PADRÃO VESTIBULARES REVISÃO

QUÍMICA I

SÉRIE I – MATÉRIA / SUBSTÂNCIA

SUBSTÂNCIAS E MISTURAS

Conceito de Química: É a ciência que estuda as substâncias determinando as suas propriedades físicas (cor, ponto de fusão, ponto de ebulição, densidade, etc.) e as transformações dessas substâncias em outras.

Fenômenos Físicos e Químicos: Um fenômeno físico ocorre sem que a substância se transforme noutra substância, já um fenômeno químico é aquele que ocorre com a transformação da substância numa nova substância.

Exemplo de fenômeno físico: água (gelo) - água (liquido) - água (vapor)

Exemplo de fenômeno químico: Papel (celulose) - queima (gás carbônico + água)

Matéria e Energia: Matéria é tudo que tem

massa e ocupa lugar no espaço. Exemplo: pedra, madeira, ar. água, etc. Uma

porção limitada de matéria é chamada de corpo (ex.: pedaço de madeira). Energia é a capacidade de realizar trabalho podendo se apresentar na forma de energia calorífica, elétrica, cinética, mecânica, luminosa, potencial, nuclear e química.

Transformação da Energia: "Na natureza, nada se cria, nada se perde, tudo se transforma" (Antoine Laurent de Lavoisier - 1743-1794). A matéria e a energia estão intimamente ligadas. O estudo da química depende tanto da matéria quanto da energia (E = m.c2).Observe:

Queima da madeira - aquecimento dos corpos - energia calorífica.

Carga e descarga da bateria - energia química - energia elétrica.

Explosão do núcleo atômico - energia nuclearTransformações reversíveis: Ex: água -

vapor.

Transformações irreversíveis: Ex: madeira - cinza, fumaça, fuligem.

Sistemas: É a parte do universo físico cujas propriedades estão sob investigação científica.

- Sistema aberto: pode trocar matéria ou energia com o meio ambiente,

- Sistema fechado: pode trocar energia, mas não pode trocar matéria com o meio ambiente.

- Sistema isolado: não pode trocar matéria nem energia com o meio ambiente.

- Sistema homogêneo: apresenta as

mesmas propriedades em toda a sua extensão (Ex.: água + álcool).

- Sistema heterogêneo: não apresenta as mesmas propriedades em toda a sua extensão (Ex.; água + areia).

MISTURAS AZEOTRÓPICAS E EUTÉTICAS

- Mistura Azeotrópica: a temperatura se mantém constante durante a ebulição e a composição não muda. Ex.: 96% de álcool etílico com 4% de água (álcool 96 °GL)

165

QUÍMICA I

REVISÃO PADRÃO VESTIBULARES

QUÍMICA I

- Mistura Eutétíca: a temperatura se mantém constante durante a fusão e a composição não muda.

Ex.:Ligas metálicas como: bronze (cobre e estanho), latão cobre e zinco.

Alotropia

É a propriedade que tem um mesmo elemento químico de formar duas ou mais substâncias simples diferentes.

Exemplos:

a) O2 (gás oxigênio) e 03 (ozônio).O gás oxigênio e ozônio diferem um do outro

na atomicidade, isto é, no número de átomos que forma a molécula.

Dizemos que o gás oxigênio e o ozônio são as FORMAS ALOTRÓPICAS do elemento químico oxigênio.

b) Diamante e grafite: São duas substâncias simples bem diferentes uma da outra, sendo, entretanto, formadas pelo mesmo elemento químico, o carbono.

Diamante e grafite são, pois, as formas alotrópicas do elemento químico carbono.

Estas substâncias diferem entre si pela estrutura cristalina, isto é, pela forma de seus cristais. A maneira dos átomos de carbono se unirem é diferente, na grafite e no diamante.

Existem outros elementos químicos que possuem formas alotrópicas, como, por exemplo, enxofre rômbico e enxofre monoclínico, que diferem um do outro pela estrutura cristalina.

O fósforo vermelho e o fósforo branco são alótropos do elemento químico fósforo, que diferem entre si pela atomicidade.

As formas alotrópicas de um elemento químico podem, pois, diferir uma da outra pela atomicidade ou então pela estrutura cristalina.

É importante que não se esqueça do seguinte detalhe, ALOTROPIA refere-se somente a SUBSTÂNCIAS SIMPLES.

FENÔMENOS FÍSICOS E QUÍMICOS

Fenômeno é toda e qualquer transformação que ocorre com a matéria, podendo basicamente ser classificado em físico ou químico.

- Fenômeno Físico

É todo fenômeno que ocorre sem que haja a formação de novas substâncias.

São fenômenos físicos; a queda de um corpo, a reflexão da luz em um espelho, a dilatação dos corpos, a evaporação do álcool, a fusão do gelo, etc.

As mudanças de estado físico sofridas pelas substâncias são fenômenos físicos.

- Mudanças de Estado Físico

- Fenômeno Químico

É todo fenômeno que ocorre com a formação de novas substâncias.

São fenômenos químicos: a combustão do álcool, o enferrujamento do ferro, a respiração dos seres vivos, a fotossíntese realizada pelos vegetais clorofilados, etc.

Os fenômenos químicos são também denominados REAÇÕES QUÍMICAS. As reações químicas são representadas

graficamente por meio de EQUAÇÕES QUÍMICAS.

RepresentaçãoDo átomo de Um elemento

químico

Da Molécula de uma substância química

De uma Reação Química

SÍMBOLO FÓRMULAEQUAÇÃO QUÍMICA

Toda equação química possui dois membros separados por uma seta. No primeiro membro encontram-se as substâncias REAGENTES e no segundo membro, os PRODUTOS DA REAÇÃO.

FRACIONAMENTO DE MISTURAS

Homogêneas

- Destilação simples(sólido + líquido)

Por aquecimento, só o líquido entra em ebulição, vaporiza-se e a seguir condensa-se, separando-se do sólido. Ex.: destilar solução de permanganato de potássio.

- Destilação fracionada(líquido + líquido)

166

PADRÃO VESTIBULARES REVISÃO

QUÍMICA I

É utilizada quando temos líquidos que tenham diferentes pontos de ebulição (P.E.) que passam através de uma coluna de fracionamento.

