Técnico emQuímica Apostila de Química Geral Prof. Carlos Fernando Campus Avançado Capivari Técnico em Química 1 Conteúdo Capítulo 1 INTRODUÇÃO ............................................................................................................... 6 Química: afinal, o que é isso?.................................................................................................... 6 O método científico................................................................................................................... 7 Método indutivo e dedutivo ..................................................................................................... 7 Exercícios ................................................................................................................................... 7 Capítulo 2 A MATÉRIA E SUAS PROPRIEDADES ............................................................................. 9 Principais conceitos relacionados à matéria ............................................................................. 9 Fases ou estados físicos da matéria ...................................................................................... 9 Densidade............................................................................................................................ 10 Exercícios ................................................................................................................................. 11 Elemento químico ................................................................................................................... 12 Substância química.................................................................................................................. 13 Substância pura e mistura ....................................................................................................... 14 Misturas eutéticas e azeotrópicas .......................................................................................... 15 Exercícios ................................................................................................................................. 16 Fenômeno físico e fenômeno químico.................................................................................... 16 Substância simples e substância composta ............................................................................ 18 Exercícios ................................................................................................................................. 19 Tipos de misturas .................................................................................................................... 19 Exercícios ................................................................................................................................. 20 As leis ponderais e o átomo .................................................................................................... 21 Exercícios ................................................................................................................................. 24 Capítulo 3 A ESTRUTURA ATÔMICA ............................................................................................ 27 Partículas subatômicas ............................................................................................................ 27 Modelo atômico de Thomson ................................................................................................. 28 Modelo atômico de Rutherford .............................................................................................. 28 A descoberta da terceira partícula subatômica: o nêutron .................................................... 29 Exercícios ................................................................................................................................. 30 Alguns conceitos relacionados ao átomo ............................................................................... 31 Número Atômico (Z) ............................................................................................................ 31 Íons ...................................................................................................................................... 31 Número de Massa (A).......................................................................................................... 31 Elemento Químico ............................................................................................................... 31 2 Isótopos ............................................................................................................................... 32 Isoeletrônicos ...................................................................................................................... 32 Exercícios ................................................................................................................................. 32 Evolução dos modelos atômicos ............................................................................................. 35 Modelo atômico de Rutherford-Bohr (1913) ...................................................................... 35 A evolução do modelo de Rutherford-Bohr ........................................................................ 36 O modelo atual .................................................................................................................... 37 Níveis, Subníveis e Orbitais ................................................................................................. 37 Distribuição dos elétrons na eletrosfera dos átomos ......................................................... 39 Distribuição eletrônica de íons............................................................................................ 40 Distribuição eletrônica em orbitais ..................................................................................... 41 Regra para preenchimento de elétrons num subnível........................................................ 41 Exercícios ................................................................................................................................. 41 Capítulo 4 CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA ........................................................................................ 45 Histórico .................................................................................................................................. 45 Tabela Periódica ...................................................................................................................... 47 Períodos ou séries ................................................................................................................... 47 Famílias ou grupos .................................................................................................................. 47 Famílias A e Zero ................................................................................................................. 48 Famílias B............................................................................................................................. 49 Localização dos elementos na Tabela Periódica ..................................................................... 51 Classificação dos elementos.................................................................................................... 52 Metais.................................................................................................................................. 52 Ametais ou não-metais ....................................................................................................... 52 Semimetais .......................................................................................................................... 52 Hidrogênio ........................................................................................................................... 53 Gases Nobres....................................................................................................................... 53 Ocorrência dos elementos ...................................................................................................... 54 Exercícios ................................................................................................................................. 54 Propriedades periódicas.......................................................................................................... 57 Raio atômico........................................................................................................................ 57 Energia de ionização............................................................................................................ 58 Afinidade eletrônica ............................................................................................................ 60 Eletronegatividade .............................................................................................................. 61 3 .............................................................................................. 73 Exercícios ........................................................................................ 93 Ligação metálica .................................................................................................................. 113 Exercícios .................................................................................................................... 112 Exercícios ................... 98 Ácidos ...................................................... 62 Capítulo 5 LIGAÇÕES QUÍMICAS.................................................................. 102 Óxidos.................................... 101 Sais ................................................................................................................................. 105 Exercícios ........................................................................ 94 Capítulo 6 FUNÇÕES QUÍMICAS INORGÂNICAS SEGUNDO ARRHENIUS ............................................... 98 Bases.................................................................. 65 Em busca de maior estabilidade ........................................................................................................................................................ 67 Exercícios .................................................................................... 90 Solubilidade ............................................................................................................................. 121 Potencial padrão de eletrodo ................. 103 Principais cátions e ânions ............................................................................................................................................. 66 Ligação iônica ou eletrovalente ............ 117 Exercícios ......................................................................................................................................................... 65 Valência .................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................................. 85 Exercícios ...............................................................................................................Exercícios .......................................................................................................... 79 Polaridade das ligações ..................................................... 121 Cálculo de potencial padrão de eletrodo ................................................................................................................................................................................................................................... 122 Fundamentos de eletrólise .................................... 83 Geometria e polaridade das moléculas ......................................................................................................................... 108 Exercícios ........................................................................................................................... 112 Capítulo 8 GRANDEZAS QUÍMICAS.................................................................................................................................................................... 115 Capítulo 9 ESTEQUIOMETRIA ..................... 118 Capítulo 10 ELETROQUÍMICA .................. 70 Ligação covalente ou molecular .............................................. 81 Exercícios ..................... 106 Capítulo 7 TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS ....................................................................................................................................................................... 110 Balanceamento de reações químicas pelo método de tentativas ... 125 4 ................................................................................................................................................ 91 Exercícios .......................... ........................................................................................Exercícios ................................................................................. 128 5 .............................. 126 Capítulo 11 Bibliografia ...................................... Como poderemos. mais consciente das questões sociais que nos cercam e mais apto a participar na busca de soluções para esses problemas. alimentos. perceberemos que o nosso planeta e os materiais nele presentes são finitos. O conhecimento dos principais fundamentos da Química fará com que você se torne um cidadão mais atento. Ela é frequentemente chamada de ciência central. mas também como cidadão. Se você é uma dessas pessoas. da Geologia. você perceberá que a Química é um componente importante para que se entenda melhor a sociedade. o que é isso? Muitas pessoas imaginam a Química apenas como sendo a ciência responsável por substâncias tóxicas e poluentes que agridem o meio ambiente. a população mundial deverá dobrar em menos de 50 anos. Ao longo do curso que você está iniciando. Atualmente não é fácil dar uma boa definição de Química. Química: afinal. então. • Preservação do meio ambiente. • Análise qualitativa e quantitativa de materiais.Capítulo 1 INTRODUÇÃO A química estuda tudo que está ao nosso redor. prepare-se para mudar de opinião. as propriedades e as transformações da matéria. remédios e moradia a todos? Como prevenir o esgotamento dos recursos do nosso planeta? Como reverter os danos já causados ao meio ambiente? Como evitar novos danos? Nenhuma dessas questões pode ser solucionada totalmente sem a aplicação da ciência química. devido à sua crescente abrangência em diversos setores da sociedade. da Medicina e de várias outras ciências. a composição. notamos que um químico trabalha principalmente nos seguintes campos: • Pesquisa e produção de novas substâncias. Uma definição interessante da Química seria: Química é a ciência que estuda a estrutura. não só como profissional. da Física. Enfim. a compreensão desse universo nos permitirá entender melhor a vida. Se olharmos uma foto da Terra. Em síntese a Química irá contribuir para que você desempenhe melhor suas funções. • Determinação da estrutura de substâncias. 6 . porque seu conhecimento básico é essencial para o estudo da Biologia. Analisando as atividades da Química moderna. Conhecimentos básicos dessa ciência nos permitem entender por que a mistura de diferentes produtos de limpeza doméstica pode produzir gases tóxicos. oferecer vestuário. incluindo nós mesmos. Entretanto. • Estudo dos mecanismos das reações químicas. por intermédio da compreensão dos materiais (do que e como são constituídos) e das transformações que eles podem sofrer. por que muitos alimentos devem ser guardados na geladeira e por que arrotamos após ingerirmos rapidamente um refrigerante. o que permitirá a enunciação de leis relativa a ele. Desse modo. que consiste em observar fenômenos. com base em resultados experimentais obtidos em casos particulares. I. Fase da experimentação. feitas por novos experimentos. o pesquisador formulou a seguinte lei científica: “Quando são retiradas de um baralho. por fim.O método científico Ciência é toda atividade realizada pela aplicação do chamado método científico. temos um ciclo interminável. que. aquela em que o cientista elabora uma teoria ou um modelo que explique não só o fato observado inicialmente. 7 . as cartas saem com naipes diferentes e em ordem crescente de valor”. Fase da generalização (lei). estamos empregando o raciocínio indutivo ou método indutivo. sete de espadas e dez de paus. Com base nesse evento. III. V. na busca da confirmação do fato observado e na verificação da consistência da hipótese. tanto os que ocorrem na natureza como os provocados experimentalmente. aquela em que surgem os fatos ou dados. permitindo que a teoria seja reavaliada. relacionar e interpretar as observações e. II. elaborar generalizações chamadas teorias ou modelos. Fase de observação. que irão cuidadosamente planejados e executados. Pela aplicação do método científico têm sido feitas importantes descobertas científicas. IV. Fase da teorização. Método indutivo e dedutivo Quando chegamos a uma generalização. aquela em que o cientista verifica se o fato observado pode ser generalizado. como também outros relacionados a ele. O método científico inclui uma série de acontecimentos numa determinada sequência. em contribuído muito para o bem-estar da humanidade. Frequentemente as teorias e modelos já elaborados são utilizados na previsão dos resultados de experimentos futuros. quando chegamos a uma conclusão relativa a um caso particular. Por outro lado. estamos empregando o raciocínio dedutivo ou método indutivo. Esta teoria – ou modelo – será válida até que surja um novo fato que a contrarie. com base em uma generalização. por meio da tecnologia. aquela em que o cientista procura descobrir o porquê do fato observado e para o qual formula uma hipótese. A sequencia de cartas retiradas foi: dois de copas. Fase da reflexão ou do raciocínio (hipótese). quatro de ouros. aquela em que são realizados experimentos. PARTICULAR ݉éݒ݅ݐݑ݀݊݅ ݀ݐ GERAL ⇄ ݉éݒ݅ݐݑ݀݁݀ ݀ݐ Exercícios 1) Um pesquisador tirou de um baralho quatro cartas ao acaso. Um aspecto importante do método científico é que a teoria deve ser testada por novas observações. Discuta a validade dessa “lei científica” e proponha uma experiência que mostre que ela não é válida. em sua conclusão. dedutivo. b) criação de modelo. então. chegando à seguinte conclusão: “Todos os objetos cilíndricos queimam. 3) Certa vez. de: a) formulação de lei. sem abrir a caixa. sua classificação continha as seguintes informações: Queimam Galhos de árvore Cabos de vassoura Mastro de bandeira Lápis Não queimam Rochas Cacos de vidro Pedrinhas Tijolos Com base nessa lista. observava que alguns queimavam e outros não.2) Comente a afirmação: “Uma teoria científica pode ser alterada ou mesmo abandonada à medida que avançam as investigações”. À medida que ia trazendo objetos para sua fogueira. dedutivo. Depois de algumas viagens. decidiu procurar material para atear fogo. 4) A embalagem de um produto comestível “natural” traz impressos os dizeres: “ISENTO DEELEMENTOS QUÍMICOS. b) Como ela poderia ser enunciada corretamente? Atividade O que há dentro da caixa? Objetivo: Criar uma imagem mental de um objeto não-visivel. cheirar. 8 . d) elaboração de hipótese.” Quanto ao método científico. Como fazia frio. são exemplos.” a) Explique por que essa afirmação é incorreta. indutivo. respectivamente. Começou. Materiais: Caixa com tampa e um objeto qualquer. c) É válido agitar a caixa. b) As demais pessoas tentarão descobrir qual é o objeto. etc. Como fazer: a) Uma pessoa esconde um objeto qualquer dentro da caixa. o procedimento e o tipo de raciocínio utilizado pela criança. a criança tentou encontrar uma regularidade que a orientasse na procura de novos materiais combustíveis. uma criança se perdeu. indutivo. a fazer uma lista relacionando os que queimavam e os que não queimavam. c) proposição de teoria. As forças de atração de suas partículas são maiores que as forças de repulsão. Propriedades funcionais: comuns a determinados grupos de substâncias. cor. ponto de fusão e ponto de ebulição. Propriedades específicas: características de cada tipo de matéria. As forças de repulsão são maiores que as de atração. compressibilidade). Químicas: responsáveis pelos tipos de transformações que cada matéria é capaz de sofrer. funcionais e específicas.Capítulo 2 A MATÉRIA E SUAS PROPRIEDADES O universo é composto por matéria e energia. odor. volume. sais. elasticidade. ou seja. denominadas funções (ácidos. Sólido: Caracteriza-se por ter forma e volume definidos. Existem diferentes qualidades de matéria (denominadas substâncias) e diversos tipos de energia. Físicas: correspondem a valores experimentais encontrados a partir do comportamento observado para cada tipo de matéria .quando este é submetido a determinadas condições. A matéria tem propriedades que podem caracterizá-la e especificá-la: propriedades gerais. 9 . Propriedades gerais: inerentes a qualquer tipo de matéria (massa. As propriedades com as quais mais trabalharemos são: densidade. apenas transformada. impenetrabilidade.). o líquido assume a forma do recipiente que o contém. As fases da matéria são interconversíveis. Matéria é tudo aquilo que tem massa e ocupa lugar no espaço (tem volume) e energia é a capacidade de realizar trabalho. Principais conceitos relacionados à matéria Fases ou estados físicos da matéria A matéria pode apresentar-se em três fases: sólida. As forças de atração e repulsão se equivalem. A Química é o estudo da matéria. Organolépticas: podem ser verificadas pelos sentidos (estado de agregação. nas mais diferentes formas. sabor. líquida. que não alteram a constituição da matéria. Líquido: Tem apenas o volume definido e não a forma. gasosa. da estrutura da matéria. a energia não pode ser destruída ou criada. Gasoso: Não apresenta nem forma nem volume definido. etc. de suas transformações e da energia envolvida nestas transformações. A energia tem dois princípios: o da conservação e o da transformação. divisibilidade. Matéria e energia são mensuráveis e estão intimamente relacionadas. brilho). é grama/centímetro cúbico (g/cm3). Já o volume corresponde ao espaço ocupado por determinada quantidade de matéria e sua unidade no SI é o metro cúbico (m3) (1m3 = 1000 L). Sendo uma propriedade específica. a densidade pode ser usada na caracterização de uma substância pura.0 g/cm3 volume A unidade de densidade é uma unidade de massa dividida por uma unidade de volume. denominada densidade.0 400 500 800 1000 Água massa (g) 10 500 1000 volume (cm3) 10 500 1000 Observe que a relação massa/volume é constante: Álcool: massa = 0. A massa de um corpo é determinada em balanças.8 1. Exemplo: Álcool etílico massa (g) volume (cm3) 0.8 g/cm3 volume Água : massa = 1. que.10 Densidade Massa e volume são propriedades mensuráveis da matéria. varia de substância para substância. . comparando-a com outra massa conhecida denominada de padrão e sua unidade no Sistema Internacional (SI) é o quilograma (kg). Massa e volume se relacionam e esta relação. nos casos vistos. ......7 Zinco 7. observando os dados da tabela a seguir...0 m3 c) 100 cm3 d) 20 L e) 4 dm3 6) Transforme as pressões: a) 1520 mm Hg para atm c) 38 cm Hg para atm b) 0.054 L = .. no máximo o equivalente ao seu próprio peso... a) alumínio b) zinco c) prata d) chumbo e) ouro Metal Densidade em g/cm3 Alumínio 2.. conforme o modelo: a) 1.5 atm para mm Hg d) 0. 1m3..L 2) Transforme as massas para gramas (g): a) 0. 500 cm3.. as seguintes medidas de volume: 100 L..... cm3 i) 350 m3 = . L c) 0. indique qual o metal contido na maleta. Logo. um indivíduo corre carregando uma maleta tipo 007 (volume de 20 dm3) cheia de barras de certo metal.5 Chumbo 11.... 1000 mL..0 L b) 2. Considerando que um adulto de peso médio (70 kg) pode deslocar com certa velocidade....2 mL.......0 m3 4) Transforme para kg: a) 200 g b) 2 ·10 5 mg c) 500 g d) 100 mg 5) Transforme para mL: a) 1.. em ordem crescente.50 m3 é igual a: a) 103 b) 104 c) 105 d) 106 e) 107 9) Em uma cena de filme.......3 · 10 3 mL =.0 x 10......... mL d) 328 cm = . mL e) 8700 mL = ..3 atm para cm Hg 7) Organize...... 10 dm3.0 ·102 mg 3) Transforme os volumes para litros (L): a) 1.....8 m3 = ...Exercícios Para relembrar as unidades 1) Faça a conversão de unidade pedida.....1 Prata 10.0 dm3 b) 100 mL c) 200 cm3 d) 3.20 kg b) 200 mg c) 103 kg d) 5..... cm3 g) 3.3 11 .5 L = 1500 mL b) 2....3 m3 = .4 Ouro 19........ 8) Considere que o volume de uma gota de água é igual a 5..L h) 25 L = . podemos afirmar que o número de gotas de água necessário para encher uma caixa d’água de 0.0 · 1010 mL = . L f) 0.....mL j) 8. 79 g/cm3.87 g/cm3. OBS: Os três líquidos são altamente tóxicos e não devem ser cheirados.59 g/cm3 e 0. cuja densidade é 1. em geral a segunda do nome. As densidades destes líquidos estão abaixo relacionadas: Substância Densidade a 25 ºC água 1. Confecciona-se o símbolo utilizando-se a letra inicial maiúscula de seu nome latino e. O símbolo é a representação abreviada do elemento.70 g/cm3 clorofórmio 1. explique como você faria para identificar os três líquidos. das amostras contidas nos tubos. com base nas informações dadas. outro tetracloreto de carbono e o terceiro. 11) Três tubos de ensaio contêm. 