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GOVERNO DO ESTADO DE MATO GROSSO DO SUL SECRETARIA DE ESTADO DE EDUCAÇÃO

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Unidade 3 – ligações químicas e funções químicas. CH= 14 aulas (c + p) mínimo de 11 aulas (75%)

Conteúdo 6 - Ligações químicas - A combinação dos átomos A combinação de átomos de cerca de cem elementos químicos permite formar milhares de substâncias. Assim como as

letras se unem para formar palavras, os átomos também podem se unir para formarem substâncias químicas (com regras específicas para isso). Lewis observou que os átomos dos elementos químicos do grupo dos gases nobres são encontrados isolados, sem fa-

zer ligações químicas. Como hipótese, passou a considerar que a configuração eletrônica desses átomos confere um equilíbrio de forças capaz de lhes dar estabilidade - a mesma que os átomos dos demais elementos tendem a adqui-rir. Então, estabeleceu-se a base para a teoria eletrônica das ligações: os átomos dos elementos químicos estabelecem ligações químicas para adquirir configurações eletrônicas semelhantes às dos átomos dos gases nobres mais próximos a eles na tabela periódica também conhecida como Regra do Octeto. Ligações químicas, os elementos químicos se ligam por compartilhamento, ou transferência de elétrons, se-

guindo a regra do Octeto, completando suas camadas de valência.

Formação de íon: Os átomos podem ganhar ou perder elétrons (com carga elétrica negativa), ficando eletricamente carregados (positivamente ou negativamente),formando íons. Existem dois tipos de íons. Cátions: íons carregados positivamente, por perderem elétrons. Ânions: íons carregados negativamente, por ganharem elétrons.

Exemplos: 11Na -1e- = Na

+ 12Mg -2e

- = Mg

2+ 16O +2e

- = O

2- 17Cℓ +1e

- = Cℓ

-

Mas, apesar de serem formadas por íons, as substâncias formadas são eletricamente neutras. Todas as substâncias

iônicas são formadas por cátions e ânions. E o total de cargas positivas (cátions) é igual ao de negativas (ânions). Logo, as substâncias são eletricamente neutras.

Exemplo: Na- + Cℓ

- = NaCℓ , Mg

2+ +O

2- = MgO

A Valência esta relacionado diretamente à capacidade de ligação entre os átomos. E está relacionada diretamente ao número de elétrons que estão presentes em suas camadas mais externas e irão participar das ligações químicas. O número de elétrons que os átomos de um elemento químico possuem na sua camada mais externa, é denominado ca-mada de valência. Representação das Substâncias Existe uma forma gráfica bastante simples para representar as substâncias iônicas. É o modelo proposto por Lewis, que

indica o número de elétrons da camada de valência dos átomos constituintes. Chamamos de camada de valência o últi-mo nível energético que o átomo possui elétrons distribuídos, com o auxílio do diagrama de Linus Pauling, ou podemos consultar diretamente esse valor na tabela periódica. A regra do octeto e a tabela periódica: Na tabela, pela distribuição eletrônica dos elementos temos:

Número da Família ou coluna 1a 2a 3a 4a 5a 6a 7a 8a

Número de elétrons na camada de valência 1 2 3 4 5 6 7 8

valência +1 +2 +3 ±4 -3 -2 -1 0 Distribuição eletrônica – a tabela periódica e a regra do Octeto Podemos utilizar o esquema abaixo para prever a formação da ligação química, sua fórmula mínima:

Mg 2+

Cℓ1-

Um método prático para determinar a fórmula mínima do composto, considerando a imagem ao lado. Nela, a letra C representa um cátion e a letra A representa um ânion. Consideramos que o total de cargas positivas é igual ao de negativas, multiplicado o ele-

mento cátion pelo mesmo valor de carga do ânion temos a quantidade de cátions (X+.Y)

e o elemento ânion pelo mesmo valor de carga do cátion, temos a quantidade de ânions

(Y-. X).

Como no exemplo: se Mg é da família 2A: Mg 2+

e Cℓ é da família 7A: Cℓ1-

, logo: Mg(+2 . 1)

+ Cℓ(-1 . 2)

, então são: 1 Mg e 2 Cℓ, e a fórmula mínima fica: MgCℓ2 .

As ligações químicas podem ser: iônica, Covalente e metálica.


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Ligações iônicas ocorrem com a transferência de elétrons de um elemento para o outro, com a formação substân-cias iônicas em retículos cristalinos, capazes de conduzirem corrente elétrica quando diluídos em água. Na representação de Lewis aparecem símbolos (na quantidade dos elétrons da camada de valência) ao redor dos

respectivos símbolos dos elementos químicos. Veja a formação do fluoreto de cálcio (CaF2) abaixo: Representação de Lewis do CaF2.

Ligações covalentes ocorrem com o compartilhamento de elétrons entre os elementos, não há transferência de

elétrons, cada elemento continua preso à sua eletrosfera, os elétrons são compartilhados pelos dois átomos. Assim, cada átomo de hidrogênio passa a interagir com dois elétrons: o seu e o do átomo vizinho. Os átomos, como na figura abaixo. Na representação das ligações químicas utilizamos os símbolos dos elementos químicos na representação de

Lewis, e nas fórmulas químicas (mínimas, moleculares, estruturais planas e geométricas). Utilizamos os símbolos de cada elemento químico do composto, os números representam a quantidade de cada elemento neste composto.

Hidrogênio Z (H) = 1

1 par de elétrons H2

1 par de elétrons H2 A união de átomos de hidrogênio: um jogo de forças opostas, que

resulta em equilíbrio. Para fins didáticos, o núcleo do átomo não foi desenhado na proporção real.

Essa união de átomos por compartilhamento de elétrons é denominada ligação covalente e ocorre quase sempre por meio do compartilhamento de pares de elétrons. Exceto na ligação covalente coordenado (ou dativa) onde um dos elementos compartilha 1 par dos seus elétrons com o outro elemento.

