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Sumário
LIGAÇÕES QUÍMICAS.............................................................................................................. 2
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES .............................................................................................. 8
GEOMETRIA MOLECULAR ..................................................................................................... 9
FORÇAS INTERMOLECULARES ......................................................................................... 12
FUNÇÕES INORGÂNICAS .................................................................................................... 16
Ácidos ..................................................................................................................................... 17
Bases ...................................................................................................................................... 22
Óxidos .................................................................................................................................... 25
Sais ......................................................................................................................................... 28
REAÇÕES QUÍMICAS ............................................................................................................ 32
BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES ................................................................................... 35
GABARITO ................................................................................................................................ 38
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ...................................................................................... 39
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ETAPA 2
LIGAÇÕES QUÍMICAS
Os átomos dificilmente ficam sozinhos na natureza. Eles tendem a se unir
uns aos outros, formando assim tudo o que existe hoje.
Alguns átomos são estáveis, ou seja, pouco reativos. Já outros não
podem ficar isolados. Precisam se ligar a outros elementos. As forças que
mantêm os átomos unidos são fundamentalmente de natureza elétrica e são
chamadas de Ligações Químicas.
Ligação iônica
A ligação iônica consiste na transferência de elétron(s) de um metal
(cátion) para um ametal (ânion). Essa transferência de elétron(s) é originada de
uma forte atração eletrostática entre esses íons. Os compostos que
apresentam essa ligação são chamados compostos iônicos.
Para demonstrarmos a forma como ocorre a ligação iônica, iremos utilizar
o método de Lewis, no qual representamos apenas os elétrons da camada de
valência do átomo por pontos.
Para não termos que fazer a distribuição eletrônica para cada átomo
utilizado, iremos utilizar as características de como foi organizada a tabela
periódica, de que as famílias têm características em comum. Esta regra só é
válida para os elementos representativos (famílias 1 e 2, e famílias 13 a 18).
Para descobrir quantos elétrons na última camada tem um átomo,
devemos ver a que família ele pertence. Por exemplo, todo átomo pertencente
à família possui 1 elétron na última camada, na família 2, 2 elétrons, na família
13 até a 18 devemos diminuir 10 do número da família, logo teremos para a
família 13, 3 elétrons na última camada. Agora vejamos o exemplo abaixo da
ligação entre o sódio (Na) e o cloro (Cl):
Na família 1 1 elétron na última camada
Cl família 17 7 elétrons na última camada
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Com isso, teremos o primeiro esquema abaixo:
Na primeira parte acima, o átomo de cloro, por ser mais eletronegativo,
captura o elétron da última camada do sódio, ficando com 8 elétrons na
camada de valência e o sódio, por já estar com a penúltima camada completa
(estável) perde este elétron e completa a sua valência.
Ao acontecer esta transferência de elétrons, teremos a fórmula iônica
abaixo:
Como estamos apenas representando a última camada de cada átomo,
deste modo o de sódio não possui nenhum ao seu redor, quanto ao cloro, este
capturou o elétron do sódio ficando assim com oito elétrons ao seu redor. Para
diferenciar aquele que recebeu elétrons, nós o colocamos dentro de colchetes,
o ponto no meio dos símbolos significa que estes estão se ligando.
Quanto aos sinais, o sódio por ter perdido 1 elétron, ficará com uma carga
positiva não anulada, por isso o sinal positivo, quanto ao cloro, é o inverso,
porque ganhou 1 carga negativa (elétron) ficará com esta não anulada.
Como, neste caso, utilizamos nesta ligação apenas um cloro e um sódio,
devemos indicar tal fato. Assim ficamos com a fórmula mínima abaixo,
lembrando que devemos iniciar com o cátion e depois com o ânion:
Na1Cl1 = NaCl
Em casos que a quantidade é um, não é necessário mostrá-la.
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Há casos onde a proporção entre os átomos não é 1:1, então devemos
realizar como o exemplo abaixo:
Para completar a valência de qualquer um dos átomos, podemos
aumentar a quantidade do oposto até que ambos os elementos estejam
completos.
Ligação covalente
Se não todos, mas a maioria dos ametais da tabela
periódica estabelecem entre si ligações onde há compartilhamento de elétrons,
ou seja, o par ou pares de elétrons fazem parte, quase que simultaneamente,
dos átomos que participam da ligação.
Alguns compostos como CO2 (gás carbônico), HCl (ácido muriático),
SiO2(sílica) são exemplos de espécies de maior caráter covalente, assim,
tomando o dióxido de carbono, os dois átomos de oxigênio (com 6 elétrons na
última camada) adquirem mais 2 elétrons do carbono (com 4 elétrons na última
camada) e completam o octeto. Da mesma forma, como o
carbono compartilha 4 pares com cada átomo de oxigênio (portanto, 8 elétrons)
também adquire condição de octeto completo.
Vejamos abaixo como podemos demonstrar essa ligação, tomemos como
exemplo o H2O:
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Devemos perceber que neste tipo de ligação cada átomo está entrando
com um elétron, e o par forma a ligação. Para sabermos quantas ligações um
átomo fará obrigatoriamente, vemos quantos elétrons ele possui na última
camada e diminuímos de 8, esse valor será a quantidade de ligações que ele
fará.
