Aula 1 Matéria - Portal do aluno RUMO | Bem vindo ao ... · classificadas em homogêneas ou heterogêneas. As misturas homogêneas são aquelas que só possuem uma fase. Exemplos

RUMO PRÉ VESTIBULAR QUÍMICA BÁSICA

1

Aula 1 – Matéria

A Química é o estudo da matéria: sua

composição, estrutura, propriedades, as

transformações pelas quais ela passa

durante as reações químicas e sua relação

com a energia. Didaticamente, a Química

costuma ser separada em quatro áreas:

Química Inorgânica (que estuda os

compostos inorgânicos e organometálicos),

Química Orgânica (que estuda os

compostos derivados do carbono), Química

Analítica (que estuda a composição química

de amostras diversas) e a Físico-Química

(que estuda as propriedades da matéria).

Apesar da separação, as disciplinas

interagem entre si amplamente. Por

exemplo, pode-se fazer a análise da

estrutura de um composto orgânico

(mesclando as Químicas Orgânica e

Analítica) ou estudar as propriedades de um

composto inorgânico (misturando a

Química Inorgânica e a Físico-Química).

O estudo da Química começa com as

propriedades e conceitos básicos da

matéria.

Estado Físicos

As substâncias podem ser encontradas

em 3 estados físicos ou fases: sólido

(com menor energia), líquido ou gasoso

(com maior energia). O estado físico é

determinado pela pressão, temperatura

e estrutura da substância.

o Estado sólido

No estado sólido a substância tem

volume e forma definidos. Os átomos

ou moléculas da substância na fase

sólida têm pouca liberdade de

movimento (estão mais “rígidos”, o

que faz com que a forma seja

definida). Os sólidos são chamados de

cristalinos quando o arranjo dos

átomos ou moléculas segue um

padrão; caso contrário, são chamados

de amorfos.

o Estado líquido

No estado líquido a substancia

tem volume definido, mas

forma variável. Existe uma

liberdade maior de movimento

entre os átomos ou moléculas,

permitindo a variação da forma.

o Estado gasoso

No estado gasoso as moléculas

ou átomos da substância estão

livres. Tanto a forma quanto o

volume são variáveis e

dependem do recipiente onde o

gás está confinado. Uma

substância no estado gasoso

sempre ocupa todo o volume

do recipiente que o contém.

Sólido cristalino Sólido amorfo

Líquido

Gás


2

o Mudanças de estado

As mudanças de estado

acontecem quando existem

mudanças na temperatura ou

na pressão da substância.

Classificação da matéria

o Substância pura

Substâncias puras são aquelas

formadas por apenas por

moléculas da mesma substância

(por exemplo, somente

moléculas de água ou

sommente moléculas de

oxigênio). Têm pontos de fusão

e de ebulição constantes. As

substâncias puras podem ser

simples (de apenas um único

elemento, como o O2) ou

compostas (de mais de um

elemento, como a H2O).

o Misturas

Como o nome sugere, as

misturas são sistemas

compostos de mais de uma

substância pura. Cada

substância pura de uma mistura

é chamada de componente. As

misturas possuem composição,

ponto de fusão e ponto de

ebulição variáveis. São

chamadas “azeotrópicas”

quando o ponto de ebulição é

constante, mas o de fusão não

é. Do mesmo modo, as misturas

são chamadas “eutéticas” se o

ponto de fusão é constante,

mas o de ebulição não é.

As misturas podem ser

classificadas em homogêneas

ou heterogêneas. As misturas

homogêneas são aquelas que

só possuem uma fase.

Exemplos.: H2O + álcool; H2O +

O2 (dissolvido); H2O + NaCl

(dissolvdo); qualquer mistura

de gases.

As misturas heterogêneas são

aquelas que apresentam mais

de uma fase. Exemplos: H2O +

azeite; água + areia, álcool +

gelo.

Sistemas

Sistema é a parte do universo

que nós escolhemos para

estudar. O sistema tem duas

regiões importantes, a fronteira

e a vizinhança. A fronteira é a

área em que o sistema está

delimitado, enquanto a

vizinhança é a região exterior à

fronteira.

o Sistema aberto

O sistema aberto é aquele que

pode trocar energia (calor) e

matéria com a vizinhança.

Exemplos: um copo de água; o

corpo humano, uma sala de

aula.

Mudanças de fase: 1) sublimação;

2) fusão; 3) vaporização; 4)

solidificação; 5) liquefação


3

o Sistema fechado

O sistema fechado é aquele que

não permite a troca de matéria

com a vizinhança, mas ainda

permite que a energia entre ou

saia. Exemplos: uma garrafa

fechada; uma bolsa de gelo.

o Sistema isolado

O sistema isolado não permite a

troca nem de energia nem de

matéria com a vizinhança. O

sistema isolado perfeito só

existe na teoria, embora

algumas situações práticas se

aproximem bastante do ideal.

Exemplo: garrafa térmica.

Transformações da matéria

o Fenômenos físicos

Nos fenômenos físicos, a

composição da matéria não

muda. Estes processos podem

ser reversíveis (como o

derretimento de um pedaço de

gelo) ou irreversíveis (como

rasgar um pedaço de papel)

o Fenômenos químicos

Processos químicos são aqueles

em que a composição da

matéria se modifica, isto é, são

aqueles em que ocorre reação

química. Exemplos: a queima

de um palito de fósforo; a

transformação do açúcar em

caramelo; a neutralização de

um ácido.

Separação de misturas

Os componentes dos sistemas

heterogêneos geralmente são mais

fáceis de serem separados do que

aqueles de sistemas homogêneos. Os

métodos mais comuns de separação de

misturas são os seguintes:

o Mistura heterogênea

Decantação: usada para separar

líquidos imiscíveis (que não se

Sistema aberto: tanto a matéria (azul)

quanto a energia (vermelho) podem

entrar e sair do sistema.

Sistema fechado: a energia

(vermelho) pode entrar e sair do

sistema, mas a matéria, não.

Sistema isolado: nem a matéria (azul)

nem energia (vermelho) podem

entrar ou sair do sistema.


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misturam) ou um sólido precipitado

em líquido.

Filtração: como o nome sugere,

consiste em filtrar um sólido de um

líquido.

Centrifugação: semelhante à

decantação, mas utiliza a força

centrífuga para acelerar o processo.

Tamisação: também conhecido como

peneiramento, consiste em separar

sólidos com uma peneira.

Separação magnética: utiliza-se de

um ímã para separar sólidos

magnéticos de não-magnéticos.

o Mistura homogênea

Destilação simples: separa dois

líquidos com pontos de ebulição

diferentes ou um sólido dissolvido em

um líquido através da evaporação

(ebulição) do líquido mais volátil,

podendo haver uma condensação

posterior do líquido evaporado.

