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bombeiros mg 2016
Disciplina: Química
Prof. Nicodemos
Material de aula em:
www.quimicaealgomais.blogspot.com.br
nicoquimica@yahoo.com.br
RESUMO:
ÁTOMO
Isótopos = Z (= p), A e  n
Isóbaros  Z (p), = A e  n
Isótonos  Z (p),  A e = n
Obs. Existem ainda as chamadas espécies isoeletrônicas, que
possuem o mesmo número de elétrons.
Exemplo: 11Na23(+1)
8O16(-2) e 9F19(-1)
1817 - Tríades Dohereiner
1862 - Parafuso Telúrico de De Chancourtois
1864 - Lei das Oitavas de Newlands
1869 - D. F. Mendeleiev:
- ordem crescente de massa atômica
- propriedades químicas semelhantes
- Te e I ; "Ekas" nos espaços vazios
Histórico
1913 - Lei da Periodicidade de Moseley:
- ordem crescente de Z
Histórico
Lei Periódica
"As propriedades físicas e químicas dos elementos, são funções
periódicas de seus números atômicos".
Na tabela, os elementos estão arranjados horizontalmente, em
seqüência numérica, de acordo com seus números atômicos,
resultando o aparecimento de sete linhas horizontais (ou períodos).
Elementos Químicos
Os elementos químicos são representados por letras
maiúsculas ou uma letra maiúscula seguida de uma letra minúscula.
Os Símbolos são de origem latina:
Português Latim Símbolo
Sódio Natrium Na
Potássio Kalium K
Enxofre Sulphur S
Fósforo Phosphurus P
Ouro Aurum Au
Períodos ou Séries
São as filas horizontais da tabela periódica.
São em número de 7 e indicam o número de níveis ou camadas
preenchidas com elétrons.
K
L
M
N
O
P
Q
1
2
3
4
5
6
7
P
Q
Famílias ou Grupos
São as colunas verticais da Tabela Periódica.
Em um Grupo ou Família, encontram-se elementos com propriedades
químicas semelhantes. Para os Elementos Representativos, o nº do Grupo
representa o nº de elétrons da última camada (camada de valência).
K
L
M
N
O
P
Q
1
2
3
4
5
6
7
1
2
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
13 14 15 16 17
18
1
2 13 14 15 16 17
18
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
ELEMENTOS
DE
TRANSIÇÃO
ELEMENTOS REPRESENTATIVOS
Famílias ou grupos
Lei de Coulomb
Propriedades periódicas
Eletronegatividade
Eletropositividade
Potencial de ionização
Raio atômico
Eletroafinidade
Densidade
Ponto de Fusão e Ponto de Ebulição
B C N O F
Cl
Br
I
H
Fr
Eletronegatividade
É a capacidade que um átomo tem de atrair elétrons
(ametais).
Varia da esquerda para a direita e de baixo para
cima, excluindo-se os gases nobres.
F
H
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Eletropositividade ou Caráter Metálico:
É a capacidade que um átomo tem de perder elétrons
(metais).
Varia da direita para a esquerda e de cima para baixo
excluindo-se os gases nobres.
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
H
Fr
Potencial de Ionização
É a energia necessária para arrancar um elétron de um átomo, no estado
gasoso, transformando-o em um íon gasoso. Varia como a eletronegatividade e
inclui os gases nobres. A segunda ionização requer maior energia que a
primeira e, assim, sucessivamente.
HeH
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Raio Atômico
É a distância que vai do núcleo do átomo até o seu
elétron mais externo. Inclui os gases nobres.
H
Fr
Eletroafinidade
É a energia liberada quando um átomo recebe um elétron
(Afinidade Eletrônica). Varia como o Potencial de Ionização. Não
inclui os Gases Nobres.
É a razão entre a massa e o volume do elemento. Varia das
extremidades para o centro e de cima para baixo.
Densidade
Os Ir
PONTO DE FUSÃO E PONTO DE EBULIÇÃO
W
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
H
B C N O F
Cl
Br
I
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Resumo das propriedades
Eletronegatividade; Potencial de ionização;
Eletroafinidade.
Eletropositividade; Raio atômico
1. (Ufrn 2013) O efeito fotoelétrico está presente no cotidiano, por exemplo, no
mecanismo que permite o funcionamento das portas dos shoppings e nos
sistemas de iluminação pública, por meio dos quais as lâmpadas acendem e
apagam. Esse efeito acontece porque, nas células fotoelétricas, os metais
emitem elétrons quando são iluminados em determinadas condições. O
potássio e o sódio são usados na produção de determinadas células
fotoelétricas pela relativa facilidade de seus átomos emitirem elétrons quando
ganham energia. Segundo sua posição na Tabela Periódica, o uso desses
metais está relacionado com
a) o baixo valor do potencial de ionização dos átomos desses metais.
b) o alto valor da afinidade eletrônica dos átomos desses metais.
c) o alto valor da eletronegatividade dos átomos desses metais.
d) o alto valor do potencial de ionização dos átomos desses metais.
2. (Uepg 2013) Comparando-se as propriedades periódicas dos elementos que
compõem o KCl. Sendo K com (Z=19) e Cl com (Z=17).
Asinale o que for correto:
01) O potássio possui maior caráter metálico.
02) O cloro possui maior eletronegatividade.
04) O cloro tem maior raio atômico.
08) O potássio tem maior eletroafinidade.
16) O potássio tem maior potencial de ionização.
3. (Ufpb 2012) O uso de matérias-primas de fontes renováveis, com pouca ou
nenhuma toxicidade é uma prática ecologicamente correta. Um exemplo é a
substituição do antidetonante chumbo tetraetila da gasolina pelo etanol anidro. A
respeito do chumbo, identifique as afirmativas corretas:
( ) É um metal de transição.
( ) Possui eletronegatividade maior que a do carbono.
( ) Encontra-se no 6º período da Tabela Periódica.
( ) Possui raio atômico maior que o do estanho.
( ) Possui energia de ionização superior a do bário.
4. (Ufpe 2012) O segundo período da tabela periódica é formado pelos elementos Li, Be, B, C, N, O, F e Ne. O
número atômico do lítio é 3. Sabendo disso, podemos afirmar que:
( ) o número atômico do neônio é 10.
( ) o raio atômico do berílio é menor do que o do lítio.
( ) uma ligação química entre carbono e oxigênio será do tipo covalente.
( ) um composto sólido entre oxigênio e lítio terá ligação do tipo iônica.
( ) o nitrogênio é um não-metal enquanto o neônio é um semi-metal.
5. (Ufsm 2012) A atividade física intensa faz nosso organismo perder, junto com o suor, muitos íons
necessários à saúde, como é o caso dos íons sódio e potássio. É importantíssimo que tais íons sejam repostos
mediante uma dieta alimentar adequada, incluindo a ingestão de frutas e sucos.
Analisando os elementos químicos sódio e potássio, assinale verdadeiro (V) ou falso (F) nas seguintes
afirmativas.
( ) Os dois elementos pertencem ao mesmo grupo da tabela periódica, pois têm o mesmo número de
elétrons na última camada.
( ) Os dois elementos possuem caráter metálico e apresentam potencial de ionização alto.
( ) O raio atômico do sódio é maior que o raio atômico do potássio, pois o sódio tem um maior número de
camadas eletrônicas.
A sequência correta é
a) V – F – F. b) V – F – V. c) F – V – V. d) V – V – F. e) F – F – V.
6. (Ufu 2012) A construção da tabela periódica de Mendeleev deu-se pela necessidade de sistematização dos
elementos químicos até então descobertos em meados do século XIX. Um movimento constante de organização dos
elementos químicos impulsionou trabalhos de vários estudiosos da época, numa tentativa de estruturar a química e
conferir-lhe cientificidade. Pela análise da tabela periódica, faça o que se pede.
a) Explique a diferença da energia potencial do lítio e do flúor, relacionando-a com o raio desses elementos.
b) Construa e explique a ordem crescente da fila de eletronegatividade dos seguintes elementos: carbono, bromo,
nitrogênio, oxigênio e flúor.
c) Preveja o tipo de ligação química e a fórmula química do composto formado por alumínio e cloro.
7. (Uftm 2012) O Brasil é o maior produtor de nióbio do mundo, com produção aproximada de 80 mil toneladas em
2010, o que corresponde a 96% do total mundial. Minas Gerais é o principal estado brasileiro produtor de nióbio. O
consumo de nióbio deve aumentar no futuro, especialmente devido à sua aplicabilidade em práticas industriais
sustentáveis. O ferro-nióbio pode, por exemplo, ser usado na produção de carros mais leves, que consomem menos
combustível. (www.ibram.org.br. Adaptado.)
