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Recuperação Final de Química
CMB/2016
Conclusões:
A maior parte das partículas alfa atravessa a lâmina,
seguindo uma trajetória retilínea, e algumas
partículas sofriam um desvio. Descobriu-se também
que algumas voltavam como que sofrendo uma
reflexão.
Modelos Atômicos
Principais Modelos Atômicos
DALTON, John, 1808, propôs a seguinte teoria:
RUTHERFORD concluiu que:
Átomo é formado por uma
região central (núcleo
atômico), onde estariam as
partículas positivas (próton) e
uma região externa
(eletrosfera), onde estariam as
partículas negativas (elétrons).
• Átomo é uma esfera maciça,
extremamente
pequena,
indivisível,
indestrutível
e
intransformável.
• Elemento químico é formado por
átomos com mesmas propriedades
(tamanho, massa e forma).
• Compostos são formados pela união de átomos.
• Reação química é a união e separação de átomos.
Descoberta do Nêutron
No núcleo do átomo deveriam existir mais do
que uma carga positiva (próton). Entretanto, isso
comprometeria a estabilidade do núcleo, pois entre
os prótons existiria repulsão, o
que provocaria a desintegração
do núcleo.
Rutherford passou a admitir a
existência de partículas sem
carga elétrica e com massa
semelhante à dos prótons, que
teriam a finalidade de diminuir
a repulsão entre eles.
Em 1874, Stoney admitiu que a eletricidade estava
associada aos átomos em quantidades discretas e, em
1891, deu o nome de elétron para a unidade de
carga elétrica negativa.
Os cientistas Geissler e Crookes desenvolveram
dispositivos denominados tubos de raios catódicos.
THOMSON, no final do século XIX concluiu que as
partículas negativas deveriam fazer parte dos átomos
componentes da matéria, sendo denominados
elétrons, propondo um novo modelo científico para o
átomo (1897):
Núcleo: prótons (p) e nêutrons (n)
Eletrosfera: elétrons (e)
“Átomo é uma esfera maciça e positiva com as cargas
negativas distribuídas, ao acaso, na esfera. A
quantidade de cargas positiva e negativa seria iguais,
com isso o átomo seria eletricamente neutro.”
Íons
Os átomos podem perder ou ganhar elétrons,
originando novos sistemas, carregados eletricamente:
os íons.
Nos íons, o número de prótons difere do número de
elétrons.
Este modelo ficou conhecido como "pudim de passas".
RUTHERFORD
Experiência de Rutherford:
Rutherford
usou
partículas
alfa
(carregadas
positivamente) para bombardear lâminas de ouro
bem finas. As partículas alfa são invisíveis, mas elas
podem ser detectadas, pois produzem um clarão
quando colidem em anteparo coberto de sulfeto de
zinco.
Os átomos, ao ganharem elétrons, originam íons
negativos, os ânions e, ao perderem elétrons,
originam íons positivos, os cátions.
BOHR
Em 1911, Ernest Rutherford, baseando-se na
experiência do espalhamento de partículas alfa por
uma fina lâmina de ouro, propôs um modelo
planetário para o átomo.
Este modelo foi combatido na época, pois a
Física sabia que uma partícula carregada, quando em
movimento acelerado, libera
energia.
O elétron, sendo
uma partícula com carga
negativa girando ao redor do
núcleo,
deveria
perder
energia e acabaria por cair
no núcleo.
Niels Böhr, resolveu a
questão. Ele propôs um
modelo atômico em que aplicava conceitos de Teoria
Quântica, mostrando que a Mecânica de Newton não
era conveniente para o estudo do comportamento de
-1-
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elétrons. O modelo de Bohr aproveitava algumas
ideias do átomo planetário:
Subnível mais energético: é o subnível onde entrou
o último elétron na distribuição energética.
O átomo teria um núcleo positivo;
Os elétrons negativos girariam ao redor do núcleo;
Acrescentou:
• Os elétrons girariam em órbitas bem
definidas, nas quais teriam energia constante;
• Um elétron não assumiria qualquer valor de
energia,
mas
determinados
valores
correspondentes
às
diversas
órbitas
permitidas; assim, teria determinados níveis
de energia;
• Quando um elétron recebesse energia
suficiente, saltaria para uma órbita energética.
Camada mais externa – camada de valência –
último nível: é o nível mais afastado do núcleo. A
saída de elétrons é realizada a partir deste último
nível.
•
•
•
Distribuição por níveis ou camadas: soma-se os
elétrons em cada camada.
Distribuição eletrônica de íons:
Os cátions e ânions possuem regras distintas na sua
distribuição eletrônica.
Os cátions, ao perder elétrons, devem tê-los retirados
do nível mais externo.
Já os ânions devem ser acrescidos de seus elétrons
no subnível mais energético de acordo com o
diagrama de Linus Pauling
Os elétrons giram ao redor do núcleo em órbitas
fixas e definidas (camadas eletrônicas ou níveis
de energia), chamadas de K, L, M, N, O, P e Q,
representados pelos respectivos números de 1 a
7. A quantidade máxima de elétrons em cada
camada é:
K
2
L
8
M
18
N
32
O
32
P
18
Exercícios
1) Considere as seguintes afirmações, referentes à
evolução dos modelos atômicos:
1. No modelo de Dalton, o átomo é dividido em
prótons e elétrons.
2. No modelo de Rutherford, os átomos são
constituídos por um núcleo muito pequeno e
denso e carregado positivamente. Ao redor do
núcleo estão distribuídos os elétrons, como
planetas em torno do Sol.
3. O físico inglês Thomson afirma, em seu
modelo atômico, que um elétron, ao passar de
uma órbita para outra, absorve ou emite um
quantum (fóton) de energia.
Q
8
• Os elétrons ao se movimentar numa camada
eletrônica não absorvem nem emitem energia;
• Os elétrons de um átomo tendem a ocupar as
camadas eletrônicas mais próximas do núcleo,
isto é, as que apresentam menos quantidade de
energia.
