Apostila do átomo

ÍNDICE

01- Átomo........................................................................................................................0202- Texto: Estrutura Atômica..........................................................................................0203- Chave de Correção....................................................................................................0606- Texto: Íons.................................................................................................................0707 -Texto: Elementos Químicos......................................................................................0808- Texto: Isótopos, Isóbaros e Isótonos.........................................................................1209- A Eletrosfera.............................................................................................................1410- Matéria Substância e Mistura....................................................................................2411- Texto: Substância – As Várias Qualidades da Matéria.............................................2612- Texto: Substâncias x Misturas...................................................................................3313- Texto: Misturas Homogêneas e Heterogêneas- Fases de um sistema.......................3614- Tabela Periódica........................................................................................................4215- As Propriedades Periódicas dos Elementos..............................................................5216- Valência.....................................................................................................................6317- Texto: Ligações Iônicas – Busca de Equilíbrio entre Metais e Ametais...................6718- Ligação Covalente Normal........................................................................................7319- Texto: Ligação Covalente Dativa e Ligações Covalentes Polar e Apolar................7820- Auto-Avaliação – Módulo 02....................................................................................8621- Funções Inorgânicas: Bases, Óxidos, Ácidos e Sais.................................................9322-Texto: Bases ou Hidróxidos - OH- ligado a Cátion...................................................9623- Texto:Óxidos–Compostos Binários de oxigênio eletronegativo............................ 102 24- Função Óxido .........................................................................................................10525- Ácidos – Compostos de Hidrogênio Eletropositivo................................................10726- Texto: Sais a Neutralização de Ácidos e Bases..................................................... .11727- Ácidos Carboxílicos................................................................................................13228- Nomenclatura Usual: Um Costume........................................................................13429- Bibliografia..............................................................................................................137

ÁTOMO1

Nestas atividades de ensino, você vai ler textos e resolver exercícios que lhe permitirão atingir os seguintes objetivos:

1 CARACTERIZAR ÁTOMO: CONCEITO, PARTÍCULAS FUNDAMENTAIS, LOCALIZAÇÃO, CARGA ELÉTRICA, MASSA E SÍMBOLO DESSAS PARTÍCULAS.

2 CARACTERIZAR ÍON: CONCEITO E TIPOS.

3 DISTINGUIR NÚMERO ATÔMICO (Z) E NÚMERO DE MASSA (A) E OS DIVERSOS ELEMENTOS QUÍMICOS.

4 CARACTERIZAR ISÓTOPOS, ISÓBAROS E ISÓTONOS.

1 TEXTO: A ESTRUTURA ATÔMICAConceito

Sabemos que tudo que nos rodeia e ocupa lugar no espaço é matéria. Mas de que é constituída a matéria?

Filósofos gregos, no século V antes de Cristo, admitiam, intuitivamente, que a matéria seria constituída de partículas indivisíveis, a que chamaram de átomo. Somente por volta de 1803 apareceu uma teoria, com bases experimentais, que comprovou a existência do átomo: a teoria atômica de John Dalton.

Verificou-se, enfim, que o átomo é o componente de toda a matéria: a Terra o Universo, todos os seres vivos são constituídos de átomos..

ÁTOMO É A UNIDADE FUNDAMENTAL DA MATÉRIA

Depois de Dalton, outras teorias ou modelos surgiram, aprofundando o conhecimento sobre o átomo. O modelo atualmente aceito é chamado “átomo nuclear”.

Partículas constituintes do átomoO modelo nuclear admite que o átomo é formado por uma região central

extremamente pequena, o núcleo, em torno do qual giram diminutas partículas, constituindo uma outra região, a eletrosfera. Porém o átomo não é maciço: a maior parte dele é composta por espaços vazios, ou seja, o átomo é descontínuo.

O núcleo contém basicamente dois tipos de partículas: os prótons e os nêutrons. Os prótons têm massa aproximadamente igual à massa do nêutron: cerca de 0,000 000 000 000 000 000 000 001 670 gramas. É uma grandeza tão pequena que se convencionou representá-la por 1.

A eletrosfera contém apenas elétrons. Verificou-se, experimentalmente, que a massa dos elétrons é 1.836 vezes menor que a dos prótons; por isso é considerado como partícula de massa desprezível, representada por 0.

Então:PARTÍCULAS MASSA

PRÓTONNÊUTRONELÉTRON

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DESPREZIVEL ou 0Assim, o átomo não é indivisível como se supunha: compõe-se de várias

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partículas e pode ser quebrado, como acontece nas explosões atômicas.Veja a figura a seguir representando um átomo de hélio, que possui 4 partículas

no núcleo: 2 prótons (p+) e 2 nêutrons (n). Na eletrosfera estão 2 elétrons (e-), que giram em torno do núcleo a tal velocidade que não se pode determinar exatamente as suas posições.

p+

n n p+

Observação: Em 1914, o físico Niels Bohr comparou o movimento dos elétrons com o dos planetas ao redor do Sol. Os elétrons estariam em órbitas fixas como os planetas.

Hoje, acredita-se que o movimento dos elétrons seja como o das abelhas ao redor da colméia: ora estariam próximos, ora estariam mais afastados, formando uma espécie de nuvem eletrônica ao redor do núcleo. A velocidade dos elétrons é tão grande que é impossível determinar simultaneamente sua posição e sua quantidade de movimento (Princípio da Incerteza de Heisenberg). Por isso, dissemos antes que os elétrons estariam em algum lugar ao redor do núcleo.

TODOS OS PRÓTONS SÃO IGUAIS, TODOS OS ELÉTRONS SÃO IGUAIS E TODOS OS NÊUTRONS SÃO IGUAIS. O QUE TORNA UM ÁTOMO DIFERENTE DO OUTRO É A QUANTIDADE DESTAS PARTÍCULAS EM CADA ÁTOMO.

Carga elétrica das partículasOs elétrons giram ao redor do núcleo, e isto significa que existe uma força que

atrai os elétrons para o núcleo. Essa força vem das cargas elétricas que as partículas atômicas possuem:

PRÓTON CARGA POSITIVA (+1)ELÉTRON CARGA NEGATIVA (-1)NÊUTRON CARGA NULA (0)

O núcleo, sendo positivo, devido à presença dos prótons, atrai os elétrons (carga negativa) que estão na eletrosfera. No entanto, o átomo isolado é um sistema eletricamente neutro, porque o número de cargas positivas é igual ao número de cargas negativas.

NO ÁTOMO ELETRICAMENTE NEUTRO, O NÚMERO DE PRÓTONS É IGUAL AO NÚMERO DE ELÉTRONS, O NÚMERO DE NÊUTRONS (PARTÍCULAS NEUTRAS) NÃO INFLUI NESSE ASPECTO, O NÚMERO DE NÊUTRONS NO NÚCLEO PODE SER MENOR OU MAIOR QUE O DE PRÓTONS.

Símbolo das partículasAs partículas atômicas são simbolizadas por sua letra inicial minúsculas, antecedida de

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dois índices: o índice do alto indica a massa da partícula; o índice de baixo indica sua carga. Assim:

Próton nêutron elétron 1

+ p 10 n 0

− e

Vamos resumir as características das partículas na tabela seguinte, para você ter uma visão global do que dissemos até agora:

PARTÍCULAS LOCALIZAÇÃO CARGA MASSA SÍMBOLOPróton

Nêutron

Elétron

Núcleo

Núcleo

Eletrosfera

+1

0

-1

1

1

desprezível

1+ p

10 n

0− e

O diâmetro do átomo é de aproximadamente 0,000 000 03 cm. É tão pequeno que, se cada ser humano fosse do tamanho de um átomo, toda população mundial caberia na cabeça de um alfinete. E os núcleos atômicos, então, são bem menores: medem geralmente cerca de 0,000 000 000 000 1 cm. Por exemplo: se tomássemos o maracanã como modelo do átomo, conservando a escala, o núcleo seria do tamanho de um pulga.

Como já dissemos, entre o núcleo e os elétrons não existe nada, só um grande vazio. Se fosse possível pegar todos os átomos da terra e comprimi-los, de modo que os elétrons se juntassem ao núcleo, caberiam todos num dedal de costureira.

Devido a essas dimensões tão pequenas, o átomo é invisível, mesmo ao microscópio eletrônico, mas os cientistas dispõem de métodos capazes de permitir a construção de modelos dele, baseados em dados experimentais.

1 EXERCÍCIOSVOCÊ, ESTARÁ PREPARADO PARA RESOLVER OS EXERCÍCIOS SE, APÓS O ESTUDO DO TEXTO, SOUBER:

• O QUE É ÁTOMO.• QUAIS AS CARACTERÍSTICAS DO ÁTOMO.• QUAIS AS PARTÍCULAS FUNDAMENTAIS DO ÁTOMO.• QUAL A, LOCALIZAÇÃO, A CARGA ELETRICA, A MASSA E O

SÍMBOLO DAS PARTÍCULAS SUBATÔMICAS.• QUAL A RELAÇÃO ENTRE O NÚMERO DE PRÓTONS E

ELÉTRONS NO ÁTOMO ELETRICAMENTE NEUTRO.

CASO TENHA DÚVIDAS, REESTUDE A PARTE DO TEXTO QUE TRATA DO ASSUNTO, QUANDO SE SENTIR SEGURO, PROSSIGA.

I – ESCREVA, NOS PARÊNTESES, V (VERDADEIRA) OU F (FALSA).CORRIJA,

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EM SEGUIDA, AS ALTERNATIVAS FALSAS..1. ( ) Átomo é uma porção de matéria.

______________________________________________________________

2. ( ) O átomo é indivisível.______________________________________________________________

3. ( ) Os átomos compõem-se de três partículas fundamentais: prótons, nêutrons e elétrons.______________________________________________________________

4. ( ) O átomo tem forma esférica compacta.______________________________________________________________

5. ( ) Os átomos são diferentes porque seus prótons, nêutrons e elétrons são diferentes.______________________________________________________________

6. ( ) No núcleo de cada átomo, exceto no de hidrogênio, há sempre prótons e nêutrons.______________________________________________________________

7. ( ) A partícula atômica que tem carga positiva é o elétron.______________________________________________________________

8. ( ) A partícula que se localiza na eletrosfera é o próton.______________________________________________________________

9. ( ) A partícula simbolizada por 10 n representa um nêutron.

______________________________________________________________

10. ( ) O numero de nêutrons de um átomo é sempre igual ao número de elétrons.______________________________________________________________

II – ASSINALE, COM UM X, NOS PARÊNTESES, A(S) ALTERNATIVA(S) CORRETA(S).

1. Um átomo é eletricamente neutro quandoa. ( ) no de prótons = no de nêutrons.b. ( ) no de prótons = no de elétrons.c. ( ) no de elétrons = no de nêutrons.d. ( ) no de nêutrons > no de prótons e elétrons.

2. Tendo-se o seguinte átomo, teremos em algum lugar a nuvem eletrônica.a. ( ) 3 elétrons. p+

b. ( ) 2 elétrons. n n

c. ( ) 6 elétrons. n p+ d. ( ) Nenhuma das respostas anteriores. p+ n

III – ASSOCIE AS COLUNAS ESCREVENDO, NOS PARÊNTESES, A LETRA 5

nnn

ADEQUADA, ATENÇÃO, POIS A MESMA CLASSIFICAÇÃO PODE SE REFERIR A DUAS PARTÍCULAS.

1. ( ) carga (1+) ( A ) Próton2. ( ) carga (1- )3. ( ) carga 0 ( B ) Elétron4. ( ) massa 15. ( ) massa desprezível ( C ) Nêutron6. ( ) no núcleo7. ( ) na eletrosfera8. ( ) símbolo 1

0 n9. ( ) símbolo 0

− e10. ( ) símbolo 1

+ p

IV – COMPLETE AS LINHAS EM BRANCO, COLOCANDO O NÚMERO DE PRÓTONS OU DE ELÉTRONS.

1. Átomo de núcleo 8 nêutrons 2. Átomo de núcleo 61 nêutronsoxigênio __ prótons prata 47 prótons

eletrosfera: 8 elétrons eletrosfera: ___elétrons

3. Átomo de núcleo 30 nêutrons 4. Átomo de núcleo 20 nêutrons ferro __ prótons cálcio __ prótons

eletrosfera: 26 elétrons eletrosfera: 20 elétrons

1 CHAVE DE CORREÇÃO

I – 1. ( F ) Átomo é a menor parte da matéria que apresenta todas as propriedades de um elemento químico.

2. ( F ) O átomo compõe-se de várias partículas subatômicas e pode ser desintegrado, como acontece nas explosões atômicas.

3. ( V ) Apesar de o átomo ser composto por várias partículas, os prótons, elétrons e nêutrons são as fundamentais.

4. ( F ) Os átomos apresentam grandes vazios, pois o diâmetro do núcleo é um centésimo de milésimo menor que o do átomo.

5. ( F ) Os átomos são diferentes porque o número das partículas que apresentam é diferente (na verdade são os prótons que tornam os átomos diferentes, como veremos mais tarde).

6. ( V ) Existe um átomo de hidrogênio que apresenta no núcleo apenas o próton; não tem nêutron. Esse hidrogênio chama-se prótio.

7. ( F ) A partícula atômica que tem carga positiva é o próton; o elétron tem carga negativa.

8. ( F ) A partícula localizada na eletrosfera é o elétron; o próton localiza-se no núcleo.

9. ( V ) Esta é verdadeira porque sabemos que o nêutron tem carga 0 e massa 1.

10. ( F ) O número de prótons de um átomo eletricamente neutro é sempre igual ao número de elétrons.

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II – 1. b. ( X ) no de prótons = no de elétrons.2. a. ( X ) 3 elétrons.

III – A seqüência é: 1. (A); 2. (B); 3. (C); 4. (A, C); 5. (B); 6. (A, C); 7. (B); 8. (C); 9. (B); 10. (A).

IV – 1. 8 prótons 2. 47 elétrons 3. 26 prótons 4. 20 prótons

1 TEXTO: ÍONS

Conceito

Sabemos que, quando um núcleo atrai um número de elétrons exatamente igual ao seu número de prótons, forma-se um átomo eletricamente neutro. No entanto, pode-se remover ou acrescentar elétrons a um átomo neutro, formando-se um átomo carregado eletricamente, chamado íon.

ÍON É UM ÁTOMO CARREGADO ELETRICAMENTE, POR PERDA OU GANHO DE ELÉTRONS.

Tipos de íons

Quando removemos elétrons de um átomo neutro, o íon resultante terá carga positiva, porque o número de prótons torna-se maior que o de elétrons. O íon positivo recebe o nome de cátion.

Podemos dizer que a atração entre o elétron e o núcleo é como uma tira de elástico esticada, ligando as duas partículas; pode-se esticar tanto a “tira de elástico” que ela acaba por “arrebentar”, libertando as duas partículas. Isto se dá à custa de energia, ou seja, um agente externo que exerce uma força sobre o elétron para arrancá-lo do átomo neutro.

Alguns átomos neutros podem ganha elétrons, formando íons negativos, os ânions. Essa transformação não requer energia; ao contrário, libera energia.

Em resumo:

ÍON: ÁTOMO ELETRICAMENTE CARREGADO.TIPOS: CÁTION ÍON QUE PERDEU ELÉTRONS E FICOU COM

MAIOR NÚMERO DE PRÓTONS QUE DE ELÉTRONS; EXIGE ENERGIA PARA QUE HAJA PERDA DE ELÉTRONS.

ÂNION ÍON QUE RECEBEU ELÉTRONS E FICOU COM MAIOR NÚMERO DE ELÉTRONS QUE DE PRÓTONS; LIBERA ENERGIA PARA A AQUISIÇÃO DE ELÉTRONS.

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2 EXERCÍCIO

FAÇA OS EXÉRCICIOS, PARA RESOLVÊ-LOS, VOCE PRECISA SABER:

• O QUE É ÍON.• QUAL A CONDIÇÃO PARA QUE O ÁTOMO SE TORNE

UM CÁTION OU UM ÂNION.

EM CASO DE DÚVIDA, VOLTE SEMPRE A LER O TEXTO.

I – COMPLETE AS LACUNAS, DE MODO QUE AS AFIRMATIVAS SE TORNEM VERDADEIRAS.1. O átomo eletricamente carregado chama-se ______________.2. O íon pode ter carga elétrica positiva ou negativa. O íon tem carga elétrica

positiva quando seu número de elétrons é ______________ que o número de prótons. O íon tem carga negativa quando o número _____________ é menor que o de _____________.

3. O íon de carga positiva chama-se ______________.4. O íon de carga negativa chama-se ______________.5. Para que o átomo ceda alguns de seus elétrons, tornando-se um ___________, é

necessário fornecer-lhe ______________. 6. Para que o átomo receba elétrons, tornando-se um _______________, é

necessário que ele _____________ energia.7. O ______________ tem igual número de prótons e elétrons; o ____________

tem o número de prótons maior ou menor que o número de elétrons.


I - 1. íon; 2. menor / prótons / elétrons; 3. cátion; 4. ânion; 5. cátion / energia; 6. ânion / libere; 7. átomo / íon.

3 TEXTO: ELEMENTOS QUÍMICOS

Número atômico (Z)

Número atômico é a quantidade de prótons que um átomo possui. Cada um dos átomos existentes possui um número característico de prótons; não há dois átomos com a mesma quantidade destas partículas.

O NÚMERO DE PRÓTONS QUE CADA ÁTOMO TEM É CHAMADO NÚMERO ATÔMICO (SÍMBOLO Z).

Z = p+ , ONDE: NÚMERO DE PRÓTONS = p+

NÚMERO ATÔMICO = Z

Observe os exemplos:

8

* O átomo de hélio tem 2 prótons no núcleo. Logo, o seu número atômico é 2.p+ = 2 Z = 2

* O átomo de flúor tem 9 prótons no núcleo. Logo, o seu número atômico é 9.p+ = 9 Z = 9

Número de massa atômica (A)Este é um conceito relacionado com a massa do átomo. Sabemos que, das três

partículas fundamentais do átomo, o elétron possui massa desprezível. Portanto:

O NÚMERO DE MASSA DE UM ÁTOMO É DADO PELA SOMA DO NÚMERO DE PRÓTONS E NÊUTRONS EXISTENTES NO NÚCLEO (SÍMBOLO A).

OUNÚMERO DE NÊUTRONS = n

A = p+ + n , ONDE NÚMERO DE PRÓTONS = p+

NÚMERO DE MASSA = A

Observe os exemplos:* O átomo de sódio tem 11 prótons e 12 nêutrons no núcleo. Logo, o seu número de

massa é 23.p+ = 11 e n = 12 A = 11 + 12 A = 23

* O átomo de oxigênio tem 8 prótons e 8 nêutrons no núcleo. Logo, o seu número de massa é 16.

p+ = 8 e n = 8 A = 8 + 8 A = 16

Assim, não se esqueça:

NÚMERO ATÔMICO (Z) = NÚMERO DE PRÓTONS (p+).

NÚMERO DE MASSA (A) = NÚMERO DE PRÓTONS (p+) +NÚMERO DE NÊUTRONS (n).

Elemento químico: conceitoElemento químico é o conjunto de átomos de um mesmo tipo, que apresentam o

mesmo número atômico.Todos os átomos de hidrogênio, por exemplo, têm o número atômico igual a 1.

O conjunto de átomos de hidrogênio forma, portanto, o elemento químico hidrogênio. Da mesma maneira, o elemento químico oxigênio é formado por todos os átomos que têm número atômico igual a 8.

Existem mais de 100 elementos químicos, os quais se combinam para a formação de tudo o que existe na natureza - e a diferença entre esses elementos é o seu número de prótons.

ELEMENTO QUÍMICO É UM CONJUNTO DE ÁTOMOS DE IGUAL NÚMERO ATÔMICO.

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Nome e símbolo dos elementos

Cada elemento químico tem um nome e um símbolo. O símbolo é geralmente tirado do nome do elemento em latim, obedecendo a seguinte regra: a primeira letra é sempre com a inicial maiúscula do nome do elemento; a segunda letra, se houver, será minúscula (isso evita que dois elementos cujos nomes comecem com a mesma letra tenham o mesmo símbolo).

Veja alguns exemplos: 1

Nome em português Origem do nome SímbolosHidrogênio Hydrogenum (latim) HPotássio Kalium (latim) KCloro Chlorus (grego) ClEnxofre Sulfur (latim) SCromo Chroma (grego) CrSódio Natrium (latim) NaMercúrio Hydrargyrium (latim) HgO elemento químico pode ser representado também pela indicação do seu

número atômico e do seu número de massa. O número atômico deve ser escrito à esquerda e um pouco abaixo do símbolo, e o número de massa à esquerda e um pouco acima, ou então à direita e um pouco acima. Assim:

238

92 U ou 92U238

Este símbolo representa um átomo de urânio (U), que tem número atômico (Z) 92 e número de massa (A) 238.

Por esta representação, podemos determinar quantos prótons, elétrons e nêutrons os átomos dos elementos possuem. Veja:

* prótons: 92 (é o número atômico)

92

238U * elétrons: 92 (pois o número de prótons é sempre igual ao de

elétrons, no átomo neutro)* nêutrons: 238 – 92 = 146 (se Z + n = A, então n = A – Z)

ELEMENTO QUÍMICO ÁTOMOS COM MESMO ZZ = NÚMERO ATÔMICO Z = p+

p+ = NÚMERO DE PRÓTONSNÃO SE ESQUEÇA: A = NÚMERO DE MASSA A = Z + n

n = NÚMERO DE NÊUTRONS n = A – Ze- = NÚMERO DE ELETRONS e- = p+ = Z (NO ÁTOMO

NEUTRO)

_________________________-1 Ao final destas atividades, apresentamos-lhe um quadro contendo todos os elementos químicos, seus símbolos e números atônmicos, por ordem alfabética. Você poderá consultá-lo para se familiarizar com os elementos, mas não precisa decorá-los

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3 EXERCÍCIOSPARA RESOLVER OS EXERCICÍOS VOCÊ DEVE SABER:

• O QUE SÃO NÚMERO ATÔMICO E NÚMERO DE MASSA E COMO CALCULÁ-LOS.

• O QUE É ELEMENTO QUÍMICO E COMO SIMBOLIZÁ-LO.

SE VOCÊ TIVER ALGUMA DÚVIDA, DURANTE OU APÓS A REALIZAÇÃO DOS EXERCICIOS, RELEIA O TEXTO.

I – DETERMINE NÚMERO DE PARTÍCULA DOS ÁTOMOS REPRESENTADOS A SEGUIR.

e- : ____ e- : ____ e- : ____

1.19

9F p+: ____ 2. 31

15 P p+: ____ 3. 50

35Br p+: ____

n : ____ n : ____ n : ____

II – ASSINALE, COM UM X, NOS PARÊNTESES, A ÚNICA ALTERNATIVA CORRETA.1. Elemento químico é o conjunto de átomos com o mesmo número de:

a. ( ) prótons. b. ( ) elétrons. c. ( ) massa. d. ( ) nêutrons.

2. A diferença entre o número de massa de um átomo e seu número atômico resulta no número de:a. ( ) prótons. b. ( ) elétrons. c. ( ) nêutrons. d. ( ) prótons e nêutrons.

III – FAÇA O QUE SE PEDE.1. Complete a representação dos elementos a seguir com base nos dados

apresentados.

a. 40____ K, sendo n = 21 c.

___

9F, sendo n = p+ + 1

b. ___

17Cl, sendo n = 18 d. 55

___ Mn, sendo e- = 25

2. Com base nos símbolos abaixo, identifique os que se referem ao mesmo elemento químico.

4020 K 20

9 Y 4019 V 42

20 W 4420 K São do mesmo elemento___________

3 CHAVE DE CORREÇÃO I – 1. 9 p+, 9 e-, 10 n; 2. 12 p+, 15 e-, 16 n; 3. 35 p+, 35e-, 45 n.

Dado o símbolo de um elemento, com indicação do número de massa e do número atômico, podemos determinar a quantidade de prótons, elétrons e nêutrons. Assim: A = Z + n; portanto n = A – Z = 80 –35 = 45 80

35 BrZ = número de prótons = número de elétrons

II – 1. a. (X) prótons 2. c. (X) nêutrons.

11

III – 1. a. 4019 K; b. 35

17 Cl; c. 199 F; d. 55

25 Mg.

2. São do mesmo elemento 4020 K, 42

20 W, 4420 K.

São do mesmo elemento os átomos que têm o mesmo número atômico (índice inferior).

4 TEXTO: ISÓTOPOS, ISÓBAROS E ISÓTONOSNem sempre os átomos de um mesmo elemento químico têm o mesmo número

de massa. Esse fenômeno de ocorrência de átomos do mesmo elemento com números de massa diferentes recebe o nome de isotopia, e tais átomos são chamados isótopos.

O elemento carbono, por exemplo, é formado por três isótopos: o carbono-12, o carbono-13 e o carbono-14.

126 C 13

6 C 146 C

Z = 6 Z = 6 Z = 6p+ = 6 p+ = 6 p+ = 6A = 12 A = 13 A = 14n = 6 n = 7 n = 8

Veja outro exemplo: o prótio, o deutério e o trítio são isótopos do mesmo elemento químico, o hidrogênio.

Prótio Deutério Trítio 1

1 H21 H 3

1 HZ =1 Z =1 Z =1p+ = 1 p+ = 1 p+ =1A = 1 A =2 A = 3n = 0 n = 1 n = 2

Mais isótopos: 168 O, 17

8 O, 188 O (oxigênio-16, oxigênio-17, oxigênio-18)

3517 Cl, 37

17 Cl (Cloro-35, cloro-37)

ISÓTOPOS SÃO ÁTOMOS DO MESMO ELEMENTO QUÍMICO (MESMO NÚMERO ATÔMICO), MAS NÚMEROS DE MASSA DIFERENTES.

ISÓTOPOS: Z IGUAL, A DIFERENTE.

Átomos de elementos químicos diferentes podem eventualmente ter o mesmo número de massa. Esse fenômeno recebe o nome de isobaria, e os átomos em questão são denominados isóbaros.O potássio-40, por exemplo, é isóbaro do cálcio-40.

4019 K 40

20 CaZ =19 Z =20P+ = 19 p+ = 20A = 40 A = 40n = 21 n = 20

O mesmo acontece com o 146 C (carbono-14) e o 14

7 N (nitrogênio-14).

12

ISÓBAROS SÃO ÁTOMOS DE DIFERENTES ELEMENTOS QUÍMICOS, PORTANTO, APRESENTAM DIFERENTES NÚMEROS ATÔMICOS, MAS MESMO NÚMERO DE MASSA.

ISÓBAROS : A IGUAL, Z DIFERENTE.

Átomos de elementos químicos diferentes podem eventualmente ter o mesmo número de nêutrons. Esse fenômeno recebe o nome de isotonia, e os átomos em questão são denominados isótonos. O trítio, por exemplo, é isótono do hélio-4.

31 H

42 He

Z = 1 Z = 2p+ = 1 p+ = 2A = 3 A = 4n = 2 n = 2

Mais isótonos: 199 F (flúor-19) e o 20

10 Ne (neônio-205827 Co (cobalto-58) e o 59

28 Ni (níquel-59)

ISÓTONOS SÃO ÁTOMOS DE DIFERENTES ELEMENTOS QUÍMICOS. PORTANTO, APRESENTAM DIFERENTES NÚMEROS ÁTOMICOS, DIFERENTES NÚMEROS DE MASSA, MAS MESMO NÚMERO DE NÊUTRONS.

ISÓTONOS: n IGUAL, A E Z DIFERENTES.

4 EXERCÍCIOS

VOCÊ ESTARÁ PREPARADO PARA RESOLVER OS EXERCÍCIOS, SE SOUBER:

O QUE SÃO ISÓTOPOS, ISÓBAROS E ISÓTONOS.

SE ESTIVER SEGURO DESSES CONCEITOS, PROSSIGA. SENÃO, REVEJA O TEXTO.

I - EXAMINE OS ÁTOMOS REPRESENTADOS A SEGUIR E RESPONDA AO QUE SE PEDE.

3719 A 36

18 B 3820 C 40

18 D 4019 E 1. Quais são isótopos?_______________________

2. E isóbaros?______________________________3. E isótonos?______________________________

II – ASSINALE, COM UM X, NOS PARÊNTESES, A(S) ALTERNATIVA(S) CORRETA(S).1. Um átomo possui 7 p+, 7 n e 7 e-. Seu isótopo é

a. ( ) 178 O b. ( ) 16

8 O c. ( ) 2311 Na d. ( ) 15

7 N

13

2. O átomo 4018 Ar é

a. ( ) isóbaro do 4019 K c. ( ) isótono do 40

19 Kb. ( ) isótopo do 40

19 K d. ( ) n. r. a.

3. Os átomo 3919 K e 38

18 Ar sãoa. ( ) isótopos. b. ( ) isóbaros. c. ( ) isótonos. d. ( ) isótonos e isóbaros.

4. O isótono do átomo 5626 Fe terá

a. ( ) n = 30 b. ( ) Z = 26 c. ( ) A = 56 d. ( ) A = 30


I - 1. 3618 B e 40

18 D; 3719 A e 40

19 E; 2. 4018 D e 40

19 E; 3. 3719 A, 36

18 B e 3820 C.

Comentários:1) B e D são isótopos porque Z = 18; A e E também porque Z = 192) D e E são isóbaros porque A = 403) A, B e C são isótonos porque n = 18.

II – 1. d. (X) 157 N. 2. a. (X) isóbaro de 40

19 K. 3. c. (X) isótonos. 4. a. (X) n = 30.

ATIVIDADES DE ENSINO

A ELETROSFERA

Agora vamos estudar os elétrons e sua disposição na eletrosfera. Os objetivos destas atividades são:

1 CARACTERIZAR O MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD-BOHR.

2 APLICAR O DIAGRAMA DE LINUS PAULING NA DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA EM SUBNÍVEIS E NÍVEIS DE ENERGIA.

1 TEXTO: DISTRIBUIÇÃO

Distribuição eletrônica segundo o modeloatômico de Rutherford-Bohr

O modelo atômico de Rutherford-Bohr prega que os átomos estão em movimento giratório em torno do núcleo, localizados em camadas ou níveis de energia. Este modelo, no sentido de explicar o comportamento dos elétrons, pode ser resumido nos três princípios seguintes:1o) NO ÁTOMO, OS ELÉTRONS ESTÃO GIRANDO EM REGIÕES DE ENERGIA

14

DETERMINADA, QUE SE CHAMAM NÍVEIS DE ENERGIA OU CAMADAS.

K L M N O P Q

NÚCLEO

ELETROSFERA

Existem 7 níveis, representados pelas letras K, L, M, N, O, P, Q. Em ordem de afastamento do núcleo. Cada nível comporta um número máximo de elétrons. A tabela abaixo indica esses máximos:NÍVEL DE ENERGIA NÚMERO MÁXIMO DE ELÉTRONS

K 2L 8M 18N 32O 32P 18Q 2 (ou 8)

2o) QUANTO MAIS DISTANTE DO NÚCLEO, MAIOR É A ENERGIA DO ELÉTRON.

K L M N O P Q

NÚCLEO

AUMENTA A ENERGIA

Os elétrons do nível K, estão mais próximos do núcleo, têm menos energia que os demais níveis. Os do nível Q têm maior energia, pois estão mais afastados do núcleo.

3o) SE UM ELÉTRON ABSORVE CERTA QUANTIDADE DE ENERGIA, ELE SALTA PARA UM NÍVEL MAIS AFASTADO DO NÚCLEO. SUA VOLTA AO NÍVEL ANTERIOR DÁ-SE COM EMISSÃO DE ENERGIA EM FORMA DE RADIAÇÃO (LUZ).

PASSAGEM DO ELÉTRON PARA OUTROS NÍVEIS

K L M N O P Q

a) NÚCLEO

para nível mais afastado: absorção de energia

K L M N O P Q

b) NÚCLEO

luzpara nível mais próximo: liberação de energia

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Os níveis de energia são, na realidade, um conjunto de regiões ligeiramente diferentes, denominadas subníveis. Existem, no máximo, para cada nível, 4 subníveis, que são chamados s, p, d e f. como acontece nos níveis, cada subnível comporta um número máximo de elétrons:

• Subnível s – comporta no máximo 2 elétrons (representa-se s2)• Subnível p – comporta no máximo 6 elétrons (representa-se p6)• Subnível d – comporta no máximo 10 elétrons (representa-se d10)• Subnível f – comporta no máximo 14 elétrons (representa-se f14)O número de subníveis em cada nível depende do máximo de elétrons que cada

nível comporta.Veja no quadro a seguir, o número de subníveis nos níveis, bem como o número de

elétrons nos níveis e nos subníveis.NOME DO NÍVEL SUBNÍVEIS QUE O NÍVEL POSSUI TOTAL DE ELÉTRONS DO NÍVEL

K ou 1 s 2 = 2L ou 2 s, p 2 + 6 = 8M ou 3 s, p, d 2 + 6 + 10 = 18N ou 5 s, p, d, f 2 + 6 + 10 + 14 = 32O ou 6 s, p, d, f 2 + 6 + 10 + 14 = 32P ou 7 s, p, d 2 + 6 + 10 = 18Q ou 8 s 2 = 2

Observe o esquema da distribuição eletrônica do átomo mais complexo.1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s2 5p6 5d10 5f14 6s2 6p6 6d10 7s2

K ou 1 Q ou 7 2 e- 2 e-

L ou 2 M ou 3 N ou 4 O ou 5 P ou 6 8 e- 18 e- 32 e- 32 e- 18 e-

Veja que os subníveis de cada nível, para serem diferenciados, vêm antecedidos do número que designa o nível. Assim:

1s2 significa: há 2 elétrons no subnível s do nível 1.3p6 significa: há 6 elétrons no subnível p do nível 3.

Distribuição eletrônica em subníveis:diagrama de Linus Pauling

OS SUBNÍVEIS DE ENERGIA SÃO PREENCHIDOS COM ELÉTRONS NESTA ORDEM:DO MENOS ENERGÉTICO PARA O MAIS ENERGÉTICO

Como saber qual subnível menos ou mais energético? Utilizando o diagrama de Linus Pauling. É fundamental que você consiga montar o diagrama de Linus

16

Pauling. Assim:Basta escrever os subníveis ordenadamente, de modo que nas colunas verticais fiquem os subníveis do mesmo tipo, e nas linhas horizontais fiquem os subníveis do mesmo nível. A seguir, deve-se traçar uma diagonal de cima para baixo cortando os subníveis. A seta da diagonal indica a ordem crescente de energia dos subníveis e, portanto, indica a ordem em que devemos preencher os subníveis. Assim:• o subnível 1s é o menos energético e o

primeiro a receber elétrons, pois é cortado em primeiro lugar;

• o subnível 2s é mais energético que 1s e é o segundo a recebe elétrons, pois é em segundo lugar.

