Química: Grupo de Pesquisa em Ciências e Tecnologias. Prof. Caio Serrão EVOLUÇÃO DOS MODELOS ATÔMICOS. O MODELO ATÔMICO DE DALTON Para Dalton:

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1 Química: 1ª Etapa EVOLUÇÃO DOS MODELOS ATÔMICOS O MODELO ATÔMICO DE DALTON Para Dalton: Os átomos são indivisíveis e indestrutíveis; Existe um pequeno número de elementos químicos diferentes na natureza; Reunindo átomos iguais ou diferentes nas variadas proporções, podemos os formar todas as materias do universo conhecidos. Modelo atômico de Dalton O MODELO ATÔMICO DE THOMSON Modelo atômico de Rutherford EXERCÍCIOS 01 Thompson determinou, pela primeira vez, a relação entre massa e a carga do elétron, o que pode ser considerado como a descoberta do elétron. É reconhecida como uma contribuição de Thompson ao modelo atômico, a) O átomo ser indivisível. b) A existência de partículas subatômicas. c) Os elétrons ocuparem níveis discretos de energia. d) Os elétrons girarem em órbitas circulares ao redor do núcleo. e) O átomo possuir um núcleo com carga positiva e uma eletrosfera. Em 1903, Joseph John Thomson, propõe um modelo de atômico, no qual o átomo era formado por uma pasta positiva recheada pelos elétrons de carga negativa, o que garantia a neutralidade elétrica do modelo atômico. Este modelo ficou conhecido como pudim de passas ou pudim de ameixas. 02 Eletrosfera é a região do átomo que: a) Concentra praticamente toda a massa do átomo. b) Contém as partículas de carga elétrica positiva. c) Possui partículas sem carga elétrica. d) Permanece inalterada na formação de íons. e) Tem volume praticamente igual ao volume do átomo. 03 Associe as contribuições com o nome dos pesquisadores listados. Contribuições: Modelo atômico de Thompson O modelo atômico de Thompson explicava satisfatoriamente os seguintes fenômenos: Eletrização por atrito; Corrente elétrica; Formação de íons; Descargas elétricas em gases. MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD Rutherford imaginou que ao redor do núcleo do átomo, estavam girando elétrons e estes contrabalanceavam a carga positiva do núcleo, assim garantindo a neutralidade elétrica do átomo. Segundo Rutherford, o átomo seria semelhante ao sistema solar: o núcleo representaria o Sol; os elétrons seriam os planetas, girando em órbitas circulares e formando a chamada eletrosfera. 1 Energia da luz é proporcional à sua freqüência. 2 Modelo pudim de ameixa. 3 Princípio da incerteza. 4 Elétron apresenta comportamento ondulatório. 5 Carga positiva e massa concentrada em núcleo pequeno. 6 Órbita eletrônica quantizada. 7 Em uma reação química, [átomos de um elemento não desaparecem nem podem ser transformados em átomos de outro elemento. Pesquisadores: ( ) Dalton ( ) Thompson ( ) Rutherford A relação numérica, que estabelece a seqüência de associações corretas é: a) b) c) d) Prof. Caio Serrão 1

2 Química: 1ª Etapa A IDENTIFICAÇÃO DOS ÁTOMOS NÚMERO ATÔMICO Número Atômico (Z) é o número de prótons existentes no núcleo de um átomo. Num átomo, cuja carga elétrica é zero, o número de prótons é igual ao número de elétrons. NÚMERO DE MASSA Número de massa (A) é a soma do número de prótons (Z) e de nêutrons (N) existentes num átomo. Portanto: ISÓBAROS, ISÓTOPOS E ISÓTONOS ISÓBAROS São átomos que apresentam am o mesmo número de massa, porém não faz parte do mesmo elemento químico, ou seja, Mesma massa nº atômico e número de nêutrons diferentes são isóbaros. apresenta número atômico diferente. A = Z + N ELEMENTO QUÍMICO Elemento químico é o conjunto de todos os átomos com o mesmo número atômico (Z). ISÓTOPOS ÍONS Um átomo, em seu estado normal, é eletricamente neutro, ouseja, o número de elétrons na eletrosfera é igual ao número de prótons do núcleo, e em consequência suas cargas se anulam. Um átomo pode, porém, ganhar ou perder elétrons da eletrosfera, sem sofrer alterações em seu núcleo, resultando daí partículas denominadas íons. Quando um átomo neutro ganha elétrons, ele se torna um íon negativo, também chamado ânion. Átomos com mesmo número atômico e diferentes número de nêutrons, chamamos de isótopos. Ex I: O acidente nuclear que aconteceu em Goiânia, no mês de setembro de 1987, foi causado pelo césio - 137, ou seja, isótopo do césio de massa 137. Ex II: Ex: ISÓTONOS Quando um átomo perde elétrons, ele se torna um íon positivo, também chamado cátion. Ex: São átomos de diferentes números de prótons (elementos diferentes), diferentes números de massa, porém com mesmo número de nêutrons (N) Ex: Prof. Caio Serrão 2

3 Química: 1ª Etapa A IDENTIFICAÇÃO DOS ÁTOMOS Resumindo: PRÓTONS MASSA NEUTRONS ISÓTOPOS ISÓBAROS ISÓTONOS EXERCÍCIOS a) 0, 1 e 2 b) 1, 1 e 1 c) 1, 1 e 2 d) 1, 2 e 3 e) 2, 3 e 4 05 Considere os seguintes dados: Átomo Prótons Nêutrons I 40 II 42 Os átomos I e II: a) São isótopos. b) São do mesmo elemento. c) São isóbaros. d) São isótonos. e) Têm o mesmo número atômico. Elétrons O número de prótons, de elétrons e de nêutrons do átomo 17 Cl 35 é, respectivamente: 01 Isótopos radioativos são empregados no diagnóstico e tratamento de inúmeras doenças. Qual é a principal propriedade que caracteriza um elemento químico. a) Número de massa b) Número de prótons c) Numero de nêutrons d) Energia de ionização e) Diferença entre o número de prótons e nêutrons 02 Em um átomo com 22 elétrons e 26 nêutrons, seu número atômico e número de massa são, respectivamente: a) 22 e 26 b) 26 e 48 c) 26 e 22 d) 48 e 22 e) 22 e 48 a) 17, 17, 18 b) 35, 17, 18 c) 17, 18, 18 d) 17, 35, 35 e) 52, 35, Observe a tabela abaixo: Elemento Neutro Número Atômico 13 Número de Prótons Número de Elétrons Número de Nêutrons Número de Massa 27 X A B C Y D E 03 Analise as seguintes afirmativas: I. Isótopos são átomos de um elemento que possem mesmo número atômico e diferente número de massa. II. O número atômico de um elemento corresponde ao número de prótons no núcleo de um átomo. III. O número de massa corresponde à soma do número de prótons e do número de elétrons de um elemento. Está(ão) correta(s): Os valores corretos de A, B, C, D e E são, respectivamente: a) 13, 14, 15, 16, 31 b) 14, 14, 13, 16, 30 c) 12, 12, 15, 30, 31 d) 13, 13, 14, 15, 31 e) 15, 15, 12, 30, 31 a) Apenas I b) Apenas II c) Apenas III d) Apenas I e II e) Apenas II e III 04 Os isótopos do hidrogênio receberam os nomes de prótio ( 1 H 1 ), deutério ( 1 H 2 ) e trítio ( 1 H 3 ). Nesses átomos os números de nêutrons são, respectivamente, iguais a: Prof. Caio Serrão 3