Tipos de ligações covalentes:

Ligação covalente simples H-O-H 1A-6A-1A

Ligação covalente dupla O=C=O 6A=4A=6A

Ligação covalente tripla NΞN

- Fórmula estrutural geomé-trica: da molécula de CH4.

Ligação covalente coordenada. O=S=O 6A=6A→6A

- Fórmula estrutural plana da molécula de ácido sulfúrico. H2SO4 – fórmula mínima

Ligação metálica: não é explicada pela regra do octeto. Pois há existe a formação de uma nuvem eletrônica ao redor dos íons, o que explica a boa condutividade de eletricidade dos metais e suas ligas. Ligas metálicas são misturas sólidas de 2 ou mais elementos de metais. EXERCÍCIO= 1. Utilizando a representação de Lewis, represente a ligação entre os elementos das famílias:

a)1A e 7A d) 3A e 6A g) 2A e 7A j) 4A e 6A b) 3A e 7A e) 1A e 5A h) 4A e 7A k) 2A e 5 A c) 1A e 6A f) 3A e 5 A i) 2A e 6A l) 4A e 5 A FUNÇÕES INORGÂNICAS As substâncias químicas podem ser agrupadas de acordo com suas propriedades comuns. Estas propriedades comuns

são chamadas de propriedades funcionais. Segundo essas propriedades podemos agrupar as substâncias químicas em 2 grupos: as funções inorgânicas, e as funções orgânicas. As principais funções inorgânicas são: ácido, base ou hidróxido, sal, e óxido.

Para compreender os conceitos das funções deveremos distinguir os fenômenos de ionização e dissociação.

Observe o fenômeno: HCℓ + H2O = H3O + Cℓ -

Devido à diferença de eletronegatividade entre os átomos de hidro-gênio e cloro a ligação covalente é quebrada produzindo íons. Este fenômeno chama-se ionização. A ionização ocorre com alguns compostos moleculares.

Veja agora o fenômeno: NaCℓ + H2O = Na + (aq) + Cℓ -

(aq)


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Neste fenômeno os íons apenas são separados. O fenômeno será denominado de dissociação. A dissociação ocorre com os compostos iônicos. FUNÇÃO ÁCIDO (CONCEITO DE ARRHENIUS ) Segundo Arrhenius toda substância que em solução aquosa sofre ionização produ-

zindo como cátion, apenas o íon H+, é um ácido.

Exemplos:

H2SO4 2H+ + SO4

2-

Hoje, sabemos que o íon H+ liga-se à molécula de água formando íon H3O

+, cha-

mado de hidrônio ou hidroxônio.

Exemplo:

H2SO4 + 2H2O = 2H3O+

+ SO4

2-

PROPRIEDADES DOS ÁCIDOS Os ácidos possuem algumas propriedades características: condutibilidade elétrica, ação sobre indicadores e ação sobre

as bases. Condutibilidade elétrica: Em solução conduz a corrente elétrica.

Indicador Cor na presença de ácido

Fenolftaleína Incolor

Tornassol Róseo

Ação sobre indicadores: Algumas substâncias adqui-

rem colorações diferentes quando estão na presença dos ácidos, estas substâncias são chamadas de indi-cadores. Laranjado de metila Vermelho

Ação sobre bases: Reagem com as bases produzindo sal e água.

NOMENCLATURA DOS ÁCIDOS HIDRÁCIDOS: Ácido + elemento formador + ÍDRICO Exemplos: HCℓ: ácido clorídrico, OXIÁCIDOS: Usamos os prefixos hipo e per e os sufixos oso e ico, que dependem do Nox do elemento central, de a-

cordo com a tabela abaixo. Ácido hipo ELEMENTO CENTRAL oso Ácido ........................................... oso Ácido ........................................... ico Ácido per .................................... ico

HCℓO : ácido hipocloroso HCℓO2 : ácido cloroso HCℓO3 : ácido clórico HCℓO4 : ácido perclórico

FUNÇÃO BASE OU HIDRÓXIDO (CONCEITO DE ARRHENIUS) Para Arrhenius base ou hidróxido é todo composto que em solução aquosa sofre dissociação iônica, libertando como â-

nion, apenas o íon OH – , denominado de oxidrila ou hidroxila.

Exemplos: NaOH Na+ + OH

– Pb(OH) 2 Pb2+

+ 2 OH–

Estas equações recebem o nome de equações de dissociação da base. As bases podem ser classificadas seguindo vá-rios critérios.

NOMENCLATURA DAS BASES A nomenclatura de uma base depende da valência do cátion. Quando o cátion possui uma única valência devemos co-

locar a palavra hidróxido seguida do nome elemento que originou o cátion. Ex.: LiOH: hidróxido de lítio. Se o cátion possui duas valências diferentes devemos acrescentar os sufixos oso e ico, respectivamente, para a menor

ou maior valência. Ex.: Fe(OH)2 : hidróxido ferroso. Fe(OH)3 ; hidróxido férrico. Para as bases constituídas por cátions com duas valências diferentes, podemos substituir as terminações oso ou ico pe-

las suas valências em algarismos romanos. Ex.: Fe(OH)2 hidróxido de ferro II.

PROPRIEDADES DAS BASES: As bases de Arrhenius apresentam características referentes aos íons OH-, entre elas

podemos citar: condutibilidade elétrica, ação sobre indicadores e ação sobre ácidos. Condutibilidade elétrica: As soluções básicas, por possuírem íons livres, conduzem a corrente elétrica.

indicador Cor na presença de ácido

Fenolftaleína Vermelho

Tornassol Azul

Ação sobre indicadores: Algumas substâncias adquirem

colorações diferentes quando estão na presença das ba-ses, estas substâncias são chamadas de indicadores.