Por aquecimento, os líquidos vaporizam-se e a seguir condensam-se, separadamente, à medida que vão sendo atingidos os seus P.E. Ex.: fracionamento do petróleo.

- Liquefação fracionada(gás + gás)

Por resfriamento da mistura, os gases se liquefazem separadamente, à medida que vão sendo atingidos os seus P.E. Ex.: mistura de 02 e N2

- Aquecimento simples(gás + líquido)

Por aquecimento abaixo do PE do líquido, o gás dissolvido é expulso. Ex.: água com C02

Evaporação - o componente líquido é separado do sólido após se deixar evaporar o líquido presente. Ex.: separar o sal da água do mar.

Heterogêneas

Todas as fases são sólidas

Catação - Os fragmentos são catados com a mão ou pinça. Ex.: separar arroz do feijão.

Ventilação - Separação do componente mais leve por corrente de ar. Ex.: separar a casca do arroz.

Levigação - Separação do componente mais leve por corrente de água que arrasta o componente menos denso. Ex.: separação de minérios.

Flotação - Separação por um líquido de densidade intermediária entre dois sólidos de densidades diferentes. O sólido menos denso flutua no líquido. Ex.: separação do ouro do seu minério com o auxílio de mercúrio líquido.

Dissolução fracionada - Separação por meio de um líquido que dissolve apenas um componente e não dissolve os outros. Necessita de um método auxiliar para retirar o líquido adicionado, geralmente filtração e evaporação. Ex.: mistura de areia e sal.

Separação magnética - Apenas um componente é atraído pelo imã, geralmente ferro/ níquel e cobalto. Ex.: areia com limalha de ferro.

Fusão fracionada - Separação por aquecimento da mistura até a fusão do componente de menor P.F.

Cristalização fracionada - Adiciona-se um líquido que dissolva todos os sólidos. Por evaporação da solução obtida, os componentes cristalizam-se separadamente.

Peneiração ou tamização - separa-se grãos menores de maiores com o auxílio de uma peneira (conhecido também como tamis). Os grãos maiores ficam retidos na peneira e os menores passam pela malha. Ex.: separar areia de pedregulhos. Pelo menos uma das fases não é sólida.

Sedimentação - Separação de duas ou mais camadas devido a diferentes densidades, sendo que a fase mais densa se deposita no fundo do recipiente em que se encontra.

Decantação - Após a sedimentação a fase líquida é escoada ou retirada por intermédio de um sifão.

Sifonamento - necessita que se estabeleça uma diferença de altura entre o frasco que contém a mistura e a ponta do sifão para que haja escoamento da fase superficial da mistura.

Filtração - Separa a fase líquida ou gasosa da sólida por meio de uma superfície porosa que retém o sólido. Usam-se papel filtro ou filtro de porcelana. Ex.: coar o café, filtrar a água/ aspirar o pó com aspirador.

Funil de decantação - separa dois líquidos imiscíveis (não se misturam entre si) com o auxílio de um funil de decantação (chamado também de pêra de decantação). Ao se abrir a torneira o líquido mais denso escoa separando-se do outro líquido. Ex.: água e azeite

Centrifugação - Decantação acelerada por uma centrífuga. É utilizado quando as partículas sólidas são muito pequenas, o que demoraria para decantar. A centrífuga origina uma força que desloca as partículas para o fundo dos tubos do aparelho.

Câmara de poeira - passar um mistura sólido-gás no interior de uma câmara subdividida em tabiques (chicanas) onde a poeira fica retida o gás sai purificado. Ex.: ar com poeira.

Sublimação - é possível separar sólidos que sublimam a temperatura ambiente ou com leve aquecimento. Ex.: separar iodo de outros sólidos.

Importante: não esquecer que na mistura não há reação química, por isso, podemos separar o sistema por um processo físico.

167

REVISÃO PADRÃO VESTIBULARES

QUÍMICA I

SÉRIE II – Estrutura atômicaCronologia

450 a.C. - LeucipoA matéria pode se dividir em partículas cada

vez menores.

400 a.C. - DemócritoDenominação átomo para a menor partícula

de matéria. Considerado o pai do atomismo grego.1808 - Dalton

Primeiro modelo atômico com base experimental. O átomo é uma partícula maciça e indivisível. O modelo vingou até 1897.

1834 - FaradayEstudo quantitativo de eletrólise, através do

qual surgiu a idéia da eletricidade associada aos átomos.

1859Primeiras experiências de descargas

elétricas em gases a pressão reduzida (ao redor de 10 mmHg). Descoberta dos "raios" posteriormente chamados catódicos.

1874 - StoneyAdmitiu que a eletricidade estava associada

aos átomos em quantidades discretas. Primeira idéia de quantização da carga elétrica.

1879-CrookesPrimeiras experiências de descarga elétrica

a alto vácuo.

1886-GoldsteinDescargas elétricas em gases a pressão

reduzida com cátodo perfurado. Descoberta dos raios canais ou positivos.

1891 - StoneyDeu o nome de elétron para a unidade de

carga elétrica negativa.

1897- ThomsonDescargas elétricas em alto vácuo (tubos de

Crookes) levaram á descoberta do elétron. O átomo seria uma partícula maciça, mas não indivisível. Seria formado por uma geléia com carga positiva, na qual estariam incrustados os elétrons (modelo do pudim de passas). Determinação da relação carga / massa (e/m) do elétron.

1900 - Max Planck Teoria dos quanta.

1905 - Einstein

Teoria da relatividade. Relação entre massa e energia (e = mc2). Esclarecimento do efeito fotoelétrico. Denominação fóton para o quantum de energia radiante.

1911 - RutherfordO átomo não é maciço nem indivisível. O

átomo seria formado por um núcleo muito pequeno, com carga positiva, onde estaria concentrada praticamente toda a sua massa. Ao redor do núcleo ficariam os elétrons, neutralizando sua carga. Este é o modelo do átomo nucleado, um modelo que foi comparado ao sistema planetário, onde o Sol seria o núcleo e os planetas seriam os elétrons.

