Química p/ Perito Criminal / AC (com videoaulas)

Aula 00
Química p/ Perito Criminal / AC (com videoaulas)
Professor: Wagner Bertolini
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Química PERITO CRIMINAL ACRE
Teoria e exercícios
Prof. WAGNER LUIZ – Aula 00
AULA 00: Apresentação do curso
SUMÁRIO
PÁGINA
1. Saudação e Apresentação do professor
01
2. Breve apresentação do curso
02
3. Cronograma das Aulas
03
4. Estudo dos átomos e dos elementos químicos
05
4.1. Introdução ao estudo dos modelos atômicos
06
4.2. Estudo inicial dos átomos
08
4.3. Igualdades em espécies químicas
12
5. Elemento químico e estrutura eletrônica
20
6. Classificação periódica dos elementos químicos
24
7. Ligações Químicas
50
1.
Saudação e apresentação do professor
Olá meus novos amigos(as),
É com grande satisfação que apresento a vocês este curso de QUÍMICA, projetado
especialmente para atender às necessidades daqueles que se preparam para o
concurso de PERITO CRIMINAL DO ACRE, que será realizado pela FUNCAB.
Permitam-me fazer uma breve apresentação de minha trajetória acadêmica e
profissional:
- Aprovado no concurso para Perito Criminal da PCSP, 2013.
-graduado pela Faculdade de Ciências Farmacêuticas pela USP-RP, em 1990;
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- Mestre em síntese de complexos bioinorgânicos de Rutênio, com liberação de óxido
nítrico, pela Faculdade de Ciências Farmacêuticas USP-RP;
- Doutor em farmacotécnica, estudando o efeito de promotores de absorção cutânea
visando a terapia fotodinâmica para o câncer de pele, Faculdade de Ciências
Farmacêuticas pela USP-RP;
- Especialista em espectrometria de massas, pela Faculdade de Química, USP-RP;
- professor de Química em ensino Médio e pré-vestibulares (Anglo, Objetivo, COC)
desde 1992.
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- professor de Química (Orgânica, Geral, Analítica, Físico-Química e Inorgânica) em
cursos de graduação;
- Professor de Química Farmacêutica, em curso de graduação em Farmácia;
- Professor de Pós-Graduação em Biotecnologia (controle de produtos e processos
biotecnológicos);
- Analista Químico em indústria farmacêutica, AKZO do Brasil, em São Paulo-SP.
- Consultor de pesquisa entre empresa-Universidade, em Ribeirão Preto, onde resido
atualmente.
2.

Breve apresentação do curso
A proposta do curso é facilitar o seu trabalho e reunir toda a teoria e inúmeros
exercícios, no que tange aos assuntos do Edital, em um só material.

Nosso curso será completo (teoria detalhada com questões comentadas)
e com dezenas de questões resolvidas.

Ao mesmo tempo, não exigirá conhecimentos prévios. Portanto, se você
está iniciando seus estudos em QUÍMICA fique tranquilo, pois, nosso curso atenderá
aos seus anseios perfeitamente

Se você já estudou os temas, e apenas quer revisá-los, o curso também será
bastante útil, pela quantidade de exercícios que teremos e pelo rigor no tratamento
da matéria, o que lhe permitirá uma excelente revisão do conteúdo.

A Aula Demonstrativa a apresentar a didática e a metodologia do professor.
Em suma: este curso trará toda matéria completa durante o seu transcorrer.

Você encontrará vários comentários sobre o que é importante ou o que
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não cai nas provas. Não se assuste. É só para direcionar seu tempo sobre os
tópicos que realmente são importantes e não perder tempo com “fagulhas”.