• o subnível 2p, mais energético que 2s, é o terceiro a ser preenchido... e assim por diante, seguindo o sentido da diagonal.

Compreendido o diagrama de Linus Pauling, podemos fazer a distribuição dos elétrons. A distribuição é feita preenchendo os subníveis até completar o número de elétrons do átomo. A ordem de preenchimento é regulada pelo diagrama, isto é, devemos preencher do subnível de menor energia para o de menor energia.Exemplos: a) Preencher os subníveis do átomo de ferro (Fe), de Z = 26.

De acordo com o diagrama, a seqüência fica assim:26Fe 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6

Observação: Note, nesse exemplo, que o último subnível que recebeu elétrons, foi o 3d que é, assim, o subnível de maior energia. Porém o subnível mais externo é o 4s, que esta no quarto nível.

b) 7N 1s2 2s2 2p3 (total de elétrons nos subníveis: 2 + 2 + 3 = 7)c) 10Ne 1s2 2s2 2p6, pois 2 + 2 + 6 = 10d) 11Na 1s2 2s2 2p6 3s1, pois 2 + 2 + 6 + 1 = 11e) 15P 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3, pois 2 + 2 + 6 + 2 + 3 = 15f) 1H 1s1

Distribuição Eletrônica em Nível de Energia

Feita a distribuição em subnível, podemos obter a distribuição em níveis. Para isso:a) agrupamos os subníveis do mesmo nível; b) somamos os expoentes dos subníveis de cada nível;c) o total será o número de elétrons do nível.Exemplos:a) 26Fe 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6

1s2 / 2s2 2p6 / 3s2 3p6 3d6 / 4s2 K ou 1 = e-; L ou 2 = 8e-; M ou 3 = 14e-; N ou 4 = 2e-

17

1s

2s 2p

3s 3p 3d

4s 4p 4d 4f

5s 5p 5d 5f

6s 6p 6d

7s

Note que, no agrupamento dos subníveis de cada nível, o subnível 3d6 trocou de posição com 4s2, pois ele pertence ao nível N ou 4.b) 11Na 1s2 2s2 2p6 3s1

1s2 / 2s2 2p6 / 3s1

K = 2; L = 8; N = 1

c) 70Yb 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14

1s2 / 2s2 2p6 / 3s2 3p6 3d10 / 4s2 4p6 4d10 4f14 / 5s2 5p6 / 6s2

K = 2; L = 8; M = 18; N = 32; O = 8; P = 2

1 EXERCÍCIOS

SE VOCÊ LEU O TEXTO E SABE:

• OS TRÊS PRINCÍPIOS DO MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD-BOHR.

• OS SUBNÍVEIS DE ENERGIA DE CADA NÍVEL: SEUS SÍMBOLOS E O MÁXIMO DE ELÉTRONS QUE COMPORTAM.

• COMO SE CONSTRÓI E SE USA O DIAGRAMA DE LINUS PAULING, PARA VERIFICAR QUAIS OS SUBNÍVEIS MAIS OU MENOS ENERGÉTICOS E PARA FAZER A DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA EM SUBNÍVEIS.

• COMO SE DETERMINA O NÚMERO DE ELÉTRONS POR NÍVEIS

ESTÁ PREPARADO PARA RESOLVER OS EXERCÍCIOS. SENÃO, RELEIA O TEXTO ANTES.

I – COMPLETE AS FRASES COM AS PALAVRAS ADEQUADAS.

1. Segundo o modelo atômico de Rutherford-Bohr, a eletrosfera se compõe de ____________ ou ____________, no número máximo de 7.

2. As 7 camadas de um átomo são designadas de ___, ___, ___, ___, ___, ___ e ___, em ordem a partir do núcleo.

3. A camada de maior energia de um átomo é a ___.

4. A camada L tem ____________ energia que a camada M.

5. Os níveis mais energéticos que o nível O são: ____________.

18

II – ESCREVA, NO TRAÇO A SE HOUVER ABSORÇÃO E L SE HOUVER LIBERAÇÃO DE RADIAÇÃO NAS TRANSFORMAÇÕES INDICADAS NOS ESQUEMAS ABAIXO.

1. _________ + 2. ______ +

III – ESCREVA NAS AFIRMATIVAS V (VERDADEIRA) OU F (FALSA). DEPOIS ASSINALE, COM UM X, NOS PARÊNNTES, A ALTERNATIVA QUE EXPRESSA A SEQÜÊNCIA CORRETA.

1. ( ) Os átomos de todos os elementos químicos têm 7 níveis de energia.

2. ( ) O último nível de energia de um átomo comporta no máximo 8 elétrons.

3. ( ) Os átomos, dependendo do seu número de elétrons, podem ter de 1 a 7 níveis de energia.

A seqüência correta é

a.( ) V, V, V. b.( ) F, V, V. c.( ) V, V, F. d.( ) F, V, F.

IV – RESPONDA:

1. Como são designados os subníveis de energia?

_______________________________________________________________

2. Quantos elétrons cada subnível comporta, no máximo?

_______________________________________________________________

3. Quais os subníveis que os níveis K, O e Q comportam?

______________________________________________________________________________________________________________________________

4. Se um nível apresenta os subníveis s e p, quantos elétrons ele comporta, no máximo?

_______________________________________________________________

5. O que significam as representações 4f9 e 3d5?

______________________________________________________________________________________________________________________________

19

V – TRAÇE O DIAGRAMA DE LINUS PAULING SEM CONSULTAR, E INDIQUE:

1. O subnível de menor energia. 3. O subnível mais externo.

2. O subnível de maior energia 4. O subnível mais interno.

VI – FAÇA A DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA EM SUBNÍVEIS, DOS ELEMENTOS ABAIXO E, DEPOIS, COVERTA-A PARA A DE NÍVEIS.

1. 25Mn

2. 77Ir

3. 30Zn

4. 21Sc

VII – COM BASE NO QUADRO DOS ELEMENTOS QUÍMICOS (p. 37), APLIQUE TUDO QUE VOCÊ APRENDEU NESTAS ATIVIDADES, COMPLETANDO O QUADRO A SEGUIR.

Nome do elemento

Símbolo Nº.atômico (Z)

Nº de massa (A) Nº de 0

_ eNº de

11 p

Nº de 10

n

Distribuição

Eletrônica nos subníveis

Nº de elétrons nas camadas

Subnível mais externo

Sub-nível mais Energético

1. Cloro Cl 17 35 17 17 18

2. N 14 2p

3. 222 K-2, L-8, M-18, N-32, O-

18, P-8

4. flúor 8

5. 80 45

6. 55 1s2 2s2 2p6

3s2 3p6 4s2

3d5

4s

20

1- CHAVE DE CORREÇÃO

I – 1. níveis de energia ou camadas; 2. K, L, M, N, O, P e Q; 3. última;4. menor (A energia do nível cresce na medida em que esteja mais afastada do núcleo. Logo: K < L< M < N < O < P < Q); 5. P e Q.

II – 1. A; 2. L.Neste exercício, você deveria ter se lembrado de que:• Se um elétron passa de uma camada mais externa, que é mais energética,

precisa de maior energia; então ele absorve (A) energia.• Se um elétron passa de um nível mais próximo do núcleo, que é menos

energético, ele precisa perder, liberar (L) energia.

III – b.(X) F, V, VPara resolver este exercício você deve, antes, julgar cada uma das alternativas, determinando quais são Verdadeiras e quais são Falsas. Depois é que você deverá analisar a seqüência correta. Julgando as afirmativas:• A afirmativa A é Falsa, pois o número de camadas depende do numero de

elétrons. Os átomos mais complexos, com grande número de elétrons, é que terão todas as 7 camadas.

• A afirmativa B é Verdadeira.• A afirmativa C é Verdadeira.

IV – 1. Os subníveis são designados por s, p, d e f.2. O subnível s comporta, no máximo, 2 elétrons; o subnível p, 6; o subnível d,

10; e o subnível f, 14 elétrons.3. O nível K (ou 1) comporta 1 subnível: 1s. O nível O (ou 5) comporta 4

subníveis: 4s, 4p, 4d, 4f. O nível Q (ou 7) comporta 1 subnível: 7s.4. O nível com subníveis s e p comporta, no máximo, 8 elétrons.5. 4f9 significa: há 9 elétrons no subnível f do nível 4

3d5 significa: há 5 elétrons no subnível d do nível 3O número à esquerda indica o nível a que o subnível pertence; o expoente (acima e à direita) indica o número de elétrons no nível.

V – Observando o diagrama traçado, dê as respostas:1. subnível de menor energia: 1s2. subnível de maior energia 6d3. subnível mais externo 7s4. subnível mais interno 1s

VI – 1. 25Mn – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5

- 1s2 / 2s2 2p6 / 3s2 3p6 3d5 / 4s2 - K = 2; L = 8; M = 13; N = 2

2. 77Ir 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d7

1s2 / 2s2 2p6 / 3s2 3p6 3d10 / 4s2 4p6 4d10 4f14 / 5s2 5p6 5d7 / 6s2 K = 2; L = 8; M = 18; N = 32; O = 15; P = 2

3. 30Zn 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10

1s2 / 2s2 2p6 / 3s2 3p6 3d10 / 4s2

K = 2; L = 8; M = 18; N = 221

4. 21Sc 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1

1s2 / 2s2 2p6 / 3s2 3p6 3d1 / 4s2

K = 2; L = 8; M = 9; N = 2

VII –

Nome do elemento

Símbolo Nº atômico (Z)

Nº de mas-sa

(A)

Nº de 0_ e

Nº de 11 p

Nº de 10

n

Distribuição eletrônica nos

subníveis

Nº de elétrons nas camadas

Sub-nível mais

exter-no

Sub-nível mais ener-gético

1. Cloro Cl 17 35 17 17 18

1s2 2s2 2p6

3s2 3p5K-2,L-8,M-7

3p 3p2. Nitro-gênio N 7 14 7 7 7

1s2 2s2 2p3 K-2,L-52p 2p

3. Radônio Rn 86 222 86 86 136

1s2 2s2 2p6

3s2 3p6 4s2

3d10 4p6 5s2

4d10 5p6 6s2

4f14 5d10 6p6

K-2,L-8,M-18, N-32,O-

18,P-86p 6p

4. flúor F 9 17 9 9 8 1s2 2s2 2p5 K-2,L-7 2p 2p5. Bromo Br 35 80 35 35 45

1s2 2s2 2p6

3s2 3p6 4s2

3d10 4p5

K-2,L-8,M-18, N-7 4p 4p

6. Manga-nês

Mn 25 80 25 25 55 1s2 2s2 2p6

3s2 3p6 4s2

3d5

K-2,L-8,M-13, N-2

4s 3d

Para resolver este exercício, você precisaria ter paciência para localizar os dados no quadro e, a partir daí, aplicar as fórmulas e diagramas necessários.Por exemplo:• no item 1, demos o nome do elemento e o nº de nêutrons. No quadro da p. 37,

você deverá localizar este elemento, seu símbolo e nº atômico, que é 17. Sabendo disso, era só você lembrar que Z = nº de elétrons e que Z + nº de elétrons = ª Conhecendo Z e usando o diagrama de Linus Pauling, você faria a distribuição em subníveis; poderia determinar o subnível mais externo e o mais energético e, por fim, fazer a transposição da distribuição em subníveis para a em níveis.

• no item 3, se você contasse o número de elétrons das camadas, obteria o nº de elétrons e, em conseqüência, o valor de Z. Por esse valor, você acharia o elemento e o símbolo no quadro e, dando seqüência ao raciocínio, completaria todos os espaços.

22


MÁTERIA, SUBSTÂNCIA E MISTURAS

Vamos aprofundar, nestas atividades, nossos conhecimentos de Química, a fim de atingirmos os seguintes objetivos:

1 DIFERENCIAR CONCEITOS BÁSICOS COMO: MATÉRIA, MATERIAL OU CORPO, OBJETO, FENÔMENO FÍSICO E FENÔMENO QUÍMICO.

2 CARCTERIZAR SUBSTÂNCIAS: CONCEITO, CARACTERÍSTICAS E TIPOS.

3 DISTINGUIR SUBSTÂNCIA DE MISTURA.

4 RECONHECER AS FASES DE UM SISTEMA E DISTINGUIR MISTURA HOMOGÊNIA DE MISTURA HETEROGÊNIA.

1 TEXTO: CONCEITOS BÁSICOSMatéria

O que é matéria? Já vimos que matéria é tudo aquilo que possui massa e ocupa lugar no espaço, e que a matéria é composta de átomos.

Podemos acrescentar, então, que tudo o que podemos ver e tocar é matéria: a cadeira, seu corpo, o prédio, as nuvens. Todas essas coisas têm extensão, isto é, ocupa lugar no espaço. Além disso, se as colocarmos em uma balança, verificaremos que elas têm massa (massa é aquilo que nós, popularmente, chamamos peso).

O ar que respiramos, embora não seja visível, é matéria. Podemos comprovar isso ao enchermos balões ou câmaras de ar.

Também o micróbio e a célula, que não podemos ver sem a ajuda de microscópios, são matéria. E até o átomo que é absolutamente invisível para nós, é matéria, pois tem massa, como vimos nas atividades anteriores (reveja-as em caso de dúvida).

Assim, podemos concluir que:

MATÉRIA É TUDO AQUILO QUE TEM MASSA E EXTENSÃO.TODA MATÉRIA SE COMPÕE DE ÁTOMOS.

Classificação da matéria quanto à forma ou utilizaçãoA matéria existe na natureza sob a forma de corpos ou materiais.

CORPO OU MATERIAL É UMA PORÇÃO LIMITADA DE MATÉRIA.

Uma pedra, um pedaço de vidro, um galho de árvore são corpos. Os corpos podem ser trabalhados pelo homem, assumindo formas específicas para o seu uso. Neste caso, tornam-se objetos. São objetos: a cadeira, a mesa, o anel, o prato.

OBJETO É UM CORPO QUE, POR SUA FORMA ESPECIAL,

23

SE PRESTA A UM CERTO USO.Fenômenos químicos X fenômenos físicos

Os corpos podem ser submetidos a diversos fenômenos espontâneos ou provocados pelo ser humano. Esses fenômenos podem ser de natureza física ou química.

Os fenômenos químicos são aqueles que alteram a constituição da matéria. Por exemplo, quando queimamos um papel ocorre um fenômeno químico, pois o papel se transforma em cinzas, fumaça, etc., deixando de ser papel. Depois de queimado, mesmo que apaguemos o fogo, o papel não se recupera.

Se rasgarmos o papel, porém, ocorre um fenômeno físico, pois não há transformação na constituição desse material papel picado ainda é papel. O mesmo acontece ao amassarmos uma latinha de bebida. Mesmo amassada ainda é lata.

Então, não se esqueça:

FENÔMENO FÍSICO É TODA E QUALQUER TRANSFORMAÇÃO SOFRIDA POR UM CORPO SEM QUE HAJA ALTERAÇÃO DE SUA CONSTITUÍÇÃO ÍNTIMA __ OS ÁTOMOS QUE O COMPÕEM E SUA ORGANIZAÇÃO.FENÔMENO QUÍMICO É TODA E QUALQUER TRANSFORMAÇÃO SOFRIDA POR UM CORPO DE MODO QUE HAJA ALTERAÇÃO DE SUA CONSTITUÍÇÃO ÍNTIMA.

1 EXERCÍCIOSPARA RESOLVER COM ACERTO OS EXERCÍCIOS, VOCÊ DEVE SABER:

• DISTINGUIR MATÉRIA, CORPO OU MATERIAL, OBJETO.• RECONHECER FENÔMENOS FÍSICOS E FENÔMENOS QUÍMICOS.

DEPOIS, CONFIRA SUAS RESPOSTAS NA CHAVE DE CORREÇÃO.I – ASSINALE COM UM X, NOS PARÊNTESES, A ALTERNATIVA CERTA EM

CADA QUESTÃO.1. São exemplos de matéria, EXCETO

a. ( ) a água, o vento, as plantas.b. ( ) tudo que é formado por átomos.c. ( ) o átomo, o micróbio, a molécula.d. ( ) a energia potencial e a cinética.

2. Uma enxada é exemplo dea. ( ) matéria. c. ( ) objeto. b. ( ) corpo. d. ( ) todas as alternativas estão

corretas.

24

3. Aquecer uma barra de ferro até seu ponto de fusão, recolher o líquido e depois deixá-lo esfriar em uma forma esférica, formando uma bola de ferro, é exemplo de fenômenoa. ( ) químico, pois foi alterada a forma da substância.b. ( ) físico, pois foi alterada a forma da substância, mas não as suas propriedades

essenciais.c. ( ) químico, pois foram alteradas tanto a forma quanto as propriedades da

substância.d. não ocorreu qualquer fenômeno.

II – ESCREVA, NOS PARÊNTESES, (F) PARA FENÔMENOS FÍSICOS E (Q) PARA FENÔMENOS QUÍMICOS:1. ( ) formação de ferrugem. 4. ( ) derretimento de uma pedra de gelo.2. ( ) quebra de um objeto 5. ( ) digestão dos alimentos digeridos.3. ( ) enfiar um prego na madeira.


I – 1. d. (X) a energia potencial e a cinética.Tradicionalmente, matéria se distingue de energia. Matéria é tudo que tem massa e extensão; energia é tudo o que é capaz de realizar trabalho. Energia potencial, cinética, etc. não são matérias.

2. d. (X) Toda as alternativas estão certas.A enxada é matéria pois tem massa; é corpo porque é uma porção limitada de matéria; e é objeto porque tem uma forma especial que a capacita a uma determinada utilização: cavar a terra.

3. b.(X) físico, pois foi alterada a forma da substância, mas não as propriedades essenciais.Para decidirmos se há um fenômeno químico, precisamos determinar se houve transformações na substância (através de sua decomposição em seus elementos constituintes ou através de sua combinação com outros elementos, formando novas substâncias). Enquanto a substância for a mesma, qualquer que seja a sua forma, temos apenas fenômenos físicos.

II – 1. (Q) a ferrugem é uma outra substância e não mais o ferro.2. (F) a constituição dos pedaços é igual a do objeto, quando estava inteiro.3. (F) a madeira continua a ser madeira, e o prego a ser prego.4. (F) a água só mudou de estado, permanecendo a mesma substância.5. (Q) houve transformação pela decomposição do alimento em seus elementos

constituintes.

25

2 TEXTO: SUBSTÂNCIAS AS VÁRIAS QUALIDADES DA MATÉRIA

Substâncias: conceito e classificaçãoO átomo, como já vimos, é a menor partícula da matéria. Ao se combinarem,

podem formar moléculas ou aglomerados de átomos, chamados de compostos iônicos. As moléculas são a menor parte de uma substância.

Existem pouco mais de 100 átomos diferentes e, no entanto, eles formam mais de 3 milhões de moléculas distintas, que por sua vez, formam mais de 3 milhões de substâncias.

Isto é possível porque as moléculas podem ser formadas tanto pela reunião de átomos iguais como pela reunião de átomos diferentes.

Observe o quadro seguinte:

H2 O2 O3 H2Ogás hidrogênio gás oxigênio ozônio água

H2O2 Co2 CH4 C2H6Oágua oxigenada gás carbônico metano álcool comum

(fig. 01) 8 compostos formados com apenas 3 tipos de átomos

As substâncias podem ser classificadas em simples e compostas.As substâncias cujas moléculas são formadas por átomos iguais, chamam-se

substâncias simples. No quadro anterior aparecem 3 destas substâncias: o gás hidrogênio (H2), formado por átomos de hidrogênio; o gás oxigênio (O2), formado por átomos de oxigênio; e o gás ozônio (O3), também formado por átomos de oxigênio. Outros exemplos: fósforo (P4), enxofre (S8), gás Hélio (He).

Então, vejamos:

MOLÉCULA É A MENOR PARTE DA UMA SUBSTÂNCIA, QUE CONSERVA AS PROPRIEDADES CARACTERÍSTICAS DESSA SUBSTÂNCIA.

SUBSTÂNCIAS SÃO QUALIDADES DIFERENTES DE MATÉRIAS, COM COMPOSIÇÃO E PROPRIEDADES DEFINIDAS.

SUBSTÂNCIAS SIMPLES SÃO AQUELAS QUE TÊM SUAS MOLÉCULAS CONSTITUÍDAS POR APENAS UM TIPO DE ÁTOMO; SUBSTANCIAS COMPOSTAS SÃO AQUELAS CUJAS MOLÉCULAS SÃO CONSTITUÍDAS POR 2 OU MAIS TIPOS DE ÁTOMOS.

26

Características das substâncias: composição definidaQualquer que seja a substância, os elementos químicos que a constituem se

apresentam sempre em determinada proporção, fora da qual não é possível haver a combinação. Só se forma água, por exemplo, quando dois átomos de hidrogênio reagem com um átomo de oxigênio.

É por isso que as substâncias são representadas por fórmulas, que indicam o número de átomo de cada elemento que está presente na molécula, ou a disposição dos átomos nas moléculas. Veremos 2 tipos de fórmulas. Eis o primeiro:

A FÓRMULA MOLECULAR REPRESENTA EM SÍMBOLOS, QUAIS OS ÁTOMO QUE PARTICIPAM DA MOLÉCULA E, EM ÍNDICE, QUANTOS ÁTOMOS ENTRAM NA MOLÉCULA.

Observe:

a) H2 fórmula molecular do gás hidrogênio.o índice 2 indica que são necessários 2 átomos de hidrogênio (símbolo H) para formar uma molécula dessa substância.

b) SO3 fórmula molecular do trióxido de enxofre.a fórmula indica que a molécula dessa substância se compõe de 1 átomo de enxofre (S) e 3 átomos de oxigênio (0). Note que, quando o índice é 1, não o escrevemos.

Algumas fórmulas moleculares apresentam parênteses com um índice à direita. O índice fora dos parênteses multiplica o numero de átomos que estão dentro dos parênteses. Veja:

c) Mg(NO3)2 fórmula molecular do nitrato de magnésio.A fórmula indica que a molécula dessa substância apresenta:1 átomo de magnésio (Mg)2 átomos de nitrogênio (N), pois 2 x 1 = 26 átomos de oxigênio (O), pois 2 x 3 = 6Observe que o magnésio não é multiplicado pelo índice 2, porque está fora dos parênteses.

A FÓRMULA ESTRUTURAL, ALÉM DE REPRESENTAR OS ÁTOMOS CONSTITUINTES DA MOLÉCULA E SUA PROPORÇÃO, MOSTRA COMO OS ÁTOMOS SE LIGAM. A LIGAÇÃO ENTRE OS ÁTOMOS É INDICADA PELOS TRAVESSÕES,

Exemplos:

a) flúor fórmula molecular: F2 ; fórmula estrutural: F F

b) água fórmula molecular: H2O ; fórmula estrutural: H O H

H

c) amônia fórmula molecular: NH3 ; fórmula estrutural: H N H

27

H

d) metano fórmula molecular: CH4 : fórmula estrutural : H C H

H

Guarde o seguinte:

AS SUBSTÂNCIAS TÊM COMPOSIÇÕES QUÍMICAS DEFINIDAS, QUE PODEM SER EXPRESSAS EM FÓRMULAS MOLECULARES E ESTRUTURAIS.

Característica das Substâncias: Propriedades Específicas

Cada substância tem propriedades específicas, que as distinguem de outras;

• H2O é uma substância que tem várias características: é incolor, insípida, inodora; solidifica-se a zero grau; etc.

• H2 é outra substância: é um gás, incolor, inflamável.

As propriedades de uma substância podem ser organolépticas, físicas ou químicas.

1 Propriedades organolépticasSão as propriedades que impressionam os nossos sentidos, como cor (visão),

estado de agregação (tato), brilho (visão), odor (olfato) e sabor (paladar).a) Estados de agregação. São 3 os estados de agregação: sólido, líquido e de

vapor (gasoso).A mesma substância pode apresentar-se nos 3 estados de agregação, dependendo

da temperatura e da pressão. A água, por exemplo, é líquida a temperatura normal, mas apresenta-se sólida se a temperatura cair a baixo de 0oC, ou se transforma em vapor com a temperatura acima de 100oC. Os metais, à temperatura ambiente, costumam ser sólidos. Já o hidrogênio e o oxigênio são normalmente gasosos.

b) Cor. Algumas substâncias são incolores (como a água); outras são coloridas, como o iodo (cor violeta) e o enxofre (cor amarela).

c) Odor. As substâncias podem ter cheiro (substâncias odoríferas), como o gás sulfídrico, que tem cheiro de ovo podre ou não o terem (substâncias inodora), como a água.

d) Sabor. Existem substâncias insípidas como a água e a parafina, e substâncias sápidas como o cloreto de sódio (gosto salgado).

e) Brilho. As substâncias podem ter ou não brilho e esse brilho é característico; os metais têm brilho característico, chamado brilho metálico; os sais normalmente não têm brilho.

2 Propriedades físicasSão as que se relacionam com qualquer fenômeno físico e podem ser mensurada

por instrumentos de precisão, como o termômetro.a) Estados de agregação e mudança de estado. Na natureza, a matéria pode

se encontrar em 3 estados principais, os quais estão diretamente relacionados com a 28

forma que une as suas moléculas.No estado sólido, as moléculas estão fortemente unidas, por isso a substância

tem forma definida e volume constante. No estado líquido, a força de atração entre as moléculas e a de repulsão são iguais; assim, as moléculas escorrem umas sobre as outras e a substância tem volume constante, mas não tem forma própria (assume a forma do recipiente que a contém). No estado de vapor, a força de repulsão é maior que a de coesão; assim, a substância não tem forma nem volume definidos, tendendo a ocupar todo o espaço disponível.

Havendo variação de temperatura ou de pressão, as substâncias alteram seus estados. Assim, a passagem do estado sólido para o líquido chama-se fusão ou liquefação. O fenômeno oposto é a solidificação. Do estado líquido para o de vapor ocorre vaporização. E do gasoso para o líquido condensação. Sublimação e ressublimação são os fenômenos de passagem do estado sólido diretamente para o vapor e vice-versa.

Cada substância pura tem uma temperatura fixa para iniciar mudança de estado; esta propriedade nos permite caracterizar uma substância com um boa precisão.

b) ponto de fusão. É a temperatura em que uma substância passa do estado sólido para o líquido. Essa temperatura é medida em graus Celsius ou graus centígrados, cuja notação é 0oC. Conforme já dissemos, cada substância tem um ponto de fusão. Observe alguns exemplos:

• água 0oC• ouro 1.064oC• mica 1.300oC• chumbo 327oC• álcool 130oC• ferro 1.560oC

c) Ponto de ebulição. É a temperatura na qual um líquido passa ao estado de vapor. Cada substância também tem seu ponto de ebulição, característica está que nos permite distinguir uma substância de outra. Veja esses exemplos:

. água 100oC . mica não vaporiza . álcool 78,4oC

. ouro 2.610oC . chumbo 1.525oC . ferro 2.500oC

d) Densidade. É a relação entre a massa de um corpo e o volume que esse corpo ocupa no espaço. Para determinarmos a densidade, fazemos assim:

a) medimos a massa (m) b) medimos o volume (v)

m = 24,3g v = 9 cm3

(fig. 02)

c) calculamos D = vm

393,24

cmg

2,7 g/cm3

Cada substância tem sua densidade especifica; logo, essa propriedade é caracterizadora de uma substância. Há , porém, uma exceção: a água no estado líquido tem densidade de 1,00 g/cm3 mas, em forma de gelo, tem densidade 0,96 g/cm3 por

29

isso o gelo flutua na água.

e) Calor específico. É a quantidade de calor que cada substância necessita para elevar de 1oC a temperatura de 1 grama dessa substância. (ex: 14,5oC 15,5oC). Para cada substância há um valor de calor específico, que também é uma das provas para a identificação das substâncias.

2 Propriedades químicas

São as propriedades que se relacionam com qualquer fenômeno químico. As substâncias têm comportamentos especiais ao reagirem umas com as outras. Assim, essas propriedades também são caracterizadoras de uma substância.

2 EXERCÍCIORESOLVA ESTES EXERCÍCIOS SE VOCÊ ESTIVER SABENDO:

• QUE É UMA SUBSTÂNCIA: CONCEITO, MENOR PARTE COMPONENTE, CARACTERÍSTICAS.

• QUAIS AS PROPRIEDADES DAS SUBSTÂNCIAS: ORGANOLÉPTICAS, QUÍMICAS E FÍSICAS.

SE VOCÊ NÃO TEM DÚVIDAS, RESOLVA AS QUESTÕES. CASO CONTRÁRIO, RELEIA O TEXTO. DEPOIS,CONFIRA AS RESPOSTAS E LEIA OS COMENTÁRIOS.

I - ASSINALE, COM UM X, NOS PARÊNTESES, A ÚNICA ALTERNATIVA CORETA.1. “Espécies de matéria que têm composição definida, não alteram sua constituição

íntima quando submetidas a fenômenos físicos, apresentam propriedades constantes.” este é um conceito que se aplica:a. ( ) às substâncias simples. c. ( ) às sustâncias compostas.b. ( ) a quaisquer substâncias. d. ( ) à matéria.

2. Molécula é:a. ( ) um conjunto de átomos. c. ( ) uma partícula que não tem massa.b. ( ) a menor partícula da matéria d. ( ) a menor parte de uma substância.

3. A única seqüência que apresenta substâncias simples éa. ( ) H2O; NaCl; SO2; NaI. c. ( ) KCl; NaCl; LiF; Ne.b. ( ) I2; H2O2; NaCl; KCl. d. ( ) Cl2; S8; O3; H2.

II - RELACIONE AS COLUNAS LIGANDO AS PROPRIEDADES AO SEU TIPO ESCREVENDO, NOS PARÊNTESES, A LETRA ADEQUADA.1. ( ) densidade ( A ) propriedade organoléptica2. ( ) cor e brilho3. ( ) estado de agregação ( B ) propriedade física4. ( ) odor e sabor

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5. ( ) ponto de fusão e ponto de ebulição ( C ) propriedade química6. ( ) comportamento em reações químicas7. ( ) calor específico

III – FAÇA O QUE SE PEDE1. Complete a tabela, classificando as substâncias em simples ou compostas.

FÓRMULAS MOLECULARES NOME CLASSIFICAÇÃOBr2 bromo substância_____________NH3 amônia substância_____________P4 fósforo substância_____________He hélio substância_____________

2. O esquema a seguir traz constantes físicas de algumas substâncias. Observe-o para responder as questões:

Substâncias Fórmulas moleculares

Pontos de fusão

Pontos de ebulição

Densidade Calores especí-ficos a

20oCOxigênioHidrogênioÁguaÁlcool etílicoAlumínioCarbono(diamante)carbono (grafite)gelo

O2

H2

H2OC2H6O

AlCC

H2O

-219oC-258oC

0o C-117oC658o C

0o C

-183oC-253oC100oC78,5oC

-2.200oC(3.540)ºC(3.540)ºC

100oC

1,43 kg/dm3

0,09 kg/dm3

1 kg/dm3

0,79 kg/dm3

2,6 kg/dm3

3,51 kg/dm3

-2,1 kg/dm3

0,9 kg/dm3

0,92 kJ/kg K14,28 kJ/kg K4,183 kJ/kg K2,42 kJ/kg K

0,904 kJ/kg K0,333 kJ/kg K0,825 kJ/kg K

Fonte: Manual de Fórmulas Técnicas Kurt Gieck

O sinal – indica que o valor é aproximado: os parênteses indicam que a substância passa diretamente para o estado de vapor por sublimação.

a) Por que podemos afirmar que a combinação do hidrogênio com o oxigênio, a qual resulta em água, é um fenômeno químico?

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

b) O carbono forma o diamante e o grafite. Então, responda: O carbono e o grafite são 2 substâncias diferentes ou não? Por quê?_______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

c) Sabemos que o gelo e a água são a mesma substância, em estado de agregação diferentes. Que dados do esquema apresentado garantem isso?__________________________________________________________________________________________________________________________

31


I – 1.b.(X) a quaisquer substância.As substâncias (simples ou compostas) têm composição definida, propriedades constantes e não se alteram por fenômenos físicos. As substâncias só perdem suas característica quando submetidas a processos químicos.

2.d.(X) a menor parte de uma substância.Note que a molécula não é um conjunto de átomos qualquer. Ela é um conjunto de átomos combinados em proporções definidas e com propriedades constantes. Por isso é a menor parte da substância.

3.d.(X) Cl2; S8; O3; H2.Lembre-se: substância simples formada por átomos de 1 único elemento; substância composta formada por átomos de 2 ou mais elementos.

II – A seqüência correta é: 1.(B); 2.(A); 3.(A); 4.(A); 5.(B); 6.(C); 7(B).

III – 1. A seqüência correta é: simples, composta, simples, simples.3. Compare suas respostas com as nossas sugestões.

a) A combinação de hidrogênio com oxigênio, da qual resulta água, é um fenômeno químico, porque as substâncias iniciais se transformam, adquirindo propriedades diferentes. Podemos afirmar isso observando o valor das constantes físicas dessas 3 substâncias na tabela, pois esses valores são diferentes para H2, O2 e H2O.

b) Carbono e grafite, apesar de constituídos pelo mesmo elemento químico, são substâncias distintas pois têm propriedades diferentes; ainda que se sublimem à mesma temperatura eles têm densidades e calores específicos diferentes.

c) Água e gelo são 2 estados da mesma substância, pois apresentam propriedades iguais: mesmo ponto de fusão, mesmo ponto de ebulição. A densidade varia porque, como dissemos, é uma exceção.

32

3 TEXTO: SUBSTÂNCIAS X MISTURAS

Já sabemos que a substância é o resultado da combinação de átomos em uma proporção definida e que tem propriedades características. E a mistura?

Mistura é a aglomeração de duas ou mais substâncias no mesmo sistema, as quais mantém, porém, a sua individualidade.

No esquema a seguir, você notará melhor a diferença.

Este sistema é formado por um único tipo de moléculas – H2O (água).Este sistema apresenta uma SUBSTÂNCIA pura – H2o.

Este sistema é formado por 2 tipos de moléculas diferentes – H2o e NaCl (cloreto de sódio ou sal de cozinha).Este sistema representa uma Mistura de H2o e NaCl.

Substâncias x misturas: proporção definida x composição variávelA água é uma substância pois, para formá-la, é preciso que 2 átomos de

hidrogênio se combinem com 1 átomo de oxigênio, como mostra a fórmula H2O.