Laranjado de metila Amarelo Ação sobre os ácidos: Reagem com os ácidos produzindo sal e água. HCℓ + NaOH = NaCℓ + H 2O

FUNÇÃO SAL Sal é todo composto que em solução aquosa possui pelo menos um cátion diferente do H +,

e pelo menos um ânion diferente do OH 1–.

Podemos também afirmar que sal é um composto obtido pela neu-tralização de um ácido por uma base.

H2O

H2O H2O


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Ex.: HCℓ + NaOH = NaCℓ + H2O, onde o NaCℓ possui o Na

+, que é diferente do H

+, e o Cℓ

–, que diferente do OH

–

HNO3 + Ca(OH)2 CaOHNO3 + H2O , onde o CaOHNO3 possui o Ca2+, que é diferente do H+, e o NO3

–, que é diferente do OH

–.

A reação entre um ácido e uma base recebe o nome especial de neutralização ou salificação. A neutralização entre um ácido e uma base pode ser total ou parcial.

Neutralização total É quando o total de hidrogênios ionizáveis do ácido é

igual ao total de oxidrilas da base, neste caso o sal formado é classificado como um sal normal. Exem-plos:

HBr + KOH = K Br + H 2O Sal normal

Neutralização parcial Ocorre quando o número de hidrogênios ionizáveis do ácido for

diferente do número de oxidrilas da base. Exemplos: HCℓ + Ca(OH)2 = Ca(OH)Cℓ + H 2O

sal básico H3PO4 + AgOH = AgH2PO4 + H 2O sal ácido

Podemos também efetuar a reação entre dois áci-dos diferentes e uma única base ou, entre duas bases diferentes e um único ácido, formando nestes casos sais duplos.

Exemplos: HCl + HBr + Ca(OH)2 = CaBrCℓ + 2 H 2O sal duplo H2SO4 + NaOH +KOH = NaKSO4 + 2 H 2O sal duplo

A nomenclatura dos sais normais é feita citando-se o nome do ânion, proveniente do ácido (mudando-se a terminação) seguido do nome do cátion, proveniente da base.

Terminações dos ácidos e sais ÁCIDO SAL ÍDRICO ETO OSO ITO ICO ATO

HCℓ + NaOH = NaCℓ + H2O ácido clrídrico + hidróxido de sódio = cloreto de sódio + água

Os sais obtidos pela neutralização parcial de um ácido por uma base são classificados como: Sais ácidos ou hidrogenossais Restaram hidrogênios ionizáveis do ácido. Exemplos: NaHCO3; KH2PO4 Sais básicos ou hidróxissais Restaram oxidrilas da base. Exemplos: Ca(OH)Cℓ; Fe(OH)2NO3

A nomenclatura desses sais é feita citando-se a presença do H + ou da OH

–, pelos termos hidrogeno ou hidroxi ao

nome do sal normal, respectivamente. Exemplos: NaHCO3: hidrogeno-carbonato de sódio Fe(OH)2NO3: di-hidroxi-nitrato férrico Para os sais duplos devemos citar o nome dos dois cátions ou dos dois ânions. Exemplos: CaBrCℓ: cloreto brometo de cálcio, NaKSO4: sulfato de sódio e potássio

FUNÇÃO ÓXIDO É o conjunto de compostos binários onde o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. Exemplos: Na 2O; H2O; Aℓ 2O3; SO3; CaO Podemos dividir os óxidos em dois grupos: Os óxidos moleculares: O elemento ligado ao oxigênio é ametal. Exemplos: CO2 ; SO3 ; CO ; Cl2O7 Os óxidos iônicos: O elemento ligado ao oxigênio é um metal. Exemplos: Fe 2O3 ; CaO ; Na 2O ; Aℓ 2O3

NOMENCLATURA DOS ÓXIDOS - Para os óxidos moleculares: óxido + de + nome do elemento Antes da palavra óxido e do nome do elemento colocamos os prefixo mono, di, tri, tetra, etc., para indicar a quantidade

de átomos de cada elemento na fórmula. Exemplos: Cℓ2O7: heptóxido de dicloro. CO2: dióxido de carbono.

Para os compostos iônicos: óxido + de + nome do elemento. Ex.: Na2O: óxido de sódio, ZnO : óxido de zinco. Se o elemento forma dois cátions diferentes, devemos indicar a valência em algarismos romanos ou com as termina-

ções oso e ico. Ex.: FeO : óxido de ferro II ou óxido ferroso, Fe2O3 : óxido de ferro III ou óxido férrico

PERÓXIDOS - São compostos que possuem em sua estrutura o grupo (O2)2 –

. Os peróxidos mais comuns são formados por hidrogênio, metais alcalinos e metais alcalinos terrosos. Sua nomenclatura é feita usando-

se a palavra peróxido, seguida do nome do elemento ligado ao grupo (O2)2–

. Exemplos: Na2O2 : peróxido de sódio; CaO2 : peróxido de cálcio; H2O2 : peróxido de hidrogênio Os peróxidos reagem com a água, produzindo uma base e água oxigenada, e reagem com os ácidos, produzindo um

sal e água oxigenada. Exemplos: Na 2O2 + 2 H 2O = 2 NaOH + H2O2 ; Na 2O 2 + H2SO4 Na 2SO4 + H 2O 2 O peróxido de hidrogênio é líquido e molecular. Quando está dissolvido em água, produz uma solução conhecida como

água oxigenada, muito comum no nosso dia-a-dia.


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E.E. Aracy Eudociak Aluno (a):___________________e __________________EJA III sala___ nota:_______ (0- 2,0) 1. atividade de produção de Química - unidade 3 – profª Karine data: _____/_____/_____

C6 – ligações químicas e C7 – funções Inorgânicas

01. Na tabela periódica, estão no mesmo grupo (coluna) elementos que apresentam o mesmo: a( ) Número de elétrons no último nível de energia. b( ) Número de elétrons emparelhados ou desemparelhados. c( ) Número de nêutrons no último nível de energia.