Quanto às propriedades do nióbio, podemos afirmar que a sua primeira energia de ionização e seu raio atômico,
quando comparados aos do ferro, são, respectivamente,
a) maior e maior, e o nióbio localiza-se no quarto período da classificação periódica.
b) maior e maior, e o nióbio localiza-se no quinto período da classificação periódica.
c) maior e menor, e o nióbio localiza-se no quinto período da classificação periódica.
d) menor e maior, e o nióbio localiza-se no quinto período da classificação periódica.
e) menor e menor, e o nióbio localiza-se no quarto período da classificação periódica.
8. (Pucrj 2012) Potássio, alumínio, sódio e magnésio, combinados ao cloro, formam sais que dissolvidos em água liberam os íons
respectivamente. Sobre esses íons é CORRETO afirmar que:
a) possui raio atômico maior do que Mg2+.
b) Na+ tem configuração eletrônica semelhante à do gás nobre Argônio.
c) , Na+ e Mg2+ são espécies químicas isoeletrônicas, isto é, possuem o mesmo número de elétrons.
d) K+ possui 18 prótons no núcleo e 19 elétrons na eletrosfera.
e) K+ e Mg2+ são isótonos, isto é, os seus átomos possuem o mesmo número de nêutrons.
9. (Ufpr 2012) A maioria dos elementos da tabela periódica apresenta-se como metais quando cristalizados na sua substância
pura. Suas propriedades químicas são alvos tanto da pesquisa quanto da aplicação industrial. Por pertencerem a uma mesma
classe, os metais possuem características similares. Sobre as características dos metais, considere as seguintes afirmativas:
1. Metais apresentam alta condutividade térmica e elétrica.
2. Metais possuem altos valores de eletronegatividade.
3. Metais apresentam baixa energia de ionização.
4. Metais reagem espontaneamente com oxigênio.
Assinale a alternativa correta.
a) Somente a afirmativa 3 é verdadeira.
b) Somente as afirmativas 1 e 2 são verdadeiras.
c) Somente as afirmativas 2 e 4 são verdadeiras.
d) Somente as afirmativas 1, 3 e 4 são verdadeiras.
e) As afirmativas 1, 2, 3 e 4 são verdadeiras.
Diagrama de Pauling
Atenção!
• C representa o elemento químico Carbono
• 2C representado numa reação química quer dizer dois átomos
de Carbono.
• Cdiam., CGraf ,são inúmeros átomos ligados entre si, com
estrutura geométrica diferentes.
• 2H é diferente de H2
Definições
 Estado Natural dos Átomos: encontrados
na natureza combinados de modo a adquirir
maior estabilidade.
 Estabilidade química: precisam completar
seus orbitais incompletos perdendo, ganhando ou
compartilhando elétrons.
 Camada de Valência: em geral as ligações
químicas envolvem apenas a última camada do
átomo.
Regra do Octeto
 Descrição: O átomo adquire estabilidade
ao completar oito elétrons camada de
valência, imitando os gases nobres.
Configuração Geral: ns2 np6
       
Obs. Esta regra só é válida para os elementos
representativos.
Regra do Dueto
 Descrição: O átomo adquire estabilidade
ao completar a camada de valência com dois
elétrons, imitando o gás nobre - He.
Configuração Geral: ns2
 
Obs. Esta regra só é válida para os elementos
representativos: H, Li, B e Be.
Tabela Periódica
LIGAÇÕES QUÍMICAS
 Conceito Geral: Combinação entre
átomos, moléculas e íons onde cada
espécie química procura uma maior
estabilidade.
Menos estáveis
Mais estáveis
Átomos
isolados
Átomos
ligados
Energia
• “um sistema sempre caminha, naturalmente, para
um estado de menor energia e maior
estabilidade”.
Eletronegatividade
• É a medida da capacidade que um determinado átomo
tem em atrair o elétron de outro átomo para sua
eletrosfera quando participante de uma ligação química.
Ou seja:
• É a tendência que um átomo tem em atrair o par
eletrônico em uma ligação química.
Polaridade das Ligações
• Polaridade refere-se às concentrações de cargas da nuvem
eletrônica em volta da molécula. É possível uma divisão em
duas classes distintas: moléculas polares e apolares.
• Entre dois átomos diferentes temos diferença de
eletronegatividade, e por conseqüência, temos pólos, mas
entre três ou mais podemos não ter pólos.
• CO2 (O=C=O) a ligação entre C e O tem pólos,mas na
molécula como um todo temos momento polar µ= 0 .
Molécula Apolar ( sem pólos)
• Quando dois átomos do mesmo elemento químico formam
uma ligação química, então por terem a mesma
eletronegatividade, eles atraem com igual força os elétrons
da ligação.Ex: O2 , H2 , Cl2. Momento dipolar µ=0
Molécula Polar (tem pólos)
• Quando dois átomos de diferentes elementos químicos
formam uma ligação química, por terem a diferentes
eletronegatividade, eles atraem com força diferente força os
elétrons da ligação.Ex: HCl , CO . Momento dipolar.
Momento dipolar µ( + - )
• Indica se existe ou não a concentração de elétrons em uma
parte da molécula. Usamos vetores para indicar em qual
direção está esta concentração de elétrons que é
representado por um vetor orientado no sentido do
elemento menos eletronegativo para o mais eletronegativo
(do pólo positivo para o pólo negativo).
•µ indica se temos ou não os dipolos
• -indica o polo negativo (acúmulo de elétrons)
• + indica o polo positivo ( deficiência de elétrons)
Exemplos:
Molécula APOLAR MoléculaPOLAR
Tipos de substâncias
• Tudo o que existe na natureza pode ser classificado em 4 tipos de
substâncias:
•Iônica
•Metálica
•Covalente
•Molecular
Substância Iônica
• São formadas por Ligações Iônicas
• Formados por
(METAIS + AMETAIS) ou (METAIS+HIDROGÊNIO)
• Geralmente são sólidos nas condições ambientes;
• São duros e quebradiços;
• Possuem altos P.F. e P.E.;
• Conduzem corrente elétrica quando fundidos ou em solução
aquosa (não conduzem corrente elétrica no estado sólido ) ;
• Formam retículos cristalinos, cristais duros e quebradiços.
Método Prático para Escrever a Fórmula de um Composto Iônico:
Exemplos de substâncias iônicas
• cloreto de sódio NaCl
• sulfeto de cálcio CaS
• óxido de potássio K2O
• hidreto de Sódio NaH
• hidreto de Cálcio CaH2
• carbonato de cálcio CaCO3
Obs: a diferença de eletronegatividade entre o cátion e o ânion deve ser superior a 1,7
Substância metálica
• São formadas por ligações metálicas
• Formados por
(METAL+METAL) OU (METAL+AMETAL) desde que as
propriedades resultantes sejam de um metal.
• São sólidos nas condições ambientes(Exceção Hg);
• Possuem Brilho (Efeito fotoelétrico);
• Possuem altos P.F. e P.E.
• São insolúveis em água (alguns metais mais reativos do
grupo 1 e 2 da tabela,
• reagem com a água) e em solventes orgânicos
• Conduzem corrente elétrica no estado sólido ou fundidos
(elétrons livres);
Substância metálica
• Condutibilidade: térmica, elétrica;
• Ductibilidade: capacidade de ser transformada em fios;
• Maleabilidade: ser maleável, e ter a capacidade de ser
transformado em uma lâmina;
• Elasticidade: ser esticado e voltar ao normal;
• Tenacidade: resistência à tração;
• Possuem 1 a 3 elétrons na última camada.
Exemplos de substâncias metálicas
• ferro - Fe
• cobre - Cu
• sódio - Na
• bronze : Cu (90%) + Sn(10%)
• Ouro - 18 K : Au(75%) + Cu(12,5%) + Ag(12,5%)
• Magnesita (MgCO3)
• Dolomita MgCO3.CaCO3
Substância covalente
• São formadas por ligações covalentes
• Formados por AMETAL+AMETAL
• apresentam PF e PE elevados.
• são insolúveis em qualquer tipo de solvente
• Possuem elevada dureza
Exemplos de substâncias covalentes
• Cdiamante
• Cgrafite
• SiC – Carbeto de silício
• SiO2 - Sílica
Exemplos de geometria de compostos covalentes
Substância Molecular
• Formadas por INTERAÇÔES INTERMOLECULARES.
• Formadas por (AMETAIS+AMETAIS)
• Existem nos estados gasoso, líquido e sólido.
• Quando no estado sólido,geralmente possuem pontos de
fusão e ebulição mais baixos se comparados com os das
substâncias iônicas ou metálicas.
• Algumas são solúveis em água (polar), outros são solúveis
em solventes apolares e outros, ainda, são solúveis em
ambos.
• Normalmente, não são condutoras de eletricidade, nem
puros, nem quando dissolvidos em água. A exceção ocorre
por conta dos ácidos, que quando em solução, conduzem
corrente elétrica.