Serão disponibilizadas muitas questões durante as aulas, inclusive da
FUNCAB, dos concursos mais recentes para este cargo e semelhantes, para que
você se familiarize com o estilo das perguntas. Isto é muito importante, pois, permite
a você uma maior segurança e tranquilidade no momento da prova.
PRESTE SEMPRE MUITA ATENÇÃO QUANDO APARECER A CORUJINHA.
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AO LADO APARECE UMA DELAS. Estas corujinhas serão empregadas para chamar
a sua atenção para vários aspectos dentro do
nosso curso.
OLHO NELAS!!!!!
Esperamos contribuir muito para que você consiga alcançar seu objetivo (e por sinal
o objetivo de milhares de brasileiros) que á a aprovação em um concurso público.
Portanto, mãos à obra e muita atenção, dedicação e sucesso!!!!
3. CRONOGRAMA DAS AULAS
AULA
00
CONTEÚDO
VIDEO
DATA
Apresentação. Tabela Periódica e química
4E3
13/08
2.1 a
17/08
dos elementos. Ligação Química
01
Ácidos, bases, sais e óxidos. Reações de
ânions e cátions.
2.4
02
Estequiometria. Soluções
5e8
21/08
03
Estudo dos gases. Termoquímica
12
26/08
04
Cinética química. Equilíbrios químicos.
6
30/08
11 E 7
04/09
1.1
09/09
1.2
12/09
Equilíbrios em meio aquoso
05
Reações de óxido-redução. Eletroquímica.
Radioatividade
06
Fundamentos da química orgânica. Ligação
química e estrutura molecular em moléculas
orgânicas.
Propriedades
físicas
dos
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compostos orgânicos.
07
Grupos funcionais. Estereoquímica. Acidez
e basicidade.
08
Reações dos compostos orgânicos e seus
15/09
mecanismos.
09
Química
analítica
analítica
qualitativa.
quantitativa;
Química
métodos
de
amostragem. Análise gravimétrica; análise
volumétrica. Preparo de amostras.
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18/09
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10
Métodos cromatográficos: cromatografia
20/09
em camada delgada; cromatografia em fase
gasosa;
cromatografia
líquida
de
alta
performance.
11
Métodos
absorção
espectroscópicos
molecular
nas
de
análise:
regiões
23/09
do
infravermelho
12
Espectrometria
de
massas.
Métodos
espectroscópicos
de
análise:
absorção
26/09
atômica; Espectroscopia de emissão atômica
por
plasma
acoplado,
associada
aos
detectores ópticos e de massas
13
Ressonância
magnética
nuclear.
30/09
Planejamento de experimentos; validação de
metodologias analíticas.
Observação importante:
Este curso é protegido por direitos autorais (copyright), nos termos da Lei
9.610/98, que altera, atualiza e consolida a legislação sobre direitos autorais e
dá outras providências.
Grupos de rateio e pirataria são clandestinos, violam a lei e prejudicam os
professores que elaboram os cursos. Valorize o trabalho de nossa equipe
adquirindo os cursos honestamente através do site Estratégia Concursos ;-)
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Conte comigo para sanar suas dúvidas. Sempre busco atendê-lo de uma forma bem
tempestiva.
Sempre que você tiver alguma dúvida, ao recorrer ao fórum indique a aula,
página e número da questão, se for o caso.
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4. ESTUDO DOS ÁTOMOS E DOS ELEMENTOS QUÍMICOS
O assunto da aula é sobre a classificação periódica dos elementos químicos. Porém,
como o curso busca ser abrangente e para um público heterogêneo coloquei alguns
conceitos iniciais sobre átomos, partículas elementares, distribuição eletrônica, etc.
Isto visa dar um apoio maior para aquele candidato que está há muito tempo sem
estudar ou não se recorda mais destes tópicos. Caso você já tenha segurança nestes
tópicos pode avançar e ir direto para o assunto principal.
Aproveito este exemplo que ocorreu nesta prova para dizer o seguinte pra vocês:
estudem bem os fundamentos dos tópicos básicos de cada assunto. Mas estudem
pra não margem de erro (daí a importância de se fazer muitos exercícios. Fazendo
muitos você se acostuma com as diversas maneiras de se abordar o mesmo assunto).
Em um concurso não passa quem acerta as questões fora da normalidade. Entra
quem não erra as questões básicas e acerta uma parte das mais exigentes.
Caso você queira tirar alguma dúvida no fórum peço que indique a aula, a página e o
exercício, bem como sua dúvida sobre este. Ou sobre a teoria ou outras dúvidas.
Isto agiliza a minha resposta para você, sem demorar muito, sem correr o risco de
responder a questão errada, etc.
Meu trabalho é feito com muita dedicação para você. É uma sensação muito intensa
para uma pessoa poder ajudar outra a mudar de vida, a ter um melhor padrão,
melhores condições financeiras para sua família e melhor qualidade de vida.
Por isto dedico toda a atenção para suas dúvidas e críticas e elogios (que se
merecidos são muito gratificantes para quem tem amor pelo que faz).
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4.1. INTRODUÇÃO AO ESTUDO DOS MODELOS ATÔMICOS
Modelo corpuscular da matéria
Em 1808, John Dalton a partir da ideia filosófica de átomo estabelecida por Leucipo
e Demócrito, realizou experimentos fundamentados nas Leis Ponderais, propôs uma
Teoria Atômica, também conhecido como modelo da bola de bilhar, a qual expressa,
de um modo geral, o seguinte:
- O átomo é constituído de partículas esféricas, maciças, indestrutíveis e indivisíveis.
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- A combinação de átomos de elementos diferentes, numa proporção de números
inteiros, origina substâncias químicas diferentes.
- Numa transformação química, os átomos não são criados nem destruídos: são
simplesmente rearranjados, originando novas substâncias químicas.
- Elementos químicos diferentes apresentam átomos com massas, formas e
tamanhos diferentes.
- Um conjunto de átomos com as mesmas massas, formas e tamanhos apresenta as
mesmas propriedades e constitui um elemento químico.
- Na época de Dalton haviam sido isolados apenas 36 elementos químicos e ainda se
utilizavam símbolos vindos da alquimia para representar tais elementos. O próprio
Dalton foi autor de uma destas simbologias.
Modelo atômico de Thomson: natureza elétrica da matéria e existência do
elétron. (“Pudim com passas”)
Já na Grécia antiga, os humanos já tinham percebido a propriedade de certos
materiais de atrair outros. Uma explicação razoável para esse fenômeno é que toda
matéria, no estado normal, contém partículas elétricas que se neutralizam
mutuamente; quando ocorre atrito, algumas dessas partículas tendem a migrar de um
corpo para outro, tornando-os eletrizados. O estudo de descargas elétricas em gases
(raios numa tempestade por exemplo) também contribuiu para o melhor entendimento
da estrutura atômica.
Esses fatos levaram os cientistas a imaginar que esses “raios” seriam formados por
pequenas partículas denominadas elétrons. Por convenção, a carga dessas
partículas foi definida com negativa. Surgiu assim, pela primeira vez, uma ideia que
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contrariava a hipótese de Dalton. Observando o comportamento do gás após perder
elétrons, observou-se que este apresentava carga positiva. Imaginou-se então a
existência de uma segunda partícula subatômica, o próton. Com isso, Thomson
propôs um novo modelo atômico, que explicasse os novos fenômenos observados.
Ele imaginou que o átomo seria composto por uma “pasta” de carga positiva
“recheada” com elétrons de carga.
O modelo atômico de Thomson explicava satisfatoriamente os seguintes
fenômenos:
- eletrização por atrito, entendendo-se que o atrito separava cargas elétricas;
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- corrente elétrica, vista como um fluxo de elétrons;
- formação de íons, negativos ou positivos, conforme tivessem excesso ou falta de
elétrons;
- descargas elétricas em gases, quando os elétrons são arrancados de seus átomos.
Modelo atômico de Rutherford e núcleo atômico.
Rutherford realizou uma experiência que veio alterar e melhorar profundamente a
compreensão do átomo. Veja abaixo o aparato que ele empregou em seu
experimento:
Rutherford observou que a maior parte das partículas  ultrapassava a lâmina de
ouro, enquanto apenas uma pequena parte era desviada ou rebatida. Como explicar
isso? Ele se viu obrigado então, a admitir que lâmina de ouro não era constituída de
00000000000
átomos maciços e justapostos (“colados” uns nos outros) como pensaram Dalton e
Thomson. Portanto, o átomo deveria ser constituído de núcleos pequenos e positivos,
distribuídos em grandes espaços vazios:
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Isso explicaria o porquê de a maior parte das partículas ultrapassarem. Entretanto, se
o núcleo é positivo, como explicar o fato de a lâmina de ouro ser eletricamente neutra?
Para completar seu modelo, Rutherford imaginou que girando ao redor do núcleo
estariam os elétrons, bem menores do que o núcleo, mas contrabalanceado a carga
e garantindo a neutralidade elétrica do átomo. O espaço ocupado pelos elétrons é
chamado de eletrosfera. Repare que o átomo teria modelo semelhante ao do sistema
solar. O núcleo representaria o sol, e os elétrons representariam os planetas girando
em órbitas ao redor do sol:
No entanto, surgiu uma dúvida sobre tal modelo atômico: se o núcleo é formado por
partículas positivas, porque estas não se repelem, desmoronando o núcleo? Alguns
anos depois, foi descoberta a terceira partícula subatômica, o nêutron. Este não teria
carga elétrica e teria o mesmo peso e tamanho do próton. De certa maneira, os
nêutrons “isolam” os prótons, evitando suas repulsões e mantendo o núcleo inteiro.
4.2. ESTUDO INICIAL DOS ÁTOMOS
Prótons, nêutrons e elétrons. Número atômico e número de massa.
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- Partículas fundamentais do átomo
Vários experimentos levaram os cientistas a suporem que o átomo é divisível, sendo
constituído de uma parte central, chamada de núcleo, existindo, ao redor, os elétrons,
que constituem a coroa ou eletrosfera.
Os elétrons são partículas dotadas de carga elétrica, que convencionamos atribuir o
valor negativo. No núcleo existem os prótons, que convencionamos atribuir o valor
positivo, e os nêutrons, sem carga elétrica. Essas três partículas são denominadas de
partículas fundamentais, pois todas devem estar presentes em um átomo neutro
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(única exceção é o Hidrogênio comum, que não tem nêutron, mas tem um próton e um
elétron).
Massas relativas das partículas fundamentais
As massas do próton e a do nêutron são praticamente iguais. A massa do próton (e,
consequentemente, a massa do nêutron) é cerca de 1840 vezes maior que a massa do
elétron. Portanto, podemos generalizar que a massa de um átomo é a massa de seu
núcleo, porque contém as partículas fundamentais que são mais pesadas, pois,
consideramos a massa do elétron praticamente desprezível quando comparada à das
demais partículas.
Dimensões do átomo e do núcleo
Através de experimentos realizados admitem-se os seguintes valores para os
diâmetros do átomo e do núcleo: o diâmetro do átomo é cerca de 10 000 vezes maior
que o do núcleo. Como comparação, se o diâmetro do núcleo tivesse 1cm, o diâmetro
da eletrosfera teria 100m.
Carga elétrica relativa das partículas fundamentais
Como as cargas elétricas das partículas fundamentais são muito pequenas, criou-se
uma escala relativa, tomando a carga do próton como unitária e atribuindo-lhe o valor de
1 u.e.c., isto é, uma unidade elementar de carga elétrica. Assim, os elétrons possuem
carga elétrica negativa, de mesmo valor absoluto que a dos prótons, e que se representa
por -1 u.e.c. Quando o átomo é neutro, concluímos que o número de elétrons é igual ao
de prótons. Há Z prótons, cuja carga total é +Ze, e Z elétrons, cuja carga total é -Ze. A
00000000000
carga total do átomo é nula.
Os átomos podem se combinar e formar um conjunto denominado molécula.
Dependendo dos átomos envolvidos nestas combinações estas moléculas serão
classificadas em dois tipos de substâncias:
Resumindo, temos o seguinte:
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Valor
Carga
relativo das Massa relativa
elétrica
cargas
Próton
Positiva
+1
1
Nêutron
Não existe
0
1
Elétron
Negativa
-1
1/1836
- número atômico (Z) e massa atômica (A)
O número atômico geralmente é representado pela letra Z. O número atômico de um
átomo, por definição, é o número de prótons existentes no seu núcleo; Z representa,
portanto, a carga nuclear relativa e caracteriza cada tipo de átomo.
Atualmente, o número atômico Z é colocado à esquerda como subsíndica do símbolo
que identifica o átomo de dado elemento químico (convenção internacional).
O átomo de magnésio (Mg) tem número atômico 12 (Z = 12).
Significado: no núcleo do átomo de Mg existem 12 prótons. No átomo neutro de Mg
existem 12 prótons e 12 elétrons.
Número de massa (A)
O número de massa (A) de um átomo é obtido fazendo-se a soma do número de prótons
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e de nêutrons do núcleo desse átomo. Representa-se geralmente pela letra A. Assim,
sendo N o número de nêutrons de um núcleo, é evidente que:
Exemplo:
Um átomo neutro de um certo elemento E tem 19 prótons e 21 nêutrons, portanto:
Z = 19 e N = 21
A = Z + N = 19 + 21 = 40
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Modelo atômico de Bohr: aspectos qualitativos. Configurações eletrônicas por
níveis de energia.
O modelo de Rutherford, apesar de explicar muitos fenômenos e proporcionar um
entendimento melhor do átomo, possuía deficiências. Rutherford se viu obrigado a
assumir que os elétrons giram em torno do núcleo pois, caso contrário, estes seriam
atraídos pelo núcleo, desmontando-o. Entretanto, a assumir que os elétrons giravam,
ele criou outro paradoxo. A Física Clássica diz que toda partícula elétrica em
movimento (como o elétron) emite energia. Portanto, o elétron perderia energia até
se chocar com o núcleo.
O cientista dinamarquês Niels Bohr aprimorou o modelo atômico de Rutherford
utilizando a teoria de energia quantizada de Max Planck.
Planck havia admitido a hipótese de que a energia não seria emitida de forma
contínua, mas em “pacotes”. A cada “pacote” de energia foi dado o nome de
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quantum. Assim, surgiram os postulados de Bohr:
- os elétrons só poderiam se mover em um número limitado de órbitas bem definidas,
que foram chamadas órbitas estacionárias;
- movendo-se em uma órbita estacionária, o elétron não absorve nem emite energia;
- ao “saltar” de uma órbita estacionária para outra, o elétron absorve ou emite uma
quantidade bem definida de energia, chamada quantum de energia.
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4.3. IGUALDADES EM ESPÉCIES QUÍMICAS
Neste tópico é comum pessoas terem certa dificuldade porque pensam ser necessário
DECORAR as características das igualdades entre átomos. Mas, se lembrar que ISO
significa igual, mesmo e buscar a letra que indica próton, massa e nêutron tudo fica
muito mais fácil.
Exemplificando:
ISÓTOPOS
ISÓBAROS
ISÓTONOS
Mesmo nº de Prótons
mesmo nº de Massa
mesmo nº de Nêutrons
Além da parte conceitual é comum serem cobradas questões com cálculos. Caso
sejam exigidos cálculos entre átomos basta igualar o que estes têm
numericamente em comum, conforme será verificado em questões futuras.
00000000000
ISÓTOPOS
Os elementos químicos são identificados pelo número de prótons no núcleo. Em alguns
casos acontece de um mesmo elemento ter átomos com número de nêutrons
