20110808165403_qui_p..

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Química
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Logo
após
a
formação
dos
íons
(eletrostaticamente estáveis), ocorrerá uma interação
eletrostática (cargas com sinais contrários se atraem):
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Se compararmos o número de elementos
químicos existentes atualmente (118 elementos), como o
número de substâncias conhecidas, perceberemos que
existe uma diferença enorme entre estes números.
Esta diferença pode ser explicada através das
chamadas LIGAÇÕES QUÍMICAS, as quais, são
responsáveis pela estabilidade atômica.
+
Na +
molecular)
Cl
-
NaCl (fórmula
Exemplo 2: Formação do Al2O3
TEORIA DO OCTETO
A Teoria do Octeto, proposta em 1916 pelos
químicos Kossel, Lewis e Langmuir, consiste em:
“A grande maioria dos átomos adquire a
estabilidade eletrônica quando apresenta dois ou oito
elétrons na camada de mais externa.”
A Teoria do Octeto está fundamentada na
configuração eletrônica dos gases nobres – família Zero,
VIIIA ou 18 - He (2 elétrons), Ne, Ar, Kr, Xe e Rn (todos
com 8 elétrons). A razão de ser o número oito na camada
mais externa, ou 2 como é o caso do He, pode ser
explicada da seguinte maneira: com oito elétrons (ou 2
elétrons) a força de atração entre o núcleo e esses
elétrons existentes na camada de valência adquire valor
máximo. É isso que dá aos gases nobres sua grande
estabilidade.
A união entre os átomos em busca desta
estabilidade pode ocorrer de três maneiras: ligação
iônica, ligação covalente e ligação metálica.
PROPRIEDADES DOS COMPOSTPOS IÔNICOS
Quando os compostos iônicos estão nas
condições ambientes, apresentam como características:
x São sólidos, formando retículo cristalino;
LIGAÇÃO IÔNICA OU ELETROVALENTE
Ligação iônica ou eletrovalente é a atração
eletrostática entre íons de cargas opostas num retículo
cristalino. Esses íons formam-se pela transferência de
elétrons dos átomos de um elemento para os átomos de
outro elemento.
Para se formar uma ligação iônica, é necessário
que os átomos de um dos elementos tenham tendência a
ceder elétrons e os átomos do outro elemento tenham
tendência a receber elétrons.
Esquematicamente temos:
Número de elétrons
na
camada
de
valência
Tendência
Classificação
de 1 a 3 elétrons
Perder elétrons
Metais
de
4
elétrons
a
7
Ganhar elétrons
Não – metais
(ametais)
x São duros e quebradiços;
x São solúveis em água (a grande maioria);
x São bons condutores de eletricidade quando em
solução aquosa ou quando fundidos;
Interação
CÁTION
ÂNION
Exemplo1: Formação do NaCl (Cloreto de Sódio)
2
2
1
(1 e- na camada de valência :
11Na – 1s 2s 3s
perde e )
2
2
2
5
17Cl – 1s 2s 3s 3p (7 e- na camada de valência:
ganha e )
Atualizada
em
22/7/2011
Esta apostila é uma referência bibliográfica composta por coletânea de leis e textos para o aluno complementar suas anotações de aula.
A apostila é de uso exclusivo de alunos matriculados na turma e não pode ser vendida separadamente ou copiada por terceiros.
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x Possuem elevados pontos de fusão e ebulição.
EXERCÍCIOS
01) ( CESGRANRIO – RJ) – 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 polar.
b) X2Y e ligação covalente fortemente apolar.
c) XY e ligação covalente coordenada.
d) XY2 e ligação iônica.
e) XY e ligação iônica.
02) (UFRN) – O composto formado a partir das
substâncias cálcio e cloro deve apresentar fórmula,
ligação e estado físico, respectivamente:
a) CaCo, iônico e sólido
b) CaCl2, iônico e líquido
c) Ca2Cl, metálica e gasoso
d) CaCo, iônica e líquido
e) CaCl2, iônica e sólido.
LIGAÇÃO COVALENTE OU MOLECULAR
Esta ligação ocorre entre átomos que apresentam
tendências a ganhar elétrons. Como não é possível que
todos os átomos envolvidos na ligação ganhem elétrons,
estes apenas compartilham um ou mais pares eletrônicos
presentes na camada de valência, sem “perdê-los” ou
“ganhá-los” definitivamente.
A ligação covalente é também chamada
molecular, pois, quando temos um conjunto de átomos
unidos através de ligações covalentes, dizemos que,
temos unidades isoladas e de grandeza limitada, as
quais, denominamos de moléculas.
Assim, podemos representar uma ligação
covalente através do seguinte esquema:
fórmula de Lewis ou
fórmula eletrônica
Cl Cl fórmula estrutural
Cl2 fórmula molecular
2) Formação da molécula do dióxido de carbono
(dois pares de elétrons compartilhados)
3) Formação da molécula do gás nitrogênio (três
pares de elétrons compartilhados)
Fórmula de
Lewis ou eletrônica
N N Fórmula estrutural
N2 Fórmula molecular
Número de elétrons
na
camada
de
valência
Tendência
Classificação
LIGAÇÃO
COORDENADA
4 a 7 elétrons
Ganhar elétrons
Hidrogênio
Ametal
Semi-metal
Hidrogênio
Ametal
Semi-metal
Par de elétrons
Para uma ligação covalente é possível termos o
compartilhamento de um ou mais pares de elétrons.
Cada par de elétrons compartilhados entre dois átomos
pode ser representado por um traço
( ). Esta
representação é chamada de fórmula estrutural de
Couper.
NÃO ESQUEÇA: Cada átomo doa um elétron para
constituir o par eletrônico compartilhado e, assim, os
pares de elétrons são compartilhados pelos dois átomos
e são “contados”
como constituintes de ambas as
eletrosferas.
COVALENTE
DATIVA
OU
A ligação covalente dativa ocorre quando, um dos
átomos já atingiu a estabilidade, ou seja, está com oito
elétrons na camada de valência, no entanto, o outro
átomo envolvido necessita ainda de dois elétrons para
completar a camada de valência.
A ligação dativa é representada por uma seta ( ).
Exemplo:
Formação da molécula de SO2
Exemplos:
1) Formação da molécula de gás cloro ( um par de
elétron compartilhado)
Fórmula
eletrônica ou de Lewis
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POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
A polaridade está diretamente
eletronegatividade, assim temos:
Fórmula Estrutural
PROPRIEDADES
MOLECULARES
DOS
COMPOSTOS
x Apresentam pontos de fusão e ebulição
inferiores aos compostos iônicos;
x Quando puras, não conduzem corrente elétrica;
x Em
condições
ambientes
podem
ser
encontrados nos três estados físicos: sólido, líquido e
gasoso.
Macromoléculas
x Apresentam número de átomos indeterminados;
x São sólidas (condições ambientais);
x Pontos de fusão e ebulição elevados;
dessas macromoléculas quando
x Algumas
sólidas podem conduzir eletricidade. Exemplos: (SiO2)n
e C(grafite)
EXERCÍCIOS
01) (PUC-SP) – Na fórmula do ácido sulfúrico (H2SO4),
encontramos:
(dados: números atômicos: H = 1; O = 8; S = 32)
a) 6 ligações covalentes
b) 8 ligações covalentes
c) 2 ligações covalentes e 2 ligações dativas
d) 4 ligações covalentes e 2 ligações dativas
e) 6 ligações covalentes e 2 ligações dativas
02) (PUC-PR) – Dados os compostos:
I) Cloreto de sódio (NaCl);
II) Brometo de hidrogênio (HBr);
III) Gás carbônico (CO2);
IV) Metanol (CH3OH);
V) Óxido férrico (Fe2O3).