A água salgada, no entanto, não é uma substância, porque não há uma proporção definida para os elementos se unirem: podemos pôr muito sal e tudo será água salgada. Por isso, não podemos expressar esse material em fórmulas, pois se trata de uma mistura.

UMA SUBSTÂNCIA, QUALQUER QUE SEJA A AMOSTRA TOMADA, APRESENTA SEMPRE A MESMA CONSTITUIÇÃO.

NA MISTURA, OS COMPONENTES PODEM ESTAR ASSOCIADOS EM QUALQUER PROPORÇÃO.

Substâncias x misturas: propriedades constantes x propriedades variáveis

33

Já sabemos que as substâncias têm propriedades constantes, qualquer que seja a amostra considerada. É por isso que podemos dizer que o sistema que apresenta uma substância H2O terá seguintes propriedades:

ponto de fusão: 0oC; ponto de ebulição: 100oC; densidade: 1 g/ml

Nas misturas, porém, os componentes estão em qualquer proporção e não nos é possível determinar um valor constante para as propriedades físicas. Esses valores vão variar de acordo com a composição da mistura. Assim, as misturas têm:

ponto de fusão variável; ponto de ebulição variável; densidade variável.

Substâncias x misturas: temperatura constante durante as mudanças deestado físico x temperatura variável durante as mudanças de estado

Toda substância pura tem o seguinte comportamento, ao mudar de estado de agregação:

• Aquecendo-se um corpo sólido, a temperatura aumenta regularmente até atingir o ponto de fusão;

• Atingindo o ponto de fusão, a temperatura permanece constante até que todo o sólido se torne líquido;

• Acabada a fusa do sólido, a temperatura volta a aumentar até que se atinja o ponto de ebulição;

• Atingindo o ponto de ebulição, a temperatura volta a ficar constante até que todo o líquido se transforme em vapor;

• Acabada essa mudança é que a temperatura torna a subir.

Veja o comportamento típico das substâncias puras neste gráfico.

tempo

Nas misturas – é claro - a temperatura vai variar durante todo o processo de mudança do estado. Observe o gráfico.

34

Note que durante a fusão e a ebulição, a temperatura permanece a mesma; por isso a linha gráfica continua no mesmo ponto.

SUBSTÂNCIA PURA

Note que a linha do gráfico cresce durante todo o tempo, inclusive durante a mudança de estado.

sólido

líquido

vapor

temperatura

início da fusão

início ebulição

MISTURA

tempo

temperatura

temperatura de fusão

temperatura de ebulição

SUBSTÂNCIA PURA

sólido

líquido

vapor

sólido

líquido

vapor

Assim, podemos dizer que:

A SUBSTÂNCIA MATÉM A TEMPERATURA CONSTANTE DURANTE AS MUDANÇAS DE ESTADO; AS MISTURAS, NÃO.

Vamos sintetizar as diferenças entre esses materiais.

SUBSTÂNCIA MISTURA• Compõem-se de um único tipo de molécula.• Os componentes combinam-se em

proporções definidas.• Podem ser expressas em fórmulas.• Têm propriedades constantes.• Os componentes só se separam por

processos químicos.

• Compõem-se de vários tipos de moléculas.• Os componentes se aglomeram em proporções

variáveis.• Não podem ser expressas por meio de

fórmulas.• Têm propriedades variáveis.• Os componentes separam-se por processos

físicos.

3 EXERCÍCIOSRESOLVA ESTES EXERCÍCIOS, PARA RESOLVÊ-LOS COM ACERTO, VOCÊ DEVE SABER:

DISTINGUIR SUBSTÂNCIA DE MISTURA.

LEIA AS PERGUNTAS COM ATENÇÃO, DÊ SUAS RESPOSTAS E DEPOIS COMPARE-AS COM AS DA CHAVE DE CORREÇÃO.

I – ESCREVA, NOS PARÊNTESES, (A) PARA SUBSTÂNCIAS E (B) PARA MISTURAS.

1. ( ) Compõem-se de uma única espécie de molécula.2. ( ) Não podem ser expressa em fórmulas.3. ( ) Os componentes apresentam-se em proporções variáveis.4. ( ) Têm propriedades variáveis.5. ( ) Têm propriedades constantes.6. ( ) Podem ser expressos por fórmulas.

II – ASSINALE, COM UM X, NOS PARÊNTESES, A ÚNICA ALTERNATIVA CORRETA.

Um material, ao ser aquecido, decompõem-se em um sólido preto e um gás incolor. Esse material é:

a. ( ) uma substância simples. c. ( ) uma mistura.b. ( ) uma substância composta. d. ( ) nada se pode afirmar.

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1. Analisando o gráfico ao lado, podemos concluir que ele representa

a. ( ) uma substância simples.b. ( ) uma substância composta.c. ( ) uma mistura.d. ( ) nada se pode afirmar.

III – IDENTIFIQUE, PELA OBSERVAÇÃO DOS COMPONENTES DE CADA SISTEMA, SE OS MATERIAS SÃO SUBSTÂNCIAS OU MISTURAS.

1. __________________ 2. __________________ 3. _______________


I – A seqüência correta é: 1.(A); 2.(B); 3.(B); 4.(B); 5(A); 6.(A).

II – 1. d.(X) Nada se pode afirmar.Como nada foi indicado sobre a pureza do material, não podemos afirmar que se trata de uma substância composta, pois poderia ser apenas uma mistura.Agora que sabemos que existem também as misturas de substâncias não podemos chamar, apressadamente, um sistema ignorado de substância composta, só porque ele tem mais de um componente. Isso só poderá ocorrer se soubermos que a substância é pura.

2. c.(X) uma mistura.Vimos que uma substância pura apresenta como característica física um ponto de ebulição e que, ao alcançar esse ponto, a temperatura permanece constante até o final do processo. O gráfico porém apresenta uma linha que sobe durante a ebulição. Isso indica que a temperatura não permaneceu constante durante essa mudança de estado; logo, temos representada uma mistura.

III – 1. Substância (H2SO4 é uma só espécie de molécula).2. Mistura (3 tipos de moléculas; logo, 3 substâncias misturadas).2. Substância (um único tipo de molécula).

4 TEXTO: MISTURAS HOMOGÊNEAS E HETEROGÊNEAS – FASES DE UM SISTEMA

36

temperatu

início da ebulição

tempo

Fases de um sistemaQuando observamos um sistema, podemos encontrar as seguintes situações:

• Não notamos faixas de separação no sistema;• Todo o sistema apresenta as mesmas propriedades.

Dizemos, então, que o sistema tem uma só fase; é monofásico ou homogêneo.

• Notamos uma ou mais faixas de separação no sistema;• O sistema apresenta mais de uma fase, com propriedades

diferentes.

Dizemos, então, que o sistema é polifásico ou heterogêneo.

Gasolina

enxofreESTE SISTEMA É BIFÁSICO (OU POLIFÁSICO) PORQUE TEM 2 FASES DIFERENTES: ÁGUA E ÓLEO.

ESTE SISTEMA É TRIFÁSICO (OU POLIFÁSICO) PORQUE TEM 3 FASES DIFERENTES: ÁGUA, GASOLINA E ENXOFRE.

Exemplos de sistemas homogêneos

a) Substância pura simples ou compostas: H2O (água), H2 (gás hidrogênio), Fé(ferro), NaCl (cloreto de sódio), CO2 (gás carbônico).

b) Misturas em que não podemos distinguir os componentes (misturas homogêneas): gasolina e álcool, ar atmosférico (composto por nitrogênio, oxigênio, vapor d’água, argônio e outros gases), água do mar (composto por água e sais).

Exemplos de sistemas heterogêneosa) Misturas de sólidos com sólidos: rocha granito (composta por cristais de

quartzo, feldspato, mica e outros minerais), arroz e feijão, limalha de ferro e enxofre, sal e talco.

b) Misturas de líquidos com sólidos que não se dissolvem: o sangue aparentemente é um sistema homogêneo (fig. 12-a). Se o agitarmos em um centrifugador (fig. 12.b), porém, notamos que se formam 2 faixas: no fundo ficam as substâncias sólidas que o formam e na parte superior fica o líquido, que é chamado de plasma (fig. 12-c).

37

ÓLEO

ÁGUA água

(fig. 12-a) (fig. 12-b) (fig 12-c)

c) Mistura de líquido com gases: o refrigerante é um sistema bifásico: a parte líquida é uma fase, e as bolhas de gás (CO2) que se formam na superfície do líquido são outra fase.

d) Substância pura durante uma mudança de estado físico: conforme mostra a ilustração, a mudança de estado não acontece em todo o sistema de uma vez: uma parte fica em um estado e outra muda de estado. Portanto, uma mesma substância,

e) em processo de mudança de estado, é um sistema heterogêneo.

f) Mistura de uma substância gasosa e sólidos: o ar com poeira é um sistema bifásico: uma fase é a mistura de gases e vapor d’água que forma o ar; a outra é formada pelas partículas de poeira.

Concluindo:

FASE É CADA PARTE HOMOGÊNEA DE UMA MISTURA, A QUAL SE DIFERENCIA DE OUTRAS FASES POR UMA SUPERFÍCIE DE SEPARAÇÃO.DE ACORDO COM O NÚMERO DE FASES, OS SISTEMAS SÃO MONOFÁSICOS OU HOMOGÊNEOS (UMA SÓ FASE); POLIFÁSICO OU HETEROGÊNEOS (MAIS DE UMA FASE).

38

Misturas Homogêneas e heterogêneas

A MISTURA HOMOGÊNEA OU SOLUÇÃO É MONOFÁSICA, TENDO EM QUALQUER PARTE DO SISTEMA AS MESMAS PROPRIEDADES ORGANOLÉPTICAS E FÍSICAS.

Preste muita atenção! Apresentar as mesmas propriedades em toda extensão do sistema não significa que a mistura homogênea apresente propriedades constantes – o que caracterizaria uma substância. Por exemplo: determinada mistura de água e sal (salmoura) tem um ponto de ebulição, fusão e uma densidade diferente de outra solução de salmoura em que se coloque mais sal ou mais água. No entanto, na mesma mistura homogênea, temos as mesmas propriedades em toda a extensão do sistema.

Exemplos de misturas homogêneas: água e açúcar, água e sal, água e álcool, álcool e gasolina, éter e álcool, ar atmosférico (sem poeira ou outros materiais em suspensão) e, normalmente qualquer mistura de gases.

Observação: Não confunda mistura homogênea com substância. Ambas são sistemas monofásicos ou homogêneos, mas têm características muito diferentes.

A MISTURA HETEROGÊNEA TEM MAIS DE UMA FASE COM PROPRIEDADES ESPECÍFICAS. AS MISTURAS HETEROGÊNEAS SÃO SISTEMAS POLIFÁSICOS.

Observação: Todos os sistemas polifásicos (exceto os formados pela mesma substância em mudança de estado) são exemplos de misturas heterogêneas.

Vamos esquematizar, para resumir, o que estudamos nesse texto.

SIMPLESSUBSTâNCIA PURA

HOMOGÊNEOS: UMA SÓ FASE COMPOSTA

MISTURA HOMOGÊNEA

SISTEMAS• MISTURA

HETEROGÊNEAHETEROGÊNEO: MAIS DE UMA FASE

• SUBSTÂNCIAS PURAS EM MUDANÇA DE ESTADO

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3 EXERCÍCIOS

PARA RESOLVER COM ACERTO OS EXERCICIOS, VOCÊ DEVE TER APRENDIDO:

• O QUE É SISTEMA HOMOGÊNEO E HETEROGÊNEO.• CLASSIFICAR SISTEMA QUANTO AO NÚMERO DE FASES.• DISTINGUIR MISTURAS HOMOGÊNEAS DE MISTURAS

HETEROGÊNEAS.

RESOLVA-OS COM ATENÇÃO E DEPOIS CONFIRA SUAS RESPOSTAS.

I – ASSINALE, COM UM X, NOS PARÊNTESES, TODAS AS ALTERNATIVAS CORRETAS.

1. São sistemas polifásicosa. ( ) b. ( )

e. ( )

c. ( ) d. ( )

2. Dos sistemas da questão anterior, são misturas heterogêneas:a. ( ) água sal e açúcar. c. ( ) mercúrio, água e éter. e. ( ) granito.b. ( ) água, sal e óleo. d. ( ) água, álcool e óleo.

3. São exemplos de sistema homogêneo:a. ( ) refrigerante. d. ( ) madeira.b. ( ) água. e. ( ) água e açúcar.c. ( ) ar atmosférico, sem partículas em suspensão.

4. São exemplos de mistura homogênea:a. ( ) refrigerante d. ( ) madeira.b. ( ) água. e. ( ) água e açúcar.c. ( ) ar atmosférico, sem partículas em suspensão.

5. A água mineral gasosa é:a. ( ) uma substância. d. ( ) um sistema homogêneo.

40

água, sal e açúcar. água, sal e óleo.

Mercúrio, água e éter. água, álcool e óleo.

b. ( ) uma mistura. e. ( ) um sistema heterogêneo.c. ( ) um material.

6. O desenho ao lado representa:a. ( ) um sistema monofásico.b. ( ) um sistema bifásico.c. ( ) uma substância pura.d. ( ) uma mistura heterogênea.e. ( ) um sistema homogêneo.

II – FAÇA O QUE SE PEDE.

1. Classifique os sistemas da questão 1 do exercício anterior, quanto ao número de fases (monofásico, bifásico, trifásico).

a. __________________ c. __________________ e. ________________

b. __________________ d. __________________

2. Quantas fases aparecem depois de misturarmos, agitarmos bem e deixarmos em repouso os sistemas seguintes?

a. água e álcool:__________________ c. água e areia:________________

b. água, óleo comestível e areia: ________________


I – 1. b. (X); c. (X); d. (X); e. (X).2. b. (X); c. (X); d. (X); e. (X).

Excluindo-se o caso da substância pura em mudança de estado, as misturas heterogêneas são formadas de componentes diversos.

3. b. (X); c. (X); e. (X).O ar só é homogêneo se o considerarmos sem poeira e poluição.

4. c. (X); e. (X).A água é uma substância; não é uma mistura.

5. b. (X); c. (X); e. (X)

6. b. (X) c. (X).Uma substância simples em mudança de estado forma um sistema polifásico. Veja que no sistema existe apenas água (substância pura), mas em 2 estados (líquido e sólido).

II - 1. A seqüência é: monofásico; bifásico; trifásico; bifásico; polifásico.

41

Os sistemas polifásicos podem ser classificados em: bifásico (2 fases) e trifásico (3 fases). Acima de 3 fases, costuma-se chamar ao sistema de polifásico apenas.

2. a. 1 fase (é uma mistura homogênea).b. 2 fases (a areia não se dissolve na água).c. 3 fases (a areia fica no fundo do recipiente e o óleo, que é menos denso

que a água, flutua).

42


TABELA PERIÓDICAVocê terá realizado um bom estudo nestas atividades se, ao final, atingir o

seguinte objetivo:

1 CARACTERIZAR A TABELA PERIÓDICA: A LEI QUE REGE A ORDENAÇÃO; O SIGNIFICADO DOS PERÍODOS E DAS FAMILIAS; OS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS, DE TRANSIÇÃO E OS GASES NOBRES; A DESIGNAÇÃO ESPECIAL DE ALGUMAS FAMÍLIAS.

1 TEXTO : A TABELA PERIÓDICA

Para você ler este texto com bom aproveitamento, é preciso que esteja bem seguro da distribuição eletrônica, de acordo com o diagrama de Linus Pauling, estudado no módulo 01. Se você tiver esquecido, releia esse módulo.

O que é tabela periódica?

A tabela periódica é este desenho, onde estão agrupados os 106 elementos químicos conhecidos;

Na legenda da tabela periódica – o quadrinho posto em destaque na parte inferior esquerda – obtemos dados fundamentais para o trabalho com Química.

2 1 – símbolo2 – número atômico (Z)

3 1 4 3 – nome do elemento4–distribuição dos elementos 5 5-

massa atômica

43

chamadas famílias ou grupos. Assim:Período ou

série Família ougrupo

A tabela periódica écomposta de 7 períodose 18 famílias ou grupos.

Vendo a tabela, notamos que as linhas e colunas nem todas têm o mesmo número de elementos. Será que há algum significado nessa disposição?

Significado dos períodosA distribuição dos elementos em períodos segue esta regra:

O NÚMERO DE NÍVEIS DE ENERGIA QUE O ELEMENTO POSSUI, INDICA O NÚMERO DO PERÍODO EM QUE ELE ESTÁ.

Sabemos que a eletrosfera é formada por, no máximo, 7 níveis de energia: K ou 1, L ou 2, M ou 3, N ou 4, O ou 5, P ou 6, Q ou 7. Assim, os átomos que têm apenas 1 nível energético se encontram no 1o período; os que têm 2 níveis estão no 2o

período; os que têm 3 níveis, no 3o período; e assim sucessivamente.Para tirarmos a prova, tomemos o 1o período, que é formado por 2 elementos:

o hidrogênio e o hélio, que têm, respectivamente, números atômicos 1 e 2.

1 2H He

Aplicando o diagrama de Linus Pauling para fazer a distribuição eletrônica, encontramos:

1H – 1s1 1 só nível: o nível K

Elementos do 1o período2He – 1s2 1 só nível: o nível K

Os átomos com número atômico maior que 2 já terão 2 níveis energéticos e estarão no 2o período. Para confirmarmos, eis o 2o período, composto por 8 elementos.

44

3 4 5 6 7 8 9 10Li Be B C N O F Ne

Agora veja:a) 3Li – 1s2 2s1 b) 4Be – 1s2 2s2

2 1 2 2

K L 2 níveis K L 2 níveis

c) 5B – 1s2 2s2 2p1 d) 6C – 1s2 2s2 2p2

2 3 2 4


e) 7N – 1s2 2s2 2p3 f) 8O – 1s2 2s2 2p4

2 5 2 6


g) 9F – 1s2 2s2 2p5 h) 10Ne – 1s2 2s2 2p6

2 7 2 8


Da mesma forma, o 3o é composto pelos elementos 11Na, 12Mg, 13Al, 14Si, 15P, 16S, 17Cl, 18Ar. E todos esses elementos apresentam elétrons distribuídos em 3 níveis de energia.

Você certamente já está bem seguro de que a distribuição dos elétrons em períodos é feita de acordo com o número de níveis de energia do elemento. Antes de passarmos adiante, porém, preste atenção ao 6o e 7o períodos.

6o período 55 56 57 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86Cs Ba 71 Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Ti Pb Bi Po At Rn

Esta posição é ocupada pelos elementos: La, Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb, Dy, Ho, Er, Tm, Yb, Lu, chamados série dos lantanídeos, que vêm indicados abaixo da tabela. Por isso ao todo esse período apresenta 32 elementos, todos – é claro – com 6 níveis energéticos.

Algo semelhante acontece no 7o período.

7o período 87 88 89 104 105 106 Fr Ra 103 Ku Ha

Aqui ficam localizados os elementos chamados de séries dos actinídeos, com números atômicos entre 89 e 103. São, portanto, 20 os elementos até hoje conhecidos, que

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ocupam esse período porque têm 7 níveis energéticos. Observe que o elemento de Z = 106 ainda não tem nome.

Significados das famíliasDe modo geral, podemos dizer que:

AS FAMÍLIAS SÃO AS COLUNAS DA TABELA, ONDE ESTÃO REUNIDOS OS ELEMENTOS COM A MESMA CONFIGURAÇÃO ELETRÔNICA NA ÚLTIMA CAMADA – A CAMADA DE VALÊNCIA.

Isso quer dizer que os elementos de cada família têm o mesmo número de elétrons na última camada. Assim:

• família 1A ( H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) 1 elétron na última camada• família 2A ( Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) 2 elétrons na última camada• família 3A ( B, Al, Ga, In, Ti) 3 elétrons na última camada• e assim por diante: 4A 4 elétrons na camada de valência; 5A 5

elétrons; 6A 6 elétrons; 7A 7 elétrons.

Além disso, os elementos que têm a mesma configuração eletrônica na camada de valência têm propriedades químicas e físicas semelhantes. Por isso, se nós conhecermos o comportamento de um elemento, podemos fazer previsões sobre todos os demais de sua família. Então:

CADA FAMÍLIA APRESETNA ELEMENTOS COM PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS SEMELHANTES.

Significados dos signos A, B e 0 Você já deve ter notado que as famílias se dividem em 3 grandes grupos, representados pelas letras A e B e pelo algarismo 0. Veja o que indicam:

A famílias de elementos representativos, com propriedades químicas regulares. A característica dessas famílias é que têm como último e mais energético subnível eletrônico a ser preenchido o s ou o p.

B famílias de elementos de transição, com propriedades químicas variáveis. Todos os elementos de transição têm como subnível mais energético o d ou o f, que não ficam na última camada do átomo.

0 família dos gases nobres, cujos elementos têm a sua última camada completa, com 2 elétrons, no caso do He, e com 8 elétrons no caso dos demais. Por terem a sua última camada de valência completa, os elementos dessa família são estáveis e têm pequena reatividade química.

Nota: Apesar dos elementos representativos serem menos numerosos que os de transição, 95% dos compostos químicos conhecidos são resultantes de reações

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entre elementos representativos. Daí a importância do agrupamento, na tabela periódica, dos elementos em famílias com a mesma configuração eletrônica no último nível.

O NÚMERO DA FAMÍLIA DOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS (A) É DADO PELO TOTAL DE ELÉTRONS NO ÚLTIMO NÍVEL.

Por isso é que existem famílias 1A, 2A, 3A, ... , 7A. Observe os exemplos:

a) 3Li – 1s2 2s1

2 1 último nível: família 1A

K L

c) 12Mg – 1s2 2s2 2p6 3s2

2 8 2 último nível: família 2A

K L M

c) 15P – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3

2 8 5 último nível: família 5A

K L M

As “famílias” B

Existem 2 tipos de elementos de transição, que se distinguem pelo subnível mais energético. Assim:

ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO EXTERNA TÊM COMO SUBNÍVEL MAIS ENERGÉTICO O D.

ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO INTERNA TÊM COMO SUBNÍVEL MAIS ENERGÉTICO O F.

Para os elementos de transição externa, o número da família é dado pela soma:

• do número de elétrons do subnível d mais energético• com o número de elétrons do subnível s adjacente.

Exemplos:a) 21Sc 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1

2 + 1 = 3; família 3Bb) 25Mn 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5

2 + 5 = 7; família 7B47

Nota: Se essa soma for superior ou igual a 8, veja o que acontece:• soma 8 família 8B• soma 9 família 8B (segunda)• soma 10 família 8B (terceira)

• soma 11 família 1B• soma 12 família 2B

c) 27Co 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7

2 + 7 = 9; segunda família 8B

d) 30Zn 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10

2 + 10 = 12; família 2B

Os elementos de transição interna formam as séries dos lantanídeos e dos actinídeos (que se acham destacados na tabela) e todos pertencem à família 3B.

Em resumo, saiba que as famílias indicam os elementos com o mesmo tipo de comportamento em ligações químicas e que esse comportamento depende da configuração eletrônica da última camada ou os subníveis mais energéticos. Assim:

Família 0 última camada completa, com 8 elétrons para os elementos a partir do 2o período e com 2 elétrons para o elemento hélio (He), também designada família 8A;

Famílias A última camada constituída de subníveis s ou p com máximo de elétrons entre 1 e 7;

Famílias B Elementos de transição externa, com subnível d mais energéticoElementos de transição interna, com subnível f mais energético.

Sabemos que a família 0 é também chamada de gases nobres. Veja:

1A 0(H) 2A 6A 7AHe

Li Be O F NeNa Mg S Cl ARK Ca Se Br KrRb Sr Te I XeCs Ba Po At RnFr Ra

CHALCOGÊNIOS ou CALCOGÊNIOSMETAIS ALCALINOS

HALOGÊNIOSMETAIS ALCALINO-TERROSOS

GASES NOBRES

Observe que o hidrogênio não pertence à família dos metais alcalinos, apesar de situar-se na coluna, pois tem um elétron e um só nível energético.

As famílias que não têm nomes especiais são designadas pelo nome do

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seu primeiro elemento 3A família do boro; 4A família do carbono; 5A família do nitrogênio.

Agora, antes de passar aos exercícios, lembre-se:

• As famílias agrupam elementos com a mesma configuração eletrônica no último nível e que têm, por isso, propriedades semelhantes.

• Os períodos enumeram os elementos com o mesmo número de camadas (mas configurações diferentes), razão por que as propriedades dos elementos do mesmo período são diferentes.

1 EXERCÍCIOSPARA RESOLVER OS EXERCÍCIOS COM ACERTO, VOCÊ DEVERÁ SABER:

• EM QUE SE BASEIA A ORDENAÇÃO DOS ELEMENTOS NA TABELA PERIÓDICA.

• QUAL O SIGNIFICADO DOS PERÍODOS E COMO ACHAR O PERÍODO EM QUE ESTÁ UM ELEMENTO, TENDO SEU NÚMERO ATÔMICO E COM O DIAGRAMA DE LINUS PAULING.

• QUAL O SIGNIFICADO DAS FAMÍLIAS E COMO ACHAR A FAMÍLIA DOS ELEMENTOS A PARTIR DA DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA.

• QUAIS OS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS, DE TRANSIÇÃO E GASES NOBRES, COM BASE NA DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA.

• QUAIS AS DESIGNAÇÕES ESPECIAIS DAS FAMÍLIAS 1A, 2A, 6A, 7A, E 0.

DEPOIS DE RESOLVER OS EXERCÍCIOS, CONFIRA SUAS RESPOSTAS E, EM CASO DE DÚVIDA, LEIA OS COMENTÁRIOS E / OU RELEIA O TEXTO.

I – ASSINALE, COM UM X, NOS PARÊNTESES, TODAS AS ALTERNATIVAS CORRETAS EM CADA QUESTÃO.

1. A tabela periódica.a. ( ) é a relação dos elementos químicos conhecidos, ordenada na

seqüência crescente de suas massas atômicas.b. ( ) é ordenada segundo a seqüência dos números atômicos dos

elementos.c. ( ) estrutura-se em 7 períodos e 18 famílias.d. ( ) traz para cada elemento: símbolo, número atômico e massa atômica.

2. Um elemento apresenta a seguinte configuração eletrônica: 1s2 2s2 2p6 3s2

3p1. Podemos dizer, então, que:

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a. ( ) é um gás nobre. c. ( ) pertence à família 3B.b. ( ) é um elemento de transição d. ( ) pertence à família 3A.

3. A ordenação dos elementos químicos na tabela periódica:a. ( ) baseia-se no fato de que as propriedades dos elementos estão em

função de sua massa atômica.b. ( ) segue a ordem de descoberta dos elementos químicos.c. ( ) permite prever o comportamento de elementos da mesma família.d. ( ) classifica os elementos em 3 grandes grupos: elementos

representativos (A), elementos de transição (B) e gases nobres (0).

4. Os elementos de uma família têm:a. ( ) propriedades semelhantes nas ligações químicas.b. ( ) igual número de elétrons no último nível.c. ( ) propriedades químicas diferentes.d. ( ) igual número de camadas eletrônicas.

5. O elemento 6C pertence ao grupo:a. ( ) 6A. b. ( ) 4A. c. ( ) 3A. d. ( ) 1A.

6. O elemento 19K se localizaa. ( ) no 4o período. c. ( ) no 2o período.b. ( ) no 3o período. d. ( ) no 1o período.

II – ASSOCIE AS COLUNAS ESCREVENDO, NOS PARÊNTESES, A LETRA CORRESPONDENTE.1. ( ) Halogênios ( A ) 1A2. ( ) Calcogênios ( B ) 2A3. ( ) Gases nobres ( C ) 6A4. ( ) Metais alcalinos-terrosos ( D ) 7A5. ( ) Metais alcalinos ( E ) 0

III – RESPONDA ÀS PERGUNTAS A SEGUIR

1. Quantos níveis energéticos possui cada elemento do 5o período? ______________________________________________________________

2. Em que período está o elemento X, que tenha Z = 6? ______________________________________________________________

3. Quais são os metais alcalinos? O que caracteriza esses elementos? ______________________________________________________________ ______________________________________________________________

4. Quais são os gases nobres? O que os distingue dos demais? ______________________________________________________________ ______________________________________________________________

75. Quantos elétrons há na camada de valência dos elementos que estejam, respectivamente, nos grupos 7A, 3A e 4A?

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______________________________________________________________ ______________________________________________________________

6. O que distingue um elemento representativo de um de transição? ______________________________________________________________ ______________________________________________________________

7. Quais dos elementos a seguir são representativos: 26Fe, 11Na, 8O?

______________________________________________________________ ______________________________________________________________

8. Quais dos elementos a seguir são de transição: 28Ni, 12Mg, 57La? Que tipo de transição: interna ou externa?

__________________________________________________________________________________________________________________________

IV – RESOLVA OS EXERCÍCIOS SEGUINTES.

1. O que caracteriza os metais alcalino-terrosos?_____________________________________________________________

2. O que caracteriza os calcogênios?_____________________________________________________________

3. O que caracteriza os halogênios?_____________________________________________________________

4. Consulte, na tabela periódica, o elemento de Z = 35 e responda:

a. Qual o seu nome?b. Qual a sua massa atômica?c. Quantos elétrons têm na sua camada de valência?d. A que família pertence? E a que período?e. Que elementos têm propriedades semelhantes às dele?

____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

1 - CHAVE DE CORREÇÃO

I – 1. São corretas as alternativas b, c e d.A alternativa a é falsa, porque a atual tabela periódica se estrutura na ordem crescente dos números atômicos, pois são os prótons os elementos que determinam as propriedades dos elementos.

2. d. (X) Pertence à família 3A. Se o último subnível preenchido é o p (ou

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então s), sabemos que se trata de um elemento do grupo A; se o número de elétrons do último nível é 3, sabemos que a família é 3A.

1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

2 8 3Confira na tabela. O elemento representado em Z = 13. É o alumínio, que fica no 2o período da família 3A.

3. São corretas as alternativas c e d.A alternativa a é falsa, porque as propriedades não estão em função da massa atômica, e sim do número atômico.

4. São corretas as alternativas a e b.O fato de os elementos terem propriedades semelhantes é que permitiu a determinação de famílias. E a ordenação dessas famílias está feita de acordo com a configuração eletrônica do último nível.

5. b. (X) 4A. Veja a distribuição desse elemento:6C – 1s2 2s2 2p2 último subnível p grupo A

4 elétrons no último nível – grupo 4A

6. a. (X) no 4o período.19K – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

último nível – 4. Logo: 4o período

II – 1. (D); 2. (C); 3. (E); 4. (B); 5. (A).Lembre-se de que o hidrogênio, apesar de estar na coluna 1A, não é metal alcalino.

III – 1. Cada elemento do 5o período possui 5 níveis energéticos (o número de níveis energéticos define o período em que se acha o elemento).

2. O elemento de Z = 6 está no 2o período, pois possui 2 níveis de energia.6X – 1s2 2s2 2p2

K L3. Os metais alcalinos são Li, Na, K, Rb, Cs e Fr. O que caracteriza

os elementos de uma família é a distribuição eletrônica do último nível. Assim, os metais alcalinos se caracterizam por apresentarem elétrons no último nível.

4. Os gases nobres são He, Ne, Ar, Kr, Xe e Rn. O que os distingue dos demais elementos é que eles possuem ausência quase total de reatividade química, porque têm a sua última camada completa.

5. Elementos do grupo 7A apresentam 7 elétrons na camada de valência; do grupo 3A apresentam 3 elétrons; do grupo 4A apresentam 4 elétrons. Lembre-se: o número do grupo é dado pelo número de elétrons do último nível, chamado de camada de valência.

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6. Os elementos representativos se distinguem dos de transição, porque apresentam como subnível mais energético o s ou o p, enquanto os de transição têm como subnível mais energético o d ou o f.

7. Os elementos representativos são 11Na e 8O. Veja a distribuição:11Na : 1s2 2s2 2p6 3s1 último subnível s 8O : 1s2 2s2 2p4 último subnível pO elemento 26Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 é de transição, pois o último subnível é o d (elemento de transição externa).

8. Os elementos de transição são 28Ni (transição externa) e 57La (transição interna). Veja: 28Ni: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8 subnível mais energético d57La: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f1

subnível mais energético dIV – 1. Os metais alcalinos-terrosos (2A) se caracterizam por apresentarem 2

elétrons no último nível.

2. Os calcogênios (6A) se caracterizam por apresentarem 6 elétrons no último nível.

3. Os halogênios (7A) se caracterizam por apresentarem 7 elétrons no último nível.

4. a. O elemento é o bromo símbolo b. Sua A = 79,904 u.m.a. (ou 80, aproximadamente)c. Têm 7 elétrons na camada de valênciad. Pertence à família 7A ou dos halogênios e está no 4o períodoe. Têm propriedades similares aos outros halogênios: F, Cl, I e At

As propriedades periódicas dos elementos

Caráter metálico

Que são metais? São elementos que geralmente apresentam estas propriedades.

• têm brilhos característicos;• são bons condutores de calor e de eletricidade;• são dúcteis e maleáveis;• têm tendência a formar cátions (íons positivos)

De todas essas características ressalta-se a última. Então:

METAIS SÃO ELEMENTOS QUE TÊM A TENDÊNCIA DE CEDER ELÉTRONS, FORMANDO CÁTIONS.

Assim, os elementos químicos classificam-se em :a) metais : cedem elétrons, formando cátions;b) ametais ou não-metais : recebem elétrons, formando ânions;c) semimetais : elementos que apresentam algumas propriedades

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semelhantes às dos metais e outras semelhantes às dos ametais. Por exemplo, o Si (silício), funciona como um semicondutor: em um sentido, permitindo a passagem de corrente e, no sentido contrario não.

Na tabela periódica, os metais localizam-se na região centro-esquerda. Os ametais situam-se na direita. Os 7 elementos que constituem uma faixa de separação, em tom mais escuro na tabela seguinte, são os semimentais. Os gases nobres e o oxigênio não são considerados metais nem ametais, apesar de apresentarem propriedades que os aproximam dos ametais.

Semimetais Ametais Gases nobres

H B

Si Ge As

Sb Te Pó

Metais

O caráter metálico, evidente, não é o mesmo para todos os elementos químicos. Seu aumento segue a tendência dos gráficos a seguir.

Em razão dessas duas regras, podemos afirmar que:• o elemento mais metálico é o da 1a coluna e do último período, o Fr

(frâncio). Os elementos das colunas 1A (exceto o hidrogênio) e 2A são os principais metais.