Exemplos de substâncias Moleculares
• ácido clorídrico - HCl
• dióxido de enxofre - SO2
• sacarose - C12H22O11
• naftaleno - C10H8
• álcool - C2H6O
• água - H2O
Tipos de Ligações Químicas
São 3. São entre átomos e chamadas de Interatômicas
• Iônica
• Metálica
• Covalente
Entre moléculas ou Intermoleculares
• Interações intermoleculares
Ligação Iônica
• Ocorre entre átomos
• Geralmente entre METAIS e AMETAIS com  de
eletronegatividade > 1,7.
• O metal (cátion) e o ametal (ânion) formam uma estrutura
cristalina dura e quebradiça.
Ligação Iônica
Configuração dos Átomos:
Na Cl
Ligação Iônica
Transferência do elétron:
Na Cl
Ligação Iônica
Formação dos íons:
Na+ Cl-
Ligação Iônica
Atração Eletrostática:
Na+ Cl-
Ligação Iônica
Atração Eletrostática:
Na+ Cl-
LIGAÇÃO IÔNICA
Geometria da Ligação Iônica
Ligação Iônica
Ligação Metálica
• Ocorre entre metais e possui como principal
característica, elétrons semi-livres em torno de cátions
e átomos neutros no retículo (Mar de elétrons).
• Como os metais possuem uma baixa
eletronegatividade, os mesmos perdem seus elétrons
muito facilmente. Esses elétrons livres formam uma
nuvem eletrônica que mantém os íons metálicos
sempre unidos formando a chamada ligação metálica.
• Os elétrons semi-livres ajudam a explicar o porque da
sua estrutura maleável, dúctil, condutora de
eletricidade e calor.
Geometria da Ligação metálica
Ligação Covalente
• Ocorre entre AMETAL+AMETAL que por possuírem
diferença de eletronegatividade “pequenas”
compartilham os PARES DE ELÈTRONS da ligação.
• Pode ser de dois tipos:
• Covalente Apolar - sem polaridade (entre elementos
iguais)
• Covalente Polar – possui polaridade (entre elementos
diferentes)
• Ligação Covalente Apolar: Ocorre entre átomos iguais.
Dessa forma, os átomos possuem mesma
eletronegatividade e atraem, conseqüentemente, o par
eletrônico compartilhado com a mesma intensidade.
H H
O par eletrônico é eqüidistante
aos dois núcleos
Ligação Covalente Normal
Configuração dos Átomos:
Ligação Covalente Normal
Atração Quântica:
Ligação Covalente Normal
Atração Quântica:
Ligação Covalente Normal
Nuvem Eletrônica ou Orbital Molecular:
Cl Cl
LIGAÇÃO COVALENTE
Ligação covalente Apolar do Hidrogênio
Ligação covalente Apolar do Hidrogênio
Ligação covalente Apolar do Hidrogênio
Ligação covalente Apolar do Hidrogênio
• Ligação Covalente Polar: Ocorre entre átomos diferentes.
Dessa forma, o átomo que possui maior eletronegatividade
atrai o par eletrônico compartilhado com maior intensidade.
• Ex.: HCl. O par eletrônico fica mais próximo do cloro pois este
átomo atrai mais fortemente os elétrons da ligação covalente
(porque é mais eletronegativo).
H Cl
+ -
• Covalente Apolar
• Elétrons estão distribuídos de
forma uniforme
• Covalente Polar
• Elétrons se concentram sobre o
Cloro
H Cl
+ -H H
• Ligação Coordenada - acontece quando um elemento
(que não pode ser metal) já fez todas as ligações comuns
possíveis (valência). Esse elemento “empresta” um par
de elétrons para o outro elemento que ainda precisa
receber elétrons.
Obs. Quanto maior a diferença de
eletronegatividade entre os átomos maior a
polarização.
F  O  N > Cl  Br  I > S > C  P > H  metais
A cada ligação covalente polar
corresponde um dipolo elétrico.Serão tantos
dipolos, quantas forem as ligações polares.
As ligações polares e os dipolos formados
serão tanto maiores, quanto maior for a diferença
de eletronegatividade entre os átomos ligantes.
Ex: H-F > H-Cl > H-Br > H-I
H2O > H2S
Representação do dipolo = vetor momento
dipolar


POLARIDADE DAS MOLÉCULAS
 Definição: acúmulo de cargas elétricas em regiões
distintas da molécula, sua força depende da polaridade
das ligações e da geometria molecular.
 Momento dipolar: é o vetor que orienta a polaridade
da ligação, pólo positivo para o negativo.
Ex: H  Cl
 Momento dipolar resultante (r): vetor que
define a polaridade da molécula, soma dos vetores.
Polaridade das Moléculas
 Molécula apolar: momento dipolar (r) = zero.
Ex: molécula do gás carbônico – CO2.
 O = C = O  O  C  O  r = Zero
 Molécula polar: momento dipolar (r)  zero.
Ex: molécula da água – H2O.
O
H H
 O  r  Zero (polar)
H H
Exercícios de fixação:
1. Os tipos de ligações dos compostos LiF, SCl2 e Cl2 são,
respectivamente:
a) covalente apolar, covalente polar e iônica.
b) iônica, covalente apolar e covalente apolar.
c) covalente polar, iônica e covalente apolar.
d) covalente apolar, iônica e covalente polar.
e) iônica, covalente polar, covalente apolar.
2. Dadas as moléculas O2, PCl3, BeH2, C5H10 e CHCl3 o número de
moléculas polares é:
a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5
3. Dos solventes abaixo, o mais indicado para dissolver enxofre (S8) é:
a) H2O (água) d) CS2 (dissulfeto de carbono)
b) C2H5OH (álcool etílico) e) C3H8O3 (glicerina)
c) HCCl3 (clorofórmio)
INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
 DEFINIÇÃO: ligações entre as moléculas de substâncias
no estado sólido ou líquido.
 Tipos de ligações intermoleculares:
1) Dipolo – Dipolo: ocorrem entre as moléculas polares.
2) Dipolo Induzido – Dipolo Induzido: ocorrem entre as
moléculas apolares.
3) Ligação de Hidrogênio: ocorrem entre moléculas
fortemente polarizadas, quando o H se encontra ligado
aos átomos de F, O e N.
4) ÍON-Dipolo: ocorrem entre íons dissolvidos em
substância polar
Forças Intermoleculares e as
Propriedades PF e PE
 Dois fatores influem nos PF e PE:
1) Ligações intermolecular: quanto maior a
intensidade das interações, maiores os PF e PE da
substância.
Ordem crescente da intensidade de interação:
Dipolo induzido < dipolo – dipolo < pontes de H
2) O tamanho das moléculas: quanto maior o
tamanho das moléculas, maiores o PF e PE da
substância.
Forças Intermoleculares e as
Propriedades PF e PE
 Exemplos:
PE
Tamanho da molécula
100
0
- 100
H2O
H2S H2Se
H2Te
PE
Tamanho da molécula
CH4
SeH4
GeH4
SnH4
Ligações covalentes formam moléculas com
geometrias diferentes
Tipo de
Molécula
Geometria
X2 e XY
linear
(toda molécula diatômica é linear)
XY2
linear
se X é da família 6A:
angular
XY3
trigonal
plana
se X é da família 5A:
piramidal
XY4
tetraédrica
Geometria Linear
Geometria Angular
Geometria Trigonal Plana
Geometria Piramidal Plana
Geometria Tetraédrica
Qual a polaridade das moléculas?
N
H H
H
C
H
H
H
H
Qual a polaridade das moléculas?
H Cl
H H O
H H
Forças intermoleculares X Forças intramoleculares
• Forças intermoleculares –
atração entre moléculas
diferentes
• • 41 kJ vaporiza 1 mol de água
(inter) que
• as forças intermoleculares
geralmente são mais fracas
(intra)
• Forças intramoleculares –
mantém os átomos juntos
dentro da molécula
• • 930 kJ para quebrar todas as
ligações O-H em 1 mol de água
• Geralmente, as forças intra são
mais fortes
(Fora da) (Dentro da)
Observe e compare as energias das ligações
Ligação Iônica X Ligação Covalente
Energia de Ligações
Comprimentos de ligações
Outros tipos de Geometria
Eletronegatividade de alguns elementos
Lembra?
(UFMG 1997) Existem algumas propriedades que são
adequadas para caracterizar os sólidos iônicos, uma vez
que a grande maioria desses sólidos apresenta essas
propriedades. Outras propriedades não são adequadas
para esse fim, pois podem existir sólidos iônicos que não
apresentam essas outras propriedades. Considere o
conjunto dos sólidos iônicos. Entre as propriedades
relacionadas, indique a que NAO será exibida por um
grande numero de sólidos.
a) Apresentar altas temperaturas de fusão.
b) Conduzir corrente elétrica quando fundido.
c) Ser isolante térmico e elétrico em estado sólido.
d) Ser solúvel em água.
(UFMG 2005) Nas figuras I e II, estão representados dois sólidos cristalinos, sem
defeitos, que exibem dois tipos diferentes de ligação química:
Considerando-se essas informações, e CORRETO afirmar que:
a) a Figura II corresponde a um sólido condutor de eletricidade.
b). a Figura I corresponde a um sólido condutor de eletricidade.
c) a Figura I corresponde a um material que, no estado liquido, e
isolante elétrico.
d) a Figura II corresponde a um material que, no estado liquido, e um
isolante elétrico.