1913-BohrModelo atômico fundamentado na teoria dos

quanta e sustentado experimentalmente com base na espectroscopia. Distribuição eletrônica em níveis de energia. Quando um elétron do átomo recebe energia, ele salta para outro nível de maior energia, portanto mais distante do núcleo. Quando o elétron volta para o seu nível de energia primitivo (mais próximo do núcleo), ele cede a energia anteriormente recebida sob forma de uma onda eletromagnética (luz).

1916 - SommerfeldModelo das órbitas elípticas para o elétron.

Introdução dos subníveis de energia.

1920-RutherfordCaracterização do próton como sendo o

núcleo do átomo de hidrogênio e a unidade de carga positiva. Previsão de existência do nêutron.

1924-De BroglieModelo da partícula-onda para o elétron.

1926 - HeisenbergPrincípio da incerteza.

1927 - SchrödingerEquação de função de onda para o elétron.

1932 - ChadwickDescoberta do nêutron.

CARGA ELÉTRICA

Camadas eletrônicas

168

PADRÃO VESTIBULARES REVISÃO

QUÍMICA I

Os elétrons estão distribuídos em camadas ou níveis de energia:

Número máximo de elétrons nas camadas ou níveis de energia:

Subníveis de energia

As camadas ou níveis de energia são formados de subcamadas ou subníveis de energia, designados pelas letras s, p, d, f.

Subníveis conhecidos em cada nível de energia:

Subníveis em ordem crescente de energia:

Preenchimento dos subniveis

Os subniveis são preenchidos sucessivamente, na ordem crescente de energia, com o número máximo de elétrons possível em cada subnível. (Regra de aufbau) Os números quânticos indicam a energia do elétron no átomo e a região de máxima probabilidade de se encontrar o elétron. O número quântico principal (n) indica o nível de energia. Varia de n = l a n = ao, respectivamente, no 1°, 2°, 3°,... nível de energia. O número máximo de elétrons em cada nível é dado por 2n2. Entre os átomos conhecidos, no estado fundamental, o número máximo de elétrons num mesmo nível é 32. O número quântico secundário ou azimutal (l) indica a energia do elétron no subnível. Nos átomos conhecidos, no estado fundamental, há quatro subníveis, representados por s, p, d, f, em ordem crescente de energia.

OrbitaisOs subníveis são formados de orbitais.

Orbital é a região da eletrosfera onde há maior probabilidade de estar localizado o elétron do átomo. O número máximo de elétrons em cada orbital é 2. A cada orbital foi atribuído um número quântico magnético (m) cujo valor varia de –1 a +1, passando por zero.

O orbital s tem forma esférica. Os orbitais p têm forma de duplo ovóide e são perpendiculares entre si (estão dirigidos segundo três eixos ortogonais x, y e z).

SpinSpin é o movimento de rotação do elétron

em tomo de seu eixo. Pode ser paralelo ou antiparalelo. A cada um deles foi atribuído um número quântico: + 1/2 e -1/2.

Princípio da exclusão de PauliEm um mesmo átomo, não existem dois

elétrons com quatro números quânticos iguais.Como conseqüência desse princípio, dois

elétrons de um mesmo orbital têm spins opostos.Um orbital semicheio contém um elétron

desemparelhado; um orbital cheio contém dois elétrons emparelhados (de spins opostos).

Regra de HundAo ser preenchido um subnível, cada orbital

desse subnível recebe inicialmente apenas um elétron; somente depois de o último orbital desse subnível ter recebido seu primeiro elétron começa o preenchimento de cada orbital semicheio com o segundo elétron.

MODELOS ATÔMICOS

- Dalton:Dalton foi o primeiro cientista a desenvolver

uma teoria atômica, segundo a qual a matéria se compõem de pequeníssimas partículas indestrutíveis chamadas átomos. De acordo com essa teoria, os átomos de determinada substância ou elemento são idênticos entre si, mas são diferentes dos átomos dos outros elementos.

Verificou ainda que as reações químicas não passam de uma redisposição dos átomos, e que, para se obter um composto de substâncias diversas, é preciso formar átomos compostos contendo um número definido de átomos de cada elemento. Essa teoria já está ultrapassada hoje em dia.

- Rutherford:Propôs um modelo atômico: o átomo seria

como um sistema solar em miniatura, cujo "sol" - o núcleo - concentra quase toda a massa e toda a carga positiva do sistema; gravitando em torno do núcleo, em órbitas elípticas, estão os elétrons, cuja soma de cargas negativas é igual a carga positiva nuclear com o que se tem o equilíbrio elétrico e a conseqüente estabilidade

169

REVISÃO PADRÃO VESTIBULARES

QUÍMICA I

do conjunto. O dinamarquês Bohr deu uma fundamentação teórica ao modelo.

- Bohr:Sugeriu que um átomo de hidrogênio

consistia em um único elétron perfazendo uma órbita circular ao redor de um próton central (o núcleo), sendo a energia do próton quantizada (isto é, o elétron poderia carregar apenas uma quantidade bem definida de energia). Com esse modelo, conseguiu explicar a origem das bolsas espectrais.

ISÓTOPOS, ISÓBAROS, ISÓTONOS

- Isótopos:São átomos do mesmo elemento químico,

com o mesmo número atômico.São átomos com diferentes n°s atômicos.

Portanto, Pertencem a elementos químicos diferentes, mas tem o mesmo número de massa. Ex: O potássio 40 é isóbaro do cálcio 40, porque o potássio 40 tem Z = 19 e A = 40, e o cálcio 40 tem Z = 20 e A = 40,

- Isótonos:São átomos de elementos químicos

diferentes, de diferentes números atômicos, diferentes números de massa, e mesmo número de nêutrons. Ex: o hidrogênio 3 é isótono do hélio 4, porque o H tem Z = 1 e A = 3, então tem 2 nêutrons (A-Z), e o hélio tem Z = 2 e A = 4, então também tem 2 nêutrons.

SÉRIE III – TABELA PERIÓDICA

Existe lógica na organização da Tabela Periódica?

No século XIX, os pesquisadores perceberam que havia relação entre as propriedades de determinadas substâncias e a massa atômica dos átomos que as constituíam: elementos com massas atômicas próximas tinham propriedades semelhantes. Entre 1869 e 1871, o químico russo Dmitri Ivanovich Mendeleiev sistematizou as informações existentes e descobriu a chamada Lei Periódica: as propriedades físicas e químicas dos

elementos são uma função periódica de sua massa atômica.