4 Química: 1ª Etapa O MODELO ATÔMICO DE RUTHERFORD - BOHR O Cientista dinamarquês Niels Bohr aprimorou, em 1913, o modelo atômico de Rutherford, utilizando a teoria de Max Planck. Em 1900, Planck já havia admitido a hipótese de que a enrgia não seria emitida de modo contínuo, mas em pacotes. A cada pacote de energia foi dado o nome de quantum. Surgiram, assim, os chamados postulados de Bohr: Os elétrons se movem ao redor do núcleo em um número limitado de órbitas bem difinidas, que são denominadas órbitas estacionárias; Movendo-se em uma órbita estacionária, o elétron não emite nem absorve energia; Ao saltar de uma órbita estacionária para outra, o elétron emite ou absorve uma quantidade bem definida de energia, chamada quantum de energia. Essa emissão de energia é explicada a seguir. Recebendo energia (térmica, elétrica ou luminosa) do exterior, o elétron salta de uma órbita mais interna para outra mais externa; a quantidade de energia recebida é, porém, bem definida ( um quantum de energia). Pelo contrário, ao voltar de uma órbita mais externa para outra mais interna, o elétron emite um quantum de energia, na forma de luz de cor bem definida ou outra radiação eletromagnética, como ultravioleta ou raio X. No caso particular do hidrogênio, temos a seguinte relação entre os saltos dos elétrons e as respectivas raias do espectro: Quando o elétron volta da órbita número 4 para a de número 1, ele emite luz de cor azul; da 3 para a 1, produz luz verde; e, da 2 para a 1, produz luz vermelha. Estudos posteriores mostraram que as órbitas eletrônicas de todos os átomos conhecidos se agrupam em sete camadas eletrônicas, denominadas K, L, M, N, O, P, Q. Em casa camada, os elétrons possuem uma quantidade fixa de energia; por esse motivo, as camadas são também denominadas estados estacionários ou níveis de energia. Além disso, cada camada comporta um número máximo de elétrons, conforme é mostrado no esquema a seguir: Camada Número Máximo de Elétrons K 2 L 8 M 18 N 32 O 32 P 18 Q 2 Considerando que os elétrons só podem saltar de órbitas bem definidas, é fácil entender por que nos espectros descontínuos aparecem as mesmas raias de cores, também bem definidas. Prof. Caio Serrão 4

5 Química: 1ª Etapa EXERCÍCIOS 01 Fogos de artifício utilizam sais de diferentes íons metálicos misturados com um material explosivo. Quando incendiados, emitem diferentes colorações. Por exemplo: sais de sódio emitem cor amarela, de bário, cor verde e de cobre, cor azul. Essas cores são produzidas quando os elétrons excitados dos íons metálicos retornam para níveis de menor energia. O modelo atômico mais adequado para explicar esse fenômeno é o modelo de : a) Rutherford b) Thompsom c) Dalton d) Rutherford Bohr e) Milikan 02 O sal de cozinha (NaCl) emite luz de coloração amarela quando colocado numa chama. Baseando-se na teoria atômica, é correto afirmar que: a) Os elétrons do cátion Na +, ao receberem energia da chama, saltam de uma camada mais externa para uma mais interna, emitindo luz amarela. b) A luz amarela emitida nada tem a aver com o sal de cozinha, pois ele não é amarelo. c) A emissão da luz amarela se deve a átomos de oxigênio. d) Os elétrons do cátio Na +, ao receberem energia da chama, saltam de uma camada ada mais interna para uma mais externa e, ao perderem a energia ganha, emitem-na sob a forma de luz amarela. e) Qualquer outro sal tambám produziria a mesma coloração. Fatos observados I. Investigações sobre a natureza elétrica da matéria e descargas em tubos de gases rarefeitos. II. Determinação das leis ponderais das combinações químicas. III. Análise dos espectros atômicos (emissão de luz com cores características para cada elemento). IV. Estudos sobre radioatividade e dispersão de partículas alfa. Características do modelo atômico 1. Átomos maciços, indivisíveis e indestrutíveis. 2. Átomos com núcleo denso e positivo, rodeado pelos elétrons negativos. 3. Átomos com uma esfera positiva onde estão distribuídas, uniformemente, as partículas negativas. 4. Átomos com elétrons, movimentando-se ao redor do núcleo em trajetórias circulares - denominadas níveis - com valor determinado de energia. A associação correta entre o fato observado e o modelo atômico proposto, a partir deste subsídio, é: a) I 3; II 1; III 2; IV 4 b) I 1; II 2; III 4; IV 3 c) I 3; II 1; III 4; IV 2 d) I 4; II 2; III 1; IV 3 e) I 1; II 3; III 4; IV 2 03 Uma moda atual entre as crianças é colecionar figurinhas que brilhan no escuro. Essas s figuras apresentam em sua constituição a substância sulfeto de zinco. O fenômeno ocorre porque alguns elétrons que compõem os átomos dessa substância absorvem energia luminosa e saltam para níveis de energia mais externos. No escuro, esses elétrons retornam aos seus níveis de origem, liberando energia luminosa e fazendo a figurinha brilhar. Essa característica pode ser explicada considerando o modelo atômico proposto por: a) Dalton b) Thompsom c) Lavoisier d) Rutherford e) Bohr 05 O sulfeto de zinco tem a propriedade denominada fosforescência, capaz de emitir um brilho amarelo esverdeado depois de exposto à luz. Analise as afirmativas abaixo, todas relativas ao sulfeto de zinco, e marque a opção correta: a) Salto de núcleos provoca fosforescência. b) Salto de nêutrons provoca fosforescência. c) Salto de elétrons provoca fosforescência. d) Elétrons que absorvem fótons aproximam-se do núcleo. e) Ao apagar a luz, os elétrons adquirem maior conteúdo energético. 04 O conhecimento sobre estrutura atômica evoluiu à medida que determinados fatos experimentais eram observados, gerando a necessidade de proposição de modelos atômicos com características que os explicassem. Prof. Caio Serrão 5

6 Química: 1ª Etapa A DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA Os elétrons estão distribuídos em camadas ao redor do núcleo. Admite-se a existência de sete camadas eletrônicas, designados pelas letras maiúsculas: K, L, M, N, O, P e Q. À medida que as camadas se afastam do núcleo, aumenta a energia dos elétrons nelas localizados. As camadas da eletrosfera representam os níveis de energia da eletrosfera. Assim, as camadas K, L, M, N, O, P e Q constituem os 1º, 2º, 3º, 4º, 5º, 6º e 7º níveis de energia, respectivamente. Por meio de métodos experimentais, os químicos concluíram que o número máximo de elétrons que cabe em cada camada ou nível de energia é: energia. É o processo das diagonais, denominado diagrama de Pauling, representado a seguir. A ordem crescente de energia dos subníveis é a ordem na seqüência das diagonais. Nível de energia, Camada, Número máximo de elétrons. 1º-K-2 2º-L-8 3º-M-18 4º-N-32 5º-O-32 6º-P-18 7º-Q-2 Em cada camada ou nível de energia, os elétrons se distribuem em subcamadas ou subníveis de energia, representados pelas letras s, p, d, f, em ordem crescente de energia. O número máximo de elétrons que cabe em cada subcamada, ou subnivel de energia, também foi determinado experimentalmente: Energia crescente: Subnível s p d f. Número máximo de elétrons respectivamente O número de subníveis que constituem cada nível de energia depende do número máximo de elétrons que cabe em cada nível. Assim, como no 1º nível cabem no máximo 2 elétrons, esse nível apresenta apenas um subnível s, no qual cabem os 2 elétrons. O subnível s do 1º nível de energia é representado por 1s. Como no 2º nível cabem no máximo 8 elétrons, o 2º nível é constituído de um subnível s, no qual cabem no máximo 2 elétrons, e um subnível p, no qual cabem no máximo 6 elétrons. Desse modo, o 2º nível é formado de dois subníveis, representados por 2s e 2p, e assim por diante. Resumindo: Nível Camada Nº máximo de elétrons Subníveis conhecidos 1º K 2 1s 2º L 8 2s e 2p 3º M 18 3s, 3p e 3d 4º N 32 4s, 4p, 4d e 4f 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d Ordem crescente de energia EXERCÍCIOS UEPA 2004 O corpo humano necessita de vários metais para o bom funcionamento de seu metabolismo, dentre eles os íons: 20 Ca 2+, 19 K +, 11 Na +, 26 Fe 3+. As distribuições eletrônicas desses íons metálicos, em seus últimos níveis, são respectivamente: a) 4s 2, 4s 1, 3s 1 e 4s 2 b) 4s 2, 4s 1, 3s 1 e 3d 6 c) 3s 1, 4s 1, 4s 2 e 4s 2 d) 3p 6, 3p 6, 2 p 6 e 4s 2 e) 3p 6, 3p 6, 2p 6 e 3d 5 UEPA 2005 As principais aplicações relativas ao enxofre se dão através da síntese do ácido sulfúrico, na vulcanização da borracha, na fabricação da pólvora e em fogos de artifício. Esse elemento químico apresenta o número atômico Z=16. Sua distribuição eletrônica é: a) 1s 2, 2s 2, 3s 2, 3p 6, 4s 4 b) 1s 2, 2s 2, 3s 2, 3p 4, 4s 6 c) 1s 2, 2s 2, 3s 2, 3p 5, 4s 5 d) 1s 2, 2s 2, 2p 6, 3s 2, 3p 4 e) 1s 2, 2s 2, 3s 2, 3p 7, 4s 4 5º O 32 5s, 5p, 5d e 5f 6º P 18 6s, 6p e 6d 7º Q 8 7s DIAGRAMA DE PAULING Linus Gari Pauling ( ), 1994), químico americano, elaborou um dispositivo prático que permite colocar todos os subníveis de energia conhecidos em ordem crescente de Prof. Caio Serrão 6

