES PERIÓDICAS
APERIÓDICAS: São propriedades que sempre aumentam ou diminuem à medida que
aumenta o número atômico.
Exemplos: massa atômica (aumenta) e calor específico (diminui)
PERIÓDICAS: São propriedades que variam em função do número atômico, atingindo valores
máximos e mínimos dependendo do período e da família que o elemento se encontra.
Exemplos:
Raio Atômico
É a distância do núcleo até a camada mais externa da eletrosfera.
Aumenta de cima para baixo e da direita p/ esquerda.
Potencial ou energia de Ionização
É a energia necessária para retirar um elétron de um átomo isolado no estado gasoso.
Aumenta de baixo p/ cima e da esquerda p/ direita.
A segunda E.I. é maior que a primeira e assim sucessivamente.
Eletroafinidade ou afinidade eletrônica
É a energia liberada por um átomo isolado no estado gasoso ao receber um elétron para se
transformar em ânion.
20
Aumenta de baixo para cima e da esquerda para direita.
Eletronegatividade ou caráter não-metálico
É a capacidade de um átomo atrair elétron quando uma ligação química é quebrada.
Aumenta de baixo p/ cima e da esquerda p/ direita.
Eletropositividade ou caráter metálico
É a tendência de um átomo em perder elétron.
Aumenta de cima para baixo e da direita para esquerda.
É o contrário da eletronegatividade.
21
Exercícios
01. Os íons 0-2, F-, Na+, Mg+2 e Al+3 possuem todos o mesmo número de elétrons.
O que possui o maior raio iônico é
a)
b)
c)
d)
e)
Al+3
F-1
Mg+2
Na+1
O-2
02. Com relação ao elemento gálio (número atômico 31), a afirmativa falsa é:
a)
b)
c)
d)
e)
forma um óxido de fórmula Ga2O3
seu átomo possui 3 elétrons de valência
seu principal número de oxidação é +3
trata-se de um elemento do 4º período
trata-se de um metal de transição
03. Considere os átomos dos seguintes elementos:
I. Átomo de 3Li6
II. Átomo de 9F18
III.Átomo de 11Na23
Considere as seguintes bolas:
A -bola de tênis
B -bola de pingue-pongue
C -bola de gude
Para representar, com as bolas, os átomos, a melhor sequência seria:
a. 1 -B, 2 -A, 3 -C;
b. 1 -B, 2 -C, 3 -A;
c. 1- C, 2- A, 3- B;
d. 1 -C, 2 -C, 3 -A;
e. 1 -C, 2 -C, 3 -B.
04. O oxigênio é um ametal utilizado em reações de combustão. A respeito de algumas
características do oxigênio, assinale a opção correta:
a. Tem baixos pontos de fusão e de ebulição.
b. Conduz bem a corrente elétrica .
22
c. Forma composto iônico quando se liga ao flúor.
d. Pertence à família dos metais alcalino-terrosos.
e. Tende a receber 2 elétrons quando se liga ao oxigênio.
05. As configurações eletrônicas no estado fundamental dos átomos dos elementosE1, E2 e E3
são:
- 1s2 2s2 2p6 3s1
E1
E2 - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
E3 - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
A alternativa correta é:
a. O elemento E2 tem maior raio atômico que o elemento E1.
b. O elemento E1 tem maior potencial de ionização que o elemento E3.
c. O elemento E3 tem maior afinidade eletrônica que o elemento E2.
d. Os elementos E1 e E2 são metais e o elemento E3 é não-metal.
e. O elemento E3 e os íons E2- e E1+ são isoeletrônicos.
06. Considere as seguintes afirmações:
I.
Quanto menor o raio do íon, maior será sua quantidade de elétrons quando comparado
com seu átomo.
II. potencial de ionização aumenta à medida, que o raio atômico aumenta em uma família.
III. A afinidade eletrônica será maior quando o raio atômico diminuir .
Indique a alternativa correta:
a. Todas são verdadeiras.
b. Somente m é verdadeira.
c. Somente II e III em são verdadeiras.
d. Somente I é verdadeira.
e. Todas são falsas.
07. Mendeleev, observando a periocidade de propriedades macroscópicas dos elementos
químicos e de alguns de seus compostos, elaborou a tabela periódica. O mesmo raciocínio
pode
ser
aplicado
às
propriedades
microscópicas.
Na tabela a seguir, dos raios iônicos, dos íons dos metais alcalinos e alcalino-terrosos, estão
faltando os dados referentes ao Na+ e ao Sr2+. Baseando-se nos valores dos raios atômicos,
23
calcule, aproximadamente, os raios iônicos destes cátions. Obs.: 1 picometro (pm) = 1 . 10
metros.
Cation
Raio iônico
Cation
Raio ionico
Li +
60
Be 2+
31
Na +
?
Mg 2+
65
K+
133
Ca 2+
99
Rb +
148
Sr 2+
?
-12
Cs +
160
Ba 2+
135
08. Dadas as distribuições eletrônicas a seguir, assinale a alternativa correta.
I – (2, 8, 18, 4)
II – (2,8)
III – (2, 8, 2)
IV – (2, 8, 18, 18, 8, 2)
V – (2, 8, 7)
a) I e IV se encontram em um mesmo período da Tabela Periódica.
b) V forma íons estáveis de carga +1.
c) III e IV se encontram em uma mesma coluna da Tabela Periódica.
d) II é um elemento com baixa estabilidade eletrônica.
e) III é mais eletronegativo que V.
09. A água do mar normalmente contém sais de cálcio dissolvidos, como o carbonato de cálcio
e o sulfato de cálcio, que podem concentrar-se em organismos marinhos, formando depósitos
em conchas e esqueletos, como é o caso das ostras. Sobre o elemento
Cálcio, assinale a alternativa correta.
Dado: Ca (Z=20).
a) No estado fundamental, o cálcio apresenta 4 elétrons na camada de valência.
b) Ao formar carbonato e sulfato, o cálcio apresenta-se como cátion divalente.
c) A distribuição eletrônica para o elemento, no estado fundamental, indica dois elétrons
desemparelhados no último nível.
d) O íon cálcio se forma quando o átomo de cálcio recebe dois elétrons.
e) O cálcio é um elemento com elevada eletronegatividade, o que justifica seu comportamento.
24
10. Numa nave espacial alienígena foi encontrada a seguinte mensagem:
Em nosso planeta, um químico rapidamente reconheceu a mensagem com parte de uma
Tabela Periódica que mostrava os elementos importantes pra qualquer forma de vida do
planeta de origem dessa nave. Com base nessa tabela, resolva as seguintes questões:
a)
b)
c)
d)
Qual o elemento de maior número atômico?
Quais são os elementos que pertencem à família dos alcalinos-terrosos?
Quais são os calcogênios?
Faça a distribuição eletrônica da camada de valência dos elementos:
11.Indique a soma das afirmativas corretas:
01- Os metais possuem tendência em perder elétrons a fim de tornarem-se estáveis.
02- O elemento com Z = 22 é representativo.
04- O elemento com Z = 35 pertence ao grupo dos halogênios.
08- O elemento X com Z = 12 pertence ao bloco p.
16- O elemento com Z = 30 pertence ao grupo 2B.
12.São dados abaixo os níveis energéticos de maior energia de alguns átomos neutros.
Átomo A ...............2s2 2p2
Átomo B ...............2s1
Átomo C ...............6s2 6p2
Sobre esses elementos, considere as seguintes afirmações:
IOs elementos A e B pertencem ao mesmo período e A possui o menor raio atômico.
IIOs elementos A e C pertencem ao mesmo grupo e A possui menor raio atômico.
IIIO elemento A apresenta a maior energia de ionização.
Está(ão) correta(s):
25
a)
b)
c)
d)
e)
I, II , III
Somente I.
Somente II.
Somente III.
Somente I e II.
13.Observe a tabela a seguir. As letras não são os verdadeiros símbolos dos elementos. E
responda as alternativas:
a) Da família 2 ou 2A, quem apresenta maior raio?
b) Da família 16 ou 6A, quem apresenta menor raio?
c) Do 5º período, quem apresenta o maior raio?
d) Do 3º período, quem apresenta o menor raio?
e) Do 3º período, quem apresenta maior energia de ionização?
f) do 5º período, quem apresenta a menor energia de ionização?
g)Indique o estado físico, a 25ºC e a 1 atm, dos elementos D, G, Q e S.
14.Em relação à classificação periódica dos elementos, é correto afirmar:
01- Todos os metais alcalinos tem um elétron de valência, mas nem todos os elementos que
tem um elétron de valência são metais alcalinos.
02- O raio iônico de um cátion é sempre menor que o raio atômico do átomo de origem.
04- A afinidade eletrônica mede a energia absorvida por um átomo quando este recebe elétron.
26
08- Os seguintes íons estão colocados em ordem crescente de seus raios Na+ , Mg2+ e Al3+.
16- Os metais apresentam baixa energia de ionização.
15. A chuva corresponde a uma mudança de estado físico da matéria, e em regiões poluídas
torna-se ácida. Esta chuva ácida causa um grande impacto no meio ambiente ao cair em áreas
naturais que não suportam uma acidez elevada. Os efeitos dessas chuvas podem ser
verificadas em riachos e lagos, onde ocorre grande mortandade de peixes; e em florestas,
onde suas árvores sofrem corrosão tanto nas folhas como nos galhos.
A molécula de água pura é constituída por átomos de hidrogênio (Z = 1) e oxigênio (Z = 8).
Sobre
estes
elementos
afirma-se
que:
a)
O
hidrogênio
é
mais
eletronegativo
que
b)
O
raio
atômico
do
oxigênio
é
menor
que
o
c)
Oxigênio
e
hidrogênio
são
d) O hidrogênio é um metal alcalino
o
do
oxigênio.
hidrogênio.
semimetais.
16. Assinale a alternativa que indica corretamente a ordem crescente dos raios atômicos:
a) Cs < Rb < K < Na < li.
b) Cs < Li < Rb < Na < K.
c) K < Rb < Na < Cs < Li.
d) Li < Cs < Na < Rb < K.
e) Li < Na < K < Rb < Cs.
27
Aula 08: Ligação química – Ligação covalente
Por que os átomos se mantinham juntos formando substancias simples e compostas por
milhares de anos?
Lewis chamou essa propriedade dos átomos de chemical bond, que em português significa
ligação química. Linus Pauling e Lewis decidiram que iriam investigar a respeito das ligações
químicas dos átomos para compreender o que impedia o mundo de se desmanchar.
Estabilidade e regra do octeto
A grande maioria dos elementos químicos são encontrados na natureza ligados uns aos outros
formando as inúmeras substancias simples e compostas que conhecemos. Em geral, a
formação de substancias ocorre com liberação de energia, o que significa que os átomos são
mais estáveis ligados uns aos outros do que isolados.
Na natureza, os únicos elementos cujos átomos são estáveis na forma isolada são os gases
nobres. Os cientistas concluíram que a estabilidade dos gases nobres estava relacionada ao
fato de os átomos desses elementos possuírem o ultimo nível de energia (camada de valência)
completo no estado fundamental.
He : 1s2
2
2
6
10 Ne: 1s / 2s 2p
2
2
6
2
6
18 Ar : 1s / 2s 2p / 3s 3p
2
2
6
2
6
10
/ 4s2 4p6
36 Kr: 1s / 2s 2p / 3s 3p 3d
2
2
6
2
6
10
/ 4s2 4p6 4d10 / 5s2 5p6
54 Xe: 1s / 2s 2p / 3s 3p 3d
2
2
6
2
6
10
2
6
10
4f14 / 5s2 5p6 5d10 / 6s2 6p6
86 Rn: 1s / 2s 2p / 3s 3p 3d / 4s 4p 4d
2
Regra do octeto
Os átomos dos diferentes elementos estabelecem ligações, doando, recebendo ou
compartilhando elétrons, para adquirir uma configuração eletrônica igual a de um gás nobre no
estado fundamental: 8 elétrons no nível de energia mais externo ou, então, 2 elétrons se o nível
mais externo for o primeiro.
Obs.: A regra não explica o fenômeno das ligações químicas e não é seguida pela maioria dos
elementos da tabela periódica.
Compartilhamento de elétrons
Dois átomos que possuem alta eletronegatividade estabelecem uma ligação química
compartilhando seus elétrons mais externos (da camada de valência). O compartilhamento de
pares de elétrons é o que caracteriza a chamada ligação covalente.
Átomo com alta eletronegatividade + átomo com alta eletronegatividade
Compartilhamento de elétrons de valência
28
Moléculas ou macromoléculas
Substância covalente simples ou composta
Ligação covalente e energia
Considere, por exemplo, a formação da molécula de gás hidrogênio (que é mais simples). Sua
fórmula molecular é H2, o que indica que a molécula é formada pela união de 2 átomos de
hidrogênio ( Z=1).
- Formula eletrônica ou fórmula de Lewis
Mostra os elétrons da camada de valência de cada átomo, colocado lado a lado os que estão
sendo compartilhados. Para a molécula de gás hidrogênio, temos:
Expansão e contração do octeto
Vários elementos representativos respeitam a regra do octeto na formação de moléculas.