- A Tabela de MendeleievA tabela organizada pelo químico

Mendeleiev é parecida com a atual. Ele classificou os 64 elementos químicos conhecidos na época, organizando-os pela ordem crescente de sua massa atômica. Percebeu que as propriedades de determinados elementos repetiam-se periodicamente e usou esse critério para reuni-los em grupos, ou famílias - os elementos situados numa mesma coluna tem propriedades semelhantes. Ao fazer essa ordenação, alguns espaços entre elementos químicos conhecidos ficaram vazios. Mendeleiev previu que seriam preenchidos por elementos ainda desconhecidos - o que foi confirmado mais tarde pela descoberta de novos elementos. Para poder calcular quantos elementos novos poderiam surgir além dos já conhecidos, o físico Henry G.J. Moseley ordenou, entre 1912 e 1913, os elementos por seu número atômico, que, por ser um número inteiro, permitia "contar" quantos átomos faltavam descobrir esse é o critério usado até hoje.

- A Tabela Periódica atualOrganiza-se em 18 colunas, sete filas e duas

outras separadas do corpo da tabela. Cada coluna recebe o nome de grupo e contém elementos com propriedades químicas semelhantes. Os grupos são numerados em algarismos romanos na seguinte ordem: IA, IIA, IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB (que têm três colunas), IB, IIB, IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA e VIIIA, ou O. Nos grupos A estão os chamados elementos representativos, como o sódio ou o flúor, que possuem seus elétrons de máxima energia (os últimos que se escrevem ao se fazer sua configuração eletrônica) em subníveis s ou p. Nos grupos B estão os chamados elementos de transição, cujos elétrons de máxima energia estão situados em subníveis de tipo d, que não se encontram no nível mais externo.

- PeríodosAs linhas horizontais são chamadas

períodos. Eram numerados de um a sete, mas, atualmente, de 1 a 16, por determinação da International Union for Pure and Applied Chemestry (IUPAC - Associação Internacional de Química Pura e Aplicada). Os elétrons que estão num mesmo período têm em comum o número quântico principal, que define a energia de seu elétron mais externo e que coincide com o número do período. Assim, nas configurações dos elementos do segundo período, o número quântico principal maior será o dois e no sétimo período será o sete. Nem todos os períodos possuem o mesmo número de elementos. Existe

170

PADRÃO VESTIBULARES REVISÃO

QUÍMICA I

um período com dois elementos, dois com oito e três com 18 - o último está incompleto. As duas linhas separadas, abaixo, cada uma com 14 elementos, reúnem os lantanídeos e os actinídeos. Esses elementos, chamados de transição interna ou terras raras, têm propriedades semelhantes às do lantânio e do actínio e seu elétron de maior energia pertence a um subnível f.

Propriedades dos Elementos

- Raio atômicoÉ a metade da distância que separa dois

átomos iguais unidos entre si. Num período, o raio atômico diminui à medida que aumenta a carga do núcleo (número atômico), exceto nos gases nobres em que o raio aumenta muito. No quarto período, por exemplo, o maior raio corresponde ao potássio (K), com 2,03 Â (Angstrons) e diminui até chegar ao bromo (Br), com 1,14 Â, pois o aumento da carga nuclear em um mesmo período aumenta a atração entre prótons e elétrons, diminuindo o raio atômico.

- Potencial de ionizaçãoChama-se potencial de ionização a energia

necessária para que um mol de átomos em estado gasoso sofra ionização:

em que M é o símbolo do elemento e M simboliza o cátion, formado quando o átomo de um elemento perde elétron. Num grupo, o potencial de ionização diminui com o número atômico, ao passo que num período ele aumenta acompanhando o aumento do número atômico. Assim, o maior potencial de ionização corresponde ao flúor (F) e o menor ao césio (Cs), sem considerar os gases nobres e os elementos radioativos, difíceis de encontrar na natureza.

- EletroafinidadeConhece-se como eletroafinidade, ou

afinidade eletrônica, a energia que um mol de átomos no estado gasoso libera ao captar um mol de elétron. A captação de um elétron pode ser expressa assim:

em que X é o símbolo de um elemento e X- o ânion resultante do acréscimo de um elétron ao átomo neutro.

- EletronegatividadeEletronegatividade é a força com que um

átomo atrai um par de elétrons ao formar uma ligação.

Entre as muitas tabelas de eletronegatividade existentes, a mais utilizada é a estabelecida, em 1932, pelo químico norte-

americano Línus Pauling, Prêmio Nobel de Química de 1954 e Nobel da Paz de 1962. Os cálculos são sofisticados e vão de um valor de 0,7 para o frâncio até 4 para o flúor - o do hidrogênio é 2,1. A eletronegatividade é útil para preverá polaridade de uma molécula ou o caráter iônico de uma ligação. Num grupo, a eletronegatividade diminui suavemente com a massa atômica, enquanto num período ela aumenta acentuadamente. Os elementos com baixa eletronegatividade são conhecidos como meteis.

- Massa atômicaEm unidades físicas, a massa de um átomo

é um número praticamente desprezível e de difícil manejo. Por exemplo:

Massa atômica relativaDalton tomou como unidade de massa

atômica a massa de um átomo de hidrogênio, calculando as demais em comparação a ela. Essa unidade recebe o nome de unidade de massa atômica (u), e as massas assim calculadas, de massas atômicas relativas.

SÉRIE IV – LIGAÇÕES QUÍMICAS

Os átomos estão sempre unidos de maneira uniforme entre si?

Os agrupamentos atômicos que formam tudo quanto nos rodeia podem ter propriedades muito diferentes. Substâncias como o dióxido de carbono são gases em temperatura ambiente. Outras precisam de temperaturas de milhares de graus para alcançar esse estado, como é o caso do dióxido de silício, embora ambas possuam praticamente a mesma fórmula. Este comportamento distinto, em compostos tão similares, só pode ser explicado pela existência de uma união diferente entre as partículas das duas substâncias.

Estruturas de LewisOs químicos Walther Kossel (1888-1956) e

G.N. Lewis (1875-1946) foram os primeiros a desenvolver um modelo eletrônico para as forças, chamadas ligações, que mantêm os átomos unidos. O primeiro concentrou-se nas substâncias iônicas e o segundo, nas moleculares.