O oxigênio, por exemplo, possui 6 elétrons de valência, diminuindo de 8
temos que ele deve fazer obrigatoriamente 2 ligações covalentes normais,
quanto ao hidrogênio , esse possui apenas 1 elétron, ou seja, ele irá se igualar
ao hélio, que possui 2 elétrons na última e única camada, se tornando estável
deste modo com apenas 1 elétron. Para finalizar demonstramos desta maneira:
H – O – H
Veja que cada par de elétrons é representado com um risco, quanto mais
pares de elétrons, mais riscos. Mas vejamos outro exemplo, agora utilizando o
SO2. Vemos que ambos, enxofre e oxigênio, precisam fazer 2 ligações, porém
há mais átomos querendo fazer ligações do que átomos suficientes para tal,
além do que há mais do que dois átomos nesta fórmula, assim faremos da
seguinte forma:
Primeiro, há uma regra, com algumas exceções, que o primeiro átomo da
fórmula será o átomo que colocaremos no meio da representação, os outros
ficarão ao redor. Segundo, completaremos a valência de dois destes átomos, o
enxofre e um oxigênio, ficando da seguinte maneira:
Agora se formos contar a quantidade de elétrons ao redor de cada átomo
veremos que o enxofre e o oxigênio ligado a ele completaram o octeto, porém o
outro oxigênio não, então o que podemos fazer?
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Podemos emprestar um par, sempre pares, de elétrons para o oxigênio,
lembrando que no momento que é emprestado algo, esse algo não é perdido,
ele será, neste caso, utilizado pelos dois átomos,este tipo de ligação é
chamada de ligação coordenada ou dativa.
Finalizamos a representação desta maneira:
O = S O
Onde a ligação coordenada é representada com uma flecha, saindo de
quem está emprestando o par de elétrons e chegando em quem irá recebê-los.
Ligação metálica
A grande maioria dos metais já identificados possui propriedades
físicoquímicas bem semelhantes: facilidade em perder elétrons (frente ao seu
ganho, em geral), elevados pontos de fusão e ebulição, boa condutividade
elétrica e térmica, brilho característico.
Boa parte dessas propriedades é fruto da interação entre os átomos na
rede cristalina que compõe o metal: observa-se que há um mesmo tipo de
ligação entre átomos, que se repete ao longo da rede. Assim, é definida
a ligação metálica.
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Uma das teorias mais aceitas é que os cátions de um metal encontram-se
unidos por um “mar” de elétrons vizinhos: esses recobrem toda a superfície do
metal, tanto que a corrente elétrica pode ser transmitida sem muita resistência.
Como já citado anteriormente, os elétrons de uma barra de cobre, por
exemplo, possuem certa mobilidade. Assim, se for aplicado uma diferença de
potencial em um dos lados dessa barra, certamente haverá condução
de corrente elétrica. Assim como, se uma das pontas for aquecida, também
haverá condução de calor (a outra ponta também aumentará de temperatura,
gradativamente).
Exercícios
1. Um elemento X, pertencente à família (2A) da tabela periódica, forma
ligação química com outro elemento Y da família (7A). Sabendo-se que X não é
o Berílio, qual a fórmula do composto formado e o tipo de ligação entre X e Y?
2. Um elemento químico A, de número atômico 11, um elemento químico
B, de número atômico 8, e um elemento químico C, de número atômico 1,
combinam-se formando o composto ABC. As ligações entre A e B e entre B e
C, no composto, são respectivamente:
A) covalente, covalente;
B) iônica, iônica;
C) iônica, covalente;
D) covalente, dativa;
E) metálica, iônica.
3. Na reação de um metal A com um elemento B, obteve-se uma
substância de fórmula A2B. O elemento B provavelmente é um:
A) Halogênio
B) Metal de transição
C) Metal Nobre
D) Gás raro
E) Calcogênio
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4. Considere o elemento cloro formando compostos com,
respectivamente, hidrogênio, carbono, sódio e cálcio. (Consulte a tabela
periódica.). Com quais desses elementos o cloro forma compostos covalentes?
5. As unidades constituintes dos sólidos: óxido de magnésio (MgO), iodo
(I2) e platina (Pt) são, respectivamente:
A) átomos, íons e moléculas;
B) íons, átomos e moléculas;
C) íons, moléculas e átomos
D) moléculas, átomos e íons;
E) moléculas, íons e átomos.
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
A polaridade das ligações esta intimamente ligada a uma das
propriedades dos átomos, a eletronegatividade. Mas o que é esta polaridade?
Polaridade é a capacidade que as ligações possuem de atrair cargas
elétricas (negativas ou positivas), e o local onde ocorre este acúmulo
denominamos de polos, estes se classificam em polos negativos ou positivos.
Na ligação iônica, onde já ocorre transferência de carga elétrica negativa
(elétrons), sendo essa definitiva, formando os íons de cargas opostas e,
portanto, apresentam polos.
Ou seja, toda ligação iônica é uma ligação polar (aquela que possui
polos).
Entretanto na ligação covalente pode existir ou não ligações polares (com
polos) ou apolares (sem polos) e como foi dito no início está diretamente
associada à eletronegatividade.
Para isso devemos pensar que a ligação covalente é como se fosse um
cabo de guerra, ou seja, o lado que tiver mais força para puxar os elétrons os
trará para si. Então se um átomo “ganha o cabo de guerra” ele estará atraindo
carga negativa, logo ficando mais negativo; quanto ao outro, este estará se
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distanciando de cargas negativas, logo ficando mais positivo. Vejamos o
exemplo abaixo da molécula de água:
Porém, e se ambos os átomos possuírem a mesma eletronegatividade o
que acontecerá? Se ambos têm a mesma força, logo ninguém “ganhará o cabo
de guerra”, assim a carga negativa não se moverá para cima de nenhum átomo
da molécula, não formando desta maneira os polos, então essa ligação será
apolar. Como na molécula de O2:
GEOMETRIA MOLECULAR
A geometria molecular baseia-se na forma espacial que as moléculas
assumem pelo arranjo dos átomos ligados. Assim, cada molécula apresenta
uma forma geométrica característica da natureza das ligações
(iônicas ou covalentes) e dos constituintes (como elétrons de valência
e eletronegatividade).