0. Veja os exemplos: Elementos Símbolos Hidrogênio H Carbono C Cálcio Ca (usadas 2 letras) Boro B Bromo Br Potássio K (Kalium) Sódio Na (Natrium) Prata Ag (Argentum) Chumbo Pb (Plumbum) Mercúrio Hg (Hidrargium) Enxofre S (Sulfur) Estanho Sn (Stanum) Antimônio Sb (Stibium) Cobre Cu (Cuprum) Ouro Au (Aurum) 12 . Apesar de conhecermos uma infinidade de matérias diferentes. etanol e gasolina. Sabe-se que as suas densidades são. apenas o metanol é solúvel em água.10) Três frascos não rotulados encontram-se na prateleira de um laboratório.53 g/cm3 O comportamento das misturas em cada tubo está mostrado abaixo: Qual a seqüência correta. só se conhecem um pouco mais de uma centena de tipos de átomos quimicamente diferentes. metanol. quando necessário. Dos três líquidos. usado internacionalmente.0 g/cm3 etanol 0. esta é seguida de uma outra letra minúscula. amostras de 4 mL dos líquidos clorofórmio. O conjunto de cada um desses tipos de átomos representa um elemento químico (posteriormente será visto um conceito exato de elemento químico) que tem nome e símbolo próprio. em presença de água. Um contém benzeno. A cada um destes tubos foi adicionado 1 mL de água. Algumas vezes a inicial maiúscula do nome latino do elemento não coincide com a inicial do seu nome em Português.00 g/cm3. respectivamente. o que pode gerar certa confusão. separadamente. 1.80 g/cm3 gasolina 0. Sabendo-se que não se dispõe de balança e. Elemento químico A matéria é formada por átomos. ____________ e 8% de níquel. ________. porém estável. _________. foi empregada em palitos. componente importante de aços inoxidáveis. sendo o primeiro reativo e o segundo inerte. O bronze. Graças a isso. ______. l) A areia é o composto mais comum do silício. Os átomos dos elementos conhecidos podem reunir-se formando agrupamentos diferentes que podem ser moléculas ou agregados iônicos. c) Outro elemento cujo símbolo começa com N é o níquel. n) Vidros resistentes ao calor contêm certa quantidade de B. O elemento formador desta substância chama-se _________________. q) A fabricação de papel requer grandes quantidades de S. f) O elemento Ca. é o elemento cujos compostos proporcionam a cor azul a muitos vidros. _______________. ________________. não os prejudica. o) O antimônio. é o cinábrio. por outro lado. Entretanto. _______. t) Ag. Os antigos egípcios usavam seus compostos para escurecer as sobrancelhas. ocorre em grande quantidade na crosta terrestre numa rocha chamada calcário. que denominados de fósforos de segurança. é um sólido metálico. ________________. u) O latão é uma liga de cobre e zinco. _______. h) A substância Cl2 é muito utilizada na purificação da água. Substância química A reunião dos elementos forma as substâncias. __________________. ____________. assim como a reunião das letras do alfabeto forma as palavras.1) Escreva o nome ou o símbolo nos itens abaixo: a) Se os símbolos de elementos diferentes começam pela mesma letra. g) Co. A molécula é a menor porção de uma substância formada por átomos. é usado em ligas para tipos de imprensa. _________________. O grupo de moléculas ou agregados iônicos representa então uma espécie química bem definida. é um metal muito leve usado na fabricação de objetos. d) Magnésio. elemento cujo símbolo é _______. cerca de 18% de cromo. é um elemento que ocorre em todos os seres vivos. Enquanto os elementos do item anterior representam substâncias gasosas. Tanto o magnésio como o manganês. o condutor mais frequentemente utilizado é o cobre. ___________. m) A substância I2 é um sólido cinza. ________________. é um dos melhores condutores metálicos de eletricidade. a parte da química que estuda seus compostos é denominada de química orgânica. o elemento que ocorre mais frequentemente ou o que é mais útil. j) O As. ________. é misturado a outros metais para formar ligas importantes. x) Todas as plantas necessitam de K. r) O antibiótico aureomicina tem seu nome derivado da palavra “aurum”. Ambos são gases muito leves. _________. s) O minério mais importante do mercúrio. 13 . é um gás raro. v) As baterias dos carros empregam muito chumbo. p) Muitos automóveis são protegidos contra corrosão por meio de um revestimento com zinco. é indicado comumente por uma única letra maiúscula. ________________. _______. por ser muito mais barato. _______. Aureomicina significa “bolor de ouro”. comum na natureza enquanto o neônio. por outro lado. b) O elemento N. ___________. e) C. a substância. _______. é uma liga de cobre e estanho. uma das variedades alotrópicas do fósforo. Sua solução alcoólica é usada como anti-séptico e o elemento que a forma é o _______________. H __________________ ocorre mais frequentemente do que o He _________________. ____________. i) O aço inoxidável é constituído de ferro. z) Devido à sua baixa temperatura de combustão. O Ar. As moléculas são formadas por átomos ligados entre si. em seu processo de nutrição. ______. é um veneno para os seres vivos. o níquel. é o componente de um gás inerte. __________________. do estado sólido (gelo) ao estado gasoso (vapor). o ar é uma mistura de gases (N2. Substâncias são diferentes espécies de matéria. O álcool comercial. O2. Exemplos: H2SO4 – a fórmula indica que esta substância é formada por 2 átomos de hidrogênio. 14 . por exemplo. 1 átomo de enxofre e 4 átomos de oxigênio→ fórmula molecular O2 – indica que a substância é formada por 2 átomos de oxigênio→ fórmula molecular NaCl – indica que a substância é formada por um íon Na+ e um íon Cl-→ íon-fórmula Substância pura e mistura Substância pura: Formada por moléculas (ou agregados iônicos) todas iguais entre si. a que indica o número de átomos de cada elemento presente é chamada fórmula molecular (no caso de substâncias formadas por moléculas) ou íon-fórmula (no caso de substâncias formadas por agregados iônicos). a menor porção da substância iônica não é uma molécula e sim um agregado iônico. que se mantêm reunidos em virtude da atração elétrica. por esta razão. Como as substâncias podem ser moleculares ou iônicas é importante concluir que: “Toda matéria é formada por átomos ou íons”. As substâncias são representadas por fórmulas. Comparando a ebulição da água pura com a da água salgada observa-se que a água pura começa e termina sua ebulição à mesma temperatura t enquanto que a água salgada (mistura) começa e termina sua ebulição em temperaturas diferentes (t1 e t2). Mistura: É a reunião de duas ou mais substâncias puras que não interagem (as moléculas permanecem inalteradas . Como diferenciar substância pura de mistura? A maneira mais eficiente de diferenciar. etc. Há diversos tipos de fórmulas. A composição de uma mistura pode variar e.). Tem propriedades e características bem definidas e composição química constante.Os agregados iônicos não são formados por átomos e sim por íons. Logo. na prática.fenômeno físico). é uma mistura de etanol (C2H5OH) e água (H2O). relativo ao aquecimento de água pura. espécies químicas carregadas eletricamente. não podemos associar a ela uma fórmula. Observe a seguir o gráfico. temperatura x tempo. uma substância pura de uma mistura consiste na análise de seus comportamentos quanto às mudanças de estado físico. durante as mudanças de fase. ferve à temperatura constante de 76. enquanto que. a água ferve a 100 oC ao nível do mar. o gráfico será do tipo: Misturas eutéticas e azeotrópicas Existem misturas que. é chamada de mistura azeotrópica. Desta forma. 15 . cuja temperatura de ebulição é constante. se comportam como substâncias. como se fossem uma única substância. Cada substância pura apresenta um ponto de fusão e um ponto de ebulição característico.ºC. Se a pressão for maior que este valor. A mistura. como já foi dito. ou seja. A pressão atmosférica (força que a atmosfera exerce sobre a Terra) é muito importante para o ponto de ebulição. se a pressão for menor. As constantes físicas são muito usadas nos laboratórios para identificação de substâncias puras. o ponto de ebulição será maior. (Esta é uma das razões por que não se consegue obter álcool puro através da destilação). bem definidas – daí serem chamadas de constantes físicas. ferve abaixo de 100 oC. o ponto de ebulição também será menor. Ao nível do mar. Para uma mistura como a de água e sal.43 partes de água. A mistura cujo ponto de fusão é constante é chamada de mistura eutética. A passagem do estado sólido para o líquido (ou vice-versa) ocorre em uma determinada temperatura. considera-se a pressão igual a 1 atm ou 760 mmHg. Uma mistura de 95. Já a passagem do líquido para o gasoso (ebulição) é chamada de Ponto de Ebulição (PE).3 . em uma montanha. Outro caso é o de várias ligas metálicas (mistura de sólidos) que se fundem a uma temperatura constante.57 partes de álcool com 4. como se fosse uma única substância.A partir do gráfico podemos montar o seguinte quadro: Tempo (min) Temperatura (oC) 0 a 15 -40 a 0 15 a 25 25 a 35 35 a 47 Acima de 47 Estado físico Sólido Se tivermos uma substância pura. as mudanças de fase irão ocorrer em condições constantes. chamada de Ponto de Fusão (PF). à pressão constante. se condensa em minúsculas gotas. Se as características iniciais de um sistema são diferentes das finais. em contato com uma superfície fria.Exercícios 1) Dada a tabela: Substância Ponto de fusão (oC -1atm) Ponto de ebulição (oC .60 15 E 70 320 Qual o estado físico de cada substância: a) nas condições ambientes (25 oC. b) é constante. pois a substância não se altera. cuja temperatura é de 35 oC ? 2) Aquecendo-se continuamente uma substância pura. empregado para evitar baratas em roupas. à temperatura ambiente. 1 atm) ? b) num dia frio. As moléculas de água atravessando lentamente as paredes do vidro vão formando minúsculas gotas. devido à formação de minúsculas gotas de água. Fenômeno Físico: Ao aquecermos iodo puro. Houve. notamos que são idênticas. entrando em contato com as paredes frias do copo. Qual hipótese interpreta melhor os fatos? Como você justifica a escolha? Fenômeno físico e fenômeno químico Chamamos de sistema ao conjunto de materiais que são isolados de todos os outros com a finalidade de serem estudados. a temperatura do sistema: a) é constante e igual ao ponto de ebulição. têm suas massas constantemente diminuídas. e) aumenta até acabar o sólido. nesse caso.180 -45 B . Para procurar explicar este fato. comercialmente conhecido como naftalina. b) Se aparece água do lado de fora do copo. propuseram-se as duas hipóteses seguintes: a) Se aparece água do lado de fora do copo. d) aumenta gradativamente. Podemos dizer então que fenômeno físico é o processo no qual não se formam novas substâncias (não há alteração da estrutura da matéria). 3) O naftaleno. cuja temperatura é de 5 oC ? c) num dia quente.35 30 C 10 120 D . Esta observação pode ser explicada pelo fenômeno da: a) fusão b) sublimação c) solidificação d) liquefação e) ebulição 4) Colocando-se água bem gelada num copo de vidro. c) é constante. forma cristais cinzentos e brilhantes. Ao compararmos as propriedades da substância no estado inicial com as que aparecem no estado final. dizemos que ele sofreu uma transformação (ou fenômeno). enquanto há sólido. então o vidro não é totalmente impermeável à água. que é um sólido. O vapor d’água. terminando por desaparecer sem deixar resíduo. que. Ocorreu uma transformação física. observamos o aparecimento de vapores roxos. continuamos tendo iodo. funde-se em temperaturas superiores a 80 oC. 16 . mesmo depois que todo o sólido tenha desaparecido. quando se observa a passagem do estado sólido para o líquido. Antes e depois do aquecimento seguido de resfriamento.1atm) A . então deve haver vapor d’água no ar. cinzento e brilhante. em pouco tempo este fica molhado por fora. uma mudança de estado físico – de sólido para gasoso – chamada sublimação e outra – de gasoso para sólido – chamada ressublimação. Sabe-se que bolinhas de naftalina. indicamos as substâncias que vão interagir e sofrer a transformação. Neste caso teremos uma transformação química. Justifique sua resposta. Entre os reagentes e os produtos colocamos uma seta apontando no sentido dos produtos. as condições de ocorrência também podem vir ao lado das substâncias). Podemos dizer então que fenômeno químico é o processo no qual há alteração da estrutura da matéria. = meio aquoso. de propriedades bem distintas das do sólido inicial. No segundo membro (à direita). indicamos as substâncias que resultaram da interação entre os reagentes. = catalisador. Cada espécie de substância (se houver mais de uma) é separada da outra por um sinal de +. com formação de novas substâncias. Esta seta indica transformação. Que observações experimentais devem indicar a ocorrência de um fenômeno onde a matéria tenha tido a sua estrutura alterada (fenômeno químico)? • Saída de gases (mesmo sem ter havido aquecimento). 17 . Podemos exemplificar algumas reações: Reagentes →Produtos gás hidrogênio + gás oxigênio →água nitrato de prata (aq) + ácido clorídrico(aq) →cloreto de prata (s) + ácido nítrico (aq) água oxigenada →água + gás oxigênio Exercício 1) Reações químicas são fenômenos em que. por exemplo. s = estado sólido. Sobre a seta ou embaixo dela colocamos alguns símbolos indicando as condições na qual a reação se efetiva (em alguns casos. Quando as substâncias interagem quimicamente (fenômeno químico) esta interação é representada por uma equação química que tem as seguintes características: No primeiro membro (à esquerda). • Formação de precipitado (substância formada através de uma reação e que não é solúvel no meio onde está sendo formada. necessariamente. provocando uma turvação). A esse conjunto damos o nome de reagentes. Fenômeno Químico: Aquecer sempre provoca mudança de estado? Analisemos o que ocorre quando se aquece açúcar para fazer calda.Exemplos: As mudanças de estado físico. aq. obtidas pela transformação dos reagentes. Adicionar açúcar à água (formação de mistura). cat. Observaremos que as propriedades apresentadas inicialmente pelo açúcar vão se modificando ao longo do aquecimento e ao final teremos um sólido escuro. O fenômeno químico é comumente chamado de reação química. ocorrem mudanças: a) de cor b) de estado físico c) na condutibilidade elétrica d) na massa e) na natureza das substâncias. g = estado gasoso. ∆ = calor. A esse conjunto damos o nome de produtos. • Mudanças inesperadas de cor e aspecto. Separamos estas substâncias (se houver mais de uma) por um sinal de +. Aquecer o ferro até que fique incandescente. l = estado líquido. λ= energia luminosa (luz). Ex: H2. N2. sofre reação de decomposição. originando duas ou mais substâncias (que podem ser simples ou compostas). Ex: CO2.Substância simples e substância composta Substância simples: É o tipo de substância que não pode ser decomposta por agentes físicos. O2. É formada por átomos (ou íons) de elementos químicos diferentes. É formada por átomos de um mesmo elemento químico. 18 Substância composta ou composto químico: É aquela que. não é capaz de originar outras substâncias. NaCl. HCl. Fe. H2O. por ação de um agente físico (calor. KNO3 Veja os exemplos de reações de decomposição: Substâncias compostas Óxido mercúrico (HgO) aquecimento mercúrio (Hg) + oxigênio (O2) Ácido clorídrico (HCl) corrente elétrica cloro (Cl2) + hidrogênio (H2) Água oxigenada (H2O2) luz água (H2O) + oxigênio (O2) Carbonato de cálcio (CaCO3) aquecimento óxido de cálcio (CaO) + gás carbônico (CO2) . NH3. luz eletricidade). He. Ex: Água e álcool. originam uma mistura. O2. CH4. quando duas ou mais substâncias químicas são colocadas em contato e preservam suas características químicas. ar. As misturas homogêneas são também chamadas de soluções. isto é. Ex: Água e areia. Nota: As misturas de gases são sempre homogêneas. 19 . Denomina-se fase a cada uma das partes homogêneas de uma mistura heterogênea. CO2 e Co é: a) 2 b) 3 c) 4 d) 5 e) 7 4) Considerando-se a reação: C + H2O→CO + H2 . leite. P4. óleo e vinagre. CO2. 3) O número de substâncias simples entre as substâncias de fórmula: O3. O3. Heterogêneas: Podemos distinguir seus componentes (visualmente ou através de microscópios). N2. as misturas podem ser classificadas em: Homogêneas: Apresentam o mesmo aspecto em todos os pontos. homogêneas (mesmo que observadas em microscópios muito potentes). água e sal de cozinha. Na. H2O. são do ponto de vista visual. C3H6O.Exercícios 1) Observe as fórmulas: CO. De acordo com o aspecto. a) Quais representam substâncias simples? b) Quais representam substâncias compostas? c) Quais representam substâncias compostas binárias? d) Qual representa substância composta ternária? e) Qual representa substância simples triatômica? 2)Escrever O2 é o mesmo que escrever 2 O ? Explique. entre reagentes e produtos estão presentes : a) 2 substâncias simples e 2 compostas b) 1 substância simples e 3 compostas c) 3 substâncias simples e 1 composta d) 4 substâncias simples e) 4 substâncias compostas Tipos de misturas Já vimos que. Qual (quais) dessas afirmações está (ão) correta? Justifique. mistura homogênea.gás carbônico III . mistura heterogênea. O2(g) + N2 (g) II. e) mistura heterogênea. 4) Sejam dados os seguintes sistemas: I . mistura heterogênea e substância pura simples. II .A água é uma mistura de hidrogênio e oxigênio.água e açúcar IV . substância pura simples. substância pura composta. Água (l) + gasolina (l) IV. substância pura composta. substância pura simples. 2) Todas as “águas” com as denominações a seguir podem exemplificar soluções de sólidos em um líquido. d) mistura homogênea. substância pura simples.O ar puro da montanha é uma substância pura. Água potável Quais constituem misturas homogêneas? . b) mistura homogênea. Água (l) + éter (l) V. exceto: a) água potável b) água destilada c) água dura d) água mineral e) água do mar 3) Considere as seguintes afirmações: I .20 Exercícios 1) Os sistemas a seguir são respectivamente: I . c) mistura heterogênea. substância pura simples. Água (l) + álcool (l) III.cloro a) mistura heterogênea.poeira e ar II . substância pura composta. mistura heterogênea e substância pura simples. mistura homogênea e substância pura simples. Nasce. A Alquimia. foi muito importante no desenvolvimento de técnicas que. assim. Depois do apogeu da cultura grega. com a publicação do livro The Sceptical Chemist (“O químico cético” ou “O químico que não confia”). durante séculos. podemos citar a Alquimia. segundo ela. precursora de nossa civilização. Para explicar o fato de que metais ganham massa quando aquecidos ao ar.C. fogo e ar. como os derivados do arsênio. toda substância combustível apresentava dois componentes. que o flogístico tinha massa negativa. Associa aos quatro elementos as qualidades: frio. desde tempos muito remotos. a princípio. tem manipulado materiais presentes na natureza. Os alquimistas tentavam encontrar a chamada "pedra filosofal" (peça particular de matéria que concentraria o espírito universal e seria capaz de transformar qualquer metal em ouro) e o "elixir da longa vida” que tornaria o ser humano imortal. embora não tenha contribuído significativamente para o desenvolvimento das explicações dos fenômenos. do antimônio. Introduz o conceito de elementos químicos como sendo substâncias que não poderiam ser desdobradas em outras pelos métodos experimentais. de natureza curiosa. As idéias de Aristóteles. O médico Paracelsus (1493 – 1541) apregoa que a finalidade da Química seria a preparação de medicamentos. Segundo ele: “Todas as coisas. Temos. praticamente não foram alteradas e orientaram a Ciência por quase 2000 anos. seco e úmido. Considerando a cultura ocidental.As leis ponderais e o átomo Breve histórico da química Desde o domínio do fogo. posteriormente seriam utilizadas em estudos envolvendo uma maior metodologia. Aristóteles (384 – 322 a. a cinza e o flogístico: quanto mais combustível fosse uma substância. baseada. Considerando que. derrubando os mitos da alquimia. por exemplo. dando início à Iatroquímica. Na verdade. introduzindo o método científico à mesma. George Ernest Stahl (1660 – 1734) propôs a primeira teoria para explicar o fenômeno da combustão. Alguns anos depois. cientistas em potencial! É importante observar que. Stahl dizia. transformando-se em cinza e perdendo massa. Os povos antigos se preocupavam mais com as práticas de produção das coisas do que com a teoria ou com a explicação dos porquês de as coisas acontecerem. nossa raça. são feitas de matéria. Qualquer elemento poderia se interconverter em outro pela adição ou remoção da qualidade em comum. em extratos vegetais ou minerais. pela aplicação do método científico.) que afirmava que toda a matéria poderia ser dividida em partículas cada vez menores. apesar de já se conhecerem muitos produtos químicos e muitas técnicas de transformação. 21 . na idade média (entre os anos 500 e 1500 da era cristã). o filósofo Demócrito (460 – 370 a. só existem átomos e vazios”.C. em suas pesquisas os alquimistas desenvolveram novas técnicas e descobriram novos materiais. quente. ela perdia seu flogístico sob forma de calor e luz. até se chegar a uma partícula mínima que não poderia mais ser dividida. a indústria de medicamentos. não existiam explicações para esses fenômenos. No início do século XV surge o método experimental. portanto. por exemplo. neste caso. Somos. temos na Grécia o início da preocupação com a explicação dos fenômenos e constituição da matéria (filósofos gregos). os trabalhos de fazer as coisas (artesãos) e explicar os fenômenos (pensadores) eram completamente distintos. da prata e do mercúrio. denominada teoria do flogístico e. inclusive a alma. desenvolvida entre os árabes e europeus. denominada de átomo. Ao contrário de Demócrito. Quando uma substância queimava. Robert Boyle (1627 – 1691) fundamenta a Química como ciência. portanto. Cientistas buscam racionalmente catalogar dados. mais rica em flogístico seria.) acreditava que a matéria poderia ser dividida infinitamente e que tudo o que existia no Universo era formados por quatro elementos: terra. Embora não tendo conseguido alcançar as metas desejadas. que possibilitou ao homem mais conforto e segurança. não é difícil compreender como a Ciência demorou a progredir. água. adaptando-os às suas necessidades e procurando compreender que princípios estão por trás de sua aparência e comportamento. massa de hidrogênio = 11. de Lavoisier.9g Assim. que permitiu a determinação dessa lei. sempre se forma por 11. em 1799. Esta observação experimental é conhecida como Lei de Conservação da Massa. a água. independente de seu processo de obtenção. a composição da água apresentará sempre uma mesma relação entre as massas de hidrogênio e oxigênio para qualquer massa de água. por exemplo. pode ser representada por: ∆ óxido de mercúrio ሱۛۛۛۛۛሮ mercúrio + oxigênio (vermelho) (prateado) (incolor) Em função desta e de várias outras experiências.1826). a massa total dos reagentes é igual à massa total dos produtos.1% em massa de hidrogênio e 88. que ele mais tarde chamou de oxigênio. Antoine Laurent Lavoisier (1743 . realizando suas experiências em sistema fechado (não há troca de matéria com o meio ambiente). Fez a primeira determinação experimental da composição do ar.1794).9% em massa de oxigênio.1g 88. Joseph Louis Proust (1754 . analisando substâncias puras. observou que sua composição em massa é constante. Com esse procedimento derrubou a teoria do flogístico. Demonstrou que na combustão de uma substância havia reação dessa substância com um dos componentes do ar. às quais foi dado um tratamento matemático.AS LEIS PONDERAIS No século XVIII. é a primeira delas e foi divulgada em 1789.1g = 1 massa de oxigênio 88. com a introdução da balança em seus experimentos. água → hidrogênio + oxigênio 100% 11. sendo que a Lei de Conservação de Massa. Exemplo: ∆ Calcário ሱۛۛۛۛۛሮCal viva + gás carbônico 100g 56g + 44g 100g A partir do trabalho de Lavoisier. na obra Traité élémentaire de chimie (Tratado elementar de química). permitindo que essas regularidades fossem expressas em leis. independente de sua origem ou de seu método de obtenção. os químicos começaram a perceber a existência de certas regularidades que envolviam os fenômenos químicos.9g 8 22 .1% 88. envolvendo cuidadosas pesagens.Genericamente. essas leis que relacionam massas são denominadas leis ponderais. levou-o a descobrir e justificar fatos que outros cientistas não tinham conseguido efetuar por subestimarem o uso criterioso da balança. O trabalho de Lavoisier. que pode ser enunciada como: Na natureza nada se cria nada se perde. tudo se transforma. chegando ao resultado de 21% de oxigênio e 79 % de outro componente que ele chamou de azoto (conhecido hoje como nitrogênio). Assim. Outro cientista da época. notando então que a massa permanecia constante. Vários gases foram descobertos e estudados. evitando assim a perda de matéria existente nas experiências de Stahl. A experiência executada por Lavoisier. conseguiu pesar os materiais envolvidos antes e depois de uma transformação química.9% 100g 11. Lavoisier concluiu que: Num sistema fechado. firmou-se realmente o caráter científico da Química. Verifica-se experimentalmente que. O conjunto de átomos com mesmas massas e tamanhos. em nível “microscópico”. na formação da água devemos ter a combinação de hidrogênio e oxigênio na proporção de 1 para 8 em massa. Exemplos: 1. A fórmula (ou composição) centesimal não é o melhor tipo de fórmula porque pode corresponder a mais de uma substância. denominada teoria atômica.4g 71. há uma reação de síntese entre o cálcio e o oxigênio gerando um composto.6 g 26.4 % de cálcio 5. Em função desses resultados. Ainda não existia. As fórmulas eram determinadas experimentalmente através de resultados obtidos por análises quantitativas dos elementos presentes na substância e expressas em termos percentuais (indicavam quanto do componente havia em 100 partes da substância). em termos didáticos.0g de cálcio 100g do composto ________ x x = 71. 5. denominado óxido de cálcio. há uma relação entre as massas das substâncias participantes. mas. 23 . naquele tempo. ou seja.6 g de oxigênio 100 g do composto _________ x x = 26. a lei de Lavoisier.4g 44. publicado em 1808. Os principais pontos da teoria atômica de Dalton são: • • A matéria é composta de pequenas partículas esféricas. Qual a fórmula percentual desse composto? a queima do cálcio.6g de um composto de cálcio. Proust enunciou a segunda lei ponderal: Lei das proporções constantes: Toda substância apresenta uma proporção de massa constante em sua composição. formam-se 5. Qual a composição centesimal do composto cuja fórmula é CaS .6 % de oxigênio 2. John Dalton (1766 . as substâncias puras têm composição em massa constante e. maciças e indivisíveis denominadas átomos. Se reagirmos 1 grama de hidrogênio com 8 gramas de oxigênio.Ou seja. Composição centesimal Pela lei de Proust. apresentam as mesmas propriedades e constitui um elemento químico.0g de cálcio.6 g do composto _________ 1.6g 55.6g do composto _________ 4. No livro intitulado Novo sistema de filosofia química. nenhuma explicação dos fatos relacionados à composição da matéria em nível “microscópico”. também. eram observações realizadas em nível “macroscópico”. obteremos 9 gramas de água. sua determinação nos leva a estabelecer relações que nos ajudarão em cálculos posteriores. na queima de 4. Esta teoria possibilitou a compreensão dos resultados experimentais encontrados por Lavoisier e Proust. sabendo-se que 72 g do composto possuem 40 g de cálcio? 