Regra do octeto

171

REVISÃO PADRÃO VESTIBULARES

QUÍMICA I

Já os elementos, segundo Lewis, tendem a adquirir elétrons até possuir oito no nível mais externo. Este número coincide com os elétrons externos dos gases nobres (estáveis e bastante inertes), com exceção do hélio. Diferentes formas de adquirir elétrons originam as diversas classes de ligação.

Ligação iônicaÉ aquela em que ocorre transferência de

elétrons de um átomo para outro. Neste caso, há sempre um elemento que tende a ceder (metal) e outro que pode receber (não-metal e hidrogênio). Como, ao perder elétrons, um átomo fica com carga positiva, e o outro átomo, o que recebe, fica com carga negativa, diz-se que a ligação iônica dá origem a cátions (+) e ânions (-) ou genericamente a íons.

Ligação covalenteQuando dois átomos mais eletronegativos

são iguais ou quando se encontram unidos formando um composto ou um elemento, o modelo de ligação iônica não é aplicável. Isso porque os dois átomos tendem a receber elétrons e são praticamente incapazes de cedê-los. 

Classes de ligação covalenteAs ligações covalentes podem ser

classificadas segundo o número de pares de elétrons compartilhados pelos elementos. 

Ligação covalente simples

A ligação covalente é formada pelo compartilhamento de um par de elétrons. Se a valência de um elemento é diferente de um, seus átomos podem se unir simultaneamente com vários átomos vizinhos por meio de uma ligação simples. Por exemplo: CCl4, PCl3, NF3, onde o carbono, o fósforo e o nitrogênio atuam com valência quatro, três e três, respectivamente, e se unem ao mesmo número de átomos monovalentes.

Ligação covalente dupla

Aqui, o número de pares de elétrons compartilhados pelos dois átomos unidos é dois. A energia necessária para romper uma ligação dupla é maior que para uma ligação simples,

mas inferior ao dobro desta. Isto significa que a segunda ligação é mais fraca que a primeira.

Ligação covalente tripla

Realiza-se por compartilhamento de três pares de elétrons entre dois átomos. É uma ligação mais forte que a dupla, mas sua energia não é o triplo da energia da ligação simples. A terceira ligação é mais fraca que a ligação simples e a dupla. 

Propriedades covalentes Todos os gases e os líquidos são covalentes

em temperatura ambiente. Também existem sólidos covalentes, mas suas propriedades são muito irregulares. Nos sólidos duríssimos, como o diamante, as ligações covalentes são em cadeia. Nos sólidos de baixo ponto de fusão, como o açúcar, a união é entre moléculas devido à sua polaridade. Os compostos covalentes polares são solúveis em água e os apolares não. Não conduzem a corrente elétrica em estado sólido, nem quando dissolvidos (há exceções, como os ácidos) ou fundidos. 

Forças de Van der WaalsEssas forças devem-se à polaridade das

moléculas. Agem inclusive quando uma das moléculas presentes não é polar. A presença de polaridade deforma a nuvem eletrônica da molécula não-polar até criar uma polaridade. Assim como um pedaço de ferro se transforma em ímã em presença de um campo magnético. 

Ligação de hidrogênioDa mesma forma que as forças de Van der

Waals, as ligações de hidrogênio se devem à polaridade da molécula. Elas, porém, são muito mais intensas que as forças de Van der Waals. Agem quando um dos pólos da molécula é o hidrogênio e o outro, um elemento bastante eletronegativo, como o oxigênio, o nitrogênio ou o flúor. Devido a seu pequeno tamanho, podem se aproximar muito. As forças eletrostáticas de atração são muito intensas, mas não tão fortes quanto uma ligação covalente. 

Ligação metálicaConsidera-se que um metal é formado por cristais entrecruzados formados por íons positivos. Os elétrons "banham" esses íons movendo-se livremente por todos os cristais, como um gás num recipiente fechado. Esses elétrons são os chamados elétrons de

172

PADRÃO VESTIBULARES REVISÃO

QUÍMICA I

valência, pouco unidos ao núcleo nos elementos eletropositivos. 

Este modelo explica as propriedades mecânicas dos metais: maleabilidade e ductilidade.

Explica também a condutividade elétrica e térmica. A eletricidade e o calor são transmitidos pelos elétrons livres. 

SÉRIE V – FUNÇÕES

FUNÇÕES INORGÂNICAS

NOMENCLATURA

ÁCIDOS

- Para ácidos não oxigenados, usamos a terminação IDRICO. Exemplo :

HCl – ácido clorídricoH2S – ácido sulfídricoH2Se – ácido selenídrico

Para ácidos oxigenados, a coisa complica um pouco:- Se o elemento possuir somente uma valência, usamos a terminação ICO. Exemplo :

H2CO3 – ácido carbônicoHBO3 – ácido bórico

- Se o elemento tiver 2 valências, para a maior usamos ICO e para a menor OSO. Exemplos :

H2SO3 – ácido sulfurosoH2SO4 – ácido sulfúricoHNO2 – ácido nitrosoHNO3 – ácido nítrico

- Se o elemento tiver 3 ou mais valências, usamos o prefixo HIPO junto com o sufixo OSO, e o prefixo PER junto com o sufixo ICO, nesta ordem. Exemplos :

HClO – ácido hipoclorosoHClO2 – ácido clorosoHClO3 – ácido clóricoHClO4 – ácido perclórico

- Existem casos em que o elemento forma diversos ácidos, porém sempre com a mesma valência. Usamos então os prefixos ORTO, META e PIRO. Exemplos :

H3PO4 – ácido ortofosfóricoHPO3 – ácido metafosfóricoH4P2O7 – ácido pirofosfórico

Obs: Note que nos três ácidos o fósforo tem valência +5.

BASES

- Se o elemento possuir somente uma valência, usamos a expressão “hidróxido de” seguida do nome do elemento. Exemplo :

NaOH – hidróxido de sódioCa(OH)2 – hidróxido de cálcio

- Se o elemento possuir duas valências, usamos a expressão “hidróxido de” seguida do nome do elemento e os sufixos OSO e ICO, ou então a valência em números romanos. Exemplo :

173

Ácidos BasesForça:- Forte : no de O - no de

H 2- Fraco ou médio : no de

O - no de H < 2

Força :- fortes: formadas por

metais alcalinos e alcalinos terrosos.