7 Química: 1ª Etapa A CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA DOS ELEMENTOS A HISTÓRIA DA TABELA PERIÓDICA Um pré-requisito necessário para construção da tabela periódica, foi a descoberta individual dos elementos químicos. Embora os elementos, tais como ouro (Au), prata (Ag), estanho (Sn), cobre (Cu), chumbo (Pb) e mercúrio (Hg) fossem conhecidos desde a antiguidade. A primeira descoberta científica de um elemento, ocorreu em 1669, quando o alquimista Henning Brand descobriu o fósforo. Durante os 200 anos seguintes, um grande volume de conhecimento relativo às propriedades dos elementos e seus compostos, foram adquiridos pelos químicos. Com o aumento do número de elementos descobertos, os cientistas iniciaram a investigação de modelos para reconhecer as propriedades e desenvolver envolver esquemas de classificação. A primeira classificação, foi a divisão dos elementos em metais e não-metais. Isso possibilitou a antecipação das propriedades de outros elementos, determinando assim, se seriam ou não metálicos. Veja, a seguir, um breve histórico: TRÍADES DE DÖBEREINER Em 1829, Johann W. Döbereiner teve a primeira idéia, com sucesso parcial, de agrupar os elementos em três - ou tríades. Essas tríades também estavam separadas pelas massas atômicas, mas com propriedades químicas muito semelhantes. A massa atômica do elemento central da tríade, era supostamente a média das massas atômicas do primeiro e terceiro membros. Lamentavelmente, muitos dos metais não podiam ser agrupados em tríades. Os elementos cloro, bromo e iodo eram uma tríade, lítio, sódio e potássio formavam outra. Elemento Cálcio Estrôncio Bário Massa atômica >>> ( )/2 = 88,5 137 PARAFUSO TELÚRICO DE CHANCOURTOIS Em 1863, A. E. Béguyer de Chancourtois dispôs os elementos numa espiral traçada nas paredes de um cilindro, em ordem crescente de massa atômica. Tal classificação recebeu o nome de parafuso telúrico. LEI DAS OITAVAS DE NEWLANDS Outro modelo foi sugerido em 1864 pôr John A.R. Newlands (professor de química no City College em Londres). Sugerindo que os elementos, poderiam ser arranjados num modelo periódico de oitavas, ou grupos de oito, na ordem crescente de suas massas atômicas. Este modelo colocou o elemento lítio, sódio e potássio juntos. Esquecendo o grupo dos elementos cloro, bromo e iodo, e os metais comuns como o ferro e o cobre. A idéia de Newlands, foi ridicularizada pela analogia com os sete intervalos da escala musical. A Chemical Society recusou a publicação do seu trabalho periódico (Journal of the Chemical Society). Nenhuma regra numérica, foi encontrada para que se pudesse organizar completamente os elementos químicos numa forma consistente, com as propriedades químicas e suas massas atômicas. A base teórica na qual os elementos químicos estão arranjados atualmente - número atômico e teoria quântica - era desconhecida naquela época e permaneceu assim pôr várias décadas As leis das oitavas de Newland TABELA DE MENDELEYEV Finalmente, Dimitri Ivanovitch Mendeleyev apresentou uma classificação, que é a base da classificação periódica moderna, colocando os elementos em ordem crescente de suas massas atômicas, distribuídos em oito colunas verticais e doze faixas horizontais. Verificou que as propriedades variavam periodicamente à medida que aumentava a massa atômica O parafuso telúrico de Chancourtois Prof. Caio Serrão 7

8 Química: 1ª Etapa Traçado original da tabela periódica publicada por Mendeleiev em 1 de março de 1869 no artigo histórico "Um sistema sugerido dos elementos" PERÍODOS As sete linhas horizontais, que aparecem na tabela anterior, são denominadas períodos. Devemos notar que: 1 Período Muito Curto Tem dois elementos H e He 2 Período Curto Tem oito elementos 3 Período Curto Tem oito elementos 4 Período Longo Tem 18 elementos 5 Período Longo Tem 18 elementos 6 Período Super longo Tem 32 elementos 7 Período Incompleto Tem 24 elementos Do Li ao Ne Do Na ao Ar Do K ao Kr Do Rb ao Xe Do Cs ao Rn Do Fr ao Ds COLUNAS, GRUPOS OU FAMÍLIAS A CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA MODERNA Além de ser mais completa que a tabela de Mendeleiev, a classificação periódica moderna apresenta os elementos químicos dispostos em ordem crescente de números atômicos. De fato, em 1913, Henry G. J. Moseley estabeleceu o conceito de número atômico, verificando que este valor caracterizava melhor um elemento químico do que sua massa atômica. A TABELA PERIÓDICA ATUAL As dezoito linhas verticais que aparecem na tabela são denominadas colunas, grupos ou famílias de elementos. Devemos assinalar sinalar que algumas famílias têm nomes especiais, a saber: Número da Coluna 1A 2A 6A 7A 8A Elementos Li,Na,K,Rb,Cs,Fr Be,Mg,Ca,Sr,Ba,Ra O,S,Se,Te,Po F,Cl,Br,I,At He,Ne,A Nome da Família Metais Alcalinos Metais Alcalinosterrosos Calcogênios Halogênios Gases Nobres É ainda importante considerar que o Hidrogênio (H - 1), embora apareça na coluna 1ª, não é um metal alcalino. Aliás, o hidrogênio é tão diferente de todos os demais elementos químicos que, em algumas classificações, prefere-se colocá-lo fora da Tabela Periódica. Prof. Caio Serrão 8

9 Química: 1ª Etapa CONFIGURAÇÕES ELETRÔNICAS DOS ELEMENTOS AO LONGO DA CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA 1. ELEMENTOS REPRESENTATIVOS: v Apresentam a última camada incompleta; v Apresentam configuração eletrônica terminando em Sub-Nível s ou p; v Pertencem as famílias (1 ou 1A, 2 ou 2A, 13 ou 3A, 14 ou 4A, 15 ou 5A, 16 ou 6A, 17 ou 7A ) v Apresentam fórmula geral Grupo FAMÍLIAS F.G. S.E. ELEMENTOS 1 /1A 2 /2A 13/3 A 14/4 A 15/5 A 16/6 A 17/7 A M. ALCALINOS M. A.TERROSOS ns 1 1 Li, Na, K, Rb, Cs, Fr ns 2 2 Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra BORO ns 2 np 1 3/13 B, Al, Ga, In, Tl ns 2 4/14 CARBONO np 2 C, Si, Ge, Sn, Pb NITROGÊNIO ns 2 CALCOGÊNIO HALOGÊNIOS np 3 ns 2 np 4 ns 2 np 5 ns 2 np x ( 1 à 5 ) 5/15 N, P, As, Sb, Bi 6/16 O, S, Se, Te,Po 7/17 F, Cl, Br, I, At EXERCÍCIOS 01- Qual o grupo de elementos que pertencem a família dos metais alcalinos. a) K, Na, Li b) O, S, Se c) K, Ca, Cl d) Ca, Ba, Mg e) F, Cl, Br 02- De acordo com a figura abaixo, os metais, semi-metais, não metais, gases nobres são representados respectivamente por: a) III, II, IV, I b) I, II, IV, III c) I,II, III, IV d) I, I, III, IV II I e) I, III, II, IV II 03- Dê a família e o período do átomo X de número atômico 20 e qual o possível elemento. a) família 1A, 4º período, K b) d) família 6A, 4º período, Cl c) família 2A, 4º período, Ca d) família 6A, 4º período, Cl e) família 7A, 4º período, Mg 04- O elemento que apresenta número atômico 16 é classificado como: a) transição externa d) representativo b) transição interna e) Hidrogênio c) gás nobre 05- Relacione corretamente as colunas: II III II I I. Família 1A ( )Ne V II. Família 2A ( )O V III Família 6A ( )Ca IV IV Família 7A ( )Na I a) I, II, IV, III, b) IV, III, II, I, c) V, II, I, III, d) V, IV, III, II, IV IV V gás nobre ( )Cl IV e) V, III, II, I, 06- O ar é uma mistura de vários gases. Dentre eles, são gases nobres: I GASES NOBRES II REPRESENTATIVOS III TRANSIÇÃO EXTERNA IV TRANSIÇÃO INTERNA a) nitrogênio, oxigênio, argônio b) argônio, hidrogênio, nitrogênio c) hélio, hidrogênio, oxigênio d) hélio, argônio, neônio e) nitrogênio, oxigênio, hidrogênio 07- Resolva a questão com base na análise das afirmativas a seguir: I- Em um mesmo período, os elementos apresentam o mesmo número de níveis Prof. Caio Serrão 9