• o elemento mais metálico é o da coluna 7A e do 1o período, o flúor (F). Os elementos das colunas 6A e 7A são os principais ametais.

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Aumento do caráter metálico

Fig. 01 – Em um mesmo período, o caráter metálico aumenta em direção à esquerda.

F

Fr

Aumento do caráter metálico

Elemento mais metálicoFig. 02 – Em uma família, o caráter metálico cresce no sentido de cima para baixo.

Elemento mais não-metálico

Tamanho do átomo (raio atômico)O tamanho do átomo está em função do raio atômico (distância do núcleo até a

última camada da eletrosfera). Como o átomo não é uma estrutura rígida, é impossível determinar o seu raio exato: temos apenas raios médios.

Numa mesma família, o tamanho do átomo aumenta à medida que descemos, pois o número de níveis energéticos aumenta, tornando maior o raio atômico. Já num mesmo período, os átomos têm o mesmo número de níveis energéticos. Assim, o tamanho do átomo diminui à medida que se anda para a direita. Isso acontece porque o número atômico dos elementos aumenta, bem como a força eletrostática (que une os elétrons ao núcleo), atraindo mais fortemente os elétrons. Veja o gráfico geral:

Densidade

A densidade é a relação entre a massa atômica e o volume molar: d = mv

.

Para calcular de densidade de um elemento químico, devemos considerar a massa correspondente do átomo-grama e o volume ocupado pelo átomo-grama

Em um período, a densidade aumenta de elemento para elemento até o meio do período e, a partir daí, vai descendo até o final do período. Nas famílias ou grupos, a densidade aumenta de cima para baixo. Veja o esquema geral:

Os elementos mais densos estão nas colunas 8B e 1B e no último período. Logo, são eles: Os (ósmio), Ir (irídio), Pt (platina) e Au (ouro).

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Elementos mais densos

Potencial de ionização

Sabemos que o que mantém os elétrons presos a um átomo é a força de atração que os prótons exercem sobre eles. Sabemos também que, para um elétron saltar para um nível mais externo, precisa receber energia.

Ao estudarmos o tamanho do átomo, vimos que quanto maior o número de camadas, maior o raio atômico, porque a força de atração dos prótons vai ficando menor. Além disso, os elétrons se repelem uns aos outros, pois têm a mesma carga. Assim, podemos concluir que quanto maior o tamanho do átomo, mais fácil desprender-se um elétron do último nível e em conseqüência a energia necessária para retirar o elétron é menor. Ou seja, quanto mais aumenta o tamanho do átomo, mais diminui a energia ou potencial de ionização.

A ponta das setas indica a tendência do aumento de energia ou potencial de ionização.

Chamamos de potencial de ionização a quantidade de energia necessária para retirar-se um elétron de um átomo no estado gasoso, formando cátion.

Podemos dizer, ainda, que o potencial de ionização é a energia que deve ser suprida a um átomo para que dele se destaque um elétron.

Eletronegatividade

ELETRONEGATIVIDADE É A TENDÊNCIA DO ÁTOMO PARA ATRAIR ELÉTRONS AO FORMAR LIGAÇÕES QUÍMICAS.

A eletronegatividade é maior em átomos de menor tamanho, pois à medida que o átomo diminui o nível externo onde entrará o elétron estará mais próximo do núcleo, que é positivo e atrai cargas negativas. Assim, a eletronegatividade aumenta da esquerda para a direita nos períodos e de baixo para cima nas famílias. Exatamente o inverso do tamanho dos átomos. Isto pode ser representado assim:

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Elemento com grande tendência de perder elétrons – pequena energia de ionização.

Elementos com pequena tendência a perder elétrons – grande energia de ionização

A ponta das setas indica a tendência do aumento da eletronegatividade. O elemento Fr (frâncio), portanto, é o menos eletronegativo e toda a sua família também tem pequena eletronegatividade. O F (flúor) é o mais eletronegativo, assim com a família 7A.

Fr

F

Fr

Os gases nobres têm eletronegatividade nula, pois não têm tendência a receber elétrons.

Os valores da eletronegatividade podem ser calculados. A escala de Linus

Pauling, mostrada a seguir, é uma das mais utilizadas.

Os elementos mais eletronegativos estão assinalados por círculos maiores. Os círculos menores indicam elementos menos eletronegativos. Observe que o hidrogênio (H) não se comporta como os demais elementos do grupo 1A, tendo grande eletronegatividade, semelhante à família 7A. Veja, também, que o hidrogênio pode tanto ceder o seu elétron e tornar-se um cátion (H+), como pode receber outro elétron e tornar-se um ânion (H-), completando ao receber o elétron sua camada K.Observações: A tendência oposta a eletronegatividade é a eletropositividade -

tendência de ceder elétrons.A diferença entre metais e ametais é a tendência a receber elétrons por parte dos ametais e a de ceder elétrons por parte dos metais. Assim, dizemos que quanto mais eletropositivo, mais metal é o elemento; e quanto mais eletronegativo, mais ametal ele o é.

Ponto de fusão (PF) e ponto de ebulição (PE)

A temperatura ambiente (25ºC), os elementos químicos se apresentam nos seguintes estados:

a) sólido: a maioria.b) líquido: o metal mercúrio e o ametal bromo; acima de 30ºC também o

elemento Gálio torna-se líquido.c) gasoso: os gases nobres, os ametais flúor, cloro, oxigênio e nitrogênio e o

hidrogênio.

Na tabela periódica, os PF e os PE aumentam com a seguinte regularidade:• nas famílias 2B, 3A E 4A, de baixo para cima;• nos períodos, aumentam das extremidades para o centro;• nas famílias da direita, de cima para baixo;• nas famílias da esquerda (1A e 2A), de baixo para cima, excluindo-se o

hidrogênio, que se comporta como os halogênios.

57

Variação dos pontos de fusão e de ebulição

Note que, quanto maior o PF e o PE, menos voláteis são os elementos, o que os faz encontrarem-se no estado sólido (o elemento de maior PF e PE localiza-se na família 6B, 6º período). Por outro lado, quanto menor o PF e o PE, mais voláteis são os elementos. Por causa disso é que os gases nobres, os elementos do 2º período, famílias 5A, 6A e 7A, assim como o Cl, são gases à temperatura ambiente: eles têm menor PF e PE. A exceção é o H, que se comporta como o grupo 7A.

Então, procure guardar estas propriedades dos elementos. Para facilitar, organizamos o quadro a seguir.

VARIAÇÃO CRESCENTE DAS PROPRIEDADES DA TABELA PERIÓDICAPROPRIEDADES FAMÍLIAS PERÍODOS

Caráter metálico e eletropositividade

Eletronegatividade e caráter não

De cima para baixo

De baixo para cima

da direita para a esquerda

da esquerda para a direita

Tamanho do átomo Potencial de ionização

De cima para baixoDe baixo para cima

da direita para a esquerdada esquerda para a direita

Densidade De cima para baixo das extremidades para o centro

PF e PEDe baixo para cima nas famílias da esquerda; de cima para baixo nas famílias da direita

das extremidades para o centro

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O hidrogênio foge à regra.

Tungstênio (W) –Maior PF e PE

1- EXERCÍCIOS:PARA REALIZÁ-LOS BEM, VOCÊ DEVE SABER:

• DISTINGUIR PROPRIEDADES PERIÓDICAS, APERIÓDICAS E CONSTANTES.

• DISTINGUIR METAIS, AMETAIS E SEMIMETAIS, BEM COMO A TENDÊNCIA DE AUMENTO DO CARÁTER METÁLICO.

• RECONHECER A VARIAÇÃO DO TAMANHO DO ÁTOMO NOS PERÍODOS E FAMÍLIAS.

• RECONHECER A, VARIAÇÃO DA DENSIDADE E DOS PF E PE NA TABELA PERIÓDICA.

• CONCEITUAR ENERGIA DE IONIZAÇÃO, ELETRONEGATIVIDADE, ELETROPOSITIVIDADE E RECONHECER A VARIAÇÃO DESSAS PROPRIEDADES NA TABELA PERIÓDICA.

• COMPARAR ELEMENTOS EM FUNÇÃO DA VARIAÇÃO DAS PROPRIEDADES ESTUDADAS.

DEPOIS, VERIFIQUE SEUS ACERTOS NA CHAVE DE CORREÇÃO.

I – ESCREVA, NOS PARÊNTESES, (A) PARA PROPRIEDADE PERIÓDICA, (B) PARA PROPRIEDADE APERIÓDICA, (C) PARA PROPRIEDADE CONSTANTE.

1. ( ) Os valores da propriedade permanecem, aproximadamente, constantes para todos os elementos.

2. ( ) Dentro dos períodos, os raios atômicos dos elementos diminuem progressivamente da família 1A para a família 7A, enquanto as famílias aumentam progressivamente em função do número atômico.

3. ( ) O calor-atômico de qualquer elemento químico é aproximadamente 6,4 cal/átomo-grama.

4. ( ) Os valores da propriedade variam em máximos e mínimos, que se repetem a cada período.

5. ( ) Os valores da propriedade crescem ou decrescem continuamente em função dos números atômicos.

6. ( ) É representada pelo gráfico.

7. ( ) A maioria das propriedades físico-químicas dos elementos é desse tipo.

II – SUBLINHE O TERMO A QUE SE REFEREM AS AFIRMAÇÕES.

1. Formam íons negativos.metais – ametais – semimetais – gases nobres

2. Apresentam características intermediárias entre metais e ametais.ametais – semimetais – gases nobres – hidrogênio

3. Elemento que, tendo a configuração dos metais alcalinos, apresenta 59

Número atômico

Propriedades físicas ou químicas

propriedades dos ametais.hélio – oxigênio – hidrogênio – argônio

4. Família que apresenta grande tendência a perder elétrons e, em conseqüência pequeno potencial de ionização.Metais alcalinos – calcogênios – halogênios – gases nobres

5. Elementos que apresentam alto potencial de ionização e eletronegatividade nula.1A – 2A – 8A – 7A – 0

III – RELACIONE AS COLUNAS ESCREVENDO, NOS PARÊNTESES, A LETRA ADEQUADA. (ATENÇÃO: PODE HAVER MAIS DE UMA CORRESPONDÊNCIA PARA CADA ITEM).

1. ( ) Energia necessária para retirar um elétron do átomo, do elemento no estado gasoso.

2. ( )Temperaturas das mudanças de estado.

3.( ) Relação entre a massa atômica e o volume molar.

4. ( ) Tendência a atrair elétrons.5. ( ) Tendência a ceder elétrons.

(A) Potencial de ionização(B) Eletronegatividade(C) Eletropositividade(D) Densidade(E) Ponto de fusão e ponto de

ebulição(F) Caráter metálico(G) Caráter não-metálico

IV – CONSULTANDO A TABELA PERIÓDICA, FAÇA O QUE SE PEDE.

1. Ligue os elemento à sua classificação quanto ao caráter metálico

METAL

AMETAL

SEMIMETAL

• Fe• He• N• B• H• Pb

V – ASSINALE, COM UM X NOS PARÊNTESES:

1. O elemento de maior raio atômico.a. ( ) F b. ( ) Br c. ( ) Cl d. ( ) I

2. O elemento de menor tamanho.a. ( ) Li b. ( ) B c. ( ) O d. ( )F

3. O elemento de maior energia de ionização.a. ( ) Be b. ( ) C c. ( ) F d. ( )Mg

60

4. O elemento de maior densidade.a. ( ) Au b. ( ) Rn c. ( ) Li d. ( )Ni

5. A família cujos elementos têm menor caráter metálico.a. ( ) 7A b. ( ) 6A c. ( ) 2A d. ( ) 1A

6. O elemento de maior eletronegatividade.a. ( ) F b. ( ) O c. ( ) Na d. ( ) Cl

7. O elemento de maior eletropositividade.a. ( ) F b. ( ) O c. ( )Na d. ( ) H

VI – OBSERVE A TABELA A SEGUIR, EM QUE OS NOMES DOS ELEMENTOS FORAM SUBSTITUÍDOS POR LETRAS DO ALFABETO, E COMPLETE AS AFIRMATIVAS.

1. Elementos representativos: __________________2. Elementos de transição: ____________________3. Elemento mais denso: _____________________4. Metais: _________________________________5. Semimetais: _____________________________6. Ametais: ________________________________7. Elemento mais eletronegativo: _______________8. Elemento mais eletropositivo: _______________9. Elemento de maior raio atômico: _____________10. Elemento que apresenta a maior energia de

ionização_______________11. Entre os elementos D e H, o que apresenta maior tamanho é

__________ e o que apresenta maior densidade é ______________.12. Elemento de menor PF: __________.

VII – RESOLVA OS PROBLEMAS A SEGUIR.

1. Sabe-se que no 4o período, os elementos possuem número atômico entre 19 e 36. Sem consultar a tabela, qual dos elementos abaixo têm maior energia de ionização?a.( ) Z = 19 b.( ) Z = 28 c.( ) Z = 31 d.( ) Z = 35 e.( )Z =36

2. Com os mesmos dados do problema acima, indique que elemento tem menor potencial de ionização.

61

a.( ) Z = 19 b.( ) Z = 28 c.( ) Z = 31 d.( ) Z = 34 e.( ) Z = 35

3. Ainda com os dados da questão 1, qual o elemento de maior raio atômico (tamanho atômico)?

a.( ) Z = 19 b.( ) Z = 28 c.( ) Z = 31 d.( ) Z = 34 e.( ) Z = 35

4. Qual dos elementos dessa série têm menor PF e se encontra no estado gasoso à temperatura ambiente?

a.( ) Z = 19 b.( ) Z = 23 c.( ) Z = 28 d.( ) Z = 35 e.( ) Z = 36


I – A seqüência é: 1.(C); 2.(A); 3.(C); 4.(A); 5.(B); 6(A); 7(A).

II – 1. ametais. Veja que ânions acontecem com elementos que têm tendência a atrair elétrons (maior eletronegatividade). Isso é uma característica dos ametais.

2. semimetais. Os semimetais formam uma separação entre os elementos metálicos e ametálicos. São 7: B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po.

3. hidrogênio. O hidrogênio se localiza na coluna 1 A , porque tem um elétron no último nível, mas seu comportamento é de ametal, pois tem grande eletronegatividade (tendência a atrair elétrons).

4. metais alcalinos. Esses metais formam facilmente cátions com uma carga positiva.

5. 0. Os gases nobres são muito estáveis, porque apresentam o último nível completo. Então, para retirar-se um elétron desses elementos há necessidade de uma quantidade de energia muito grande. E, por serem estáveis, sua tendência a atrair elétrons é nula.

III – A seqüência é: 1.(A); 2.(E); 3.(D); 4.(B e G); 5.(C e F).O caráter metálico dos elementos é determinado pela sua tendência a ceder elétrons, isto é por sua eletropositividade. Já o caráter não-metálico está relacionado com a eletronegatividade

IV – 1. METAL: Fe e Pb AMETAL: N SEMIMETAL: BO He e o H não são considerados metais nem ametais.

V – 1. d.(X) I. Os elementos pertencem à mesma família e o tamanho do átomo aumenta, nas famílias, de cima para baixo, pois os átomos mais abaixo têm maior número de camadas eletrônicas.

2. d.(X) F. O tamanho dos átomos aumenta da esquerda para a direita, no mesmo período; logo, diminui da direita para a esquerda. Então, o F, elemento mais à direita do 2o período é o de menor tamanho.

3. c.(X) F. Os ametais têm maior energia de ionização.

62

4. a.(X) Au. Os elementos de maior densidade estão nas famílias 8B e 1B, no último período.

5. a.(X) 7A.

6. a.(X) F. O ametal que tem maior eletronegatividade é o F.

7. c.(X) Na. Os metais alcalinos são os mais eletropositivos.

VI – 1. D, E, F, G, A. Os elementos do grupo A são representativos: têm

propriedades mais estáveis e o último subnível preenchido é s ou p.

2. H, C. 3. C. Está na coluna 8B. 4. D, E, H, C. 5. F, G

6. A. 7. A

8. E. Na família dos alcalinos, a eletropositividade aumenta à medida que se caminha de cima para baixo.

9. E. Está na 1a coluna, último período.

10. B. É um gás nobre.

11. Entre os elementos D e H, o que apresenta maior tamanho é D (no mesmo período, o tamanho do átomo aumenta da direita para a esquerda) e o que apresenta maior densidade é H (pois até o meio da tabela, a densidade cresce das extremidades para o centro).

12. B. É um gás nobre

VII – 1. d.(X) Z = 36. A energia de ionização no período aumenta da esquerda para a direita, que é o mesmo que aumentar com o número atômico excetuando-se o Z = 36, que é um gás nobre, pois é o último elemento do período.

2. a.(X) Z = 19. O elemento mais à esquerda do período é o que tem menor potencial de ionização.

3. a.(X) Z = 19. No período, o raio atômico decresce da esquerda para a direita.

4. e.(X) Z = 36. O PF é menor nas extremidades da tabela. O elemento Z = 36 é um gás nobre, está na extremidade da tabela, tem menor PF

LIGAÇÕES QUIMICAS: IÔNICAS, COVALENTES E METÁLICAS

Você terá êxito nestas atividades se, após estudá-las, for capaz de:

CARACTERIZAR VALÊNCIA, APLICANDO A TEORIA DO OCTETO E DETERMINANDO A VALÊNCIA DO ELEMENTO EM COMPOSTOS QUÍMICOS.

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CARACTERIZAR LIGAÇÕES IÔNICAS: CONCEITO, PROPRIEDADES, FÓRMULAS.

CARACTERIZAR LIGAÇÕES COVALENTES, DISTINGUINDO-AS DAS IÔNICAS, E LIGAÇÕES COVALENTES SIMPLES, DUPLAS, TRIPLAS, REPRESENTANDO-AS ATRAVÉS DE FÓRMULAS.

DISTINGUIR LIGAÇÕES COVALENTES DATIVAS, POLARES E APOLARES DE IÔNICAS.

CARACTERIZAR LIGAÇÕES METÁLICAS.

1 TEXTO: VALÊNCIA7Por que os átomos se combinam?

Os únicos átomos que se mantém isolados na natureza, demonstrando que são quimicamente estáveis, são os gases nobres que, à exceção do hélio, tem 8 elétrons na última camada. Assim, os elementos se combinam para adquirir a estabilidade dos gases nobres. A partir dessas observações, surgiu a teoria do octeto:

OS ÁTOMOS LIGAM-SE UNS AOS OUTROS DOANDO, RECEBENDO OU COMPARTILHANDO ELÉTRONS, PARA FICAREM ESTÁVEIS COMO O GÁS NOBRE MAIS PRÓXIMO, COM 8 ELÉTRONS NA ÚLTIMA CAMADA OU, ENTÃO, IGUAL AO HÉLIO – COM 2 ELÉTRONS NA CAMADA K.

Valência

Valência de um elemento é o número de elétrons que o átomo deve ceder, ou compartilhar para tornar-se eletronicamente semelhante ao gás nobre mais próximo. Então, a valência dos elementos está associada diretamente à distribuição eletrônica da última camada do átomo e, por isso, pode ser determinante para as famílias. O agrupamento dos elementos em famílias pode também indicar a tendência dos elementos quanto a ganhar ou perder elétrons, observe:FAMÍLIAS REPRESENTATIVAS VALÊN

CIATENDÊNCIA

1A (exceto hidrogênio) 1 ceder 1 elétron2A 2 ceder 2 elétrons3A 3 ceder 3 elétrons4A 4 dificilmente cede ou recebe

elétrons5A 3 receber 3 elétrons6A 2 receber 2 elétrons7A 1 receber 1 elétron

Veja que a valência pode ser determinada apenas pelo número da família.

famílias 1A, 2A, 3A → a valência é igual ao número da família; a tendência é ceder elétrons.

64

famílias 5A, 6A, 7A → a valência é dada pela formula 8 - n, onde n é o número da familia; a tendência é receber elétrons.

Nota: Na família 4A a valência é igual ao número da família, mas esses elementos não têm tendência a doar ou ganhar elétrons, e sim a compartilhar elétrons.

Assim, a valência é determinada conhecendo-se, apenas, o número da família ou o seu numero atômico. Por exemplo, a valência do Al (3A) é 3, a do C (4A) é 4, a do Cl (7A) é 1 (pois 8 - 7 = 1), a do N (5A) é 3 (pois 8 - 5 = 3). Enfim, memorize.

OS ELEMENTOS PODEM SER MONOVALENTES, BIVALENTES, TRIVALENTES OU TETRAVALENTES, CONFORME GANHEM, PERCA OU COMPATILHE 1, 2, 3 OU 4 ELÉTRONS, PARA SE ESTABILIZAREM COMO O GÁS NOBRE MAIS PRÓXIMO.

A valência nas famílias da Tabela Periódica

O desenho, a seguir, traz as valências dos elementos por famílias. Os sinais + e - indicam a tendência a ceder ou a receber.

Nota: A colocação destacada do hidrogênio se deve ao fato de que ele pode ceder seu elétron (+1) ou ganha elétron ( -1).

Os metais de transição são multivalentes , mas a tendência é cederem 2 ou 3 elétrons.

Há variações de tendências das famílias 4A e 5A , que distingem os metais estanho

Chumbo e bismuto ( que cedem elétrons ) dos semimetais e ametais ( que recebem elétrons )

De tudo isso que lemos, podemos concluir que:

• ELEMENTOS QUE RECEBEM ELÉTRONS → AMETAIS , SEMIMETAIS E HIDROGÊNIO; VALÊNCIA -1, -1, -3 E -4

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• A colocação destacada do hidrogênio se deve ao fato de que ele pode ceder seu elétrons (+1) ou ganhar elétron (-1).

• Os metais de transição são multivalentes, mas a tendência é cederem 2 ou 3 elétrons.

• Há variações de tendência das famílias 4A e 5A, que distinguem os metais estanho, chumbo e bismuto (que cedem elétrons) dos semimetais e ametais (que recebem elétrons).

• ELEMENTOS QUE CEDEM ELÉTRONS → TODOS OS METAIS; VALÊNCIAS +1, +2, +3 E RARAMENTE, Sn4+, Pb4+, Bi4+.

1 EXERCÍCIOS

PARA VOCÊ RESOLVER ESTES EXERCÍCIOS, DEVE SABER:

• QUE É VALÊNCIA E POR QUE OS ÁTOMOS SE LIGAM?

• QUAL A VALÊNCIA DO ELEMENTO, CONSULTANDO A TP OU COMPARANDO COM A VALÊNCIA DE OUTROS ELEMENTOS?

RESOLVA-OS E DEPOIS CONFIRA SUAS RESPOSTAS NA CHAVE DE CORREÇÃO.

I - RESPONDA.1. Que é valência? ______________________________________________________________ ______________________________________________________________

2. Por que os átomos dos elementos efetuam ligações químicas? ______________________________________________________________ ______________________________________________________________

3. O que é a teoria do octeto? ______________________________________________________________ ______________________________________________________________

II – CONSULTANDO A TABELA PERIÓDICA, FAÇA O QUE SE PEDE.(USE NA DETERMINAÇÃO DAS VALÊNCIAS OS SINAIS: +, SE O ÁTOMO TIVER TENDÊNCIA A DOAR ELÉTRONS; –, SE TIVER TENDÊNCIA A GANHAR ELÉTRONS).

a. família do elemento ____________________________________1. 37Rb b. gás nobre mais próximo _________________________________

c. valência desse elemento _________________________________d. justificativa da valência ________________________________

_____________________________________________________

a. família do elemento – ____________________________________b. gás nobre mais próximo – _________________________________

2. 53I c. valência desse elemento _________________________________d. justificativa da valência – _________________________________

______________________________________________________

III – CITAMOS A SEGUIR, ALGUNS ÁTOMOS E ÍONS. CIRCULE OS QUE SÃO ESTÁVEIS.DADOS: 3Li, 12Mg, 10Ne, 17Cl, 8O, 1H.

a. Li; b. Li+; c. Ne; d. Mg2+; e. H; f. O; g. H–; i. Cl; j. Cl–.

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IV – SABENDO A VALÊNCIA DOS ELEMENTOS A SEGUIR, E QUE A SOMA DAS VALÊNCIAS DE UM COMPOSTO TEM QUE SER IGUAL A 0, DETERMINE O QUE SE PEDE:DADOS: O → -2; Mg → +2; Cl →-1; H → +1 ou H → -1

1. Qual a valência do H no composto HCl? ______________________________

2. Qual a valência do C no composto Ccl4? ______________________________

3. Qual a valência do Fe, em FeCl2? ___________________________________

4. Qual a valência do S em H2SO4, sendo o H monovalente positivo? ______________________________________________________________

5. Qual a valência do S, em SO3? _____________________________________

6. Qual a valência do H, em NaH, sabendo que Na é metal e, por isso positivo? ______________________________________________________________

7. Qual a valência do N, em N2O3? ____________________________________

8. Qual a valência do Fe, em Fe2O3 e em FeS, sabendo que o S forma o composto H2S, combinando-se com o H que é monovalente positivo? ______________________________________________________________


I – 1. Valência é o número de elétrons que o átomo deve perder, receber ou compartilhar para ficar estável como o gás nobre mais próximo.

2. Os átomos combinam-se ou associam-se porque precisam completar sua camada de valência e adquirir estabilidade.

3. A teoria do octeto propõe que os átomos se combinem para completar os elétrons na sua camada de valência, ou para ficar igual ao hélio, com 2 elétrons na camada K.

II – 1. a. família 1A; b. 36Kr; c. +1; d. o elemento tem 1 e– a mais que o Kr e sua tendência é doar esse elétron para se estabilizar.

2. a. família 7A; b. 54Xe; c. -1; d. o elemento tem 7 e– na última camada e sua tendência é ganhar 1 e– para estabilizar-se.

III – De acordo com a teoria do octeto, ser estável é ter 8 e– na última camada ou ficar igual ao hélio. Por isso, há átomos que não são estáveis, mas seus íons o serão.Você precisa fazer a distribuição eletrônica dos átomos e dos íons tendo o cuidado de diminuir o numero de elétrons correspondente à carga dos cátions, ou de aumentar o número de elétrons de acordo com a carga dos ânions. Portanto:a. Li → não é estável – K = 2, L = 1b. Li+ → estável – K = 2 (igual ao hélio)c. Ne → estável, pois é um gás nobre – K = 2, L = 8d. Mg2+ → estável –K = 2, L = 8 (igual ao neônio)

67

e. H → instável –K = 1f. O → instável –K = 2, L = 8g. H– → estável – K = 2 (igual ao hélio)h. O2– → estável – K = 2, L = 8 (igual ao neônio)i. Cl → instável – K = 2, L = 8, M = 7j. Cl– → estável – K = 2, L = 8, M = 8 (igual ao argônio)

IV − 1. Dado: Cl → -1H ClX -1 = 0 ⇒ x = 1Resposta: A valência do hidrogênio é +1.

2. CCl2 ⇒ x – 4 = 0 ⇒ x = 4

R.: A valência do carbono é +4

3. FeCl ⇒ x – 2 = 0 ⇒x = 2 R.: A valência do ferro é +2.

2. H2SO4, sendo O → -2 e H → +12 + x - 8 = 0 ⇒ x = 8 - 2 ⇒ x = 6R.: O enxofre tem a valência +6.

3. SO3 ⇒ x - 6 = 0 ⇒ x = 6R.: O enxofre tem a valência +6.

6. Na H

x -1 = 0 ⇒ x = 1R.: A valência do hidrogênio é –1.

7. N2O3 ⇒ 2x - 6 = 0 ⇒ x = 6/2 = 3

R.: A valência do hidrogênio é +3.

8. a. Fe2O3 ⇒ 2x - 6 = 0 ⇒ x = 3b. H2S ⇒ 2 - x = 0 ⇒ x = 2 ⇒ s = -2Então em FeS ⇒ x - 2 = 0 ⇒ x = 2 ⇒ Fe = 2R.: Em Fe2O3, a valência do Fe é +3 e em FeS, a sua valência é +2.

1 TEXTO: LIGAÇÕES IÔNICAS − A BUSCA DE EQUILÍBRIO ENTRE METAIS E AMETAIS.

Milhares das substâncias que compõem o universo resultam da associação dos vários elementos químicos, ou seja, das ligações químicas: ligações iônicas, ligações covalentes e ligações metálicas

Ligação iônica, eletrovalente ou hétero polar entre metais e ametais

Sabemos que metais e ametais têm propriedades opostas:

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METAIS → . baixa energia de ionização( famílias . baixas eletronegatividades1A, 2A, 3A) . tendência a ceder elétrons, formando cátions

AMETAIS → . altas energias de ionização( famílias . altas eletronegatividades5A, 6A, 7A ) . tendência a ganhar elétrons, formando ânions

Como as tendências são opostas, é fácil perceber que um metal próximo a um metal tende a associar-se com ele para ambos estabilizarem-se. O metal cede elétrons e fica com excesso de carga positiva. O ametal ganha elétrons e fica negativamente carregado. Assim, como as cargas opostas se atraem, e formam um composto iônico. Observe a ilustração.

LiO FO Note que o tamanho dos íons é diferente do dos átomos. O cátion é menor que o átomo neutro, Perde um elétron ganha enquanto o ânion é maior um que seu átomo. Isso diz elétron respeito aos fatores que determinam o tamanho do átomo ( que estudamos neste modulo ).Li+ ATRAÇÂO F-

COMPOSTO IÔNICO Átomo em equilíbrio eletrostático

LIGAÇÃO IÔNICA É AQUELA EM QUE HÁ TRANSFERÊNCIA DE ELÉTRONS. NA LIGAÇÃO IÔNICA FORMA-SE UM SISTEMA DE ÍONS POSITIVOS E NEGATIVOS, O QUAL SE MANTÉM UNIDO POR FORÇAS ELETROSTÁTICAS.

O que caracteriza estas ligações é a transferência de elétrons, o que gera atração entre partículas eletricamente carregadas. Mas cargas dos cátions ficam neutralizadas pelos ânions, assim, os compostos iônicos são sistemas eletricamente neutros.

Eletrovalência

Eletrovalência é a valência dos elementos em ligações químicas, ou seja, é o valor da carga elétrica adquirida pelos íons na ligação iônica. A eletrovalência difere da valência somente porque está associada a cargas elétricas.

69

Os metais têm eletrovalência positiva, podendo ser:a) MONOVALÊNTES (eletrovalência +2 ), quando precisam ceder 1 elétron

para se tornarem estáveis e adquirem por isso, uma, carga positiva, isso acontece com os metais alcalinos e com os elementos de transição.

b) BIVALENTES ( eletrovalência +2 ), quando precisam 2 e- para adquirirem a estabilidade dos gases nobres. Isso acontece com os metais alcalino-terrosos e com os elementos de transição.

c) TRIVALENTES ( eletrovalência +3 ), quando os elementos precisam doar 3 e-

para se tornarem estáveis. Isso acontece na família 3A ( exceto o boro, que é semimetal ) e com os metais de transição.

Veja a eletrovalência dos principais metais de transição. Vários elementos têm mais de uma valência; a valência principal esta assinalada com asterisco (*).

PRINCIPAIS CÁTIONS DE METAIS DE TRANSIÇÃO

ELEMENTOS MONOVALÊNTES BIVALENTES TRIVALENTES TETRAVALENTES24Cr Cr2+ *Cr3+

25Mn *Mn2+ Mn3+ Mn4+

26Fe Fe2+ *Fe3+

27Co *Co2+ Co3+

28Ni *Ni2+ Ni3+

29Cu Cu+ *Cu2+

30Zn Zn2+

47Ag Ag+

48Cd Cd2+

50Sn *Sn2+ Sn4+

79Au Au+ Au3+

80Hg Hg2+ Pb4+

32Pb Pb2+

Por outro lado, os metais têm letrovalência negativa, pois tendem a ganhar elétrons e a adquirir carga negativa. Assim:

A) MONOVALENTE (eletrovalência –1 ), quando precisam receber 1 e- para estabilizar-se. Isso acontece com os halogênios e os hidrogênios.

B) BIVALENTES ( eletrovalência –2 ), quando precisam ganhar 2 e-. Isso se dá com os calcogênios ( exceto o telúrio e o polônio, que são semimetais).

C) TRIVALENTES ( eletrovalência –3 ), quando precisam receber 3 e-. Isso acontece com os ametais da família 5A − o nitrogênio e o fósforo. Arsênio, antimônio e bismuto não têm essa tendência, pois são semimetais e metal, respectivamente.

70

Como se formam os compostos iônicos

Teoricamente, basta haver um átomo de metal suficientemente próximo a um de ametal, para que ocorra a ligação.

As estruturas de Lewis são representações da última camada dos átomos, as quais nos permitem visualizar o número de elétrons emparelhados e os elétrons desemparelhados, que são os que vão participar das ligações ( o número de elétrons desemparelhados é igual à valência do elemento ). Os elétrons, nas estruturas de Lewis, são representados como • ou x. Observe:

. .: Ne : gás nobre; pares de elétrons completos; . . ausência de reatividade química . . Li . lítio − metal alcalino; 1 par completo e 1 e- desemparelhado, que é o que vai participar de reações químicas.

Veja, então, a ligação iônica entre o sódio e o cloro. Eletrovalências: Na ( +1), Cl ( -1 ). Assim:

Porém, nem todos os átomos têm a mesma valência. Nesse caso, tem que ocorrer ligações entre mais de um átomo, de forma que todos completem seus octetos. Exemplos:

a) Ligação entre o alumínio e o flúor; Al (+3), F (-1).

O Al precisa ceder 3 e-, mas o F só pode ganhar 1 e-. Então, é preciso que 3 átomos de F combinem-se com o de Al para que a ligação ocorra.

Ligação entre o magnésio e o cloro; Mg (+), Cl (-1).

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O que podemos concluir desses exemplos?

Quando os elementos têm valência numericamente iguais, os átomos combinam-se na proporção 1:1.