Destilação fracionada: separa vários

líquidos com diferentes pontos de

ebulição através da evaporação e

condensação a diferentes

temperaturas.

Exercícios

1) Uma pessoa comprou um frasco de

álcool anidro. Para se certificar de que o

conteúdo do frasco não foi fraudado

com a adição de água, basta que ela

determine, com exatidão,

I. a densidade

II. o volume

III. a temperatura de ebulição

IV. a massa

Dessas afirmações, são corretas SOMENTE

a. I e II

b. I e III

c. I e IV

d. II e III

e. III e IV

2) (UFPR) Numa proveta de 100 mL, foram

colocados 25 mL de CCl4, 25 mL de agua

destilada e 25 mL de tolueno (C7H8). A

seguir, foi adicionada uma pequena

quantidade de iodo solido (I2) ao

sistema. O aspecto final pode ser visto

na figura a seguir:

Pode-se dizer que o número de fases, o

número de componentes e o número de

elementos químicos presentes no

sistema esquematizado é de:

a. 3, 4 e 6.

b. 1, 3 e 5.

c. 1, 5 e 6.

d. 3, 4 e 5.

e. 2, 3 e 5.

3) O soro hospitalar é formado por uma

solução aquosa de cloreto de sódio e

glicose. Esse sistema apresenta:

a. uma fase e um componente.

a) b)

a) Separação de óleo (cima) e água

(baixo). b) Separação de areia (grãos)

e água.


5

b. três fases e um componente.

c. uma fase e dois componentes.

d. três fases e três componentes.

e. uma fase e três componentes.

4) Um joalheiro possui uma barra metálica

constituída de uma liga ouro-cobre.

Desejando separar e quantificar os dois

metais, solicitou a um químico que

realizasse os procedimentos necessários.

Para a separação e quantificação de cada

um dos metais desta barra, utilizando os

reagentes em quantidades

estequiométricas, foram realizados os

seguintes procedimentos:

Dados: Massas molares (g/mol): H=1;

N=14; O=16; Cu=64; Zn=65; Au=197

Com base nas etapas 1, 2, 3 e 4,

considere as afirmativas a seguir.

I. O procedimento utilizado na etapa 1 é

denominado dissolução fracionada.

II. O sólido X recuperado na etapa 2 possui

massa molar 64 g/mol.

III. As soluções A e B, das etapas 2 e 4, após

a filtração, são misturas homogêneas.

IV. O Zn em pó, da etapa 3, está atuando

como um agente oxidante.

Estão corretas apenas as afirmativas:

a. I e II.

b. I e III.

c. III e IV.

d. I, II e IV.

e. II, III e IV.

5) (ITA) Assinale a opção que contém a

afirmação ERRADA relativa à curva de

resfriamento apresentada a seguir.

a. A curva pode representar o resfriamento

de uma mistura eutética.

b. A curva pode representar o resfriamento

de uma substância sólida, que apresenta

uma única forma cristalina.

c. A curva pode representar o resfriamento

de uma mistura azeotrópica.

d. A curva pode representar o resfriamento

de um líquido constituído por uma

substância pura.

e. A curva pode representar o resfriamento

de uma mistura líquida de duas

substâncias que são completamente

miscíveis no estado sólido.


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Aula 2 – O átomo

Na antiguidade clássica acreditava-se que a

matéria poderia ser dividida em pedaços

cada vez menores até um certo limite, que

de tão pequeno seria invisível. Esse

pequeno pedaço da matéria foi chamado de

átomo (que, em grego, significa indivisível).

Em 1808, o professor John Dalton propôs o

modelo da bola de bilhar. Segundo este

modelo, os átomos seriam esferas maciças,

indestrutíveis, indivisíveis e sem carga.

Todos os átomos de um mesmo elemento

seriam idênticos, e átomos de elementos

diferentes poderiam se combinar para

formar as diferentes espécies químicas.

Em 1897, o físico J. J. Thomson descobriu

que os átomos não são estruturas maciças

sem carga, mas que possuíam partículas

carregadas menores do que o átomo de

hidrogênio. Ele acreditava que estas

partículas negativas estavam distribuídas

em uma esfera positiva. Por isto, o modelo

proposto por Thomson ficou conhecido

como pudim de passas.

14 anos mais tarde, o barão Ernest

Rutherford, durante seus experimentos com

radioatividade, percebeu que o raio do

átomo era muito maior do que o seu

núcleo, que parecia possuir carga positiva.

Assim, Rutherford concluiu que o núcleo

possuía partículas positivas (prótons) e que

as partículas negativas (elétrons) estariam

orbitando em volta do núcleo como os

planetas orbitam em volta do sol.

Apesar de bastante avançado, o modelo de

Rutherford possuía alguns defeitos. Se o

núcleo é positivo e os elétrons, negativos,

como eles não acabam se atraindo um ao

outro? A resposta, como foi descoberta

pelo físico dinamarquês Niels Bohr, é que os

elétrons estão organizados em orbitais

específicos, cada um com uma determinada

distância do núcleo. Cada orbital está

associado a uma quantidade de energia, e

para saltar de um orbital para outro o

elétron precisaria ganhar ou perder uma

quantidade certa de energia.

Partículas sub-atômicas

Sabe-se atualmente que os átomos são

compostos de 3 tipos de partículas sub-

atômicas: prótons, nêutrons e elétrons.

o Prótons (p+)

Os prótons são partículas

localizadas no núcleo. Elas

possuem massa de

aproximadamente 1 u (u =

unidade de massa atômica ≈

1,66 x 10-27 kg) e têm carga

elétrica positiva.

o Nêutrons (n0)

Também se encontram no

núcleo, possuem massa ≈ 1 u,

mas é ligeiramente mais pesado

do que o próton (mas essa

diferença é desprezível). Como

a) b)

c) d)

Modelos atômicos. No centro, as partículas

positivas e ao redor, as negativas. a) Bola de

bilhar; b) pudim de passas; c) modelo

planetário; d) modelo de camadas.


7

o nome sugere, o nêutron não

tem carga elétrica, ou seja, é

eletricamente neutro.

o Elétrons (e-)

Os elétrons são as partículas

que estão ao redor do núcleo

em órbitas definidas,

localizadas na eletrosfera. Eles

têm massa desprezível

(aproximadamente 1/1836

vezes a massa do próton) e

possuem carga elétrica

negativa.