Apresentam ligações covalentes os compostos:
a) II, III, IV e V;
b) I e V;
c) III e V;
d) II, IV e V;
e) II, III e IV.
ligada
a
“Quanto
maior
for
a
diferença
de
eletronegatividade, maior será a polarização da ligação.”
Para
tanto,
usamos
a
Eletronegatividade de Linus Pauling:
Escala
de
F O N Cl Br I S C P H
Aumento da Eletronegatividade
1) LIGAÇÕES IÔNICAS
Toda ligação iônica é uma ligação polar.
NÃO ESQUEÇA: A polarização de uma ligação
iônica é sempre maior do que a de uma ligação
covalente.
2) LIGAÇÃO COVALENTE APOLAR
São ligações
eletronegatividade.
Exemplos:
entre
átomos
co
a
mesma
H H ; Cl Cl
3 )LIGAÇÃO COVALENTE POLAR
São ligações
eletronegatividades.
Exemplos:
entre
átomos
com
diferentes
H Cl; H Br
POLARIDADE DAS MOLÉCULAS
Para determinar a polaridade de uma molécula,
aplica-se o caráter iônico, ou seja, a polarização da
ligação.
Quando se deseja determinar a polarização da
ligação, usa-se uma grandeza vetorial denominada
Momento Dipolar (), ou dipolo elétrico. Geralmente
representado por um vetor orientado no sentido do
elemento menos eletronegativo para o elemento mais
eletronegativo. Desta forma, o vetor torna-se orientado
do pólo positivo para o pólo negativo.
1) MOLÉCULA APOLAR: = zero
03) (FAAP-SP) – Os elementos carbono e alumínio
podem combinar-se com o oxigênio, originando os
compostos:
a) C2O3 e Al2O2
b) CO2 e Al3O4
c) CO e AlO
d) CO2 e Al2O3
e) CO2 e AlO
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2) MOLÉCULA POLAR: ZERO
Molécula de HF
Molécula de H2O
OBSERVAÇÕES:
Para determinar o vetor
consideração os seguintes aspectos:
R, leva-se em
x Eletronegatividade de cada elemento, pois é
ela que determina a orientação dos vetores;
x Geometria das moléculas.
Se o elemento químico apresentar pares de
elétrons livres, lembre-se que o par eletrônico será
sempre mais eletronegativo. Os elementos mais comuns
com pares de elétrons livres são: N, P, O, S, Cl, Br, I e F.
POLARIDADE X
SOLUBILIDADE
Quando falamos da relação entre solubilidade e
polaridade de uma molécula, podemos resumir em:
“Semelhante dissolve semelhante”, isto é,
Substância polar dissolve substância polar;
Substância apolar dissolve substância apolar;
Substância apolar não dissolve substância polar.
EXERCÍCIO
01) PUCRIO-2002/1º - Primeira Fase
Considere as seguintes afirmativas:
Química
02) PUCMG-1998/2º Sem Primeira Fase / Tarde
Ao se colocar em contato um elemento não-metal e outro
elemento metal, deve ocorrer:
a) transferência de elétrons do não-metal para o metal.
b) ligação covalente apolar.
c) formação de composto molecular.
d) emparelhamento de elétrons do não-metal e do metal.
e) transferência de elétrons do metal para o não-metal.
LIGAÇÕES INTER-MOLECULARES
De acordo com as propriedades físicas dos
compostos moleculares, podemos encontrá-los nos três
estados físicos da matéria, logo, a de se esperar que
existam forças inter-moleculares com diferentes
intensidades das interações entre suas moléculas.
Assim, para que ocorra mudança de estado em
compostos moleculares, é necessário fornecer ao
sistema determinadas quantidades de energia, a qual
será proporcional à intensidade das forças intermoleculares. Portanto:
“Quanto maior for a intensidade das forças intermoleculares, maior será a energia necessária para
alterar o estado físico e, conseqüentemente, maiores
serão os Pontos de fusão e ebulição dos compostos
moleculares”.
Lembre-se quando ocorre uma mudança de
estado, simplesmente ocorre um afastamento das
moléculas, ou seja, apenas as forças inter-moleculares
são rompidas.
Em 1873, o físico holandês Johannes Van der
Waals, propôs a existência de forças entre moléculas,
por isso, até os dias atuais estas forças são
genericamente denominadas de forças de Van der
Waals. Estas atrações existem tanto em moléculas
polares como em moléculas apolares, mas nessas
últimas a explicação foi dada por Fritz London em 1930.
TIPOS DE FORÇAS INTERMOLECULARES
1) DIPOLO INDUZIDO OU VAN der WAALS OU
FORÇAS DE LONDON
Essas forças podem ocorrer em todos os tipos de
moléculas, mas são as únicas existentes entre as
moléculas apolares.
I - O flúor é um elemento mais eletronegativo que o cloro.
II - O magnésio faz parte da família dos alcalinos
terrosos.
III - O raio atômico do sódio é menor que o raio atômico
do alumínio.
IV - Na molécula de CCl4, a ligação entre o átomo de
carbono e os átomos de cloro são do tipo iônica.
V - Uma ligação dupla é uma ligação covalente na qual
dois átomos compartilham dois pares de elétrons.
A opção que apresenta as afirmativas corretas é:
a) II, III e V.
b) I, IV e V.
c) I, II e III.
d) I e IV.
e) I, II e V.
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Química
Ocorre uma deformação momentânea das nuvens
eletrônicas, quando da aproximidade dessas moléculas,
ocAsionando assim, pólos positivos e negativos. A
deformação é conhecida por dispersão de London.
Exemplos: H2, O2, F2, Cl2, CO2, CH4, C2H6, etc.
2)
DIPOLO
PERMANENTE
–
DIPOLO
OU
DIPOLO
As forças de dipolo-dipolo são características de
moléculas polares.
É a mesma interação, que ocorre entre os íons
+
Na e Cl no retículo cristalino do NaCl (ligação iônica),
porém com menor intensidade.
LIGAÇÃO METÁLICA
Exemplo: HCl, HBr, H2S, CO, HCCl3, SO2, etc.
3) PONTES DE HIDROGÊNIO OU LIGAÇÃO DE
HIDROGÊNIO
Trata-se de um exemplo extremo de dipolo-dipolo.
É a interação inter-molecular
Mais intensa e ocorre em moléculas que
apresentam átomos de hidrogênio ligados a átomos de
flúor, oxigênio e nitrogênio, os quais são altamente
eletronegativos, originando dipolos muito acentuados.
Essas ligações são caracterizadas pela força de
atração entre os elétrons livres e os cátions, as quais
determinam a forma rígida e cristalina dos metais. Os
metais apresentam baixo potencial de ionização. Com
isso, eles “seguram” fracamente os elétrons da camada
de valência. Devido a isso, esses elétrons conseguem se
deslocar livremente em todas as direções em um pedaço
de metal.
A essa movimentação contínua e rápida desses
elétrons livres, podemos estabelecer uma analogia, e
chamá-la de “mar de elétrons”, onde os íons positivos
estão mergulhados. Pelo fato de os elétrons de valência
dos metais se deslocarem livremente, são chamados
elétrons deslocalizados.
Exemplo:
PROPRIEDADES DOS METAIS
Nas condições ambientes, com exceção do
mercúrio (Hg), que é líquido. Os metais apresentam as
seguintes propriedades:
x Apresentam densidade elevada.
x São sólidos.
x Apresentam pontos de fusão e ebulição
elevados.
x Possuem condutividade térmica e elétrica.
x Apresentam alta eletropositividade.
x Possuem baixa energia de ionização.
x Apresentam maleabilidade e ductibilidade.