Exemplos:a) Na (+1) numericamente iguais, as cargas é que são diferentes Cl (-1) Então: NaCl (1 átomo de sódio : 1 átomo de cloro)

b) Ca (+2) numericamente iguaisO (-2)Então: CaO (1 átomo de cálcio : 1 átomo de oxigênio)

QUANDO AS VALÊNCIA SÃO NUMERICAMENTE DIFERENTES, A VALÊNCIA DE UM INDICARÁ O NÚMERO DE ÁTOMOS DO OUTRO ELEMENTO

Exemplos:a) Al (+3) numericamente diferentes F (-1) Então: AlF3 (1 átomo de alumínio : 3 átomos de flúor)

b) Al (+3) numericamente diferentes O (-2) Então: Al2O3 ( 2 átomos de alumínio : 3 átomos de oxigênio )

Fórmula das ligações iônicas

A FÓRMULA ELETRÔNICA ( também chamada ESTRUTRAS DE LEWIS ) mostra como estão distribuídos os elétrons que participam da ligação. A fórmula eletrônica usa os sinais . ou x para indicar os elétrons da última camada, e mostra que o elemento eletropositivo cede elétron para preencher a camada de valência do elemento eletronegativo.

a) Cloreto de Sódio

b) Ôxido de sódio

Lembre-se: Nas estruturas de Lewis os elétrons estão distribuídos aos pares. Para se efetuar a ligação, é preciso que os elétrons recebidos completem apenas os pares incompletos, isto é, que a ligação se dê entre elétrons desemparelhados. O número de elétrons desemparelhados é igual a valência do elemento.

72

A FÓRMULA ESTRUTURAL mostra o tipo de ligação que ocorre na substância. Como a ligação iônica se dá por atração eletrostática entre cátions e ânions, a fórmula estrutural representa as cargas de cada constituinte, colocando a esquerda elementos eletropositivos.

a) Cloreto de sódio: Na+Cl-

b) Óxido de sódio: Na2+O2-

O ÍON-FÓRMULA representa os elementos e suas quantidades mínimas para que

haja ligação. A escrita do íon-fórmula, para compostos formados de 2 elementos, segue o processo usado para determinar a quantidade de átomos envolvida na ligação:

a) Quando os elementos têm valência numericamente iguais, a proporção é 1:1

b) Quando os elementos têm valência numericamente diferentes, a valência de um dá a quantidade do outro

Note que não se escreve o índice 1 e que sempre o elemento eletropositivo fica a esquerda no íon-fórmula.

Vamos resumir o que aprendemos:

• LIGAÇÃO IÔNICA É AQUELA QUE SE DÁ COM TRANSFERÊNCIA DE ELÉTRONS

a) formação da molécula de H2 (substância simples)H• + XH

Forma-se apenas 1 par de elétrons entre os elementos. A ligação é simples e a fórmula estrutural é H – H.

b) formação da molécula de água H2O (substância composta)

Forma-se uma ligação simples entre o primeiro átomo de hidrogênio e o átomo de oxigênio e outra ligação simples entre o oxigênio e o segundo átomo de hidrogênio. Há, portanto, duas ligações simples nessa molécula, o que é representado assim:H – O – H.

2) ligações duplas (formam-se 2 pares entre os mesmos elementos).

• ligação covalente• formação de moléculas O• fórmula molecular H2O

H H73

Veja a formação da molécula da substância flúor.• o flúor (9F) tem 7 elétrons na sua última camada; precisa de mais 1.

falta 1 e– para completar esse par.• o átomo de flúor, próximo a outro, fará uma sociedade com este, de modo

que ambos fiquem com 8 elétrons na última camada.

Formou-se, então, a molécula de flúor, estável, por maio de ligação covalente, cuja fórmula estrutural é F – F, e a molecular é F2 (2 átomos de flúor formam 1 molécula de flúor).

Outro exemplo: formação da molécula de oxigênio.

• o oxigênio 8O tem valência 2, pois precisa de 2 elétrons para ficar estável como o neônio.

faltam 2 e– para completar esses pares.

• 2 átomos de oxigênio próximos tenderão a compartilhar os elétrons dos pares incompletos, para adquirir estabilidade.

Forma-se, então, a molécula de oxigênio por meio de duas ligações covalentes. A fórmula estrutural é O – O, e a molecular é O2.

Ligação covalente normal

Na ligação covalente normal ou, simplesmente, covalente, a covalência é igual ao número de elétrons desemparelhados na camada de valência e que precisam ser compartilhados com outros átomos para que os elementos completem o seu octeto. assim, a covalência normal dos elementos é numericamente igual a eletrovalência, mas dispensa sinais + e -, porque se dá entre átomos neutros.

Como as ligações covalentes só ocorrem entre átomos com tendência a receber elétrons, ou seja, entre ametais, semimetais e o hidrogênio, vamos recordar a valência apenas desses elementos,para depois representar as ligações.

FAMÍLIAS/ELEMENTOS COVALÊNCIAS NORMAIS

hidrogênio 1 – compartilha 1 e–

4A / carbono, silício, germânio 4 – compartilham 4 e–

5A / nitrogênio, fósforo, arsênio, antimônio 3 – compartilham 3 e–

6A 2 – compartilham 2 e–

7A 1 – compartilha 1 e–

74

a) formação da molécula O2 (substância simples)

1 ligação covalente duplaformam-se 2 pares de elétrons entre os 2 átomos. Temos uma ligação covalente dupla, cuja fórmula estrutural é O O.

b) formação do dióxido de carbono CO2 (substância composta)

O carbono precisa compartilhar 4 elétrons para completar o octeto. Cada átomo de oxigênio só pode partilhar 2 elétrons. São necessários, então, 2 átomos de oxigênio para a formação da molécula, cada qual compartilhando 2 pares de elétrons com o carbono. A fórmula estrutural é O C O.

2. ligações triplas (Estas são raras, mas muito fortes.)a) formação do gás nitrogênio N2 (substância simples)

1 ligação covalente triplaO nitrogênio tem 5 elétrons na camada de valência; precisa partilhar 3.

Liga-se a outro átomo trivalente de nitrogênio, formando uma ligação covalente tripla.A fórmula estrutural é N N.

b) formação do acetileno C2H2 (substância composta)Sabemos que: C → covalência 4; H → covalência 1.

As ligações simples entre o hidrogênio e o carbono e a tripla entre os 2 átomos de carbono são representadas assim: H C C H.

Em síntese:

• NA LIGAÇÃO COVALENTE, OS ÁTOMOS FORMAM PARES DE ELÉTRONS QUE PERTENCEM SIMULTANEAMENTE AOS 2 ÁTOMOS, DE MODO A ESTABILIZÁ-LOS, ASSIM, NÃO HÁ TRANSFERÊNCIA DE ELÉTRONS, MAS COMPARTILHAMEN-TO.

• NAS LIGAÇÕES SIMPLES, OS ÁTOMOS PARTILHAM 1 PAR DE ELÉTRONS; REPRESENTAÇÃO:

• NAS LIGAÇÕES DUPLAS, OS ÁTOMOS PARTILHAM 2 PARES DE ELÉTRONS; REPRESENTAÇÃO:

• NAS LIGAÇÕES TRIPLAS, OS ÁTOMOS PARTILHAM 3 PARES DE ELÉTRONS; REPRESENTAÇÃO:

75

3- EXERCÍCIOS

VOCÊ OS RESOLVERÁ BEM, SE SOUBER:

• QUE É LIGAÇÃO COVALENTE E O QUE A DISTINGUE DA LIGAÇÃO IÔNICA.

• DISTINGUIR COMPOSTOS IÔNICOS DE COMPOSTOS MOLECULARES.

• DETERMINAR A COVALÊNCIA NORMAL DOS ELEMENTOS QUÍMICOS.

• REPRESENTAR LIGAÇÕES COVALENTES EM FÓRMULAS.

• DISTINGUIR LIGAÇÕES COVALENTES SIMPLES, DUPLAS E TRIPLAS.

FAÇA OS EXERCÍCIOS COM ATENÇÃO E, DEPOIS, CONFIRA SUAS RESPOSTAS.

1. O que caracteriza uma ligação iônica? E uma ligação covalente?______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

2.Por que se diz que a ligação covalente se dá entre átomos neutros?__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

3. Um composto resultante da combinação dos elementos A, com 3 elétrons na camada de valência, e B, com 7 elétrons na camada de valência, é covalente?______________________________________________________________

4. Os elementos C e D apresentam as seguintes configurações eletrônicas: C→ 2 - 8 - 5; D→ 2 - 8 - 18 - 7.

a. Qual o tipo de ligação entre eles? _________________________________

b. Qual a valência dos 2 elementos? _________________________________

c. Qual a fórmula molecular provável para esse composto? _______________

II – ASSINALE, COM UM X, NOS PARÊNTESES, A ALTERNATIVA CORRETA.

1. Um elemento que forme um composto com o hidrogênio na proporção de 2 átomos de hidrogênio para 1 do elemento, estará localizado

76

a. ( ) na família 2A. c. ( ) nas famílias 2A ou 6A.b. ( ) na família 6A. d. ( ) na família 7A.

2. A fórmula estrutural plana para o composto aldeído fórmico (conhecido como formol), que se constitui de 1 átomo de hidrogênio, 1 de oxigênio e 1 de carbono, deve ser:

a. ( ) H – C – O – H c. ( ) H – C – H

O

b. ( ) H – H – C = O d. ( ) H – C = O – H

3. No composto HCN há

a. ( ) 1 ligação simples e 1 dupla. c. ( ) 2 ligações simples.

b. ( ) 1 ligação simples e 1 tripla d. ( )2 ligações duplas.

4. Sabemos que os átomos de fósforo, hidrogênio e iodo apresentam, respectivamente, as configurações P (3s2 3p3), H (1s1) e I (5s2 5p5), as fórmulas moleculares dos compostos de fósforo e hidrogênio e de hidrogênio e iodo serão

a. ( ) PH3 e HI c. ( ) P3H e HI5

b. ( ) PH3 e H5I d. ( ) PH3 e H2I

III – DADAS AS ESTRUTURAS DE LEWIS DOS ELEMENTOS, REPRESENTE AS LIGAÇÕES COVALENTES A SEGUIR, NAS FÓRMULAS ELETRÔNICA, ESTRUTURAL E MOLECULAR. OBSERVE O MODELO.

Modelo: 7N e 1H e

Resolução: NH3

fórmula eletrônica fórmula estrutural fórmula molecular

1. 7N e 9F

2. 35Br e 8O

3. 6C e 1H

77


I – Suas respostas devem coincidir, em conteúdo, com as seguintes:1. A ligação iônica caracteriza-se pela transferência de elétrons de um átomo

eletropositivo para um átomo eletronegativo. Existe a formação de cátion e ânion e, depois, a atração eletrostática entre esses íons. A ligação covalente caracteriza-se pelo compartilhamento de elétrons entre elementos eletronegativos.

2. A ligação covalente se dá entre átomos porque não há transferência de elétrons e, assim , não há carga elétrica.

3. Não, porque um elemento com 3 elétrons no último nível tende a cedê-los, transformando-se em cátion e o elemento com 7 elétrons no último nível tende a receber elétrons, transformando-se em ânion. Disto resulta uma ligação iônica.

4. a. O tipo de ligação é covalente.→ Os átomos têm 5 e 7 elétrons na última camada, então tendem a receber

elétrons. Como, porém, nenhum deles pode ceder, ambos compartilham seus elétrons, formando um composto covalente.

b. C → valência -3; D → valência -1→ Veja que o elemento C tem 5 elétrons e precisa receber mais 3. O

elemento D tem 7 elétrons e precisa de mais 1 elétron.

c. CD3

→ A fórmula molecular dos compostos covalentes segue os mesmos princípios do iôn-fórmula: a valência de um elemento indica a quantidade de átomos de outro. Só precisamos ter cuidado com as substâncias simples H2, Cl2, F2, P4, S8.

II – 1. c. (X) nas famílias 2A ou 6A.→ O hidrogênio é monovalente. Para formar compostos na proporção 2:1, ele

precisa associar-se a elementos bivalentes e esses elementos podem encontrar-se entre os metais alcalinos-terrosos (2A) ou entre os calcogênios (6A).

2. c. (X) H – C – H

O→ O carbono tem valência 4; precisa efetuar 4 ligações. Esta é a única situação

em que as ligações satisfazem a valência do carbono. Em todas as outras alternativa, o carbono efetua menos do que 4 ligações.

3. b. (X) 1 ligação simples e 1 tripla.→ O carbono tem valência 4; o nitrogênio, 3; o hidrogênio, 1. então, o carbono

se liga ao nitrogênio por uma ligação tripla e ao hidrogênio por um ligação simples. assim: H – C ≡ N.

4. a. (X) PH3 e HI78

1. Da estrutura da camada de valência, obtemos a covalência dos elementos: P=3; H = 1; I = 1. Assim, na escrita das fórmulas, quando a valência é numericamente igual, a fórmula molecular expressa a proporção 1:1. Isso é o que acontece com o ácido iodídrico (HI). Quando as valências são numericamente diferentes, a valência de um dá a quantidade do outro. Então, PH3 é a fórmula.

III – 1. O nitrogênio tem valência 3; possui 3 elétrons emparelhados. O flúor só tem 1 elétron para compartilhar. Então, precisaremos de 3 átomos de flúor.

NF3

2. O bromo só pode compartilhar 1 elétron; o oxigênio precisa compartilhar 2 elétrons. Serão necessários 2 átomos de bromo para estabilizar o oxigênio

Br – O – Br Br2O

3. O carbono é tetravalente, enquanto o hidrogênio é monovalente.

CH4

4- TEXTO: LIGAÇÃO COVALENTE DATIVA E LIGAÇÕES COVALENTES POLAR E APOLAR

A ligação covalente dativa ou coordenadaAs ligações iônicas e covalentes normais explicam a formação de inúmeros

compostos. No entanto, existem outras substâncias que escapam a esse processo de combinação. Surge, agora, um caso especial de ligação covalente, que só ocorre após esgotadas todas as possibilidades de covalências normais entre os elementos.

A ligação covalente dativa é aquela que se dá por meio do compartilhamento do par de elétrons, fornecido apenas por um dos átomos. Cada ligação dativa é representada pelo vetor → que tem origem no elemento “doador” e é orientada para o átomo “receptor”.

A ligação dativa explica a estabilidade docomposto CO (gás monóxido de carbono),fórmula estrutural é C O, com a setaindicando a ligação dativa. 8e– 8e–

Veja esses exemplos, que mostram a formação da molécula do gás ozone ou ozônio (O3) e do gás oxigênio (O2), e compare a ligação covalente normal com a dativa.

79

FORMAÇÃO DA MOLÉCULA O2 – LIGAÇÃO COVALENTE NORMAL

Cada átomo participa com 1 e– em cada par

FORMAÇÃO DA MOLÉCULA O3 – LIGAÇÃO COVALENTE DATIVA

Os dois primeiros átomos de oxigênio completam seus octetos com 2 ligações covalentes normais. O terceiro átomo de oxigênio, porém, precisa de 2 elétrons, mas não pode compartilhar, porque os outros átomos já estão estáveis. Que acontece? Um dos oxigênios estáveis doa sozinho par eletrônico para possibilitar a ligação. Esse par fica pertencendo aos dois átomos.

Nota: É importante você saber que, após efetuada a ligação coordenada, o par de elétrons gira em torno dos 2 átomos, como na covalência normal.

Em resumo:

ligação COVALENTE NORMAL ligação COVALENTE DATIVA

Cada átomo fornece 1 elétron para Um átomo, já estável, cede o par para Formar o par. Fórmula estrutural: A–B a ligação. Fórmula estrutural: A → B

Ligações covalentes polar e apolarCaracterísticas e diferenças da ligação iônica

A idéia básica usada para distinguirmos a ligação covalente da iônica, foi a de que a ligação covalente se dá entre átomos neutros, sem carga elétrica. Isso é verdade, mas preste atenção!

Os elementos que participam de ligações covalentes são eletronegativos. Porém, vimos que a eletronegatividade é uma propriedade periódica, que cresce da esquerda para a direita nos períodos e de baixo para cima nas famílias. Então, podemos compreender que os compostos covalentes podem envolver elementos com diferentes eletronegatividades.

Assim, quando átomos de eletronegatividade diferentes formam ligações covalentes, é lógico pensarmos que o átomo mais eletronegativo puxe o par eletrônico mais para si. Desse modo, o átomo com um excesso de carga positiva. Isso é que vai distinguir uma ligação covalente polar ou dipolo elétrico de outra apolar.

Por exemplo, revendo a tabela de eletronegatividade de Linus Pauling, percebemos que o cloro é bem mais eletronegativo que o hidrogênio. Então, no HCl os elétrons ficam mais próximos do cloro. Disso resulta a formação de um pólo positivo (δ+) no hidrogênio e de um pólo negativo no cloro (δ–). Diz-se que a ligação é covalente polar.

80

δ+ δ–

H Cl ligação COVALENTE POLAR OU DIPOLO ELÉTRICO

par mais próximo do cloro

Já em H2 e Cl2, como os 2 átomos do mesmo elemento têm a mesma eletronegatividade o par de elétrons fica igualmente distribuído entre os elementos. Não há formação de pólos e a ligação diz-se covalente apolar. Veja:

Hx •H LIGAÇÃO COVALENTE APOLAR

elétrons igualmente próximos aos dois núcleos

Cx •Cl LIGAÇÃO COVALENTE APOLAR

elétrons igualmente próximos aos dois núcleos

Então:

1. LIGAÇÃO COVALENTE DATIVA DÁ-SE POR MEIO DO COMPARTILHAMENTO DO PAR DE ELÉTRONS, FORNECIDO POR UM DOS ÁTOMOS APENAS.

2. LIGAÇÃO COVALENTE APOLAR É A QUE OCORRE ENTRE ÁTOMOS COM A MESMA ELETRONEGATIVIDADE E LIGAÇÃO COVALENTE POLAR OU DIPOLO ELÉTRICO É A QUE OCORRE ENTRE ÁTOMOS COM ELETRONEGATIVIDADES DIFERENTES.

Atenção! Apesar da ligação covalente polar ter acúmulo de carga positiva e negativa, isso não significa que haja carga elétrica real nessas situações, o que caracterizaria uma ligação iônica (as ligações com maior caráter iônico são as que ocorrem entre os metais alcalinos e o flúor).

1. EXERCÍCIOSVOCÊ RESOLVERÁ ESTES EXERCÍCIOS COM ACERTO SE SOUBER DIFERENCIAR

1. ligações COVALENTES NORMAL E DATIVA.

2. ligações COVALENTES POLAR E APOLAR E ligação iônica.

DEPOIS, CONFIRA SUAS RESPOSTAS NA CHAVE DE CORREÇÃO.

I – PARA CADA COMPOSTO A SEGUIR, ASSINALE A FÓRMULA eletrônica CORRETA.

1. CaO

a. ( ) Ca2+ [O2–] b. ( ) c. ( )

81

2. HNO3

O O ↑

a. ( ) H – N – O b. ( ) H – O – N = O c. ( ) H – N = O↓ ↓ ↓

O O O

3. HClO2

O O

a. ( ) H – Cl b. ( ) H – O – Cl → O c. ( ) H – O

O Cl

II – RESPONDA.

1. Que tipo de ligação ocorre nos compostos da questão anterior?

1. ___________________________________________________________

2. ___________________________________________________________

3. ___________________________________________________________

2. Qual a diferença da ligação covalente normal para a dativa?

__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

III – SEM CONSULTAR QUALQUER TABELA, RESPONDA AO QUE SE PERGUNTA.

1. Qual das moléculas a seguir é apolar? O2; H2O; I2O

2. Qual das moléculas a seguir forma dipolo elétrico? F2; NF3; N2

3. Como se classificam os compostos a seguir, quanto ao caráter iônico ou covalente?

a. NaCl____________________________________________

b. HCl __________________________________________

c. Cl2 __________________________________________

4. Toda ligação entre ametais é polar? Por quê?

__________________________________________________

5. Toda ligação entre metal e ametal é iônica?

__________________________________________________


I – 1. a. (X) Ca2+ [O2–] → A ligação entre metal e ametal é iônica. As demais fórmulas não têm sentido, portanto.

82

2. b. (X) H – O – N = O →

↓

O

3. b. (X) H – O – Cl → O → As valências de todos os elementos estão satisfeitas. Veja que o cloro menos eletronegativo que o oxigênio. Por isso é ele que deve doar o par de elétrons na ligação dativa.

II – 1. a. ligação iônica ou eletrovalente.

b. 2 ligações covalentes simples, e 1 ligação dupla e 1 covalente dativa..

c. 2 ligações covalentes simples e 1 covalente dativa.

2. A diferença é que, na ligação dativa, o par de elétrons é cedido por um único átomo, e tenha completado o seu octeto por ligações covalentes normais.

III – 1. O2. A molécula constituída de átomos do mesmo elemento é sempre apolar.

2. NF3. Moléculas de elementos ametálicos diferentes tendem a ser polares

3. a. NaCl – composto iônico, pois o sódio é metal alcalino.

b. HCl – composto covalente polar.

c. Cl2 – composto covalente apolar.

4. Nem sempre a ligação entre ametais é polar. Se os ametais tiverem a mesma eletronegatividade, a molécula será apolar.

5. Também não é possível afirmar isso, pois depende da diferença de eletronegatividade.

CARACTERÍSTICAS 1- IÔNICA

COMPOSTOS POR LIGAÇÃO:

2 - COVALENTE 3- METÁLICA

A- polar B -apolar

Tipo de ligação Transferência de elétrons de um cátion para um ânion entre elementos com

∆ > 1,7 eV

Compartilha-mento de elé-trons de átomos de não-metais com

0< ∆< 1,7 eV

Compartilhamento de elé-trons entre átomos da mesma

Eletronegatividade(∆= 0 eV)

Aglomerado de cátions envolvidos por mar de elétrons livres

Estado de agrega-ção, à temperatura ambiente

Sólido Sólido, líquido ou gasoso

Normalmente gasosos, mas também líqui-dos ou sólidos

Normalmente solidos

Pontos de fusão e ebulição

Altos Baixos Muito baixos (tem grande tendência a

Muito altos

83

Veja que o número de ligações satisfaz a covalência de todos os elementos: H → 1 ligação; O → 2 ligações; N → 3 ligações. Note que o nitrogênio tem 3 covalências mas, que precisam ser completadas antes das ligações dativas.

vaporização)

Condutibilidade elétrica Baixa no estado sólido Alta quando dissol-vido

Baixa Muito baixa Muito alta que no esta-do sólido, quer no líquido

Outras propriedades Duros

Quebradiços (pulverizam-se facilmente)

Normalmente solúveis

Pouco duros Normalmente solúveis

Mols

Solúveis

Maleáveis

DúcteisBons condutores de calorNormalmen-te insolúveis

5- EXERCÍCIOSRESOLVA ESTES EXERCÍCIOS. PARA SER BEM SUCEDIDO, você DEVERÁ

1. DISTINGUIR LIGAÇÃO METÁLICA DE COVALENTE E IÔNICA.

2. IDENTIFICAR AS PROPRIEDADES DAS SUBSTÂNCIAS EM FUNÇÃO DO TIPO DE LIGAÇÃO EXISTENTE, ENTRE OS ELEMENTOS.

DEPOIS DE RESOLVER OS EXERCÍCIOS, CONFIRA SUAS RESPOSTAS NA CHAVE DE CORREÇÃO.

1 – ASSINALE, COM UM X, NOS PARÊNTESES, A ALTERNATIVA CORRETA.

1. Os elementos químicos A, B, C e D, com números atômicos iguais a 1, 9, 11 e 17, combinam-se entre si com os compostos AB, BC, BD, DD e (C) n. Os tipos de ligações ocorridos são, respectivamente:

a. ( ) covalente polar, iônica, iônica, metálica e covalente apolar.

b. ( ) iônica, iônica, covalente polar, covalente apolar e metálica.

c. ( ) covalente apolar, covalente polar, iônica, covalente apolar e covalente polar.

d. ( ) iônica, covalente polar, covalente apolar, covalente polar e metálica.

2. São afirmações corretas sobre as ligações químicas, EXCETO

a. ( ) Em um cristal de magnésio, os átomos estão unidos por ligações covalentes.

b. ( ) Os compostos moleculares têm os mais baixos pontos de fusão e de ebulição.

c. ( ) Dois átomos do mesmo elemento não formam ligação iônica.

d. ( ) O flúor forma composto covalente e iônico, de modo a ficar estável como o neônio.

84

3. São propriedades gerais das substâncias, EXCETO:

a. ( ) Todos os compostos iônicos são sólidos à temperatura ambiente.

b. ( ) Todos os compostos sólidos à temperatura ambiente são iônicos.

c. ( ) Os compostos iônicos são bons condutores de eletricidade, apenas quando estão dissolvidos.

d. ( ) Os compostos metálicos são bons condutores de eletricidade e calor e têm os mais altos pontos de fusão.

4. No quadro abaixo, as lacunas I, II e III correspondem, respectivamente a

SÓLIDO IÔNICO MOLECULAR METÁLICO

Ponto de fusão e ebulição

I Baixos Muito elevados

Condutividade elétrica

Muitobaixa Baixa II

Exemplo NaCl, Br NF3, H2 III

a. ( ) baixos, muito baixa, H2O e O2.

b. ( ) elevados, muito elevada, Al e Li.

c. ( ) muito elevados, baixa, CO2 e SiH.

d. ( ) elevados, elevada, H2 e Cl2.

III – COMPLETE AS FRASES, DE MODO A OBTER UM RESUMO DO QUE ESTUDAMOS SOBRE AS LIGAÇÕES ENTRE OS ÁTOMOS.

1. A ligação ______________ ocorre quando há transferência de elétrons de um átomo eletropositivo para um átomo eletronegativo.

2. A ligação ______________ ocorre entre átomos de ametais e hidrogênio.

3. A ligação covalente ______________ é feita por meio de sociedade de pares de elétrons, sendo cada elétron do par fornecido por um dos átomos.

4. Na ligação covalente normal podem ser formados 1, 2 ou 3 pares eletrônicos, o que classifica cada uma dessas ligações como _________, _____________ ou _____________, respectivamente.

5. Na covalência _____________ ou coordenada, a ligação é formada por pares de elétrons doados por _____________ dos átomos.

6. Os elementos das famílias 5A, 6A e 7A formam ligações ___________, após completarem as possibilidades de ligação covalente normal.

7. Uma ligação é covalente polar, quando há entre os átomos diferenças de eletronegatividade. Uma ligação é _______________ quando os elementos têm a mesma eletronegatividade.

8. A ligação entre átomos eletropositivos e cátions chama-se ligação ________________ é explicada pela existência de _________________ que

85

transitam pelas camadas de Valência de vários átomos do metal, mantendo-os unidos.

5 CHAVE DE CORREÇÃOI – 1. b. (X) iônica, iônica, covalente polar, covalente apolar e metálica.

→ Basta localizar os elementos pela distribuição eletrônica:

A → Z = 1 → hidrogênio, forma compostos iônicos com metais e covalentes com ametais.

B → Z = 9 → 1s2 2s2 2p7 → família 7A, halogênio.

7 e–

C → Z = 11 → 1s2 2s2 2p6 3s1 → família 1A, metal alcalino.

1 e–

D → Z = 17 → 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 → família 7A, ametal halogênio.

7 e–

Então:

AB → hidrogênio + halogênio → ligação iônica.

BC → halogênio + metal alcalino → ligação iônica.

BD → halogênio + halogênio → ligação covalente.

Obs.: Como os elementos B e D são de períodos diferentes da mesma família, suas eletronegatividades são diferentes. Logo a ligação é covalente polar.

DD → (halogênio)2 → ligação covalente polar.

(C)n → (ametal)n → ligação metálica.

2. a. (X) Em um cristal de magnésio, os átomos estão ligados por ligações covalentes.

→ Se o magnésio é metal (família 2A), o seu composto é formado por ligações metálicas.

3. b. (X) Todos os compostos sólidos à temperatura ambiente são iônicos.

→ À temperatura ambiente, os sólidos podem ser compostos iônicos, metálicos e até moleculares.

4. b. (X) elevados, muito elevada, Al e Li.

III – 1. iônica; 2. covalentes; 3. normal; 4. simples / dupla / tripla; 5. dativa / um; 6. dativas; 7. apolar;

8. metálica / elétrons livres.

Agora, se você se sente seguro de ter atingido os objetivos, resolva a auto-avaliação.

86

QUÍMICA

MÓDULO 02

AUTO-AVALIAÇÃOI – COMPLETE AS LACUNAS COM AS PALAVRAS OU EXPRESSÕES

ADEQUADAS.

1. Na tabela periódica, os elementos estão ordenados na seqüência crescente dos (as) _______________________________________________________

2. A tabela periódica apresenta 7 períodos. Os elementos de cada período se caracterizam por terem o mesmo número de ________________ .

3. Propriedades _______________ são aquelas cujos valores crescem ou decrescem continuamente, à medida que os números atômicos dos elementos aumentam..

4. Propriedades ______________ são aquelas cujos valores aumentam e diminuem, à medida que percorremos a seqüência dos números atômicos, apresentando uma seqüência de máximos e mínimos.

5. Os elementos do(a) mesmo(a) _____________ apresentam propriedades físico-químicas semelhantes.

6. O elemento _____________ distingue-se dos demais grupos porque apresenta a mesma configuração eletrônica dos metais alcalinos, mas tem as propriedades dos halogênios.

87

7. Os _______________ são considerados elementos estáveis, porque têm o seu último nível energético completo, sendo pouco reativo.

II – COM BASE NA TABELA A SEGUIR, RESPONDA AS PERGUNTAS.

8. Qual é o elemento mais denso? _____________________________________

9. Qual é o elemento que tem o menor raio atômico? ______________________

10. Que elementos são ametais? _______________________________________

11. Qual o elemento mais eletropositivo? ________________________________

12. Qual o elemento menos denso? _____________________________________

13. Qual o elemento de menor ponto de fusão? ___________________________

14.No 5o período, qual o elemento de maior potencial de ionização? __________

III – NAS QUESTÕES A SEGUIR, ASSINALE COM UM X NOS PARÊNTESES, A ALTERNATIVA CORRETA.

15. A eletronegatividade é menor

a. ( ) nos metais. c. ( ) nos semimetais.

b. ( ) nos ametais d. ( ) nos gases nobres.

16. O elemento com esta distribuição eletrônica – 1s2 2s2 2p6 – pertence

a. ( ) ao 1o período e a família 7A. c. ( ) ao 7o período e a familia 2A.

b. ( ) ao 2o período e a família 5A. d. ( ) é um elemento de transição.

17. Considerando os elementos 4X, 20Y, 38W, 56K, da mesma família, podemos afirmar que o que tem maior raio atômico é

a. ( ) 4X b. ( ) 20Y c. ( ) 38W d. ( ) 56K

18. À temperatura ambiente, a maioria dos elementos se encontra no estado

a. ( ) sólido. b. ( ) líquido. c. ( ) gasoso.

d. ( ) Só os gases nobres são gasosos à temperatura ambiente.

19. Os elementos mais metálicos pertencem a família dos

a. ( ) calcogênios c. ( ) metais alcalinos.

b. ( ) halogênios. d. ( ) metais alcalinos-terrosos.

88

20. Comparando a família dos metais alcalinos com a dos halogênios, podemos dizer, EXCETO que

a. ( ) o ponto de fusão aumenta de cima para baixo em ambas.

b. ( ) a densidade dos elementos aumenta de cima para baixo em ambas.

c. ( ) a eletronegatividade é menor na família dos alcalinos.

d. ( ) o potencial de ionização é maior na família dos halogênios.

21. Sobre o elemento 16S, podemos dizer que

a. ( ) iônica, covalente normal, metálica e covalente dativa.

b. ( ) transforma-se no íon S2+ para estabilizar-se.

c. ( ) forma ligação iônica com o oxigênio, resultando no composto SO2.

d. ( ) Nenhuma das alternativas está correta.

22. A alternativa que apresenta somente partículas estáveis é

a. ( ) 1H; 2He; 3Li; 8O. c. ( ) 17Cl+; 8O2+; 10Ne; 2He.

b. ( ) 10Ne; 17Cl; 8O2–; 3Li+. d. ( ) 10Ne; 2He; 3Li+; 17Cl–.

23. Nos compostos Li2O, O2, O3 e H2O, temos, respectivamente, ligações

Obs.: Os números atômicos são fornecidos pela questão 22.

a. ( ) iônica, covalente normal, metálica e covalente dativa.

b. ( ) covalente normal, covalente dupla, covalente tripla e iônica.

c. ( ) iônica, covalente normal, covalente dativa e covalente normal.

d. ( ) covalente simples, covalente dupla, covalente tripla, covalente normal.

24. A ligação que ocorre quando um átomo estável doa um par de elétrons para estabilizar outro átomo chama-se

a. ( ) iônica. c. ( ) covalente dativa.

b. ( ) covalente d. ( ) metálica.

25. O carbono (familia 4A) forma com elementos das famílias 5A, 6A e 7A, respectivamente, os seguintes compostos: HCN, CO2 E CCl4. A única alternativa errada é:

a. ( ) todos os compostos são covalentes.

b. ( ) o carbono efetua 4 covalências normais e nenhuma dativa.

c. ( ) o composto CCl4 apresenta 4 ligações covalentes simples, enquanto a substância HCN apresenta 1 ligação tripla e 1 simples.

d. ( ) a fórmula estrutural plana do composto CO2 é O – C –O.

26. Sobre o composto formado pelos elementos A e B, cujas configurações da última camada são indicadas a seguir, podemos dizer que, EXCETO

Dados: A – 2s2 2p4 B – 4s2

a. ( ) a fórmula do composto será BA.

89

b. ( ) a ligação é covalente.

c. ( ) é um sólido de baixa condutividade elétrica.

d. ( ) nas condições ambientais é um sólido.

27. Observe a fórmula eletrônica do ácido fosfórico

ao lado. A única alternativa correta é:

a. ( ) há 6 ligações covalentes simples, e 1

ligação covalente dativa.

b. ( ) há 7 ligações covalentes simples.

c. ( ) a valência do elemento fósforo é 5.

d. ( ) nas condições ambientais é um sólido.

28. O hidrogênio, ao combinar-se com átomos da família 1A, formará ligação

a. ( ) iônica. c. ( ) covalente apolar.

b. ( ) covalente polar. d. ( ) covalente dativa.

Química

MODULO 02CHAVE DE CORREÇÃO DA AUTO-AVALIAÇÃO

Questões RESPOSTAS

I – 1

2

3

4

5

6

Na tabela periódica, os elementos estão ordenados nas seqüência crescente dos(as) números atômicos.

A tabela periódica apresenta 7 períodos. Os elementos de cada período se caracterizam por Terem o mesmo numero de camadas.

Propriedades aperiódicas são aquelas cujos valores crescem ou decrescem continuamente, à medida que os números atômicos dos elementos aumentam.

Propriedades periódicas são aquelas cujos valores aumentam e diminuem, à medida que percorremos a seqüência dos números atômicos, apresentando uma seqüência de máximos e mínimos.

Os elementos do(a) mesmo(a) familia apresentam propriedades físico-químicas semelhantes.

O elemento hidrogênio distingue-se dos demais grupos porque apresenta a mesma configuração eletrônica dos metais alcalinos, mas tem as propriedades dos halogênios.