- Fracas : todas as outras

PH< 7 PH > 7Incolores em fenoftaleí-na

Vermelhos em fenof-taleína

Deixam vermelho o papel de tornassol

Deixam azul o papel de tornassol

Ficam vermelhos em presença de Alaranjado de metila

Ficam amarelos

Formam soluções eletrolíticas

Formam soluções eletrolíticas

Ao reagirem formam sal e água

Óxidos E2 Ox

Óxidos Básicos: metal + oxigênio (os principais formadores de óxidos básicos são os metais alcalinos e alcalinos terrosos ).

Óxidos ácidos ou anidridos : ametal + oxigênio (os principais formadores de óxidos ácidos são ametais das colunas 5, 6 e 7A

Óxidos anfóteros :comportam-se ora como anidridos , ora como óxidos básicos.

Óxidos salinos ou mistos :derivam da mistura de dois Óxidos.

Óxidos neutros : Óxidos de baixa reatividade Peróxidos : Óxidos em que o O tem nox -1

( geralmente o O esta ligado a um elemento da coluna 1 ou 2A

Super óxidos : Óxidos em que o O tem nox -

SaisSólidos à temperatura ambienteSolubilidade em água variávelSuas soluções são eletroliticas

HidretosEHx

Metálicos : H com nox -1 ( têm caráter básico) Ametálicos : H com nox +1(caráter ácido ou básico)

REVISÃO PADRÃO VESTIBULARES

QUÍMICA I

Fe(OH)2 – hidróxido ferroso ou hidróxido de ferro II Fe(OH)3 – hidróxido férrico ou hidróxido de ferro III

ÓXIDOS

- Se o elemento possuir somente uma valência, usamos a expressão “óxido de” seguida do nome do elemento. Exemplo :

BaO – óxido de bárioK2O – óxido de potássio

- Se o elemento possuir duas valências, usamos a expressão “óxido de” seguida do nome do elemento e os sufixos OSO e ICO, ou então a valência em números romanos. Exemplo:

Cu2O – óxido cuproso ou óxido de cobre ICuO – óxido cúprico ou óxido de cobre IINiO – óxido niqueloso ou óxido de níquel IINi2O3 – óxido niquélico ou óxido de níquel III

SAIS

Os sais derivam da reação de um ácido ou óxido com uma base. - Os sais sem oxigênio mudam a terminação IDRICO para a terminação ETO. Exemplo :

CaS – sulfeto de cálcio, vem do ácido sulfídrico.

RbH – fluoreto de rubídio, vem do ácido fluorídrico

- Os sais oxigenados de menor valência mudam a terminação OSO para ITO. Exemplo :

Na2SO3 – sulfito de sódio, vem do ácido sulfurosoLiNO2 – nitrito de lítio, vem do ácido nitroso

- Os sais oxigenados de maior valência mudam a terminação ICO para ATO. Exemplo :

Na2SO4 – sulfato de sódio, vem do ácido sulfúricoNaClO3 – clorato de sódio, vem do ácido clórico.

- Os prefixos HIPO, PER, ORTO, META E PIRO são mantidos inalterados nos sais, mudando apenas as terminações de OSO para ITO e de ICO para ATO. Exemplos :

NaPO3 – metafosfato de sódio, vem do ácido metafosfóricoCa2P2O7 – pirofosfato de cálcio, vem do ácido pirofosfórico.

Para terminar, os nomes dos cátions seguem as regras mencionadas acima para as bases e o óxidos, usando os sufixos OSO e ICO ou algarismos romanos para as valências.

Série vi – reações inorgânicas

Para dominar o assunto oxidação e redução seria importante vc dominar as regras de cálculo de NOX. Aí vão As mais importantes.

1. Nas substâncias simples os átomos têm sempre NOX = 0

Ex. H2, O3, Na, Al...

2. Os Alcalinos (1A) Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, quando ligados a outros átomos têm sempre Nox = +1. Os mais importantes estão em negrito.Frase idiota para guardá-los: Li Na Kasa de Rubens Coisas Frenéticas

3. Os Alcalino-Terrosos (2A) Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra Quando ligados a outro átomo, têm sempre NOX = +2Frase: Bete Magrela Cantou o Sr. Barão

4. Os Halogênios (7A) F, Cl, Br, I, At , SOMENTE QUANDO ESTÃO NA PONTA DIREITA DE UMA FÓRMULA, têm NOX = -1Frase: Foi Clóvis Bornay que Induziu Atenas. Clóvis Bornay é uma bicha que foi famosa faz muito tempo, você não deve Ter conhecido.

5. Oxigênio = -26. Zinco = +27. Alumínio = +38. Prata = +19. Hidrogênio = +1

10. Para Calcular o NOX de um elemento que não está na regra basta lembrar que A soma de TODOS os nox em uma substância é igual a 0.Exemplo: CrCl3 O Cloro está na regra,

seu nox é igual a –1, como são 3 Cloros o total de cargas negativas é igual a –3, certo? Para saber o nox do Bromo basta descobrir o número que somado a –3 é igual a 0. Portanto o nox dele nesta substância será +3.

Agora algumas dicas sobre Oxidação e redução

Guarde: OXIDAÇÃO = PERDER ELÉTRONS REDUÇÃO = RECEBER ELÉTRONS

Portanto reação de Oxid. e Redução é a reação onde alguém perde (doa) elétrons e alguém recebe estes elétrons.

Para saber quem Doa e quem recebe basta calcular os nox de todos que participam de uma reação como esta.

174

PADRÃO VESTIBULARES REVISÃO

QUÍMICA I

Se ocorrer mudança de Nox em algum elemento na reação, quer dizer que ela é de oxidação e redução.

Agora para saber quem sofreu oxidação e quem sofreu redução Guarde:

Oxidação = O nox AUMENTARedução = O nox DIMINUI

Note que de antes para depois o Zn aumentou o Nox, Portanto ele sofreu OXID.

Já o H sofreu REDUÇÃO, pois seu nox diminuiu.

Atenção para os conceitos de agente oxidante e agente redutor.