Exemplos:
Aço: liga de Fe e C
Fusível: liga de Bi, Pb, Sn e Cd
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Ouro: liga de Au, Ag e Cu
Aço inox: liga de Fe, C, Cr e Ni
Latão: liga de Cu e Zn
Bronze: liga de Cu e Sn
Amalgama: liga de Hg, Sn e Ag
Outras.
EXERCÍCIOS
01) ( PUC-PR) – Sobre o composto abaixo, é correto
afirmar que:
a)as ligações C – H são mais polares que a ligação O –
H.
b)todas as ligações C – H são apolares.
c)sua solubilidade em água é maior no n-hexano que na
água.
d)é um composto molecular polar.
e)o estado de oxidação do carbono é + 3.
02) (UFSM-RS) – Analise as seguintes afirmativas:
I) HClO3 possui duas ligações covalentes normais e duas
ligações dativas.
II) H3PO3 apresenta apenas ligações covalentes simples.
III) H2SO4 possui seis ligações covalentes normais e uma
ligação dativa.
Está(ao) correta (s):
a) I apenas
b) II apenas
c) III apenas
d) I e II apenas
e) I e III apenas
03) (UFRS) - O momento dipolar é a medida quantitativa
da polaridade de uma ligação. Em moléculas apolares, a
resultante dos momentos dipolares referentes a todas as
ligações apresenta valor igual a zero. Entre as
substâncias covalentes abaixo:
I) CH4
II) CS2
III) HBr
IV) N2
Quais as que apresentam a resultante do momento
dipolar igual a zero?
a) apenas I e II
b) apenas II e III
c) apenas I, II e III
d) apenas I, II e IV
e) I, II, III e IV
04) (UFPR) - Um elemento metálico M forma um sulfeto
de fórmula M2S3. A fórmula do seu cloreto será:
a) MCl2
b) MCl
c) M2Cl
d) M3Cl
e) MCl3
6
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05) (UEM-PR) – Sabendo-se que o átomo X tem valência
+3 e o átomo Y tem valência -1, então o composto
formado por estes átomos será:
a) XY3
b) XY
c) X3Y
d) X2Y6
e) X3Y8
06) (UFPE) – Os elementos X e Z têm configurações
2
2
6
2
6
2
e 1s2 2s2 2p6 3s2
eletrônicas 1s 2s 2p 3s 3p 4s
5
3p , respectivamente. Quais das afirmativas a seguir são
corretas?
I) Os dois elementos reagirão para formar um sal de
composição X2Z.
II) O elemento X é um metal alcalino.
III) O núcleo do elemento Z tem 17 prótons.
IV) A ligação química entre os dois elementos é apolar.
V) O elemento Z forma a substância simples Z2, gasosa
nas condições ambientes.
a) I, II e IV
b) III e V
c) II, III e V
d) II e V
e) I, II, III, IV e V.
07) (UFPR) – A tabela abaixo mostra dados de alguns
elementos químicos presentes na natureza:
Elemento
Número
Atômico
Massa
Atômica
Alumínio
Ferro
Sódio
Potássio
Magnésio
Hidrogênio
Cloro
Oxigênio
13
26
11
19
12
1
17
8
26,9815
55,8470
22,9898
39,1020
24,3120
1,0079
35,4530
15,9994
% em massa
na Crosta
Terrestre
8,13
5,01
2,85
2,60
2,09
0,13
0,048
46,59
A respeito destes elementos, é correto afirmar que:
01. Os elementos sódio e potássio têm propriedades
químicas semelhantes, devido ao fato de que seus
átomos possuem a mesma configuração eletrônica na
camada mais externa (ns1) e pertencem à mesma família
dos metais alcalinos na tabela periódica.
02. Embora o átomo de hidrogênio apresente
configuração eletrônica 1s1, este elemento não é
considerado metal alcalino.
04. O elemento cloro é representado por Cl2. Seu átomo
possui 17 prótons, 17 elétrons e 18 nêutrons.
08. A distribuição eletrônica do átomo de ferro é 1s2 2s2
6
2
6
10
2
2p 3s 3p 3d 4s . Quando são removidos os dois
elétrons da quarta camada, o átomo de ferro se converte
no cátion Fe+2.
16. Sódio, magnésio e alumínio, representados
respectivamente por Na, Mg e Al, pertencem ao terceiro
período da tabela periódica por apresentarem a camada
M como camada de valência.
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08) (CEFET-PR) Sejam 11X e 15Y. Se eles se
combinarem, o composto resultante terá a seguinte
fórmula:
a) X3Y
b) X2Y
c) XY
d) XY3
e) XY2
09) (UFSC) – Um átomo X da família IIA e outro átomo Y
da família VIIA formarão um composto:
a) iônico de fórmula X2Y
b) molecular de fórmula XY2
c) iônico de fórmula XY2
d)molecular de fórmula X2Y
e) iônico de fórmula XY.
10) (UEL-PR) – “Numa solução aquosa de glicerol as
moléculas de H2O e de CH2OHCH(OH)CH2OH unem-se
através de ligações I (intermoleculares), enquanto que
nas moléculas dessas substâncias os átomos se unem
por ligações II (intramoleculares).” Completa-se o texto
preenchendo-se as lacunas I e II, respectivamente, com:
a) por pontes de hidrogênio e covalente
b) covalentes e por pontes de hidrogênio
c) covalentes e iônicas
d) iônicas e covalentes
e) por pontes de hidrogênio e iônicas.
11) (PUC-PR) – O dióxido de carbono, presente na
atmosfera e nos extintores de incêndio, apresenta
ligação entre seus átomos do tipo __________________
e suas moléculas estão unidas por _____________.
a) covalente apolar; atração dipolo-dipolo
b) covalente polar; pontes de hidrogênio
c) covalente polar; forças de Van der Waals
d) covalente polar; atração dipolo-dipolo
e) covalente apolar; forças de Van der Waals.
12) (CEFET-PR) – Analise as afirmações a seguir:
x O metal X é leve. Sofre pouca corrosão e é bastante
utilizado na construção civil (portões, esquadrias) e na
fabricação de aeronaves (ligas leves).
x O metal Y forma com o estanho uma liga denominada
bronze, muito utilizada na fabricação de monumentos.
x O metal Z, de elevado ponto de fusão, é
freqüentemente utilizado em filamentos de lâmpadas
incandescentes.
Química
04. uma ligação covalentes 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 CaCl2, eles tornam-se estáveis, mas
perdem sua neutralidade elétrica.
16. as variedades alotrópicas oxigênio (O2) e ozônio (O3)
apresentam, respectivamente, uma ligação covalente
dupla e uma ligação covalente tripla.
14) (UFPR) – Uma pessoa com as mãos sujas de doce
lava-as com água, enquanto outra, que sujou com graxa,
limpa-se com gasolina. É correto afirmar que:
01. a limpeza deveria ser feita ao contrário, isto é, o doce
com gasolina e a graxa com água.
02. a limpeza acontece porque há interação
(solubilização) da sujeira com o líquido de lavagem.
04.tanto a graxa como a gasolina são consideradas
apolares.
08. supondo que o doce seja constituído principalmente
pela sacarose, a solubilização se dá através de
associação por pontes de hidrogênio com a água.
16. tanto o doce quanto a água são apolares, por isso se
misturam, possibilitando a limpeza.
15. (UFPR) – Se forem misturados cloreto de sódio,
água, gasolina e n-hexano, é correto afirmar:
01. será formada uma mistura homogênea.
02. a mistura terá duas fases, sendo uma delas
constituída pela gasolina e o n-hexano.
04. o n-hexano, um composto apolar, não se dissolverá
na água por ser esta um composto polar.
08. o cloreto de sódio, ao dissolver-se na água, formará
uma solução iônica.
16. a gasolina não irá se misturar aos demais compostos.
NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX)
É o número que mede a carga real (ligação iônica)
ou carga parcial (ligação covalente) de uma espécie
química.
