Quimica Geral Material Complementar Completo 2012

Material

complementar:

2012 Este material foi elaborado pela Professora Carmen Luisa Reis Serrano com a finalidade de facilitar o processo de anotações dos alunos da disciplina de Química Geral. De forma alguma deve ser considerado como fonte única de informações para o aprendizado. Alguns aspectos que não estão descritos aqui serão mencionados durante as aulas ou será indicada a bibliografia correspondente.

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Este material foi elaborado pela Professora Carmen Luisa Reis Serrano com a finalidade de facilitar o processo de anotações dos alunos da disciplina de Química Geral. De forma alguma deve ser considerado como fonte única de informações para o aprendizado. Alguns aspectos que não estão descritos aqui serão mencionados durante as aulas ou será indicada a bibliografia correspondente. A base para a elaboração deste material foi proveniente dos seguintes autores: BRADY, J. E., HUMISTON, G. E. Química Geral. 2. ed. Rio de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos, 1986. 410 p. vol.1. COVRE, G.J. Química Total: Volume único, São Paulo: FTD, 2001, 664 p. KOTZ, J. C.; TREICHEL Jr., P. Química e reações químicas. 3. ed. Rio de Janeiro: Livros Técnicos e Científicos, 1998. v. 1. NOVAIS, V. L. D.. Química. V. 3. São Paulo: Atual, 2000. 500p. MASTERTON, W. L.; SLOWINSKI, E. J.; STANISTSKI, C. L. Princípios de química. Rio de Janeiro: Guanabara, 1990. PERUZZO, M. e CANTO, E.L.. Química: Volume Único. São Paulo Moderna, 1999. 351 p. RUSSEL, J. B. Química geral. São Paulo: McGraw-Hill, 1990. v.1.

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Unidade 1 - Estrutura Material

INTRODUÇÃO:

SUBSTÂNCIA PURA: toda a matéria cuja fusão e ebulição ocorrem a uma temperatura constante (desde que inicia a mudança de estado até o seu estado final, não se observa variação de temperatura) é chamada de substância pura ou simplesmente substância. Isso ocorre em qualquer amostra do material analisado, independente do seu tamanho. Substância Pura Simples: quando formada por somente um tipo de elemento químico. H2, Cl2, O2, S8, O3, Au, Fe Substância Pura Composta: quando formada por mais de um tipo de elemento químico. H2O, NH3, NaCl Obs.: Não confundir substância composta com mistura. O ar é uma mistura. MISTURA: toda a espécie de matéria cuja temperatura sofra variação durante a fusão e/ou ebulição é chamada de mistura. Exceção: misturas eutéticas (de sólidos) - fundem a temperatura constante. misturas azeotrópicas (de líquidos) fervem a temperatura constante. FLUXOGRAMA DO SISTEMA MATERIAL

FASE: Cada porção visualmente uniforme de uma espécie de matéria. Cada fase pode ser constituída por uma substância pura ou mistura num determinado estado físico. Sistema monofásico. Água pura ou água + sal Sistema bifásico . Ex. água + óleo Sistema trifásico. Ex. água + óleo + areia Sistema tetrafásico. Ex. água + óleo + areia + limalha de ferro

DIFERENÇA ENTRE MISTURA HOMOGÊNEA E HETEROGÊNEA:

HOMOGÊNEA HETEROGÊNEA

Apresenta as mesmas propriedades Não apresenta as mesmas propriedades ao longo de sua extensão

Não é possível detectar superfície separação É possível detectar superfície de separação.

Tem uma única fase. Tem mais de uma fase.

sal + água azeite e água

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As propriedades específicas da matéria, como pontos de fusão e ebulição servem para diferenciar substâncias puras de misturas.

MUDANÇAS DE ESTADO FÍSICO:

As substâncias podem mudar de estado físico (sólido, líquido, gasoso etc) e isso depende principalmente das condições de pressão e temperatura as que estão expostas.

OBS: cada substância possui uma temperatura onde estas mudanças de estado costumam ocorrer (esta temperatura depende da pressão). Esta temperatura recebe o nome de ponto de fusão, ponto de vaporização, ponto de liquefação, ponto de solidificação ou ponto de sublimação, dependendo do fenômeno que estiver ocorrendo.

Unidade 2 - Estrutura Atômica

CONCEITOS IMPORTANTES: 1 - NÚMERO ATÔMICO O número de prótons (cargas positivas) no núcleo é denominado de NÚMERO ATÔMICO. Representado por Z. 2 - NÚMERO DE MASSA A soma das partículas existentes no núcleo é denominada número de massa. Representada por A . A = Z + n 3 - ELEMENTO QUÍMICO: Conjunto de átomos com mesmo número atômico. Ex.: o elemento químico H é o conjunto de átomos de Z=1. 4. ISÓTOPOS, ISÓBAROS E ISÓTONOS:

Isótopos: átomos com mesmo número atômico.

Exemplo: 6 C12 6C

14 Isóbaros: átomos com mesmo número de massa.

Exemplo: 26Fe 56

25Mn56

Isótonos: átomos com mesmo número de nêutros. Exemplo: 20Ca

40 19K

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NÚMEROS QUÂNTICOS

Para explicar o comportamento dos elétrons nos átomos se utiliza a mecânica quântica. Esta se originou com Broglie em 1924, que sugeriu que como a luz apresenta comportamento tanto corpuscular como ondulatório, qualquer partícula pode mostrar propriedades ondulatórias. Broglie concluiu que elétrons poderiam ter comprimento de onda. Propôs um modelo de partícula-onda devido ao seu comportamento. Surge então, o MODELO da MECÂNICA QUÂNTICA. Nele, os elétrons comportam-se como ondas, e, em conseqüência suas energias e distribuições no espaço são quantizadas. Não se admite mais a existência de órbitas, mas sim, de regiões de máxima probabilidade de se encontrar o elétron ao redor do núcleo.

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Em 1926, Schroedinger propôs uma equação matemática, chamada equação de onda ψ, relacionando o núcleo e os elétrons em movimento, ao resolvê-la obteve um conjunto de funções matemáticas chamadas “funções de onda orbital, que descreve o movimento e o estado energético dos elétrons no átomo, dentro do princípio da incerteza. A função de onda toma um único valor

para cada ponto no espaço, caracterizada pelas coordenadas X, Y, e Z, tendo como ponto de origem o núcleo do átomo. ψ2

caracteriza a probabilidade de se encontrar o elétron ao redor do núcleo, e chama-se orbital. Ao resolver a equação de Schroedinger, encontramos os números quânticos. São quatro os números utilizados para caracterizar a energia do elétron no átomo.

� número quântico principal;

� número quântico de momento angular ou azimutal;

� número quântico magnético

� número quântico de spin

Estes quatro números quânticos, além de se complementarem, nos permitem fazer uma descrição completa dos elétrons nos

átomos, pois eles dizem o nível principal de energia do elétron, o subnível de energia, a orientação espacial da nuvem eletrônica e a

orientação do próprio elétron na nuvem. Cada combinação dos quatro números quânticos é única para um elétron.

1º. Número Quântico Principal (n):

Indica o nível de energia do elétron no átomo. Teoricamente o valor de n pode ser qualquer nº inteiro positivo de 1 a α. Entre os átomos conhecidos em seus estados fundamentais, n varia de1 a 7. O nº máximo de elétrons, em cada nível de energia, é igual a 2 n

2.

NIVEL CAMADA NÚMERO QUÂNTICO Nº MÁXIMO DE ELÉTRONS TEÓRICO

Nº MÁXIMO DE ELÉTRONS

CONHECIDO

1º nível K n = 1 2 2 2º nível L n = 2 8 8 3º nível M n = 3 18 18 4º nível N n = 4 32 32 5º nível O n = 5 50 32 6º nível P n = 6 72 18 7º nível Q n = 7 98 2

A partir do 4º nível, o número máximo de elétrons existente entre os átomos conhecidos não corresponde ao número máximo teórico. Todos os elétrons de um mesmo nível têm o mesmo número quântico principal. 2º. Número Quântico Secundário ( l ): Um nível de energia n é formado por vários subníveis de energia. O nº quântico secundário indica a energia do elétron nestes subníveis, cujos valores de l podem variar de 0 a (n - 1).

Entre os átomos conhecidos em seus estados fundamentais, os subníveis conhecidos são quatro, com os valores de l iguais a 0, 1, 2 e 3, em ordem crescente de energia. Estes subníveis de energia são representados pelas letras s, p , d e f .

1s, representa o subnível s (l = 0) do 1º nível. 2p, representa o subnível p (l = 1) do 2º nível. 3d, representa o subnível d (l = 2) do 3º nível. 4f, representa o subnível f (l = 3) do 4º nível.

NIVEL NÚMERO QUÂNTICO SUBNÍVEIS

1º nível n = 1 1s 2º nível n = 2 2s 2p 3º nível n = 3 3s 3p 3d

6

4º nível n = 4 4s 4p 4d 4f 5º nível n = 5 5s 5p 5d 5f 6º nível n = 6 6s 6p 6d 7º nível n = 7 7s

A ordem de distribuição dos elétrons nos níveis e subníveis seguem as regras de Linus Pauling:

- A ordem crescente de energia e de preenchimento de elétrons nos sub-níveis deve ser:

s →→→→ p →→→→ d →→→→ f .

- Ordem crescente de energia e de preenchimento de elétrons nos níveis e sub-níveis deve ser:

Obs.: Apesar de pertencer ao nível N, o subnível 4s recebe elétrons antes do subnível 3d pertencente ao nível M, pelo fato de seu movimento na forma de elipse média atinge situações mais afastadas do núcleo do que a circunferência 4s.

O número máximo de elétrons por subnível é:

Subnível Nº quântico secundário (l) Nº máximo de elétrons no subnível

s 0 2

p 1 6

d 2 10

f 3 14

Exemplo: Os números quânticos de um elétron são: n=3 e l=1. Qual sua localização? Resposta: Nível M (n=3) e subnível p (l=1)

� l = 0 : corresponde ao subnível s, onde existe somente uma orientação (ml = 0).

� l = 0 : corresponde ao subnível s, onde existe somente uma orientação (ml = 0).

Diferença entre os subníveis s para os diferentes níveis:

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Subnível s: possui forma esférica e portanto apenas uma orientação.

Os orbitais p teêm forma de um duplo ovóide e estão dirigidos segundo os três eixos ortogonais x, y e z, em cuja origem

está o núcleo do átomo

� l = 1 : corresponde ao subnível p, onde existem três orientações permitidas, que surgem em decorrência dos três valores de ml (+1, 0, -1). Os três orbitais p são denominados px, py e pz e são orientados de acordo com os três eixos cartesianos (x, y e z).

Subníveis p: três orientações possíveis, que coincidem com os três eixos cartesianos.

l = 2 : corresponde ao subnível d onde existem cinco orientações permitidas, ou seja, cinco valores de ml (-2, -1, 0, +1, +2). São designados por dz

2 (orientação coincidente com o eixo z), dx

2-y

2 (orientação coincidente com os eixos x e y, simultaneamente),

dxy (orientado entre os eixos x e y), dyz (orientado

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Subníveis d: cinco orientações possíveis.

c) Número Quântico Magnético (m): Indica o número de orbitais existentes em um subnível. É representado pela letra m. Cada valor numérico de m indica um orbital dentro do subnível.

SUBNÍVEL Nº QUÂNTICO SECUNDÁRIO

( VALOR l )

Nº QUÂNTICO MAGNÉTICO (VALORES DE m)

s 0 0

p 1 -1 0 +1

d 2 -2 -1 0 +1 +2

f 3 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3

No subnível p há três valores para m (m= -1, 0 e +1), eles indicam que há três orbitais dentro deste subnível. Os orbitais seguem os eixos x, y e z e chamam-se Px, Py e Pz.

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Px Py Pz Os orbitais podem ser representados de forma simplificada. Para o orbital p:

Px Py Pz REPRESENTAÇÃO SIMPLIFICADA Nº DE ORBITAIS s 1

p 3

d 5

f 7

d) NÚMERO QUÂNTICO SPIN (s) O nº quântico spin (s), descreve a rotação do elétron em torno de seu eixo. Existem apenas dois sentidos possíveis para o elétron

girar em torno de seu eixo, horário e anti-horários. De acordo com o sentido em que gira, o valor do spin para o elétron é +1/2 ↑ ou

-1/2 ↓.

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Para efeito de exercícios consideraremos:

- Um orbital contendo um elétron de spin +1/2, sua representação será:

�

- Um orbital contendo um elétron de spin -1/2, sua representação será:

�

Ex. Indique os nº quânticos n, l e m para o elétron localizado no orbital assinalado: 3d

�

1º - Está representado pela seta↑, indica que possui nº quântico spin: +1/2. 2º - Localiza-se no subnível d, indicado pelo nº quântico secundário l = 2. 3º - Se l = 2, ou se o subnível é d, m assume os valores: -2, -1, 0, +1, +2 . Neste caso, o elétron está localizado no orbital indicado pelo valor m = +1 4º - O subnível 3d localiza-se no 3º subnível, indicado por n = 3. Assim temos: n = 3 l = 2 m = +1 s = +1/2

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CONFIGURAÇÃO DE UM ÍON:

1. O átomo, constituído por 17 prótons, 18 nêutrons e 17 elétrons, apresenta:

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UNIDADE 3 – TABELA PERIÓDICA:

1- Introdução: Toda matéria é formada por átomos. Mas, apesar de existir uma infinidade de materiais, há apenas 118 tipos diferentes de átomos. Cada átomo é caracterizado por seu número atômico (número de prótons no núcleo). A representação de cada elemento é denominada símbolo químico. Os elementos estão distribuídos na tabela periódica em períodos e colunas (também chamados grupos ou famílias). Nos períodos, estão em ordem crescente do número atômico. Nas colunas, estão de acordo com suas propriedades. As propriedades, por sua vez, são definidas pela distribuição eletrônicas.

2- Classificação dos Elementos: 2.1 – Quanto ao nº de elétrons na última camada: Metais: Possuem de um a três elétrons na última camada (exceção do chumbo, bismuto e estanho). São sólidos a temperatura ambiente (exceção do mercúrio). Conduzem eletricidade e são bons condutores térmicos. Não Metais: Possuem de quatro a sete elétrons na última camada. Localizam-se nas colunas 4A(carbono), 5A (nitrogênio e fósforo), 6A (oxigênio, selênio, e enxofre) e em toda coluna 7A . Semi-metais: estes elementos possuem certas propriedades semelhantes aos metais, como formar rede cristalinas, e outras aos não-metais, como pouca tendência a ceder elétrons.

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Gases Nobres: Caracterizam-se por apresentarem estabilidade máxima, devido a possuírem as camadas externas completas.

2.2 - Classificação quanto à estrutura eletrônica: Elementos representativos: são aqueles que apresentam no último subnível s ou p. Possuem todas as camadas internas estabilizadas, isto é, completas e as externas incompletas. Podem ser metais ou não metais.

Grupo Configuração Nº de elétrons na última camada

1A 2A

3A

4A 5A 6A 7A 8A

ns1

ns2

ns2 np

1

ns2 np

2

ns2 np

3

ns2 np

4

ns2 np

5

ns2 np

6

1 2 3 4 5 6 7 8

n = nível Elementos de Transição: são aqueles que possuem as camadas internas incompletas. Classificam-se em: Transição externa: o subnível mais externo é o d, e pertence à penúltima camada, e sempre estará incompleta. Transição interna: o subnível mais externo é f e pertence à anti-penúltima camada e sempre estará incompleta.

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Grupo Configuração Exemplo

3B 4B 5B 6B 7B 8B 1B 2B

ns2 (n-1) d

1

ns2 (n-1) d

2

ns2 (n-1) d

3

ns2 (n-1) d

4

ns2 (n-1) d

5

ns2 (n-1) d

6

ns1

(n-1) d10

ns2

(n-1) d10

Sc Z = 21 ....4s2 3d

1

Ti Z = 22 ....4s2 3d

2

V Z = 23 ....4s2 3d

3

Cr Z = 24 ....4s2 3d

4

Mn Z = 25 ....4s2 3d

5

Fe Z = 26 ....4s2 3d

6

Cu Z = 29 ....4s1 3d

10

Zn Z = 30 ....4s2 3d

1

n = último nível (n –1) = penúltimo nível

3- Principais Famílias

Família

Número de elétrons no nível mais energético

Nome

1A 1 Metais Alcalinos

2A 2 Metais Alcalinos Terrosos

3A 3 Família do Boro

4A 4 Família do Carbono

5A 5 Família do Nitrogênio

6A 6 Família dos Calcogênios

7A 7 Família dos Halogênios

8A 8 Família dos Gases Nobres

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4 - Propriedades Periódicas Eletropositividade Tendência que um átomo apresenta em perder elétrons, convertendo-se em um íon positivo (cátion). É uma característica dos metais, por possuírem poucos elétrons no nível mais externo. Nas colunas a eletropositividade aumenta de cima para baixo, pois quanto maior o número de níveis eletrônicos, menor será a interação do núcleo com os elétrons da última camada. Eletronegatividade

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Tendência que um átomo apresenta em receber elétrons, convertendo-se em um íon negativo (ânion). É uma característica dos não metais, por possuírem muitos elétrons no nível mais externo. Nas colunas a eletropositividade aumenta de baixo para cima, pois quanto menor o número de níveis eletrônicos, maior será a interação do núcleo com os elétrons das camadas. Raio atômico: Tamanho do átomo depende do número de camadas eletrônicas e da carga nuclear. O tamanho do átomo aumenta à medida que o

nº de camadas cresce. Nas famílias o tamanho do átomo aumenta de cima para

aixo.

Volume atômico

é o volume ocupado por um mol de átomos (6 x10

23). nas famílias o volume aumenta de cima para baixo e nos períodos do centro

para as laterais.

Energia de Ionização:

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É a energia necessária para arrancar elétrons de um átomo no estado gasoso.

Densidade

É a relação entre massa e volume ocupado por um mol de átomos. Nos períodos, aumenta de cima para baixo e nas períodos, das laterais para o centro.

Os elementos mais densos são: Os, Ir e Pt

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Ponto de Fusão e de Ebulição

As temperaturas de fusão e ebulição, nos não metais aumentam, nas famílias, de cima para baixo. Nos metais, as temperaturas aumentam de baixo para cima. A família 1 A apresenta elementos com pontos de fusão mais altos.

UNIDADE 4: LIGAÇÕES QUÍMICAS

1- LIGAÇÃO IÔNICA

Uma ligação iônica envolve forças eletrostáticas que atraem íons de cargas opostas. Esse tipo de ligação geralmente ocorre entre um átomo ou agrupamento de átomos que tem tendência a ceder elétrons e um átomo ou agrupamento de átomos que tem tendência a receber elétrons. Os compostos iônicos em geral apresentam altos pontos de fusão e ebulição, são sólidos duros e quebradiços e se solubilizam facilmente em solventes polares.

Podemos exemplificar a ligação iônica com um caso típico entre dois átomos hipotéticos - um metal M e um ametal X: como M é um metal, sua energia de ionização é baixa, isto é, é necessário pouca energia para remover um elétron do átomo M. A perda de um elétron por um átomo leva à formação de um íon positivo (cátion). Por outro lado, como X é um ametal, sua afinidade eletrônica é negativa, isto é, possui uma grande tendência em ganhar elétrons e formar um íon negativo (ânion). Se estes processos são interligados, ou seja, se o elétron perdido por M é ganho por X, então todo o processo pode ser representado por:

M M+

+ e-

Cl + e-

Cl -

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M + X M+ + Cl

-

A formação de um composto iônico: A energia de ionização e a afinidade eletrônica são estabelecidas partindo de átomos isolados, no estado gasoso. No entanto, os processos que envolvem a formação de íons gasosos geralmente não são encontrados. Quem perde elétrons? Os metais são átomos que apresentam poucos elétrons na última camada e, por isso, poderão ceder esses elétrons de valência (elétrons que ocupam o último nível energético e que são responsáveis pelas ligações químicas do átomo) com alguma facilidade. Como os metais possuem baixa energia de ionização, tendem a ceder facilmente 1, 2 ou 3 elétrons, formando cátions com 1, 2 ou 3 cargas positivas. Uma vez retirado do 1º elétron, a saída do 2º elétron requer maior energia, e o 3º sairá ainda mais dificilmente, e assim por diante. Em conseqüência, cátions com +4 ou +5, como íons de chumbo (Pb

+4) e bismuto (Bi

+5), ocorrem em raríssimos

compostos, e não são cátions estáveis. Quem recebe elétrons? Os não metais geralmente possuem 5, 6 ou 7 elétrons na última camada e, por isso, tendem a receber 3, 2 ou 1 elétron para adquirirem a configuração de gás nobre. ESTE TIPO DE ASSOCIAÇÃO EM QUE HÁ FORMAÇÃO DE ÍONS CONSTITUI A LIGAÇÃO IÔNICA. Notas: 1. Todo metal combinado com hidrogênio, forma ligação iônica (hidreto).

2. Quanto mais distantes entre si localizam-se os elementos na tabela periódica, maior a tendência de ligação iônica entre eles, pois apresentarão valores de eletronegatividade bem diferentes.

De acordo com Pauling, só se estabelece uma ligação iônica se a diferença de eletronegatividade entre os elementos envolvidos for superior a 1,7.

Lembrando:

1 As cargas elétricas que aparecem nos íons são denominadas eletro valências ou valências iônicas. 2 O valor numérico da carga de um íon é comumente designado como valência deste íon. 3 Através das eletrovalências dos íons podemos obter a fórmula química originada pela atração destes íons (regra das

flechas invertidas). Veja:

Mg+2

+ Cl-1

⇒ Mg1 Cl2 ⇒ Mg Cl2 Observe: a valência do íon magnésio fica como índice do ânion cloreto, assim como a valência do íon cloreto fica como índice do íon magnésio. O índice 1 não aparece nas fórmulas químicas. As fórmulas químicas que envolvem íons são muitas vezes chamadas fórmulas moleculares, embora o mais correto fosse chamá-las fórmulas-íon. Propriedades gerais das substâncias iônicas.

a. São formadas por íons positivos (cátions) e negativos (ânions) atraídos fortemente por forças eletrostáticas. b. Devido às fortes forças atrativas, estas substâncias são: sólida nas condições ambientes; não evaporam facilmente;

possuem altas temperaturas de fusão e ebulição; são solúveis, geralmente, em solventes polares; conduzem eletricidade apenas no estado de fusão ou dissolvidas em solventes polares, pois nestas condições os íons estão praticamente livres para se mover e constituir a corrente elétrica.

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Ex. Na Cl

LIGAÇÃO COVALENTE

A ligação covalente consiste no compartilhamento de pares eletrônicos entre dois átomos e pode ser representada por meio da estrutura de Lewis, na qual se distribui os elétrons da camada de valência em torno de cada átomo da ligação. Os elétrons podem também ser substituídos por traços que representam os pares eletrônicos compartilhados. Veja alguns exemplos na Tabela 1 abaixo.

A estrutura de Lewis procura mostrar a validade da chamada regra do octeto, que diz que os átomos tendem a se estabilizar completando sua camada de valência com oito elétrons, assemelhando-se à configuração eletrônica de um gás nobre. Tal regra pode ser útil para explicar a formação dos compostos de elementos representativos, mas não se aplica aos elementos de transição.

a) COVALÊNCIA NORMAL:

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É a ligação na qual cada átomo participa com um elétron para formar ligação covalente. Essa ligação ocorre entre átomos de não-metais ou entre átomos de não-metais com semi-metais, onde os átomos são, em geral, receptores de elétrons; portanto não há possibilidade de formação de íons entre eles. Na ligação covalente formar-se-ão tantos pares de elétrons quantos forem necessários para completar a última camada de cada átomo. A ligação covalente ocorre entre orbitais atômicos semi-preenchidos (com um elétron) da última camada de cada átomo, que se fundem constituindo um novo orbital: orbital molecular. Este orbital pode ser de dois tipos: orbital molecular sigma ou ligação sigma e orbital molecular pi ou ligação pi. Quando a ligação ocorre: - ao longo de um mesmo eixo, temos uma ligação sigma (δ): ocorre quando dois orbitais se unem ao longo de um mesmo eixo. Ex: Moléculas de H2 Um elétron de cada átomo é compartilhado com o outro, gerando uma camada completa para ambos

- com orbitais p, em eixos paralelos, temos a ligação pi(π): ocorre entre dois orbitais p situados em eixos paralelos. Exemplo de ligação: molécula A � + B � ��

=

+ Da interpenetração desses dois orbitais resulta o orbital molecular contendo o par eletrônico compartilhado. Assim como o orbital atômico é a região de máxima probabilidade de se encontrar o elétron no átomo, o orbital molecular é a região de máxima probabilidade de se encontrar o elétron da ligação covalente na molécula.

� LIGAÇÃO SIMPLES: UM PAR ELETRÔNICO, A-B - UMA LIGAÇÃO SIGMA

� � ��

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� LIGAÇÃO DUPLA: DOIS PARES ELETRÔNICOS, A=B - UMA LIG. SIGMA E UMA LIGAÇÃO PI

� LIGAÇÃO TRIPLA: TRÊS PARES ELETRÔNICOS A ≡≡≡≡ B - UMA LIG. SIGMA E DUAS LIG. PI

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� MOLÉCULA: É UM CONJUNTO ELETRICAMENTE NEUTRO DE DOIS OU MAIS ÁTOMOS UNIDOS POR PARES DE ELÉTRONS QUE SE COMPORTAM COMO UMA ÚNICA PARTÍCULA.

A POLARIDADE DE UMA MOLÉCULA REFERE-SE ÀS CONCENTRAÇÕES DE CARGAS DA NUVEM ELETRÔNICA EM VOLTA DA MOLÉCULA.

É POSSÍVEL UMA DIVISÃO EM DUAS CLASSES DISTINTAS: MOLÉCULAS POLARES E APOLARES

POLARIDADE DE LIGAÇÕES:

� Molécula polar - A soma vetorial, dos vetores de polarização é diferente de zero. � Moléculas polares possuem maior concentração de carga negativa numa parte da nuvem e maior concentração positiva

noutro extremo.

Considerando a molécula de HCI, em que o cloro é mais eletronegativo que o hidrogênio. Isto, quer dizer

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que o par eletrônico fica mais próximo do cloro do que do hidrogênio. Assim sendo, ao redor do cloro temos excesso de carga negativa. Então o cloro, na molécula de HCI, constitui o pólo negativo. Ao redor do hidrogênio temos deficiência de carga negativa ou excesso de carga positiva. Então o hidrogênio, na molécula HCI constitui

o pólo positivo. Esses pólos são representados pela letra delta minúsculo (δ) Veja: Pólo

positivo

pólo negativo

H+δ Cl

-δ Esta ligação covalente, por apresentar pólos, é denominada LIGAÇÃO COVALENTE POLAR.

A ligação covalente polar deve ocorrer entre átomos de diferentes eletronegatividades. Portanto, o átomo mais eletronegativo será o pólo negativo da ligação.

Lembrando: Eletronegatividade é a medida da tendência que um átomo apresenta em atrair elétrons para si.

CHCl3 H2O LIGAÇÃO COVALENTE APOLAR

Molécula apolar - A soma vetorial, dos vetores de polarização é nula. Nas moléculas apolares, a carga eletrônica está uniformemente distribuída, ou seja, não há concentração. Exemplos: Ligação de dois átomos iguais resulta em moléculas apolares. Ex: O2, N2, Cl2.

Vamos exemplificar: no caso da molécula de H2 H . x H ------> H x

. H

Houve o compartilhamento de elétrons para ambos os átomos. Os elétrons formam um par, que se torna comum aos dois átomos: assim, teremos uma ligação covalente normal. Esta ligação é também indicada por um traço: H – H Nesta ligação, o par de elétrons situa-se bem no meio, entre os núcleos de hidrogênio. Não há tendência de o par eletrônico deslocar-se para um lado ou para o outro, pois a atração que os núcleos exercem sobre os elétrons tem a mesma intensidade. O CO2 é APOLAR:

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� CCl4 é Apolar

Compostos de Hidrocarbonetos são Apolares

DIFERENÇAS ENTRE AS LIGAÇÕES

RESUMINDO:

b) LIGAÇÃO COVALENTE DATIVA OU COORDENADA:

Quando um átomo não pode mais efetuar ligações covalentes por já ter atingido o seu octeto, pode se ainda houver pares disponíveis, efetuarem ligações covalentes coordenadas ou dativas, em que o par eletrônico é cedido por apenas um dos átomos da ligação. Essa ligação é feita para completar o octeto do átomo que ainda precisa se estabilizar, e costuma-se representá-la por

uma seta, partindo do átomo que cede o par eletrônico para o átomo que o recebe.

Entretanto, é importante deixar claro que uma ligação covalente coordenada não é diferente de uma ligação covalente comum. "Comum" e "coordenada" são apenas termos convenientes para indicar a origem dos elétrons do par compartilhado. Veja o exemplo abaixo:

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Na ligação coordenada ocorre que apenas um dos átomos fornece os 2 elétrons necessários a formação da ligação covalente. Exemplo: SO2

Após o enxofre efetuar duas ligações covalentes normais com o oxigênio deixando-o completo, ele (enxofre) cede dois elétrons para o outro oxigênio que estava com apenas 6 elétrons na última camada. Neste segundo momento ocorreu a formação de uma ligação coordenada dativa, representada por uma seta, com início no átomo doador e com a ponta no átomo recepto

LIGAÇÃO METÁLICA

Os metais devido a apresentar subníveis não preenchidos possuem elétrons que se deslocam e que são facilmente removíveis.

Examinando as configurações dos metais, verifica-se que os átomos possuem subníveis não ocupados por elétrons, isto significa que alguns elétrons periféricos, menos atraídos pelo núcleo podem ocupar numerosos subníveis dos átomos vizinhos. Dá-se a esses elétrons a denominação de elétrons livres. Num metal no estado sólido os subníveis dos átomos adjacentes podem sobrepor-se. Os elétrons periféricos devido a superposição deslocam-se facilmente de um átomo para outro, percorrendo toda extensão de uma dado amostra do metal. As forças de atração entre o núcleo positivo dos átomos e, os elétrons constituem as ligações metálicas, que é muito forte. Por isto, os Ponto de Fusão e Ponto de Ebulição são altos.

A capacidade dos elétrons livres se deslocarem explica facilmente a condutibilidade térmica e elétrica dos metais.

Tendo em vista este modelo, temos algumas propriedades físicas dos metais:

� PF e PE elevados. � Conduzem eletricidade. � Conduzem calor. � Ductibilidade e maleabilidade.

LIGAÇÕES (FORÇAS) INTERMOLECULARES

1 – Forças de Van Der Waals

Esta força é produzida pela correlação dos movimentos dos elétrons de um átomo com os movimentos dos elétrons de outro átomo tendendo a se aproximar para atingir a distância de energia mínima. Quanto maior o número de elétrons de que a molécula dispõe, mais polarizável será e portanto maior será a atração de Van der Waals.

Podem surgir de 3 fontes:

1. Dipolo-dipolo (ou Dipolo permanente - Dipolo permanente)

2. Dipolo-dipolo induzido (ou Dipolo induzido – Dipolo induzido) ou ainda Forças de dispersão ou Forças de London **

3. Pontes de Hidrogênio ou Ligação de Hidrogênio

** reconhecida pelo físico polonês Fritz London

1 DIPOLO DIPOLO São características de moléculas polares.

28

As moléculas de alguns materiais, embora eletricamente neutras, podem possuir um dipolo elétrico permanente. Devido a alguma distorção na distribuição da carga elétrica, um lado da molécula e ligeiramente mais "positivo" e o outro é ligeiramente mais "negativo". A tendência é destas moléculas se alinharem, e interagirem umas com as outras, por atração eletrostática entre os dipolos opostos

As ligações dipolo-dipolo, embora de natureza muito mais fraca do que a que se verifica entre os íons, explica a diferença entre os pontos de fusão e ebulição das substâncias.

2. DIPOLO – DIPOLO INDUZIDO

� Ocorre quando a molécula é apolar

Em um determinado instante, o centro de carga negativa dos elétrons e de carga positiva do núcleo atômico poderia não coincidir.

Esta flutuação eletrônica pode transformar as moléculas apolares, tal como o benzeno, em dipolos tempo-dependentes, mesmo que, após certo intervalo de tempo, a polarização média seja zero.

Estes dipolos instantâneos não podem orientar-se para um alinhamento de suas moléculas, mas eles podem induzir a polarização das moléculas adjacentes, resultando em forças atrativas.

29

A presença de moléculas que tem dipolos permanentes podem distorcer a distribuição de carga elétrica em outras moléculas vizinhas, mesmo as que não possuem dipolos (apolares), através de uma polarização induzido.

O momento de dipolo de um átomo ou molécula apolar num campo elétrico externo é chamado de Dipolo Induzido. Se o campo elétrico for não uniforme, haverá uma força elétrica resultante não nula atuando sobre o dipolo.

Ex.: é a força responsável pela conhecida. atração de pequeninos pedaços de papel por um pente carregado.

3. PONTES DE HIDROGÊNIO

Quando um átomo de hidrogênio liga-se por covalência a um átomo mais eletronegativo mantém uma afinidade residual por outro átomo eletronegativo, apresentando uma tendência à carga positiva. Por exemplo, um átomo de hidrogênio (receptor de elétrons) pode atuar como uma ponte entre dois átomos de oxigênio (doador de elétrons), ligando-se a um deles por ligação covalente e ao outro por forças eletrostáticas.

Ligação Hidrogênio: ocorre entre átomos de hidrogênio ligados a elementos como o oxigênio, flúor ou nitrogênio. Esta interação é a mais intensa de todas as forças intermoleculares.

30

Exemplos:

H

F F

H

F

H

F

H

H O

H

H

H

O H

H

O

H

HO

N

H

H

H H

H

NH

HH

H

N

Exemplos de Pontes de Hidrogênio: H2O, HF, HN3

ÁGUA

Uma das substâncias mais simples, porém a mais importante: todas as reações que acontecem no nosso organismo são em

soluções aquosas, e as proteínas, membranas, enzimas, mitocôndrias e hormônios somente são funcionais na presença desta

substância. Sem ela a vida em nosso planeta não existiria: QMCWEB apresenta a água, o líquido vital.

Possui um tipo de interação diferenciada: é um dipolo bastante forte, com uma das cargas (positiva) bastante localizada. Este próton pode interagir com as regiões negativas (o oxigênio) de outras moléculas de água, resultando em uma forte rede de ligações intermoleculares.

PONTO DE EBULIÇÃO Ao contrário da água, o H2S, bem como H2Se e o H2Te, são incapazes de formar ligações intermoleculares fortes. Quanto mais fortes forem as ligações intermoleculares, mais elevada será a temperatura de ebulição.

31

Caso a água mantivesse a linearidade do gráfico (linearidade ditada pela massa molecular dos compostos da mesma família), teria um ponto de ebulição próximo de - 100 C! Caso isso fosse verdade, a Terra não teria lagos, rios ou oceanos, e a água existiria na Terra somente no estado gasoso,

mesmo nos pólos Norte e Sul!

Se colocarmos uma garrafa fechada de água líquida no congelador, quando a água se solidifica, a garrafa estoura. Isso ocorre porque uma mesma massa de água ocupa um volume maior no estado sólido, ou seja, o gelo tem densidade menor do que a água líquida. As moléculas de água no estado sólido formam uma estrutura hexagonal, com espaços vazios em seu interior devido as ponte de Hidrogênio que estabelecem devido à proximidade das moléculas. Uma das conseqüências é a forma hexagonal dos flocos de neve e dos cristais de gelo.

PONTO DE FUSÃO As substâncias iônicas têm: � P.F , P.E elevados e são geralmente � sólidas porque os cátions e os ânions se atraem fortemente e a dificuldade de afastar os cátions e os ânions se traduz na

dificuldade de fundir e de ferver as substâncias iônicas. As substâncias orgânicas: Pelo contrário, são em geral covalentes e freqüentemente apolares; em conseqüência tem P.F e P.E. baixos e são geralmente líquidos ou gases.

A água é, sem dúvida, o mais comum e mais importante de todos os compostos. Graças às propriedades da água, a vida foi capaz de surgir e se desenvolver em nosso planeta. Estas propriedades são extremamente peculiares: a água sólida (gelo) é menos densa do que o líquido - por esta razão, o gelo bóia sobre a água líquida. Embora extremamente trivial, é exatamente o oposto do observado na grande maioria das substâncias. E, graças a esta habilidade, os peixes e plantas de lagos e rios que congelam, no inverno, não morrem, pois a capa de gelo que se forma SOBRE o lago funciona como uma barreira de proteção contra o frio. Se o gelo fosse mais denso, os peixes teriam um piso congelado, embaixo, e acima uma atmosfera fria. Uma situação muito mais sinistra!

32

O simples fato da água ser líquida à temperatura ambiente já é completamente intrigante. Todos os compostos análogos à molécula H2O são gases. Se não conhecessemos a água, certamente iriamos deduzir que ela seria um gás, e iria se tornar líquido somente em temperaturas muito inferiores a 0 oC. Isto é extremamente importante para que ela possa ser usada por organismos vivos; além de promover a vida diretamente, ainda serve como meio de transporte, para recreação, e como um habitat para plantas e animais. Como é facilmente transformada em vapor (gás), pode ser transferida, pela atmosfera, dos oceanos até os continentes, onde pode precipitar sobre a forma de chuva.

A água é tão importante, que os gregos antigos consideravam-na como sendo um dos elementos fundamentais da matéria. Aristóteles achava que a água fosse um dos quatro elementos fundamentais. Por mais de 2000 anos ainda pensou-se que a água era um elemento; somente no século 18 é que experimentos evidenciaram que a água era um composto, formado por hidrogênio e oxigênio. Mesmo assim, reflita: a água está presente nas montanhas, na atmosfera, nas rochas, nos pássaros, nas formigas, nos oceanos... de certo modo, os gregos não estavam tão enganados!

Cerca de 97% de toda a água encontrada na superfície de nosso planeta está nos oceanos. Como a população dos continentes está aumentando, a demanda por água fresca cresce a cada ano. Processos de purificação e reciclagem da água tornam-se cada vez mais importantes. A água exibe uma capacidade de dissolver compostos, tanto iônicos como moleculares, como nenhum outro líquido exibe. A água dos oceanos não pode ser consumida, pois deve ser dessalinizada. Os processos mais comuns são o de destilação, troca iônica (onde os íons são substituídos por H

+ e OH

-, que se combinam e formam H2O) e osmose reversa. Todos são processos

caros, que tornam a purificação da água do mar economicamente inviável.

A distância O-H (o comprimento da ligação) é de 95,7 pm (1 pm = 1 x 10-11

m). Os elétrons que formam os orbitais moleculares, na água, não são igualmente compartilhados entre os átomos: o O é mais eletronegativo - exerce uma maior atração sobre os elétrons. A consequência é uma distribuição eletrônica heterogênea na molécula, resultando uma densidade de carga negativa (-) sobre o átomo de oxigênio e densidades de carga positiva (+) sobre os átomos de hidrogênio. Esta propriedade, somada ao ângulo de ligação, torna a molécula da água polar, isto é, capaz de sofrer uma orientanção em um determinado campo eletromagnético

O estado líquido da água tem uma estrutura complexa e dinâmica, que envolve associação entre as moléculas. A forte e extensa ligação hidrogênio entre as moléculas (vide quadro) produz um valor muito alto de certas propriedades físicas, tais como temperatura de ebulição, viscosidade, tensão superficial, calor específico, entre outros. Se comparado

com análogos, a temperatura de ebulição da água deveria ser -200 oC! A água, também, é um dos líquidos com a maior tensão

A água é um composto molecular. Em 1 litro de água existem mais de 300 x 1023

moléculas. Cada molécula é formada por um átomo de oxigênio e dois átomos de hidrogênio, unidos por ligações covalentes. Esta ligação existe graças à atração existente entre os elétrons de um átomo e o núcleo do outro, e vice-versa. A estabilidade é atingida quando dois elétrons, inicialmente nos orbitais de seus respectivos átomos, passam a frequentar regiões próximas a ambos os núcleos, simultaneamente. Estas regiões chamam-se orbitais moleculares - que são os responsáveis pela ligação covalente. O ângulo entre as duas ligações O-H é de 104,5

o. Este ângulo é próximo ao calculado pelo modelo da hibridização de orbitais

atômicos. Neste caso, o OXIGÊNIO estaria hibridizado em sp3, sendo que dois orbitais já estariam preenchidos com elétrons não

ligantes. O ângulo esperado seria de 109o, uma geometria tetraédrica; a repulsão entre estes pares eletrônicos, entretanto, pode

provocar este pequeno desvio.