02. Sobre as afirmações abaixo, marque a opção falsa: a( ) as ligações químicas ocorrem para dar instabilidade aos átomos dos elementos. b( ) todas as ligações químicas ocorrem seguindo a regra do octeto. c( ) as ligações químicas podem ser iônica e covalente.

03. Sobre os elementos químicos, marque a alternativa correta:

a( ) os elementos se ligam buscando uma instabilidade. b( ) os elementos se ligam para completar suas camada de valência. c( ) os elementos se ligam por que sentem vontade.

04. Julgue os itens abaixo, marcando V se verdadeiros ou F se falsos. ( ) a ligação iônica ocorre por transferência de elétrons de um elemento para o outro. ( ) os elementos podem somente “ganhar” elétrons durante uma ligação química. ( ) ocorrem ligações químicas somente entre átomos de elementos iguais. ( ) pela regra do octeto os elementos se ligam buscando completar suas camadas de valência como gases nobres da tabela periódica. ( ) a ligação covalente ocorre por compartilhamento de elétrons entre os elementos.

05. São características da ligação Iônica: a( ) A transferência de elétrons, a formação de íons, forma retículo cristalino e conduz corrente elétrica quando diluídos

em água. b( ) O compartilhamento de elétrons, não forma íons, forma moléculas e não conduz corrente elétrica quando diluído

em água. c( ) A formação de nuvem eletrônica, forma de retículo cristalino metálico e conduz corrente elétrica.

06. Quais são os tipos de ligação covalente. (Marque a alternativa correta): a( ) molecular, iônica e eletrovalente. b( ) antártica, polar e ártico. c( ) polar, apolar e coordenada.

07. A ligação covalente pode ser: a( ) simples, dupla e tripla. b( ) uno, dos, tres c( ) one, two, tree

08. Quais podem ser as formas de representar uma ligação química: marque a alternativa correta: a( ) fórmula mínima, representação de Lewis e fórmula estrutural plana. b( ) fórmula metálica, fórmula estrutural e representação de dalton. c( ) fórmula iônica, fórmula (truck e stock car) e representação de Meyer.

09. Qual é alternativa que explica o que é um cátion: a( ) um ânion carregado positivamente. b( ) um íon carregado positivamente. c( ) um íon carregado negativamente.

10. Nas ligações químicas ocorre a interação entre: a( ) as camadas de valência (as mais externas) dos elementos. b( ) os nêutrons dos elementos. c( ) as primeiras camadas eletrônicas de cada elementos (camada K)

11. A regra que melhor explica a ligação química entre os elementos para o ensino médio é: a( ) a teoria do campo cristalino. b( ) a regra do octeto. c( ) a regra de três. 12. As ligações entre os elementos dão origem à:

a( ) substâncias químicas. b( ) cinética química. c( ) fórmulas químicas.


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13. As substâncias químicas podem ser representadas por: a( ) seu número de massa atômica. b( ) seu número atômico. c( ) fórmulas químicas.

14. Sabendo a distribuição eletrônica dos elementos, podemos saber: a( ) O símbolo do elemento químico, o número de prótons e o número de elétrons. b( ) A localização do elemento na tabela, a camada de valência e a formação de íons. c( ) O número de massa atômica, o número de nêutrons e o símbolo do elemento.

15. A ligação iônica difere da ligação covalente por: a( ) a primeira compartilhar elétrons e a segunda transferir elétrons entre os elementos. b( ) a primeira transferir elétrons e a segunda compartilhar elétrons entre os elementos. c( ) a primeira compartilhar elétrons e a segunda formar íons entre os elementos

16. Qual das afirmações é correta: 16.1 Segundo Arrhenius, ácidos são todas as substâncias químicas que em solução aquosa:

a( ) liberam íons H+, formando o íon H3O

+, chamado de hidrônio ou hidroxônio.

b( ) liberam íons OH-, formando o íon H3O

-, chamado de hidrônio.

c( ) liberam íons H-, chamado de hidrônio ou hidroxônio.

16.2 As Bases de Arrhenius sobrem:

a( ) ionização em solução aquosa, liberando íons H+.

b( ) dissociação iônica em solução aquosa, liberando íons OH-.

c( ) ionização em solução aquosa, liberando íons OH+.

16.3 Um sal é formado:

a( ) pela reação entre um sal e um ácido. b( ) pela reação entre um óxido e uma base. c( ) pela reação de neutralização entre um ácido e uma base.

16.4 As substâncias: Na2O, ZnO, Aℓ2O3 são:

a( ) ácidos - compostos de 2 elementos (metais ou não-metais) e o OH+;

b( ) óxidos - compostos de 2 elementos (metais ou não-metais) e o oxigênio;

c( ) Bases - compostos de 2 elementos (metais ou não-metais) e o H–;

16.5 Neutralização é uma reação característica de: a( ) Ácidos e óxidos; b( ) Sais e óxidos; ( ) Ácidos e bases;

16.6 Qual das opões apresenta a nomenclatura correta dos compostos inorgânicos:

a( ) Óxido clorídrico, dióxido de sódio, cloreto de carbono e dióxido de cloreto b( ) Ácido clorídrico, hidróxido de sódio, cloreto de sódio e dióxido de carbono. c( ) Ácido de sódio, hidróxido clorídrico, cloreto de carbono e óxido de carbono.

16.7 As propriedades dos ácidos e das bases sobre os indicadores são apresentadas: a( ) não conduzem corrente elétrica. b( ) pela alteração de cor em papéis indicadores, ou quando utilizadas soluções indicadoras. c( ) sal e óxidos formam ácidos e bases.