Para entendermos melhor a questão da geometria molecular devemos
tentar compreender a Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos. Essa nos
aponta que os pares de elétrons que fazem parte da ligação ou que sobraram
ao redor do átomo central se comportam como nuvens eletrônicas, logo se
repelem, assim elas tendem a manter a maior distância possível entre si. Mas,
como as forças de repulsão não é suficiente para quebrar a ligação entre os
átomos, a molécula distancia as ligações na forma de ângulos formados entre
eles.
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Para melhor descobrir a que tipo de geometria uma molécula se
enquadra, siga as dicas abaixo:
Como descobrir Geometria Imagem
Quando há apenas
2 átomos ou
quando há 3
átomos no total e
não sobra mais
nenhum elétron ao
redor do átomo
central
Linear
Quando há 3
átomos no total e
há elétrons
sobrando ao redor
do átomo central.
Angular
Quando há 4
átomos no total e
não sobra nenhum
elétron ao redor do
átomo central.
Triangular
planar
Quando há 4
átomos no total e
sobram elétrons ao
redor do átomo
central.
Piramidal
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Quando há 5
átomos no total e
não sobra nenhum
elétron ao redor do
átomo central.
Tetraédrica
Quando há 5
átomos no total e
sobram elétrons ao
redor do átomo
central.
Quadrado
planar
Quando há 7
átomos no total e
não sobra nenhum
elétron ao redor do
átomo central.
Octaédrica
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FORÇAS INTERMOLECULARES
As forças intermoleculares são aquelas responsáveis por manter
moléculas unidas na formação dos diferentes compostos, elas se classificam
em força dipolo dipolo, força dipolo induzido e ligação de hidrogênio.
Como o próprio nome diz, estas interações são entre moléculas, não
dentro da molécula.
Força dipoloinduzido: é causada pelo acúmulo de elétrons em
determinada região da molécula.
As interações intermoleculares presentes nas moléculas apolares são as
dipoloinduzido, mas não ocorrem o tempo todo, a distribuição de elétrons na
eletrosfera dessas moléculas é uniforme. Contudo, em algum instante ocorre
um acúmulo de cargas positivas e negativas (polos) nas extremidades, é aí que
as forças dipolo induzido aparecem, e como o próprio nome já diz, elas
induzem as moléculas vizinhas a criarem esses polos.
Forças dipolo dipolo: força intermolecular presente em compostos
polares. Veja abaixo:
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Percebe-se o átomo de cloro tem sobre ele há uma densidade negativa e
sobre o hidrogênio positivas, formando em cima da molécula de ácido clorídrico
(ácido muriático) polos. Deste modo, por atração eletrostática, os polos
positivos e negativos das moléculas opostas interagem.
Ligações de hidrogênio: estas ligações ocorrem entre moléculas que
contêm átomos de hidrogênio ligados a átomos de nitrogênio, flúor, oxigênio,
ou seja, elementos muito eletronegativos, por isso os polos - ficam mais
acentuados.
A molécula de água é um exemplo clássico das ligações de hidrogênio,
onde átomos de hidrogênio se unem fortemente aos átomos de oxigênio de
outras moléculas para formar a cadeia de H2O.
Com as três interações já definidas podemos ver, quanto à força de cada
uma, ficando em ordem crescente:
Força dipolo – induzido < Força dipolo – dipolo < Ligação de hidrogênio
Assim, quanto mais forte a interação, maior será o ponto de ebulição de
uma substância, menor será seu ponto de fusão, por exemplo.
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Exercícios
1. Considerando a molécula de amônia, assinale a alternativa correta:
A) A geometria molecular corresponde a um tetraedro regular.
B) O átomo de nitrogênio e dois átomos de hidrogênio ocupam os vértices
de um triângulo equilátero.
C) O centro da pirâmide formada pelos átomos de nitrogênio e pelos
átomos de hidrogênio é ocupado pelo par de elétrons livres.
D) Os átomos de hidrogênio ocupam os vértices de um triângulo
equilátero.
E) As arestas da pirâmide formada pelos átomos de nitrogênio e pelos
átomos de hidrogênio correspondem à ligações iônicas.
2. De acordo com a Teoria da Repulsão dos pares eletrônicos da camada
de valência, os pares de elétrons em torno de um átomo central se repelem e
se orientam para o maior afastamento angular possível. Considere que os
pares de elétrons em torno do átomo central podem ser uma ligação covalente
(simples, dupla ou tripla) ou simplesmente um par de elétrons livres (sem
ligação).
Com base nessa teoria, é correto afirmar que a geometria molecular do
dióxido de carbono é:
A) trigonal plana.
B) piramidal.
C) angular.
D) linear.
E) tetraédrica.
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3. Na escala de eletronegatividade, tem-se:
Li H Br N O
1,0 2,1 2,8 3,0 3,5
Esses dados permitem afirmar que, entre as moléculas a seguir, a mais
polar é:
A) O2 (g)
B) LiBr (g)
C) NO (g)
D) HBr (g)
E) Li2 (g)
4. A ligação covalente de maior polaridade ocorre entre H e átomos de:
A) F
B) Cl
C) Br
D) I
E) At
5. Dadas as substâncias:
1. CH4 2. SO2 3. H2O
4. Cl2 5. HCl
A que apresenta o maior ponto de ebulição é:
A) 1
B) 2
C) 3
D) 4
E) 5
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6. O dióxido de carbono, presente na atmosfera e nos extintores de
incêndio, apresenta ligação entre os seus átomos do tipo ....... e suas
moléculas estão unidas por ....... .