Número atômico e número de massa

Cada elemento está representado por

um número atômico (Z) exclusivo. Não

existem dois elementos com o mesmo

número atômico, assim como não pode

haver 2 átomos do mesmo elemento

com números atômicos diferentes. O

número atômico é definido como sendo

o número de prótons do elemento. O

átomo de ouro sempre possui 79

prótons, então o número atômico do

ouro é 79.

O número de massa (A) é a soma do

número de prótons com o número de

nêutrons. Ao contrário do número

atômico, o número de massa não é fixo.

Isto acontece porque o número de

nêutrons não precisa ser sempre o

mesmo para cada elemento. Exemplo: o

número atômico do carbono é 6. A

maior parte dos átomos de carbono do

mundo tem 6 nêutrons, então seu

número de massa é 12. Porém, cerca de

1% dos átomos de carbono possuem 7

nêutrons, e portanto seu número de

massa é 13.

Isótopos, isóbaros, isótonos

o Isótopos

Isótopos são átomos do mesmo

elemento (isto é, com o mesmo

Z) que possuem números de

massa diferentes. Ou seja, eles

possuem A diferentes, mas

todos têm o mesmo número de

prótons (isótopos). Exemplo: 12

6C e 136C.

o Isóbaros

Isóbaros são átomos de

elementos diferentes (isto é,

com número de prótons

diferentes) que possuem

número de massa igual. Ou

seja, eles possuem Z diferentes,

mas possuem A igual (isóbaros).

Exemplo: 4019K e 40

20Ca.

o Isótonos

Isótonos são átomos de

elementos diferentes (com Z

diferentes), números de massa

diferentes (A diferentes) mas

que possuem o mesmo número

de nêutrons (isótonos). Ou seja,

A – Z = n é igual nos dois

átomos. Exemplo: 5525Mn (55 –

25 = 30) e 5626Fe (56 – 26 = 30).

Exercícios

1) Indique o número atômico, número

de massa e número de nêutrons nos

átomos a seguir:

a. 5123V

Representação de um elemento. E:

símbolo do elemento. A: número de

massa. Z: número atômico.


8

b. 19276Os

c. 18776Os

d. 23892U

e. 73Li

2) Indicar o número de prótons,

nêutrons e elétrons nas espécies a

seguir:

a. 5525Mn+6

b. 5525Mn+3

c. 147N

d. 2010Ne

e. 199F

-

f.

3) Um átomo X é isoeletrônico do sal

de cozinha (NaCl) e isótono da espécie 56

26Fe2+. Qual é a massa do átomo X?

4) Sabendo-se que existem três

isótopos de hidrogênio (11H, 2

1H e 31H) e

dois de oxigênio (168O e 18

8O), qual é o

número de nêutrons impossível de ser

encontrado numa molécula de água?

a. 8

b. 10

c. 12

d. 14

e. 16

5) Dentre os fatos abaixo, assinale o

que é explicado pelos modelos atômicos

de Dalton e de Rutherford

simultaneamente.

a. A condução de corrente elétrica pelos

metais no estado sólido.

b. A radioatividade encontrada nos

minérios de urânio.

c. A massa do átomo de hidrogênio ser

menor do que a massa do átomo de

oxigênio.

d. A massa atômica de um elemento ser

a média ponderada das massas de

seus isótopos.

e. A condutividade elétrica da água do

mar.

6) (UFPR) Desde a primeira produção

artificial de um elemento químico, o

tecnécio, em 1937, por Perrier e Segre, na

Itália, a tabela periódica tem sido

estendida através de sínteses de novos

elementos. O elemento 111, roentgênio

(Rg), foi descoberto em 1994 pelo

laboratório do GSI em Darmstadt,

Alemanha. Ao se bombardear um isótopo

de bismuto com núcleos de níquel,

produziu-se o isótopo 272 de roentgênio

mais um nêutron, como na equação

abaixo: A

BBi + 6428Ni 272

111Rg + 10n

O núcleo do roentgênio formado é

instável, e por decaimento alfa

transforma-se em meitnério (Mt), como

representado na seguinte equação:

272111Rg CDMt + 42α

Com base nessas informações, assinale a

alternativa correta.

a. O Mt produzido tem número atômico 109

(D) e número de massa 270 (C).

b. O Bi e o Mt têm, respectivamente,

números atômicos 83 e 113.

c. O Bi utilizado tem número atômico 83 (B)

e número de massa 208 (A).

d. O Bi e o Mt têm, respectivamente,

números de massa 209 e 268.

e. O Rg tem 111 prótons e 272 nêutrons.


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Aula 3 – Propriedades

periódicas

O ser humano tem a necessidade de

organizar as coisas em grupos semelhantes.

Ele agrupa os seres vivos, os livros, os

astros, as músicas, tudo o que se conhece.

Não foi diferente quando o ser humano

descobriu os elementos químicos. Houve

várias tentativas de organizar os elementos,

e a mais bem sucedida foi a tabela proposta

pelo químico russo Dmitri Mendeleev em

1869.

A tabela periódica de Mendeleev é

composta de 18 grupos, orientados na

vertical e divididos em 7 períodos

horizontais. Chama-se tabela periódica

porque está organizada de modo que

elementos com comportamento químico

semelhante se repitam periodicamente.

Propriedades periódicas

Podemos utilizar a tabela para prever

certas propriedades dos elementos, de

acordo com o comportamento da

propriedade conforme o elemento se

encontra mais à direita ou mais à

esquerda, mais acima ou mais abaixo

na tabela. Estas propriedades são as

chamadas propriedades periódicas.

o Raio atômico

Apesar de ter nome de arma

futurística, o raio atômico é na

verdade a distância entre a

borda da eletrosfera e o

núcleo. Ele aumenta da direita

para a esquerda, de cima para

baixo. Além disso, os cátions

têm raio menor do que o

elemento neutro, e os ânions

têm raio maior.

o Eletronegatividade

É a força com que o átomo

atrai elétrons para si, ou seja,

de ficar eletricamente

negativo.

o Afinidade eletrônica

A afinidade eletrônica é a

energia liberada por um átomo

sozinho no estado gasoso

quando ganha um elétron. É

parecida com a

eletronegatividade, porque em

ambos os casos a medida é

maior conforme o átomo

“gosta” mais de receber

elétrons. Porém, a

eletronegatividade mede a

força com que o átomo puxa os

elétrons em uma ligação, e a

afinidade eletrônica é medida

em um átomo não-ligado.

o Pontos de fusão e ebulição

Já foram discutidos em outra

aula. Você deve prestar

atenção nos grupos 1 e 2


10

(familias 1A e 2A), que são

exceções.

o Densidade

A densidade é a medida de

quanta matéria existe por

unidade de volume.

