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QUÍMICA PRÉ-VESTIBULAR LIVR PRFESSR IESE Brasil SA É proibida a reprodução, mesmo parcial, por qualquer processo, sem autorização por escrito dos autores e do detentor dos direitos autorais I229
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QUÍMICA PRÉ-VESTIBULAR LIVR PRFESSR IESE Brasil SA É proibida a reprodução, mesmo parcial, por qualquer processo, sem autorização por escrito dos autores e do detentor dos direitos autorais I229 IESE Brasil SA / Pré-vestibular / IESE Brasil SA Curitiba : IESE Brasil SA, 2008 [Livro do Professor] 832 p ISBN: Pré-vestibular 2 Educação 3 Estudo e Ensino I Título C isciplinas Língua Portuguesa Literatura Matemática Física Química Biologia istória Geografia Produção Autores Francis Madeira da S Sales Márcio F Santiago Calixto Rita de Fátima Bezerra Fábio Ávila anton Pedro dos Santos Feres Fares aroldo Costa Silva Filho Jayme Andrade Neto Renato Caldas Madeira Rodrigo Piracicaba Costa Cleber Ribeiro Marco Antonio Noronha Vitor M Saquette Edson Costa P da Cruz Fernanda Barbosa Fernando Pimentel élio Apostolo Rogério Fernandes Jefferson dos Santos da Silva Marcelo Piccinini Rafael F de Menezes Rogério de Sousa Gonçalves Vanessa Silva uarte A R Vieira Enilson F Venâncio Felipe Silveira de Souza Fernando Mousquer Projeto e esenvolvimento Pedagógico Ligações químicas Criptonio Criptonio A grande diferença de propriedade entre os materiais que conhecemos se deve, em grande parte, às ligações existentes entre os átomos e à arrumação espacial que daí decorre Em condições ambientes somente os gases nobres (família 8A ou zero) são formados por átomos isolados uns dos outros; dizemos que eles são muito estáveis ou pouco reativos Todos os demais elementos químicos, pelo contrário, não só se atraem mutuamente, como também atraem átomos de outros elementos, formando agregados suficientemente estáveis, que constituem as substâncias compostas As forças que mantêm os átomos unidos são fundamentalmente de natureza elétrica e se denominam ligações químicas Criptonio Grupo 7A: Bromo (Br 2 ) à esquerda; Iodo (I 2 ) à direita Grupo 1B: Cobre (Cu) Grupo 1B: Prata (Ag) Grupo 5A: Nitrogênio (N 2 ) Grupo 1B: uro (Au) Criptonio Teoria do octeto Compostos da direita para esquerda: cloreto de sódio NaC, sulfato de cobre CuS 4 Na fila de cima, da esquerda para direita: cloreto de níquel NiC 2, dicromato de potássio K 2 Cr 2 7, cloreto de cobalto CoC 2 Na metade do século XIX, os cientistas já haviam percebido que o átomo de hidrogênio () nunca se liga a mais de um outro átomo Já, por exemplo, o átomo de oxigênio () pode ligar-se a dois átomos de hidrogênio (), o átomo de nitrogênio (N) a três átomos de hidrogênio (), o átomo de carbono (C) a quatro átomos de hidrogênio () 1 Assim surgiu uma explicação lógica para as uniões entre os átomos, criando a Teoria Eletrônica da Valência, baseada na Regra do cteto que diz: Um átomo adquire estabilidade quando possui oito (8) elétrons na camada eletrônica mais externa, ou dois (2) elétrons quando possui apenas a camada K Quando dois átomos se ligam, eles trocam elétrons entre si ou usam elétrons em parceria, procurando atingir a configuração eletrônica de um gás nobre Surgem daí três tipos de ligação química: iônica, covalente e metálica Ligação iônica ou eletrovalente Uma ligação iônica é a que se forma por transferência de um ou mais elétrons, desde o nível de valência de um átomo até o nível de valência de outro átomo que perde elétrons converte-se num cátion, enquanto o que os ganha converte-se num ânion A ligação iônica produz-se pela atração eletrostática entre os íons de carga oposta Formação de uma ligação iônica lhe para o átomo de cloro Sua camada eletrônica mais externa, que neste caso é a terceira camada eletrônica, tem sete elétrons Pelo fato de o terceiro nível desse átomo poder carregar oito elétrons, uma forma estável é atingida com oito elétrons Assim sendo, um átomo de cloro com sete elétrons podese dizer deficiente em um elétron e fato, o cloro geralmente tenta atrair um elétron a mais sódio, ao