• Um átomo está no estado fundamental quando
seus elétrons ocupam as camadas menos
energéticas;
• Quando um átomo recebe energia (térmica ou
elétrica), o elétron pode saltar para uma camada
mais externa (mais energética), tornando-se
instável (excitado);
• Os elétrons de um átomo excitado tendem a voltar
para as camadas de origem, devolvendo, sob a
forma de onda eletromagnética, a energia que foi
recebida na forma de calor ou eletricidade.
Das afirmações feitas, está(ão) correta(s)
a)
b)
c)
d)
e)
Diagrama de Linus Pauling
nº máx
elétrons
Cama
-das
Níveis
1
2
K
8
L
18
M
32
N
32
O
5
18
P
6
8
Q
7
nº max de e- por
subnível
2
3
4
s
(d)
subníveis
p
d
2) Considere as seguintes afirmações:
I. A configuração eletrônica, segundo o diagrama
de Linus Pauling, do ânion trivalente de
3nitrogênio (7N ), que se origina do átomo de
2
2
6
nitrogênio, é 1s 2s 2p .
II. Num mesmo átomo, não existem dois elétrons
com os quatro números quânticos iguais.
39 1+
III. O íon 19 K possui 10 nêutrons.
2+
3+
IV. Os íons Fe e Fe do elemento químico ferro
diferem somente quanto ao número de prótons.
f
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
3d10
4s2
4p6
4d10
4f14
5p6
5d10
5f14
6s2
6p6
6d10
7s2
7p6
2
6
5s2
apenas III.
apenas I e II.
apenas II e III.
apenas II.
todas.
10
Das afirmações feitas, está(ao) correta(s)
a)
b)
c)
d)
e)
14
-2-
apenas I e II.
apenas I, II e III.
apenas IV.
apenas III e IV.
todas.
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(a)
(2) O elétron emite energia ao passar de uma órbita
mais interna para uma mais externa.
(3) O elétron gira em órbitas circulares em torno do
núcleo.
(4) O elétron, no átomo, apresenta apenas
determinados valores de energia.
CECC
3) A distribuição eletrônica do átomo de ferro (Fe),
no estado fundamental, segundo o diagrama de
2
2
6
Linus Pauling, em ordem energética, é 1s 2s 2p
2
6
2
6
3s 3p 4s 3d . Sobre esse átomo, considere as
seguintes afirmações:
7) A respeito da teoria atômica, julgue os itens a
seguir que foram retirados de diversas provas da
UnB.
I. O número atômico do ferro é 26.
6
II. O nível/subnível 3d contém os elétrons mais
energéticos do átomo de ferro (Fe) no estado
fundamental.
6
III. O átomo de ferro (Fe), no nível/subnível 3d ,
possui 3 elétrons desemparelhados no estado
fundamental.
IV. O átomo de ferro (Fe) possui 2 elétrons de
2
valência no nível 4 (4s ), no estado
fundamental.
(1) A formação das substâncias simples e compostas
podem ser explicadas pelo modelo atômico de
Dalton.
(2) Linus Pauling propôs um modelo atômico que
substituiu o modelo de Dalton.
(3) Os modelos científicos usados em química não
explicam todos os fenômenos.
(4) A partir do experimento de Rutherford conclui-se
que os elétrons ocupam órbitas circulares ao
redor do núcleo do átomo (níveis estacionários).
(5) Hoje, graças ao avanço da tecnologia, já é
possível, com o uso do microscópio eletrônico de
varredura tunelante, visualizar o átomo, com os
elétrons girando em sete camadas ao redor do
núcleo, conforme imaginava Rutherford.
CECEE
Das afirmações feitas, está(ão) correta(s):
a)
b)
c)
d)
e)
apenas I.
apenas II e III.
apenas III e IV.
apenas I, II e IV.
todas.
(d)
4) (UnB) Julgue os itens.
Tabela Periódica
(1) O modelo atômico de J.J.Thomson foi rejeitado
depois que se comprovou, experimentalmente, a
existência dos núcleos dos átomos.
(2) Os experimentos de Rutherford estabeleceram
que os elétrons são partículas constituídas de
todos os átomos.
(3) De acordo com o modelo atômico, proposto por
Niels Bohr, os elétrons podem ocupar órbitas, de
quaisquer raio, ao redor do núcleo.
(4) O modelo atômico de Dalton incluiu a noção de
eletrosfera.
CCEE
Histórico
Metais e Ametais → Essa forma de classificação é
atribuída à Berzelius.
Ametais
Metais
5) (PUC-RS) A famosa experiência de Rutherford
levou-o a propor um novo modelo de átomo.
Segundo esse modelo, o átomo:
Grupos e Períodos:
Períodos:
linhas
horizontais.
Cada
período
corresponde a um nível energético (camada) que são
em número de sete (07).
a) é uma esfera contendo cargas positivas e
negativas, distribuídas uniformemente;
b) é uma esfera maciça, homogênea, indivisível,
indestrutível e imutável;
c) possui certo número de órbitas com energia
constante nas quais o elétron pode movimentar-se
sem ganhar ou perder energia;
d) possui regiões ao redor do núcleo onde é mais
provável de se encontrar um dado elétron;
e) apresenta uma região central, extremamente
densa, denominada núcleo, onde se concentra a
sua carga positiva.
(e)
Grupos ou Famílias: Colunas verticais. O nº do grupo
indica o nº de elétrons na última camada (nos grupos
A, 1B, 2B), ou a soma dos elétrons dos subníveis s da
última camada e d da penúltima camada (nos grupos
3B e 8B)
Os grupos são divididos em subgrupos, ou
famílias, identificados pelas letras A e B. O grupo 0
não se divide em subgrupos.