, onde d é a densidade,

m é a massa e v, o volume.

o Potencial de ionização

É a energia necessária para

arrancar um elétron do átomo

no estado gasoso.

Distribuição eletrônica

Já sabemos que os elétrons estão em

camadas específicas ao redor do átomo.

O que ainda não foi dito é que existem

7 camadas, assim como existem 7

períodos na tabela periódica. A camada

de valência, a mais externa do átomo e

mais distante do núcleo, é responsável

por muitas das características do

átomo. Portanto, não é coincidência

que existam tantas camadas quanto

períodos na tabela: os elementos de

cada período têm sempre a mesma

camada de valência. Essas camadas

podem ter um número máximo de

elétrons, como mostra a tabela abaixo:

Camada Nº máximo de elétrons

K 2 L 8 M 18 N 32 O 32 P 18 Q 8

Estudando estas camadas, Linus Pauling

percebeu que os elétrons estavam

localizados em sub-camadas

energéticas, os chamados orbitais s, p,

d e f. Sabemos que cada orbital só pode

ocupar no máximo 2 elétrons, e que

para cada camada existe no máximo 1

orbital s (comportando 2 elétrons), 3

orbitais p (com 6 elétrons no total), 5

orbitais d (somando 10 elétrons) e 7

orbitais f (sendo ocupados por até 14

elétrons).

Combinando as camadas e as sub-

camadas, a distribuição eletrônica agora

fica assim:

Camada Nível Subnível e-

s2 p

6 d

10 f

14

K 1 1s 2 L 2 2s 2p 8 M 3 3s 3p 3d 18 N 4 4s 4p 4d 4f 32 O 5 5s 5p 5d 5f 32 P 6 6s 6p 6d 18 Q 7 7s 7p 8

Pauling percebeu que os orbitais eram

ocupados um de cada vez, de acordo

com o nível de energia de cada um, do

menos energético para o mais

energético. O diagrama que mostra a


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ordem crescente de energia dos orbitais

ficou conhecido como diagrama de

Pauling.

Exercícios

1) O período e o grupo na tabela periódica

de um elemento com a configuração

eletrônica 1s² 2s² 2p6 3s2 3p³ são,

respectivamente:

a. 1 – IIB

b. 3 – VA

c. 2 –IIIA

d. 6 –IIIA

e. 3 – IIB

2) Faça a distribuição eletrônica das

seguintes espécies:

a. 20Ca

b. 16S

c. 9F

d. 6C

e. 3Li

f. 18Ar

g. 4Be2+

h. 11Na+

i. 17Cl-

j. 21Sc

k. 58Ce

l. 42Mo

3) Considerando as propriedades dos

elementos químicos e a Tabela

Periódica, é incorreto afirmar que:

a. Um metal é uma substância dúctil e

maleável que conduz corrrente elétrica.

b. Não-metais podem ser encontrados na

natureza nos estados sólido, líquido e

gasoso.

c. A maioria dos elementos químicos são

metais.

d. Os gases nobres são monoatômicos

e. Por estar no grupo 1 (familia 1A), o

hidrogênio é um metal.

4) Num mesmo período, o elemento de

menor número atômico tem maior raio,

assim como o elemento de maior Z tem

menor raio. Explique o que causa essa

diferença.

5) (UFPR) Considera-se que quatorze

elementos químicos metálicos são

essenciais para o correto funcionamento

do organismo, portanto indispensáveis

para manter a saúde. Os referidos

elementos estão listados na tabela a

seguir:

Metal Símbolo Número Atômico

Sódio Na 11 Magnésio Mg 12 Potássio K 19

Cálcio Ca 20 Vanádio V 23 Cromo Cr 24

Manganês Mn 25 Ferro Fe 26

Cobalto Co 27 Níquel Ni 28 Cobre Cu 29 Zinco Zn 30

Molibdênio Mo 42 Estanho Sn 50


12

Com base na distribuição eletrônica dos

átomos desses metais no estado

fundamental, assinale a alternativa

correta.

a. K, Ca, V, Cr, Mn, Fe, Co e Ni são

elementos que apresentam o elétron

mais energético em orbitais d e são por

isso conhecidos como metais de

transição.

b. Mg e Ca pertencem ao mesmo grupo ou

família da Tabela Periódica.

c. A camada de valência de K possui a

configuração 3s23p63d1.

d. Mo e Sn possuem elétrons em subnível f.

e. Todos os elementos citados possuem

subníveis preenchidos parcialmente.

6) (UFPR) O gráfico a seguir corresponde à

tendência da primeira energia de

ionização em função do número atômico

do elemento, do hidrogênio (Z = 1) ao

radônio (Z = 86). A energia de ionização

corresponde à energia necessária para

remover um elétron do átomo neutro.

Acerca do tema, considere as afirmativas

a seguir:

1. A energia de ionização tende a

diminuir no grupo e aumentar no

período.

2. A energia de ionização do hidrogênio

é maior que a do hélio.

3. A energia de ionização do flúor é

maior que a do argônio, do criptônio e

do xenônio.

4. As energias de ionização dos

elementos do grupo 18 (gases nobres)

são inferiores às energias de ionização

dos metais de transição.

Assinale a alternativa correta.

a. Somente as afirmativas 1 e 2 são

verdadeiras.

b. Somente as afirmativas 1, 3 e 4 são

verdadeiras.

c. Somente as afirmativas 1 e 3 são

verdadeiras.

d. Somente as afirmativas 2, 3 e 4 são

verdadeiras.

e. Somente as afirmativas 2 e 4 são

verdadeiras.


13

Aula 4 – Ligações químicas

As ligações iônicas acontecem porque os

átomos sozinhos não são estáveis. Eles

buscam a estabilidade através das

ligações com outros átomos formando

moléculas ou sólidos iônicos.

Para explicar a formação das ligações,

Lewis criou a regra do octeto: para um

átomo ser estável, ele precisa ter 8

elétrons na camada de valência, como os

gases nobres. Existem exceções à esta

regra, como o H e o He, que precisam de

apenas 2 elétrons na camada de valência

para estarem estáveis.

Dependendo de como os elétrons se

comportem na ligação, podemos

classificá-las como ligação iônica, ligação

dativa ou ligação metálica.

Ligação iônica

Assim como o polo positivo de um ímã

atrái o polo negativo de outro ímã, um

átomo carregado positivamente (íon

positivo ou cátion) atrái um átomo

carregado negativamente (íon negativo

ou ânion).