contrário, tem apenas um elétron na sua camada eletrônica mais externa que, por acaso, é novamente a terceira camada É muito mais fácil para um átomo de sódio livrar-se de um elétron que preencher o terceiro nível, ganhando outros sete elétrons Na: 11 1s2 2s 2 2p 6 3s 1 K L M 2) 8) 1) Terceira camada eletrônica C : 17 1s2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 6 K L M 2) 8) 7) 17 p + 11 n 0 17 p + 18 n 0 Segundo Linus Pauling, o composto será iônico toda vez que a diferença unitária entre as eletronegatividades dos átomos ligantes for maior ou igual a 1,7 Sódio (N Número atômico = 11 Número de massa = 23 Cloro (C ) Número atômico = 17 Número de massa = 35 2 Quando os átomos reagem para formar ligações, atuam apenas os elétrons do nível mais externo, denomi nado nível de valência Para representar os elétrons do nível de valência usa-se a notação de Lewis, assim chamada em honra ao físico americano Lewis ( ), que consiste em representar os símbolos atômicos rodeados de tantos pontos quantos elétrons tem o átomo no nível de valência bserve a figura a seguir e note que: Um átomo de sódio se estabiliza através da doação de um único elétron para um receptor de elétrons A perda deste único elétron resulta na formação de um íon sódio (Na + ) Um átomo de cloro se estabiliza com a obtenção de um único elétron de um doador de elétrons ganho deste único elétron resulta na formação do íon cloreto (C ) + Quando Na e C se combinam, eles são mantidos unidos pela atração de cargas opostas, que é conhecida como ligação iônica e o composto iônico cloreto de sódio (NaC ) é formado Na + C l ( Átomo de sódio Na + C ( Átomo de cloro (C ) Ligação iônica no cloreto de sódio (NaC ) sódio (N cloro (C ) A estabilidade das substâncias iônicas deve-se à libertação de uma grande quantidade de energia, denominada energia reticular, ao formar-se o sólido iônico Íon sódio (Na + ) Íon cloreto (C - ) ( Cloreto de sódio (NaC ) Agora veja o esquema abaixo: Na C Na C Fórmula eletrônica Fórmula iônica: Na + C Fórmula: NaC e maneira análoga podemos observar a ligação entre o flúor ( 9 F) e o alumínio ( 13 Al) alumínio perde os três elétrons de sua última camada, pois a penúltima já possui os oito elétrons necessários Como o átomo de flúor possui sete elétrons em sua última camada, precisa de apenas mais um elétron São necessários três átomos de flúor para acomodar os três elétrons cedidos pelo alumínio F + + btenção de fórmulas de compostos iônicos a partir dos íons Todos os compostos iônicos são formados por íons, sendo assim, a soma das cargas positivas e negativas é sempre igual a zero Isso nos permite determinar a fórmula dos compostos iônicos conhecendo a carga de seus cátions e ânions Exemplo: alumínio tem três elétrons na camada de valência e vai doá-los formando um cátion Al +3 oxigênio tem seis elétrons na camada de valência e vai receber dois elétrons formando um ânion -2 A +3-2 A F A 2 3 e maneira análoga ao exemplo anterior, ocorre a formação de íons positivo e negativo devido à quebra do equilíbrio entre as quantidades de prótons e elétrons nos átomos alumínio passa a ser um íon de carga 3+ e o flúor 1- A fórmula do composto será A F 3 F Conclusão Na fórmula de um composto iônico XY qualquer, formado pelos íons X +a e Y -b, o índice de X é igual à carga de Y, e o índice de Y é igual à carga de X Não considera o sinal das cargas X +a Y b b a 3 Propriedades dos compostos iônicos evido à forte atração entre os íons positivos e negativos, os compostos iônicos são sólidos cristalinos duros, mas friáveis Possuem uma elevada temperatura de fusão e em estado sólido não conduzem corrente elétrica Podem ser solúveis em água ou não Compostos iônicos com energia reticular (energia do cristal) muito alta não se dissolvem em solução aquosa Com baixa energia se dissolvem mais facilmente, conduzindo corrente elétrica Também a conduzem em estado líquido, ou seja, fundidos, por apresentar mobilidade das cargas Ligações covalentes ou moleculares A ligação covalente ou molecular é aquela onde os átomos possuem a tendência de compartilhar os