72g do composto _________ 40g de cálcio 100g do composto _________ x x = 55.4 % de enxofre As leis ponderais foram desenvolvidas a partir de experimentos realizados com quantidades de matéria possíveis de serem “pesadas” nas balanças existentes na época. o que confirma. puderam ser representadas por fórmulas.1844) relatou sua teoria completa a respeito do comportamento químico das substâncias.6 % de cálcio 72g do composto _________ 32g de enxofre 100g do composto_________x x = 44. A lei de Proust foi posteriormente estendida a qualquer reação química: Numa mesma reação química. consequentemente. determine a composição centesimal do etano.0g de nitrogênio reagem com hidrogênio para formar 17. 24 .0g de carbono combinam-se formando etano. Determine o valor de x. Para melhor representar sua teoria.0g de água. Numa reação química. 11) Calcule a composição centesimal do gás sulfídrico. 5) Qual a massa de água formada quando fazemos reagir x g de óxido de sódio com (2x-26) g de ácido sulfúrico.0g de eteno reagem com 48g de oxigênio formando 44. Hoje. 15g de hidrogênio com 126g de oxigênio. compostos. Como. os átomos não são criados nem destruídos. observa-se a formação de 135g de água e a permanência de certa massa de oxigênio que não reagiu. origina substâncias diferentes. os átomos eram esféricos. Exercícios 1) Sabe-se que: carbono + hidrogênio → metano 12g 4g Qual a massa de hidrogênio necessária para reagir totalmente com 8. tamanhos e propriedades diferentes.• • • Elementos químicos diferentes apresentam átomos com massas. formando gás clorídrico. qual a massa de amônia obtida quando se utilizam 4. sabemos que alguns desses elementos de Dalton são. quais as massas de gás carbônico e de água formadas quando se utilizam 16. pontos ou letras que representassem os diferentes elementos. na verdade. para ele.8g 7. são rearranjados de maneira a formar novas substâncias. Dalton substituiu os símbolos usados na alquimia.2g Qual a massa de metano necessária para que a reação acima ocorra? 4) Reagindo-se 6x g de carbono com (8+x) g de água obtém-se (15-x) g de dióxido de carbono e x g de hidrogênio. qual o valor dessa massa? 7) Sabendo-se que 14.8g de eteno? 8) Dada a reação: óxido de ferro + carbono → ferro + monóxido de carbono 120g 27g 84g 63g Partindo de 21. ele propôs que uma série de círculos com linhas.6 g de carbono quais serão as massas obtidas de ferro e monóxido de carbono? 9) Sabe-se que 2. numa proporção de números inteiros. Determinar a composição centesimal do gás clorídrico.2g de nitrogênio? 3) Sabendo-se que: metano + oxigênio → gás carbônico + água 12. e criou símbolos para elementos que não eram conhecidos pelos alquimistas.0g de hidrogênio e 4. sabendo-se que para formar 34g do gás são necessários 2. 10) Sabendo-se que 1.8g 8. A combinação de átomos de elementos diferentes.0g de hidrogênio combinam-se totalmente com 71g de cloro.0g amônia.0g de gás carbônico e 18.4g de carbono e qual a massa de metano formada? 2) Sabendo-se que 14.0g de hidrogênio reagindo com 32g de enxofre. resultando desta reação (2x + 18)g de sulfato de sódio e [(x + 10) / 4 ] g de água ? 6) São colocados. em um recipiente. Provocando-se a reação. 12) Qual é a massa de oxigênio que reage com 144g de magnésio na formação de óxido de magnésio.0g de oxigênio Os itens a seguir devem ser respondidos com base nas tabelas: a) Para produzirmos 144.0 2. Foram realizadas duas experiências.0 8.4g de alumínio a 30.0g de carbono 24. Essa reação pode ser representada da seguinte maneira: ∆ Açúcar ሱۛۛۛۛሮ carvão + água Com base nessas informações.0 g de oxigênio? 16) O cálcio reage com o oxigênio produzindo cal virgem (óxido de cálcio). dando origem a 5. 13) O sal de cozinha é formado pelos elementos cloro e sódio na proporção de 71 : 46 em massa. Massa de carbono (g) Massa de água(g) 8. calcule a massa de sódio contida numa quantidade de sal que contém 14. pode ser transformado em carvão. quando submetido a aquecimento.0 16.08g de alumínio reagem com 4.2g de cloro. adicionarmos 5.0 88.0 4. que massas destes devemos usar? b) Para obtermos 5. 17) O açúcar comum. 14) 1.0 2.0 2.0 obtidos na reação de Massa de oxigênio (g) Massa que não reagiu 9.0g de cloro: a) Qual a massa do composto formado? b) Qual a massa em excesso.0g de hidrogênio 18.0 64. cujos dados incompletos constam na tabela a seguir: Cálcio + oxigênio → cal virgem 40g 56g 1ª experiência x 32g 2ª experiência y z Determine os valores de x. Se. y e z e cite o nome das leis ponderais que permitiram essa determinação.0 44. Calcule a massa de cloro contida numa quantidade de sal que contém 23g de sódio.0 36.0 1.5g de gás carbônico.0g de oxigênio 8.0 2. sabendo-se que a proporção das massas que se combinam é de 3:2.26g de cloro.0g de carbono com 9. do reagente que sobrou na reação? 15) A tabela abaixo apresenta dados obtidos na reação do gás hidrogênio com o gás oxigênio produzindo vapor de água.0g de oxigênio 36. que massa de açúcar devemos aquecer? c) Se aquecermos 1710g de açúcar. sem excessos. quanto se obterá de gás carbônico? Sobrará alguma quantidade de carbono ou oxigênio? Em caso afirmativo. Massa de hidrogênio (g) Massa de oxigênio (g) 2.0 22.0 10. responda: a) A transformação de 342g de açúcar em 144g de carvão irá produzir também qual massa de água? b) Se desejarmos obter 99g de água e 72g de carvão. quanto? d) Quanto de carbono seria necessário para reagir totalmente com 100.0 6. quais serão as massas de carvão e de água que iremos obter? 25 . Em seguida.0g de hidrogênio carbono com gás oxigênio produzindo Massa de gás carbônico (g) Massa que não reagiu 12.0 1.0 4.0g de carbono 5.34g de cloreto de alumínio.0g de água de maneira que não haja sobras dos reagentes.0 17.0 11.0 70. quanto de cada reagente deve ser usado? c) Misturando-se 3.0 32.0 sem excesso 72. numa outra experiência.0 A tabela a seguir apresenta dados gás carbônico.0g de oxigênio. 26 ..0 5.0 4. o dióxido de carbono gasoso.. Terminada a reação.0 16.. Qual é a relação entre os volumes de A.0L de monóxido de nitrogênio? 20) De acordo com o quadro.1 g de iodo. nas mesmas condições de temperatura e pressão.0 13..Y.. foi totalmente recolhido e as massas obtidas foram 3. existem n moléculas .9 g de fósforo são colocados num recipiente que contém 360 g de iodo.0 L nitrogênio 1.. em excesso.00g foram completamente queimadas ao ar.00g e 9. proveniente da ..combinação com oxigênio d) aumento .. o número de moléculas será igual a . O único produto formado nos dois casos. nessa reação. sob pressão de 5 atm na temperatura de 25 ºC. b) determine a composição do dióxido de carbono expressa em % de carbono e oxigênio 25) Verifique se os dados abaixo estão de acordo com a lei de Lavoisier: a) Sabe-se que 4 g de hidrogênio reagem com 32 g de oxigênio produzindo 36 g de água.. B e C.4 g 2..8 g B 1. Há reação entre eles e.8 g de um composto.combinação com oxigênio b) diminuição . expressa por números inteiros e pequenos? 22) O quadro a seguir apresenta vários dados sobre a combinação do gás nitrogênio com gás oxigênio.0 3..0 C 4. b) Que volume de oxigênio seria consumido por 20. terminada a reação..7 g → C 1.. a) Verifique a proporção entre os gases reagentes e produto.. calcule os valores de X. em 4 L do mesmo gás. observa-se que houve formação de 370.. todos gasosos e nas mesmas condições. 24) Duas amostras de carbono puro de massa 1.0 8.W e Z.liberação de gás carbônico e) aumento ..0 L oxigênio B 3....0 Volume de gás que sobra nenhum 2. a) aumento . de massa. em gramas..66g e 32.. esta sofre .5 g X 11...0 E Volume de óxido nítrico (L) A 6...0 L oxigênio 23) Se em 2L de certo gás.0 g 2. b) Sabe-se que 27.18) Escolha a alternativa que melhor completa a frase: “Quando uma porção de palha de aço enferruja..94 g respectivamente....”. segundo as leis volumétricas.combinação com gás carbônico 19) Sabe-se que 448 mL de monóxido de nitrogênio reagem com 224 mL de oxigênio formando 448 mL de dióxido de nitrogênio. com formação de óxido nítrico gasoso.. restando 17.0 D Volume de nitrogênio (L) 20.combinação com gás carbônico c) diminuição . obtém-se 36L de um gás C ao lado de 36L do gás B.0 1.. Complete os espaços vazios: Volume de oxigênio (L) 20.9 g Y W + excesso ------------------------Z 21) 54L de um gás A são adicionados a 54L de um gás B.. A 1a reação 2a reação 3a reação + 0. Utilizando-se esses dados: a) demonstre que nos dois casos a lei de Proust é obedecida. Capítulo 3 A ESTRUTURA ATÔMICA Como já foi visto. logo. o átomo não era indivisível. Joseph John Thomson ( Inglaterra). porém. em 1811. Eles também indicavam que a eletricidade era constituída por partículas materiais. não podiam ser explicadas pela teoria atômico-molecular. em 1808. explicando adequadamente o comportamento observado nas reações químicas. Tal modelo foi utilizado durante anos. Partículas subatômicas A existência de uma estreita relação entre matéria e eletricidade fica evidente com os trabalhos de Michael Faraday sobre eletrólise. hipótese confirmada pelos estudos sobre a capacidade dos gases de conduzir correntes elétricas. tendo sido aperfeiçoado pela introdução do conceito de molécula por Amadeo Avogadro. Podemos citar alguns nomes relacionados a essas experiências: Heinrich Geissler ( Alemanha). Eugene Goldstein (Alemanha). no que dizia respeito à massa e volume das substâncias envolvidas. 27 . William Crookes ( Inglaterra). evidenciaram a existência de partículas menores do que o próprio átomo. o primeiro modelo atômico proposto em bases científicas foi formulado por John Dalton. que evidenciavam a natureza elétrica da matéria. nas mais variadas pressões e submetidas a descargas elétricas. Durante toda a segunda metade do século XIX experiências realizadas em ampolas de vidro contendo gases. Observações. Modelo atômico de Rutherford Ernest Rutherford era um pesquisador ligado à equipe de Thomson quando realizou um experimento que viria a mudar completamente a visão do homem a respeito do átomo. de massa muito pequena. A área em que se realizava o experimento era cercada por um anteparo recoberto por sulfeto de zinco. . 28 Modelo atômico de Thomson Em 1898. os elétrons possuíam um único movimento possível. com base nas evidências experimentais e no fato da matéria ser eletricamente neutra. uniformemente distribuídos entre os prótons garantiriam o equilíbrio elétrico.As principais experiências realizadas neste sentido receberam as seguintes denominações: Raios catódicos – experiências realizadas em ampolas de vidro contendo gases em alto vácuo levaram à conclusão da existência de partículas de carga elétrica negativa. o da vibração. É importante frisar que a comprovação e a determinação da carga e da massa dessas partículas foi um processo que se estendeu até o início do século XX. que cintilava ao sofrer impacto. evitando a repulsão mútua dos prótons. ele bombardeou uma finíssima lâmina de ouro (0. e foi chamado de “pudim com passas”. em qualquer tipo de matéria. portanto. Estas partículas foram denominadas de prótons. Em 1911. No modelo de Thomson. Como a massa dos elétrons fosse insignificante quando comparada a dos prótons. Estas partículas foram denominadas de elétrons Raios canais – experiências realizadas em ampolas de vidro contendo gases mantidos a baixa pressão levaram à conclusão da existência de partículas de carga elétrica positiva. de massa muito superior à do elétron (cerca de 1840 vezes maior).0001 cm) com partículas alfa oriundas de uma amostra contendo Polônio. Os elétrons. incrustada por igual número de cargas negativas (os elétrons). em uma esfera maciça de carga elétrica positiva. Seu modelo consistia. a massa do átomo equivaleria praticamente à massa dos prótons. envolvendo inúmeras outras experiências. Thomson apresentou seu modelo atômico. em qualquer tipo de matéria. Entretanto esse fato comprometeria a estabilidade do núcleo. Além disso. Como estes desvios e retrocessos foram muito poucos. Somente algumas passavam com desvios e algumas outras retrocediam. A descoberta da terceira partícula subatômica: o nêutron Na seqüência dos estudos sobre a estrutura do átomo. os dos planetas.000 vezes maior que o núcleo. concluiu-se que a matéria do átomo fosse concentrada numa região central positiva chamada núcleo. a matéria também é descontínua.000 a 100. Rutherford passou a admitir a existência. com o núcleo ocupando o lugar do sol e os elétrons. a grande maioria das partículas alfa disparadas contra a placa passou por ela como se não existisse. Como as partículas alfa são positivas. no núcleo. Essas partículas serviriam para diminuir a repulsão entre os prótons. O modelo de Rutherford é muito parecido com o sistema solar. de partículas com massa semelhante à dos prótons. Como isso não ocorria. . Os elétrons possuem movimento de translação ao redor do núcleo e de rotação em relação ao seu próprio eixo. Os elétrons ou cargas negativas estariam circundando o núcleo em número tal que possibilitasse ao átomo ser neutro. mas sem carga elétrica. Os prótons são as partículas que dão caráter positivo ao núcleo. sendo o átomo formado por duas regiões e descontínuo. Tal resultado levou Rutherford a propor que a matéria é constituída principalmente por espaços vazios. A proporção entre as partículas que passaram sem desvio e as que passaram com desvio ou retrocederam levaram à conclusão de que o tamanho total do átomo é de 10. aumentando a estabilidade do núcleo. essas partículas justificariam a massa maior que os núcleos apresentavam.29 Para espanto geral. Rutherford concluiu que. concluiu-se que os desvios e retrocessos fossem resultado da interação dessas com o núcleo. percebeu-se que no núcleo dos átomos existiria mais do que um único próton. pois entre prótons (+) existiriam forças de repulsão que provocariam a fragmentação do núcleo. A região onde circundam os elétrons é que dá o volume do átomo recebeu o nome de eletrosfera. Exercícios 1) Os raios catódicos são: a) elétrons b) prótons c) partículas d) ondas eletromagnéticas e) nêutrons 2) Os raios canais produzidos numa ampola de Goldstein são : a) elétrons b) prótons c) nêutrons d) íons gasosos positivos e) íons gasosos negativos 3) O primeiro modelo científico para o átomo foi proposto por Dalton em 1808. Quais as características gerais do modelo atômico proposto por Thomson? 5) O raio do núcleo é menor que o próprio átomo em aproximadamente : a) 102 vezes b) 104 vezes c) 108 vezes d) 1010 vezes e) 1023 vezes 6) Considere os modelos atômicos de : I . que as denominou de nêutrons. por James Chadwick.Rutherford a) Qual deles foi proposto baseado nos resultados da medida da massa dos participantes das reações químicas? b) Qual introduziu a natureza elétrica da matéria? c) Qual apresenta a matéria como sendo descontínua? d) Qual é o mais recente? 30 .Essas partículas foram descobertas.Thomson III . em 1932. durante experiências com material radioativo.Dalton II . Este modelo poderia ser comparado a : a) uma bola de tênis b) uma bola de futebol c) uma bola de pingue-pongue d) uma bola de bilhar e) uma bexiga cheia de ar 4) O elétron foi descoberto por Thomson no final do século XIX. os elétrons. sabemos que o átomo é um sistema eletricamente neutro. junto ao seu símbolo. Por exemplo: Fe2+. onde o n. número de massa é a soma do n. resultando num sistema eletricamente positivo. denominados íons. originam dois tipos de íons: Cátions: Formam-se quando um átomo perde um ou mais elétrons.º de nêutrons (n) presentes no núcleo de um átomo. ao ganharem ou perderem elétrons. Sua representação é feita colocando-se acima e à direita do símbolo do elemento a quantidade de elétrons ganhos seguida do sinal . ao ser fornecido o número atômico (Z) de um átomo. também a carga elétrica. é a grandeza que caracteriza cada elemento.º de prótons é maior que o n. pois há um ganho ou perda de elétrons e não de prótons. Por exemplo: S2-. Sua representação. o total de cargas positivas é igual ao total de cargas negativas. Com a evolução.º de prótons é menor que o n. é feita colocandose acima e à direita do símbolo do elemento a quantidade de elétrons perdidos seguida do sinal +. ou seja. Íon é a espécie química que apresenta o número de prótons diferente do número de elétrons. Ca2+ . (A = p + n ) Elemento Químico É o conjunto formado por átomos e íons que apresentam mesmo número atômico. resultando num sistema eletricamente negativo. quando se tratar de um íon.Na +.º de prótons (p) com o n. ao representar um elemento químico.Br- Número de Massa (A) A massa do átomo depende fundamentalmente dos seus prótons e nêutrons. Íons Os átomos apresentam a capacidade de ganhar ou perder elétrons. Assim. quando um átomo se transforma em um íon.. do modelo atômico. serão fornecidas duas informações: o no de prótons e o no de elétrons. ou seu número de prótons.º de elétrons. N3. sendo este número denominado número atômico. formando novos sistemas. ( Z = no de prótons ) Como num átomo o número de prótons é igual ao número de elétrons.Alguns conceitos relacionados ao átomo Desde o modelo proposto por Thomson. eletricamente carregados. num átomo: número de prótons = número de elétrons Número Atômico (Z) A carga do núcleo.º de elétrons. negativa e os nêutrons apresentam carga nula. Esquematicamente. onde o n. os números atômico e de massa e. introduzida por Rutherford. devem-se indicar. já que a massa do elétron é desprezível. Ânions: Formam-se quando um átomo ganha um ou mais elétrons. temos: 31 . podemos relacionar as cargas elétricas com as partículas constituintes do átomo: os prótons apresentam carga positiva. segundo norma da IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada). Os átomos. Simbologia do elemento químico De acordo com a IUPAC. seu número atômico não se altera. Observe que. Logo. maior é a atração. maior será o número de prótons e maior será a atração núcleo-eletrosfera. por exemplo.átomos ࢆࢄ íons ࢉࢇ࢘ࢍࢇ ࢋé࢚࢘ࢉࢇ ࢊ í ࢆࢄ ࢛ ࢆࢄ Isótopos Um elemento químico pode ser constituído por uma mistura de vários átomos com o mesmo número atômico. menor é o raio). topos = lugar). Isótopos são átomos que apresentam o mesmo número atômico (Z) por pertencerem ao mesmo elemento químico. Exercícios 1) Complete o quadro abaixo : ÁTOMO Z Sódio (Na) Cobalto (Co) Flúor (F) 9 Urânio (U) 92 Carbono ( C ) A 60 p+ 11 e- n 12 27 10 235 2) Se representarmos dois átomos por : 17 X 35 e 17 Y 37 . consequentemente. mas com diferentes números de massa. Considerando que o raio é a distância provável do elétron mais externo ao núcleo. menor será o raio. • O tamanho do ânion é sempre maior que o do átomo que lhe deu origem (mesmo número de prótons atraindo um número maior de elétrons. Na +. maior é o raio). mas apresentam diferentes números de massa (A). é formado por uma mistura de três isótopos: ૡࡻ ૠ ૡࡻ ૡ ૡࡻ A diferença no número de massa é produzida pelas diferentes quantidades de nêutrons existentes em cada isótopo. Ne. O elemento oxigênio (O). Isoeletrônicos São os átomos e íons que apresentam a mesma quantidade de elétrons. O 2 . F 1 . • O tamanho do cátion é sempre menor que o do átomo que lhe deu origem (mesmo número de prótons atraindo um número menor de elétrons. menor é a atração. Exemplo: São isoeletrônicos: N 3 . Esses átomos eram chamados de isótopos (iso = mesmo. a) Quantos prótons têm X e Y? 6 8 32 . numa série de isoeletrônicos: • Quanto maior for o número atômico (Z). º atômico e o n. sobre os quais sabemos que : A e B são isótopos B e C são isóbaros C tem n.º de prótons e nêutrons Y tem n. sobre os quais sabemos que : X é isótopo de Y Y é isóbaro de Z Z tem igual n.º de prótons. elétrons e nêutrons do cátion 2040Ca2+.º de prótons.º de massa = 127 B tem 75 nêutrons A e C têm mesmo n. 11) Determine o n. acompanhado dos valores do número atômico e de massa? 4) Qual é o n.º de massa para cada átomo ? 10) Tem-se 3 átomos X.b) Quantos nêutrons têm X e Y ? c) Os átomos são de elementos químicos diferentes? 3) Um átomo de prata tem 47 prótons e 61 nêutrons.º de massa = 30 X tem 1 próton a menos que Z e 2 nêutrons a menos que Y Pede-se que sejam representados X. Qual é o número atômico do fósforo (P)? 33 . Sabe-se que B e D são isótonos.. 12) Um íon A2.º de nêutrons C tem um próton a mais que A Pergunta-se : quais os valores de n.º atômico e n. y.º de massa de um íon monoatômico com carga 3+. Quantos nêutrons tem A? z Aw ←isóbaros→ x B 40 ←isóbaros→ 19 C y ←isótopos→ z D 39 7) Considere os seguintes átomos : 88 A 228 89 B 228 90 C 231 90 D 229 90 E 234 88 F 236 a) Quais são isótopos? b) Quais são isóbaros? c) Quais são isótonos ? 8) Sabemos que : X é um átomo com 18 prótons e 22 nêutrons Y é um átomo com 18 prótons e 21 nêutrons Z é um átomo com 19 prótons e 20 nêutrons a) Quais são isótopos? b) Quais são isóbaros? 9) Tem-se 3 átomos A. elétrons e nêutrons do íon 1632S2 ? 5) Qual o n. que contém 10 elétrons e 14 nêutrons ? 6) Baseie-se no esquema abaixo para determinar os valores de x.é isoeletrônico de um íon B2+. Y e Z. Qual é o símbolo desse átomo. Sabendo que o número atômico de A é igual a 34. z e w. B e C. Y e Z com seus respectivos números atômicos e de massa. qual será o de B? 13) O íon K+ (Z = 19) é isoeletrônico do íon P3. medidas nas mesmas condições de pressão e temperatura.. 9F-. Isto porque os átomos de hidrogênio e deutério diferem quanto ao: a) número atômico b) n. 15P 3. são diferentes. 12Mg 2+.º de prótons 34 . reúna os que são isoeletrônicos entre si. 19K+.º de elétrons c) número de oxidação d) n.º de nêutrons e) n. 15) A densidade da água comum (H2O) e da água pesada (D2O). 17Cl-.14) Dados os íons : 11Na+ . N. Dentre os elementos conhecidos. constituindo “pacotes de energia” que ele chamou de quanta de energia). capaz de interpretar muitas propriedades da matéria.Evolução dos modelos atômicos Modelo atômico de Rutherford-Bohr (1913) O modelo de Rutherford sofreu muitas críticas na época em que foi elaborado. nesse caso. • Quando um elétron recebe energia. Bohr propôs um modelo atômico revolucionário que mantinha as principais características do modelo de Rutherford. quando localizado numa dessas órbitas. P e Q. sendo que em cada uma ele tem energia constante. Assim. Se esta energia liberada corresponder a um comprimento de onda na faixa visível do espectro então será possível visualizá-la. ligeiramente mais afastada do núcleo. • Um elétron. • As variações de energia (ganho ou perda) correspondem a saltos de uma órbita interna a uma mais externa ou vice-versa. descobriu-se que cada nível de energia do modelo de Bohr era constituído de vários subníveis com diferentes energias. na forma de onda eletromagnética. Com os progressos nos estudos relativos ao átomo. Dizemos que o elétron realizou um salto quântico e atingiu um estado excitado. Por isso. O. aquele que contém maior número de elétrons apresenta-os distribuídos no máximo em 7 camadas. mas. o físico dinamarquês 7iels Bohr propôs a idéia de que as leis da Física clássica não se aplicariam ao átomo e suas partículas constituintes. Esse novo modelo é baseado nos seguintes princípios: • Em um átomo são permitidas somente algumas órbitas circulares ao elétron. ele salta para uma órbita mais energética. M. Bohr interpretou a estabilidade atômica usando uma teoria. denominada teoria dos quanta. Relacionando esta teoria com os resultados experimentais observados quando átomos eram submetidos ao calor ou a eletricidade. L. ele perde. diz-se que. Cada uma dessas órbitas permitidas foi denominada nível ou camada de energia. convencido de sua validade. Quando o elétron retorna a uma órbita menos energética. ele assume um estado estacionário. podem ser 35 . uma quantidade de energia que corresponde à diferença de energia existente entre as órbitas envolvidas. relacionada à propagação de energia luminosa (a energia seria emitida em quantidades discretas. proposta por Max Planck. não perde nem ganha energia espontaneamente. designadas pelas letras K. quando um elétron salta de um nível de energia para outro mais próximo do núcleo. sendo possíveis dois sentidos de rotação (spin): um elétron gira ao redor de seu eixo no sentido horário ou anti-horário. um dado nível de energia é constituído por subníveis de energia. o físico francês Louis de Broglie mostrou que o elétron. Nesta ampliação do modelo de Bohr. ele podia ser encarado como uma partícula-onda. Outras observações e estudos com os espectros levaram à conclusão de que estas órbitas possuem planos bem definidos.emitidas diferentes energias. admitindo órbitas elípticas com diferentes excentricidades para elétrons de um mesmo nível. Este comportamento foi explicado admitindo-se que cada elétron se comporta como um pequeno ímã e que seu magnetismo seria resultante da rotação (spinning) da carga negativa. conhecido como princípio da exclusão de Pauli: “Se dois elétrons estiverem num mesmo nível. além de partícula. Qual o mecanismo usado para determinar a trajetória de um elétron? Como não podemos vê-lo. conhecido como modelo de Sommerfeld (1916). apresenta um comportamento duplo (dual).” Em 1924. conforme o fenômeno estudado. dependendo dos subníveis onde estava o elétron antes e depois do salto. luminosas. isto é. pode ser interpretado como partícula (massa) ou onda. em órbitas de mesmo tipo e num mesmo plano. então. Da união dessas várias posições sucessivas. foi Sommerfeld quem deu o primeiro passo para a ampliação do modelo de Bohr. caracterizando energias muito próximas. teríamos a trajetória percorrida pelo . onde uma dessas órbitas é circular e as demais são elípticas. havia um desvio.). dos átomos utilizados. em sentidos opostos do campo magnético. mostraram um comportamento peculiar. Experiências posteriores. já que o campo magnético gerado é igual enquanto que dois elétrons com spins contrários se atraem magneticamente e se repelem eletricamente mantendo equilíbrio dinâmico no orbital. etc. terão necessariamente spins opostos. O elétron. em regiões que foram denominadas de subníveis. envolvendo a passagem de átomos por campos magnéticos. Como a luz. Wolfgang Pauli enunciou o seguinte princípio. precisaríamos utilizar um dispositivo que nos fornecesse sua posição a cada instante. aos quais estão associadas várias órbitas diferentes. podia ser considerado uma onda eletromagnética (elétrons podem sofrer difração obedecendo às leis ondulatórias como se fossem ondas sonoras. Dois elétrons com spins iguais se repelem elétrica e magneticamente. (Lembrese que pelo modelo de Bohr as orbitas eram apenas circulares) 36 A evolução do modelo de Rutherford-Bohr Como já foi visto. Após examinar cuidadosamente os espectros de diversos átomos. Conforme demonstrado por Sommerfeld. Através cálculos matemáticos e de observações experimentais. ou seja.. onde temos a máxima probabilidade de encontrar determinado elétron. j. Utilizando equações de movimento de ondas. Torna-se mais adequado falar em regiões de máxima probabilidade de se encontrar determinado elétron. Não se afirma que. podemos delimitar a região de máxima probabilidade para encontrar-se o elétron. sugeriu uma fórmula para determinação do raio da órbita circular. No máximo. regiões de máxima densidade eletrônica. isto é.4 p .4d . p.5p . Esta região é denominada orbital do elétron. Subníveis e Orbitais Quando Bohr enunciou seus postulados.que indicavam órbitas definidas para os elétrons (imaginavam o subnível como uma linha circular ou elíptica sobre a qual o elétron se deslocaria). Isso. ORBITAL: É a região do espaço onde se tem a máxima probabilidade de encontrar determinado elétron. h. O físico austríaco Erwin Schrödinger. em 1926. O modelo atual Com o surgimento do princípio de Heisenberg.5d . por ser impossível a determinação da trajetória dos elétrons. os orbitais existentes no subnível s são diferentes dos orbitais que constituem o subnível p. Hoje não tem mais sentido falar em raio da órbita e a interpretação do mesmo seria: a distância mais provável do elétron ao núcleo. uma nuvem eletrônica com um formato característico e com uma orientação espacial determinada. 