Metais são elementos com baixa

eletronegatividade e baixa energia de

ionização. Isso quer dizer que eles

perdem elétrons com facilidade. Por

outro lado, um ametal, principalmente

os halogênios (familia VIIA) têm alta

eletronegatividade e energia de

ionização, ou seja, “roubam” elétrons

com facilidade.

Quando um metal perde (“doa”) um

elétron para um ametal ou hidrogênio,

ele fica com o número de elétrons

menor do que o número de prótons.

Com isso, a carga do metal fica positiva.

Do mesmo modo, como o número de

elétrons do ametal fica maior do que o

número de prótons, a carga do ametal

fica negativa. Como cargas opostas se

atráem, os íons ficam ligados pela

atração eletrostática. Chamamos esse

tipo de ligação de ligação iônica.

Quantos elétrons um átomo vai ganhar

ou perder? Isso depende de quantos

elétrons ele tem na camada de valência

(a camada eletrônica mais externa). Se

o metal tem 2 elétrons na camada de

valência, é mais vantajoso ele perder

esses dois elétrons (e a camada toda)

do que ter que ganhar 6 elétrons, ainda

mais com uma eletronegatividade tão

baixa. Do mesmo modo, é melhor para

um halogênio, que tem 7 elétrons na

camada de valência, ganhar um elétron

do que ter que perder 7, ainda mais

com a alta energia de ionização que os

halogênios têm.

O produto formado por ligação iônica

tem alto ponto de fusão e ebulição, é

um sólido cristalino em temperatura

ambiente e é um bom condutor de

eletricidade se estiver fundido ou em

solução aquosa.

A)

B)

Ligação iônica: o Na (esquerda) doa um elétron

para o Cl (direita).


14

Ligação covalente

Nas ligações covalentes, a diferença de

eletronegatividade entre os átomos

envolvidos não é tão grande. Assim, os

elétrons não são totalmente perdidos ou

ganhados, mas são compartilhados entre os

átomos.

Os átomos com elétrons “faltando” para

completar o octeto se aproximam um do

outro para que os elétrons que estão

“faltando” possam circular entre um átomo

e o outro, ficando “no meio do caminho”

entre os átomos para que os dois possam

aproveitar e se estabilizar.

A ligação covalente dá origem a moléculas,

que podem ser encontradas nos três

estados físicos. As moléculas podem ser

polares ou apolares. Moléculas polares são

aquelas em que os elétrons não estão

distribuidos igualmente. Apesar de os

elétrons serem compartilhados pelos

átomos envolvidos, um dos átomos

apresenta uma eletronegatividade maior,

então ele “puxa” os elétrons para mais

perto de sí do que os outros. Como o par de

e- fica mais próximo de um átomo do que

do outro, dizemos que a ligação é covalente

polar.

Ligações apolares são aquelas em que os

átomos envolvido têm a mesma

eletronegatividade, sendo geralmente

compostas de átomos do mesmo elemento.

Algumas moléculas apolares são formadas

por ligações polares. Nesses casos, a

simetria dessas moléculas “compensa” a

distribuição desigual de elétrons.

Exercícios

1) Em uma ligação química em que há

grande diferença de eletronegatividade

entre os átomos, irá ocorrer a formação

de compostos:

a. Moleculares.

b. De baixo ponto de fusão.

A)

B)

Dois átomos de flúor se aproximam e

compartilham um par de elétrons, formando a

molécula F2

HCl, uma molécula polar

Molécula apolar: O2. A) representação dos

elétrons. B) representação em bastão das ligações

covalentes.

Molécula apolar de ligações polares: CO2.


15

c. Não-condutores de corrente elétrica

quando fundidos.

d. Insolúveis em água.

e. Que apresentam retículo cristalino.

2) Dentre as seguintes propriedades das

substâncias:

I – elevada temperatura de fusão;

II – boa condutividade elétrica no estado

sólido;

III – formação de solução aquosa

condutora de corrente elétrica;

IV – elevada solubilidade em líquidos

polares.

Quais caracterizam compostos iônicos?

a. I e II

b. I e III

c. II e III

d. II e IV

e. III e IV

3) Quantos átomos de cloro se combinam

com um elemento qualquer da familia

IIA da Tabela Periódica?

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

4) Átomos do elemento A (Z = 12)

combinaram-se com átomos do

elemento B (Z = 15). A fórmula do

composto formado é:

a. AB

b. A2B3

c. A3B2

d. AB2

e. A3B

5) QUANTA (Gilberto Gil)

“Fragmento infinitésimo

Quase apenas mental

Quantum granulado no mel

Quantum ondulado do sal

Mel de urânio, sal de rádio

Qualquer coisa quase ideal”

Com base na Tabela Periódica, escreva a

fóruma do sal formado pelo halogênio

mais eletronegativo e o metal alcalino

terroso citado por Gilberto Gil na letra

de Quanta, indicando o tipo de ligação

química do sal formado.

6) (UFPR) Um determinado elemento A

apresenta a seguinte distribuição

eletrônica: 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s¹. Que

tipo de ligação o elemento A faz com

outro elemento (B) que possui número

atômico igual a 35? Justifique.

7) (ITA) Uma determinada substância

apresenta as seguintes propriedades

físico-químicas:

I – O estado físico mais estável a 25 ºC e

1 atm é o sólido.

II – No estado sólido apresenta estrutura

cristalina.

III – A condutividade elétrica é

praticamente nula no estado físico mais

estável a 25 ºC e 1 atm.

IV – A condutividade elétrica é alta no

estado líquido.

A alternativa relativa à substância que

apresenta todas as propriedades acima é

o/a:

a. Poliacetileno

b. Brometo de sódio

c. Iodo

d. Silício

e. Grafita


16

Aula 5 – Hibridização do

carbono

Sabe-se que o carbono é um átomo

tetravalente, ou seja, capaz de formar 4

ligações químicas. Pode fazer 4 ligações

simples, 2 simples e uma dupla, duas

duplas ou até uma ligação tripla e uma

simples. Mas o carbono sempre faz 4

ligações.

Quem fizer a distribuição eletrônica do

6C vai ver que ela termina em 2s² 2p².

Ora, sabemos que o orbital s só pode

abrigar 2 elétrons (portanto, não tem

espaço pra mais nenhum no orbital 2s

do C). Os orbitais p, por sua vez podem

ocupar 6 elétrons no máximo. Mas, pela

lei de Hund, somente 2 orbitais estão

disponíveis para compartilhar seus

elétrons e fazer ligações covalentes.

2s 2px 2py 2pz

↑↓ ↑ ↑

Como é possível, então, que o carbono

faça todas aquelas ligações?