Essa
transferência
de
elétrons
recebem
denominações específicas:
x OXIDAÇÃO é a perda de elétrons.
x REDUÇÃO é o ganho de elétrons.
REGRAS DE NOX
Tais metais são, na ordem:
a) estanho, cromo, platina
b) zinco, tungstênio, chumbo
c) cobre, estanho, ouro
d) alumínio, cobre, tungstênio
e) estanho, alumínio, cobre.
13) (UEPG) – Sobre as características das ligações e
dos compostos formados a partir delas, assinale o que
for correto.
01. em condições padrões ambientais (25ºC 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 (NaCl) é um composto iônico.
Atualizada
em
22/7/2011
Elementos com nox fixo em seus compostos
metais alcalinos, H e Ag
nox = (+1)
metais alcalino-terroso, Zn e Cd nox = (+2)
Al, Bi e B
nox = (+3)
Substâncias simples
nox = zero
Substâncias compostas nox = zero
Íons simple
nox = carga
Íons compostos nox = carga
Halogênios nox = -1 (exceto quando ligados ao
oxigênio)
Oxigênio (-2)
Oxigênio nos Peróxidos (-1)
Oxigênio nos superóxidos (-1/2 )
Oxigênio nos Fluoretos (+1 ou +2)
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x O oxigênio é o mais eletronegativo de todos os
elementos, exceto o flúor. O oxigênio tem nox negativo
em todos os seus compostos, exceto quando ligado ao
flúor.
Na grande maioria de seus compostos, o
oxigênio tem nox = -2. Nos peróxidos (grupo -O-O-) o
oxigênio tem nox = -1 e nos superóxidos tem nox= - ½ .
x O hidrogênio é menos eletronegativo que todos
os não-metais e semimetais; por isso, quando ligado a
esses elementos, tem nox positivo e sempre igual a +1.
x O hidrogênio é mais eletronegativo que os
metais; por isso, quando ligado a esses elementos, tem
nox negativo e sempre igual a -1.
A soma dos nox de todos os átomos de:
x uma molécula é igual a zero.
x um íon composto é igual à carga do íon.
x O nox de qualquer elemento sob forma de
substância simples é igual a zero.
x O nox máximo de um elemento é igual ao
número do grupo onde está o elemento na Tabela
Periódica, com exceção dos elementos do Grupo VIII B.
Nox e valência
O nox de um elemento na forma de um íon
monoatômico é igual à sua eletrovalência. O nox de um
elemento na forma de molécula ou de íon composto não
é obrigatoriamente igual à sua valência. A valência,
nesses casos, é dada pelo número de ligações
covalentes e dativas. Cada ligação covalente conta como
uma unidade de valência, e cada ligação dativa, como
duas unidades de valência.
EXERCÍCIOS
01) (CESGRANRIO) – Dado o grupo de compostos
clorados apresentados a seguir, os números de oxidação
do cloro são, respectivamente:
KClO4, Mg(ClO3)2, NaClO, AlCl3, Cl2
a) +7, + 6, + 2, + 1, 0
b) +7, +5, +1, -1, 0
c) +7, +5, -1, -1, 0
d) +5, +3, +1, -3, 0
e) +3, -3, +1, -1, 0
02) (UEL- PR) – Nas substâncias CCl4, HCOH e HCOOH
os números de oxidação do carbono são,
respectivamente:
a) -4, zero e – 4
b) +4, zero e +2
c) -3, +2 e -2
d) zero, zero e +1
e) +3, -2 e +2.
03) (UFRS-RS) – O carbono, nos compostos gás
carbônico (CO2), metano (CH4) e metanol (H2CO), tem
número de oxidação:
a) sempre +4
b) -2, +4 e +2
c) -3, +2 e -2
d) zero, zero e +1
e) +3, -2 e +2
Química
04) (MACKENZIE-SP) – O número de oxidação do P, N,
O, Mn, marcados nas substâncias abaixo, é,
respectivamente:
Ca3(PO4)2; Zn(NO2)2; H2O2; KMnO4
a) +3, +6, -2, -2
b) +4, +1, 0, +6
c) +5, +3, -1, +7
d) +5, +2, -1, +3
e) +10, +6, -2, +2
05) UFRS-RS) – Dadas as fórmulas das substâncias
P2O5, H4P2O7, P4, Ca3(PO4)2 e Na2HPO3, quais são os
respectivos números de oxidação do fósforo nas
substâncias dadas?
a) 0, +5, 0, +6 e +3
b) +5, +5, 0, +5 e +3
c) +5, +10, +4, -5 e +4
d) +5, +10, 0, +5 e +3
e) -5, -5, 0, -5 e -3
FUNÇÕES INORGÂNICAS
Denomina-se Funções Inorgânicas, o conjunto de
substâncias que possuem propriedades químicas
semelhantes.
Os principais grupos são: ácidos, bases, sais e
óxidos.
CONCEITO ÁCIDO – BASE SEGUNDO:
ARRHENIUS, BRÖNSTED - LOWRY e LEWIS
Foram várias as personalidades que se
destacaram pelas suas investigações e hipóteses
formuladas no estudo da reação ácido-base (evolução
histórica do conceito ácido- base).
No entanto, as teorias que desempenharam papel
mais importante no desenvolvimento destes conceitos
foram as de Arrenhius, Bronsted e Lewis.
ARRHENIUS – TEORIA IÔNICA
Arrenhius admitiu a existência de íons em
soluções aquosas de sais e que esses íons conferiam a
estas soluções a capacidade de conduzir a corrente
elétrica. Surgiu assim o conceito de eletrólito como sendo
uma solução aquosa capaz de conduzir corrente elétrica.
Segundo este cientista os ácidos dissociavam-se com
formação de íons H+ e as bases “dissociavam-se” com a
formação de OH . Esta teoria ficou conhecida como a
teoria iônica.
A teoria de Arrenhius, apesar de revolucionária na
altura, dado que admitia a existência de íons em
soluções aquosas, era somente aplicável a estas e era,
portanto, bastante limitada.
BRÖNSTED- LOWRY: TEORIA PROTÔNICA
A teoria iônica tal como Arrenhius a formulou não
permitia explicar a existência de reações ácido-base que
não ocorressem em solução aquosa. Lowry e Brönsted
desenvolveram, independentemente, uma teoria segunda
a qual uma reação ácido-base é um processo de
transferência de um prótons de uma espécie química
(ácido) para outra (base). Por exemplo:
+
HCl + NH3 NH4 + Cl
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em
22/7/2011
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Nesta reação o ácido (espécie que cede prótons o HCl) transfere um próton para a base (espécie que
aceita prótons - NH3). Note-se que, ao ceder um próton a
espécie HCl se converte em Cl , sendo esta nova espécie
capaz de aceitar um próton, regenerando a espécie
original, ou seja, de acordo com esta definição a espécie
Cl- é uma base.
De forma geral pode dizer-se que quando um
ácido cede um próton converte-se numa base e viceversa, surgindo assim o conceito de par ácido-base
conjugada.
A espécie HCl é um ácido e a correspondente
base conjugada é o Cl , assim como a espécie NH3 é
+
uma base, sendo a espécie NH4 o respectivo ácido
conjugado.
Conclusão:
A definição de ácido de Bronsted-Lowry contém a
definição de Arrenhius, não sendo verdade o reverso.
LEWIS – TEORIA ELETRÔNICA
A teoria de Bronsted e Lowry não conseguia ainda
explicar o comportamento ácido-base de muitas
espécies, dado que limitava o conceito a espécies
capazes de dar ou aceitar prótons. Como existem muitas
espécies que, não contendo prótons na sua composição,
ainda assim apresentam comportamento ácido, foi
necessário arranjar outra teoria.