diferentes. Nestes casos são chamados de isótopos. Portanto, isótopos são átomos
que têm o mesmo número de prótons no núcleo, ou seja, possuem o mesmo número
atômico (pertencem ao mesmo elemento químico) e diferem quanto ao número de
nêutrons e de massa. Podemos citar como exemplo o Hidrogênio, que possui três
isótopos:
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Prótio – H-1 -formado por 1 próton, 1 elétron e 0 nêutron – É o isótopo mais abundante
do hidrogênio.
Deutério – H-2 -formado por 1 próton, 1 elétron e 1 nêutron – É muito utilizado na
indústria nuclear.
Trítio – H-3 - formado por 1 próton, 1 elétron e 2 nêutrons – Utilizado nas reações de
fusão nuclear.
Podemos observar que nos três isótopos do hidrogênio o número de prótons é igual;
diferem quanto ao número de nêutrons.
OBS: Somente os isótopos do Hidrogênio apresentam nomes “especiais”. Os demais
elementos têm seus isótopos diferenciados pelo número de massa (EX: Cloro 35 ou
Cloro 37).
Exemplos
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ISÓBAROS
Chamam-se isóbaros os elementos que têm mesmo número de massa. Logo, estes
átomos provavelmente não pertencem ao mesmo elemento químico.
Exemplos
Observe que ambos têm o mesmo número de massa (28), porém, são representados
por símbolos diferentes; apresentam números atômicos diferentes (12 e 14) e também
números de nêutrons diferentes (16 e 14).
ISÓTONOS
Chamam-se isótonos os elementos cujos átomos têm mesmo número de nêutrons.
Observe que ambos têm diferentes números de massa (10 e 11); são representados por
símbolos diferentes (elementos diferentes), pois, apresentam números atômicos
diferentes (5 e 4). Entretanto os números de nêutrons são iguais (6) (B= 11 – 5) (Be= 10
00000000000
– 4).
Resumindo:
Muitos isótopos não são estáveis, com o tempo o seu núcleo se decompõe. Por
exemplo, o núcleo do trítio se decompõe com o passar dos anos; nessa decomposição
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ele emite uma radiação, portanto ele é radioativo. Esses isótopos com núcleos não
estáveis são importantes e têm várias aplicações:
Na determinação da idade de objetos pré-históricos, utiliza-se o isótopo do carbono, o
carbono-14. O tipo mais comum do carbono é o carbono-12. Como no ar existe gás
carbônico que tem o C-14 em quantidades muito pequenas, as plantas absorvem esse
gás na atmosfera, que é sempre o mesmo e, em consequência, a concentração nas
plantas também é a mesma. Quando a planta morre e para de absorver o gás carbônico
e o C-14, esse C-14 sofre decomposição; a concentração desse isótopo começa a
diminuir aproximadamente pela metade a cada 5.500 anos. Medindo o quanto de C-14
ainda resta, pode-se determinar a idade de fósseis. Esta técnica é aplicável à madeira,
carbono, sedimentos orgânicos, ossos, conchas marinhas, ou seja, todo material que
conteve carbono em alguma de suas formas. Como o exame se baseia na determinação
de idade através da quantidade de carbono-14 e que esta diminui com o passar do
tempo, ele só pode ser usado para datar amostras que tenham entre 50 mil e 70 mil anos
de idade.
Na Medicina, os isótopos radioativos são muito utilizados. Por exemplo, o Cobalto-60,
utilizado no tratamento do câncer; como esse isótopo emite radiação de muita energia,
ele penetra no corpo e mata as células doentes. O problema é que, como são muito
penetrantes, afetam também outras células sadias, ocasionando a queda de cabelo,
queimadura na pele e outros. Além disso, são utilizados em radiologia diagnóstica, na
utilização de feixes de raios X que geram imagem numa chapa fotográfica, para que o
médico possa ver internamente o problema do paciente.
Em Biologia, é usado nas áreas de Genética – estudo das mutações genéticas em
insetos induzidos por radiação, botânica na localização e transporte de moléculas nas
00000000000
plantas entre outros.
ÍONS
Como vimos anteriormente, um átomo é eletricamente neutro quando o número de
prótons é igual ao número de elétrons. Porém um átomo pode perder ou ganhar elétrons
na eletrosfera, sem sofrer alteração no seu núcleo, originando partículas carregadas
positiva ou negativamente, denominadas íons.
Se um átomo ganha elétrons, ele se torna um íon negativo, chamado ânion.
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Se um átomo perde elétrons, ele se torna um íon positivo, chamado cátion.
QUESTÕES RESOLVIDAS
01. Os fogos de artifício propiciam espetáculos em diferentes eventos. Para que esses
dispositivos funcionem, precisam ter em sua composição uma fonte de oxigênio,
como o clorato de potássio (KClO3), combustíveis, como o enxofre (S8) e o carbono
(C), além de agentes de cor como o SrCl2 (cor vermelha), o CuCl2 (cor verde
esmeralda) e outros. Podem conter também metais pirofóricos como Mg que, durante
a combustão, emite intensa luz branca, como a do flash de máquinas fotográficas.
a) Escreva as equações químicas, balanceadas, que representam:
— a decomposição do clorato de potássio, produzindo cloreto de potássio e oxigênio
diatômico;
— a combustão do enxofre;
— a combustão do magnésio.
b) Considerando o modelo atômico de Rutherford-Bohr, como se explica a emissão
de luz colorida pela detonação de fogos de artifício?
00000000000
Resolução:
a) Decomposição do clorato de potássio, produzindo cloreto de potássio e oxigênio
diatômico;
2KClO3(s)  2KCl(s) + 3O2(g)
A combustão do enxofre;
2S(s) + 3O2(g)  2SO3(g)
A combustão do magnésio;
2Mg(s) + O2(g)  2MgO(s)
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b) Durante o processo de queima, ocorre a excitação dos elétrons para níveis mais
externos que, de acordo com o modelo de Rutherford-Bohr, possuem maior energia.
Quando esses elétrons retornarem para níveis mais internos, de menor energia,
ocorrerá liberação de luz de cores diferentes para elementos diferentes.
02. Dalton, na sua teoria atômica, propôs, entre outras hipóteses, que:
a) “os átomos são indivisíveis;
b) “os átomos de um determinado elemento são idênticos em massa”;
Á luz dos conhecimentos atuais, quais são as críticas que podem ser formuladas a
cada uma dessa hipóteses?
Resolução:
a) não. Os átomos são considerados, atualmente, como partículas divisíveis.
b) não. Os átomos de um mesmo elemento químico são idênticos em número de
prótons.
03. O sucesso do modelo atômico de Niels Bohr estava na explicação da emissão de
luz pelos átomos. A emissão de luz é provocada por uma descarga elétrica através
do gás sob investigação. Bohr desenvolveu um modelo do átomo de Hidrogênio que
lhe permitiu explicar esse fenômeno.
a) Descreva o modelo de Bohr.
b) Descreva o que ocorre, segundo o modelo do átomo de Bohr, com o elétron do
Hidrogênio quando submetido à descarga elétrica.
Resolução:
a) No modelo atômico de Niels Bohr, existem elétrons circulando em órbitas ao redor
de um pequeno núcleo positivo de grande massa. É o famoso "modelo atômico
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planetário" análogo ao sistema solar.
b) Submetido à descarga elétrica, o elétron passa para uma órbita mais afastada do
núcleo e mais energética. Ao retornar à órbita original, a energia absorvida é emitida
na forma de radiação eletromagnética.
04. A fabricação de fogos de artifício requer um controle rigoroso das variações do
processo como, por exemplo, a proporção dos componentes químicos utilizados e a
temperatura de explosão. A temperatura necessária para acionar os fogos de artifício
de médio e grande porte é de cerca de 3600 ºC. É a geração desse calor que é
responsável pela produção de ondas luminosas, pois provoca a emissão atômica, ou
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seja, a emissão de luz que ocorre quando o elétron sofre uma transição de um nível
mais energético para outro de menor energia. Considerando este assunto, responda
aos itens abaixo:
a) A qual modelo atômico esse fenômeno de emissão de luz está ligado?
b) Explique esse fenômeno de emissão de luz em termos de elétrons e níveis de
energia.
Resolução:
a) Ao modelo de Böhr (Rutherford-Böhr).
b) Quando um elétron recebe energia sob a forma de quanta, ele salta para um nível
de maior conteúdo energético. Em seguida, ele retorna ao nível de energia inicial
emitindo, sob a forma de fótons, a energia absorvida durante o salto quântico
05. Considerando-se um átomo que apresente número de massa igual ao dobro do
número atômico, é correto afirmar que
a) possui mais elétrons do que nêutrons.
b) possui a mesma quantidade de elétrons, nêutrons e prótons.
c) possui duas vezes mais prótons do que nêutrons.
d) possui duas vezes mais nêutrons do que prótons.
e) o número atômico é o dobro do número de nêutrons.
Resolução:
A = 2Z = Z + N
2Z – Z = N
Z=N
np = ne
Resposta: B
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06 - (UNIRIO RJ) Um átomo do elemento químico X perde 3 elétrons para formar o
cátion X3+ com 21 elétrons. O elemento químico X é isótopo do elemento químico W
que possui 32 nêutrons. Outro átomo do elemento químico Y possui número de massa
(A) igual a 55, sendo isóbaro do elemento químico X. Com base nas informações
fornecidas:
a)
determine o número de massa (A) e o número atômico (Z) do elemento químico
X;
b)
o número de massa (A) do elemento químico W.
Resolução:
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a)
A = 55; Z = 24
Se o átomo perdeu 3 elétrons e formou o cátion X3+ e este cátion tem 21 elétrons,
antes de perder os 3 elétrons este átomo tinha 24 elétrons. Logo, como é um átomo
neutro este número de elétrons é igual ao número de prótons (número atômico 24,
portanto). Se X é isóbaro de Y ele tem número de massa 55. E terá, portanto, 31
neutrons.
b)
56
O elemento W tem 32 neutrons e é isótopo de X. Logo, terá 24 prótons. Sendo assim,
seu número de massa é igual a (32 + 24) 56.
07 - (UEG GO) Isótopos são átomos do mesmo elemento químico que apresentam
as mesmas propriedades químicas e diferentes propriedades físicas. Para a
caracterização de um átomo é necessário conhecer o seu número atômico e o seu
número de massa. Sobre esse assunto, considere os elementos químicos hipotéticos
(3a)
(a + 7)X
e
(3a + 2).
(2a + 2)Y
Sabendo-se que esses elementos são isótopos entre si,
responda ao que se pede.
a)
Calcule a massa atômica e o número atômico para cada um dos elementos
químicos X e Y.
b)
Obtenha, em subníveis de energia, a distribuição eletrônica do íon X2+.
c)
O íon X2+ deverá apresentar maior ou menor raio atômico do que o elemento
X? Explique.
Resolução:
Toda vez que uma questão trouxer informações com variáveis, basta igualar as
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variáveis, segundo a igualdade entre os átomos. Neste caso o enunciado informa que
os átomos são ISÒTOPOS, devemos igualar os números de prótnos.
Teremos: (a + 7 ) = (2a + 2)
Basta resolver esta relação matemática:
a + 7 = 2a + 2
7 – 2 = 2a – a
a=5
Feito isto, basta substituir a por 5, onde ele aparecer.
(3x5)
(5 + 7)X
e (2x5 + 2)Y(3x5 + 2).
Teremos:
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(15)
(12)X
e (12)Y(17).
a) massa atômica e número atômico de X.
Z = 12
A = 15
massa atômica e número atômico de Y.
Como X e Y são isótopos, então o número atômico de Y é igual a 12.
A = 17
b)
Distribuição eletrônica do íon X2+
1s2 2s2 2p6
c)
O íon apresentará menor raio atômico em relação ao elemento X. Isso porque,
quando o átomo de determinado elemento perde elétrons, se transformando em um
íon positivo, a carga nuclear efetiva aumenta, resultando na diminuição do raio
atômico. Alia-se a isso, o fato do íon X2+ apresentar um menor número de camadas
eletrônicas que o elemento X.
5. ELEMENTO QUÍMICO E ESTRUTURA ELETRÔNICA
Elemento químico é um conjunto de átomos de mesmo número atômico (Z). Assim, o
conjunto de todos os átomos de número atômico 11 (11 prótons) é o elemento químico
sódio. Os químicos descobriram, até o momento, 117 elementos químicos, dos quais 90
são naturais e o restante, artificiais. Assim, o número atômico 11 define o elemento
químico sódio. Quando se fala no sódio, devemos pensar imediatamente no número
atômico 11. Portanto, elemento químico é um conjunto de átomos de mesmo número de
prótons.
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Simbologia
Cada elemento químico, natural ou sintetizado, é representado por um símbolo que o
identifica graficamente. Desde o tempo dos alquimistas os elementos químicos
conhecidos já eram representados por símbolos. Por exemplo: o ouro era identificado
pelo símbolo do Sol e a prata pelo símbolo da Lua.
Atualmente adota-se o método de J. J. Berzelius sugerido em 1811:
Os símbolos são adotados internacionalmente. Qualquer que seja a língua ou alfabeto
o símbolo é o mesmo. O símbolo é a letra inicial, maiúscula, do seu nome latino
seguida, quando necessário, de uma segunda letra OBRIGATORIAMENTE minúscula.
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Exemplos
- O átomo de Hidrogênio tem o núcleo constituído por um único próton. E tem somente
um elétron. Já os átomos do elemento Hélio (gás nobre, He) apresentam dois prótons
(Z=2) e dois elétrons. Observa-se que o Hélio tem 2 nêutrons (e, portanto, neste caso
número de massa A=4).
- O átomo de lítio tem o núcleo constituído por três prótons e quatro nêutrons. Tem três
elétrons.
- O átomo de neônio tem o núcleo constituído por dez prótons e nove nêutrons. Tem
dez elétrons.
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Distribuição Eletrônica no Estado Fundamental
Camadas eletrônicas ou níveis de energia
Para os elementos atuais, os elétrons estão distribuídos em sete camadas eletrônicas
(ou sete níveis de energia). As camadas são representadas pelas letras K, L, M, N,
O, P e Q ou 1º, 2º, 3º, 4º, 5º, 6º e 7º níveis de energia. Até o momento, temos o
seguinte número máximo de elétrons nas camadas.
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Subníveis de energia
Em cada camada, os elétrons estão distribuídos em subcamadas ou subníveis de
energia, representados pelas letras s, p, d e f (subníveis usados até Z =114). O
número máximo de elétrons que cabe em cada subnível é o seguinte.
O número de subníveis conhecidos em cada camada é dado pela tabela a seguir.
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Os elétrons preenchem sucessivamente os subníveis de energia em ordem
crescente de energia, com o número máximo de elétrons permitido em cada
subnível.
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Como consequência da regra do Aufbau, somente o subnível de maior energia
preenchido poderá ter número de elétrons menor que o permitido, ou seja, somente
o subnível de maior energia preenchido poderá estar incompleto.
A ordem de preenchimento é 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d…
A regra mnemônica a seguir ajuda bastante na compreensão do princípio da
construção, uma vez que não é muito prático desenhar o diagrama acima cada vez
que se deseja fazer a distribuição eletrônica de um átomo. Veja abaixo o Diagrama
de Linus Pauling:
Para escrever a configuração eletrônica de um elemento neutro, da forma escrita
acima, basta seguir o passo-a-passo:
a) Identificar o número total de elétrons
b) Identificar o nível mais energético (linha do elemento na tabela)
c) Identificar o subnível mais energético (coluna do elemento)
d) Colocar os elétrons 1 por 1 a partir dos subníveis de menos energia até os de mais
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energia, até completar o número total de elétrons. Lembrando que as camadas K, L,