Contudo, existem muitas exceções a essa regra, com elementos cujos átomos adquirem
estabilidade com um numero maior do que oito elétrons na camada de valência (expansão do
octeto) ou com um número menor do que oito elétrons na camada de valência (contração do
octeto).
Ligação iônica
Este tipo de ligação ocorre entre átomos que apresentam características opostas: os metais,
que apresentam alta eletropositividade, e os não metais que apresentam alta
eletronegatividade. Na formação da ligação iônica, ou eletrovalente, os metais cedem elétrons
e os não metais recebem elétrons. Um composto iônico típico é o cloreto sódio. Na formação
do cloreto de sódio o elétron da ultima camada do átomo sódio e transferido para o átomo de
cloro.
Exemplo:
29
Embora um composto iônico seja formado por íons ele é eletricamente neutro, pois a
quantidade de carga positiva e igual a quantidade de carga negativa.
Ligação metálica
A ligação metálica é aquela que ocorre entre os metais, isto é, átomos de baixa
eletronegatividade. As ligações entre metais não são explicadas através do compartilhamento
ou transferência de elétrons. O modelo elaborado para explicar ligação metálica chama-se ‘
modelo da nuvem eletrônica’ .
Segundo esse modelo, um sólido metálico seria formado pelos núcleos dos átomos imersos
numa nuvem de elétrons formada pelos elétrons da ultima camada dos átomos. A nuvem
eletrônica pertence a todo agregado atômico. É a atração entre os núcleos dos átomos e a
nuvem eletrônica a responsável pela formação da ligação metálica.
Os metais são constituídos por seus cátions mergulhados em um mar de elétrons.
A ligação metálica explica a condutividade elétrica, a maleabilidade, a ductilidade e
outras propriedades dos metais.
Exemplo: 26Fe
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.
Simples ligação é uma ligação covalente entre dois átomos (A - B).
Ligação dupla são duas ligações covalentes entre dois átomos (A = B).
Ligação tripla são três ligações covalentes entre dois átomos (A ≡ B).
Exercícios
01. Um elemento de configuração 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 possui forte tendência para:
a) perder 5 elétrons;
c) perder 2 elétrons;
e) ganhar 1 elétron.
b) perder 1 elétron;
d) ganhar 2 elétrons;
02. Um elemento químico A de número atômico 38 forma o íon:
a) A-2
b) A+
c) A3+
d) Ae) A+2
03. Átomos do elemento X (número atômico = 20) e do elemento V (número atômico = 7)
unem-se por ligações iônicas, originando o composto de fórmula:
a) XV
30
b) X2V
c) X3V2
d) X2V3
e) X3V4
04. Assinale a alternativa que apresenta apenas compostos cuja formação se dá através de
ligações iônicas:
a) MgCl2 , HCl
b) H2O, HCl
c) H2O, CO2
d) MgCl , KI
e) KI, CO2
05. Sendo um sistema aberto formado de água e dos íons Na+ e Cl –, e considerando a
evaporação lenta da água com o passar do tempo, assinale a alternativa correta.
a) Os íons Na+ e Cl – se ligam formando uma macromolécula sólida de carga zero.
b) O cloro evapora junto com a água por ser um elemento mais solúvel.
c) A evaporação lenta faz com que o sal restante forme um agregado molecular amorfo.
d) À medida que a água se evapora, aumenta a possibilidade do sistema conduzir corrente
elétrica.
e) Com a evaporação da água, forma-se o composto iônico NaCl, pela atração dos íons com
estrutura cristalina.
06. Podem ser citadas como propriedades características de substancias iônicas:
a) Baixa temperatura de ebulição e boa condutividade elétrica no estado sólido.
b) Baixa temperatura de fusão e boa condutividade elétrica no estado sólido.
c) Estrutura cristalina e pequena solubilidade em água.
d) Formação de soluções aquosas não condutoras da corrente elétrica e pequena
solubilidade em água.
e) Elevada temperatura de fusão e boa condutividade elétrica quando em fusão.
07. Existem algumas propriedades que são adequadas para caracterizar os sólidos iônicos,
uma vez que a grande maioria desses sólidos apresenta essas propriedades. Outras
propriedades não são adequadas para esse fim, pois podem existir sólidos iônicos que não
apresentem essas propriedades.
Considere o conjunto dos sólidos iônicos. Entre as propriedades relacionadas, indique a que
será exibida por um grande numero de sólidos.
a) Apresentar altas temperaturas de fusão.
b) Conduzir corrente elétrica quando fundido.
c) Ser isolante térmico e elétrico em estado sólido.
d) Ser solúvel em água.
e) Brilhar no escuro.
31
08. Na formula eletrônica na figura seguinte, pode-se concluir que:
a) O potássio pertence a família dos metais alcalino-terrosos.
b) O átomo de oxigênio tem seis elétrons na camada de valência e, ao ligar-se, adquire
configuração eletrônica igual a de um gás nobre.
c) Ocorre somente uma ligação iônica.
d) A substancia formada não é eletricamente neutra.
e) O átomo de oxigênio cede dois elétrons para dois átomos de potássio.
09. Apesar da posição contraria de alguns ortodontistas, está sendo lançada no mercado
internacional a chupeta anticárie. Ela contém flúor, um já consagrado agente anticárie, e
xilitol, um açúcar que não provoca cárie e estimula a sucção pelo bebê.
Considerando que o flúor utilizado para esse fim aparece na forma de fluoreto de sódio, a
ligação química existente entre o sódio e o flúor é denominada:
a) Iônica.
b) Metálica
c) Dipolo-dipolo
d) Covalente polar
e) Covalente apolar
10.Das substâncias (I) gás hélio, (II) cloreto de sódio, (III) gás nitrogênio e (IV) água,
apresentam somente ligações covalentes em sua estrutura:
a) I e III
b) III e IV
c) I e IV
d) II e III
e) I e II
11. A condutibilidade elétrica dos metais é explicada admitindo-se:
a) ruptura de ligações iônicas;
b) ruptura de ligações covalentes;
c) existência de prótons livres;
d) existência de elétrons livres;
e) existência de nêutrons livres.
combina-se com
12. Um elemento químico de configuração eletrônica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
2
2
5
outro elemento de configuração 1s 2s 2p .Escreva a fórmula estrutural do composto e
determine o tipo de ligação existente:
32
13. Quais são as ligações presentes nos compostos NaCl, Cl2 e HCl, respectivamente,
sabendo-se que Na (Z = 11), Cl (Z = 17) e H (Z = 1)?
a) metálica – covalente polar – covalente apolar
b) iônica – covalente apolar – covalente polar
c) iônica – covalente dativa – covalente polar
d) covalente polar – covalente apolar – iônica
e) covalente polar – iônica – metálica
10. Em função da estrutura eletrônica fornecida para o ácido nítrico, escolha a(s)
proposição(ões) correta (s):
01) Existe uma ligação com forte caráter iônico na molécula.
02) O hidrogênio e o oxigênio ligam-se através de uma ligação covalente apolar.
04) O nitrogênio e oxigênio de número (1) compartilham um par de elétrons, formando uma
ligação do tipo pi (ʌ).
08) Existem 4 ligações do tipo sigma (ı) nessa molécula.
16) O nitrogênio e o oxigênio de número (2) ligam-se através de uma ligação dativa.
11. Sobre as características das ligações químicas e dos compostos formados a partir delas,
assinale o que for correto.
01)
Em condições padrões ambientais (25°C e 1 atm), a sacarose (C12H22O11) é sólida, a
água (H2O) é líquida e o dióxido de carbono (CO2) é gasoso. Apesar de seus estados físicos
diferentes, os três são compostos moleculares.
02)
O sal de cozinha (NaC") é um composto iônico.
04)
Uma ligação covalente estabelecida entre dois elementos químicos será tanto mais polar
quanto maior for a diferença de eletronegatividade entre eles.
08)
Em seu estado fundamental, os átomos de cálcio e de cloro são eletricamente neutros,
porém instáveis; ao formar o composto CaC"2, eles tornam-se estáveis, mas perdem sua
neutralidade elétrica.
33
16)
As variedades alotrópicas oxigênio (O2) e ozônio (O3) apresentam, respectivamente,
uma ligação covalente dupla e uma ligação covalente tripla.
12. Com base na tabela:
Elemento Estrutura no estado
fundamental
X
1s2 2s2 2p6 3s1
Y
1s2 2s2 2p5
Z
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
V
1s2 2s2 2p1
Considere as afirmações corretas:
01) Os elementos Y e V formam composto de fórmula VY3.
02) Os elementos X e Y formam composto iônico.
04) O elemento Z não efetua ligações com os compostos da tabela.
08) O metal alcalino-terroso recebe um elétron.
16) A proporção de ligação entre eles será de um para um.
13. No envenenamento por monóxido de carbono (CO), as moléculas desse gás se ligam aos
átomos de ferro da hemoglobina, deslocando o oxigênio e causando, rapidamente, asfixia.
Quantos pares de elétrons disponíveis do oxigênio existem na molécula do CO para se ligarem
ao ferro da hemoglobina através de ligação covalente dativa?
a) 1
b) 2
c) 3
d) 4
e) 6
14. Átomos de número atômico 3 e número de massa 7 ao reagirem com átomos de número
atômico 8 e número de massa 16 o fazem na proporção, em átomos, respectivamente, de
A) 1:1, formando composto iônico.
B) 1:1, formando composto molecular.
C) 1:2, formando composto molecular.
D) 2:1, formando composto iônico.
E) 3:1, formando composto iônico.
34
15. Considere os elementos 20Ca e 16S e assinale a única alternativa correta:
A) O composto resultante terá altos pontos de fusão e de ebulição.
B) Haverá formação de dois pares eletrônicos que serão compartilhados garantindo a
estabilidade de ambos.
C) Haverá transferência de elétrons do 16S para o 20Ca.
D) O composto resultante apresenta brilho e maleabilidade.
E) O composto resultante será um gás com odor característico dos processos de putrefação.
16. A curva abaixo mostra a variação da energia potencial, EP em função da distância entre os
átomos, durante a formação da molécula H2 a partir de dois átomos de hidrogênio, inicialmente
a uma distância infinita um do outro.
Em relação às informações obtidas da analise do gráfico, assinale a afirmativa FALSA.
a) A energia potencial diminui na formação da ligação química.
b) A quebra da ligação H-H consome 458kJ/mol.
c) O comprimento de ligação da molécula H2 e de 7,40,10-11m.
d) Os átomos separados por uma distância infinita se atraem mutuamente.
17. Considere as configurações eletrônicas de quatro elementos químicos:
II. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2
I. 1s2 2s2
III. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s24p5 IV. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 5s2
Qual deles apresenta tendência a formar um ânion?
a) I
b) II
c) III
d) IV
e) nenhum
35
18. Dois elementos, representados por X e Y, combinam-se. As distribuições de elétrons de X e
Y são as seguintes:
Níveis
K
L
M
N
X
2
8
8
1
Y
2
8
6
Que alternativa apresenta a fórmula e o tipo de ligação do composto formado?
a) X2Y, iônico
b) XY2, covalente
c) XY2, iônico
d) X2Y, covalente
e) X7Y2, covalente
19. Um certo elemento tem número atômico igual a 37. Qual a carga mais provável do seu íon?
a) +1
b) +2
c) +3
d) -2
e) -1
36
20. (UFSM-RS) Um cátion trivalente apresenta, em sua estrutura, dez elétrons. Sabendo que o
elemento original possui o número de nêutrons igual ao número de prótons mais um (n=p+ +
1), é possível afirmar que o número de massa é igual a:
a) 7
b) 10
c) 15
d) 21
e) 27
21. Analise a tabela e assinale a alternativa correta:
Ligação iônica
Duas ligações
Uma ligação
covalentes dupla
covalente simples
somente
I
MgCl2
HCl
P2O3
II
Cl2
O2
CO
III
F2
N2
N2O3
IV
FeCl3
HBr
CO2
V
NaCl
Cl2
SO2
a) I
b)II
c)III
d)IV
37
e) V
Aula09: Polaridade de moléculas e forças intermoleculares.
Geometria molecular
A geometria da molécula depende dos pares de elétrons ao redor do átomo central, e para
descobri-las, somam-se o numero de elétrons das camadas de valência de todos os átomos
que constituem a molécula.
A geometria é definida pelos pares de elétrons ao redor do átomo central, conforme a
tabela abaixo:
As formas são representadas abaixo:
38
Exemplos:
1- CH4
C= 4 elétrons
H= 1 elétron x 4 átomos = 4
Total= 8 elétrons na camada de valência (cv)
Em seguida, calcula-se o numero de pares de elétrons de valência ( pev), que
nada mais é que o numero total de elétrons na cv dividido por 2; então :
Para o CH4 :
pev = 8 : 2 = 4
O átomo central é o C.
- distribuem-se os pares de elétrons entre os átomos; para o CH4 temos 4 pares, então:
2- H2O:
O= 6 eletrons
H= 1 eletron x 2 átomos = 2
Total= 8 eletrons
- Número de pares de eletrons:
8 : 2 = 4 pares de eletrons
H -- O -- H
Distribuicao:
Distribui os eletrons restantes ao redor do oxigenio, já que o hidrogenio suporta somente
dois eletrons:
Observando a tabela anterior, para 4 pares de eletrons totais e dois pares de eletrons
ligados, a geometria é angular.