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1. prova da Unidade 3 – C6: ligações químicas e C7: funções inorgânicas 01. Na tabela periódica, estão no mesmo grupo (coluna ou família) os elementos que apresentam o mesmo:

a( ) Número de elétrons emparelhados ou desemparelhados. b( ) Número de nêutrons no último nível de energia. c( ) Número de elétrons na camada de valência.

02. Sobre as afirmações abaixo, marque a opção falsa:

a( ) as ligações químicas ocorrem para dar instabilidade aos átomos dos elementos. b( ) todas as ligações químicas ocorrem seguindo a Regra do Octeto. c( ) as ligações químicas ocorrem para completar as camadas de valência dos elementos.

03. São características da ligação Iônica:

a( ) A transferência de elétrons, a formação: de íons, de retículo cristalino, e a conduz corrente elétrica quando diluídos em água. b( ) O compartilhamento de elétrons, não forma íons, forma moléculas e não conduz corrente elétrica quando diluído em água. c( ) A formação de nuvem eletrônica, forma de retículo cristalino metálico e conduz corrente elétrica.

04. Quais são os tipos de ligação covalente. (Marque a alternativa correta):

a( ) molecular, iônica e eletrovalente. b( ) antártica, polar e ártico. c( ) polar, apolar e coordenada.

05. A ligação covalente pode ocorrer com o compartilhamento de:

a( ) nêutrons. b( ) elétrons. c( ) prótons. 06. Um sal é formado: a( ) pela reação química entre um sal e um ácido. b( ) pela reação química entre um óxido e uma base. c( ) pela reação química entre um ácido e uma base. 7. Qual opção representa a ligação química correta entre os elementos

7.1 – 11Na(1A), 9F(7A)

a( ) F – Na – F b( ) Na – F c( ) Na – F – Na

7.2 – 20Ca (2A), 9F (7A)

a( ) F – Ca – F b( ) Ca – F c( ) Ca – F – Ca

8. As propriedades dos ácidos e das bases sobre os indicadores são apresentadas na opção: a( ) pela alteração de cor em soluções indicadoras como fenolftaleína, e alaranjado de metila. b( ) não conduzem corrente elétrica. c( ) sal e óxidos formam ácidos e bases com fenolftaleína, e alaranjado de metila. 1. prova da Unidade 3 – C6: ligações químicas e C7: funções inorgânicas 01. Na tabela periódica, estão no mesmo grupo (coluna ou família) os elementos que apresentam o mesmo:

a( ) Número de elétrons emparelhados ou desemparelhados. b( ) Número de elétrons na camada de valência. c( ) Número de nêutrons no último nível de energia.

02. Sobre as afirmações abaixo, marque a opção falsa:


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a( ) as ligações químicas ocorrem para dar instabilidade aos átomos dos elementos. b( ) todas as ligações químicas ocorrem seguindo a regra do octeto. c( ) as ligações químicas ocorrem para completar as camadas de valência dos elementos.

03. São características da ligação Metálica:

a( ) A transferência de elétrons, a formação: de íons, de retículo cristalino, e a conduz corrente elétrica quando diluídos em água. b( ) O compartilhamento de elétrons, não forma íons, forma moléculas e não conduz corrente elétrica quando diluído em água. c( ) A formação de nuvem eletrônica, forma de retículo cristalino metálico e conduz corrente elétrica.

04.A regra que melhor explica a ligação química entre os elementos para o ensino médio é:

a( ) a teoria do campo cristalino. b( ) a regra do octeto. c( ) a regra de três.

05. A ligação covalente pode ocorrer com o compartilhamento de:

a( ) prótons. b( ) nêutrons. c( ) elétrons. 06. Um sal é formado: a( ) pela reação química entre um sal e um ácido. b( ) pela reação química entre um ácido e uma base. c( ) pela reação química entre um óxido e uma base. 7. Qual opção representa a ligação química correta entre os elementos

7.1 –20Ca (2A), 9F (7A)

a( ) Ca – F - F b( ) F – Ca – F c( ) Ca – F – Ca

7.2 – 11Na(1A), 9F(7A)

a( ) F – Na – F b( ) Na – F – Na c( ) Na – F

8. As propriedades dos ácidos e das bases sobre os indicadores são apresentadas na opção: a( ) não conduzem corrente elétrica. b( ) pela alteração de cor em soluções indicadoras como fenolftaleína, e alaranjado de metila. c( ) sal e óxidos formam ácidos e bases com fenolftaleína, e alaranjado de metila. 12. Nas ligações químicas ocorre a interação entre:

a( ) as camadas de valência (as mais externas) dos elementos. b( ) os nêutrons dos elementos. c( ) as primeiras camadas eletrônicas de cada elementos (camada K)

13.

14. As ligações entre os elementos dão origem à:

a( ) substâncias químicas. b( ) cinética química. c( ) fórmulas químicas. 15. As substâncias químicas podem ser representadas por:

a( ) seu número de massa atômica. b( ) seu número atômico. c( ) fórmulas químicas. 16. Sabendo a distribuição eletrônica dos elementos, podemos saber:

a( ) O símbolo do elemento químico, o número de prótons e o número de elétrons. b( ) A localização do elemento na tabela, a camada de valência e a formação de íons. c( ) O número de massa atômica, o númeto de nêutrons e o símbolo do elemento.


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18. a ligação iônica difere da ligação covalente por:

a( ) a primeira compartilhar elétrons e a segunda transferir elétrons entre os elementos. b( ) a primeira transferir elétrons e a segunda compartilhar elétrons entre os elementos. c( ) a primeira compartilhar elétrons e a segunda formar íons entre os elementos.