Exemplo: “Caso eu queira te dar um beijo. Eu não te daria este beijo caso você não permitisse recebê-lo, certo? Assim se eu te der o beijo, você me fez dá-lo e eu te fiz recebê-lo.” Se o beijo fosse um elétron, como você me fez dá-lo, você me fez sofrer OXIDAÇÃO. Como eu te fiz recebê-lo, eu te fiz sofrer REDUÇÃO. Assim.

Quem sofreu redução (recebeu elétr.) é o agente oxidante.

Quem sofreu oxidação (deu elétr.) é o agente redutor.

EXERCÍCIOS

SÉRIE I – MATÉRIA / SUBSTÂNCIA01.Considere a mistura de gasolina, água e

NaCl. Lembre-se de que a gasolina e a água são imiscíveis e NaCl é solúvel apenas em água, neste caso. Assinale, dentre as opções, a seqüência mais viável de métodos para separar os componentes deste sistema, segundo o fluxograma abaixo:

Método 1 Método 2a) Filtração simples - Centrifugaçãob) Decantação - Destilação simplesc) Destilação simples - Decantaçãod) Decantação - Centrifugaçãoe) Centrifugação - Decantação

02.(UFPA) Sobre alotropia pode-se afirmar que:I. é o fenômeno pelo qual átomos de um mesmo elemento químico podem se apresentar constituindo substâncias simples diferentes.II. é o número de átomos que entra na constituição da molécula de uma substância simples qualquer.III. H e O são exemplos deste fenômeno.IV. a atomicidade e a cristalização diferentes são as causas deste fenômeno.

a) Somente a alternativa I está correta.b) Somente a alternativa II está correta.c) Somente a alternativa III está correta.d) Somente as alternativas I e IV estão corretas.e) Todas as alternativas estão corretas.

03.(UFV/MG) A água que recebemos em nossa casa passa antes por uma estação de tratamento onde é adicionado, entre outros produtos, o cloro. Esta água se classifica como uma:a) substância compostab) mistura heterogêneac) substância simplesd) mistura homogêneae) mistura azeotrópica

Série II – atomística04.Assinale a única afirmação incorreta:

a) Diamante e grafita são estados alotrópicos do carbono.b) Hidrogênio e deutério são isótopos.c) Átomos com mesmo número atômico pertencem a um mesmo elemento.d) Uma substância pura tem composição ponderal constante.e) Uma substância pura não pode constituir um sistema difásico.

175

REVISÃO PADRÃO VESTIBULARES

QUÍMICA I

05.Qual o número de elétrons desemparelhados em um átomo de 8O16?

a) 1 b) 2c) 3 d) 4e) 5

06.Para o elemento de número atômico 28, a configuração eletrônica é:

a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10

b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3d2 4s2 4p6

c) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p6 5s2

d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8

e) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d9

07.(ITE-Bauru-SP) Sabendo que o número atômico do ferro é 26, responda:

Na configuração eletrônica do íon Fe3+, o último subnível ocupado e o número de elétrons do mesmo é respectivamente:

a) 3d, com 6 elétrons.b) 3d, com 5 elétrons.c) 3d, com 3 elétrons.d) 4s, com 2 elétrons.

08.A estrutura eletrônica correta de 147N é:

a) 1s2 2s2, , , 02 zp

b) 1s2, 2s2, , ,

c) 1s2, 2s2, , , 02 zp

d) 1s2, 2s2, , , 02 zp

e) 1s2, 2s2, , ,

09.(PUC/MG) A soma dos prótons, elétrons e nêutrons nas espécies químicas

DADOS: NÚmeros de massa.A = 39B = 40C = 79

a) 73 b) 158c) 231 d) 232e) 234

10.(PUC/MG) São dados três átomos de símbolos arbitrários X, W e Z.

Considerando-se o átomo neutro, o número de elétrons de W é:a) 164 b) 94c) 90 d) 74e) 70

11.(FGV-SP) Um certo íon negativo X3- tem carga negativa -3, sendo seu número total de elétrons 36 e seu número de massa 75. Podemos dizer que seu número atômico e número de nêutrons são respectivamente:

a) 36 e 39 b) 36 e 42

c) 33 e 42 d) 33 e 39e) 36 e 75

12. Em um átomo cujo número atômico é igual a 26, o número de elétrons com número quântico secundário igual a ZERO é:

a) 4 b) 8c) 6 d) 12e) 26

SÉRIE III - TABELA PERIÓDICA

13.Um elemento de configuração 1s2 2s2 2p6 3s2

3p4 possui forte tendência a:a) perder 4 elétrons.b) perder 6 elétrons.c) ganhar 2 elétrons.d) perder dois elétrons.e) ganhar 4 elétrons.

14.(PUC/MG) Faça a associação:I. 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5

II. 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d7

III. 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 IV. 1s2, 2s2, 2p6

( ) metal alcalino( ) halogênio( ) gás nobre( ) transição

A numeração correta, de cima para baixo, é:a) I, IV, III, IIb) I, III, II, IVc) III, I, IV, IId) III, II, IV, Ie) IV, III, II, I

15. (PUC/MG) Seja o átomo neutro X:1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p4

A localização do elemento na Tabela Periódica é:

Coluna Períodoa) 6A 4ºb) 4A 3ºc) 3A 6ºd) 3B 2ºe) 4B 5º

16. (PUC/MG) Os elementos que apresentam as seguintes distribuições eletrônicas:

pertencem, respectivamente, às famílias dos:a) gases nobres, metais alcalinos e halogêniosb) alcalino-terrosos, gases nobres e actinídeosc) gases nobres, lantanídeos e halogêniosd) metais alcalinos, halogênios e lantanídeose) alcalino-terrosos, lantanídeos e metais alcalinos

176

PADRÃO VESTIBULARES REVISÃO

QUÍMICA I

17.(UFMG) Dos elementos de configuração eletrônica:

os que apresentam o maior e o menor potencial de ionização são, respectivamente:a) IV e II b) V e Ic) I e IV d) II e Ie) II e III

18.(PUC/MG) Das configurações eletrônicas abaixo, a que apresenta propriedades químicas semelhantes ao elemento de configuração:1s2 2s2 2p6 3s3 3p6 4s1, é:

SÉRIE IV - LIGAÇÕES QUÍMICAS19.(PUC-PR) No esquema abaixo estão as

distribuições eletrônicas de alguns átomos representados por letras que não correspondem aos símbolos reais.