Polaridade molecular
Alguns elementos apresentam mais tendência de atrair elétrons do que outros.
Podemos dizer que são mais eletronegativos o flúor, o oxigênio, o cloro, o nitrogênio, ou seja,
os não metais; e os menos eletronegativos são os metais em geral, como sódio, potássio,
cálcio, etc.
Quanto maior a diferença de eletronegatividade entre os átomos, mais polarizada esta uma
ligação química, ou seja, os elétrons estarão mais concentrados em uma região do que em
39
outra. Quando não há diferença de polaridade nas ligações, os elétrons estão igualmente
distribuídos pelos átomos.
Exemplo:
Entre as ligações H – H e F – F, não há diferença de polaridade, porque os átomos
“puxam” igualmente para si a nuvem de elétrons. Na ligação H – F, o flúor é mais
eletronegativo que o hidrogênio; por isso, na ligação entre esses dois elementos há uma
desigualdade de distribuição eletrônica. Como o F é mais eletronegativo que o H, os elétrons
estão mais próximos do F.
Dizemos que o flúor apresenta uma densidade de carga negativa, por atrair mais os
elétrons, e o hidrogênio apresenta uma densidade de carga positiva por ter a tendência de
ceder elétrons. A polaridade é representada por um vetor físico
cuja seta aponta sempre para a extremidade negativa.
,
Polaridade de moléculas x Polaridade de ligações
A polaridade de uma ligação química é dada pela diferença de eletronegatividade entre
os elementos que compõem essa ligação. Via de regra, quando os elementos forem diferentes
em uma ligação, ela será polar; quando a ligação for formada de elementos iguais, a
polaridade da ligação será zero, ou seja, será apolar.
Exemplos:
A polaridade de moléculas depende de vários fatores, como o tipo de ligações que a
moléculas apresenta e, principalmente, a geometria molecular.
40
Para determinarmos a polaridade de uma molécula, primeiramente devemos estabelecer
a geometria da molécula; em seguida, somar todos os vetores de todas as ligações dela.
Exemplo: CO2
A molécula é linear, com o carbono entre dois átomos de oxigênio é mais polar que o
carbono; desse modo, ele deve atrair mais fortemente os elétrons, porem, como a molécula é
linear, a atração dos oxigênios se dá de lados opostos, fazendo com que os vetores se anulem;
logo, a polaridade do CO2 é igual à zero.
SO2
Fazendo a geometria do SO2, vemos que ele é angular. O oxigênio é mais
eletronegativo que o enxofre, atraindo os elétrons para si. Verificando essa tendência e a soma
vetorial apresentada, vemos que a molécula é polar.
Forças intermoleculares
As ligações intermoleculares se dividem em dois tipos: interações por pontes de
hidrogênio e interações do tipo Van der Waals. As interações de Van der Waals incluem as
forcas entre os dipolos (permanentes e /ou induzidos) e entre os dipolos e íons.
Ligações por pontes de hidrogênio
A água é uma substancia interessante e que sempre tem chamado a atencao dos
cientistas, seu comportamento é diferente do esperado para uma molécula tào pequena e leve
como ela. A água é mais densa do que o esperado e se adere a muitas superficies, alé m
disso, dissolve muitas substáncias, mesmo que em quantidade reduzidas.
As pontes de hidrogênio fazem com que a água no estado sólido tenha uma densidade menor
que a água no estado líquido.
41
As propriedades da água estão relacionadas a dois fatores fundamentais, o primeiro é a
geometria da molécula, como vemos na figura seguinte.
O segundo fator responsável pelas propriedades da água é o tipo de ligação
intermolecular que ela apresenta as pontes de hidrogênio. As pontes de hidrogênio são
associações entre átomos eletronegativos (flúor, oxigênio e nitrogênio) e o hidrogênio que
ocorrem entre moléculas diferentes ou no interior da mesma molécula.
Interações de Van der Waals
Alguns autores consideram as interações de Vn der Waals como sendo apenas as
interações fracas entre as moléculas, ou seja, as interações de London. Porém, a IUPAC
recomenda que as todas as interações exclusivamente intermoleculares sejam chamadas de
forcas de Van der Waals. As ligações por pontes de hidrogênio não se enquadram nesta
categoria porque além se serem intermoleculares elas podem ocorrer também de forma
intramolecular (dentro da mesma molécula).
Ligacao dipolo – dipolo
As interacoes do tipo dipolo-dipolo ocorrem entre moléculas
exclusivamente polares, ou seja, moléculas que apresentam pólos positivos e negativos.
A molécula de HBr é um exemplo de dipolo.
As interacoes entre as moléculas de HBr podem ser repredentados como:
Ligação dipolo – dipolo induzido
Algumas moléculas polares interagem com moléculas apolares quando misturadas. A
molécula polar, que apresenta um dipolo, induz uma molécula apolar a formar um dipolo.
42
Ligação íon – dipolo
Íons são compostos que apresentam ligações de natureza iônica, formados pela união
de cátions ( que apresentam carga positiva) e anions ( com carga negativa). Quando um íon se
dissolve em água ocorre uma separação entre as cátions e anions. E essas cargas são
balanceadas pelos dipolos do solvente.
Exemplo:
Interacoes de London ou dipolo instantaneo – dipolo induzido
Moléculas apolares não possuem um dipolo proprio, e por isso não apresentam
interacoes eletrostaticas, ou seja, as moleculas são sem carga.
As possiveis interacoes que podem ocorrer provem da formacao de um dipolo
instantaneo na molecula, que induz a formacao de outros dipolos vamos acompanhar como
isso ocorre:
1- Uma pequena deformacao na nuvem eletronica de um composto leva a polarizacao:
2- Este dipolo formado induz a formacao de dipolos em outras moleculas do mesmo tipo,
por esse motivo as interacoes são chamadas de dipolo instantaneo – dipolo induzido.
43
Exercícios
01. A escolha de solventes na indústria depende de suas propriedades físicas, as quais estão
correlacionadas com a natureza das interações intermoleculares de seus constituintes. Com
relação a tais informações, é correto afirmar:
a) Os constituintes das essências dos perfumes são, em geral, dissolvidos em álcoois que são
compostos polares; trata-se, portanto, de substâncias apolares.
b) As substâncias gordurosas são, geralmente, apolares e são removidas pelos detergentes,
por meio da interação da extremidade iônica de suas estruturas com as gorduras.
c) Os álcoois, os ácidos carboxílicos e as aminas apresentam interações do tipo ponte de
hidrogênio; logo, são solúveis em hidrocarbonetos.
d) A previsão da polaridade das substâncias é feita por meio da geometria de suas moléculas e
da diferença de eletronegatividade entre os átomo ligantes.
e) As ligações na molécula do dióxido de carbono (CO2) são apolares.
02. Se o momento dipolar do cloreto de berílio é nulo, qual a estrutura de sua molécula?
a) linear Cl - Cl – Be
c) angular
Cl
/
Cl
e) linear
b) linear Cl - Be - Cl
\
B
d) angular
Be - Cl - Cl
03. Considerando-se os compostos
1. SiH4
2. CO2
3. CCl4
4. HCl
5. H2O
Quais moléculas são polares?
a) 3 e 5
b) 4 e 5
44
Be
/ \
Cl Cl
c) 2 e 3
d) 1 e 5
e) 3 e 4
04. NH3, H2O e CH4 são, respectivamente, moléculas:
a) polar, polar, apolar
b) polar, polar, polar
c) apolar, apolar, polar
d) polar, apolar, apolar
e) apolar, apolar, apolar
05. A ligação C - H é praticamente apolar devido a uma pequena diferença de
eletronegatividade entre os átomos. Nessas condições, é apolar a molécula:
a) H3C - CH2 - OH
b) H3C - CH2 - NH2
c) H3C - CH2 - Cl
d) H3C - O - CH3
e) H3C - CH3
06. Um sólido molecular apolar é:
a) bastante solúvel em qualquer solvente;
b) pouco solúvel em qualquer solvente;
c) bastante solúvel nos solventes apolares;
d) bastante solúvel nos solventes fortemente polarizados;
e) pouco solúvel nos solventes fracamente polarizados.
07. Qual das substâncias abaixo tem molécula apolar linear e apresenta ligações duplas?
a) HCl
d) CO2
b) H2O
e) NH3
c) N2
08. O iodo é:
a) praticamente insolúvel tanto em H2O como em CCl4;
b) muito solúvel tanto em H2O como em CCl4;
c) mais solúvel em H2O que em CCl4;
d) mais solúvel em CCl4 que em H2O;
45
e) mais solúvel em água acidulada do que em água contendo NaOH dissolvido.
09. Qual das afirmações é falsa?
a) C6H6 é pouco solúvel em H2O.
b) NH3 é uma substância covalente apolar.
c) A molécula H2O tem um dipolo elétrico permanente.
d) A molécula Cl2 é apolar.
e) Naftaleno é bastante solúvel em benzeno.
10. Qual das afirmações abaixo é incorreta?
a) A molécula H2 é apolar.
b) O C6H6 é pouco solúvel em H2O.
c) O etanol é bastante solúvel em H2O.
d) A amônia é covalente apolar.
e) A molécula de água é polar.
11. O fogo-fátuo é uma chama pálida e azulada que ocorre devido à combustão espontânea de
gases resultantes da decomposição de matéria orgânica. Ou em cemitérios, devido a reação
do oxigênio – O2 – com a fosfina – PH3 – , que se desprende dos cadáveres em putrefação,
formando ácido fosfórico – H3PO4 .Esse fenômeno é visto com frequência em cidades do
interior onde os corpos são enterrados em valas rasas, em caixões de madeira, e por estar
relacionado a algumas lendas do chamado “folclore caipira”. Indique a geometria das
moléculas metano, gás carbônico e fosfina. Dados: 1H, 6C, 8 O e 15P.
12. Quando o elemento X (Z=19) se combina com o elemento Y (Z=17), obtém-se um
composto cuja fórmula molecular e cujo tipo de ligação são, respectivamente:
a) XY, e ligação covalente apolar.
b) X2Y, e ligação covalente fortemente polar.
c) XY, e ligação covalente coordenada (dativa).
46
d) XY2, e ligação iônica.
e) XY, e ligação iônica.
13. Assinale as afirmativas corretas relativas às ligações químicas das substâncias:
I. H2 (g)
II. HCl (g)
IV. NH4Cl (s)
V. KNO3 (s)
III. CH4 (g)
01) I apresenta ligação covalente apolar.
02) II apresenta ligação covalente polar.
04) IV apresenta ligação coordenada ou dativa.
08) III apresenta ligação covalente apolar.
16) V apresenta somente ligações iônicas.
32) II apresenta ligação covalente apolar.
14. Os desenhos são representações de moléculas em que se procura manter proporções
corretas entre raios atômicos e distancias internucleares.
Os desenhos podem representar, respectivamente, moléculas de:
a)
b)
c)
d)
e)
Oxigênio, água e metano.
Cloreto de hidrogênio, amônia e água.
Monóxido de carbono, dióxido de carbono e ozônio.
Cloreto de hidrogênio, dióxido de carbono e amônia.
Monóxido de carbono, oxigênio e ozônio.
15. Recentemente, uma pesquisa publicada na revista Nature ( Ano: 2000, vol. 405, pg. 681)
mostrou que a habilidade das lagartixas (víboras) em escalar superfícies lisas como uma
parede, por exemplo, é resultado de interações intermoleculares. Admitindo que a parede é
recoberta por um material apolar e encontra-se seca, assinale a alternativa que classifica
corretamente o tipo de interação que prevalece entre as lagartixas e a parede,
respectivamente:
a) íon – íon
c) dipolo induzido – dipolo induzido
b) íon – dipolo permanente
d) dipolo permanente – dipolo induzido
e) dipolo permanente – dipolo permanente
47
16. Qual das interações mostradas abaixo representa uma interação do tipo ligação de
hidrogênio?
17. O cabelo humano é composto principalmente de queratina, cuja estrutura protéica varia em
função das interações entre os resíduos aminoácidos terminais, conferindo diferentes formas
ao cabelo ( liso, ondulado,, etc.) . As estruturas relacionadas abaixo ilustram algumas dessas
interações especificas entre pares de resíduos aminoácidos da queratina.
Assinale a alternativa que relaciona corretamente as interações especificas entre os resíduos 1
-2 , 3 – 4 e 5 – 6, respectivamente.
a)
b)
c)
d)
e)
Ligação iônica, ligação covalente e ligação de hidrogênio
Ligação iônica, interações dipolo-dipolo e ligação covalente
Ligação covalente, interação íon – dipolo e ligação de hidrogênio
Interação dipolo-dipolo induzido, ligação covalente e ligação iônica
Ligação de hidrogênio, interação dipolo induzido – dipolo e ligação covalente.