M, N etc correspondem, respectivamente, aos números quânticos principais iguais a
1, 2, 3, 4 etc. Lembrar também que os subníveis energéticos comportam um número
máximo de elétrons (s², p6, d10, f14).
Exemplo: Configuração do K
a) Número total de elétrons: 19
b) Nível mais energético: N (4ª linha)
c) Subnível mais energético: 4s (coluna 1A)
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d) Colocar os elétrons desde 1s² até 4s:1s² 2s² 2p6 3s2 3p6 4s1
Repare que se somarmos o número de elétrons em cada orbital, teremos o numero
total (2+2+6+2+6+1=19).
Para átomos eletricamente carregados (íons) basta escrever a configuração como se
o átomo fosse neutro e ao final, retirar/colocar a quantidade de elétrons do subnível
mais externo e não no mais energético.
6. CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS QUÍMICOS
Em 1869, Mendeleev apresentou uma classificação, que é a base da classificação
periódica moderna, colocando os elementos em ordem crescente de suas massas
atômicas, distribuídos em oito faixas horizontais (períodos) e doze colunas verticais
(famílias). Verificou que as propriedades variavam periodicamente à medida que
aumentava a massa atômica.
Na tabela periódica moderna, os elementos são colocados em ordem crescente de
número atômico. Podemos dizer que Mendeleyev estabeleceu a chamada lei da
periodicidade:
“Muitas propriedades físicas e químicas dos elementos variam periodicamente na
sequência de suas massas atômicas”.
Classificação Periódica Moderna
A Classificação Periódica atual, além de incluir elementos descobertos depois de
Mendeleyev, apresenta os elementos químicos dispostos em ordem crescente de
números atômicos. Henry G. J. Moseley introduziu o conceito de número atômico
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(número de prótons no núcleo do átomo).
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A lei da periodicidade ganhou um novo enunciado:
“Muitas propriedades físicas e químicas dos elementos variam periodicamente na
sequência de seus números atômicos.”
Cada uma das sete linhas horizontais que a tabela apresenta são chamadas de
períodos. É importante notar também que:
- No 6° período, a terceira “casa” contém 15 elementos (do lantânio ao lutécio), que
por comodidade estão indicados numa linha fora e abaixo da tabela; começando com
o lantânio, esses elementos formam a chamada série dos lantanídios.
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- Analogamente, no 7° período, a terceira “casa” também contém 15 elementos
químicos (do actínio até o laurêncio), que estão indicados na segunda linha fora e
abaixo da tabela; começando com o actínio, eles formam a série dos actinídios.
As dezoito linhas verticais são denominadas colunas, grupos ou famílias. Algumas
famílias têm nomes especiais:
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É ainda importante considerar os seguintes aspectos:
- O Hidrogênio, embora apareça na coluna 1A, não é um metal alcalino. Aliás, o
Hidrogênio é tão diferente de todos os demais elementos químicos que, em algumas
classificações, prefere-se colocá-lo fora da Tabela Periódica.
- Quando a família não tem nome especial, é costume chamá-la pelo nome do
primeiro elemento que nela aparece; por exemplo, os da coluna 5A são chamados de
elementos da família ou do grupo do nitrogênio.
- As colunas A são as mais importantes da tabela. Seus elementos são denominados
elementos típicos, ou característicos, ou representativos da Classificação Periódica.
Em cada coluna A, a semelhança de propriedades químicas entre os elementos é
máxima.
- Os elementos das colunas 3B, 4B, 5B, 6B, 7B, 8B, 1B e 2B constituem os chamados
elementos de transição. Note que, em particular, a coluna 8B é uma coluna tripla.
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Os metais são elementos sólidos (exceto o mercúrio), em geral duros, com brilho
característico — denominado brilho metálico —, densos, de pontos de fusão e de
ebulição altos, bons condutores de calor e de eletricidade, maleáveis (podem ser
transformados em lâminas finas), dúcteis (podem ser transformados em fios finos) e
que formam íons positivos (cátions).
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Os não-metais têm propriedades completamente opostas.
Os semimetais têm propriedades intermediárias entre os metais e os não-metais. Os
gases nobres, ou gases raros, têm comportamento químico específico.
Configuração eletrônica dos elementos ao longo da Tabela Periódica
Podemos relacionar a distribuição do diagrama de Pauling à tabela periódica.
Caminhando horizontalmente ao longo dos sete períodos da Tabela, ao passarmos
de uma “casa” para a seguinte, o número atômico aumenta de uma unidade. Esse
acréscimo indica que a eletrosfera está recebendo um novo elétron. Desse modo,
teremos as distribuições eletrônicas ao longo dos dois primeiros períodos da Tabela
Periódica, de acordo com o seguinte quadro:
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É muito importante notar que:
- Os 7 períodos da Tabela Periódica correspondem às 7 camadas ou níveis
eletrônicos dos átomos. Desse modo, exemplificando, o ferro (Fe-26) está no 4o
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período, e por isso já sabemos que seu átomo possui 4 camadas eletrônicas (K, L, M,
N).
- Nas colunas A, o número de elétrons na última camada eletrônica é igual ao próprio
número da coluna. Por exemplo, o nitrogênio está na coluna 5A e, portanto, sua última
camada eletrônica tem 5 elétrons (s2 p3). É por esse motivo que os elementos de uma
mesma coluna A têm propriedades químicas muito semelhantes, o que justifica o fato
de tais elementos (em azul ou em verde, na tabela anterior) serem chamados de
elementos típicos, característicos ou representativos da Classificação Periódica.
- Nas colunas B, o número de elétrons na última camada permanece, em geral, igual
a 2. Agora é a penúltima camada que vai recebendo os sucessivos elétrons, como
acontece com os elementos de transição (parte amarela da tabela anterior); ou então
é a antepenúltima camada, como acontece com os lantanídios e actinídios (parte rosa
da tabela anterior), que por essa razão são chamados de elementos de transição
interna. Devemos porém avisar que, nas colunas B, aparecem algumas
irregularidades na distribuição eletrônica dos elementos, cuja explicação foge ao
objetivo do nosso curso.
- Há um modo abreviado de representar a distribuição eletrônica de um elemento
químico: seguindo a Tabela Periódica, escrevemos o símbolo do último gás nobre que
aparece antes do elemento (isto é, do gás nobre do período “de cima”); em seguida,
representamos apenas os elétrons que o elemento tiver a mais em relação a esse
gás nobre. Nos exemplos seguintes, damos as distribuições eletrônicas dos três
primeiros elementos da coluna 4A (C, Si, Ge), primeiramente na forma completa e
depois na forma abreviada.
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- Quando um elemento ganha 1, 2 ou 3 elétrons e se transforma num íon negativo
(ânion), sua configuração eletrônica é semelhante à de outro elemento situado 1, 2,
3... “casas” à frente na Tabela Periódica. Ao contrário, quando um elemento perde 1,
2, 3... elétrons e se transforma num íon positivo (cátion), sua configuração eletrônica
é semelhante à de outro elemento situado 1, 2, 3... “casas” para trás na Tabela
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Periódica. Átomos e íons com o mesmo número de elétrons na eletrosfera são
chamados isoeletrônicos e são, pois, “vizinhos” na Classificação Periódica.
Símbolos de elementos mais comuns.
Nos itens anteriores trabalhamos com alguns símbolos de elementos químicos mais
comuns. Mas, o que recomendo a você é que dê uma olhada nos símbolos e observe
que alguns são bem diferentes do seu nome em português (porque derivam do latim).
Mas não se preocupe em decorá-los, pois, a fixação destes símbolos deve vir com a
leitura e exemplos aqui abordados.
Propriedades periódicas
São aquelas cujos valores numéricos crescem ou decrescem em função do número
atômico crescente. Vejamos as principais propriedades periódicas:
Raio atômico – O raio de um átomo é uma propriedade difícil de ser determinada,
pois a eletrosfera de um átomo não tem fronteira definida. O raio atômico de um
elemento depende de dois fatores:
a) Número de níveis eletrônicos (camadas): numa família, quanto maior o número
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atômico, maior é o raio atômico.
b) Carga nuclear (número atômico): num período, quanto maior o número atômico,
menor é o raio atômico.
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Raio Iônico - Para íons isoeletrônicos (iguais números de elétrons), o de menor
número atômico será o maior, pois apresenta menor atração entre o núcleo e os
elétrons.
8O
2-
> 9F1- > 11Na1+ > 12Mg2+
Potencial de ionização – É a energia necessária para remover um elétron de um
átomo isolado no estado gasoso. À medida que aumenta o tamanho do átomo,
aumenta a facilidade para a remoção de um elétron de valência. Portanto, quanto
maior o tamanho do átomo, menor o potencial de ionização.
Li(g)
Li+(g) + 1e-
Li+(g)
Li++(g) + 1e- 2.ºPI = 1744kcal/mol
Li++(g)
1ºPI = 124kcal/mol
Li+++(g) + 1e-
3.ºPI = 2823kcal/mol
Resumindo:
1.º PI < 2.º PI < 3.º PI <...
Eletronegatividade – É a propriedade pela qual o átomo apresenta maior tendência
a ganhar elétrons. Esta propriedade depende de dois fatores: número de elétrons na
última camada e tamanho do átomo.
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O cientista Linus Pauling propôs uma escala de valores para a eletronegatividade:
QUESTÕES RESOLVIDAS
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01. O correto uso da tabela periódica permite determinar os elementos químicos a
partir de algumas de suas características. Recorra a tabela periódica e determine:
a) O elemento que tem distribuição eletrônica s2p4 no nível mais energético, é o mais
eletronegativo de seu grupo e forma, com os metais alcalinos terrosos, compostos do
tipo XY.
b) O número atômico do elemento que perde dois elétrons ao formar ligação iônica e
está localizado no 3º período da tabela periódica.
GABARITO:
a) Oxigênio
b) Nº Atômico 12
02. O íon Sc3+ tem l8 elétrons e é isoeletrônico do íon X3-. Pergunta-se:
a)qual a estrutura eletrônica do átomo de escândio?
b)a que número atômico, família e período da Classificação Periódica pertence o
elemento X?
Gab:
a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1
b) 15, 5A, terceiro
03. Um elemento metálico X reage com cloro, dando um composto de fórmula XCl.
Um outro elemento Y, também metálico, reage com cloro dando um composto de
fórmula YCl2. As massas atômicas relativas de X e Y são próximas.
a) em que grupo da Tabela Periódica estariam os elementos X e Y?
b) consulte a Tabela Periódica e dê o símbolo de dois elementos que poderiam
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corresponder a X e Y.
Gab:
a) X: 1A; Y= 2A.
b) Li e Be; Na e Mg; K e Ca etc.
04. Os elementos D, E, G e J têm números atômico, respectivamente, 7, 10, 11 e 15.
Quais desses elementos são do mesmo período?
Gab:
D e E são do 2o período, enquanto que os elementos G e J são do 3o período.
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05. O diagrama de Pauling foi utilizado para ao obtenção das estruturas eletrônicas
dos elementos com números atômicos 53 e 87.
a) apresente as estruturas correspondentes a cada um dos elementos indicados.
b) aponte, nas estruturas obtidas, detalhes estruturais que caracteriza as famílias a
que pertencem os elementos.
Gab:
a) Z=53:1s2 2s2 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p5
Z=87: 1s2 2s2 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s1
b) Z=53 – última camada: 5s25p5 ( 7 elétrons) – família 7A – halogênio;
Z=87 – última camada: 7s1( 1 elétrons) – família 1A – metal alcalino;
06. Sobre a posição de um determinado elemento químico na Tabela Periódica sabese que:
I. Pertence a um dos dois períodos longos;
II. Inicia a primeira série dos elementos de transição;
III. O elemento químico que o precede é o cálcio.
Tomando como base essas informações, consulte a Tabela Periódica e escreva o
nome, o número atômico, a massa atômica e a configuração eletrônica de um átomo
e de um íon bivalente desse elemento químico.
Gab:
Nome: Escândio
Z:21
MA: 45
Configuração do átomo: 1s22s22p63s23p64s23d1
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Configuração do íon: 1s22s22p63s23p63d1
07. O livro “A Tabela Periódica”, de Primo Levi, reúne relatos autobiográficos e contos
que têm a química como denominador comum. Cada um de seus 21 capítulos
recebeu o nome de um dos seguintes elementos da tabela periódica: Argônio,
Hidrogênio, Zinco, Ferro, Potássio, Níquel, Chumbo, Mercúrio, Fósforo, Ouro, Cério,
Cromo, Enxofre, Titânio, Arsênio, Nitrogênio, Estanho, Urânio, Prata, Vanádio,
Carbono.
Escreva o símbolo do elemento que dá nome a um capítulo e corresponde a cada
uma das seis descrições a seguir.
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I – É metal alcalino.
II – É líquido na temperatura ambiente.
III – É o de menor potencial de ionização do grupo 15.
IV – É radioativo, usado em usinas nucleares.
V – Aparece na natureza na forma de gás monoatômico.
VI – É lantanídeo.
Gab:
I–K
II – Hg
III – As
IV – U
V – Ar
VI- Cério
08. Baseando-se nas configurações eletrônicas em ordem crescente de energia dos
elementos abaixo, assinale a al- ternativa correta.
A: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2.
B: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d2.
C: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p2.
D: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f2.
a) A e C pertencem ao mesmo grupo, mas estão em períodos diferentes.
b) B é elemento de transição.
c) C e D estão no mesmo período da tabela periódica.
d) C está no grupo 2A (ou 2).
00000000000
e) A, B, C, D são todos metais alcalinoterrosos.
RESOLUÇÃO:
A
4 camadas
4.º período
Elemento representativo
Subgrupo A
Grupo IIA ou 2
número do grupo = número de e–
de valência, ou seja, 2e–
Metal alcalinoterroso
B
Elemento de transição
Subgrupo B
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número do grupo: IIIB – IVB
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d1 d2
Grupo: IVB ou 4
4.º período
C
4 camadas
Elemento representativo
4 camadas
4.º período
número do grupo: 4s2 4p2 (4e–)
Subgrupo A
Grupo IVA ou 14
D
Elemento de transição interna
Grupo IIIB ou 3
6 camadas
6.º período
Resposta: B
7. QUESTÕES DE CONCURSOS
01. (TÉCNICO(A) QUÍMICO(A) DE PETRÓLEO JÚNIOR - PETROBRÁS CESGRANRIO/2012). Para um mesmo período na Tabela Periódica, os metais
alcalinos, quando comparados com os metais alcalinos terrosos, apresentam
(A) maior dureza
(B) maiores pontos de fusão
(C) maiores pontos de ebulição
(D) menores energias de ionização
(E) menores raios iônicos
RESOLUÇÃO:
O assunto aborda propriedades periódicas. Quanto mais à esquerda e em um mesmo
00000000000
período temos para os elementos maior o raio atômico e menor energia de ionização.
Resposta: “D”.
02. (TÉCNICO DE LABORATÓRIO – UNIPAMPA – CESPE/2013). Os metais
apresentam pequeno raio atômico, alto potencial de ionização, baixa afinidade
eletrônica e baixa eletronegatividade.
RESOLUÇÃO:
Os metais apresentam grande raio atômico, baixo potencial de ionização, baixa