Nos subgrupos A, a variação das propriedades é mais
regular, sendo esses elementos chamados de
representativos.
Nos subgrupos B, a variação das propriedades
não apresenta a mesma regularidade, sendo estes
chamados de transição simples.
6) Com relação ao modelo atômico de Bohr, julgue
os itens.
(1) Cada órbita eletrônica corresponde a um estado
estacionário de energia.
-3-
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No grupo 0 (8A) (gases nobres) os elementos
apresentam estabilidade eletrônica, não se ligando a
outros átomos. Suas moléculas são monoatômicas.
Atualmente está em desuso a classificação das
famílias em A ou B.
Atualmente, as famílias ou grupos são
numerados de 1 a 18 (cada coluna tem um número na
sequência).
com os elétrons da sua última camada, ocorrendo
um aumento de seu raio.
OBS: O Hidrogênio, apesar de estar na família 1A,
não é um metal alcalino.
grupo
ou
família
1A ou 1
2A ou 2
3A ou 13
4A ou 14
5A ou 15
6A ou 16
7A ou 17
0 ou 18
Nome
Alcalinos
Alcalinos-terrosos
Família do Boro
Família do Carbono
Família do Nitrogênio
Calcogênios
Halogênios
Gases Nobres
Noelétrons
na última
camada
1
2
3
4
5
6
7
8
camada
valência
ns1
ns2
ns2np1
ns2np2
ns2np3
ns2np4
ns2np5
ns2np6
Exercícios
1) (UnB) Observe os elementos representativos na
Tabela Periódica parcial abaixo e julgue os itens.
H
Li
Na
K
Rb
Cs
Elementos de Transição:
Transição Simples ou Externa: apresenta:
• o último elétron do subnível d no penúltimo
nível;
• 1 ou 2 elétrons no subnível s do último nível.
Ex:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s23d1
2
2
6
2
6
1
10
29Cu: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
2
2
6
2
6
2
2
22Ti: : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
Configuração eletrônica geral: ns2 (n -1) d1 a 10
Transição externa: apresenta o último elétron no
subnível f no antepenúltimo nível.
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s23d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f1
2
2
6
2
6
2
10
4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f6
62Sn:1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
57La:
a)
b)
c)
d)
e)
1 a 14
Tamanho dos Íons:
• Cátions: Ocorre quando um átomo perde elétrons
(primeiramente do último nível). O átomo ao
perder elétrons do último nível, este deixa de
existir, ficando seu raio iônico menor que seu
raio atômico.
•
B
Al
Ni Cu Zn
Pb Ag Cd
C
N
P
O
S
F
Cl
Br
I
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
(1) Dentre os elementos representados, somente o
níquel (Ni), cobre (Cu) e zinco (Zn) são elementos
de transição.
(2) A distribuição eletrônica da prata (Ag) termina
com 5d9.
(3) A distribuição eletrônica do escândio (Sc) é 1s2 2s2
2p6 3s2 3p6 4s2 3d1.
EEC
2) (F.OBJETIVO-SP) Dados os íons isoeletrônicos
com os respectivos números atômicos: H- (Z = 1),
Li+ (Z = 3), Be+2 (Z = 5), estão em ordem
crescente de raio iônico:
21Sc:
Configuração eletrônica geral: ns2 (n - 2) f
Be
Mg
Ca Sc
Sr Y
Ba
H- < Li+ < Be2+
Be2+ < Li+ < HH- < Be2+ < Li+
Li+ < Be2+ < HBe2+ < H- < Li+
(b)
3) (UFC-CE) Com relação à classificação periódica
moderna, assinale a afirmação verdadeira:
a) Na tabela periódica, os elementos químicos
estão colocados em ordem decrescente de
massas atômicas;
b) Em uma família, os elementos apresentam
propriedades químicas bem distintas;
c) Em uma família, os elementos apresentam
geralmente o mesmo número de elétrons na
última camada;
d) Em um período, os elementos apresentam
propriedades químicas semelhantes;
e) Todos
os
elementos
representativos
pertencem aos grupos B da tabela periódica.
(c)
Ânions: Ocorre quando um átomo ganha elétrons.
O átomo ao ganhar elétron haverá repulsão deste
-4-
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As substâncias formadas por
covalentes são chamadas de moleculares.
4)
8) EsPCEx - As afirmativas abaixo dizem respeito à
classificação periódica:
1. Em um mesmo período, os elementos
apresentam o mesmo número de níveis.
2. Os elementos do grupo 2A terminam em s2.
3. Quando o subnível mais energético é do tipo s
ou p, o elemento é de transição.
4. Em uma mesma família, os elementos
apresentem o mesmo número de níveis.
ligações
Ex: Cl (cloro, com sete elétrons no último nível) faz
ligação covalente com outro átomo de flúor:
Ligação covalente dativa: Ocorre quando o par de
elétrons compartilhamento é 3proveniente de um
único átomo. Essa ligação só ocorre após esgotar
todas as possibilidades de ocorrer ligação covalente
comum.
São verdadeiras as afirmações:
a) I, II e III.
b) I e II.
c) II e III.
d) II e IV.
e) III e IV.
(b)
Ligações Químicas
Geometria Molecular
Teoria do Octeto: Os átomos se tornam estáveis
quando adquirem a estrutura eletrônica do gás nobre
mais próximo na tabela periódica.
Para determinar a geometria das moléculas,
devemos considerar a disposição espacial dos
núcleos dos átomos que constituem essas moléculas
e que irão originar diferentes formas geométricas.
Para tal, os átomos podem ganhar, perder ou
compartilhar elétrons.
Os pares eletrônicos ao redor de um átomo
central, participando ou não da ligação, se
comportam como nuvens eletrônicas que se
repelem, ficando orientadas no espaço com a maior
distância angular possível.
Ligação Iônica ou Eletrovalente
Ligação entre metais e ametais, pois, estes
apresentam grande diferença de eletronegatividade.