(UFMG 1999) A figura representa uma seção de um cristal iônico, como Na+Cℓ-
(s) ou
Ca2+O2-
(s). Os íons foram numerados para facilitar a sua identificação. Considerando-
se o modelo de ligação para compostos iônicos e os íons representados, e CORRETO
afirmar que:
a). o anion 6 apresenta ligações iônicas de mesma forca com os
cátions 2, 5, 7 e 10.
b) o par de íons 2-6, no caso do cristal do cristal de Ca2+O2-, esta
ligado por duas ligações iônicas.
c) o anion 1 não apresenta interação eletrostática com o cátion 7.
d) o par de íons 1-5 esta ligado ao par de íons 2-6 por uma interação
entre dipolos permanentes.
(UFMG 1998) Um material sólido tem as seguintes características:
- não apresenta brilho metálico.
- e solúvel em água.
- não se funde quando aquecido a 500oC.
- não conduz corrente elétrica no estado sólido.
- conduz corrente elétrica em solução aquosa.
Com base nos modelos de ligação química, pode-se concluir que,
provavelmente, trata-se de um sólido:
a). iônico.
b) covalente.
c) molecular.
d) metálico
(UFMG 2001) Este quadro apresenta os valores das temperaturas de fusão e ebulição dos
cloretos de sódio, magnésio e alumínio, todos a uma pressão de 1 atmosfera:
Considerando-se essas propriedades e os modelos de
ligação química aplicáveis as três substancias, e CORRETO afirmar que:
a) a ligação iônica no cloreto de alumínio e mais fraca que as dos demais compostos, pois,
nela, o cátion divide a sua forca de atração entre três anions.
b) as ligações químicas do cloreto de sódio, em estado sólido, se quebram com maior
facilidade que as dos demais compostos, também em estado sólido.
c). o cloreto de alumínio tem um forte caráter molecular, não sendo puramente iônico.
d) os três compostos tem formulas correspondentes a estequiometria de um cátion para um
anion.
(UFMG 1997) A curva abaixo mostra a variação da energia potencial, EP em função da
distancia entre os átomos, durante a formação da molécula H2 a partir de dois átomos de
hidrogênio, inicialmente a uma distancia infinita um do outro.
Em relação as informações obtidas da analise do gráfico, assinale a afirmativa FALSA.
a) A energia potencial diminui na formação da ligação química.
b) A quebra da ligação H-H consome 458kJ/mol.
c) O comprimento de ligação da molécula H2 e de 7,40,10-11m.
d). Os átomos separados por uma distancia infinita se atraem mutuamente.
C
c
E
A
B
E
B
D
E
Assinale (V) verdadeira ou (F) falsa em cada uma das seguintes alternativas:
( ) Em condições ambientes, os compostos iônicos são sólidos que têm pontos
de fusão altos.
( ) Nos compostos covalentes, a ligação ocorre por compartilhamento de
elétrons entre átomos.
( ) A condutividade elétrica dos metais dá a ligação iônica uma melhor
condução elétrica que as covalentes.
( ) As ligações iônicas ocorrem entre átomos de eletronegatividades
semelhantes.
A seqüência correta é:
a) F – V – V – F b) V – F – F – F
c) V – V – V – F. d) F – F – F – V
Na seguinte sequência: NaHCO3, HNO3, KNO3 e KCl
existem:
A. Três compostos moleculares e um iônico.
B. Dois compostos moleculares e dois iônicos.
C. Três compostos iônicos e um covalente..
D. Quatro compostos moleculares.
Entre os compostos com o elemento químico cloro abaixo,
apresenta somente ligação iônica o composto:
a. PCl3
b. Cl2O
c. HCl
d.. CaCl2
Um composto binário, sólido, bom condutor de energia
elétrica fundido ou em solução aquosa, pode ser formado
por elementos das famílias:
A. 1 e 2
B. 1 e 13
C.. 1 e 17
D. 16 e 17
Quando dois elementos se unem para formar uma
substância, há entre eles um tipo de ligação. Indique,
entre os pares de elementos a seguir, onde existe ligação
covalente:
A. H e K
B. Ba e H
C.. B e F
D. Al e O
O nível mais externo de um elemento X possui 3
elétrons, e o de um elemento Y apresenta 6 elétrons. A
fórmula do composto formado será:
A. XY
B. XY2
C. X3Y
D.. X2Y3
Na molécula do ácido nítrico - HNO3 podemos encontrar:
A. Duas ligações covalentes simples, uma dupla e uma
coordenada.
B. Uma ligação simples, duas duplas e uma coordenada.
C. Três ligações simples e uma dativa.
D. Uma iônica duas simples, duas dativas.
Os compostos: Cloreto de cálcio (CaCl2), amônia (NH3), Dióxido de carbono
(CO2) e ozônio (O3) apresentam respectivamente na ligação entre os seus
átomos:
A. Ligação dativa, iônica, iônica e covalente.
B. Ligação iônica, covalente, covalente e dativa.
C. Ligação covalente, iônica, covalente e dativa.
D. Ligação iônica, dativa, covalente e covalente.
O elemento químico cloro encontra-se na família dos halogênios
da tabela periódica. Com esse dado
podemos afirmar que o número máximo de ligação que este
átomo pode fazer é:
A. Duas ligações covalentes e duas coordenadas.
B. Uma ligação dativa e 3 covalentes.
C.. Uma ligação covalente e 3 coordenadas.
D. Apenas uma ligação covalente.
Assinale a alternativa correta:
A. Os metais alcalinos sempre formam ligações covalentes
com os halogênios.
B. Ligações iônicas são ligações covalentes fortemente
orientadas no espaço.
C.. Ligação iônica representa uma forte atração entre íons
positivos e negativos.
D. Ligação química é a busca da instabilidade por parte dos
átomos.
Ao todo, quantos pares de elétrons estão
compartilhados entre os átomos na molécula
H2O2.
a. 1
b. 2
c.. 3
d. 4
O elemento mais eletronegativo da tabela periódica une-se,
respectivamente, ao hidrogênio e ao sódio através de ligações:
A. Covalente e molecular.
B. Iônica e iônica.
C. Iônica e molecular
D..Covalente e iônico.
As ligações podem ser classificadas em polares e apolares, dependendo
da diferença de eletronegatividade entre os átomos participantes da
ligação. Indique a alternativa que apresenta substâncias que possuem
somente ligações covalentes polares.
A. NaCl e H2
B. I2 e HCl
C.. H2O e NH3
D. O2 e N2
Pode-se esperar que seja formado um composto iônico,
quando um elemento de natureza metálica se combina
com outro elemento de:
A. Elevada eletropositividade
B. Baixa energia de ionização
C. Elevado número atômico
D.. Elevada afinidade eletrônica
Exercícios de fixação:
1. Considere as seguintes substâncias químicas: H2, CH4, HCl, H2S e
H2O. Qual delas apresenta moléculas associados por pontes de
hidrogênio?
a) H2 b) CH4 c) HCl d) H2S e) H2O
CH3OH
H
H
H
H
H
H
H
H
O
OC
C
CH3OH
H
H
O
O
CH3OH
CH3OH
CH3OH
OH
OH
CH3OH
OH-
OH-
2. A figura que melhor representa a evaporação do metanol (CH3OH) é:
a) b) c) d) e)
Exercícios de fixação:
3. Dentre os cloretos a seguir, o mais volátil, provavelmente é:
a) CCl4
b) SiCl4
c) GeCl4
d) SnCl4
e) PbCl4
4. O ferro sólido e o cloreto de sódio fundido conduzem corrente elétrica. O que
há no ferro e no sal que explicam tal comportamento?
Quando H recebe um elétron e se transforma em ânion, podemos dizer que
ohidrogênio passa a ser hélio? Por quê?
O número de massa (A) do 27Al se altera quando ele se transforma em Al3+?
Por quê?
5. Um elemento metálico forma um sulfeto de fórmula M2S3. A fórmula de seu
cloreto será:
6. Sabendo que o elemento E pertence ao subgrupo 2A e que o elemento D
pertence ao subgrupo 7A, escreva a fórmula do composto constituído por E
e D e a natureza da ligação entre eles.
7. Átomos neutros representados por 73X ao se unirem a átomos de flúor
formam o composto iônico de fórmula:
8. Sejam os elementos X com 53 elétrons e Y com 38 elétrons. Depois de
fazermos a sua distribuição eletrônica, podemos afirmar que o composto
mais provável formado pelo elementos é:
9. Qual o número de ligações coordenadas nas moléculas de H2SO4, H3PO4 e SO2,
respectivamente?
10. Quais ligações são apresentadas pelo cloreto de amônio (NH4Cl) possui:
11. Dadas as moléculas:
HCl.