48
Aula 10: Funções Inorgânicas – Ácidas e Bases
ÁCIDOS
Definição de Arrhenius: Substância que, em solução aquosa, libera como cátions somente
íons H+ (ou H3O+). Ex.: HCl → H+ + Cl-, H2SO4 → 2H+ + SO4-2
H3PO4 → 3 H+ + PO4-3
Nomenclatura
1) Ácido não-oxigenado (HIDRÁCIDO):
ácido +nome do ânion+ ídrico
Exemplo: HCl - ácido clorídrico
2) Ácidos oxigenados (OXIÁCIDO)
a) quando o ânion forma 1 ácido: (C)
H2CO3 ácido carbônico
b) quando o ânion forma 2 ácidos (S e N)
H2SO3 ácido sulfuroso
H2SO4 ácido sulfúrico
HNO2 ácido nitroso
HNO3 ácido nítrico
c) quando o ânion forma 3 ácidos
H3PO2 ácido hipofosforoso
H3PO3 ácido fosforoso
H3PO4 ácido fosfórico
49
d) quando o ânion forma 4 ácidos (Cl, Br e I)
HClO ácido hipocloroso
HClO2 ácido cloroso
HClO3 ácido clórico
HClO4 ácido perclórico
3) Ácidos orto, meta e piro
O elemento E tem o mesmo nox. Esses ácidos diferem no grau de hidratação:
1 ORTO
1 H2O
=
1 META
2 ORTO
1 H2O
=
1 PIRO
Nome dos ânions sem H ionizáveis - Substituem as terminações ídrico, oso e ico dos ácidos
por eto, ito e ato, respectivamente.
Exemplos:
Terminação do ácido
Terminação do ânion
ídrico
eto
oso
ito
ico
oso
HCl, HNO2, HNO3;
Classificação
Quanto ao número de H ionizáveis:
monoácidos ou ácidos monopróticos: HCl, HBr
diácidos ou ácidos dipróticos: H2CO3 , H2SO3
triácidos ou ácidos tripróticos H3PO4
tetrácidos ou ácidos tetrapróticos H4P2O7
50
Quanto à força
Ácidos fortes, quando a ionização ocorre em grande extensão.
Hidrácidos:
- Fortes: HCl, HBr, HI .
- Moderado: HF
- Fracos: demais
Oxiácidos: n° de Oxig. - n° de Hidrog.
- Fortes (maior que 1) HClO4, HNO3 e H2SO4.
- Moderados (igual a 1) HClO2
- Fracos (menor que 1 HClO, H3BO3.
Ácidos mais comuns na química do cotidiano
Ácido clorídrico (HCl) O ácido impuro (técnico) é vendido no comércio com o nome de ácido
muriático. É encontrado no suco gástrico. É um reagente muito usado na indústria e no
laboratório. É usado na limpeza de edifícios após a sua caiação, para remover os respingos de
cal.
É usado na limpeza de superfícies metálicas antes da soldagem dos respectivos metais.
Ácido sulfúrico (H2SO4) É o ácido mais importante na indústria e no laboratório. O poder
econômico de um país pode ser avaliado pela quantidade de ácido sulfúrico que ele fabrica e
consome.
O maior consumo de ácido sulfúrico é na fabricação de fertilizantes, como os
superfosfatos e o sulfato de amônio.
É o ácido dos acumuladores de chumbo (baterias) usados nos automóveis.
É consumido em enormes quantidades em inúmeros processos industriais, como
processos da indústria petroquímica, fabricação de papel, corantes, etc.
O ácido sulfúrico concentrado é um dos desidratantes mais enérgicos. Assim, ele
carboniza os hidratos de carbono como os açúcares, amido e celulose; a carbonização é
devido à desidratação desses materiais.
O ácido sulfúrico "destrói" o papel, o tecido de algodão, a madeira, o açúcar e outros
materiais devido à sua enérgica ação desidratante.
O ácido sulfúrico concentrado tem ação corrosiva sobre os tecidos dos organismos vivos
também devido à sua ação desidratante. Produz sérias queimaduras na pele. Por isso, é
necessário extremo cuidado ao manusear esse ácido.
51
As chuvas ácidas em ambiente poluídos com dióxido de enxofre contêm H2SO4 e
causam grande impacto ambiental.
Ácido nítrico (HNO3) Depois do sulfúrico, é o ácido mais fabricado e mais consumido na
indústria. Seu maior consumo é na fabricação de explosivos, como nitroglicerina (dinamite),
trinitrotolueno (TNT), trinitrocelulose (algodão pólvora) e ácido pícrico e picrato de amônio.
É usado na fabricação do salitre (NaNO3, KNO3) e da pólvora negra (salitre + carvão +
enxofre).
As chuvas ácidas em ambientes poluídos com óxidos do nitrogênio contém HNO3 e
causam sério impacto ambiental. Em ambientes não poluídos, mas na presença de raios e
relâmpagos, a chuva também contém HNO3, mas em proporção mínima.
O ácido nítrico concentrado é um líquido muito volátil; seus vapores são muito tóxicos. É
um ácido muito corrosivo e, assim como o ácido sulfúrico, é necessário muito cuidado para
manuseá- lo.
Ácido fosfórico (H3PO4) Os seus sais (fosfatos) têm grande aplicação como fertilizantes na
agricultura.
É usado como aditivo em alguns refrigerantes.
Ácido acético (CH3COOH) É o ácido de vinagre, produto indispensável na cozinha (preparo de
saladas e maioneses).
Ácido fluorídrico (HF) Tem a particularidade de corroer o vidro, devendo ser guardado em
frascos de polietileno. É usado para gravar sobre vidro.
Ácido carbônico (H2CO3)
É o ácido das águas minerais gaseificadas e dos refrigerantes. Forma-se na reação do gás
carbônico com a água: CO2 + H2O ĺ H2CO3
BASES OU HIDRÓXIDOS
Base de Arrhenius - Já o hidróxido de sódio, a popular soda cáustica, ao se ionizar em água,
libera uma hidroxila OH-, definindo-se assim como base:
52
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 metais são insolúveis.
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 base solúvel e fraca.
Quanto ao n° de OHMonobase: NaOH, KOH, NH4OH
Dibase: Ca(OH)2 , Mg(OH)2, Fe(OH)2, Pb(OH)2
Tribase: Al(OH)3, Fe(OH)3
Tetrabase: Pb(OH)4
Quanto à solubilidade das bases em água
· Totalmente solúveis ĺ bases de metais alcalinos (1A) e o hidróxido de amônio
(NH4OH).
· Parcialmente solúveis ĺ bases de metais alcalinos terrosos (2A).
· Praticamente insolúveis ĺ bases dos demais metais.
Exceção: O Be(OH)2 e Mg(OH)2 (bases da família 2A) são praticamente insolúveis.
Quanto ao grau de dissociação (força das bases)
Para que uma base se dissocie é necessário que esta base esteja dissolvida em água, com
isso teremos:
Exceção: O hidróxido de amônio (NH4OH) é uma base solúvel, mas que apresenta um
pequeno grau de ionização, desta forma, esta base é classificada como solúvel e fraca.
Resumindo teremos:
53
· Bases fortes ĺ bases dos metais da família 1A e 2A.
· Bases fracas ĺ bases dos demais metais, Be(OH)2, Mg(OH)2 e NH4OH.
Quanto a volatilidade das bases
· Base volátil ĺ o hidróxido de amônio (NH4OH) é a única base volátil (baixo ponto
de ebulição).
· Bases fixas ĺ todas as demais bases são consideradas não voláteis ou fixas (alto
ponto de ebulição).
NOMENCLATURA DAS BASES
Para cátions que formam uma única base:
Os cátions que formam uma única base são: metais da família 1A e 2A, Ag+, Zn2+, Al3+ e NH4+
(amônio).
Exemplos:
NaOH ĺ hidróxido de sódio
AgOH ĺ hidróxido de prata
Ca(OH)2 ĺ hidróxido de cálcio
Zn(OH)2 ĺ hidróxido de zinco
Al(OH)3 ĺ hidróxido de alumínio
NH4OH ĺ hidróxido de amônio
Para montar a fórmula da base a partir dos nomes, é necessário sabermos que na formulação
das base C(OH)x, o número de hidroxilas da base (X) dependerá da carga do cátion (C). Desta
forma, teremos: cátions com carga +1 à 1 OH na fórmula; cátions com carga +2 à 2 OH na
fórmula e cátions com carga +3 à 3 OH na fórmula.
Exemplos:
Hidróxido de potássio ĺ K+ = KOH
Hidróxido de magnésio ĺ Mg2+ = Mg(OH)2
Hidróxido de alumínio ĺ Al3+ = Al(OH)3
Hidróxido de amônio ĺ NH4+ = NH4OH
54
Hidróxido de zinco ĺ Zn2+ = Zn(OH)2
Hidróxido de prata ĺ Ag+ = AgOH
Para cátions que formam mais de uma base:
Os cátions, mais importantes, que formam duas bases são:
Ouro (Au1+ e Au3+)
Cobre (Cu1+ e Cu2+)
Ferro (Fe2+ e Fe3+)
Chumbo (Pb2+ e Pb4+)
Na tabela a seguir temos os principais cátions com suas respectivas valências:
55
Exemplos:
AuOH ĺ hidróxido de ouro-I ou auroso
Au(OH)3 ĺ hidróxido de ouro-III ou aúrico
CuOH ĺ hidróxido de cobre-I ou cuproso
Cu(OH)2 ĺ hidróxido de cobre-II ou cúprico
Fe(OH)2 ĺ hidróxido de ferro-II ou ferroso
Fe(OH)3 ĺ hidróxido de ferro-III ou férrico
Pb(OH)2 ĺ hidróxido de chumbo-II ou plumboso
Pb(OH)4 ĺ hidróxido de chumbo-IV ou plúmbico
APLICAÇÕES DAS PRINCIPAIS BASES DO COTIDIANO
Hidróxido de sódio – NaOH
· Base conhecida como “soda cáustica” ou “lixívia” ou "diabo verde". É a base mais
importante da indústria e do laboratório. É fabricado e consumido em grandes
quantidades;
· Utilizado em produtos para desentupir ralos, pias e limpa forno;
· É usado na fabricação do sabão. Atualmente, o sabão é obtido de gorduras (de boi, de porco,
de carneiro, etc) ou de óleos (de algodão, de vários tipo de palmeiras, etc.). A hidrólise alcalina
de glicerídeos (óleos ou gorduras) é denominada, genericamente, de reação de saponificação
porque, numa reação desse tipo, quando é utilizado um éster proveniente de um ácido graxo, o
sal formado recebe o nome de sabão. A equação abaixo representa genericamente a hidrólise
alcalina de um óleo ou de uma gordura:
· É usado em inúmeros processos industriais na petroquímica e na fabricação de papel,
celulose, corantes, etc. É muito corrosivo e exige muito cuidado ao ser manuseado.
56
· Não existe soda cáustica livre na natureza, é fabricado por eletrólise (decomposição
por corrente elétrica) de solução aquosa de sal de cozinha (NaCl).
Hidróxido de cálcio – Ca(OH)2
· Conhecido como cal hidratada ou cal extinta ou cal apagada;
· É utilizado na construção civil no preparo da argamassa, usada na alvenaria, e na
caiação (pintura a cal) o que fazem os pedreiros ao preparar a argamassa.
Hidróxido de magnésio – Mg(OH)2
· È um sólido branco muito pouco solúvel em água;
· Quando disperso em água, origina um líquido espesso, denominado de suspensão,
que contém partículas sólidas misturadas à água denominado de leite de magnésia
utilizado como laxante e antiácido.
2 HCl(aq) + Mg(OH)2(aq) ĺ MgCl2(aq) + 2 H2O(l)
acidez estomacal antiácido
Hidróxido de alumínio – Al(OH)3
· É um sólido gelatinoso insolúvel na água;
· Utilizado no tratamento da água. O hidróxido de alumínio formado na superfície, como
um precipitado gelatinoso, arrasta as impurezas sólidas para o fundo do tanque, no
processo denominado decantação;
Al2(SO4)3 + 3 Ca(HCO3)2 ĺ 2 Al(OH)3 + 3 CaSO4 + 6 CO2
· Utilizado como medicamento com ação de antiácido estomacal (Pepsamar, Natusgel,
Gelmax, etc) pois neutraliza o excesso de HCl no suco gástrico.
3 HCl(aq) + Al(OH)3(aq) ĺ AlCl3(aq) + 3 H2O(l)
acidez estomacal antiácido
Hidróxido de amônio – NH4OH
· É obtido através do borbulhamento de amônia(NH3) em água, originando uma solução
conhecida comercialmente como amoníaco;
NH3(g) + H2O(l)
NH4OH(aq)
amônia amoníaco íon amônio íon hidróxido
NH4+(aq) + OH-(aq)
· É utilizado em produtos de limpeza doméstica tais como: ajax, fúria, pato, veja, etc.
· É utilizado na fabricação de sais de amônio, empregados na agricultura e como
explosivos.
57
Ação de ácidos e bases sobre indicadores
Indicador
Ácido
Base
tornassol
róseo
azul
fenolftaleína
incolor
avermelhado
alaranjado de metila
avermelhado
amarelo
Escala de pH:
Também são usados instrumentos como os medidores de pH por eletrodo indicador, que mede
as diferenças de potencial elétrico produzidas pelas concentrações de hidrogênio e indica o
resultado dentro da escala de 0 a 14.
Outras definições de ácidos e bases
Uma outra definição para ácidos e bases foi dada pelo dinamarquês Johannes N. Bronsted e
pelo inglês Thomas Lowry, independentemente, ficando conhecida como definição protônica.
Segundo os dois, ácido é uma substância capaz de ceder um próton a uma reação, enquanto
base
é
uma
substância
capaz
de
receber
um
próton.