Os gases nobres são considerados elementos estáveis porque têm o seu último nível energético completo, sendo pouco reativo.

90

7

II – 8

9

10

11

12

13

14

O elemento mais denso é o R.

A densidade aumenta das extremidades para o centro e de cima para baixo. Assim, R é mais denso que Z e do que N.

O elemento que tem menor raio atômico é o T.

O raio atômico aumenta de cima para baixo e da direita para a esquerda. Logo, o elemento mais acima e mais à direita é o de menor raio atômico.

Os ametais são T e S.

O mais eletropositivo é o Y.

Isto porque se encontra mais à esquerda que todos os outros.

O menos denso é o T.

Porque está na extremidade e em cima na tabela.

O elemento de menor ponto de fusão é o T.

O maior potencial de ionização é o do elemento N, no 5o período.

Isso porque, no período, essa propriedade aumenta à medida que os elementos se localizam mais à direita.

91

• há 6 ligações covalentes simples e 1 dativaLogo:

• o P compartilha 5 elétrons; tem valência 5

• cada H compartilha 1 e–; tem valência 1

•cada O compartilhar 2 e–; tem valência 2

III – 15

16

17

18

19

20

21

22

23

24

25

a. (X) nos metais.

Os metais são mais eletropositivos e menos eletronegativos.

b. (X) ao 2o período e a familia 5A.

Veja: o ultimo subnível é p → familia A; há elétrons no último nível → familia 5A; há 2 níveis (1s2 2s2 2p3) → 2o período.

d. (X) 56K.

Nas famílias, o raio atômico aumenta com o aumento do número atômico. Assim, o elemento de maior número atômico é o que tem maior raio atômico.

a. (X) sólido.

c. (X) metais alcalinos.

a. (X) o ponto de fusão aumenta de cima para baixo em ambas.

Considerando a tendência de aumento de PF, notamos, nas famílias da esquerda (entre as quais estão os metais alcalinos), que essa propriedade aumenta de baixo para cima. Nos halogênios, à direita da tabela, a tendência é oposta: o PF aumenta de cima para baixo.

a. (X) fica estável quando adquire a configuração eletrônica do 18Ar

Observe: 16S – 1s2 / 2s2 2p6 / 3s2 3p4

6e– → precisa receber 2 e–

18Ar – 1s2 / 2s2 2p6 / 3s2 3p6

8 e– → gás nobre

Assim, esse elemento não forma cátion, mas o anion s2–; não forma composto iônico com o oxigênio, pois este é ametal também e precisa receber elétrons.

d. (X) 10Ne; 2He; 3Li+; 17Cl–

Ser estável é ficar com a eletrosfera do gás nobre mais próximo. Ne e He são gases nobres e são estáveis; os íons Li+ e Cl– ficaram estáveis (faca a distribuição eletrônica para verificar).

c. (X) iônica, covalente normal, covalente dativa e covalente normal.

Li2O → metal e ametal → ligação iônica

O2 → ametal, valência normal 2 → O=O → ligação covalente normal

O3 → O=O→O → ligação covalente dativa

H2O → o hidrogênio forma compostos covalentes com ametais.

c. (X) covalente dativa.

d. (X) a formula estrutural plana do composto CO2 é O–C–º

92

26

27

28

Esta É a única alternativa errada. Veja que as ligações não satisfazem à valência dos elementos. O carbono tem valência 4, precisa efetuar 4 ligações. O oxigênio tem valência normal 2, precisa efetuar no mínimo 2 ligações. A formula é

O=C=O

2 ligações 4 ligações 2 ligações

Todas as outras alternativas estão corretas, procure justificar por quê.

b. (X) → Esta é a única alternativa errada. Pelas configurações eletrônicas, sabemos que:

• A – 2s2 2p6; 6 e– na ultima camada, familia 6A, ametal, valência -2; tendência a receber elétrons.

• B – 4s2; 2 e– na ultima camada; familia 2A; metal; valência +2; tendência a ceder elétrons.

Logo, os elementos A e B formam o composto BA, iônico, que no estado sólido tem baixa condutibilidade elétrica e é sólido às condições normais de temperatura e pressão.

A formula é BA porque escrevemos à esquerda o elemento mais eletropositivo (o metal) e não tem índice porque a valência de ambos é numericamente igual.

b. (X) → Esta é a única errada.

Basta-nos contar as ligações, lembrando que a dativa é indicada por setas e que as covalências normais tem 1 elétron de cada átomo.

a. (X) iônica.

→ O hidrogênio forma ligação iônica com os metais e covalente com os ametais.

→ A ligação entre metais ocorre pelo fluxo de elétrons livres, que envolve átomos e cátions do metal.

→ As valências, o tipo de ligação e a representação da estrutura de Lewis, com as ligações que permitam que todos os átomos completem seu octeto (ou caso do hidrogênio).

a) CH3Cl → ligação covalente

C – 4 e– na última camada; covalência 4; precisa de 4 ligações

H – 1 e– na última camada; covalência 1; precisa de 1 ligação cada um dos átomos de H

Cl – 7 e– na última camada; covalência 1; precisa de 1 ligação.

Então

93

b) CS2 → ligação covalente

C – covalência 4; S – covalência normal 2

Os átomos de enxofre devem dispor-se de modo a emparelhar seus dois elétrons em

2 e– do átomo de carbono.

Então:

c) MgF2 → ligação iônica → transferência de elétrons

Mg → 2 e– na última camada; eletrovalência +2

F → 7 e– na última camada; eletrovalência –1

São necessários dois átomos de flúor para que a ligação ocorra.

d) SO3 → covalente

S → 6 e– na última camada; covalência normal 2

O → 6 e– na última camada; covalência normal 2.

Um átomo de oxigênio deveria ser suficiente para que os átomos completassem octeto. A existência de três átomos de oxigênio só se explica pela ligação covalente dativa

ATIVIDADE DE ENSINO DE FUNÇÕES INORGÂNICAS: BASES, ÓXIDOS, ÁCIDOS E SAIS

Você realizará um estudo eficiente se atingir os seguintes objetivos:

1. DISTINGUIR AS FUNÇÕES INORGÂNICAS, EM ESPECIAL, ÁCIDOS, BASES SAIS, PELA TEORIA DE ARRHENIUS.

2. CARATERIZAR BASES: CONCEITO, NOTAÇÃO NOMENCLATURA.

3. CARACTERIZAR ÓXIDOS: CONCEITO, NOTAÇÃO, NOMENCLATURA ATUAL, BEM COMO OS TIPOS DE ÓXIDOS E SUA NOMENCLATURA TRADICIONAL.

4. CARACTERIZAR ÁCIDOS: IDENTIFICANDO HIDRÁCIDOS, RECONHECENDO OXIÁCIDOS, APLICANDO A NOTAÇÃO E A

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NOMENCLATURA DOS ÁCIDOS, BEM COMO SUAS PROPRIEDADES NA RESOLUÇÃO DE EXERCÍCIOS.

5. CARACTERIZAR SAIS COMO PRODUTOS DA REAÇÃO DE ÁCIDOS COM BASES; SEUS TIPOS, NOTAÇÃO E NOMENCLATURA.

1. TEXTO: TEORIA DE ARRHENIUS – PASSO DECISIVO NA COMPREENSÃO DAS PROPRIEDADES QUÍMICAS DAS SUBSTÂNCIAS

Desde o século XVII a Química experimental não pára nas suas pesquisas sobre a composição das substâncias, visando seu agrupamento segundo propriedades comuns. Somente em 1884 é que o cientista Svant Arrhenius lançou a 1ª teoria sobre as funções químicas em relação à sua constituição. Modernamente, os estudos de Arrhenius já foram ampliados, mas continuam sendo base para a compreensão das funções químicas, suas características, propriedades e nomenclatura.

Teoria de ArrheniusA teoria de arrhenius partiu de uma série de experiências com várias substâncias

dissolvidas em água, pelas quais o cientista fazia passar corrente elétrica. Ele notou que algumas substâncias conduziam corrente elétrica e outras, não. Assim, classificou-as, inicialmente, em substâncias eletrolíticas (que conduzem corrente elétrica) e não-eletrolíticas (que não conduzem corrente elétrica).

Há dois tipos de eletrólitos:

Iônicos: todos os aglomerados resultantes de ligações iônicas que, em solução aquosa, se separam em cátions e ânions num processo chamado de dissolução iônica.Ex.: Na Cl (aq) Na + Cl⁺ ⁻

dissolução iônica

Moleculares: alguns compostos cujas moléculas, dissolvidas em água, quebram-se em cátions e ânions, num processo chamado de ionização. Ex.: HCl (aq) H⁺ + Cl⁻

ionizaçãoApós estas constatações, Arrhenius propôs a primeira caracterização das substâncias, de

acordo com sua composição.

ÁCIDOS: são compostos moleculares que sofrem ionização, quando dissolvidos em água produzindo H e ânion. Assim todo composto de hidrogênio eletropositivo é acido:⁺ HCl (ácido clorídrico), HNO3 (ácido nítrico), HF (ácido fluorídrico), H SO4 (ácido sulfúrico).

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FUNÇÃO QUÍMICA É TODO GRUPO DE SUBSTÂNCIAS QUE APRESENTAM PROPRIEDADES COMUNS. AS PRINCIPAIS FUNÇÕES INORGÂNICAS SÃO: ÁCIDOS, BASES OU HIDRÓXIDOS, ÓXIDOS E SAIS.

SUBSTÂNCIA ELETROLÍTICA OU ELETRÓLITO É TODA SUBSTÂNCIA QUE, FUNDIDA OU EM SOLUÇÃO, É CAPAZ DE SE DIVIDIR EM ÍONS, SOB AÇÃO DE CAMPO ELÉTRICO.

BASES: são compostos que, em solução aquosa, formam o ânion OH e um cátion.⁻ Todos os compostos binários que têm OH são bases para Arrhenius: NaOH (Hidróxido⁻ de sódio), Ca (OH)2 (Hidróxido de cálcio), Fe (OH)3 (Hidróxido de ferro).

SAIS: são compostos iônicos que, dissolvidos, produzem pelo menos um cátion diferente de H ou um ânion diferente de OH-.Ex.: NaCl Na2 + Cl2

H2ONaHSO4 Na + H + SO²⁺ ⁺ 4⁻

H2OFePO4 Fe³ + PO²⁺ 4⁻

H2OÓxidos: são compostos moleculares ou iônicos formados por 2 elementos, sendo o oxigênio o elemento mais eletronegativo.Ex.: H2O (peróxido de hidrogênio), CaO (Óxido de Cálcio), Al2O3 (Óxido de alumínio), CO2 (Dióxido de carbono).

Estudamos, então:SEGUNDO ARRHENIUS, AS SUBSTÂNCIAS, DE ACORDO COM SUA COMPOSIÇÃO, CLASSIFICAM-SE EM ÁCIDOS, BASES, SAIS E ÓXIDOS.

1. EXERCÍCIOS

PARA RESOLVER ESTES EXERCÍCIOS VOCÊ PRECISA SABER:

II – Você já tem algumas informações que lhe permitem classificar tais substâncias:

1. Ácidos têm hidrogênio eletropositivo, que se libera em solução. Então, só são ácidos os compostos que apresentam H no início da fórmula, ou seja, HCl, H2S, H2SO4 ,HNO2

e HI.NaHSO4 é sal pois liberará também o cátion Na+ ; NaH e AlH3 não são ácidos pois o Nox do hidrogênio é –l; KOH é base, pois libera a hidroxila; CaO não apresenta hidrogênio, portanto não é ácido.2. Bases ou hidróxidos são compostos de metal ou radical positivo com ânion OH-, Portanto: KO, Be(OH)2,. NaOH e Al (OH)3.3. Sais apresentam um cátion diferente de H+ e um ânion diferente OH-, pelo menos. Então: Na2SO4 (2Na+ + SO4²-); NaHSO4, (Na+, H+ SO4²-); CaCl2 (Ca+² + 2Cl-); CaOHCl (Ca+2, OH-,Cl-); e AlPO4(Al+3, PO4

-3).NaOH, Ca (OH)2 e Al (OH)3 são bases, pois somente liberam o ânion OH-; H3PO4 é ácido pois somente libera como cátion H+. 4. Por enquanto sabemos que óxidos são compostos binários de oxigênio em que este é mais eletronegativo (vem ao final da fórmula). Então: CaO, CO2, K2O, Al2O3, SO3 e NO2.H2SO4 e HNO2, são ácidos; KOH é base; AlH3 é hidreto (não tem oxigênio); OF2 não é óxido porque o oxigênio é eletropositivo, pois o flúor tem sempre Nox =-1; e sal. 2. TEXTO: BASES OU HIDRÓXIDOS – OH- LIGADO A CÁTION

As bases ou hidróxidos são opostos às substâncias ácidas; normalmente são venenosos e têm um sabor amargo como o da banana verde com cica ou como gosto do sabão.

96

Eis seu conceito:

São bases ou hidróxilos: NaOH; Ca (OH)2; Fe (OH)3, Pb (OH)4.

Classificação:Como você deve ter notado, o número de hidroxilas (ou oxidrilas) nas bases pode ser de 1 a 4 (não se conhecem bases com mais de 4 hidroxilas). Isso, é claro, acontece em função do número de oxidação do metal ligado ao ânion OH , e classifica as bases em:⁻

a) monobases ou bases monoidroxiladas – NaOH, KOH;b) dibases ou bases diidroxiladas – Ca(OH)2, Fe (OH)2;c) tribases ou bases triidroxiladas – Al (OH)3, Fe (OH)3;d) tetrabases ou bases tetraidroxiladas – Pb (OH)4, Zr (OH)4.

Quanto ao tipo de ligação, as bases também se classificam em:a) iônicas – Todas as bases de metais alcalinos e alcalinos-terrosos.b) Moleculares – Todas as demais bases.

E, agora, uma pergunta: O composto H2O é uma base?

Fazendo a eletrólise da água, nota-se a formação de alguns íons H+ e OH-, resultante da quebra de moléculas de H2O. Então, se H2O -------- H+ + OH-, temos de admitir que a água é também uma base ou hidróxido. Certo?

Notação da formulação

A notação da formulação obedece a seguinte fórmula:

DEPOIS DE RESPONDER, VERIFIQUE SEUS ACERTOS NA CHAVE DE CORREÇÃO. I - ASSINALE, COM UM X, NOS PARÊNTESES, A ALTERNATIVA CORRETA.1. A teoria da dissociação eletrolítica e da ionização propõe quea.( ) as substâncias iônicas produzem ânions e cátions.

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BASES OU HIDRÓXIDOS SÃO COMPOSTOS BINÁRIOS FORMADOS POR CÁTIONS DE METAIS OU PELO RADICAL NH4

+ E O ÂNION HIDROXILA (OH-),Ou, segundo Arrhenius:BASES SÃO COMPOSTOS QUE, EM SOLUÇÃO AQUOSA, POR DISSOLUÇÃO IÔNICA, PRODUZEM, COMO ÍON NEGATIVO, APENAS OH-.

FÓRMULA GERAL DOS HIDRÓXIDOSM(OH)x M→ é o símbolo do metal (ou NH4⁺)

onde OH →é a hidroxilaX →é o Nox do metal, sem o sinal

Obs.: Quando o índice da hidroxila é 1, não o escrevemos nem usamos os parênteses.

QUAL A TEORIA DE ARRHENIUS: QUE SÃO ELETRÓLITOS E NÃO-ELETRÓLITOS;QUE SUBSTÂNCIAS SOFREM DISSOCIAÇÃO IÔNICA E QUE SUBSTÂNCIAS SOFREM IONIZAÇÃO.DISTINGUIR ÁCIDOS, BASES, ÓXIDOS E SAIS, ATRAVÉS DAS FÓRMULAS

b.( ) as substâncias, dissolvidas em água, podem ser eletrolíticas e não-eletrolíicas. c.( ) as substâncias eletrolíticas não conduzem energia. d.( ) as substâncias são ácidos.

2. Eletrólitos são a.( ) substâncias que se dissociam em cátions e ânions. b.( ) substâncias que conduzem corrente elétrica. c.( ) formados por aglomerados iônicos ou por moléculas. d.( ) Todas as alternativas estão corretas.

3. Os Íons constituídos por partículas de carga positiva chamam-se _____________________, e por partículas de carga negativa chamam-se ______________________.a.( ) prótons e elétrons. c.( )cátions e ânions.

b.( ) ânions e cátions. d.( ) prótons e ânions.

4. O processo pelo qual uma substância molecular forma eletrólitos chama-sea( ) ionização. c.( ) dissociação eletrolítica. b.( ) dissociação iônica. d.( )As alternativas b e c estão corretas.

5. Dissociação iônica é o processo a.( ) de quebra das moléculas de uma substância iônica em cátions e anions. b.( ) de quebra de moléculas em cátions e ânions. c.( ) de separação dos cátions e ânions de um composto iônico em solução. d.( ) Todas as alternativas estão corretas. II. FAÇA O QUE SE PEDE. 1. Assinale todas as substâncias que são ácidos. KOH, NaH, HCl, CaO, H2S, NaHSO4, H2SO4, HNO2, HClO3, AlH3,HI.2. Assinale todas as substâncias que são bases ou hidróxidos. KOH, K2O, Be(OH)2, NaOH, CO2, H2SO4, NaH, HclO3, AlH3, Al(OH)3, H3PO4, AlPO4. 3. Assinale todas as substâncias que são sais. Na2SO4, NaHSO4, NaOH, CaCl2, CaOHCl, Ca(OH)2, H3PO4, AlPO4, Al(OH)3

4. Assinale todos os óxidos.H2SO4, CaO, CO2, KOH, K2O, AlH3, Al2O3, OF2, SO3, NO2, HNO2

CHAVE DE CORREÇÃO

1. As alternativas corretas são: 1.b.(x) as substâncias, dissolvidas em água, podem ser eletrolíticas ou não-eletrolíticas. Veja que os eletrólitos para Arrhenius não são apenas as substâncias iônicas, mas as moleculares também, e que os eletrólitos podem ser ácidos (quando liberam H+ ), bases (quando liberam OH-) ou sais (quando liberam íons diferentes de H+ e OH-). 2. d.(x) Todas as alternativas estão corretas. 3. c.(x) cátions e ânions. 4. a.(x) ionização. Ionização é a quebra das moléculas de compostos covalentes; dissociação eletrolítica ou iônica é a separação dos cátions e ânions de um composto iônico. 5. c.(x) de separação dos cátions e ânions de um composto iônico em solução. Para conhecer o Nox dos metais de transição, usamos as tabelas de cátions. Ou seja:

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CÁTION COM Nox VARIÁVEL

Cu+

Au+

Hg2²+

Cu²+

Fe²+

Co²+

Ni²+

Cr²+

Mn²+

Sn²+

Pb²+

Pt²+

Hg²+

Au³+

Fe³+

Co³+

Ni³+

Cr³+

Mn³+

As³+

Sb³+

As+5

Sb+5

A existência de dois hidróxidos do mesmo elemento (elementos que formam mais de um cátion), será importante para a nomenclatura das bases.Em primeiro lugar, você deve saber que há duas nomenclaturas: uma tradicional, que

prefere usar prefixos e sufixos para distinguir os compostos; outra, internacional, recomendada pela IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada) e bastante objetiva.

NOMENCLATURA DE STOCKES, RECOMENDADA PELA IUPACOs nomes dos hidróxidos são dados assim:

Então:

CÁTION COM Nox FIXOMonovalentes

Bivalentes

Trivalentes Tetravalentes

H+

H3O+

NH4+

Li+

Na+

K+

Rb+

Cs+

Ag+

Mg²+

Ca²+

Sr²+

Ba²+

Ra²+

Zn²+

Cd²+

Al³+

Ga³+

Bi³+

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Nox +1→metais alcalinos e H⁺, H3O⁺, NH⁺ e o metal de transição Ag⁺Nox +2 → metais alcalinos-terrosos e os metais de transição Zn²⁺ e Cd²⁺Nox +3 →Al³⁺ e Ga³⁺ (família 3A) e Bi³⁺ (família 5A).

HIDRÓXIDO + DE + NOME DO CÁTION + ALGARISMO ROMANO ↓

Metal ou NH4+ Nox do metalObs.: Se o metal só tem um Nox, é facultativo o uso do algarismo romano.

Essas tabelas nos permitem saber todos os hidróxidos possíveis, pois, à execução do Mn³+, formam-se bases com todos esses cátions, seja os de Nox fixo, seja os de Nox variável (os quais nos dão mais de um hidróxido).Por exemplo:

a) CuOH Nox de Cu +1b) Cu(OH)2 Nox de Cu = +2c) Fe(OH)2 Nox de Fe =+2d) Fe(OH)3 Nox de Fe

NH4OH → hidróxido de amônio (ou hidróxido de amônio I)Ca(OH)2 → hidróxido de cálcio (ou hidróxido de cálcio II)AgOH →hidróxido de prata (ou hidróxido de prata I)CuOH → hidróxido de cobre I Cu(OH)2 → hidróxido de cobre II Fe(OH)2 → hidróxido de ferro IIFe(OH)3 → hidróxido de ferro III

Esta nomenclatura é usada normalmente em exames e livros técnicos.NOMENCLATURA TRADICIONALA nomenclatura tradicional é bastante divulgada, por isso torna-se interessante

conhecê-la.Ela se divide em duas regras: uma para os metais de Nox fixo: outra para os

metais de Nox variável.

Não há diferença da nomenclatura tradicional para a da IUPAC, para hidróxidos de cátions com Nox fixo.

Mas preste atenção!

CÁTIONS COM NOX VARIÁVEL

NOX MENOR HIDRÓXIDO+ NOME DO METAL + OSOFe(OH)2 → hidróxido ferroso

NOX MAIOR HIDRÓXIDO + NOME DO METAL + ICO Fe(OH)3 → hidróxido férrico

Não é difícil. O único detalhe é que, se o nome do metal vem do latim, usamos o

nome latino, que você pode recordar agora para os cátions.

100

É obrigatório o usodo algarismo romano como indicador da valência.

CÁTION DE NOX FIXO = NOMENCLATURA DA IUPAC HIDRÓXIDO + DE + NOME DO CÁTION

• cobre cuprum (Cu) • chumbo plumbum (Pb)• ouro aurum (Au) • estanho estanium (Sn)

mas: mercúrio (Hg) mercuroso e mercurico. antimônio (Sb) - antimonioso e antimonico.

É claro que, além desses nomes técnicos, os hidróxidos têm nomes populares, dada a freqüente utilização dessas substâncias em nossa vida. Por curiosidade, eis alguns:

KOH hidróxido de potássio - potassio (matéria-prima dos sabões) NAOH hidróxido de sódio - soda cáustica (usada no desentupimento de

encanamentos) NH4OH hidróxido de amônio - amoníaco) (usado em detergentes e como

estimulante) Mg(OH)2 - hidróxido de magnésio - magnésia (usado contra a acidez estomacal).

Lembre-se de que:

2. EXERCÍCIOS PARA RESOLVÊ-LOS, VOCÊ DEVE SABER:

DEPOIS DE RESPONDER, CONFIRA SUAS RESPOSTAS. I. ASSINALE, COM UM X, NOS PARÊNTESES, AS BASES OU HIDRÓXIDOS1. ( ) Ca(OH)2 6. ( ) SO2(OH)2

2. ( ) KOH 7. ( ) As(OH)5

3. ( ) IOH 8. ( ) NH4OH4. ( ) HClO4 9. ( ) Ca(OH)Cl5. ( ) Pt(OH)4 10.( )Al2O3

II - SABENDO QUE, PARA O NOX MAIOR, DÁ-SE A TERMINAÇÃO ICO, E QUE, PARA O NOX MENOR, DÁ-SE A TERMINAÇÃO OSO, DÊ A NOMENCLATURA DOS COMPOSTOS.1. a. Sn(OH)4__________________4.a.As(OH)3 _______________________ b. Sn(OH)2__________________ b. As(OH)5________________________2. a. Cu(OH)___________________ 5. a. Pb(OH)4_____________________ b. Cu(OH)2__________________ b. Pb(OH)2 _____________________3. a. Au(OH)3 __________________6. a. Ni(OH)2 ______________________ b. Au(OH)___________________ b. Ni(OH)3 _______________________

III – ESCREVA O NOME DOS COMPOSTOS.1. Ca(OH)2- 6. Pt(OH)4-

101

BASES OU HIDRÓXIDOS SAO COMPOSTOS BINARIOS FORMADOS POR CÁTIONS DE METAIS OU PELO RADICAL NH4 E O ÂNION HIDROXILA (OH-). SUA FÓRMULA GERAL E M(OH)X.

• RECONHECER BASES OU HIDRÓXIDOS. • ESCREVER AS FÓRMULAS DOS HIDRÓXIDOS PÔR SEUS NOMES

E VICE-VERSA

2. KOH- 7. RbOH-3. Al(OH)3- 8. NH4OH-4. Fe(OH)3- 9. AgOH-5. Sb(PH)3 - 10.Hg(OH)2-

IV – DÊ A NOTAÇÃO DOS SEGUINTES HIDRÓXIDOS:1. Hidróxido de platina II______________ 5. Hidróxido de ferro III_____________2. Hidróxido de auroso________________ 6. Hidróxido de sódio−________________3. Hidróxido aurico___________________ 7. Hidróxido de amônio______________4. Hidróxido de magnésio______________ 8. Hidróxido de amônio−______________

2.CHAVE DE CORREÇÃOI – 1.(x) Ca(OH)2 há metal alcalino-terroso ligado à hidroxila. 2.(x) KOH há metal alcalino- terroso ligado à hidroxila. 3.( ) IOH Não é base porque há ametal ligado à hidroxila. 4.( ) HClO4 Não é base porque não há hidroxila. (O hidrogênio é positivo, o que caracteriza um ácido.).

5.(x) Pt(OH)4 É base porque há metal ligado á hidroxila.6.(x) SO2 Não é base, pois temos um semimetal ligado à hidroxila.

7.(x) As(OH)5 É base, pois temos um semimetal ligado à hidroxila.Dois semimetais formam hidróxidos - o arsênio e o

antimônio.8.(x) NH4OH É base, pois temos o cátion NH+ ligado à hidroxila.9.( ) Ca(OH)Cl Não é hidróxido porque, além do ânion hidroxila, há o ânion cloreto. (Cl-).

Nas bases só pode haver um ânion, a hidroxila, de acordo com Arrhenius.10. ( ) Al2O3 Não é base porque não há hidroxila. Este é um óxido

II – Este é um exercício para você treinar o uso dos sufixos oso e ico da nomenclatura tradicional.1. a. hidróxido estânico; b. hidróxido estanhoso;2. a. hidróxido cuproso; b. hidróxido cúprico;3. a. hidróxido aurico; b. hidróxido auroso;4. a. hidróxido arsênico; b. hidróxido arsênico;5. a. hidróxido plúmbico; b. hidróxido plúmbico;6. a. hidróxido niqueloso; b. hidróxido niquélico.É só não esquecer: Nox maior → ICO; Nox menor → OSO.

III – Você pode ter usado apenas a nomenclatura recomendada pela IUPAC. Nós daremos, além dessa, a forma tradicional.1. Ca(OH)2 hidróxido de cálcio2. KOH hidróxido de potássio3. Al(OH)3 hidróxido de alumínio4. Fe(OH)3 hidróxido de ferro III →IUPAC

hidróxio férrico →tradicional

5. Sb(OH)3 hidróxido de antimônio III →IUPAC

102

hidróxido antimonioso 6. Pt(OH)4 hidróxido de platina IV →IUPAC

hidróxido platínico7. RbOH hidróxido de rubídio8. NH4OH hidróxido de amônio9. AgOH hidróxido de prata10. HgOH hidróxido de mercúrio II →IUPAC

hidróxido mercúrico.

IV – 1. Pt (OH)2; 2. Au (OH)3; 4. Mg (OH)2; 5. Fe (OH)3; 6. NaOH; 7. Co (OH)3; 8. NH4OH.

É só obedecer ao esquema geral M(OH)x. Para saber o valor de x, em caso de dúvida, consulte a tabela dos cátions.3. TEXTO: ÓXIDOS – COMPOSTOS BINÁRIOS DE OXIGÊNIO ELETRONEGATIVO

Preste atenção! O Nox do oxigênio é normalmente –2 (às vezes, -1 e –1/2) e que só é +1 em compostos com o flúor.

Disso, podemos deduzir que:

Do que já sabemos, podemos dizer que óxido é todo composto binário que segue a esta fórmula geral.

Então, quais são os óxidos?HClO4 − CaO − SO2 − Cl2O7 − ClO4

- − Ag2O − SO4²-− Na2O − Cl2O − AgOH − CO − H2O

São óxidos: CaO, SO2, Cl2O7, Ag2O, Na2O, Cl2O, CO e H2O (que é também um óxido).

Classificação os óxidosO número de óxidos existentes é muito grande, não só porque o oxigênio

forma óxidos com todos os elementos (exceto o flúor), mas principalmente porque:a) o oxigênio forma óxidos com os vários Nox de cada elementob) o próprio oxigênio pode formar óxidos com três Nox: -2 (o usual); -1 (nos

peróxidos); e –1/2 (nos superóxidos).Preparado para estudar essa função tão numerosa?

103

ÓXIDOS SÃO COMPOSTOS BINÁRIOS FORMADOS POR UM ELEMENTO QUÍMICO QUALQUER E PELO OXIGÊNIO, O QUAL É O ELEMENTO MAIS ELETRONEGATIVO.

O único composto binário de oxigênio que não é óxido é o FO2 (fluoreto de Oxigênio), em que Nox de 0 = +1.

E2 On E →é qualquer elementoObs.: Se os índices forem onde O →é o oxigênio, sempre à direita

n →é o Nox do elemento sem o sinalmúltiplicados devemos simplificá-los. 2 →é o Nox normal do oxigênio nos

Peróxido: características e nomenclaturaOs PERÓXIDOS são óxidos em que o Nox do oxigênio é –1. Isso ocorre com

os elementos das famílias 1A (inclusive o hidrogênio) e 2A, principalmente.Os peróxidos são de fácil identificação pelo cálculo do Nox do oxigênio. A

fórmula dos peróxidos de elementos monovalentes apresenta dois índices 2, que não podem ser simplificados.

Sua nomenclatura é igualmente simples: PERÓXIDO + DE + NOME DO ELEMENTO

Observe:H2O2 peróxido de hidrogênio CaO2 peróxido de cálcio(2*1) + 2x = 0 +2-12x =-2 Na2O2 peróxido de sódio x = -1 +1 – 1

Os SUPERÓXIDOS são óxidos muito oxigenados, em que o Nox do oxigênio é igual a ½. Na fórmula o oxigênio aparece como ânion O4²-, ligado a metais alcalinos ou alcalinos-terrosos.A nomenclatura é: SUPERÓXIDO + DE + NOME DO ELEMENTO.Veja:K2O4 superóxido de potássio CaO4 superóxido de cálcio↓ ↓(2*1) + 4x = 0 2-1/24x =-2x = -1/2

Nomenclatura dos óxidos normais (Nox de 0 = -2; fórmula geral ̶2On )O oxigênio forma inúmeros óxidos normais, em especial, porque combina

elementos com vários números de oxidação.A tabela a seguir mostra-lhe os principais números de oxidação dos elementos.

Ela será muito utilizada por nós daqui para a frente e seria útil que você a reproduzisse no seu caderno de estudo.NÚMEROS DE OXIDAÇÃO DOS PRINCIPAIS ELEMENTOS

NOMENCLATURA DE STOCKES

Li+1 Be+2

Na+1 Mg+2

104

Seguir o mesmo procedimento que vimos para as bases.Os elementos de Nox fixo – elementos das famílias 1A e 2A; B, Al e GA

(3A), Si(4A) e os metais de transição Zn, Cd e Ag – têm a seguinte nomenclatura

Treine você. Dê a fórmula (E2On) e a nomenclatura dos óxidos formados com os elementos a seguir, todos com Nox fixo.a. H - e. Ag -b. K - f. Al -c. Ca - g. Si -d. Ba - h. Zn -→ Você deve ter indicado:a. H2O óxido de hidrogênio (água) (Nox de H = +1);b. K2O óxido de potássio (Nox de K = + 1);c. CaO óxido de cálcio (Nox de Ca = +2 Ca2O2 CaO); d. BaO óxido de bário (Nox de Ba = +2 Ba2O2 BaO );e. Ag2O óxido de prata (Nox de Ag =+1);f. Al2O3 óxido de alumínio (Nox de Al =+3);g. Si O2 óxido de silício (Nox de Si =+4 Si2O4 SiO2);h. ZnO óxido de zinco (Nox de Zn =+2 Zn2O2 ZnO).

A nomenclatura de Stockes para elementos de Nox variável é dada assim:

Faça você. Calcule o Nox dos elementos nos óxidos e dê a sua nomenclatura.a. FeO- e. CO-b. Fe2O3- f. SO2-c. SnO2- g. SO3-d. Cl2O5- H. P2O3-

Veja.a. FeO (Nox Fe =+2) óxido de ferro II b. Fe2O3 (Nox Fe =+3) óxido de ferro IIIc. SnO2 (Sn =+4) óxido de estanho IVd. Cl2O3 (C =+2) óxido de cloro Ve. CO (C =+2) óxido de carbono IIf. SO2 (S=+4) óxido de enxofre IVg. SO3 (S=+6) óxido de enxofre VIh. P2O3 (P=+3) óxido de fósforo III

FUNÇÃO ÓXIDO

105

STOCKES PARA ELEMENTOS DE NOX FIXO ÓXIDO + DE + NOME DO ELEMENTO

ELEMENTOS DE NOX VARIÁVELÓXIDO + DE + NOME DO ELEMENTO + NUMERAL ROMANO

↓=Nox do ELEMENTO

CONCEITO: Compostos binários de oxigênio eletronegativo.CLASSIFICAÇÃOA- Quanto às ligações: 1. IÔNICOS – óxidos de metais, em especial de alcalinos e alcalino-terrosos e óxidos anfóteros

- são sólidos 2. MOLECULARES – óxidos de ametais, de semimetais, de hidrogênio e de metais

- podem ser sólidos, líquidos e gasosos (a maioria dos óxidos de não-metais)B- Quanto às propriedades: 1. PERÓXIDOS – compostos de metais alcalinos e alcalinos-terrosos ou de hidrogênio de Nox=-1; nomenclatura: peróxido de + elemento

2. SUPERÓXIDOS – compostos de metais alcalinos e alcalinos-terrosos com oxigênio de Nox x = -1/2; nomenclatura: superóxido de + metal

3. ÓXIDOS NORMAIS — FÓRMULA GERAL E2ON 4. DUPLOS OU SALINOS — fórmula geral E2O4;Nomenclatura: óxido salino de + nom do metal; óxido de + do metal+ algarismos.