37 . p. conseguiu adaptar ao elétron as teorias de Heisenberg e de Broglie. d. que não se pode determinar com exatidão a posição de um elétron. Heisenberg substituiu o conceito de posição de um elétron por probabilidade de posição. os modelos de Bohr e Sommerfeld . sendo que cada subnível contém um ou mais orbitais. Assim.. não é possível devido à dimensão tão pequena do elétron (sua posição não consegue ser determinada). Níveis.6d 7s Pelo que foi visto.3d 4s . os orbitais podem ser considerados nuvens que correspondem às regiões onde é máxima a probabilidade de encontrarmos um determinado elétron. A cada tipo de subnível corresponde um tipo de orbital. d e f e estes subníveis têm energias diferentes entre si: s < p < d < f.3p . cada nível de energia é constituído por um ou mais subníveis e estes são designados pelas letras minúsculas s. Nos 115 elementos conhecidos atualmente encontramos apenas quatro tipos de subníveis: s. ele conseguiu deduzir equações matemáticas que determinam regiões no espaço.4f 5s . g.5f 6s . Esses formatos e suas orientações foram determinados matematicamente pela resolução das chamadas equações de Schrödinger. em coordenadas cartesianas. porém. f. o elétron efetivamente está em um ponto determinado. em 1927.. Foi Werner Heisenberg quem mostrou. Seu princípio da incerteza diz que é impossível determinar simultaneamente a posição e a velocidade de um elétron num átomo. em dado instante. i.6p .se mostraram inadequados.2p 3s . deduz-se que: Nível 1 2 3 4 5 6 7 Camada K L M N O P Q Subníveis 1s 2s .elétron. em órbitas de mesmo tipo (mesmo subnível) e num mesmo plano (mesmo orbital). podemos esperar uma atração mútua entre eles. que se orientam em três eixos perpendiculares entre si. se dois elétrons estiverem num mesmo nível. 6d 7s 2 2+6 2 + 6 + 10 2 + 6 + 10 + 14 2 + 6 + 10 + 14 2 + 6 + 10 2 2 8 18 32 32 18 2 38 . formados pelos respectivos orbitais s e p O subnível 2s é formado pelo orbital 2s que é uma coroa esférica que envolve o 1s. 6p.Os orbitais do tipo s apresentam uma forma esférica. Os orbitais d e f. eles devem possuir spins opostos. Esquematicamente temos: Nível Subníveis Orbitais 2 2s 2p 2s 2px. 2pz O mesmo raciocínio se aplica aos demais níveis. Como já foi visto. sendo que o volume dessa esfera varia em função do seu nível de energia. quando dois elétrons são introduzidos em um mesmo orbital. Então. esférico. O subnível 2p é formado por três orbitais p representados por 2px. Os orbitais do tipo p apresentam a forma de duplo ovóide (halteres) e três orientações espaciais possíveis (segundo eixos perpendiculares entre si). 4d. um par de elétrons (ou elétrons emparelhados) num orbital não apresenta campo magnético. pois o magnetismo proveniente do spin do elétron não é anulado. 4p. Isto explica o fato de algumas substâncias serem atraídas por ímãs e outras não: as que possuem elétrons emparelhados não são atraídas e as que possuem elétron desemparelhado são. s. não serão abordados. ou seja. 3d 4s. x. terão necessariamente spins opostos. por sua complexidade. Assim. como ocorre com dois ímãs. y e z. temos: Subníveis s p d f Orbitais 1 3 5 7 Elétrons 2 6 10 14 Assim. 2py. matematicamente. Camada Nível Subnível Máximo de elétrons em cada subnível Máximo de elétrons em cada nível K L M N O P Q 1 2 3 4 5 6 7 1s 2s. Foi determinado. respectivamente. numa mesma região de probabilidade (orbital) podem existir no máximo dois elétrons. Os átomos que possuem pelo menos um orbital no qual se encontra apenas um elétron (denominado elétron desemparelhado) apresentam campo magnético. 2py e 2pz. 2p 3s. pois o magnetismo devido ao spin de um elétron é anulado pelo magnetismo do elétron de spin oposto. 4f 5s. pelo princípio de exclusão de Pauli. Se tivermos dois elétrons com spins opostos. 5f 6s. por exemplo: Na camada K (nível 1) existe apenas um tipo de orbital. o que acarreta um sistema mais estável. Por apresentarem uma forma esférica. 5d. o número de orbitais existentes em cada subnível e. apresentam uma única orientação espacial possível. como cada orbital só pode conter no máximo dois elétrons. Na camada L (nível 2) existem dois subníveis : o 2s e o 2p. levando-se em conta as regiões de probabilidade possíveis. 5p. 3p. que constitui o subnível 1s. A essa situação do elétron. Temos então. Genericamente. não só o número de elétrons por subnível. Este diagrama é conhecido por Diagrama de Pauling e permite fazer a configuração eletrônica para os átomos dos 115 elementos conhecidos. dois elétrons de spins opostos. anotamos a quantidade de elétrons em cada subnível no seu lado direito superior. Para distribuir os elétrons pelos subníveis é fundamental considerar que os elétrons devem entrar no átomo segundo a ordem crescente de energia dos subníveis. portanto. • Os orbitais formam agrupamentos denominados subníveis. Linus Pauling determinou. temos: nível←n subnível número de elétrons existentes no subnível Por exemplo: o A distribuição eletrônica para o hidrogênio (Z=1) é: 1s1 o A distribuição eletrônica para o oxigênio (Z=8) é: 1s2 2s2 2p4 o A distribuição eletrônica para o sódio (Z=11) é: 1s2 2s2 2p6 3s1 Podemos ter. no máximo. a ordem crescente de energia dos subníveis para os elementos conhecidos. os elétrons sempre vão ocupar as regiões com menor energia disponível. Distribuição dos elétrons na eletrosfera dos átomos A disposição dos elétrons na eletrosfera de um átomo foi proposta por Linus Pauling e denominada configuração eletrônica. • Cada orbital comporta. num diagrama. que apresentam no máximo sete níveis de energia e somente 4 subníveis. • O conjunto dos diversos subníveis forma os níveis. o número máximo de elétrons permitido em cada subnível. assim. mas também o número de elétrons por nível ou camada: 39 .Resumindo: • Os elétrons de um átomo podem estar em diversos orbitais. ou seja. também. na posição de menor energia possível. em que ele apresenta a sua menor energia. com o auxílio das setas paralelas. E deve-se respeitar. Os elétrons ocupam a eletrosfera sempre da maneira mais estável. . a seguinte ordem energética crescente: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d Ao fazermos a distribuição eletrônica utilizando o diagrama de Pauling. Linus Pauling deu o nome de estado fundamental. átomo : 26Fe 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 cátions : 26Fe2+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0 3d6 3+ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0 3d5 26Fe Ânions ou íons negativos Os ânions são formados quando os átomos "ganham" elétrons.) é formado a partir do átomo de enxofre (16S) pelo "ganho" de 2 elétrons. enquanto que o mais externo é o 4s2. que é inferior à do 3d. É o caso da energia do 4s. "acrescentar" os elétrons necessários para originar o ânion. átomo : 16 S 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 ânion : 16 S 2.º de elétrons = 2 n. "retirar" os elétrons necessários para formar o cátion. que irão se "acomodar" na sua camada de valência. A distribuição eletrônica do escândio. encontrado na distribuição eletrônica de um átomo ou um íon.1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Os dois elétrons recebidos se acomodam no subnível incompleto da camada de valência. Pelo diagrama de Pauling pudemos observar que certos subníveis de camadas mais externas são energeticamente inferiores a alguns subníveis mais internos. N = 1 Distribuição eletrônica de íons Íons são formados a partir de átomos por ganho ou perda de elétrons. por camadas é: K = 2 . Inicialmente. a seguir. pela perda de elétrons. mas também a sua localização na tabela periódica. a seguir. Nível ou camada de valência: É o nível mais afastado do núcleo e que corresponde sempre ao maior valor de n. L = 8.respectivamente. o subnível mais energético é o 3d1. é o nível 3 ou camada M. Cátions ou íons positivos Como os cátions são formados. Exemplos: O átomo de sódio (11Na) origina o cátion 11 Na+ pela perda de um elétron. inicialmente devemos fazer a distribuição eletrônica do átomo e. donde se pode concluir que o subnível mais energético nem sempre é o mais afastado do núcleo. O subnível 4s2 aparece antes do subnível 3d1. três camadas. ou seja. No caso do escândio. sendo que o seu nível mais externo. átomo : 11 Na 1s2 2s2 2p6 3s1 cátion : 11 Na + 1s2 2s2 2p6 O átomo de ferro (26Fe) origina os cátions 26Fe2+ e 26Fe3+ pela perda de 2 e 3 elétrons. sendo que isso ocorre sempre na camada de valência (camada mais externa).º de elétrons = 1 K=2 L=8 M=1 O átomo de sódio (Na) tem seus elétrons. Por exemplo: A configuração eletrônica do átomo de escândio (Z=21) é 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1. distribuídos em três níveis de energia. no estado fundamental. M = 9. denominado nível ou camada de valência.º de elétrons = 8 n. o que é indicado pelo sinal +. com 2 elétrons. apresentando 1 elétron. É importante determinar o número de elétrons presentes na camada de valência dos átomos. devemos fazer a distribuição eletrônica do átomo e. 40 .1s2 2s2 2p6 3s1 nível 1 nível 2 nível 3 camada K camada L camada M n. a partir dos átomos. pois esse número indicará não só o comportamento do elemento numa ligação. o que é indicado pelo sinal 2 . Exemplo: O ânion do enxofre (16S 2. O preenchimento deve ser feito de modo que tenhamos o maior número possível de elétrons desemparelhados. devem-se colocar setas para cima (↑). Regra para preenchimento de elétrons num subnível Experimentalmente constata-se que os primeiros elétrons a ocupar um subnível apresentam os menores valores de energia. por convenção.Distribuição eletrônica em orbitais Vimos que um subnível é um conjunto de orbitais. p. no máximo. e 7 orbitais. só depois. nenhum deles receberá o 2º. Lembremos que os subníveis s. 3.” Por exemplo. O primeiro a provar que o átomo não era indivisível II. Isto significa que. a representação gráfica do subnível 3d que possui 7 elétrons é : Exercícios 1) Associe: ( a ) Demócrito ( b ) Dalton ( c )Thomson ( d ) Rutherford ( e ) Bohr I.º elétron a ocupar determinado orbital e a seta para baixo indicará o 2º. d e f apresentam respectivamente 1. 41 Cada orbital será ocupado por dois elétrons. da esquerda para a direita. é que completaremos os orbitais da esquerda para a direita (ordem crescente de energia) com as setas para baixo (↓). e os elétrons serão representados por setas para cima ↑ ou para baixo ↓. Cada orbital será representado graficamente por um quadrado em cujo interior representaremos os elétrons. . todos os orbitais receberão um elétron e. Autor do modelo segundo o qual os elétrons giram em torno do núcleo em determinados níveis de energia (órbitas). Ainda. Por convenção. enquanto todos os orbitais não receberem o 1º elétron. O preenchimento desses quadrados é conhecido como Regra de Hund. 5. que é assim enunciada: “Num subnível. a seta para cima representará o 1. em determinadas condições. 10) Utilizando o diagrama de Pauling e considerando o elemento tungstênio (W). 2) Qual a principal crítica feita ao modelo atômico de Rutherford? 3) Identifique a alternativa que corresponde à maior liberação de energia quando o elétron excitado retorna ao seu nível (camada) original : a) de L para K b) de P para O c) de Q para P d) de Q para K e) de M para L 4) Sobre o modelo atômico de Bohr. IV . O modelo atômico proposto por ele é chamado de modelo de bola de bilhar. segundo o qual o átomo pode ser comparado ao sistema planetário. III . O estudo dos espectros de emissão dos elementos foi o suporte experimental do seu modelo atômico. sem base em resultados experimentais. de Z= 74 e A=183.Quando um elétron passa de um estado menos energético para outro mais energético.. II . foi suporte do seu modelo atômico. responda: a) Qual a distribuição eletrônica por subníveis energéticos (ordem energética e geométrica)? b) Qual a distribuição eletrônica por níveis? c) Qual o seu subnível mais energético? 42 . Autor da primeira idéia de átomo. V. 6) Considere os comprimentos de onda (λ) das seguintes radiações eletromagnéticas: raios gama = 10 -14 metro raios ultravioleta = 10 -8 metro microondas = 10 -2 metro ondas de rádio = 10 3 metros Resolva: a) Coloque-as em ordem crescente de freqüência. em tubos de Crookes. c) Quanto maior a energia de uma onda. O primeiro a provar que o átomo não era maciço. qual é a mais prejudicial ao ser humano? 7) Como Bohr relacionou os espectros descontínuos dos elementos com a eletrosfera do átomo? 8) Qual o número de níveis de energia presentes na eletrosfera dos elementos químicos conhecidos atualmente? E a sua designação? 9) Os espectros de raias finas constituíram o sustentáculo do modelo atômico de.. Explique esse fenômeno em termos de elétrons e níveis de energia. com carga positiva ao redor do qual ficavam os elétrons. Quais dessas afirmações são falsas? 5) O sódio e seus compostos. quando voltar de B para A devolverá x unidades de energia na forma de ondas eletromagnéticas. b) Coloque-as em ordem crescente de energia. XI. X. As experiências de descargas elétricas em alto vácuo. A interpretação das leis das reações químicas constitui o suporte experimental para a criação do seu modelo atômico.III. onde o Sol representa o núcleo e os planetas representam os elétrons. IV.Se um elétron passa do estado A para o estado B.. podemos tecer as seguintes considerações: I . IX. salta para um nível mais externo.. mais acentuados são os danos provocados ao organismo humano. Autor do primeiro modelo atômico com base em resultados experimentais.. devolve energia na forma de ondas eletromagnéticas. emitem uma luz amarela característica.. mas era constituído por um núcleo muito pequeno. recebendo x unidades de energia... O modelo atômico proposto por ele é chamado de modelo do pudim de passas.Quando o elétron recebe energia.Quando o núcleo recebe energia.. VIII. VI. Completou o modelo de Rutherford.. VII.. salta para um nível mais energético. Dentre as ondas relacionadas. A = 40. qual é o seu número atômico ? 14) Se um átomo. qual é o seu número atômico? 20) Qual é o número atômico de um átomo cujo cátion monovalente apresenta a configuração eletrônica 1s22s2 2p6? 21) Qual o número atômico de um elemento que apresenta somente dois pares de elétrons (emparelhados) nos orbitais d do quarto nível? 22) No esquema a seguir.1s2 2s1 2p1 A seu respeito é correto afirmar que: a) A é a configuração ativada.95angstrons. transforma-se em outro elemento de número atômico 10 representado por 10 Ne 2+ “. b) B é a configuração normal (fundamental). apresenta apenas dois elétrons no quinto nível de energia. 16) Um estudante procurou numa tabela os raios dos seguintes íons: 13Al3+ . associe corretamente os valores dos raios a cada um dos íons ? Justifique sua resposta. 9F1 e 11Na+. qual é o seu número atômico? 15) Corrija a afirmação: “Quando um átomo de 12Mg perde 2 elétrons. 0. 17) A configuração eletrônica 4s2 4p3 representa os elétrons da camada de valência de um elemento químico.36 angstrons (1 angström = 10 10 m). f) Qual a distribuição por subníveis de seu cátion trivalente (carga 3+)? 12) Escreva a distribuição eletrônica nos diferentes subníveis do átomo de N (Z=7) em seu estado fundamental e quando está na forma de íon N3–.d) Qual o seu subnível mais externo? e) Quantos elétrons desemparelhados ele possui? Represente-os.50 angstrons e 1. f) Qual a distribuição por subníveis de seu cátion bivalente (carga 2+)? 11) Considerando o elemento níquel (Z=28): a) Qual a sua distribuição por subníveis (ordem energética e geométrica)? b) Qual a sua distribuição por níveis? c) Qual o seu subnível mais energético? d) Qual o seu subnível mais externo? e) Quantos elétrons desemparelhados o elemento níquel possui? Represente-os. encontramos duas distribuições eletrônicas de um mesmo átomo neutro: A . apresenta 1 elétron no 4o nível de energia. a) O que esses três íons têm em comum? b) Raciocinando um pouco. 13) Se um átomo. esquecendo-se de associar cada valor à respectiva espécie. no estado fundamental. no estado fundamental. Qual o número atômico e o de massa de X? 19) Se um átomo. apresenta distribuição 4p5 no último nível de energia. 43 . Anotou os valores 0. c) A passagem de A para B libera energia na forma de ondas eletromagnéticas.1s2 2s2 B . no estado fundamental. a) Qual o seu número atômico? b) Caso ele receba 3 elétrons. qual será a sua nova configuração ? c) Que tipo de espécie química ele se tornará? d) O seu raio será maior ou menor? Por quê? 18) O íon X 2 tem 35 nêutrons e é isoeletrônico do gás nobre criptônio (Kr. Z = 18). . respectivamente.04 18 O 0. qual não tem isótopo? 24) Uma manifestação comum nas torcidas de futebol é a queima de fogos de artifício coloridos. p. Fogos com cor vermelha. Assim.. até 2. Considerando as informações acima podemos afirmar que são paramagnéticos os átomos do elemento: a) 2He b) 4Be c) 7N d) 10Ne e) 12Mg 28) Os íons A2+ .. d) Os elétrons de um orbital devem apresentar spins contrários.º máximo de elétrons nessa camada é . 6.02 3 H traços 16 Oxigênio 8O O 99. -Átomos com pelo menos um elétron desemparelhado são paramagnéticos.. 26) Um nível de energia é constituído de três subníveis. Analise os dados da tabela: Elemento Isótopo Abundância (%) 1 Hidrogênio 1H H 99. a torcida da China. contêm um elemento que possui como subnível mais energético um subnível s.. D2-. para depois serem completados. mas perdem a magnetização quando o campo magnético é removido são chamados paramagnéticos... 14 elétrons. que possui elétrons emparelhados. c) O orbital s tem forma esférica. Coloque-os em ordem crescente de seus números atômicos. 10.20 35 Cloro Cl 74. -Materiais que não se magnetizam sob a ação de um campo magnético são chamados diamagnéticos. deverá usar fogos contendo um elemento com número atômico: a) 38 b) 30 c) 26 d) 19 25) Assinale a alternativa que corresponde à regra de Hund : a) Orbital é a região do espaço de maior probabilidade de se encontrar um elétron. 23)Muitos elementos químicos apresentam isótopos naturais. Identifique-o.. por exemplo. O n..76 17 O 0. d. b) Qual das formas do hidrogênio é chamada hidrogênio leve? c) Em uma amostra de 10 000 átomos de hidrogênio.. demonstrando seus cálculos. para saudar o time de seu país com um vermelho brilhante. B1-. b) Os subníveis s.d) A passagem de A para B absorve energia. e) A passagem de A para B envolve perda de um elétron. e) Todos os orbitais de um subnível são preenchidos parcialmente. de acordo com as cores dos times. -Átomos com todos os elétrons emparelhados são diamagnéticos. 44 .98 2 H 0. 27) Materiais que se magnetizam sob a ação de um campo magnético.6 23 Sódio Na 100 11Na a) A tabela indica que um dos isótopos do H não tem nêutron... f comportam. E1+ são isoeletrônicos. C3+ . quantos há de cada um dos isótopos? d) Entre os elementos inclusos na tabela.5 17Cl 37 Cl 24. ou seja. o oitavo elemento é uma espécie de repetição do primeiro (possui propriedades semelhantes). A classificação de Chancourtois é realmente válida para elementos químicos com massa atômica igual ou inferior a 40. Este arranjo foi denominado Lei das Oitavas. resultou na identificação e na reunião de elementos com propriedades semelhantes em grupos de três.Capítulo 4 CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA Histórico Um dos esforços mais antigos e reconhecidos cientificamente. tendo sugerido um quadro com 7 grupos de 7 elementos cada. do mesmo modo que ocorre com as notas musicais. Na época.Ba. por esse motivo.Sr . a periodicidade das propriedades dos elementos. a partir de um dado elemento. Newlands precisou esperar aproximadamente 20 anos para ter o seu trabalho reconhecido. foi desprezada pelos membros da Sociedade Química de Londres. Em 1866.0 é a média entre 6. Assim: 23. de forma que os elementos com propriedades semelhantes ocupavam posições numa mesma vertical.9 e 39. lítio sódio potássio cloro bromo iodo cálcio estrôncio bário enxofre selênio telúrio Estudando certos grupos de 3 elementos. Esses grupos foram propostos em 1829 pelo químico alemão Johann Wolfgang Döbereiner e denominados tríades. Beguyer de Chancourtois ordenou os elementos em função do crescimento das massas atômicas. numa curva helicoidal denominada parafuso telúrico. Em 1862. Döbereiner concluiu que o elemento central de cada tríade possuía propriedades físicas intermediárias entre os outros dois. (Obs: As massas atômicas haviam sido determinadas por Berzelius). 45 . Com base nas propriedades físicas que havia determinado experimentalmente. observada por Newlands. como Ca . que era cientista e músico. no sentido de encontrar uma relação no comportamento dos elementos. Döbereiner constatou haver uma relação entre as suas massas. constituindo-se alvo de muitas críticas e. de forma que o elemento central apresentava massa atômica aproximadamente igual à média aritmética entre as massas atômicas dos outros dois. a relação entre química e música foi considerada ridícula. A . para que os cientistas da época aceitassem a idéia da existência de um padrão periódico (repetitivo) nas propriedades dos elementos químicos. observou que ordenando os elementos de acordo com suas massas atômicas.1. John 7ewlands. Cr . O. Be... a tabela periódica de Mendeleev. Grupos Período 1 2 3 4 5 V VI VII H Li Be B C N Na Mg Al Si P K Ca * Ti V Cu Zn * * As Rb Sr Y Zr Nb Ag Cd In Sn Sb I II III IV O S Cr Se Mo Te F Cl Mn Br * I VIII Fe Co Ni Ru Rh Pd Observa-se. da seguinte maneira: Lei periódica de Mendeleev: As propriedades dos elementos e também as propriedades dos seus compostos variam periodicamente em função de suas massas. Ca . essas tabelas originariam as que são usadas atualmente. Na. Mn . em ordem crescente de massas atômicas e em colunas verticais. em 1885...Escala musical Dó Ré Mi Fá Sol Lá Si Elementos H. em alguns casos ele também prognosticou com precisão as propriedades desses novos elementos. Dimitri Ivanovitch Mendeleev. Essa regularidade foi expressa por Mendeleev. Costuma-se atribuir maior importância ao trabalho de Mendeleev por ter sido publicado antes e por ser mais completo. nessa tabela. Fe .7 g/cm3 46 . criaram – independentemente e praticamente ao mesmo tempo – tabelas periódicas muito parecidas. O quadro a seguir registra algumas propriedades do elemento germânio – denominado eka-silício por Mendeleev –. B..50 g/cm3 Cinzento 72. Mg. na Alemanha. Audaciosamente... S. Li. Pouco tempo depois. Ti . Cl .. em 1871. na Rússia. onde se situavam os elementos com propriedades semelhantes. PROPRIEDADES Densidade Cor Massa atômica Densidade do óxido Previstas por Mendeleev em 1871 (eka-silício) 5. C. F . Al. e as realmente determinadas após a descoberta desse elemento.. Esse trabalho originou.7 g/cm3 Determinadas experimentalmente em 1885 (germânio) 5.. denominadas grupos. mas cujas existências foram previstas por Mendeleev. previstas por ele em 1871.. N. Mendeleev conclui. devido aos resultados obtidos em várias experiências.. a existência de algumas lacunas referentes a elementos não conhecidos na época e indicados por asteriscos (*).60 4.00 4. em 1869. e Lothar Meyer. chamadas períodos.. Si.. aprofundando o estudo com propriedades químicas dos elementos. além de prever a descoberta de novos elementos. P. K . que as propriedades químicas e físicas dos elementos se repetiam com certa regularidade em função da massa atômica dos elementos. Mendeleev organizou os elementos (63 elementos eram conhecidos na época) em linhas horizontais.47 g/cm3 Cinzento-claro 72. os elementos químicos estão dispostos em ordem crescente de número atômico em 7 linhas horizontais. Elementos situados num mesmo período apresentam mesmo número de níveis. a mais comum. por exemplo. Períodos ou séries A localização dos diversos elementos nos respectivos períodos está relacionada com o número de níveis eletrônicos (camadas) dos elementos. Mendeleev inverteu a posição de alguns elementos. IA. Em 1913. No final da década de 80. Elementos situados num mesmo período apresentam mesmo número de níveis Famílias ou grupos A tabela atual é constituída por 18 famílias. com base nas massas atômicas (ordem que ele adotara). 