O metal cede elétron e os ametais recebem elétrons.
•
Ex: Na (1A: 1 elétron na última camada ). Ao ceder
1 elétron, a penúltima camada passa a ser a última,
com 8 elétrons, tornando-se um íon positivo (cátion),
Na+ (11 prótons e 10 elétrons).
Molécula com dois átomos:
LINEAR: única forma possível.
Ex: HCl, HBr, O2, N2.
•
Cl (7A: 7 elétrons na última camada). Ao receber
1 elétron passa a ter 8 elétrons na última camada,
tornando-se um íon negativo (ânion), Cl- (17 prótons
e 18 elétrons).
Molécula com três átomos:
LINEAR: se o átomo central não possuir par de
elétrons livres. Ângulo: 120º.
Como os íons Na+ e Cl- têm cargas elétricas
opostas eles se atraem formando a substância neutra
NaCl (cloreto de sódio), sendo este um composto
iônico pois foi formado por ligação iônica.
Ex: CO2, N2O.
O=C=O
O← N =O
Previsão das fórmulas de substância iônicas:
Metais
Ametais
Grupo
Carga
Grupo
Carga
1A
+1
5A
-3
2A
+2
6A
-2
3A
+3
7A
-1
Obs: Os átomos dos elementos da família 4 A podem
tanto receber elétrons ou ceder elétrons.
ANGULAR: se o átomo central possuir par de
elétrons livres.
Ex: a) H2O
H
S=O
O
H
Ligação Covalente
Ãngulo: 104º30'
Ocorre entre átomos que apresentam alta
eletronegatividade (ametal + ametal). Não há
transferência
de
elétrons,
e
sim
um
compartilhamento de pares de elétrons.
-5-
b) SO2
O
Ângulo: 90º
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•
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forças de atração entre os íons são fortes. Nas
moléculas polares são baixos, e nas apolares são
extremamente baixos.
Moléculas com quatro átomos:
TRIGONAL PLANA: se o átomo central não possuir
par de elétrons livres.
Ex: a) SO3
b) BF3
O
II
S
O
Solubilidade
F
I
B
O
F
Para haver uma solução é necessário que:
• As interações elétricas entre as partículas de
soluto-soluto, solvente-solvente e soluto-solvente
sejam rompidas;
F
OBS: "Semelhante dissolve semelhante":
• Substância polar dissolve substância polar.
• Substância apolar dissolve substância apolar.
Condutividade elétrica
A corrente elétrica resulta do movimento
ordenado de cargas elétricas (íons ou elétrons).
PIRAMIDAL: se o átomo central possuir par de
elétrons livres.
Ex: NH3
..
N
H
•
H
Conduzem a eletricidade:
• Metais, por possuírem nuvem eletrônica;
• Substâncias iônicas, quando fundidas ou em
soluções aquosas, pois seus íons estão em
movimento;
Obs: Os compostos moleculares não conduzem a
eletricidade nem no estado sólido nem no estado
líquido, pois suas moléculas não apresentam cargas
elétricas livres.
H
Molécula com cinco átomos:
TETRAÉDRICA: se o átomo central fizer ligação com
4 átomos.
Exercícios
Ex: CH4, CH3Cl
1) (UnB) O carbono, nome dado por Lavoisier em
1789, é de fundamental importância na
constituição dos compostos orgânicos.
Existem pelo menos 7 (sete) formas alotrópicas:
grafite (alfa e beta), diamante, lonsdaleíta
(diamante hexagonal), caoíta, carbono (VI) e os
fulerenos.
H
C
H
H
Ângulo: 109º28'
H
OBS: As ligações covalentes podem se apolares
(quando os átomos têm a mesma eletronegatividade)
ou polares (quando os átomos apresentam
eletronegatividade diferentes)
Consultando a tabela periódica, julgue os itens,
com relação ao carbono.
(1)
Polaridade das Moléculas
(2)
Molécula apolar: Seu momento dipolar é zero.
LINEAR: somente as diatômicas formadas por átomos
iguais. Ex: H2, Cl2, N2.
(3)
LINEAR, TRIGONAL E TETRAÉDRICA : quando os
átomos ligados ao átomo central forem iguais entre
si. Ex: BeH2, BH3, CH4,
(4)
(5)
Molécula polar: Seu momento dipolar é diferente
de zero.
Ex.: As demais.
O carbono no comporto metano (CH4), com 4
(quatro) elétrons na camada de valência,
possui estrutura trigonal plana.
O clorofórmio, CHCl3, substância polar, é
totalmente solúvel em benzeno, C6H6,
substância apolar.
O carbono, elemento presente em todos os
seres vivos, origina um ramo importante da
química, a Química orgânica.
O carbono 12 (12C) possui 12 (doze) prótons no
seu núcleo.
O carbono combina-se com elementos da
família 7A, formando compostos de fórmula
CX4 (onde X representa halogênio).
EECEC
2) (ITA-SP) Esta questão refere-se à classificação
periódica dos elementos, esquematizados a
seguir. Os símbolos dos elementos foram
substituídos
por
letras
arbitrariamente
escolhidas. A letra T representa o símbolo de um
gás nobre.
Propriedades das Substâncias
Ponto de fusão e de ebulição - quanto maior a força
elétrica que mantém os átomos, moléculas ou íons
unidos, maiores são seus pontos de fusão e de
ebulição. As substâncias iônicas são as que têm
maiores pontos de fusão e de ebulição, pois as
-6-
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1
8
V
2
X
M
Y
5
G
U
J
Q
6
D
L
7
W
R
Z
d) Angular, angular, piramidal, trigonal.
e) Trigonal, trigonal, piramidal, angular.
(c)
7) A respeito de polaridade em moléculas e suas
formas geométricas, julgue os itens.
T
Baseado na posição dos elementos mencionados na
tabela periódica anterior, a fórmula falsa é:
a) X2L;
b) YW2;
c) M2J3;
d) QW3;
e) GR4.