10 Química: 1ª Etapa II- Os elementos do grupo 2A apresentam, na última camada, a configuração geral ns 2. III- Quando o Sub-Nível mais energético é tipo s ou p, o elemento é de transição. IV- Em um mesmo grupo, os elementos apresentam o mesmo número de camadas. Conclui-se que, com relação à estrutura da classificação periódica dos elementos, estão corretas as afirmativas: a) I e II d) II e IV b) I e III e) III e IV c) II e III 08- Relacione os elementos da coluna I com suas respectivas famílias da coluna II. COLUNA I COLUNA II 1- Na ( ) alcalino terroso(2a) 2- Ca ( ) calcogênio (6A) 3- O ( ) Gás nobre 4- Cl ( ) alcalino (1A) 5- Ne ( ) Halogênio (7A) a) 2, 3, 4, 1, 5 b) 2, 3, 5, 1, 4 c) 2, 3, 4, 5, 1 d) 1, 3, 4, 2, 5 e) 1, 3, 5, 2, Qual grupo de elementos apresenta elevada eletropositividade, maleabilidade e de 1 a 3 elétrons na última camada. a) Hidrogênio b) Metais c) Semi-metais d) Ametais e) Gases nobres 10- Qual a alternativa que apresenta um metal alcalino (1A), metal alcalino Terroso(2A), calcogênio (6A), halogênio (7A) e gás nobre respectivamente. a) K, Zn, C, N, He b) Ag, Ca, O, S, Ar. c) Ca Na, Cl, O, Xe d) Na, Ca, O, Cl, Ne e) K, Ba, N, O, Rn. 11- Se a distribuição eletrônica do átomo R é: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3 ; então, R: a) pertence ao subgrupo IIIA. b) apresenta o último orbital p completo c) pertence à família do nitrogênio d) é do grupo B e) está no 3º período da tabela periódica 12- Dos elementos X e Y, no estado fundamental, são: Prof. Caio Serrão X: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 Y: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 2 Identifique a afirmação incorreta: a) ambos pertencem ao 5º período da tabela periódica b) X é metal de transição interna c) Y é metal de transição d) possuem, respectivamente, números atômicos 38 e 40 e) X pertence à família 2A e Y à família 4B da tabela periódica 13- Um elemento químico A apresenta propriedades químicas semelhantes à do oxigênio. A pode ter configuração eletrônica: ( Dado: número atômico do oxigênio = 8). a) 1s 2 2s 2 2p 6 b) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 c) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 d) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p Na classificação periódica, os elementos de configuração: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 Estão, respectivamente, nos grupos: a) IVA e IVB d) IIA e IIB b) IVA e IIB e) IIB e IIA c) IVB e IIA 15- A que família e período pertence o átomo que apresenta os seguintes números quânticos para o elétron diferencial. n = 4 L= 1 m= +1 s = -1/2 a) família 5A e 4º período b) família 3A e 4º período c) família 4A e 3º período d) família 5A e 5º período e) família 5A e 3º período 16- Qual a classificação de um elemento que apresenta a seguinte representação n = 7 L = 0 m = 0 s = -1/2 para o elétron diferencial L e quais as propriedades por ele representadas. a) representativo, eletropositivo, volume atômico e eletronegatividade b) transição externa, volume atômico e densidade c) representativo, eletronegativo, afinidade eletrônica, potencial de ionização d) representativo, eletropositivo, raio atômico e caráter metálico e) transição externa, densidade, ponto de fusão e ponto de ebulição (UNESP) Os elementos I, II e III têm as seguintes configurações eletrônicas em suas camadas de valência: I: 3s 2 3p 3 II: 4s 2 4p 5 III: 3s 2 Com base nessas informações, assinale a alternativa errada a) O elemento I é um não-metal. b) O elemento II é um Halogênio. 10

11 Química: 1ª Etapa c) O elemento III é um metal alcalino-terroso. d) Os elementos I e III pertencem ao terceiro período da Tabela Periódica. e) Os três elementos pertencem ao mesmo grupo da Tabela Periódica (CESGRANRIO RJ) Analise as colunas a seguir e estabeleça a correta associação entre elas, de acordo com a classificação periódica. I. S a. actinídeo II. Ba b. alcalino III. Be c. alcalino-terroso IV. BK d. semimetal V. Br e. elemento de transição f. gás nobre g. halogênio h. calcogênio A associação correta é : a) I-c; II-b; III-b; IV-d ; V-e b) I-h; II-c; III-c; IV-a ; V-g c) I-e; II-f; III-f; IV-h ; V-d d) I-f; II-c; III-c; IV-h ; V-g e) I-h; II-b; III-b; IV-f ; V-h 19 - ( UECE) Dados os elementos químicos: G: 1s 2 J: 1s 2 2s 1 L: 1s 2 2s 2 M: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 Apresenta propriedades químicas semelhantes: a) G e L, pois são gases nobres. b) G e M, pois têm um elétron no subnível mais energético. c) J e G, pois são metais alcalinos. d) L e M, pois são metais alcalinos-terrosos (PUC-CAMPINAS) CAMPINAS) Os átomos isóbaros X e Y pertencem ao metal alcalino e ao alcalino-terroso do mesmo período da classificação periódica. Sabendo-se que X é formado por 37 prótons e 51 nêutrons, pode-se afirmar que o número atômico e de massa de Y são, respectivamente: a) 36 e 87 b) 37 e 87 c) 38 e 87 d) 38 e 88 e) 39 e (CESGRANRRIO-RJ) Dados os elementos de números atômicos 3, 9,11,12, 20, 37, 38, 47, 55, 56 e 75, assinale a opção que só contém metais alcalinos: a) 3,11, 37 e 55 b) 3, 9, 37 e 55 c) 9, 11, 38 e 55 d) 12, 20, 38 e 56 e) 12, 37, 47 e (CESGRANRIO-RJ) RJ) Assinale, entre os elementos abaixo, qual é o halogênio do 3.º período da Tabela Periódica: a) Alumínio b) Bromo c) Cloro d) Nitrogênio 23 - (CESGRANRIO-RJ) RJ) O elemento manganês (Mn 25 ) não ocorre livre na natureza e, combinado, encontra-se na forma de uma variedade de minerais, como pirolusita (MnO 2 ), manganita (MnO 3. H 2 O), ausmanita (Mn 3 O 4 ) e outros. Extraído dos seus minerais, pode ser empregado em ligas de aço (britadores, agulhas e cruzamentos ferroviários), ligas de baixo coeficiente térmico (bobinas de resistência), etc. A respeito desse elementos químicos, é correto afirmar que: a) É líquido em condições ambientais. b) Se trata de um ametal. c) Se trata de um metal alcalino-terroso. d) Os seus átomos possuem dois elétrons no subnível de maior energia. e) Os seus átomos possuem dois elétrons na camada de valência (UF Santa Maria) O elemento químico de configuração eletrônica 1s 2, 2s 2, 2p 6,3s 2,3p 6,4s 2,3d 10, 4p 6, 5s 2, 4d 10 5p 6,6s 2 4f 14,5d 10,6p 6, 7s 1 é classificado como: a) Halogênio. b) Elemento alcalino. c) Metal de transição externa. d) Elemento alcalino-terroso. e) Metal de transição interna Um átomo, cujo número atômico é 18, está classificado na tabela periódica como: a) Metal alcalino b) Metal alcalino-terroso c) Calcogênio d) Halogênio e) Gás nobre 26 - O subnível mais energético do átomo de um elemento no estado fundamental é 5p 4. Portanto, o seu número atômico e sua posição na Tabela Periódica será: a) 40, 5A e 4. período. b) 34, 4A e 4. período. c) 52, 6A e 5. período. d) 56, 6A e 5. período. e) 40, 5A e 5. período (UFSC) Os elementos que possuem na camada de valência: I) 4s 2 II) 3s 2 3p 6 III) 2s 2 2p 4 IV) 2s Robert Curi, Richard Smalley e Harold Kroto foram premiados com o Nobel de Química em 1996 por estudos relacionados com o fulereno, substância simples formada pelo elemento químico de configuração eletrônica 1s 2 2s 2 2p 2. Com relação a esse elemento, é correto afirmar que: a) Está localizado no 4 período da Tabela Periódica. b) Pertence à família dos metais alcalino-terrosos. c) É um metal, tem dois níveis de energia e pertence ao grupo 16 (6 A ) da Tabela Periódica. d) Tem dois elétrons na camada de valência. e) Tem número atômico igual a seis. Prof. Caio Serrão 11