O segredo está na hibridização. O nome

“hibridização” vem da palavra “híbrido”,

“mistura”. Isso porque os orbitais 2s e 2p

do carbono se “misturam” (hibridizam)

para formar orbitais novos, que podem

fazer todas aquelas ligações covalentes.

Hibridização sp³

Uma forma de explicar o metano (CH4)

seria dizer que um elétron do orbital 2s

pulou pra um orbital 2p.

2s 2px 2py 2pz

↑ ↑ ↑ ↑

Isso, porém, daria oriem a 3 orbitais

iguais e um diferente, e nós sabemos

que as 4 ligações são iguais. Lembre-se

que os elétrons dos orbitais p têm mais

energia do que os elétrons do orbital s.

O que acontece é que os orbitais p são

hibridados (ou hibridizados,

“misturados”) com os 3 orbitais p,

dando origem a 4 orbitais sp³.

1 orbital s + 3 orbitais p (4 orbitais no

total) 4 orbitais sp³ (s: 1; p: 3)

2sp³ 2sp³ 2sp³ 2sp³

↑ ↑ ↑ ↑

Os orbitais sp³ têm ângulos de 109º

entre sí e são tetraédricos (tetraedro é

uma pirâmide de base triangular).

Hibridização sp²

Do mesmo modo que a hibridização sp³

é uma mistura do orbital s e 3 orbitais

p, a hibridização sp² é a mistura do

orbital s com 2 orbitais p, deixando o

orbital p que sobrou livre pra fazer uma

ligação dupla. É o caso do metanal,

H2C=O.

1 s + 3 p 3 sp² + 1 p

2sp² 2sp² 2sp² 2p

↑ ↑ ↑ ↑

A geometria da hibridação sp² é plana,

triangular, com ângulos de 120º entre

uma ligação e outra. O orbital p que

sobra fica perpendicular ao plano das

ligações sp², isto é, atravessa fazendo

um ângulo de 90º com o plano.

Metanal, hibridização sp². A linha pontilhada

representa o eixo do orbital p (que está sendo

usado para formar a ligação dupla). Em azul, o

plano dos orbitais sp².


17

Hibridação sp

A mesma coisa acontece com os

orbitais sp. A soma de um orbital s mais

um orbital p dá origem a 2 orbitais sp:

1 s + 3 p 2 sp + 2 p

2sp 2sp 2p 2p

↑ ↑ ↑ ↑

A geometria dos orbitais sp é simples:

eles estão em linha reta num eixo,

separados por um ângulo de 180º. É

justamente o caso do CO2, por exemplo,

que é linear. Os orbitais p que sobram

ficam perpendiculares (em 90º) em

relação aos outros orbitais, e podem ser

usados para formar 2 ligações duplas ou

uma ligação tripla.

Hibridação em outros átomos

Outros átomos também podem ter

orbitais híbridos. O nitrogênio, por

exemplo, tem camada de valência 2s²

2p³.

2s 2px 2py 2pz

↑↓ ↑ ↑ ↑

A princípio, ele poderia formar NH3

simplesmente preenchendo os orbitais

2p, mas o que se observa é que o

ângulo entre as ligações é de cerca de

107º, próximo ao ângulo formado pelas

ligações do carbono sp³. Isso acontece

porque o nitrogênio do NH3 tamém é

hibridizado sp³. Na próxima aula

veremos porque é melhor para o átomo

manter as ligações com o maior ângulo

possível.

2sp³ 2sp³ 2sp³ 2sp³

↑↓ ↑ ↑ ↑

Exercícios

1) (ITA) A(s) ligação(ões) carbono-

hidrogênio existente(s) na molécula de

metano (CH4) pode(m) ser

interpretada(s) como sendo formada(s)

pela interpenetração frontal dos orbitais

atômicos s do átomo de hidrogênio com

os seguintes orbitais atômicos do átomo

de carbono:

a. Quatro orbitais p

b. Quatro orbitais híbridos sp³

c. Um orbital híbrido sp³

d. Um orbital s e três orbitais p

e. Um orbital p e três orbitais s

2) As ligações químicas nos compostos

orgânicos podem ser do tipo σ ou π. A

ligação σ é formada pela interação de

dois orbitais atômicos, segundo o eixo

que une os dois átomos, ao passo que na

ligação π, a interação dos orbitais

atômicos se faz segundo o plano que

contém o eixo da ligação.

Na estrutura representada acima, tem-se:

a. 2 ligações e 6 ligações

b. 2 ligações e 8 ligações

c. 4 ligações e 4 ligações

d. 6 ligações e 2 ligações

e. 8 ligações e 2 ligações

3) O propeno, a seguir representado, é um

hidrocarboneto insaturado,

CO2, hibridização sp. As linhas pontilhadas

representam os eixos dos orbitais p, que estão

sendo usados para fazer as ligações duplas.


18

constituindo-se em matéria-prima

importante para a fabricação de

plásticos.

Sobre esse composto, podemos afirmar

que

a. os carbonos C1 e C2 apresentam

hibridização sp, enquanto o carbono C3

apresenta hibridização sp3.

b. a ligação entre os carbonos C2 e C3 é do

tipo sigma () e resulta da combinação

entre um orbital atômico p puro e um

orbital atômico híbrido sp3.

c. o ângulo de ligação θ entre os

hidrogênios do carbono C1 é de 109,5°.

d. a ligação dupla entre os carbonos C1 e

C2 é constituída por uma ligação pi () e

uma ligação sigma ().

e. a ligação entre os carbonos C2 e C3 é

mais curta que a ligação entre os

carbonos C1 e C2.

4) (PUCPR) A acetona (H3C-CO-CH3), um

importante solvente orgânico, apresenta

nos seus carbonos, respectivamente, os

seguintes tipos de hibridação:

a. sp, sp2 e sp3

b. sp3, sp3 e sp3

c. sp2, sp e sp3

d. sp3, sp2 e sp3

e. sp3, sp2 e sp2

5) Tal como o CO2, o CH4 também causa o

efeito estufa, absorvendo parte da

radiação infravermelha que seria

refletida da Terra para o espaço. Esta

absorção deve-se à estrutura das suas

moléculas que, no caso destes dois

compostos, apresentam,

respectivamente, ligações:

Números atômicos: H = 1; C = 6; O = 8

a. π e σs.

b. π e σs-sp3.

c. π e σs-p.

d. σs e π.

e. σs-sp3 e π.