A definição de Bronsted-Lowry é mais abrangente que a de Arrhenius, principalmente pelo fato
de nem todas as substâncias que se comportam como bases liberarem uma hidroxila OH-,
como é o caso da amônia (NH3). Além disso, a definição protônica não condiciona a definição
de ácidos e básicos à dissolução em meio aquoso, como propunha a do químico sueco.
Bronsted e Lowry definiram ácidos e bases a partir dos prótons que liberavam e recebiam. Já o
58
norte-americano Gilbert Newton Lewis se voltou para os elétrons ao desenvolver sua definição.
De acordo com ela, ácidos são substâncias que, numa ligação química, podem receber pares
eletrônicos,
enquanto
as
bases
são
aquelas
que
cedem
estes
pares.
A definição de Lewis abrange as de Arrhenius e a definição protônica, que, entretanto,
continuam válidas dentro de suas próprias abrangências.
Exercícios
01. Sobre o ácido fosfórico, são feitas cinco afirmações seguintes:
I) Tem forma molecular H3PO4 e fórmula estrutural
II) É um ácido triprótico cuja molécula libera três íons H+ em água.
III) Os três hidrogênios podem substituídos por grupos orgânicos formando ésteres.
IV) É um ácido tóxico que libera, quando aquecido, PH3 gasoso de odor irritante.
V) Reage com bases para formar sais chamados fosfatos.
Dessas afirmações, estão correta:
a) I e II, somente.
b) II, III, IV, somente.
c) I e V, somente.
d) III e V, somente.
e) I, II, III e V, somente.
02. A força de um ácido está relacionada diretamente com:
a)
b)
c)
d)
e)
n° de H+
n° de OHquantidade de oxigênios
grau de ionização
capacidade de produzir queimaduras na pele.
03. É um diácido forte;
a)
b)
c)
d)
e)
HCl
HNO3
H3PO4
H2SO3
H2SO4
04. A azia é normalmente provocada por uma produção excessiva de determinado ácido. Qual
é o nome e quais são as formulas (eletrônica, estrutural e molecular) desse acido?
59
05. Faça as associações:
a) Leite de magnésia
b) Cal apagada ou hidratada
c) Amoníaco
d) Soda cáustica
( ) NH4OH
( ) Mg(OH)2
( )NaOH
( ) Ca(OH)2
06. Alguns elementos metálicos, ao formarem ligação iônica, o fazem com cargas variáveis. É
o caso do cobre (Cu+, Cu2+) e do ferro (Fe2+, Fe3+), que, ao se combinarem com o íon hidroxila,
formam dois tipos diferentes de bases, cada um. Com base nesses dados, assinale a
alternativa que contém a fórmula correta do hidróxido cúprico e do hidróxido ferroso,
respectivamente:
a) CU(OH)3, FeOH
b) CuOH, Fe(OH)2
c) CU(OH)2, Fe(OH)3
d) CuOH, Fe(OH)3
e) CU(OH)2, Fe(OH)2
07.Urtiga é o nome genérico dado a diversas plantas da famílias das urticáceas, cujas folhas
são cobertas de pelos finos. Esses pêlos liberam ácido fórmico (H2CO2) que, em contato com a
pele, produz irritação. Dos produtos de uso domésticos citados abaixo, qual você utilizaria para
diminuir a irritação?
a) sal de cozinha
b) vinagre
c) leite de magnésia
d) óleo
e) coalhada
08.Assinale a alternativa que apresenta dois produtos caseiros com propriedades alcalinas(
básicas).
a) detergente e vinagre
b) sal e coalhada
c) leite de magnésia e sabão
d) bicarbonato e açúcar
e) coca-cola e água de cal.
60
09. Com relação ao comportamento de ácidos e bases de Arrhenius, assinale a alternativa
correta.
a) Soda cáustica é o nome comercial do hidróxido de sódio, uma base forte e solúvel em meio
aquoso.
b) A dissolução de CO2 nos refrigerantes gaseificados leva à formação de uma base, tornando
alcalino estes produtos.
c) O ácido sulfúrico é empregado em baterias de automóveis por não apresentar hidrogênios
ionizáveis.
d) Quando ocorre reação entre hidróxido de potássio e ácido sulfúrico, na razão 1:1, resulta um
sal básico ou hidróxisal.
e) Metais alcalino terrosos formam monobases que são solúveis em meio aquoso.
10. Considere o esquema a seguir:
Determine a cor que a solução de repolho-roxo apresenta na presença de:
a) Suco de laranja
b) Soda limonada
c) Vinagre
d) Soda caustica
e) Leite de magnésia
f) Ajax
11. As informações abaixo foram extraídas do rótulo da água mineral de determinada fonte.
ÁGUA MINERAL NATURAL
Composição química provável em mg/L
Sulfato de estrôncio ............................. 0,04
Sulfato de cálcio ................................... 2,29
Sulfato de potássio .............................. 2,16
Sulfato de sódio ................................. 65,71
Carbonato de sódio .......................... 143,68
Bicarbonato de sódio ......................... 42,20
Cloreto de sódio ................................... 4,07
Fluoreto de sódio ................................. 1,24
Vanádio ................................................ 0,07
Características físico-químicas
pH a 25oC .................................................10,00
Temperatura da água na fonte ................24oC
Condutividade elétrica .............................4,40x10-4ohms/cm
Resíduo de evaporação a 180oC .............288,00 mg/L
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CLASSIFICAÇÃO:
“ALCALINO-BICARBONATADA, FLUORETADA, VANÁDICA”
Indicadores ácido base são substâncias que em solução aquosa apresentam cores diferentes
conforme o pH da solução.
O quadro abaixo fornece as cores que alguns indicadores apresentam à temperatura de 25°C
Indicador Cores conforme o pH
Azul de bromotimol amarelo em pH - 6,0; azul em pH -7,6
Vermelho de metila vermelho em pH - 4,8; amarelo em pH - 6,0
Fenolftaleína incolor em pH - 8,2; vermelho em pH - 10,0
Alaranjado de metila vermelho em pH - 3,2; amarelo em pH - 4,4
Suponha que uma pessoa inescrupulosa guardou garrafas vazias dessa água mineral,
enchendo-as com água de torneira (pH entre 6,5 e 7,5) para serem vendidas como água
mineral. Tal fraude pode ser facilmente comprovada pingando-se na “água mineral fraudada”, à
temperatura de 25°C, gotas de
(A) azul de bromotimol ou fenolftaleína.
(B) alaranjado de metila ou fenolftaleína.
(C) alaranjado de metila ou azul de bromotimol.
(D) vermelho de metila ou azul de bromotimol.
(E) vermelho de metila ou alaranjado de metila.
12. Observe o quadro que mostra as cores de alguns indicadores ácido-base, em função do
valor de pH da solução aquosa.
Com base nas informações desse quadro, todas as alternativas estão corretas, EXCETO:
a) A fenolftaleína permanece incolor em solução de HCl.
b) O azul de bromotimol adquire a cor azul em solução de H2SO4.
c) O metilorange adquire a cor amarela em solução de NH4OH.
d) O vermelho neutro adquire a cor amarela em solução de NaOH.
e) O vermelho neutro adquire a cor vermelha em solução de HCl.
13. Todas as alternativas apresentam substâncias cujas soluções aquosas colorem de
vermelho a fenolftaleína, EXCETO
a) Ba(OH)2
b) HCl
c) NaOH
d) NH4OH
e) KOH
14. A fenolftaleína é um dos componentes de medicamentos que foram utilizados com efeito
laxativo. Em solução alcoólica, é usada como indicador ácido-base, pois, em meio básico, fica
vermelha e, em meio ácido ou neutro, incolor. Em três tubos designados por A, B e C foram
colocadas, respectivamente, amostras de saliva, suco gástrico e suco entérico. Considerando o
pH da boca igual a 7,0, o do estômago 2,5 e o do intestino 8,5, assinale a afirmação correta a
respeito do que ocorrerá em cada tubo, ao se adicionarem algumas gotas de fenolftaleína.
62
15.Quando derramado sobre a roupa, se descora após certo tempo. Ele é preparado pela
adição do indicador fenolftaleína a uma solução de amônia em água. A respeito dessa solução,
assinale o que for correto.
(01) A reação de equilíbrio entre a água e a amônia é NH3 + H2O ֖ NH3+ + OH
(02) A amônia comporta-se como uma base de Lewis, porque ela doa um par de elétrons para
a água.
(04) O "sangue do diabo" é vermelho porque a fenolftaleína em meio básico adquire coloração
vermelha.
(08) A coloração vermelha desaparece porque, com o passar do tempo, a amônia se
desprende na forma gasosa e o meio deixa de ser básico.
16. SANGUE DE MENTIRINHA!
De tanto assistir a filmes de terror, ou mesmo a filmes de ação, nos quais o mocinho tem
sempre que apanhar primeiro, cabe sempre uma constatação e ao mesmo tempo uma
pergunta: "Nossa, quanto sangue!". É claro, tudo é de mentirinha mas, na maioria das vezes
(quando não há efeitos especiais), os diretores de filmes recorrem ao velho truque do sanguede-mentirinha.
Uma forma de fazê-lo, sem manchar roupas, é medir 6 mL de água e 1 mL de detergente com
amoníaco (amônia) e adicionar, com um conta-gotas, de 2 a 3 gotas de fenolftaleína, e colocar
a solução num frasco de spray (do tipo desodorante). Ao borrifar a mistura num tecido branco,
ele fica imediatamente manchado de vermelho. Aos poucos a mancha desaparece.
Disponível em: <http://www.geocities.com/CollegePark/Bookstore/2334/sangue.htmladaptado>. Acesso em: 21 ago. 2007. [Adaptado].
a) Escreva a equação química que descreve o processo, explicando o fenômeno relatado.
b) Explique o que ocorreria se a peça de roupa em questão fosse lavada com sabão sem
antes ser lavada somente com água.
17. O suco extraído do repolho roxo pode ser utilizado como indicador do caráter ácido (pH
entre 0 e 7) ou básico (pH entre 7 e 14) de diferentes soluções. Misturando-se um pouco de
suco de repolho e da solução, a mistura passa a apresentar diferentes cores, segundo sua
natureza ácida ou básica, de acordo com a escala adiante. Algumas soluções foram testadas
com esse indicador, produzindo os seguintes resultados: Utilizando-se o indicador citado em
sucos de abacaxi e de limão, pode-se esperar como resultado as cores:
a) rosa ou amarelo.
b) vermelho ou roxo.
63
c) verde ou vermelho.
d) rosa ou vermelho.
e) roxo ou azul.
18. De acordo com a equação abaixo, assinale a afirmativa INCORRETA sobre o Al(OH)3.
Al(OH)3(s) + H2O(l) Al3+(aq) + 3 OH(aq)
a) É capaz de neutralizar o ácido clorídrico que forma o suco gástrico.
b) Em solução é capaz de conduzir corrente elétrica.
c) É uma substância básica.
d) Em presença do indicador fenolftaleína fica incolor.
e) Em água produz um cátion e três ânions.
19. A partir de folhas de repolho roxo trituradas em presença de etanol, é possível obter uma
solução que pode servir de indicador ácido-base. Efetivamente, devido à presença de
moléculas de pigmento chamadas antocianas, essa solução fica vermelha em meio ácido e
azul em meio básico. Considere a tabela a seguir, relacionando valores de pH para diversos
líquidos. É CORRETO afirmar que as antocianas ficam azul quando elas estão em contato
com:
a) plasma.
b) limonada.
c) vinagre.
d) leite.
64
AULA 11 : Sais e óxidos
Conceito de Arrhenius
Sais são compostos que provêm ou dos ácidos, pela substituição total ou parcial dos seus
hidrogênios ionizáveis por cátions, ou das bases, pela substituição total ou parcial dos grupos
OH- pelos ânions dos ácidos. Exemplos:
HI + NaOH ĺ NaI + H2O
H2SO4 + 2NaOH ĺ Na2SO4
Segundo os exemplos, os sais podem ser considerados como produtos de uma reação de
neutralização. Será uma neutralização total quando no sal formado não restarem nem grupos
OH- nem hidrogênios ácidos (H+). Caso contrário, será parcial.
Os sais provenientes de neutralização total são chamados de sais neutros (normais); os que
apresentam grupos básicos (OH-) são chamados de sais básicos (hidroxissais), e os que
apresentam hidrogênios ácidos são chamados de sais ácidos (hidrogenossais).
Dissociação de sais
Apesar de ser teoricamente impossível prever a solubilidade em água de sais, a prática exige
esse conhecimento. Portanto, é bom saber que:
a) Todos os sais de metais alcalinos e de amônio (NH4+) são solúveis.
b) Todos os sais que contêm ânions NO3-, ClO3-, ClO4- e H3CCOO- são solúveis. São
praticamente solúveis o AgC2H3O2, o KClO4 e o NH4ClO4.
c) Todos os sais que contêm ânions Cl-, Br- e o I- são solúveis, exceto os de Ag+, Pb2+ e Hg22+.
d) Todos os sais de SO42- são solúveis, exceto os de Pb2+, Sr2+ e Ba2+. Os sulfatos de Ca2+ e
Ag+ são poucos solúveis.
e) Todos os sais que contêm ânions CO32-, PO43-, S2- e SO32- são insolúveis, exceto os de
amônio (NH4+) e os de metais alcalinos.