(1) Tanto o enxofre (Z=16) quanto o berílio (Z=4)
formam compostos lineares.
(2) O carbono (Z=6), por realizar 4 ligações, pode
aparecer em compostos diferentes com formas
geométricas diferentes, dependendo do tipo de
ligação realizada pelo mesmo.
(3) Embora a ligação entre o nitrogênio e o
hidrogênio seja polar, o composto NH3 é apolar.
(4) O carbono pode formar compostos apolares, o
CCl4 e o CO2, embora tenham geometria
diferentes também.
ECEE
8) Julgue os itens.
(c)
3)
(UFCE) Selecione as alternativas onde não há
exata correspondência entre a molécula e sua
forma geométrica:
a) N2 - Linear.
d) CCl4 - tetraédrica
b) CO2 - Linear. e) BF3 - pirâmide trigonal
c) H2O - Angular;
(e)
4)
(PUC-SP) Considere uma substância X:
I.
Em condições ambientais é sólida;
II.
Dissolve-se em água;
III. Possui alto ponto de fusão;
IV. No estado sólido não conduz eletricidade;
V. Conduz eletricidade em solução aquosa ou
quando fundida.
(1) A água seria gás, à temperatura ambiente, se
suas moléculas fossem lineares (H – O – H).
(2) A molécula de CF4 é apolar, embora as ligações
C–F sejam polares.
(3) A união entre os átomos de um metal se dá por
meio do compartilhamento de pares de elétrons.
(4) As espécies NH4+ e NH3 têm a mesma geometria.
(5) O CH4 é menos solúvel em CCl4 do que em CHCl3.
(6) No estado líquido, há fortes interações entre as
moléculas de ácido acético (CH3COOH).
CCEEEC
O mais provável é que X seja:
a) um composto iônico que se dissocia em água;
b) um composto molecular polar que se ioniza
em água;
c) um metal que reage com a água;
d) uma substância apolar que se dissocia em
água;
e) um composto molecular polar que se dissocia
em água.
(a)
Funções Químicas
Reações Químicas
A)
5) Os compostos iônicos apresentam as seguintes
propriedades:
A + Bà C
Ex: H2 + 1/2 O2 à H2O
2 Mg + O2 à 2 MgO
01. elevado ponto de ebulição.
02. Geralmente são sólidos.
03. São
geralmente
solúveis
em
água;
apresentam estrutura cristalina e altos
pontos de fusão.
04. Boa condutividade elétrica; solubilidade em
água; são geralmente líquidos.
05. São todos solúveis em solventes polares.
06. Apresentam brilho metálico.
07. São geralmente solúveis em solventes
apolares.
(1, 2, 3 e 5)
B)
ANÁLISE ou DECOMPOSIÇÃO:
A àB + C
Ex: CaCO3(s) à CaO(s) + CO2(g)
C)
SIMPLES TROCA (deslocamento) AB
+ C à AC + B
Ex: 2 KI + Cl2 à 2 KCl + I2
Zn + 2 HCl à ZnCl2 + Cl2
D)
DUPLA TROCA
AB
CB
+ CD à AD +
Ex: BaCl2 + H2SO4 à BaSO4 + 2 HCl
AgNO3 + NaCl à AgCl + NaNO3
6) (Odonto. Diamantina-MG) Considere as fórmulas
e ângulos de ligações dados a seguir:
Fórmula
Ângulo
SÍNTESE ou ADIÇÃO
FUNÇÕES INORGÂNICAS
H2O NH3
CH4
BeH2
105º 107º 109º28' 180º
As principais funções inorgânicas são: ácido, bases,
sais e óxidos.
As formas geométricas dessa moléculas são,
respectivamente:
ÁCIDOS
a) tetraédrica, tetraédrica, tetraédrica, angular.
b) Angular, piramidal, tetraédrica, angular.
c) Angular, piramidal, tetraédrica, linear.
Segundo Arrhenius são substâncias que, em solução
aquosa sofrem ionização produzindo íons H+ como
único cátion.
-7-
Recuperação Final de Química
CMB/2016
IONIZAÇÃO
hipo__ oso
__ oso
Quebra das moléculas, através das moléculas da
água, com formação de íons.
Ex: HCl(aq) à H+ + Cl H2SO4(aq) à 2 H + + SO42H3PO4(aq) à 3 H + + PO43-
HClO
A) Presença de oxigênio na molécula:
• Hidrácidos (sem O): HF. HCl, HCN, H2S
• Oxiácidos (com O): H2SO4, HNO3, H2CO3
H2CrO4 - Ác. Crômico
H2Cr2O7 - Ác. Dicrômico
de H+ ionizáveis:
Monoácidos: HCl, HBr, HNO3
Diácidos: H2SO4, H2CO3
Triácidos: H3BO3, H3PO4
Tetrácidos: H4P2O7
BASES
São substâncias que, em solução aquosa, sofre
dissociação, liberando o OH - como único ânion.
+x
C
OBS: Nos oxiácidos, são ionizáveis somente os
hidrogênios ligados a átomos de oxigênio.
•
Hidrácidos: Família 7 A:
HF
Moderado
HCl
HBr
Fortes
HI
Demais
Fracos
CLASSIFICAÇÃO
A) Nº de hidroxilas (OH-)
•
•
•
•
Oxiácidos: x = (nº átomos de O) - (nº de H+
ionizáveis)
Solúveis: Bases dos Metais Alcalinos (1A) e
NH4OH.
Pouco solúveis: Bases dos Metais Alcalinos
Terrosos (2 A), exceto Mg(OH)2, que é insolúvel e
fraco.
Insolúveis: Demais bases.
OBS: O H2CO3 por ser um ácido instável, se
decompõe (H2O + CO2) mais facilmente do que se
ioniza, sendo considerado um ácido fraco.