elétrons de sua camada de valência, ou seja, de sua camada mais instável Note que há o compartilhamento de elétrons entre os átomos de hidrogênio e os de oxigênio s elétrons da nuvem eletrônica não pertencem exclusivamente ao hidrogênio nem ao oxigênio; pertencem aos dois átomos simultaneamente Neste tipo de ligação não há a formação de íons, pois as estruturas formadas são eletricamente neutras Formação da ligação covalente simples A seguir estão representadas as formas simples de representação destas moléculas Nas formas estruturais, cada ligação covalente é representada por uma linha reta entre os símbolos de dois átomos Nas formas moleculares, o número de átomos em cada molécula fica subscrito Quando uma ligação covalente é formada, nenhum dos átomos envolvidos perde ou ganha elétrons Em vez disso, os dois átomos compartilham um, dois ou três pares de elétrons Exemplos: A seguir estão as formas de representação destas moléculas Nas formas estruturais, cada ligação covalente é representada por uma linha reta entre os símbolos de dois átomos Nas formas moleculares, o número de átomos em cada molécula fica subscrito Em uma ligação covalente, dois átomos compartilham um, dois ou três pares de elétrons de valência iagrama de estrutura atômica + ou Fórmula Fórmula estrutural molecular 2 átomo de hidrogênio átomo de hidrogênio molécula de hidrogênio + ou 2 átomo de oxigênio átomo de oxigênio molécula de oxigênio N + N N N ou N N N 2 4 átomo de nitrogênio átomo de nitrogênio molécula de nitrogênio d) C átomo de carbono + átomo de hidrogênio C molécula de metano ou C C 4 Ligações covalentes dativas ou coordenadas A existência de algumas moléculas não pode ser explicada simplesmente através da ligação covalente simples Para estes casos foi formulada a teoria da ligação covalente coordenada Este tipo de ligação ocorre quando os átomos envolvidos já atingiram a estabilidade com os oito ou dois elétrons na camada de valência Nesse tipo de ligação, um dos átomos que já estiver com última camada completa entra com os dois elétrons do par compartilhado Este par de elétrons apresenta as mesmas características do da ligação covalente simples, a única diferença é a origem dos elétrons, que é somente um dos átomos participantes da ligação s elétrons do par passam a pertencer a ambos os átomos participantes A ligação covalente coordenada é representada por uma seta que se origina no átomo doador e termina no átomo receptor elétrons não envolvidos em ligações para formar um ou dois pares dativos com o oxigênio S fórmula eletrônica S fórmula eletrônica S fórmula estrutural S fórmula estrutural S 2 fórmula molecular S 3 fórmula molecular utra molécula que não pode ser explicada somente com a ligação covalente simples é a de C interessante desta molécula é que a ligação covalente dativa ocorre do átomo mais eletronegativo () para o menos eletronegativo (C) C fórmula eletrônica Formação da ligação covalente dativa ou coordenada ( ) adas as distribuições eletrônicas em camadas para os átomos de 16 S e 8 S: : 2-6 Compartilhando dois elétrons através de ligações covalentes simples, ambos os átomos atingem os oito elétrons na última camada S No entanto, esta molécula ainda pode incorporar um ou dois átomos de oxigênio Tal fato só pode ser explicado se o enxofre utilizar um ou dois pares de Entretanto, é importante deixar claro que uma ligação covalente coordenada não é diferente de uma ligação covalente comum Comum e coordenada são apenas termos convenientes para indicar a origem dos elétrons do par compartilhado Veja o exemplo do íon N 4+ : N + N + 5 Propriedades dos compostos moleculares Relação entre os elementos das famílias VII A, VI A, V A e IV A com as ligações covalentes e as possíveis dativas VII A VI A V A IV A : X 1 covalente e 1, 2 ou até 3 dativas X 2 covalentes e 1 ou até 2 dativas X 3 covalentes e só 1 dativa X não faz dativas A ligação covalente dativa nos ácidos oxigenados Vamos ver agora como fica a estrutura dos ácidos oxigenados, que são substâncias do tipo x E y Inicialmente, cada átomo de hidrogênio liga-se a um