33

superficial conhecida - que faz com que as gotas sejam esféricas e que alguns insetos possam caminhar sobre ela. Por capilaridade, a água consegue subir até a mais alta folha e uma árvore, contrariando a atração gravitacional da Terra. A estrutura do vapor (gás) da água é mais simples: as moléculas estão relativamente distantes e independentes uma das outras.

solubilização do NaCl em água

Uma das propriedades mais importantes da água líquida é a sua capacidade de dissolver substâncias polares ou iônicas para formar soluções aquosas. O oceano, o sangue ou uma xícara de chá são exemplos de soluções aquosas. Todas as reações que ocorrem em nosso organismo se dão em soluções aquosas. A interação entre as moléculas do solvente (água) e as do soluto é que são responsáveis pelo processo de solubilização: quando uma substância iônica é dissolvida em água, os cátions são atraídos pelo lado "negativo" da molécula de água e os ânions pelos lados "positivos". Este processo é chamado de hidratação. A hidratação dos íons é que promove a "quebra" do retículo cristalino da substância iônica, ou seja, a dissolução: as forças existentes entre os cátions e ânions no sólido (ligação iônica) são substituidas por forças

entre a água e os íons.

Muitos compostos não iônicos também são solúveis em água. É o caso de, por exemplo, do etanol. A cerveja, o vinho e a cachaça são exemplos de misturas homogêneas entre água e etanol. Esta molécula contém uma ligação polar O-H tal como a água. Isto permite à molécula fazer ligações intermoleculares com a água.

sacarose

O açúcar não é uma substância iônica - é molecular. Mas, mesmo assim, dissolve-se em água. Isto ocorre porque, tal como a água, a

sacarose é uma molécula polar, isto é, com regiões "carregadas" negativa e positivamente. Neste caso, a interação com a água é do

34

tipo dipolo-dipolo; como a sacarose contém grupos -OH, também ocorre ligação hidrogênio entre as moléculas de sacarose e de

água. Isto promove a sua solubilização na fase aquosa.

Você já pensou nisso enquanto adoça o seu café?

Hidratação de íons

O sólido iônico, ao se dissolver em água, se quebra em pequenas unidades: cátions (íons de carga positiva) e ânios (íons de carga

negativa). A equação química é a forma com que o processo é representado; no exemplo, a dissolução do cloreto de sódio (sal de

cozinha) em água.

A seta indica o sentido espontâneo do processo. Note que o NaCl se separa em íons Na+ e Cl

-. Na equação, as notações (s) e (aq)

representam o estado físico da espécie: (s) é o estado sólido e (aq) é abreviatura de aquoso, mostrando que os íons estão

hidratados.

Quando os íons estão hidratados, eles possuem um certo número de moléculas de água imediatamente próximas. Este é o número

de hidratação, que depende do tamanho e carga do cátion.

A figura mostra um esquema para a hidratação do íon Na+: são 4 moléculas de água na esfera de hidratação, indicando que o

número de hidratação do íon Na+ é 4. Isto gera o íon [Na(H2O)4]

+, que é circulado por uma outra esfera de moléculas de água

parcialmente ordenadas. Todo este efeito é puramente eletrostático, vindo da carga do íon.

Existem muitas substâncias, entretanto, que não são solúveis em água. Um exemplo é a gordura: a natureza não-polar de suas moléculas as torna incompatíveis com as moléculas polares de água. Uma regra geral para a solubilidade é que "o semelhante dissolve o semelhante", isto é, moléculas polares são miscíveis com moléculas polares, e apolares com moléculas apolares.

� "O semelhante dissolve o semelhante.” Substância polar dissolve substância polar e não dissolve ou dissolve pouca quantidade de substância apolar. Substância apolar dissolve substância apolar e não dissolve ou dissolve pouca quantidade de substância polar. � “Água – água/ solvente – solvente” Um cubo de açúcar contém muitas moléculas e elas são mantidas unidas pelas pontes de hidrogênio (imagem abaixo, na esquerda). Quando um cubo de açúcar dissolve, cada molécula permanece intacta. A molécula estabelece pontes com as moléculas de água e desfaz as pontes com as outras moléculas de açúcar (imagem abaixo, na direita).

35

Por outro lado, o sal em solução transforma-se em íons (imagem à direita), como o cátion Na

+ e o ânion Cl

-.

As propriedades da água, entretanto, são completamente diferentes em condições de alta temperatura e pressão. Acima de 300

oC, em

altas pressões, a água líquida é capaz de dissolver muitos compostos apolares. Mais diferente ainda é a água quando a pressão for igual ou maior de 218 atm e a temperatura maior do que 374

oC (temperatura

crítica): a água se torna um fluído supercrítico. Nestas condições, a água reune propriedades de seu gás (tal como a densidade) e de seu líquido (capacidade de dissolução). Além de dissolver substâncias polares e iônicas, a água supercrítica é capaz de dissolver praticamente todos os compostos apolares. Uma das aplicações é na destruição de lixos tóxicos: a água supercrítica é misturada com os resíduos orgânicos e gás oxigênio; iniciado a chama, a combustão ocorre "embaixo" d'água! Isto só é possível graças às propriedades tipo-gás da água supercrítica e de sua capacidade de dissolver os resíduos.

Anomalias da água em benefício da Vida

Propriedade Comparação Vantagem para seres vivos

Tensão Superficial

(7,2 x 109 N.m

-1)

a mais alta de todos os líquidos

importante na fisiologia das células; controla certos fenômenos de superfície

Constante dielétrica (80 a 20

oC)

a mais alta de todos os líquidos, exceto H2O2

mantém íons separados em solução; permite a mobilidade iônica na fase aquosa

A polaridade da água muda completamente em altas temperaturas e pressão. O mesmo não ocorre com o

etanol.

36

e HCN

Calor de Vaporização

(2,25 kJ.g-1

)

o mais alto de todas as substâncias

permite ser utilizada como um ótimo meio para transferência de calor, como o suor, por exemplo.

Calor específico (4,18 J.g

-1.K

-1)

um dos mais elevados

impede variações bruscas na temperatura ambiente; tende a manter a temperatura do organismo constante

Quando um átomo participa de uma ligação química, vimos que pode ocorrer: transferência ou compartilhamento de elétrons.

Este envolvimento de elétrons nos leva a buscar um melhor entendimento em relação às cargas elétricas que podem surgir, e daí estabelecer uma generalização que tornará mais fácil o estudo do comportamento das substâncias. Esta generalização chama-se número de oxidação.

NÚMERO DE OXIDAÇÃO É A CARGA ELÉTRICA QUE

UM ÁTOMO ADQUIRE EM UMA LIGAÇÃO QUÍMICA.

A estas cargas elétricas da ligação iônica (cargas reais) e da ligação covalente polar (cargas aparentes) damos o nome de número de oxidação (NOx).

Exemplos:

Na+ Cl

-

Na +

= NOx =+1

Cl-

= NOx =-1

H+ Cl

- H

+ = NOx =+1

Cl- = NOx = -1

Unidade 5 – FUNÇÕES QUÍMICAS

Elementos Condições NOx Exemplos

Família 1 A:

Metais alcalinos

Em qualquer

composto

+ 1 NaCl ,

Família 2 Em + 2 Ca Cl2 ,

H Nas ligações + 1 H2O,

Nos hidretos

Metálicos.

- 1 Na H

O Nos - 2 Ca O,

Nos - 1 H2 O2

Família 7A: Compostos

na ausência

Sempre - 1

Nos + 1

+ 2

+ 3

37

Cada elétron cedido ou recebido é contado como uma unidade de carga, não importando o tipo de ligação. Assim, com referência à ligação iônica, conta-se como uma unidade de carga elétrica positiva cada elétron cedido é como unidade de carga elétrica negativa cada elétron recebido. E, com relação à ligação covalente, atribui-se os elétrons ao átomo mais eletronegativo e faz-se a contagem da mesma maneira.

REGRAS PARA DETERMINAÇÃO DO NOX

Há uma maneira prática para determinarmos o NOx médio de qualquer átomo, conhecendo-se apenas a fórmula molecular ou íon-fórmula da substância. Para isso considera-se que os elementos que, em determinadas circunstâncias, apresentam NOx de um elemento cujo valor pode variar de um composto para o outro. Vamos usar para este uma tabela, que deverá servir de apoio para os exercícios pertinentes.

TABELA COM OS PRINCIPAIS NOX

Esta tabela apresenta os elementos cujos NOx são constantes (nas condições citadas).

Para os elementos que não constam da tabela, calcularemos seu NOx, conhecendo a fórmula molecular.

1ª Regra:

Em uma molécula a soma algébrica dos NOx de todos os átomos é igual a zero:

Exemplos:1. Calcular o NOx do enxofre na molécula de H2 SO4.

H 2 S O4

+1 X -2

+2 X -8

+ 2 + X –8 = 0

x = 6

Exemplo2: Calcular o NOx do fósforo na molécula de H4 P2 O7

H 4 P2 O7

+1 X -2

+4 2X -14

+ 4 + 2 X – 14 = 0

x = 5

2a. regra:

Em uma substância simples o NOx de qualquer átomo é igual a zero.

Exemplo: H2 , O2 , Na, Fe, Zn, Cl2

Como não há diferença de eletronegatividade o NOx é zero

3a. regra:

Em um íon a soma algébrica dos NOx de todos os átomos é igual a carga do íon.

38

Exemplo: CO 2

3

C O3-2

x -2

x -6

X – 6 = -2 x = 4

O íon fica com carga negativa 2, ou seja, duas cargas negativas à mais que as cargas positivas.

FUNÇÃO ÁCIDO

FUNÇÃO: é um conjunto de substâncias que se assemelham em propriedades químicas e físicas. Na química inorgânica existe um número menor de funções do que na química orgânica. Veremos, em destaque: ácido, base, sal, óxido e hidreto.

CONCEITO DE ÁCIDO, SEGUNDO ARRHENIUS:

São compostos que em solução aquosa se ionizam, liberando como cátions exclusivamente íons hidrônio ( H3 O+ )

A ionização dos ácidos leva à formação de ânions (simples ou compostos), geralmente formados por não metais.

Exemplo: HCl + H2O ↔ H3O+ + Cl

–

Ácido clorídrico

Os ácidos de Arrhenius são substâncias covalentes, de um modo geral solúvel em água, em diferentes graus de ionização.

São fortes: os ácidos que se ionizam quase que totalmente em soluções diluídas. Ex. Ac. clorídrico

São fracos: os que se ionizam parcialmente, mesmo em soluções diluídas. Ex. Ac.acético

Arrhenius achava que os ácidos liberavam como cátions apenas os íons H + .Segundo sua concepção original, a reação do HCI em

água seria:

HCI ↔ H + + Cl

–

Modernamente sabe-se que o íon H + não existe livre em solução aquosa, estando sempre associado à água, com a qual forma o íon

hidrônio (H3 O+).

39

Aliás, o próprio (H3 O+) atrai moléculas polares da água. Assim, o mais correto para indicar a ionização dos ácidos é assim:

H Cl + H2 O ↔ H3 O¨*

+ Cl -

(aq)

Para identificarmos visualmente a fórmula de um ácido devemos selecionar a fórmula molecular que inicia com o elemento hidrogênio. Assim: HCl, HBr, H2S, H2SO4, H4P2O7.

Critério de classificação dos ácidos:

a) Quanto a presença de oxigênio na molécula.

Observando os exemplos anteriores notamos que existem ácidos que possuem oxigênio (chamados oxiácidos).

Exemplos:___H2 SO4______HNO3_________

E os que não possuem oxigênio (hidrácidos).

Exemplos:___H2S________HF_____________

b) Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis:

• monoácidos: na ionização, a molécula produz apenas um H+

� Ex. H Cl ,HNO3 ,etc... • diácidos: na ionização a molécula produz dois H

+

� Ex. H2SO4 , H2CO3 , etc...

• triácidos: na ionização, a molécula produz três H+

� Ex. H3 PO4 , H3 BO3 ,etc...

• tetrácidos: na ionização, a molécula produz quatro H+

� Ex. H4 P2 O7 , H4 Si O4

Não são comuns ácidos com mais de quatro hidrogênios ionizáveis por molécula.

Quando um ácido possui dois ou mais hidrogênios ionizáveis ele é denominado poliácido e, na verdade, os H se ionizam em etapas sucessivas. Por exemplo, o H3 PO4 é um triácido onde temos:

1ª etapa: H3 PO4 -------------› H+ + H2P O4

-

2ª etapa: H2 PO4- --------------› H+ + H P O4

- -

3ª etapa: H PO4-- --------------› H

+ + PO4

---

H3 PO4 ---------------› 3 H+ + PO4

---

Agora escreva a reação de ionização do H2 SO4. Lembre-se que será realizada em duas etapas.

C ) Quanto ao grau de ionização:

c1. fortes: quando alfa (∝) ›50%

40

Ex: HCl, HBr,H2S

c2. moderados ou semi fortes: quando alfa(∝) varia de 5 a 50%

Ex: HF , H3 PO4

c3. fracos: quando alfa(∝) for menor que 5%.

Ex: HCN , H2 CO3

d) De acordo com a volatilidade:

d1 ácidos fixos: são sólidos ou líquidos pouco voláteis.

Ex: H2 C2 O4 é um sólido.

H2 S O4 – é um líquido que ferve á 338ºC. e o mais fixo dos ácidos comuns.

d2 ácidos voláteis: São líquidos, voláteis ou gases.

Ex: HNO3 é um líquido que ferve á 86ºC

HCI, H2 S, HCN são gases.

FORMULAÇÃO DOS ÁCIDOS

Os ácidos apresentam o cátion H+ ligados a um outro átomo ou grupo com cargas negativas (ânion ou radical negativo).

H + Cl

–

H 2

+ SO4

-2

H3+ PO4

-3

Observe que a carga total positiva do H + deve anular a carga total do radical negativo, de tal modo que a molécula seja

eletricamente neutra.

41

Seja o ácido formado pelo Br , H+ Br

–

Pelo S –2

, H2+ S

- -

Pelo SO4 - -

, H2+ SO4

- -

Nomenclatura dos ácidos:

a) hidrácidos: ácidos que não apresentam oxigênio na molécula. Ácido _________________+ ídrico

nome do ânion

Ex: HCl – ác. Clorídrico

H I – ác. Iodídrico

H2S – ác. Sulfídrico

HCN – ác. Cianídrico

b) Oxiácidos: (ácidos que apresentam oxigênio na molécula).

B1Quando o elemento forma apenas um oxiácido usa-se a terminação ICO

Ácido _________________+ ico

nome do elemento

H2 C O3 = Ac. carbônico

H3 B O3 = Ac. bórico

B2 Quando o elemento forma dois oxiácidos:

Ácido _______________ ico (NOx maior)

nome do elemento oso (NOx menor)

Ex: H N O3 = ácido nítrico

H N O2 = ácido nitroso

H2S O4 = ácido sulfúrico

H2S O3 = ácido sulforoso

B3 Quando o elemento forma três ou quatro oxiácidos:

ácido per ______________ ico

ácido _________________ ico

ácido_________________ oso

42

ácido hipo ______________oso

Diminuição do NOx do elemento central.

Exemplo:

H Cl O4 = ácido perclórico

H Cl O3 = ácido clórico

H Cl O2 = ácido cloroso

H Cl O = ácido hipocloroso

Exemplo:

Identifique os ácidos: peclórico, fosfórico, nitroso, sulfuroso, respectivamente:

a)HClO4 ,H3PO4 ,HNO3 e H2 SO3

b)HClO4 ,H2PO3 ,HNO3 e H2SO4

c)HClO3 ,H2PO3 ,HNO3 e H2S

d)HClO2 ,H2PO4 ,HNO2 e H2S

e)HClO4 ,H3PO4 ,HNO2 e H2 SO3

PROPRIEDADES DOS ÁCIDOS

1.SABOR AZEDO.

2.Em solução aquosa conduz corrente elétrica

3.Sobre indicadores:

• Tornassol – fica róseo

• Fenolftaleína – torna-se incolor na presença de ácidos.

• Metillorange – fica vermelho em presença de ácido. 4.Ação sobre base: Produzem sal e água. É a reação de neutralização que veremos após estudarmos Bases ou Hidróxidos.

HIDRÓXIDOS OU BASES

CONCEITO DE BASE, SEGUNDO ARRHENIUS:

São compostos que em solução aquosa se dissociam, liberando como ânion exclusivamente íons hidroxila (OH -).

NaOH ------› Na+ + OH

-

água (aq) (aq)

São compostos que apresentam o ânion hidroxila (OH) ligado a um metal. A fórmula geral do hidróxido é:

Me (OH)x

43

Onde

Me = símbolo do metal

OH- = grupo hidroxila ou oxidrila.

X = NOx do metal.

Quando x =+1, torna-se desnecessário o uso dos parênteses.

Outros conceitos de Base:

a) Base de Lewis: São substâncias capazes de doar pares eletrônicos. Segundo a teoria de Lewis, doar pares de elétrons significa fornecer pares eletrônicos para a formação da ligação dativa.

b) Base de Bronsted/Lowry: Bases são substâncias capazes de receber prótons (H +).

Tipos de ligações presentes nas bases:

Entre o metal e a hidroxila há ligação iônica, enquanto que entre o oxigênio e o hidrogênio, na hidroxila há ligação covalente polar. Desta maneira, em todo hidróxido há, ao mesmo tempo, ligação iônica e covalente.

CLASSIFICAÇÃO DAS BASES:

a)Quanto ao número de Oxidrilas:

- Monobases: apresentam um grupo oxidrila:

Ex:NH4 OH ,KOH ,Li OH

- Dibases: apresentam dois grupos oxidrila.

Exemplo: Ca(OH)2 , Mg(OH)2 ,Zn(OH)2 ,Fe(OH)2

- Tribases: apresentam três grupos oxidrila:

Exemplo: Al (OH)3 , Bi (OH)3 , Ni (OH)3 , Fe (OH)3

NOMENCLATURA DAS BASES

Basta escrever o nome do íon OH- ( hidróxido) seguido da preposição de mais o nome do cátion correspondente.

HIDRÓXIDO DE_________________________

nome do cátion ligado ao OH-

Ex: NaOH = hidróxido de sódio

Ca(OH)2 = hidróxido de cálcio

NH4 OH = hidróxido de amônio

Zn (OH)2 = hidróxido de zinco

Entretanto existem elementos que formam duas bases com diferentes números de oxidação.

44

Ex: Fe (OH)2 = hidróxido de ferro II ou hidróxido ferroso.

Fe (OH)3 = hidróxido de ferro III ou hidróxido férrico.

AuOH – hidróxido de ouro I ou hidróxido auroso.

Au (OH)3 – hidróxido de ouro III ou hidróxido áurico.

PROPRIEDADES DAS BASES:

1. Sabor: Cáustico. 2. Uma base, em solução aquosa conduz corrente elétrica 3. Ação sobre indicadores:

- Tornassol fica azul em presença de base.

- Fenolftelina fica vermelha em presença de base.

- Metilorange fica amarelo em presença de base.

4. Ação sobre ácidos:

A base, na presença de ácidos, produz sal e água. É a reação de neutralização.

POTENCIAL HIDROGENIÔNICO

Conceitos Importantes:

1 - GRAU DE IONIZAÇÃO (∝∝∝∝): O GRAU DE IONIZAÇÃO CORRESPONDE À RELAÇÃO ENTRE O NÚMERO DE MOLÉCULAS IONIZADAS E O NÚMERO DE MOLÉCULAS INICIAIS.

Número de moléculas ionizadas

∝∝∝∝ =-------------------------------------- x 100 %

Número de moléculas inicial (ESSA RELAÇÃO PODE SER EXPRESSA EM TERMOS DE CONCENTRAÇÕES).

Em um ácido genérico HA, que estabelece o equilíbrio HA ⇔ H+ +

A-

[ H

+ ] formada

∝ = -----------------------------

[ HA ] inicial

obs.:

Se ∝ é igual a 100 %, então [ H+

] formada = [ HA ] inicial

2. PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA (Kw) A água é um não – eletrólito. Todavia se pode demonstrar que a água pura contém íons que derivam da auto ionização de sua molécula. A reação química pode ser representada por:

2H2O ⇔⇔⇔⇔ H3O+ + OH

- ou

H2O ⇔⇔⇔⇔ H+ + OH

-

Já que a ionização alcança um estado de equilíbrio, pode-se representá-la por uma constante de equilíbrio Kc chamada de constante de ionização.

Kc = [ H3O+ ] . [ OH

- ] ou Kc = [ H+

] . [ OH- ] ( 1 ) [ H2O]2

[ H2O]2

EQUAÇÃO DE EQUILÍBRIO

H2O ⇄ H+

+ OH-

Nº de mol inicial 55,56 0 0

Nº de mol ionizado

10-7

— —

Nº de mol no equilíbrio

55,56 – 10

-7 10-7

10-7

45

Onde [ ] = Concentração molar (Mols/ l) = molaridade Como em solução diluída a concentração da água é essencialmente constante,1000g ocupa o volume de 1 litro (l). Se em um mol há 18 gramas de água, em 1000g há 55,5 mols. Pois:

1 mol ⇒ 18 g de H2O

x mol ⇐ 1000 g de H2O x = 55,5 mols / 1itro Logo, 55,5 mols ocupam um litro.

A expressão da constante desse equilíbrio é:

Kc = [H+][OH

-]

[H2O]

A concentração [H2O] permanece constante. Assim:

Kc . [H2O] = [OH

-][H

+] = constante

O produto Kc . [H2O] é denominado produto iônico da água (Kw).

Kw = [ H3O

+ ] [ OH

- ] ou KW = [ H

+ ] [ OH

- ]

Experimentalmente a 25ºC Kw = 1.10

–14

Kw = [ H+] [ OH

- ] = 1.10

–14

A água pura se ioniza e cada molécula forma um íon H

+ e um íon OH

- , de acordo com o equilíbrio ( 1 ) . Portanto, em toda amostra

de água pura tem-se: [ H

+ ] = [ OH

- ].

Então: [ H+ ] [ OH

- ] = [ H

+ ] [ H

+ ] = [ H

+ ]

2 = 1.10

-14

Logo, [ H+ ] = 1.10

-7 mol/litro = 1.10

-7M

De forma similar na água pura [ OH

- ] = 1.10

-7mol/l.

Isto quer dizer que em um litro de água pura de um total de 55,5 mol/l, somente 1.10-7

mols de água se ionizam. Quando, em solução a [ H

+ ] = [ OH ] = 1.10

-7 se diz que a solução é neutra.

Quando a

• [ H+ ] é maior que 1.10

-7M

[ OH- ] é menor que 1.10

-7M

A solução é dita ácida Quando a

• [ OH ] é maior que 1.10-7

M [ H

+ ] é menor que 1.10

-7M

A solução é dita básica Logo, [ H

+ ] = 1.10

-14 e [ OH

- ] = 1.10

-14

[ OH- ] [ H

+ ]

46

3 - CONCEITO DE pH e pOH Como o uso de número tais como 1.10-7 é incômodo, a acidez ou alcalinidade de uma solução se expressa comumente em uma escala logarítmica, por meio do que se chamada Escala de pH . “O pH de uma solução se define como o logaritmo decimal do inverso da concentração de íons hidrogênio em mol/l” . Isto equivale a dizer que o pH é o logarítmo decimal negativo da concentração de ions H

+ assim pois par definição.

pH = log 1__ = - log [ H+ ]

[H+]

Ou [ H+ ] = 10

-pH

De igual formas, a expressão corresponde para a concentração de íon OH- e pOH, definida como

pOH = log 1 = - log [ OH

-]

[OH-]

ou [OH-] = 10

-pOH

Por exemplo, se [H+] = 10

-3, se dirá que:

pH = log 1 = log 1 = 3 [H

+] 10

-3

Quanto menor é o pH, maior é a acidez. A relação entre pH e pOH se pode expressar por: [ H

+ ].[ OH

- ] = Kw = 10

-14

Tornando logarítmo em ambas os lados e mudando o sinal: Log [ H

+ ] + log [ OH

- ] = log 10

-14 = -14

RECORDE: log AB = log A + lob B -log [ H

+ ] – log [ OH

- ] = 14

pH + pOH = 14 Exemplo, se o pH de uma solução é 4,0, seu pOH = 14 - 4=10.

Para o meio neutro, sendo [H+] = [OH

-] = 10

-7 mol/L, resulta:

pH = — log 10-7

pOH = — log 10-7

pH = 7 pOH = 7

Logo:

Para o meio ácido, as características ácidas predominam sobre as básicas:

[H+] > 10

-7 [OH

-] < 10

-7

pH < 7 pOH > 7

Para o meio básico, as características básicas predominam sobre as ácidas:

[H+] < 10

-7 [OH

-] >10

-7

pH > 7 pOH < 7

47

Relação entre as escalas de pH e pOH:

A tabela abaixo mostra a relação entre [ H

+ ], [ OH

- ], pH E pOH.

pH [ H+

] [ OH- ] pOH

ÁCIDO BATERIA 0 10 0 10

–14 14 Ácido

Neutro

Base

SUCO DE LIMÃO 3 10 –3

10 –11

11

CAFÉ PRETO 5 10 –5

10 –3

9

ÁGUA PURA 7 10 –7

10 –7

7

BICARBONATO DE SÓDIO 9 10 -9

10 –5

5

SABONETE 10 10 –10

10 –4

4

DETERGENTE 11 10 –11

10 –3

3

LIMPADORES CASEIROS 13 10 –13

10 –1

1

Observação: Solução-tampão é a solução formada por um ácido ou uma base fraca, contendo um sal com íon comum. Nessa solução o pH permanece praticamente constante com a adição de um ácido ou de uma base.

pOH + pOH = 14

Soluções neutras Soluções básicas Soluções ácidas

Aumento da [OH-]

Aumento da [H+]

pH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

pOH 14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0

48

EXERCÍCIOS RESOLVIDOS

1. Qual o pH de uma solução cuja concentração hidrogeniônica é de 10-2

mol/L?

Resolução

[H+] = 10

-2 mol/L

pH = -log[H+] = -log 10

-2 = - (-2) log 10 = 2

pH = 2

Resposta: O pH da solução é 2.

2. Qual o pH de uma solução 0,01 mol/L de um monoácido que nessa concentração está 1% ionizado?

FUNÇÃO SAL

Sais são compostos iônicos que possuem, pelo menos, um cátion diferente do H+ e um ânion diferente do OH

-.

Exemplos: NaCl ou Na+ Cl

–

Na HSO4 ou Na+ H

+ SO4

Ca OH Cl ou Ca++

OH- Cl

-

A reação de neutralização (ou salificação) entre um ácido e uma base forma um sal e água.

H Cl + Na OH ➜ NaCl + H2O

Deste modo podemos também conceituar sal como: Compostos

formados na reação de um ácido com uma base.

Classificação dos sais.

1º) Quanto a presença de oxigênio:

a) Sal oxigenado (ou oxissal) – Quanto o oxigênio participa da sua estrutura. Ex: KNO3 , Na2 SO4

b) Sal não oxigenado: sal em que o elemento oxigênio não participa da sua estrutura. Ex: Cl , NH4 Br

2º) NÚMERO DE ELEMENTOS CONSTITUINTES:

De acordo com o número de elementos que participam da estrutura de um sal, temos:

a) Sal binário: formado por dois elementos. Ex: KCl ,K2S

b) Sal ternário: sal constituído por três elementos. Ex: Na NO3 , K2 CO3

c) Sal quartenário: sal constituído por quatro elementos. Ex: NH4 ClO3 , Na O CN

3º) Natureza dos íons:

De acordo com a natureza dos íons que participam da estrutura de um sal, temos:

a) Sal normal: sal que não apresenta hidrogênio ionizável e nem íons OH -.

Ex: Na Cl , KNO3 , CaCO3 , K2 SO4

b) Hidroxissal: sal que apresenta íons OH -;

49

Ex: Ca(OH) Br , Bi (OH)2 Cl .

c) Sal duplo: Sal que apresenta dois cátions diferentes que não sejam hidrogênio ionizável, ou dois ânions diferentes que não sejam íons hidroxila.

Ex: Na CO3 , Al Cl F2 , Ca Br Cl , Ca K PO4

NOMENCLATURA DOS SAIS

1º) Quando o metal, ligado ao radical ácido, apresenta apenas um NOx.

NOME DO RADICAL ÁCIDO + DE + NOME DO METAL

Ex: Na Cl - Cloreto de sódio

Na H S – Sulfeto monoácido de sódio

K2 SO3 - Sulfito de potássio

Segundo a nomenclatura IUPAC as nomenclaturas para os sais ficam:

Na HS - hidrogenossulfeto de sódio

Ca (HS)2- hidrogenossulfeto de cálcio

Mg (HCO3)2 – hidrogenocarbonato de magnésio

2º) Quando o metal possui dois NOx , procede-se assim:

Nome do radical+Nome do metal oso (menor nox)

do ácido Ico (maior nox)

Ex: Fe Cl2 – cloreto ferroso

Fe Cl3 – cloreto férrico

Cu NO2 – nitrito de cobre I

Cu(NO2)2 – nitrito de cobre II

Segundo IUPAC, as nomenclaturas para os sais anteriores são:

Fe Cl2 – cloreto de ferro II

Fe Cl3 – cloreto de ferro III

Cu NO2 – nitrito de cobre I

Cu (NO2)2 – nitrito de cobre II

Tipos de ligações nos sais:

Entre o metal e o radical do ácido há ligação iônica, levando-nos à classificar todo sal como composto iônico. O radical ácido será constituído por dois ou mais átomos, entre eles haverá ligação covalente. Para podermos dar nome aos sais, devemos saber o nome dos cátions e dos ânions.

FUNÇÃO OXIDO

OXIDOS SÃO COMPOSTOS BINÁRIOS, SENDO QUE UM DOS ELEMENTOS (O MAIS ELETRONEGATIVO) DEVE SER O OXIGÊNIO.

Notação dos óxidos:

E x O

-2

Óxido é todo o composto binário que contém oxigênio como o elemento mais eletronegativo

➜ é todo o composto químico formado pelo oxigênio e um outro elemento que não seja o flúor

(Deste modo, os compostos binários que apresentam Flúor e Oxigênio não são considerados óxidos pois o Flúor é mais eletronegativo que o oxigênio)

Exemplos: Na2O, CaO, Al2O3, P2O5

50

Classificação e nomenclatura dos óxidos

➜ óxidos moleculares óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um não-metal São denominados: PREFIXO (n°oxigênios) + ÓXIDO + DE + NOME DO ELEMENTO Exemplos: N2O3 – trióxido de nitrogênio SO2 – dióxido de enxofre P2O5 – pentóxido de fósforo Cl2O7 – heptaóxido de cloro CO2 – dióxido de carbono

➜ óxidos iônicos óxidos em que o elemento ligado ao oxigênio é um metal São denominados: - quando o elemento tem NOX fixo ele forma apenas um óxido

➜ não é necessário representar a carga do elemento ÓXIDO DE + NOME DO ELEMENTO Exemplos: Na2O – óxido de sódio CaO – óxido de cálcio K2O – óxido de potássio Al2O3 – óxido de alumínio

EXERCÍCIOS I – Marque a resposta correta: 1 – Fase pode ser definida como: a) Uma parte homogênea de um sistema, separada das outras por limites bem definidos. b) Qualquer porção de matéria de composição química conhecida c) Qualquer parte homogênea ou heterogênea de um sistema d) Um conjunto de substâncias que formam parte de um sistema e) Qualquer das definições é correta 2 – Quantas fases apresentam um sistema formado por areia, raspas de cobre, água e álcool? a)1 b) 2 c)3 d) 4 e) 5 3- O número de fases presentes em um vidro derretido de um lado e sólido de outro é: a)1 b) 2 c)3 4 – Considere as seguintes amostras: I – álcool comum e água II – gás carbônico e nitrogênio III – gasolina e água IV – enxofre e carvão Quantos sistemas heterogêneos bifásicos foram mencionados? a)1 b) 2 c)3 d) 4 e) 5 5- Observe a representação dos sistemas I, II e II e seus componentes. O número de fases em cada um é, respectivamente:

I II III Óleo,água e gelo água gaseificada e gelo óleo, gelo, água

salgada e granito a)3,2 e 4 b)3, 3 e 4 c)2, 2 e 4 d)3, 2 e 5 e) 3, 3 e 6

51

6- Em um balão existe um líquido transparente, inodoro e incolor. Pode-se afirmar, com certeza, que se trata de: a) uma substância pura b) uma solução c) um sistema homogêneo d) uma mistura homogênea e) uma solução onde sólidos e líquidos presentes estão completamente dissolvidos 7 – Pode-se citar como exemplo de sistema homogêneo a mistura de: a) mercúrio metálico e água líquida b) nitrogênio e vapor d’água c) poeira e ar atmosférico d) gelo e água líquida e) areia e carvão em pó 8 – Colocando em um tubo de ensaio pequena quantidade de petróleo e água do mar filtrada, temos: a) sistema homogêneo b) sistema heterogêneo, sendo cada fase uma substância pura c) o sistema tem duas fases, separáveis por filtração d) sistema heterogêneo, sendo cada fase uma mistura e) sistema heterogêneo, sendo uma fase substância pura e a outra, mistura II - ESTRUTURA ATÔMICA:

1. O átomo constituído por 17 prótons, 18 nêutrons e 17 elétrons apresenta, respectivamente, número atômico e número de massa igual a:

a) 17 e 17 b) 17 e 18 c) 18 e 17 d) 17 e 35 e) 35 e 17

2. Conhecem-se os seguintes dados referentes aos átomos A, B e C. � A tem número atômico 14 e é isóbaro de B. � B tem número atômico 15 e número de massa 30, sendo isótopo de C. � A e C são isótonos entre si.

Qual o número de massa do átomo C?

4. Um determinado átomo apresenta número atômico (a + 1 ) e número de massa (3a). Determine o valor a sabendo que esse átomo possui 7 nêutrons. 5.Os números atômicos, de massa e de nêutrons de um átomo são expressos respectivamente por (3x + 5), ( 8x) e (6x - 30). Determine os números de prótons e nêutrons desse átomo. 6. Um átomo A tem número de massa 41 e é isótopo de um átomo B de número atômico 19. Com base nessa informação, pode-se dizer que o número de nêutrons do átomo A é: a) 19 b) 41 c) 60 d) 38 e) 22 7. Dados os átomos genéricos:

232 234 233 234 233 A B C D E 90 91 90 92 93 Quais são: a) Isótopos: b) Isóbaros: c) Isótonos:

8. Sobre os átomos genéricos X, Y e Z, sabe-se: isótopos isóbaros 43

X Y Z 21 22 isótonos Calcule o número de massa de X.

52

a) 21 b) 42 c) 43 d) 33 e) 22 9. Tem-se um átomo A com número atômico 5 e número de massa (3x-5). Esse átomo é isótono de um átomo B, que apresenta um número de massa (2x+1) e um próton a mais que A, cCalcule o número de massa de A e B. 10. Sobre três átomos genéricos M, H e T, sabe-se: os átomos M e T são isótopos; os átomos H e T são isóbaros e os átomos M e H são isótonos. Determine o número de elétrons do átomo H, sabendo que o átomo M tem 20 prótons e número de massa 41, e que o átomo T tem 22 nêutrons.

11. O átomo X possui 30 elétrons e 2 nêutrons a menos que o átomo Z. Z tem número de massa 62 e 29 partículas com carga positiva. Sabendo que X é isóbaro de Y e Y é isótono de Z, representar os três átomos.

40 36 12. O átomo X é isóbaro do Ca e isótopo do Ar . Assinale o número de nêutrons do átomo X. 20 18

a) 20 b) 42 c) 21 d) 22 e) 24

13. Qual dos seguintes subníveis é aquele que não existe na camada M ? a) s b) p c) d d) f 14. Quantos elétrons possui o subnível mais energético, num átomo de Z = 37 ? a) 1 b) 3 c) 6 e) 10 15. Qual é o subnível de maior energia, que se apresenta com elétrons num átomo de Z = 28? a) 2p b) 3p c) 3d d) 4s e) 4p 16. Um átomo tem 15 elétrons na eletrosfera, o nº de elétrons na camada mais externa é ? a) 1 b) 3 c) 4 d) 5 17. Qual é o nº atômico de um átomo cujo subnível de maior energia 4f

4 ?

a) 50 b) 54 c) 60 d) 74 e) 44 18. Qual a distribuição eletrônica de um átomo que possui 64 nêutrons e nº de massa 112? 19. Se o subnível mais energético de um átomo é 3d

6, pergunta-se:

a) Qual a configuração eletrônica? b) Qual o nº de elétrons desse átomo? c) Quantas camadas possuem esse átomo?

20. Um átomo tem A = 80 e 46 nêutrons.

a) Quantos elétrons ele possui no nível mais externo? b) Quantos elétrons ele possui no subnível mais externo? 21. Dê a configuração eletrônica dos elementos abaixo e classifique-os

a) do lítio c) do sódio e) do ferro g) do iodo b) do flúor d) do fósforo f) do chumbo h) do frâncio

22. Sejam os elementos

43 44 43 44 45

21A 21B 22C 22D 22E

a) A e B são isótopos : B e D são isótonos. b) A e B são isótopos : C e D são isótopos. c) A e B são isótopos : B e D são isóbaros. d) A e D são isótonos : B e D são isótonos. e) A e D são isótonos : B e C são isótonos.

25. Seja um átomo de cloro com 17 prótons, 17 elétrons, 10 nêutrons. Se o átomo de cloro perder 7 elétrons, podemos dizer que:

a) sua massa diminui b) sua massa permaneceu constante c) sua massa aumentou d) ficou com excesso de carga positiva, passando a chamar-se íon positivo ou cátion. e) ficou com excesso de carga negativa, passando a chamar-se íon negativo ou ânion.

53

26. Quais das afirmativas abaixo está errada: a) A massa do próton é aproximadamente igual a do elétron. b) A carga de um próton neutraliza a carga de um elétron. c) O nêutron é uma partícula sem carga. d) A massa do elétron é 1840 vezes maior que a massa do próton. e) O nêutron possui massa praticamente igual a do elétron.

27. No átomo de Potássio de Z = 19 e A = 39 temos: a) 3 camadas eletrônicas e apenas um elétron na periferia. b) 4 camadas eletrônicas e apenas um elétron na periferia. c) 4 camadas eletrônicas e 2 elétrons periféricos. d) 5 camadas eletrônicas e 3 elétrons periféricos. e) 3 camadas eletrônicas e 9 elétrons periféricos

28. – O cátion K

+ contém:

a) 19 prótons – 20 nêutrons – 18 elétrons.

b) 19 prótons – 20 nêutrons – 19 elétrons.

c) 19 prótons – 19 nêutrons – 20 elétrons.

d) 20 prótons – 19 nêutrons – 19 elétrons.

e) 19 prótons – 39 elétrons – 19 nêutrons.

29 - Numa molécula de H2SO4 formada por isótopos.

2 32 16

1H 16 S 8 O existem presentes:

a) 50 prótons, 50 elétrons, 25 nêutrons b) 25 prótons, 25 elétrons, 25 nêutrons c) 50 prótons, 50 elétrons, 100 nêutrons d) 50 prótons, 50 elétrons, 50 nêutrons e) 100 prótons, 100 elétrons, 50 nêutrons

30 – Um átomo possui 20 prótons, 20 nêutrons e 20 elétrons.

Indique qual (is) alternativa(s) correta(s): a) seu número atômico é 40 b) seu número de nêutrons é 20 c) seu número de massa é 60 d) a massa deste átomo é praticamente a soma das massas de 20 prótons e 20 nêutrons. e) existem 60 partículas no núcleo deste átomo.