NOMENCLATURAS FUNDAMENTAIS PARA ÓXIDOS NORMAISA. Óxidos de Nox fixo: ÓXIDO DE + NOME DO ELEMENTOB. Óxidos de Nox variável: 1. StockesÓXIDOS DE + ELEMENTOS +ALGARISMO ROMANO

2. Por prefixos mono ÓXIDO DE MONO

di DI ELEMENTO ..... .....

3. EXERCÍCIOS PARA RESOLVÊ-LOS, VOCÊ DEVE SABER:

RESOLVA OS EXERCÍCIOS COM ATENÇÃO E, EM CASO DE DÚVIDA, NÃO DEIXE DE RELER O TEXTO. 1 -ASSINALE, COM UM X NOS PARÊNTESES, A ALTERNATIVA CORRETA.

1. Sobre os óxidos é verdadeiro afirmar, EXCETO a.( ) que possuem apenas dois tipos diferentes de elementos.

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• QUE COMPOSTOS SÃO ÓXiDOS. • COMO DISTINGUIR PERÓXIDOS, SUPERÓXIDOS, ÓXIDOS NORMAIS,

DUPLOS OU SALINOS. • DAR A NOTAÇÃO DE ÓXIDOS PELOS SEUS NOMES E VICE-VERSA,

APLICANDO A NOMENCLATURA DE STOCKES, DE PREFIXOS E A TRADICIONAL.

b.( ) que existem óxidos de quase todos os elementos, inclusive do gás xenônio. c.( ) que se forma um óxido de flúor instável. d.( ) que reagem, na maioria, com água dando hidróxidos ou ácidos. e.( ) que são compostos iônicos ou moleculares.

2.São óxidos: a.( ) CaO, OF2, SnO, PbO2, Co3O4. b.( ) K2O, LiOH, ZnO, H2O2, H2O. c.( ) Cl2O, Cl2O3, Cl2O5,Cl2O7, HCl. d.( ) N2O, CO, Xe2O3, CO3, SO4

-. e. ( ) K2O, MgO, Ag2O, CO2, I2O5.

II – RESPONDA AO QUE SE PEDE.1. Classifique os seguintes óxidos quanto às suas propriedades químicas

(peróxidos, superóxidos, óxidos normais e óxidos salinos).a. Na2O2 e. Pb3O4

b. Na2O f. Al2O3

c. SO3 g. P2O5

d. CaO4

2. Dê a nomenclatura dos óxidos, usando prefixos.a. Co3O4______________e.I2O5_______________________b.HgO_______________ f. N2O3_______________________c. Hg2O______________ g. NiO_______________________d. SeO2______________h. PbO2 ______________________

3. Complete a tabela, formando óxido dos elementos indicados.Elemento Fórmula do óxido Nomenclatura de Stockes (IUPAC)a. Li+ ____________ ____________________________b. S6+____________ ___________________________c. I7+ _____________ ____________________________d. Pt4+____________ ____________________________e. C4+____________ ____________________________f. C2+____________ ____________________________g. Fe3+___________ ___________________________h. Ag+ ___________ ____________________________i. P5+ ___________ ____________________________j. Te6+ ____________ ___________________________l. Cr6+ ___________ ____________________________m. Zn2+__________ ___________________________

3. CHAVE DE CORREÇÃOI –1. c. (x) esta é a errada; não se forma óxido de flúor, mas fluoreto de oxigênio.2. e. (x) K2O, MgO, Ag2O, Co2, I2O5 II –1. a. peróxido e. salino

b. óxido normal f. normal c. óxido normal g. normal d. superóxido (Nox de O = -1/2)2. a. tetróxido de tricobalto e. pentóxido de diiodo

107

b. monóxido de mercúrio f. trióxido de dinitrogênio c. monóxido de dimercúrio g. monóxido de níquel d. dióxido de selênio h. dióxido de chumbo

3. a. Li2O óxido de lítio g. Fe2O3óxido de ferroIII

b. S2O6SO3 óxido de enxofre VI h. Ag2Oóxido de pratac. I2O7óxido de iodo VII i. P2O5 óxido de fósforo Vd. Pt2O4PtO2óxido de platina IV j. Te2O6TeO3óxido de telúrio VIe. C2O4CO2óxido de carbono IV l. Cr2O6CrO3 óxido de cromo VIf. C2O2COóxido de carbono II m. Zn2O2 ZnO óxido de zinco

Para a fórmula, basta empregar a fórmula geral E2On, sendo n a carga indicada e simplificar, se possível.Para a nomenclatura, é só considerar que:Elementos de Nox fixoóxido de + elementoElementos de Nox variávelóxido de + elemento + numeral romano (indicador do Nox).4. TEXTO: ÁCIDOS — COMPOSTOS DE HIDROGÊNIO ELETROPOSITIVOJá sabemos que o conceito de ácido, por Arrhenius, é:

São ácidos, portanto: HCl, HF, H2S,H2Te, H2SO4, HNO2, H4P2O7, H4Fe(CN)6.A molécula de um ácido pode apresentar ou não o elemento oxigênio. Assim, conforme a presença ou não desse elemento, temos:

• Hidrácido: ácido cuja molécula não contém oxigênio.Ex.: HBr, HCN, HI, H3Fe(CN)6, H2Se.

• Oxiácido: ácido cuja molécula contém oxigênio.Ex.: HNO3, H3PO4, H2Cl2O8.Notação e nomenclatura dos hidrácidosAs fórmulas dos ácidos não-oxigenados seguem o esquema abaixo:

Na nomenclatura aplica-se a seguinte regra:

Então:

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ÁCIDOS SÃO COMPOSTOS QUE APRESENTAM HIDROGÊNIO ELETROPOSITIVO (Nox =+1). SÃO COMPOSTOS MOLECULARES QUE, DISSOLVEM EM ÁGUA, SOFREM IONIZAÇÃO, PRODUZINDO H+ (OU H3O+) E ÂNION.

Hx E onde H = hidrogênio E = ametal ou ânion não- oxigenado x = Nox dos ametais ou ânions

ÁCIDO + NOME DO ELEM+ENTO + ÍDRICO ↓= ÂNION

H2Te ácido telurídrico HCl ácido clorídricoHF ácido fluorídrico HBr ácido bromídricoHCN ácido cianídrico H2Br ácido selenídricoAs fórmulas dos ácidos oxigenados seguem o esquema abaixo:Hx E Ou onde H=hidrogênio

E=elemento central Oy=oxigênio x=Nox do elemento central

Observe: Cl2O7 (óxido de cloro VII)

+ H2 O H2Cl2O8 HClO4 ácido perclórico

Para os oxiácidos, os nomes são obtidos utilizando prefixos (hipo e per) e sufixos (oso e ico), que estão na dependência do Nox do elemento central:Ácido hipo.....................................oso Ácido hipo.....................................icoÁcido.............................................icoÁcido.............................................icoÁcido per.......................................ico

Veja a tabela a seguir.OXIÁCIDOS A PARTIR DA HIDRATAÇÃO DOS ÓXIDOS

FAMÍLIA ELEMENTOS/NOX ÓXIDOS-EXEMPLO ÁCIDO-EXEMPLO4A C Nox =+4

(Para Si, veja caso especial)Sn Nox=+2 Nox=+4

FÓRMULA NOMENCLATURA FÓRMULA NOMENCLATURA

CO2

SnOSnO2

Dióxido de carbonoÓxido de estanho IIÓxido de estanho IV

H2CO3

H2SnO2

H2SnO3

Ácido carbônico

Ácido estanhosoÁcido estânico

5A N Nox=+3 Nox=+5

N2O3

N2O5

Óxido de nitrogênio IIIÓxido de nitrogênio V

HNO2

HNO3

Ácido nitrosoÁcido nítrico

6A S, Se, Te Nox =+4 Nox =+6

SO2

SO3

Dióxido de enxofreTrióxido de enxofre

H2SO3

H2SO4

Ácido sulfurosoÁcido sulfúrico

7A Cl, Br, I Nox =+1 Nox=+3 Nox=+5 Nox=+7

Br2OBr2O3

Br2O5

Br2O7

Óxido de bromo IÓxido de bromo IIIÓxido de bromo VÓxido de bromo VII

HBrOHBrO2

HBrO3

HBrO4

Ácido hipobromosoÁcido bromosoÁcido brômicoÁcido perbrômico

109

A MAIORIA DOS OXIÁCIDOS É FORMADA PELA ADIÇÃO DE UMA MOLÉCULA DE H2O A UM ÓXIDO, SIMPLIFICANDO-SE ÍNDICES SEMPRE QUE POSSÍVEL.

Nox crescente do elemento central

Família ELEMENTOS/Nox Óxidos – EXEMPLO Ácido – EXEMPLOFÓRMULA

NOMENCLATURA FÓRMULA NOMENCLATURA

6B Cr Nox=+6 CrO3 Óxido de manganês VI

H2CrO4 Ácido crômico

7B Mn Nox=+6Nox=+7

Mn3O7 Óxido de manganês VII

H2MnO4

HmnO4

Ácido mangânicoÁcido permangânico

Casos especiais de formação de oxiácidosOxiácidos com diferentes graus de hidrataçãoAlguns óxidos formam oxiácidos diferentes ao reagir com 1, 2 ou 3 moléculas de

água. Cada óxido pode formar, então, até três ácidos.A nomenclatura nesses casos lança mão dos prefixos .

• OXIÁCIDOS DA FAMÍLIA 5A: P, As e Sb

Os elementos fósforo, arsênio e antimônio formam óxidos com dois estados de oxidação: +3 e +.

P2O3, As2O3, Sb2O3→óxidos de fósforo III, de arsênio III e de antimônio IIIP2O5, As2O5, Sb2O5→óxidos de fósforo V, de arsênio V e de antimônio V

Pois bem, cada um desses óxidos pode formar três ácidos, reagindo com 1, 2 ou 3 moléculas de H2O. Veja as reações do óxido de fósforo III e os ácidos produzidos.P2O3 + H2O → H2P2O4 → HPO2 → ÁCIDO METAFOSOFOROSOP2O3 + 2H2O → H4P2O5 → ÁCIDO PIROFOSFOROSOP2O3 + 3H2O → H6P2O6 → H3PO3 → ÁCIDO ORTOFOSFOROSO (ou fosforoso)Observações:1. O prefixo orto pode ser suprimido.2. Nos ácidos com diferente grau de hidratação, os Nox do elemento (P, As, Sb) são

iguais.HPO2, H4P2O5, H3PO3 (Nox de P = +3)

3. O fósforo forma ainda outro ácido, com o Nox = +1. Esse ácido é H3PO2, chamado de hipofosforoso, à semelhança do hipocloroso, hipobromoso, etc.

Treine: forme os ácidos metarsênico, piroarsênico e arsênico.

Se é ácido arsênico, o Nox de As é +5

As2O5 + H2O → H2As2O6 → HAsO3 → METARSÊNICO

110

META→menor grau de hidratação (+1 H2O)PIRO→grau intermediário de hidrataçãoORTO→maior grau de hidratação (+2 ou +3 H2O)

As2O5 + H4O2 → H4As2O7 → PIROARSÊNICOAs2O5 + H6O3 → HAs2O8 → H3AsO4 → ARSÊNICO

OXIÁCIDOS DA FAMÍLIA 4A: Si E CO silício (Nox =+4) forma o oxiácido de silício. Este óxido produz dois oxiácidos,

reagindo com 1 e 2 moléculas de água. O oxiácido com menor grau de hidratação será o meta, com maior grau será o orto (prefixo este que pode desaparecer). Ei-los:

SiO2 + H2O→ H2SiO3→ ÁCIDO METASSILÍCIOSiO2 + H4O2 → H4SiO4 → ÁCIDO ORTOSSILÍCIO (OU SILÍCIO).O carbono parece que não seria exceção. Forma os óxidos CO, com o Nox =+2, e

CO2, com o Nox =+4. Este óxido reage com 1 molécula de água, produzindo o ácido carônico (H2CO3); mas acontece que o carbono forma um outro ácido, resultante da combinação de CO, CO2 e água. É o ácido oxálico.

CO + CO2 + H2O- → H2C2O2

↓ÁCIDO OXÁLICO

OXIÁCIDO DO BORO E DO CROMOO Boro só forma um óxido – o óxido de bromo III (B2O3). No entanto, este óxido

forma dois oxiácidos: um hidratado por 3 moléculas de água; outro resultante da combinação de 2 moléculas do óxido com 1 de água.ÁCIDO BÓRICOB2O3 + 3H2O → H6B2O6→ H3BO3

↓ÁCIDO BÓRICO

ÁCIDO TETRABÓRICO:2B2O3 + H2O → H2B4O7

↓ÁCIDO TETRABÓRICO

O cromo, como já vimos, forma um oxiácido normal, a partir do anidrido crômico. É o ácido crômico.CrO3 +H2O→ H2CrO4→ ÁCIDO CRÔMICOMas, por outro lado, faz reagir duas moléculas do anidrido crômico com 1 de água. Por esse processo, produz-se o ácido dicrômico. 2CrO3 + H2O → H2Cr2O7

↓ÁCIDO DICRÔMICO

Todo o nosso estudo até aqui tem tido o objetivo de fazê-lo pensar e de notar que toda nomenclatura e formulação têm a ver com as ligações químicas entre os elementos.

Não queremos que você decore os ácidos e suas fórmulas, mas que os compreenda. No caso de seu raciocínio falhar, não há problema. Existem tabelas que indicam os ânions formadores de ácidos e que lhe permitem construir a fórmula e dar nomes aos ácidos.A seguir apresentamos-lhe uma tabela de ânions bem simplificada, à qual você poderá

recorrer sempre. Essa tabela também será útil no estudo dos sais.

ÂNIONS ÁCIDOS

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CARGA FÓRMULA NOME FÓRMULA NOME-1 F- Fluoreto HF Ácido Fluorídrico

Cl- Cloreto HCl Ácido ClorídricoBr- Brometo HBr Ácido BromídricoI- Iodeto HI Ácido IodídricoClO3

- Clorato HClO3 Ácido ClóricoClO-

2 Clorito HClO2 Ácido ClorosoClO- Hipoclorito HClO Ácido HipoclorosoNO-

3 Nitrato HNO3 Ácido NítricoNO-

2 Nitrito HNO2 Ácido NitrosoCN- Cianeto HCN Ácido CianídricoNCO- Cianato HNCO Ácido CiânicoNCS- Sulfocianeto HNCS Ácido

SulfocianídricoMnO4

- Permanganato HmnO4 Ácido Permangânico

ÂNIONS ÁCIDOSCARGA FÓRMULA NOME FÓRMULA NOME-2 S2- Sulfeto H2S Ácido Sulfídrico

SO −24

Sulfato H2SO4 Ácido Sulfúrico

SO −23

Sulfito H2SO3 Ácido Sulfuroso

CO −23

Carbonato H2CO3 Ácido Carbônico

CrO −24

Cromato H2CrO4 Ácido Crômico

Cr2O −27

Dicromato H2Cr2O7 Ácido Dicrômico

MnO −24

Manganato H2MnO4 Ácido Mangânico

-3 PO −34

Fosfato H3PO4 Ácido Fosfórico

AsO −34

Arseniato H3AsO4 Ácido Arsênico

AsO −33

Arsenito H3AsO3 Ácido Arsenioso

SbO −34

Antimoniato H3SbO4 Ácido Antimônico

SbO −33

Antimonito H3SbO3 Ácido Antimonioso

BO −33

Borato H3BO3 Ácido Bórico

Fe(CN) −36

Ferricianeto H3Fe(CN)6 Ácido Ferricianídrico

-4 SiO −44

Silicato H4SiO4 Ácido Silícico

Fe(CN) −46

Ferrocianeto H4Fe(CN)6 Ácido Ferrocianícrico

Com essa tabela, a fórmula dos ácidos segue o esquema

112

Hx A onde H= hidrogênio x= Nox do ânion, no máximo 4 A= ânion

Tente você. Qual a fórmula do oxiácido formado por:a. Fe(CN) −4

6 -__________________ c. SO −23 -____________________

b. SbO −33 -_____________________ d. Cr2O −2

7 -___________________

É só acresentar o número de átomos de hidrogênio necessários para neutralizar o ânion.a. H4Fe(CN)6 (é o ácido ferrocianídrico)b. H3SbO3 (é o ácido antimonioso, ortoantimonioso)c. H2SO3 (é o ácido sulfuroso)d.H2Cr2O7 (é o ácido dicrômico)

Classificação dos ácidos• Quanto à presença de oxigênio na molécula:

a) hidrácidos → sem oxigênio. Ex.: HCl, HBr, HCNb) oxiácidos → com oxigênio. Ex.: H2SO4, HIO, H2CO3

• Quanto ao número de elementos na moléculaa.binários → dois elementos. Ex.: HCl, H2Sb.ternários → três elementos. Ex.: HCN, HIO, H2CO3c. quaternário → quatro elementos. Ex.: H3Fe(CN)6

• Quanto ao número de hidrogênios que se ionizam em solução aquosa:a) ácidos monopróticos ou monoácidos → são todos ácidos que só ionizam l

átomo de hidrogênio. Ex.: todos os ácidos que apresentam apenas um átomo de hidrogênio na molécula – HCl, HF, HIO, HClO4 -; e como exceções alguns ácidos com mais de um hidrogênio, mas que só ionizam um deles: H3PO2 (ácido hipofosforoso) e H3PO4 (ácido fosfórico) e H2CO3 (ácido carbônico).

b) ácidos dipróticos ou diácidos →têm 2 hidrogênios ionizáveis. Ex.: Todos os hidrácidos com 2 átomos de hidrogênio (H2S, H2Te); a maioria dos oxiácidos com 2 átomos de hidrogênio (H2SO4, H2MnO4); e como exceção H3PO3 (ácido fosforoso).

c)ácidos tripróticos ou triácidos → têm 3 hidrogênios ionizáveis. Ex.: o hidrácido H3Fe(CN)6 e os oxiácidos triidrogenados, exceto H3PO3, H3PO2 e H3PO4.

d) tetrapróticos ou tetrácidos → têm 4 hidrogênios ionizáveis e são raros: H4SiO4 e H4Fe(CN)6.

Observações:1. Esta classificação é muito importante para as reações entre ácidos.2. Há – é claro – uma explicação para o fato de nem todos os hidrogênios dos ácidos serem ionizáveis. É que só se ionizam os hidrogênios ligados a átomos de oxigênio.Assim, no H3PO4, temos:

H OP

H O H só este se ioniza

113

Classificação quanto à força dos ácidosEsta classificação diz respeito ao maior ou menor caráter ácido e está relacionada

com a proporção de molécula ionizadas, quando o ácido é dissolvido. O potencial de ionização é medido numa escala de 0% a 100%, a qual indica a força do ácido.

a) fortes → são aqueles cujo potencial de ionização é maior do que 50% (simbolicamente, α>50%). Ex.: os hidrácidos de halogênios HCl, HBr, HI; os oxiácidos em que a diferença entre os átomos de oxigênio e hidrogênio é ≥ 2 – H2SO4; HClO3; HMnO4; H2C2O7.

b) moderados → têm potencial de ionização entre 5% e 50% (α>5%;α<50%).Ex.: o hidrácido HF; os oxiácidos cuja diferença entre átomos de oxigênio e

hidrogênio é igual a 1H3PO4; H2CO3;H2SiO3, etc.c) fracos → têm potencial de ionização menor que 5% (α<5%). Ex.: todos os

demais hidrácidos e os oxiácidos que têm o mesmo número de átomos de oxigênio e de hidrogênio na molécula: HClO; H3PO3; H4SiO4.

Tente você classificar os ácidos quanto à força ácida.a.HCN____________________ d.HClO______________________________b.HI______________________ e.H3PO4_____________________________c.HmnO4__________________ f.H2SO4_____________________________

Quanto à volatilidadeTal característica diz respeito à capacidade do ácido de evaporar-se ou não.a) Ácidos fixos evaporam-se pouco.Isto acontece com a maioria dos ácidos que são sólidos ou líquidos às condições ambientais e têm alto ponto de ebulição: H2SO4 (o mais fixo); H3BO3; H3PO4, CH3COOH (ácido acético); HNO3.b) Ácidos voláteis evaporam-se facilmente.São os ácidos gasosos principalmente os líquidos de baixo ponto de ebulição.Os principais exemplos são os hidrácidos de ametais: HCl, HBr, H2S, HI, HF.Observação: O HCl é um ácido muito volátil mas, como é também um reagente importante, costuma ser usado diluído em água, recebendo o nome de ácido muriático.Antes de passar aos exercícios, vamos esquematizar o que aprendemos sobre a função ácido.

FUNÇÃO ÁCIDO

114

4. EXERCÍCIOSPARA RESOLVÊ-LOS, VOCÊ DEVE SABER:

• DAR A NOMENCLATURA E A NOTAÇÃO DOS HIDRÁCIDOS E OXIÁCIDOS, COM OU SEM CONSULTA À TABELA DE ÂNIONS.

• DISTINGUIR HIDRÁCIDOS DE OXIÁCIDOS; ÁCIDOS MONOPRÓTICO DE POLIPRÓTICOS; FRACOS DE FORTES E MODERADOS; FIXOS DE VOLÁTEIS.

APÓS RESOLVÊ-LOS, CONFIRME SUAS RESPOSTAS NA CHAVE DE CORREÇÃO.I – ASSINALE, COM UM X, NOS PARÊNTESES, A ALTERNATIVA CORRETA.1. H2SO4 é um

115

CONCEITO: São compostos que apresentam hidrogênio eletropositivo.TIPOS: 1. HIDRÁCIDOS― ácidos sem hidrogênio; são os compostos de halogênios e calcogênios: HCl, H2S, HCN2. OXIÁCIDOS ― ácidos com oxigênio; são resultantes da hidratação dos HClO4, H2CO3.3. MONOÁCIDOS OU ÁCIDOS MONOPRÓTICOS― têm apenas um hidrogênio ionizavel: HCl, HBr, HCN, HClO4 e, como exceção, H2CO3, H3PO2

e H3PO4.4. POLIÁCIDOS OU ÁCIDOS POLIPRÓTICOS ― têm mais de um hidrogênio ionizável: H2S, H2SiO3, H3PO3, H4SiO4.5. FORTES ―a≥ 50% (α é o potencial de ionização.)6. MODERADOS ― α>5% e α<50%7. FRACOS a≥5%8. FIXOS ácidos sólidos ou líquidos com alto ponto de ebulição:H2SO4, HNO3, CH3COOH9. VOLÁTEIS ácidos de cloro são um bom modeloÁCIDO cloriDRICO todos os hidrácidosÁCIDO HIPOclorOSO Oxiácidos de Nox =+1ÁCIDO clorOSO oxiácidos de Nox =+2, +3 e +4ÁCIDO clórICO oxiácido de Nox =+4, +5 e +6ÁCIDO PERclórICO oxiácidos de Nox =+72. Os oxiácidos de elementos que só têm um Nox, usam aterminação ICOH3BO3 ácido bórico; H2CO3 ácido carbônio;H4SiO4 ácido silícico3. Os prefixos META, PIRO e ORTO dizem respeito à menor ou maior hidratação do oxiácios dos oxiácidos dos elementos P, As, Sb e SiP2O3 + 1H2O METAFOSFOROSOP2O3 + 2H2O PIROFOSFOROSOP2O3 + 3H2O (ORTO)FOSFOROSO

a.( ) oxiácido, diprótico, fixo e forte.b.( ) oxiácido, monoprótico, fixo e fraco.c.( ) oxiácido, poliprótico, volátil e fraco.

2. Sendo os potenciais de ionização dos ácidos a seguir, podemos dizer que A(α =93,5%) B(α= 61%); C(α= 8,5%); D(α= 1,34%)a.( ) A é forte e B é moderado. c.( ) apenas A é fraco.b.( ) C e D são fracos. d.( ) C é ácido moderado.3. São ácidos fortesa.( ) H4Fe(CN)6, H3BO3, H3PO4, HCN. c.( ) HNO3, H2SO4, HCl, HBrb.( ) H2S, HCl, HCN, H2SO4. d.( ) H3PO2, H4SiO4, H2Se, H3PO3.

4. São ácidos voláteisa.( ) os que têm alto ponto de ebulição. c.( ) os que são sólidosb.( ) todos os que são gasosos. d.( ) Nenhuma resposta está correta.

5. Sobre as funções já estudadas, podemos dizer quea.( ) o elemento funcional dos óxidos é o oxigênio com Nox negativo.b.( ) para se ter uma base segundo Arrhenius, temos que ter um cátion ligado à hidroxila (OH-).c.( ) a característica fundamental dos ácidos é a existência do radical funcional H+.d.( ) Todas as alternativas estão corretas.II – FAÇA O QUE SE PEDE.1. Dê a nomenclatura dos ácidos.a.HCl - d. H2S - b. HI - e. H2Se - c. HBr - f. HF - 2. Dê a nomenclatura dos oxiácidos, procurando não consultar a tabela de radicais.a.HmnO4 f.H3PO4

b.HClO3 g.HAsO3

c.HIO4 h.H4SiO4

d.H2CO3 i.HIOe.H2MnO4 j.H2SiO3

3. Complete as reações, simplificando os produros, quando necessário, e dando o nome dos ácidos.a.N2O5 + H2Ob.B2O3 + 3H2Oc.As2O3 + 2H2Od.I2O7 + H2Oe.P2O3 + 3H2O

4. Escreva a notação dos ácidos (use o conhecimento do Nox ou a tabela de ânions).a. ácido iódico - g. ácido nítrico -b. ácido cloroso - h. ácido metassilícico -c. ácido hipoiodoso - i. ácido piroarsenioso -d. ácido sulfídrico - j. ácido fosforoso -e. ácido sulfuroso - l. ácido telúrico - f. ácido sulfúrico - m. ácido clorídrico - 4. CHAVE DE CORREÇÃO

116

I – 1. a.(x) oxiácido, diprótico, fixo e forte. 2. d.(x) C é ácido moderado. Veja: α>50% forte: A e bα<50% e >5% moderado: Cα<5% fraco: D.3. c.(x) HNO3, H2SO4, HCl, HBrSão fortes: os hidrácidos de halogênios HCl, HBr e HI e os oxiácidos que têm número de oxigênio – nº de hidrogênio ≥ 2.4.b.(x) todos os que são gasosos.5.d.(x) Todas as alternativas estão corretas.Exatamente o que caracteriza as funções estudadas é:Hidretos presença de hidrogênios compostos bináriosHidróxidosradical OH- ligado a cátionÓxido oxigênio eletronegativoÁcido íon H+ ligado a ânion.II – 1.Todos são hidrácidos, então a terminação é ídrico.a. ácido clorídrico; b. ácido iodídrico; c. ácido bromídrico; d. ácido sulfídrico; e. ácido selenídrico; f. ácido fluorídrico.

3. Para não usar a tabela de ânions, devemos calcular os Nox dos elementos centrais dos ácidos.

4. a.Nox =+7 ácido permangânico; b. Nox =+5 ácido clórico; c. Nox =+7 ácido periódico; d. Nox fixo =+4 ácido carbônico; e. Nox=+6 ácido mangânico; f. Nox de P=+5, com três moléculas de H2O ácido ortofosfórico ou fosfórico; g. Nox de As=+5, com 1 molécula de H2O ácido metarsênico; h. Nox fixo =+4, com 2 moléculas de H2O ácido ortossilícico ou silícico. I. Nox=+1 ácido hipoiodoso; j. Nox=+4, com 1 molécula de H2O ácido metassilícico.

3. a. N2O5 óxido de nitrogênio V b. B2O3 óxido de boro II H2 O + H6 O3 + H2N2O6 HNO3 ácido nítrico. H6B2O6 H3BO3 ácido bórico c. As2O3 anidrido arsenioso d. I2O7 anidrido periódico H4 O2 + hidratação média H2 O + H4As2O5 ácido piroarsênico H2I2O8 HIO4 ácido periódico

e. P2O3 anidrido fosforoso f. Cr2 O6 anidrido crômico(2+mo H6 O3+ máxima hidratação H2 O + léculas) H6P2O6 HPO3 → ácido ortofosforoso H2Cr2O7 ácido dicrômico

ou fosforoso

4. a.HIO3; b.HCl2; c.HIO; d.H2S; e.H2SO3; f. H2SO4; g.HNO3; h.H2SiO3; i.H4As2O5; j. H3PO3; l.H2TeO4; m.HCl.A terminação ídrico é exclusiva dos hidrácidos, átomos sem oxigênio.

TEXTO: SAIS A NEUTRALIZAÇÃO DE ÁCIDOS E BASES

117

São vários os conceitos dados aos sais:

Segundo Arrhenius sal é todo composto que apresenta metal ou grupo amônio (NH4

+), substituindo o hidrogênio ionizável de um ácido.

Teoria da neutralização sais são substâncias formadas pela reação entre um ácido e uma base de arrhenius.

Conceito atual sais são compostos iônicos que possuem, pelo menos, um cátion diferente do H+ e um ânion diferente de OH-

Nenhum está errado. O terceiro, todavia, é o mais abrangente e o que vamos usar. Por esse conceito, são SAIS:a) qualquer composto de cátions e ânions, que não apresentem H+ ou OH+, ou seja:NaCl; K2SO4; CaCO3; NH4Cl → SAIS NEUTROSNaKCO3; BaBrCl; KrbSO4 → SAIS DUPLOSb) compostos que apresentam H+ e outro cátion, ou seja:NaHSO4; NaH2PO4; LiH3P2O7 → HIDROGENOSSAISc) compostos que apresentam OH- e outro ânion, ou seja:Al(OH)P2O7; Ca(OH)Cl; K(OH)2P2O7 → HIDROXISSAIS

Sais neutros ou normais: produtos da reação total de ácidos e basesVejamos quatro reações de ácidos com bases, para deduzir a nomenclatura dos sais neutros.ÁCIDO CLORÍDRICO + HIDRÓXIDO DE SÓDIO → CLORETO DE SÓDIO + H2O HCl + NaOH NaCl + H2O

ÁCIDO NITROSO + HIDRÓXIDO DE BÁRIO → NITRITO DE BÁRIO + H2O 2HNO2 + Ba(OH)2 Ba(NO2)2 + 2H2O

ÁCIDO SULFÚRICO + HIDRÓXIDO DE FERRO II → SULFATO DE FERRO II + H2OH2SO4 + Fe(OH)2 FeSO4 + 2H2O

ÁCIDO SULFÚRICO + HIDRÓXIDO DE FERRO III → SULFATO DE FERRO III + H2O3H2SO4 +2Fe(OH)3 Fe2(SO4)3 + 6H2O

Na reação de um ácido com um hidróxido, os átomos de hidrogênio do cálcio cedem seu lugar ao cátion do hidróxido. Os cátions H+, por sua vez, ligam-se à hidróxila formando H2O. Essas são as transformações químicas, quando ácidos e bases são postos a reagir.

Do ponto de vista da nomenclatura, também vimos quea) a terminação dos ácidos é substituída por eto, ito e ato, dando o nome

do radical do salb) acrescenta-se, ao nome do radical do ácido, o nome do cátion do

hidróxido, sem alteração.

118

Então, a nomenclatura dos sais neutros pode ser esquematizada assim:

ÁCIDO SAL NOMENCLATURA DOS SAIS-ÍDRICO-OSO-ICO

-ETO-ITO-ATO

ELEMENTO + ETO + NOME DO CÁTION(prefixo) + ELEMENTO + ITO + NOME DO CÁTION(prefixo) + ELEMENTO + ATO + NOME DO CÁTIONObs.: Se o ácido tiver prefixos (hipo, per, piro, meta) estes se mantêm no nome do sal.

Os sais neutros, formados das diversas reações dos ácidos de cloro com hidróxido, são uma boa síntese da nomenclatura.(hidrácido) HCl + NaOH clorETO de sódio

HClO + NaOH hipoclorITO de sódio HClO2 + NaOH clorITO de sódio

Oxiácidos HClO3 + NaOH clorATO de sódio HClO 4 + NaOH perclorATO de sódio

Treine um pouco. Efetue as reações e dê nome aos sais.a. ácido nítrico + hidróxido de cálciob. ácido ortofosfórico + hidróxido férricoc. ácido iodídrico + hidróxido de potássiod. ácido periódico + hidróxido de sódio

Veja bem:a.2HNO3 + Ca(OH)2 Ca(NO3)2 + 2H2O

↓nitrato de cálcio

b.H3PO4 + Fe(OH)3 FePO4 + 3H2O↓(orto)fosfato férrico ou fosfato de ferro III

Obs.: Dizemos ortofosfato em vez de ortofosforato.

c. HI +KOH KI + H2O↓iodeto de potássio

d.HIO4 + NaOH NaIO4 +H2O↓

periodato de sódioHidrogenossais: produtos de neutralização parcial de um oxiácido poliprótico

Os oxiácidos polipróticos, ao reagir com hidróxidos, podem apenas ionizar-se

119

HIDROGENOSSAIS SÃO AQUELE QUE APRESENTAM UM OU MAIS ÁTOMOS DE HIDROGÊNIO EM SUA CONSTITUIÇÃO. SÃO TAMBÉM CHAMADOS DE SAIS ÁCIDOS.

parcialmente, formando hidrogenossal e água como produtos.H3PO4+NaOH NaH2PO4 + H2O

-1H+ ↓diidrogenofosfato de sódio

NaH2PO4 + NaOH Na2HPO4 + H2O -1H+ ↓

monoidrogenofosfato de sódio

Vejamos a nomenclatura oficial desses sais. Segue o esquema:

Ou seja:NaHSO4 hidrogenossulfato de sódio (ou monodrogenosulfato de sódio)NaH2SO2 diidrogeno-hipofosfito de sódioCaHPO3 hidrogeno-fosfito de cálcio (ou monoidrogeno-fosfito de cálcio0)Como já estamos acostumados, há outras nomenclaturas, além da oiial. Compare-as no quadro.SAIS IUPAC COM PREFIXOS

AO NOME DO CÁTION

COM AS EXPRESSÕES (MONO, DI, TRI) ÁCIDO

NaH2PO4

Na2HPO4

Diidrogeno-ortofosfato de sódioHidrogeno-ortofosfato de sódio

Ortofosfato monossódicoOrtofosfato dissódico

Ortofosfato diácido de sódioOrtofosfato monoácido de sódio

Entendeu?Monoidrofeno (...) e monoácido Diidrogeno (...) e diácido indicam número de H no compostoTriidrogeno (...) e triácido

Monossódico indicam número de cátion no compostodissódico

Treine você. Dê os nomes dos seguintes hidrogenossais.a.NaHCO3 (produzido por H2CO3 + NaOH)b.Mg(HSO4)2 (poduzido por H2SO4 + Mg(OH)2)

Confiraa.NaHCO3 hidrogeno carbonato de sódio; carbonato monossódico; carbonato monoácido de sódio(Este é o popularíssimo bicarbonato de sódio, nomenclatura em que o prefixo bi indica a existência de 2 cátions ligados ao ânion carbonato. Essa nomenclatura é usada para alguns outros hidrogenossais.)b.Mg(HSO4)2 diidrogeno-sulfato de magnésio; sulfato monomagnésico; sulfato diácido

120

mono di HIDROGÊNIO + NOME DO ÂNION + NOME DO CÁTION tri

Obs.: O prefixo mono pode ser omitido.

de magnésio.Hidroxissais: produtos da neutralização parcial de bases por ácidos

De modo semelhante aos hidrogenossais, os hidroxissais derivam da ionização parcial de polibases e, por isso, são também chamados de sais básicos.