Os espaços acima são corretamente preenchidos pela alternativa:
A) covalente apolar - forças de Van der Waals
B) covalente apolar - atração dipolo induzido-dipolo induzido
C) covalente polar - ligações de hidrogênio
D) covalente polar - forças de Van der Waals
E) covalente polar - atração dipolo dipolo
FUNÇÕES INORGÂNICAS
Imagine-se chegando a um supermercado e todos os itens das prateleiras
estivessem sem nenhuma organização: massas misturadas com bebidas,
produtos de limpeza e higiene, carnes, verduras e assim por diante. Com
certeza você demoraria horas e horas para encontrar o produto desejado.
Essa ilustração nos ajuda a entender como a organização em grupos com
características semelhantes é importante e facilita a vida das pessoas.
Na Química se dá o mesmo. Com o passar do tempo e com a descoberta
de milhares de substâncias inorgânicas, os cientistas começaram a observar
que alguns desses compostos podiam ser agrupados em famílias com
propriedades semelhantes. Esses grupos são chamados de funções.
Na química inorgânica há quatro funções principais: óxidos, bases, ácidos
e sais.
Para defini-las há diversos conceitos, assim escolhemos definir as três
primeiras funções segundo o conceito de Arrhenius. Vejamos quais são os
compostos que compreendem cada grupo:
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Ácidos
São compostos covalentes que reagem com água (sofrem ionização),
formando soluções que apresentam como único cátion o hidrônio, H3O1+ (ou,
conforme o conceito original e que permanece até hoje para fins didáticos, o
cátion H1+).
HCl H+ + Cl - ou HCl + H2O H3O+ + Cl -
Sendo que estes ácidos podem ser classificados como ácidos fracos,
aqueles que liberam pouquíssima quantidade de H+ por uma grande
quantidade de moléculas de ácido, e ácidos fortes, aqueles que se ionizam
completamente ou mais do que 90% da quantidade total.
Exemplos de alguns ácidos fortes: ácido sulfúrico (H2SO4), ácido
clorídrico (HCl), ácido cianídrico (HCN), ácido fosfórico (H3PO4) e ácido nítrico
(HNO3).
Exemplos de alguns ácidos fracos: ácido hipocloroso (HClO), ácido
fluorídrico (HF), ácido carbônico(H2CO3), ácido acético (C2H4O2).
Entretanto os ácidos são divididos em dois grandes grupos, os que
contêm oxigênio (oxigenados) e os sem oxigênio (não oxigenados). Isso irá
diferenciar em diversos fatores, muitas vezes em relação à força do ácido, mas
há diversas exceções. Para reconhecê-los de outra forma sem ser pela
fórmula, devemos utilizar a nomenclatura oficial.
Ácidos não oxigenados
Para utilizar esta nomenclatura os ácidos devem seguir este modelo: HA,
onde o A é qualquer ametal encontrado na tabela periódica. Assim teremos
para a regra geral:
Ácido (nome do elemento sem “o” final) + ídrico
Vejamos o exemplo: HBr
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Acima temos um ácido não oxigenado, que obedece ao exemplo HA,
sendo o A desta fórmula o bromo; segundo a regra geral, devemos retirar o “o”
final, ficando com o radical brom, inserindo este na fórmula geral teremos o
resultado abaixo:
Ficando assim com: Ácido bromídrico
Ácidos oxigenados
Antes de continuar com a nomenclatura de ácidos oxigenados, devemos
entender que os ametais pertencentes às famílias 13 a 17 podem fazer várias
ligações extras (ligações coordenadas) fora aquelas que necessitam, isso irá
mudar a quantidade de átomos usados, logo no nome do dado composto.
Assim abaixo há as cargas, que iremos chamar daqui para frente de Número
de oxidação (NOX), dos elementos pertencentes a essas famílias.
Família 13 Família 14 Família 15 Família 16 Família 17
+3 +4 +5 +6 +7
+1 +2 +3 +4 +5
-5 -4 -3 -2 +3
+1
-1
Podemos perceber que há mais de uma carga (NOX) para cada família,
assim iremos dividir da família 13 a 15 em maior e menor NOX, considerando
por enquanto apenas os NOX’s positivos.
Quando dado elemento central possuir o maior NOX de sua família
utilizaremos o sufixo ico, quando for o menor utilizaremos o sufixo oso.