X - 1s1

Y - 1s2 2s2 2p5 Z - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

T - 1s2 2s2 2p4

W - 1s2 2s2 2p6 3s2

20.Os compostos X2T, Y2, WZ2, WT são, respectivamente:

a) iônico, iônico, iônico e molecular.b) molecular, molecular, iônico e iônico.c) iônico, iônico, molecular e molecular. d) iônico, molecular, iônico e iônico.e) molecular, molecular, molecular, iônico.

21. Os compostos FeO, NO, F2Fe NaCl apresentam, respectivamente, os seguintes tipos de ligações:

a) iônica, covalente polar, metálica, covalente apolar e covalente polar.b) metálica, covalente polar, covalente apolar, iônica e iônica. c) metálica, covalente polar, covalente apolar e iônica. d) iônica, covalente polar, covalente apolar, metálica e iônica.e) covalente polar, covalente polar, covalente apolar, metálica e iônica.

22. (PUC-MG) Dentre as afirmativas abaixo, a incorreta é:

a) O composto formado entre um metal alcalino-terroso e um halogênio é covalente.b) O composto covalente HCl é polar, devido à diferença de eletronegatividade existente entre os átomos de hidrogênio e cloro.c) O composto de fórmula KI é iônico.d) A substância de fórmula Cl2 é apolar.e) Ligação covalente é aquela que se dá pelo compartilhamento de elétrons entre dois átomos.

23. (UFES) A existência de pontes de hidrogênio só é possível entre compostos quando há:

a) um elemento fortemente eletropositivo ligado a um átomo de hidrogênio.b) dois elementos, um fortemente eletropositivo ligado a um átomo de hidrogênio.c) um elemento fortemente eletronegativo, dotado de pares de elétrons não compartilhados, ligado ao hidrogênio.d) um aumento muito grande na intensidade das forças de London.e) uma ligação química entre o hidrogênio e os elementos de transição externa.

24. A geometria de espécies do tipo EX3, sendo E um elemento do grupo 3A, é denominada:

a) trigonal plana.b) piramidal.c) linear. d) angular.e) tetraédrica.

25. A forma geométrica da molécula de H2S é:a) tetraédrica b) linearc) angulard) piramidale) trigonal plana

SÉRIE V – FUNÇÕES INORGÂNICAS

26.(Cefet-PR) Algumas substâncias químicas são conhecidas por nomes populares. Assim temos, por exemplo, sublimado corrosivo (HgCl2), cal viva (CaO), potassa cáustica (KOH) e espírito de sal (HCl). O sublimado corrosivo, a cal viva, a potassa cáustica e o espírito de sal pertencem, respectivamente, às funções:

a) ácido, base, óxido, ácidob) sal, sal, base, ácidoc) ácido, base, base, sald) sal, óxido, base, ácidoe) ácido, base, sal, óxido

27.(Med. Catanduva-SP) Presente no suco gástrico, é chamado comercialmente de

177

REVISÃO PADRÃO VESTIBULARES

QUÍMICA I

"ácido muriático"; presente em muitos antiácidos estomacais, em suspensão aquosa é conhecido como "leite de magnésia"; é constituinte do mármore e do calcário; principal responsável pelo "efeito estufa", é injetado para "gaseificar" águas e refrigerantes. Estamos falando das substâncias:

Séries VI – REAÇÕES inorgânicas

28.(UFMG) Considere as equações abaixo:

As quatro equações representam, nesta ordem, reações de:

a) (I) síntese (II) simples troca (III) dupla troca (IV) decomposição.b) (I) decomposição (II) síntese (III) dupla troca (IV) simples troca.c) (I) síntese (II) decomposição (III) dupla troca (IV) simples troca.d) (I) decomposição (II) simples troca (III) dupla troca (IV) síntese.e) (I) síntese (II) dupla troca (III) simples troca (IV) decomposição.

29.(PUC/MG) Na estrutura H – O – C N, o número de oxidação do nitrogênio é:

a) -5 b) -3c) +2 d) +3e) +5

30.(PUC/MG) Os números de oxidação do carbono nos compostos CO2, C2H6, CH4, CH4O são, respectivamente:a) -4, -3, +4, -2 b) -3, -2, +4, -4 c) -2, -4, -3, +4d) +4, -2, -4, -3e) +4, -3, -4, -2

31.(UFRN) Balanceando a equação:

encontram-se os coeficientes 30 e 3. respectivamente, para as substâncias:

a) ferro e águab) ferro e nitrato de amônio c) nitrato de hidrogênio e nitrato férricod) nitrato férrico e nitrato de amônio e) nitrato de hidrogênio e nitrato de amônio

32.(UFES) Sejam as equações não-equilibradas:

Sobre as mesmas, depois de equilibradas, podemos afirmar:

I. Ambas mostram reações de oxi-redução.II. O peróxido de hidrogênio atua, na primeira, como redutor, e na segunda, como oxidante.III. Nas duas equações o peróxido de hidrogênio é o redutor.IV. A primeira equação, depois de balanceada, apresenta a soma dos coeficientes mínimos inteiros, para o segundo membro, igual a 17.

São corretas as afirmativas:a) I, II e IV b) I, III e IV c) I e II d) I e IIIe) I e IV

33.(PUC/MG) Na reação não balanceada:

a proporção entre as moléculas de KMnO e HCl que reagem é, respectivamente:a) 1 : 8b) 1 : 16c) 5 : 1d) 5 : 2e) 8 : 1

34.(ESCOLA NAVAL) Considere a reação abaixo e assinale a alternativa que considerar correta.

35.(UFF-RJ)

Para a equação anterior, após o balanceamento com os menores números inteiros possíveis, o somatório dos coeficientes será:

a) 7 b) 10c) 14 d) 22e) 30

36.(OSEC-SP) A soma dos menores coeficientes inteiros da reação de óxido-redução a seguir, o agente oxidante e o agente redutor são respectivamente:

178

PADRÃO VESTIBULARES REVISÃO

QUÍMICA I

179