6) O gás carbônico e a água resultantes na

reação de combustão têm,

respectivamente, as fórmulas estruturais

planas representadas na figura a seguir,

as quais permitem o entendimento de

que, de acordo com o modelo atual, em

suas moléculas existem

a. 6 ligações covalentes polares, sendo 2 pi

e 4 sigma.

b. 6 ligações covalentes polares, sendo 4 pi

e 2 sigma.

c. 4 ligações covalentes apolares sigma.

d. 4 ligações covalentes apolares pi.

e. 4 ligações covalentes polares, sendo 2 pi

e 2 sigma.


19

Aula 6 – Geometria molecular

Geometria molecular é o estudo de

como os átomos se organizam

tridimensionalmente na molécula.

Basicamente, para determinar a

estrutura da molécula é necessário

entender a teoria da repulsão dos pares

eletrônicos da camada de valência

(VSEPR, para os íntimos).

A VSEPR diz que os pares de elétrons na

camada de valência (a camada mais

externa) tentam se empurrar para ficar o

mais longe possível um do outro.

Sabendo disso, basta verificar quantos

ligantes (átomos ligados) e pares de

elétrons existem em torno do átomo

central. Mas como fazer isso?

Determinando a fórmula eletrônica

1) Use uma tabela periódica ou os

números atômicos para somar o

número total de elétrons nas

camadas de valência dos átomos da

molécula.

2) Coloque um par de elétrons entre

cada dois átomos.

3) Coloque os outros elétrons,

tomando cuidado para que todos

obedeçam a regra do octeto (mas

lembre-se que existem exceções! O

hidrogênio fica estável com 2 e-!)

4) Represente as ligações (os pares

compartilhados) com um traço.

Exemplo:

CH2O (ZC = 6; ZH = 1; ZO = 8)

1) Distribuição eletrônica do C: 1s² 2s²

2p2. Camada de valência: 2s² 2p² (4

e-).

Distribuição eletrônica do H: 1s¹.

Camada de valência: 1s¹ (1 e-).

Distribuição eletrônica do O: 1s² 2s²

2p4. Camada de valência: 2s² 2p4 (6

e-).

Total: 1 x 4 + 2 x 1 + 1 x 6 = 12 e-

2)

3)

4)

Determinando a fórmula estrutural

Para determinar a fórmula estrutural,

você precisa identificar as núvens

eletrônicas ao redor do átomo central.

Cada ligação (simples, dupla ou tripla) e

cada par de elétrons livres ao redor do

átomo central conta como uma núvem.

Agora, basta usar a tabela. Lembre que

as núvens vão tentar manter a maior

distância possível uma da outra.


20


21

Exercícios

1) Com relação à geometria das moléculas,

a opção correta a seguir é:

a. NO - linear, CO2 - linear, NF3 - piramidal,

H2O - angular, BF3 - trigonal plana.

b. NO - linear, CO2 - angular, NF3 -

piramidal, H2O - angular, BF3 - trigonal

plana.

c. NO - linear, CO2 - trigonal, NF3 - trigonal,

H2O - linear, BF3 - piramidal.

d. NO - angular, CO2 - linear, NF3 -

piramidal, H2O - angular, BF3 - trigonal.

e. NO - angular, CO2 - trigonal, NF3 -

trigonal, H2O - linear, BF3 - piramidal.

2) Qual das substancias a seguir tem

molecula linear e apresenta ligacoes

duplas?

a. HCl

b. H2O

c. N2

d. CO2

e. NH3

3) Na figura, sao apresentados os desenhos

de algumas geometrias moleculares.

SO3, H2S e BeCl2 apresentam,

respectivamente, as geometrias

moleculares:

a. III, I e II.

b. III, I e IV.

c. III, II e I.

d. IV, I e II.

e. IV, II e I.

4) O modelo de repulsão dos pares de

elétrons da camada de valência

estabelece que a configuração eletrônica

dos elementos que constituem uma

molécula é responsável pela sua

geometria molecular.

Relacione as moléculas com as

respectivas geometrias:

Dados: números atômicos: H (Z = 1), C (Z

= 6), N (Z = 7), O (Z = 8), S (Z = 16)

Coluna I - Geometria molecular

1 - linear

2 - quadrada

3 - trigonal plana

4 - angular

5 - pirâmide trigonal

6 - bipirâmide trigonal

Coluna II - Moléculas

( ) SO3

( ) NH3

( ) CO2

( ) SO2

A relação numérica, de cima para baixo,

da coluna II, que estabelece a sequência

de associações corretas é:

a. 5 - 3 - 1 - 4

b. 3 - 5 - 4 - 6

c. 3 - 5 - 1 – 4

d. 5 - 3 - 2 - 1

e. 2 - 3 - 1 – 6

5) (ITA) Assinale a opção que contém,

respectivamente, a geometria das

moleculas NH3 e SiCl4 no estado gasoso:

a. Plana; plana.

b. Piramidal; plana.

c. Plana; tetragonal.

d. Piramidal; piramidal.

e. Piramidal; tetragonal.


22

Aula 7 e 8 – Nomenclatura de

ácidos inorgânicos e NOX

Existem quatro funções químicas básicas

de substâncias inorgânicas: os ácidos, as

bases, os sais e os óxidos. Existem várias

definições para ácidos. Arrhenius, em

1887, definiu ácido como sendo uma

substância que libera H+ quando em

solução aquosa. Mais tarde, em 1923, o

dinamarquês Brønsted (leia “brênsted”)

e o inglês Lowry aumentaram a

definição, dizendo que ácidas são as

substâncias que doam prótons durante

uma reação.

Mas a definição mais ampla de ácido foi

dada pelo norte-americano Gilbert

Lewis. Segundo ele, um ácido é uma

espécie química que pode aceitar um par

de elétrons em qualquer meio. A

definição de Lewis é mais ampla do que

a de Brønsted-Lowry porque existem

substâncias como AgCl3 que podem

receber e-, mas que não liberam prótons.

Por outro lado, os prótons têm o orbital

1s livre, e por isso podem aceitar

elétrons.

O ácido aceita elétrons.

Deste modo, também chegamos à nossa

definição de base. Numa reação, se uma

espécie está recebendo elétrons (ácido),

isto significa que outra espécie está

doando estes elétrons. A espécie

doadora é a base. Segundo Arrhenius, as

bases são substâncias que liberam OH-

em solução aquosa. Embora seja

verdade, devemos lembrar também das

bases de Lewis, que tem elétrons livres.

Nomenclatura de ácidos de Arrhenius

o Ácidos não-oxigenados

O nome dos ácidos que não contém

oxigênio é bastante simples. Estes

ácidos são formados por um ou mais

hidrogênios e um ânion. Para dar o

nome, basta usar a fórmula “ácido

[ânion]ídrico”.