afinidade eletrônica e baixa eletronegatividade.
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Resposta: “ERRADO”.
03. (PROFESSOR I DE QUIMICA – CEPERJ/2013). Estudos relacionados ao azeite
de oliva indicam que ele não é bom apenas para a saúde do coração. É ainda fonte
das vitaminas A, K e E, e também dos elementos ferro, cálcio, magnésio, potássio.
Portanto o azeite faz bem para a pele, olhos, ossos e para o sistema imunológico.
Relacionando as posições dos elementos citados na classificação periódica com suas
propriedades, é correto afirmar que:
A) o potássio possui o menor potencial de ionização
B) o cálcio e o magnésio pertencem ao mesmo período
C) o cálcio possui o menor raio atômico
D) o ferro possui o maior raio atômico
E) o magnésio é o menos eletronegativo
RESOLUÇÃO:
Potássio é metal alcalino.
Magnésio e cálcio são metais alcalinos terrosos e não podem estar no mesmo
período.
Ferro é metal de transição.
O potencial de ionização é menor quanto mais à esquerda estiver o elemento químico.
Logo, será o potássio.
O raio atômico é maior quanto mais à esquerda e mais para baixo (maior número de
camadas) estiver o elemento químico.
Resposta: “A”.
04. (MINISTÉRIO DA AGRICULTURA – AUXILIAR DE LABORATÓRIO –
00000000000
CONSULPLAN/2014). Qual desses elementos químicos é um metal?
A) Flúor.
B) Cloro.
C) Sódio.
D) Oxigênio.
RESOLUÇÃO:
Assunto bastante discutido em ligações químicas e tabela periódica. Questão fácil.
Sódio. Os demais são ametais. Requer uma certa memorização do candidato, mas,
tais elementos muito frequentemente aparecem em qualquer assunto na Química.
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Resposta: “C”.
05. (PROFESSOR DE QUÍMICA - PM TAIAÇU – INSITUTO SOLER/2013). Na
mitologia grega havia um rei, Midas, o qual era capaz de transformar tudo em que
tocava em ouro (Au). Talvez, acreditando nessa lenda, muitos alquimistas tentaram
em vão transformar metais comuns como ferro (26 Fe) e chumbo (82 Pb) em ouro.
Assinale a alternativa que representa a distribuição eletrônica correta para o átomo
de ferro.
a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8.
b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2.
c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6.
d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8 4s2.
RESOLUÇÃO:
A distribuição eletrônica deve seguir a ordem crescente de energia em subníveis, de
acordo com o diagrama de Linus Pauling. Seria 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Resposta: “C”.
06. (PROFESSOR DE QUÍMICA - PM TAIAÇU – INSITUTO SOLER/2013). Marie
Curie ganhou sozinha o prêmio Nobel de Química pela descoberta dos elementos
radioativos Rádio (88Ra) e Polônio (84Po). Com base nessas informações pode-se
afirmar que esses elementos se encontram na tabela periódica nos seguintes
períodos, respectivamente:
a) 6º e 6º.
00000000000
b) 7º e 6º.
c) 6º e 7º.
d) 7º e 7º.
RESOLUÇÃO:
Para se determinar o período em que se localiza os elementos químicos devemos
fazer a distribuição eletrônica e observar qual foi o maior nível energético atingido.
Portanto, teremos:
88Ra = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2
(atinge a sétima camada)
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84Po = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p4 (atinge
a sexta camada)
Resposta: “B”.
07. O subnível de maior energia para o átomo do elemento genérico X, no estado
fundamental, é 5p4. Com base nesta informação, analise as proposições abaixo e
assinale o que for correto sobre o elemento X.
01.
Pertence à família dos calcogênios e localiza-se no 5º período da tabela
periódica.
02.
No estado fundamental, apresenta 54 elétrons.
04.
Ao ionizar-se, forma principalmente ânions divalentes.
08.
Apresenta número atômico igual a 52.
16.
Possui elevada afinidade eletrônica.
Gab: 29
08. (TÉCNICO DE LABORATÓRIO – UFMG/2013). O alumínio é o elemento metálico
mais abundante da crosta terrestre. Seu peso específico, condutividade elétrica,
resistência à corrosão após passivação e baixo ponto de fusão lhe conferem inúmeras
aplicações. No entanto, suas aplicações práticas apresentam-se limitadas
sobremaneira devido aos seguintes problemas listados abaixo. EXCETO:
A) alto custo devido à grande quantidade de energia necessária para o processo de
produção.
B) implicações ecológicas negativas no rejeito dos subprodutos do processo de
produção
00000000000
C) baixo custo do processo de coleta e tratamento de reciclagem desse metal.
D) implicações ecológicas negativas no rejeito dos subprodutos do processo de
reciclagem.
RESOLUÇÃO:
O alumínio é um dos metais mais reciclados e a baixo custo, comparativamente ao
seu elevado custo de produção (por eletrólise, consumindo muita energia elétrica).
Não sofre rejeição de uso pela facilidade de coleta e reaproveitamento, mas pelos
dejetos causados na produção.
Resposta: “C”.
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09. (UFJF-MG - TÉCNICO DE LABORATÓRIO – 2013 – IFSULDEMINAS) A tabela,
a seguir, refere-se à camada de valência dos elementos A, B, C e D.
De acordo com a tabela acima, é CORRETO afirmar que:
a) A e B pertencem à mesma família da tabela periódica.
b) C é metal alcalino-terroso.
c) A pertence à família dos calcogênios.
d) D possui o menor caráter metálico (eletropositividade).
e) A é mais denso que B, C e D.
RESOLUÇÃO:
Nenhum elemento tem terminação semelhante. Logo, não pertencem à mesma
família. A está na família 4A; B está na família 7ª (halogêneos) e possui menor caráter
metálico; C é metal alcalino (1A) e D é metal alcalino terroso (2A). Por exclusão,
chegamos à Resposta: E.
Resposta: “E”.
10. (UFJF-MG - TÉCNICO DE LABORATÓRIO – 2013 – IFSULDEMINAS)
Considere os elementos químicos A, B, C, D, E, F com as seguintes posições, na
tabela periódica:
00000000000
De acordo com a tabela acima, marque a opção CORRETA que contém os elementos
com a maior eletronegatividade, a menor energia de ionização e a maior densidade,
respectivamente.
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a) A, C, E
b) B, C, A
c) C, E, F
d) D, B, F
e) B, E, F
RESOLUÇÃO:
De acordo com as variações das propriedades periódicas consideramos que:
-O elemento mais eletronegativo está localizado mais acima e mais à direita,
excluindo gases nobres: C.
- O elemento menor energia de ionização é o que apresenta maior tamanho atômico,
ou seja, está localizado mais abaixo e mais à esquerda: B.
- O elemento maior densidade está localizado mais ao centro e mais abaixo: F.
Sem alternativa correta. Gabarito aponta C. Mas, não concordo, pois, gases nobres
(E) apresenta energia de ionização altíssima. Pode ter havido anulação após recurso
Resposta: “C”.
11. Sabendo-se que os elementos químicos I e II apresentam as seguintes
configurações eletrônicas em suas camadas de valência:
I.
4s2 4p3
II.
3s2
assinale o que for correto.
01.
O elemento II é um metal alcalino.
02.
O elemento II possui número atômico igual a 12.
04.
O elemento I é um não-metal.
08.
O elemento I pertence à família 5A e ao quarto período.
00000000000
Gab: 10
12. Com relação à Tabela Periódica dos Elementos, responda:
a)
Qual elemento da 15a coluna é o mais eletronegativo?
b)
Qual elemento do 4o período é o mais eletronegativo?
c)
Qual a massa atômica do elemento que se encontra na 17 a coluna e no 3o
período?
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Gab:
a) Nitrogênio
b) Bromo
c) 35,5 u
13. Considere os íons isoeletrônicos; Li+, H-, B3+ e Be2+ (os números atômicos; Li = 3;
H = 1; B = 5; Be = 4). Coloque-os em ordem crescente de raio iônico, justificando a
resposta.
Gab:
B3+ < Be2+ < Li+ < H-, pois mesmo número de elétrons (2) da camada K estão sendo
atraídos por cargas nucleares cada vez menores.
14. A comparação entre os raios dos íons isoeletrônicos nos fornece uma boa
indicação da força de atração do núcleo atômico sobre os elétrons.
Nota: consulte a Tabela Periódica.
a)
dentre os íons O2-, F-, Mg2+, Al3+, identifique o que não é isoeletrônico em
relação aos outros três. Justifique sua resposta.
b)
entre os íons isoeletrônicos do item anterior, qual o de maior raio iônico?
Justifique sua resposta.
Gab:
a) Al+3
b) O215. O elemento químico que tem configuração eletrônica da última camada 3s23p2
00000000000
presta-se a inúmeras aplicações, como na fabricação de ferramentas. Chips
eletrônicos, cimento, dentre outros;
Com base na afirmação acima:
a)
escreva o símbolo desse elemento químico e diga a que período e a que família
pertence.
b)
compare seu raio atômico com o do elemento químico que tem a configuração
eletrônica da última camada 5s25p2. Justifique sua resposta.
Gab:
a) Si; 3o período e família 4A.
b) o Si apresenta menor raio atômico.
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16. Considere a tabela abaixo, onde estão apresentados valores de energia de
ionização (E.I.).
Elemento Valores de E.I em kj.mol-1
1a
2a
11Na
491,5
4526,3
12Mg
731,6
1438,6
Responda:
a)
Por que a 1ª E.I. do Na é menor do que a 1ª E.I. do Mg?
b)
Por que a 2ª E.I. do Na é maior do que a 2ª E.I. do Mg?
Gab:
a) Do Na para o Mg, ocorre o aumento da carga nuclear, maior atração nuclear pelos
elétrons de valência, logo maior E.I.
b) O Na após a retirada de 1 elétron adquire a configuração eletrônica do gás nobre
Ne, portanto mais estável a espécie maior EI, para a retirada do segundo eletrôn.
17. (UDESC SC) Os elementos X e Y apresentam as seguintes configurações
eletrônicas 1s22s22p63s23p64s23d104p3 e 1s22s22p63s23p64s1, respectivamente. O
período e a família em que se encontram estes elementos são:
a)
Os elementos X e Y pertencem ao quarto período, sendo que o elemento X
pertence à família V A, enquanto e elemento Y pertence à família I A.
b)
Os elementos X e Y pertencem ao quarto período, sendo que o elemento X
pertence à família III A, enquanto e elemento Y pertence à família I A.
c)
Os elementos X e Y pertencem à mesma família e ao mesmo período.
d)
Os elementos X e Y pertencem ao terceiro e primeiro períodos
00000000000
respectivamente. Quanto à família os dois elementos pertencem à família IV A.
e)
O elemento X é um elemento alcalino e o elemento Y é um halogênio.
Gab: A
18. (UCS RS) Os elementos de transição formam compostos coloridos. Devido a essa
característica, são utilizados para várias finalidades, como, por exemplo, em
tatuagens. Os pigmentos coloridos mais comumente utilizados incluem sais de
cádmio (amarelo ou vermelho), de cromo (verde), de cobalto (azul) e de ferro
(castanho, rosa e amarelo). Todos os metais citados no texto
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a)
estão situados no quarto período da Tabela Periódica.
b)
são denominados elementos de transição interna.
c)
pertencem ao bloco f da Tabela Periódica.
d)
são denominados elementos representativos.
e)
apresentam o elétron de maior energia situado no subnível d.
Gab: E
19. (UFCG PB) - “Bom dia, Dr. Atomix, nos estamos procurando a nossa família”,
disseram três elementos perdidos.
O Dr. Atomix encontrou as seguintes informações para ajudá-los.
I.
O primeiro elemento tem no seu registro de nascimento: ano de nascimento =
1755, situação na tabela periódica = metal, elétrons de valência = 2 e número de
camadas eletrônicas = 3.
II.
O segundo elemento faz parte da família que tem as seguintes características:
são sólidos porém não muito duros, são condutores de eletricidade, fundem mais
rapidamente de que os seus vizinhos da direita, e reagem violentamente quando
misturados com a água.
III.
O terceiro elemento pertence à família que apresenta como características: são
utilizados em letreiros luminosos, são elementos muito estáveis.
Dr. Atomix concluiu que os três elementos pertencem, respectivamente, à:
a)
família dos alcalino-terrosos, família dos alcalinos e família dos gases nobres.
b)
família dos alcalinos, família dos alcalino-terrosos, família dos halogênios.
c)
família do oxigênio, família dos gases nobres, família dos alcalino-terrosos.
d)
família dos gases nobres, família dos halogênios, família dos alcalinos.
e)
família dos halogênios, família dos gases nobres, família do oxigênio.
00000000000
Gab: A
20. (UFCG PB) Considera-se 2 (dois) átomos
A1X
1
e
A2X
2
pertencendo ao mesmo
elemento químico X. Este elemento é situado no terceiro período da tabela periódica
e pertence à penúltima coluna dessa tabela.
Analisando estas informações, assinale a alternativa correta:
a)
O nome da sua camada eletrônica externa é L, caracterizada pelo número
quântico principal n = 3.
b)
O número máximo de elétrons que esta camada pode conter é 18.
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c)
O elemento X pertence à família dos halogênios, cujos átomos possuem, na
sua camada externa, 7 elétrons.
d)
A estrutura eletrônica dos átomos do elemento X é: 1s2 2s2 2p5 ou K2 L7, tendo
um número total de elétrons igual a 9, o que corresponde ao elemento Flúor.
e)
Se A1 = 35 e A2 = 37, o átomo X1 é constituído de: 17 prótons; 20 nêutrons; 17
elétrons. A constituição do átomo X2 é: 17 prótons; 18 nêutrons; 17 elétrons.
Gab: C
21. (UFLA MG) “Qual é o elemento químico que está sempre na sombra? É o Índio
pois ele está abaixo do Gálio.”
Segundo o trocadilho acima, o elemento Gálio aparece logo acima do elemento Índio
na Tabela Periódica.
Com relação aos elementos Gálio e Índio, é INCORRETO afirmar:
a)
Apresentam, respectivamente, 4 e 5 camadas eletrônicas.
b)
São metais de transição.
c)
Apresentam estado de oxidação +3.
d)
Possuem 1 elétron desemparelhado.
Gab: B
22. (UFMA) Com relação ao elemento químico, cujo numero atômico e igual a 26, é
correto afirmar que:
a)
E um metal e está localizado no bloco s, família 2, 3º período da tabela
periódica.
00000000000
b)
E um metal e está localizado no 4º período da tabela periódica, família 8.
c)
E um metal e está localizado no bloco d, família 6, 4º período da tabela
periódica.
d)
E um ametal e está localizado no bloco d, 3º período da tabela periódica.
e)
E um ametal e está localizado no bloco d, 4º período da tabela periódica.
Gab: B
23. (UFAM) Sobre a localização e classificação periódica é CORRETO afirmar que:
a)
O elemento Y tem seus elétrons distribuídos em seis níveis de energia e,
portanto, pertence ao sexto período
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b)
Todos os elementos pertencem à mesma família periódica
c)
Os elementos X e Z são elementos representativos de transição
d)
O elemento T pertence à série dos actinídeos e, portanto, é artificial
e)
O elemento Y é um metal de transição externa e o T de transição interna
Gab: E
24. (UFPEL RS) Dos metais citados como componentes das águas minerais, os que
formam cátions estáveis de carga relativa +2, que passam a apresentar configuração
ns2 np6 na camada mais externa, são:
a)
sódio e potássio.
b)
sódio, potássio e cloreto.
c)
cálcio, magnésio e cloreto.
d)
cálcio e magnésio.
e)
magnésio, sódio e potássio.
Gab: D
25. (UEM PR) Três átomos cujos números atômicos são 8, 11 e 17 estão classificados
na tabela periódica, respectivamente, como
a)
um gás nobre, um metal alcalino e um metal alcalino-terroso.
b)
um halogênio, um não-metal e um metal alcalino-terroso.
c)
um metal alcalino, um halogênio e um calcogênio.
d)
um calcogênio, um metal alcalino e um halogênio.
e)
um gás nobre, um metal alcalino e um halogênio.
Gab: D
00000000000
26. (UNIFOR CE) Considere os elementos.
IVA
carbono
silício
VA
VIA
VIIA
nitrogênio oxigênio flúor
fósforo
enxofre cloro
 posição na