H2O
NH3.
BF3.
CH4.
Quais são polares:
12. Qual o tipo de interação que se manifesta entre as moléculas de:
NH3?
CH4?
13. Comparando-se as temperaturas de ebulição dos compostos HF, HCl, HBr, HI,
nota-se que a do HF é muito elevada em relação aos demais. Como poderíamos explicar
esse fato?
14. A congelação da água na superfície 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 ligação inter e intramoleculares.
15.O dióxido de carbono solidificado, as moléculas de CO2 serão unidas por ligações:

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CfSd 2016 química 2

  • 1. Curso preparatório para concurso bombeiros mg 2016 Disciplina: Química Prof. Nicodemos Material de aula em: www.quimicaealgomais.blogspot.com.br nicoquimica@yahoo.com.br
  • 2.
  • 3. RESUMO: ÁTOMO Isótopos = Z (= p), A e  n Isóbaros  Z (p), = A e  n Isótonos  Z (p),  A e = n Obs. Existem ainda as chamadas espécies isoeletrônicas, que possuem o mesmo número de elétrons. Exemplo: 11Na23(+1) 8O16(-2) e 9F19(-1)
  • 4. 1817 - Tríades Dohereiner 1862 - Parafuso Telúrico de De Chancourtois 1864 - Lei das Oitavas de Newlands 1869 - D. F. Mendeleiev: - ordem crescente de massa atômica - propriedades químicas semelhantes - Te e I ; "Ekas" nos espaços vazios Histórico
  • 5. 1913 - Lei da Periodicidade de Moseley: - ordem crescente de Z Histórico
  • 6. Lei Periódica "As propriedades físicas e químicas dos elementos, são funções periódicas de seus números atômicos". Na tabela, os elementos estão arranjados horizontalmente, em seqüência numérica, de acordo com seus números atômicos, resultando o aparecimento de sete linhas horizontais (ou períodos).
  • 7. Elementos Químicos Os elementos químicos são representados por letras maiúsculas ou uma letra maiúscula seguida de uma letra minúscula. Os Símbolos são de origem latina: Português Latim Símbolo Sódio Natrium Na Potássio Kalium K Enxofre Sulphur S Fósforo Phosphurus P Ouro Aurum Au
  • 8. Períodos ou Séries São as filas horizontais da tabela periódica. São em número de 7 e indicam o número de níveis ou camadas preenchidas com elétrons. K L M N O P Q 1 2 3 4 5 6 7 P Q
  • 9. Famílias ou Grupos São as colunas verticais da Tabela Periódica. Em um Grupo ou Família, encontram-se elementos com propriedades químicas semelhantes. Para os Elementos Representativos, o nº do Grupo representa o nº de elétrons da última camada (camada de valência). K L M N O P Q 1 2 3 4 5 6 7 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
  • 10. 1 2 13 14 15 16 17 18 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO ELEMENTOS REPRESENTATIVOS Famílias ou grupos
  • 12. Propriedades periódicas Eletronegatividade Eletropositividade Potencial de ionização Raio atômico Eletroafinidade Densidade Ponto de Fusão e Ponto de Ebulição
  • 13. B C N O F Cl Br I H Fr Eletronegatividade É a capacidade que um átomo tem de atrair elétrons (ametais). Varia da esquerda para a direita e de baixo para cima, excluindo-se os gases nobres.
  • 14. F H Li Na K Rb Cs Fr Eletropositividade ou Caráter Metálico: É a capacidade que um átomo tem de perder elétrons (metais). Varia da direita para a esquerda e de cima para baixo excluindo-se os gases nobres.
  • 15. He Ne Ar Kr Xe Rn H Fr Potencial de Ionização É a energia necessária para arrancar um elétron de um átomo, no estado gasoso, transformando-o em um íon gasoso. Varia como a eletronegatividade e inclui os gases nobres. A segunda ionização requer maior energia que a primeira e, assim, sucessivamente.
  • 16. HeH Li Na K Rb Cs Fr Raio Atômico É a distância que vai do núcleo do átomo até o seu elétron mais externo. Inclui os gases nobres.
  • 17. H Fr Eletroafinidade É a energia liberada quando um átomo recebe um elétron (Afinidade Eletrônica). Varia como o Potencial de Ionização. Não inclui os Gases Nobres.
  • 18. É a razão entre a massa e o volume do elemento. Varia das extremidades para o centro e de cima para baixo. Densidade Os Ir
  • 19. PONTO DE FUSÃO E PONTO DE EBULIÇÃO W
  • 20. He Ne Ar Kr Xe Rn H B C N O F Cl Br I Li Na K Rb Cs Fr Resumo das propriedades Eletronegatividade; Potencial de ionização; Eletroafinidade. Eletropositividade; Raio atômico
  • 21.
  • 22. 1. (Ufrn 2013) O efeito fotoelétrico está presente no cotidiano, por exemplo, no mecanismo que permite o funcionamento das portas dos shoppings e nos sistemas de iluminação pública, por meio dos quais as lâmpadas acendem e apagam. Esse efeito acontece porque, nas células fotoelétricas, os metais emitem elétrons quando são iluminados em determinadas condições. O potássio e o sódio são usados na produção de determinadas células fotoelétricas pela relativa facilidade de seus átomos emitirem elétrons quando ganham energia. Segundo sua posição na Tabela Periódica, o uso desses metais está relacionado com a) o baixo valor do potencial de ionização dos átomos desses metais. b) o alto valor da afinidade eletrônica dos átomos desses metais. c) o alto valor da eletronegatividade dos átomos desses metais. d) o alto valor do potencial de ionização dos átomos desses metais.
  • 23. 2. (Uepg 2013) Comparando-se as propriedades periódicas dos elementos que compõem o KCl. Sendo K com (Z=19) e Cl com (Z=17). Asinale o que for correto: 01) O potássio possui maior caráter metálico. 02) O cloro possui maior eletronegatividade. 04) O cloro tem maior raio atômico. 08) O potássio tem maior eletroafinidade. 16) O potássio tem maior potencial de ionização. 3. (Ufpb 2012) O uso de matérias-primas de fontes renováveis, com pouca ou nenhuma toxicidade é uma prática ecologicamente correta. Um exemplo é a substituição do antidetonante chumbo tetraetila da gasolina pelo etanol anidro. A respeito do chumbo, identifique as afirmativas corretas: ( ) É um metal de transição. ( ) Possui eletronegatividade maior que a do carbono. ( ) Encontra-se no 6º período da Tabela Periódica. ( ) Possui raio atômico maior que o do estanho. ( ) Possui energia de ionização superior a do bário.
  • 24. 4. (Ufpe 2012) O segundo período da tabela periódica é formado pelos elementos Li, Be, B, C, N, O, F e Ne. O número atômico do lítio é 3. Sabendo disso, podemos afirmar que: ( ) o número atômico do neônio é 10. ( ) o raio atômico do berílio é menor do que o do lítio. ( ) uma ligação química entre carbono e oxigênio será do tipo covalente. ( ) um composto sólido entre oxigênio e lítio terá ligação do tipo iônica. ( ) o nitrogênio é um não-metal enquanto o neônio é um semi-metal. 5. (Ufsm 2012) A atividade física intensa faz nosso organismo perder, junto com o suor, muitos íons necessários à saúde, como é o caso dos íons sódio e potássio. É importantíssimo que tais íons sejam repostos mediante uma dieta alimentar adequada, incluindo a ingestão de frutas e sucos. Analisando os elementos químicos sódio e potássio, assinale verdadeiro (V) ou falso (F) nas seguintes afirmativas. ( ) Os dois elementos pertencem ao mesmo grupo da tabela periódica, pois têm o mesmo número de elétrons na última camada. ( ) Os dois elementos possuem caráter metálico e apresentam potencial de ionização alto. ( ) O raio atômico do sódio é maior que o raio atômico do potássio, pois o sódio tem um maior número de camadas eletrônicas. A sequência correta é a) V – F – F. b) V – F – V. c) F – V – V. d) V – V – F. e) F – F – V.