Assim, surge em 1923 Gilbert Newton Lewis com
a teoria eletrônica. Esta teoria permite explicar as
propriedade básicas de certas substâncias, tais como
K2O e CaO quando dissolvidas em água, bem como as
propriedades ácidas das soluções aquosas de CO2 e de
SO2.
Para isso, esta teoria baseia-se no conceito de
ácido como espécie química aceitadora de pares de
elétrons e base como uma espécie química doadora de
pares de elétrons.
Isto só é possível para uma espécie química que
possua um par de elétrons disponível (caso de uma
base) ou uma orbital vazia capaz de aceitar um par de
elétrons (caso de um ácido) e estende o conceito de
ácido e base para além das espécies capazes de dar ou
receber prótons.
Observe a reação de dissociação do HCl em meio
aquoso.
Brønsted- Qualquer
Lowry
solvente
Lewis
Nesta reação, o HCl é um ácido de BrönstedLowry por doar próton e a água é uma base por receber
próton. O HCl também é um ácido de Lewis pois seu
próton se ligou a um par eletrônico disponível na
molécula de água. A água é uma base de Lewis, pois
+
do HCl.
forneceu par de elétrons ao H
O primeiro cientista a estudar os ácidos foi o
químico sueco August Svante Arrhenius. Este trabalho
lhe rendeu o Prêmio Nobel de química em 1903.
PROPRIEDADES DOS ÁCIDOS
x
x
x
x
aquosa
x
Arrhenius
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22/7/2011
Água
apresentam sabor azedo
hidrogênio na molécula
tornam róseo o papel de tornassol azul
conduzem eletricidade quando em solução
neutralizam as bases.
Segundo Arrhenius, a definição de ácido é dada
por:
ÁCIDO: é toda substância que, em solução
aquosa, sofre ionização, liberando como único cátion o
H+ ou H3O+.
Ionização dos Ácidos
A ionização de um ácido é a reação desse com a
molécula de água. Para ácidos com mais de 1 hidrogênio
ionizável, a ionização ocorre em etapas.
Exemplo:
HCl + H2O
H2SO4 + H2O
H+ + Cl2H+ + SO4-2
CLASSIFICAÇÃO DOS ÁCIDOS
1) Quanto a presença de Oxigênio
Exemplo: HCl, HCN, HBr, H2S e etc.
1.2) OXIÁCIDOS: ácidos cuja molécula contém o
oxigênio
Exemplo: H2SO4, H3PO4, HNO3 e etc.
+
(H )
Ácido
Receptor
Doadora de um par
de um par
de elétrons
de elétrons
ÁCIDOS
Conclusão:
composto
de
hidrogênio
que se
dissocia
em água
para dar
íons H+.
Composto que
aceita prótons.
1.1) HIDRÁCIDOS: o oxigênio não faz parte da
estrutura molecular.
+
HCl + H2O <=> Cl + H3O
Solvente
Não está
limitado
Composto
que
fornece
prótons
2) Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis
Base
2.1) Monoácidos – apresentam um hidrogênio
ionizável. Exemplos: HCl, HBr, HNO3 e etc.
composto de
hidróxido que se
dissocia em água
formando íons
hidróxido.
2.2) Diácidos – apresentam um hidrogênio
ionizável. Exemplos: H2S, H2SO4 e etc.
2.3) Triácidos – apresentam um hidrogênio
ionizável. Exemplos: H3PO4, H3BO3 e etc.
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2.4) Tetrácidos – apresentam um hidrogênio
ionizável. Exemplos: H4SiO4, H4P2O7 e etc.
BASES OU HIDRÓXIDOS
3) Quanto à volatilidade:
PROPRIEDADES DAS BASES
3.1) Voláteis – possuem baixo ponto de ebulição
(HCl, H 2S, HCN, HNO3 e etc.)
2SO4,
3.2) Fixos – possuem alto ponto de ebulição (H
H 3PO4, H 3BO3)
x Apresentam hidroxila (OH-) na molécula
x Sabor cáustico ou adstringente
x Conduzem eletricidade quando em solução
aquosa ou quando fundidas
x Neutralizam os ácidos
4) Quanto a força
Segundo Arrhenius, temos:
4.1) HIDRÁCIDOS (HxE)
Fortes: HCl, HBr e HI
Moderado: HF
Fracos: os demais – H2S, HCN e outros
BASE:
é toda substância que, em solução
aquosa, sofre dissociação, liberando como único tipo de
ânion o OH-.
DISSOCIAÇÃO DAS BASES
4.2) OXIÁCIDOS (HxEOy)
+
NaOH + H2O
Ca(OH)2 + H2O
y – x = 0 fraco
y – x = 1 moderado
y – x = 2 forte
y – x = 3 muito forte
-
Na + OH
+2
Ca
+ OH
CLASSIFICAÇÃO DAS BASES
1) Quanto a solubilidade em H2O
NOMENCLATURA DOS ÁCIDOS
1) HIDRÁCIDOS
1.1) Solúveis: as bases dos metais alcalinos (IA)
e NH4+
Exemplos: NaOH, NH4OH, KOH, LiOH, etc
1.2) Pouco Solúveis: metais alcalino – terrosos
(IIA)
Exemplos:
Exemplos: Ba(OH)2, Ca(OH)2, Ra(OH)2 e etc.
HCl ácido clorÍDRICO
HF ácido fluorÍDRICO
H2S ácido sulfÍDRICO
HCN ácido cianÍDRICO
1.3) Insolúveis: as demais
Exemplos: Al(OH)3, Fe(OH)3, Cu(OH)2, Pt(OH)4,
etc.
2) Quanto a força
2) OXIÁCIDOS
Para dar nome a um oxiácido, primeiramente
determina-se o nox do elemento
Central, assim temos:
Nox
+7
+6; + 5
+4; + 3
+1
ácido
ácido
ácido
ácido
Prefixo e sufixo
PER ________ICO
________ICO
______OSO
HIPO_______OSO
2.1) Fortes: são as bases das famílias IA e IIA.
Exemplos: LiOH, KOH, NaOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2,
Sr(OH)2, etc.
+
2.2) Fracas: NH4 e outros metais
exemplos: Zn(OH)2, NH4OH, Cu(OH)2, Al(OH)3,
etc.
-
3) Quanto ao número de hidroxilas (OH )
presentes na molécula
Exemplos
HClO4
HBrO3
3.1) monobase: 1 OH , NaOH, KOH, etc
3.2) dibase: 2 OH- , Ba(OH)2, Fe(OH)2, etc
H2SO4
3.3) tribase: 3 OH , Cr(OH)3, Al(OH)3, etc
3.4) tetrabase: 4 OH- , Pb(OH)4, Sn(OH)4, etc
HIO
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PRINCIPAIS INDICADORES ÁCIDO – BASE
Intervalo de viragem Mudança de cor de
em unidades de pH
ácido para base
Alaranjado de
Vermelho para
3,1 a 4,6
metila
amarelo alaranjado
Verde de
3,8 a 5,4
Amarelo para azul
bromocresol
Vermelho de
Vermelho para
4,2 a 6,3
metila
amarelo
Azul de
6,0 a 7,6
Amarelo para azul
bromotimol
Vermelho de
Amarelo para
6,6 a 8,6
fenol
vermelho
Incolor para
Fenolftaleína
8,0 a 9,8
vermelho
Indicador
Química
02) Nas duas reações abaixo (1 e 2), segundo a
classificação de Brönsted-Lowry, a água é considerada
em cada caso, respectivamente:
1. H2O + NH3 = NH4+ + OH+
22. H2O + HSO4 = H3O + SO4
a) base e ácido
b) ácido e ácido
c) base e óxido
d) ácido e base
e) óxido e hidreto
03) A redução da acidez de solos, impróprios para
algumas culturas, pode ser feita tratando-os com:
a) gesso (CaSO4·½H2O).