 Tabela Periódica


Dentre esses elementos, os formados por átomos que possuem sete elétrons na
camada de maior energia (camada de valência) são:
a)
carbono e silício.
b)
nitrogênio e fósforo.
c)
cloro e enxofre.
d)
flúor e cloro.
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e)
nitrogênio e oxigênio.
Gab: D
27. (UFLA MG) Entre os pares de elementos químicos apresentados, o par cujos
elementos têm propriedades químicas semelhantes é
a)
F e Ne
b)
Li e Be
c)
Mg e Mn
d)
Ca e Mg
Gab: D
28. (Unioeste PR) Em uma revista de palavras cruzadas, um aluno de ensino médio
completou corretamente as seguintes charadas sobre elementos químicos:
1.
É produzido a partir da bauxita por eletrólise.
2.
É o segundo elemento mais abundante na crosta terrestre. Como óxido, está
presente na areia.
3.
Reage com água, desprendendo hidrogênio. Combina-se com cloro, formando
o sal de cozinha.
a)
Fe, Ca e Na.
b)
Al, Si e Na.
c)
Fe, Si e Na.
d)
Na, Al e Si.
e)
Al, Ca e Si.
Gab: B
00000000000
29. (UFSC) A cor de muitas pedras preciosas se deve à presença de íons em sua
composição química. Assim, o rubi é vermelho devido à presença de Cr 3+ e a cor da
safira é atribuída aos íons de Co2+, Fe2+ ou Ti4+.
A partir das informações do enunciado e com base nos seus conhecimentos, assinale
a(s) proposição(ões) CORRETA(S).
01.
os elementos químicos titânio, cromo, ferro e cobalto encontram-se no terceiro
período da classificação periódica dos elementos.
02.
o titânio recebe 4 elétrons e se transforma no cátion Ti4+.
04.
o átomo de cromo apresenta 28 nêutrons em seu núcleo.
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08.
a configuração eletrônica do íon Fe2+ é 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8.
16.
o íon Co2+ é isótopo do manganês.
32.
o átomo de cromo, ao perder três elétrons, assume a configuração eletrônica
do átomo de escândio.
Gab: 04
30. (FEPECS DF) Os sistemas óticos dos telefones celulares modernos são
produzidos a partir de elementos como silício, estanho, índio, gálio, cobre, ouro, prata,
ítrio e alumínio. Um grupo da tabela periódica reúne os elementos citados que, no
estado fundamental, apresentam em sua distribuição eletrônica, o maior número de
elétrons desemparelhados. Esse grupo é o:
a)
4A;
b)
3A;
c)
1B;
d)
8B;
e)
3B.
Gab: A
31. (UFPR) Considera-se que quatorze elementos químicos metálicos são essenciais
para o correto funcionamento do organismo, portanto indispensáveis para manter a
saúde. Os referidos elementos estão listados na tabela a seguir:
Metal
Símbolo
sódio
magnésio
potássio
cálcio
vanádio
crômio
manganês
ferro
cobalto
níquel
cobre
zinco
molibdênio
estanho
Na
Mg
K
Ca
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
Mo
Sn
Número
Atômico
11
12
19
20
23
24
25
26
27
28
29
30
42
50
00000000000
Com base na distribuição eletrônica dos átomos desses metais no estado
fundamental, assinale a alternativa correta.
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a)
K, Ca, V, Cr, Mn, Fe, Co e Ni são elementos que apresentam o elétron mais
energético em orbitais d e são por isso conhecidos como metais de transição.
b)
Mg e Ca pertencem ao mesmo grupo ou família da Tabela Periódica.
c)
A camada de valência de K possui a configuração 3s23p63d1.
d)
Mo e Sn possuem elétrons em subnível f.
e)
Todos os elementos citados possuem subníveis preenchidos parcialmente.
Gab: B
32. Um átomo do elemento químico x, usado como corante para vidros, possui
número de massa igual a 79 e número de nêutrons igual a 45. Considere um elemento
y, que possua propriedades químicas semelhantes ao elemento x.
Na Tabela de Classificação Periódica, o elemento y estará localizado no seguinte
grupo:
a)
7
b)
9
c)
15
d)
16
Gab: D
33. (UFAM) Qual das afirmativas abaixo é falsa?
a)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 pertence à família 8B, dos metais de transição
b)
1s2 é um gás nobre
c)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 pertence à família dos halogênios
d)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 pertence à família do nitrogênio
e)
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d5 é um elemento de transição do quinto
00000000000
período
Gab: D
34. (MACK SP) A seguir são mostradas quatro configurações eletrônicas:
I.
1s2, 2s2, 2p5.
II
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6.
III.
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d5.
IV.
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s1.
Essas configurações correspondem, respectivamente, a um
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a)
halogênio, gás nobre, metal de transição interna e metal alcalinoterroso.
b)
elemento do grupo 15, gás nobre, halogênio e metal alcalino.
c)
halogênio, calcogênio, metal de transição e metal alcalino.
d)
elemento do grupo 15, gás nobre, metal alcalino e metal de transição.
e)
halogênio, gás nobre, metal de transição e metal alcalino.
Gab: E
36. (UEG GO) Analise as configurações eletrônicas dos elementos representados em
I, II e III e, em seguida, marque a alternativa CORRETA:
I.
1s22s22p63s23p5
II.
1s22s22p63s1
III.
1s22s22p63s23p64s23d10
a)
O número de elétrons da camada de valência dos elemento I e III são
respectivamente 7 e 10.
b)
Os elementos II e III são classificados como elementos de transição.
c)
O número de prótons do elemento II é igual a 12.
d)
O elemento I pertence à família dos halogênios (família 17) e, ao reagir com
sódio metálico, forma um composto com alto ponto de fusão.
Gab: D
37. (UCS RS) O elemento químico gálio (Ga-31) possui um ponto de fusão bastante
baixo para um metal (29,8 ºC), porém seu ponto de ebulição é relativamente alto
(1600 ºC). Essa característica permite que ele seja usado em termômetros que
registram altas temperaturas. O gálio
00000000000
a)
possui configuração eletrônica igual a 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d9 4s2 4p2.
b)
possui 1 (um) elétron na camada de valência.
c)
possui o último elétron localizado no subnível p, da última camada.
d)
é classificado como um elemento de transição interna.
e)
encontra-se no estado líquido nas CNTP.
Gab: C
38. (UEPG PR) O subnível de maior energia para o átomo do elemento genérico X,
no estado fundamental, é 5p4. Com base nesta informação, analise as proposições
abaixo e assinale o que for correto sobre o elemento X.
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01.
Pertence à família dos calcogênios e localiza-se no 5º período da tabela
periódica.
02.
No estado fundamental, apresenta 54 elétrons.
04.
Ao ionizar-se, forma principalmente ânions divalentes.
08.
Apresenta número atômico igual a 52.
16.
Possui elevada afinidade eletrônica.
Gab: 29
39. (UERJ) Na Tabela de Classificação Periódica, as fileiras horizontais
correspondem aos períodos, e as colunas verticais, aos grupos ou famílias. Nos
períodos, os elementos são dispostos em ordem crescente de seus números
atômicos.
Considere três elementos químicos cujos números atômicos são consecutivos,
representados por x, y e z.
Na equação 2x + 2y + 2z = 7×164, y é o número atômico de um elemento químico da
família denominada:
a)
alcalinos
b)
halogênios
c)
calcogênios
d)
gases nobres
Gab: B
Os números atômicos x, y e z são consecutivos. Logo podem se escritos como uma progressão
aritmética de razão 1: (x, x + 1, x + 2). Substituindo na equação apresentada, temos:
2 x  2 x1  2 x 2  7.16 4  2 x  2 x.2  2 x.2²  7.16 4  2 x 1  2  2²   7.16 4  2 x 7   7.16 4 
00000000000
 