47 . É o caso do I (massa atômica 127) e do Te (massa atômica 128). Moseley verificou que as propriedades dos elementos eram relacionadas com o n. por isso desconhecia-se a estrutura eletrônica dos átomos.Os trabalhos de Mendeleev também permitiram inverter as posições de alguns elementos em relação às massas atômicas para agrupar os que tinham propriedades semelhantes.º atômico). atualmente. mais modernas. • Não eram conhecidos os números atômicos. A classificação elaborada por Mendeleev foi utilizada por quase meio século. ou seja. Tabela Periódica Na tabela atual. entre os quais os gases nobres. com o início das experiências relacionadas à estrutura do átomo. A carga nuclear (n. e em 18 colunas verticais. começa a ser encarado como a "identidade" do elemento. apesar disso. nêutrons. procurando colocar nos mesmos grupos verticais elementos semelhantes quanto ao comportamento químico. eliminando-se as letras A e B. novas classificações. Em síntese.º de prótons existentes em seus núcleos. e não mais a massa atômica e. que se destacam pela falta de reatividade química. em função disso. Essas letras A ou B indicam a posição do elétron mais energético nos subníveis. essenciais na organização dos elementos na Tabela Periódica atual. a ordem do período corresponde ao número de camadas que os elementos apresentam. surgiram. denominadas grupos ou famílias . é indicar cada família por um algarismo romano seguido das letras A e B. sendo que cada uma delas agrupa elementos com propriedades químicas semelhantes devido ao fato de apresentarem a mesma configuração eletrônica na sua camada de valência. Moseley enunciou a seguinte lei: Lei periódica de Moseley (atual) : As propriedades dos elementos se relacionam periodicamente com seus números atômicos (Z). IIIB e IVB. Uma delas. eram desconhecidos. denominadas períodos. duas maneiras de identificar as famílias ou grupos. IIA. Existem. Com essa descoberta foi possível corrigir algumas anomalias observadas por Mendeleev. elétrons. mas. a IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada) propôs outra maneira: as famílias devem ser indicadas por algarismos arábicos de 1 a 18. a falta de determinados conhecimentos químicos dessa época acabou valorizando o trabalho criativo e de pesquisa de Mendeleev: • Muitos elementos químicos naturais. termo proposto por Moseley. • Não se sabia da existência de prótons. Ga. Ge.48 Famílias A e Zero Essas famílias são constituídas pelos elementos representativos. Bi . P. essas famílias recebem também nomes característicos.1s2 2s2 2p6 3s1 camada de valência 3s1 total de elétrons = 1 → Família IA 11 Na Já a recebeu esse número para indicar que a reatividade dos seus elementos em condições ambientes é nula. Família ou grupo Nome 1A ou 1 IIA ou 2 IIIA ou 13 IVA ou 14 VA ou 15 alcalinos Alcalinos-terrosos Família do boro Família do carbono Família do Configuração da última camada ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 Nº de ena última camada 1 2 3 4 5 Componentes Li. Nas famílias de IA a VIIA. In. Na. Ra B. Tl C. Sn. Ca. Mg. Pb N. Cs. Sb. Al.1s 2s 2p camada de valência 2s2 2p6 total de elétrons = 8 → Família zero Além de serem indicadas por números e letras. Ba. As. Rb. Na sua maioria. Sr. os elementos dessa família apresentam oito elétrons na camada de valência. O grupo zero também é conhecido como VIIIA. Fr Be. Exemplo: 2 2 6 10Ne . sendo que todos esses elementos apresentam o seu elétron mais energético situado nos subníveis s ou p. K. Si.1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p4 camada de valência 4s2 4p4 total de elétrons = 6 → Família VIA 34Se . o número da família indica a quantidade de elétrons existentes na camada de valência. Por exemplo: . Br. Ar. Rn Nas configurações acima n é o número correspondente ao último nível.1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d Para os elementos de transição externa. Os elementos de transição externa ou. Exemplos: 2 2 6 2 6 2 3 23 V . simplesmente.VIA ou 16 VIIA ou 17 Zero ou 18 nitrogênio Calcogênios Halogênios Gases nobres ns2np4 ns2np5 ns2np6 6 7 8 O. At He. Ne. 49 Famílias B As famílias B. Te. mas sim o número de elétrons . a localização na família ou grupo não é feita utilizando o número de elétrons da camada de valência. Kr. Se. I. elementos de transição. S. têm como principal característica apresentar o seu elétron mais energético situado em um subnível d. Cl. são constituídas pelos elementos de transição e apresentam seu elétron mais energético situados nos subníveis d ou f. Xe.1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 2 2 6 2 6 2 10 6 2 3 41 Ni . Po F. incluindo as duas linhas horizontais separadas do corpo principal da tabela. estão localizadas respectivamente no 6.. enquanto os actinídeos.º período ) Actinídeos: 89Ac. Os lantanídeos e os actinídeos pertencem ao grupo IIIB.. possuem o subnível 4f como mais energético..... temos a seguinte relação: IIIB d IVB 1 d 2 VB d VIB 3 d VIIB 4 d 5 VIIIB d 6 d 7 IB d 8 d 9 IIB d 10 Observe os exemplos: 2 2 6 2 6 2 1 21Sc .. localizados no 7.1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d . contendo 1 elétron.1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d – Como o subnível mais energético é o d....até 71Lu ( 6..º e 7. sendo que os lantanídeos. pela regra.........º período ) lantanídeos actinídeos 4f 1 4f 2 4f 3 4f 4 4f 5 4f 6 4f 7 4f 8 4f 9 4f 10 4f 11 4f 12 4f 13 4f 14 5f 1 5f 2 5f 3 5f 4 5f 5 5f 6 5f 7 5f 8 5f 9 5f 10 5f 11 5f 12 5f 13 5f 14 . Lantanídeos: 57La. 59Pr... por isso. 58Ce. possuem o subnível 5f como mais energético.. 90Th.família VIIIB 50 Os elementos de transição interna são os elementos que apresentam seu elétron mais energético situado em um subnível f Constituem as séries dos lantanídeos actinídeos e encontram-se deslocadas do corpo central da tabela. este elemento está situado na família IIIB.º período. localizados no 6. apresentando respectivamente 6 e 7 camadas eletrônicas .. 2 2 6 2 6 2 6 26 Fe .. Tomando por base a distribuição eletrônica...º período.....até 103Lw ( 7.. 91Pa.existentes no seu subnível mais energético (d).º períodos. 51 Comparando-se a posição dos elementos na Tabela Periódica e os subníveis de maior energia de seus átomos sem levar em conta o número de elétrons nesses subníveis.3s2 3p6 3d10 .4s2 4p5 camadas: K = 2 L = 8 M = 18 N = 7 Características da distribuição eletrônica Localização e classificação 4 camadas ( K.M. Veja alguns exemplos de como se pode localizar o elemento químico a partir da distribuição eletrônica: 1) 35 Br .º período Família VIIA ( halogênios ) Bloco p (elemento representativo) 2) 25Mn .L. tem-se: Localização dos elementos na Tabela Periódica A distribuição eletrônica do átomo de um dado elemento químico permite que determinemos a sua localização na tabela.N ) 4.2s2 2p6 .1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 → 1s2 .3s2 3p6 3d5. assim como o bloco ao qual ele pertence e também sua classificação como elemento representativo ou de transição.M.N ) 7 elétrons na camada de valência (4s2 4p5) Elétron de maior energia situado no subnível p (4p5) 4.4s2 → camadas: K =2 L = 8 M = 13 N = 2 Características da distribuição eletrônica Localização e classificação 4 camadas ( K.º período .2s2 2p6 .1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 1s2 .L. De acordo com as propriedades físicas dos elementos. isto é.5 elétrons no subnível d (3d5) Elétron de maior energia situado no subnível d (3d5) Família VIIB Bloco d (elemento de transição externa ) 3) 59Pr . F .5s2 5p6 . I . que é líquido. As. geralmente de cobre. já que. • Não apresentam brilho e têm coloração variável. podem ser transformados em fios. As principais propriedades físicas dos metais são: • Nas condições ambientes são sólidos. gases nobres hidrogênio. Te.1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f3 1s2 . • Formam íons positivos (cátions) devido à baixa energia de ionização.Sb. Os semi-metais são sólidos à temperatura ambiente. • São densos. P. 52 . podem ser transformados em lâminas.3s2 3p6 3d10 . Po) e não possuem propriedades “marcantes” de metais ou não-metais. Se . Este grupo pequeno foi separado de forma mais ou menos arbitrária. cujo comportamento físico não é muito uniforme.O. exceção feita ao cobre (avermelhado) e ao ouro (amarelo).4s24p6 4d104f3 . a variação de propriedades se faz de forma gradual na tabela periódica. As propriedades químicas dos elementos estão relacionadas com suas distribuições eletrônicas. de altos pontos de fusão e ebulição. • São bons condutores de calor e corrente elétrica.6s2 Camadas: K = 2 L =8 M = 18 N = 21 O = 8 P = 2 Características da distribuição eletrônica Localização e classificação 6 camadas ( K. • Apresentam o chamado brilho metálico e cor cinzenta. semi-metais. gasoso – N . Si. Daí o uso de metais no cozimento de alimentos (panelas. isto é. ametais ou não-metais. • São maleáveis.M.L. S . assadeiras) e em fios elétricos. líquido – Br . embora apresentem comportamento químico semelhante. • As principais propriedades físicas dos ametais são: • Nas condições ambientes apresentam-se nos seguintes estados físicos: sólido – C. • São dúcteis. • Ametais ou não-metais Existem somente 11 elementos classificados como ametais.2s2 2p6 . Ge.º período Família IIIB Bloco f (elemento de transição interna ) Classificação dos elementos Os elementos químicos podem ser classificados também de acordo com dois critérios: suas propriedades químicas e físicas e sua ocorrência ou não na natureza. Cl • São maus condutores de calor e eletricidade.N. O.P ) 3 elétrons no subnível f (4f3) Elétron de maior energia situado no subnível f (4f3) 6. At . Semimetais São em número de 7 ( B. eles são subdivididos em metais. Metais Aproximadamente dois terços dos elementos químicos conhecidos são metais. com exceção do mercúrio (Hg). ametais e semi-metais. Nas condições ambientes. No entanto. William Ramsday isolou o argônio e os químicos desconfiaram de uma nova família de elementos químicos. ou seja. Os gases nobres não apareciam na Tabela Periódica original. Gases Nobres Como o próprio nome sugere. o que realmente aconteceu até 1900. é um gás extremamente inflamável. possuem pequena capacidade de se combinarem com outros elementos. possuindo a propriedade de se combinar com metais. 53 . nas condições ambientes apresentam-se no estado gasoso e sua principal característica química é a grande estabilidade. elaborada por Mendeleev por que em sua época não se conhecia nenhum deles.O mais usado é o silício (Si). em 1884. com a descoberta dos demais gases nobres. Hidrogênio É um elemento atípico. empregado na fabricação de semicondutores. ...apresentam número atômico inferior a 92.3º período d) grupo IIB . 54 Exercícios 1) Indique o período e o grupo dos elementos abaixo : a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p5 c) 1s2 2s2 2p6 3s2 d) 1s2 2s2 2p3 e) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 f) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 g) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1 h) 1s2 2s2 2p6 2) Dada a estrutura eletrônica em ordem energética...4º período b) grupo VB . frâncio (Fr) e promécio (Pr). determine sua distribuição eletrônica e seu número atômico: a) grupo IA .. Estes últimos podem ser classificados em: Cisurânicos . e são os seguintes: tecnécio (Tc).4s2 3d6 b) .5s1 4d10 d) . localize cada elemento na tabela periódica (período e grupo) : a) . astato (At)... apesar de terem ambos 2 elétrons em seu último nível ? . do elemento urânio...Ocorrência dos elementos Dos elementos conhecidos atualmente.3s2 3p1 c) ..1s2 3) Dada a localização dos elementos na tabela periódica..apresentam número atômico superior a 92.4º período c) grupo IVA ...... 88 são naturais (encontrados na natureza) e o restante é artificial (produzido em laboratório)... Transurânicos ..5º período 4) Associe: ( a ) metais alcalinos ( ) ns2 np6 ( b ) metais alcalino-terrosos ( ) (n-1) s2 (n-1) p6 ns2 np5 ( c ) calcogênios ( ) (n-1) s2 (n-1) p6 ns1 ( d ) halogênios ( ) (n-1) s2 (n-1) p6 ns2 np4 ( e ) gases nobres 5) Por que o cálcio (Z=20) e o zinco (Z=30) não estão no mesmo grupo.... halogênio. calcogênio ou gás nobre. localize-os na tabela a seguir. D (Z=14). 55 8) São elementos líquidos à temperatura ambiente: a) iodo e bromo b) iodo e flúor c) cloro e flúor d) mercúrio e bromo e) mercúrio e flúor 9) Usando a tabela abaixo: I ) Coloque os seguintes átomos genéricos em suas respectivas localizações : a) G : [D] 5s24d 8 b) H : [C] 4s24 p1 c) I : [E] 6s26p4 d) J : [A] 2s1 e) L : [B] 3s2 f) M : [E] 6s26p5 g) N : [F] 7s26d2 h) O : [E] 6s15d10 . família do boro. Dos elementos abaixo são metais: a) fósforo b) chumbo c) cobre d) sódio e) potássio f) enxofre g) estanho h) cloro 7) Considere os elementos: A (Z=38). transição. B (Z=55). alcalino-terroso.6) Os metais são elementos que apresentam 1. alcalino. São bons condutores de eletricidade e calor. C (Z=25). família do carbono. F (Z=18). b) Classifique-os em: lantanídeo. são dúcteis e brilhantes. a) Através de suas distribuições eletrônicas. 2 ou 3 elétrons no último nível de energia. E (Z=17). ... ametais e semi-metais.II) Caracterize os elementos dados como metais. 4s2 3d10 f) .VB ( ) 5o período .IIB ( ) 4o período . 10) Baseie-se na classificação periódica a seguir.IIIB ( ) 3o período .IIA ( ) 4o período ..V . III) Dê o número (antigo e atual) e o nome das famílias dos elementos representativos.IIB ( ) 4o período .. 6s2 4f4 d).. 56 a) Quais são os alcalino-terrosos? b) Qual o elemento do 1o período? c) Quais são os gases nobres? d) Qual o elemento de transição? e) Qual o elemento que possui 3 elétrons na última camada ? f) Qual o elemento do grupo VIIA? g) Qual o elemento cujos elétrons estão utilizando o menor número de camadas? h) Qual o elemento de maior número atômico? i) Qual o elemento do grupo do nitrogênio? 11) Relacione as colunas: a).IIA ( ) 5o período .IIA b).IVA ( ) 3o período . 3s2 ( ) 4o período . para responder às perguntas que se seguem... onde aparecem símbolos arbitrários. 3d10 4p3 e). 5s2 4d3 c).....4d10 5p2 ( ) 6o período .VB ( ) 5o período . C. maior será a atração núcleo eletrosfera e. a distância inter nuclear no cristal e determinada por difração de raio X e dividida por dois para se chegar ao valor do raio atômico. Exemplos: Na 2 – 8 – 1 K2–8–8–1 Rb 2 – 8 – 18 – 8 – 1 NOS PERÍODOS: Quanto maior o numero de elétrons na ultima camada. R.C.A. gasosos do mesmo elemento químico.Propriedades periódicas Raio atômico Relação de Tamanho Em 1870 Lothar Meyer notou a variação periódica quanto ao tamanho do átomo. Elemento Li Be B C N O químico Carga nuclear +3 +4 +5 +6 +7 +8 (Z) Distribuição 2 -1 2-2 2-3 2-4 2-5 2-6 Eletrônica Raio Atômico 157 112 88 77 74 66 (pm) F +9 2-7 64 57 . RA = d 2 Se o elemento e um metal ou gás nobre. portanto maior será o Raio Atômico.= 99 pm NAS FAMILÍAS: A medida que aumentam os números de níveis energéticos. Em virtude da nuvem eletrônica de um átomo não ter um limite definido. A Tabela 1 mostra o raio atômico dos elementos do 2o período da tabela. portanto devido ao efeito de blindagem. menor será o raio atômico. Se o elemento e um não-metal. Tabela 1 – Raio Atômico dos Elementos do 2º Período da Tabela Periódica. contudo a única medida de tamanho e o parâmetro de Lennard-Jones. Assim o Raio Atômico e definido como a metade da distancia inter nuclear entre os núcleos de dois átomos vizinhos do mesmo elemento químico. (raio atômico).A do Cu = 128 pm e a distância d = 256 pm Para se chegar aos tamanhos de átomos metálicos. usa-se a distancia entre os centros de átomos vizinhos em uma amostra solida. Exemplo: R. O efeito da carga nuclear e neutralizado pelo aumento de níveis ocupados. (raio covalente). Exemplo: Cl2 d = 198 pm R. o tamanho de um átomo não pode ser definido de forma simples. menor a atração núcleo-eletrosfera e. usa-se a distancia entre os núcleos de átomos unidos por uma ligação química R. que representa a distancia de maior aproximação dos núcleos de dois átomos livres. 12Mg 2–8–2 Exemplo: 2+ 12Mg 2-8 Quanto ao Anion O Raio do Anion e sempre maior que o átomo correspondente.Explicação: Os elétrons do nível 2 (L) do Be são mais fortemente atraídos pelo núcleo (carga +4) do que o Li (carga +3). À medida que aumenta a carga nuclear (Z).I.Joule (J). devido ao efeito de blindagem das camadas K e L. Exemplo: 11Na 2 – 8 – 1 (3s1) o elétron mais externo e atraído não por uma carga +11m mas sim por uma carga +11 encobertos por 10 elétrons interpostos. quando ha perda de elétrons. Há uma expansão do orbital. Figura 1 – Raio Atômico nas famílias e períodos da Tabela Periódica. À medida que esta aumenta. transformando-o em cátion. no estado fundamental. Assim os elétrons da camada L estão protegidos do núcleo pelos elétrons da camada K (escudo). 216S 2 – 8 – 6 16S 2–8–8 Exemplo: Energia de ionização É a energia mínima necessária para remover um elétron de um átomo isolado. os elétrons são atraídos por uma carga nuclear efetiva cada vez maior. pois ha perda de elétrons da ultima camada. pois com a entrada de elétrons no orbital existe uma repulsão entre eles. (Figura 1) Os elétrons da camada K são atraídos fortemente para o núcleo com uma forca proporcional a carga nuclear. outros sistemas: calorias (cal). elétron volt (e-V). Ex. 1J = 1C. no S. Na verdade os elétrons do nível 1 (K) atenuam a atração pelos elétrons do nível 2 (efeito de blindagem). de modo que a forca atrativa da carga nuclear (+) e reduzida pelas cargas (-) intermediarias (efeito de blindagem). A carga nuclear fica maior que o numero de elétrons. portanto o raio ficara menor. kilocalorias (kcal). os elétrons são puxados mais fortemente para o núcleo. aumentando seu tamanho. A carga atrativa líquida 30 está mais próxima a uma carga +1 do que +11.: Na + E → Na+ + 1eUnidades empregadas para medir a E.. RAIO IÔNICO Quanto ao Cátion O Raio do Cátion e sempre menor que o átomo correspondente no estado fundamental. no estado gasoso.I.1V 58 . Há uma contração da eletrosfera e. menor a atração núcleo eletrosfera e. portanto mais facilmente os elétrons poderão ser retirados. (Figura 2) 59 Figura 2 – Energia de Ionização dos Elementos Químicos. maior será a atração núcleo eletrosfera. . portanto mais energia será necessário para retirar elétrons da camada de valência. NOS PERÍODOS: Quanto maior o número de elétrons na ultima camada. menor será o raio atômico e. As Tabelas 2 e 3 mostram as energias de ionizações dos elementos do 2o período da Tabela.NAS FAMÍLIAS: Quanto maior o número de níveis energéticos. ∆H.mol-1 OBS. recebe um elétron.: O sinal (-) se refere a energia liberada (exotérmica).: Cl + 1e. (Figura 3) . transformando-o em um íon negativo (anion). envolvida no processo em que um átomo isolado gasoso. em seu estado fundamental.→ Cl. atrair elétrons.60 Afinidade eletrônica E a quantidade mínima de energia.+ E ∆H = . A Tabela 4 mostra a afinidade eletrônica do grupo 17 ou 7A. enquanto a eletronegatividade representa a habilidade relativa de um átomo. A afinidade eletrônica refere-se a facilidade de um elemento isolado captar um elétron. Ex. numa molécula.348 kJ. Eletronegatividade E a medida da atração exercida sobre os elétrons envolvidos em uma ligação química ou e a tendência de um átomo atrair elétrons para si numa ligação covalente.: Geralmente ligações entre átomos que possuem eletronegatividades diferentes tendem a ser mais fortes que as ligações entre átomos com mesma eletronegatividade. Pauling para explicar as diferentes energias de ligações observadas para diferentes moléculas. OBS. O conceito de eletronegatividade foi originalmente idealizado por L. (Figura 4) . Linnus Pauling atribuiu o valor máximo de eletronegatividade ao FLÚOR – 4. NOS PERÍODOS: Quanto mais próximos um elemento esta do grupo dos gases nobres. maior será sua capacidade de atrair elétrons.0. os elétrons ficam mais afastados do núcleo e. portanto a eletronegatividade será menor. NAS FAMÍLIAS: Quanto maior o numero de níveis energéticos. Tem sido propostos diversos procedimentos para quantificar a eletronegatividade dos elementos químicos.61 Figura 3 – Afinidade Eletrônica nas famílias e períodos da Tabela Periódica. determine: a) o elemento de menor raio b) o elemento de maior raio Dê o nome e o símbolo dos elementos em questão. Exercícios 1) Considerando o grupo dos calcogênios. Figura 5: Eletronegatividade dos elementos da tabela periódica.Aumento da eletronegatividade nas famílias e nos períodos da tabela. Fe. 2) No quinto período da tabela periódica. coloque-os em ordem crescente de: a) raio atômico b) energia de ionização Dê o nome dos elementos em questão. Cu e Co. .62 Figura 4 . Se. verifique qual é o elemento de : a) menor raio atômico b) maior raio atômico Dê o nome e o símbolo dos elementos em questão. 3) Considerando os elementos Ca. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Julgue as afirmações. f) O elemento E tem o maior potencial de ionização. coloque-os em ordem crescente de: a) eletronegatividade b) potencial de ionização 63 5) As afirmações abaixo estão relacionadas com as distribuições eletrônicas dos átomos A. pertencentes ao mesmo período da tabela periódica : A . c) O elemento C é o de maior afinidade eletrônica. B.4) Considerando os elementos químicos de acordo com a posição na tabela a seguir. e ordene-os em ordem crescente de raio iônico.1s2 2s2 2p6 3s1 B . d) O elemento mais eletropositivo é o C. e) Nenhum deles é de transição. 17Cl .1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 E . perguntase: a) Qual (is) é (são) metal(is) ? b) Qual(is) é (são) gas(es) nobre(s) ? c) Qual (is) é (são) ametal(is) ? d) Qual é o mais eletronegativo? e ) Qual apresenta maior energia de ionização ? 7) Considere os íons 9F . b) O raio atômico diminui de A para E. C. justificando a resposta: a) O elemento A é metal. D é halogênio e E é um gás nobre. 11Na+.1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 D . 6) Considerando os elementos químicos de acordo com sua posição na tabela a seguir. 8) Com base na tabela. D e E. responda: .1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 C . º período.095 nm C 0. 64 . 10 Ne.140 nm Associe as espécies A. c) Indique os elementos que apresentam a maior e a menor E. I.070 nm B 0. qual apresenta o maior raio? 9) Considere as seguintes configurações dos átomos neutros. 8 O2 .I.1s2 2s2 2p5 C -1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 D -1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 E -1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 F -1s2 2s2 2p6 3s2 G -1s2 a) Indique os elementos de maior e menor raio atômico.a) Qual o halogênio de menor raio? b) Qual o calcogênio de maior raio? c) Qual o alcalino-terroso de maior raio? d) Qual o elemento de maior raio? e) Qual o elemento de menor raio? (desconsidere os gases nobres) f) Qual o elemento de maior E. Justifique. 11) A tabela a seguir mostra os raios de três espécies químicas: ESPÉCIE RAIO A 0. Justifique sua resposta.. F2+ e A+. 12Mg2+.I. B e C com 16S 2. 9F .1s2 2s1 B .? h) Qual o elemento mais eletronegativo? i) Qual o elemento mais eletropositivo? j) Dos elementos do 2. normais : A . 11Na+. 11Na. d) Qual dos elementos é o mais eletronegativo? e) Qual dos elementos é mais eletropositivo? 10) Estabeleça e justifique a ordem crescente de raios das espécies componentes da seguinte série isoeletrônica: 10Ne. b) Compare os tamanhos dos íons B .? g) Qual o elemento de menor E. Observando-se a configuração eletrônica de todos os elementos. que é também a mais externa de seu átomo. um conjunto formado por átomos isolados de outros elementos é estável. com oito elétrons na camada de valência (ou dois. Isso pode ser conseguido se os átomos adquirirem a configuração estável. Existe uma lei geral da natureza segundo a qual todos os sistemas têm tendência a aumentar a sua estabilidade. ou dois. a configuração eletrônica com a camada de valência completa é chamada configuração estável. Ora. demonstra. Lewis e Langmur. Como não se formam ligações químicas entre seus átomos. só tem dois elétrons e estes saturam a camada K. como tem Z = 2. Tão grande número de substâncias. pelos químicos Kossel. As únicas substâncias formadas por átomos isolados são os gases nobres. Mas. Sendo assim. formam-se as ligações químicas entre os átomos. no caso da camada de valência ser a K. concluímos que eles já são estáveis. Por isso. Como os gases nobres são os únicos que têm a camada de valência com o número máximo de elétrons e são os únicos estáveis quando isolados. dizemos que entre eles se estabeleceu uma ligação química.Capítulo 5 LIGAÇÕES QUÍMICAS Em busca de maior estabilidade Existem mais de um milhão de substâncias catalogadas e estudadas. Assim. cuja natureza depende das configurações eletrônicas dos átomos participantes. concluímos que é essa particularidade que lhes dá estabilidade. e sua estabilização é alcançada através da formação de ligações química. Essa é a teoria do octeto. formadas com um número relativamente pequeno de elementos. de maneira incontestável. notamos que somente os átomos dos gases nobres apresentam oito elétrons na camada mais externa (camada de valência). concluímos que o número máximo de elétrons na camada de valência de um átomo é oito. é fácil perceber que os elétrons mais externos são os responsáveis pelo tipo de ligação química que se estabelece. e é possível que outras tantas venham a ser conhecidas. O hélio. A configuração estável pode ser obtida através do compartilhamento de elétrons entre eles ou da transferência de elétrons de um átomo para o outro. Dessa maneira. se esta for K). podendo haver formação de agregados iônicos ou moléculas. se os gases nobres são estáveis e formados por átomos isolados. 