12 Química: 1ª Etapa PROPRIEDADES PERIÓDICAS E APERIÓDICAS Aperiódicas: são aquelas que só aumentam ou só diminuem com o aumento do número atômico. Ex: numero de elétrons, calor específico. Periódicas: : são aquelas que crescem e decrescem seguidamente à medida que aumenta o número atômico. As principais propriedades periódicas são: Raio atômico: distancia do núcleo até o último elétron (elétron situado na camada de Valência). EXERCÍCIOS OBS: Rcátion < Rátomo Rânion > Rátomo OBS: Em uma serie isoeletrônica, quanto maior a quantidades de prótons menor o raio. Energia de ionização: energia absorvida quando um átomo perde elétrons (CESCEM) Dentre os pares de elementos abaixo existe um onde o primeiro elemento não deve ser mais eletronegativo do que o segundo: a) CI e Na b) O e P c) S e Se d) At e Pb e) Se e CI 02 - (ITA) Ordenando as eletronegatividades dos elementos cloro, ferro, sódio, enxofre e césio em ordem CRESCENTE, obtemos a seguinte seqüência das eletronegatividades: Afinidade eletrônica: energia liberada quando um átomo ganha elétrons. a) Cs, Na, Fe, S, CI b) Na, Cs, S, Fe, CI c) CI, S, Na, Cs, Fe d) Cs, Na, Fe, CI, S e) CI, Fe, Na, S, Cs 03 (PUC-RS) A alternativa que apresenta os elementos em ordem crescente de seus potenciais de ionização é: Outras Propriedades Periódicas: a) He, C, Be, Na b) Ne, F, O, Li c) Na, Ne, C, Li d) F, K, C, Be e) K, Na, N, Ne Prof. Caio Serrão 12

13 Química: ímica: 1ª Etapa ASSUNTO LIGAÇÕES QUÍMICAS GASES NOBRES Os gases nobres são muito pouco reativos, portanto se encontram naturalmente estáveis. Esta a propriedade é atribuída a distribuição eletrônica desses átomos. 2He -1s Ne -1s 2s 2p s2 3p6 Ar 1s 2s 2p s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 Kr 1s 36 54Xe - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 86Rn -1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 Segundo a escala de eletronegatividade de Linus Pauling, para uma ligação ser considerada iônica, a diferença de eletronegatividade dos átomos envolvidos deve ser maior ou igual a 1,7. Veja alguns exemplos: + Na Cl Observe que exceto o Hélio que apresenta distribuição 1s2, os demais apresentam 8 elétrons na camada de valência. Daí surgiu a Teoria do octeto, proposta por Willian Kossel e Gilbert Newton Lewis - por volta de ,9 + - K+ F- 3,0 = 3,0 0,9 = 2,1 (Ligação Iônica) 0,8 4,0 = 4,0 0,8 = 3,2 (Ligação Iônica) 3+ Al3+Cl3 1,5 3,0 = 3,0 1,5 = 1,5 (Ligação Covalente Polar) Um átomo para alcançar a estabilidade tem que ficar com a configuração eletrônica igual a de um gás nobre ou seja ficar com 8 elétrons na camada de valência, ou 2 semelhante ao Hélio, com distribuição ção igual a 1s ou seja dois elétrons na camada K. Resumindo: Portanto um átomo para ficar estável tem que ganhar, perder ou compartilhar elétrons para alcançar a estabilidade. Daí surge às ligações químicas. Valência - é o número de ligações feitas para alcançar alcança a estabilidade. LIGAÇÃO IÔNICA OU ELETROVALENTE Este tipo de ligação ocorre entre átomos que apresentam grande tendência em perder elétrons (metais) e átomos que apresentam grande tendência receber elétrons (não metais e hidrogênio). LIGAÇÃO IÔNICA METAL + AMETAL METAL + HIDROGENIO 4 elétrons (geralmente 1, 2 ou 3 elétrons) na Metais camada valência. Para alcançar a estabilidade perdem todos os elétronss da camada de valência, ou seja, formam cátions. Ametais 4 elétrons (geralmente 5, 6 ou 7 elétrons) na camada de valência. Para alcançar a estabilidade recebem o tanto de elétrons necessários para ficar com 8 elétrons na camada de valência, ou seja, formam ânions. Hidrogênio (1H) 1s1, para alcançar a estabilidade precisa de um elétron e fica com a distribuição semelhante ao Hélio (1s2). Os átomos que apresentam 4 elétrons na camada de valência da família 4A(14) da tabela periódica, são: Carbono, Silício e Germânio não-metais, não apresentam a tendência de "receber" quatro elétrons. Estanho e Chumbo Metais, apresenta presenta tendência de perder quatro elétrons para alcançar a estabilidade. FORMULAÇÃO DE COMPOSTOS IÔNICOS BINÁRIOS Regra prática para compostos iônicos. determinação da fórmula dos 13 Prof. Sarah Batalha Tecnolog

14 Química: 1ª Etapa PROPRIEDADES DOS COMPOSTOS IÔNICOS -São sólidos nas condições ambientes (T = 25 ºC, P = 1atm) devido a força de atração eletrostática entre cátions e ânions ser muito intensa. -São sólidos duros e quebradiços. -Apresentam altos pontos de fusão, devido também as forças de atração que são intensas. Exemplos: NaCl ponto de fusão = 800 ºC CaF 2 ponto de fusão = 1600 ºC -Quando em solução aquosa (dissolvidos em água) ou fundidos (líquidos), conduzem a corrente elétrica EXERCÍCIOS QUESTÃO 01 (UEL) Da combinação química entre átomos de magnésio e nitrogênio pode resultar a substância de fórmula Números atômicos: Mg (Z = 12); N (Z = 7). a) Mg 3 N 2 b) Mg 2 N 3 c) MgN 3 d) MgN 2 e) MgN QUESTÃO 02 (UEL) Têm-se dois elementos químicos A e B, com números atômicos iguais a 20 e 35, respectivamente. a) Escrever r as configurações eletrônicas dos dois elementos. Com base nas configurações, dizer a que grupo de tabela periódica pertence cada um dos elementos em questão. b) Qual será a fórmula do composto formado entre os elementos A e B? Que tipo de ligação existirá entre A e B no composto formado? Justificar. QUESTÃO 03 (UFRJ) O correto uso da tabela periódica permite determinar os elementos químicos a partir de algumas de suas características. Recorra à tabela periódica e determine: a) o elemento que tem distribuição eletrônica s 2 p 4 no nível mais energético, é o mais eletronegativo de seu grupo e forma, com os metais alcalinos terrosos, composto do tipo XY. b) o número atômico do elemento que perde dois elétrons ao formar ligação iônica e está localizado no 3 0 período da tabela periódica. QUESTÃO 04 (CESGRANSRIO) Quando o elemento X (Z =19) se combina com o elemento Y (Z =17), obtém-se um composto, cuja fórmula molecular e cujo tipo de ligação são, respectivamente: a) XY e ligação covalente apolar. b) X 2 Y e ligação covalente fortemente polar. c) XY e ligação covalente coordenada. d) XY 2 e ligação iônica. e) XY e ligação iônica. QUESTÃO 05 (MACKENZIE) Se o caráter iônico da ligação entre dois ou mais átomos de elementos químicos diferentes é tanto maior quanto maior for a diferença de eletronegatividade entre eles, a alternativa que apresenta a substância que possui caráter iônico mais acentuado é: Prof. Sarah Batalha (Números Atômicos: H = 1; F= 9; Na = 11; K = 19 e I = 53) a) Nal b) F 2 c) HI d) KI e) KF QUESTÃO 06 (UEL) Podem ser citadas como propriedades características de substâncias iônicas: a) baixa temperatura de ebulição e boa condutividade elétrica no estado sólido. b) baixa temperatura de fusão e boa condutividade elétrica no estado sólido. c) estrutura cristalina e pequena solubilidade em água. d) formação de soluções aquosas não condutoras da corrente elétrica e pequena solubilidade em água. e) elevada temperatura de fusão e boa condutividade elétrica quando em fusão. QUESTÃO 07 Consulte a Tabela Periódica e assinale a alternativa CORRETA sobre os elementos Lítio, Cálcio e Cloro: a) Os três elementos possuem as mesmas propriedades químicas. b) O Lítio possui elétrons nas camadas K, L e M. c) O átomo de Cloro, ao doar um elétron, se transforma em um ânion. d) O Lítio e o Cálcio se ligam com o Cloro formando LiCl e CaCl 2. e) O Lítio e o Cálcio são chamados de metais alcalinoterrosos. QUESTÃO 08 (PUCCAMP/2000) Os átomos de certo elemento metálico possuem, cada um, 3 prótons, 4 nêutrons e 3 elétrons. A energia de ionização desse elemento está entre as mais baixas dos elementos da tabela periódica. Ao interagir com halogênio, esses átomos têm alterado o seu número de: a) prótons, transformando-se se em cátions. b) elétrons, transformando-se se em ânions. c) nêutrons, mantendo-se eletricamente neutros. d) prótons, transformando-se se em ânions. e) elétrons, transformando-se se em cátions. QUESTÃO 09 (UEL) Átomos de número atômico 3 e número de massa 7 ao reagirem com átomos de número atômico 8 e número de massa 16 o fazem na proporção, em átomos, respectivamente, de: a) 1:1, formando composto iônico. b) 1:1, formando composto molecular. c) 1:2, formando composto molecular. d) 2:1, formando composto iônico. e) 3:1, formando composto iônico. QUESTÃO 10 Um elemento metálico X reage com enxofre, originando um composto de fórmula XS. Um outro elemento Y, também metálico, ao reagir com enxofre, origina um composto de fórmula Y 2 S. Responda: a) Em que grupo da Tabela Periódica estariam os elementos X e Y. b) Qual o símbolo de dois elementos que poderiam corresponder a X e Y. 14