C6 Ligações química e C7 – funções inorgânicas 1. Utilizando a representação de Lewis, represente a ligação entre os elementos das famílias:

a)1A e 7A d) 3A e 6A g) 2A e 7A j) 4A e 6A b) 3A e 7A e) 1A e 5A h) 4A e 7A k) 2A e 5 A c) 1A e 6A f) 3A e 5 A i) 2A e 6A l) 4A e 5 A

2. Qual das afirmações é correta: 2.1 Segundo Arrhenius, ácidos são todas as substâncias químicas que em solução aquosa:

a( ) liberam íons H+, formando o íon H3O

+, chamado de hidrônio ou hidroxônio.

b( ) liberam íons OH-, formando o íon H3O

-, chamado de hidrônio.

c( ) liberam íons H-, chamado de hidrônio ou hidroxônio.

2.2 As Bases de Arrhenius sobrem:

a( ) ionização em solução aquosa, liberando íons H+.

b( ) dissociação iônica em solução aquosa, liberando íons OH-.

c( ) ionização em solução aquosa, liberando íons OH+.

2.3 Um sal é formado:

a( ) pela reação entre um sal e um ácido. b( ) pela reação entre um óxido e uma base. c( ) pela reação de neutralização entre um ácido e uma base.

2.4 As substâncias: Na2O, ZnO, Al2O3 são:

a( ) ácidos - compostos de 2 elementos (metais ou não-metais) e o OH+;

b( ) óxidos - compostos de 2 elementos (metais ou não-metais) e o oxigênio;

c( ) Bases - compostos de 2 elementos (metais ou não-metais) e o H–;

2.5 Neutralização é uma reação característica de:

a( ) Ácidos e óxidos; b( ) Sais e óxidos; c( ) Ácidos e bases;

2.6 Qual das opões apresenta a nomenclatura correta dos compostos inorgânicos:

a( ) Óxido clorídrico, dióxido de sódio, cloreto de carbono e dióxido de cloreto b( ) Ácido clorídrico, hidróxido de sódio, cloreto de sódio e dióxido de carbono. c( ) Ácido de sódio, hidróxido clorídrico, cloreto de carbono e óxido de carbono.

2.7 As propriedades dos ácidos e das bases sobre os indicadores são apresentadas:

a( ) não conduzem corrente elétrica. b( ) pela alteração de cor em papéis indicadores, ou quando utilizadas soluções indicadoras. c( ) sal e óxidos formam ácidos e bases.


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A combinação dos átomos A combinação de átomos de cerca de noventa elementos químicos permite formar milhares de substâncias. Como es-

ses átomos se unem? O que os mantém juntos, ou seja, o que garante a estabilidade da união entre eles? Vamos estudar um modelo que procura explicar dois tipos básicos de ligações químicas: a iônica e a covalente. Para en-

tender o modelo das ligações iônicas e covalentes, vamos, primeiro, conhecer uma propriedade básica dos átomos. Os átomos podem ganhar ou perder elétrons ficando eletricamente carregados formando íons. Existem dois tipos de íons. Cátions: íons carregados positivamente. Ânions: íons carregados negativamente. Mas, apesar de serem formadas por íons, elas são eletricamente neutras. Como essas substâncias podem ser neutras,

sendo formadas por íons? Todas as substâncias iônicas são formadas por cátions e ânions. E o total de cargas positivas (cátions) é igual ao de negativas (ânions). Logo, as substâncias são eletricamente neutras. Formação de íon

De acordo com modelos atômicos mais precisos, os elétrons dos átomos ocupam diferentes níveis energéticos. Veja, na

figura abaixo, como é a distribuição de elétrons nos átomos do cloro e do sódio. Átomos neutros de sódio e cloro se aproximam. O cloro tende a atrair o elétron da camada de valência do sódio com grande intensidade. O elétron da camada de valência do sódio é transferido para o átomo de cloro. Formando-se íons Na+ e Cl-. Os quais

irão se atrair fortemente. Com a formação dos íons, passa a existir atração eletrostática entre essas espécies químicas: os íons positivos (cátions) atraem os negativos (ânions). Essa interação entre cátions e ânions é denominada ligação iônica. Contudo, as forças de atração e repulsão das partículas atômicas não explicam todos os tipos de ligação química. Existem outros modelos de explicação. Com a aproximação dos átomos, o elétron do último nível do sódio é atraído mais fortemente pelo núcleo do átomo de

cloro, que tem maior tendência de atrair elétrons (eletronegatividade), do que por seu próprio núcleo. Como consequência, esse elétron é transferido do átomo de sódio para o de cloro. Nesse processo, o átomo de sódio fica com um elétron a menos e o de cloro com um a mais, estão, portanto formados os íons. Regra do Octeto A busca da estabilidade é constante, seja financeira, emocional ou outra qualquer. No universo físico, ela é alcançada

pelo equilíbrio de forças, na busca de um estado de menor energia. Segundo os estudos do químico americano Gilbert Newton Lewis (veja quadro, pág. 53), até os átomos também tendem

a estados de maior estabilidade. Em 1916, Lewis observou que os átomos dos elementos químicos do grupo dos gases nobres são encontrados isolados, sem fazer ligações químicas. Como hipótese, passou a considerar que a configuração eletrônica desses átomos confere um equilíbrio de forças capaz de lhes dar estabilidade - a mesma que os átomos dos demais elementos tendem a adquirir. A partir desses estudos, estabeleceu-se a base para a teoria eletrônica das ligações, segundo a qual os átomos dos

elementos químicos estabelecem ligações químicas para adquirir configurações eletrônicas semelhantes às dos átomos dos gases nobres mais próximos a eles na tabela periódica. Isso significa que os átomos, ao estabelecer ligações químicas, ficam com oito elétrons na sua última camada eletrônica, como acontece com os gases nobres, com exceção do hélio. Esse princípio ficou conhecido como regra do octeto. Gilbert Newton Lewis (1875-1946), químico americano, foi um garoto precoce. Aprendeu a ler em casa, depois

freqüentou uma escola pública dos 9 aos 14 anos e, a seguir, ingressou na Universidade de Nebraska. Aos 17 anos transferiu-se para a famosa Universidade de Harvard e aos 24 já havia concluído o doutorado. A essa precocidade associava-se um espírito criativo e ousado, que não se conformava com os conceitos preestabelecidos. Ao estudar a natureza das ligações químicas, acabou entrando em choque com seu orientador e abandonou Harvard. Então, Lewis trabalhou sete anos no prestigiado Massachusetts Institute of Technology - MIT, com um grupo de jovens e talentosos cientistas. Era um professor que incentivava o debate e gostava de apresentar problemas instigantes, que desenvolviam o