  • 25. 6. (Ufu 2012) A construção da tabela periódica de Mendeleev deu-se pela necessidade de sistematização dos elementos químicos até então descobertos em meados do século XIX. Um movimento constante de organização dos elementos químicos impulsionou trabalhos de vários estudiosos da época, numa tentativa de estruturar a química e conferir-lhe cientificidade. Pela análise da tabela periódica, faça o que se pede. a) Explique a diferença da energia potencial do lítio e do flúor, relacionando-a com o raio desses elementos. b) Construa e explique a ordem crescente da fila de eletronegatividade dos seguintes elementos: carbono, bromo, nitrogênio, oxigênio e flúor. c) Preveja o tipo de ligação química e a fórmula química do composto formado por alumínio e cloro. 7. (Uftm 2012) O Brasil é o maior produtor de nióbio do mundo, com produção aproximada de 80 mil toneladas em 2010, o que corresponde a 96% do total mundial. Minas Gerais é o principal estado brasileiro produtor de nióbio. O consumo de nióbio deve aumentar no futuro, especialmente devido à sua aplicabilidade em práticas industriais sustentáveis. O ferro-nióbio pode, por exemplo, ser usado na produção de carros mais leves, que consomem menos combustível. (www.ibram.org.br. Adaptado.) Quanto às propriedades do nióbio, podemos afirmar que a sua primeira energia de ionização e seu raio atômico, quando comparados aos do ferro, são, respectivamente, a) maior e maior, e o nióbio localiza-se no quarto período da classificação periódica. b) maior e maior, e o nióbio localiza-se no quinto período da classificação periódica. c) maior e menor, e o nióbio localiza-se no quinto período da classificação periódica. d) menor e maior, e o nióbio localiza-se no quinto período da classificação periódica. e) menor e menor, e o nióbio localiza-se no quarto período da classificação periódica.
  • 26. 8. (Pucrj 2012) Potássio, alumínio, sódio e magnésio, combinados ao cloro, formam sais que dissolvidos em água liberam os íons respectivamente. Sobre esses íons é CORRETO afirmar que: a) possui raio atômico maior do que Mg2+. b) Na+ tem configuração eletrônica semelhante à do gás nobre Argônio. c) , Na+ e Mg2+ são espécies químicas isoeletrônicas, isto é, possuem o mesmo número de elétrons. d) K+ possui 18 prótons no núcleo e 19 elétrons na eletrosfera. e) K+ e Mg2+ são isótonos, isto é, os seus átomos possuem o mesmo número de nêutrons. 9. (Ufpr 2012) A maioria dos elementos da tabela periódica apresenta-se como metais quando cristalizados na sua substância pura. Suas propriedades químicas são alvos tanto da pesquisa quanto da aplicação industrial. Por pertencerem a uma mesma classe, os metais possuem características similares. Sobre as características dos metais, considere as seguintes afirmativas: 1. Metais apresentam alta condutividade térmica e elétrica. 2. Metais possuem altos valores de eletronegatividade. 3. Metais apresentam baixa energia de ionização. 4. Metais reagem espontaneamente com oxigênio. Assinale a alternativa correta. a) Somente a afirmativa 3 é verdadeira. b) Somente as afirmativas 1 e 2 são verdadeiras. c) Somente as afirmativas 2 e 4 são verdadeiras. d) Somente as afirmativas 1, 3 e 4 são verdadeiras. e) As afirmativas 1, 2, 3 e 4 são verdadeiras.
  • 28. Atenção! • C representa o elemento químico Carbono • 2C representado numa reação química quer dizer dois átomos de Carbono. • Cdiam., CGraf ,são inúmeros átomos ligados entre si, com estrutura geométrica diferentes. • 2H é diferente de H2
  • 29. Definições  Estado Natural dos Átomos: encontrados na natureza combinados de modo a adquirir maior estabilidade.  Estabilidade química: precisam completar seus orbitais incompletos perdendo, ganhando ou compartilhando elétrons.  Camada de Valência: em geral as ligações químicas envolvem apenas a última camada do átomo.
  • 30. Regra do Octeto  Descrição: O átomo adquire estabilidade ao completar oito elétrons camada de valência, imitando os gases nobres. Configuração Geral: ns2 np6         Obs. Esta regra só é válida para os elementos representativos.
  • 31. Regra do Dueto  Descrição: O átomo adquire estabilidade ao completar a camada de valência com dois elétrons, imitando o gás nobre - He. Configuração Geral: ns2   Obs. Esta regra só é válida para os elementos representativos: H, Li, B e Be.
  • 33.
  • 34. LIGAÇÕES QUÍMICAS  Conceito Geral: Combinação entre átomos, moléculas e íons onde cada espécie química procura uma maior estabilidade. Menos estáveis Mais estáveis Átomos isolados Átomos ligados Energia
  • 35. • “um sistema sempre caminha, naturalmente, para um estado de menor energia e maior estabilidade”.
  • 36. Eletronegatividade • É a medida da capacidade que um determinado átomo tem em atrair o elétron de outro átomo para sua eletrosfera quando participante de uma ligação química. Ou seja: • É a tendência que um átomo tem em atrair o par eletrônico em uma ligação química.
  • 37. Polaridade das Ligações • Polaridade refere-se às concentrações de cargas da nuvem eletrônica em volta da molécula. É possível uma divisão em duas classes distintas: moléculas polares e apolares. • Entre dois átomos diferentes temos diferença de eletronegatividade, e por conseqüência, temos pólos, mas entre três ou mais podemos não ter pólos. • CO2 (O=C=O) a ligação entre C e O tem pólos,mas na molécula como um todo temos momento polar µ= 0 .
  • 38. Molécula Apolar ( sem pólos) • Quando dois átomos do mesmo elemento químico formam uma ligação química, então por terem a mesma eletronegatividade, eles atraem com igual força os elétrons da ligação.Ex: O2 , H2 , Cl2. Momento dipolar µ=0
  • 39. Molécula Polar (tem pólos) • Quando dois átomos de diferentes elementos químicos formam uma ligação química, por terem a diferentes eletronegatividade, eles atraem com força diferente força os elétrons da ligação.Ex: HCl , CO . Momento dipolar.
  • 40. Momento dipolar µ( + - ) • Indica se existe ou não a concentração de elétrons em uma parte da molécula. Usamos vetores para indicar em qual direção está esta concentração de elétrons que é representado por um vetor orientado no sentido do elemento menos eletronegativo para o mais eletronegativo (do pólo positivo para o pólo negativo). •µ indica se temos ou não os dipolos • -indica o polo negativo (acúmulo de elétrons) • + indica o polo positivo ( deficiência de elétrons)
  • 42. Tipos de substâncias • Tudo o que existe na natureza pode ser classificado em 4 tipos de substâncias: •Iônica •Metálica •Covalente •Molecular
  • 43. Substância Iônica • São formadas por Ligações Iônicas • Formados por (METAIS + AMETAIS) ou (METAIS+HIDROGÊNIO) • Geralmente são sólidos nas condições ambientes; • São duros e quebradiços; • Possuem altos P.F. e P.E.; • Conduzem corrente elétrica quando fundidos ou em solução aquosa (não conduzem corrente elétrica no estado sólido ) ; • Formam retículos cristalinos, cristais duros e quebradiços.
  • 44. Método Prático para Escrever a Fórmula de um Composto Iônico:
  • 45. Exemplos de substâncias iônicas • cloreto de sódio NaCl • sulfeto de cálcio CaS • óxido de potássio K2O • hidreto de Sódio NaH • hidreto de Cálcio CaH2 • carbonato de cálcio CaCO3 Obs: a diferença de eletronegatividade entre o cátion e o ânion deve ser superior a 1,7
  • 46. Substância metálica • São formadas por ligações metálicas • Formados por (METAL+METAL) OU (METAL+AMETAL) desde que as propriedades resultantes sejam de um metal. • São sólidos nas condições ambientes(Exceção Hg); • Possuem Brilho (Efeito fotoelétrico); • Possuem altos P.F. e P.E. • São insolúveis em água (alguns metais mais reativos do grupo 1 e 2 da tabela, • reagem com a água) e em solventes orgânicos • Conduzem corrente elétrica no estado sólido ou fundidos (elétrons livres);
  • 47. Substância metálica • Condutibilidade: térmica, elétrica; • Ductibilidade: capacidade de ser transformada em fios; • Maleabilidade: ser maleável, e ter a capacidade de ser transformado em uma lâmina; • Elasticidade: ser esticado e voltar ao normal; • Tenacidade: resistência à tração; • Possuem 1 a 3 elétrons na última camada.
  • 48. Exemplos de substâncias metálicas • ferro - Fe • cobre - Cu • sódio - Na • bronze : Cu (90%) + Sn(10%) • Ouro - 18 K : Au(75%) + Cu(12,5%) + Ag(12,5%) • Magnesita (MgCO3) • Dolomita MgCO3.CaCO3
  • 49. Substância covalente • São formadas por ligações covalentes • Formados por AMETAL+AMETAL • apresentam PF e PE elevados. • são insolúveis em qualquer tipo de solvente • Possuem elevada dureza
  • 50. Exemplos de substâncias covalentes • Cdiamante • Cgrafite • SiC – Carbeto de silício • SiO2 - Sílica
  • 51. Exemplos de geometria de compostos covalentes
  • 52. Substância Molecular • Formadas por INTERAÇÔES INTERMOLECULARES. • Formadas por (AMETAIS+AMETAIS) • Existem nos estados gasoso, líquido e sólido. • Quando no estado sólido,geralmente possuem pontos de fusão e ebulição mais baixos se comparados com os das substâncias iônicas ou metálicas. • Algumas são solúveis em água (polar), outros são solúveis em solventes apolares e outros, ainda, são solúveis em ambos. • Normalmente, não são condutoras de eletricidade, nem puros, nem quando dissolvidos em água. A exceção ocorre por conta dos ácidos, que quando em solução, conduzem corrente elétrica.