15 Química: 1ª Etapa ASSUNTO LIGAÇÃO COVALENTE LIGAÇÃO COVALENTE NORMAL É a ligação que ocorre entre átomos que precisam ganhar elétrons para atingir a estabilidade. Esta ligação acontece através do compartilhamento de elétrons dos átomos ligados. A ligação covalente é também chamada de ligação molecular. Este tipo de ligação ocorre entre: AMETAL + AMETAL AMETAL + HIDROGÊNIO Exemplos: 1. Molécula de hidrogênio (H 2 ). Fómula Eletrônica Fórmula Estrutural EX 2 : Ácido Nítrico (HNO 3 ) EX 3 Ácido Clórico (HClO 3 ) 2. Gás Oxigênio (O 2 ) Fómula Eletrônica 3. Gás Amônia (NH 3 ) Fómula Eletrônica Fórmula Estrutural Fórmula Estrutural Observação: Um composto é classificado como molecular quando apresenta exclusivamente ligações covalentes. Quando a estrutura apresenta pelo menos uma ligação iônica o composto é classificado como composto iônico, independente de outras ligações que tenha na Fórmula. LIGAÇÃO METÁLICA Como o próprio nome indica é a ligação química entre metais. Os metais apresentam baixa energia de ionização alta eletropositividade, ou seja, grande facilidade em perder elétrons na sua camada de valência formando os cátions. Temos uma quantidade muito grande destes cátions envolvidos por uma quantidade enorme de elétrons livres. Dizemos que os cátions estão envolvidos por um "mar de elétrons". LIGAÇÃO COVALENTE DATIVA OU COORDENADA A ligação covalente dativa ocorre através do "empréstimo" de um par de elétrons. Para efetuar a ligação covalente dativa o átomo tem que estar estável. A ligação dativa é representada por uma seta ( ) Exemplos: 1. Ozônio (O 3 ) Fómula Eletrônica Fórmula Estrutural 2. Dióxido de enxofre (SO 2 ) FÓRMULAS ESTRUTURAIS DE ALGUNS COMPOSTOS TERNÁRIOS A teoria do octeto não explica a ligação metálica PROPRIEDADES DOS METAIS: -Sólidos nas condições ambientes. -São bons condutores de calor e eletricidade. -São dúcteis e maleáveis. -Apresentam brilho metálico característico. -Possuem altos pontos de fusão e ebulição. - São resistentes a tração. -São densos. LIGAS METÁLICAS: Consiste na união de 2 ou mais metais, podendo ainda incluir não matais, mas sempre com predominância dos elementos metálicos. LIGA MATÁLICA CONSTITUINTES OURO 18K Ouro e cobre BRONZE Cobre e Estanho LATÃO Cobre e Zinco SOLDA Estanho e Chumbo AÇO Ferro e Carbono EX 1 : Ácido Fosfórico (H 3 PO 4 ) Prof. Sarah Batalha 15

16 Química: 1ª Etapa CODUTIVIDADE ELÉTRICA DOS COMPOSTOS FASE IÔNICO COVALENTE MATÁLICO SÓLIDA Não conduz Não conduz CONDUZ LÍQUIDA CONDUZ Não conduz CONDUZ SOLUÇÃO CONDUZ Não conduz* Não conduz * Os ácidos e amônia conduzem eletricidade em solução aquosa. QUESTÃO 01 (UFV/2003) A Folha de S. Paulo (03/03/2002) informounos que o monóxido de carbono (CO), produzido pela queima de combustível dos veículos, e o ozônio (O 3 ) são responsáveis pelo florescimento excessivo das quaresmeiras na cidade de São Paulo. As afirmativas abaixo referem-se ao ozônio (O 3 ) e ao monóxido de carbono (CO). I - O monóxido de carbono é formado por duas ligações covalentes normais e uma dativa. II - As ligações químicas entre os átomos de oxigênio na molécula de ozônio são iônicas. III - O ozônio é formado somente por ligações covalentes normais. IV - A molécula do ozônio possui 1 ligação dativa e 2 normais. As afirmativas CORRETAS são: a) II e IV.b) I e II. c) I e IV. d) II e III. e) III e IV. QUESTÃO 02 P e Cl têm, respectivamente, 5 e 7 elétrons na camada de valência. a) Escreva a fórmula de Lewis do tricloreto de fósforo. b) Qual é o tipo de ligação formada? QUESTÃO 03 O ácido hipocloroso é formado por um átomo de hidrogênio (Z=1), ligado a um átomo de oxigênio (Z=8) que está ligado a um átomo de cloro (Z=17). Como podemos representar a sua fórmula estrutural plana? QUESTÃO 04 A molécula do etileno (eteno) é formada por dois átomos de carbono (Z=6) e quatro átomos de hidrogênio (Z=1). Sabendo-se que os átomos de carbono estão ligados entre si e que os átomos de hidrogênio estão ligados aos carbonos, qual a fórmula estrutural plana prevista para o etileno? QUESTÃO 05 (FEI) As moléculas do monóxido de carbono (CO) e do dióxido de carbono (CO 2 ) possuem diferenças nas suas estruturas moleculares. Assinale a alternativa correta: Dados:C (Z = 6); O (Z = 8) a) CO tem ligações iônicas e CO 2 ligações covalentes b) CO tem duas ligações covalentes simples e CO 2 tem duas ligações covalentes simples e duas dativas. c) ambas possuem duas ligações covalentes dativas d) CO possui duas ligações covalentes simples e uma dativa e CO 2 possui quatro ligações covalentes simples QUESTÃO 06 (UNITAU) Somando-se o número de ligações covalentes dativas das moléculas: HNO 3, SO 3 e HClO 4, teremos um valor igual a: a) 4. b) 5. c) 6. d) 7. e) 8. Prof. Sarah Batalha QUESTÃO 07 (UNICAMP) A uréia (CH 4 N 2 O) é o produto mais importante de excreção do nitrogênio pelo organismo humano. Na molécula da uréia, formada por oito átomos, o carbono apresenta duas ligações simples e uma dupla, o oxigênio uma ligação dupla, cada átomo de nitrogênio três ligações simples e cada átomo de hidrogênio uma ligação simples. Átomos iguais não se ligam entre si. Baseando-se nestas informações, escreva a fórmula estrutural da uréia, representando ligações simples por um traço (-) e ligações duplas por dois traços (=). QUESTÃO 08 (CESGRANRIO) A ligação química entre dois átomos genéricos, X e Y será: a) iônica, se, e somente se, X e Y forem não-metais do grupo 7A. b) covalente, se, e somente se, X for metal alcalino e Y, halogênio. c) covalente normal, se X e Y forem átomos do mesmo nãod) covalente dativa, se formada por pares eletrônicos tendo metal. sempre um elétron de X e outro de Y. e) covalente coordenada, se X e Y se agruparem em forma de reticulados cristalinos. QUESTÃO 09 (UNIRIO/2004) O dióxido de carbono (CO 2 ) é um gás essencial no globo terrestre. Sem a presença deste gás, o globo seria gelado e vazio. Porém, quando este é inalado em concentração superior a 10 %, pode levar o indivíduo à morte por asfixia. Este gás apresenta em sua molécula um número de ligações covalentes igual a: a) 4 b) 1 c) 2 d) 3 e) 0 QUESTÃO 10 (UFF/2002) Para o estudo das relações entre o tipo de ligação química e as propriedades físicas das substâncias X e Y, sólidas à temperatura ambiente, foi realizado um experimento que permitiu as seguintes constatações: I) A substância X, no estado sólido, não conduz a corrente elétrica, porém, no estado líquido, a conduz. II) A substância Y não conduz a corrente elétrica no estado sólido nem no estado líquido. Pode-se, então, concluir que: a) As substâncias X e Y são covalentes. b) As substâncias X e Y são iônicas. c) A substância X é iônica e a substância Y é covalente. d) A substância X é um metal. e) A substância Y é um metal. QUESTÃO 11 (UFC) Nenhuma teoria convencional de ligação química é capaz de justificar as propriedades dos compostos metálicos. Investigações s indicam que os sólidos metálicos são compostos de um arranjo regular de íons positivos, no qual os elétrons das ligações estão apenas parcialmente localizados. Isto significa dizer que se tem um arranjo de íons metálicos distribuídos em um "mar" de elétrons móveis. Com base nestas informações, é correto afirmar que os metais, geralmente: a) têm elevada condutividade elétrica e baixa condutividade térmica. b) são insolúveis em água e possuem baixa condutividade elétrica. c) conduzem com facilidade a corrente elétrica e são solúveis em água. d) possuem elevadas condutividades elétrica e térmica. 16