Ficando com a fórmula geral abaixo:
ácido (nome do elemento sem “o” final) + sufixo (ico ou oso)
Vejamos abaixo:
H3PO4
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Vejamos, para descobrir o NOX do elemento central possuímos alguns
dados fixos, por exemplo, o NOX do hidrogênio é sempre +1 e do oxigênio -2,
porém isso é válido apenas para um átomo destes, para mais devemos
multiplicar pela quantidade da fórmula. Vejamos abaixo:
+
1
-
2
H
3
P O
4
+
3
x -
8
Como não conhecemos o valor do fósforo, utilizaremos como seu valor
“x”. Para descobrir o valor do “x” neste caso devemos pensar que a parte
inferior é como uma equação e que quando somamos todas as cargas da
molécula deve ser sempre igual a “0”, assim:
+
1
-
2
H
3
P O
4
+
3
x -
8
=
0
+ 3 + x – 8 = 0
x = + 8 – 3
x = + 5
Através da equação acima descobrimos que o NOX do fósforo é igual a
+5, que é o maior NOX dentro da família 15 a qual pertence, assim segundo a
regra geral teremos que seu nome:
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Ficando assim com: Ácido fosfórico
Como já foi dito, esta regra só é válida para as famílias de 13 a 16, quanto
à família 17, por possuir mais de uma carga, teremos que modificar um pouco a
regra:
ácido prefixo + (nome do elemento sem “o” final) + sufixo (ico ou oso)
Onde o prefixo é o que se segue, segundo os NOX’s abaixo:
Prefixo Família 17 (NOX)
Per + 7
Não há + 5
Não há + 3
Hipo + 1
Assim o ácido abaixo ficaria:
HClO4
+
1
-
2
H C
l
O
4
+
1
x -
8
=
0
+ 1 + x – 8 = 0
x = + 8 – 1
x = + 7
Ácido Perclórico
Alguns elementos, devido ao radical de seu nome não se reproduzir em
todas as línguas, estes foram trocados para seus radicais em latim, sendo os
mais comuns o enxofre sulfur, ouro aurus (radical utilizado =aur), prata
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argentum (radical utilizado = argent), chumbo Plumbus (radical utilizado =
plumb), nitrogênio Nitro (radical utilizado = nitr).
Exemplos de usos: Ácido sulfúrico, ácido sulfuroso, ácido nítrico, ácido
nitroso.
Fórmula estrutural
Para achar a fórmula estrutural de um ácido devemos seguir algumas
regras.
Para ácidos oxigenados
1. Para cada átomo de hidrogênio iremos ligar um oxigênio;
2. Depois ligamos estes oxigênios no átomo central;
3. Em seguido, se sobrar oxigênios, ligamos estes ao átomo central por
ligação covalente normal ou coordenada.
Para ácidos não oxigenados
1. Ligar todos os hidrogênios ao ametal.
Ex.: H2SO3
Ex.: H3P
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Bases
São compostos capazes de se dissociar na água liberando íons, mesmo
em pequena porcentagem, dos quais o único ânion é o hidróxido, OH1-.
Exemplos:
NaOH Na1+ + OH1-
Ca(OH)2 Ca2+ + 2 OH1+
Bases principais: Hidróxido de sódio (NaOH – soda cáustica), Hidróxido
de cálcio (Ca(OH)2– cal hidratada), Hidróxido de magnésio(Mg(OH)2– leite de
magnésia) e Hidróxido de amônio (NH4OH).
Nomenclatura oficial
Para bases não há uma divisão como em ácidos, existe apenas um tipo
de base, assim a divisão que será feita será em relação ao “tipo” de NOX que
cada metal da base terá. Por exemplo, o sódio, por ser pertencente à família 1,
tem como único NOX possível +1, assim não é necessário inserir isso no nome
oficial, deste modo a regra geral ficaria:
Hidróxido de elemento
As famílias de metais que possuem NOX fixo são as famílias 1 e 2 e os
seguintes metais (de transição) alumínio (Al NOX +3), zinco (Zn +2) e
prata (Ag +1).
Ex.: Zn(OH)2 Hidróxido de zinco
Porém quando o metal possui mais de NOX, devemos demonstrar isso no
nome oficial. Podemos em uma primeira opção modificar a regra geral acima
colocando no final o NOX do metal em números romanos:
Hidróxido de elemento NOX do metal em números romanos
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Mas como podemos saber qual metal tem NOX variável? Bem simples, se
ele não estiver na lista de NOX fixos acima, logo ele será variável.
Ex. 1:Fe(OH)3
Neste caso que há um número fora do parêntese, este irá multiplicar as
quantidades de cada elemento dentro do parêntese:
FeO3H3
x – 6 + 3 = 0
x = + 6 – 3
x = + 3
Ficando assim com: Hidróxido de ferro III
Porém podemos utilizar mesmo método que utilizamos para os ácidos
oxigenados, onde o maior NOX teria no final o sufixo ico e o menor oso.
Hidróxido (elemento sem “o” final) + sufixo
Para isso precisamos saber os NOX desses metais:
Cu (Cobre) e Hg (Mercúrio) = +1 e +2
Au (Ouro) = +1 e +3
Fe(Ferro), Co(Cobalto) e Ni(Níquel) = +2 e +3
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Pb (Chumbo) e Pt(Platina) = +2 e +4
Cr(Cromo) = +2, +3 e +6
Mn(Manganês) = +2, +3, +4, +6 e +7
Ex.: Ni(OH)2 NiO2H2
x - 4 + 2 = 0
x = + 4 - 2
x = +2
Por ser o menor NOX do níquel utilizaremos o sufixo oso:
Ficando assim com: Hidróxido niqueloso
Fórmula estrutural
Para a fórmula estrutural teremos que unir a ligação iônica com a
covalente da seguinte maneira:
Hidroxila (OH-1)
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Ex: Mg(OH)2
Óxidos
São substâncias que possuem oxigênio ligado a outro elemento químico,
eles são compostos binários, isto é, são substâncias formadas pela
combinação de dois elementos. Um desses elementos é sempre o oxigênio
(O).
Os óxidos podem ser classificados em dois diferentes grupos: ácidos e
básicos.
Óxidos ácidos: também chamados de anidridos, eles se formam a partir
da reação com água originando ácidos. Nestes óxidos o elemento químico
junto ao oxigênio é um ametal. Exemplo: o ácido sulfúrico (H2SO4) se forma a
partir do trióxido de enxofre (SO3) em presença de água (H2O).