31 – Na distribuição eletrônica do elemento que tem Z = 55, em função de energia deparamos com:4 s

2 3 d

10, isto se explica por

que? a) 4 s

2 tem maior energia do que 3 d

10

b) 3 d10

tem maior energia que 4 s2

c) ambos tem a mesma energia d) ambos pertencem ao mesmo nível eletrônico e) nenhuma das alternativas 32 – Um elemento com estrutura 4 d

4 tem número atômico:

a) 4 b) 24 c) 42 d) 74 e) 16 33 – O átomo de Na e o íon sódio ( Na

+ ) apresentam:

a) as mesmas propriedades físicas b) o mesmo número de elétrons c) a mesma carga elétrica d) o mesmo número de níveis e) o mesmo número atômico 34– Se o subnível mais energético de um átomo é o 4 f

1 , pergunta-se:

a) qual a configuração eletrônica do elemento? b) Quantos elétrons ele apresenta na camada externa? c) Quantas camadas possui este átomo? d) Qual o seu número atômico?

54

III - CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA

Determine os quatro números quânticos do elétron mais afastado do núcleo dos átomos:

a) Rubídio ( Z = 37 )

b) Iodo ( Z = 53 )

c) Ferro ( Z = 26 )

d) Estrôncio ( Z = 38 )

e) Bromo ( Z = 35 )

f) Cloro ( Z = 17 )

g) Oxigênio ( Z = 8 )

h) Cálcio ( Z = 20 )

i) Boro ( Z = 5 )

1. Qual é o número quântico principal do elétron da camada M? a) 2 b) 3 c) 4 d) 5 e) 7

2. Qual dos subníveis é aquele que não existe na camada M?

a) s b) p c) d d) f e) todos existem.

3. Os números quânticos, principal e o azimutal (secundário) para o elétron de 5s, são respectivamente:

a) 5;0 b) 0;5 c) 5;1 d) 1;5 e) 5;4

4. Dentre os subníveis abaixo, qual deles possui menor energia?

a) 5d b) 5p c) 6s d) 4f e) 4d

5. A ordem crescente de energia dos subníveis da mesma camada é:

a) s,p,f,d b) d,p,s,f c) f,d,p,s d) s,p,d,f e) p,s,d,f

6. A representação correta de 10 elétrons, numa camada eletrônica é:

a) s2, p

8 b) s

2, p

4, d

4 c) s

2, p

6, d

2 d) s

2, p

2, d

6 e) s

2, p

2, d

2, f

4

7. Qual o subnível de maior energia, que se apresenta com elétrons, num átomo Z=28? a) 2p b) 3p c) 3d d) 4s e) 4p

55

8. Quantos elétrons possui o subnível mais energético, num átomo Z=37? a) 1 b) 3 c) 6 d) 10 e) 12

9. Certo átomo apresenta 4 elétrons no subnível de energia n=4 e l =1 (subnível mais energético). Podemos afirmar que o número de elétrons na camada N é:

a) 2 b) 8 c) 18 d) 4 e) 6

10. Quando o valor do número quântico principal é igual a 2, os orbitais que podem existir na configuração eletrônica de um átomo é (são):

a) somente s b) somente p c) s e p d) s, p, d e) somente d

11. O número normal de subníveis existentes no quarto nível energético dos átomos é: a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5

12. Se o número quântico secundário l é igual a 2, os valores que o número quântico magnético pode assumir são: a) somente 0 e 1 b) somente 0, 1 e 2 c) somente –1, 0, +1 d) somente –2, -1, 0, +1, +2 e) somente –3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

13. Considere os elementos com seus respectivos números atômicos: I) Na (11) II) Ca (20) III) Ni (28) IV) Al (13)

Dentre eles, apresenta(m) elétrons no subnível d de suas configurações eletrônicas, apenas:

a) I e IV b) III c) II d) II e III e) II e IV

14. Seja o subnível da camada M:

↑ ↑

O conjunto dos quatro números quânticos do elétron mais externo é:

a) 3, 2, +2, -1/2 b) 3, 2, -1, 1/2 c) 2, 2, +1, -1/2 d) 2, 1, -1, -1/2 e) 3, 2, +1, - /2

15. Os elétrons localizados num mesmo orbital possuem, em comum, somente os números quânticos: a) principal e secundário b) principal e magnético c) principal, secundário e spin d) principal, secundário e magnético e) principal, magnético e spin

16. Um átomo que apresenta, no último nível, um elétron desemparelhado, com os números quânticos n = 5, l =0, m=0 e S= +1/2 tem o número atômico igual a:

a) 31 b) 37 c) 41 d) 47 e) 51

IV - TABELA PERIÓDICA

Como se define a densidade?

56

______________________________________________________________________________________________________________________________________ Dados os elementos 17 A , 35 B , 53 C , qual deles apresenta maior ponto de fusão e a maior densidade? ______________________________________________________________________________________________________________________________________ Dentre os elementos Ru (Z=44) e I (Z=53), qual deles apresenta o maior ponto de fusão? ______________________________________________________________________________________________________________________________________ Dados os elementos Fe (Z=26 , Ga (Z=34) , Br (Z=35) e Os (Z=76), qual deles apresenta a maior densidade? ______________________________________________________________________________________________________________________________________ Dados os elementos Al (Z=13) , Se (Z=34) e I (Z=53), coloque-os em ordem crescente do volume atômico. ______________________________________________________________________________________________________________________________________ Os próximos exercícios se referem aos elementos I, II, III, e IV. I) 1s

2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

5 III) 1s

2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 4s

1

II) 1s2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 IV) 1s

2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 4s

2

O menor potencial de ionização é apresentado por: a) I b) II c) III d) IV O maior potencial de ionização é apresentado por: a) I b) II c) III d) IV A maior eletronegatividade é apresentada por: a) I b) II c) III d) IV Os elementos citados são, respectivamente: a) não-metal, gás nobre, metal e não-metal. b) não-metal, metal, gás nobre, metal. c) gás nobre, metal, metal, não metal. d) não-metal, gás nobre, metal, metal. O grupo da tabela periódica que apresenta elementos de caráter metálico mais acentuado é dos: a) gases nobres b) halogênios c) calcogênios d) metais alcalinos terrosos e)metais alcalinos Dadas as propriedades: I) Densidade II) Volume atômico III) Ponto de fusão IV) Massa atômica V) Calor específico É correto afirmar que: a) I, II e IV são propriedades periódicas. b) I, IV e V são propriedades aperiódicas. c) I, II e III são propriedades periódicas. d) III, IV e V são propriedades aperiódicas. e) I, II e V são propriedades periódicas. Um átomo A tem um próton a mais que um átomo B. Com base nessa afirmação, qual alternativa abaixo é a correta? a) Se B for um gás nobre, A será um metal alcalino. b) Se B for um metal alcalino terroso, A será um metal alcalino. c) Se B for um gás nobre, A será um halogênio. d) Se B for um metal de transição, A será um gás nobre. Percorrendo a coluna dos halogênios, na tabela periódica, no sentido dos números atômicos crescentes, notamos: a) o aumento das eletronegatividades. b) A diminuição das densidades.

57

c) A diminuição dos pontos de fusão. d) A diminuição dos volumes atômicos. e) O aumento das eletropositividades O que caracteriza um grupo na tabela periódica é o fato de todos elementos apresentarem: a) o mesmo volume atômico. b) o mesmo número de elétrons na última camada e propriedades químicas semelhantes. c) o mesmo estado físico. d) propriedades químicas diferentes e o mesmo número de elétrons na última camada. e) o mesmo potencial de ionização. Qual a alternativa incorreta? a) A tabela periódica emprega a ordem crescente dos números atômicos. b) Os elementos de uma família possuem propriedades químicas semelhantes. c) Potencial de ionização é a energia necessária para retirar um elétron de um átomo, no estado natural, formando um íon. d) Eletronegatividade é a tendência que um átomo possui de atrair elétrons. e) Volume atômico é uma propriedade periódica dos elementos. São feitas as seguintes afirmações com referência ao flúor: I) O flúor é um halogênio. II) O flúor localiza-se no segundo período da tabela periódica. III) O flúor é menos eletronegativo que o cloro. IV) O flúor tem propriedades similar ao cloro. São corretas as afirmações: a) I, II e III d) I, III e IV b) II, III e IV e) Todas as afirmações são corretas c) I, II e IV 17. Um elemento cujo átomo apresenta, no estado fundamental, 4s como subnível mais energético, ocupa a seguinte posição na classificação periódica: a) período 6, grupo 2, subgrupo B. b) período 5, grupo 2, subgrupo A. c) período 4, grupo 1, subgrupo B. d) período 4, grupo 2, subgrupo A. e) período 5, grupo 8, subgrupo B. 18. Cr (Z=24) , Mn (Z=25) e Fe (Z=26) são a) elementos de transição. b) metais alcalinos. c) metais alcalinos-terrosos d) calcogênios e) lantanídeos. 19. O elemento de maior eletronegatividade é o que apresenta a seguinte configuração eletrônica: a) 1s

2 2s

1

b) 1s2 2s

2 2p

1

c) 1s2 2s

2 2p

1

d) 1s2

2s2 2p

5

e) 1s2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 4s

1

V - LIGAÇÕES: Faça as seguintes ligações:

1 K + O 2 Ba + O 3 Al + Cl 4 Zn + Br 5 Ba + S 6 Al + O 7 H + Cl 8 O + O 9 N + N 10 H + O 11 H + N

58

12 H + S 13 HNO3 14 H2CO3 15 NaOH 16 Al(OH)3 17 Pb(OH)2 18 Pb(OH)4 19 Ca(OH)2 20 SO3 21 H2SO3 22 CaSO3 23 NaHCO3 24 Na2CO3 25 K3PO4

2 – Um elemento químico A de número atômico 38 combina-se com um elemento químico B de número atômico 7. Qual a fórmula do composto? Qual o tipo de ligação? 3 – Um elemento químico A de número atômico 56 combina-se com um elemento químico B de número atômico 15. Qual a fórmula do composto? Qual o tipo de ligação? 4 – Uma ligação covalente é fortemente polarizada quando liga dois elementos: a) Fortemente eletropositivo b) Fracamente eletronegativo c) Do mesmo período da tabala periódica d) Com grande diferença de eletronegatividade e) Sem diferença de eletronegatividade 5 – Nos compostos CaF – RbCl – KBr – NaI, a força da ligação iônica cresce em que ordem? 6 – Dadas as propriedades: 1 – Todos os cátions de metais alcalinos (M

+) tem configuração eletrônica semelhante a de um gás nobre.

2 – Todos os cátions de metais alcalinos (M+) tem 8 elétrons em sua últimas camadas.

Das afirmações: a) 1 e 2 estão corretos b) 1 e 2 estão incorretos c) somente 1 está correto d) somente 2 está correto

7 – Associe a primeira coluna com a segunda: a) Tem configuração eletrônica semelhante ao He ( ) os íons S

-2 e K

+

b) Tem configuração eletrônica semelhante ao Ne ( ) os íons Zn+2

c) Tem configuração eletrônica semelhante ao Ar ( ) os íons F-1

e Mg+2

d) Tem configuração eletrônica semelhante ao Kr ( ) os íons Pb+2

e Fe+3

e) Não tem configuração eletrônica semelhante ao gás nobre ( ) os íons Li+1

8 – Dos compostos a seguir qual é Apolar: a) HCl b) H2O c) H2S d) NH3 e) CH4

9 – Servem como exemplo de composto iônico, covalentes apolares e covalentes polares, respectivamente: a) CaI 2 - SO2 – CH4 b) NaCl – CH4 – CO2 c) HBr – SO2 – CH3Cl d) H2O – SO2 – CaI e) CaO – CO2 – H2O 10 – Considerando dois compostos K2O e H2S , as ligações químicas que estes compostos apresentam são respectivamente: a) Covalente e covalente b) Iônica e iônica c) Covalente e iônica d) Iônica e covalente 11– As características da ligação covalente são: 1 – ocorre entre metais e não metais 2 – ocorre um emparelhamento de elétrons

59

3 – não há formação de íons 4 – os elétrons são atraídos por forças magnéticas A alternativa correta é: a) 1,2,3,4 b) 1,3,4 c) 2,3,4 d) 2,4 e) 2,3 12 – Nos compostos abaixo qual não apresenta o tipo de ligação indicado? a) NaF – iônica b) CO - covalente dupla e dativa c) CO2 – covalente dupla d) CaO – iônica e) NaH – covalente simples 13 – Assinale a fórmula da substância em cuja molécula ocorre ligação dativa: a) H2O b)CO c)O2 d) H2CO3 e) HCl 14 – Qual das seguintes substâncias possui ligação covalente dativa a) H2CO3 b) H2 c) MgCl2 d) CO2 e) H2SO3

15 - Qual a ligação existente entre os átomos de uma molécula de bromo? a) ligação covalente polar b) ligação covalente apolar c) ligação covalente dativa d) ligação iônica e) Forças de Van der Walls 16 – Num composto, cuja fórmula é A3B2, provavelmente os átomos A e B no estado normal tinham na última camada, respectivamente: a) 3 e 2 elétrons b) 2 e 3 elétrons c) 2 e 5 elétrons d) 3 e 5 elétrons e) 3 e 6 elétrons 17. Na molécula H2: a) cada átomo participa com um elétron b) conta-se dois elétrons para ambos os átomos c) a representação é H-H d) os átomos ficam com a configuração do gás Hélio e) todas as alternativas estão corretas. 18. Na ligação covalente normal os elétrons envolvidos são oriundos: a) apenas de um dos átomos b) um de cada átomo c) das camadas internas d) de outro átomo e) nenhuma das alternativas 19. Indique o tipo de ligação e faça a fórmula estrutural e/ou iônica dos compostos: a) H2CO3 b) CO2 c) MgCl2 d) H2 e) H2SO3 f) HNO3

VI - NÚMERO DE OXIDAÇÃO: Determine o Nox dos elementos sublinhados: 1. H2CO3

2. H3BO3

3. HMnO4

4. H3BO3

5. H4SiO4

6. H2SO4

7. H4P2O7 - 8. O2

9. NH4 +

60

10. SO4- 2

VIII . FUNÇÕES:

a) Escreva a equação de ionização dos seguintes compostos:

1 – HCN 2 – H 2CO 3

3 – HNO2 4 – HBr 5 – HMnO4 6 – H3BO3 7 – H4SiO4 8 – H2SO4

9 – H4P2O7 10 – HF

b) Escreva a equação de dissociação dos seguintes compostos:

11 – Ca(OH)2

12 – Sn(OH)2

13 – Pb(OH)4

14 – Al(OH)3

15 – Co(OH)2

16 – Na(OH) 17 – Sn(OH) 4

18 – Pt(OH)2

19 – Cr(OH)3

20 – Ni(OH)3

c) Faça a reação química entre os ácidos e bases apresentados no exercício anterior, seguindo a ordem: o nº1 com o nº 11, o nº2 com o nº 12, e assim sucessivamente. 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10.

61

c) Dê a nomenclatura: 1 - HNO3

2 - HNO2

3 - H2CO3

4 – LiOH 5 - Al(OH)3

6 - Pb(OH)2

7 - Pb(OH)4

8 - Ca(OH)2 9 - H2SO3 10 – H 2 SO4

d) Dê a reação de obtenção e a nomenclatura dos seguintes sais: Modelo

__ácido____ + __base___ ⇒ sal + água ---------Nome do sal obtido----------

Ex.: 2HCl + Ca(OH) 2 ⇒ Ca Cl2 + 2H2O Cloreto de cálcio

1 – KCl 2 – LiBr 3 – NaCN 4 – Na2SO4

5 – KMnO4

6 – Al2S3

7 – Fe 2(SO3)3

8 – CaCO3

9 – MgSO3

10-Cu SO4

62

f) COMPLETE A TABELA E DÊ A NOMENCLATURAS DAS SUBSTÂNCIAS OBTIDAS

Cl-1

NO3-1

SO 4-2

S -2

ClO-1

CO 3-2

Cálcio CaCl2 Ca(NO3)2 Ca SO 4 CaS Ca(ClO)2 Ca CO 3

Cloreto de Cálcio

Nitrato de Cálcio

Sulfato de Cálcio

Sulfeto de cálcio

Hipoclorito de cálcio

Carbonato de Cálcio

Potássio KCl KNO3

Cloreto de Potássio

Nitrato de Potássio

Zinco

Cobre (+ 1)

Ferro (+3)

Bário

g) Qual a nomenclatura das seguintes substâncias:

1 CO2 e CO

2 Al2O3

3 MgO

4 K 2º

5 CaO

6 Na2O

7 SO2 e SO3

8 PbO2 e PbO

9 CuO e Cu 2 O

10 NiO e Ni2O3

h) Dê a fórmula dos seguintes óxidos: 1 férrico 2 de estanho II 3 crômico 4 plúmbico 5 úlfurico 6 de prata 7 de alumínio 8 cuproso 9 de arsênio lV 10 de ferro II 11 cúprico 12 de fósforo V

63

1A

Metais Alcalinos

Actinídeos H

← Gasoso

Metais Alcalinos-terrosos

Outros metais C

← Sólido

Metais de transição

Não-Metais Hg

← Líquido

Lantanídeos

Gases nobres Rf

← Desconhecido

8A

11 H

Hidrogênio 2A 3A 4A 5A 6A 7A

2 He Hélio

23 Li

Lítio

4 Be

Berílio

5 B

Boro

6 C

Carbono

7 N

Nitrogênio

8 O

Oxigênio

9 F

Flúor

10 Ne

Neônio

311 Na

Sódio

12 Mg

Magnésio

┌───────────── Elementos de transição ─────────────┐ 13 Al

Alumínio

14 Si

Silício

15 P

Fósforo

16 S

Enxofre

17 Cℓ

Cloro

18 Ar

Argônio 3B 4B 5B 6B 7B ┌───── 8B ─────┐ 1B 2B

419 K

Potássio

20 Ca

Cálcio

21 Sc

Escândio

22 Ti

Titânio

23 V

Vanádio

24 Cr

Cromo

25 Mn

Manganês

26 Fe

Ferro

27 Co

Cobalto

28 Ni

Níquel

29 Cu

Cobre

30 Zn

Zinco

31 Ga

Gálio

32 Ge

Germânio

33 As

Arsênio

34 Se

Selênio

35 Br

Bromo

36 Kr

Criptônio

537 Rb

Rubídio

38 Sr

Estrôncio

39 Y

Ítrio

40 Zr

Zircônio

41 Nb

Nióbio

42 Mo

Molibdênio

43 Tc

Tecnécio

44

Ru Rutênio

45 Rh

Ródio

46 Pd

Paládio

47 Ag

Prata

48 Cd

Cádmio

49 In

Índio

50 Sn

Estanho

51 Sb

Antimônio

52 Te

Telúrio

53 I

Iodo

54 Xe

Xenônio

655 Cs

Césio

56 Ba

Bário

57 - 71 *

52 Hf

Háfnio

53 Ta

Tântalo

74 W

Tungstênio

75 Re

Rênio

76 Os

Ósmio

77 Ir

Irídio

78 Pt

Platina

79 Au Ouro

80 Hg

Mercúrio

81 Tl

Tálio

82 Pb

Chumbo

83 Bi

Bismuto

84 Po

Polônio

85 At

Astato

86 Rn

Radônio

787 Fr

Frâncio

88 Ra

Rádio

89-103 **

104 Rf

Rutherfórdio

105 Db

Dúbnio

106 Sg

Seabórgio

107 Bh Bório

108 Hs

Hássio

109 Mt

Meitnério

110 Uun

Ununílio

111 Uuu

Ununúnio

112 Uub

Unúmbio

113 Uut

Ununtrio

114 Uuq

Ununquádio

115 Uup

Ununpentio

116 Uuh

Ununhexio

117 Uus

Ununséptio

118 Uuo

Ununóctio

* 657 La

Lantânio

58 Ce

Cério

59 Pr

Praseodímio

60 Nd

Neodímio

61 Pm

Promécio

62 Sm

Samário

63 Eu

Európio

64 Gd

Gadolínio

65 Tb

Térbio

66 Dy

Disprósio

67 Ho

Hólmio

68 Er

Érbio

69 Tm Túlio

70 Yb

Itérbio

71 Lu

Lutécio

** 7 89 Ac

Actínio

90 Th

Tório

91 Pa

Protactínio

92 U

Urânio

93 Np

Netúnio

94 Pu

Plutônio

95 Am

Amerício

96 Cm Cúrio

97 Bk

Berquélio

98 Cf

Califórnio

99 Es

Einstênio

100 Fm

Férmio

101 Md

Mendelévio

102 No

Nobélio

103 Lw

Laurêncio

ESTE MATERIAL FOI ELABORADO PELA PROFESSORA CARMEN LUISA REIS SERRANO COM A FINALIDADE DE FACILITAR O PROCESSO DE ANOTAÇÕES DOS ALUNOS DA DISCIPLINA DE QUÍMICA GERAL. DE FORMA ALGUMA DEVE SER CONSIDERADO COMO FONTE ÚNICA DE INFORMAÇÕES PARA O APRENDIZADO. ALGUNS ASPECTOS QUE NÃO ESTÃO DESCRITOS AQUI SERÃO MENCIONADOS DURANTE AS AULAS O U SERÁ INDICADA A BIBLIOGRAFIA CORRESPONDENTE. A BASE PARA A ELABORAÇÃO DESTE MATERIAL FOI PROVENI ENTE DOS SEGUINTES AUTORES: BRADY, J. E., HUMISTON, G. E. QUÍMICA GERAL. 2. ED. RIO DE JANEIRO: LIVROS TÉCNICOS E CIENTÍFICOS, 198 6. 410 P. VOL.1. COVRE, G.J. QUÍMICA TOTAL: VOLUME ÚNICO, SÃO PAULO: FTD , 2001, 664 P. KOTZ, J. C.; TREICHEL JR., P. QUÍMICA E REAÇÕES QUÍ MICAS. 3. ED. RIO DE JANEIRO: LIVROS TÉCNICOS E CI ENTÍFICOS, 1998. V. 1. NOVAIS, V. L. D.. QUÍMICA. V. 3. SÃO PAULO: ATUAL , 2000. 500P. MASTERTON, W. L.; SLOWINSKI, E. J.; STANISTSKI, C. L. PRINCÍPIOS DE QUÍMICA. RIO DE JANEIRO: GUANABAR A, 1990. PERUZZO, M. E CANTO, E.L.. QUÍMICA: VOLUME ÚNICO. SÃO PAULO MODERNA , 1999. 351 P. RUSSEL, J. B. QUÍMICA GERAL. SÃO PAULO: MCGRAW-HILL , 1990. V.1.

UNIDADE 1 - ESTRUTURA MATERIAL

65

INTRODUÇÃO: SUBSTÂNCIA PURA: TODA A MATÉRIA CUJA FUSÃO E EBULIÇ ÃO OCORREM A UMA TEMPERATURA CONSTANTE (DESDE QUE INICIA A MUDANÇA DE ESTADO ATÉ O SEU ESTADO FIN AL, NÃO SE OBSERVA VARIAÇÃO DE TEMPERATURA) É CHAMADA DE SUBSTÂNCIA PURA OU SIMPLESMENTE SUBSTÂNC IA. ISSO OCORRE EM QUALQUER AMOSTRA DO MATERIAL ANALISADO, INDEPENDENTE DO SEU TAMANHO. SUBSTÂNCIA PURA SIMPLES: QUANDO FORMADA POR SOMENTE UM TIPO DE ELEMENTO QUÍMICO. H2, CL2, O2, S8, O3, AU, FE SUBSTÂNCIA PURA COMPOSTA: QUANDO FORMADA POR MAIS D E UM TIPO DE ELEMENTO QUÍMICO. H2O, NH3, NACL OBS.: NÃO CONFUNDIR SUBSTÂNCIA COMPOSTA COM MISTURA . O AR É UMA MISTURA. MISTURA: TODA A ESPÉCIE DE MATÉRIA CUJA TEMPERATURA SOFRA VARIAÇÃO DURANTE A FUSÃO E/OU EBULIÇÃO É CHAMADA DE MISTURA. EXCEÇÃO: MISTURAS EUTÉTICAS (DE SÓLIDOS) - FUNDEM A TEMPERATURA CONSTANTE. MISTURAS AZEOTRÓPICAS (DE LÍQUIDOS ) FERVEM A TEMPERATURA CONSTANTE. FLUXOGRAMA DO SISTEMA MATERIAL

FASE: CADA PORÇÃO VISUALMENTE UNIFORME DE UMA ESPÉ CIE DE MATÉRIA. CADA FASE PODE SER CONSTITUÍDA POR UMA SUBSTÂNCIA PURA OU MISTURA NUM DETERMINADO ESTADO FÍSICO. SISTEMA MONOFÁSICO. ÁGUA PURA OU ÁGUA + SAL SISTEMA BIFÁSICO . EX. ÁGUA + ÓLEO SISTEMA TRIFÁSICO. EX. ÁGUA + ÓLEO + AREIA SISTEMA TETRAFÁSICO. EX. ÁGUA + ÓLEO + AREIA + LIMA LHA DE FERRO DIFERENÇA ENTRE MISTURA HOMOGÊNEA E HETEROGÊNEA: HOMOGÊNEA HETEROGÊNEA

APRESENTA AS MESMAS PROPRIEDADES EM QUALQUER PARTE DE SUA EXTENSÃO

NÃO APRESENTA AS MES MAS PROPRIEDADES AO LONGO DE SUA EXTENSÃO

NÃO É POSSÍVEL DETECTAR SUPERFÍCIE SEPARAÇÃO

É POSSÍVEL DETECTAR SUPERFÍCIE DE SEPARAÇÃO.

TEM UMA ÚNICA FASE. TEM MAIS DE UMA FAS E.

SAL + ÁGUA AZEITE E ÁGUA ÁGUA E AREIA

AS PROPRIEDADES ESPECÍFICAS DA MATÉRIA, COMO PONTOS DE FUSÃO E EBULIÇÃO SERVEM PARA DIFERENCIAR SUBSTÂNCIAS PURAS DE MISTURAS. MUDANÇAS DE ESTADO F ÍSICO:

66

B) AS SUBSTÂNCIAS PODEM MUDAR DE ESTADO FÍSICO (SÓL IDO, LÍQUIDO, GASOSO ETC) E ISSO DEPENDE PRINCIPALMENTE DAS CONDIÇÕES DE PRESSÃO E TEMPERATU RA AS QUE ESTÃO EXPOSTAS.

C) OBS: CADA SUBSTÂNCIA POSSUI UMA TEMPERATURA ONDE ESTAS MUDANÇAS DE ESTADO COSTUMAM OCORRER (ESTA TEM PERATURA DEPENDE DA PRESSÃO). ESTA TEMPERATURA RECEBE O NOME DE PONTO DE FUSÃO, PONTO DE VAPORIZAÇÃO, PONTO DE LIQUEFAÇÃO, PONTO DE SOLIDIFICAÇÃO OU PONTO DE SUBLIMAÇÃO, DEPENDENDO DO FENÔMENO QUE ESTIVER OCORRENDO.

UNIDADE 2 - ESTRUTURA ATÔMICA CONCEITOS IMPORTANTES: 1 - NÚMERO ATÔMICO O NÚMERO DE PRÓTONS (CARGAS POSITIVAS) NO NÚCLEO É DENOMINADO DE NÚMERO ATÔMICO. REPRESENTADO POR Z. 2 - NÚMERO DE MASSA A SOMA DAS PARTÍCULAS EXISTENTES NO NÚCLEO É DENOM INADA NÚMERO DE MASSA. REPRESENTADA POR A . A = Z + N 3 - ELEMENTO QUÍMICO: CONJUNTO DE ÁTOMOS COM MESMO NÚMERO ATÔMICO. EX.: O ELEMENTO QUÍMICO H É O CONJUNTO DE ÁTOMOS DE Z=1. 4. ISÓTOPOS, ISÓBAROS E ISÓTONOS: ISÓTOPOS: ÁTOMOS COM MESMO NÚMERO ATÔMICO. EXEMPLO: 6 C

12 6C14

ISÓBAROS: ÁTOMOS COM MESMO NÚMERO DE MASSA. EXEMPLO: 26FE 56 25MN56 ISÓTONOS: ÁTOMOS COM MESMO NÚMERO DE NÊUTROS. EXEMPLO: 20CA 40 19K

39

NÚMEROS QUÂNTICOS PARA EXPLICAR O COMPORTAMENTO DOS ELÉTRONS NOS ÁTOM OS SE UTILIZA A MECÂNICA QUÂNTICA. ESTA SE ORIGINOU COM BROGLIE EM 1924, QUE SUGERIU QUE COMO A LUZ APRESENTA COMPORTAMENTO TANTO CORPUSCULAR COMO ONDULATÓRIO, QUALQUER PARTÍCULA PO DE MOSTRAR PROPRIEDADES ONDULATÓRIAS. BROGLIE CONCLUIU QUE ELÉTRONS PODERIAM TER COMPRIME NTO DE ONDA. PROPÔS UM MODELO DE PARTÍCULA-ONDA DEVIDO AO SEU COMPORTAMENTO. SURGE ENTÃO, O MO DELO DA MECÂNICA QUÂNTICA. NELE, OS ELÉTRONS COMPORTAM-SE COMO ONDAS, E, EM CONSEQÜÊNCIA SUAS EN ERGIAS E DISTRIBUIÇÕES NO ESPAÇO SÃO QUANTIZADAS. NÃO SE ADMITE MAIS A EXISTÊNCIA DE ÓRB ITAS, MAS SIM, DE REGIÕES DE MÁXIMA PROBABILIDADE D E SE ENCONTRAR O ELÉTRON AO REDOR DO NÚCLEO. EM 1926, SCHROEDINGER PROPÔS UMA EQUAÇÃO MATEMÁTICA , CHAMADA EQUAÇÃO DE ONDA ψψψψ, RELACIONANDO O NÚCLEO E OS ELÉTRONS EM MOVIMENTO, AO RESOLVÊ-LA OB TEVE UM CONJUNTO DE FUNÇÕES MATEMÁTICAS CHAMADAS “FUNÇÕES DE ONDA ORBITAL, QUE DESCREVE O M OVIMENTO E O ESTADO ENERGÉTICO DOS ELÉTRONS NO ÁTOMO, DENTRO DO PRINCÍPIO DA INCERTEZA. A FUNÇÃ O DE ONDA TOMA UM ÚNICO VALOR PARA CADA PONTO NO ESPAÇO, CARACTERIZADA PELAS COORDENADAS X, Y, E Z, TENDO COMO PONTO DE ORIGEM O NÚCLEO DO ÁTOMO. ψψψψ2 CARACTERIZA A PROBABILIDADE DE SE ENCONTRAR O ELÉTR ON AO REDOR DO NÚCLEO, E CHAMA-SE ORBITAL. AO RESOLVER A EQUAÇÃO DE SCHROEDINGER, ENCONTRAMOS OS NÚMEROS QUÂNTICOS. SÃO QUATRO OS NÚMEROS UTILIZADOS PARA CARACTERIZAR A ENERGIA DO ELÉTRON N O ÁTOMO.

� NÚMERO QUÂNTICO PRINCIPAL ; � NÚMERO QUÂNTICO DE MOMENTO ANGULAR OU AZIMUTAL ; � NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO � NÚMERO QUÂNTICO DE SPIN

D) ESTES QUATRO NÚMEROS QUÂNTICOS, ALÉM DE SE COMPL EMENTAREM, NOS PERMITEM FAZER UMA DESCRIÇÃO COMPLETA DOS ELÉTRONS NOS ÁTOMOS, POIS ELES DIZEM O NÍVEL PRINCIPAL DE ENERGIA DO ELÉTRON, O

67

SUBNÍVEL DE ENERGIA, A ORIENTAÇÃO ESPACIAL DA NUVEM ELETRÔNICA E A ORIENTAÇÃO DO PRÓPRIO ELÉTRON NA NUVEM. CADA COMBINAÇÃO DOS QUATRO NÚMERO S QUÂNTICOS É ÚNICA PARA UM ELÉTRON.

1º. NÚMERO QUÂNTICO PRINCIPAL ( N): INDICA O NÍVEL DE ENERGIA DO ELÉTRON NO ÁTOMO. TEOR ICAMENTE O VALOR DE N PODE SER QUALQUER Nº INTEIRO POSITIVO DE 1 A αααα. ENTRE OS ÁTOMOS CONHECIDOS EM SEUS ESTADOS FUNDAM ENTAIS, N VARIA DE1 A 7. O Nº MÁXIMO DE ELÉTRONS, EM CADA NÍVEL DE ENERGIA, É IGUAL A 2 N2. NIVEL CAMADA NÚMERO QUÂNTICO Nº MÁXIMO DE

ELÉTRONS TEÓRICO

Nº MÁXIMO DE ELÉTRONS CONHECIDO

1º NÍVEL K N = 1 2 2 2º NÍVEL L N = 2 8 8 3º NÍVEL M N = 3 18 18 4º NÍVEL N N = 4 32 32 5º NÍVEL O N = 5 50 32 6º NÍVEL P N = 6 72 18 7º NÍVEL Q N = 7 98 2 A PARTIR DO 4º NÍVEL, O NÚMERO MÁXIMO DE ELÉTRONS E XISTENTE ENTRE OS ÁTOMOS CONHECIDOS NÃO CORRESPONDE AO NÚMERO MÁXIMO TEÓRICO. TODOS OS ELÉTRONS DE UM MESMO NÍVEL TÊM O MESMO NÚMERO QUÂNTICO PRINCIPAL. 2º. NÚMERO QUÂNTICO SECUNDÁRIO ( L ): UM NÍVEL DE ENERGIA N É FORMADO POR VÁRIOS SUBNÍVEI S DE ENERGIA. O Nº QUÂNTICO SECUNDÁRIO INDICA A ENERGIA DO ELÉTRON NESTES SUBNÍVEIS, CUJOS VALORES DE L PODEM VARIAR DE 0 A ( N - 1). ENTRE OS ÁTOMOS CONHECIDOS EM SEUS ESTADOS FUNDAMEN TAIS, OS SUBNÍVEIS CONHECIDOS SÃO QUATRO, COM OS VALORES DE L IGUAIS A 0, 1, 2 E 3, EM ORDEM CRESCENTE DE ENERGIA. ESTES SUBNÍVEIS DE ENERGIA SÃO REPRESENTADOS PELAS LETRAS S, P , D E F . 1S, REPRESENTA O SUBNÍVEL S (L = 0) DO 1º NÍVEL. 2P, REPRESENTA O SUBNÍVEL P (L = 1) DO 2º NÍVEL. 3D, REPRESENTA O SUBNÍVEL D (L = 2) DO 3º NÍVEL. 4F, REPRESENTA O SUBNÍVEL F (L = 3) DO 4º NÍVEL. NIVEL NÚMERO QUÂNTICO SUBNÍVEIS 1º NÍVEL N = 1 1S 2º NÍVEL N = 2 2S 2P 3º NÍVEL N = 3 3S 3P 3D 4º NÍVEL N = 4 4S 4P 4D 4F 5º NÍVEL N = 5 5S 5P 5D 5F 6º NÍVEL N = 6 6S 6P 6D 7º NÍVEL N = 7 7S A ORDEM DE DISTRIBUIÇÃO DOS ELÉTRONS NOS NÍVEIS E S UBNÍVEIS SEGUEM AS REGRAS DE LINUS PAULING: - A ORDEM CRESCENTE DE ENERGIA E DE PREENCHIMENTO DE ELÉTRONS NOS SUB-NÍVEIS DEVE SER: S →→→→ P →→→→ D →→→→ F . - ORDEM CRESCENTE DE ENERGIA E DE PREENCHIMENTO DE ELÉTRONS NOS NÍVEIS E SUB-NÍVEIS DEVE SER:

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OBS.: APESAR DE PERTENCER AO NÍVEL N, O SUBNÍVEL 4S RECEBE ELÉTRONS ANTES DO SUBNÍVEL 3D PERTENCENTE AO NÍVEL M, PELO FATO DE SEU MOVIMENTO NA FORMA DE ELIPSE MÉDIA ATINGE SITUAÇÕES MAIS AFASTADAS DO NÚCLEO DO QUE A CIRCUNFERÊNCIA 4S. O NÚMERO MÁXIMO DE ELÉTRONS POR SUBNÍVEL É:

SUBNÍVEL Nº QUÂNTICO SECUNDÁRIO (L) Nº MÁXIMO DE ELÉTRONS NO SUBNÍVEL

S 0 2

P 1 6

D 2 10

F 3 14

EXEMPLO: OS NÚMEROS QUÂNTICOS DE UM ELÉTRON SÃO: N= 3 E L=1. QUAL SUA LOCALIZAÇÃO? RESPOSTA: NÍVEL M (N=3) E SUBNÍVEL P (L=1)

� L = 0 : CORRESPONDE AO SUBNÍVEL S, ONDE EXISTE SOMEN TE UMA ORIENTAÇÃO (M L = 0).

� L = 0 : CORRESPONDE AO SUBNÍVEL S, ONDE EXISTE SOMEN TE UMA ORIENTAÇÃO (M L = 0). DIFERENÇA ENTRE OS SUBNÍVEIS S PARA OS DIFERENTES NÍVEIS:

SUBNÍVEL S: POSSUI FORMA ESFÉRICA E PORTANTO APENAS UMA ORIENTAÇÃO. OS ORBITAIS P TEÊM FORMA DE UM DUPLO OVÓIDE E ESTÃO DIRIGIDOS SEGUNDO OS TRÊS EIXOS ORTOGONAIS X, Y E Z, EM CUJA ORIGEM ESTÁ O NÚCLEO DO ÁTOMO

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� L = 1 : CORRESPONDE AO SUBNÍVEL P, ONDE EXISTEM TRÊS ORIENTAÇÕES PERMITIDAS, QUE SURGEM EM DECORRÊNCIA DOS TRÊS VALORES DE M L (+1, 0, -1). OS TRÊS ORBITAIS P SÃO DENOMINADOS P X, PY E PZ E SÃO ORIENTADOS DE ACORDO COM OS TRÊS EIXOS CARTESIANOS (X, Y E Z).

SUBNÍVEIS P: TRÊS ORIENTAÇÕES POSSÍVEIS, QUE COINCI DEM COM OS TRÊS EIXOS CARTESIANOS. L = 2 : CORRESPONDE AO SUBNÍVEL D ONDE EXISTEM CINCO ORIENTAÇÕES PERMITIDAS, OU SEJA, CINCO VALORES DE ML (-2, -1, 0, +1, +2). SÃO DESIGNADOS POR DZ

2 (ORIENTAÇÃO COINCIDENTE COM O EIXO Z), DX2

-Y2 (ORIENTAÇÃO

COINCIDENTE COM OS EIXOS X E Y, SIMULTANEAMENTE), D XY (ORIENTADO ENTRE OS EIXOS X E Y), DYZ (ORIENTADO

SUBNÍVEIS D: CINCO ORIENTAÇÕES POSSÍVEIS.

C) NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO (M): INDICA O NÚMERO DE ORBITAIS EXISTENTES EM UM SUBN ÍVEL. É REPRESENTADO PELA LETRA M. CADA VALOR NUMÉRICO DE M INDICA UM ORBITAL DENTRO DO SUB NÍVEL.

SUBNÍVEL Nº QUÂNTICO SECUNDÁRIO ( VALOR L )

Nº QUÂNTICO MAGNÉTICO (VALORES DE M)

S 0 0

70

P 1 -1 0 +1

D 2 -2 -1 0 +1 +2

F 3 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3

NO SUBNÍVEL P HÁ TRÊS VALORES PARA M (M= -1, 0 E +1 ), ELES INDICAM QUE HÁ TRÊS ORBITAIS DENTRO DESTE SUBNÍVEL. OS ORBITAIS SEGUEM OS EIXOS X, Y E Z E CH AMAM-SE PX, PY E PZ.

PX PY PZ OS ORBITAIS PODEM SER REPRESENTADOS DE FORMA SIMPLI FICADA. PARA O ORBITAL P: PX PY PZ REPRESENTAÇÃO SIMPLIFICADA Nº DE ORBITAIS S 1

P 3

D 5

F 7

E) NÚMERO QUÂNTICO SPIN (S) O Nº QUÂNTICO SPIN (S), DESCREVE A ROTAÇÃO DO ELÉTR ON EM TORNO DE SEU EIXO. EXISTEM APENAS DOIS SENTIDOS POSSÍVEIS PARA O ELÉTRON GIRAR EM TORNO DE SEU EIXO, HORÁRIO E ANTI-HORÁRIOS. DE ACORDO COM O SENTIDO EM QUE GIRA, O VALOR DO SPIN PARA O ELÉTR ON É +1/2 ↑↑↑↑ OU -1/2 ↓↓↓↓.