17 Química: 1ª Etapa ASSUNTO POLARIDADE E GEOMETRIA MOLECULAR POLARIDADE DAS LIGAÇÕES Importante: : Quando dois átomos são diferentes, no entanto é comum um deles puxar o par eletrônico compartilhado para o seu lado. É o que acontece, por exemplo, na molécula de HCl. H Cl A atração do par eletrônico para o Cl é considerado mais eletronegativo que o hidrogênio, por isso, a molécula HCl é considerado uma ligação covalente polar.mas, se dois átomos são iguais como Cl 2, não há razão para um par atrair mais do que o outro;... teremos uma ligação covalente apolar, ou seja, o que determina o tipo de ligação entre dois átomos é a diferença de eletronegatividade entre eles. Resumindo: Temos uma ligação covalente polar se no composto molecular, entre os elementos ligados, houver diferença de eletronegatividade, ou seja, as substâncias moleculares compostas. Temos uma ligação covalente apolar se não houver diferença de eletronegatividade entre os átomos ligados, ou seja, substâncias moleculares simples. GEOMETRIA E POLARIDADE DAS MOLÉCULAS Quando temos uma molécula diatômica (apenas dois átomos) não há outra disposição possível que não seja num ângulo de 180º, ou seja, a molécula é linear (X 2 ou XY). RESUMINDO: Diferença de eletronegatividade ( ) H 2 H H G: Apolar HCl H - Cl G: Polar Ligação Covalente Polar Ligação Iônica. 0 Ligação Covalente Apolar. 0 < < 1,7 1,7 1,7 Fórmula Molecular Pares eletrônicos livres do átomo central Ausência Geomet ria molecul ar Linear Polaridade Apolar Temos na tabela a eletronegatividade de cada elemento segundo Linus Pauling. EX 2 Presença Angular Polar Ausência Trigonal Plana Apolar EX 3 Presença Piramidal Polar EX 4 Ausência Tetraédri ca Apolar Exemplos: O gás Cloro - substância altamente tóxica e bactericida, usada no tratamento da água, apresenta fórmula Cl 2. Cl-Cl 3-3 = 0 Quando a diferença de eletronegatividade é igual a zero temos uma ligação 100% covalente denominada - Ligação Covalente Apolar. O ácido clorídrico, quando impuro é comercializado como ácido muriático, muito usado para limpeza, apresenta fórmula HCl. H Cl 3,0-2,1 = 0,9 Ligação Covalente Polar. APLICAÇÕES QUESTÃO 01 A polaridade da molécula é, muitas vezes, determinante para suas propriedades físico-químicas, como por exemplo, pontos de ebulição e fusão, e solubilidade. Sobre a polaridade das moléculas NF 3 e BF 3 julgue os itens a seguir: ( ) a molécula BF 3 é menos polar do que NF 3 porque o boro é mais eletronegativo que o nitrogênio ( ) a molécula BF 3 é apolar porque tem estrutura trigonal planar ( ) a molécula NF 3 é polar porque tem estrutura trigonal planar ( ) a molécula NF 3 é mais polar que BF 3 porque o nitrogênio é mais eletronegativo que o boro ( ) a molécula NF 3 é polar porque tem estrutura piramidal. Prof. Diellem Santos 17

18 Química: 1ª Etapa QUESTÃO 02 (UFPI/2000) Moléculas polares são responsáveis pela absorção de energia de microondas. Assinale abaixo a substância que mais provavelmente absorverá nesta região. a) BeCl 2 b) H 2 O c) CCl 4 d) CO 2 e) BF 3 QUESTÃO 03 (PUC-MG/2001) Sejam dadas as seguintes moléculas: H 2 O, BeH 2, BCl 3 e CCl 4. As configurações espaciais dessas moléculas são, respectivamente: a) angular, linear, trigonal, tetraédrica. b) angular, trigonal, linear, tetraédrica. c) angular, linear, piramidal, tetraédrica. d) trigonal, linear, angular, tetraédrica. QUESTÃO 04 (UFF/2001) A capacidade que um átomo tem de atrair elétrons de outro átomo, quando os dois formam uma ligação química, é denominada eletronegatividade. Esta é uma das propriedades químicas consideradas no estudo da polaridade das ligações. Assinale a opção que apresenta, corretamente, os compostos H 2 O, H 2 S e H 2 S e em ordem crescente de polaridade. a) H 2 Se < H 2 O < H 2 S b) H 2 S < H 2 Se < H 2 O c) H 2 S < H 2 O < H 2 Se d) H 2 O < H 2 Se < H 2 S e) H 2 Se < H 2 S < H 2 O QUESTÃO 05 (UFRS) O modelo de repulsão dos pares de elétrons da camada a de valência estabelece que a configuração eletrônica dos elementos que constituem uma molécula é responsável pela sua geometria molecular. Relacione as moléculas com as respectivas geometrias: Dados: Números atômicos: H (Z = 1), C (Z = 6), N (Z = 7), O (Z = 8), S (Z = 16) QUESTÃO 06 (UFRS) O momento dipolar é a medida quantitativa da polaridade de uma ligação. Em moléculas apolares, a resultante dos momentos dipolares referentes a todas as ligações apresenta valor igual a zero. Entre as substâncias covalentes a seguir. I CH 4 II CS 2 III - HBr IV N 2 Quais as que apresentam a resultante do momento dipolar igual a zero? a) Apenas I e II b) Apenas II e III c) Apenas I, II e III. d) Apenas I, II e IV. e) I, II, III e IV. QUESTÃO 07 (UNIRIO) Uma substância polar tende a se dissolver em outra substância polar. Com base nesta regra, indique como será a mistura resultante após a adição de bromo (Br 2 ) à mistura inicial de tetracloreto de carbono (CCl 4 ) e água (H 2 O). a) Homogênea com o bromo se dissolvendo completamente na mistura. b) Homogênea, com o bromo se dissolvendo apenas no CCl 4. c) Homogênea, com o bromo se dissolvendo apenas na H 2 O. d) Heterogênea, com o bromo se dissolvendo principalmente no CC 4. e) Heterogênea, com o bromo se dissolvendo principalmente na H 2 O. QUESTÃO 08 (MACKENZIE) Observando-se o comportamento das substâncias s nos sistemas a seguir, é INCORRETO afirmar que: Coluna I - Geometria molecular 1 - linear 2 tetraédrica 3 - trigonal plana. 4 - angular 5 - piramidal 6 - bipiramide trigonal. Coluna II - Moléculas ( ) N 2 ( ) PH 3 ( ) BF 3 ( ) SO 2 ( ) CF 4 A relação numérica, de cima para baixo, da coluna II, que estabelece a seqüência de associações corretas é a) b) c) d) e) a) o óleo deve ser solúvel em tetracloreto de carbono. b) a água e o óleo não são miscíveis, por serem ambos apolares. c) juntando-se os conteúdos dos sistemas I, II e III, obtémd) a sacarose é um composto polar. e) o óleo é menos denso que a se uma mistura heterogênea. água. Prof. Diellem Santos 18