b) salitre (NaNO3).
c) calcário (CaCO3).
d) sal marinho (NaCl).
e) sílica (SiO2)
NOMENCLATURA
04) São conhecidos os seguintes equilíbrios em meio
aquoso:
1) Metais com nox fixo
+
IA, IIA, Al, Zn, Cd, Ag e NH4 (não é metal mais
apresenta nox fixo)
HIDRÓXIDO de nome do cátion
O meio resultante terá características ácidas nos casos:
a) I e II
b) I e IV
c) II eIII
d) II e IV
e) III e IV
Exemplos:
NaOH hidróxido de sódio
Ca(OH)2 hidróxido de cálcio
Al(OH)3 hidróxido de alumínio
2) Metal com nox variável
Elemento
Cobre
Mercúrio
Ouro
Ferro
Cobalto
Níquel
Cromo
Estanho
Chumbo
Manganês
+1
Cu+1
+2
Hg2
+
Au
+2
Cu+2
Hg+2
+2
Fe
Co+2
+2
Ni
Cr+2
Sn+2
Pb+2
Mn+2
+3
+4
Au+3
+3
Fé
Co+3
+3
Ni
Cr+3
Sn+4
Pb+4
Mn+4
HIDRÓXIDO de nome do cátion Nox
OU
HIDRÓXIDO nome do cátion ICO (nox maior)
OSO (nox menor)
EXERCÍCIOS
01) (UEPG) – Alguns elementos metálicos, ao formarem
ligações iônica, o fazem com cargas variáveis. É o caso
+
+2
+2
+3
do cobre (Cu , Cu ) e do ferro (Fe , Fe ), 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)2, FeOH
b) CuOH, Fe(OH)2
c) CuOH, Fe(OH)3
d) CuOH, Fe(OH)3
e) Cu(OH)2, Fe(OH)2
Atualizada
em
22/7/2011
05) (UEPG) – Com relação às propriedades das bases
de Arrhenius, é incorreto afirmar:
a)o hidróxido de amônio é uma base não-metálica,
bastante solúvel em água.
b)os metais alcalinos formam monobases com alto grau
de ionização.
c)as bases formadas pelos metais alcalino-terrosos são
fracas, visto que são moleculares por sua própria
natureza.
d)os hidróxidos dos metais alcalino-terrosos são pouco
solúveis em água
e)uma base é tanto mais forte quanto maior for seu grau
de ionização
(FUVEST-SP) – Nas condições ambientais, pastilhas de
hidróxido de sódio, expostas ao ar durante várias horas,
transformando-se em um líquido claro. Esse fenômeno
ocorre porque o hidróxido de sódio:
absorve água da atmosfera
reage com o oxigênio do ar
combina-se com o hidrogênio do ar
reage com o nitrogênio do ar
produz água ao decompor-se
07) (UEPI) - O sangue de diabo é um líquido vermelho
que logo se descora ao ser aspergido sobre um tecido
branco. Para prepará-lo, adiciona-se NH4OH em água,
contendo algumas gotas de fenolftaleína. A cor
desaparece porque:
a)o tecido branco reage com a solução formando o ácido
amoníaco
b)a fenolftaleína evapora
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c)a fenolftaleína reage rapidamente com o NH4OH
d)o NH3 logo evapora
e)a solução é assim denominada devido à sua alta
viscosidade
08) (PUC-PR) – Urtiga é o nome genérico dado a
diversas plantas da família das urticáceas, cujas folhas
são cobertas de pêlos finos, os quais liberam o ácido
fórmico (H2CO2) que, em contato com a pele, produz
uma irritação. Dos produtos de uso doméstico a seguir, o
que você utilizaria para diminuir essa irritação é:
a) vinagre
b) sal de cozinha
c) óleo
d) coalhada
e) leite de magnésia
09) (UFF – RJ) – Associe os compostos com a respectiva
utilização, numerando adequadamente os parênteses:
1. ácido acético
2. ácido acetil salicílico
3. ácido ascórbico
4. ácido clorídrico
5. ácido sulfúrico
(
(
(
(
(
SAIS
Composto resultante da neutralização de um ácido
por uma base, com eliminação de água. É formado por
um cátion proveniente de uma base e um ânion
proveniente de um ácido.
NEUTRALIZAÇÃO
OU
1) Reação da salificação com neutralização
total do ácido e da base
Todos os hidrogênios ionizáveis do ácido e todos
os OH da base são neutralizados. Nessa reação, formase um sal normal. Esse sal não tem H ionizável nem OH-.
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H2CO3 + NaOH
NaHCO3 + H2O
3) Reação de salificação com neutralização parcial
da base
Nessa reação, forma-se um hidróxi sal, que
apresenta o ânion OH- ao lado do ânion do ácido.
Exemplo:
HBr + Ca(OH)2
Ca(OH)Br + H2O
Nomenclatura
ÂNION
ETO
ATO
ITO
CuCl2 cloreto de cobre II
NaCl cloreto de sódio
K2SO4 sulfato de potássio
NaClO hipoclorito de sódio
Classificação
Os sais podem ser classificados em:
· al normal (sal neutro, na nomenclatura antiga),
· hidrogênio sal (sal ácido, na nomenclatura
antiga) e
· hidróxi sal (sal básico, na nomenclatura antiga).
Sais mais comuns na química do cotidiano
Sal de Arrhenius
12
Nessa reação, forma-se um hidrogênio sal, cujo
ânion contém hidrogênio ionizável.
Exemplo:
Exemplos;
10) (UEL-PR) – A Teoria de Arrhenius define ácidos e
bases como substâncias que, em solução aquosa,
liberam, respectivamente:
a) hidrogênio atômico e ânion hidróxido
b) hidrogênio molecular e cátion hidróxido
c) cátion hidrogênio e ânion hidróxido
d) ânion hidrogênio e elétrons
e) próton e elétron
ÁCIDO + BASE
NaCl + H2O
Na2SO4 + H2O
2) Reação de salificação com neutralização
parcial do ácido
ÁCIDO
ÍDRICO
ICO
OSO
A associação seqüencial correta é:
a) 4,2,1,3,5
b) 2,1,3,5,4
c) 4,1,2,3,5
d) 2,1,3,5,4
e) 2,3,4,1,5
DE
HCl + NaOH
H2SO4 + KOH
nome do ânion + de + nome do cátion
) aspirina
)vitamina C
)ácido muriático
)vinagre
)ácido de bateria
REAÇÕES
SALIFICAÇÃO
Exemplo:
SAL + H2O
· 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)
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· O produto comercial (impuro) é vendido no
comércio com o nome de barrilha ou soda.
· Fabricação do vidro comum (maior aplicação):
Barrilha + calcáreo + areia vidro comum
· Fabricação de sabões.
· Bicarbonato de sódio (NaHCO3)
· Antiácido estomacal. Neutraliza o excesso de
HCl
do
suco
gástrico.
NaHCO3 + HCl 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
efervescência:
NaHCO3 + H+ Na+ + H2O + CO2
· Fabricação de fermento químico. O crescimento
da massa (bolos, bolachas, etc) é devido à liberação do
CO2 do NaHCO3.
· Fabricação de extintores de incêndio (extintores
de espuma). No extintor há NaHCO3 (s) e H2SO4 em
compartimentos separados. Quando o extintor é
acionado, o NaHCO3 mistura-se com o H2SO4, com o
qual reage produzindo uma espuma, com liberação de
CO2. Estes extintores não podem ser usados para
apagar o fogo em instalações elétricas porque a espuma
é eletrolítica (conduz corrente elétrica).
· 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.
· Fabricação de CO2 e cal viva (CaO), a partir da
qual
se
obtém
cal
hidratada
(Ca(OH)2):
CaCO3
CaO
+
CO2
CaO + H2O Ca(OH)2
· Fabricação do vidro comum.