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PARA EFEITO DE EXERCÍCIOS CONSIDERAREMOS:

- UM ORBITAL CONTENDO UM ELÉTRON DE SPIN +1/2, SUA REPRESENTAÇÃO SERÁ:

�� - UM ORBITAL CONTENDO UM ELÉTRON DE SPIN -1/2, SUA REPRESENTAÇÃO SERÁ:

�� EX. INDIQUE OS Nº QUÂNTICOS N, L E M PARA O ELÉTRON LOCALIZADO NO ORBITAL ASSINALADO: 3D

�� 1º - ESTÁ REPRESENTADO PELA SETA ↑↑↑↑, INDICA QUE POSSUI Nº QUÂNTICO SPIN: +1/2. 2º - LOCALIZA-SE NO SUBNÍVEL D, INDICADO PELO Nº QU ÂNTICO SECUNDÁRIO L = 2. 3º - SE L = 2, OU SE O SUBNÍVEL É D, M ASSUME OS VA LORES: -2, -1, 0, +1, +2 . NESTE CASO, O ELÉTRON E STÁ LOCALIZADO NO ORBITAL INDICADO PELO VALOR M = +1 4º - O SUBNÍVEL 3D LOCALIZA-SE NO 3º SUBNÍVEL, INDI CADO POR N = 3. ASSIM TEMOS: N = 3 L = 2 M = +1 S = +1/2

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CONFIGURAÇÃO DE UM ÍON:

2. O ÁTOMO, CONSTITUÍDO POR 17 PRÓTONS, 18 NÊUTRONS E 17 ELÉTRONS, APRESENTA:

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UNIDADE 3 – TABELA PERIÓDICA: 1- INTRODUÇÃO:

� TODA MATÉRIA É FORMADA POR ÁTOMOS. MAS, APESAR DE E XISTIR UMA INFINIDADE DE MATERIAIS, HÁ APENAS 118 TIPOS DIFERENTES DE ÁTOMOS. CADA ÁTOMO É CARACTERIZADO POR SEU NÚMERO ATÔMICO (NÚMERO DE PRÓTONS NO NÚCLEO). A REPRESENTAÇÃO DE C ADA ELEMENTO É DENOMINADA SÍMBOLO QUÍMICO. OS ELEMENTOS ESTÃO DISTRIBUÍDOS NA TABELA PERIÓDICA EM PERÍODOS E COLUNAS (TAMBÉM CHAMADOS GRUPOS OU FAMÍLIAS). NOS PERÍODOS, ESTÃO E M ORDEM CRESCENTE DO NÚMERO ATÔMICO. NAS COLUNAS, ESTÃO DE ACORDO COM SUAS PROPRIEDADES. AS PROPRIEDADES, POR SUA VEZ, SÃO DEFINIDAS PELA DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICAS.

�

2- CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS: 2.1 – QUANTO AO Nº DE ELÉTRONS NA ÚLTIMA CAMADA: METAIS: POSSUEM DE UM A TRÊS ELÉTRONS NA ÚLTIMA CAM ADA (EXCEÇÃO DO CHUMBO, BISMUTO E ESTANHO). SÃO SÓLIDOS A TEMPERATURA AMBIENTE (EXCEÇÃO DO MERCÚRIO ). CONDUZEM ELETRICIDADE E SÃO BONS CONDUTORES TÉRMICOS. NÃO METAIS: POSSUEM DE QUATRO A SETE ELÉTRONS NA ÚL TIMA CAMADA. LOCALIZAM-SE NAS COLUNAS 4A(CARBONO), 5A (NITROGÊNIO E FÓSFORO), 6A (OXIGÊNI O, SELÊNIO, E ENXOFRE) E EM TODA COLUNA 7A . SEMI-METAIS: ESTES ELEMENTOS POSSUEM CERTAS PROPRI EDADES SEMELHANTES AOS METAIS, COMO FORMAR REDE CRISTALINAS, E OUTRAS AOS NÃO-METAIS, COMO POU CA TENDÊNCIA A CEDER ELÉTRONS. GASES NOBRES: CARACTERIZAM-SE POR APRESENTAREM ESTA BILIDADE MÁXIMA, DEVIDO A POSSUÍREM AS CAMADAS EXTERNAS COMPLETAS.

74

2.2 - CLASSIFICAÇÃO QUANTO À ESTRUTURA ELETRÔNICA: ELEMENTOS REPRESENTATIVOS: SÃO AQUELES QUE APRESENT AM NO ÚLTIMO SUBNÍVEL S OU P. POSSUEM TODAS AS CAMADAS INTERNAS ESTABILIZADAS, ISTO É, COMPLETAS E AS EXTERNAS INCOMPLETAS. PODEM SER METAIS OU NÃO METAIS. GRUPO CONFIGURAÇÃO Nº DE ELÉTRONS NA ÚL TIMA

CAMADA 1A 2A 3A 4A 5A 6A 7A 8A

NS1

NS2

NS2 NP1

NS2 NP2

NS2 NP3

NS2 NP4

NS2 NP5

NS2 NP6

1 2 3 4 5 6 7 8

N = NÍVEL ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO: SÃO AQUELES QUE POSSUEM AS CAMADAS INTERNAS INCOMPLETAS. CLASSIFICAM-SE EM: TRANSIÇÃO EXTERNA : O SUBNÍVEL MAIS EXTERNO É O D, E PERTENCE À PENÚL TIMA CAMADA, E SEMPRE ESTARÁ INCOMPLETA. TRANSIÇÃO INTERNA : O SUBNÍVEL MAIS EXTERNO É F E PERTENCE À ANTI-PEN ÚLTIMA CAMADA E SEMPRE ESTARÁ INCOMPLETA. GRUPO CONFIGURAÇÃO EXEMPLO 3B 4B 5B 6B 7B 8B 1B 2B

NS2 (N-1) D1

NS2 (N-1) D2

NS2 (N-1) D3

NS2 (N-1) D4

NS2 (N-1) D5

NS2 (N-1) D6

NS1 (N-1) D10

NS2 (N-1) D10

SC Z = 21 ....4S2 3D1 TI Z = 22 ....4S2 3D2 V Z = 23 ....4S2 3D3 CR Z = 24 ....4S2 3D4 MN Z = 25 ....4S2 3D5 FE Z = 26 ....4S2 3D6 CU Z = 29 ....4S1 3D10 ZN Z = 30 ....4S2 3D1

N = ÚLTIMO NÍVEL (N –1) = PENÚLTIMO NÍVEL

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3- PRINCIPAIS FAMÍLIAS

FAMÍLIA

NÚMERO DE ELÉTRONS NO NÍVEL MAIS ENERGÉTICO

NOME

1A 1 METAIS ALCALINOS

2A 2 METAIS ALCALINOS TER ROSOS 3A 3 FAMÍLIA DO BORO 4A 4 FAMÍLIA DO CARBONO 5A 5 FAMÍLIA DO NITROGÊNI O 6A 6 FAMÍLIA DOS CALCOGÊN IOS 7A 7 FAMÍLIA DOS HALOGÊNI OS 8A 8 FAMÍLIA DOS GASES NO BRES

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4 - PROPRIEDADES PERIÓDICAS ELETROPOSITIVIDADE TENDÊNCIA QUE UM ÁTOMO APRESENTA EM PERDER ELÉTRONS , CONVERTENDO-SE EM UM ÍON POSITIVO (CÁTION). É UMA CARACTERÍSTICA DOS METAIS, POR POSSUÍREM POUCOS ELÉTRONS NO NÍVEL MAIS EXTERNO. NAS COLUNAS A ELETROPOSITIVIDADE AUMENTA DE CIMA PARA BAIXO, POI S QUANTO MAIOR O NÚMERO DE NÍVEIS ELETRÔNICOS, MENOR SERÁ A INTERAÇÃO DO NÚCLEO COM OS ELÉTRONS DA ÚLTIMA CAMADA. ELETRONEGATIVIDADE

TENDÊNCIA QUE UM ÁTOMO APRESENTA EM RECEBER ELÉTRON S, CONVERTENDO-SE EM UM ÍON NEGATIVO (ÂNION). É UMA CARACTERÍSTICA DOS NÃO METAIS, POR POSSUÍREM MU ITOS ELÉTRONS NO NÍVEL MAIS EXTERNO. NAS COLUNAS A ELETROPOSITIVIDADE AUMENTA DE BAIXO PARA CIMA, P OIS QUANTO MENOR O NÚMERO DE NÍVEIS ELETRÔNICOS, MAIOR SERÁ A INTERAÇÃO DO NÚCLEO COM OS ELÉTRONS DA S CAMADAS. RAIO ATÔMICO:

� TAMANHO DO ÁTOMO DEPENDE DO NÚMERO DE CAMADAS ELETR ÔNICAS E DA CARGA NUCLEAR. O TAMANHO DO ÁTOMO AUMENTA À MEDIDA QUE O Nº DE CAMADAS CRESC E. NAS FAMÍLIAS O TAMANHO DO ÁTOMO

AUMENTA DE CIMA PARA AIXO.

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VOLUME ATÔMICO É O VOLUME OCUPADO POR UM MOL DE ÁTOMOS (6 X10 23). NAS FAMÍLIAS O VOLUME AUMENTA DE CIMA PARA BAIXO E NOS PERÍODOS DO CENTRO PARA AS LATERAIS.

ENERGIA DE IONIZAÇÃO:

� � � É A ENERGIA NECESSÁRIA PARA ARRANCAR ELÉTRONS DE U M ÁTOMO NO ESTADO GASOSO.

DENSIDADE

� É A RELAÇÃO ENTRE MASSA E VOLUME OCUPADO POR UM MOL DE ÁTOMOS. NOS PERÍODOS, AUMENTA DE CIMA PARA BAIXO E NAS PERÍODOS, DAS LATERAIS PARA O CENTRO.

OS ELEMENTOS MAIS DENSOS SÃO: OS, IR E PT

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PONTO DE FUSÃO E DE EBULIÇÃO AS TEMPERATURAS DE FUSÃO E EBULIÇÃO, NOS NÃO METAIS AUMENTAM, NAS FAMÍLIAS, DE CIMA PARA BAIXO. NOS METAIS, AS TEMPERATURAS AUMENTAM DE BAIXO PARA CIMA . A FAMÍLIA 1 A APRESENTA ELEMENTOS COM PONTOS DE FUSÃO MAIS ALTOS.

UNIDADE 4: LIGAÇÕES QUÍMICAS

2- LIGAÇÃO IÔNICA

UMA LIGAÇÃO IÔNICA ENVOLVE FORÇAS ELETROSTÁTICAS QU E ATRAEM ÍONS DE CARGAS OPOSTAS. ESSE TIPO DE LIGAÇÃO GERALMENTE OCORRE ENTRE UM ÁTOMO OU AGRUPAM ENTO DE ÁTOMOS QUE TEM TENDÊNCIA A CEDER ELÉTRONS E UM ÁTOMO OU AGRUPAMENTO DE ÁTOMOS QUE TE M TENDÊNCIA A RECEBER ELÉTRONS. OS COMPOSTOS IÔNICOS EM GERAL APRESENTAM ALTOS PONTOS DE FUSÃO E EBULIÇÃO, SÃO SÓLIDOS DUROS E QUEBRADIÇOS E SE SOLUBILIZAM FACILMENTE EM SOLVENTES POLARES.

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PODEMOS EXEMPLIFICAR A LIGAÇÃO IÔNICA COM UM CASO T ÍPICO ENTRE DOIS ÁTOMOS HIPOTÉTICOS - UM METAL M E UM AMETAL X: COMO M É UM METAL, SUA ENERGIA DE IONI ZAÇÃO É BAIXA, ISTO É, É NECESSÁRIO POUCA ENERGIA PARA REMOVER UM ELÉTRON DO ÁTOMO M. A PERDA DE UM E LÉTRON POR UM ÁTOMO LEVA À FORMAÇÃO DE UM ÍON POSITIVO (CÁTION). POR OUTRO LADO, COMO X É UM AMET AL, SUA AFINIDADE ELETRÔNICA É NEGATIVA, ISTO É, POSSUI UMA GRANDE TENDÊNCIA EM GANHAR ELÉTRONS E FO RMAR UM ÍON NEGATIVO (ÂNION). SE ESTES PROCESSOS SÃO INTERLIGADOS, OU SEJA, SE O ELÉTRON PERDIDO POR M É GANHO POR X, ENTÃO TODO O PROCESSO PODE SER REPRESENTADO POR:

M M+ + E-

CL + E- CL -

M + X M+ + CL -

A FORMAÇÃO DE UM COMPOSTO IÔNICO: A ENERGIA DE IONIZAÇÃO E A AFINIDADE ELETRÔNICA SÃO ESTABELECIDAS PARTINDO DE ÁTOMOS ISOLADOS, NO ESTAD O GASOSO. NO ENTANTO, OS PROCESSOS QUE ENVOLVEM A FORMAÇÃO DE ÍONS GASOSOS GERALMENTE NÃO SÃO ENCONTRADOS. QUEM PERDE ELÉTRONS? OS METAIS SÃO ÁTOMOS QUE APRESENTAM POUCOS ELÉTRONS NA ÚLTIMA CAMADA E, POR ISSO, PODERÃO CEDER ESSES ELÉTRONS DE VALÊNCIA (ELÉTRONS QUE OCUPAM O Ú LTIMO NÍVEL ENERGÉTICO E QUE SÃO RESPONSÁVEIS PELAS LIGAÇÕES QUÍMICAS DO ÁTOMO) COM ALGUMA FACILI DADE. COMO OS METAIS POSSUEM BAIXA ENERGIA DE IONIZAÇÃO, TENDEM A CEDER FACILMENTE 1, 2 OU 3 ELÉTRONS, FORMANDO CÁTIONS COM 1, 2 OU 3 CARGAS POSITIVAS. UM A VEZ RETIRADO DO 1º ELÉTRON, A SAÍDA DO 2º ELÉTRON REQUER MAIOR ENERGIA, E O 3º SAIRÁ AINDA MAIS DIFIC ILMENTE, E ASSIM POR DIANTE. EM CONSEQÜÊNCIA, CÁTIO NS COM +4 OU +5, COMO ÍONS DE CHUMBO (PB +4) E BISMUTO (BI+5), OCORREM EM RARÍSSIMOS COMPOSTOS, E NÃO SÃO CÁTIONS ESTÁVEIS. QUEM RECEBE ELÉTRONS? OS NÃO METAIS GERALMENTE POSSUEM 5, 6 OU 7 ELÉTRONS NA ÚLTIMA CAMADA E, POR ISSO, TENDEM A RECEBER 3, 2 OU 1 ELÉTRON PARA ADQUIRIREM A CONFIGURAÇÃO DE GÁ S NOBRE. ESTE TIPO DE ASSOCIAÇÃO EM QUE HÁ FORMAÇÃO DE ÍONS CONSTITUI A LIGAÇÃO IÔNICA. NOTAS: 1. TODO METAL COMBINADO COM HIDROGÊNIO, FORM A LIGAÇÃO IÔNICA (HIDRETO).

3. QUANTO MAIS DISTANTES ENTRE SI LOCALIZAM-SE OS E LEMENTOS NA TABELA PERIÓDICA, MAIOR A TENDÊNCIA DE LIGAÇÃO IÔNICA ENTRE ELES, POIS APRESE NTARÃO VALORES DE ELETRONEGATIVIDADE BEM DIFERENTES.

DE ACORDO COM PAULING, SÓ SE ESTABELECE UMA LIGAÇÃO IÔNICA SE A DIFERENÇA DE ELETRONEGATIVIDADE ENTRE OS ELEMENTOS ENVOLVIDOS FOR SUPERIOR A 1,7.

LEMBRANDO:

4 AS CARGAS ELÉTRICAS QUE APARECEM NOS ÍONS SÃO DEN OMINADAS ELETRO VALÊNCIAS OU VALÊNCIAS IÔNICAS.

5 O VALOR NUMÉRICO DA CARGA DE UM ÍON É COMUMENTE D ESIGNADO COMO VALÊNCIA DESTE ÍON. 6 ATRAVÉS DAS ELETROVALÊNCIAS DOS ÍONS PODEMOS OBTE R A FÓRMULA QUÍMICA ORIGINADA PELA

ATRAÇÃO DESTES ÍONS (REGRA DAS FLECHAS INVERTIDAS). VEJA: MG+2 + CL-1 ⇒⇒⇒⇒ MG1 CL2 ⇒⇒⇒⇒ MG CL2 OBSERVE: A VALÊNCIA DO ÍON MAGNÉSIO FICA COMO ÍNDIC E DO ÂNION CLORETO, ASSIM COMO A VALÊNCIA DO ÍON CLORETO FICA COMO ÍNDICE DO ÍON MAGNÉSIO. O ÍNDICE 1 NÃO APARECE NAS FÓRMULAS QUÍMICAS. AS FÓRMULAS QUÍMICAS QUE ENVOLVEM ÍONS SÃO MUITAS V EZES CHAMADAS FÓRMULAS MOLECULARES, EMBORA O MAIS CORRETO FOSSE CHAMÁ-LAS FÓRMULAS-ÍON. PROPRIEDADES GERAIS DAS SUBSTÂNCIAS IÔNICAS.

C. SÃO FORMADAS POR ÍONS POSITIVOS (CÁTIONS) E NEGA TIVOS (ÂNIONS) ATRAÍDOS FORTEMENTE POR FORÇAS ELETROSTÁTICAS.

D. DEVIDO ÀS FORTES FORÇAS ATRATIVAS, ESTAS SUBSTÂN CIAS SÃO: SÓLIDA NAS CONDIÇÕES AMBIENTES; NÃO EVAPORAM FACILMENTE; POSSUEM ALTAS TEMPERATURAS DE FUSÃO E EBULIÇÃO; SÃO SOLÚVEIS, GERALMENTE, EM SOLVENTES POLARES; CONDUZEM ELETRICI DADE APENAS NO ESTADO DE FUSÃO OU

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DISSOLVIDAS EM SOLVENTES POLARES, POIS NESTAS CONDI ÇÕES OS ÍONS ESTÃO PRATICAMENTE LIVRES PARA SE MOVER E CONSTITUIR A CORRENTE ELÉTRICA.

EX. NA CL

LIGAÇÃO COVALENTE A LIGAÇÃO COVALENTE CONSISTE NO COMPARTILHAMENTO DE PARES ELETRÔNICOS ENTRE DOIS ÁTOMOS E PODE SER REPRESENTADA POR MEIO DA ESTRUTURA DE LEWIS, NA QUAL SE DISTRIBUI OS ELÉTRONS DA CAMADA DE VALÊNCIA EM TORNO DE CADA ÁTOMO DA LIGAÇÃO. OS ELÉT RONS PODEM TAMBÉM SER SUBSTITUÍDOS POR TRAÇOS QUE REPRESENTAM OS PARES ELETRÔNICOS COMPARTILHADOS . VEJA ALGUNS EXEMPLOS NA TABELA 1 ABAIXO. A ESTRUTURA DE LEWIS PROCURA MOSTRAR A VALIDADE DA CHAMADA REGRA DO OCTETO, QUE DIZ QUE OS ÁTOMOS TENDEM A SE ESTABILIZAR COMPLETANDO SUA CAMADA DE V ALÊNCIA COM OITO ELÉTRONS, ASSEMELHANDO-SE À CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA DE UM GÁS NOBRE. TAL REGRA PODE SER ÚTIL PARA EXPLICAR A FORMAÇÃO DOS COMPOSTOS DE ELEMENTOS REPRESENTATIVOS, MAS NÃO SE APLICA AOS ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO. E) COVALÊNCIA NORMAL: É A LIGAÇÃO NA QUAL CADA ÁTOMO PARTICIPA COM UM ELÉ TRON PARA FORMAR LIGAÇÃO COVALENTE. ESSA LIGAÇÃO OCORRE ENTRE ÁTOMOS DE NÃO-METAIS OU ENTRE ÁTOMOS DE NÃO-METAIS COM SEMI-METAIS, ONDE OS ÁTOMOS SÃO, EM GERAL, RECEPTORES DE ELÉTRONS; PORTA NTO NÃO HÁ POSSIBILIDADE DE FORMAÇÃO DE ÍONS ENTRE ELES. NA LIGAÇÃO COVALENTE FORMAR-SE-ÃO TANTO S PARES DE ELÉTRONS QUANTOS FOREM NECESSÁRIOS

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PARA COMPLETAR A ÚLTIMA CAMADA DE CADA ÁTOMO. A LIG AÇÃO COVALENTE OCORRE ENTRE ORBITAIS ATÔMICOS SEMI-PREENCHIDOS (COM UM ELÉTRON) DA ÚLTIMA CAMADA DE CADA ÁTOMO, QUE SE FUNDEM CONSTITUINDO UM NOVO ORBITAL: ORBITAL MOLECULAR. ESTE ORBITAL PODE SER DE DOIS TIPOS: ORBITAL MOLECULAR SIGMA OU LIGAÇÃO SIGMA E ORBITAL MOLECULAR PI OU LIGAÇÃO PI. QUANDO A LIGAÇÃO OCORRE: - AO LONGO DE UM MESMO EIXO, TEMOS UMA LIGAÇÃO SIGM A (∆): OCORRE QUANDO DOIS ORBITAIS SE UNEM AO LONGO DE UM MESMO EIXO. EX: MOLÉCULAS DE H 2 UM ELÉTRON DE CADA ÁTOMO É COMPARTILHADO COM O OUT RO, GERANDO UMA CAMADA COMPLETA PARA AMBOS

- COM ORBITAIS P, EM EIXOS PARALELOS, TEMOS A LIGAÇ ÃO PI(ππππ): OCORRE ENTRE DOIS ORBITAIS P SITUADOS EM EIXOS PARALELOS. EXEMPLO DE LIGAÇÃO: MOLÉCULA A �� + B �� = + DA INTERPENETRAÇÃO DESSES DOIS ORBITAIS RESULTA O O RBITAL MOLECULAR CONTENDO O PAR ELETRÔNICO COMPARTILHADO. ASSIM COMO O ORBITAL ATÔMICO É A RE GIÃO DE MÁXIMA PROBABILIDADE DE SE ENCONTRAR O ELÉTRON NO ÁTOMO, O ORBITAL MOLECULAR É A REGIÃO DE MÁXIMA PROBABILIDADE DE SE ENCONTRAR O ELÉTRON DA LIGAÇÃO COVALENTE NA MOLÉCULA.

� LIGAÇÃO SIMPLES: UM PAR ELETRÔNICO, A-B - UM A LIGAÇÃO SIGMA

� LIGAÇÃO DUPLA: DOIS PARES ELETRÔNICOS, A=B - UM A LIG. SIGMA E UMA LIGAÇÃO PI

� LIGAÇÃO TRIPLA: TRÊS PARES ELETRÔNICOS A ≡≡≡≡ B - UMA LIG. SIGMA E DUAS LIG. PI

� � ��

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� MOLÉCULA: É UM CONJUNTO ELETRICAMENTE NEUTRO DE DO IS OU MAIS ÁTOMOS UNIDOS POR PARES DE ELÉTRONS QUE SE COMPORTAM COMO UMA ÚNICA PARTÍCULA.

A POLARIDADE DE UMA MOLÉCULA REFERE-SE ÀS CONCENTRA ÇÕES DE CARGAS DA NUVEM ELETRÔNICA EM VOLTA DA MOLÉCULA. É POSSÍVEL UMA DIVISÃO EM DUAS CLASSES DISTINTAS: MOLÉCULAS POLARES E APOLARES

POLARIDADE DE LIGAÇÕES:

� MOLÉCULA POLAR - A SOMA VETORIAL, DOS VETORES DE PO LARIZAÇÃO É DIFERENTE DE ZERO.

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� MOLÉCULAS POLARES POSSUEM MAIOR CONCENTRAÇÃO DE CAR GA NEGATIVA NUMA PARTE DA NUVEM E

MAIOR CONCENTRAÇÃO POSITIVA NOUTRO EXTREMO.

CONSIDERANDO A MOLÉCULA DE HCI, EM QUE O CLORO É MA IS ELETRONEGATIVO QUE O HIDROGÊNIO. ISTO, QUER DIZER QUE O PAR ELETRÔNICO FICA MAIS PRÓXIMO DO CLORO DO QUE DO HIDROGÊNIO. ASSIM SENDO, AO REDOR DO CLORO TEMOS EXCESSO DE CAR GA NEGATIVA. ENTÃO O CLORO, NA MOLÉCULA DE HCI, CONSTITUI O PÓLO NEGATIVO. AO REDOR DO HIDROGÊNIO T EMOS DEFICIÊNCIA DE CARGA NEGATIVA OU EXCESSO DE CARGA POSITIVA. ENTÃO O HIDROGÊNIO, NA MOLÉCULA HCI CONSTITUI O PÓLO POSITIVO. ESSES PÓLOS SÃO REPRESENTADOS PELA LETRA DELTA MINÚSCULO ( δδδδ) VEJA: PÓLO POSITIVO PÓLO NEGATIVO H+δδδδ CL-δδδδ ESTA LIGAÇÃO COVALENTE, POR APRESENTAR PÓLOS, É DEN OMINADA LIGAÇÃO COVALENTE POLAR. A LIGAÇÃO COVALENTE POLAR DEVE OCORRER ENTRE ÁTOMOS DE DIFERENTES ELETRONEGATIVIDADES. PORTANTO, O ÁTOMO MAIS ELETRONEGATIVO SERÁ O PÓLO NEGATIVO DA LIGAÇÃO. LEMBRANDO: ELETRONEGATIVIDADE É A MEDIDA DA TENDÊNCIA QUE UM Á TOMO APRESENTA EM ATRAIR ELÉTRONS PARA SI.

CHCL3 H2O LIGAÇÃO COVALENTE APOLAR MOLÉCULA APOLAR - A SOMA VETORIAL, DOS VETORES DE P OLARIZAÇÃO É NULA. NAS MOLÉCULAS APOLARES, A CARGA ELETRÔNICA ESTÁ UNIFORMEMENTE DISTRIBUÍDA, OU SEJA, NÃO HÁ CONCENTRAÇÃO. EXEMPLOS: LIGAÇÃO DE DOIS ÁTOMOS IGUAIS RESULTA EM MOLÉCULAS APOLARES . EX: O2, N2, CL2.

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VAMOS EXEMPLIFICAR: NO CASO DA MOLÉCULA DE H 2 H . X H ------> H X. H

HOUVE O COMPARTILHAMENTO DE ELÉTRONS PARA AMBOS OS ÁTOMOS. OS ELÉTRONS FORMAM UM PAR, QUE SE TORNA COMUM AOS DOIS ÁTOMOS: ASSIM, TEREMOS UMA LIG AÇÃO COVALENTE NORMAL. ESTA LIGAÇÃO É TAMBÉM INDICADA POR UM TRAÇO: H – H NESTA LIGAÇÃO, O PAR DE ELÉTRONS SITUA-SE BEM NO ME IO, ENTRE OS NÚCLEOS DE HIDROGÊNIO. NÃO HÁ TENDÊNCIA DE O PAR ELETRÔNICO DESLOCAR-SE PARA UM L ADO OU PARA O OUTRO, POIS A ATRAÇÃO QUE OS NÚCLEOS EXERCEM SOBRE OS ELÉTRONS TEM A MESMA INTEN SIDADE. O CO2 É APOLAR:

� CCL4 É APOLAR

COMPOSTOS DE HIDROCARBONETOS SÃO APOLARES DIFERENÇAS ENTRE AS LIGAÇÕES

RESUMINDO:

B) LIGAÇÃO COVALENTE DATIVA OU COORDENADA: QUANDO UM ÁTOMO NÃO PODE MAIS EFETUAR LIGAÇÕES COVA LENTES POR JÁ TER ATINGIDO O SEU OCTETO, PODE SE AINDA HOUVER PARES DISPONÍVEIS, EFETUAREM LIGAÇÕ ES COVALENTES COORDENADAS OU DATIVAS, EM QUE O

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PAR ELETRÔNICO É CEDIDO POR APENAS UM DOS ÁTOMOS DA LIGAÇÃO. ESSA LIGAÇÃO É FEITA PARA COMPLETAR O OCTETO DO ÁTOMO QUE AINDA PRECISA SE ESTABILIZAR, E COSTUMA-SE REPRESENTÁ-LA POR UMA SETA, PARTINDO DO ÁTOMO QUE CEDE O PAR ELETRÔNICO PARA O ÁTOMO QUE O RECEBE. ENTRETANTO, É IMPORTANTE DEIXAR CLARO QUE UMA LIGAÇ ÃO COVALENTE COORDENADA NÃO É DIFERENTE DE UMA LIGAÇÃO COVALENTE COMUM. "COMUM" E "COORDENADA" SÃO APENAS TERMOS CONVENIENTES PARA INDICAR A ORIGEM DOS ELÉTRONS DO PAR COMPARTILHADO. VEJA O EX EMPLO ABAIXO:

NA LIGAÇÃO COORDENADA OCORRE QUE APENAS UM DOS ÁTOM OS FORNECE OS 2 ELÉTRONS NECESSÁRIOS A FORMAÇÃO DA LIGAÇÃO COVALENTE. EXEMPLO: SO 2 APÓS O ENXOFRE EFETUAR DUAS LIGAÇÕES COVALENTES NOR MAIS COM O OXIGÊNIO DEIXANDO-O COMPLETO, ELE (ENXOFRE) CEDE DOIS ELÉTRONS PARA O OUTRO OXIGÊNIO QUE ESTAVA COM APENAS 6 ELÉTRONS NA ÚLTIMA CAMADA. NESTE SEGUNDO MOMENTO OCORREU A FORMAÇÃO DE UMA LIGAÇÃO COORDENADA DATIVA, REPRESENTADA POR UMA SETA, COM INÍCIO NO ÁTOMO DOAD OR E COM A PONTA NO ÁTOMO RECEPTO LIGAÇÃO METÁLICA OS METAIS DEVIDO A APRESENTAR SUBNÍVEIS NÃO PREENCH IDOS POSSUEM ELÉTRONS QUE SE DESLOCAM E QUE SÃO FACILMENTE REMOVÍVEIS. EXAMINANDO AS CONFIGURAÇÕES DOS METAIS, VERIFICA-S E QUE OS ÁTOMOS POSSUEM SUBNÍVEIS NÃO OCUPADOS POR ELÉTRONS, ISTO SIGNIFICA QUE ALGUNS ELÉTRONS PE RIFÉRICOS, MENOS ATRAÍDOS PELO NÚCLEO PODEM OCUPAR NUMEROSOS SUBNÍVEIS DOS ÁTOMOS VIZINHOS. DÁ- SE A ESSES ELÉTRONS A DENOMINAÇÃO DE ELÉTRONS LIVRES. NUM METAL NO ESTADO SÓLIDO OS SUBNÍVEIS DOS ÁTOMOS ADJACENTES PODEM SOBREPOR-SE. OS ELÉTRONS PERIFÉRICOS DEVIDO A SUPERPOSIÇÃO DESLOCAM -SE FACILMENTE DE UM ÁTOMO PARA OUTRO, PERCORRENDO TODA EXTENSÃO DE UMA DADO AMOSTRA DO ME TAL. AS FORÇAS DE ATRAÇÃO ENTRE O NÚCLEO POSITIVO DOS ÁTOMOS E, OS ELÉTRONS CONSTITUEM AS LI GAÇÕES METÁLICAS, QUE É MUITO FORTE. POR ISTO, OS PONTO DE FUSÃO E PONTO DE EBULIÇÃO SÃO ALTOS. A CAPACIDADE DOS ELÉTRONS LIVRES SE DESLOCAREM EXPL ICA FACILMENTE A CONDUTIBILIDADE TÉRMICA E ELÉTRICA DOS METAIS. TENDO EM VISTA ESTE MODELO, TEMOS ALGUMAS PROPRIEDA DES FÍSICAS DOS METAIS:

� PF E PE ELEVADOS. � CONDUZEM ELETRICIDADE. � CONDUZEM CALOR. � DUCTIBILIDADE E MALEABILIDADE.

LIGAÇÕES (FORÇAS) INTERMOLECULARES 1 – FORÇAS DE VAN DER WAALS ESTA FORÇA É PRODUZIDA PELA CORRELAÇÃO DOS MOVIMENT OS DOS ELÉTRONS DE UM ÁTOMO COM OS MOVIMENTOS DOS ELÉTRONS DE OUTRO ÁTOMO TENDENDO A S E APROXIMAR PARA ATINGIR A DISTÂNCIA DE ENERGIA MÍNIMA. QUANTO MAIOR O NÚMERO DE ELÉTRONS DE QUE A MOLÉCULA DISPÕE, MAIS POLARIZÁVEL SERÁ E PORTANTO MAIOR SERÁ A ATRAÇÃO DE VAN DER WAALS. PODEM SURGIR DE 3 FONTES:

4. DIPOLO-DIPOLO (OU DIPOLO PERMANENTE - DIPOLO PER MANENTE) 5. DIPOLO-DIPOLO INDUZIDO (OU DIPOLO INDUZIDO – DIP OLO INDUZIDO) OU AINDA FORÇAS DE DISPERSÃO OU

FORÇAS DE LONDON ** 6. PONTES DE HIDROGÊNIO OU LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO

** RECONHECIDA PELO FÍSICO POLONÊS FRITZ LONDON

1 DIPOLO DIPOLO SÃO CARACTERÍSTICAS DE MOLÉCULAS POLARES. AS MOLÉCULAS DE ALGUNS MATERIAIS, EMBORA ELETRICAME NTE NEUTRAS, PODEM POSSUIR UM DIPOLO ELÉTRICO PERMANENTE. DEVIDO A ALGUMA DISTORÇÃO NA DISTRIBUIÇ ÃO DA CARGA ELÉTRICA, UM LADO DA MOLÉCULA E LIGEIRAMENTE MAIS "POSITIVO" E O OUTRO É LIGEIRAMEN TE MAIS "NEGATIVO". A TENDÊNCIA É DESTAS MOLÉCULAS SE ALINHAREM, E INTERAGIREM UMAS COM AS OUTRAS, POR ATRAÇÃO ELETROSTÁTICA ENTRE OS DIPOLOS OPOSTOS

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AS LIGAÇÕES DIPOLO-DIPOLO, EMBORA DE NATUREZA MUITO MAIS FRACA DO QUE A QUE SE VERIFICA ENTRE OS ÍONS, EXPLICA A DIFERENÇA ENTRE OS PONTOS DE FUSÃO E EBUL IÇÃO DAS SUBSTÂNCIAS.

2. DIPOLO – DIPOLO INDUZIDO

� OCORRE QUANDO A MOLÉCULA É APOLAR EM UM DETERMINADO INSTANTE, O CENTRO DE CARGA NEGAT IVA DOS ELÉTRONS E DE CARGA POSITIVA DO NÚCLEO ATÔMICO PODERIA NÃO COINCIDIR. ESTA FLUTUAÇÃO ELETRÔNICA PODE TRANSFORMAR AS MOLÉC ULAS APOLARES, TAL COMO O BENZENO, EM DIPOLOS TEMPO-DEPENDENTES, MESMO QUE, APÓS CERTO INTERVALO DE TEMPO, A POLARIZAÇÃO MÉDIA SEJA ZERO. ESTES DIPOLOS INSTANTÂNEOS NÃO PODEM ORIENTAR-SE PA RA UM ALINHAMENTO DE SUAS MOLÉCULAS, MAS ELES PODEM INDUZIR A POLARIZAÇÃO DAS MOLÉCULAS ADJACENTE S, RESULTANDO EM FORÇAS ATRATIVAS.

A PRESENÇA DE MOLÉCULAS QUE TEM DIPOLOS PERMANENTE S PODEM DISTORCER A DISTRIBUIÇÃO DE CARGA ELÉTRICA EM OUTRAS MOLÉCULAS VIZINHAS, MESMO AS QUE NÃO POSSUEM DIPOLOS (APOLARES), ATRAVÉS DE UMA POLARIZAÇÃO INDUZIDO.

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O MOMENTO DE DIPOLO DE UM ÁTOMO OU MOLÉCULA APOLAR NUM CAMPO ELÉTRICO EXTERNO É CHAMADO DE DIPOLO INDUZIDO. SE O CAMPO ELÉTRICO FOR NÃO UNIFOR ME, HAVERÁ UMA FORÇA ELÉTRICA RESULTANTE NÃO NULA ATUANDO SOBRE O DIPOLO. EX.: É A FORÇA RESPONSÁVEL PELA CONHECIDA. ATRAÇÃO DE PEQUENINOS PEDAÇOS DE PAPEL POR UM PENTE CARREGADO.

3. PONTES DE HIDROGÊNIO QUANDO UM ÁTOMO DE HIDROGÊNIO LIGA-SE POR COVALÊNC IA A UM ÁTOMO MAIS ELETRONEGATIVO MANTÉM UMA AFINIDADE RESIDUAL POR OUTRO ÁTOMO ELETRONEGATIVO, APRESENTANDO UMA TENDÊNCIA À CARGA POSITIVA. POR EXEMPLO, UM ÁTOMO DE HIDROGÊNIO (RECEPTOR DE EL ÉTRONS) PODE ATUAR COMO UMA PONTE ENTRE DOIS ÁTOMOS DE OXIGÊNIO (DOADOR DE ELÉTRONS), LIGANDO-SE A UM DELES POR LIGAÇÃO COVALENTE E AO OUTRO POR FORÇAS ELETROSTÁTICAS.

LIGAÇÃO HIDROGÊNIO: OCORRE ENTRE ÁTOMOS DE HIDROGÊN IO LIGADOS A ELEMENTOS COMO O OXIGÊNIO, FLÚOR OU NITROGÊNIO. ESTA INTERAÇÃO É A MAIS INTENSA DE T ODAS AS FORÇAS INTERMOLECULARES.

Exemplos:

H

F F

H

F

H

F

H

H O

H

H

H

O H

H

O

H

HO

N

H

H

H H

H

NH

HH

H

N

EXEMPLOS DE PONTES DE HIDROGÊNIO: H2O, HF, HN3

ÁGUA F) UMA DAS SUBSTÂNCIAS MAIS SIMPLES, PORÉM A MAIS I MPORTANTE: TODAS AS REAÇÕES QUE ACONTECEM NO

NOSSO ORGANISMO SÃO EM SOLUÇÕES AQUOSAS, E AS PROTE ÍNAS, MEMBRANAS, ENZIMAS, MITOCÔNDRIAS E HORMÔNIOS SOMENTE SÃO FUNCIONAIS NA PRESENÇA DESTA SUBSTÂNCIA. SEM ELA A VIDA EM NOSSO PLANETA NÃO EXISTIRIA: QMCWEB APRESENTA A ÁGUA, O LÍQUIDO V ITAL.

POSSUI UM TIPO DE INTERAÇÃO DIFERENCIADA: É UM DIPO LO BASTANTE FORTE, COM UMA DAS CARGAS (POSITIVA) BASTANTE LOCALIZADA. ESTE PRÓTON PODE INTERAGIR COM AS REGIÕES NEGATIVAS (O OXIGÊNIO) DE OUTRAS MOLÉCULAS DE ÁGUA, RESULTANDO EM UMA FORTE REDE DE LIGAÇÕES INTERMOLECULARES.

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PONTO DE EBULIÇÃO AO CONTRÁRIO DA ÁGUA, O H 2S, BEM COMO H2SE E O H2TE, SÃO INCAPAZES DE FORMAR LIGAÇÕES INTERMOLECULARES FORTES. QUANTO MAIS FORTES FOREM A S LIGAÇÕES INTERMOLECULARES, MAIS ELEVADA SERÁ A TEMPERATURA DE EBULIÇÃO.

CASO A ÁGUA MANTIVESSE A LINEARIDADE DO GRÁFICO (LI NEARIDADE DITADA PELA MASSA MOLECULAR DOS COMPOSTOS DA MESMA FAMÍLIA), TERIA UM PONTO DE EBUL IÇÃO PRÓXIMO DE - 100 C! CASO ISSO FOSSE VERDADE, A TERRA NÃO TERIA LAGOS, RIOS OU OCEANOS, E A ÁGUA EX ISTIRIA NA TERRA SOMENTE

NO ESTADO GASOSO , MESMO NOS PÓLOS NORTE E SUL!