H3PO4 : 4 - 3 = 1 (moderado)
H3PO3 : 3 - 2 = 1 (moderado)
H3PO2 : 2 - 1 = 1 (moderado)
C) Grau de Ionização (força):
Forte: Bases solúveis (exceto o NH4OH) e as
pouco solúveis.
Fracas: Bases insolúveis e o NH4OH.
Embora os três ácidos sejam moderados existe uma
ordem de suas forças ácidas: H3PO4 > H3PO3 > H3PO2
NOMENCLATURA
NOMENCLATURA
Hidrácidos
• Elementos com apenas 1 Nox:
Hidróxido de nome do elemento
Ácido nome do elemento ÍDRICO
• Elementos com 2 Nox:
Ex: HCl - ácido clorídrico
H2S - ácido sulfídrico (S = sulfur)
HBr - ácido bromídrico
HCN - ácido cianídrico (CN = ciano)
•
Hidróxido nome do cátion oso à maior nox)
Hidróxido nome do cátion ico à menor nox)
Teoria de Arrhenius
Oxiácidos
3A
+3
4A 5A
+1
+3
+4 +5
Monobase: NaOH, LiOH, AgOH
Dibase: Ca(OH)2, Fe(OH)2
Tribase: Fe(OH)3, Al(OH)3
Tetrabase: Sn(OH)4, Pb(OH)4
B) Solubilidade:
x > 2 forte
x = 1 moderado
x = 0 fraco
•
-1
(OH)x
NaOH(aq) à Na+ + OH Ca(OH)2(aq) à Ca2+ + 2 OH –
C) Grau de ionização (força):
•
grupo
3A
4A
5A
5A
6A
7A
HMnO4 - Ác. Permangânico
H2MnO4 - Ác. Mangânico
CLASSIFICAÇÃO
B) Nº
•
•
•
•
HNO2
H3PO3
H2SO3
HClO2
H3PO2
___ ico Per __ ico
H3BO3
H2CO3
HNO3
H3PO4
H2SO4
HClO3
HClO4
6A
+4
+6
7A
+1
+3
+5
+7
Ác.
Ác.
Ác.
Ác.
•
Nome
hipo______ oso
__________ oso
__________ ico
Per ______ ico
•
ÁCIDO: Substâncias que em solução aquosa
fornecem um único cátion, H+ (H3O+, íon
hidrônio).
BASE: Substâncias que em solução aquosa
fornecem um único ânion, OH- (hidroxila ou
oxidrila).
HCl + H2O à H3O+ + Cl KOH + H2O à K+ + OH -
O prefixo "per" é usado quando Nox = +7 (7A e 7B).
Principais ácidos:
-8-
Recuperação Final de Química
CMB/2016
SAIS
CaO + H2O à Ca(OH)2
Óxido de cálcio
São obtidos através da reação de neutralização (ou
salificação) entre um ácido e uma base. Essas
reações podem ser total ou parcial. (Os íons H+ do
ácido neutraliza os íons OH- da base, originando
H2O).
Fe2O3 + 3 H2O à 2 Fe(OH)3
Óxido férrico ou óxido de ferro III
FeO + H2O à Fe(OH)2
Óxido ferroso ou óxido de ferro II
Nomenclatura:
Ácido
..... ico
.... oso
....ídrico
Exercícios
Ânion
.... ato
.... ito
.... eto
1. (UM-SP) A equação que representa corretamente
a dissociação iônica de uma base de fórmula
M(OH)x é:
Neutralização total: quando todo H+ do ácido reage
com todo OH- da base.
a) M(OH)x à
b) M(OH)x à
c) M(OH)x à
d) M(OH)x à
HCl + NaOH à NaCl + H2O
Ác. Clorídrico
cloreto de sódio
HNO2 + KOH à KNO2 + H2O
Ác. Nitroso
nitrito de potássio
Neutralização parcial do ácido:
a) V e VI.
b) IV e VI.
c) II, III, IV;
H2SO4 + NaOH à NaHSO4 + H2O
Ác. Sulfúrico hidróxido sulfato ácido
de sódio
de sódio*
* (mono) hidrogeno sulfato de sódio
HCl
+
Ca(OH)2
à
CaOHCl + H2O
Ác.Clorídrico hidróxido
cloreto básico
de cálcio
de cálcio*
* (mono) hidroxi cloreto de cálcio
4. (FAFI-MG) Qual das alternativas abaixo,
relacionadas aos sais, está incorreta?
a) os ácidos com desinência ídrico produzem
sais cuja nomenclatura tem desinência ato.
b) Os sais ácidos possuem H ionizáveis na sua
constituição.
c) Os sais são compostos iônicos.
d) Os sais fundidos conduzem corrente elétrica.
e) Salificação é o tipo de reação que ocorre
entre um ácido e uma base.
(e)
5. (Med. Catanduva-SP) Presente no suco gástrico,
é chamado comercialmente de "ácido muriático";
presente em muitos antiácidos estomacais em
suspensão aquosa é conhecido como "leite de
magnésia"; é constituinte do mármore e do
calcário; principal responsável pelo "efeito
estufa", é injetado para "gaseificar" águas e
refrigerantes. Estamos falando das substâncias:
a) HCl; Mg(OH)2; CaCO3; CO2
b) H2SO4; Mg(OH)2; CaCO3; CO2
c) HCl; Mg(OH)2; CaSO4; CO2
d) HCl; Mg(OH)2; CaCO3; SO2
e) H2SO4; Mg(OH)2; CaSO4; SO2
(c)
6. (Unisinos-RS) Ao participar de uma festa, você
pode comer e beber em demasia, apresentando
sinais de má digestão ou azia. Para combater a
acidez, ocasionada pelo excesso de ácido
ÓXIDOS
Compostos binários (formados por dois elementos),
onde o oxigênio é o mais eletronegativo.