· Fabricação
do
cimento
Portland:
Calcáreo + argila + areia 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.
EXERCÍCIOS
Escreva as reações de neutralização e dê os nomes aos
sais formados:
ÓXIDOS
Composto binário de oxigênio com outro elemento
menos eletronegativo.
FÓRMULA GERAL
ExOy
E elemento químico
x nox do oxigênio
O oxigênio
y nox do elemento químico
CLASSIFICAÇÃO DOS ÓXIDOS
1) ÓXIDOS ÁCIDOS OU ANIDRIDOS
Um óxido é considerado ÁCIDO, quando ao reagir
com a água forma um ácido. Basicamente, estes óxidos
são formados por ametais, tais como:
C, Si, N, P, S, Cl, Br, I
Exemplos:
CO2 dióxido de carbono
SO2 dióxido de enxofre
SO3 trióxido de enxofre
Cl2O7 heptóxido de dicloro
P2O5 pentóxido de difósforo
2) ÓXIDOS BÁSICOS
Para que um óxido seja considerado básico, deve
em presença de H2O, formar uma BASE. Estes óxidos
são formados principalmente por metais alcalinos e
alcalino-terrosos.
Exemplo:
Na2O óxido de sódio
BaO óxido de bário
CaO óxido de cálcio
K2O óxido de potássio
ÓXIDOS ANFÓTEROS
Os óxidos anfóteros são assim chamados pois,
comportam-se tanto como óxido
Ácidos quanto como óxidos básicos. Os óxidos
anfóteros mais importantes são : Al2O3, ZnO e As2O3
ÓXIDOS DUPLOS OU MISTOS
Estes óxidos são formados por dois outros óxidos
do mesmo elemento.
Exemplos:
HBr + NaOH
HI + KOH
Fe3O4, Pb3O4, Mn3O4, etc
H2SO4 + Ca(OH)2
HMnO4 + NaOH
Atualizada
em
22/7/2011
ÓXIDOS NEUTROS OU INDIFERENTES
Estes óxidos são considerados neutros, pois, não
reagem em presença de água,
Ácido ou base. Os principais óxidos neutros são:
CO, NO, N2O e H2O.
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A apostila é de uso exclusivo de alunos matriculados na turma e não pode ser vendida separadamente ou copiada por terceiros.
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PERÓXIDOS
Denomina-se peróxido, a todo óxido que possui o
oxigênio com nox = -1 e o
Grupo (O – O), chamado de peroxigrupo.
Exemplo:
H2O2 peróxido de hidrogênio
Na2O2 peróxido de sódio
CaO2 peróxido de cálcio
MgO2 peróxido de magnésio
EXERCÍCIOS
Química
04) (UFPR) – Analisando a configuração eletrônica de
um elemento químico e a sua posição na tabela
periódica, é correto afirmar que:
01. um elemento de número atômico 35 pertence ao
grupo 7 A da tabela periódica
02. se um elemento tem número atômico 33, ele
pertence ao mesmo grupo do oxigênio (Z = 8)
04. é mais provável encontrar elementos de maior valor
relativo para a 1ª. Energia de ionização à esquerda de
um período na tabela periódica.
08. se X é um elemento hipotético de número atômico 35
e T um elemento hipotético de número atômico 37, os
compostos XOH e TOH são, respectivamente, um ácido
e uma base de Arrhenius (O = oxigênio; H = hidrogênio).
(PUC-PR) – Complete as reações:
CaO + H2O SO3 + H2O CO2 + H2O
K2O + H2O
MgO + H2O
Sobre elas é correto afirmar que:
os produtos das reações II, IV e V são sais;
o produto da reação II é o ácido sulfuroso;
os produtos das reações I e III pertencem à mesma
função química
a reação IV não ocorre;
os produtos das reações I e II são oxiácidos.
(UEM-PR) – Considere os compostos inorgânicos:
Na2SO4
HNO3
Ca(OH)2
Determine a soma das alternativas corretas:
as fórmulas acima representam, respectivamente, sulfato
de sódio, ácido nítrico e hidróxido de cálcio
o composto I em solução aquosa conduz corrente
elétrica.
04. o composto I apresenta ligações iônicas e covalentes
08. o número de oxidação do oxigênio em todos os
compostos é – 2.
16. o composto II é um ácido normal
32. o composto I é um sal derivado do ácido sulfúrico
64. o composto III é uma tribase.
03) (UEPG) – Sobre os compostos abaixo, assinale o
que for correto:
H2SO4; CaCl2; C2H6; NaOH; NH4OH; NaHCO3; HCl; Br2
01. segundo Arrhenius, H2SO4 e HCl são ácidos
em solução aquosa,
02. os compostos C2H6 e Br2 formam soluções
eletrolíticas
04.os sais obtidos de todas as possíveis reações de
neutralização total ácido/base entre esses compostos
são (NH4)2SO4; NH4Cl; Na2SO4; NaCl.
08.a única substância orgânica é C2H6 e Br2 é a única
substância simples.
16. NaHCO3 e CaCl2 são sais resultantes da reação de
neutralização ácido/base. O primeiro deriva de
neutralização parcial e o segundo de neutralização total.
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Atualizada
em
22/7/2011
05) (PUC-RS) – Examinando-se as fórmulas a seguir, I –
NaHCO3 e II – NaOH, pode-se afirmar que representam
substâncias químicas que:
a)são classificadas como puras e compostas
b)apresentam somente ligações covalentes entre seus
átomos
c)apresentam o mesmo tipo de ânion
d)formam soluções moleculares, quando dissolvidas em
água
e)pertencem, respectivamente, às funções químicas
ácido e base.
(UFMG) – Considere os elementos hipotéticos X, Y e Z.
Esses elementos têm números atômicos que aumentam
de duas em duas unidades, na ordem dada. Os átomos
do elemento X formam íons estáveis X-2 e os átomos do
elemento Z formam íons estáveis Z+2. Em relação a
esses elementos e seus íons, calcule a soma das
afirmativas corretas.
o elemento Z poderia formar um óxido básico com o
oxigênio
os íons X-2 e Z+2 teriam o mesmo número de elétrons
que o átomo Y
04.o elemento X formaria um composto com o hidrogênio
de fórmula H2X
08. o composto resultante da combinação de X e Z
teriam a fórmula ZX
16. os elementos X, Y e Z pertenceriam ao mesmo grupo
da tabela periódica.
07) (CEFET-PR) – A reação química entre ácido sulfúrico
e nitrato de chumbo II origina ácido nítrico e o sulfato de
chumbo II. Com relação a estas substâncias, assinale a
alternativa INCORRETA.
a)o ácido sulfúrico é um diácido forte
b)o ácido nítrico apresenta, ao fazermos a sua fórmula
estrutural plana, uma ligação pi( ) entre o oxigênio e
nitrogênio
c)o sulfato de chumbo II é um sal praticamente insolúvel
d)uma solução de nitrato de chumbo II terá carater ácido
e)as fórmulas dos compostos citados são: H2SO4;
Pb(NO3)2; HNO3 e Pb(SO4)2
08) (UEM-PR) – A cal viva, a soda cáustica, o vinagre, o
leite de magnésia e o bicarbonato de sódio são produtos
comerciais usados em nosso cotidiano. Quimicamente
podemos classificá-los, respectivamente, como:
a) óxido, base, ácido, base, sal
b) óxido, sal, base, óxido, sal
c) base, sal, ácido, óxido, sal
d) óxido, base, ácido, óxido, ácido
e) sal, base, ácido, base, sal
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09) (UFRN) – Os óxidos podem ser classificados em
básicos, anidridos, anfóteros, neutros, duplos, peróxidos
e superóxidos. Sobre estas substâncias, é correto
afirmar:
01. o óxido nitroso é um óxido neutro que só reage com
ácidos e bases, mas não reage com a água.