  • 53. Exemplos de substâncias Moleculares • ácido clorídrico - HCl • dióxido de enxofre - SO2 • sacarose - C12H22O11 • naftaleno - C10H8 • álcool - C2H6O • água - H2O
  • 54. Tipos de Ligações Químicas São 3. São entre átomos e chamadas de Interatômicas • Iônica • Metálica • Covalente Entre moléculas ou Intermoleculares • Interações intermoleculares
  • 55. Ligação Iônica • Ocorre entre átomos • Geralmente entre METAIS e AMETAIS com  de eletronegatividade > 1,7. • O metal (cátion) e o ametal (ânion) formam uma estrutura cristalina dura e quebradiça.
  • 64. Ligação Metálica • Ocorre entre metais e possui como principal característica, elétrons semi-livres em torno de cátions e átomos neutros no retículo (Mar de elétrons). • Como os metais possuem uma baixa eletronegatividade, os mesmos perdem seus elétrons muito facilmente. Esses elétrons livres formam uma nuvem eletrônica que mantém os íons metálicos sempre unidos formando a chamada ligação metálica. • Os elétrons semi-livres ajudam a explicar o porque da sua estrutura maleável, dúctil, condutora de eletricidade e calor.
  • 66. Ligação Covalente • Ocorre entre AMETAL+AMETAL que por possuírem diferença de eletronegatividade “pequenas” compartilham os PARES DE ELÈTRONS da ligação. • Pode ser de dois tipos: • Covalente Apolar - sem polaridade (entre elementos iguais) • Covalente Polar – possui polaridade (entre elementos diferentes)
  • 67. • Ligação Covalente Apolar: Ocorre entre átomos iguais. Dessa forma, os átomos possuem mesma eletronegatividade e atraem, conseqüentemente, o par eletrônico compartilhado com a mesma intensidade. H H O par eletrônico é eqüidistante aos dois núcleos
  • 71. Ligação Covalente Normal Nuvem Eletrônica ou Orbital Molecular: Cl Cl
  • 73. Ligação covalente Apolar do Hidrogênio
  • 74. Ligação covalente Apolar do Hidrogênio
  • 75. Ligação covalente Apolar do Hidrogênio
  • 76. Ligação covalente Apolar do Hidrogênio
  • 77. • Ligação Covalente Polar: Ocorre entre átomos diferentes. Dessa forma, o átomo que possui maior eletronegatividade atrai o par eletrônico compartilhado com maior intensidade. • Ex.: HCl. O par eletrônico fica mais próximo do cloro pois este átomo atrai mais fortemente os elétrons da ligação covalente (porque é mais eletronegativo). H Cl + -
  • 78. • Covalente Apolar • Elétrons estão distribuídos de forma uniforme • Covalente Polar • Elétrons se concentram sobre o Cloro H Cl + -H H
  • 79. • Ligação Coordenada - acontece quando um elemento (que não pode ser metal) já fez todas as ligações comuns possíveis (valência). Esse elemento “empresta” um par de elétrons para o outro elemento que ainda precisa receber elétrons.
  • 80. Obs. Quanto maior a diferença de eletronegatividade entre os átomos maior a polarização. F  O  N > Cl  Br  I > S > C  P > H  metais A cada ligação covalente polar corresponde um dipolo elétrico.Serão tantos dipolos, quantas forem as ligações polares.
  • 81. As ligações polares e os dipolos formados serão tanto maiores, quanto maior for a diferença de eletronegatividade entre os átomos ligantes. Ex: H-F > H-Cl > H-Br > H-I H2O > H2S Representação do dipolo = vetor momento dipolar  
  • 82. POLARIDADE DAS MOLÉCULAS  Definição: acúmulo de cargas elétricas em regiões distintas da molécula, sua força depende da polaridade das ligações e da geometria molecular.  Momento dipolar: é o vetor que orienta a polaridade da ligação, pólo positivo para o negativo. Ex: H  Cl  Momento dipolar resultante (r): vetor que define a polaridade da molécula, soma dos vetores.
  • 83. Polaridade das Moléculas  Molécula apolar: momento dipolar (r) = zero. Ex: molécula do gás carbônico – CO2.  O = C = O  O  C  O  r = Zero  Molécula polar: momento dipolar (r)  zero. Ex: molécula da água – H2O. O H H  O  r  Zero (polar) H H
  • 84. Exercícios de fixação: 1. Os tipos de ligações dos compostos LiF, SCl2 e Cl2 são, respectivamente: a) covalente apolar, covalente polar e iônica. b) iônica, covalente apolar e covalente apolar. c) covalente polar, iônica e covalente apolar. d) covalente apolar, iônica e covalente polar. e) iônica, covalente polar, covalente apolar. 2. Dadas as moléculas O2, PCl3, BeH2, C5H10 e CHCl3 o número de moléculas polares é: a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5 3. Dos solventes abaixo, o mais indicado para dissolver enxofre (S8) é: a) H2O (água) d) CS2 (dissulfeto de carbono) b) C2H5OH (álcool etílico) e) C3H8O3 (glicerina) c) HCCl3 (clorofórmio)
  • 85. INTERAÇÕES INTERMOLECULARES  DEFINIÇÃO: ligações entre as moléculas de substâncias no estado sólido ou líquido.  Tipos de ligações intermoleculares: 1) Dipolo – Dipolo: ocorrem entre as moléculas polares. 2) Dipolo Induzido – Dipolo Induzido: ocorrem entre as moléculas apolares. 3) Ligação de Hidrogênio: ocorrem entre moléculas fortemente polarizadas, quando o H se encontra ligado aos átomos de F, O e N. 4) ÍON-Dipolo: ocorrem entre íons dissolvidos em substância polar
  • 86. Forças Intermoleculares e as Propriedades PF e PE  Dois fatores influem nos PF e PE: 1) Ligações intermolecular: quanto maior a intensidade das interações, maiores os PF e PE da substância. Ordem crescente da intensidade de interação: Dipolo induzido < dipolo – dipolo < pontes de H 2) O tamanho das moléculas: quanto maior o tamanho das moléculas, maiores o PF e PE da substância.
  • 87. Forças Intermoleculares e as Propriedades PF e PE  Exemplos: PE Tamanho da molécula 100 0 - 100 H2O H2S H2Se H2Te PE Tamanho da molécula CH4 SeH4 GeH4 SnH4
  • 88. Ligações covalentes formam moléculas com geometrias diferentes Tipo de Molécula Geometria X2 e XY linear (toda molécula diatômica é linear) XY2 linear se X é da família 6A: angular XY3 trigonal plana se X é da família 5A: piramidal XY4 tetraédrica
  • 94. Qual a polaridade das moléculas? N H H H C H H H H
  • 95. Qual a polaridade das moléculas? H Cl H H O H H
  • 96. Forças intermoleculares X Forças intramoleculares • Forças intermoleculares – atração entre moléculas diferentes • • 41 kJ vaporiza 1 mol de água (inter) que • as forças intermoleculares geralmente são mais fracas (intra) • Forças intramoleculares – mantém os átomos juntos dentro da molécula • • 930 kJ para quebrar todas as ligações O-H em 1 mol de água • Geralmente, as forças intra são mais fortes (Fora da) (Dentro da)
  • 97. Observe e compare as energias das ligações
  • 98. Ligação Iônica X Ligação Covalente
  • 101. Outros tipos de Geometria
  • 104. (UFMG 1997) Existem algumas propriedades que são adequadas para caracterizar os sólidos iônicos, uma vez que a grande maioria desses sólidos apresenta essas propriedades. Outras propriedades não são adequadas para esse fim, pois podem existir sólidos iônicos que não apresentam essas outras propriedades. Considere o conjunto dos sólidos iônicos. Entre as propriedades relacionadas, indique a que NAO será exibida por um grande numero de sólidos. a) Apresentar altas temperaturas de fusão. b) Conduzir corrente elétrica quando fundido. c) Ser isolante térmico e elétrico em estado sólido. d) Ser solúvel em água.
  • 105. (UFMG 2005) Nas figuras I e II, estão representados dois sólidos cristalinos, sem defeitos, que exibem dois tipos diferentes de ligação química: Considerando-se essas informações, e CORRETO afirmar que: a) a Figura II corresponde a um sólido condutor de eletricidade. b). a Figura I corresponde a um sólido condutor de eletricidade. c) a Figura I corresponde a um material que, no estado liquido, e isolante elétrico. d) a Figura II corresponde a um material que, no estado liquido, e um isolante elétrico.