Nomenclatura dos sais
Nome do ânion de nome do cátion.
Vejamos como isso se aplica aos diferentes tipos de sais.
Nomeando sais normais:
NaCl ĺ cloreto de sódio
CaCl2 ĺ cloreto de cálcio
Na2CO3 ĺ carbonato de sódio
KNO2 ĺ nitrito de potássio
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O nome de um sal normal guarda correspondência com o nome do ácido que o origina:
Se o nome do ácido termina em ídrico, o do sal termina em eto.
Se a terminação do ácido é oso, a do sal será Ito.
Se a terminação do ácido é iço, a do sal será ato.
Temos, por exemplo, o sal NaCl, que é originado da reação:
HC + NaOH ĺ NaCl + H2O
HC = ácido clorídrico
NaOH = hidróxido de sódio
NaCl = cloreto de sódio
Nomeando hidrogenossais e hidroxissais
O nome desses sais é formado pelo acréscimo dos prefixos numéricos gregos mono, di, tri,
tetra, etc., de acordo com o número de hidrogênios ou de hidroxilas da fórmula.
Exemplo:
NaH2PO4 ĺ diidrogenofosfato de sódio
Na2HPO4 ĺ monoidrogenofosfato de sódio
Al(OH)2F ĺ diidroxifluoreto de alumínio
Ca(OH)Cl ĺ hidroxicloreto de cálcio
MgHCO3 ĺ hidrogenocarbonato de magnésio
Nomeando sais hidratados
Indicamos o número de moléculas de água de hidratação com os prefixos numéricos gregos.
Exemplos:
CaCl2 . 2H2O ĺ cloreto de cálcio diidratado
Na2SO4 . 10H2O ĺ sulfato de sódio decaidratado
Nomeando sais mistos
Indicamos os nomes de todos os cátions e ânions da fórmula.
Exemplos:
NaCa(PO)4 ĺ fosfato de sódio e cálcio
KAl(SO4)2 ĺ sulfato de potássio e alumínio
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Mg(NH4)(PO4) ĺ fosfato de magnésio e amônio
Sais mais comuns na química do cotidiano
Cloreto de sódio (NaCl)
Alimentação: É obrigatória por lei a adição de certa quantidade de iodeto (NaI, KI) ao sal
de cozinha, como prevenção da doença do bócio.
Conservação da carne, do pescado e de peles.
Obtenção de misturas refrigerantes; a mistura gelo + NaCl(s) pode atingir 22°C.
Obtenção de Na, Cl2, H2, e compostos tanto de sódio como de cloro, como
NaOH, Na2CO3, NaHCO3, HCl, etc.
Em medicina sob forma de soro fisiológico (solução aquosa contendo 0,92% de NaCl),
no combate à desidratação.
Nitrato de sódio (NaNO3)
Fertilizante na agricultura.
Fabricação da pólvora (carvão, enxofre, salitre).
Carbonato de sódio (Na2CO3)
O produto comercial (impuro) é vendido no comércio com o nome de barrilha ou soda.
Fabricação
do
vidro
comum
(maior
aplicação):
Barrilha + calcáreo + areia ĺ vidro comum
Fabricação de sabões.
Bicarbonato de sódio (NaHCO3)
Antiácido estomacal. Neutraliza o excesso de HCl do suco gástrico.
NaHCO3
+
HCl
ĺ
NaCl
+
H2O
+
CO2
O CO2 liberado é o responsável pelo "arroto".
Fabricação de digestivo, como Alka-Seltzer, Sonrisal, sal de frutas, etc.
O sal de frutas contém NaHCO3 (s) e ácidos orgânicos sólidos (tartárico, cítrico e outros). Na
presença de água, o NaHCO3 reage com os ácidos liberando CO2 (g), o responsável pela
efervecência:
NaHCO3 + H+ ĺ Na+ + H2O + CO2
Fabricação de fermento químico. O crescimento da massa (bolos, bolachas, etc) é
devido à liberação do CO2 do NaHCO3.
Nessa reação, forma-se um hidróxi sal, que apresenta o ânion OH ao lado do ânion do
ácido.
1 HCl + 1 Ca(OH)2 → Ca(OH)Cl + H2O
Fluoreto de sódio (NaF)
É usado na prevenção de cáries dentárias (anticárie), na fabricação de pastas de dentes
e na fluoretação da água potável.
Carbonato de cálcio (CaCO3)
É encontrado na natureza constituindo o calcário e o mármore.
67
Fabricação de CO2 e cal viva (CaO), a partir da qual se obtém cal hidradatada
(Ca(OH)2):
CaCO3 ĺ CaO + CO2
CaO + H2O ĺ Ca(OH)2
Fabricação do vidro comum.
Fabricação do cimento Portland:
Calcáreo + argila + areia ĺ cimento Portland
Sob forma de mármore é usado em pias, pisos, escadarias, etc.
Sulfato de cálcio (CaSO4)
Fabricação de giz escolar.
O gesso é uma variedade de CaSO4 hidratado, muito usado em Ortopedia, na obtenção
de estuque, etc.
ÓXIDOS
Óxido − Composto binário de oxigênio com outro elemento menos eletronegativo.
Nomenclatura
Óxido ExOy:
nome do óxido = [mono, di, tri ...] + óxido de [mono, di, tri...] + [nome de 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 alcalinoterrosos) são óxidos básicos.
Os óxidos dos elementos de eletronegatividade intermediária, isto é, dos elementos da
região central da Tabela Periódica, são óxidos anfóteros.
68
Óxidos ácidos
Cl2O Cl2O7 I2O5 SO2 SO3 N2O3 N2O5 P2O3 P2O5 CO2 SiO2 CrO3 MnO3 Mn2O7
Reações caraterísticas
Exemplos de reações
óxido ácido + água → ácido
óxido ácido + base → sal + água
SO3 + H2O → H2SO4
SO3 +2KOH → K2SO4 + H2O
N2O5 + H2O → 2HNO3
N2O5 + 2KOH → 2KNO3 + H2O
Óxidos ácidos mistos
NO2
Reações caraterísticas
Exemplos de reações
óxido ácido misto + água → ácido(1) + ácido(2) 2NO2 + H2O → HNO3 + HNO2
óxido ácido misto + base → sal(1) + sal(2) + água 2NO2 + 2KOH → KNO3 + KNO2 + H2O
Óxidos básicos
Li2O Na2O K2O Rb2O Cs2O MgO CaO SrO BaO RaO
Cu2O CuO Hg2O HgO Ag2O FeO NiO CoO MnO
Reações caraterísticas
Exemplos de reações
óxido básico + água → base
óxido básico + ácido → sal + água
Na2O + H2O → 2NaOH
Na2O + 2HCl → 2NaCl + H2O
CaO + H2O → Ca(OH)2
CaO + 2HCl → CaCl2
Óxidos anfóteros
As2O3 As2O5 Sb2O3 Sb2O5 ZnO Al2O3 Fe2O3 Cr2O3 SnO SnO2 PbO PbO2 MnO2
Reações caraterísticas
Exemplos de reações
óxido anfótero + ácido → sal + água
óxido anfótero + base → sal + água
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O
ZnO + 2KOH → K2ZnO2 + H2O
Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O
Al2O3 + 2KOH → 2KAlO2 + H2O
Óxidos neutros
NO N2O CO
Não reagem com a água, nem com os ácidos, nem com as bases.
Óxidos salinos
Fe3O4 Pb3O4 Mn3O4
Reações caraterísticas
óxido salino + ácido → sal(1) + sal(2) + água
Exemplos de reações
Fe3O4 + 8HCl → 2FeCl3 + FeCl2 + 4H2O
Peróxidos
Li2O2 Na2O2 K2O2 Rb2O2 Cs2O2 MgO2 CaO2 SrO2 BaO2 RaO2 Ag2O2 H2O2
Reações caraterísticas
peróxido + água → base + O2
peróxido + ácido → sal + H2O2
Exemplos de reações
Na2O2 + H2O → 2NaOH + 1/2 O2
Na2O2 + 2HCl → 2NaCl + H2O2
69
Óxidos mais comuns na química do cotidiano
•
•
•
•
Óxido de cálcio (CaO)
o É um dos óxidos de maior aplicação e não é encontrado na natureza. É obtido
industrialmente por pirólise de calcário.
o Fabricação de cal hidratada ou Ca(OH)2.
o Preparação da argamassa usada no assentamento de tijolos e revestimento das
paredes.
o Pintura a cal (caiação).
o Na agricultura, para diminuir a acidez do solo.
Dióxido de carbono (CO2)
o É um gás incolor, inodoro, mais denso que o ar. Não é combustível e nem
comburente, por isso, é usado como extintor de incêndio.
o O CO2 não é tóxico, por isso não é poluente. O ar contendo maior teor em CO2
que o normal (0,03%) é impróprio à respiração, porque contém menor teor em O2
que o normal.
o O CO2 é o gás usado nos refrigerantes e nas águas minerais gaseificadas. Aqui
ocorre a reação:
CO2 + H2O ↔ H2CO3 (ácido carbônico)
o O CO2 sólido, conhecido por gelo seco, é usado para produzir baixas
temperaturas.
o Atualmente, o teor em CO2 na atmosfera tem aumentado e esse fato é o principal
responsável pelo chamado efeito estufa.
Monóxido de carbono (CO)
o É um gás incolor extremamente tóxico. É um seríssimo poluente do ar
atmosférico.
o Forma-se na queima incompleta de combustíveis como álcool (etanol), gasolina,
óleo, diesel, etc.
o A quantidade de CO lançada na atmosfera pelo escapamento dos automóveis,
caminhões, ônibus, etc. cresce na seguinte ordem em relação ao combustível
usado:
álcool < gasolina < óleo diesel.
o A gasolina usada como combustível contém um certo teor de álcool (etanol), para
reduzir a quantidade de CO lançada na atmosfera e, com isso, diminuir a poluição
do ar, ou seja, diminuir o impacto ambiental.
Dióxido de enxofre (SO2)
o É um gás incolor, tóxico, de cheiro forte e irritante.
o Forma-se na queima do enxofre e dos compostos do enxofre:
S + O2 (ar) → SO2
o O SO2 é um sério poluente atmosférico. É o principal poluente do ar das regiões
onde há fábricas de H2SO4. Uma das fases da fabricação desse ácido consiste na
queima do enxofre.
o A gasolina, óleo diesel e outros combustíveis derivados do petróleo contêm
compostos do enxofre. Na queima desses combustíveis, forma-se o SO2 que é
lançado na atmosfera. O óleo diesel contém maior teor de enxofre do que a
gasolina e, por isso, o impacto ambiental causado pelo uso do óleo diesel, como
combustível, é maior do que o da gasolina.
o O álcool (etanol) não contém composto de enxofre e, por isso, na sua queima não
é liberado o SO2. Esta é mais uma vantagem do álcool em relação à gasolina em
termos de poluição atmosférica.
70
O SO2 lançado na atmosfera se transforma em SO3 que se dissolve na água de
chuva constituindo a chuva ácida, causando um sério impacto ambiental e
destruindo a vegetação:
2SO2 + O2 (ar) → 2SO3
SO3 + H2O → H2SO4
Dióxido de nitrogênio (NO2)
o É um gás de cor castanho-avermelhada, de cheiro forte e irritante, muito tóxico.
o Nos motores de explosão dos automóveis, caminhões, etc., devido à temperatura
muito elevada, o nitrogênio e oxigênio do ar se combinam resultando em óxidos
do nitrogênio, particularmente NO2, que poluem a atmosfera.
o O NO2 liberado dos escapamentos reage com o O2 do ar produzindo O3, que é
outro sério poluente atmosférico
NO2 + O2 → NO + O3
o Os automóveis modernos têm dispositivos especiais que transformam os óxidos
do nitrogênio e o CO em N2 e CO2 (não poluentes).
o Os óxidos do nitrogênio da atmosfera dissolvem-se na água dando ácido nítrico,
originando assim a chuva ácida, que também causa sério impacto ambiental.
o
•
Exercício
01.
O sulfato de alumínio é usado para tratamento de água. Qual a sua fórmula?
d) Al(SO4)4
a) AlSO4
b) Al2(SO4)3
e) SO3Al2
c) Al3SO4
02. Cátion de metais pesados como Mg 2+ e Pb 2+ são alguns dos agentes da poluição de
águas de rios. Um dos processos de separá-los pode ser pela precipitação como hidróxido
(OH-) e cromato (CrO42-). As fórmulas desses precipitados são:
a) Mg2(OH)2 e Pb2CrO4
b) Mg2OH e PbCrO4
c) Mg(OH)3 e Pb2(CrO4)3
d) Mg(OH) e Pb(CrO4)2
e) Mg(OH)2 e PbCrO4
03. Molibdato de amônio é usado como fonte de molibdênio para o crescimento das plantas.
Sabendo que este elemento, de símbolo Mo, pertence à mesma família do crômio< Cr, e que a
fórmula do íon cromato é CrO42-, a formula do molibdato de amônio é:
a) NH2MoO2
b) NH3MoO2
d) NH4MoO4
c) (NH3)2MoO4
e) (NH4)2MoO4
04. Sobre a equação Na2CO3 (aq) + 2 HCl (aq) ® efervescência + íons, é correto afirmar:
a) A efervescência ocorre pela liberação de H 2
b) Forma-se um ácido fraco e instável, que se decompõe, liberando CO2
c) A equação representa uma reação de decomposição.
d) Como ocorre em toda reação ácido-base, os produtos formados são sal e água.
e) O sal resultante da reação é insolúvel em água.