02. a água oxigenada é um peróxido e apresenta em sua
estrutura o grupo peróxi (-O – O -), em que cada oxigênio
tem nox – 2
04. o óxido de ferro é um óxido anfótero, ou seja, pode
ter comportamento de óxido ácido ou básico, conforme a
reação da qual participa.
08. os óxidos de metais alcalino-terrosos são
normalmente compostos iônicos, enquanto os óxidos de
não-metais são, normalmente, compostos moleculares.
16. o dióxido de enxofre reage com a água, produzindo o
ácido sulfuroso
32. os óxidos sempre apresentam metal do lado
esquerdo da fórmula e são sempre compostos iônicos.
10) (UFPR) – Cada afirmativa desta questão está
obedecendo à seqüência de substâncias:
ácido sulfúrico, hidróxido de amônio, nitrato de sódio e
óxido de zinco.
Assinale o que for correto:
as fórmulas correspondentes são: H2SO4, NH4OH,
NaNO3, ZnO
trata-se de: ácido forte, base forte, sal solúvel e óxido
ácido
04. trata-se de: ácido diprotônico ou diácido, base fraca,
sal de baixa solubilidade e óxido anfótero
08. quanto à solubilidade: solúvel, solúvel, insolúvel,
insolúvel.
16. trata-se de: eletrólito forte, base molecular, sal neutro
e óxido básico.
trata-se de ácido forte, base fraca, sal solúvel e óxido
anfótero.
REAÇÕES QUÍMICAS
Balanceamento ou acerto de coeficientes
Consiste em determinar quais coeficientes as
fórmulas das substâncias terão, de modo que para cada
elemento químico, ocorra:
Número de átomos
=
Número de átomos
(REAGENTES) 1º termo
(PRODUTO) 2º termo
TIPOS DE REAÇÕES
1) Síntese ou Adição
A + B -> AB
Duas substâncias ( simples ou compostas) forma
uma substância composta de estrutura mais complexa.
EXEMPLOS:
2Na + Cl2 2NaCl (síntese total)
CaO + H2O Ca(OH)2 ( síntese parcial)
H2O + ½ O2 H2O2 (síntese parcial)
2)Decomposição ou Análise
AB -> A + B
Uma substância composta, submetida à ação de
um agente externo (calor, eletricidade, luz, ...), se
decompõe em outras substâncias de estrutura mais
simples que ela.
Pirólise: decomposição por aquecimento
Exemplos:
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
Fotólise: decomposição pela luz
Exemplo:
2H2O(l) 2 H2O(l) + O(g)
Eletrólise: decomposição por corrente elétrica
Exemplo:
2NaCl(s) 2Na(s) + Cl2(g)
3) Simples Troca ou deslocamento
A reação química que leva uma substância pura
simples a tomar o lugar de um elemento numa
substância composta.
É um processo em que algumas substâncias são
destruídas
(REAGENTES) e formam-se outras
substâncias (PRODUTOS).
Equação química
É a representação gráfica da reação química.
Utilizam-se fórmulas de substâncias e símbolos para
indicar todas as condições em que ocorreu o fenômeno
químico.
Atualizada
em
22/7/2011
1º. Caso: A + BC -> AC + B
exemplos:
Zn + HCl ZnCl2 + H2
H2 + Cu(NO3)2 2HNO3 + Cu
SÉRIE DE REATIVIDADE DOS METAIS
K > Na > Li > Ca > Mg > Al > Zn> Fe > Ni >
Pb > H > Cu > H g > Ag > Pt > Au
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2º.. Caso: A + BC -> BA + C
exemplos:
Química
soluções aquosas de ácido clorídrico e de hidróxido de
sódio
soluções aquosas diluída de ácido sulfúrico e zinco
metálico
Cl2 + NaBr NaCl + Br2
Br2 + KI KBr + I2
(ITA-SP) – Considere a seguinte série ordenada da
escala de nobreza dos metais.
FILA DE REATIVIDADE DOS AMETAIS
Mg > Al > Zn > Fe > H2 > Cu > Ag > Hg
F > O > N > Cl > Br > I > S > C
Com relação à informação acima, qual das seguintes
opções contém a afirmação FALSA?
soluções de ácido clorídrico reagem com mercúrio,
produzindo hidrogênio gasoso
hidrogênio gasoso, sob 1 atm, é capaz de reduzir
soluções de sais de cobre à cobre metálico
soluções de sais de prata reagem com cobre, produzindo
prata metálica
esta escala de nobreza pode ser estabelecida a partir de
reações de deslocamento
esta escala de nobreza não permite prever como as
velocidades de dissolução de Al e Fe por HCl diferem
entre si.
Dupla Troca
AB + CB -> AD + CB
Ocorre entre substâncias compostas que trocam
elementos entre si.
Condições de Ocorrência
É necessário que pelo menos um dos produtos
quando comparado com reagentes, possua no mínimo
uma das seguintes características:
Seja mais fraco (menos ionizado ou dissociado)
Seja mais volátil (passa com facilidade para o
estado gasoso)
Seja menos solúvel (ocorra a formação de um
precipitado)
Exemplos:
Na2S + 2HCl 2NaCl + H2S
MgCl2 + H2SO4 MgSO4 + 2HCl
BaCl2 + K2SO4 BaSO4 + 2KCl
EXERCÍCIOS
(UEL-PR) – Considere os seguintes dados:
Substância
Ag2SO4
Na2SO4
BaCl2
AgCl
BaSO4
Solubilidade em água
Muito solúvel
Muito solúvel
Muito solúvel
Pouco solúvel
Pouco solúvel
Pode-se prever que haverá formação de precipitado
quando forem misturados soluções aquosas de:
cloreto de bário e sulfato de prata
cloreto de bário e sulfato de sódio
sulfato de sódio e sulfato de prata
Dessas afirmativas são corretas apenas:
I
II
III
I e II
II e III
(VUNESP-SP) – Ocorre reação de precipitação quando
se misturam:
soluções aquosas de cloreto de potássio e de hidróxido
de lítio
soluções aquosas de cloreto de potássio e de hidróxido
de sódio
soluções aquosas de cloreto de bário e de sulfato de
potássio
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Atualizada
em
22/7/2011
(FSA-SP) – Uma reação química evidenciada pela
formação de precipitação é a que ocorre quando:
um comprimido efervescente é jogado em água
gás carbônico é borbulhado em água de cal
ácido clorídrico é adicionado a uma solução concentrada
de soda cáustica
uma peça de ouro 18 quilates é mergulhada em água
fenolftaleína é adicionada em detergente com amoníaco.
(UEPG) – O cloro é largamente usado como antisséptico
na purificação da água para consumo, ou nas piscinas,
onde habitualmente é aplicado na forma de hipoclorito de
sódio. Podemos testar a presença de cloro na água
utilizando o iodeto de potássio. Sobre esta reação é
correto afirmar:
trata-se de uma reação de síntese, onde o produto obtido
é o cloreto de potássio
a ação do cloro sobre o KI indica que o cloro apresenta
maior reatividade que o iodo, e tem a capacidade de
substituí-lo em seus compostos
o cloreto de potássio formado é um sal insolúvel em
água, e portanto precipita
haverá formação de substância simples I2, comprovando
ser uma reação de análise ou decomposição
é uma reação de dupla troca.
(UEL-PR) – Qual dos sais abaixo indicados originou-se
da neutralização parcial de um diácido?
K2HPO4
NaH2PO2
NH4H2PO3
Li2HPO3
Na2HBO3
(PUC-PR) – Quando um óxido básico reage com óxido
ácido produz:
um ácido e uma base
um ácido, uma base e água
um sal
uma base e água
água
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