átomo de oxigênio, obtendo o grupo Em seguida, cada grupo liga-se ao elemento central (E) Se o elemento central (E) efetuar todas as covalências simples necessárias, para cada átomo de oxigênio que ainda não esteja ligado ao haverá formação de uma covalência dativa Para explicar a estrutura de ácidos oxigenados vamos usar o ácido sulfúrico ( 2 S 4 ) Exemplo: Ácido sulfúrico: 2 S 4 (lembre-se que: é monovalente; S é divalente e é divalente) S s gases e líquidos são, em geral, covalentes em temperatura ambiente Também existem sólidos covalentes, mas suas propriedades são muito irregulares Nos sólidos duríssimos, como o diamante, as ligações covalentes são em cadeia Nos sólidos de baixo ponto de fusão, como o açúcar, a união é entre moléculas devido à sua polaridade Não conduzem corrente elétrica em estado sólido, nem quando dissolvidos ( há exceções, como os ácidos) ou fundidos Ligações metálicas As ligações metálicas, diferentemente das iônicas e cova lentes, não têm representação eletrônica e sua representação estrutural depende de um conhecimento mais profundo dos retículos cristalinos s metais, em geral são representados por seus símbolos, sem indicação da quantidade de átomos envolvidos, que é muito grande e indeterminada Estrutura do ouro No caso da estrutura de um metal, todos os átomos são iguais A ligação entre átomos é de natureza metálica, e corresponde a uma grande deslocalização dos elétrons envolvidos na ligação Propriedades dos metais 6 Note que as setas destacadas indicam as ligações dativas, onde o átomo de enxofre doa um par de elétrons para cada átomo de oxigênio; os traços indicam o compartilhamento de elétrons que ocorre normalmente entre o enxofre e o oxigênio Nos retículos cristalinos dos metais, cada átomo está circundado por 8 ou 12 outros átomos, isto é, apresentam elevado número de coordenação Como o conjunto é formado por átomos do mesmo elemento, as atrações são iguais em todas as direções cúbico de corpo centrado (CCC) CRISTALIZAÇÃ NS SISTEMAS cúbico de faces centradas (CFC) hexagonal compacto (C) Uma lâmina, barra ou fio de cobre são constituídos por inúmeros cátions de cobre cercados por um mar de elétrons, sendo o agregado representado apenas por Cu, que é o símbolo do elemento e assim sucessivamente Além disso os metais apresentam certas propriedades tais como a capacidade de se transformar em fios, chamada de ductibilidade e a capacidade de se transformar em lâminas, maleabilidade Ligas metálicas São uniões de dois ou mais metais, ou de metais com não-metais, mas com predominância dos elementos metálicos Algumas ligas: Aço Fe + C Aço inoxidável Fe + C + Ni + Cr Bronze Cu + Sn Latão Cu + Zn uro 18 quilates 75% Au + 25% Ag ou 75% Au+ 25% Cu uralumínio Al + Cu + Mg A carga do íon cloreto é o número de oxidação do cloro neste composto (Nox = 1) Em compostos covalentes o número de oxidação negativo é atribuído ao elemento mais eletronegativo e o número de oxidação positivo ao elemento menos eletronegativo C cloro é mais eletronegativo que o hidrogênio, então: o cloro atrai para si um elétron, então o seu Nox será 1, e o hidrogênio tem o seu elétron afastado, sendo o seu Nox + 1 Podemos associar os conceitos de oxidação e redução ao de número de oxidação xidação é a perda de elétrons ou o aumento do número de oxidação (Nox) Redução é o ganho de elétrons ou a diminuição do número de oxidação (Nox) A espécie química que provoca a redução de um elemento chama-se agente redutor e, a espécie química que provoca a oxidação de um elemento chama-se agente oxidante Regras práticas para determinar o Nox Número de oxidação (Nox) É o número que mede a carga real (em compostos iônicos) ou aparente (em compostos covalentes) de uma espécie química Exemplos: No NaCl o átomo de sódio cedeu um elétron para o átomo de cloro Então: sódio origina o íon sódio (Na 1+ ) e cloro origina o íon cloreto (C 1 ) A carga do íon sódio é o número de oxidação do sódio neste composto (Nox = + 1) 1ª regra Todo elemento em uma substância simples tem Nox igual a zero Exemplos: 2 : Nox de cada átomo de oxigênio é zero N 2 : Nox de cada átomo de nitrogênio é zero Ag: Nox do átomo de prata é zero 2ª regra Nox de alguns elementos em substâncias compostas é constante s metais alcalinos têm Nox igual a + 1 7 8 s metais alcalinos-terrosos têm Nox igual a + 2 s halogênios em halogenetos têm Nox igual 1 A prata (Ag) tem Nox igual a + 1 zinco (Zn) tem Nox igual a + 2 alumínio (Al) tem Nox igual a + 3 enxofre (S) em sulfetos tem Nox igual a 2 Exemplos: KCl potássio tem Nox = + 1 cloro tem Nox = 1 Ca() 2 cálcio tem Nox = + 2 hidrogênio tem Nox = +1 oxigênio tem Nox = 2 2 S hidrogênio tem Nox = + 1 enxofre tem Nox = 2 Casos particulares importantes hidrogênio normal tem Nox = +1 nos hidretos metálicos Nox = 1 normal tem Nox = 2 oxigênio nos peróxidos tem Nox = 1 nos superóxidos tem Nox = 0,5 Exemplos: 2 2 Este composto é um peróxido hidrogênio tem Nox = +1 oxigênio na média tem Nox = 1 Na Este composto é um hidreto metálico sódio tem Nox = +1 hidrogênio tem Nox = 1 3ª regra A soma algébrica dos Nox de todos os átomos em uma espécie química neutra é igual a zero Exemplo: Na Nox do sódio é + 1 Nox do oxigênio é 2 Nox do hidrogênio é + 1 Calculando a soma algébrica, teremos: (+1) + ( 2) + (+1) = 0 Essa regra possibilita o cálculo do Nox de um elemento químico que não possui Nox constante Exemplo: C 2 Nox do carbono é desconhecido (x) Nox de cada átomo de oxigênio é 2 Então: x + 2 ( 2) = 0 x 4 = 0 x = +4 Portanto, o Nox do átomo de carbono neste composto é igual a + 4 4ª regra A soma algébrica dos Nox de todos os átomos em um íon é igual à carga do íon Exemplo: N 4 + átomo de nitrogênio não tem Nox constante ( x ) Cada átomo de hidrogênio possui Nox igual a + 1 íon tem carga + 1 Calculando a soma algébrica, teremos: x + 4 ( + 1 ) = + 1 x + 4 = 1 x = 1 4 x = 3 Então o Nox do átomo de nitrogênio é igual a 3 A corrosão isponível em: wwwgrundfoscom/web/meptnsf/ Webopslag/FA16A BB50035EA2 A corrosão é normalmente definida como a deterioração de um metal ou das suas propriedades provocada por uma reação com o seu ambiente Na maior parte dos metais a corrosão ocorre naturalmente com a formação de óxidos, os quais são na maioria quimicamente estáveis Quando exposto perante agentes oxidantes, o metal puro será convertido num estado de óxido natural No caso do ferro, o óxido é denominado por óxido ferroso, vulgarmente designado por ferrugem A corrosão metálica geralmente envolve perda de material numa determinada localização da superfície exposta Em muitos dos casos é impossível ou economicamente impraticável parar o processo generalizado de corrosão; porém é normalmente possível controlar o processo em níveis aceitáveis 1 Um determinado elemento A apresenta a seguinte distribuição eletrônica: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 Pergunta-se: Que tipo de ligação química o elemento A faz com outro elemento B que possui número atômico igual a 35? Justifique sua resposta Solução: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 Z = 19 logo: K (potássio) doa elétrons B Br (bromo) 7 elétrons na última camada: recebe elétrons Resposta: Ligação iônica: E = 2,5 0,8 = 1,7 ( E = 1,7) 30 2 Estabeleça a ligação entre os átomos genéricos X 12 e 19 Y 9, dando a fórmula do composto formado e o nome da ligação Solução: X 12 : família 2A X +2 (E = 1,2) Y 9 : família 7A Y -1 (E = 4,0) Ligação iônica: E = 4,0 1,2 = 2,8 ( E 1,7) X +2 Y -1 XY 2 Resposta: XY 2, ligação iônica Linus Pauling é o único indivíduo a ter conquistado dois prêmios Nobel em sua vida: um por Química em 1954 e outro pela Paz em 1962 Muitas pessoas o conhecem por seus trabalhos com micronutrientes, e o papel da vitamina C na saúde humana e longevidade papel dos micronutrientes, vitaminas e minerais, para a saúde é crucial; são essenciais para promover as reações metabólicas Como não são sintetizadas pelo organismo, são obtidos a partir dos alimentos ou por suplementação, através de medicamentos ou alimentos fortificados A vitamina C, conhecida também como ácido ascórbico, é considerada um dos antioxidantes mais potentes na atualidad
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