As duas nomenclaturas para os hidroxissais são:

HIDROXISSAIS IUPAC COM AS EXPRESSÕES (MONO, DI, TRI) BÁSICO

Al(OH)2Cl Diidroxi-cloreto de alumínio Cloreto dibásico de alumínioAl(OH)SO4 Hidroxissulfato de alumínio Sulfato (mono) básico de

alumínio

Os sais não têm um elemento funcional característico. Suas propriedades podem ser sintetizadas assim:

São compostos iônicos, formados por cátions e ânionsSão sólidos cristalinos, com pontos de fusão elevadíssimosApesar de serem iônicos, alguns sais apenas são solúveis: todos os nitratos,

cloratos e acetados; os sulfatos (exceto os de cálcio, estrôncio, bário e o plumboso), e os cloretos, brometos e iodetos (exceto o de prata, o mercuroso e o plumboso)

Têm sabor salgado e, na maioria, são venenosos.

Já sabemos como determinar os sais a partir de reações de neutralização total ou parcial de ácidos e bases. No entanto, queremos frisar-lhe que, para dar o nome e a fórmula dos sais, você pode usar dois outros recursos: consultar às tabelas de ânions e de cátions; e determinação do Nox do elemento principal do ânion.

CONSULTA ÀS TABELASNas tabelas de ÂNIONS, você encontra o ânion, seu Nox e seu nome (que é

exatamente o nome do sal). Para dar a fórmula do sal, você acresentará ao ânion o cátion devido, trocando os Nox e simplificando-os, se possível. Para dar nome, você fará: NOME DO ÂNION + NOME DO CÁTION.

Você já tem uma tabela simplificada dos ânions e outra, completa, dos principais cátions. Então, veja apenas estes exemplos.

ÂNION CÁTIONFÓRMULA NOME FÓRMULA NOME

CH3COO-

Br-

NO −3

HPO −23

[Fe(CN)6] −3

AcetatoBrometoNitratoFosfito

ferricianeto

Cu+

Cu2+

Zn2+

K+

De cobre I (cuproso)De cobre II (cuprico)De zincoDe potássio

Então, faça você. Dê o nome de a. Zn3[Fe(CN)6]2 d. KBrb. CuHPO3 e. KNO3

c. Zn(CH3COO)2 f. CuBr

121

HIDROXISSAIS são aqueles que apresentam, além do ânion do sal, o ânion OH-.

Agora, dê as fórmulas.a. fosfito cuproso c. fosfito de zincob. nitrato de potássio d. ferricianeto de potássio

Os nomes são (NOME DO ÂNION + NOME DO CÁTION)a. ferricianeto de zinco; b. fosfito cúprico (porque, pela fórmula se trata de Cu2+); c. acetado de zinco; d. brometo de potássio; e. nitrato de potássio; f. brometo

Cuproso(Veja que Cu+ + Br CuBr; Cu+2 + Br- CuBr2).As fórmulas São: (Atenção para a troca dos Nox da fórmula.)a.Cu+ HPO −2

3 Cu2HPO3; b.K+ NO −3 KNO3;

c. Zn2+HPO −23 Zn2(HPO3)2→ZnHPO3;

d. K+ Fe(CN) −36 K3Fe(CN)6

PELO NOX DO ELEMENTO PRINCIPAL DO ÂNION

Esse processo é absolutamente semelhante à determinação da nomenclatura dos ácidos pelos Nox. Veja o quadro:ÂNIONS NOX DO ELEMENTO

PRINCIPALNOME DO SAL0

NÃO-OXIGENADOS -1, -2-3, -4

ELEMENTO + ETO

OXIGENADOS +1+2, +3, +4+4, +5, +6 +7

HIPO + ELEMENTO + ITO + ELEMENTO + ITO ELEMENTO + ATOPER +ELEMENTO + ATO

Se se tratar de sal obtido pela neutralização parcial, é só usarmos:a) os prefixos HIDROGENO, DIIDROGENO, TRIIDROGENO→ quando for neutralização parcial do ácidob) os prefixos HIDROXI, DIIDROXI, TRIIDROXIquando for neutralização parcial da base.Exemplos:a. Na2SO4 sulfato de sódio c. CaCl2 cloreto de cálcio

+6 -1 b. NaHSO4 hidrogenossulfato de sódio d. Ca(OH)Cl →hidroxicloreto de cálcio

+6 -1

Em resumo:

122

SAIS SÃO COMPOSTOS IÔNICOS QUE POSSUEM, PELO MENOS, UM CÁTION DIFERENTE DO H+ E UM ÂNION, QUE NÃO APRESENTEM H+ OU OH- OU SEJA:NACl; K2SO4; CaCO3; NH4Cl→SAIS NEUTROSNaKCO3; BaBrCl; KRbSO4→SAIS DUPLOSCOMPOSTOS QUE PARESENTAM H+ E OUTROS CÁTION, OU SEJA:NaHSO4; NaH2PO4; LiH3P2O7→ HIDROGENOSSAISCOMPOSTOS QUE APRESENTAM OH- E OUTRO ÂNION, OU SEJA:Al(OH)P2O7; Ca(OH)Cl; K(OH)2P2O7→ HIDROXISSAIS

EXERCÍCIOSPARA RESOLVÊ-LOS COM ACERTO, VOCÊ DEVE SABER:

RESOLVA COM ATENÇÃO.I – ESCREVA, NOS PARÊNTESES, (V) OU (F), CONFORME AS ALTERNATIVAS SEJAM VERDADEIRAS OU FALSAS.

1. ( ) Os sais são compostos tipicamente iônicos.2. ( ) Os sais duplos apresentam 1 ânion qualquer e 1 ânion OH-.3. ( ) A reação de neutralização total entre um ácido e uma base forma um sal

normal ou neutro.4. ( ) Segundo o conceito de sal, dado por Arrhenius, sal deve ter um ânion

diferente de OH-, e um cátion diferente de H+.5. ( ) Um sal jamais apresenta o ânion OH- ou o cátion H+.6. ( ) Quanto a natureza dos íons, os sais se classificam em normais,

hidrogenossais, hidroxissais e sais duplos.7. ( ) Um ácido ao reagir com um hidróxido forma sal e água.8. ( ) Os hidroxissais apresentam características ácidas.9. ( ) O hidrogeno-carbonato de sódio (NaHCO3) é também conhecido como

bicarbonato de sódio.10. ( ) os sais são, em geral, venenosos.

II – ASSINALE, COM UM X, NOS PARÊNTESES, A ALTERNATIVA ADEQUADA 1. A Fórmula correta do sulfato férrico é:a.( ) FeSO4. c.( ) Fe2(SO4)3

b.( ) Fe2SO4 d.( ) Fe(SO4)2.

2. O ZnSO4 pode ser obtido pela reação escrita corretamentea.( ) H2SO4 + Zn(OH)2 ZnSO4 + 2H2Ob.( ) H3PO4 + Zn(OH)2 ZnPO4 +H2Oc.( ) H3SO4 + ZnOH ZnSO4 + OHd.( ) H2SO4 + ZnCl ZnCl2 +ZnSO4

3. São exemplos de sais neutros.a.( ) ZnCl2, Fe2(SO4)3, NH4NO3, PbCl2. c.( ) NaHSO4, K2SO4, K2S, CaBr2.b.( ) K2SO4, Ca(OH)Cl, K2S, CaCl2. d.( ) NaHSO4, Ca(OH)Cl,

NaHCO3, NaH2PO4.

4. A única alternativa ERRADA éa.( ) hidroxissais são sais com características básicas.b.( ) os sais normais podem ser chamados de sais neutros.c.( ) sais oxigenados apresentam oxigênio em sua molécula.d.( ) o cloreto de amônio é um sal quaternário.

123

• DISTINGUIR SAIS NEUTROS, HIDROGENOSSAIS, HIDROXISSAIS E SAIS DUPLOS.

• RECONHECER AS PRINCIPAIS CARACTERÍSTICA DOS SAIS E SUA INTERRELAÇÃO COM ÁCIDOS E HIDRÓXIDOS.

5. As fórmulas químicas do nitrato de prata, nitrato de potássio e nitrato de bário são, respectivamente (O ácido nítrico tem a fórmula HNO3.)a.( ) Pt(NO3)2 HgNO3 Ba(NO3)2

b.( ) AgNO3 KNO3 Ba2NO3

c.( ) Ag2NO3 K(NO3)2 BaNO3

d.( ) AgNO3 KNO3 Ba(NO3)2

6. A seqüência que se obtém relacionando as colunas é( ) NaH2PO4 (A) fosfato de sódio( ) Na3PO4 (B) clorato de sódio( ) NaNO3 (C) nitrato de sódio( ) NaClO3 (D) pirofosfato de sódio( ) Na2Cr2O7 (E) dicromato de sódio( ) Na4P2O7 (F) diidrogenosfosfato de sódio

a.( ) F, A, C, B, E, D. C. ( ) F, D, E, B, A, C.b.( ) F, B, D, E, A, C. D. ( ) F, C, B, E, D, A.

7. As fómulas – NaBr, NaBrO, NaMnO4, CaMnO4, FeSO4 – correspondem respectivamente aos compostosa.( ) bromato de sódio, brometo de sódio, permanganato de sódio, manganato de cálcio, sulfato de ferro.b. ( ) brometo de sódio, bromato de sódio, permanganato de sódio, permanganato de cálcio, sulfato férrico.c. ( ) brometo de sódio, hipobromito de sódio, permanganato de sódio, manganato de cálcio, sulfato ferroso.d. ( ) brometo de sódio, hipobromito de sódio, manganato de sódio, manganato de cálcio, sulfato ferroso.

8. As fórmulas do brometo de potássio, bromito de sódio, bromato de alumínio são, respectivamentea. ( ) KbrO; NaBrO2; Al3(BrO)2. c. ( ) KBr; NaBrO; AlBrO6.b. ( ) KHBr; NaBr; AlBrO3. d. ( ) KBr; NaBrO2; Al(BrO3)3.

III – FAÇA O QUE SE PEDE.1. Com os cátions e ânions a seguir, forme sais e dê sua nomenclatura.Ânions S2-; NO-2; BO3

3-; HSO-4;

CÁTIONS Li+; Ba2+; Al3+; Pb2+; Pb4+;NH+4

____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

5. CHAVE DE CORREÇÃO

124

I- 1. (v); 2.(F) Os sais duplos apresentam 2 ânions diferentes de OH-.; 3.(v); 4.(v); 5.(F) Os hidrogenossais e os hidroxissais provam o contrário; 6.(v); 7.(v); 8.(F) -Apresentam características básicas; 9.(v); 10.(v).II – 1. c.(x) Fe2(SO4)3 O cátion férrico é Fe3+

2. a. (x) H2SO4 + Zn(OH)2 ZnSO4 + 2H2O3. a. (x) ZnCl2, Fe2(SO4)3, NH4NO3, PbCl2

-Sais neutros: 1 cátion diferente de H+ e 1 ânion diferente de OH-.4. d. (x) esta é errada pois o cloreto de amônio é NH4Cl – um composto ternário5. d. (x) AgNO3, KNO3, Ba(NO3)2

-Os cátions são Ag+, K+, Ba2+; o ânion é NO-3. Então AgNO3; KNO3; Ba(NO3)2.

6. a. (x) F, A, C, B, E, D.-Consulte as tabelas de cátions e ânions; ou, então, reconstitua o ácido para, através do seu nome, dar a correta nomenclatura do sal.7. c. (x) KBr; NaBrO2; Al(BrO3)3

-Conslte a tabela de ânions e note que brometo vem de HBr; bromito vem de HbrO2; bromato vem de HbrO3.

III – 1. a. Para o ânion sulfeto (S2-):Li2S sulfeto de lítio; BaS sulfeto de bário; Al2S3 sulfeto de alumínio;PbS sulfeto de chumbo II ou pumbloso; PbS2 sulfeto de chumbo IV ou plúmbico; (NH4)2S sulfeto de amônio.b. Para o ânion NO-

2(nitrito, pois Nox de N=+3); LiNO2→nitrito de lítio;Ba(NO2)2→nitrito de bário; Al(NO2)3→nitrito de alumínio; Pb(NO2)2→nitrito de chumbo II; Pb(NO2)4→nitrito de chumbo IV; NH4NO2 →nitrito de amônio.c. Para o radicla BO-3

3 (borato):Li3BO3 →borato de lítio; Ba3(BO3)2→borato de bário; AlBO3→borato de alumínio; Pb3(BO3)2→borato de chumbo II; Pb3(BO3)4→borato de chumbo IV;(NH4)3BO3→borato de amônio.d. Para HOS-

4→ (hidrogenossulfato ou sulfato monoácido ):LiHSO4→hidrogenossulfato de lítio (ou sulfato monioácido de lítio); Ba(HSO4)2→hidrogenossulfato de bário; Al(HSO4)3→triidrogenosulfato de alumínio; Pb(HSO4)2→diidrogenossulfato de chumbo II; Pb(HSO4)4→tetreidrogenossulfato de chumbo IV; NH4HSO4 →hidrogenossulfato de amônio.Lembre-se de que só colocamos entre parênteses o íon, quando seu índice é diferente de 1.

Tudo compreendido e reforçado? Então, passe à auto-avaliação.

Princípios básicos de química. São Paulo: Harper & Row do Brasil, 1982. v. 1.

I – RELACIONE AS COLUNAS, DE MODO A CLASSIFICAR AS REAÇÕES QUÍMICAS, ESCREVENDO NOS PARÊNTESES A LETRA ADEQUADA.1.( ) CaCO3 CaO +CO2 (A) REAÇÃO DE ANÁLISE2. ( ) NH4NO3 N2O + 2H2O (B) REAÇÃO DE SÍNTESE3. ( ) C + 2H2 CH4 (C) REAÇÃO E DESLOCAMENTO4. ( ) 2Na + 2H2O 2NaOH + H2 (D) REAÇÃO DE DUPLA TROCA5. ( ) HCl + NaOH NaCl + H2O

125

II – NAS QUESTÕES A SEGUIR ASSINALE, COM UM X NOS PARÊNTESES, A ALTERNATIVA CORRETA.6. Equação química

a. ( ) é o fenômeno pelo qual uma ou mais substâncias transformam-se em novas substâncias.

b. ( ) é a representação dos produtos de uma reação.c. ( ) utiliza símbolos, fórmulas, coeficientes para representar a reação química.d. ( ) é o mesmo que reação química.

Agora você percebe a importância de conhecer os grupos orgânicos que mostramos anteriormente: eles são necessários para dar nome aos hidrocarbonetos ramificados.

Nesse contexto, é bastante útil o conceito de cadeia principal.Cadeia Principal é a maior sequência de carbonos que contenham as

ligações duplas e triplas (se existirem). No caso de duas sequências igualmente longas, é a mais ramificada.

Os carbonos que não fazem parte da cadeia principal pertencem às ramificações.

Cadeia PrincipalH3C – CH – CH2 – CH2 – CH3 H3C – CH – CH – CH – CH2 – CH3

| | | | CH3 CH3 CH2 CH3

|Ramificações CH3

2 – metil – pentano 2,4 – dimetil – 3 – etil – hexano

Hidrocarbonetos com uma ramificaçãoPara dar nome a um hidrocarboneto com uma ramificação, proceda da

seguinte maneira:1°) Localize a cadeia principal2°) Numere os carbonos da cadeia principal. Para decidir por qual extremidade deve começar a numeração baseie-se nos seguintes critérios:• SE a cadeia for insaturada, comece pela extremidade mais próxima da

insaturação. Se houver mais de uma insaturação, comece pela extremidade que permita dar às insaturações os menores números possíveis.

Como vemos, a insaturação prevalece sobre a ramificação• Se a cadeia for saturada, comece pela extremidade mais próxima da

ramificação. (discutiremos diante da situação de mais de uma ramificação.)3°) Escreva o número de localização da ramificação e a seguir, separando com um hífem, o nome do grupo orgânico que corresponde à ramificação. Por exemplo, se houver um grupo CH3 como ramificação no segundo carbono da cadeia principal, deve-se escrever 2-metil.4°) Finalmente, escreva o nome do hidrocarboneto correspondente à cadeia principal, separando-o do nome da ramificação por um hífen.Vamos dar alguns exemplos: 5 4 3 2 1 H3C – CH2 – CH2 – CH – CH3

|

126

CH3 2-metil-pentano

(4-metil-pentano é incorreto) 1 2 3 4 5 6 H3C – CH2 – CH – CH2 – CH2 – CH3

| CH33 - metil-hexano

( 4-metil – hexano é incorreto)

5 4 3 2 1

H3C – CH2 – CH – CH = CH2 | CH33 – metil – 1 – pentano

6 5 4 3 2 1H3C – CH – CH2 – C = C – CH3

|CH3 5-metil-2-hexano

Hidrocarbonetos com mais de uma ramificaçãoPara dar nome a um hidrocarboneto com mais de uma ramificação, o

procedimento é muito parecido com o descrito anteriormente, com apenas algumas variações.1°) Localize a cadeia principal2°) Numere os carbonetos da cadeia principal. Para decidir por qual extremidade deve começar a numeração, baseie-se nos seguintes critérios:• SE a cadeia for insaturada, comece pela extremidade mais próxima da

insaturação. Se houver mais de uma insaturação, comece pela extremidade que permita dar às insaturações os menores números possíveis.

Como vemos, a insaturação prevalece sobre a ramificação• Se a cadeia for saturada, comece pela extremidade que permite dar às

ramificações os menores números possíveis.Ambos os procedimentos de numeração correspondem à regra dos menores números, ou seja, atribuem-se os menores números às insaturações ou na ausência delas às ramificações.

3°) Escreva o nome e o número de localização das ramificações seguindo a ordem alfabética ( maiores detalhes são fornecidos adiante )

Os prefixos di, tri, tetra, penta, etc. devem preceder o nome dos grupos a fim de indicar sua quantidade. Assim por exemplo, se houver dois grupos CH3 como ramificações, deve-se escrever dimetil.4°) Finalmente, escreva o nome do hidrocarboneto correspondente à cadeia principal, separando-o do nome das ramificações por um hífen.Vamos tomar como exemplo o isooctano:

CH3 |H3C – C – CH2 – CH – CH3 | | CH3 CH3 Isooctano( Nome Usual )

Numerando aPartirDa esquerda

127

CH3 1 2 | 3 4 5 H3C – C – CH2 – CH - CH3 | | CH3 CH32,2,4-TRIMETIL-PENTAO

2 + 2 + 4 = 8Numeração correta(8<10)NomeCorreto2,2,4-trimetil –pentano

O uso da vírgula e do hífem obedecendo aos seguintes critérios:Vírgula: Entre número e número

2 , 2 , 4 – TRIMETIL – PENTANOHífen: entre número e palavra e também entre palavra e palavra

Veja mais alguns exemplos: 1 2 3 4 4 3 2 1H3C- CH – CH – CH3 Ambas as | | Numerações são CH3 CH3 corretas2,3-dimetil-butano

CH3 1 2 | 3 4 5H3C – C – CH –CH2 – CH3 | | CH3 CH32,2,3-trimetil-pentano

Numerando a PartirDa direita

CH3 5 4 | 3 2 1H3C – C - CH2 – CH – CH3 | | CH3 CH32,2,4-trimetil-pentano

2+4+4=10Numeração incorreta

8 CH3 |

7 CH2 |

128

CH3 6 CH2 3 | 5 | H3C – CH – CH – C – CH – CH – CH3 | | | 2 CH3 CH3 CH3 | | 1 CH3 CH3

3,4-DIMETIL-5ETIL-ISOPROPIL-OCTANOComeçando por aqui.As ramificações

Recebem os menoresnúmeros

5 4 3 2 1H3C – CH –CH – CH = CH2

| | CH3 CH3 Instaurações mais próximas dessa extremidade

3,4 –dimetil-1-penteno

6 5 4 3 2 1H3C –CH –CH – C = C – CH3 | | CH3 CH34,5 – dimetil – 2-hexino

Nomenclatura de álcoois de cadeia normalComo dissemos, o etanol é chamado apenas de álcool. No entanto, para os

químicos, o termo álcool engloba uma grande família de compostos, todos com uma semelhança estrutural> apresentam grupo OH ligado a um carbono saturado, isto é aquele que só faz ligações simples. OH | - C – Álcool O grupo OH é chamado de hidroxila | ou oxidriaCarbono Note que, de acordo com a definiçãoSaturado ao lado, estruturado do tipo

OH = C e = C – OHAssim , são exemplos de álcoois:

H H H H | | | | H – C – OH H – C – C –OH H – C = C – C – OH | | | | | | H H H H H H E não são exemplo de álcoois:

H H | |H – C – C = C – OH H – C – C = C – OH | | | |

129

H H H H

Os álcoois constituem o segundo grupo de compostos que vamos estudar. Para dar nome a eles, de acordo com as regras de lupac, devemos proceder como no caso dos hidrocarbonetos, só que empregando o sufixo ol.

Sufixo Indica que o composto é um o Hidrocarboneto ol álcool

Assim, por exemplo:

H3C – OH Met na ol

H3c – CH2 – OH Et na ol

1 2 3 1 2 3 H2C – CH2 – CH3 1-PROPANO H3C – CH – CH3 2- propano | |OH OH

Como você pode ver, quando há mais de uma possibilidade para a posição do OH é necessário indicá-lo através da numeração dos carbonos.

A numeração dos carbonos é feita começando pela extremidade mais próxima do grupo OH.

1 2 3 4 5 Numeração incorreta

5 4 3 2 1 Numeração corretaH3C – CH2 – CH2 – CH – CH3 De acordo com a regra, o correto pe 2-pentanol e

| não 4-penteanol 0HExtremidade mais Próxima do OH

Nomenclatura de álcoois de cadeia ramificadaA monenclatura de álcoois que apresentam ramificações é feita de modo similar

ao dos hidrocarbonetos ramificados. Deve-se primeiramente, encontrar a cadeia principal. A novidade, contudo, é que a cadeia principal deve obrigatoriamente incluir o carbono ligado à hidroxila(OH)

A numeração da cadeia principal tem de ser feita de modo que o carbono ligado à hidroxila receba o menor número possível. Assim como vemos a prioridade é dada ao grupo OH, e não às ramificações.

Se, por a caso, o grupo OH estiver posicionado a uma mesma distância de ambas as extremidades da cadeia principal, então, nesse caso ela deve ser numerada de tal forma que deixe as ramificações com os menores números possíveis:Assim:

Em um álcool ramificação, a cadeia principal é a maior seqüência de carbonos que contém aquele que está ligado à hidroxila(OH). A numeração da cadeia principal tem de começar pela extremidade mais próxima do grupo OH.

130

Como exemplo, considere os seguintes casos:1 2 3 4 5 - Numeração incorreta5 4 3 2 1 – Numeração correta

H3C – CH – CH2 – CH – CH3

| |CH3 OH 4-Metil-2-pentanolExtremidade maisPróxima do OH

CH3

4 3| 2 1H3C – C – CH2 – CH2 – OH

| CH3 3,3-DIMETIL-1-BUTANOL

3 2 1CH2 – CH2 – CH2 – OH 3-FENIL – 1- PROPANOL

OH |

H3C – CH – CH –CH –CH3 3-ETIL-4-METIL-2-PENTANOL | |

CH3 CH2 | CH3

3 – AldeídosNomenclatura de aldeídos de cadeia normal

“O bom uísque se conhece no dia seguinte”. “Essa vodca você pode beber sem medo do amanhã cedo”.

Essas frases usadas em propagandas de bebidas alcoólicas se referem a dor de cabeça que algumas bebidas causam. O principal responsável por ela é uma substância chamada de etanal.

H O | OH – C – C ou H3C – C | H H H

O etanal pertence ao conjunto de substâncias conhecidas como aldeídos, que se caracteriza

Opela presença do grupo – C na molécula

HO

- C aldeídoH

Automóveis a álcool emitem um pouco de etanal, sendo este o responsável pelo cheiro enjoativo que sentimos logo que damos a partida no carro.

Outro aldeído bastante conhecido é o metanal, vendido em solução aquosa com o nome de formol.

OH – C Metanal

H

131

O formol é um produto usado na conservação dos tecidos de animais e cadáveres humanos para estudos em biologia e medicina. O metanal também é empregado na fabricação de fórmica e outros materiais sintéticos.

Para dar nome aos aldeídos, de acordo com as regras de lupac, procedemos como fizemos para os hidrocarbonetos e álcoois só que usando o sufixo al.

Sufixo Indica que o composto é um o Hidrocarboneto ol álcoolal aldeídos

Assim:O O

H – C H3C – CH2 – C H H

Metanal PROPANAL O O

H3C – C H3C – CH2 – CH2 – C H H

Etanal Butanal

Perceba que o carbono do grupo aldeídos também é levado em conta no número total de carbonos e que a dupla ligação entre o oxigênio e o carbono não está na cadeia. Por esse motivo, não se utiliza o intermediário en, e sim o na.

Existe um aldeído muito importante, cujo nome não segue essa regra. É o benzaldeído, responsável pelo cheiro característico de amêndoa.

Nomenclatura de aldeídos de cadeia ramificadaNa nomenclatura de aldeídos que apresentam ramificações, deve-se primeiramente,

encontar a cadeia principal que é a maior sequência de carbono que inclui obrigatoriamente o carbono do grupo funcional – CHO, que caracteriza a função aldeído

A numeração da cadeia principal tem de ser feita começando pela extremidade do grupo – CHO. Assim, a prioridade é dada ao grupo funcional – CHO, e não às ramificações.

Em um aldeído ramificado, a cadeia principal é a maior sequência de carbonos que contém aquele do grupo – CHO. A numeração deve começar da extremidade em que está o grupo – CHO.

Para entender bem, analise os seguintes exemplos: 1 2 3 4 5 – Numeração incorreta 5 4 3 2 1 – Numeração correta

OH3C – CH- CH2 – CH2 – C | CH3 H

Extremidade do O

Grupo – C H

4 – CetonasNomenclatura de cetonas de cadeia normal

Um tipo de cetona, muito usada como solvente pelas mulheres para tirar o esmalte das unhas é a acetona. O nome dessa substância, de acordo com as regras da lupac, é propanona.

H O H O | || | ||H – C – C – C – H H3C – C – CH3

| | H H

132

5. ÁCIDOS CARBOXÍLICOSNomenclatura de ácidos carboxílicos de cadeia normal

O vinagre é uma solução aquosa de ácido etanóico.O sabor azedo é, como sabemos, uma característica das substâncias ácidas. H | O OH – C – C ou H3C – C

| OH OH H Ácido etanóico

Encontramos na manteiga derivados dó ácido butanóico, que conferem a ela seu odor característico. Quando a manteiga fica velha, formam-se grandes quantidades desse ácido, responsável pelo cheiro característico da manteiga rançosa.

OH3C— CH2—CH2—C

OHÁcido butanóico

Em muitos queijos o responsável pelo aroma, mesmo presente em pequenas quantidades, é o ácido pentanóico.

OH3C – CH2 – CH2 – CH2 –C

OHÁcido pentanóico

Os três compostos mencionados são, contudo, ácidos fracos, o que torna possível sua ingestão sem prejuízo à saúde.

Olhando para suas fórmulas estruturais, o que você nota de comum entre elas? E a presença do grupo

O - C que caracteriza a família do que os químicos chamam de

OH ácidos carboxílicosÁcidos carboxílico

O- C OH

A nomenclatura dessa classe de compostos orgânicos utiliza o sufixo óico, de acordo com as regras da lupac.

Sufixo Indica que o composto é um o Hidrocarboneto ol Álcool al aldeído ona Cetona óico Ácido Carboxílico

Assim, por exemplo: OH – C Àcido metanóico OH O

133

H3C – C Ácido etanoico OH

OH3C – CH2 – C Ácido propanóico

OH OH3C – CH2 – CH2 - C Ácido butanóico OH

Em Química Orgânica existe uma simplificação muito útil ao representar moléculas grandes. Vamos exemplificar utilizando dois ácidos carboxílicos:

Ácido pentanóicoO

H3C –CH2 – CH2 – CH2 – C OH

OH3C – CH2 – C

OHÁcido hexanóico

OH3c – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – C

OHO

H3C – CH2 – COH

Não confunda ácido carboxílico com aldeídoApesar de parecidas , as estruturas de aldeídos e ácidos carboxílicos apresentam uma

diferença:O O

H3C – C H3C - C H OH

Etanal Etanoíco(Aldeído) (ácido carboxílico)

Nomenclatura de ácidos carboxílicos de cadeia ramificada. Na moneclatura de carboxílicos que apresentam ramificações, deve-se, primeiramente, encontrar a cadeia principal, que é a maior sequência de carbonos que inclui, obrigatoriamente , o carbono do grupo funcional carboxila – COOH, que se caracteriza essa função.

Deve-se iniciar a numeração da cadeia principal pela extremidade do grupo – COOH . Portanto, a prioridade é dada ao grupo funcional, e não às ramificações

Em um ácido carboxílico ramificado, a cadeia principal é a maior sequência de carbonos que contém o carbono da carboxila — COOH. A numeração deve começar pela extremidade em que se encontra esse grupo.Veja os exemplos: 1 2 3 4 5 - Numeração incorreta 5 4 3 2 1 – Numeração correta

OH3C – CH – CH2 – CH2 – C | OH CH3 Ácido 4-metil-pentanóicoExtremidade do

OGrupo - C

OH

134

6. NOMENCLATURA USUAL: UM COSTUMENomenclatura usual de ácidos carboxílicos

Em algumas formigas é encontrado o ácido metanóico, responsável pela irritação causada por suas picadas. Por essa razão ele ficou conhecido como ácido fórmico.

OH- C

OHÁcido fórmico (metanóico)

É comum encontrarmos, em livros antigos, a descrição de um método para obter esse ácido: basta amassar algumas formigas com um pouco de água e destilar o caldo obtido.

Esse é um exemplo do que acontecia antes de a lupac criar as regras oficiais de nomenclatura. Os compostos possuíam nomes dados sem uma associação lógica com a fórmula. Aliás, em muitos casos, a fórmula nem era conhecida com exatidão. O nome estava geralmente relacionado à origem do composto.

Apesar das regras oficiais de nomenclatura terem facilitado bastante a vida do químico orgânico, alguns nomes antigos persistem até hoje. Trata-se da chamada nomenclatura usual. Outros exemplos de nomes usuais e suas origens são:Nomenclatura usual de álcoois

A nomenclatura usual de álcoois é feita utilizando a palavra álcool, seguida do nome do grupo orgânico (metil, etil, etc.) ligado à hidroxila, acrescido da terminação ico.

Para álcoois de moléculas pequenas, essa nomenclatura usual chega a ser mais utilizada na prática do que na nomenclatura oficial.

Assim, por exemplo:H3C - OH álcool metílicoH3C – CH2- OH ÁLCOOL ATÍLICOH3C – CH – OH ÁLCOOL ISOPROPÍLICO

|CH3

Nomenclatura usual de cetonasA nomenclatura usual de cetonas é feita escrevendo nome dos grupos orgânicos

(metil, etil etc,) ligados à carboníla (C = O), seguido da terminação cetona. Caso ambos os grupos sejam iguais, escreve-se o nome do grupo uma só vez, antecedido do prefixo di.

Veja os exemplos: O ||

H3C – CH2 – C – CH2 – CH2 - CH3 etil-propil-cetona

O ||H3C – C – CH3 dimetil - cetona

7) ÉteresEntre as drogas mais usadas no Brasil estão os Inalantes. Trata-se de um tipo de

droga cujos vapores são inalados pelo usuário. Como exemplos mais conhecidos, temos o lança-perfume e a cola de sapateiro.

O primeiro pode apresentar várias composições, sendo mais comum aquela em que entram álcool, éter e clorofórmio, já a cola de sapateiro é fabricada dissolvendo-se borracha em tolueno.

135

H3C – CH2 – OH CLÁlcool comum |

H –C – CL clorofórmico |

CLH3C- CH2 – O – CH2 – CH3 éter comum

Nomenclatura de ésteresExiste uma infinidade de compostos orgânicos empregados como flavorizantes

naturais e artificiais.Entre os flavorizantes artificiais, destacam-se os pertencentes ao grupo dos ésteres.

Vários sabores de frutas podem ser bem imitados com baixo custo, usando-se um ou, no máximo, dois desses compostos.

Éster O- C O –

Podemos, com finalidade didática, pensar nos ésteres como sendo derivados de ácidos carboxílicos que sofrem a substituição do H da carboxila por um grupo orgânico.

O OH3C – C Substituindo CH3 – C

O – H - H por –CH3 O – CH3

Ácido carboxílicoPara dar nome aos ésteres você deve, antes de mais nada, reconhecer a parte da

molécula que veio do ácido e a que corresponde ao grupo que substituiu o- H.

(Nome do ácido - ico) de (nome do grupo orgânico + a)+ato)

Eis alguns exemplos: O

H3C – C O – CH2 – CH – CH3

| CH3

Vem do ácidoEtanóico(acético)

Etanoato de isobutila(acetato de isobutila)

Flavorizante de morango O

H3C - CH2 – CH2 – C O – CH2 – CH2 - CH2 – CH3

Vem do ácidoButanóico

136

(butírico)

Butanoato de butila(butirato de butila)

O- C

O – CH3

Vem do ácido Benzóico

Benzoato de metilaNão é usado como flavorizante devido a seu cheiro irritante.

BIBLIOGRAFIA CONSULTADA

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