Nomenclatura:
a) Quando o cátion tem somente um número de
oxidação:
Óxido de nome do cátion
b) Quando o cátion tem 2 nox.
Óxido _______ oso ( < nox)
Óxido _______ ico ( > nox)
•
d) II, IV, V
e) I, III, VI
(d)
3. Qual das bases a seguir é considerada uma base
solúvel, porém, fraca?
a) NaOH;
d) NH4OH
b) AgOH;
e) Sn(OH)4
c) Mg(OH)2
(d)
Neutralização parcial da base:
Óxido ácido: (óxidos de ametais) reagem com
água formando ácido. Seu nome deriva do ácido:
SO2 + H2O à H2SO4
Anidrido sulfuroso
ácido sulfuroso
NO2 + H2O à
Anidrido nítrico
+ x OH -;
+ x OH -;
+ x OH -;
+ OHx-;
(c)
2. (UFPA) Entre as bases dadas a seguir, indique
quais são praticamente insolúveis em água;
I. KOH
IV. Al(OH)3
II. Mg(OH)2
V. Fe(OH)2
III. NaOH
VI. LiOH
H2SO4 + Ca(OH)2 à CaSO4 + 2 H2O
Ác. Sulfúrico
sulfato de cálcio
•
M+
xM+
Mx+
Mx+
HNO3
ácido nítrico
Óxido básico: (óxidos de metais) reagem com
água formando bases.
Na2O + H2O à 2 NaOH
Óxido de sódio
-9-
Recuperação Final de Química
CMB/2016
clorídrico no estômago, seria bom ingerir uma
colher de leite de magnésia que irá reagir com
este ácido. A equação que representa a reação é:
a)
b)
c)
d)
e)
Mg(OH)2 + 2HClO → Mg(ClO)2 + 2H2O
Mg(OH)2 + 2HCl → MgCl2 + 2H2O
Mg(OH)2 + 2HClO3 → Mg(ClO3)2 + 2H2O
Mn(OH)2 + 2HClO2 → Mg(ClO2)2 + 2H2O
Mn(OH)2 + 2HCl → MnCl2 + 2H2O
gesso
O mármore, o gás carbônico e o gesso
pertencem,
respectivamente
às
seguintes
funções inorgânicas:
a)
b)
c)
d)
e)
sal, ácido, ácido.
sal, ácido, sal.
base, sal, óxido.
base, ácido, sal.
sal, óxido, sal.
(e)
8. Julgue os itens.
H2SO4 é o ácido sulfúrico.
H2S é o ácido sulfuroso
NH3OH é o hidróxido de amônio.
Na2CO3 é o carbonato de sódio.
FeO é o óxido de ferro.
Todos os ácidos e bases são bons condutores de
corrente elétrica em solução aquosa.
(7) O H3PO2 de fórmula estrutural:
(1)
(2)
(3)
(4)
(5)
(6)
HO
H
P=O
H
é um monoácido,
hidrogênios.
apesar
de
GRANDEZAS QUÍMICAS
Massa Atômica
(b)
7. (FEI-SP) A chuva ácida causa sérios problemas às
estátuas de mármore, pois este á transformado
em gesso, conforme a equação:
CaCO3 + H2SO4 à H2O + CO2 + CaSO4
Mármore
Cálculos Químicos e Estequiométricos
possuir
três
CEECECC
9. Julgue os itens.
(1) O cloro pode formar os seguintes ácidos: HCl,
HClO, HClO2, HClO3 e HClO4.
(2) A substituição do hidrogênio do ácido nitroso
(HNO2), pelo átomo de sódio, dá origem ao
nitrato de sódio.
(3) HBr, HI e H2S são exemplos de hidrácidos.
(4) O carbonato de bário pode ser obtido através da
reação completa entre H2CO3 e Ba(OH)2.
(5) O ferro pode formar os hidróxidos Fe(OH)2 e
Fe(OH)3.
(6) A fórmula de perclorato de potássio é KClO4.
(7) O fosfato de amônio, usado como fertilizante
agrícola, tem a fórmula (NH4)3PO4.
(8) O N2O3 é chamado de anidrido nitroso.
(9) O N2O5 é o anidrido nítrico, pois forma o H2NO3.
CECCCCCCE
A massa atômica de um átomo é sua massa
determinada em u, ou seja, é a massa comparada
com 1/12 da massa do 12C.
A massa atômica de um elemento é a média
ponderada das massas atômicas de seus isótopos.
35
Cl
37
Cl
Na natureza existem 75% de Cl-35 e 25% de Cl-37
Calculando a média ponderada, temos:
Massa Molecular
A massa da molécula é numericamente igual à soma
das massas dos átomos que a constituem.
Ex: Ca3(PO4)2
Massas atômicas: Ca = 40 u (x 3) = 120
P = 31 u (x 2) = 62
O = 16 u (x 8) = 128 .
Massa molecular (somatório) = 310 u
Massa Molar
Massa, em gramas, correspondente à massa atômica,
ou à massa molecular.
É a massa de um mol (6,02x1023 unidades) de
qualquer espécie.
Massa
Massa
Massa
Massa
M
atômica do Ca = 40 u
molar do Ca = 40 g/mol
molecular do Ca3(PO4)2 = 310 u
molar do Ca3(PO4)2 = 310 g/mol
Número de Avogadro ou Constante de Avogadro X
Quantidade de Matéria (mol)
Esse valor corresponde a 6,02 x 1023 entidades (ou,
aproximando, 6 x 1023).
Um mol contém 6,02 x 1023 unidades.
1
1
1
1
mol
mol
mol
mol
de
de
de
de
átomos ---- 6,02 x 1023 átomos
moléculas---6,02 x 1023 moléculas
íons ---- 6,02 x 1023 íons
alunos ---- 6,02 x 1023 alunos
Reações Químicas
Cálculo das quantidades de reagentes e/ou produtos
envolvidos em uma reação.