G) SE COLOCARMOS UMA GARRAFA FECHADA DE ÁGUA LÍQUID A NO CONGELADOR,

QUANDO A ÁGUA SE SOLIDIFICA, A GARRAFA ESTOURA. ISS O OCORRE PORQUE UMA MESMA MASSA DE ÁGUA OCUPA UM VOLUME MAIOR NO ESTADO SÓLIDO, OU SEJA, O GELO TEM DENSIDADE MENOR DO QUE A ÁGUA LÍQUIDA. AS MOLÉCULAS DE ÁGUA NO ESTADO SÓLIDO FORM AM UMA ESTRUTURA HEXAGONAL, COM ESPAÇOS VAZIOS EM SEU INTERIOR DEVIDO AS PONTE DE HIDROGÊNIO QUE ESTABELECEM DEVIDO À PROXIMIDADE DAS MOLÉCULAS. UMA DAS CONSEQÜÊNCIAS É A FORMA HEXAGONA L DOS FLOCOS DE NEVE E DOS CRISTAIS DE GELO.

PONTO DE FUSÃO AS SUBSTÂNCIAS IÔNICAS TÊM:

� P.F , P.E ELEVADOS E SÃO GERALMENTE

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� SÓLIDAS PORQUE OS CÁTIONS E OS ÂNIONS SE ATRAEM FOR TEMENTE E A DIFICULDADE DE AFASTAR OS CÁTIONS E OS ÂNIONS SE TRADUZ NA DIFICULDADE DE FUN DIR E DE FERVER AS SUBSTÂNCIAS IÔNICAS.

AS SUBSTÂNCIAS ORGÂNICAS: PELO CONTRÁRIO, SÃO EM GERAL COVALENTES E FREQÜENT EMENTE APOLARES; EM CONSEQÜÊNCIA TEM P.F E P.E. BAIXOS E SÃO GERALMENTE LÍQUIDOS OU GASES. H) A ÁGUA É, SEM DÚVIDA, O MAIS COMUM E MAIS IMPORT ANTE DE TODOS OS COMPOSTOS. GRAÇAS ÀS

PROPRIEDADES DA ÁGUA, A VIDA FOI CAPAZ DE SURGIR E SE DESENVOLVER EM NOSSO PLANETA. ESTAS PROPRIEDADES SÃO EXTREMAMENTE PECULIARES: A ÁGUA SÓ LIDA (GELO) É MENOS DENSA DO QUE O LÍQUIDO - POR ESTA RAZÃO, O GELO BÓIA SOBRE A ÁGUA LÍQUIDA. E MBORA EXTREMAMENTE TRIVIAL, É EXATAMENTE O OPOSTO DO OBSERVADO NA GRANDE MAIORIA DAS SUBSTÂNCI AS. E, GRAÇAS A ESTA HABILIDADE, OS PEIXES E PLANTAS DE LAGOS E RIOS QUE CONGELAM, NO INVERNO, N ÃO MORREM, POIS A CAPA DE GELO QUE SE FORMA SOBRE O LAGO FUNCIONA COMO UMA BARREIRA DE PROTEÇÃO CONTRA O FRIO. SE O GELO FOSSE MAIS DENSO, OS PEIXES TERIAM UM PISO CONGELADO, EMBAIXO, E ACIM A UMA ATMOSFERA FRIA. UMA SITUAÇÃO MUITO MAIS SINISTRA! O SIMPLES FATO DA ÁGUA SER LÍQUIDA À TEMPERATURA AM BIENTE JÁ É COMPLETAMENTE INTRIGANTE. TODOS OS COMPOSTOS ANÁLOGOS À MOLÉCULA H 2O SÃO GASES. SE NÃO CONHECESSEMOS A ÁGUA, CERTAMENT E IRIAMOS DEDUZIR QUE ELA SERIA UM GÁS, E IRIA SE TOR NAR LÍQUIDO SOMENTE EM TEMPERATURAS MUITO INFERIORES A 0 OC. ISTO É EXTREMAMENTE IMPORTANTE P ARA QUE ELA POSSA SER USADA POR ORGANISMOS VIVOS; ALÉM DE PROMOVER A VIDA DIRETAMENTE, AINDA S ERVE COMO MEIO DE TRANSPORTE, PARA RECREAÇÃO, E COMO UM HABITAT PARA PLANTAS E ANIMAIS . COMO É FACILMENTE TRANSFORMADA EM VAPOR (GÁS), PODE SER TRANSFERIDA, PELA ATMOSFERA, DOS OC EANOS ATÉ OS CONTINENTES, ONDE PODE PRECIPITAR SOBRE A FORMA DE CHUVA.

I) A ÁGUA É TÃO IMPORTANTE, QUE OS GREGOS ANTIGOS C ONSIDERAVAM-NA COMO SENDO UM DOS ELEMENTOS FUNDAMENTAIS DA MATÉRIA. ARISTÓTELES ACHAVA QUE A Á GUA FOSSE UM DOS QUATRO ELEMENTOS FUNDAMENTAIS. POR MAIS DE 2000 ANOS AINDA PENSOU-SE QUE A ÁGUA ERA UM ELEMENTO; SOMENTE NO SÉCULO 18 É QUE EXPERIMENTOS EVIDENCIARAM QUE A ÁGU A ERA UM COMPOSTO, FORMADO POR HIDROGÊNIO E OXIGÊNIO. MESMO ASSIM, REFLITA: A ÁGUA ESTÁ PRESENT E NAS MONTANHAS, NA ATMOSFERA, NAS ROCHAS, NOS PÁSSAROS, NAS FORMIGAS, NOS OCEANOS... DE CERTO MODO, OS GREGOS NÃO ESTAVAM TÃO ENGANADOS!

J) CERCA DE 97% DE TODA A ÁGUA ENCONTRADA NA SUPERF ÍCIE DE NOSSO PLANETA ESTÁ NOS OCEANOS. COMO A POPULAÇÃO DOS CONTINENTES ESTÁ AUMENTANDO, A DEMAND A POR ÁGUA FRESCA CRESCE A CADA ANO. PROCESSOS DE PURIFICAÇÃO E RECICLAGEM DA ÁGUA TORNA M-SE CADA VEZ MAIS IMPORTANTES. A ÁGUA EXIBE UMA CAPACIDADE DE DISSOLVER COMPOSTOS, TANTO IÔNICO S COMO MOLECULARES, COMO NENHUM OUTRO LÍQUIDO EXIBE. A ÁGUA DOS OCEANOS NÃO PODE SER CONS UMIDA, POIS DEVE SER DESSALINIZADA. OS PROCESSOS MAIS COMUNS SÃO O DE DESTILAÇÃO , TROCA IÔNICA (ONDE OS ÍONS SÃO SUBSTITUÍDOS POR H + E OH-, QUE SE COMBINAM E FORMAM H 2O) E OSMOSE REVERSA. TODOS SÃO PROCESSOS CAROS, QUE TORNAM A PURIFICAÇÃO DA ÁGUA DO MAR ECONOMICAMENTE INVIÁVEL.

K) L) A ÁGUA É UM COMPOSTO MOLECULAR. EM 1 LITRO DE ÁG UA EXISTEM MAIS DE 300 X 10 23 MOLÉCULAS. CADA

MOLÉCULA É FORMADA POR UM ÁTOMO DE OXIGÊNIO E DOIS ÁTOMOS DE HIDROGÊNIO, UNIDOS POR LIGAÇÕES COVALENTES. ESTA LIGAÇÃO EXISTE GRAÇAS À ATRAÇÃO EX ISTENTE ENTRE OS ELÉTRONS DE UM ÁTOMO E O NÚCLEO DO OUTRO, E VICE-VERSA. A ESTABILIDADE É ATI NGIDA QUANDO DOIS ELÉTRONS, INICIALMENTE NOS ORBITAIS DE SEUS RESPECTIVOS ÁTOMOS, PASSAM A FREQU ENTAR REGIÕES PRÓXIMAS A AMBOS OS NÚCLEOS, SIMULTANEAMENTE. ESTAS REGIÕES CHAMAM-SE ORBITAIS M OLECULARES - QUE SÃO OS RESPONSÁVEIS PELA LIGAÇÃO COVALENTE. O ÂNGULO ENTRE AS DUAS LIGAÇÕES O-H É DE 104,5O. ESTE ÂNGULO É PRÓXIMO AO CALCULADO PELO MODELO DA HIBRID IZAÇÃO DE ORBITAIS ATÔMICOS. NESTE CASO, O OXIGÊNIO ESTARIA HIBRIDIZAD O EM SP3, SENDO QUE DOIS ORBITAIS JÁ ESTARIAM PREENCHIDOS COM ELÉTRONS NÃO L IGANTES. O ÂNGULO ESPERADO SERIA DE 109O, UMA GEOMETRIA TETRAÉDRICA; A REPULSÃO ENTRE ESTES PARES ELETRÔNICOS, ENTRETANTO, PODE PROVOCAR ESTE P EQUENO DESVIO.

M) N) A DISTÂNCIA O-H (O COMPRIMENTO DA LIGAÇÃO) É DE 95,7 PM (1 PM = 1 X 10-11M). OS ELÉTRONS QUE FORMAM OS

ORBITAIS MOLECULARES, NA ÁGUA, NÃO SÃO IGUALMENTE C OMPARTILHADOS ENTRE OS ÁTOMOS: O O É MAIS ELETRONEGATIVO - EXERCE UMA MAIOR ATRAÇÃO SOBRE OS ELÉTRONS. A CONSEQUÊNCIA É UMA DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA HETEROGÊNEA NA MOLÉCULA, RESULTANDO UMA DENSIDADE DE CARGA NEGATIVA (-) SOBRE O ÁTOMO DE OXIGÊNIO E DENSIDADES DE CARGA POSITIVA (+ ) SOBRE OS ÁTOMOS DE HIDROGÊNIO. ESTA PROPRIEDADE, SOMADA AO ÂNGULO DE LIGAÇÃO, TORNA A M OLÉCULA DA ÁGUA POLAR, ISTO É, CAPAZ DE SOFRER UMA ORIENTANÇÃO EM UM DETERMINADO CAMPO ELET ROMAGNÉTICO

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O) O ESTADO LÍQUIDO DA ÁGUA TEM UMA ESTRUTURA COMP LEXA E DINÂMICA, QUE ENVOLVE ASSOCIAÇÃO ENTRE AS MOLÉCULAS. A FORTE E EXTENSA LIGAÇÃO HIDROGÊNIO ENTRE AS MOLÉCULAS (VIDE QUADRO) PRODUZ UM VALOR MUITO ALTO DE CERTAS PROPRIEDADES FÍSICAS, TA IS COMO TEMPERATURA DE EBULIÇÃO, VISCOSIDADE, TENSÃO SUPERFICIAL, CALOR ESPECÍFICO, ENTRE OUTROS. SE COMPARADO COM ANÁLOGOS, A TEMPERATURA DE EBULIÇÃO DA ÁGUA DEVERIA SER -200 OC! A ÁGUA, TAMBÉM, É UM DOS LÍQUIDOS COM A MAIOR TE NSÃO SUPERFICIAL CONHECIDA - QUE FAZ COM QUE AS GOTAS SE JAM ESFÉRICAS E QUE ALGUNS INSETOS POSSAM CAMINHAR SOBRE ELA. POR CAPILARIDADE, A ÁGUA CONSEG UE SUBIR ATÉ A MAIS ALTA FOLHA E UMA ÁRVORE, CONTRARIANDO A ATRAÇÃO GRAVITACIONAL DA TERRA. A ES TRUTURA DO VAPOR (GÁS) DA ÁGUA É MAIS SIMPLES: AS MOLÉCULAS ESTÃO RELATIVAMENTE DISTANTES E INDEPENDENTES UMA DAS OUTRAS.

P) SOLUBILIZAÇÃO DO NACL EM ÁGUA

Q) UMA DAS PROPRIEDADES MAIS IMPORTANTES DA ÁGUA LÍ QUIDA É A SUA CAPACIDADE DE DISSOLVER SUBSTÂNCIAS POLARES OU IÔNICAS PARA FORMAR SOLUÇÕES AQUOSAS. O OCEANO, O SANGUE OU UMA XÍCARA DE CHÁ SÃO EXEMPLOS DE SOLUÇÕES AQUOSAS. TODAS AS R EAÇÕES QUE OCORREM EM NOSSO ORGANISMO SE DÃO EM SOLUÇÕES AQUOSAS. A INTERAÇÃO ENTRE AS MOLÉC ULAS DO SOLVENTE (ÁGUA) E AS DO SOLUTO É QUE SÃO RESPONSÁVEIS PELO PROCESSO DE SOLUBILIZAÇÃO : QUANDO UMA SUBSTÂNCIA IÔNICA É DISSOLVIDA EM ÁGUA, OS CÁTIONS SÃO ATRAÍDOS PELO LADO "NEGATIV O" DA MOLÉCULA DE ÁGUA E OS ÂNIONS PELOS LADOS "POSITIVOS". ESTE PROCESSO É CHAMADO DE HIDRA TAÇÃO. A HIDRATAÇÃO DOS ÍONS É QUE PROMOVE A "QUEBRA" DO RETÍCULO CRISTALINO DA SUBSTÂNCIA IÔNIC A, OU SEJA, A DISSOLUÇÃO: AS FORÇAS EXISTENTES ENTRE OS CÁTIONS E ÂNIONS NO SÓLIDO (LIGAÇÃO IÔNICA ) SÃO SUBSTITUIDAS POR FORÇAS

R) ENTRE A ÁGUA E OS ÍONS.

S) MUITOS COMPOSTOS NÃO IÔNICOS TAMBÉM SÃO SOLÚVEIS EM ÁGUA. É O CASO DE, POR EXEMPLO, DO ETANOL. A

CERVEJA, O VINHO E A CACHAÇA SÃO EXEMPLOS DE MISTUR AS HOMOGÊNEAS ENTRE ÁGUA E ETANOL. ESTA MOLÉCULA CONTÉM UMA LIGAÇÃO POLAR O-H TAL COMO A ÁG UA. ISTO PERMITE À MOLÉCULA FAZER LIGAÇÕES INTERMOLECULARES COM A ÁGUA.

T) SACAROSE

U) O AÇÚCAR NÃO É UMA SUBSTÂNCIA IÔNICA - É MOLECUL AR. MAS, MESMO ASSIM, DISSOLVE-SE EM ÁGUA. ISTO OCORRE PORQUE, TAL COMO A ÁGUA, A SACAROSE É UMA MO LÉCULA POLAR, ISTO É, COM REGIÕES "CARREGADAS" NEGATIVA E POSITIVAMENTE. NESTE CASO, A INTERAÇÃO COM A ÁGUA É DO TIPO DIPOLO-DIPOLO; COMO A SACAROSE CONTÉM GRUPOS -OH, TAMBÉM O CORRE LIGAÇÃO HIDROGÊNIO ENTRE AS MOLÉCULAS DE SACAROSE E DE ÁGUA. ISTO PROMOVE A SUA SOLUBILIZAÇÃO NA FASE AQUOSA.

V) VOCÊ JÁ PENSOU NISSO ENQUANTO ADOÇA O SEU CAFÉ? W) HIDRATAÇÃO DE ÍONS

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X) O SÓLIDO IÔNICO, AO SE DISSOLVER EM ÁGUA, SE QUE BRA EM PEQUENAS UNIDADES: CÁTIONS (ÍONS DE CARGA POSITIVA) E ÂNIOS (ÍONS DE CARGA NEGATIVA). A EQUAÇ ÃO QUÍMICA É A FORMA COM QUE O PROCESSO É REPRESENTADO; NO EXEMPLO, A DISSOLUÇÃO DO CLORETO D E SÓDIO (SAL DE COZINHA) EM ÁGUA.

A SETA INDICA O SENTIDO ESPONTÂNEO DO PROCESSO. NOT E QUE O NACL SE SEPARA EM ÍONS NA + E CL-. NA EQUAÇÃO, AS NOTAÇÕES (S) E (AQ) REPRESENTAM O ESTAD O FÍSICO DA ESPÉCIE: (S) É O ESTADO SÓLIDO E (AQ) É ABREVIATURA DE AQUOSO, MOSTRANDO QUE OS ÍONS ESTÃ O HIDRATADOS. QUANDO OS ÍONS ESTÃO HIDRATADOS, ELES POSSUEM UM CE RTO NÚMERO DE MOLÉCULAS DE ÁGUA IMEDIATAMENTE PRÓXIMAS. ESTE É O NÚMERO DE HIDRATAÇ ÃO, QUE DEPENDE DO TAMANHO E CARGA DO CÁTION.

A FIGURA MOSTRA UM ESQUEMA PARA A HIDRATAÇÃO DO ÍON NA+: SÃO 4 MOLÉCULAS DE ÁGUA NA ESFERA DE HIDRATAÇÃO, INDICANDO QUE O NÚMERO DE HIDRATAÇÃO DO ÍON NA+ É 4. ISTO GERA O ÍON [NA(H 2O)4]

+, QUE É CIRCULADO POR UMA OUTRA ESFERA DE MOLÉCULAS DE ÁGUA PARCIALMENTE ORDENADAS. TODO ESTE EFEITO É PURAMENTE ELETROSTÁTICO, VINDO DA CARGA DO ÍON.

Y) EXISTEM MUITAS SUBSTÂNCIAS, ENTRETANTO, QUE NÃO SÃO SOLÚVEIS EM ÁGUA. UM EXEMPLO É A GORDURA: A NATUREZA NÃO-POLAR DE SUAS MOLÉCULAS AS TORNA INCOM PATÍVEIS COM AS MOLÉCULAS POLARES DE ÁGUA. UMA REGRA GERAL PARA A SOLUBILIDADE É QUE "O SEMELH ANTE DISSOLVE O SEMELHANTE", ISTO É, MOLÉCULAS POLARES SÃO MISCÍVEIS COM MOLÉCULAS POLAR ES, E APOLARES COM MOLÉCULAS APOLARES.

� "O SEMELHANTE DISSOLVE O SEMELHANTE.”

SUBSTÂNCIA POLAR DISSOLVE SUBSTÂNCIA POLAR E N ÃO DISSOLVE OU DISSOLVE POUCA QUANTIDADE DE SUBSTÂNCIA APOLAR. SUBSTÂNCIA APOLAR DISSOLVE SUBSTÂNCIA APOLAR E NÃO DISSOLVE OU DISSOLVE POUCA QUANTIDADE DE SUBSTÂNCIA POLAR.

� “ÁGUA – ÁGUA/ SOLVENTE – SOLVENTE” UM CUBO DE AÇÚCAR CONTÉM MUITAS MOLÉCULAS E ELAS SÃ O MANTIDAS UNIDAS PELAS PONTES DE HIDROGÊNIO (IMAGEM ABAIXO, NA ESQUERDA). QUANDO UM CUBO DE AÇÚ CAR DISSOLVE, CADA MOLÉCULA PERMANECE INTACTA. A MOLÉCULA ESTABELECE PONTES COM AS MOLÉCULAS DE ÁG UA E DESFAZ AS PONTES COM AS OUTRAS MOLÉCULAS DE AÇÚCAR (IMAGEM ABAIXO, NA DIREITA).

POR OUTRO LADO, O SAL EM SOLUÇÃO TRANSFORMA-SE EM Í ONS (IMAGEM À DIREITA), COMO O CÁTION NA + E O ÂNION CL-.

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AA) AS PROPRIEDADES DA ÁGUA, ENTRETANTO, SÃO

COMPLETAMENTE DIFERENTES EM CONDIÇÕES DE ALTA TEMPERATURA E PRESSÃO. ACIMA DE 300 OC, EM ALTAS PRESSÕES, A ÁGUA LÍQUIDA É CAPAZ DE DISSOLVER MUITOS COMPOSTOS APOLARES. MAIS DIFERENTE AINDA É A ÁGUA QUANDO A PRESSÃO FOR IGUAL OU MAIOR DE 218 ATM E A TEMPERATURA MAIOR DO QUE 374 OC (TEMPERATURA CRÍTICA): A ÁGUA SE TORNA UM FLUÍDO SUPERCRÍTICO. NESTAS CONDIÇÕES, A ÁGUA REUNE PROPRIEDADES DE SEU GÁS (TAL COMO A DENSIDADE) E DE SEU LÍQUIDO (CAPACIDADE DE DISSOLUÇÃO). ALÉM DE DISSOLVER SUBSTÂNCIAS POLARES E IÔNICAS, A ÁGUA SUPERCRÍTICA É CAPAZ DE DISSOLVER PRATICAMENTE TODOS OS COMPOSTOS APOLARES. UMA DAS APLICAÇÕES É NA DESTRUIÇÃO DE LIXOS TÓXICOS: A ÁGUA SUPERCRÍTICA É MISTURADA COM OS RESÍDUOS ORGÂNICOS E GÁS OXIGÊNIO; INICIADO A CHAMA, A COMBUSTÃO OCORRE "EMBAIXO" D'ÁGUA! ISTO SÓ É POSSÍVEL GRAÇAS ÀS PROPRIEDADES TIPO-GÁS DA ÁGUA SUPERCRÍTICA E DE SUA CAPACIDADE DE DISSOLVER OS RESÍDUOS.

ANOMALIAS DA ÁGUA EM BENEFÍCIO DA VIDA

PROPRIEDADE COMPARAÇÃO VANTAGEM PARA SERES VIVOS

BB) TENSÃO SUPERFICIAL

CC) (7,2 X 109 N.M-1)

A MAIS ALTA DE TODOS OS LÍQUIDOS

IMPORTANTE NA FISIOLOGIA DAS CÉLULAS; CONTROLA CERTOS FENÔMENOS DE SUPERFÍCIE

CONSTANTE DIELÉTRICA (80 A 20OC)

A MAIS ALTA DE TODOS OS LÍQUIDOS, EXCETO H2O2 E HCN

MANTÉM ÍONS SEPARADOS EM SOLUÇÃO; PERMITE A MOBILIDADE IÔNICA NA FASE AQUOSA

DD) CALOR DE VAPORIZAÇÃO (2,25 KJ.G -1)

O MAIS ALTO DE TODAS AS SUBSTÂNCIAS

PERMITE SER UTILIZADA COMO UM ÓTIMO MEIO PARA TRANSFERÊNCIA DE CALOR, COMO O SUOR, POR EXEMPLO.

CALOR ESPECÍFICO (4,18 J.G-1.K-1)

UM DOS MAIS ELEVADOS

IMPEDE VARIAÇÕES BRUSCAS NA TEMPERATURA AMBIENTE; TENDE A MANTER A TEMPERATURA DO ORGANISMO CONSTANTE

EE)

Z) A POLARIDADE DA ÁGUA MUDA COMPLETAMENTE E M ALTAS TEMPERATURAS E PRESSÃO. O MESMO NÃO OCORRE COM O ETANOL.

UNIDADE 5 – FUNÇÕES QUÍMICAS

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QUANDO UM ÁTOMO PARTICIPA DE UMA LIGAÇÃO QUÍMICA, V IMOS QUE PODE OCORRER: TRANSFERÊNCIA OU COMPARTILHAMENTO DE ELÉTRONS. ESTE ENVOLVIMENTO DE ELÉTRONS NOS LEVA A BUSCAR UM MELHOR ENTENDIMENTO EM RELAÇÃO ÀS CARGAS ELÉTRICAS QUE PODEM SURGIR, E DAÍ ESTABELECER UMA GENERALIZAÇ ÃO QUE TORNARÁ MAIS FÁCIL O ESTUDO DO COMPORTAMENTO DA S SUBSTÂNCIAS. ESTA GENERALIZAÇÃO CHAMA-SE NÚMERO DE OXIDAÇÃO. NÚMERO DE OXIDAÇÃO É A CARGA ELÉTRICA QUE UM ÁTOMO ADQUIRE EM UMA LIGAÇÃO QUÍMICA. A ESTAS CARGAS ELÉTRICAS DA LIGAÇÃO IÔNICA (CARGAS REAIS) E DA LIGAÇÃO COVALENTE POLAR (CARGAS APARENT ES) DAMOS O NOME DE NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NO X). EXEMPLOS: NA+ CL - NA + = NOX =+1 CL- = NOX =-1 H+ CL - H+ = NOX =+1 CL- = NOX = -1 CADA ELÉTRON CEDIDO OU RECEBIDO É CONTADO COMO UMA UNIDADE DE CARGA, NÃO IMPORTANDO O TIPO DE LIGAÇÃO. ASSIM, COM REFERÊNCIA À LIGAÇÃO IÔNICA, CONTA-SE CO MO UMA UNIDADE DE CARGA ELÉTRICA POSITIVA CADA ELÉTRON CEDIDO É COMO UNIDADE DE CARGA ELÉTRICA NEGATIVA CADA ELÉTRON RECEBIDO. E, COM RELAÇÃO À LI GAÇÃO COVALENTE, ATRIBUI-SE OS ELÉTRONS AO ÁTOMO MAIS ELETRONEGATIVO E FAZ-SE A CONTAGEM DA MESMA MA NEIRA. REGRAS PARA DETERMINAÇÃO DO NOX HÁ UMA MANEIRA PRÁTICA PARA DETERMINARMOS O NO X MÉDIO DE QUALQUER ÁTOMO, CONHECENDO-SE APENAS A FÓRMULA MOLECULAR OU ÍON-FÓRMULA DA SUBSTÂNCIA. PAR A ISSO CONSIDERA-SE QUE OS ELEMENTOS QUE, EM DETERMINADAS CIRCUNSTÂNCIAS, APRESENTAM NO X DE UM ELEMENTO CUJO VALOR PODE VARIAR DE UM COMPOS TO PARA O OUTRO. VAMOS USAR PARA ESTE UMA TABELA, QUE DEVERÁ SERVIR DE APOIO PARA OS EXERCÍCIOS PERTINENTES. TABELA COM OS PRINCIPAIS NO X ESTA TABELA APRESENTA OS ELEMENTOS CUJOS NO X SÃO CONSTANTES (NAS CONDIÇÕES CITADAS). PARA OS ELEMENTOS QUE NÃO CONSTAM DA TABELA, CALCUL AREMOS SEU NOX, CONHECENDO A FÓRMULA MOLECULAR. 1ª REGRA: EM UMA MOLÉCULA A SOMA ALGÉBRICA DOS NO X DE TODOS OS ÁTOMOS É IGUAL A ZERO: EXEMPLOS:1. CALCULAR O NO X DO ENXOFRE NA MOLÉCULA DE H 2 SO4.

H 2 S O4

+1 X -2

+2 X -8

+ 2 + X –8 = 0 X = 6 EXEMPLO2: CALCULAR O NO X DO FÓSFORO NA MOLÉCULA DE H 4 P2 O7

H 4 P2 O7

+1 X -2

+4 2X -14

+ 4 + 2 X – 14 = 0 X = 5 2A. REGRA: EM UMA SUBSTÂNCIA SIMPLES O NO X DE QUALQUER ÁTOMO É IGUAL A ZERO. EXEMPLO: H2 , O2 , NA, FE, ZN, CL 2

ELEMENTOS CONDIÇÕES NOX EXEMPLOS

FAMÍLIA 1 A: METAIS ALCALINOS

EM QUALQUER COMPOSTO

+ 1

NACL , K OH

FAMÍLIA 2 A:METAIS ALCALINO -

EM QUALQUER COMPOSTO

+ 2 CA CL 2 , MG O

H NAS LIGAÇÕES COVALENT

+ 1 H2O, HNO3

H

NOS HIDRETOS METÁLICOS

- 1 NA H CAH2

O NOS COMPOSTOS EM

- 2 CA O, H2 SO4

O

NOS PERÓXIDOS

- 1 H2 O2

FAMÍLIA 7A: HALOGÊNIOS: CL,BR,I(EXCET

COMPOSTOS NA AUSÊNCIA

- 1

NACL KI

F SEMPRE - 1

OF2 ,KF

AG

NOS COMPOSTOS EM

+ 1 AG CL

ZN + 2

ZN SO4

AL + 3

AL 2 O3

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COMO NÃO HÁ DIFERENÇA DE ELETRONEGATIVIDADE O NO X É ZERO 3A. REGRA: EM UM ÍON A SOMA ALGÉBRICA DOS NO X DE TODOS OS ÁTOMOS É IGUAL A CARGA DO ÍON. EXEMPLO: CO 2

3 C O3

-2

X -2 X -6 X – 6 = -2 X = 4 O ÍON FICA COM CARGA NEGATIVA 2, OU SEJA, DUAS CARG AS NEGATIVAS À MAIS QUE AS CARGAS POSITIVAS. FUNÇÃO ÁCIDO FUNÇÃO: É UM CONJUNTO DE SUBSTÂNCIAS QUE SE ASSEMEL HAM EM PROPRIEDADES QUÍMICAS E FÍSICAS. NA QUÍMICA INORGÂNICA EXISTE UM NÚMERO MENOR DE FUNÇÕE S DO QUE NA QUÍMICA ORGÂNICA. VEREMOS, EM DESTAQUE: ÁCIDO, BASE, SAL, ÓXIDO E HIDRETO. CONCEITO DE ÁCIDO, SEGUNDO ARRHENIUS: SÃO COMPOSTOS QUE EM SOLUÇÃO AQUOSA SE IONIZAM, LIB ERANDO COMO CÁTIONS EXCLUSIVAMENTE ÍONS HIDRÔNIO ( H3 O

+ ) A IONIZAÇÃO DOS ÁCIDOS LEVA À FORMAÇÃO DE ÂNIONS (S IMPLES OU COMPOSTOS), GERALMENTE FORMADOS POR NÃO METAIS. EXEMPLO: HCL + H 2O ↔↔↔↔ H3O

+ + CL – ÁCIDO CLORÍDRICO OS ÁCIDOS DE ARRHENIUS SÃO SUBSTÂNCIAS COVALENTES, DE UM MODO GERAL SOLÚVEL EM ÁGUA, EM DIFERENTES GRAUS DE IONIZAÇÃO. SÃO FORTES: OS ÁCIDOS QUE SE IONIZAM QUASE QUE TOTA LMENTE EM SOLUÇÕES DILUÍDAS. EX. AC. CLORÍDRICO SÃO FRACOS: OS QUE SE IONIZAM PARCIALMENTE, MESMO E M SOLUÇÕES DILUÍDAS. EX. AC.ACÉTICO ARRHENIUS ACHAVA QUE OS ÁCIDOS LIBERAVAM COMO CÁTIO NS APENAS OS ÍONS H + .SEGUNDO SUA CONCEPÇÃO ORIGINAL, A REAÇÃO DO HCI EM ÁGUA SERIA: HCI ↔↔↔↔ H + + CL –

MODERNAMENTE SABE-SE QUE O ÍON H + NÃO EXISTE LIVRE EM SOLUÇÃO AQUOSA, ESTANDO SEMPRE ASSOCIADO À ÁGUA, COM A QUAL FORMA O ÍON HIDRÔNIO (H 3 O

+). ALIÁS, O PRÓPRIO (H 3 O

+) ATRAI MOLÉCULAS POLARES DA ÁGUA. ASSIM, O MAIS CO RRETO PARA INDICAR A IONIZAÇÃO DOS ÁCIDOS É ASSIM: H CL + H2 O ↔↔↔↔ H3 O

¨* + CL -

(AQ) PARA IDENTIFICARMOS VISUALMENTE A FÓRMULA DE UM ÁCI DO DEVEMOS SELECIONAR A FÓRMULA MOLECULAR QUE INICIA COM O ELEMENTO HIDROGÊNIO. ASSIM: HCL, HBR, H2S, H2SO4, H4P2O7. CRITÉRIO DE CLASSIFICAÇÃO DOS ÁCIDOS: B) QUANTO A PRESENÇA DE OXIGÊNIO NA MOLÉCULA. OBSERVANDO OS EXEMPLOS ANTERIORES NOTAMOS QUE EXIST EM ÁCIDOS QUE POSSUEM OXIGÊNIO (CHAMADOS OXIÁCIDOS). EXEMPLOS:___H 2 SO4______HNO3_________ E OS QUE NÃO POSSUEM OXIGÊNIO (HIDRÁCIDOS). EXEMPLOS:___H 2S________HF_____________ B) QUANTO AO NÚMERO DE HIDROGÊNIOS IONIZÁVEIS:

• MONOÁCIDOS: NA IONIZAÇÃO, A MOLÉCULA PRODUZ APENAS UM H+ � EX. H CL ,HNO3 ,ETC...

• DIÁCIDOS: NA IONIZAÇÃO A MOLÉCULA PRODUZ DOIS H +

� EX. H2SO4 , H2CO3 , ETC...

96

• TRIÁCIDOS: NA IONIZAÇÃO, A MOLÉCULA PRODUZ TRÊS H + � EX. H3 PO4 , H3 BO3 ,ETC...

• TETRÁCIDOS: NA IONIZAÇÃO, A MOLÉCULA PRODUZ QUATRO H+ � EX. H4 P2 O7 , H4 SI O4

NÃO SÃO COMUNS ÁCIDOS COM MAIS DE QUATRO HIDROGÊNIO S IONIZÁVEIS POR MOLÉCULA. QUANDO UM ÁCIDO POSSUI DOIS OU MAIS HIDROGÊNIOS ION IZÁVEIS ELE É DENOMINADO POLIÁCIDO E, NA VERDADE, OS H SE IONIZAM EM ETAPAS SUCESSIVAS. POR EXEMPLO, O H3 PO4 É UM TRIÁCIDO ONDE TEMOS: 1ª ETAPA: H 3 PO4 -------------› H

+ + H2P O4-

2ª ETAPA: H 2 PO4

- --------------› H+ + H P O4- -

3ª ETAPA: H PO 4

-- --------------› H+ + PO4---

H3 PO4 ---------------› 3 H+ + PO4

--- AGORA ESCREVA A REAÇÃO DE IONIZAÇÃO DO H 2 SO4. LEMBRE-SE QUE SERÁ REALIZADA EM DUAS ETAPAS. C ) QUANTO AO GRAU DE IONIZAÇÃO: C1. FORTES: QUANDO ALFA ( ∝∝∝∝) ›50% EX: HCL, HBR,H 2S C2. MODERADOS OU SEMI FORTES: QUANDO ALFA( ∝∝∝∝) VARIA DE 5 A 50% EX: HF , H3 PO4 C3. FRACOS: QUANDO ALFA( ∝∝∝∝) FOR MENOR QUE 5%. EX: HCN , H2 CO3

E) DE ACORDO COM A VOLATILIDADE: D1 ÁCIDOS FIXOS: SÃO SÓLIDOS OU LÍQUIDOS POUCO VOLÁ TEIS. EX: H2 C2 O4 É UM SÓLIDO. H2 S O4 – É UM LÍQUIDO QUE FERVE Á 338ºC. E O MAIS FIXO DO S ÁCIDOS COMUNS. D2 ÁCIDOS VOLÁTEIS: SÃO LÍQUIDOS, VOLÁTEIS OU GASES . EX: HNO3 É UM LÍQUIDO QUE FERVE Á 86ºC HCI, H2 S, HCN SÃO GASES. FORMULAÇÃO DOS ÁCIDOS OS ÁCIDOS APRESENTAM O CÁTION H + LIGADOS A UM OUTRO ÁTOMO OU GRUPO COM CARGAS NEGAT IVAS (ÂNION OU RADICAL NEGATIVO). H + CL – H

2+ SO4

-2 H3

+ PO4-3

OBSERVE QUE A CARGA TOTAL POSITIVA DO H + DEVE ANULAR A CARGA TOTAL DO RADICAL NEGATIVO, DE TAL MODO QUE A MOLÉCULA SEJA ELETRICAMENTE NEUTRA. SEJA O ÁCIDO FORMADO PELO BR , H + BR – PELO S –2 , H2

+ S- - PELO SO4

- - , H2+ SO4

- - NOMENCLATURA DOS ÁCIDOS: C) HIDRÁCIDOS: ÁCIDOS QUE NÃO APRESENTAM OXIGÊNIO NA MOLÉCULA. ÁCIDO _________________+ ÍDRICO

97

NOME DO ÂNION EX: HCL – ÁC. CLORÍDRICO H I – ÁC. IODÍDRICO H2S – ÁC. SULFÍDRICO HCN – ÁC. CIANÍDRICO D) OXIÁCIDOS: (ÁCIDOS QUE APRESENTAM OXIGÊNIO NA MO LÉCULA). B1QUANDO O ELEMENTO FORMA APENAS UM OXIÁCIDO USA-SE A TERMINAÇÃO ICO ÁCIDO _________________+ ICO NOME DO ELEMENTO H2 C O3 = AC. CARBÔNICO H3 B O3 = AC. BÓRICO B2 QUANDO O ELEMENTO FORMA DOIS OXIÁCIDOS: ÁCIDO _______________ ICO (NOX MAIOR) NOME DO ELEMENTO OSO (NOX MENOR) EX: H N O3 = ÁCIDO NÍTRICO H N O2 = ÁCIDO NITROSO H2S O4 = ÁCIDO SULFÚRICO H2S O3 = ÁCIDO SULFOROSO B3 QUANDO O ELEMENTO FORMA TRÊS OU QUATRO OXIÁCIDOS : ÁCIDO PER ______________ ICO ÁCIDO _________________ ICO ÁCIDO_________________ OSO ÁCIDO HIPO ______________OSO DIMINUIÇÃO DO NOX DO ELEMENTO CENTRAL. EXEMPLO: H CL O4 = ÁCIDO PERCLÓRICO H CL O3 = ÁCIDO CLÓRICO H CL O2 = ÁCIDO CLOROSO H CL O = ÁCIDO HIPOCLOROSO EXEMPLO: IDENTIFIQUE OS ÁCIDOS: PECLÓRICO, FOSFÓRICO, NITROS O, SULFUROSO, RESPECTIVAMENTE: A)HCLO4 ,H3PO4 ,HNO3 E H2 SO3

B)HCLO4 ,H2PO3 ,HNO3 E H2SO4 C)HCLO3 ,H2PO3 ,HNO3 E H2S D)HCLO2 ,H2PO4 ,HNO2 E H2S E)HCLO4 ,H3PO4 ,HNO2 E H2 SO3

PROPRIEDADES DOS ÁCIDOS 1.SABOR AZEDO. 2.EM SOLUÇÃO AQUOSA CONDUZ CORRENTE ELÉTRICA 3.SOBRE INDICADORES:

• TORNASSOL – FICA RÓSEO • FENOLFTALEÍNA – TORNA-SE INCOLOR NA PRESENÇA DE ÁCI DOS. • METILLORANGE – FICA VERMELHO EM PRESENÇA DE ÁCIDO.