7.16 4
 2 x  16 4  2 x  2 4
7
Logo, y  x  1  16  1  17.
 2x 
4
 2 x  216  x  16.
A série química dos halogênios é o grupo 17 (7A) da tabela periódica dos elementos.
40. (EFOA MG) Na produção de cerâmicas e vidros coloridos geralmente são
empregados compostos de metais de transição. A cor final do material depende, entre
outros fatores, dos estados de oxidação dos metais presentes, como exemplificado
na tabela:
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Sobre estes metais, é INCORRETO afirmar que:
a)
o cátion Cr3+ possui 21 elétrons.
b)
o número de prótons no Fe3+ é igual a 26.
c)
no cátion Fe3+ o número de elétrons é igual ao número de prótons.
d)
a distribuição eletrônica no estado fundamental em camadas para o Cu 2+ é 2,
8, 17.
e)
na tabela periódica eles estão no quarto período.
Gab: C
7. Ligações Químicas
Veremos as principais características das ligações químicas e suas propriedades e
empregos. Este assunto é muito simples, porém, exige um treino para identificar
rapidamente o tipo de ligação química ao se analisar os elementos químicos
presentes na substância.
As propriedades das substâncias químicas decorrem fundamentalmente do
tipo de ligação entre seus átomos. Em função do conhecimento do tipo de
00000000000
ligação os compostos terão propriedades semelhantes. Ou seja: se você sabe
que um composto é iônico, mesmo sem conhecê-lo, você poderá atribuir
propriedades a ele, pois estas são propriedades comuns a todos os compostos
que fazem tal tipo de ligação química. Por exemplo: todos os compostos iônicos
são sólidos à temperatura ambiente, apresentam alto ponto de fusão e alto
ponto de ebulição.
Os tipos de ligações químicas também influenciam diretamente as interações
entre as moléculas. E isto se refletirá em suas forças intermoleculares, o que
nos permite inferir se uma substância será sólida, líquida ou gasosa em uma
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dada situação; se ela terá baixo ou alto pontos de fusão e ebulição; se será
volátil ou não, etc. Por isto, considero de suma importância se entender o
assunto ligações químicas.
Verifica-se, na natureza, que a maioria dos elementos químicos encontra-se ligada a
outros, e que somente alguns (os gases nobres) estão isolados. Isso levou os
cientistas a concluírem que os átomos de gases nobres possuem uma configuração
eletrônica que lhes assegura estabilidade.
Os gases nobres apresentam 8 elétrons na última camada eletrônica, com exceção
do hélio, que possui 2 elétrons, já que a camada K comporta no máximo 2 elétrons.
Essa análise levou os cientistas Lewis e Kossel a criarem a chamada Teoria ou Regra
do Octeto.
Estudaremos os três tipos de ligações químicas.
A) LIGAÇÃO IÔNICA (OU ELETROVALENTE)
Como o próprio nome já diz, a ligação iônica ocorre com a formação de íons. Ocorre
com transferência de elétrons do metal para o ametal, formando cátions (íons
positivos) e ânions (íons negativos), respectivamente. Ocorre entre metais e não
metais e entre metais e Hidrogênio.
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Quando a ligação é iônica?
Generalizando: sempre deve ter a presença de metal
(M) com ametal (A) ou Hidrogênio.
Quem são estes caras? Veja:
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De uma maneira geral (salvo exceções) seria a ligação entre átomos com cor verde
(na tabela acima) com os avermelhados. Os átomos verdes apresentam,
normalmente 1 a 3 elétrons na última camada (portanto, querem perder elétrons) e os
avermelhados apresentam 5 ou 6 ou 7 elétrons na última camada e querem ganhar
elétron(s) para chegar até 8 elétrons (como os gases nobres) e ficarem estáveis.
A forte força de atração entre os íons dos átomos que formam o composto é de origem
eletrostática. Sempre um dos átomos perde elétrons, enquanto o outro recebe. O
átomo mais eletronegativo atrai e arranca os elétrons do de menor eletronegatividade.
Exemplo:
1o) A ligação entre o sódio (11Na) e o cloro (17Cl) é um exemplo característico de
ligação iônica. Observe a distribuição dos elétrons em camadas para os dois
elementos:
Na 2 - 8 – 1 (ele é metal. Veja que se ele perder este 1 elétron ele ficará com 8)
Cl 2 - 8 – 7 (ele é Ametal. Veja que se ele ganhar 1 elétron ele ficará com 8)
Para o cloro interessa adicionar um elétron à sua última camada, completando a
quantidade de oito elétrons nela. Ao sódio interessa perder o elétron de sua camada
M, assim a anterior passará a ser a última, já possuindo a quantidade necessária de
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elétrons. Antes da ligação: átomos instáveis
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Após a ligação: íons estáveis
Na representação da ligação, utilizamos somente os elétrons da última camada de
cada átomo. Esta notação recebe o nome de Fórmula Eletrônica de Lewis.
Observe que o sódio possuía inicialmente 11 prótons e 11 elétrons. Após a ligação, a
quantidade de prótons não se altera e a de elétrons passa a ser 10. O cloro que
inicialmente possuía 17 prótons e 17 elétrons tem sua quantidade de elétrons
aumentada de uma unidade após a ligação. Com isso o sódio se torna um íon de
carga 1+ e o cloro 1-.
A força que mantém os dois átomos unidos é de atração elétrica, ou seja, uma ligação
muito forte (por isto, nas condições ambientais, os compostos iônicos são SÓLIDOS,
com alto ponto de fusão e altíssimo ponto de ebulição). Como foram utilizados um
átomo de cada tipo, a fórmula do composto será NaCl.
Vejamos a representação de um retículo cristalino:
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Essa ligação envolve não só dois átomos, mas um número enorme e indeterminando
de átomos que formam um retículo cristalino de forma cúbica, como mostrado abaixo:
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Professor, como faço as diferentes fórmulas entre diferentes elementos
químicos?
Representamos os compostos iônicos através da mínima relação inteira entre os íons
(cátions e ânions) que compõem o retículo cristalino, de modo que a carga total do
composto seja neutralizada. Para que isso ocorra é necessário que o número TOTAL
de elétrons cedidos por átomos de um elemento seja igual ao número TOTAL de
elétrons recebidos pelos átomos do outro elemento.
Alguns aspectos sobre a fórmula unitária dos compostos iônicos são importantes, veja
alguns:
a) Escreve-se sempre primeiro o símbolo do elemento que formará o cátion (metal) e
depois o símbolo do elemento que formará o ânion (ametal);
b) escreva as cargas que cada íon precisará para se estabilizar;
c) caso as cargas individuais sejam iguais (exemplo: Na+ e Cl-; Mg2+ e O2-, etc) basta
um átomo de cada elemento. Caso as cargas sejam diferentes devemos achar o valor
múltiplo entre elas e fazer a multiplicação adequada para igualar os valores totais.
Porém, nesta multiplicação os números serão as atomicidades.
d) Os números em subscrito que aparecem do lado direito de cada íon indica a
proporção entre os átomos do cátion e os do ânion. Esses números são chamados
de índices ou atomicidade. Caso o número seja 1 este não é escrito.
Podemos resumir assim:
00000000000
Por exemplo, no caso do cloreto de sódio, temos que sua fórmula unitária é NaCl,
pois temos cargas iguais entre os íons. Logo teremos 1 cátion sódio para cada ânion
cloreto.
Veja outro exemplo, o Al3+ possui três cargas positivas, enquanto que o Cl- possui
apenas uma negativa, assim são necessários três ânions fluoreto para neutralizar o
composto. Com isso, concluímos que sua fórmula unitária é AlCl3.
Exemplos:
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B) LIGAÇÃO COVALENTE
Como foi definida por Lewis, a ligação covalente consiste no compartilhamento de um
par de elétrons entre dois átomos vizinhos.
Lewis propôs diagramas (ou estruturas) simples para representar os elétrons num
determinado átomo e a ligação química entre dois átomos numa molécula. Um dado
elemento tende a se combinar com outros para adotar uma configuração com oito
elétrons (ou dois elétrons, no caso do Hidrogênio) em sua camada de valência (Regra
do Octeto).
É importante chamar sua atenção para o fato de que toda ligação covalente tem um
caráter
eletrostático
pronunciado:
os
elétrons
compartilhados
sentem
simultaneamente a atração eletrostática dos dois núcleos (Figura abaixo).
Esta hipótese sugere que a formação e a estabilidade das ligações covalentes podem,
de maneira superficial, serem explicadas por um modelo eletrostático simples.
Figura: Visão simplificada das interações eletrostáticas entre os átomos
de Hidrogênio na molécula de H2. Considere: linha simples: atração
00000000000
elétron-núcleo; linha tracejada: repulsão elétron-elétron e núcleo-núcleo.
A ligação covalente tem importância única na Química e é, sem duvida, o tipo
predominante de união entre átomos, já que está presente em muitas moléculas,
sejam elas orgânicas ou inorgânicas (é comum um composto de natureza iônica
apresentar também ligações covalentes). O caráter iônico (ligação mais intensa)
prevalece nestes compostos. Exemplo: KNO3.
Entender a natureza da ligação covalente dará a você oportunidade de interpretar e
compreender em tamanho microscópico os fenômenos que envolvem reações
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químicas entre moléculas. Nesses casos, as ligações covalentes é que estão sendo
quebradas e/ou formadas produzindo novas substâncias, ou seja, transformando a
matéria.
Quais elétrons estão envolvidos na formação de uma ligação química? Lewis
procurou responder a esta pergunta evocando o modelo atômico de Bohr (1913).
Os elétrons envolvidos numa ligação química são os elétrons da camada de valência,
ou seja: os mais externos. Portanto, a ligação covalente ocorre quando os átomos
ligados possuem tendência de ganhar elétrons (não metais. Lembra dos átomos
avermelhados na tabela periódica? São estes que se combinam entre si ou com o
Hidrogênio). Não há transferência de elétrons de um átomo para outro, e sim um
compartilhamento de elétrons entre eles.
A ligação covalente ocorre entre:
– Hidrogênio – Hidrogênio
– Hidrogênio – não-metal
– não-metal – não-metal
Obs.: Os semimetais também podem ser incluídos.
B.1) Ligação Covalente Normal
Ocorre entre dois átomos que compartilham pares de elétrons. Os átomos
participantes da ligação devem contribuir com um elétron cada, para a formação de
cada par eletrônico. Assim, na molécula de Hidrogênio (H2), cuja distribuição
00000000000
eletrônica é: 1H = 1s1 falta um elétron para cada átomo de Hidrogênio para ficar com
a camada K completa (dois elétrons).
Os dois átomos de Hidrogênio se unem formando um par eletrônico comum a eles
(compartilhamento). Desta forma, cada átomo de Hidrogênio adquire a estrutura
eletrônica do gás nobre Hélio (He). Veja abaixo:
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Quando o par compartilhado é representado por um traço (—), temos a chamada
fórmula estrutural.
H — H (fórmula estrutural)
H2 (fórmula molecular)
fórmula eletrônica ou de Lewis
Exemplo 2: formação do Cl2 (fórmula molecular do gás cloro)
tendência: ganhar 1e–
Resumindo temos:
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Exemplo 3: HCl (fórmula molecular do cloreto de hidrogênio)
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ganhar 1e–
ganhar 1e–
Assim, temos:
Exemplo 4: formação da substância água H2O (fórmula molecular da água)
ganhar 1e–
ganhar 2e–
00000000000
Resumindo:
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Quando encontramos um único par de elétrons compartilhado entre dois átomos, a
ligação é denominada de ligação covalente simples.
Para dois pares de elétrons compartilhados entre dois átomos, a ligação é
denominada de ligação covalente dupla.
Finalmente, para três pares de elétrons compartilhados entre dois elementos, a
ligação é denominada de tripla.
Vale lembrar que esta denominação não depende de os átomos serem do mesmo ou
de diferentes elementos químicos.
B.2.) Ligação Covalente Dativa ou Coordenada
Na ligação covalente normal, o par de elétrons compartilhado é proveniente um de
cada átomo. Ou seja: cada átomo participa com um elétron para a formação do par.
Mas, para explicar certas estruturas das substâncias, foi necessário admitir a
formação de pares de elétrons provenientes de um só átomo; assim, temos a
chamada ligação covalente dativa ou ligação coordenada.
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Exemplo: Formação do dióxido de enxofre
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Resumindo temos:
Vejamos alguns exemplos:
Veja como ficaria a molécula do trióxido de enxofre (SO3)
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Exemplo 2: Formação da molécula de ozônio:
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Exemplo 3: molécula do monóxido de carbono
Veja esta “contradição”: a molécula que não pode ser explicada somente com a
ligação covalente simples é a de CO. O interessante desta molécula é que a ligação
covalente dativa ocorre do átomo mais eletronegativo (O) para o menos
eletronegativo (C).
Anomalias do Octeto
Grande parte dos elementos representativos respeita a regra do octeto na formação
de moléculas. Contudo, existem várias exceções a essa regra. Essas exceções
podem se dar devido a um número menor que oito elétrons na camada de valência
(contração do octeto) ou a um número maior que oito elétrons (expansão do octeto).
Exemplos de contração do octeto são mais comuns em elementos do 2o período da
classificação periódica, especialmente em moléculas neutras de Be e B (exemplos:
BeCl2 e BF3).
Especialmente (não exclusivamente) alguns óxidos neutros de nitrogênio também
00000000000
podem se apresentar como exceções à regra do octeto, por exemplo: NO e NO2.
Esses casos formam espécies chamadas radicais, por apresentarem pelo menos um
elétron desemparelhado.
Compostos do tipo AlX3 (X = halogênio) são exemplos de contração de octeto em um
elemento do 3o período (alumínio). Vejamos alguns exemplos:
BeF2
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BF3
NO
d) Ocorrem casos em que se verificam camadas de valência expandidas, ou seja,
apresentam mais de oito elétrons, por exemplo:
Pentacloreto de fósforo
Tetrafluoreto de Enxofre
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Hexafluoreto de Enxofre
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C) LIGAÇÃO METÁLICA
É a força que mantém unidos os átomos e cátions dos metais.
Teoria do “mar de elétrons” ou teoria da “nuvem eletrônica”
A principal característica dos metais é a eletropositividade (tendência de doar
elétrons), assim os elétrons da camada de valência saem facilmente do átomo e ficam
“passeando” pelo metal, o átomo que perde elétrons se transforma num cátion, que,
em seguida, pode recapturar esses elétrons, voltando a ser átomo neutro. O metal
seria um aglomerado de átomos neutros e cátions, imersos num “mar de elétrons
livres” que estaria funcionando como ligação metálica, mantendo unidos os átomos e
cátions de metais.
Os metais exibem uma série de propriedades em comum: todos são sólidos nas
condições ambientes (exceto Hg), têm brilho metálico, maleabilidade (possibilidade
de se moldar em chapas), ductilidade (capacidade de formar fios), boa condutividade
térmica e elétrica. Para haver condutividade elétrica, é necessário o movimento de
elétrons através do meio. A boa condutividade dos metais sugere que existam
elétrons semilivres, fracamente ligados, nas estruturas metálicas, que possam ser
00000000000
forçados a se mover ao longo de todo retículo. Como na estrutura metálica, segundo
o modelo do “gás de elétrons”, todos os íons compartilham elétrons, a repulsão entre
os cátions é compensada pela atração eletrostática entre os elétrons livres e os íons
positivos. Os elétrons livres funcionam como uma “cola” eletrostática, ligando os
cátions metálicos.
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Modelo do “gás de elétrons”. Os elétrons de valência não estão ligados aos
átomos, mas deslocalizados por todo o cristal, movendo-se livremente em
todas as direções e sendo compartilhados por todos os cátions com igual
probabilidade.
No caso dos metais maleáveis (facilmente deformáveis), como sódio, chumbo,
mercúrio e outros, os elétrons livres podem se ajustar rapidamente às mudanças na
estrutura metálica provocadas por perturbações externas.
Vou fazer um resumo generalizando as coisas:
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- Percebeu que quando se ligam apenas os átomos verdes dos elementos da
tabela periódica (metais) a ligação é metálica?
- Percebeu que quando se ligam apenas os átomos avermelhados dos
elementos da tabela periódica (ametais) a ligação é covalente?
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- Percebeu que quando se ligam os átomos verdes (extrema esquerda, querem
dar elétrons) com avermelhados (querem ganhar elétrons) dos elementos da
tabela periódica (Ametais) a ligação é iônica?
(O hidrogênio pode se ligar a metais ou ametais e poderá, portanto, participar
da ligação iônica ou da covalente)
QUESTÃO PARA TREINAR
01. Sabe-se que a interação entre átomos que se ligam, na formação de novas
substâncias, é feita através de seus elétrons mais externos. Uma combinação
possível entre o elemento A com a configuração eletrônica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
e outro B (Z = 17) terá fórmula e ligação, respectivamente:
a) AB e ligação iônica.
b) A2B e ligação iônica.
c) A2B3 e ligação covalente.
d) AB2 e ligação iônica.
e) A2B e ligação covalente.
RESOLUÇÃO:
A
2 elétrons na camada de valência
Tendência a doar 2 e–
B
A2+
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
7 elétrons na camada de valência
Tendência a receber 1 e–
B1–
00000000000
A ligação é iônica, pois, ocorre entre átomos de um metal (A) e de um ametal
(B). Teremos a transferência dos 2 elétrons do A. Porém, cada B só recebe um
elétron. Precisaremos, portanto, de 2 átomos de B para receberem os 2 elétrons
do A.
Então, para 1A preciso de 2B: AB2
Resposta: D
D) GEOMETRIA DAS MOLÉCULAS
Introdução
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Nas moléculas, é possível distinguir dois tipos de pares de elétrons:
Pares ligados (ou ligantes): pares compartilhados nas ligações;
Pares isolados (ou não-ligantes): pares não compartilhados.
A molécula da água exibe dois pares ligados e dois
isolados ao redor do átomo central (oxigênio).
Na formação das moléculas, os pares eletrônicos ligantes e não ligantes vão se
arranjando espacialmente de maneira a minimizar as repulsões entre si. Dessa forma,
a geometria molecular é moldada em função da minimização da repulsão entre os
pares eletrônicos.
O modelo que preconiza esse comportamento é conhecido como teoria de repulsão
dos pares eletrônicos na camada de valência (RPECV) ou VSEPR, em inglês
(valence-shell electron-pair repulsion).
O modelo RPECV considera que os pares ligados e isolados não se repelem entre si
com a mesma intensidade. Segundo o modelo RPECV, pares isolados ocupam mais
espaço que pares ligados, provocando maiores distorções nas geometrias. Considere
a ordem crescente de intensidade de repulsão eletrônica a seguir.
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O uso da teoria RPECV na estimativa da geometria das mais variadas moléculas é o
tema desta aula.
D.1. Teoria de repulsão dos pares eletrônicos na camada de valência (RPECV)
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A Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência (Sidgwick,
Powell e Gillespie) permite prever a geometria de moléculas e íons poliatômicos.
Nestas espécies, um átomo central está rodeado por dois, três, quatro ou mais pares
de elétrons.
O modelo RPECV foi introduzido por Gillespie e Nyholm na década de 1950, com o
intuito de auxiliar a previsão de geometrias moleculares a partir de estruturas de
Lewis. O modelo RPECV é uma ferramenta extremamente poderosa na determinação
de estruturas de moléculas de elementos representativos. As estimativas de
geometria providenciadas pela teoria RPECV têm sido confirmadas por dados
experimentais.
De acordo com o modelo RPECV, apenas a repulsão entre pares isolados (p.i.) e
pares ligados (p.l.) ao redor do átomo central são relevantes na determinação das
geometrias. Pode ser estabelecida a seguinte ordem crescente de influência na
determinação de geometrias:
repulsão p.l-p.l. < p.l.-p.i. < p.i.-p.i.
Estes pares eletrônicos existentes ao redor do átomo central “orientam” a geometria
da molécula, prevendo ângulos entre as ligações e determinando a posição de outros
átomos (representados por seus núcleos) em relação ao átomo central.
Assim:
– os pares eletrônicos existentes ao redor do átomo central “orientam” a geometria da
molécula;
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– quem “determina” a geometria da molécula é a posição dos núcleos dos átomos
que constituem a molécula.
Na molécula de amônia (NH3), a geometria é piramidal triangular (Figura 1). Se o par
isolado tivesse a mesma influência que os pares ligados (as três ligações N-H), o
ângulo de ligação HNH se assemelharia ao ângulo interno de um tetraedro regular:
109,5º. Entretanto, o ângulo HNH = 107º.
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Figura 1. Molécula da amônia.
Ângulo:HNH = 107º
(LP significa par isolado).
O parâmetro geométrico mais importante no estudo das geometrias moleculares é o
ângulo de ligação. O ângulo de ligação é definido por três átomos.
D.2. Como usar a teoria RPECV?
Sequência para Determinação da Geometria Molecular
Para utilizar a teoria RPECV, basta seguir o procedimento a seguir:
1.
Desenhar a estrutura de Lewis para a molécula em estudo, de acordo com o
procedimento geral estabelecido na aula de Ligações covalentes.
2.
Contar o número de pares de elétrons estereoativos (pares de elétrons
isolados e ligados) ao redor do átomo central. Vale ressaltar que, para uma ligação
simples, dupla ou tripla, considera-se apenas um par estereoativo na contagem.
Assim, por exemplo, no CO2 para cada ligação dupla C=O conta-se apenas um par
estereoativo ligado.
3.
Escolher uma figura geométrica que corresponda à mínima repulsão entre os
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pares eletrônicos ao redor do átomo central, conforme o Quadro a seguir:
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Veja a seguir alguns exemplos:
1o) A molécula BeH2
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OBS: NÃO OBEDECE AO OCTETO COMPLETO
2o) A molécula BF3
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OBS: NÃO OBEDECE AO OCTETO COMPLETO
3o) A molécula CH4
4o) A molécula NH3
5o) A molécula H2O
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6o ) A molécula CO2
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7o) A molécula HCN
8o ) A molécula SO3
Resumindo: Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência
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E) POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
A eletronegatividade influencia na ligação entre os átomos, já que haverá a
possibilidade de maior ou menor atração dos elétrons de um dos átomos ligados pelo
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outro átomo da ligação. O átomo com maior eletronegatividade atrai para si os
elétrons compartilhados na ligação covalente.
A diferença de eletronegatividade entre os elementos determina se a ligação será
polar ou apolar. Se a diferença de eletronegatividade for igual a zero, a ligação será
apolar, do contrário a ligação será polar. Tal fato ocorre quando se combinam átomos
de mesmo elemento químico (portanto, substância simples).
A polaridade das ligações químicas explica fatores como o fato de água e óleo não
se dissolverem. Em razão da polaridade das moléculas da água, uma das ligações
mais fortes conhecidas, o óleo permanece em sua superfície, já que, para que
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pudesse dissolver-se na água seria necessário o fornecimento de uma quantidade
razoável de energia para “quebrar” suas moléculas ou, ainda, que sua ligação fosse,
também polar, o que não ocorre, já que óleos e gorduras são apolares.
Os hidrocarbonetos, moléculas formadas por Hidrogênio e Carbono, muitos deles
derivados do petróleo, são, também, apolares.
Uma substância polar pode dissolver-se numa substância polar, da mesma forma que
as substâncias apolares podem dissolver-se entre si.
A eletronegatividade está, portanto, relacionada à força para rompimento de ligações
químicas das moléculas.
Após analisar o caráter polar (ou iônico) de uma ligação química, você vai estudar
nesta aula como julgar a polaridade de uma molécula poliatômica a partir da
somatória dos vetores momento de dipolo de cada ligação covalente polar.
Considere que o vetor momento de dipolo (
) represente a polaridade de uma ligação
química. É importante chamar sua atenção para o fato de que a polaridade de uma
ligação ou molécula não pode ser medida; apenas o momento de dipolo é
mensurável. Como uma entidade vetorial,
é caracterizado pelo seu módulo (seu
tamanho), direção e sentido (o lado para onde o vetor aponta).
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Vamos, portanto, fazer um estudo da polaridade das ligações e das moléculas.
Polaridade de Ligação
A polaridade mostra como os elétrons que fazem a ligação covalente estão
distribuídos entre os dois átomos que se ligam.
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Ligação Covalente Apolar (Não-Polar)
É a ligação que ocorre quando os dois elétrons de ligação estão igualmente
compartilhados pelos dois núcleos, ou seja, não há diferença de eletronegatividade
entre os dois átomos que se ligam.
Portanto, ocorre sempre que dois átomos idênticos se ligam.
Exemplos
Ligação Covalente Polar
É a ligação que ocorre quando os dois elétrons de ligação estão deslocados mais
para um dos átomos, ou seja, a densidade da nuvem eletrônica é maior em torno do
átomo mais eletronegativo.
A eletronegatividade é a tendência do átomo atrair o par eletrônico na ligação
covalente. A fila de eletronegatividade para os principais elementos pode ser
representada:
Exemplo
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Como o cloro é mais eletronegativo que o hidrogênio, ele atrai para mais perto de si
o par de elétrons compartilhado, originando a formação de um dipolo.
O cloro, por ser mais eletronegativo, adquire uma carga parcial negativa ( –) e o
hidrogênio uma carga parcial positiva ( +).
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A formação do dipolo é representada por um vetor mi ( ), chamado momento dipolar,
e orientado no sentido do átomo menos para o mais eletronegativo.
Outros exemplos
Resumindo temos:
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QUESTÕES RESOLVIDAS
01. O dióxido de carbono solidificado, o "gelo seco", é usado como agente refrigerante
para temperaturas da ordem de -78ºC.
a)
Qual o estado físico do dióxido de carbono a 25ºC e 1 atm?
b)
O dióxido de carbono é uma molécula apolar, apesar de ser constituído por
ligações covalentes polares. Justifique a afirmativa.
Gab:
a) Estado gasoso
b) O = C = O. A molécula de dióxido de carbono é apolar porque sendo apolar
possue momento dipolar nulo.
02. Analise as afirmativas abaixo e indique se as mesmas são falsas ou verdadeiras,
justificando cada caso.
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a)
Sólidos iônicos são bons condutores de eletricidade.
b)
Compostos apolares são solúveis em água.
Gab:
a) Falsa. Os compostos iônicos são bons condutores de eletricidade quando
fundidos ou dissolvidos em água.
b) Falsa. Compostos apolares são insolúveis em água, pois esta é um solvente
polar.
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03. Sabendo que tanto o carbono quanto o nitrogênio têm eletronegatividades
diferentes daquela do oxigênio, explique por que o CO2 é apolar enquanto que o NO2
é polar.
Gab:
CO2 é molécula linear e NO2 é molécula angular
04. Dados os compostos no estado líquido: H2O, CCl4 e C6H6;
a)
representar a estrutura de Lewis (fórmula eletrônica) da H2O e do CCl4.
b)
são miscíveis as misturas de partes iguais de C6H6 e H2O? E de C6H6 e CCl4?
Justificar a resposta e classificar as dus misturas.
Gab:
a)
Á
gua
T
etraclorom
... etano
..C
.l.
....
.
.. ..C
..
..O
... .l.
.
H H .C
l .. C
..
. ....
.C
. l..
b)
C6H6 é apolar e H2O é polar, portanto, são líquidos imiscíveis (mistura
heterogênea).
C6H6 é apolar e CCl4 é apolar, portanto, são líquidos miscíveis (mistura
homogênea).
05. Qual das moléculas tem maior momento dipolar?
a)
H2O ou H2S
b)
CH4 ou NH3
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justifique.
Gab:
a) H2O maior diferença de eletronegatividade
b) NH3 geometria piramidal (CH4 é apolar)
06. Considere as moléculas de HF, HCl, H2O, H2, O2 e CH4.
a)
Classifique essas moléculas em dois grupos: polares e apolares.
b)
Qual a propriedade referente ao átomo e qual a referente à molécula em que
se baseou para classificá-las?
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Gab:
a) polares: HF, HCl, H2O; apolares: H2, O2, CH4.
b) átomo: eletronegatividade; molécula: geometria e simetria
07. Os fornos de micro-ondas são aparelhos que emitem radiações eletromagnéticas
(micro-ondas) que aquecem a água e, consequentemente, os alimentos que a
contêm. Isso ocorre porque as moléculas de água são polares, condição necessária
para que a interação com esse tipo de radiação seja significativa. As
eletronegatividades para alguns elementos são apresentadas na tabela a seguir.
a)
Com base nessas informações, forneça a fórmula estrutural e indique o
momento dipolar resultante para a molécula de água.
b)
Sabendo que praticamente não se observam variações na temperatura do
dióxido de carbono quando este é exposto à ação das radiações denominadas
microondas, forneça a estrutura da molécula de CO 2. Justifique sua resposta,
considerando as diferenças nas eletronegatividades do carbono e do oxigênio.
Gab:
b.
a. Polar
O
H
Apolar
O
H
 T= 0
C
O
 T= 0
08. Quando um cometa se aproxima do sol e se aquece há liberação de água, de
00000000000
outras moléculas, de radicais e de íons. Uma das reações propostas para explicar o
aparecimento de H3O+ em grandes quantidades, durante esse fenômeno é:
Luz
H2O2 