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espírito crítico. Formou vários químicos de renome, inclusive alguns ganhariam o Prêmio Nobel. Produtivo até sua morte, aos 71 anos, Lewis é considerado por muitos como o grande responsável pelo avanço da Química nos Estados Unidos, numa época em que a Europa ainda dominava o campo das Ciências. A regra do octeto e a tabela periódica Na hora de estudar as ligações químicas entre átomos de diferentes elementos, a tabela periódica é uma ferramenta

imprescindível. É ela que nos informa sobre as características e o comportamento dos átomos dos diferentes elementos químicos. Primeiro, vamos destacar algumas informações sobre os grupos dos elementos representativos que são úteis para o

estudo das ligações químicas. Os átomos de elementos representativos do mesmo grupo possuem a mesma quantidade de elétrons no último nível energético e, por isso, formam o mesmo tipo de ligação. Átomos de elementos dos grupos 1 e 2, classificados como metais, tendem a perder elétrons, formando cátions. Já os dos grupos 15, 16 e 17, classificados como não-metais, tendem a ganhar elétrons, formando ânions. Como os metais tendem a formar cátions e os não-metais, ânions, em geral as combinações entre átomos de metais e

de não-metais produzem substâncias iônicas. Sais: exemplos típicos de substâncias iônicas Em casa, quando você fala a palavra sal, todos entendem que você está se referindo àquele sólido branco usado no

tempero de alimentos. Se você falar sal para um químico, invariavelmente ouvirá a pergunta: "Qual?" Para ele, o cloreto de sódio é apenas um exemplo dentre uma enorme classe de substâncias. Quimicamente, sal pode ser definido como um tipo de substância iônica que possui um ou mais ânions diferentes da hi-

droxila (OH-) e do oxigênio (02-) e pelo menos um cátion diferente do hidrogênio (H+). Pode ser formado a partir de rea-ções de neutralização ocorridas entre ácidos e bases. Por exemplo, a partir da reação do ácido clorídrico com o hidróxido de sódio, obtém-se o cloreto de sódio. Essa reação é representada pela seguinte equação química: HCl (aq) + NaOH (aq) -> H20 (l) + NaCl (aq) A reação de neutralização de uma solução de ácido clorídrico com uma solução de hidróxido de sódio resulta em uma

solução aquosa de cloreto de sódio. Os sais são sólidos e muitos apresentam sabor salgado. Mas não tente comprovar esta última afirmação porque, embo-

ra alguns sejam usados na alimentação humana e de animais, muitos são extremamente tóxicos. Eles têm aplicações variadas na sociedade. Vejamos algumas delas na tabela. Alguns sais utilizados em nosso dia·a·dia e suas funções Bicarbonato de

sódio (NaHCO3) Utilizado em alguns fermentos químicos com a função de produzir gás carbônico (C02). Bastante empregado como antiácido estomacal. Em alguns extintores, é componente de espuma para o combate de incêndios.

Fluoreto de sódio (NaF)

Componente de vários cremes dentais e colutóríos (enxaguadores bucais), pois tem a proprie-dade de inibir a perda de minerais dos dentes, tornando·os mais resistentes as bactérias causa-doras de cáries.

Hipoclorito de só-dio (NaClO)

Utilizado para o branqueamento de produtos têxteis e papéis e no tratamento da água, por ser anti-séptico e eliminador de gostos e odores indesejáveis.

Nitrato de potássio – salitre (KNO3)

Empregado como conservante na fabricação de carnes embutidas (presunto, mortadela, sala-me etc.) para preservar as características do alimento e a sua cor original. Usado na composição de fertilizantes, é prontamente assimilado pelas plantas.

Sulfato de mag-nésio (MgSO4)

Utilizado na fabricação de sabões, tintas etc. Usado como laxante, conhecido como sal amargo ou sal de Epsom.

Carbonato de cál-cio (CaCO3)

Encontrado abundantemente na natureza como calcário e mármore. Usado na fabricação de cimento, de vidro comum, de pastas de dentes (age como abrasivo) etc. Excelente fertilizante, auxilia e acelera o crescimento das plantas e, junto com cal, diminui a aci-

dez do solo, favorecendo a fixação de nitrogênio pelos vegetais. Sulfato de cálcio

(CaSO4) Encontra-se na natureza como anidrina (desidratado) e como gipsita (hidratado). Bastante empregado na fabricação de giz escolar, porcelana e gesso.

Fosfato de cálcio (Ca3(PO4)2)

Aplicado na agricultura como fertilizante por fornecer fósforo aos vegetais. Faz parte da composição química dos ossos, cerca de 60% em peso.

Nitrato de amônio (NH4NO3)

Muito utilizado na fabricação de fertilizantes, sendo de fácil absorção pelas plantas.

Carbonato de só-dio (Na2CO3)

Grande aplicabilidade na produção de vidro comum, na fabricação de sabões e detergentes, de remédios, de corantes, de celulose e de papel. Utilizado no tratamento de água de piscina e na limpeza em geral.