Exemplos: HCl ácido clorídrico; HF

ácido fluorídrico; H2S ácido

sulfídrico. (Note que o nome é

“sulfídrico” porque enxofre em latim

é “sulfur”, o que explica o símbolo do

elemento ser a letra S).

Ácido Ânion HF Ác. fluorídrico F

- Fluoreto

HCl Ác. clorídrico Cl- Cloreto

HBr Ác. bromídrico Br- Brometo

HI Ác. iodídrico I- Iodeto

H2S Ác. sulfídrico HS- Hidrogenossulfeto

ou bissulfeto

S2-

Sulfeto

HCN Ác. cianídrico CN- cianeto

A nomenclatura dos ácidos

oxigenados é mais complicada, e para

isso vamos precisar antes conhecer o

NOX.

NOX é o número de oxidação de um

elemento. É como se fosse a carga

que ele possui na molécula. Nos

ácidos não-oxigenados é fácil

descobrir o NOX: o hidrogênio tem

sempre NOX igual a 1+, e a molécula

tem carga igual a 0. A partir destas

informações, observe os seguintes

exemplos:

HCl H+ + Cl-

H2S 2 H+ + S2-

Perceba que o cloro, que precisou

ganhar um elétron para atingir o

octeto, fica com NOX 1- na molécula

de ác. clorídrico. Assim, a soma das

cargas (1+ do hidrogênio e 1- do

cloreto) fica sendo igual a 0. A mesma

coisa acontece com o ác. sulfídrico: o

sulfeto tem carga 2- (basta ver que

ele pertence à familia VIA), e

portanto são necessários dois


23

hidrogênios portadores da carga 1+

para que a soma seja igual a 0.

Nestes casos, quando estão fazendo

parte da molécula, dizemos que os

átomos não têm carga, mas que têm

NOX. Agora que conhecemos o NOX,

podemos aprender os ácidos

hidrogenados.

Para sabermos o nome do ácido

oxigenado, nós precisamos verificar 3

coisas: a família do átomo central,

quantos oxigênios estão ligados a ele

e quantos hidrogênios ionizáveis

estão na molécula, para que

possamos calcular o NOX do átomo

central e descobrir o nome do ácido.

Veja o exemplo do HClO2. Nós

podemos perceber que o átomo

central é o cloro, da família VIIA. Se

ele é da família VIIA, ele possui 7

elétrons na camada de valência,

sendo 7+ seu NOX máximo.

Agora, vamos às contas. Sabemos

que o NOX do hidrogênio é sempre

1+, e que o NOX do oxigênio é

sempre 2-. Sabemos também que a

soma total é igual a 0. O resto fica

fácil.

NOXH + NOXCl + NOXO = 0

Temos 1 hidrogênio, portanto nossa

soma começa com 1+.

1+ + NOXCl + NOXO = 0

Acrescentando os 2 oxigênios,

precisamos somar o NOX 4- (2- para

cada um dos 2 O), o que dá um total

de 3-.

1+ + NOXCl + 2 x 2- = 0

1+ + NOXCl + 4- = 0

NOXCl + 3- = 0

Se a soma total é 0 e só falta somar o

NOX do cloro, só nos resta fazer a

última conta:

NOXCl + 3- = 0

NOXCl = 0 + 3+

NOXCl = 3+

Consultando a tabela da nossa aula,

descobrimos que o ânion oxigenado

que tem cloro com NOX = 3+ é o

ânion cloroso.

IVA VA VIA VIIA Terminação

NOX ↑ 7+ per...ico

NOX ↑ 4+ 5+ 6+ 5+ ...ico

NOX ↓ 3+ 4+ 3+ ...oso

NOX ↓ 2+ 1+ hipo...oso

Lembre que o maior NOX termina em

ico (como em heroico!), e o menor

NOX termina em oso (que nem

medroso...!)

Exercícios

1) O ácido que é classificado como

oxiácido, diácido e é formado por

átomos de três elementos químicos

diferentes é:

a. H2S

b. H4P2O7

c. HCN

d. 2SO3

e. HNO3

2) Dar nome aos seguintes ácidos (solução

aquosa):

a. HClO2

b. HCl

c. HCN

d. HNO2

e. H3AsO4

f. H3SbO3

g. HF

h. HCl

i. HCN

j. H2S

k. H2CO3

l. H3BO3

m. H4SiO4


24

3) (ENEM) O processo de industrialização

tem gerado sérios problemas de ordem

ambiental, econômica e social, entre os

quais se pode citar a chuva ácida. Os

ácidos usualmente presentes em

maiores proporções na água da chuva

são o H2CO3, formado pela reação do

CO2 atmosférico com a água, o HNO3, o

HNO2, o H2SO4 e o H2SO3. Esses quatro

últimos são formados principalmente a

partir da reação da água com os óxidos

de nitrogênio e de enxofre gerados pela

queima de combustíveis fósseis.

A formação de chuva mais ou menos

ácida depende não só da concentração

do ácido formado, como também do tipo

de ácido. Essa pode ser uma informação

útil na elaboração de estratégias para

minimizar esse problema ambiental. Se

consideradas concentrações idênticas,

quais dos ácidos citados no texto

conferem maior acidez às águas das

chuvas?

a. HNO3 e HNO2.

b. H2SO4 e H2SO3.

c. H2SO3 e HNO2.

d. H2SO4 e HNO3.

e. H2CO3 e H2SO3.

4) Os ácidos HClO4, H2MnO4, H3PO3,

H4Sb2O7, quanto ao número de

hidrogênios ionizáveis, podem ser

classificados em:

a. monoácido, diácido, triácido, tetrácido.

b. monoácido, diácido, triácido, triácido.

c. monoácido, diácido, diácido, tetrácido.

d. monoácido, monoácido, diácido,

triácido.

e. monoácido, monoácido, triácido,

tetrácido.

5) A respeito das substâncias denominadas

ácidos, um estudante anotou as

seguintes características:

I) têm poder corrosivo;

II) são capazes de neutralizar bases;

III) são compostos por dois elementos

químicos;

IV)formam soluções aquosas condutoras de

corrente elétrica.

Ele cometeu erros somente em:

a. I e II

b. I e III

c. I e IV

d. II e III

e. III e IV

6) Dar nome aos seguintes ânions:

a. BrO3-

b. ClO2-

c. HCO3-

d. HSO4-

e. S2-

f. I-

g. NO3-

h. NO2-

i. PO43-

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Aula 1 Matéria - Portal do aluno RUMO | Bem vindo ao ... · classificadas em homogêneas ou heterogêneas. As misturas homogêneas são aquelas que só possuem uma fase. Exemplos