SO3 + H2OH2SO4
Óxidos básicos: nesse caso a reação é com base levando à formação
de sal e água. Neste óxido o elemento químico junto ao oxigênio é um metal.
Exemplo: o hidróxido de cálcio (Ca(OH)2) provém da reação do óxido de cálcio
(CaO) com a água.
CaO + H2OCa(OH)2
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Nomenclatura
Para nomear os óxidos há três diferentes maneiras, sendo a primeira
quanto à quantidade. Para tal é necessário saber os prefixos de quantidade
utilizados:
Quant. Prefixo Quant. Prefixo
1 Mono 8 Oct
2 Di 9 Non
3 Tri 10 Dec
4 Tetr 11 Undec
5 Pent 12 Dodec
6 Hex 13 Tridec
7 Helpt 14 Tetradec
Assim teremos a regra geral:
Prefixo + óxido de prefixo + elemento
Ex.: P2O5
Ficando assim com: Pentóxido de difósforo
Para a segunda regra utilizaremos a mesma que a dos ácidos
oxigenados.
óxido (elemento sem o “o” final) + sufixo
Ex.: CO2
x - 4 = 0
x = + 4
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Como esse é o maior NOX da família 14, a qual o carbono pertence,
teremos como sufixo o ico.
Ficando assim com: Óxido carbônico
A terceira se divide em duas, e é válida apenas para os óxidos básicos,
devido à apenas estes conterem metais.
Utilizaremos o mesmo estilo das bases, onde caso o NOX do metal for
variável colocaremos o seu NOX em números romanos no final, caso seja NOX
fixo, então deixaremos sem o número no final.
Óxido de elemento (NOX em números romanos)
NOX
variável
óxido de elemento
NOX fixo
Ex. 1: Na2O Na pertence à família 1 que possui NOX fixo
Ficando assim com: Óxido de sódio
Ex. 2: Au2O Ouro tem NOX variável, podendo ser +1 ou +3
Como há dois Au, então teremos 2x.
-
2
A
u2
O
2
x
-
2
=
0
2x - 2 = 0
x = 1
Ficando assim com: óxido de ouro I
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Sais
Para definir um sal iremos partir do conceito de Arrrhenius, assim sais são
compostos que provêm ou dos ácidos, pela substituição total ou parcial dos
seus cátions, ou das bases, pela substituição total ou parcial dos grupos OH-
pelos ânions dos ácidos. Exemplos:
HI + NaOH NaI + H2O
H2SO4 + 2NaOH Na2SO4
Segundo os exemplos, os sais podem ser considerados como produtos,
aqueles que são formados, de uma reação de neutralização. Será uma
neutralização total quando no sal formado não restarem nem grupos OH-1 nem
hidrogênios (H1+). Caso contrário, será parcial.
Solubilidade
Todos os sais se dissociam, ou seja, os cátions se separam dos ânions
formando assim íons em solução. Em muitos sais isso não ocorre totalmente,
por exemplo, alguns em uma quantidade de 100 moléculas desses apenas 2
ou 3 se dissociam, os outros permanecem inalterados.
Entretanto, apesar de ser teoricamente impossível prever a solubilidade
em água de sais, a prática exige esse conhecimento, existem algumas
pequenas regras para saber se é solúvel em água ou não, sendo elas:
a. Todos os sais de metais alcalinos e de amônio (NH4+) são solúveis.
b. Todos os sais que contêm ânions NO3-, ClO3-, ClO4- e H3CCOO- são
solúveis. São praticamente solúveis o AgC2H3O2, o KClO4 e o NH4ClO4.
c. Todos os sais que contêm ânions Cl-, Br- e o I- são solúveis, exceto os
de Ag+, Pb2+ e Hg22+.
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d. Todos os sais de SO42- são solúveis, exceto os de Pb2+, Sr2+ e Ba2+.
Os sulfatos de Ca2+ e Ag+ são poucos solúveis.
e. Todos os sais que contêm ânions CO32-, PO43-, S2- e SO32- são
insolúveis, exceto os de amônio (NH4+) e os de metais alcalinos.
Nomenclatura
O nome de um sal normal guarda correspondência com o nome do ácido
e da base que o origina, por exemplo:
H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + H2O
Ácido sulfúrico Hidróxido de sódio sulfato de sódio Água
Para haver essa correspondência há a troca dos sufixos finais e seguindo
a regra geral:
Nome do ânion de nome do cátion
Se o nome do ácido termina em ídrico, o do sal termina em eto.
Se a terminação do ácido é oso, a do sal será Ito.
Se a terminação do ácido é ico, a do sal será ato.
Ex. 2:
Fe(OH)3 + H2SO3 FE2SO3 + H2O
hidróxido de ferro III ácido sulfuroso
Trocando o sufixo oso no ácido por ito e tirando o ácido do nome teremos
sulfito, da base tirando o hidróxido ficaremos com ferro III, então apenas
aplicamos na regra geral agora:
Nome do ânion de nome do cátion
Sulfito de ferro III
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Exercícios:
1. Sabe-se que a chuva ácida é formada pela dissolução, na água da
chuva, de óxidos ácidos presentes na atmosfera. Entre os pares de óxidos
relacionados, qual é constituído apenas por óxidos que provocam a chuva
ácida?