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Representação Das Substâncias Iônicas. Existe uma forma gráfica bastante simples para representar as substâncias iônicas. É o modelo proposto por Lewis, que

indica o número de elétrons da camada de valência dos átomos constituintes. Chamamos de camada de valência o últi-mo nível energético do átomo. Valência O conceito de valência foi proposto pelo químico inglês Edward Frankland (1825-1899). No início, tal conceito estava re-

lacionado diretamente à capacidade de ligação entre os átomos. Posteriormente, com uma melhor compreensão da es-trutura atômica, descobriu-se que a capacidade de ligação dos átomos está relacionada diretamente ao número de elé-trons que estão presentes em suas camadas mais externas e irão participar das ligações químicas. Assim, podemos defi-nir valência como sendo o número de elétrons que os átomos de um elemento químico possuem na sua camada mais externa, também denominada camada de valência. Veja como fica a representação de Lewis para o cloreto de sódio:

Representação de Lewis do NaCI

Os elétrons são idênticos; independentemente de seus átomos de origem, pode-se usar uma única representação para

todos eles. Mas, por motivos didáticos, costuma-se representar os elétrons com sinais ou cores diferentes para que se visualize mais facilmente o número de elétrons de valência que cada átomo tinha antes da formação do íon. A representação de Lewis é útil na visualização da formação de substâncias iônicas com mais de um cátion ou mais de

um ânion. Veja a formação do fluoreto de cálcio (CaF2) abaixo: Representação de Lewis do CaF2.

Na representação de Lewis abaixo, podemos visualizar a formação de uma substância iônica, envolvendo mais de um

cátion. Representação de Lewis do K20

Veja agora a representação de Lewis do Al203:

Representação de Lewis do Al203:

Normalmente, os químicos representam as substâncias iônicas utilizando simplesmente a fórmula mínima, que indica a

proporção dos constituintes das substâncias e não suas quantidades. Recordando, no caso do cloreto de sódio (NaCl), te-mos um cátion sódio para cada ânion cloro, ou seja, a proporção é de um para um. No caso do fluoreto de cálcio (CaF2) a proporção é de 1 cátion para 2 ânions. Para definir a fórmula mínima de uma substância iônica, devemos considerar que as substâncias são sempre neutras,

ou seja, o total de cargas positivas será sempre igual ao de negativas.

Um método prático para determinar a fórmula mínima, considerando que o total de car-gas positivas é igual ao de negativas, é multiplicar o número de cátions pelo módulo da carga do ânion e o número de ânions pelo módulo da carga do cátion. O esquema abaixo mostra como isso pode ser feito. Nele, a letra C representa um cátion e a letra A repre-senta um ânion.

Ligações covalentes Você já descobriu que as substâncias iônicas conduzem corrente elétrica em solução aquosa. Existem, porém, algumas

substâncias que não conduzem eletricidade nem quando são dissolvidas em água, conforme foi observado no experimento do capítulo anterior. As substâncias que não conduzem eletricidade nem mesmo quando dissolvidas em água não são constituídas por íons

e, sim, por espécies eletricamente neutras. Portanto, na interação entre os átomos constituintes dessas substâncias, não há transferência de elétrons. A ligação entre esses átomos é explicada segundo um outro modelo: a ligação covalente . • Elétrons compartilhados Como vimos no capítulo anterior, as ligações iônicas são interações entre íons: átomos, ou conjunto de átomos, que

perderam ou ganharam elétrons. Certo? Nos íons, os átomos possuem configuração eletrônica semelhante à dos átomos


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de gases nobres, embora haja exceções, lembra-se? � os elétrons dos dois átomos se repelem; � os núcleos dos dois átomos se repelem; � o núcleo de cada átomo de hidrogênio atrai o elétron do outro. Essas forças atingem um equilíbrio. Não há transferência de elétrons de um átomo para outro, ou seja, os elétrons de

cada hidrogênio continuam presos às suas eletrosferas, compartilhados pelos dois átomos. Assim, cada átomo de hidrogênio passa a interagir com dois elétrons: o seu e o do átomo vizinho. Os átomos de hidrogênio ficam com eletrosfera semelhante a átomos de hélio, sem transferirem elétrons, mas compartilhando-os.

Hidrogênio Z (H) = 1

1 par de elétrons H2

1 par de elétrons H2 A união de átomos de hidrogênio: um jogo

de forças opostas, que resulta em equilíbrio. Para fins didáticos, o núcleo do átomo não foi desenhado na

proporção real.

Quando um átomo de cloro se aproxima de um de hidrogênio, nenhum dos dois possui força suficiente para remover um elétron do outro. Como cada um deles precisa de um elétron, há o compartilhamento - um elétron do átomo de hidrogênio e outro do átomo de cloro -, formando uma molécula de loreto de hidrogênio. Esse par de elétrons passa a girar em torno dos dois núcleos atômicos, confe-rindo configuração de gás nobre aos dois átomos. o compartilhamento de elétrons entre o hidrogênio e o

cloro faz ambos obedecerem à regra do octeto. Em geral, a ligação cova lente ocorre entre átomos dos

elementos representativos dos grupos 14 a 1 7 (de quatro a sete elétrons na camada de valência). Os átomos desses elementos, classificados como não-metais, compartilham elétrons para completar o seu octeto. Portanto, podemos dizer que, enquanto as ligações iônicas ocorrem entre átomos de metais e não-metais, as ligações covalentes ocorrem entre átomos de não-metais. Além da ligação iônica e da covalente, existe também a

metálica, que ocorre entre átomos de metais. Essa ligação não pode ser explicada pelo modelo da regra do octeto e seu estudo é feito na presente coleção, no módulo referente aos metais.

Hidrogênio H(Z = 1) Cloro - CI (Z = 17)

Essa união de átomos por compartilhamento de elétrons, denominada ligação covalente, ocorre quase sempre por meio

de pares de elétrons. Tipos de ligação covalente:

Ligação covalente simples

Ligação covalente dupla

Ligação covalente tripla

Ligação covalente tripla


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Ligação covamente coordenada.

Fórmula estrutural:

Fórmula eletrônica de lewis e fórmula estrutural da

molécula de ácido sulfúrico.

Dióxido de carbono

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