4.AÇÃO SOBRE BASE: PRODUZEM SAL E ÁGUA. É A REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO QUE VEREMOS APÓS ESTUDARMOS BASES OU HIDRÓXIDOS. HIDRÓXIDOS OU BASES CONCEITO DE BASE, SEGUNDO ARRHENIUS: SÃO COMPOSTOS QUE EM SOLUÇÃO AQUOSA SE DISSOCIAM, LIBERANDO COMO ÂNION EXCLUSIVAMENTE ÍONS HIDROXILA (OH -). NAOH ------› NA+ + OH -

ÁGUA (AQ) (AQ)

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SÃO COMPOSTOS QUE APRESENTAM O ÂNION HIDROXILA (OH) LIGADO A UM METAL. A FÓRMULA GERAL DO HIDRÓXIDO É: ME (OH)X ONDE ME = SÍMBOLO DO METAL OH- = GRUPO HIDROXILA OU OXIDRILA. X = NOX DO METAL. QUANDO X =+1, TORNA-SE DESNECESSÁRIO O USO DOS PAR ÊNTESES. OUTROS CONCEITOS DE BASE: C) BASE DE LEWIS: SÃO SUBSTÂNCIAS CAPAZES DE DOAR P ARES ELETRÔNICOS. SEGUNDO A TEORIA DE LEWIS, DOAR PARES DE ELÉTRONS S IGNIFICA FORNECER PARES ELETRÔNICOS PARA A FORMAÇÃO DA LIGAÇÃO DATIVA. D) BASE DE BRONSTED/LOWRY: BASES SÃO SUBSTÂNCIAS CA PAZES DE RECEBER PRÓTONS (H +). TIPOS DE LIGAÇÕES PRESENTES NAS BASES: ENTRE O METAL E A HIDROXILA HÁ LIGAÇÃO IÔNICA, ENQU ANTO QUE ENTRE O OXIGÊNIO E O HIDROGÊNIO, NA HIDROXILA HÁ LIGAÇÃO COVALENTE POLAR. DESTA MANEIRA , EM TODO HIDRÓXIDO HÁ, AO MESMO TEMPO, LIGAÇÃO IÔNICA E COVALENTE. CLASSIFICAÇÃO DAS BASES: A)QUANTO AO NÚMERO DE OXIDRILAS: - MONOBASES: APRESENTAM UM GRUPO OXIDRILA: EX:NH4 OH ,KOH ,LI OH - DIBASES: APRESENTAM DOIS GRUPOS OXIDRILA. EXEMPLO: CA(OH) 2 , MG(OH)2 ,ZN(OH)2 ,FE(OH)2 - TRIBASES: APRESENTAM TRÊS GRUPOS OXIDRILA: EXEMPLO: AL (OH) 3 , BI (OH)3 , NI (OH)3 , FE (OH)3 NOMENCLATURA DAS BASES BASTA ESCREVER O NOME DO ÍON OH - ( HIDRÓXIDO) SEGUIDO DA PREPOSIÇÃO DE MAIS O NOME DO CÁTION CORRESPONDENTE. HIDRÓXIDO DE_________________________ NOME DO CÁTION LIGADO AO OH - EX: NAOH = HIDRÓXIDO DE SÓDIO CA(OH)2 = HIDRÓXIDO DE CÁLCIO NH4 OH = HIDRÓXIDO DE AMÔNIO ZN (OH)2 = HIDRÓXIDO DE ZINCO ENTRETANTO EXISTEM ELEMENTOS QUE FORMAM DUAS BASES COM DIFERENTES NÚMEROS DE OXIDAÇÃO. EX: FE (OH)2 = HIDRÓXIDO DE FERRO II OU HIDRÓXIDO FERROSO. FE (OH)3 = HIDRÓXIDO DE FERRO III OU HIDRÓXIDO FÉRRICO. AUOH – HIDRÓXIDO DE OURO I OU HIDRÓXIDO AUROSO. AU (OH)3 – HIDRÓXIDO DE OURO III OU HIDRÓXIDO ÁURICO. PROPRIEDADES DAS BASES: 5. SABOR: CÁUSTICO. 6. UMA BASE, EM SOLUÇÃO AQUOSA CONDUZ CORRENTE ELÉT RICA 7. AÇÃO SOBRE INDICADORES: - TORNASSOL FICA AZUL EM PRESENÇA DE BASE. - FENOLFTELINA FICA VERMELHA EM PRESENÇA DE BASE. - METILORANGE FICA AMARELO EM PRESENÇA DE BASE. 8. AÇÃO SOBRE ÁCIDOS: A BASE, NA PRESENÇA DE ÁCIDOS, PRODUZ SAL E ÁGUA. É A REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO. POTENCIAL HIDROGENIÔNICO CONCEITOS IMPORTANTES: 1 - GRAU DE IONIZAÇÃO ( ∝∝∝∝): O GRAU DE IONIZAÇÃO CORRESPONDE À RELAÇÃO ENTRE O N ÚMERO DE MOLÉCULAS IONIZADAS E O NÚMERO DE MOLÉCULAS INICIAIS.

EQUAÇÃO DE EQUILÍBRI O

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NÚMERO DE MOLÉCULAS IONIZADAS

∝∝∝∝ =-------------------------------------- X 100 %

NÚMERO DE MOLÉCULAS INICIAL (ESSA RELAÇÃO PODE SER EXPRESSA EM TERMOS DE

CONCENTRAÇÕES). EM UM ÁCIDO GENÉRICO HA, QUE ESTABELECE O EQUILÍBRI O HA ⇔⇔⇔⇔ H+ + A-

[ H+ ] FORMADA

∝∝∝∝ = -----------------------------

[ HA ] INICIAL

OBS.: SE ∝∝∝∝ É IGUAL A 100 %, ENTÃO [ H + ] FORMADA = [ HA ] INICIAL

2. PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA (K W) A ÁGUA É UM NÃO – ELETRÓLITO. TODAVIA SE PODE DEMON STRAR QUE A ÁGUA PURA CONTÉM ÍONS QUE DERIVAM DA AUTO IONIZAÇÃO DE SUA MOLÉCULA. A REAÇÃO QUÍMICA PO DE SER REPRESENTADA POR: 2H2O ⇔⇔⇔⇔ H3O

+ + OH - OU H2O ⇔⇔⇔⇔ H+ + OH - JÁ QUE A IONIZAÇÃO ALCANÇA UM ESTADO DE EQUILÍBRIO, PODE-SE REPRESENTÁ-LA POR UMA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO KC CHAMADA DE CONSTANTE DE IONIZAÇÃO. KC = [[[[ H3O

+ ]]]] . [[[[ OH- ]]]] OU KC = [[[[ H+ ]]]] . [[[[ OH- ]]]] ( 1 ) [[[[ H2O]]]]2 [[[[ H2O]]]]2

ONDE [[[[ ]]]] = CONCENTRAÇÃO MOLAR (MOLS/ L) = MOLARIDADE COMO EM SOLUÇÃO DILUÍDA A CONCENTRAÇÃO DA ÁGUA É ES SENCIALMENTE CONSTANTE,1000G OCUPA O VOLUME DE 1 LITRO (L). SE EM UM MOL HÁ 18 GRAMAS DE ÁGUA, EM 1000G HÁ 55,5 MOLS. POIS: 1 MOL ⇒⇒⇒⇒ 18 G DE H2O X MOL ⇐⇐⇐⇐ 1000 G DE H2O X = 55,5 MOLS / 1ITRO LOGO, 55,5 MOLS OCUPAM UM LITRO. A EXPRESSÃO DA CONSTANTE DESSE EQUILÍBRIO É: KC = [H+][OH -] [H2O] A CONCENTRAÇÃO [H 2O] PERMANECE CONSTANTE. ASSIM: KC . [H2O] = [OH -][H+] = CONSTANTE O PRODUTO KC . [H2O] É DENOMINADO PRODUTO IÔNICO DA ÁGUA (K W). KW = [ H3O

+ ] [ OH - ] OU KW = [ H+ ] [ OH - ] EXPERIMENTALMENTE A 25ºC KW = 1.10 –14 KW = [ H +] [ OH - ] = 1.10 –14 A ÁGUA PURA SE IONIZA E CADA MOLÉCULA FORMA UM ÍON H+ E UM ÍON OH- , DE ACORDO COM O EQUILÍBRIO ( 1 ) . PORTANTO, EM TODA AMOSTRA DE ÁGUA PURA TEM-SE: [ H+ ] = [ OH - ]. ENTÃO: [ H + ] [ OH - ] = [ H + ] [ H+ ] = [ H + ] 2 = 1.10-14 LOGO, [ H + ] = 1.10-7 MOL/LITRO = 1.10 -7M DE FORMA SIMILAR NA ÁGUA PURA [ OH - ] = 1.10-7MOL/L. ISTO QUER DIZER QUE EM UM LITRO DE ÁGUA PURA DE UM TOTAL DE 55,5 MOL/L , SOMENTE 1.10-7 MOLS DE ÁGUA SE IONIZAM. QUANDO, EM SOLUÇÃO A [ H + ] = [ OH ] = 1.10 -7 SE DIZ QUE A SOLUÇÃO É NEUTRA. QUANDO A • [ H+ ] É MAIOR QUE 1.10 -7M [ OH- ] É MENOR QUE 1.10-7M A SOLUÇÃO É DITA ÁCIDA QUANDO A • [ OH ] É MAIOR QUE 1.10 -7M [ H+ ] É MENOR QUE 1.10-7M A SOLUÇÃO É DITA BÁSICA LOGO, [ H + ] = 1.10-14 E [ OH- ] = 1.10-14

H2O ⇄⇄⇄⇄ H+ + OH-

Nº DE MOL INICIAL 55,56 0 0 Nº DE MOL IONIZADO 10-7 — —

Nº DE MOL NO EQUILÍBRIO

55,56 – 10-

7 10-7 10-7

100

[ OH- ] [ H+ ] 3 - CONCEITO DE PH E POH COMO O USO DE NÚMERO TAIS COMO 1.10-7 É INCÔMODO, A ACIDEZ OU ALCALINIDADE DE UMA SOLUÇÃ O SE EXPRESSA COMUMENTE EM UMA ESCALA LOGARÍTMICA, POR MEIO DO QU E SE CHAMADA ESCALA DE PH . “O PH DE UMA SOLUÇÃO SE DEFINE COMO O LOGARITMO DEC IMAL DO INVERSO DA CONCENTRAÇÃO DE ÍONS HIDROGÊNIO EM MOL/L” . ISTO EQUIVALE A DIZER QUE O PH É O LOGARÍTMO DECIMAL NEGATIVO DA CONCENTRAÇÃO DE IONS H+ ASSIM POIS PAR DEFINIÇÃO. PH = LOG 1__ = - LOG [ H + ] [H+] OU [ H+ ] = 10 -PH

DE IGUAL FORMAS, A EXPRESSÃO CORRESPONDE PARA A CON CENTRAÇÃO DE ÍON OH - E POH, DEFINIDA COMO POH = LOG 1 = - LOG [ OH -] [OH-] OU [OH-] = 10-POH POR EXEMPLO, SE [H +] = 10-3, SE DIRÁ QUE: PH = LOG 1 = LOG 1 = 3 [H+] 10 -3 QUANTO MENOR É O PH, MAIOR É A ACIDEZ. A RELAÇÃO EN TRE PH E POH SE PODE EXPRESSAR POR: [ H+ ].[ OH - ] = KW = 10 -14

TORNANDO LOGARÍTMO EM AMBAS OS LADOS E MUDANDO O SI NAL: LOG [ H + ] + LOG [ OH - ] = LOG 10 -14 = -14 RECORDE: LOG AB = LOG A + LOB B -LOG [ H + ] – LOG [ OH - ] = 14 PH + POH = 14 EXEMPLO, SE O PH DE UMA SOLUÇÃO É 4,0, SEU POH = 1 4 - 4=10. PARA O MEIO NEUTRO, SENDO [H+] = [OH -] = 10-7 MOL/L, RESULTA: PH = — LOG 10-7 POH = — LOG 10-7

PH = 7 POH = 7 LOGO: PARA O MEIO ÁCIDO, AS CARACTERÍSTICAS ÁCIDAS PREDOMINAM SOBRE AS BÁS ICAS: [H+] > 10-7 [OH-] < 10-7 PH < 7 POH > 7 PARA O MEIO BÁSICO , AS CARACTERÍSTICAS BÁSICAS PREDOMINAM SOBRE AS ÁC IDAS: [H+] < 10-7 [OH-] >10-7 PH > 7 POH < 7 RELAÇÃO ENTRE AS ESCALAS DE PH E POH:

A

TABELA ABAIXO MOSTRA A RELAÇÃO ENTRE [ H + ], [ OH - ], PH E POH. PH [ H+ ] [ OH- ] POH

ÁCIDO BATERIA 0 10 0 10 –14 14 ÁCIDO NEUTRO BASE

SUCO DE LIMÃO 3 10 –3 10 –11 11

CAFÉ PRETO 5 10 –5 10 –3 9

ÁGUA PURA 7 10 –7 10 –7 7

BICARBONATO DE SÓDIO 9 10 -9 10 –5 5

SABONETE 10 10 –10 10 –4 4

DETERGENTE 11 10 –11 10 –3 3

LIMPADORES CASEIROS 13 10 –13 10 –1 1

POH + POH = 14

SOLUÇÕES NEUTRAS SOLUÇÕES

BÁSICAS SOLUÇÕES ÁCIDAS

AUMENTO DA [OH -] AUMENTO DA [H +]

PH 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14

POH 14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0

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OBSERVAÇÃO: SOLUÇÃO-TAMPÃO É A SOLUÇÃO FORMADA POR UM ÁCIDO OU UMA BASE FRACA, CONTENDO UM SAL COM ÍON COMUM. NESSA SOLUÇÃO O PH PERMANECE PRATICA MENTE CONSTANTE COM A ADIÇÃO DE UM ÁCIDO OU DE UMA BASE.

102


3. QUAL O PH DE UMA SOLUÇÃO CUJA CONCENTRAÇÃO HIDRO GENIÔNICA É DE 10-2 MOL/L? RESOLUÇÃO [H+] = 10-2 MOL/L PH = -LOG[H+] = -LOG 10 -2 = - (-2) LOG 10 = 2 PH = 2 RESPOSTA: O PH DA SOLUÇÃO É 2.

4. QUAL O PH DE UMA SOLUÇÃO 0,01 MOL/L DE UM MONOÁC IDO QUE NESSA CONCENTRAÇÃO ESTÁ 1% IONIZADO?

FUNÇÃO SAL SAIS SÃO COMPOSTOS IÔNICOS QUE POSSUEM, PELO MENOS, UM CÁTION DIFERENTE DO H+ E UM ÂNION DIFERENTE DO OH -. EXEMPLOS: NACL OU NA + CL – NA HSO4 OU NA+ H+ SO4

CA OH CL OU CA ++ OH- CL-

A REAÇÃO DE NEUTRALIZAÇÃO (OU SALIFICAÇÃO) ENTRE U M ÁCIDO E UMA BASE FORMA UM SAL E ÁGUA.

H CL + NA OH ➜➜➜➜ NACL + H 2O DESTE MODO PODEMOS TAMBÉM CONCEITUAR SAL COMO: COMP OSTOS FORMADOS NA REAÇÃO DE UM ÁCIDO COM UMA BASE. CLASSIFICAÇÃO DOS SAIS. 1º) QUANTO A PRESENÇA DE OXIGÊNIO: C) SAL OXIGENADO (OU OXISSAL) – QUANTO O OXIGÊNIO P ARTICIPA DA SUA ESTRUTURA. EX: KNO 3 , NA2 SO4 D) SAL NÃO OXIGENADO: SAL EM QUE O ELEMENTO OXIGÊNI O NÃO PARTICIPA DA SUA ESTRUTURA. EX: CL , NH 4 BR 2º) NÚMERO DE ELEMENTOS CONSTITUINTES: DE ACORDO COM O NÚMERO DE ELEMENTOS QUE PARTICIPAM DA ESTRUTURA DE UM SAL, TEMOS: D) SAL BINÁRIO: FORMADO POR DOIS ELEMENTOS. EX: KCL ,K 2S E) SAL TERNÁRIO: SAL CONSTITUÍDO POR TRÊS ELEMENTOS . EX: NA NO 3 , K2 CO3

F) SAL QUARTENÁRIO: SAL CONSTITUÍDO POR QUATRO ELEM ENTOS. EX: NH4 CLO3 , NA O CN 3º) NATUREZA DOS ÍONS: DE ACORDO COM A NATUREZA DOS ÍONS QUE PARTICIPAM DA ESTRUTURA DE UM SAL, TEMOS: D) SAL NORMAL: SAL QUE NÃO APRESENTA HIDROGÊNIO ION IZÁVEL E NEM ÍONS OH -. EX: NA CL , KNO 3 , CACO3 , K2 SO4

E) HIDROXISSAL: SAL QUE APRESENTA ÍONS OH -; EX: CA(OH) BR , BI (OH) 2 CL . F) SAL DUPLO: SAL QUE APRESENTA DOIS CÁTIONS DIFERE NTES QUE NÃO SEJAM HIDROGÊNIO IONIZÁVEL, OU DOIS

ÂNIONS DIFERENTES QUE NÃO SEJAM ÍONS HIDROXILA. EX: NA CO 3 , AL CL F 2 , CA BR CL , CA K PO 4 NOMENCLATURA DOS SAIS 1º) QUANDO O METAL, LIGADO AO RADICAL ÁCIDO, APRESE NTA APENAS UM NO X. NOME DO RADICAL ÁCIDO + DE + NOME DO METAL EX: NA CL - CLORETO DE SÓDIO NA H S – SULFETO MONOÁCIDO DE SÓDIO K2 SO3 - SULFITO DE POTÁSSIO SEGUNDO A NOMENCLATURA IUPAC AS NOMENCLATURAS PARA OS SAIS FICAM: NA HS - HIDROGENOSSULFETO DE SÓDIO CA (HS)2- HIDROGENOSSULFETO DE CÁLCIO MG (HCO3)2 – HIDROGENOCARBONATO DE MAGNÉSIO 2º) QUANDO O METAL POSSUI DOIS NO X , PROCEDE-SE ASSIM: NOME DO RADICAL+NOME DO METAL OSO (MENOR NOX) DO ÁCIDO ICO (MAIOR NOX) EX: FE CL 2 – CLORETO FERROSO FE CL3 – CLORETO FÉRRICO CU NO2 – NITRITO DE COBRE I CU(NO2)2 – NITRITO DE COBRE II SEGUNDO IUPAC, AS NOMENCLATURAS PARA OS SAIS ANTERI ORES SÃO: FE CL2 – CLORETO DE FERRO II FE CL3 – CLORETO DE FERRO III CU NO2 – NITRITO DE COBRE I CU (NO2)2 – NITRITO DE COBRE II TIPOS DE LIGAÇÕES NOS SAIS:

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ENTRE O METAL E O RADICAL DO ÁCIDO HÁ LIGAÇÃO IÔNIC A, LEVANDO-NOS À CLASSIFICAR TODO SAL COMO COMPOSTO IÔNICO. O RADICAL ÁCIDO SERÁ CONSTITUÍDO P OR DOIS OU MAIS ÁTOMOS, ENTRE ELES HAVERÁ LIGAÇÃO COVALENTE. PARA PODERMOS DAR NOME AOS SAIS, DEVEMOS SABER O NOME DOS CÁTIONS E DOS ÂNIONS. FUNÇÃO OXIDO OXIDOS SÃO COMPOSTOS BINÁRIOS, SENDO QUE UM DOS ELE MENTOS (O MAIS ELETRONEGATIVO) DEVE SER O OXIGÊNIO. NOTAÇÃO DOS ÓXIDOS: E X O-2

ÓXIDO É TODO O COMPOSTO BINÁRIO QUE CONTÉM OXIGÊNIO COMO O ELEMENTO MAIS ELETRONEGATIVO ➜➜➜➜ É TODO O COMPOSTO QUÍMICO FORMADO PELO OXIGÊNIO E UM OUTRO ELEMENTO QUE NÃO SEJA O FLÚOR (DESTE MODO, OS COMPOSTOS BINÁRIOS QUE APRESENTAM F LÚOR E OXIGÊNIO NÃO SÃO CONSIDERADOS ÓXIDOS POIS O FLÚOR É MAIS ELETRONEGATIVO QUE O OXIGÊNIO) EXEMPLOS: NA2O, CAO, AL2O3, P2O5 CLASSIFICAÇÃO E NOMENCLATURA DOS ÓXIDOS ➜➜➜➜ ÓXIDOS MOLECULARES ÓXIDOS EM QUE O ELEMENTO LIGADO AO OXIGÊNIO É UM NÃO-METAL SÃO DENOMINADOS: PREFIXO (N°OXIGÊNIOS) + ÓXIDO + DE + NOME DO ELEMENTO EXEMPLOS: N2O3 – TRIÓXIDO DE NITROGÊNIO SO2 – DIÓXIDO DE ENXOFRE P2O5 – PENTÓXIDO DE FÓSFORO CL2O7 – HEPTAÓXIDO DE CLORO CO2 – DIÓXIDO DE CARBONO ➜➜➜➜ ÓXIDOS IÔNICOS ÓXIDOS EM QUE O ELEMENTO LIGADO AO OXIGÊNIO É UM METAL SÃO DENOMINADOS: - QUANDO O ELEMENTO TEM NOX FIXO ELE FORMA APENAS U M ÓXIDO ➜➜➜➜ NÃO É NECESSÁRIO REPRESENTAR A CARGA DO ELEMENTO ÓXIDO DE + NOME DO ELEMENTO EXEMPLOS: NA2O – ÓXIDO DE SÓDIO CAO – ÓXIDO DE CÁLCIO K2O – ÓXIDO DE POTÁSSIO AL2O3 – ÓXIDO DE ALUMÍNIO EXERCÍCIOS I – MARQUE A RESPOSTA CORRETA: 1 – FASE PODE SER DEFINIDA COMO: F) UMA PARTE HOMOGÊNEA DE UM SISTEMA, SEPARADA DAS OUTRAS POR LIMITES BEM DEFINIDOS. G) QUALQUER PORÇÃO DE MATÉRIA DE COMPOSIÇÃO QUÍMICA CONHECIDA H) QUALQUER PARTE HOMOGÊNEA OU HETEROGÊNEA DE UM SI STEMA I) UM CONJUNTO DE SUBSTÂNCIAS QUE FORMAM PARTE DE U M SISTEMA J) QUALQUER DAS DEFINIÇÕES É CORRETA 2 – QUANTAS FASES APRESENTAM UM SISTEMA FORMADO POR AREIA, RASPAS DE COBRE, ÁGUA E ÁLCOOL? A)1 B) 2 C)3 D) 4 E) 5 3- O NÚMERO DE FASES PRESENTES EM UM VIDRO DERRETIDO DE UM LADO E SÓLIDO DE OUTRO É: A)1 B) 2 C)3 4 – CONSIDERE AS SEGUINTES AMOSTRAS: I – ÁLCOOL COMUM E ÁGUA II – GÁS CARBÔNICO E NITROGÊNIO III – GASOLINA E ÁGUA IV – ENXOFRE E CARVÃO QUANTOS SISTEMAS HETEROGÊNEOS BIFÁSICOS FORAM MENCI ONADOS? A)1 B) 2 C)3 D) 4 E) 5 5- OBSERVE A REPRESENTAÇÃO DOS SISTEMAS I, II E II E SEUS COMPONENTES. O NÚMERO DE FASES EM CADA UM É, RESPECTIVAMENTE: I II III

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ÓLEO,ÁGUA E GELO ÁGUA GASEIFICADA E GELO ÓLEO, GELO, ÁGUA SALGADA E GRANITO A)3,2 E 4 B)3, 3 E 4 C)2, 2 E 4 D)3, 2 E 5 E) 3, 3 E 6 6- EM UM BALÃO EXISTE UM LÍQUIDO TRANSPARENTE, INOD ORO E INCOLOR. PODE-SE AFIRMAR, COM CERTEZA, QUE SE TRATA DE: F) UMA SUBSTÂNCIA PURA G) UMA SOLUÇÃO H) UM SISTEMA HOMOGÊNEO I) UMA MISTURA HOMOGÊNEA J) UMA SOLUÇÃO ONDE SÓLIDOS E LÍQUIDOS PRESENTES ES TÃO COMPLETAMENTE DISSOLVIDOS 7 – PODE-SE CITAR COMO EXEMPLO DE SISTEMA HOMOGÊNEO A MISTURA DE: F) MERCÚRIO METÁLICO E ÁGUA LÍQUIDA G) NITROGÊNIO E VAPOR D’ÁGUA H) POEIRA E AR ATMOSFÉRICO I) GELO E ÁGUA LÍQUIDA J) AREIA E CARVÃO EM PÓ 8 – COLOCANDO EM UM TUBO DE ENSAIO PEQUENA QUANTIDA DE DE PETRÓLEO E ÁGUA DO MAR FILTRADA, TEMOS: F) SISTEMA HOMOGÊNEO G) SISTEMA HETEROGÊNEO, SENDO CADA FASE UMA SUBSTÂN CIA PURA H) O SISTEMA TEM DUAS FASES, SEPARÁVEIS POR FILTRAÇ ÃO I) SISTEMA HETEROGÊNEO, SENDO CADA FASE UMA MISTURA J) SISTEMA HETEROGÊNEO, SENDO UMA FASE SUBSTÂNCIA P URA E A OUTRA, MISTURA II - ESTRUTURA ATÔMICA:

3. O ÁTOMO CONSTITUÍDO POR 17 PRÓTONS, 18 NÊUTRONS E 17 ELÉTRONS APRESENTA, RESPECTIVAMENTE, NÚMERO ATÔMICO E NÚMERO DE MASSA IGUAL A:

F) 17 E 17 G) 17 E 18 H) 18 E 17 I) 17 E 35 J) 35 E 17

4. CONHECEM-SE OS SEGUINTES DADOS REFERENTES AOS ÁT OMOS A, B E C. � A TEM NÚMERO ATÔMICO 14 E É ISÓBARO DE B. � B TEM NÚMERO ATÔMICO 15 E NÚMERO DE MASSA 30, SENDO ISÓTOPO DE C. � A E C SÃO ISÓTONOS ENTRE SI.

QUAL O NÚMERO DE MASSA DO ÁTOMO C? 4. UM DETERMINADO ÁTOMO APRESENTA NÚMERO ATÔMICO (A + 1 ) E NÚMERO DE MASSA (3A). DETERMINE O VALOR A SABENDO QUE ESSE ÁTOMO POSSUI 7 NÊUTRONS. 5.OS NÚMEROS ATÔMICOS, DE MASSA E DE NÊUTRONS DE UM ÁTOMO SÃO EXPRESSOS RESPECTIVAMENTE POR (3X + 5), ( 8X) E (6X - 30). DETERMINE OS NÚMEROS DE PRÓTONS E NÊUTRONS DESSE ÁTOMO.

12. UM ÁTOMO A TEM NÚMERO DE MASSA 41 E É ISÓTOPO D E UM ÁTOMO B DE NÚMERO ATÔMICO 19. COM BASE NESSA INFORMAÇÃO, PODE-SE DIZER QUE O NÚMERO DE NÊU TRONS DO ÁTOMO A É:

A) 19 B) 41 C) 60 D) 38 E) 22

13. DADOS OS ÁTOMOS GENÉRICOS: 232 234 233 234 233 A B C D E 90 91 90 92 93 QUAIS SÃO: D) ISÓTOPOS: E) ISÓBAROS: F) ISÓTONOS:

14. SOBRE OS ÁTOMOS GENÉRICOS X, Y E Z, SABE-SE: ISÓTOPOS ISÓBAROS 43 X Y Z 21 22 ISÓTONOS CALCULE O NÚMERO DE MASSA DE X. A) 21 B) 42 C) 43 D) 33 E) 22

15. TEM-SE UM ÁTOMO A COM NÚMERO ATÔMICO 5 E NÚMERO DE MASSA (3X-5). ESSE ÁTOMO É ISÓTONO DE UM ÁTOMO B, QUE APRESENTA UM NÚMERO DE MASSA (2X+1) E UM PRÓTON A MAIS QUE A, CCALCULE O NÚMERO DE MASSA DE A E B.

105

16. SOBRE TRÊS ÁTOMOS GENÉRICOS M, H E T, SABE-SE: OS ÁTOMOS M E T SÃO ISÓTOPOS; OS ÁTOMOS H E T SÃO ISÓBAROS E OS ÁTOMOS M E H SÃO ISÓTONOS. DETERM INE O NÚMERO DE ELÉTRONS DO ÁTOMO H, SABENDO QUE O ÁTOMO M TEM 20 PRÓTONS E NÚMERO DE MA SSA 41, E QUE O ÁTOMO T TEM 22 NÊUTRONS.

17. O ÁTOMO X POSSUI 30 ELÉTRONS E 2 NÊUTRONS A MEN OS QUE O ÁTOMO Z. Z TEM NÚMERO DE MASSA 62 E

29 PARTÍCULAS COM CARGA POSITIVA. SABENDO QUE X É I SÓBARO DE Y E Y É ISÓTONO DE Z, REPRESENTAR OS TRÊS ÁTOMOS.

40 36 12. O ÁTOMO X É ISÓBARO DO CA E ISÓTOP O DO AR . ASSINALE O NÚMERO DE NÊUTRONS DO ÁTO MO X. 20 18 A) 20 B) 42 C) 21 D) 22 E) 24 13. QUAL DOS SEGUINTES SUBNÍVEIS É AQUELE QUE NÃO EXISTE NA CAMADA M ? A) S B) P C) D D) F 14. QUANTOS ELÉTRONS POSSUI O SUBNÍVEL MAIS ENERG ÉTICO, NUM ÁTOMO DE Z = 37 ? A) 1 B) 3 C) 6 E) 10 15. QUAL É O SUBNÍVEL DE MAIOR ENERGIA, QUE SE APR ESENTA COM ELÉTRONS NUM ÁTOMO DE Z = 28? A) 2P B) 3P C) 3D D) 4S E) 4P 16. UM ÁTOMO TEM 15 ELÉTRONS NA ELETROSFERA, O Nº DE ELÉTRONS NA CAMADA MAIS EXTERNA É ? A) 1 B) 3 C) 4 D) 5 17. QUAL É O Nº ATÔMICO DE UM ÁTOMO CUJO SUBNÍVEL DE MAIOR ENERGIA 4F 4 ? A) 50 B) 54 C) 60 D) 74 E) 44 18. QUAL A DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA DE UM ÁTOMO QUE POSSUI 64 NÊUTRONS E Nº DE MASSA 112? 20. SE O SUBNÍVEL MAIS ENERGÉTICO DE UM ÁTOMO É 3D 6, PERGUNTA-SE:

D) QUAL A CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA? E) QUAL O Nº DE ELÉTRONS DESSE ÁTOMO? F) QUANTAS CAMADAS POSSUEM ESSE ÁTOMO?

20. UM ÁTOMO TEM A = 80 E 46 NÊUTRONS. A) QUANTOS ELÉTRONS ELE POSSUI NO NÍVEL MAIS EXTERN O? B) QUANTOS ELÉTRONS ELE POSSUI NO SUBN ÍVEL MAIS EXTERNO? 21. DÊ A CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA DOS ELEMENTOS ABAI XO E CLASSIFIQUE-OS A) DO LÍTIO C) DO SÓDIO E) DO FERRO G) DO IODO B) DO FLÚOR D) DO FÓSFORO F) DO CHUMBO H) DO FRÂNCI O 22. SEJAM OS ELEMENTOS

43 44 43 44 45

21A 21B 22C 22D 22E

F) A E B SÃO ISÓTOPOS : B E D SÃO ISÓTONOS. G) A E B SÃO ISÓTOPOS : C E D SÃO ISÓTOPOS. H) A E B SÃO ISÓTOPOS : B E D SÃO ISÓBAROS. I) A E D SÃO ISÓTONOS : B E D SÃO ISÓTONOS. J) A E D SÃO ISÓTONOS : B E C SÃO ISÓTONOS. 25. SEJA UM ÁTOMO DE CLORO COM 17 PRÓTONS, 17 ELÉTR ONS, 10 NÊUTRONS. SE O ÁTOMO DE CLORO PERDER 7 ELÉTRONS, PODEMOS DIZER QUE: F) SUA MASSA DIMINUI G) SUA MASSA PERMANECEU CONSTANTE H) SUA MASSA AUMENTOU I) FICOU COM EXCESSO DE CARGA POSITIVA, PASSANDO A CHAMAR-SE ÍON POSITIVO OU CÁTION. J) FICOU COM EXCESSO DE CARGA NEGATIVA, PASSANDO A CHAMAR-SE ÍON NEGATIVO OU ÂNION. 26. QUAIS DAS AFIRMATIVAS ABAIXO ESTÁ ERRADA: F) A MASSA DO PRÓTON É APROXIMADAMENTE IGUAL A DO E LÉTRON. G) A CARGA DE UM PRÓTON NEUTRALIZA A CARGA DE UM EL ÉTRON. H) O NÊUTRON É UMA PARTÍCULA SEM CARGA. I) A MASSA DO ELÉTRON É 1840 VEZES MAIOR QUE A MASS A DO PRÓTON. J) O NÊUTRON POSSUI MASSA PRATICAMENTE IGUAL A DO E LÉTRON. 27. NO ÁTOMO DE POTÁSSIO DE Z = 19 E A = 39 TEMOS: F) 3 CAMADAS ELETRÔNICAS E APENAS UM ELÉTRON NA PER IFERIA. G) 4 CAMADAS ELETRÔNICAS E APENAS UM ELÉTRON NA PER IFERIA. H) 4 CAMADAS ELETRÔNICAS E 2 ELÉTRONS PERIFÉRICOS. I) 5 CAMADAS ELETRÔNICAS E 3 ELÉTRONS PERIFÉRICOS. J) 3 CAMADAS ELETRÔNICAS E 9 ELÉTRONS PERIFÉRICOS 28. – O CÁTION K+ CONTÉM: F) 19 PRÓTONS – 20 NÊUTRONS – 18 ELÉTRONS. G) 19 PRÓTONS – 20 NÊUTRONS – 19 ELÉTRONS.

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H) 19 PRÓTONS – 19 NÊUTRONS – 20 ELÉTRONS. I) 20 PRÓTONS – 19 NÊUTRONS – 19 ELÉTRONS. J) 19 PRÓTONS – 39 ELÉTRONS – 19 NÊUTRONS.

29 - NUMA MOLÉCULA DE H 2SO4 FORMADA POR ISÓTOPOS. 2 32 16

1H 16 S 8 O EXISTEM PRESENTES: F) 50 PRÓTONS, 50 ELÉTRONS, 25 NÊUTRONS G) 25 PRÓTONS, 25 ELÉTRONS, 25 NÊUTRONS H) 50 PRÓTONS, 50 ELÉTRONS, 100 NÊUTRONS I) 50 PRÓTONS, 50 ELÉTRONS, 50 NÊUTRONS J) 100 PRÓTONS, 100 ELÉTRONS, 50 NÊUTRONS 30 – UM ÁTOMO POSSUI 20 PRÓTONS, 20 NÊUTRONS E 20 ELÉTRONS. INDIQUE QUAL (IS) ALTERNATIVA(S) CORRETA(S):

F) SEU NÚMERO ATÔMICO É 40 G) SEU NÚMERO DE NÊUTRONS É 20 H) SEU NÚMERO DE MASSA É 60 I) A MASSA DESTE ÁTOMO É PRATICAMENTE A SOMA DAS MA SSAS DE 20 PRÓTONS E 20 NÊUTRONS. J) EXISTEM 60 PARTÍCULAS NO NÚCLEO DESTE ÁTOMO.

31 – NA DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA DO ELEMENTO QUE TEM Z = 55, EM FUNÇÃO DE ENERGIA DEPARAMOS COM:4 S 2

3 D10, ISTO SE EXPLICA POR QUE? F) 4 S2 TEM MAIOR ENERGIA DO QUE 3 D 10 G) 3 D10 TEM MAIOR ENERGIA QUE 4 S2 H) AMBOS TEM A MESMA ENERGIA I) AMBOS PERTENCEM AO MESMO NÍVEL ELETRÔNICO J) NENHUMA DAS ALTERNATIVAS 32 – UM ELEMENTO COM ESTRUTURA 4 D 4 TEM NÚMERO ATÔMICO: A) 4 B) 24 C) 42 D) 74 E) 16 33 – O ÁTOMO DE NA E O ÍON SÓDIO ( NA

+ ) APRESENTAM: F) AS MESMAS PROPRIEDADES FÍSICAS G) O MESMO NÚMERO DE ELÉTRONS H) A MESMA CARGA ELÉTRICA I) O MESMO NÚMERO DE NÍVEIS J) O MESMO NÚMERO ATÔMICO 34– SE O SUBNÍVEL MAIS ENERGÉTICO DE UM ÁTOMO É O 4 F1 , PERGUNTA-SE: E) QUAL A CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA DO ELEMENTO? F) QUANTOS ELÉTRONS ELE APRESENTA NA CAMADA EXTERNA ? G) QUANTAS CAMADAS POSSUI ESTE ÁTOMO? H) QUAL O SEU NÚMERO ATÔMICO? III - CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA DETERMINE OS QUATRO NÚMEROS QUÂNTICOS DO ELÉTRON MA IS AFASTADO DO NÚCLEO DOS ÁTOMOS: J) RUBÍDIO ( Z = 37 ) K) IODO ( Z = 53 ) L) FERRO ( Z = 26 ) M) ESTRÔNCIO ( Z = 38 ) N) BROMO ( Z = 35 ) O) CLORO ( Z = 17 ) P) OXIGÊNIO ( Z = 8 ) Q) CÁLCIO ( Z = 20 ) R) BORO ( Z = 5 ) 17. QUAL É O NÚMERO QUÂNTICO PRINCIPAL DO ELÉTRON D A CAMADA M? A) 2 B) 3 C) 4 D) 5 E) 7 18. QUAL DOS SUBNÍVEIS É AQUELE QUE NÃO EXISTE NA C AMADA M? A) S B) P C) D D) F E) TODOS EXISTEM.

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19. OS NÚMEROS QUÂNTICOS, PRINCIPAL E O AZIMUTAL (SECUNDÁRIO) PARA O ELÉTRON DE 5S, SÃO

RESPECTIVAMENTE: A) 5;0 B) 0;5 C) 5;1 D) 1;5 E) 5;4 20. DENTRE OS SUBNÍVEIS ABAIXO, QUAL DELES POSSUI M ENOR ENERGIA? A) 5D B) 5P C) 6S D) 4F E) 4D 21. A ORDEM CRESCENTE DE ENERGIA DOS SUBNÍVEIS DA M ESMA CAMADA É: A) S,P,F,D B) D,P,S,F C) F,D,P,S D) S,P,D,F E) P,S,D,F 22. A REPRESENTAÇÃO CORRETA DE 10 ELÉTRONS, NUMA CA MADA ELETRÔNICA É: A) S2, P8 B) S2, P4, D4 C) S2, P6, D2 D) S2, P2, D6 E) S2, P2, D2, F4 23. QUAL O SUBNÍVEL DE MAIOR ENERGIA, QUE SE APRESE NTA COM ELÉTRONS, NUM ÁTOMO Z=28? A) 2P B) 3P C) 3D D) 4S E) 4P 24. QUANTOS ELÉTRONS POSSUI O SUBNÍVEL MAIS ENERGÉT ICO, NUM ÁTOMO Z=37? A) 1 B) 3 C) 6 D) 10 E) 12 25. CERTO ÁTOMO APRESENTA 4 ELÉTRONS NO SUBNÍVEL DE ENERGIA N=4 E L =1 (SUBNÍVEL MAIS ENERGÉTICO).

PODEMOS AFIRMAR QUE O NÚMERO DE ELÉTRONS NA CAMADA N É: A) 2 B) 8 C) 18 D) 4 E) 6 26. QUANDO O VALOR DO NÚMERO QUÂNTICO PRINCIPAL É I GUAL A 2, OS ORBITAIS QUE PODEM EXISTIR NA

CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA DE UM ÁTOMO É (SÃO): A) SOMENTE S B) SOMENTE P C) S E P D) S, P, D E) SOMENTE D 27. O NÚMERO NORMAL DE SUBNÍVEIS EXISTENTES NO QUAR TO NÍVEL ENERGÉTICO DOS ÁTOMOS É: A) 1 B) 2 C) 3 D) 4 E) 5 28. SE O NÚMERO QUÂNTICO SECUNDÁRIO L É IGUAL A 2, OS VALORES QUE O NÚMERO QUÂNTICO MAGNÉTICO PODE

ASSUMIR SÃO: F) SOMENTE 0 E 1 G) SOMENTE 0, 1 E 2 H) SOMENTE –1, 0, +1 I) SOMENTE –2, -1, 0, +1, +2 J) SOMENTE –3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 29. CONSIDERE OS ELEMENTOS COM SEUS RESPECTIVOS NÚMEROS ATÔMICOS: I) NA (11) II) CA (20) III) NI (28) IV) AL (13) DENTRE ELES, APRESENTA(M) ELÉTRONS NO SUBNÍVEL D D E SUAS CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS, APENAS: A) I E IV B) III C) II D) II E III E) II E IV 30. SEJA O SUBNÍVEL DA CAMADA M:

↑↑↑↑ ↑↑↑↑ O CONJUNTO DOS QUATRO NÚMEROS QUÂNTICOS DO ELÉTRON MAIS EXTERNO É: F) 3, 2, +2, -1/2 G) 3, 2, -1, 1/2 H) 2, 2, +1, -1/2 I) 2, 1, -1, -1/2 J) 3, 2, +1, - /2 31. OS ELÉTRONS LOCALIZADOS NUM MESMO ORBITAL POSSU EM, EM COMUM, SOMENTE OS NÚMEROS QUÂNTICOS: F) PRINCIPAL E SECUNDÁRIO G) PRINCIPAL E MAGNÉTICO H) PRINCIPAL, SECUNDÁRIO E SPIN I) PRINCIPAL, SECUNDÁRIO E MAGNÉTICO J) PRINCIPAL, MAGNÉTICO E SPIN 32. UM ÁTOMO QUE APRESENTA, NO ÚLTIMO NÍVEL, UM ELÉ TRON DESEMPARELHADO, COM OS NÚMEROS QUÂNTICOS

N = 5, L =0, M=0 E S= +1/2 TEM O NÚMERO ATÔMICO IGUAL A: A) 31 B) 37 C) 41 D) 47 E) 51 IV - TABELA PERIÓDICA COMO SE DEFINE A DENSIDADE? ______________________________________________________________________________________________________________________________________ DADOS OS ELEMENTOS 17 A , 35 B , 53 C , QUAL DELES APRESENTA MAIOR PONTO DE FUSÃO E A MAIOR DENSIDADE?