A) Na2O e NO2
B) CO2 e MgO
C) CO2 e SO3
D) CO e NO2
E) CO e NO
2. As indústrias de produção de vidro utilizam a areia como principal fonte
de sílica (SiO2) para conferir o estado vítreo. Utilizam, ainda, com a finalidade
de reduzir a temperatura de fusão da sílica, os fundentes Na2O, K2O e Li2O. A
escolha dos óxidos de sódio, potássio e lítio para reagir com a sílica e dar
origem a um produto vítreo de menor ponto de fusão deve-se ao fato de esses
óxidos manifestarem caráter:
A) básico
B) neutro
C) ácido
D) misto
E) anfótero
3. Assinale a alternativa que apresenta dois produtos caseiros com
propriedades alcalinas:
A) Sal e coalhada.
B) Leite de magnésia e sabão.
C) Bicarbonato e açúcar.
D) Detergente e vinagre.
E) Coca-cola e água de cal.
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4. Sobre o ácido fosfórico, são feitas cinco afirmações seguintes:
I) Têm forma molecular H3PO4 e fórmula estrutural.
II) É um ácido triprótico cuja molécula libera três íons H+ em água.
III) Os três hidrogênios podem substituídos por grupos orgânicos
formando ésteres.
IV) É um ácido tóxico que libera, quando aquecido, PH3 gasoso de odor
irritante.
V) Reage com bases para formar sais chamados fosfatos.
Dessas afirmações, estão corretas:
A) I e II, somente.
B) II, III, IV, somente.
C) I e V, somente.
D) III e V, somente.
E) I, II, III e V, somente.
5. Ao dissociar em água destilada o ácido ortofosfórico (H3PO4), resultam
como cátion e ânion:
A) 3H+(aq) e PO4-3 (aq)
B) PO4-3 (aq) e 3H-(aq)
C) PO4-3 (aq) e H+(aq)
D) 2H+(aq) e PO4-3 (aq)
E) 3H+(aq) e HPO4-2(aq)
6. Dê os nomes respectivos dos seguintes ácidos:
A) HNO3
B) H3PO2
C) H2SO4
D) HF
E) H4SiO4
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REAÇÕES QUÍMICAS
As reações inorgânicas são transformações da matéria onde ocorrem
mudanças na composição química, resultando em um ou mais
produtos.Basicamente, podem-se classificar as reações inorgânicas em quatro
grupos: síntese, análise, deslocamento e dupla-troca.
Antes devemos entender as partes da equação química.
A + B C + B
Reagentes Produtos
Acima temos uma reação química simples apenas com letras para melhor
dividir a equação química. A sua principal função é demonstrar de forma
sistemática o que acontece na reação química. Para formas mais didáticas
separamos a equação em duas partes distintas: início e fim. Entretanto não
devemos achar que isso é o que acontece na realidade, isso é apenas uma
representação devido à complexidade da reação na realidade.
O que chamamos de início da reação, representados pelas letras antes
da flecha, são chamados de reagentes, ou seja, seriam os ingredientes para
um bolo, por exemplo, e o fim, depois da flecha, chama-se de produtos, o bolo
em si. A flecha representa todos os passos necessários para que os reagentes
se tornem os produtos. Pois vejamos como na verdade seria a reação abaixo:
CH4 + O2CO2 + H2O
Síntese
Reações de síntese também são conhecidas como adição ou
composição. Poderá ser total, quando os reagentes de partida forem
substâncias simples, ou parcial, quando pelo menos um dos reagentes for uma
substância composta. De modo geral, uma reação de síntese é caracterizada
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pela existência de substânciais mais simples nos reagentes e mais complexos
nos produtos.
A + B AB Equação Geral
H2 + 1/2O2 H2 0 Síntese total
SO3 + H2 O H2 SO4 Síntese Parcial
Análise
Reações de análise também são conhecidas como decomposição ou
subtração. Poderá ser total, quando os produtos gerados forem substâncias
simples, ou parcial, quando pelo menos um dos reagentes for uma substância
composta.
AB A + B Equação Geral
CaCO3 CaO + CO2 Análise Parcial
Deslocamento
Reações de deslocamento também são conhecidas como simples troca.
Poderá ocorrer a substituição entre dois metais ou entre dois não metais,
conforme os reagentes de partida. De modo geral, uma reação de
deslocamento é caracterizada pela substituição de duas espécies entre os
reagentes, estas de mesma carga elétrica (dois cátions ou dois ânions).
AB + C AC + B Equação Geral
2HCl + F2 2HF + Cl2
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Dupla troca
Reações de dupla troca também são conhecidas como troca total. De
modo geral, uma reação de dupla troca pode ser identificada pela “união” entre
o cátion do primeiro reagente e o ânion do segundo e vice-versa:
AB + CD AD + CB Equação Geral
HCl + NaOH NaCl + H2O
Exercícios
1. Dê nomes às reações (reação de síntese, decomposição, simples troca
ou dupla troca), de acordo com os reagentes e produtos, justificando a
resposta:
A) Zn + Pb(NO3)2 Zn(NO3)2 + Pb
B) FeS + 2 HCl FeCl2 + H2S
C) 2 NaNO3 2 NaNO2 + O2
D) N2 + 3 H2 2 NH2
2. Classifique as reações a seguir:
A) Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
B) P2O5 + 3 H2O 2 H3PO4
C) CuSO4 + 2 NaOH Cu(OH)2 + Na2SO4
D) Cu(OH)2 CuO + H2O
E) AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
F) CaO + CO2 CaCO3
G) 2 H2O 2 H2 + O2
H) Cu + H2SO4 CuSO4 + H2
I) CuCl2 + H2SO4 CuSO4 + 2 HCl
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BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES
Nas reações acima, foi visto em diversos exemplos números na frente de
moléculas, porém nada se falou o que eram, assim para explicá-los melhor
podemos fazer uma pequena comparação. Por exemplo, se foi feito um suco
de três laranjas, mas havia apenas uma laranja isso é um erro, pois
matematicamente é impossível; o que na verdade havia três vezes mais
laranjas ou foi feito um suco três vezes menor.