65 . o princípio de que os átomos buscam uma configuração mais estável combinando-se uns com os outros. Quando átomos ou íons derivados destes se unem entre si. Como a parte mais externa dos átomos é a sua eletrosfera e para ocorrer uma ligação química é necessário que os átomos ou íons se aproximem. um conjunto formado por átomos isolados de qualquer gás nobre é estável. deve haver alguma particularidade em suas configurações eletrônicas que justifique esse comportamento. proposta em 1916. Átomo perde elétrons íon com carga positiva = cátion Átomo ganha elétrons íon com carga negativa = ânion . Quando. 66 Valência Valência de um átomo é o número de ligações que ele deve fazer para alcançar a estabilidade.Um grande número de átomos adquire estabilidade eletrônica quando apresenta oito elétrons na sua camada mais externa. para que alcance oito elétrons na última camada. Justamente pelo fato de que o poder de combinação está relacionado com a camada eletrônica mais externa. ocorre perda ou ganho de elétrons. a valência é chamada de eletrovalência e vem acompanhada de um sinal que indica a carga do íon formado. ou seja. A valência é um número puro e indica quantas ligações um átomo pode fazer. ela é chamada camada ou nível de valência. com a formação de íons. nessas ligações. 11Na 17Cl →2)8)1 →2)8)7 Se houver transferência de um elétron na camada de valência do sódio para a do cloro. formam-se os íons Na+ (cátion) e Cl. Dessa atração resulta a ligação química da substância cloreto de sódio. e é caracterizada pela existência de forças de atração eletrostática entre os íons. que é constituída por um conjunto desses íons na proporção 1:1. a ligação iônica ocorre entre íons positivos e negativos. .atraem-se mutuamente. é necessário que um dos átomos possua tendência a perder elétrons e o outro a receber elétrons. atingindo a estabilidade. pois ficarão com oito elétrons na camada mais externa. os átomos que perdem elétrons são os metais das famílias IA. Na transferência de um elétron do átomo de Na para o de Cl. ao receber mais um elétron. neste tipo de ligação. onde a soma das cargas elétricas é igual a zero. Os íons Na+ e Cl. VIA e VIIA. formando um retículo cristalino (sólido). A ligação iônica ocorre. ou seja. IIA e IIIA e os átomos que recebem elétrons são os ametais das famílias VA. então.(ânion). pois têm cargas elétricas opostas. O hidrogênio apresenta na sua primeira e única camada. Na maioria das vezes. Um dos exemplos mais representativo de uma ligação iônica é a formação do sal de cozinha (cloreto de sódio) a partir dos átomos de sódio (Na) e de cloro (Cl). ambos adquirem configuração estável. um elétron.67 Ligação iônica ou eletrovalente Como o próprio nome indica. entre elementos que apresentam tendências opostas. mostra os elétrons da camada de valência representados por cruzinhas (X). Conhecendo o comportamento dos elementos. é necessário que o número de elétrons cedidos pelos átomos de um elemento seja igual ao número de elétrons recebidos pelos átomos do outro elemento. A formação da ligação entre o sódio e o cloro pode ser representada pelo menos de duas maneiras: a) Mostrando as duas etapas da formação: 11Na → 11Na+ 2 ) 8 + 1 e- →2)8)1 } Na+Cl. A representação de Lewis do ametal cloro (Cl) apresenta os elétrons em pares. com sua carga indicada acima e à direita do colchete. Determinação das fórmulas dos compostos iônicos A fórmula correta de um composto iônico é aquela que mostra a mínima proporção entre os átomos que se ligam. nessa fórmula.(NaCl) 17Cl →2)8)7+1e - - → 17Cl 2 ) 8 ) 8 68 b) Através da fórmula de Lewis ou fórmula eletrônica: Proposta em 1916 por Lewis. de modo a formar um sistema eletricamente neutro. como são encontrados em sua distribuição eletrônica. a proporção dos íons é tal que a carga elétrica dos cátions se neutraliza totalmente pela carga elétrica dos ânions. apresenta somente o seu elétron da camada de valência e o cátion estável formado é representado dentro de um colchete com sua carga elétrica indicada acima e à direita. os elétrons são colocados nas posições norte. Numa substância iônica. Para que isso ocorra.As substâncias formadas através de ligações iônicas são chamadas substâncias iônicas e sua unidade estrutural é denominada agregado iônico. pontos (•) ou asteriscos (*) em volta do símbolo do elemento. sul leste e oeste em torno do símbolo: A representação de Lewis do átomo do metal sódio (Na). O ânion estável formado apresenta os oito elétrons da camada de valência. podemos escrever as fórmulas (iônica. Por exemplo: . Essa é a maneira mais usada atualmente e. estrutural e eletrônica) de qualquer composto iônico binário (formado por dois elementos). para determinarmos a quantidade necessária de cada íon na formação da substância.69 De uma maneira prática. temos: . 70 . Quanto maior for a diferença de eletronegatividade entre dois elementos.e OH . • • • Quanto mais alta a eletronegatividade. tanto mais facilmente o elemento tende a ceder elétrons. Quanto mais baixa a eletronegatividade. PO43. Qual a carga do íon estável formado a partir dele? 4) Da união entre os átomos A (Z=12) e B (Z=9) resultará um composto de que fórmula? 5) Qual a fórmula provável do composto resultante da combinação do alumínio (Z=13) e um calcogênio Y? 6) O elemento químico alumínio (Z=13) pode se ligar a um elemento químico para formar um composto iônico na proporção de 1:3. escreva as fórmulas dos compostos iônicos que podem ser formados entre eles. enxofre e cloro. Exercícios 1) Qual a fórmula química (iônica) do composto resultante da combinação de um elemento X. Quanto maior for a diferença de eletronegatividade tanto maior será o caráter iônico da ligação. cujo n. com um elemento Y situado na família VA da tabela periódica? 2) Considere os íons: Ca2+. mineral presente em ossos e dentes. Qual o valor de x na fórmula? 3) Um átomo X apresenta 13 prótons e 14 nêutrons.A ligação iônica em escala Um dos dados mais importantes na caracterização da ligação iônica é a eletronegatividade. A combinação desses íons pode resultar na hidroxiapatita. A fórmula química pode ser representada por CaxOH(PO4)3. Esse elemento pode ter n. mais facilmente eles tendem a transferir elétrons um para o outro. tanto mais facilmente o elemento tende a ganhar elétrons (atraí-los na ligação).º atômico: a) 11 b) 3 c) 9 d) 31 e) 5 7) Considerando os elementos sódio. magnésio.ºatômico é 12. a) Escreva a fórmula da substância resultante da combinação de X com Y. o calcogênio de maior eletronegatividade. 14) Considere um composto de fórmula XYPO4 .33 Quais dos elementos genéricos formam cátions? Justifique. césio (IA). Zn d) Al. De posse dessas informações. 17) Um calcogênio de símbolo genérico C forma com um elemento D um composto iônico de fórmula DC. Identifique quais são as condições para que um composto iônico conduza corrente elétrica. 18) X representa o metal alcalino do quarto período e Y. reage com cloro formando um composto de fórmula YCl2. formando um composto de fórmula XCl.66 1. podemos dizer que ele se transformou no elemento hélio? Por quê? 16) Responda esta questão a partir da tabela a seguir. Ag c) Ba. também metálico. dê as fórmulas iônicas das substâncias formadas por cada um desses metais em ligação com o nitrogênio (VA). Um outro elemento Y.03 Raio iônico 0.}. eletrônica e estrutural dos compostos formados pela combinação de: a) Mg e O b) Ca e N c) Rb e O d) Al e S e) Ca e Br f) H e Na 11) Considerando os íons a seguir. Na b) K. K e) Al. Elemento genérico I II III IV Raio atômico 1. que apresenta os raios atômicos e iônicos de alguns elementos genéricos. escreva a fórmula iônica do carbonato de potássio. Sabendo que o íon fosfato é trivalente {(PO4)-3} e que X e Y são metais de diferentes famílias. Ca 15) Quando o hidrogênio recebe um elétron e se transforma em ânion.8) Um elemento metálico X reage com cloro. Indique a que família da tabela periódica pertence o elemento D.06 2.74 1. utilizado nos dessecadores para adsorção de umidade. 71 .57 0. que substâncias iônicas poderiam ser formadas a partir deles? a) NH4 + e SO42 b) ClO e Al 3+ c) Mg 2+ e P2O74 d) SiO42 e Na+ e) S2O32 e Ga 3+ f) Ag+ e NO3 12) Considerando os metais cálcio (IIA). alumínio (IIIA) e cobalto (cujo cátion mais comum apresenta carga 2+). Em que grupo da tabela periódica estariam os elementos X e Y? 9) Conceitue o que é uma ligação iônica. 13) O carbonato de potássio. 10) Represente as fórmulas iônica.40 1. é uma substância iônica formada a partir da ligação do íon potássio (IA) com o íon composto denominado carbonato {(CO3)2.95 1. indique a alternativa que completa a fórmula de maneira adequada: a) Ca. 72 . 20) Considere as seguintes informações sobre os elementos químicos X. Y e Z? b) Escreva a fórmula de uma substância iônica e sólida formada pela combinação de dois desses elementos. c) Escreva o elemento de maior raio atômico no grupo a que pertence Y. 19) a) Que tipo de ligação ocorre entre o hidrogênio e o sódio ? b) Qual a fórmula do composto obtido? c) Discuta com base no comportamento do hidrogênio e do sódio se esses elementos devem ou não pertencer à mesma família na tabela periódica.b) Identifique o elemento de maior potencial de ionização no período a que pertence X. Y e Z: Elemento Família ou grupo Período X 15 3 Y Dos halogênios 3 Z Dos alcalino-terrosos 6 a) Quais são os elementos X. semimetais e hidrogênio. muito freqüentemente. A força da ligação resulta da atração entre estes elétrons compartilhados e os núcleos positivos dos átomos que participam da ligação. É o caso da ligação entre si de ametais. ocorre entre átomos com tendência de receber elétrons. Assim temos. que há um número enorme de substâncias que não apresentam essas propriedades. chamada ligação covalente. Como essa ligação ou valência é comum aos dois átomos. É o caso dos compostos ametálicos em geral: fundem a temperaturas normalmente baixas (banha. Por exemplo. gás clorídrico – HCl . que não apresenta nenhuma dessas características. Fórmulas químicas dos compostos moleculares A ligação covalente pode representada. Esse par eletrônico passa a pertencer simultaneamente aos dois átomos. Os pares eletrônicos que se formam são constituídos por um elétron de cada átomo e pertencem simultaneamente a ambos os átomos ligados. gás oxigênio – O2 . é chamada covalência. é formado por moléculas de fórmula C12H22O11. ozônio – O3. Neste sentido. compostos em que um metal se combina com um ametal. Esse tipo de ligação. não importando se os átomos são iguais ou diferentes. Ocorre. os elétrons servem como uma espécie de "cola" que liga os átomos entre si. 73 . é também chamada de ligação molecular Ligação covalente ou molecular: È a ligação formada pelo compartilhamento de elétrons A ligação covalente resulta do compartilhamento de um par eletrônico entre os átomos. O açúcar comum (sacarose). assim como a ligação iônica. Fórmula Molecular É a representação mais simples e indica apenas quantos átomos de cada elemento químico formam a molécula. sem "perdê-los" ou "ganhá-los" definitivamente.Ligação covalente ou molecular Vimos que os compostos iônicos em geral são caracterizados por determinadas propriedades comuns a todos eles. os átomos envolvidos na ligação apenas compartilham um ou mais pares de elétrons da camada de valência. como não é possível que todos recebam elétrons. Essa diferença de comportamento deve ser explicada por uma diferença de estrutura. manteiga) e são maus condutores de calor e eletricidade. por exemplo. tetracloreto de carbono – CCl4. gás hidrogênio – H2 . por exemplo. No entanto. entre as quais estão os pontos de fusão relativamente altos e a capacidade de conduzir eletricidade quando fundidos ou em solução. normalmente a ordem de escrita dos elementos formadores da molécula é feita do de menor para o de maior eletronegatividade. sendo a representação escolhida a mais adequada para o enfoque que queremos dar à substância. Ou seja: Dois ametais devem ter um tipo de ligação diferente daquele que une um metal a um ametal. do mesmo modo que a parede divisória entre dois aposentos é contada para cada um deles. de várias maneiras. Como sempre une átomos na formação de moléculas. ácido sulfúrico – H2SO4 . São. porém. No caso de substâncias compostas. . Essa representação é denominada formula estrutural plana ou de Cooper. além dos elementos e da atomicidade.Fórmula Eletrônica Também conhecida por fórmula de Lewis. 74 Fórmula Estrutural Plana A ligação covalente pode ocorrer através de um ou mais pares de elétrons. a fórmula eletrônica mostra. Cada par de elétrons compartilhados corresponde a uma covalência simples e é representado por um traço de união (-). os elétrons da camada de valência de cada átomo e a formação dos pares eletrônicos. podemos determinar suas valências. . podemos prever o número de ligações que devem ser feitas para que os elementos atinjam a estabilidade.75 Pelo que foi observado podemos concluir que conhecendo a posição ocupada pelo hidrogênio. pelos ametais e pelos semi-metais na tabela periódica. ou seja. 76 . 77 . 78 . 4p5 e 3s1. de dois elementos químicos X e Y são. b) Todo composto sólido na temperatura ambiente é composto iônico. Ca(OH)2 . dando o íon H3O+ : H2O + H+ → H3O+ Escreva a equação anterior com fórmulas eletrônicas e estruturais. escreva a fórmula estrutural dos compostos iônicos abaixo: a) CaCO3 b) NaClO d) Mg(NO3)2 c) K3PO4 e) Al(ClO4)3 f) Li4P2O7 g) BaSO4 h) Sr(PO3)2 5) Dadas as fórmulas estruturais do H2CO3 e do H2SO3: H-O-C-O-H H-O-S-O-H || ↓ O O Por que no H2CO3 há um O ligado ao C por dupla ligação e no H2SO3 há um O ligado ao S por ligação dativa? 6) A molécula de água tem a propriedade de se ligar a um próton (H+). a) Qual a fórmula provável de um composto formado por esses dois elementos? b) Que tipo de ligação química deve predominar nesse composto? 13) Escreva as fórmulas estruturais de: Li2S. d) Todo composto gasoso ou líquido na temperatura ambiente é composto molecular. HSCN e NH4Cl 79 . respectivamente. no estado fundamental.Exercícios 1) Representar as fórmulas eletrônica e estrutural de: b) F2 c) Cl2 d) O2 a) H2 f) H2S g) HCN h) PCl3 i) HI l) Cl2O m) NH3 n) CCl4 o) SCl2 r) N2O5 s) Cl2O7 t) I2O q) P2O3 e) N2 j) N2O3 p) F2O u) SO3 2) Representar a fórmula estrutural de: a) CS2 b) CHCl3 c) CF2Cl2 d) CO e) O3 3) Qual a fórmula estrutural dos seguintes ácidos oxigenados? b) HClO a) H2CO3 c) H3PO4 d) HNO3 e) HClO4 f) H4P2O7 g) H2SO4 h) HPO3 4) Aproveitando as fórmulas estruturais já determinadas do item anterior. c) Todo composto molecular é gasoso ou líquido na temperatura ambiente. quais são os iônicos? (1) CaO (2) CO (3) N2O (4) Na2O (5) BaH2 (6) HBr (7) H2S 8) Considere as afirmações: a) Todo composto iônico é sólido na temperatura ambiente. 7) Dentre os compostos abaixo. I2O5. Quais são as afirmações corretas? 10) Os subníveis mais energéticos. 14) Em temperatura igual à do ponto de ebulição da água. qual é o estado físico esperado de um composto formado por dois elementos pertencentes a famílias extremadas da tabela periódica? Justifique sua resposta em termos de ligação química 16) Determinar o número de ligações e em: a) H2CO3 b) CO2 c) CH4 d) HCN e) P2O3 80 . acarretando aumento na densidade da nuvem eletrônica ao redor de um dos átomos participantes da ligação. ao redor do átomo de hidrogênio (menos eletronegativo) forma-se uma região de . denominada pólo positivo (carga parcial positiva) e representada por +. por exemplo. os átomos ligados sendo do mesmo elemento químico. que nas ligações entre átomos de mesma eletronegatividade. nota-se que a polarização é mais acentuada no HF. Ligação entre átomos de diferentes eletronegatividades Ligação covalente polar Comparando a molécula de HCl com a molécula de HF (gás fluorídrico). . Essa densidade eletrônica é sempre maior ao redor do átomo de maior eletronegatividade. Isto acarreta a formação de uma. assim sendo. a ligação iônica pode ser encarada como um caso extremo da ligação covalente polar. possuem a mesma eletronegatividade. Convém ressaltar que a distorção da nuvem eletrônica não representa perda ou ganho de elétrons. eles sempre terão pólos. não há formação de pólos. Nos dois exemplos mencionados.Polaridade das ligações Nas moléculas formadas por átomos de um mesmo elemento químico (substâncias simples). Quanto maior for a diferença de eletronegatividade. Ligações iônicas Em uma ligação iônica ocorre transferência definitiva de elétrons. Como conseqüência. a distribuição da nuvem eletrônica não é uniforme. Como todos os íons apresentam excesso de cargas elétricas positivas ou negativas. em torno do cloro. ou seja. Ligação entre átomos de mesma eletronegatividade Ligação covalente apolar Entretanto. onde a diferença de eletronegatividade é tão grande que o elétron acaba sendo transferido de um átomo para outro em vez de ser compartilhado por ambos. Portanto: Toda ligação iônica é uma ligação polar Assim. utiliza-se normalmente a escala de eletronegatividade proposta por Pauling. a nuvem eletrônica está mais deslocada no sentido do átomo de cloro. denominada pólo negativo (carga parcial negativa) e representada pela letra grega delta: . o par eletrônico compartilhado pelos átomos origina uma nuvem eletrônica que se distribui uniformemente ao redor dos núcleos dos átomos participantes da ligação. Na molécula de gás clorídrico (HCl). por exemplo. devido à maior diferença de eletronegatividade entre os átomos participantes da ligação. A distribuição uniforme da nuvem eletrônica ao redor dos núcleos está relacionada com a força de atração exercida pelos átomos sobre os elétrons da ligação. pois ele é mais eletronegativo que o hidrogênio. acarretando a formação de íons positivos ou negativos e originando compostos iônicos. gás hidrogênio (H2) ou gás cloro (Cl2). 81 . numa ligação entre átomos com diferentes eletronegatividades. a carga de um pólo é sempre menor que a carga de um elétron. exercendo a mesma atração sobre os elétrons da ligação. não ocorre acúmulo de elétrons em nenhuma região. Podemos concluir então. maior será a polarização Para que se possam comparar as intensidades da polarização de diferentes ligações. sendo chamada de carga parcial (δ). 82 . . covalente apolar...... 3) Dentre os compostos abaixo. covalente polar d) covalente apolar.. covalente apolar.. HCl são.. c) covalente apolar.. e) iônica. covalente polar.... iônica e iônica. iônica.. iônica : b) iônica. d) covalente polar.... covalente polar e iônica....83 Exercícios 1) "A ligação covalente estabelecida entre dois elementos químicos será tanto mais polar quanto maior for a diferença entre as... covalente polar. Cl2... covalente polar. c) iônica. . iônica e covalente polar.... iônica . iônica e iônica. o que apresenta elementos com maior diferença de eletronegatividade é: a)OF2 b) BrCl c) CCl4 d) NaF e) AlCl3 4) Dentre as seguintes substâncias qual apresenta molécula mais polar ? a) H H b) H F c) H Cl d) H Br e) H I 5) O aumento da diferença de eletronegatividade entre os elementos ocasiona a seguinte ordem no caráter das ligações: a) covalente polar. b) covalente polar. covalente polar. covalente apolar.. 2) Os tipos de ligações existentes nos compostos CO. covalente apolar. KCl. respectivamente : a) covalente polar... iônica e covalente polar. covalente polar. desses elementos". covalente apolar. e) covalente polar.. covalente polar. o cátion divide sua força de atração entre três ânions. todos a uma pressão de 1 atmosfera: Composto Temperatura de fusão / ºC Temperatura de ebulição / ºC Cloreto de sódio 801 1413 Cloreto de magnésio 708 1412 Cloreto de alumínio Sublima a 178 Considerando-se as propriedades e os modelos de ligação química aplicáveis às três substâncias. em estado sólido.6) Este quadro apresenta os valores das temperaturas de fusão e ebulição dos cloretos de sódio. nela. ( ) Os três compostos têm fórmulas onde a proporção entre cátions e ânions é de 1:1. se quebram com maior facilidade que as dos demais compostos. ( ) O cloreto de alumínio tem forte caráter molecular. 84 . ( ) A ligação iônica no cloreto de alumínio é mais fraca que as dos demais compostos. não sendo puramente iônico. identifique as afirmações abaixo como certas ( C ) ou erradas ( E ) : ( ) As ligações químicas do cloreto de sódio. pois. magnésio e alumínio. E no caso de moléculas com mais de dois átomos. a geometria molecular é uma expressão da posição relativa dos núcleos dos átomos nela presentes. Apesar do nome um tanto complicado. pois seus núcleos estarão obrigatoriamente alinhados. Quando a molécula é formada por dois átomos necessariamente linear. quando existe uma dupla ou uma tripla ligação entre dois átomos.Geometria e polaridade das moléculas Como vimos. chamado de Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência (VSEPR). como prever a geometria da molécula? Há um método relativamente moderno e bastante prático. as idéias envolvidas são bastante simples. os pares de elétrons não usados em ligações). essas ligações ocupam a mesma região do espaço. de forma a ficarem orientadas no espaço com o maior afastamento possível (maior distância angular) para que a repulsão entre elas seja mínima. Essa teoria está baseada na idéia de que os pares eletrônicos ao redor de um átomo central estejam ou não participando das ligações. átomos se unem por ligações covalentes para formar moléculas. e por isso devem ser consideradas como se fossem um único par de elétrons. Qual será. considerando apenas os átomos unidos ao central (e ignorando. Gillespie na década de 60. se comportam como nuvens eletrônicas que se repelem entre si. o "formato" dessas moléculas? Em vez de utilizar a palavra "formato". portanto. então. 85 . os químicos utilizam a expressão geometria molecular. formando uma única nuvem. a geometria da molécula. determinamos finalmente. divulgado por Ronald J. Assim. O arranjo geométrico dos pares de elétrons em torno de um átomo A é o seguinte: Uma característica importante deste modelo é que. Apesar de serem os pares de elétrons que determinam a distância geométrica ao redor do átomo central. 86 87 Polaridade das moléculas As moléculas podem ser classificadas quanto à sua polaridade em dois grupos: polares apolares Experimentalmente, uma molécula é considerada polar quando se orienta na presença de um campo elétrico externo, e apolar quando não se orienta. O pólo negativo da molécula é atraído pela placa positiva do campo elétrico externo e vice-versa. Teoricamente, pode-se determinar a polaridade de uma molécula pelo vetor momento dipolar resultante (µ), isto é, pela soma dos vetores de cada ligação polar da molécula. Molécula apolar: µ= 0 Molécula polar: µ ≠ 0 Para determinar o vetor r devem ser considerados dois fatores: • • A escala de eletronegatividade, que nos permite determinar a orientação dos vetores de cada ligação polar; A geometria da molécula, que nos permite determinar a disposição espacial desses vetores. Vejamos alguns exemplos de determinação do vetor momento dipolar resultante: 88 89 3) Classifique as moléculas a seguir em polares ou apolares: a) Cl2 b) F2CCl2 c) HBr d) HCN g) CBr3Cl h) P4 i) SO2 j) CO e) H2O l) SO3 f) CS2 m) PCl3 4) Qual das moléculas tem maior momento dipolar? Justifique. linear (c)Molécula polar. não polar (e) Molécula tetraédrica. polar 6) Acetileno : H-C≡C-H 7) clorofórmio : CHCl3 7) Sulfeto de hidrogênio : H2S 9) Iodeto de hidrogênio : HI 8) Uma molécula diatômica polar deve ser necessariamente: a) de uma substância simples b) constituída por átomos diferentes c) de um composto iônico d) formada por átomos unidos por ligação pi e) formada através de uma ligação do tipo sigma entre orbitais p 90 . a) Qual o tipo de ligação existente no composto SiH4 ? b) Embora a eletronegatividade do silício seja 1. linear (b) Molécula apolar. angular (d) Molécula tetraédrica.Exercícios 1) Dê a geometria molecular das seguintes moléculas: a) BCl3 b) PCl3 c) H2S d) CO2 e) CBr4 2) Assinale as moléculas do item anterior que se orientam em um campo elétrico. a molécula do SiH4 é apolar. b) CH4 ou NH3 a) H2O ou H2S 5) O carbono e o silício pertencem à mesma família da tabela periódica. Porquê? As questões de números 6 a 9 são do tipo associação: (a)Molécula polar.7 e a do hidrogênio 2.1. pois estávamos considerando a interação existente entre moléculas de uma substância pura. a molécula de água. quando as forças de ligação entre as moléculas do solvente. fica fácil perceber que existem diversas possibilidades de interação entre solutos e solventes e que a insolubilidade plena não existe na natureza. Forças dipolo permanente-dipolo induzido: Quando uma molécula apolar se aproxima de outra polar ocorre uma distorção da sua nuvem eletrônica gerando um dipolo elétrico. Visto isto. o cátion de sódio (Na+). por exemplo. Embora não seja possível prever com precisão absoluta quando uma substância é solúvel em outra. podemos estabelecer genericamente que: A dissolução ocorre com facilidade. ele irá alinhar-se ao campo e manter-se unido à fonte geradora. ocorre então o surgimento de forças de atração semelhante as verificadas entre moléculas polares. Ou seja. e entre as partículas do soluto. As moléculas do solvente e as partículas do soluto. dependendo. sofre a influência do campo elétrico gerado por um íon. conhecido como dipolo induzido e o indutor. são do mesmo tipo e magnitude. Quando estudamos as forças de van der Waals. Entre este dipolo formado. existem outros tipos de interações possíveis entre moléculas com polaridades diferentes ou de moléculas com íons. Vejamos: Forças íon-dipolo: quando um dipolo elétrico. por exemplo. de um lado. onde está localizada a carga parcial negativa. une-se ao cátion de sódio e os hidrogênios afastam-se o máximo possível. de outro. As partículas do soluto. das forças de coesão que ligam: As moléculas do solvente. 