71
05. O fosfato de cálcio, sólido branco usado como fertilizante na agricultura, pode ser obtido
pela reação entre o ácido fosfórico e o hidróxido de cálcio. Dados os números atômicos: Ca =
20, O = 8, H = 1, P = 15, assinale a alternativa que contém as fórmulas do hidróxido de cálcio,
ácido fosfórico e fosfato de cálcio, respectivamente.
a) Ca(OH), HPO4, CaPO4
b) Ca(OH)2, H3PO4, CaPO4
c) Ca(OH)2, H2PO4, Ca(PO4)2
d) Ca(OH), H2PO4, CaPO4
e) Ca(OH)2, H3PO4, Ca3(PO4)2
06. Dados os compostos:
I) HCl
II) H2SO4
III) NaOH
IV) Al(OH)3
Assinale o que for correto.
a) O composto formado na reação de neutralização parcial entre II e III é denominado sulfato
de sódio anidro.
b) A reação de neutralização total entre os compostos II e IV ocorre na proporção 3:2,
respectivamente.
c) I e II são ácidos com apenas um hidrogênio ionizável.
d) III e IV são bases de metais alcalinos.
e) I e III apresentam apenas ligações iônicas.
07. O salitre do Chile, NaNO3, utilizado com fertilizante, pertence à função:
a) Sal
b) Base
c) Ácido
d) Óxido ácido
e) Óxido básico
08. A seguir aparecem os nomes alquímicos e os nomes modernos de três compostos
químicos:
• Natro --- carbonato de sódio
• Sal de Epson --- sulfato de magnésio
• Sal de Glauber --- sulfato de sódio
O elemento químico comum às três espécies é:
a) H
b) Na
c) S
d) C
e) O
09. Alguns sais inorgânicos são utilizados na medicina no tratamento de doenças, são
exemplos disso o bicarbonato de sódio como antiácido, o carbonato de amônio como
expectorante, o permanganato de potássio como antimicótico e o nitrato de potássio como
diurético. Assinale a alternativa que contém a fórmula química desses sais, respectivamente.
A)
Na2CO3, (NH4)2CO3, KMnO4 e KNO3
B)
NaHCO3, (NH4)2CO3, KMnO4 e KNO3
C)
NaHCO3, (NH4)2CO3, KMnO4 e K2NO3
72
D)
NaHCO3, NH4CO3, KMnO4 e KNO3
E)
Na2CO3, NH4CO3, KMnO4 e K2NO3
10. Considere as seguintes afirmações:
I. Óxidos como Na2O, MgO e ZnO são compostos iônicos.
II. Óxidos como K2O, BaO e CuO são básicos.
III. Óxido de carbono, nitrogênio e enxofre são compostos moleculares.
IV. PbO2 e MnO4 são oxidantes fortes.
Destas afirmações estão CORRETAS:
a) Apenas I e II.
b) Apenas I e III.
c) Apenas III e IV.
d) Apenas I, II e III.
e) Todas.
11. Paredes pintadas com cal extinta (apagada), com o tempo, ficam recobertas por película de
carbonato de cálcio devido à reação da cal extinta com o gás carbônico do ar. A equação que
representa essa reação é:
CaCO3
a) CaO + CO2
CaCO3 + H2O
b) Ca(OH)2 + CO2
c) Ca(HCO3)2
CaCO3 + CO2 + H2O
d) Ca(HCO3)2 + CaO
2 CaCO3 + H2O
e) 2 CaOH + CO2
Ca2CO3 + H2O
12. A respiração de um astronauta numa nave espacial causa o aumento da concentração de
dióxido de carbono na cabine. O dióxido de carbono é
continuamente eliminado através da reação química com reagente apropriado.
Qual dos reagentes a seguir é o mais indicado para retirar o dióxido de carbono
da atmosfera da cabine?
a) ácido sulfúrico concentrado.
b) hidróxido de lítio.
c) ácido acético concentrado.
d) água destilada.
e) fenol.
13. Cal viva é óxido de cálcio (CaO).
a) Escreva a equação da reação da cal viva com a água.
b) Por que, na agricultura, a cal viva é adicionada ao solo?
14. Considere as seguintes substâncias:
I. cal virgem, CaO
II. cal hidratada, Ca (OH)2
III. gipsita, CaSO4.2 H2O
73
De acordo com as regras de nomenclatura de substâncias inorgânicas, os nomes
desses compostos são, respectivamente,
a) peróxido de cálcio, hidreto de cálcio e sulfato de cálcio anidro.
b) monóxido de cálcio, hidróxido de cálcio e sulfeto hidratado de cálcio.
c) óxido de cálcio, hidreto de cálcio e sulfito de cálcio diidratado.
d) peróxido de cálcio, hidreto de cálcio e sulfato de cálcio hidratado.
e) óxido de cálcio, hidróxido de cálcio e sulfato de cálcio diidratado.
15. Algumas substâncias químicas são conhecidas por nomes populares. Assim temos, por
exemplo, sublimado corrosivo (HgCl2), cal viva (CaO), potassa cáustica (KOH) e espírito de sal
(HCl). O sublimado corrosivo, a cal viva, a potassa cáustica e o espírito de sal pertencem,
respectivamente, às funções:
a) ácido, base, óxido, ácido;
b) sal, sal, base, ácido;
c) ácido, base, base, sal;
d) sal, óxido, base, ácido;
e) ácido, base, sal, óxido.
16. Os nomes das substâncias representadas pelas fórmulas H2S, CaO, Fe2O3, KHSO4,
Mg(OH)2, HClO e Al(OH)2Cl são nessa ordem:
a) sulfeto de hidrogênio, óxido de cálcio, óxido de ferro (III), hidrogenossulfato de potássio,
hidróxido de magnésio, hipoclorito de hidrogênio e dihidroxicloreto de alumínio;
b) ácido sulfúrico, óxido de cálcio, óxido de ferro (II), sulfato ácido de potássio, hidróxido de
magnésio, ácido clórico e cloreto di-básico de alumínio;
c) ácido sulfídrico, óxido de cálcio, óxido de ferro (III), sulfeto ácido de potássio, hidróxido de
magnésio (II), ácido perclórico e hidróxi-cloreto de alumínio;
d) sulfeto de hidrogênio, óxido de cálcio (II), óxido de ferro (III), tiossulfato de potássio,
hidróxido de magnésio (II), ácido hipocloroso e hipoclorito de alumínio;
e) sulfeto de hidrogênio, óxido de cálcio, óxido férrico, hidrogenossulfato de potássio, hidróxido
de magnésio, ácido cloroso e cloreto de alumínio-dibásico.
17. Sobre a acidez da chuva, assinale a afirmação correta.
a) Os óxidos, compostos que apresentam grupamentos OH- como ânion em sua estrutura, têm
grande importância no estudo do fenômeno da chuva ácida.
b) Os óxidos relacionados à acidez da chuva, tais como SO 2 , NO2 e CO2 , apresentam
ligações iônicas.
c) Em ambientes com relâmpagos, o nitrogênio (N 2) reage com o oxigênio (O2), formando
principalmente NO2, que reage
com a água da chuva, impedindo a formação de chuva ácida.
d) Em ambientes não poluídos e na ausência de relâmpagos, a chuva tem caráter básico, por
causa da reação entre o
CO2 presente na atmosfera e a água da chuva.
f) A combustão dos derivados de petróleo que contêm enxofre (S) como impureza leva à
formação de SO2 e SO3 , gases que, dissolvidos na água da chuva, formam ácidos,
dando origem à chuva ácida.
74
18. A atmosfera, na ausência de poluição, é composta fundamentalmente por N 2, O2, Ar,
CO2 e quantidades variáveis de vapor d’água. Nos locais poluídos, sobretudo em centros
urbanos industriais, muitas outras substâncias passam a fazer parte da composição do ar
atmosférico, como é dado a seguir:
Com base nestes dados, assinale a alternativa correta.
a) Os óxidos de enxofre se decompõem em presença da água da chuva, liberando enxofre (S)
e oxigênio (O2).
b) Os óxidos de nitrogênio são óxidos ácidos que, ao reagirem com a água da chuva, formam
os ácidos correspondentes.
c) O monóxido de carbono é um composto facilmente detectado pelo seu odor desagradável e
que por reagir com a água da chuva é o principal responsável pela chuva ácida.
d) A fuligem e outras partículas sólidas formam uma solução homogênea com a água na
atmosfera.
e) O ozônio, presente na baixa atmosfera, é tão importante quanto aquele da estratosfera, pois
funciona como um filtro para a água da chuva, retendo impurezas.
19. Colocando-se óxido de sódio em água, forma-se uma solução que contém:
a) Íons sódio e íons oxigênio.
b) Sódio metálico.
c) Moléculas de hidróxido de sódio.
d) Íons de hidróxido de sódio.
e) Moléculas de oxido de sódio.
75
Aula 12: Reaões inorganicas e acerto dos coeficientes
Classificacao das reacoes inorganicas
Adicao ou sintese
Uma reacao de adicao é aquela, onde dois ou mais reagentes se unem para formar apenas um
produto. Exemplo: N2 (g) + 3 H2 (g)
2 NH 3 (g)
Decomposicao ou análise
A decomposicao ocorre quando apenas um reagente é decomposto em mais de um
produto. Exemplo: CaCO 3 (g)
CaO (g) + CO 2 (g)
Simples troca ou deslocamento
Uma reacao de simples troca é aquela que ocorre com a troca de um elemento de uma
molécula por uma substancia simples.
ZnCl 2 (aq) + 2 H 2 (g)
Exemplos: Zn (s) + 2 HCl (aq)
Para verificarmos se uma reacao ocorre ou não é necessário conhecermos as filas de
reatividade de metais e não metais. Abaixo temos os principais metais e não metais.
Reatividade de metais
Cs, K, Na, Ba, Ca, Mg, Al, Zn, Fe, H, Cu, Hg, Ag, Au, Pt
Reatividade crescente
Reatividade de não metais
F, O, Cl, Br, I, S
Reatividade crescente
A reacao só irá ocorre se a substancia simples for mais reativa que o elemento pelo qual
supostamente será substituído.
Exemplos:
Na OH (aq)
+ H 2 (g)
1) Na (s) + H2O (l)
O Na é mais reativo que o H, entao a reacao ocorre.
não ocorre
2) Cu (s) + Zn SO 4 ( aq)
O cobre é menos reativo que o zinco, logo a reacao não ocorre.
Dupla troca
As reacoes de dupla troca ocorrem quando trocamos os anions e os cátions de uma
reacao química. Ela obedece as regras de reatividade para metais e não metais apresentadas
em reacoes de simples troca. Exemplo:
FeCl 3 (aq) + 3 NaOH (aq)
AgNO 3 (aq) + NaCl (aq)
3 NaCl (aq) + Fe(OH) 3 (g)
AgCl (g) + NaNO 3 (aq)
Principais reacoes inorganicas
Pirolise (aquecimento)
Exemplo:
CaO (s) + CO 2 (g)
CaCO 3 (g)
76
Carbonatos com ácidos (liberacao de CO2 e água)
Exemplos:
Combustao ( reacao com oxigenio)
Exemplo:
Balanceamento de reacoes químicas
Balancear uma reacao quimica significa igualar as quantidades de reagentes e produtos. O
balanceamento pelo método das tentativas consiste na substituicao e comparacao entre os
coeficientes até as proporcoes estarem corretas.
Exemplo:
NH3
1- N2 + H2
Precisamos verificar que as quantidades de elementos sejam iguais nos dois lados da
equação. Vamos começar pelo N, tem dois lado dos reagentes e apenas um lado dos
produtos; devemos então colocar um numero 2 como coeficiente no lado dos produtos.
2NH 3
N2 + H2
N2 + H2
2NH3
Vamos verificar o H, tem dois no lado dos reagentes (H2) e 6 no lado dos produtos (2NH3),
então, colocamos o 3 como coeficiente no reagente.
2NH3
N2 + 3H2
Verificamos que a equação esta balanceada
77
2- C3H8 + O2
CO2 + H2O
1º Acerta-se a quantidade de C (3 no reagente e 1 no produto)
C3H8 + O2
3CO2 + H2O
2º acerta-se a quantidade de H (8 no reagente e 2 no produto);
3CO2 + 4 H2O
C3H8 + O2
3º acerta-se a quantidade de O (2 no reagente e 10 no produto);
C3H8 + 5 O2
3 CO2 + 4 H2O
Exercícios
01. Faca a associacao entre a primeira e segunda coluna.
1º coluna
2ª coluna
( ) dupla troca
( ) decomposicao
( ) sintese
Assinale a alternativa que apresenta a associacao na ordem correta de classificacao
das reacoes
a) I ; III; II
b) III; II; I
c)II; III; I
d) I ; II ; III
e) II; I ; III
02. Das equações abaixo, qual (quais) esta (ao) balanceadas corretamente?
a)
Somente I
d) somente II e IV
b) somente II
e) somente III e IV
c) somente I e III
78
03.