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______________________________________________________________________________________________________________________________________ DENTRE OS ELEMENTOS RU (Z=44) E I (Z=53), QUAL DELE S APRESENTA O MAIOR PONTO DE FUSÃO? ______________________________________________________________________________________________________________________________________ DADOS OS ELEMENTOS FE (Z=26 , GA (Z=34) , BR (Z=35) E OS (Z=76), QUAL DELES APRESENTA A MAIOR DENSIDAD E? ______________________________________________________________________________________________________________________________________ DADOS OS ELEMENTOS AL (Z=13) , SE (Z=34) E I (Z=53) , COLOQUE-OS EM ORDEM CRESCENTE DO VOLUME ATÔMICO. ______________________________________________________________________________________________________________________________________ OS PRÓXIMOS EXERCÍCIOS SE REFEREM AOS ELEMENTOS I, II, III, E IV. I) 1S2 2S2 2P6 3S2 3P5 III) 1S2 2S2 2P6 3S2 3P6 4S1 II) 1S2 2S2 2P6 3S2 3P6 IV) 1S2 2S2 2P6 3S2 3P6 4S2

O MENOR POTENCIAL DE IONIZAÇÃO É APRESENTADO POR: A) I B) II C) III D) IV O MAIOR POTENCIAL DE IONIZAÇÃO É APRESENTADO POR: A) I B) II C) III D) IV A MAIOR ELETRONEGATIVIDADE É APRESENTADA POR: A) I B) II C) III D) IV OS ELEMENTOS CITADOS SÃO, RESPECTIVAMENTE: E) NÃO-METAL, GÁS NOBRE, METAL E NÃO-METAL. F) NÃO-METAL, METAL, GÁS NOBRE, METAL. G) GÁS NOBRE, METAL, METAL, NÃO METAL. H) NÃO-METAL, GÁS NOBRE, METAL, METAL. O GRUPO DA TABELA PERIÓDICA QUE APRESENTA ELEMENTOS DE CARÁTER METÁLICO MAIS ACENTUADO É DOS: A) GASES NOBRES B) HALOGÊNIOS C) CALCOGÊNIOS D) METAIS ALCALINOS T ERROSOS E)METAIS ALCALINOS DADAS AS PROPRIEDADES: VI) DENSIDADE VII) VOLUME ATÔMICO VIII) PONTO DE FUSÃO IX) MASSA ATÔMICA X) CALOR ESPECÍFICO É CORRETO AFIRMAR QUE: F) I, II E IV SÃO PROPRIEDADES PERIÓDICAS. G) I, IV E V SÃO PROPRIEDADES APERIÓDICAS. H) I, II E III SÃO PROPRIEDADES PERIÓDICAS. I) III, IV E V SÃO PROPRIEDADES APERIÓDICAS. J) I, II E V SÃO PROPRIEDADES PERIÓDICAS. UM ÁTOMO A TEM UM PRÓTON A MAIS QUE UM ÁTOMO B. CO M BASE NESSA AFIRMAÇÃO, QUAL ALTERNATIVA ABAIXO É A CORRETA? E) SE B FOR UM GÁS NOBRE, A SERÁ UM METAL ALCALINO. F) SE B FOR UM METAL ALCALINO TERROSO, A SERÁ UM ME TAL ALCALINO. G) SE B FOR UM GÁS NOBRE, A SERÁ UM HALOGÊNIO. H) SE B FOR UM METAL DE TRANSIÇÃO, A SERÁ UM GÁS NO BRE. PERCORRENDO A COLUNA DOS HALOGÊNIOS, NA TABELA PERI ÓDICA, NO SENTIDO DOS NÚMEROS ATÔMICOS CRESCENTES, NOTAMOS: F) O AUMENTO DAS ELETRONEGATIVIDADES. G) A DIMINUIÇÃO DAS DENSIDADES. H) A DIMINUIÇÃO DOS PONTOS DE FUSÃO. I) A DIMINUIÇÃO DOS VOLUMES ATÔMICOS. J) O AUMENTO DAS ELETROPOSITIVIDADES O QUE CARACTERIZA UM GRUPO NA TABELA PERIÓDICA É O FATO DE TODOS ELEMENTOS APRESENTAREM: F) O MESMO VOLUME ATÔMICO. G) O MESMO NÚMERO DE ELÉTRONS NA ÚLTIMA CAMADA E PR OPRIEDADES QUÍMICAS SEMELHANTES. H) O MESMO ESTADO FÍSICO. I) PROPRIEDADES QUÍMICAS DIFERENTES E O MESMO NÚMERO DE ELÉTRONS NA ÚLTIMA CAMADA. J) O MESMO POTENCIAL DE IONIZAÇÃO. QUAL A ALTERNATIVA INCORRETA? F) A TABELA PERIÓDICA EMPREGA A ORDEM CRESCENTE DOS NÚMEROS ATÔMICOS. G) OS ELEMENTOS DE UMA FAMÍLIA POSSUEM PROPRIEDADES QUÍMICAS SEMELHANTES.

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H) POTENCIAL DE IONIZAÇÃO É A ENERGIA NECESSÁRIA PA RA RETIRAR UM ELÉTRON DE UM ÁTOMO, NO ESTADO NATURAL, FORMANDO UM ÍON.

I) ELETRONEGATIVIDADE É A TENDÊNCIA QUE UM ÁTOMO PO SSUI DE ATRAIR ELÉTRONS. J) VOLUME ATÔMICO É UMA PROPRIEDADE PERIÓDICA DOS E LEMENTOS. SÃO FEITAS AS SEGUINTES AFIRMAÇÕES COM REFERÊNCIA A O FLÚOR: V) O FLÚOR É UM HALOGÊNIO. VI) O FLÚOR LOCALIZA-SE NO SEGUNDO PERÍODO DA TABEL A PERIÓDICA. VII) O FLÚOR É MENOS ELETRONEGATIVO QUE O CLORO. VIII) O FLÚOR TEM PROPRIEDADES SIMILAR AO CLORO. SÃO CORRETAS AS AFIRMAÇÕES: D) I, II E III D) I, III E IV E) II, III E IV E) TODAS AS AFIRMAÇÕES SÃO CORR ETAS F) I, II E IV 17. UM ELEMENTO CUJO ÁTOMO APRESENTA, NO ESTADO FUN DAMENTAL, 4S COMO SUBNÍVEL MAIS ENERGÉTICO, OCUPA A SEGUINTE POSIÇÃO NA CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA : F) PERÍODO 6, GRUPO 2, SUBGRUPO B. G) PERÍODO 5, GRUPO 2, SUBGRUPO A. H) PERÍODO 4, GRUPO 1, SUBGRUPO B. I) PERÍODO 4, GRUPO 2, SUBGRUPO A. J) PERÍODO 5, GRUPO 8, SUBGRUPO B. 18. CR (Z=24) , MN (Z=25) E FE (Z=26) SÃO F) ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO. G) METAIS ALCALINOS. H) METAIS ALCALINOS-TERROSOS I) CALCOGÊNIOS J) LANTANÍDEOS. 19. O ELEMENTO DE MAIOR ELETRONEGATIVIDADE É O QUE APRESENTA A SEGUINTE CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA: A) 1S2 2S1

E) 1S2 2S2 2P1 F) 1S2 2S2 2P1 G) 1S2 2S2 2P5 E) 1S2 2S2 2P6 3S2 3P6 4S1 V - LIGAÇÕES: FAÇA AS SEGUINTES LIGAÇÕES:

26 K + O 27 BA + O 28 AL + CL 29 ZN + BR 30 BA + S 31 AL + O 32 H + CL 33 O + O 34 N + N 35 H + O 36 H + N 37 H + S 38 HNO3 39 H2CO3 40 NAOH 41 AL(OH) 3 42 PB(OH)2 43 PB(OH)4 44 CA(OH)2 45 SO3 46 H2SO3 47 CASO3 48 NAHCO3 49 NA2CO3 50 K3PO4

2 – UM ELEMENTO QUÍMICO A DE NÚMERO ATÔMICO 38 COMB INA-SE COM UM ELEMENTO QUÍMICO B DE NÚMERO ATÔMICO 7. QUAL A FÓRMULA DO COMPOSTO? QUAL O TIPO DE LIGAÇÃO? 3 – UM ELEMENTO QUÍMICO A DE NÚMERO ATÔMICO 56 COMB INA-SE COM UM ELEMENTO QUÍMICO B DE NÚMERO ATÔMICO 15. QUAL A FÓRMULA DO COMPOSTO? QUAL O TIPO DE LIGAÇÃO? 4 – UMA LIGAÇÃO COVALENTE É FORTEMENTE POLARIZADA Q UANDO LIGA DOIS ELEMENTOS: F) FORTEMENTE ELETROPOSITIVO G) FRACAMENTE ELETRONEGATIVO H) DO MESMO PERÍODO DA TABALA PERIÓDICA I) COM GRANDE DIFERENÇA DE ELETRONEGATIVIDADE

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J) SEM DIFERENÇA DE ELETRONEGATIVIDADE 5 – NOS COMPOSTOS CAF – RBCL – KBR – NAI, A FORÇA D A LIGAÇÃO IÔNICA CRESCE EM QUE ORDEM? 6 – DADAS AS PROPRIEDADES: 1 – TODOS OS CÁTIONS DE METAIS ALCALINOS (M +) TEM CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA SEMELHANTE A DE UM GÁ S NOBRE. 2 – TODOS OS CÁTIONS DE METAIS ALCALINOS (M +) TEM 8 ELÉTRONS EM SUA ÚLTIMAS CAMADAS. DAS AFIRMAÇÕES: B) 1 E 2 ESTÃO CORRETOS B) 1 E 2 ESTÃO INCORRETOS E) SOMENTE 1 ESTÁ CORRETO F) SOMENTE 2 ESTÁ CORRETO 7 – ASSOCIE A PRIMEIRA COLUNA COM A SEGUNDA: A) TEM CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA SEMELHANTE AO HE ( ) OS ÍONS S-2 E K+

B) TEM CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA SEMELHANTE AO NE ( ) OS ÍONS ZN+2

C) TEM CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA SEMELHANTE AO AR ( ) OS ÍONS F-1 E MG+2

D) TEM CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA SEMELHANTE AO KR ( ) OS ÍONS PB+2 E FE+3

E) NÃO TEM CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA SEMELHANTE AO GÁ S NOBRE ( ) OS ÍONS LI+1 8 – DOS COMPOSTOS A SEGUIR QUAL É APOLAR: A) HCL B) H 2O C) H2S D) NH3 E) CH4

9 – SERVEM COMO EXEMPLO DE COMPOSTO IÔNICO, COVALE NTES APOLARES E COVALENTES POLARES, RESPECTIVAMENTE: F) CAI 2 - SO2 – CH4 G) NACL – CH4 – CO2 H) HBR – SO2 – CH3CL I) H2O – SO2 – CAI J) CAO – CO 2 – H2O 10 – CONSIDERANDO DOIS COMPOSTOS K 2O E H2S , AS LIGAÇÕES QUÍMICAS QUE ESTES COMPOSTOS APRESE NTAM SÃO RESPECTIVAMENTE: E) COVALENTE E COVALENTE F) IÔNICA E IÔNICA G) COVALENTE E IÔNICA H) IÔNICA E COVALENTE 11– AS CARACTERÍSTICAS DA LIGAÇÃO COVALENTE SÃO: 1 – OCORRE ENTRE METAIS E NÃO METAIS 2 – OCORRE UM EMPARELHAMENTO DE ELÉTRONS 3 – NÃO HÁ FORMAÇÃO DE ÍONS 4 – OS ELÉTRONS SÃO ATRAÍDOS POR FORÇAS MAGNÉTICAS A ALTERNATIVA CORRETA É: A) 1,2,3,4 B) 1,3,4 C) 2,3,4 D) 2,4 E) 2,3 12 – NOS COMPOSTOS ABAIXO QUAL NÃO APRESENTA O TIPO DE LIGAÇÃO INDICADO? F) NAF – IÔNICA G) CO - COVALENTE DUPLA E DATIVA H) CO2 – COVALENTE DUPLA I) CAO – IÔNICA J) NAH – COVALENTE SIMPLES 13 – ASSINALE A FÓRMULA DA SUBSTÂNCIA EM CUJA MOLÉC ULA OCORRE LIGAÇÃO DATIVA: A) H2O B)CO C)O2 D) H2CO3 E) HCL 14 – QUAL DAS SEGUINTES SUBSTÂNCIAS POSSUI LIGAÇÃO COVALENTE DATIVA A) H2CO3 B) H2 C) MGCL2 D) CO2 E) H2SO3

15 - QUAL A LIGAÇÃO EXISTENTE ENTRE OS ÁTOMOS DE UM A MOLÉCULA DE BROMO? B) LIGAÇÃO COVALENTE POLAR B) LIGAÇÃO COVALENTE APOLAR C) LIGAÇÃO COVALENTE DATIVA D) LIGAÇÃO IÔNICA E) FORÇAS DE VAN DER WALLS 16 – NUM COMPOSTO, CUJA FÓRMULA É A 3B2, PROVAVELMENTE OS ÁTOMOS A E B NO ESTADO NORMAL TI NHAM NA ÚLTIMA CAMADA, RESPECTIVAMENTE: F) 3 E 2 ELÉTRONS G) 2 E 3 ELÉTRONS H) 2 E 5 ELÉTRONS I) 3 E 5 ELÉTRONS J) 3 E 6 ELÉTRONS 17. NA MOLÉCULA H 2: F) CADA ÁTOMO PARTICIPA COM UM ELÉTRON

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G) CONTA-SE DOIS ELÉTRONS PARA AMBOS OS ÁTOMOS H) A REPRESENTAÇÃO É H-H I) OS ÁTOMOS FICAM COM A CONFIGURAÇÃO DO GÁS HÉLIO J) TODAS AS ALTERNATIVAS ESTÃO CORRETAS. 18. NA LIGAÇÃO COVALENTE NORMAL OS ELÉTRONS ENVOLV IDOS SÃO ORIUNDOS: F) APENAS DE UM DOS ÁTOMOS G) UM DE CADA ÁTOMO H) DAS CAMADAS INTERNAS I) DE OUTRO ÁTOMO J) NENHUMA DAS ALTERNATIVAS 19. INDIQUE O TIPO DE LIGAÇÃO E FAÇA A FÓRMULA EST RUTURAL E/OU IÔNICA DOS COMPOSTOS: A) H2CO3 B) CO2 C) MGCL2 D) H2 E) H2SO3 F) HNO3

VI - NÚMERO DE OXIDAÇÃO: DETERMINE O NOX DOS ELEMENTOS SUBLINHADOS: 1. H2CO3

2. H3BO3

3. HMNO4

4. H3BO3

5. H4SIO4

6. H2SO4

7. H4P2O7 - 8. O2

9. NH4 +

10. SO4- 2

VIII . FUNÇÕES: A) ESCREVA A EQUAÇÃO DE IONIZAÇÃO DOS SEGUINTES COM POSTOS: 1 – HCN 2 – H 2CO 3

3 – HNO2 4 – HBR 5 – HMNO4 6 – H3BO3 7 – H4SIO4 8 – H2SO4

9 – H4P2O7 10 – HF B) ESCREVA A EQUAÇÃO DE DISSOCIAÇÃO DOS SEGUINTES C OMPOSTOS: 11 – CA(OH)2

12 – SN(OH)2

13 – PB(OH)4

14 – AL(OH) 3

15 – CO(OH)2

16 – NA(OH) 17 – SN(OH) 4

18 – PT(OH)2

19 – CR(OH)3

20 – NI(OH)3

C) FAÇA A REAÇÃO QUÍMICA ENTRE OS ÁCIDOS E BASES AP RESENTADOS NO EXERCÍCIO ANTERIOR, SEGUINDO A ORDEM: O Nº1 COM O Nº 11, O Nº2 COM O Nº 12, E ASSIM SUCESSIVAMENTE. 1. 2. 3. 4. 5. 6.

112

7. 8. 9. 10. C) DÊ A NOMENCLATURA: 1 - HNO3

2 - HNO2

3 - H2CO3

4 – LIOH 5 - AL(OH) 3

6 - PB(OH)2

7 - PB(OH)4

8 - CA(OH)2 9 - H2SO3 10 – H 2 SO4

D) DÊ A REAÇÃO DE OBTENÇÃO E A NOMENCLATURA DOS SEG UINTES SAIS: MODELO __ÁCIDO____ + __BASE___ ⇒⇒⇒⇒ SAL + ÁGUA ---------NOME DO SAL OBTIDO---------- EX.: 2HCL + CA(OH) 2 ⇒⇒⇒⇒ CA CL 2 + 2H2O CLORETO DE CÁLCIO 1 – KCL 2 – LIBR 3 – NACN 4 – NA2SO4

5 – KMNO4

6 – AL 2S3

7 – FE 2(SO3)3

8 – CACO3

9 – MGSO3

10-CU SO4

F) COMPLETE A TABELA E DÊ A NOMENCLATURAS DAS SUBST ÂNCIAS OBTIDAS CL-1 NO3

-1 SO 4-2 S -2 CLO-1 CO 3

-2 CÁLCIO CACL2 CA(NO3)2 CA SO 4 CAS CA(CLO)2 CA CO 3

113

CLORETO DE CÁLCIO

NITRATO DE CÁLCIO

SULFATO DE CÁLCIO

SULFETO DE CÁLCIO

HIPOCLORITO DE CÁLCIO

CARBONATO DE CÁLCIO

POTÁSSIO KCL KNO3 CLORETO

DE POTÁSSIO

NITRATO DE POTÁSSIO

ZINCO

COBRE (+ 1)

FERRO (+3)

BÁRIO

G) QUAL A NOMENCLATURA DAS SEGUINTES SUBSTÂNCIAS:

11 CO2 E CO

12 AL 2O3

13 MGO

14 K 2º

15 CAO

16 NA2O

17 SO2 E SO3

18 PBO2 E PBO

19 CUO E CU 2 O

20 NIO E NI2O3 H) DÊ A FÓRMULA DOS SEGUINTES ÓXIDOS:

13 FÉRRICO 14 DE ESTANHO II 15 CRÔMICO 16 PLÚMBICO 17 ÚLFURICO 18 DE PRATA 19 DE ALUMÍNIO 20 CUPROSO 21 DE ARSÊNIO LV 22 DE FERRO II 23 CÚPRICO 24 DE FÓSFORO V

114

1A

METAIS ALCALINOS

ACTINÍDEOS H

← GASOSO

METAIS ALCALINOS-TERROSOS

OUTROS METAIS C

← SÓLIDO

METAIS DE TRANSIÇÃO

NÃO-METAIS HG

← LÍQUIDO

LANTANÍDEOS

GASES NOBRES RF

← DESCONHECIDO

11 H HIDROGÊNIO

2A 3A 4A 5A 6A

23 LI LÍTIO

4 BE BERÍLIO

5 B BORO

6 C CARBONO

7 N NITROGÊNIO

8 O OXIGÊNIO

311 NA SÓDIO

12 MG MAGNÉSIO

┌───────────── ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO ─────────────┐ 13 AL ALUMÍNIO

14 SI SILÍCIO

15 P FÓSFORO

16 S ENXOFRE

3B 4B 5B 6B 7B ┌───── 8B ─────┐ 1B 2B

419 K POTÁSSIO

20 CA CÁLCIO

21 SC ESCÂNDIO

22 TI TITÂNIO

23 V VANÁDIO

24 CR CROMO

25 MN MANGANÊS

26 FE FERRO

27 CO COBALTO

28 NI NÍQUEL

29 CU COBRE

30 ZN ZINCO

31 GA GÁLIO

32 GE GERMÂNIO

33 AS ARSÊNIO

34 SE SELÊNIO

537 RB RUBÍDIO

38 SR ESTRÔNCIO

39 Y ÍTRIO

40 ZR ZIRCÔNIO

41 NB NIÓBIO

42 MO MOLIBDÊNIO

43 TC TECNÉCIO

44 RU RUTÊNIO

45 RH RÓDIO

46 PD PALÁDIO

47 AG PRATA

48 CD CÁDMIO

49 IN ÍNDIO

50 SN ESTANHO

51 SB ANTIMÔNIO

52 TE TELÚRIO

655 CS CÉSIO

56 BA BÁRIO

57 - 71 *

52 HF HÁFNIO

53 TA TÂNTALO

74 W TUNGSTÊNIO

75 RE RÊNIO

76 OS ÓSMIO

77 IR IRÍDIO

78 PT PLATINA

79 AU OURO

80 HG MERCÚRIO

81 TL TÁLIO

82 PB CHUMBO

83 BI BISMUTO

84 PO POLÔNIO

787 FR FRÂNCIO

88 RA RÁDIO

89-103 **

104 RF RUTHERFÓRDIO

105 DB DÚBNIO

106 SG SEABÓRGIO

107 BH BÓRIO

108 HS HÁSSIO

109 MT MEITNÉRIO

110 UUN UNUNÍLIO

111 UUU UNUNÚNIO

112 UUB UNÚMBIO

113 UUT UNUNTRIO

114 UUQ UNUNQUÁDIO

115 UUP UNUNPENTIO

116 UUH UNUNHEXIO

* 6 57 LA LANTÂNIO

58 CE CÉRIO

59 PR PRASEODÍMIO

60 ND NEODÍMIO

61 PM PROMÉCIO

62 SM SAMÁRIO

63 EU EURÓPIO

64 GD GADOLÍNIO

65 TB TÉRBIO

66 DY DISPRÓSIO

67 HO HÓLMIO

68 ER ÉRBIO

69 TM TÚLIO

70 YB ITÉRBIO

** 7 89 AC ACTÍNIO

90 TH TÓRIO

91 PA PROTACTÍNIO

92 U URÂNIO

93 NP NETÚNIO

94 PU PLUTÔNIO

95 AM AMERÍCIO

96 CM CÚRIO

97 BK BERQUÉLIO

98 CF CALIFÓRNIO

99 ES EINSTÊNIO

100 FM FÉRMIO

101 MD MENDELÉVIO

102 NO NOBÉLIO

0

CÁLCULOS ESTEQUIOMÉT RICOS MASSA ATÔMICA, MASSA MOLECULAR E MOL

1

UNIDADE DE MASSA ATÔMICA (u):

Levando em consideração o fato de não existir uma unidade de massa suficientemente pequena para medir a quantidade de matéria

existente em um átomo, criou-se uma unidade específica para este fim. Esta unidade é conhecida como unidade de massa atômica (

u.m.a ) ou simplesmente ( u ).

A quantidade de matéria que corresponde a esta unidade é a décima segunda parte da massa existente em um isótopo 12 do

carbono. Assim, as massas de todos os outros átomos são especificadas em relação a este padrão.

Por exemplo:

Um átomo de hidrogênio tem a massa igual a décima Segunda parte do carbono 12, logo sua massa atômica é igual a 1u.

Um átomo de cálcio tem massa de 40 vezes a décima Segunda parte do carbono 12, logo sua massa atômica é 40u. todas essas

massas estão tabeladas na Tabela Periódica.

Unidade de massa atômica (u) é a massa de 1/12 do á tomo de carbono com número de massa igual a 12 ( 12C).

Massa atômica (MA) Massa atômica é a massa de um átomo expressa em u. Indica quantas vezes a massa do átomo é maior que 1 /12 da massa do átomo de 12C. Assim, a massa atômica do 12C é igual a 12 u. Existem métodos experimentais que permitem a determinação da massa atômica com uma precisão tal que o seu valor pode ser expresso com até seis algarismos significativos, tais como: Massa atômica do átomo 24Mg = 23,9847u Massa atômica do átomo 27AI = 26,9815u Massa atômica do átomo 35CI = 34,997u Massa atômica do átomo 37CI = 36,975u Note que os valores das massas atômicas são muito próximos dos respectivos números de massa. Quando dizemos, por exemplo, que a massa atômica do átomo 24Mg é igual a 24u, concluímos que:

• Massa de um átomo de 24Mg = 24u • Massa de um átomo de 24Mg = 24 x massa de 1/12 do átomo de 12C • Massa de um átomo de 24Mg = 2 x massa de um átomo de 12C

MASSA ÔMICA DE UM ELEMENTO

Massa atômica de um elemento é a média ponderada das massas atômicas dos átomos de seus isótopos constituintes. Assim, o cloro é formado pelos isótopos 35CI e 37CI, na proporção indicada abaixo: MA do elemento CI = 34.997.75,4+36.975 . 26.6 = 35.453u 100

2

Como a massa atômica de um isótopo é aproximadamente igual ao seu número de massa, a massa atômica de um elemento é aproximadamente igual à média ponderada dos números de massa de seus isótopos constituintes. Logo, a massa atômica aproximada do cloro será: MA do elemento CI = 35 . 75,4 + 37 . 24.6 = 35.5u 100 Não existe átomo de CI com massa igual a 35,5u. Este é o valor médio da massa do átomo de CI: Massa média do átomo de CI = 35.5u Massa média do átomo de CI = 35.5 x massa de 1/12 do átomo de 12C Massa média do átomo de CI = 35.5 x massa do átomo de 12C

Átomo Grama

É simplesmente a massa atômica de um elemento qualquer expressa em gramas.

Por exemplo:

O átomo grama do cálcio é 40g , já que sua massa atômica é 40u.

O átomo grama do Hidrogênio é 1g, já que sua massa atômica é 1u. E assim sucessivamente.

Obs: Costuma-se colocar o átomo grama simplesmente como atg.

Assim temos que 1 atg de cálcio é igual a 40g. Consequentemente o atg do hidrogênio é 1g.

MASSA MOLECULAR (MM)

É a massa de uma molécula medida em unidades de massa atômica. Uma molécula é a junção de vários átomos que buscam a

estabilidade química, a massa de uma molécula é simplesmente a somatória das massas doa átomos que compões esta molécula.

Por exemplo:

A água é uma substância formada por um átomo de oxigênio e dois átomos de hidrogênio, sua massa portanto se refere a estes

átomos. Como o oxigênio tem massa de 16u e cada hidrogênio de 1u, a água terá massa de 18u.

A massa molecular da água portanto é de 18u. Veja que isto é a massa de apenas 1 molécula de água.

Massa molecular de uma substância é a massa da molé cula dessa substância expressa em uma unidade de ma ssa atômica

(u).

Logo, numericamente, a massa molecular (MM) é igual à soma das massas atômicas (MA) de todos os átomos constituintes da molécula. Exemplo:

• MA do H=1 u A molécula de Água tem massa 18 u

• MA do O=16 u A molécula de Água tem massa 18 vezes maior que a massa de 1/12 do átomo de 12C;

• MM do H 2O = 2 x 1 + 16 = 18 u • A molécula de Água tem massa 1,5 vezes maior que a massa do 12C

A massa atômica do CI é igual a 35,5 u e a massa molecular do CI2 é igual a 2. 35,5 = 71,0 u. Assim como não existe átomo de CI com massa igual a 35,5 u, não existe molécula de CI2 com massa igual a 71,0 u; este é o valor médio da massa das moléculas de CI2.

3

A substância CI2 é formada por uma mistura das moléculas (35CI—35CI), (35CI—37CI) e (37CI—37CI) com massas moleculares 70 u. 72 u e 74 u. em proporção tal que a massa média das moléculas de CI2, podemos afirmar que: Massa média da molécula CI2 = 71 u Massa média da molécula CI2 = 71 x massa de 1/12 do átomo de 12C Massa média da molécula CI2 = 71 x massa do átomo de 12C A rigor, no caso de substâncias iônicas, o termo massa molecular deve ser substituído por fórmula-massa, pois não existe molécula de substância iônica. Entretanto, na prática costuma-se usar a expressão massa molecular também nesses casos. Embora seja mais correto indicar a unidade (u) nos valores das massas atômicas e moleculares, na prática, por uma questão de simplicidade, omite-se a unidade (u). Daqui por diante, omitiremos a unidade (u), ficando ela subentendida nesses valores.

Molécula Grama

É a massa molecular expressa em gramas. É a massa de 1 mol de moléculas. Ou seja, a massa de 6,02 x 1023 moléculas. Assim

podemos afirmar que a molécula grama da água é 18g pois sua massa molecular é 18u. veja portanto que 6,02 x 1023 moléculas de

água tem massa de 18g e que isso corresponde a 1 mol de moléculas de água.

Costuma-se falar que 1mol de água pesa 18g.

Verifique o seguinte:

• UMA molécula de água tem massa de 18u. • UM MOL de moléculas de água (6,02 x 1023 moléculas ) tem massa de 18g.

MOL E CONSTANTE DE AVOGADRO

Conceito de MOL

Devemos conceber o fato de que para termos uma quantidade considerável de matéria , devemos ter também uma quantidade

suficientemente grande de átomos. O cientista italiano Amadeo Avogadro estipulou um número para o qual esta quantidade de átomos

(que especifica o átomo grama de um elemento ) é definida. Este número então é chamado de número de Avogadro, que equivale a

6,02 x 1023 , esta quantidade é chamada de MOL.

Por exemplo: • 1 mol de átomos de cálcio = 6,02 x 1023 átomos de cálcio, têm massa de 40g. • 1mol de átomos de hidrogênio tem 6,02 x 1023 átomos de hidrogênio tem massa disso é 1g.

Podemos também falar que 1atg de cálcio = 6,02 x 1023 átomos de cálcio tem massa de 40g. Ainda que 1atg de hidrogênio = 6,02 x 1023 de átomos de hidrogênio tem massa de 1g. Verifique e analise o seguinte:

• a quantidade de 1mol representa 6,02 x 1023 unidades, da mesma forma que 1 dúzia representa 12 unidades. • Para se ter 1 atg de um elemento qualquer, deve-se ter 1 mol deste elemento, ou seja, 6,02 x 1023 átomos deste elemento.

Logo, Mol é a quantidade de matéria que contém tant as entidades elementares quantos são os átomos de 12C contidos em 0,012 Kg de 12C. Constante de Avogadro é o número de átomos de 12C contidos em 0,012 Kg de 12C. Seu valor é: 6,02 . 10 23 mol -1 1 mol = 6,02 . 10 23

4

Em um mol de:

ÁTOMOS MOLÉCULAS

PRÓTONS ELÉTRONS

ÍONS FÓRMULAS

existem 6,02 . 1023

átomos moléculas prótons elétrons íons fórmulas

Exemplos: • Em um mol de carbono (C) ,significa um mol de áto mos de C, há 6,02 . 10 23 átomos de C. • Em um mol de cloro (Cl 2) significa um mol de moléculas de Cl 2, há 6,02 . 1023 moléculas de Cl 2. • Em um mol de cloreto de sódio (Na -CI-) há um mol de entidades (N a

-Cl-), isto é, 6,02 . 10 23 íons N a+ e 6,02 . 1023 íons Cl -.

MASSA MOLAR Massa molar é a massa que contém 6.02 . 10 23 entidades representadas pela respectiva fórmula. A unidade mais usada para a massa molar é g . mol -1. Massa molar de um elemento é a massa de um mol de á tomos, ou seja, 6,02 . 10 23 átomos desse elemento. É numericamente igual a sua massa atômica. Massa atômica do CI = 35,5 u Massa molar do CI = 35,5 g . mol-1

Um mol de átomos do elemento CI, ou seja, 6,02 . 10 23 átomos do elemento CI, tem massa 35,5g. Massa atômica do C = 12.011 u Massa molar do C = 12.011 g . mol-1 Um mol de átomos do elemento C, ou seja, 6,02 . 1023 átomos do elemento C, pesa 12,011g. Massa molar de um isótopo é a massa de um mol de átomos desse isótopo, ou sej a, 6,02 . 1023 átomos desse isótopo. A massa molar de um isótopo é numericamente igual à sua mas sa atômica. Massa atômica do 35CI = 34.997 u Massa molar do 35CI = 34.997 g . mol-1 Um mol de átomos, ou seja, 6,02 . 1023 átomos do isótopo 35CI, tem massa de 34.997 g. Massa atômica do 12C = 12,0000 u Massa molar do 12C = 12,0000 g . mol-1 Um mol de átomos, ou seja, 6,02 . 1023 átomos do isótopo 12C, pesa 12,0000 g. Massa molar de uma substância é a massa de um mol de entidades representadas pel a sua fórmula. A massa molar de uma substância é numericamente igual à sua massa molecu lar (ou fórmula-massa, no caso de ser iônica). Massa molecular do H2O = 18,0 u Massa molar do H2O = 18,0 g . mol-1 Um mol de moléculas, ou seja, 6,02 . 1023 moléculas de H2O, tem massa de 18,0 g. Fórmula-massa do Na

-CI- = 58,5 u Massa molar do Na

-CI- = 58,5 g . mol-1 Um mol de entidades (Na

-CI-), ou seja, 6,02 . 1023 entidades (Na

-CI-), tem massa de 58,5 g. Massa molar de um íon é a massa de um mol de íons, ou seja, 6,02 . 1023 íons. Massa molar do CI- = 35,5 g . mol-1

5

Um mol de íons CI-, ou seja, 6,02 . 1023 íons CI-, tem massa de 35,5 g. Massa molar do SO2- = 96,0 g . mol-1 4

Um mol de íons SO4 2-, ou seja, 6,02 . 1023 íons SO4

2- , tem massa de 96,0 g.

O NÚMERO DE MOLS

Existem diversas formas de se verificar a quantidade de matéria existente a ser medida. Pode-se encontrar a massa em gramas,

pode-se encontrar a quantidade de átomos ou moléculas, ou ainda a quantidade mols de átomos ou moléculas.

Veja:

Em 18g de água temos 1mol de moléculas de água. Se tivermos 36g de água é lógico que possuímos 2mols de moléculas de água.

Assim perceba que o número de mols depende da quantidade de massa. Logo, equacionando o pensamento ficamos assim:

18g de água = 1mol

36g de água = 2mols , este valor de 2 mols é obtido porque multiplicamos 18g x 2 = 36g onde, 18g é a massa do mol , 36g é a massa

que temos e 2 é o número de mols existentes.

Logo 2 = 36g / 18g . Então o número de mols existentes em 36g de água é 2.

A pergunta é dada assim: Quantos mols de água existem em 36g de água? E a resposta seria:

nº = massa / mol nº = 36g / 18g = 2 , veja que o resultado é adimensional pois o número de mols é simplesmente uma quantidade.

CONVERSÃO DE MASSA EM QUANTIDADE DE MATÉRIA (ou substância) Sendo m a massa de uma substância, expressa em gramas, e s endo M a sua massa molar, expressa em g/mol, podemos escrever a seguinte proporção:

6

VOLUME MOLAR

É o volume ocupado por 1 mol de moléculas de uma de terminada substância a uma dada temperatura e press ão. Nas Condições Normais de Temperatura e Pressão - CN TP (T=0 0C e P = 1 atm), um mol de qualquer gás ocupa sempre o mesmo volume de 22,4 L (independente do tipo de gás). Fora da CNTP, o volume deve ser calculado usando-se a EQUAÇÃO CLAPEYRON: PV = n R T Onde: n = nº de mols � n = m

М (m = massa dada no problema e M=massa molar TP) R = 0,082 atm.L/ mol.k. T = Temperatura (K) P = pressão (atm) V =volume (L ) 1–EXERCÍCIOS - RELAÇÃO MASSA/Nº DE MOLS/VOLUME

1 Qual o nº de átomos em uma amostra de 230g sódio? 2 Quantos mols correspondem 37 g de Ca(OH)2? 3 Qual o nº de átomos que existem em 18g de argônio? 4 Quantos mols de átomos existem em 20 gramas de bromo? 5 O cloreto de vinila, CH2CHCl, é a base de muitos plásticos (PVC) e fibras importante:

a) calcule a massa molar b) calcule a porcentagem em massa de cada elemento no composto.

6 Um dentista usou 30 mg de amálgama de prata, cujo teor em prata é de 72%. Qual o nº de átomos de prata que o cliente recebeu em sua arcada dentária?

7 18% do corpo humano provêm de átomos de C. Considerando uma pessoa de 58 kg. Qual o nº de mols de C neste indivíduo?

8 A solda que os bombeiros usam em tubos de cobre tem 67% de chumbo e 33% de estanho. Qual é a massa de chumbo, em gramas, em uma libra de solda? Qual a massa de estanho? (1 libra = 453,59 g)

9 Qual o volume ocupado por 8,8 g de CO2 em CNTP? 10 Nas CNTP, qual o volume ocupado por 56g de CO? 11 Qual o volume ocupado por 4,8g do gás ozônio na CNTP?. Qual o nº de moléculas existentes? 12 Qual o volume ocupado por um mol de SO2 a 27º C e pressão de 4 atm? 13 Quantas moléculas há em 11,2 litros de N2 nas CNTP? 14 Qual a massa de gás carbônico contida num volume de 20 litros à temperatura 77º C e pressão de 1 atm?

7

15 Qual a MASSA de gás sulfídrico (H2S), contida num volume de 15 litros, a pressão de 3 atm e temperatura de 47 °C? Dado: R = 0,082 atm.L/mol.K

LEIS PONDERAIS DAS REAÇÕES QUÍMICAS 1) LEI DE LAVOSIER OU LEI DA CONSERVAÇÃO DAS MASSAS Numa reação química toda massa existente entre os reagentes é transformada em produtos, isto é num sistema fechado, a soma das massas dos reagentes é igual a soma das massas dos produtos. Exemplo 1: 2Na + Cl2 ⇒ 2Na Cl 4.6g + 7,1g ⇒ 11,7g Exemplo 2 : Ca CO3 ⇒ CaO + CO2 calcário ⇒ cal + dióxido de carbono 100g Ca CO3 ⇒ 56g CaO + 44g CO2 A conservação de massa numa RQ, serve para determinar a quantidade de reagentes utilizados ou de produtos formados. Qual a massa de carbonato de cálcio necessária para formar uma tonelada de cal? 100g CaCO3 ⇒ 56g CaO X ⇒ 106g CaO X = 1.108 x = 1.7 .106 g 56 2) LEI DE PROUST OU LEI DAS PROPORÇÕES FIXAS As massas de substâncias reagentes e as massas de substâncias produzidas numa RQ, obedecem a uma proporção fixa. 2Na + Cl2 ⇒ 2Na Cl Proporção em mol: 2 mol + 1 mol ⇒ 2 mol Proporção em massa: 2 x 3 : 71g ⇒ 2 x 58,5 46g : 71g ⇒ 117g 2- EXERCÍCIOS ESTEQUIOMETRIA:

Dados: massas atômicas: Fe= 56; C= 12; O= 16. 4.