91 . em grande extensão. vimos apenas aquelas que ocorrem entre moléculas do mesmo tipo. Além dessas. nesse caso. o oxigênio da água.Solubilidade O fenômeno da dissolução é fundamentalmente um processo físico-químico. através de pontes de hidrogênio. Exemplo: I2. no Brasil é obtido a parir da cana-de-açúcar e possui um comportamento interessante: dissolve-se tanto na água quanto na gasolina. enquanto o tetracloreto de carbono (CCl4) é um solvente apolar. de polaridade e caráter das forças intermoleculares. como as da gasolina. sendo conhecida como solvente universal. que se dissolvem tanto em água como em óleo. Outros solventes O álcool comum e a acetona são solventes polares bastante utilizados no dia-a-dia. Isso nos permite concluir que ele deve apresentar características polares. C3H7OH(propanol). enquanto o grupo R é apolar. Todos eles. Quando ocorre vazamento de petróleo no mar. benzeno são solúveis em CCl4 (tetracloreto de carbono) Principais solventes Água (H2O) Não resta a menor dúvida de que a água é o mais importante dos solventes polares. são miscíveis entre si e dissolvem outras substâncias apolares. como também substâncias moleculares polares. Derivados do petróleo Os derivados de petróleo são misturas de substâncias cujas moléculas são formadas por carbono e hidrogênio. Um composto não polar é solúvel em solvente não polar. mesmo que apresentem massas próximas (maior possibilidade de formação de pontes de hidrogênio). um composto polar é solúvel em solvente polar Exemplo: HCl. Ex: CH3OH (metanol). C2H5OH(etanol). por serem apolares. ou seja. óleo diesel e óleo lubrificante. denominadas hidrocarbonetos. 92 . A água consegue dissolver tanto substâncias iônicas. como as da água. portanto. Um composto com dois grupos (OH) é mais solúvel em água que um que apresente apenas um grupo (OH). verifica-se que a interação álcool . A água e o grupo hidroxila são polares. ele não se dissolve na água. Esse fenômeno ocorre também em outras substâncias. H2SO4 são solúveis em água. e características apolares. 2 e 3 átomos de carbono. NH3. o grupo hidroxila é percentualmente importante na molécula. gasolina. O álcool comum. Nos álcoois com 1. que são sempre polares. Experimentalmente. Alguns dos derivados mais comuns do petróleo são: querosene. os componentes da mistura petróleo são apolares. sabões e detergentes. Assim.Uma substância é solúvel em outra que lhe é semelhante. conhecido por etanol ou álcool etílico. benzina.gasolina. o grupo R começa a ser a característica dominante na molécula e a solubilidade diminui. A partir do álcool com 4 átomos de carbono.água é mais intensa que a interação álcool . o etanol apresenta um caráter polar mais acentuado. Caso dos alcoóis R-OH Alcoóis são substâncias orgânicas (formadas por carbono) que possuem o grupo OH ligado a uma cadeia carbônica ( R ). interpretando esta semelhança do ponto de vista estrutural. resultando que esses alcoóis são miscíveis com água. por exemplo. HCl. b) O C6H6 é pouco solúvel em H2O c) O etanol é bastante solúvel em água d) A amônia é covalente apolar e) A molécula da água é polar 93 .C3H8 III . Adicionando sabão em uma mistura de óleo e água. NH3. Exemplo: C15H31COO Na+ palmitato de sódio (sal derivado do ácido palmítico). Indique o tipo de força intermolecular predominante em cada uma delas.C2H6 podemos afirmar que apresenta o maior ponto de ebulição : a) I b) II c) III d) IV e) Todas têm o mesmo PE 4) Os pontos de ebulição da água. Explique essa seqüência. C2H5OH no estado sólido ou líquido. amônia e metano seguem a ordem H2O>NH3>CH4. são rompidas: a) ligações covalentes b) pontes de hidrogênio c) ligações covalentes e pontes de hidrogênio d) forças dipolo induzido e) forças dipolo induzido e ligações covalentes 3) Dadas as substâncias: I . 2) No processo de ebulição do hidrogênio (H2). Os sabões têm a propriedade de emulsionar óleos e gorduras em água. embora possuam uma estrutura química diferente dos sabões. o procedimento correto para retirar a mancha de iodo consiste em. H2O. a extremidade polar do sabão se dissolve na água (polar) enquanto a extremidade apolar se dissolve no óleo (apolar). também possuem uma parte polar e outra apolar. O mesmo raciocínio é aplicado aos detergentes que.C5H10 IV . 5) A tensão superficial.CH4 II . é maior na água ou no éter etílico ? Por quê? Dado: éter etílico: H3C-CH2-O-CH2-CH3 6) O congelamento da água nas superfícies dos lagos em países frios ocorre pela: a) ruptura de ligações intermoleculares b) ruptura de ligações intramoleculares c) formação de ligações intermoleculares d) formação de ligações intramoleculares e) formação de ligações intermoleculares e intramoleculares 7) Considere um mecânico com as mãos sujas de graxa (derivado de petróleo).Sabões Sabões são sais de ácidos graxos (ácidos orgânicos que possuem cadeia carbônica longa). antes da lavagem. O melhor solvente para remoção desta graxa é: a) água b) água com sal (salmoura) c) vinagre d) gasolina e) álcool comum 8) Se uma solução que contém iodo (I2) manchar uma camiseta branca de algodão. Exercícios 1) Considere as substâncias O2. H3C-NH2. que provém das forças de atração intermoleculares. aplicar sobre o local da mancha: a) clorofórmio ou tetracloreto de carbono b) vinagre ou suco de limão c) talco (silicato de magnésio) d) farinha de trigo ou amido e) água ou álcool 9) Qual das afirmações a seguir é incorreta? a) A molécula H2 é apolar. considerando os tipos de forças intermoleculares e suas intensidades. e têm brilho característico denominado aspecto metálico. embora sólido à temperatura ambiente. os metais são bons condutores de calor e de eletricidade. é o que chamamos de corrente elétrica. conferindo-lhes altos pontos de fusão e de ebulição. cada átomo está circundado por 8 ou 12 outros átomos. A alta condutividade elétrica dos metais é justificada pela presença do “mar” de elétrons deslocalizados que. no interior das colunas de concreto e o alumínio é utilizado para fazer panelas e fabricar ligas leves. sem indicação da quantidade de átomos envolvidos. quando sujeitos à aplicação de certa voltagem externa. que é líquido. provocamos um deslizamento das camadas de átomos. Os metais em geral são representados por seus símbolos. com exceção do mercúrio (Hg). é muito utilizado em fios elétricos. por isso ele se apresenta no estado líquido a temperatura ambiente. inferior à temperatura do corpo humano (36. muito diferentes das iônicas e covalentes.Ligação metálica Os metais apresentam algumas propriedades completamente diferentes daquelas apresentadas por outras substâncias. que. produzindo lâminas ou fios. o ferro é comumente usado em estruturas de prédios. Esses elétrons ocupam o retículo cristalino do metal por inteiro e a liberdade que têm de se moverem através do cristal é responsável pelas propriedades que caracterizam os metais. que contêm dois ou mais elementos. Nos retículos cristalinos dos metais. Essa estrutura permite explicar duas propriedades características dos metais: a capacidade de produzir lâminas (maleabilidade) e fios (ductibilidade). Os metais são muito utilizados em nosso cotidiano.5 ºC. barra ou fio de cobre é constituído por inúmeros cátions de cobre cercados por um “mar” de elétrons e é representado simplesmente por Cu. dirigem-se ao pólo positivo dessa fonte externa. Formação de ligas metálicas Ligas metálicas: materiais com propriedades metálicas. Por exemplo: o cobre. rodeados por um verdadeiro “mar” de elétrons. Experiências com raios X levam a crer que os retículos cristalinos dos metais sólidos consistem em um agrupamento de cátions fixos. Como o conjunto é formado por átomos do mesmo elemento. à exceção do cobre (Cu) e do ouro (Au). essas forças são fracas. Os metais. são sólidos à temperatura ambiente (25 ºC). em sua maioria. Uma lâmina. Com a aplicação de uma pressão adequada em determinada região da superfície do metal. Na sua grande maioria. tanto quando se apresentam no estado sólido como quando fundidos (líquidos). que é o símbolo do elemento. Fato semelhante ocorre com o metal césio (Cs). sendo que pelo menos um deles é metal. 94 . Isso ocorre porque seu ponto de fusão é de 28. No mercúrio. não têm representação eletrônica e sua representação estrutural depende de um conhecimento mais profundo dos retículos cristalinos. com ligeiro atrito dos dedos de uma pessoa sobre sua superfície passa ao estado líquido. que são respectivamente avermelhado e dourado. As forças de atração entre os elétrons livres e os cátions determinam a forma rígida e cristalina dos metais. por exemplo. A prata (Ag). como as utilizadas em alguns motores de automóveis. utensílios de cozinha.5 ºC). com prateada. Esses elétrons são provenientes da camada de valência dos respectivos átomos e não são atraídos por nenhum núcleo em particular: eles são deslocalizados. de cor avermelhada. Esse movimento de elétrons. as atrações são iguais em todas as direções. na verdade. funde a 962 ºC e o ouro (Au) a 1064 ºC. As ligações metálicas. que é muito grande e indeterminada. 95 . 96 . 97 . Tabela 1 – Nomenclatura de alguns compostos (terminação) Cl N S P C B CN- Hipo...: Os oxiácidos do bromo e do iodo se assemelham aos do cloro.ico HClO hipocloroso HClO2 cloroso HClO3 clórico HClO4 - - - - - HNO2 nitroso HNO3 nítrico - H2SO3 sulfuroso H2SO4 sulfúrico - H3PO2 Hipofosforoso H3PO3 Fosforoso H3PO4 fosfórico - H2CO3 carbônico - H3BO3 bórico - HOCN Ciânico - nome Perclórico Terminação Obs.+ H2O ⇌ H3O+ + HPO4-2 HPO4-2 + H2O ⇌ H3O+ + PO4-3 H3PO4 + 3H2O ⇌ 3H3O+ + PO43(o íon H3O+ é conhecido como hidrônio ou hidroxônio) NOMENCLATURA ÁCIDO ____________ÍDRICO -hidrácidos: HF – fluorídrico H2S – sulfídrico .ico nome Per...oxiácidos que diferem entre si pela quantidade de oxigênios (Tabela 1). .oso nome ....oso nome .. produzindo íons H+ (ou H3O+) como únicos cátions: H2SO4 ⇌ 2H+ + SO42H2SO4 + 2H2O ⇌ 2H3O+ + SO42- 98 A ionização de um poliácido ocorre por etapas: H3PO4 + H2O ⇌ H3O+ + H2PO4H2PO4.Capítulo 6 FUNÇÕES QUÍMICAS INORGÂNICAS SEGUNDO ARRHENIUS Ácidos Conceito segundo Arrhenius – Ácidos são substâncias que em solução aquosa se ionizam. etc.oxiácidos nos quais um átomo de oxigênio é substituído pelo enxofre: Prefixo TIO: Exemplo H2SO4 – ác.. etc.oxiácidos que diferem entre si pelo grau de hidratação: Prefixos: ORTO (ácido mais hidratado) PIRO ou DI (hidratação intermediária) META (ácido menos hidratado) 2 x ORTO – H2O = PIRO (ou DI) ORTO – H2O = META 99 Exemplo H3PO4 – ác. Pirofosfórico ou difosfórico H3PO4 – H2O = HPO3 – ác. H3PO2. . Tiossulfúrico HOCN – ác. os sufixos ídrico. H3PO4. Tiociânico Nos ânions derivados dos ácidos. HClO3. Ciânico → HSCN – ác. (orto) fosfórico 2 X H3PO4 – H2O = H4P2O7 – ác. ato e ito: CLASSIFICAÇÃO -Quanto à presença de oxigênio: Hidrácidos: HCl. Metafosfórico . HCN. etc. ico. sulfúrico → H2S2O3 – ác. ÁCIDO ⇌ ÍDRICO H+ + ÂNION ETO ICO ATO OSO ITO -Quanto ao número de hidrogênios ionizáveis: Monoácidos: HBr. H2S. Oxiácidos: HNO3. e oso são substituídos pelos sufixos eto. Quanto ao grau de ionização (α): ߙ= 100 ݊ú݈݉݁݉ ݁݀ ݎéܿݏܽ݀ܽݖ݅݊݅ ݏ݈ܽݑ ݊ú݈݉݁݉ ݁݀ ݎéܿݏܽ݀݅ݒ݈ݏݏ݅݀ ݏ݈ܽݑ Fortes (α > 50%) Moderados (5% ≤ α ≤ 50%) Fracos (α < 5%) Para os hidrácidos: Fortes: HCl. H3BO3) Exceção: H2CO3 → ácido fraco Ácidos instáveis H2CO3 ⇌ H2O + CO2 H2SO3 ⇌ H2O + SO2 H2S2O3 ⇌ H2O + S + SO2 . H3BO3. H3PO3. H2SO4) N = 1 → moderados (HClO2.Quanto à volatilidade: Voláteis: HF. Triácidos: H3PO4.Diácidos: H2SO3. HBr e HI Moderado: HF Fracos: restantes Para os oxiácidos: HxEOy ou (OH)xEOn onde y-x = n Se n = 3 → muito fortes (HClO4) N = 2 → fortes (HClO3. H3PO2) N = 0 → fracos (HClO. H3PO3. H2S. H2S e HNO3. etc. HBr. HCl. etc. . HCN. HI. Fixos: restantes . H3PO4. Quanto à solubilidade em água: 101 . NH4OH. Os sufixos ico e oso para os maiores e os menores números de oxidação estão em desuso (Tabela 2) Tabela 2 – Comparação entre a notação antiga e a de Stock.: Ca(OH)2 – hidróxido de cálcio (cal hidratada) NH4OH – hidróxido de amônio Os diferentes números de oxidação de cátions de metais de transição são indicados por algarismos romanos (notação de Stock). Al(OH)3. etc.Bases São substâncias que em solução aquosa se dissociam. etc. Fe(OH)2 Fe(OH)3 Notação de Stock Hidróxido de ferro (II) Hidróxido de ferro (III) Notação antiga Hidróxido ferroso Hidróxido férrico CLASSIFICAÇÃO -Quanto ao número de hidroxilas: Monobases: NaOH. Ca(OH)2. produzindo íons OH.Quanto ao grau de dissociação (α): Fortes: bases de metais alcalinos. etc. Tribases: Fe(OH)3. Sr(OH)2 e Ba(OH)2. Dibases: Ca(OH)2.(hidroxila) como únicos cátions: Ca(OH)2 ⇌ Ca2+ + 2OHNH4OH ⇌ NH4+ + OH- NOMENCLATURA HIDRÓXIDO DE ________________ Ex. . Fe(OH)2. Fracas: restantes . Ex. não neutralizados: NaHCO3 hidrogenocarbonato de sódio (bicarbonato de sódio) Ca(HSO3)2 hidrogenossulfito de cálcio (bissulfito de cálcio) . ATO e ITO.: NaBr brometo de sódio K3PO4 fosfato de potássio CuHPO3 fosfito de cobre (II) CLASSIFICAÇÃO Sais normais – são sais obtidos em reações de neutralização total entre ácidos e bases. respectivamente. ICO E OSO dos ácidos de origem para ETO.Solúveis: bases de metais alcalinos e NH4OH Parcialmente solúveis: bases de metais alcalinos-terrosos Insolúveis: restantes Base instável: Hidróxido de amônio NH4OH ⇌ H2O + NH3 Sais 102 São compostos obtidos junto com água em reações entre ácidos e bases (reações de neutralização): ÁCIDO + BASE → ÁGUA + SAL Exemplos: H2SO4 + 2KOH ⇌ 2H2O + K2SO4 H3PO4 + 3NH4OH ⇌ 3H2O + (NH4)3PO4 NOMENCLATURA Modificam-se os prefixos ÍDRICO. portanto nem hidrogênios ionizáveis nem hidroxilas em sua estrutura: CaCl2 cloreto de cálcio NH4H2PO2 hipofosfito de amônio Al2(SO4)3 sulfato de alumínio Hidrogenossais – são sais que possuem hidrogênios ionizáveis. não possuindo. K2O. SiO2. Cl2O7. P2O5. Exemplo: SO3 + 2NaOH → H2O + Na2CO3 I2O5 + Ca(OH)2 → H2O + Ca(IO3)2 Alguns óxidos ácidos podem reagir com água produzindo ácidos: SO3 + H2O → H2SO4 CO2 + H2O ⇌ H2CO3 NO2 + H2O → HNO2 + HNO3 Os óxidos ácidos podem ser denominados com o nome “anidrido” seguido do nome do ácido de origem: CO2 dióxido de carbono ou anidrido carbônico SO3 trióxido de enxofre ou anidrido sulfúrico P2O3 trióxido de difósforo ou anidrido fosforoso NO2 dióxido de nitrogênio ou anidrido nítrico-nitroso -Óxidos Básicos: são os óxidos capazes de reagir com ácidos. ClO2.(o prefixo hidrogeno dos ânions derivados de diácidos pode ser substituído pelo prefixo bi) Hidróxissais – são sais que possuem hidroxilas em sua estrutura: Bi(OH)2NO3 diidróxinitrato de bismuto Sais duplos – são sais que possuem dois cátions ou dois ânions diferentes: KNaCO3 carbonato de potássio e sódio CaICl cloreto iodeto de cálcio 103 Óxidos Óxidos são compostos binários do oxigênio: ExOy CLASSIFICAÇÃO Óxidos Ácidos (Anidridos): são os óxidos capazes de reagir com bases. BaO. SO3. etc. Na2O. CuO. CO2. B2O3. Cl2O. SrO. N2O5. Rb2O. Cl2O6 E NO2. FeO. P2O5. CaO. Exemplos: Na2O + 2HCl → H2O + 2NaCl . produzindo sais: Li2O. MgO. NiO. I2O5. Ag2O. Br2O. produzindo sais: SO2. P2O3. SnO. Sb2O3. produzindo bases e liberando oxigênio e com ácidos.Óxidos Neutros: são óxidos que não possuem caráter ácido ou básico: NO.Óxidos Anfóteros: são óxidos que possuem caráter ácido ou básico. SnO2. Na2O2 + H2O → 2NaOH + ½O2 Na2O2 + 2HCl → 2NaCl + H2O2 104 . As2O5. produzindo sais e peróxido de hidrogênio (água oxigenada).CoO). com número de oxidação -1 no oxigênio. Na2O2. Pb3O4 (PbO2. Exemplos: H2O2. conforme a reação: Exemplos: Al2O3.FeO). Mn3O4 (MnO2.2MnO). PbO. -Peróxidos: são óxidos que possuem o íon O22. Os peróxidos iônicos reagem com a água. ZnO. BaO2. PbO2.CaO + 2HNO3 → H2O + Ca(NO3)2 Alguns óxidos básicos podem reagir com água produzindo bases: Na2O + H2O → 2NaOH BaO + H2O → Ba(OH)2 .Óxidos Compostos: são óxidos que se comportam como se fossem formados de dois outros óxidos: Exemplos: Fe3O4 (Co2O3. K2O2. Co3O4 Fe3O4 + 4H2SO4 → Fe2(SO4)3 + FeSO4 + 4H2O .2PbO). CaO2. Sb2O5. N2O e CO. (Fe2O3. Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O Al2O3 + 2NaOH → H2O + 2NaAlO2 ZnO + 2HNO3 → H2O + Zn(NO3)2 ZnO + 2KOH → H2O + K2ZnO2 .(íon peróxido). As2O3. MnO2 E Cr2O3. Principais cátions e ânions Monovalentes (1+) CÁTIONS Metais alcalinos, NH4+, Ag+, Cu+, Au+ , Hg22+ Bivalentes (2+) Metais alcalinos Terrosos, Zn2+, Cr2+, Fe2+, Sn2+, Cu2+, Co2+, Ni2+, Mn2+, Pb2+ Hg2+ Trivalentes (3+) Al3+, Bi3+, Co3+, Ni3+, Cr3+, Fe3+, Au3+ Tetravalentes (4+) Pb4+, Mn4+, Sn4+ Monovalentes (1-) F- (fluoreto) 105 ÂNIONS Br- (brometo) Cl- (cloreto) BrO- (hipobromito) IO- (hipoiodito) ClO- (hipoclorito) BrO3- (bromrato) IO3- (iodato) ClO2- (clorito) NO2- (nitrito) IO4- (periodato) ClO3- (clorato) NO3- (nitrato) CN- (cianeto) ClO4- (perclorato) H2PO2- (hipofosfito) CNO- (cianato) MnO4- (permanganato) AlO2- (aluminato) Bivalentes (2-) Trivalentes (3-) CNS- (tiocianato) OH- (hidróxido) H3C-COO- (acetato) S2- (sulfeto) CO32- (carbonato) O2- (óxido) SO32- (sulfito) CrO42- (cromato) O22- (peróxido) SO42- (sulfato) Cr2O72- (dicromato) S2O32- (tiossulfato) C2O42- (oxalato) HPO32- (fosfito) MnO42- (manganato) MnO32- (manganito) ZnO22- (zincato) SnO22- (estanito) SnO32- (estanato) PbO22- (plumbito) PbO32- (plumbato) PO43- (fosfato) BO33- (borato) AsO33- (arsenito) AsO43- (arsenitato) SbO33- (antimonito) SbO43- (antimonitato) Fe(CN)63- (ferricianeto) Tetravalentes (4-) I- (iodeto) P2O74- (pirofosfato) Fe(CN)64- (ferrocianeto) SiO44- (ortossilicato) Exercícios 1) Complete o quadro abaixo com as fórmulas das substâncias que podem ser obtidas pelos cátions e ânions indicados (veja o exemplo): K+ Sr2+ Al3+ Cu+ Fe3+ H+ BrPO43SO32OHO2S2Cr2O72NO3[Fe(CN)6]42) Dê os nomes dos compostos: a) Ba(NO3)2 k) Ni(ClO3)2 b) (NH4)3BO3 l) Bi(OH)3 c) Na2S m) K2O2 n) (NH4)2Cr2O7 d) FeCO3 e) Cr(NO3)2 o) Mn(NO2)2 f) Ag2S2O3 p) Cu2SO4 q) Cr2O3 g) BaO2 h) Fe2(SO3)3 r) Ni(OH)3 i) Al2(SO4)3 s) KMnO4 j) Na2CrO4 t) K3PO4 3) Faça as fórmulas: a) fosfato de magnésio b) óxido de césio c) fosfito de amônio d) carbonato de alumínio e) peróxido de sódio f) hipoclorito de cálcio g) hidróxido de estrôncio h) cianeto de cobalto (III) i) sulfito de níquel (II) j) borato de potássio 4) Na noite de 21 de agosto de 1986, uma nuvem tóxica de gases saiu do fundo de um lago vulcânico, o lago de Nios, na África. Técnicos concluíram que a nuvem de gases continha sulfeto de hidrogênio, monóxido de carbono, dióxido de carbono e dióxido de enxofre. Determine as fórmulas dos gases citados. 5) O consumidor brasileiro já está informado de que os alimentos industrializados que ingere contêm substâncias cuja função básica é a de preservá-los da deterioração. Alguns exemplos dessas substâncias são: conservantes – ácido bórico e anidrido sulfuroso; antioxidante – ácido fosfórico; antiumectantes – carbonato de cálcio e dióxido de silício. Quais as fórmulas de cada substância apresentada no texto? 6) Muitos compostos químicos simples são usados na química do cotidiano. Alguns exemplos são citados a seguir. I. O ácido muriático é o nome comercial do ácido clorídrico impuro. II. A soda cáustica é usada para desentupir pias. III. O carbonato de lítio é um antidepressivo. IV. O hipoclorito de sódio é o principal constituinte da água sanitária. V. O peróxido de hidrogênio é o nome químico da água oxigenada. Quais as representações corretas destas substâncias? 106 7) Um dos processos de purificação da água para uso doméstico constitui-se das seguintes etapas: 1ª filtração seguida de alcalinização com óxido de cálcio (X). 2ª floculação por adição de sulfato de alumínio seguida de filtração. 3ª aeração e adição de cloro para formação do ácido hipocloroso (Z), que elimina bactérias. Quais as fórmulas químicas representadas pelas letras X, Y e Z? 8) Escreva a equação de ionização de: a) HBr b) HClO3 c) HNO2 d) HMnO4 9) Escreva a equação de dissociação iônica das seguintes bases: a) LiOH b) Ba(OH)2 c) Al(OH)3 d) Fe(OH)3 10) Equacione as reações de neutralização total: a) ácido fosfórico + hidróxido de bário b) ácido clorídrico + hidróxido de ferro (III) c) hidróxido de sódio + ácido nitroso d) hidróxido de amônio + ácido sulfúrico e) hidróxido de cálcio + ácido hipofosforoso 11) Quais soluções ácidas e básicas você poderia usar para preparar nitrato de rubídio? Escreva a equação química para a neutralização. 12) Escreva a equação química para a reação de neutralização na qual fosfato de cálcio é produzido. 13) Selecione um ácido e uma base para uma reação de neutralização que resulte na formação de: a) brometo de potássio b) nitrito de zinco c) cianeto de cálcio d) fosfato de potássio e) sulfeto de bário f) sulfito de sódio g) sulfato de zinco h) fosfato de alumínio i) sulfato de ferro (III) j) fosfato de magnésio. 14) Selecione um ácido e uma base que, quando misturadas em solução, produzam: a) Ba(NO3)2(aq) b) Na2SO4(aq) c) KClO4(aq) d) NiCl2(aq). 15) Escreva a equação química balanceada para a completa neutralização do H2SO4 por (a) Al(OH)3 e (b) Ca(OH)2. Dê o nome de cada reagente e cada produto. 16) O perclorato tem a fórmula IO4-. Qual o nome do ácido HIO4? 17) Dê os nomes dos seguintes oxiácidos e dos sais formados pela neutralização com NaOH: (a) HOCl, (b) HIO2, (c) HBrO3, (d) HClO4. 107 Reações de síntese ou adição É quando duas ou mais substâncias reagem.: 2 H2O(l) (1º membro) 2 H2(h) + 1 O2(g) (2º membro) reagente produto e 1 Coeficientes: 2. As equações químicas possuem: Fórmulas dos participantes: reagentes e produtos. além de átomos e moléculas. a mais comum é a que as divide nos seguintes tipos: 1. com mudança total de suas propriedades. Ex. Ex. Síntese Total Quando se tem apenas de substâncias simples 2H2(g) + O2 → 2 H2O(v) (g) 2. Coeficientes: indicam a proporção de moléculas que participam das reações.: CaCO3(s) → CaO(s) + CO2(g) 2HgO(s) → 2Hg(l) + O2(g) 2.: H2(g) + Cl2(g) → 2 HCl(g) A reação de síntese é dividida em dois tipos: 2. 2 Equação Iônica é a equação química onde aparecem íons.Capítulo 7 TIPOS DE REAÇÕES QUÍMICAS Reação química é todo o fenômeno em que uma ou mais substâncias se transformam em outras. porém.2 Síntese parcial Quando pelo menos uma das substâncias é composta 2CO(g) + O2(g) → 2 CO2(g) . + Ex. Equação química é a representação gráfica das reações químicas.: H - (aq) + OH (aq) H2O(l) As reações químicas são classificadas segundo vários critérios. produzindo uma única substância mais complexa. Reações de análise ou decomposição É quando uma substância se desdobra em duas ou mais substâncias de estruturas mais simples diferentes.1. 108 Ex. uma nova substância simples.1. As. Bi. FILA DE ELETRONEGATIVIDADE F. . H 4.N. Br. Al. Zn. Sn. Pt. Hg. Fe(s) + CuSO4(aq) → FeSO4(aq) + Cu Cl2(g) + 2 KI(aq) → 2 KCl(aq) + I2(s) 3. Co. Mn.: AgNO3(aq) + KCl(aq) → AgCl(s) + KNO3(aq) FeS(s) + 2 HCl(aq) → FeCl2(aq) + H2S(g) Ocorrência das reações de dupla troca: 1 Um dos produtos formados for molecular ou menor grau de ionização que os reagentes.Cl.: Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2 Au + HCl Cl2 + Na2S 2 NaCl + S I2 + NaCl FILA DE ELETROPOSITIVIDADE Rb. reagem. permutando entre si os elementos ou radicais e dando origem a dois novos compostos. AB + CD CB +AD Ex. Pb. Ba. Mg. desta última. Fe. 3 Um dos produtos for insolúvel (precipitado) ou produtos for insolúvel (precipitado) ou AD e/ou CB seja insolúvel. 2 Um dos produtos for volátil (composto gasoso). Cr.3.P. AD e/ou CB seja volátil.S. K.O.I. Reação de dupla troca ou de dupla substituição É quando duas substâncias compostas. Na. 4 Um dos produtos for um ácido ou base fraca dos produtos for insolúvel (precipitado) ou pouco solúvel. AD e/ou CB seja instável. Ca. Ag. Quando ocorre reação de oxi-redução Atenção: observar filas de reatividade abaixo 109 Ex. Li. Reação de deslocamento ou de substituição ou de simples troca É quando uma substância simples reage com uma substância composta e "desloca". C. H. Sr. Cu. Au. AD e/ou CB seja mais fraco. Ex. Ni. BaO2 + HNO3 →Ba(NO3)2 + H2O2 14. em solução aquosa i) acido sulfúrico e nitrato de sódio (solido) j) bário e acido clorídrico 1) peróxido de bário e acido bromídrico m) anidrido sulfuroso e hidróxido de amônio 3) Equacione. AgNO3 + NaCl→ 17. Ca(OH)2 + HClO4→ 19. NaOH + Cr2(SO4)3→ 18. Zn + HClO3→ 10. KOH + H2SO4→ 2. CO2 + 2 NaOH →Na2CO3 28. em solução aquosa e) carbonato de bário e acido nítrico f) sulfato de amônio e hidróxido de potássio. Ni + AgNO3→ 22. balanceando as reações: 1. CaO + H2SO4→ 5. N2O5 + KOH→ 11. BaO + HI→ 26. Cr(NO3)3 + Ag→ 23. CaCO3 + HBr→ 13. quando se coloca em contato: a) ferro e solução aquosa de acido sulfúrico b) iodo e hidrogênio gasoso c) cloro e iodeto de potássio em solução aquosa d) cloreto de sódio e nitrato de prata. Hg(NO3)2 + Cr→ 27. CO2 + KOH→ 12. NH4OH + Al(NO3)3→ 110 . NaI + NaOH→ 9. Al2O3 + NaOH →NaAlO2 + H2O 21. em solução aquosa g) cálcio e água h) hidróxido de amônio e cloreto férrico. NaH + H2O→ 15. NO2 + H2O→ 7. I2O5 + 2 NaOH →2 NaIO3 + H2O 8. K2O + SO2→ 16. balanceando-a: a) enxofre + oxigênio anidrido sulfuroso b) ferro metálico + sulfato de cobre II sulfato ferroso + cobre metálico c) cloreto de sódio + nitrato de prata cloreto de prata + nitrato de sódio d) magnésio + acido clorídrico cloreto de magnésio + hidrogênio e) iodo + hidróxido de sódio iodeto de sódio + iodato de sódio + água f) nitrato de chumbo II + sulfato de sódio sulfato de chumbo II + nitrato de sódio 2) Escrever a equação química da reação que ocorre. Mg +2 HCl →MgCl2 + H2 3. CaO + CO2→ 6. Cu + HCl→ 20.Exercícios 1) Escrever as fórmulas correspondentes a cada uma das substancias que compõem a equação química. NaF + H2SO4→ 25. Na2SO3 + HNO3→ 24. Na2O2 + H2O→ 4. SO2 + H2O→ 40. Cl2O7 + NaOH→ 38. Ba(OH)2 + HCl→ 35.29. K2O2 + HNO3→ 37. NO2 + KOH→ 31. KBr + I2→ 36. I2O5 + 2 KOH →2 KIO3 + H2O 32. SO3 + Sr(OH)2→ 30. CaO + H2O→ 39. KOH + Co(NO3)3→ 34. ZnO + HClO3→ 33. CaO2 + 2 HCl →CaCl2 + H2O2 111 . NH3 + O2 → N2 + H2O 8. C8H18 + O2 → H2O + CO2 15. KOH + Al2(SO4)3 → K2SO4 + Al(OH)3 11. CS2 + Cl2 → CCl4 + S2Cl2 23. BCl3 + P4 + H2 → BP + HCl 26. FeS2 + O2 → Fe2O3 + SO2 112 . C6H5Cl + SiCl4 + Na → (C6H5)4Si + NaCl 29. F2 + S8 → SF6 4. Cr + Fe(NO3)2 → Fe + Cr(NO3)3 9. C3H5(NO3)3 (nitroglicerina) → CO2 + N2 + O2 + H2O 14. Para o correto balanceamento da equação. Al(OH)3 + H4SiO4 → Al4(SiO4)3 + H2O 24. HClO4 + P4O10 → H3PO4 + Cl2O7 28. C2H6 + O2 → CO2 + H2O 6. Na2CO3 + C + N2 → NaCN + CO 30. Exercícios 1) Ajustar os coeficientes das equações. H2 + N2 → NH3 3. C3H8O3 + O2 → CO2 + H2O 12. C7H5(NO2)3 (TNT) + O2 → CO2 + H2O + N2 19. H3BO3 + MgCO3 → Mg3(BO3)2 + CO2 + H2O 17. nunca se devem alterar os índices das fórmulas. Pb(NO3)2 → PbO + NO2 + O2 16. Ca3(PO4)2 + SiO2 + C → CaSiO3 + P + CO 25. pelo método das tentativas: 1. CH4 + SO2 + O2 → CS2 + H2O + CO2 22. Fe + H2O → Fe3O4 + H2 21. deixe-o para a última etapa. Cl2 + P4 → PCl5 2. C3H8O + O2 → CO2 + H2O 7. PH3 + O2 → P2O5 + H2O 13. C2H6 + O3 → CO2 + H2O 18.Balanceamento de reações químicas pelo método de tentativas Aconselha-se que ao efetuar um balanceamento se comece colocando os coeficientes em um elemento que esteja presente em apenas uma substância de cada lado da equação. Al2(SO3)3 + HClO3 → Al(ClO3)3 + H2O + SO2 20. Se um elemento aparece na forma pura. e sim colocar os devidos coeficientes à frente de cada uma delas. C4H10O + O2 → H2O + CO2 10. O2 + Al → Al2O3 5. C2H2Cl4 + Ca(OH)2 → C2HCl3 + CaCl2 + H2O 27. Por exemplo.03% dos átomos de O. mas não seria viável representá-los todos na tabela periódica. as massas atômicas que vemos nessas tabelas. ou seja. Por exemplo. Isótopos estáveis de cloro: . abundância de 0. já que 99. Por isso. 113 MASSA ATÔMICA A massa atômica (MA) representa o quanto mais pesado que 1/12 de um átomo de carbono 12 um átomo de elemento químico qualquer é. equivale a 99.Capítulo 8 GRANDEZAS QUÍMICAS UNIDADE DE MASSA ATÔMICA (u) 12 Esta unidade equivale a 1/12 da massa de um átomo de C. porém massa diferente). o oxigênio tem massa atômica de 16u. pois é mais pesado 16 vezes em relação a 1 parte de 12 de um átomo de carbono 12.7% dos átomos de oxigênio possuem essa MA. 12 O átomo de Hélio possui 4u. são médias ponderadas das massas dos diversos isótopos estáveis existentes no universo que esse elemento químico possui. 