H3O
dímero
íon

 e


elétron

OH
radical
(número atômicos: H = 1; O = 8).
a)
Represente a estrutura de Lewis (fórmula eletrônica para o íon e indique a sua
geometria).
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b)
Quais são as forças (interações) que atuam na molécula de dímero que
justificam sua existência?
Gab:
a)
b) pontes de hidrogênio, devido, ao grupo – OH fortemente polarizado da
molécula de H2O
APROFUNDANDO O ASSUNTO LIGAÇÕES QUÍMICAS
Bem, meu caro aluno. Nós estudamos acima o que é o mais pedido e mais frequente
em Ligações químicas na maioria dos concursos. Porém, em se tratando de concurso
de ensino superior e, conforme previsto no edital, vamos ver alguns aspectos
relevantes para esta situação.
Vimos pela teoria de valência de Lewis que os elétrons em uma molécula estão
situados entre os átomos (elétrons ligados) e também ao redor dos centros atômicos
(elétrons não-ligados ou isolados). Denominamos este modelo de elétrons
localizados.
Todavia, existem diversas espécies químicas (moléculas ou íons poliatômicos) que
apresentam mais de uma estrutura e, portanto, não devem ser representados por uma
única estrutura de Lewis.
Estas situações foram explicadas pelo conceito de ressonância. Linus Pauling
introduziu o conceituou a ressonância, que ocorre quando uma única estrutura de
Lewis é incapaz de representar graficamente a estrutura química exata da espécie
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química em questão. Mas, o que seria isto? Como representamos estas diferente
estruturas para a mesma espécie?
Bem, vamos ver como podemos representar a estrutura de um híbrido de ressonância
e como atribuir as cargas formais dos átomos nas estruturas ressonantes (formas
contribuintes).
Como foi mencionado um termo (cargas formais) diferente o que seria isto, também?
Calma meu expert aluno Estratégia. Vamos por partes, como diria o
esquartejador.
Relação entre Cargas formais e ressonância
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Cargas formais
Quando fazemos a estrutura eletrônica de Lewis, devemos atribuir as cargas formais
dos átomos envolvidos nesta estrutura. Existem diferentes maneiras de se fazer isto
(melhor dizendo: diferentes explicações para a mesma coisa).
Mas, antes disto devemos saber alguns conceitos teóricos:
- As cargas formais são atribuídas considerando que as ligações químicas
sejam 100% covalentes, ou seja: se a ligação for rompida cada átomo ficaria
com seus próprios elétrons (cisão ou quebra homolitica da ligação), sendo que
o par de elétrons numa ligação química seja compartilhado igualmente entre os dois
átomos, independentemente de suas eletronegatividades (ou seja: ninguém ganha ou
perde elétrons, como você está acostumado a ver em cálculo de nox).
- A carga formal de um átomo é calculada pela diferença entre o número de elétrons
de valência do átomo e o número de elétrons que permaneceria nesse átomo caso
os átomos ligados a ele fossem removidos homoliticamente (um elétron para cada
átomo).
Para isto, podem ser aplicadas algumas relações matemáticas, tal como:
Carga formal = [no de elétrons de valência] – [½ (no total de elétrons compartilhados)]
– [no de elétrons isolados]
Já vimos o procedimento a representação das estruturas de Lewis. Agora vimos a
expressão matemática para o cálculo das cargas formais. as formais.
O que vou fazer de diferente aqui? Apenas representar o par de elétrons por uma
“barra” ao redor do átomo.
Veja os exemplos da tabela a seguir:
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Fórmula molecular Estruturas de Lewis e cargas formais
NH4+
CN-
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BF4-
CO
Neste estudo representaremos a possível carga formal (para diferenciar do nox)
escritas dentro de círculos. Se não houver nenhum círculo de indicação, a carga
formal do átomo é zero.
Considere o exemplo do ânion tetrafluorborato (BF4-). Neste caso, a carga formal (CF)
do boro [CF(B)] e de cada átomo de flúor [CF(F)] são iguais a:
CF(B) = 3 – [½ (8)] – 0 = -1.
CF(F) = 7 – [½ (8)] – 6 = 0.
Perceba que só é possível calcular e atribuir as cargas formais após as
possíveis estruturas de Lewis.
Ressonância
Várias moléculas e íons poliatômicos não devem ser representados adequadamente
por uma única estrutura de Lewis. Para esses casos, Pauling introduziu o conceito de
ressonância. Considere o exemplo do íon nitrato (NO3-).
Vamos ver como seria?
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Construção da estrutura de Lewis para o íon NO31ª Etapa: arranjar os átomos periféricos simetricamente ao redor do átomo central.
2a Etapa: Cálculo do total de elétrons envolvidos na espécie:
N (grupo 15): 5 elétrons de valência;
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3 x O (grupo 16): 3 x 6 elétrons de valência;
+ 1 elétron da carga do ânion.
Total: 24 elétrons de valência (ou 12 pares de elétrons).
3a Etapa: ligar os átomos com uma ligação covalente.
4a Etapa: completar o octeto dos átomos periféricos.
Todos os 12 pares de elétrons já foram usados e o octeto do nitrogênio ainda
está incompleto. É necessária a formação de uma ligação dupla N-O, mas com
qual átomo de oxigênio, se os três são equivalentes?
Existe, portanto, a possibilidade de três estruturas de Lewis equivalentes para o íon
NO3-:
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As estruturas (a), (b) e (c) são chamadas formas contribuintes (formas ressonantes
ou formas canônicas); elas são separadas por uma seta de duas pontas. Elas não
apresentam qualquer significado físico isoladamente.
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O íon nitrato não é uma mistura dessas três formas, nem elas estão equilíbrio. Como
você sabe, o equilíbrio entre compostos químicos é indicado por duas setas
reversíveis.
A ressonância deve ser entendida como um modelo para que se possa, ainda
mantendo a visão “localizada” de Lewis, expressar o fato experimental de todas as
ligações N-O serem iguais no nitrato, por exemplo.
Pelo modelo de ressonância de Pauling, o íon NO3- é considerado um híbrido de
ressonância. Experimentalmente, sabe-se que as ligações N-O no nitrato são
equivalentes, isto é, apresentam os mesmos comprimentos. Para expressar
numericamente tal equivalência entre as ligações, dentro do modelo de ressonância,
usamos a determinação da ordem de ligação (O.L.).
Professor, novo conceito? Exato, meu caro concursando. Mas, vamos com calma e
veremos tranquilamente o que é OL.
Por definição, O.L. é igual ao número de pares compartilhados dividido pelo número
de átomos periféricos, e só faz sentido se determinado para cada par de átomos
ligados. Por exemplo: considerando as três formas ressonantes do íon nitrato, as três
ligações N-O são iguais, existem quatro pares de elétrons sendo compartilhados e
três átomos de oxigênio periféricos.
Então, como calcularíamos a OL?
Muito simples: basta dividir 4/3. Pode também ser expresso como soma de fração,
separando-se as partes inteiras da fração: O.L. (N-O) é 1+1/3.
Veja um dos significados de se calcular a OL. Para uma ligação simples, O.L. = 1;
para uma dupla, O.L. = 2; e para uma tripla, O.L. = 3.
Em estruturas de Lewis, ordens de ligação fracionadas são possíveis apenas em
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híbridos de ressonância.
Existe um critério para determinar se uma forma contribuinte realmente contribui para
a correta descrição da estrutura eletrônica de um híbrido de ressonância?
A resposta é: sim, e o critério é chamado Princípio da Eletroneutralidade de Pauling.
Esse princípio afirma que os elétrons devem ser distribuídos numa molécula de
maneira que a carga residual (ou carga formal) de cada átomo seja zero ou o mais
próximo possível de zero. Além disso, deve-se considerar, quando possível, que as
cargas formais negativas fiquem preferencialmente nos átomos mais eletronegativos
(por exemplo: F, O, N, Cl, Br, etc.). Só para recordar: a ordem decrescente de
eletronegatividade para os principais elementos é: FONClBrISCPH.
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Vamos ver um novo exemplo?
Considere o exemplo do íon sulfito, SO32-.
Experimentalmente, todas as ligações S-O neste ânion são equivalentes.
Vejam algumas formas contribuintes que podem ser representadas para o sulfito. São
elas:
Pelo Princípio da Eletroneutralidade, apenas as estruturas de Lewis do tipo (b) devem,
de fato, contribuir para o híbrido de ressonância. Nessas formas, as cargas formais
nos átomo são as menores possíveis: o átomo de enxofre tem carga zero e cada
oxigênio tem 2/3 de carga negativa. Além disso, a carga negativa está no elemento
mais eletronegativo, o oxigênio. Considerando essas três formas contribuintes, a O.L.
(S-O) no sulfito é igual a 1+1/3.
Vamos ver um exemplo para o cálculo da carga formal:
Para entender como isso se dá, imagine que queremos saber qual é a estrutura
eletrônica de Lewis para a molécula de SO2. Temos duas possibilidades de arranjos
entre os átomos:
00000000000
Calcula-se a carga formal de todos os átomos participantes das estruturas. Veja:
1ª Possibilidade:
Enxofre (S):
Cf(S) = 6 – (2 + ½ 8)
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Oxigênio (O)
Oxigênio (O)
Cf(S) = 6 – (4 + ½ 4)
Cf(S) = 6 – (4 + ½ 4)
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Cf(S) =0
Cf(S) =0
Cf(S) =0
2ª Possibilidade:
Enxofre (S):
Cf(S) = 6 – (2 + ½ 6)
Oxigênio (O)
Cf(S) = 6 – (6 + ½ 2)
Cf(S) = +1
Oxigênio (O)
Cf(S) = 6 – (4 + ½ 4)
Cf(S) = -1
Cf(S) =0
Analisando os resultados obtidos, notamos que a 1ª estrutura é a que tem maior
probabilidade de existência real. Assim, sabemos que ela não segue a regra do
octeto, mas que o enxofre expandiu sua camada de valência ficando estável com 10
elétrons.
Desta mesma maneira podemos calcular a carga formal para íons.
Vamos analisar outro caso?
Vamos analisar a carga formal do N2O.
Consideraremos duas possibilidades de estruturas para esse composto:
Qual das duas estruturas é a mais adequada?
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A estrutura adequada será aquela em que a carga formal dos átomos esteja mais
próxima de zero.
A carga formal, conforme visto anteriormente, é calculada através da fórmula:
Onde:
V = número de elétrons de valência livre do átomo;
L = número de elétrons presentes nos pares isolados;
S = número de elétrons compartilhados.
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Exemplo:
Vamos calcular a carga formal para as duas possibilidades:
Observe que os valores que se aproximam mais de zero é o da primeira possibilidade.
Assim, concluímos que o monóxido de dinitrogênio possui a estrutura 1 e não a
2.
Veja questões abaixo:
1. (PERITO CRIMINAL – GO – FUNIVERSA/2015). A carga formal (f) de um átomo
numa espécie química (molécula, íon etc.) equivale à carga que esse átomo teria se
00000000000
a ligação em que estivesse envolvido fosse considerada completamente covalente.
Dessa forma, é correto afirmar apenas que o(a)
(A) carga formal representa o número de elétrons que um átomo ganha ou perde tanto
quando toma parte em uma ligação perfeitamente covalente quanto em uma ligação
puramente iônica (ERRADO, SOMENTE SE CONCEITUA PARA LIGAÇÃO
COVALENTE PURA).
(B) carga formal de um átomo numa espécie química equivale à carga líquida
calculada pela diferença entre o número de seus elétrons de valência e o número de
pares de elétrons isolados (ERRADO. O CALCULO ENVOLVE OS ELETRONS DE
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VALENCIA DO ÁTOMO – (PARES DE ELETRONS NÃO LIGANTES + METADE DOS
PARES DE ELETRONS LIGANTES).
(C) estrutura de Lewis de menor energia é aquela com maior carga formal nos átomos.
(ERRADO. A estrutura correta será aquela cuja carga formal dos átomos está mais
próxima de zero ou zero.)
(D) íon nitrito (NO2-) apresenta duas estruturas de ressonância, sendo que ambas
apresentam carga formal nula (errado. Existe uma estrutura em que o oxigênio
apresenta carga formal -1).
(E) molécula de NO2F apresenta quatro estruturas de ressonância, sendo que três
delas apresentam carga formal igual a zero.
Resposta: E.
2. UFRGS/2005
Observe a estrutura eletrônica de Lewis sugerida para o N2O.
Nessa estrutura, as cargas formais dos átomos, lidos da esquerda para a direita, são,
respectivamente,
(A)zero, zero e zero.
(B)-1, -1 e +2.
(C)-1, +1 e zero.
(D)+1, -1 e zero.
(E)+3, +3 e -6.
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Resolução:
determinação da carga formal dos elementos (da esquerda para a direita)
1) 5 - (4 + 2) = -1.
2) 5 - (0 + 4) = +1.
3) 6 - (4 + 2) = 0.
Vimos estes cálculos na teoria logo acima.
Resposta: C.
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Teoria clássica de ligação de valência (TLV clássica)
Uma ligação covalente é formada pelo emparelhamento e compartilhamento de
elétrons de valência de dois átomos vizinhos, de maneira que ambos atinjam o
modelo do octeto.
De acordo com a TLV, uma ligação covalente é formada pela superposição de
dois orbitais atômicos não-ortogonais e monoocupados.
Na TLV, o conhecimento do formato dos orbitais atômicos é crucial na descrição da
natureza das ligações químicas. Só para relembrar: você deve ter visto isto no ensino
médio (formato de esfera para o orbital s e formato de 8 para o orbital p).
Como os orbitais atômicos estão estritamente localizados nos centros atômicos, a
descrição TLV de uma ligação química é uma descrição localizada e reflete as
idéias intuitivamente químicas de formação de uma ligação química a partir da
aproximação de dois átomos.
Como os orbitais atômicos têm formato e direcionamento espacial (simetria) definidos,
a ligação covalente é dita direcional.
Orbitais atômicos
Orbital é uma função de onda monoeletrônica que descreve um estado
eletrônico estacionário.
Orbital é apenas uma função matemática [ (x,y,z)] das coordenadas de posição de
um elétron que descreve um estado eletrônico estacionário num átomo ou numa
molécula. As expressões matemáticas que definem as formas tridimensionais dos
orbitais são obtidas como solução da Equação de Schrödinger para o sistema
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químico em estudo.
Como é descrito em muitos livros, orbital não é “a probabilidade de encontrar um
elétron numa determinada região do espaço”. Orbital é uma função de onda de um
elétron que descreve um estado eletrônico num átomo ou molécula. A função de
probabilidade
é,
na
verdade,
a
função
de
onda
(orbital)
elevada
ao
quadrado:| (x,y,z)|2. Ou seja, a probabilidade é o orbital ao quadrado!!!
Como toda função matemática, dependendo dos valores de x, y e z, as funções de
onda podem ter valores positivos ou negativos.
Como assim?
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Analise, por exemplo, a função
. Para valores de X > 2 , a função f(x) tem
valores negativos, isto é, valores de f(x) são menores que zero. Entretanto, se
o valor da função f(x) é sempre positivo.
Veja na figura abaixo as superfícies-limite dos orbitais atômicos do tipo s e p. Só
para evitar confusões: orbital atômico descreve um estado estacionário eletrônico de
um elétron num átomo.
Os três orbitais p (px, py e pz) são ortogonais entre si, ou seja, formam entre si um
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ângulo de 90o.
Conhecer os sinais dos lóbulos dos orbitais é importante porque a superposição entre
dois orbitais será eficiente apenas se os seus lóbulos (que vão se superpor) tiverem
o mesmo sinal.
Outra maneira (fisicamente mais rigorosa) de entender a formação de uma ligação
covalente, à luz da TLV clássica, reside em considerar a interferência construtiva
entre duas funções de onda monoeletrônicas. Para que a interferência seja
construtiva, isto é, para que o recobrimento entre os dois orbitais seja não-nulo, os
sinais das funções de onda e a simetria dos orbitais têm que ser apropriados.
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Aqui não é errado pensar que uma ligação covalente se forma pela interferência
construtiva entre duas ondas estacionárias (estados estacionários); para que isso
ocorra, as ondas precisam estar em fase.
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Teoria clássica de ligação de valência (TLV clássica)
A primeira descrição da ligação covalente em termos de orbitais atômicos se deu
através da teoria de ligação de valência (TLV). A TLV é um modelo quanto-mecânico
da distribuição dos elétrons de valência envolvidos em ligações químicas que vai além
da teoria “clássica” de Lewis e do modelo de RPECV. A TLV fornece uma maneira de
calcular numericamente (com auxílio de computadores digitais e softwares
específicos) estruturas moleculares.
Como a TLV descreve a natureza das ligações covalentes?
Uma vez que a TLV pode ser entendida como a tradução quanto-mecânica das idéias
"clássicas" de Lewis, para investigar os orbitais atômicos envolvidos numa ligação
covalente você precisa primeiramente desenhar a estrutura de Lewis da molécula em
estudo. Depois, você precisa escrever a configuração eletrônica dos átomos
envolvidos na ligação. Por fim, basta analisar os orbitais monoocupados (com um
elétron) de todos os átomos e imaginar como eles podem interagir (se superpor) para
formar a ligação química.
Em seu estado eletrônico fundamental, o átomo de hidrogênio (Z = 1) tem a
configuração eletrônica 1s1. Segundo a TLV, na formação da ligação química na
molécula de H2, os dois átomos de H se aproximam e os orbitais 1s (monoocupados)
se superpõem, formando uma ligação simples (Figura 1). Como a superposição se dá
ao longo do eixo internuclear (eixo cartesiano que une os dois átomos), a ligação é
nomeada ligação sigma ( ).
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Figura 1. Formação da ligação química na molécula de H2, segundo a TLV.
Na molécula de HCl, por exemplo, a ligação química entre o H e o átomo de Cl se dá
pela superposição entre o orbital 1s do H e o orbital 3pz do Cl. A escolha do orbital
3pz é arbitrária, ou seja, pode ser qualquer um dos três orbitais 3p do cloro, desde
que ele esteja monoocupado. Veja a Figura 2. Normalmente, convenciona-se que o
eixo da ligação sigma é o eixo z; por isso a escolha pelo 3pz. Os três pares isolados
do átomo de Cl podem ser atribuídos aos orbitais duplamente ocupados: 3s, 3px e
3py.
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Figura 2. Formação da ligação química na molécula de HCl segundo a TLV. São
mostradas as superfícies-limite dos orbitais atômicos envolvidos na ligação.
Para que haja superposição eficiente (interferência construtiva) os sinais dos lóbulos
que se superpõem têm que ser iguais.
Pela TLV, a natureza da ligação química na molécula de HCl (Figura 2) pode ser
escrita da seguinte maneira:
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Na molécula de dinitrogênio, N2, a descrição “clássica” (Lewis) sugere a presença de
uma ligação tripla, que é corroborada por dados experimentais de energia e
comprimento de ligação. Pela configuração eletrônica do átomo de N (Z = 7), 1s2 2s2
2p3, há três orbitais do tipo p monoocupados: 2px1 2py1 2pz1. Você pode então pensar
que os orbitais 2pz dos dois átomos de N se superpõem ao longo do eixo z (eixo
internuclear) para formar a ligação s (Figura 3).
E as outras ligações?
As outras duas ligações são formadas pela superposição dos orbitais 2px-2px e 2py2py, formando cada superposição uma ligação denominada ligação pi ( ) (Figura 3).
Não se esqueça de que, para haver superposição eficiente (para formar ligação
ou
), os orbitais precisam estar no mesmo eixo, ou seja, não podem ser ortogonais
(perpendiculares) – eles têm que ser não-ortogonais.
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Figura 3. A descrição TLV da molécula de N2.
A ligação
é assim denominada porque a superposição entre os orbitais se dá num
eixo perpendicular ao eixo da ligação . Veja a Figura 3 para o caso do N2. Por essa
figura, as duas ligações
são ortogonais entre si e também perpendiculares à ligação
.
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Na formação das ligações , para que haja recobrimento (superposição) eficiente, os
lóbulos positivos e negativos dos orbitais p se polarizam um em direção do outro para
permitir o máximo de interferência construtiva. Não obstante, como o recobrimento
não é frontal, diferentemente do que ocorre na ligação , a superposição entre dois
orbitais p para a formação de uma ligação
não é tão eficiente quanto aquela
existente na ligação . Por isso, não é possível que haja rotação ao redor de uma
ligação dupla ou tripla. Por outro lado, existe livre rotação ao redor de uma ligação
simples. Essa informação é extremamente relevante no estudo conformacional de
moléculas.
QUESTÕES
01. (PERITO CRIMINAL FORENSE – CEARÁ - CESPE/2012). As principais forças
intermoleculares presentes na forma líquida de metano, fluoreto de metila e
álcool metílico são, respectivamente: forças de dispersão de London,
interações dipolo-dipolo e interações íon-dipolo.
RESOLUÇÃO:
Os
hidrocarbonetos
são
moléculas
apolares
e
que
apresentam
forças
intermoleculares de dipolo induzido (London). No caso do H3C-F o flúor apresenta
maior eletronegatividade e a ligação e o composto são polares, com interação do tipo
dipolo permanente e no álcool metílico H3C-OH são pontes de hidrogênio, pois
apresenta a ligação O-H.
Resposta: “ERRADO”.
02. (PERITO CRIMINAL FORENSE – CEARÁ - CESPE/2012). Considere que os
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pontos de ebulição (em °C) dos hidretos dos elementos O, S, Se e Te sejam
aproximadamente iguais a 100, 55, 45 e 20, respectivamente. Nesse caso, é
correto afirmar que o comportamento anômalo do H2O nessa série se deve às
forças de dipolo-induzido, que são muito maiores que as interações presentes
nos outros compostos.
RESOLUÇÃO:
A molécula de água apresenta fortes interações do tipo ponte de hidrogênio, portanto,
não seria do tipo dipolo induzido (moléculas apolares) que é o tipo mais fraco de
interações.
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Resposta: “ERRADO”.
03. (PERITO CRIMINAL FORENSE – CEARÁ - CESPE/2012). De acordo com a
teoria da repulsão entre os pares de elétrons da camada de valência, depreendese que os compostos NOF, BrF5 e CF4 possuem, respectivamente, geometria
molecular angular, piramidal quadrada e tetraédrica.
RESOLUÇÃO:
O oxigênio como átomo central terá sempre geometria molecular angular em
moléculas triatômicas. BrF5 terá geometria bipiramidal, e o CF4, em que o carbono faz
4 ligações simples sempre será tetraédrica.
Resposta: “ERRADO”.
04. (PERITO CRIMINAL – PCSP – VUNESP/2014). Unem-se por ligação
tipicamente covalente átomos dos elementos que se encontram nos seguintes
grupos da Tabela Periódica:
(A) 1 e 2.
(B) 6 e 7.
(C) 3 e 4.
(D) 2 e 17.
(E) 16 e 17.
RESOLUÇÃO:
As ligações covalentes típicas ocorrem quando se combinam átomos de não metais.
Logo, átomos dos grupos de maior número da tabela periódica. Dentre as alternativas:
16 e 17.
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OBS: para mim houve uma tentativa de pegadinha. Geralmente chamamos estas
famílias de 6 e 7, mas o correto é 6A (ou 16) e 7A (ou 17). Observe que a alternativa
B poderia ter induzido ao erro. Estas famílias são dos metais de transição.
Resposta: “E”.
05. (PERITO CRIMINAL – MARANHÃO – FGV/2012). Gases, líquidos e sólidos
são compostos por partículas microscópicas. Sobre o comportamento dessas
partículas em cada uma dessas fases, assinale a afirmativa correta.
(A) Estão mais ordenadas entre si em um líquido do que em um sólido.
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(B) Estão mais separadas entre si em um gás do que em um sólido.
(C) Vibram e se movem mais em um sólido do que em um líquido.
(D) Estão mais ordenadas entre si em um gás do que em um líquido.
(E) Vibram, mas, não apresentam mobilidade alguma em um gás.
RESOLUÇÃO:
O estado de organização diminui conforme o maior conteúdo energético da
substância (temperatura). Teremos maior organização no estado sólido e menor no
estado gasoso. Neste sentido também aumenta a distância e a mobilidade entre as
moléculas do material.
Resposta: “B”.
06. (MINISTÉRIO DA AGRICULTURA – AUXILIAR DE LABORATÓRIO –
CONSULPLAN/2014). Qual das seguintes substâncias possui uma ligação
covalente entre seus átomos?
A) KI.
B) Fe.
C) HCl.
D) NaCl.
RESOLUÇÃO:
Deve-se conhecer muito bem o tipo de elemento químico que se combina para cada
tipo de ligação química. Ligação covalente não deve ter metal. Por exclusão sobraria
apenas o HCl. Na questão dada todos os compostos apresentam metal em sua
formulação, não podendo ser covalente. AH, e nem precisava reforçar usando UMA
ligação.
Resposta: “C”.
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07. (MINISTÉRIO DA AGRICULTURA – AUXILIAR DE LABORATÓRIO –
CONSULPLAN/2014). Como pode ser caracterizada uma ligação iônica?
A) Fusão de núcleos entre os átomos.
B) Transferência de elétrons entre átomos.
C) Compartilhamento de elétrons entre átomos.
D) Uma nuvem eletrônica de elétrons entre átomos.
RESOLUÇÃO:
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Conceito da ligação iônica: ocorre com transferência de elétron (s), gerando íons.
Existe a presença de elemento metálico com elemento não metálico.
Resposta: “B”.
08. (TÉCNICO EM QUIMICA - UFRJ/2012). Analise os dados da tabela:
Com base nos dados apresentados, é correto afirmar que as
(A) substâncias X e Z apresentam pelo menos uma ligação
(pi).
(B) forças intermoleculares em X são mais fracas do que em Z.
(C) substâncias X e Z são denominadas isômeros geométricos.
(D) substâncias X e Z são formadas por ligações iônicas.
(E) substâncias X e Z são denominadas hidrocarbonetos alifáticos.
RESOLUÇÃO:
Os compostos apresentam Oxigênio. Portanto, não são hidrocarbonetos. O número
de hidrogênio esta na proporção de CnH2n+2, o que é característica de compostos
saturados (sem ligação pi). Podemos observar que os compostos são isômeros.
Portanto, apresentam a mesma massa molar. Mas, o ponto de ebulição é bem
diferente para as espécies. E isto está relacionado ao tipo de polaridade e ligações
interatômicas. Esta diferença acarreta maior interação intermolecular entre as
moléculas do composto Z (por possuir maior PE), além de maior solubilidade em água
(o que representa maior polaridade).
Resposta: “B”.
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Então, meu caro concursando. Espero que você acredite e confie em meu
trabalho. Muitas dicas de como fazer as questões em menos tempo; o que é
muito importante, além de estudar; o que caiu nas últimas provas e muitos
exercícios para você treinar.
E, em caso de dúvida em algum assunto ou questão, estou sempre à sua
disposição e respondo sempre rapidamente a elas.
Aguardo você para as próximas aulas.
Sempre a seu dispor.
Prof. Wagner Bertolini
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