Com o exemplo acima vimos que há um fator de multiplicação ou divisão
para que ambos, início e fim, sejam verdadeiros, em uma reação química o
mesmo vale, a diferença é que em uma equação química comparamos a
quantidade de átomos no início e no fim de uma reação. Vejamos um exemplo:
Na + O2 Na2O
Podemos ver que antes da flecha há, pelo número na parte inferior do
elemento, um sódio (Na) e dois oxigênios (O) e depois da flecha temos dois
sódios e um oxigênio, essa comparação não é verdadeira, para corrigir este
erro iremos utilizar da multiplicação por algum numero que iguale a equação.
Assim podemos pôr um 2 em frente ao sódio:
2Na + O2 Na2O
Agora vemos que as quantidades de sódios são iguais, porém os
oxigênios ainda não estão igualados, então teremos que multiplicar um deles,
mas qual? Quando houver esta dúvida vemos o que está menos difícil de
ajeitar ou que não modificará nenhum valor. Então o mais livre é o O2. Para
igualá-lo podemos pensar na forma de equações, desta maneira:
2x = 1
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Vemos que precisamos de um número, x, que multiplicado pelo valor na
parte inferior do oxigênio, 2, que deve ser igual a 1. Quando for resolvida a
conta lembre-se que este número não pode ser decimal (o,...), mas sim inteiro
ou fracionário. Deste modo resolvendo a equação de cima teremos um valor
igual a 1/2, se dividirmos esta fração teremos o valor igual a 0,5, que não é
permitido, logo usaremos o 1/2:
2Na + ½ O2 Na2O
Deste modo, ambos os lados estão igualados.
Um método para igualar os lados de forma mais simples ou sistemática é
seguindo certa ordem: Metal, Ametal, Carbono, Oxigênio e Hidrogênio,
utilizando apenas as iniciais,nós obteremos a palavra “MACHO”. Vejamos um
exemplo abaixo:
FeS2 + O2 Fe2O3 + SO2
Utilizando a ordem, vemos que o primeiro a ser corrigido é o metal, com o
auxílio da tabela periódica vemos que dentro da equação acima é o ferro (Fe).
Antes da flecha, este possui um apenas, caso não tenha nada na parte inferior
direita do elemento o valor é um, e depois da flecha é igual a dois, assim que
número multiplicado pelo 1 fará com que o resultado seja o 2:
1x = 2
x = 2
Assim, multiplicaremos o 2 pela parte mais simples da equação.
2 FeS2 + O2 Fe2O3 + SO2
O seguinte é Ametal ou Carbono, como não há carbono então iremos
direto para o ametal, que é o enxofre (S) e vemos que há nos reagentes (antes
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da flecha) 4 enxofres e nos produtos (depois da flecha) 1 enxofre. Mas por que
há 4 enxofres se a fórmula mostra apenas 2? Simples, pois o 2 na frente da
molécula de FeS2 multiplica a quantidade de todos os elementos, ou seja,
temos 2 ferros e 4 enxofres. Temos a equação abaixo então:
4 = 1x
4 = x
Então sabemos que devemos multiplicar o lado com menor quantidade
por 4, ficando da seguinte maneira a equação química:
2 FeS2 + O2 Fe2O3 + 4 SO2
Deste modo passamos para o hidrogênio, este não tem, logo passamos
para o último, que é o oxigênio. Vemos que nos reagentes temos apenas 2
oxigênios e nos produtos temos 11 oxigênios, dos quais 3 são da molécula de
Fe2O3 e 8 da multiplicação do 4 pelo 2 do oxigênio na molécula de SO2, ou
seja, é necessário levarmos em conta todos os mesmos elementos de lados
iguais, como foi feito acima.
Então precisamos de um número que multiplicado por 2 dê um valor igual
a 11, assim temos a equação abaixo:
x.2 = 11
x = 11/2
Vemos que o valor deu igual a 11/2, que se for resolvido dará decimal, o
que não é permitido, assim utilizaremos o valor fracionário, ficando a reação
final ajustada e balanceada:
2 FeS2 + 11/2 O2 1Fe2O3 + 4 SO2
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GABARITO
Ligações químicas
1.Elemento X é Magnésio e o Y é o Cloro
2.C
3.C
4.Hidrogênio e carbono
5.C
Polaridade, geometria molecular e forças intemoleculares
1.D 2.D 3.B 4.A 5.C 6.V
Funções inorgânicas
1.C 2.A 3.B 4.E 5.A
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REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
SARDELLA, Antônio. Curso de química: Química geral, São Paulo – SP:
Editora Ática, 2002. 25ª Edição, 2ª impressão. 448 págs.
MAHAN Bruce M., MYERS Rollie J. Química: um curso universitário, São
Paulo – SP: Editora Edgard Blücher LTDA, 2005. 4ª tradução americana,
7ª reimpressão. 592 págs.
ATKINS, Peter. LORETTA, Jones. Princípios de química: questionando a
vida moderna e o meio ambiente; tradução Ricardo Bicca de Alencastro. –
3ª Ed. – Porto Alegre: Bookman, 2006. 968 páginas.
PERUZZO, Francisco Miragaia (Tito); CANTO, Eduardo Leite; Química na
Abordagem do Cotidiano, Ed. Moderna, vol.1, São Paulo/SP- 1998.