Roteiro:
1) Balancear a reação;
2) Colocar os dados abaixo dos reagentes e/ou
produtos;
3) Correlacionar os dados, em suas
adequadas;
4) Realizar a regra de três pertinente.
- 10 -
unidades
Recuperação Final de Química
LEIS PONDERAIS
São todas relacionadas à massa.
Lei de Lavoisier: As massas dos reagentes envolvidos
em uma reação são sempre iguais às massas dos
produtos obtidos.
Ex.
H2(g) + ½ O2(g) à H2O(v)
(coef) x M:
2g
16 g
18 g
2 g + 16 g = 18 g
Lei de Proust: As proporções das substâncias em uma
reação serão sempre obedecidas.
Ex. .
H2(g) + ½ O2(g) à H2O(v)
(coef) x M:
2g
16 g
18 g
Proporção:
4g
32 g
36 g
Exercício Resolvido:
Certa quantidade de cobre reagiu completamente
com 2,52 g de HNO3, conforme a reação:
3Cu + 8HNO3 à 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Calcule:
a) o número de átomos de cobre que reagiu;
b) a massa de Cu(NO3)2 formado;
c) a quantidade (mol) de H2O formado;
d) o volume de NO formado nas CNTP.
Dados: Cu = 63; N = 14; O = 16; H = 1
Resolução:
Massa molar HNO3 = 1 + 14 + 3x16 = 63g/mol
Massa molar Cu(NO3)2 = 63+(14+3x16)x2 =
187g/mol
Volume molar = 22,4l/mol
3Cu + 8HNO3 à 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
3x6.1023 -- 8x63g ----- 3x187g -------2x22,4 l ---4 mols
a (átomos) --2,52 g----- b (m) --- d (vol) ----c(mol)
a = 9.1021 átomos
b = 2.805 g
c = 0,02 mol
d = 0,224 litros
Reação com excesso de reagente
Em uma reação balanceada corretamente, o
somatório das massas molares dos reagentes iguala-se
ao somatório das massas molares do produto (Lei de
Lavoisier). Porém, quando se coloca para reagir uma
quantidade acima da necessária da proporção
correta, existirá sobra (parte não reage), que
chamamos de excesso.
O reagente que reage totalmente, sem sobra,
é chamado de reagente limitante da reação (pois,
ele é que vai determinar estequiometricamente a
proporção dos componentes da reação).
Exercício Resolvido:
28 g de ferro são colocados para reagir com 36 g de
enxofre, segundo a reação: Fe + S → Fe3S3.
Dados: M(Fe) = 56; M(S) = 32; M(Fe2S3) = 208
CMB/2016
Responda:
a) Qual a massa de Fe2S3 formada.
b) Calcule a massa do reagente em excesso.
c) Qual o reagente limitante dessa reação?
Resolução:
Primeiramente verifica-se se a reação está
balanceada, caso contrário, faz-se o
balanceamento: 2Fe + 3S → Fe2S3
Coloca-se os valores dados e o que foi pedido no
problema, na 2ª linha abaixo das respectivas
substâncias e, na 1ª linha, coloca-se os valores
estequiométricos da reação:
2Fe + 3S → Fe2S3
2x56 -- 3x32 ---- 160
28g -- 36g ---- x
Calcula-se o valor necessário para que 30g de Fe
reaja totalmente:
112 ------ 64
28 ------ x à x = 16 g
Logo, como preciso de 16 g de S para reagir com
28 g de Fe, tem-se excesso de S (dos 36 g que foi
colocado para reagir, 16g reagiu, logo, houve uma
sobra de: 36 g – 16 g = 20 g de enxofre)
Com isso, podemos dizer que o reagente limitante é
o ferro, pois todo ele reage e limita a reação nesse
valor estequimétrico.
Com isso, calculamos o valor do Fe2S3 a partir do Fe
utilizado:
2Fe + 3S → Fe2S3
2x56 g ------- 160g
28g --------- x à x = 40 g de Fe2S3
Reação com grau de pureza
Em uma reação onde um dos reagentes tem um
determinado grau de pureza, calcula-se esse grau de
pureza e faz-se os cálculos estequiométricos. A parte
pura é a que reage.
Exemplo: Calcule a massa de calcáreo, com grau de
pureza igual a 80% de carbonato de cálcio que deve
ser usada para obter 140 g de óxido de cálcio, CaO,
segundo a reação: CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g).
Dados: Massas molares: Ca = 40; C = 12; O = 16.
Resolução:
CaCO3 → CaO + CO2
100 g --- 56 g
x
--- 140 g à
x = 250 g
Como somente a parte pura que reage e, o calcáreo
tem 80% de pureza, a massa calculada (250g)
corresponde a 80% do calcáreo, então calculamos a
quantidade de calcáreo que foi usada (os 100% da
massa colocada)
250 g --- 80%
x
--- 100% à x = 312,5 g de calcáreo
Reação com rendimento
- 11 -
Recuperação Final de Química
CMB/2016
Toda reação, teoricamente, ocorre com 100% de
eficiência (rendimento), então, caso tenha um
rendimento definido, calcula-se, dos valores
formados nos produtos, o correspondente ao
rendimento.
Exemplo: Reagindo 320 g de Fe2O3, segundo a reação
2Fe2O3 + 3C → 4Fe + 3CO2 , qual a massa de ferro
obtida, sabendo-se que o rendimento é de 90%.
Dados: M(Fe2O3) = 160g/mol; M(Fe) = 56 g/mol.
Resolução: Calcula-se a massa de Fe obtida:
2Fe2O3 + 3C → 4Fe + 3CO2
2x160 g ------ 4x56 g
320 g ------ x
x = 224 g (essa massa é obtida para um
rendimento de 100%), porém, como o rendimento
é 90%, então, a massa obtida será 90% de 224g =
201,6 g.
- 12 -