19 Química: 1ª Etapa ASSUNTO FORÇÃS INTERMOLECULARES São forças (ligações) entre moléculas polares e apolares, são elas que definem várias caracteristicas dos compostos moleculares como ponto o de fusão e ponto de ebulição e solubilidade. Estas ligações (forças) entre moléculas também podem ser chamadas de forças de Van der Walls, físico holândes que propôs sua existência. TIPOS DE LIGAÇÕES INTERMOLECULARES: FORÇA DE DIPOLO INDUZIDO OU TEMPORÁRIO OU FORÇA DE LONDON Este tipo de atração ocorre em moléculas polares ou apolares, mas é a única das moléculas apolares. Observe a figura : Ponte de hidrogênio> Dipolo-dipolo> dipolo induzido OBS: Em moléculas com o mesmo tipo de força de atração a substância com o maior ponto de ebulição será a que possui maior massa molar ou elemento mais eletronegativo EXERCÍCIOS PARA OS VENCEDORES QUESTÃO 01 (UNICAMP) Considere três substâncias CH 4, NH 3 e H 2 O e três temperaturas de ebulição: 373K, 3K, 112K e 240K. Levandose em conta a estrutura e a polaridade das moléculas destas substâncias, pede-se: a) Correlacionar as temperaturas de ebulição às substâncias. b) Justificar a correlação que você estabeleceu. QUESTÃO 02 (MACKENZIE) Relativamente às substâncias HF e NaF, fazem-se as seguintes afirmações. [Dados: H (Z = 1); Na (1A) e F (7A)] FORÇAS DE DIPOLO-PERMANENTE PERMANENTE OU DIPOLO- DIPOLO Este tipo de força de atração (ligação) entre moléculas é exclusividade de moléculas polares, pois estas apresentam os polos positivo e negativos permanentes. Exemplo: HCl no estado sólido. I - Pertencem à mesma função inorgânica. II - Somente o HF forma pontes de hidrogênio. III - O HF é molecular enquanto o NaF é uma substâncias iônica. IV - Apresentam o mesmo tipo de ligação em sua estrutura. São corretas apenas: a) I e IV. b) II e III. c) II e IV. d) I e II. e) I e III. QUESTÃO 03 (CESGRANRIO) Observe a tabela de pontos de ebulição: PONTES DE HIDROGÊNIO As pontes de hidrogênio surgem em moléculas onde o hidrogênio está diretamente ligado ao flúor, ao oxigênio ou a nitrogênio. PONTO DE FUSÃO E EBULIÇÃO A diferença básica entre os estados físicos é a distância das partículas. Portanto mudar o estado físico da matéria é criar condições de temperatura e pressão para aproximar partículas ou afasta-las dependendo do que se queira. Quanto mais intensas as forças de atração, maior à temperatura de fusão e ebulição. Prof. Gleicy Kelly O ponto de ebulição da água é anômalo em relação aos demais compostos da família do oxigênio porque: a) as moléculas da água são mais leves. b) existem pontes de hidrogênio entre as moléculas da água. c) existem Forças de Van Der Waals entre as moléculas da água. d) somente a molécula da água é apolar. e) as demais substâncias decompõem-se termicamente. QUESTÃO 04 (CESGRANRIO) Analise o tipo de ligação química existentes nas diferentes substâncias: Cl 2, HI, H 2 O e NaCl, e assinale a alternativa que as relaciona em ordem crescente de seu respectivo ponto de fusão: a) Cl 2 < HI < H 2 O < NaCl b) Cl 2 < NaCl < HI < H 2 O c) NaCl < Cl 2 < H 2 O < HI 19

20 Química: 1ª Etapa d) NaCl < H 2 O < HI < Cl 2 e) HI < H 2 O < NaCl < Cl 2 QUESTÃO 05 (PUCCAMP) Considere o texto adiante. "Nos icebergs, as moléculas polares da água associam-se por... (I)...; no gelo seco, as moléculas apolares do dióxido de carbono unem-se por... (II).... Conseqüentemente, a 1,0 atmosfera de pressão, é possível prever que a mudança de estado de agregação do gelo ocorra a uma temperatura... (III)... do que a do gelo seco." Para completá-lo lo corretamente, I, II e III devem ser substituídos, respectivamente, por: a) I - forças de London; II - pontes de hidrogênio; III - menor b) I - pontes de hidrogênio; II - forças de van der Waals; III - maior c) I - forças de van der Waals; II - pontes de hidrogênio; III - maior d) I - forças de van der Waals; II - forças de London; III - menor e) I - pontes de hidrogênio; II - pontes de hidrogênio; III maior QUESTÃO 06 (UFC/2004) Recentemente, uma pesquisa publicada na revista Nature (Ano: 2000, vol.405, pg. 681,) mostrou que a habilidade das lagartixas (víboras) em escalar superfícies lisas como uma parede, por exemplo, é resultado de interações intermoleculares. Admitindo que a parede é recoberta por um material apolar e encontra-se seca, assinale a alternativa que classifica corretamente o tipo de interação que prevalece entre as lagartixas e a parede, respectivamente: a) íon - íon. b) íon - dipolo permanente. c) dipolo induzido - dipolo induzido. d) dipolo permanente - dipolo induzido. e) dipolo permanente - dipolo permanente. QUESTÃO 07 (PUC-RIO/2002) Para responder à questão, numere a Coluna B, que contém algumas fórmulas de substâncias químicas, de acordo com a Coluna A, na qual estão relacionados tipos de atrações intermoleculares. Coluna A 1 - pontes de hidrogênio 2 - dipolo induzido-dipolo induzido 3 - dipolo-dipolo Coluna B ( ) HF ( ) Cl 2 ( ) CO 2 ( ) NH 3 ( ) HCl A numeração correta da Coluna B, de cima para baixo, é a) b) c) d) e) Prof. Gleicy Kelly QUESTÃO 08 Ao aquecermos uma molécula de DNA ocorre desnaturação, ou seja, separação de duas cadeias de poli nucleotídeos. As ligações químicas do durante a desnaturação do DNA são do tipo: a) Covalente b) Iônica c) Dipolo induzido- dipolo induzido d) Ponte de Hidrogênio e) Dipolo Dipolo Permanente QUESTÃO 09 A transferência de elétrons e indução de cargas elétricas ocorrem respectivamente: a) Ligações iônicas e força de Van der waals b) Ligação Covalente e Ponte de Hidrogênio c) Ligação Metálica e Ponte de Hidrogênio d) Ligações covalentes e Ligações Dativas. e) Ligação covalente e Dipolo Permanente QUESTÃO 10 (UFV) Sabe-se que a fusão da manteiga ocorre com uma temperatura menor que do que a fusão do NaCl. A explicação a esse fato se dá: a) A força das ligações covalentes é menor que a ligação iônica b) A força das ligações covalentes é maior que a ligação iônica c) As forças intermoleculares na manteiga são mais intensas do que as forças entre os íons do NaCl d) As forças intermoleculares da manteiga são menores do que as forças entre os íons do NaCl e) As forças intermoleculares são maiores que as intramoleculares. QUESTÃO 11 (UFLA) Na tabela, a coluna da esquerda contêm tipos de ligações íons e moléculas no estado sólido. Na direita cntém a fórmula de algumas substâncias(considere-as no estado sólido. A associação correta entre os termos das duas coluna é: a) 1-5; 2-7; 3-8; 4-6 b) 1-6; 2-5; 3-7; 4-8 c) 1-6; 2-5; 3-8; 4-7 d) 1-8; 2-7; 3-6; 4-5 e) 1-7; 2-5; 3-6; 4-8 QUESTÃO 12 Um professor de química pediu a seus alunos que fizessem um gráfico para representar o ponto de ebulição dos hidretos das colunas 15,16,17 da classificação periódica. O gráfico elaborado foi o seguinte: a) Iônica b) Van Der Waals c) Metálica d) LIgação Hidrogênio e) Covalente QUESTÃO 13 Durante a evaporação da gasolina, são rompidas : a) Ligação Iônica b) Ligação Covalente c) Ponte de Hidrogênio d) Dipolo instantâneo Dipolo Induzido e) Dipolo Permanente COMPOSTOS INORGÂNICOS 20

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