17O MA = 17u. são 18 apenas 0. o oxigênio possui três isótopos estáveis: 16O MA = 16u. a média ponderada deu um valor próximo a 16. Obs: muitas vezes o u da unidade é omitido em tabelas periódicas MASSA ATÔMICA DE UM ELEMENTO QUÍMICO Os elementos químicos podem possuir vários isótopos (mesmo número atômico. O MA = 18u.7% de todos os átomos de oxigênio do universo. ele é 3 vezes mais leve que um átomo de C. É representada pela letra minúscula u.2% Fazendo a média ponderada: Como era previsto. Havendo tantas possibilidades. como são dois hidrogênios = 2 u O = 16 u Massa molar da H2O = 2u + 16u = 18u Portanto a Massa Molar do CuSO4. O = 16u como são quatro hidrogênios = 64u H = 1 u. qualquer quantidade de 23 matéria que contenha 6. de moléculas. de prótons.5H2O Cu = 63. pode-se ter um mol de átomos. a entidade em questão deve ser sempre claramente especificada. ou de outras partículas. A expressão correta para se referir à massa de uma porção de substância cuja quantidade de matéria é um mol é a massa molar (M).35 37 Cl -MA = 35u. de íons.5H2O = 158. representa 75. Através desta definição. como são dois hidrogênios = 2 u O = 16 u Portanto a Massa molar da H2O = 2u + 16u = 18u Exemplo 2: A molécula de CuSO4.012 kg de Carbono 12. Cl MA = 37u. é 24.4% dos átomos de cloro. de elétrons.5 u. etc. Exemplo 1: A molécula de água (H2O) H = 1 u. S = 32 u.022 x 10 entidades é um mol.5u MOL E MASSA MOLAR A unidade SI para quantidade de matéria é o mol (mole.6% dos átomos de cloro. Assim. A massa molar pode se referir as . em inglês). O mol é definido como "a quantidade de matéria de um sistema que contém tantas unidades elementares quantos forem os átomos contidos em 0. MASSA MOLECULAR 114 A massa molecular (MM ou M) é a soma das massas atômicas dos átomos que compõem a molécula. Entretanto. O plural do nome.16 mol de ferro? 22 2. Qual a massa de 7.0074 g/mol. número de átomos-grama (todos substituídos por quantidade de matéria). ou molécula (ou fórmula unitária). Quantas moléculas há em 13.54 g/mol. por exemplo.6 g de metano (CH4)? 21 4.03.887 x 10 g.56 g/mol.1.moléculas. número de moléculas-grama. concentração).10 moléculas de amônia (NH3)? 5.Calcular a quantidade de moléculas existentes em 1. Qual a massa de 0.45 u ou 5. Eles se referem à massa de um dado nuclídio. pois a unidade grama é muito grande para expressar a massa nuclídica. Exemplo: M(KCl) = 74. Exercícios 1.10 moléculas de gás freon (CCl2F2)? 3 8. embora esse plural não se ajuste às normas gramaticais da língua portuguesa. A unidade unificada de massa atômica (u).44 u ou 9. mNaCl = 58. 2 mol. etc. íons. 3. O emprego desta definição de mol tornou-se obsoleto e em desuso como diversos termos como número de mols.10 g de gás carbônico. Os termos massa nuclídica.22. elementos. Em 103.107. M(Cl 2) = 70.022 x 10 ). elétrons. Determinar a massa de 2. M(Cu) = 63. Quantos mols há em 9. M(H) = 1. O nome e o símbolo da unidade mol são idênticos. simplesmente. atômica ou molecular. é denominado mols e não moles.10 átomos de cálcio.5 g de sódio há quantos átomos? 24 7.916 g/mol. Quantos mols há em 117 g de glicose (C6H12O6)? 6.704 x 10 g. 23 23 Exemplos: mCl = 35. todos com símbolo m. têm um significado diferente daquele muitas vezes utilizado no passado. muito usado no Brasil. massa atômica e massa molecular. átomo. peso atômico e peso molecular (substituídos por massa molar) e molaridade e normalidade (substituídos por concentração em quantidade de matéria ou. onde No é o número 23 de Avogadro (6. 115 . é importante lembrar que o símbolo da unidade não muda no plural como. definida como 1 u = 1 g/No. 97. Quantos átomos há em 7. Uma assinatura média escrita a lápis pesa cerca de 1 mg. 15.10 g.10 mol de níquel ? 11.18 9. A análise da clorofila mostra que ela contém 2. Um átomo X tem massa 2. Qual é a massa atômica de X? Quantos mols de átomos há em 3. Quantos átomos 116 . Qual é a massa de uma molécula de glicose (C6H12O6)? 23 13.58 g de X? 14. Determinar o volume ocupado por 11 g de gás carbônico nas CNTP? 12. Qual a massa de 10 átomos de ferro ? 4 10. Supondo que o material preto seja carbono.6% em massa de magnésio. calcule o número aproximado de átomos necessários para escrever essa assinatura. ocuparão um volume de 22. cujo número de átomos nos reagentes é igual ao número de átomos nos produtos.Capítulo 9 ESTEQUIOMETRIA Jeremias Benjamim RICHTER foi o fundador da estequiometria.4 L (CNTP) mm (g) = Massa molar = 1 mol de agregados = 6. ma (O) = 16u Podemos concluir que: Reação balanceada: Tipo de reação Em massa Em no. de mol Em no de moléculas Em volume (CNTP) 1C2H5OH 1x46 g 1 mol 1x6. devemos relembrar algumas relações básicas. ou seja. na unidade que quisermos.02 x 10 23 agregados Os cálculos são sustentados pela Lei de Conservação das Massas (Lei de Lavoisier).4 L. ma (g) = Massa molar = 1 mol de átomos = 6. desde que em condições iguais de temperatura e pressão.02 x 10 23 moléculas (ou agregados.02 x 10 23 moléculas = 22. Exemplo: Considere a reação de combustão completa do etanol: C2H5OH + O2 → CO2 + H2O Dado: ma (C) = 12u. número de átomos ou volume de substâncias.02x1023 líquido + 3O2 3x32g 3 mol 3x6. no caso de substâncias gasosas que estiverem nas CNTP. se forem de um gás nas CNTP. quantidade de matéria. 6.02x1023 sólido Estabelecidas as proporções acima. se a substância for iônica). Para elementos a massa atômica expressa em gramas corresponde à massa molar. combinando as relações de várias maneiras diferentes. ou seja. que contém uma quantidade de matéria equivalente a 1 mol de átomos. podemos fazer inúmeros cálculos envolvendo os reagentes e os produtos dessa reação.02 x 10 23 átomos. É de extrema importância no laboratório e na indústria. mm (g) = Massa molar = 1 mol de moléculas = 6. Se tomarmos os coeficientes de uma reação devidamente balanceada. ocuparão um volume de 22.02x1023 2x22.4 L → 2CO2 2x44g 2 mol 2x6. que contém uma quantidade de matéria equivalente a 1 mol de moléculas. pela Lei das Proporções Fixas (Lei de Proust) e pela Lei das Proporções Volumétricas Constantes (Lei de Gay Lussac).4L + 3H2O 3x18g 3 mol 3x6.02 x 10 23 átomos = 22. pois permite que se faça a previsão. Estequiometria envolvendo reações sem excesso de reagente Para a resolução de problemas deste tipo. Estas quantidades podem estar expressas em massa. ou seja. sem a necessidade do procedimento experimental. teremos a partir deles a proporção de cada substância que é produzida. ou seja.4 L (CNTP) Para substâncias moleculares ou iônicas. 117 . da quantidade de produtos que serão obtidos em condições determinadas ou da quantidade de reagentes necessária à produção de uma determinada quantidade de produto. 6. ma (H) = 1u.4 L.02x1023 3x22. já que há uma correspondência entre as diversas grandezas utilizadas. a determinação das quantidades de substâncias envolvidas numa reação química a partir da equação correspondente. a massa atômica expressa em gramas corresponde à massa molar. que. que. segundo a equação: 2 NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O Qual é a massa de hidróxido de sódio necessária por dia de viagem? .4 L de gás carbônico por dia (nas CNTP).4 L de CO2 4. na queima de 60 litros de etanol (capacidade média do tanque de um carro)? Considere a densidade do etanol igual a 0.Exemplos: a) Qual a massa obtida de água pela combustão total de 207 g de etanol? 1 x 46 g de etanol _______________ 3 x 18 g de água 207 g de etanol _______________ x x = 243 g de água b) Qual a quantidade de matéria de oxigênio necessário para queimar completamente 230 g de etanol? 1 x 46 g de etanol _______________ 3 mol de água 118 230 g de etanol _______________ x x = 15 mol de água c) Qual o número de moléculas de gás carbônico obtido pela queima de 336 L de oxigênio? 3 x 22.7 x 10 4 g 46 g de etanol _______________ 2 x 22.02 x 10 24 moléculas de CO2 d) Qual o volume de CO2 liberado.4 L de O2 _______________ 2 x 6.0 x 10 4 mL x = 4.7 x 10 4 g _______________ y y = 4. Suponha que se utilize hidróxido de sódio para absorver o gás produzido.02 x 10 23 moléculas de CO2 _______________ 336 L x x = 6.16 L de gás oxigênio com o etanol ? 3 x 22.4 L de O2 20.789 g _______________ 1 mL X _______________ 6.16 L _______________ _______________ 1 mL x x = 16.789 g/mL 0.6 x 10 4 L de CO2 e) Qual a massa de água obtida pela reação de 20. nas C7TP.2 g de H2O Exercícios 1) Sabendo-se que a decomposição do clorato de potássio (KClO3) se dá segundo a equação balanceada: 2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2 Qual a massa de cloreto de potássio (KCl) obtida na decomposição de 40 g de clorato de potássio ? 2) Um astronauta elimina 470. Sabendo-se que o ácido ataca o mármore. c) O número de moléculas de água formada.0 g de pólvora (constituída de KNO3. Eles reagem de acordo com a seguinte equação: 7 H2O2 + N2H4 → 2 HNO3 + 8 H2O a) Qual a quantidade de matéria de HNO3 formada a partir de 0.87 mol de HNO3 forem produzidos? d) Qual a quantidade de matéria de peróxido requerida para produzir 220 g de hidrazina? e) Quantos gramas de peróxido serão necessários para produzir 45. de acordo com a equação: C2H4 + 3O2 → 2 CO2 + 2H2O Quantos gramas de CO2 serão formados ao se inflamar 1. desprendendo gás carbônico segundo a equação: CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + H2O + CO2 e. que protege o metal de posterior corrosão. a limpeza do piso de mármore de um edifício com ácido muriático (HCl comercial).025 mol de hidrazina? b) Qual a quantidade de matéria de peróxido requerida.20 g de enxofre na reação. qual o volume de gás carbônico formado. 11) 5. enxofre e carbono) em proporções estequiométricas. Qual será o volume de gases produzidos nas CNTP? 2 KNO3 (s) + S (s) + 2 C (s) → K2SO4 (s) + N2 (g) + 2 CO (g) pólvora 12) Rodando a 60 km/h. A reação é: 4 Al + 3 O2 → 2 Al2O3 Quantos gramas de O2 são necessários para reagir com 0. C2H4. qual o volume. queima no ar para formar CO2 e H2O.0 g de mármore. e o peróxido de hidrogênio. supondo que. em cada limpeza ocorre reação de 50. um automóvel tem um consumo de 10 km/L de combustível. N2H4. de gás carbônico liberado nas CNTP? 9) Qual a quantidade de matéria de nitrogênio consumido em sua reação com 101 litros de hidrogênio. Sabendo-se que o combustível usado é o etanol (C2H5OH) e 119 . reagem pela equação abaixo. por dia. na detonação de um projétil de revólver. em litros. diariamente. se 1. quais serão: a) A massa de AgNO3 formada. nas CNTP ? 4) As superfícies de alumínio recém preparadas reagem com oxigênio para formar uma camada dura de óxido. são usados como propelente de foguetes. nas CNTP. numa viagem de 5 horas de duração.80 x 10 21 átomos de prata.0 x 10 23 moléculas de propanona (C3H6O).93 g de etileno? 6) A reação de síntese do sulfeto de mercúrio II é: Hg + S → HgS Se usarmos 3.25 mol de água forem produzidos? c) Qual a quantidade de matéria de água formada quando 1.3)Um operário faz. segundo a reação: 3 H2 + N2 → 2 NH3 10) Prata reage com ácido nítrico (HNO3) em quantidades estequiométricas segundo a equação: 3 Ag + 4 HNO3 → 3 AgNO3 + NO + 2 H2O Sabendo-se que na reação participam 4.8 g de HNO3? 8) É dada a equação: C3H6O + 4 O2 → 3 CO2 + 3 H2O Na combustão de 12. b) O volume de NO formado (CNTP). qual a massa (em gramas) e a quantidade de matéria de HgS obtido? 7) A hidrazina.300 mol de alumínio? 5) O etileno. de acordo com a equação: C4H10O + 6 O2 → 4 CO2 + 5 H2O Determine: a) a massa em mg de oxigênio consumido. 17) O octano é um dos principais componentes da gasolina. segundo a reação da questão nº 1. 2 C8H18 + 25O2 → 16CO2 + 18 H2O 18) O vidro de garrafa é obtido fundindo areia (SiO2).admitindo-se a queima completa do mesmo. c) o número de moléculas de água produzidas.70 g/mL. Dados: densidade do etanol = 0. b) o volume em m3 de CO2 produzido. cuja principal aplicação está relacionada à sua ação anestésica. A capacidade média de um tanque de automóvel é de 60 L e a densidade do octano é 0. M (etanol) = 46 g/mol. A composição do vidro é variável.96g.8 g/cm3. considerando-se as CNTP? 120 . M (etanol) = 46 g/mol . 20) Considerando a combustão do etanol. 19) Calcule a massa de clorato de potássio necessária para a produção de 33.46 g antes do aquecimento e que a diminuição de massa após o aquecimento foi de 0. a partir de sacarose por fermentação. sabendo que cada garrafa pesa 400g. Volume molar de CO2 nas condições da queima = 25 L/mol. calcário (CaCO3) e carbonato de sódio (Na2CO3). qual o volume de gás carbônico obtido pela queima de 230 g de etanol. A combustão completa de 14. 14) A obtenção de etanol. 13) O éter etílico é o éter comum vendido em farmácia. M (sacarose) = 342 g/mol 15) Quantos mols de O2 são obtidos a partir de 2. pode ser representada pela seguinte equação: C12H22O11 (s) + H2O (l) → 4 C2H5OH (l) + 4 CO2 (g) Calcule a massa (em kg) de sacarose necessária para produzir um volume de 50 L de etanol. Calcule a massa do tubo de ensaio. 20% seja de gás oxigênio (% em volume).8 mg de éter etílico (C4H10O) irá produzir gás carbônico e água. Sabendo-se que o tubo de ensaio contendo o clorato de potássio pesou 22. mas a seguinte reação pode ser considerada como representativa: Na2CO3 + CaCO3 + 6 SiO2 → Na2O.6 L de oxigênio (CNTP).8 kg/L.6SiO2 + 2 CO2 vidro Use essa reação para prever a quantidade de areia necessária para fabricar 5.CaO. em metros cúbicos. para queimar completamente o conteúdo de um tanque cheio de octano?Admitir que a na composição do ar.0 mol de N2O5.000 garrafas de cerveja. suficiente para encher o tanque de um automóvel. nas CNTP. Dados: Densidade do etanol = 0. emitido pelo carro. Qual o volume de ar necessário. de acordo com a equação: 2 N2O5 + 2 K2O2 → 4 KNO3 + O2 16) Um tubo de ensaio contendo certa quantidade de clorato de potássio foi aquecido até completa decomposição do sal. calcular o volume de gás carbônico. não há nenhuma maneira simples de medir exatamente os potenciais individuais de eletrodo/electrolito isoladamente. Esta diferença de potencial é criada como um resultado das diferenças entre potenciais individuais de dois eletrodos metálicos com respeito ao eletrólito.Capítulo 10 ELETROQUÍMICA Potencial padrão de eletrodo Em eletroquímica. consiste em uma reação redox. tal como uma célula galvânica. concentração e pressão. o potencial padrão de eletrodo. no qual as espécies eletroativas estão a uma concentração de 1 mol/kg. 121 O princípio de uma célula eletroquímica. Os valores são mais frequentemente tabulados a 25 °C. e gases a uma pressão de 1 bar. denotado como Eo. Embora o potencial total de uma célula possa ser medido. que pode ser desdobrada em duas semi-reações: • • Reação de redução (ocorre no cátodo) Reação de oxidação (ocorre no ânodo) A reação global da célula eletroquímica é a soma de uma reação de redução e de uma reação de oxidação. O potencial elétrico varia também com a temperatura. . E0 ou EO é a medida do potencial individual de um eletrodo reversível (em equilíbrio) no estado padrão. Eletricidade é gerada devido à diferença de potencial elétrico entre dois eletrodos. cada uma delas chamadas de meia-reação (ou semi-reação). 1 M) | H2(g. 122 Por exemplo.1 M) + 2eA EPH é usada como cátodo e a célula como um todo pode ser descrita de forma simplificada como: Zn(s) | Zn2+(aq. o sinal do potencial para o metal sendo oxidado deve ser invertido quando calculado o potencial total da célula. Já que potenciais de eletrodo são convencionalmente definidos como potenciais de redução. um eletrodo de potencial de redução desconhecido pode ser emparelhado com um eletrodo de referência de potencial conhecido. Note-se que os potenciais de eletrodo são independentes do número de elétrons transferidos e então os dois potenciais de elétrons podem ser simplesmente combinados para dar o potencial total da célkula se diferentes números de elétrons estão envolvidos nas duas reações dos eletrodos (mais cuidado é requerido se combina-se potenciais de eletrodos para obter um terceiro potencial de eletrodo). a tabela resultante é denominada série eletroquímica. para medir-se o potencial padrão de redução de um eletrodo de zinco metálico. a EMF da célula. uma célula eletroquímica pode se construída com um letrodo de zinco metálico (e. A semi-reação do ânodo é então: Zn(s) → Zn2+(aq. O referencial final é elétrodo padrão de hidrogênio (EPH) cujo potencial é definido para ser exatamente zero volts em todas as temperaturas.76V)= Eo2H+(aq) → H2(g)(0V) + EoZn(s) → Zn2+(aq)(0. um eletrodo de zinco imerso em solução 1 M de ZnSO4) como ânodo. Caso os elementos sejam dispostos em ordem crescente de potenciais de eletrodo padrão. . corresponde ao potencial do eletrodo de zinco metálico porque: Eocell(0.Cálculo de potencial padrão de eletrodo Para superar-se a dificuldade de medir-se o potencial individual de um eletrodo. Eocell.g.1 bar) Desde que a semi-reação de redução tem um potential de zero.1 M) || 2H+(aq.76V) onde os o superescritos designam que estados padrão são empregados. 5 V). O potencial de redução se relaciona com a energia livre através da equação: ∆ = ܩ−݊ ܧܨ (onde ∆G é a variação da energia livre de Gibbs. F o Faraday e Eo o potencial padrão do eletrodo). Os metais eletropositivos (Eo mais negativo que -1. Metais que são facilmente reduzidos (por exemplo. com carvão) (Eo entre 0 e -0.123 Não é muito revelador designar um metal como sendo um agente redutor: a maioria dos metais são agentes redutores. Os metais nobres (com Eo mais positivo que 0 V). 4. 3. que são freqüentemente preparados por redução com metais eletropositivos. É útil classificar os metais em quatro grupos de acordo com a facilidade de redução de seus íons metálicos. Os potenciais de oxidação-redução (ou potenciais redox) podem ser usados com grande vantagem na explicação de reações de oxidação-redução em solução aquosa. . 1. n número de elétrons transferidos.5 V). Me tais de transição reativos (Eo entre -0. Fatores cinéticos e termodinâmicos.5 V). que podem ser preparados por redução eletroquímica. 2.5 e -1. e aumentando as concentrações dos produtos. formação de complexos e química ácido-base. solubilidade. Os problemas que encontramos em eletroquímica incluem alguns quebra-cabeças.⇌ bB o potencial da meia-pilha. é Equação de Nernst: ܧ = ܧ − . Neste sentido. A força motriz líquida para uma reação química é expressa pela equação de Nerst. Determinamos a concentração desconhecida e utilizamos esse valor para fazer os cálculos do equilíbrio químico originalmente proposto. substituindo todas as grandezas conhecidas.ହଽ A್ ಳ ݈݃ Aೌ ಲ Onde: • • • Eo = potencial padrão de redução n = número de elétrons na meia-reação Ai = atividade das espécies i. Vejamos agora como proceder: 1. 3. aumentando as concentrações dos reagentes. E. A reação de interesse não é a reação global da pilha e nem é uma reação redox. que se aplica quand todas as atividades são unitárias) e um termo mostrando a dependência em relação às concentrações dos reagentes. 2. dado pela equação de Nernst. como: equilíbrio químico. quase sempre determinaremos a constante de equilíbrio para a reação que se passa em apenas uma das meias-pilhas.Equação de Nerst O princípio de Le Chatelier indica que. que pode geralmente ser substituída pela concentração. Escrevemos as duas meias-reações e seus potenciais padrões. onde os reagentes não possuem atividade unitária. . cujos dois termos incluem a força motriz sob as condições padrões (Eo. devemos procurar outra forma para escrevermos esta reação. teremos apenas uma incógnita na equação. deslocamos a reação para a direita. que contribuem para um melhor conhecimento dos diferentes aspectos da eletroquímica. Escrevemos a equação de Nernst para a reação global. Se escolhermos uma meia-reação para a qual não podemos determinar Eo. 124 Para a meia-reação aA + ne. deslocamos a reação para a esquerda. Através da equação de Nernst obtemos a diferença de potencial de uma pilha. Se tudo estiver correto. q = n. Um ampère é uma corrente elétrica (I. que é chamada de constante de Faraday (F). de modo que 1 mol de elétrons possui uma carga de 9.⇌ Cu(s) H2O ⇌ ½ O2 (g) + 2H+ + 2e- Anodo: Reação global: 2Cu2+ + H2O ⇌ Cu(s) ½O2(g) + 2H+ Adotamos a convenção de que o valor da corrente é positivo se no eletrodo de trabalho ocorre uma reação de redução. Carga elétrica: A unidade de carga elétrica (q) é o Coulomb (C).649x104 C. A) de 1 Coulomb por segundo.Fundamentos de eletrólise 125 Catodo: 2Cu2+ + 2e.t O número de moles de elétrons é ܰú݉݁= ି ݁ ݁݀ ݏ݈݁݉ ݁݀ ݎ ܿݏܾ݈݉ݑ ܫ.602x10-19 C. O módulo da carga elétrica de um elétron é 1. ݐ = ܿݏܾ݈݉ݑ/݈݉ ܨ . a carga q que passa em qualquer ponto no circuito é: q = I.F Media da velocidade de reação através da corrente Se uma corrente I flui por um tempo t. 80 Hg22+(aq) + 2 e. Sn(s) -0.61 Ag+(aq) + e. Considere as seguintes semi-reações: Semi-reação Eo (V) Ce4+(aq) + e. a quantidade de substância que reage no tempo t é: ܰú݉݁= ݉ܽݎ݅݃ܽ݁ݎ ݁ݑݍ ݁݀ ݏ݈݁݉ ݁݀ ݎ ܫ. =ܧ ܧା − ିܧ ᇣᇧᇧᇤᇧᇧᇥ − ܴܫ− ݏ݊݁ݐ݁ݎܾݏõ݁ݏ ா௦௧௦ ௧௦ ௨ ௦ ௧௦ ௗ . da solução na célula eletroquímica.37 (a) O Agente Oxidante mais forte desta lista é o: ______ 126 .44 Mg2+(aq) + 2 e.25 Fe2+(aq) + 2 e. Potencial de queda ôhmica é a diferença de potencial elétrica necessária para superar a resistência elétrica (R.79 Sn2+(aq) + 2 e. ݐ ݊ܨ ∆E Sobretensão é a diferença de potencial necessária para superar a energia de ativação de uma reação num eletrodo. Exercícios 1. Ω). Mg(s) -2. Fe(s) -0.14 Ni2+(aq) + 2 e. Ce3+(aq) +1. Ag(s) +0. 2 Hg(l) +0. Ni(s) -0.. quando a corrente elétrica (I) está fluindo: ܲ ܽ݀݁ݑݍ ݁݀ ݈ܽ݅ܿ݊݁ݐôℎ݉݅ܿܽ: ܧô = ܴܫ A polarização de concentração ocorre quando as concentrações dos reagentes ou dos produtos na superfície do eletrodo são diferentes das respectivas concentrações no seio da solução.Se uma reação necessita de n elétrons por molécula. 34V. b) qual é o volume. 4. sob uma corrente de 10 A.0 amperes. montaram. Responda: (a) Forneça as reações anódicas.05V e +0. uma pilha: eles prepararam uma soluções de LiNO3 e Cu(NO3)2. de H2 formado no cátodo? . calcule a tensão desta pilha.(b) Que metal(s) você utilizaria para fazer uma proteção catódica contra a corrosão em uma barra de Ferro? ________ (c) Que metais podem ser oxidados pelo Ni+2(aq)? ___________ (d) O Eo de uma pilha: Mg | Mg2+ || Ce4+ | Ce3+ é de ________ Volts 127 2. respectivamente. catódicas e de pilha (b) Dê o diagrama de Cela para esta pilha: (c) Sabendo que o Eored para Li+ e Cu2+ são. respectivamente. Uma amostra de MgCl2 líquido sofre eletrólise por 10 minutos. -3. 3. Dois estudantes. A hidrólise da água é conduzida por 1 hora utilizando-se uma corrente de 5. Calcule a massa de magnésio depositada no cátodo. motivados pelas aulas de eletroquímica. e utilizaram eletrodos de Lítio e Cobre. nas CNTP. a) forneça as reações catódicas/anódicas/global deste eletrólise. em casa. . Ed. A. Verlag Chemie. A. Ed. Química. 2004.. PCN + Ensino Médio: Orientações Educacionais complementares aos Parâmetros Curriculares Nacionais.. Química Geral.. 1991. São Paulo. 2005.C. Ed. 128 . Oliveira. Bookman. (Coleção magistério 2º grau. SEMTEC. J. Ed.. Canto. Ática. 1986. Análise Química Quantitativa. de.. Ciscato C. Dynamik und Struktur chemischer Systeme. Química básica experimental. 2006. Cortez. Oliveira.. Beltran. 2001. F. P. Moderna. Allgemeine Chemie: Energetik. Rio de Janeiro. Harris. Ed. USP. Ed. São Paulo. Carvalho.. Chemistry: the study of matter and its changes. São Paulo. John Wiley & Sons. S. Souza. T. Química. P. D. G. R. Ed.. Interações e Transformações I: Elaborando Conceitos sobre Transformações Químicas. São Paulo. C. Lembo. de. Secretaria de Educação Média e Tecnológica-MEC.. Série formação geral) Ed. L. Weinheim. J. coleção de olho no mundo do trabalho. Ed. São Paulo. Feltre. Peruzzo. J. 2001. New York. 2003. Campbell. Salvador. Aulas Práticas de Química. Ed. volume único. E. Miragaia. volume único. de. Saraiva. São Paulo. L. F. volume único. Holum. Ed.. GEPEQ/IQ-USP. 1996. Ícone. L. 2004. Bispo. G. Banuth. Química: Volume único. C. 2002. São Paulo. Usberco. 1992. Rio de Janeiro. E.Capítulo 11 Bibliografia Atkins. E.. Brasília. Trindade. Moderna. Química: realidade e contexto. O. N. Leite do. Scipione. e Jones. Moderna. J. R. 1975.. G. São Paulo. Princípios de Química. M. D. A. J. E. LTC. 2010. Brady. Química: na abordagem do cotidiano. São Paulo.