8

9 - Em 1990 foram consumidos, em nosso país, cerca de 164 bilhões (164.10ª) de cigarros. A massa de um cigarro que é queimada correspondente a aproximadamente 0,85g. Considerando que 40% da massa do cigarro seja do elemento carbono, quantas toneladas de dióxido de carbono(CO‚) os fumantes lançaram na atmosfera em 1990, no Brasil? Observação: 1 tonelada (1t) = 106g. Massas atômicas relativas: C = 12; O = 16 10 - Certos solos, por razões várias, costumam apresentar uma acidez relativamente elevada. A diminuição desta acidez pode ser feita pela adição ao solo de carbonato de cálcio, CaCO3, ou hidróxido de cálcio, Ca(OH)2, ocorrendo uma das reações, a seguir representadas: CaCO3 + 2H+ -> Ca+2 + CO2+ H2O Ca(OH)2‚ + 2H+ -> Ca+2 + 2H2O Um fazendeiro recebeu uma oferta de fornecimento de carbonato de cálcio ou de hidróxido de cálcio, ambos a um mesmo preço por quilograma. Qual dos dois seria mais vantajoso, em termo de menor custo, para adicionar à mesma extensão de terra? Justifique. Massas atômicas relativas: Ca = 40; C = 12; O = 16 e H = 1

9

11. Uma das maneiras de impedir que o SO2, um dos responsáveis pela "chuva ácida", seja liberado para a atmosfera é tratá-lo previamente com óxido de magnésio, em presença de ar, como equacionado a seguir: Dados: massas molares em g/mol MgO = 40 e SO2 = 64 MgO(s) + SO2(g) + ½ O 2(g) -> MgSO4(s) Quantas toneladas de óxido de magnésio são consumidas no tratamento de 9,6x103toneladas de SO2? a) 1,5 x 102 b) 3,0 x 102 c) 1,0 x 103 d) 6,0 x 103 e) 2,5 x 104 12. Coletou-se água no rio Tietê, na cidade de São Paulo. Para oxidar completamente toda a matéria orgânica contida em 1,00L dessa amostra, microorganismos consumiram 48,0 mg de oxigênio(O2). Admitindo que a matéria orgânica possa ser representada por C6H10O5 e sabendo que sua oxidação completa produz CO2 e H2O, qual a massa da matéria orgânica por litro da água do rio? (Dados: H = 1, C =12 e O = 16.) a) 20,5 mg. b) 40,5 mg. c) 80,0 mg. d) 160 mg. e) 200 mg. SOLUÇÕES

1. Concentração Comum (C) Ou Concentração Massa/Vol ume:

É a razão estabelecida entre a massa do soluto (m1) e o volume da solução (V);

Geralmente: soluto (g) e solvente em (L), logo: C=g/L

Unidade: g/L

Obs.: kL - hL - daL - L - dL - cL - mL (nova representação para os múltiplos e submúltiplos do litro (L))

2. Densidade (D):

É a razão estabelecida entre a massa da solução (m) e o volume (V) dessa solução;

Unidade: g/mL = g/cm3; g/L = g/m3;

Observações: 1. para se passar de g/mL para g/L (multiplica-se a densidade por 1000) e para se passar de g/L para g/mL (divide-se a densidade por 1000)

10

2. volume e densidade devem estar nas mesmas unidades; 3.como a densidade da água é igual a 1g/mL temos: 1 mL de água = 1g de água; 1L de água é igual a 1Kg de água...Cuidado essas relações só são válidas para a água devido a sua densidade ser igual a 1g/mL.

3. Título Em Massa (T) Ou Concentração Massa/Massa:

É a razão estabelecida entre a massa do soluto (m1) e a massa da solução (m), ambas na mesma unidade (geralmente em gramas);

Obs.: 0 < T < 1

Título percentual (T%): T% = Tx100

O título não possui unidade

Obs.: Para soluções onde a concentração é muito pequena, ou seja, para soluções muito diluídas, a concentração costuma ser expressa em partes por milhão ou ppm:

Portanto: ppm = parte por milhão Proporção de soluto em relação à solução (10 6). Pode ser expresso em termos de MASSA ou VOLUME ppm = mg do soluto

kg da solução Por exemplo: A água potável pode conter a quantidade máxima de 1mg de íons Ba+2 por litro de solução: a) Qual o % em massa de bário (título)? b) Qual a concentração em ppm? a) Em termos de porcentagem (título), tem-se: T(%) = 1. 10-3 g/ 1000g (= 1L) x 100% T(%) = 0,001 % b) Em termos de concentração em ppm, tem-se:

ppm = mg do soluto kg da solução

ppm = 1mg/1kg ou

10-3 g (soluto) ⇒ 1.000 g (solução) x ⇒ 1.000.000 x = 1 ppm

Título em Volume (Tv) Ou Concentração Volume/Volume :

É a razão estabelecida entre volume do soluto (V1) e o volume da solução (V), ambos na mesma unidade;

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Obs.: 0 < Tv < 1

Título percentual (Tv%): Tv% = Tv x 100

Obs.: Para soluções onde a concentração é muito pequena, ou seja, para soluções muito diluídas, a concentração costuma ser expressa em partes por milhão ou ppm:

Obs.: 1cm3 = 1mL; 1dm3 = 1L; 1000L = 1m3;

O título em volume não possui unidade

2 – ppb = parte por bilhão = Proporção de soluto em relação à solução (10 9). Também, pode ser expresso em termos de massa ou volume.

4. Concentração Molar Ou Molaridade (M) Ou Concentr ação Em Quantidade De Matéria/Volume Ou Concentraçã o Mol/L:

É a razão estabelecida entre o número de mols de moléculas do soluto (n1) e o volume da solução (V), em litros;

Onde:

- n1 = Número de mols do soluto. É a razão entre a massa do soluto (m1) e a massa molar desse soluto (M1). - a unidade é: mol/L ou M ou molar escrita após o valor numérico da concentração; Observações: 1 - Cuidado com os vários tipos de "m" usados até aqui!!! Revisando: m1 = massa do soluto m2 = massa do solvente m = massa da solução M1 = massa molar do soluto M = molaridade 2 - tudo que possui o índice "1" refere-se ao solu to, tudo que possui o índice "2" refere-se ao solvente e tudo que não possui índice refere-se a solução, assim te mos: n1 = número de mols de moléculas do soluto n2 = número de mols de moléculas do solvente n = número de mols de moléculas da solução C= concentração comum da solução

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4.1. Concentrar ou diluir uma Solução: Quando a quantidade de soluto é grande comparada ao solvente, dizemos que a solução é concentrada. Caso contrário, é diluída. Podemos preparar soluções diluídas a partir do acréscimo de solvente a uma solução concentrada, com M1 e V1. Podemos concentar um solução retirando solvente da solução. A nova concentração será identificada por M2 (ou C 2 ou T2) o novo volume por V2.. M1V1 = M2V2 (ou C1V1 = C2V2 ou... T1V1 = T2V2 )

Ex1.Diluição: Os sucos engarrafados são produzidos a partir do suco da fruta, do qual se retira parte de água para torná-lo mais concentrado. Para consumi-los, voltamos a adicionar água, que é um solvente. Ex2 Concentração: Como proceder para preparar 2 litros de ácido sulfúrico (H2SO4) na concentração de 98g/L, a partir de 4 litros de solução desse ácido a 196 g/L? Solução Inicial Solução Final C 1 = 196g/L C2 = 98g/L V1 = 4L V2 = ??? C1V1 = C2V2

Substituindo-se V2 = 2L (há concentração da solução) 3 - EXERCÍCIOS DE SOLUÇÔES

Densidade e Concentração Comum:

1. Calcule a densidade de uma solução (KglL), sabendo-se que foram empregados 400g de soluto, 800g de solvente

em 1000 cm3 de solução.

2. A densidade de um óleo é de 0,92g/cm3. Em um recipiente de 225 ml, qual a massa de óleo existente?

3. Sabendo-se que foram empregados 400g NaOH e 1800g de água, em uma solução cuja a densidade é 2,2 glL, pergunta-se:

a. Qual o nº de moléculas de água na solução? b. Qual o nº de mols de NaOH na solução? c. Qual a concentração comum na solução?

4. 100 g de NaOH dissolvidos em 400 ml de água forneceram 420 ml de solução. Calcule: a – concentração em g/l b – densidade da solução em g/l c – densidade da solução, em g/ml.

5. Quantos mols de ácido nítrico existem em 1 litro de solução cuja densidade é 1,11g/cm3, sabendo-se que tem 19% em massa de ácido nítrico.

6. Sabendo-se que uma solução a 20% de H2CO3 tem densidade 1,24g/ml, determine a concentração comum (em g/L).

7. Calcule as massas de ácido sulfúrico e água que devem ser misturadas para obtermos 320 kg de solução com 65% em massa de ácido sulfúrico.

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8.A fim de diminuir o impacto ambiental, a Petrobrás adiciona certa quantidade de álcool à gasolina, comumente 22% em volume de álcool. Nestas condições, quando se abastece um carro com 50 litros de gasolina, quais são as massas de gasolina e álcool introduzidas no tanque de combustível? (Dados: dálcool= 800g/l dgasolina=700g/l ).

9 . Uma água contaminada por mercúrio encerra 0,02% em massa de mercúrio. Qual é a quantidade de mercúrio nessa água, em ppm?

Título: 10. Calcule a concentração em % m/v de uma solução obtida dissolvendo-se 20 g dicromato de potássio (K2Cr2O7) em água de modo a perfazer 500 mL de solução. Qual o valor dessa concentração se for expressa em g/L? 11. Calcule a massa de nitrato de bário necessária para preparar 150 mL de uma solução 35% m/v . Se, ao invés de usarmos nitrato de bário usássemos o nitrato de cálcio, a massa necessária para preparar esta solução seria diferente da calculada? 12. Calcular o volume de solução no qual devem ser dissolvidos 75,0 g de iodeto de potássio afim de que a solução seja 25 %m/v. 13. Uma solução foi preparada pesando-se 150 g de hidróxido de potássio e dissolvendo-o de modo a se obter 2,0 L de solução. Qual a concentração da solução em g/L? E em %m/v? Molaridade 14. Se 17,1 g de sulfato de alumínio são dissolvidos em água suficiente para obtenção de 80,0 mL de solução. Calcule a concentração da solução em mol/L. 15. Calcule a concentração em mol/L das soluções abaixo:

1. 25,0 g de hidróxido de sódio em 75,0 mL de solução 2. 100 g de carbonato de sódio em 1,50 L de solução 3. 2,45 g de ácido clorídrico em 50,0mL de solução 4. 1,00 g de cloreto de sódio em 20,0 mL de solução

16. Uma solução aquosa de dicromato de potássio (K2Cr2O7) tem concentração igual a 2,0 mol/L. Calcule a concentração dessa solução em g/L e %m/v. 17. Calcule a massa de permanganato de potássio necessária para se preparar 200 mL de solução 0,02 mol/L. 18. Se100 g de NaOH dissolvidos em 400 mL de água forneceram 420 mL de solução. Calcule:

a. A concentração em g/L b. A concentração em % m/v c. A concentração em mol/L

19. Como monitor do laboratório de Química Geral você deverá cumprir as seguintes tarefas:

- preparar 400 mL de uma solução 3,75 %m/v de nitrato de prata. - preparar 750 mL de uma solução 30 g/L de hidróxido de sódio. - preparar 3,5 L de uma solução 0,01 mol/L de carbonato de sódio. - Descreva como proceder em cada um dos casos.

Obs.: Todas as substâncias são sólidas a temperatura ambiente

20 . Calcule a massa, em gramas, presente nas seguintes soluções de ácido clorídrico:

5. 20,0 mL de solução 5,0 mol/L . 6. 150 mL de solução 5,0% m/v. 7. 75,0 mL de solução 5,0 g/L.

21. Calcule a massa, em gramas, presente em 200 mL nas seguintes soluções: - 0,1 mol/L de ácido sulfúrico b) cloreto de sódio c) nitrato de prata d) hidróxido de sódio 22. Calcule a massa, em gramas, presente em 200 mL nas seguintes soluções 0,1 g/L: - ácido sulfúrico b) cloreto de sódio c) nitrato de prata d) hidróxido de sódio

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23. Para adoçar um cafezinho, uma pessoa usou 3,42 g de sacarose. Sabendo que o volume do cafezinho é igual a 50,0 mL, calcule a concentração em mol/L e em % m/v.Dada a massa molar da sacarose: 342g/mol.

EXERCÍCIOS Complementares: 1) Sabendo-se que a solubilidade da sacarose é: 204 g de sacarose/ 100 g de H2O ( 20º C) 220 g de sacarose/ 100 g de H2O ( 30º C) Responda: 1.1 ) 250 g de sacarose são adicionados a 100 g de água a 20 C. Depois de agitar o sistema suficientemente, mantida a temperatura constante, podemos afirmar que: (a) Toda a sacarose dissolve-se e a solução obtida é insaturada. (b) Toda a sacarose dissolve-se e a solução obtida é saturada. (c) 46 g de sacarose não se dissolvem, constituindo corpo de chão e a solução sobrenadante é saturada. (d) 46 g de sacarose não se dissolvem, constituindo corpo de chão e a solução sobrenadante é insaturada. 1.2 Qual é a massa da sacarose que deve ser dissolvida em 50 g de água para se obter uma solução saturada a 30 C? 1.3 )As massas de sacarose e de água contidas em 640 g de solução saturada a 30 C são, respectivamente: (a) 220 g e 420 g (b) 440 g e 200 g (c) 202 g e 438 g (d) 404 g e 236 g (e) 320 g e 320 g Resfriando-se 160 g de uma solução saturada de sacarose, inicialmente a 30 C, até a temperatura atingir 20 C, qual é a massa de sacarose que cristaliza, constituindo um corpo de fundo? 2) Tem-se no laboratório um frasco de solução cuja concentração é fixa. Se cada uma das operações abaixo for efetuada, o que acontece com a massa do soluto e com a concentração obtida no frasco, após cada uma das operações, em relação à solução do frasco original (aumenta; diminui; não se altera). Justifique cada resposta sem efetuar cálculos. (a) Retiramos 25,00 mL da solução do frasco. Massa: Concentração: (b) Dividimos o volume total do frasco em duas partes iguais. Massa: Concentração: (c) Adicionamos água de modo a dobrar o volume de solução. Massa: Concentração: (d) Sem que haja alteração de volume, acrescentamos mais soluto. Massa: Concentração: RESPOSTAS Observem que estas respostas estão fora de ordem e numeração 1) (c) 46 g de sacarose não se dissolvem, constituindo corpo de chão e a solução sobrenadante é saturada. 110g de sacarose / (b) 440 g e 200 g / 8g de corpo de chão 2) (a) a massa diminui: foi retirada uma massa proporcional aos 25,00 mL; a concentração não se altera pois a proporção massa/volume permanece constante. (b) a massa diminui: fica reduzida à metade; a concentração não se altera (idem item a). (c) a massa não se altera: a quantidade de soluto não sofre nenhuma alteração em relação ao frasco original; a concentração diminui: teremos uma mesma massa para um volume que é o dobro do original, logo, a concentração será a metade da do frasco original. (d) a massa aumenta: se há acréscimo de soluto, há aumento de massa do mesmo; a conc. aumenta pois teremos uma massa maior para um mesmo volume de solução. 3) 4,0% m/v e 40 g/L 4) 52,5 g. Independente da substância a ser utilizada, a massa necessária para preparar a solução em questão será de 35 g para cada 100 mL de solução. 5) 300 mL de solução 6) C = 75 g/L e 7,5% m/v 7) C = 0,626 mol/L 8) a) C = 8,3 mol/L

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b) 6,28 x 10 - 1 mol/L c) 1,34 mol/L d) 8,55 x 10 - 1 mol/L 9) C = 588 g/L e 5,88%m/v 10) 0,632 g 11) a) 238 g/L b) 23,8 %m/v c) 5,95 mol/L 12) a) Pesar 15 g de AgNO3, dissolver em água suficiente, acrescentar água até completar 400 mL, homogeneizando bem a solução. b) Pesar 22,5g g de NaOH, dissolver em água suficiente, acrescentar água até completar 750 mL, homogeneizando bem a solução. c) Pesar 3,71 g de Na2CO3, dissolver em água suficiente, acrescentar água até completar 3,5 L, homogeneizando bem a solução. 13) a) 3,65g b) 7,5 g c) 3,75 x 10 - 1 g 14) a) 1,96 g de H2SO4 b) 1,17 g de NaCl c) 3,4 g AgNO3 d) 0,8 g de NaOH 15) 0,02 g em todos os itens. 16) C = 0,2mol/L e 6,84 % m/v PROCESSOS DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO 1 - CONCEITO DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO

Reação de Oxidação : quando a espécie química perde elétrons Zn ⇒ Zn+2 + 2 e Reação de Redução : quando a espécie química recebe elétrons Cu+2 + 2 e

⇒ Cu

Resumindo: Zn + CuSO4 ⇒ Cu + Zn S O4

Zn + Cu +2 ⇒ Cu + Zn+2 cinza azul vermelho

l---------------------⇑

l-----------------------------------------------⇑

Agente oxidante : é a espécie química que sofre redução Agente redutor : é a espécie química que sofre oxidação No exemplo acima, o agente oxidante é o Cu+2. O agente redutor é o Zn. 2 – ELETROQUÍMICA A eletroquímica é um ramo da química que lida com o uso de reações químicas espontâneas para produzir eletricidade, e com o uso da eletricidade para fazer com que reações químicas não-espontâneas aconteçam. A classe de reações químicas envolvidas nestes processos é chamada de reações de oxi-redução, ou reações REDOX. Uma das contribuições mais importantes da eletroquímica para o nosso dia a dia são as baterias portáteis usadas em diversos equipamentos eletro-eletrônicos.

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A bateria é uma célula eletroquímica na qual a corrente - fluxo de elétrons através do circuito - é produzida por uma reação química espontânea ou é usada para forçar o processamento de uma reação não espontânea. Chamamos de célula galvânica a célula eletroquímica que apenas gera uma corrente. A pilha de Daniell é um exemplo antigo de célula galvânica. Ela foi inventada pelo químico britânico John Daniell em 1836 para suprir a necessidade de energia confiável e estável para operar aparelhos de telégrafos. Daniell sabia que a reação redox Zn(s) + Cu2+(aq) ¨⇒ Zn2+(aq) + Cu(s) era espontânea porque quando um pedaço se zinco é colocado numa solução aquosa de sulfato de cobre (II), o cobre metálico é depositado na superfície do zinco.

PILHA VOLTAICA Mergulhando-se a lâmina de zinco numa solução contendo íons cobre, ocorre a seguinte reação: Zn0 + Cu+2 ⇒ Zn+2 + Cu0

Como vimos, esta reação pode ser desdobrada em duas semi-reações: Zn0

⇒ Zn+2 + 2 e Semi-reação de Oxidação Cu+2 + 2 e ⇒ Cu Semi-reação de Redução ----------------------------- Zn0+ Cu+2

⇒Zn+2+ Cu

Em termos atômicos, quando a reação acontece, os elétrons são transferidos do Zn para os íons de Cu2+ através da solução. Estes elétrons reduzem os íons de Cu2+ a átomos de Cu, que aderem à superfície do zinco ou forma um precipitado no fundo do frasco. O pedaço de Zn desaparece progressivamente enquanto seus átomos doam elétrons e formam íons de Zn 2+ que migram para a solução. Daniel notou que poderia rearranjar a reação para realizar trabalho separando as semi-reações de oxidação e de redução em compartimentos distintos (observação interessante: o elétron ainda não havia sido descoberto). Assim, conforme indicado na Figura 1, para que os elétrons dos átomos de Zn passem para os íons de Cu 2+, eles devem transitar através de um circuito externo (fio, lâmpada, motor, etc) no qual realizam trabalho. Ligando-se as lâminas de zinco e cobre por este um fio condutor, e intercalando nesse fio um voltímetro, verifica-se a passagem de corrente elétrica da lâmina de zinco para a lâmina de cobre. Os elétrons que saem da lâmina de zinco são provenientes da reação de oxidação: (Zn0

⇒ Zn+2 +2 e). Os elétrons que chegam à lâmina de cobre são absorvidos pela reação de redução: (Cu+2 + 2 e ⇒ Cu). Este dispositivo que permite realizar as duas semi-reações separadamente, é a chamada pilha de Daniell. Portanto, que consta de duas semipilhas, uma dela uma lâmina de zinco mergulhada em solução de Zn+2 ; a outra é uma lâmina de cobre mergulhada em solução de Cu+2. As semipilhas estão separadas por uma parede porosa ou uma ponte salina , que têm como função impedir que as soluções se misturem, ao mesmo tempo em que possibilitam o fluxo de íons entre as soluções. À medida que a semi-reação Zn0

⇒ Zn+2 + 2e se processa, ocorre:

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- a lâmina de zinco diminui de massa; - aumenta a concentração de Zn+2 na respectiva semipilha, produzindo um desequilíbrio de cargas. Para resbatelecer

o equilíbrio, uma parte destes cátions migra para a outra semipilha. À medida que a semi-reação Cu+2 + 2e ⇒ Cu se processa, ocorre - há deposição de cobre metálico sobre a lâmina de cobre e, com isso vai aumentando sua massa; - diminui a concentração de Cu+2 na respectiva semi-pilha, produzindo um desequilíbrio de cargas. Para estabelecer o equilíbrio, uma parte destes ânions SO4

-2 migra para a outra semi-pilha.

Constata-se, portanto: - um fluxo de elétrons através do fio condutor, evidenciando uma diferença de potencial, medido pelo voltímetro, que será a voltagem da pilha; - os íons migram de uma semipilha para outra através da ponte salina; - quanto maior a concentração de Zn+2 na semipilha de Zn/ Zn+2, menor será a voltagem da pilha, pois o aumento da concentração de Zn+2 é desfavorável à reação global que ocorre na pilha (Zn0+Cu+2

⇒Zn+2 +Cu)

- quanto maior a concentração de Cu+2 na semipilha de Cu/Cu+2, maior será a voltagem da pilha, pois o aumento da concentração de Cu+2 é favorável à reação global que ocorre na pilha. Aumentando Cu+2 -----------> Zn0 + Cu+2

⇒ Zn+2 + C u < --------- Aumentando Zn+2

É importante salientar que: - Partindo das semipilhas cujas concentrações de íons Zn+2 e de íons Cu+2 são de 1 Molar (1mol/l), a voltagem inicial

é de 1,1 volts, a 25 ºC. À medida que as semireações vão se processando, a voltagem diminui. A voltagem da pilha de Daniell fica zero, ficando então, descarregada;

- As lâminas de Zinco e cobre são chamadas de ELETRODOS da pilha. ÂNODOS e CÁTODOS são os eletrodos onde

ocorrem as semireações. - A reação de OXIDAÇÃO ocorre no ÃNODO, de onde partem os elétrons. Logo, o pólo negativo. - A reação de REDUÇÃO ocorre no CÁTODO, para onde chegam os elétrons. Logo, o pólo positivo. - A representação, segundo a IUPAC, no caso da pilha de Daniell, fica sendo: Zn/Zn+2 //Cu/Cu+2 A reação que ocorre na pilha de Daniell, como na de qualquer pilha, é acompanhada de liberação de energia livre (∆ G < 0). É, portanto uma reação ESPONTÂNEA.

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PILHA VOLTAICA OU GALVÂNICA É UM DISPOSITIVO QUE PE RMITE A OBTENÇÃO DE CORRENTE ELÉTRICA

POR MEIO DE UMA REAÇÃO DE OXIREDUÇÃO ESPONTÂNEA ( ∆∆∆∆ G < 0 ).

2.1 - POTENCIAL DE ELETRODO PADRÃO – E (eV): O potencial de eletrodo mostra a tendência de uma RQ se passar no eletrodo, isto é, dá a medida da facilidade com que os átomos do eletrodo metálico perdem elétrons, ou, medem a facilidade com que os íons recebem elétrons. Como vimos, considera-se como eletrodo o sistema complexo do metal imerso no eletrólito. Para determinar o potencial, fixou-se uma concentração dos íons para todas as medidas, pois o potencial varia com a concentração do eletrólito. Esta concentração foi fixada em 1 molar de seus íons (1 M). É chamada de potencial padrão ou potencial normal. Representa-se: M/Mn+ (1 M) ou M : M n+ ( 1 M) Zn/Zn2+ (1 M) ou Zn : Zn 2+ ( 1 M)

Mede-se o potencial de um eletrodo ligando-o a um segundo eletrodo tomado como referência. Devido a diferença de potenciais desses eletrodos haverá um fluxo de elétrons do eletrodo de maior potencial para o outro de menor potencial. Assim, valores relativos de potenciais podem ser determinados experimentalmente comparando-se o potencial do eletrodo padrão (meia pilha) com o eletrodo de hidrogênio, fixado como tendo potencial nulo. Zn0

⇒Zn+2+2e E 0 = ? Semi-reação de oxidação 2H+1 + 2e ⇒ H2 E 0 = 0 Semi-reação de redução ----------------------------------------------------------------- Zn0 + 2H+1 ⇒ Zn+2 + H2 ∆E 0 = 0,763 V Como E 0 = 0, para o hidrogênio E 0 = 0,763 V, para o zinco. Como na reação global houve uma reação de oxidação do zinco, esse é o valor do potencial padrão de oxidação do zinco. O potencial padrão de redução do zinco apresenta o mesmo valor, com sinal trocado. Zn0

⇒ Zn+2 + 2 e E 0 oxidação = + 0,763 V Zn+2 + 2 e ⇒ Zn0 E 0 redução = - 0,763 V 2.2- Previsão de Reações de Oxi-redução. Os potenciais de eletrodos de vários metais foram meditos e a convenção de sinais adotada é recomendada pela IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry). Escreve-se a reação do eletrodo como: Reação Química de redução M +n + ne ⇒⇒⇒⇒ M Exemplo: Zn +2 + 2 e ⇒ Zn E = - 0,763 V Cu +2 + 2 e ⇒ Cu E = + 0,337 V Reação Química de oxidação M ⇒⇒⇒⇒ M+n + ne Exemplo Zn ⇒ Zn +2 + 2 e + 0,763 V Cu ⇒ Cu +2 + 2 e - 0,337 V PADRÃO: 2 H+ +2e ⇒ H2 0,000 V

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PARA PREVER A POSSIBILIDADE DE UMA REAÇÃO QUÍMICA DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO SE PROCESSAR ESPONTANEAMENTE TEM-SE: - As reações de oxi-redução que ocorrem na descarga de uma pilha são sempre espontâneas. - Nelas, os elétrons saem da semi-reação com menor Eo

red e entram na semi-reação com maior Eored .

Eo

red MENOR --> Fluxo de elétrons ----> Eored MAIOR

REAÇÃO ESPONTÂNEA <---------- Fluxo de elétrons <--------- REAÇÃO NÃO ESPONTÂNEA Maior tendência Maior tendência Perder elétrons Ganhar elétrons Regra Prática: ∆∆∆∆E 0 = E 0red + (-E 0 red ) ∆∆∆∆E 0 > 0 reação espontânea ∆∆∆∆E 0 < 0 reação não-espontânea Exemplo 1 – Zn+2 + Fe0 ⇒ Zn0 + Fe+2

Fe0 ⇒ Fe+2 + 2 e E 0 = 0,440 V

Zn+2 + 2 e ⇒ Zn E 0 = - 0,763 V ---------------------------------------------------- Zn+2 + Fe0 ⇒ Zn0 + Fe+2 ∆E 0 = - 0,323 V O valor negativo indica RQ não espontânea Exemplo 2 – Zn0 + Fe+2 ⇒ Zn+2 + Fe0

Fe+2 + 2 e ⇒ Fe0 E 0 = - 0,440 V

Zn ⇒ Zn+2 + 2 e E 0 = 0,763 V ------------------------------------------------------------- Zn0 + Fe+2 ⇒ Zn+2 + Fe0 ∆E 0 = 0,323 V O valor positivo indica RQ espontânea

Semi-reação de redução

Semi-reação de oxidação

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2.4 - Conceito de Corrosão: É a deterioração de um material, por ação química do meio em que atua. A maioria dos metais, em contato com o meio ambiente, forma um sistema termodinamicamente instável. Os metais em contato com o ar, reagem formando óxidos. Mesmo os metais mais resistentes, como os metais nobres, sofrem corrosão: - Ouro(Au) e Platina (Pt), em água régia (solução de HCl + HNO3 )

- Aço Inox, em cloretos (Cl –

- Alumínio, em mercúrio (Hg) ou sais de Hg A deterioração de materiais não-metálicos, por exemplo concreto, borracha e madeira, é também, considerada corrosão. Determinação das RQ de oxi-redução: Exemplo 1 Fe0 + 2 H+1 Cl ⇒ Fe+2 Cl2

+ H2 0

Fe0 ⇒ Fe+2 + 2 e RQ de Oxidação

2 H+1 + 2 e ⇒ H2 RQ de Redução -------------------------------------------------- Fe0 + 2 H+1 ⇒ Fe+2 + H2

Esta equação representa o ataque do ferro metálico pelo ácido. Neste caso, o Ferro é o agente redutor e o hidrogênio o agente oxidante. Exemplo 2 Mg ⇒ Mg+2 + 2e RQ de oxidação 2 H+ + 2 e ⇒ H2 RQ de redução Mg0 + 2 H+1 ⇒ Mg+2 + H2


1. Escrever a reação de oxi-redução espontânea que envolve as seguintes semi-reações: Zn2+ + 2 e ⇄ Zn0 E0 = -0,76 V Ag+ + 1 e ⇄ Ag0 E0 = +0,80 V Resolução O E0 da prata é maior que o Zn; logo, a prata reduz-se e o zinco oxida-se. Como o número de elétrons perdidos e ganhos devem ser o mesmo, teremos: 2 Ag+ + 2 e- 2 Ag0 (semi-reação de redução) Zn0 Zn2+ + 2 e- (semi-reação de oxidação) ____________________________ 2Ag+ + Zn0 2 Ag0 + Zn2+ (reação global) A reação espontânea é aquela que ocorre quando colocamos o metal zinco numa solução que contém íons Ag+.

Resposta

2 Ag+ + Zn0 2 Ag0 + Zn2+

2. Escrever a reação de oxi-redução espontânea que envolve as seguintes semi-reações: NO3

- + 4 H+ + 3 e- ⇄ NO + 2 H2O E0 = + 0,96 V Ag+ + 1 e- ⇄ Ag0 E0 = + 0,80 v Resolução Comparando-se os valores dos potenciais normais de redução, conclui-se que o ácido nítrico se reduz e a prata se oxida.

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A reação espontânea ocorre quando mergulhamos o metal prata numa solução de ácido nítrico. Como o número de elétrons perdidos deve ser igual ao de elétrons ganhos, teremos: NO3

- + 4 H+ + 3 e- NO + 2 H2O (semi-reação de redução)

3 Ag0 3 Ag+ + 3 e- (semi-reação de oxidação) _____________________________________ 3 Ag0 + NO3

- + 4H+ 3 Ag++ NO + 2 H2O (reação global) Nas reações em que o ácido nítrico é o agente oxidante, os metais que possuem potencial de redução menor, inclusive alguns metais nobres como a prata, reagem com o ácido, porém não há desprendimento de hidrogênio. Resposta 3 Ag0 + NO3

- + 4 H+ 3 Ag+ + NO + 2 H2O Obs.: A platina e o ouro não são “dissolvidos” pelo ácido nítrico; eles são “dissolvidos” apenas pela água-régia, que é uma mistura de 3 partes de ácido clorídrico concentrado e 1 parte de ácido nítrico concentrado. 3. Os potenciais de eletrodo (potenciais de redução) indicam a tendência de redução das espécies químicas. Para evitar a corrosão do ferro, que começa por sua dissolução formando íons, colocamos blocos de metais de sacrifício em contato com ele. Esses metais sofrerão a reação, enquanto o ferro permanecerá intacto. Apresentamos a seguir uma relação de potenciais de eletrodo: Fe 2+ + 2 e- ⇄ Fe(s) E0 = -0,44 V (aq) Zn 2+ + 2 e- ⇄ Zn(s) E0 = -0,76 V (aq)

Mg 2+ + 2 e- ⇄ Mg(s) E0 = -2,37 V (aq)

Cu 2+ + 2 e- ⇄ Cu(s) E0 = -0,34 V (aq)

Sn 2+ + 2 e- ⇄ Sn(s) E0 = -0,14 V (aq)

Os metais que se prestam como metal de sacrifício para o ferro são: a) Cu e Sn d) Cu e Zn b) Zn e Sn e) Zn e Mg c) Mg e Zn Resolução Metais de sacrifício são aqueles que, na presença de outros metais, sofrem oxidação com mais facilidade. Deve apresentar um poder redutor maior do que o dos metais que se quer evitar a corrosão. Quanto menor o potencial de redução, maior o poder redutor. Analisando a tabela de potenciais apresentada no enunciado, verificamos que as semi-reações que apresentam valores de E0 menores que –0,44 V são as do zinco e as do magnésio. Portanto, se houver magnésio ou zinco em presença de ferro, esses serão oxidados respectivamente a Mg2+ e Zn2+, enquanto o ferro permanecerá na forma reduzida (Fe0). Resposta Alternativa e. OUTROS TIPOS DE PILHA PILHA SECA (OU DE LECLANCHÉ) O pólo negativo da pilha é constituído pela capa de zinco que a reveste. O pólo positivo é um bastão de grafite mergulhado numa pasta úmida constituída principalmente por MnO2 , C, NH4Cℓ e ZnCℓ2. O movimento dos íons no meio pastoso é muito lento, motivo pelo qual a pilha leva certo tempo para se descarregar. Essa pilha não é recarregável. Na pilha alcalina, a pasta úmida contém substâncias alcalinas como KOH. As semi-reações e a reação global na pilha seca são: Pólo (-) Zn(s) Zn2+ + 2e-

Pólo (+) 2 MnO2(s) + 2 NH+ + 2e- Mn2O3 (s) + 2 NH3(aq) + H2O(ℓ) _________________________________________________ Reação global: Zn(s) + 2 MnO2(s) + 2 NH+ Zn2+ + MN2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O(ℓ)

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ACUMULADORES (BATERIAS DE AUTOMÓVEL) São associações em séries de várias pilhas, cada uma delas fornecendo 2 V. Assim, uma bateria de 6 volts é formada por três elementos e a de 12 volts é formada por seis elementos. Em cada pilha, o pólo positivo é constituído por uma placa de chumbo envolvida com PbO2, e o pólo negativo, por uma placa de chumbo apenas, estando todo o sistema mergulhado numa solução aquosa de ácido sulfúrico. As reações que ocorrem durante o funcionamento da bateria são as seguintes: Pólo (-) {Pb + SO2

4- PbSO4 + 2 e-

Pólo (+) {PbO2 + SO24

- + 4 H+ + 2 e- PbSO4 + 2 H2O __________________________________________________ Reação global : Pb + PbO2 + 2 SO2

4- + 4H+ 2 PbSO4 + 2 H2O

O sulfato de chumbo, formado no cátodo e no ânodo, é pouco solúvel em água, ficando depositado nos eletrodos. Num automóvel, a energia elétrica usada pelo motor em movimento é fornecida pelo dínamo. A corrente gerada percorre a bateria em sentido oposto ao de seu funcionamento, invertendo a reação de oxi-redução com dissolução do sulfato de chumbo depositado; é o que chamamos de “carregar a bateria”. Apesar disso, ela tem um tempo útil de funcionamento, pois nem todo sulfato dissolve-se, podendo recobrir totalmente os eletrodos, impedindo o funcionamento da bateria. 4 -EXERCÍCIOS ELETROQUÍMICA 1 - Indique com ( R ) as reações de redução e com ( O ) as reações de oxidação: ( ) Mg ⇒ Mg+2 + 2 e ( ) Al +3 + 3e ⇒ Al

( ) Ag ⇒ Ag+ + e ( ) Ca ⇒ Ca+2 + 2 e

( ) 2H+ + 2e ⇒ H2 ( ) 2I -1 ⇒ I2 + 2e ( ) Cl2 + 2e ⇒ 2Cl- 2 - Descubra quais reações podem ser realizadas e indique agentes oxidantes e redutores: 1 Sr + Ca+2 ⇒ Sr +2 + Ca

2 Fe + Na+1 ⇒ Fe +2 + Na

3 Mg + Zn+2 ⇒ Mg +2 + Zn

4 Sb + Cu+2 ⇒ Sb +2 + Cu

5 Ag + Cu+2 ⇒ Ag + + Cu

6 Cr + Mn+2 ⇒ Cr +3 + Mn

7 Al + Mn+2 ⇒ Al +3 + Mn

8 Be + Al+3 ⇒ Be +2 + Al 9 Pt + Ag+1 ⇒ Pt +2 + Ag

10 Ag + Pt+2 ⇒ Ag + + Pt

1. Considerando as semi-reações, indique se a reaçã o global ocorre espontaneamente.

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Br2 + 2 e- ⇄ 2 Br- E0 = +1,06 V Fe3+ + 1 e- ⇄ Fe2+ E0 = +0,77 V Verifique qual das reações equacionadas não ocorre: a) Zn0 + Cu2+ → Zn2+ + Cu0 d) Cu0 + 2Ag+ → 2 Ag0 + Cu2+

b) H2 + Hg2+ → 2H+ + Hg0 e) 2H+ + Zn0 → H2 + Zn2+

c) 3 K+ + Aℓ0 → 3 K0 + Aℓ3+

2. O desenho representa o corte de uma pilha de man ganês. As reações que ocorrem durante o funcionamento da pilha são: 2 MnO2(s) + 2 NH4

+ + 2 e- ⇄ Mn2O3(s) + 2 NH3(aq) + H2O(ℓ) Zn(s) ⇄ Zn2+ + 2 e-

a)Qual é o agente oxidante nessa reação? b) Cite uma substância cuja quantidade diminui e uma cuja quantidade aumenta quando a pilha está funcionando. 3. A pilha alcalina é constituída de uma barra de m anganês metálico eletroliticamente puro imerso numa pasta de hidróxido de zinco. Dela são conhecidos os respecti vos potenciais padrão de redução: Mn2+ + 2 e- ⇄ Mn0 E0 = -1,18 V Zn2+ + 2 e- ⇄ Zn0 E0 = -0,76 V Qual a ddp da pilha? Qual a equação global que nela ocorre? 4. Em uma pilha do tipo comumente encontrado em sup ermercados, o pólo negativo é constituído pelo revestimento externo de zinco. A semi-reação que pe rmite ao zinco funcionar como pólo negativo é: a) Zn+ + e- → Zn d) Zn → Zn2+ + 2 e- b) Zn2+ + 2 e- → Zn e) Zn2+ + Zn → 2 Zn+

c) Zn + Zn+ → Zn+ + e-

5. A bateria de chumbo usada em automóvel é constit uída de um conjunto de pilhas com os eletrodos imer sos em solução de ácido sulfúrico. As semi-reações e os potenciais padrão de redução a 25 ºC são: PbSO4 + 2 e- → Pb + SO4

2- E = -2,36 V

PbO2 + SO42-

+ 4 H+ + 2 e- → PbSO4 + 2 H2O E = 1,615 V Escreva a equação da reação global e calcule o potencial padrão da pilha. Indique os números de oxidação do chumbo e do enxofre nas substâncias da pilha. 6. Dadas as seguintes semi-reações com respectivos potenciais de eletrodo: Mg2+ + 2 e- → Mg E0 = -2,36 V Ni2+ + 2 e- → Ni E0 = -0,25 V Cu2+ + 2 e- → Cu E0 = +0,34 V Ag+ + 2 e- → Mg E0 = +0,80 V Considere agora as seguintes reações: l – Mg + Ni2+ → Mg2+ + Ni lll – 2 Ag+ + Mg → Mg2+ + 2 Ag ll – Ni + Cu2+ → Ni2+ + Cu lV – Ni2+ + 2 Ag → Ni + 2 Ag+

A análise dessas equações nos permite concluir que: a) l, ll, lll e lV são espontâneas. d)somente l e ll são espontâneas. b) Somente l, ll e lll são espontâneas. e)somente ll e lll são espontâneas. c) Somente lll e lV são espontâneas. 7. Na célula eletroquímica A ℓ0 / Aℓ3+ // Fe3+ / Fe0 podemos afirmar que: a) o alumínio sofre redução. b) o ferro é ânodo.

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c) os elétrons fluem pelo circuito externo no sentido do alumínio para o ferro. d) há desgaste do eletrodo de ferro. e) a solução do Aℓ3+ se dilui. 8. Quando se ligam os eletrodos níquel e prata por meio de um fio condutor, pode-se afirmar que:

a) a lâmina de prata diminui de massa. b) A lâmina de níquel aumenta de massa. c) A lâmina de prata aumenta de massa. d) Os elétrons fluem, dentro da pilha, no sentido do eletrodo de Ni para o eletrodo de Ag. e) Os elétrons fluem, fora da pilha, pelo fio condutor, no sentido do eletrodo de prata para o eletrodo de Ni.

9. Dadas as semi-reações: 2 Fe3+ + 2 e- ⇄ 2 Fe2+ E = +0,77 V Cℓ2 + 2 e- ⇄ 2 Cℓ- E = +1,36 V Calcule o potencial para a reação 2 Fe 2+ + 2 Cℓ2 → 2 Fe3+ + 2 Cℓ- , verificando se ela é espontânea ou não. a) –0,59 volt e a reação não é espontânea. b) 0,59 volt e a reação não é espontânea. c) 0,59 volt e a reação é espontânea. d) –2,13 volts e a reação não é espontânea. e) 2,13 volts e a reação é espontânea.

Quimica Geral Material Complementar Completo 2012

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