Umas características essenciais dos fertilizantes é a sua solubilidade em água. Por isso,
a indústria de fertilizante transforma o fosfato de cálcio, cuja solubilidade em água é muito
baixa, em outro composto muito mais solúvel que é o superfosfato de cálcio, segundo a reação
abaixo:
Ca3 (PO4) 2
+ H2SO4
Ca (H2PO4)2
+ CaSO4
A alternativa que indica corretamente, na sequencia apresentada, os 4 coeficientes
estequiométricos dessa reação química, é:
a) 1 – 1 – 1 – 2
b) 1 – 2 – 2 – 1
c) 2 – 1 – 5 – 1
d) 2 – 2 – 5 – 2
e) 1 – 2 – 1 – 2
04. Apresentam-se a seguir cinco reações químicas. Assinale a alternativa que
apresenta a classificação incorreta.
a)
b)
c)
d)
e)
A reação II é uma reação de análise ou decomposição.
A reação I é uma reação de síntese
A reação IV é uma reação de dupla troca
A reação III é uma reação de decomposição
A reação V é uma reação de deslocamento ou simples troca
05.
Os óxidos de silício, que compreendem mais de 90 % da crosta terrestre, dependo da
proporção de oxigênio e silício, podem ter as mais diversas aplicações. Os silicones são
usados como lubrificantes; o amianto é um isolante térmico; as zeólitas (aluminossilicatos) são
empregadas como catalizadores, agentes secantes, abrandadores da dureza da água etc.
As equações a seguir representam transformações químicas, envolvendo dióxido de
silício e aluminossilicatos.
79
As reações representadas pelas equações II, III e IV são classificadas, respectivamente, como:
a) Dupla troca, adição e deslocamento.
b) Dupla troca, deslocamento e substituição.
c) Simples troca, deslocamento e substituição.
d) Substituição, síntese e adição.
e) Substituição, síntese e dupla troca.
06. Para a construção de templos, em algumas culturas do mundo.
06. Para a construção de templos, em algumas culturas do Mundo antigo, utilizava-se a
argamassa, uma mistura com uma parte de cal e três partes de areia com água suficiente para
constituir uma pasta trabalhável e espessa. Nessa mistura a primeira reação que ocorre é a
extinção completa da cal viva (óxido de cálcio), formando a cal extinta (hidróxido de cálcio).
Quando a argamassa é assentada entre os tijolos ou blocos de pedra, o gás carbônico da
atmosfera é absorvido lentamente pela cal e forma-se o carbonato de cálcio. A equação
química que representa a reação final é:
07. Utilizado, em solução, na decapagem de chapas metálicas na indústria de móveis de aço, o
ácido fosfórico é obtido industrialmente por meio da reação da apatita (fosfato de cálcio) com
ácido sulfúrico, da qual também resulta o sulfato de cálcio. Assinale a alternativa que apresenta
a reação desta equação.
a) CaP4 + H2SO2 ® H2P4O2 + CaS
b) CaPO4 + H2S ® H2PO4 + Ca2S
c) 2 K3PO4 + 3 H2SO4 ® 2 H3PO4 + 3 K2SO4
d) Ca2P2O7 + H2SO3 ® H2P2O7 + Ca2SO3
e) Ca3(PO4)2 + 3 H2SO4 ® 2 H3PO4 + 3 CaSO4
80
Aula 13: Teoria Atomico Molecular
Um átomo, uma molécula, um íon, por serem espécie químicas extremamente
pequenas, quando suas massas são expressas em unidade ususais como grama, temos
valores muito baixos.
Exemplos:
1 átomo de hidrogênio = 1,6 . 10 -24 g
1 cátion de magnésio = 4 . 10 -23 g
1 molécula de SO3 = 1,34 . 10 -22 g
Por isso houve a necessidade de se adotar uma unidade especial para medir tais massas. A
unidade de massa atomica (u) que corresponde A 1/12 C12
Massa atômica de um elemento
Um elemento químico é o conjunto de isótopos (átomos com mesmo Z), portanto contem
átomos com diferentes massas. Exemplos: Isótopos de oxigênio (8 O)
81
Quando temos um elemento, todos os seus isótopos estão presentes, para representar a
massa desse elemento utiliza-se a Média Ponderada.
M.A. = (99,76 . 16) + (0,04 . 17) + (0,20 . 18)
100
M.A.= 16,00 u
Isso significa que um átomo de oxigênio pesa em média 16, 00 u.
Massa Molecular (MM)
É a somatória das massas atômicas que cada átomo contribui na formação dessa
substância. Exemplos:
No cálculo das massas moleculares são usadas as massas dos elementos, ou seja, as
massas médias, portanto:
H2O = 18 u ( em média, cada molécula de água pesa 18 u ).
Mol
É impossível trabalhar com um átomo, uma molécula ou um íon, por isso houve a
necessidade de fazer agrupamento dessas espécies.
Esse agrupamento é chamado de mol e corresponde a 6,023 . 10 23 partículas (6 . 10 23
para efeitos de cálculo).
1 mol de átomos = 6 . 10 23 átomos
1 mol d íons = 6 . 10 23 íons
6 . 10 23 = número de avogrado ou constante de avogrado.
Massa Molar ( massa de 1 mol, expressa em g/mol)
É a massa em gramas de 1 mol ( 6 . 10 23 ) de partículas 9 átomos, moléculas, íons,
etc. ). A massa molar M é numericamente igual da massa da espécie química em unidade de
massa atomica.
82
Quantidade de matéria – número de mols (n)
O No de mols de partículas existente numa certa massa da substancia pode ser
calculada pela expressao:
Exercício
01.Para uma amostra de 22 g de CO2, calcule: Dados: C= 12, O = 16
a) o número de mols
b) o número de moléculas
c) o número de átomos de carbono
d) o número de átomos de oxigenio
02. 3,0 . 10 23 moléculas de certa substancia A tem massa igual a 14g . A massa molar ( g/mol)
de A é :
a) 56
b) 28
c) 26
d) 14
83
e) 7,0
03. Dadas as massas molares: M (H2SO4) = 98 g/mol; M(NaOH) = 40 g/mol; M (NH3) = 17
g/mol
O Brasil produz, por ano, aproximadamente, 5,0 . 10 6 toneladas de ácido sulfúrico, 1,2 . 10 6
toneladas de amonia e 1,0 . 10 6 toneladas de soda caústica. Transformando – se toneladas
em mols, a ordem decrescente de producao dessas substancias será:
a)
b)
c)
d)
e)
H2SO4 , NH3 , NaOH
H2SO4 , NaOH , NH3
NH3 , H2SO4 , NaOH
NH3 , NaOH , H2SO4
NaOH , NH3 , H2SO4
04. O peso de um diamante é expresso em quilates. Um quilates, que é dividido em 100
pontos, equivale a 200 mg. O número de ‘atomos de carbono existe em um diamente de 25
pontos é de : ( Dados: 12 6C. Usar o Na = 6,0 . 10 23)
a) 25 . 10 20
b) 50 . 10 23
c) 50 . 10 20
d) 200 . 10 23
e) 25 . 10 23
05. Dose diária recomendada para um adulto:
Mg ........1,20 x 10 -2 mol
Ca ..........1,95 x 10 -2 mol
P ............2,60 x 10 -2 mol
Um indivíduo que toma diariamente um suplemento alimentar com 6,5 x 10 -3 mol de Ca3 (PO4)2
e 6,5 x 10 -3 mol de Mg3 (PO4)2 esta ingerindo.
a)
b)
c)
d)
e)
a dose correta de Mg e excesso de Ca e P.
a dose correta de Ca e excesso de Mg e P.
excesso de Mg, Ca e P.
excesso de Mg e escassez de Ca e P.
a dose correta de P e Ca e excesso de Mg.
84
06. Dados:
I. 10,0 g de N2
II. 5,0 mol de H2
III. 6,0 x 10 23 moléculas de O3
IV. 1,0 mol de CO
V. 32,0 g de O2
Massas molares em g/ mol: H = 1; C= 12; O = 16; N = 14
Apresentam massas iguais somente:
a) I e II
b) II e III c) III e IV d) III e V e) IV e V
85
Aula 14: Cálculos estequiométricos
Relação massa x massa
Depois de estabelecer a proporção entre os átomos determinados pelas equações
químicas, pode relacionar as quantidades, em massa, das substâncias químicas.
Exemplo: N 2(g) + H 2 (g)
NH 3 (g)
Balanceando a equação temos:
N(g) + 3 H (g)
2 NH (g)
Calculando as massas moleculares:
N 2 = 28 u
H2 = 2 u
NH 3 = 17 u
Podemos então estabelecer as relações:
Porcentagem em massa
A porcentagem em massa de um elemento indica a quantidade correspondente a este
elemento dentro da amostra. Para amostras puras, a porcentagem em massa é apenas uma
relação massa x massa, ou seja, basta calcular com base nas massas atômicas da seguinte
forma:
% massa = massa do elemento na amostra . 100
massa da amostra
Exemplo: Qual a porcentagem em massa do carbono na glicose ( C6H12O6)?
M ( C ) + 12g; como há 6 carbonos então, M total (C ) = 72 g
M ( C6H12O6) + 180g
Logo:
86
Cálculos envolvendo mol e volume molar
Exemplo: O corpo humano necessita diariamente de 12 mg de ferro. Uma colher de
feijão contem cerca de 4,28 x 10 -6 mol de ferro. Quantas colheres de feijão, no mínimo,
serão necessárias para que se atinja a dose diária de ferro no organismo?
a)
b)
c)
d)
e)
1
2
3
4
5
1 mol de Fe
4,28 . 10 -6 mol de Fe
-
56 g de Fe
x
x = 24 . 10 -3 de Fe ( ou 24 mg de Fe)
1 colher de feijão
–
y
–
12 mg
24 mg
y = 2 colheres
Volume molar = volume de 1 mol de gás = 22, 4 L ( 0O e 1 atm) ou 22, 7 L (0o C e 1 bar)
1 mol de qualquer gás, nas mesmas condições de T e P ter”a o mesmo volume, sempre
.
Exemplos; qual o volume de CO2 (gás carbônico) produzido na queima de 5 mols de
C2H6O ( álcool etílico), produzido nas condições de 1 atm a 0oC.
C2H6O + 3 O2
2CO2 + 3H2O
1 mol de C2H6 O
-
2. 22, 4L
5 mols
-
x
x= 224L
Impureza e rendimento de uma reação Química
Exemplos: A reação de produção da amônia possui um rendimento de 60% em determinadas
condições de temperatura de pressão. Qual a massa de amônia produzida a partir de 15 mols
de hidrogênio.
87
N 2(g) + 3 H 2(g)
2 NH 3 (g)
M (NH3) = 17 g
Então:
Exercício
01. A ferrugem é composta principalmente por Fe2O3. Após o balanceamento da equação:
Fe (s) + O 2 (g)
Fe2O3 (s) , a proporção de ferro e oxigênio necessária para
formar 2 mol de óxido de ferro (III) será:
02.
a) 1 mol de Fe para 1 mol de O2
b) 1 mol de Fe para 3 mol de O2
c) 2 mol de Fe para 3 mol de O2
d) 4 mol de Fe para 3 mol de O2
e) 3 mol de Fe para 2 mol de O2
02. A porcentagem de TiO2 em um minério pode ser determinada através da seguinte reação:
3 TiO2 (s) + 4 BrF 3(l)
3 TiF4 (s)
+ 2 Br 2 (l)
+ 3 O2 (g)
Se 12,0 g do minério produzem 0,96 g de O2, a porcentagem aproximada de TiO2 nesse
minério é de:
a)
b)
c)
d)
e)
10%
20%
30%
40%
50%
88
03. Quase todo o estanho produzido atualmente no mundo é destinado a fabricação de latas
de conservas. Considerando que foram fabricadas 200 latas de conservas contendo,
cada uma delas, uma massa de estanho igual a 11, 87 g, o número de moles de átomos
de estanho utilizado nessa remessa foi de:
a) 10 moles
b) 20 moles
c) 100 moles
d) 6,0 x 10 24 moles
e) 1,2 x 10 25 moles
04. 39,2 g de ácido sulfúrico reagem com quantidades suficientes de hidróxido de cálcio
produzindo quantos gramas de sulfato de cálcio, sabendo que o rendimento desta
reação é de 90%? Dados:
H = 1,00 g/mol; O = 16,00 g/mol;
S = 32,00 g/mol; Ca = 40,00 g/mol;
H2SO4 + Ca (OH)2
CaSO4 + 2 H2O
a) 61,44 g
b) 54,40 g
c) 59,84 g
d) 48,96 g
e) 41,09 g
05 Em uma das etapas do tratamento de água ocorre a adsorsão de partículas sólidas em uma
massa gelatinosa constituída de hidróxido de alumínio. Esta substância é preparada pela
adição de Ca(OH)2 e Al2(SO4)3 à água contida em tanques de tratamento.
e
Al2(SO4)3.
a)
Represente
a
reação
entre
Ca(OH)2
b) Quantos moles do sal devem reagir para formar um mol de hidróxido de alumínio?
89
90