  • 106. (UFMG 1999) A figura representa uma seção de um cristal iônico, como Na+Cℓ- (s) ou Ca2+O2- (s). Os íons foram numerados para facilitar a sua identificação. Considerando- se o modelo de ligação para compostos iônicos e os íons representados, e CORRETO afirmar que: a). o anion 6 apresenta ligações iônicas de mesma forca com os cátions 2, 5, 7 e 10. b) o par de íons 2-6, no caso do cristal do cristal de Ca2+O2-, esta ligado por duas ligações iônicas. c) o anion 1 não apresenta interação eletrostática com o cátion 7. d) o par de íons 1-5 esta ligado ao par de íons 2-6 por uma interação entre dipolos permanentes.
  • 107. (UFMG 1998) Um material sólido tem as seguintes características: - não apresenta brilho metálico. - e solúvel em água. - não se funde quando aquecido a 500oC. - não conduz corrente elétrica no estado sólido. - conduz corrente elétrica em solução aquosa. Com base nos modelos de ligação química, pode-se concluir que, provavelmente, trata-se de um sólido: a). iônico. b) covalente. c) molecular. d) metálico
  • 108. (UFMG 2001) Este quadro apresenta os valores das temperaturas de fusão e ebulição dos cloretos de sódio, magnésio e alumínio, todos a uma pressão de 1 atmosfera: Considerando-se essas propriedades e os modelos de ligação química aplicáveis as três substancias, e CORRETO afirmar que: a) a ligação iônica no cloreto de alumínio e mais fraca que as dos demais compostos, pois, nela, o cátion divide a sua forca de atração entre três anions. b) as ligações químicas do cloreto de sódio, em estado sólido, se quebram com maior facilidade que as dos demais compostos, também em estado sólido. c). o cloreto de alumínio tem um forte caráter molecular, não sendo puramente iônico. d) os três compostos tem formulas correspondentes a estequiometria de um cátion para um anion.
  • 109. (UFMG 1997) A curva abaixo mostra a variação da energia potencial, EP em função da distancia entre os átomos, durante a formação da molécula H2 a partir de dois átomos de hidrogênio, inicialmente a uma distancia infinita um do outro. Em relação as informações obtidas da analise do gráfico, assinale a afirmativa FALSA. a) A energia potencial diminui na formação da ligação química. b) A quebra da ligação H-H consome 458kJ/mol. c) O comprimento de ligação da molécula H2 e de 7,40,10-11m. d). Os átomos separados por uma distancia infinita se atraem mutuamente.
  • 110. C
  • 111. c
  • 112. E
  • 113. A
  • 114. B
  • 115. E
  • 116. B
  • 117. D
  • 118. E
  • 119. Assinale (V) verdadeira ou (F) falsa em cada uma das seguintes alternativas: ( ) Em condições ambientes, os compostos iônicos são sólidos que têm pontos de fusão altos. ( ) Nos compostos covalentes, a ligação ocorre por compartilhamento de elétrons entre átomos. ( ) A condutividade elétrica dos metais dá a ligação iônica uma melhor condução elétrica que as covalentes. ( ) As ligações iônicas ocorrem entre átomos de eletronegatividades semelhantes. A seqüência correta é: a) F – V – V – F b) V – F – F – F c) V – V – V – F. d) F – F – F – V
  • 120. Na seguinte sequência: NaHCO3, HNO3, KNO3 e KCl existem: A. Três compostos moleculares e um iônico. B. Dois compostos moleculares e dois iônicos. C. Três compostos iônicos e um covalente.. D. Quatro compostos moleculares.
  • 121. Entre os compostos com o elemento químico cloro abaixo, apresenta somente ligação iônica o composto: a. PCl3 b. Cl2O c. HCl d.. CaCl2
  • 122. Um composto binário, sólido, bom condutor de energia elétrica fundido ou em solução aquosa, pode ser formado por elementos das famílias: A. 1 e 2 B. 1 e 13 C.. 1 e 17 D. 16 e 17
  • 123. Quando dois elementos se unem para formar uma substância, há entre eles um tipo de ligação. Indique, entre os pares de elementos a seguir, onde existe ligação covalente: A. H e K B. Ba e H C.. B e F D. Al e O
  • 124. O nível mais externo de um elemento X possui 3 elétrons, e o de um elemento Y apresenta 6 elétrons. A fórmula do composto formado será: A. XY B. XY2 C. X3Y D.. X2Y3
  • 125. Na molécula do ácido nítrico - HNO3 podemos encontrar: A. Duas ligações covalentes simples, uma dupla e uma coordenada. B. Uma ligação simples, duas duplas e uma coordenada. C. Três ligações simples e uma dativa. D. Uma iônica duas simples, duas dativas.
  • 126. Os compostos: Cloreto de cálcio (CaCl2), amônia (NH3), Dióxido de carbono (CO2) e ozônio (O3) apresentam respectivamente na ligação entre os seus átomos: A. Ligação dativa, iônica, iônica e covalente. B. Ligação iônica, covalente, covalente e dativa. C. Ligação covalente, iônica, covalente e dativa. D. Ligação iônica, dativa, covalente e covalente.
  • 127. O elemento químico cloro encontra-se na família dos halogênios da tabela periódica. Com esse dado podemos afirmar que o número máximo de ligação que este átomo pode fazer é: A. Duas ligações covalentes e duas coordenadas. B. Uma ligação dativa e 3 covalentes. C.. Uma ligação covalente e 3 coordenadas. D. Apenas uma ligação covalente.
  • 128. Assinale a alternativa correta: A. Os metais alcalinos sempre formam ligações covalentes com os halogênios. B. Ligações iônicas são ligações covalentes fortemente orientadas no espaço. C.. Ligação iônica representa uma forte atração entre íons positivos e negativos. D. Ligação química é a busca da instabilidade por parte dos átomos.
  • 129. Ao todo, quantos pares de elétrons estão compartilhados entre os átomos na molécula H2O2. a. 1 b. 2 c.. 3 d. 4
  • 130. O elemento mais eletronegativo da tabela periódica une-se, respectivamente, ao hidrogênio e ao sódio através de ligações: A. Covalente e molecular. B. Iônica e iônica. C. Iônica e molecular D..Covalente e iônico.
  • 131. As ligações podem ser classificadas em polares e apolares, dependendo da diferença de eletronegatividade entre os átomos participantes da ligação. Indique a alternativa que apresenta substâncias que possuem somente ligações covalentes polares. A. NaCl e H2 B. I2 e HCl C.. H2O e NH3 D. O2 e N2
  • 132. Pode-se esperar que seja formado um composto iônico, quando um elemento de natureza metálica se combina com outro elemento de: A. Elevada eletropositividade B. Baixa energia de ionização C. Elevado número atômico D.. Elevada afinidade eletrônica
  • 133. Exercícios de fixação: 1. Considere as seguintes substâncias químicas: H2, CH4, HCl, H2S e H2O. Qual delas apresenta moléculas associados por pontes de hidrogênio? a) H2 b) CH4 c) HCl d) H2S e) H2O CH3OH H H H H H H H H O OC C CH3OH H H O O CH3OH CH3OH CH3OH OH OH CH3OH OH- OH- 2. A figura que melhor representa a evaporação do metanol (CH3OH) é: a) b) c) d) e)
  • 134. Exercícios de fixação: 3. Dentre os cloretos a seguir, o mais volátil, provavelmente é: a) CCl4 b) SiCl4 c) GeCl4 d) SnCl4 e) PbCl4
  • 135. 4. O ferro sólido e o cloreto de sódio fundido conduzem corrente elétrica. O que há no ferro e no sal que explicam tal comportamento? Quando H recebe um elétron e se transforma em ânion, podemos dizer que ohidrogênio passa a ser hélio? Por quê? O número de massa (A) do 27Al se altera quando ele se transforma em Al3+? Por quê? 5. Um elemento metálico forma um sulfeto de fórmula M2S3. A fórmula de seu cloreto será: 6. Sabendo que o elemento E pertence ao subgrupo 2A e que o elemento D pertence ao subgrupo 7A, escreva a fórmula do composto constituído por E e D e a natureza da ligação entre eles. 7. Átomos neutros representados por 73X ao se unirem a átomos de flúor formam o composto iônico de fórmula: 8. Sejam os elementos X com 53 elétrons e Y com 38 elétrons. Depois de fazermos a sua distribuição eletrônica, podemos afirmar que o composto mais provável formado pelo elementos é:
  • 136. 9. Qual o número de ligações coordenadas nas moléculas de H2SO4, H3PO4 e SO2, respectivamente? 10. Quais ligações são apresentadas pelo cloreto de amônio (NH4Cl) possui: 11. Dadas as moléculas: HCl. H2O NH3. BF3. CH4. Quais são polares: 12. Qual o tipo de interação que se manifesta entre as moléculas de: NH3? CH4?
  • 137. 13. Comparando-se as temperaturas de ebulição dos compostos HF, HCl, HBr, HI, nota-se que a do HF é muito elevada em relação aos demais. Como poderíamos explicar esse fato? 14. A congelação da água na superfície 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 ligação inter e intramoleculares. 15.O dióxido de carbono solidificado, as moléculas de CO2 serão unidas por ligações: