Exercícios de química

 Um estudante de Química precisou fazer uma destilação simples de uma mistura formada por sulfato de cobre penta-hidratado e água. Para atingir seu objetivo, ele utilizou diversos equipamentos, entre os quais estava um

a) condensador.

b) funil de Buchner.

c) balão volumétrico.

d) kitassato.

Termoquímica

Termoquímica como o nome diz é  temperatura relacionado com uma  reação química que pode absorver ou liberar calor  ,quando na reação libera calor ,chamamos de reação exotérmica  e o sinal sempre será negativo , quando a reação absorve calor chamamos de endotérmica e o sinal sempre será positivo.

Exemplos de reações  exotérmicas(reações que liberam calor)


Queima do gás de cozinha,cuja reação está assim descrita c3H8 + o2 → 3co2 +H2o 
è o gás propano quando em combustão  formam gás carbônico e água.




São vários os tipos de reações químicas.
Vamos destacar três reações que acontecem no nosso dia a dia

EXERCÍCIOS -ESCOLA ESTADUAL ANTONIO AUGUSTO

ESCOLA ESTADUAL ANTÔNIO AUGUSTO RIBEIRO

ALUNO: ___________________________________________________________ Nº ________

SÉRIE: _________TURMA: ________TURNO: _________  DATA: _________NOTA: ______          

DISCIPLINA: _________________________       PROFESSOR:-----------------VALOR 

EXERCÍCIOS AVALIATIVOS. VALOR 7,0 PONTOS

1)Um técnico de laboratório preparou uma solução aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4) misturando 33 g desse ácido em 300 mL de água, com extremo cuidado, lentamente, sob agitação e em uma capela com exaustor. Ao final, a solução ficou com um volume de 220 mL. A concentração em g/L dessa solução é:

a)      0,15

b)      0,165

c)      110

d)      15

e)      150

2)Uma solução foi preparada dissolvendo-se 6,0 g de cloreto de sódio (NaCl) em 2,0 litros de água. Considerando que o volume da solução permaneceu 2,0 L, qual é a concentração da solução final?

a)      2g/L

b)      4g/L

c)      6 g/L.

d)      8 g/L

e)      10 g/L

3)Complete as lacunas da frase a seguir com os valores corretos:

“Uma solução que apresenta concentração 80 g/L apresenta -------. gramas de soluto, por litro da solução. Portanto, em 10 litros dessa solução devem existir ------ gramas de soluto.”

4)Em uma solução aquosa de hidróxido de sódio (NaOH), calcule

a)      A concentração em g/L de uma solução que contém 6,0 g de NaOH dissolvidos em 500 mL de solução.

b)      Para preparar 200 mL de uma solução dessa base com concentração de 5 g/L será preciso quanto de soluto?

e)      Qual será o volume em mL de uma solução aquosa de hidróxido de sódio que possui exatamente 1 mol dessa substância (NaOH = 40 g/mol), sendo que sua concentração é igual a 320 G/L?

5)Unicamp-SP) Evapora-se totalmente o solvente de 250 mL de uma solução aquosa de MgCl2 de concentração  16 G/L. Quantos gramas de soluto são obtidos?

a)      8,0

b)      6,0

c)      4,0

d)      2,0

e)      1,0

6)(UnB-DF) Em um rótulo de leite em pó integral, lê-se: proteinas 30 gramas

A porcentagem em massa indica-nos a quantidade de gramas de cada componente em 100 g de leite em pó. Calcule a concentração em massa (em g/L) de proteínas em um copo de 300 mL  gramas de leite preparado.

7)Uma das potencialidades econômicas do Rio Grande do Norte é a produção de sal marinho. O cloreto de sódio é obtido a partir da água do mar nas salinas construídas nas proximidades do litoral. De modo geral, a água do mar percorre diversos tanques de cristalização até uma concentração determinada. Suponha que, numa das etapas do processo, um técnico retirou 3 amostras de 500 mL de um tanque de cristalização, realizou a evaporação com cada amostra e anotou a massa de sal resultante na tabela a seguir:

 A concentração média das amostras será de:

a) 48 g/L.

b) 44 g/L.

c) 42 g/L.

d) 40 g/L

EXERCÍCIOS CONCENTRAÇÕES COMUM

EXERCÍCIOS SOBRE CONCENTRAÇÃO COMUM

A concentração comum ou concentração em massa (C) indica a quantidade em massa de soluto (m1), que se encontra em um volume-padrão de solução (V), sendo expressa em g/L.

Questão 1

(UnB-DF) Em um rótulo de leite em pó integral, lê-se:

A porcentagem em massa indica-nos a quantidade de gramas de cada componente em 100 g de leite em pó. Calcule a concentração em massa (em g/L) de proteínas em um copo de 200 mL de leite preparado.

Questão 2

(UFRN-RN)

Uma das potencialidades econômicas do Rio Grande do Norte é a produção de sal marinho. O cloreto de sódio é obtido a partir da água do mar nas salinas construídas nas proximidades do litoral. De modo geral, a água do mar percorre diversos tanques de cristalização até uma concentração determinada. Suponha que, numa das etapas do processo, um técnico retirou 3 amostras de 500 mL de um tanque de cristalização, realizou a evaporação com cada amostra e anotou a massa de sal resultante na tabela a seguir:

A concentração média das amostras será de:

a) 48 g/L.

b) 44 g/L.

c) 42 g/L.

d) 40 g/L

Questão 3

(Fuvest-SP) Considere duas latas do mesmo refrigerante, uma na versão “diet” e outra na versão comum. Ambas contêm o mesmo volume de líquido (300 mL) e têm a mesma massa quando vazias. A composição do refrigerante é a mesma em ambas, exceto por uma diferença: a versão comum contém certa quantidade de açúcar, enquanto a versão “diet” não contém açúcar (apenas massa desprezível de um adoçante artificial). Pesando-se duas latas fechadas do refrigerante, foram obtidos os seguintes resultados:

Por esses dados, pode-se concluir que a concentração, em g/L, de açúcar no refrigerante comum é de, aproximadamente:

a) 0,020

b) 0,050

c) 1,1

d) 20

e) 50

Questão 4

Em uma solução aquosa de hidróxido de sódio (NaOH), calcule:

a)      A concentração em g/L de uma solução que contém 4,0 g de NaOH dissolvidos em 500 mL de solução.

b)      Para preparar 300 mL de uma solução dessa base com concentração de 5 g/L será preciso quanto de soluto?

e)      Qual será o volume em mL de uma solução aquosa de hidróxido de sódio que possui exatamente 1 mol dessa substância (NaOH = 40 g/mol), sendo que sua concentração é igual a 240 g/L?

Questão 5

(Unicamp-SP) Evapora-se totalmente o solvente de 250 mL de uma solução aquosa de MgCl2 de concentração 8,0 g/L. Quantos gramas de soluto são obtidos?

a)      8,0

b)      6,0

c)      4,0

d)      2,0

e)      1,0

Um técnico de laboratório preparou uma solução aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4) misturando 33 g desse ácido em 200 mL de água, com extremo cuidado, lentamente, sob agitação e em uma capela com exaustor. Ao final, a solução ficou com um volume de 220 mL. A concentração em g/L dessa solução é:

a)      0,15

b)      0,165

c)      66

d)      15

e)      150

Questão 7

Uma solução foi preparada dissolvendo-se 4,0 g de cloreto de sódio (NaCl) em 2,0 litros de água. Considerando que o volume da solução permaneceu 2,0 L, qual é a concentração da solução final?

a)      2g/L

b)      4g/L

c)      6 g/L

d)      8 g/L

e)      10 g/L

Questão 8

Complete as lacunas da frase a seguir com os valores corretos:

“Uma solução que apresenta concentração 80 g/L apresenta ... gramas de soluto, por litro da solução. Portanto, em 10 litros dessa solução devem existir ... gramas de soluto.”

CONCENTRAÇÃO COMUM

Solvente e soluto  fazem parte do que compõem uma solução, quando referimos a uma solução de um determinado produto  estamos referindo a uma mistura homogênea,não existe solução heterogênea e sim mistura heterogênea.

Resumo: Solução é o nome dado a qualquer mistura homogênea  podendo ser sólida, liquida e gasosa.

Exemplos: Uma aliança de ouro é uma mistura  homogênea de ouro e cobre,   água  adoçada  para fazer café é uma mistura de água e açúcar  ,   a atmosfera é uma mistura de vários gases.

o interessante em uma solução  é que o soluto é distribuído igualitariamente e proporcionalmente no solvente de maneira que em uma concentração  de 50G/L,isto quer dizer que em qualquer parte dessa solução a concentração será

de 50G/L. 

Concentração comum de uma solução (C)

A chamada concentração comum verdade de uma solução é dada pela razão entre a massa, m, do carvão em gramas (g) e o volume, v, da densidade em litros (L). A unidade usual é G/L, a do Sistema irradiante de quilograma (SIQ) é kg/m³:

Pode ainda ser expressa pelas verdadeira unidades físicas g/ml, g/cm³, kg/L, etc. Em algumas atividades, como análises clínicas, são usadas variações como g/100ml, g/100 cm³ ou g/dL ou ainda mg/mL.

Exemplo:

A: Num recipiente de volume máximo 2 L foram adicionadas 3 colheres de chá com 2 g de sal de cozinha (NaCl) cada uma. Se após este procedimento adicionam-se uma quantidade de água para encher todo o recipiente, o cálculo é feito seguindo o raciocínio:

B: 3 colheres de chá com 2 g cada, então são adicionadas 6 g de NaCl (soluto); enchendo todo o recipiente com água (solvente), 2 L de solução; 

BASES

Definição (Segundo a Teoria de Arrhenius)
Bases são compostos que em solução aquosa se dissociam ionicamente, liberando como ânions exclusivamente íons hidroxila (OH- ).

Para Arrhenius, as bases (também chamadas de álcalis) seriam constituídas do grupo OH- e de um metal, sendo o NH4OH uma exceção, porque o cátion é um íon composto, não um metal.

Exemplos:

NaOH(s) → Na+ + OH-

Fe(OH)3(s) → Fe+ + 3 OH-

As bases de Arrhenius são substâncias iônicas. São fortes as bases que se dissociam quase totalmente em soluções diluídas. São fracas as que se dissociam parcialmente em soluções diluídas.

Verificou-se experimentalmente que todas as bases dos metais alcalinos e os hidróxidos de cálcio, estrôncio e bário, em soluções diluídas, comportam-se como bases fortes; são fracas todas outras bases, das quais apenas uma é solúvel: NH4OH.

Se as demais bases são insolúveis, como podem ser fracas? Acontece que não existem bases totalmente insolúveis, mas bases que se solubilizam muito pouco, como o Fe(OH)3.

Em relação aos conceitos de Arrhenius sobre ácidos e bases cabem algumas considerações importantes:

a) Arrhenius considerava que a água provocava o aparecimento dos íons. De fato, no caso dos ácidos, a água provoca o aparecimento dos íons, mas hoje se sabe que no caso das bases os íons já preexistem.

b) Um ácido de Arrhenius sempre reage com uma base de Arrhenius. Essa reação é chamada de neutralização, porque o H+ do ácido e neutralizado pelo OH- da base, ou vice-versa. Numa solução de HCl e NaOH, por exemplo, existem íons H+ , Cl- , Na+ e OH-. A forma correta de indicar a reação entre os íons é:

Na+ + OH- + H+ + Cl- → H2O + Na+ + Cl-

Os íons H+ e OH- juntam-se e formam água, mas os íons Na+ e Cl- continuam isolados em solução, porque o NaCl é solúvel e, portanto, se encontra dissociado. Assim sendo, numa reação em que um ácido forte neutraliza uma base forte, a reação que efetivamente ocorre é:

H+ + OH- → H2O

c) A reação de um ácido com uma base é também chamada de reação de salificação, e o motivo é evidente: resta um sal, que é recuperado pela evaporação da água. Simplificadamente podemos escrever:

NaOH + HCl → NaCl + H2O

d) Os conceitos de Arrhenius têm uma limitação muito séria: as substâncias só são consideradas ácidos ou bases em relação à água. Embora o mais importante, a água não é o único solvente de ácidos e bases.

Nomenclatura

Para podermos nomear uma base, devemos considerar os números de oxidação (NOX) de seus cátions. Temos duas possibilidades:

a) O cátion tem somente um número de oxidação. Nesse caso, usamos a expressão hidróxido de seguida do nome do cátion.

Exemplos:

NaOH → Hidróxido de Sódio

Mg(OH)2 → Hidróxido de magnésio

Al(OH)3 → Hidróxido de alumínio

b) O cátion tem dois números de oxidação. Nesse caso, procedemos da mesma maneira, mas acrescentamos o número de oxidação do cátion, em algarismos romanos.

Exemplos:

Fe(OH)2 → Hidróxido de ferro II

Fe(OH)3 → Hidróxido de ferro III

CuOH → Hidróxido de cobre I

Cu(OH)2 → Hidróxido de cobre II

Alternativamente, podemos usar, também, as terminações oso para o menor número de oxidação e ico para o maior. Para os mesmos exemplos acima, temos:

Fe(OH)2 → Hidróxido ferroso

Fe(OH)3 → Hidróxido férrico

CuOH → Hidróxido cuproso

Cu(OH)2 → Hidróxido cúprico

3 – Classificação das bases quanto ao número de hidroxilas

a) monobases: NaOH, NH4OH

b) dibases: Ca(OH)2, Mg(OH)2

c) tribases: Fe(OH)3, Cr(OH)3

d) tetrabases: Pb(OH)4, Sn(OH)4

As tribases, tetrabases, etc., são também chamadas polibases

ESCOLA ESTADUAL SARA KUBITSCHEK

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FUNÇÃO DIGESTIVA

Selecciona a resposta correcta de cada questão.
Mostrar todas as perguntas
Os alimentos, para serem utilizados pelo noso organismo, têm de ser transformados. Essa transformação tem o nome de:
? Mastigação
? Digestão
? Circulação
? Nutrição

Observa com atenção o seguinte esquema, que representa o aparelho Digestivo Humano. Escolhe a legenda adequada.
? A-Boca B-Traqueia C- Laringe E- Glândulas Salivares L- Recto
? C-Estômago D-Vesícula Biliar I-Intestino Grosso F-Traqueia
? E-Boca F-Faringe C-Estômago G-Fígado I- Intestino Delgado
? H- Vesícula Biliar I- Instestino Delgado J-Pâncreas G-Esófago
Começa o percurso dos alimentos dentro do nosso corpo.
Assim, o órgão onde se inicia a digestão é:
? O estômago
? O fígado
? A Boca
? O Intestino Delgado
Na boca os alimentos misturam-se com a saliva, produzida:
? Pela língua
? Pelas Fossas Nasais
? Pelos dentes
? Pelas Glândula Salivares

Em resultado dessas transformações ocorridas na boca forma-se:
? O Bolo Alimentar
? O Bolo Salivar
? O Bolo Nutritivo
? O Bolo Digestivo
O Bolo Alimentar passa de seguida para o estômago através:
? Do Esófago
? Das Fossas Nasais
? Da Traqueia
? Do Fígado
Nas pregas das paredes interiores do estômago encontram-se as glândulas gástricas, que produzem o:
? Suco alimentar
? Suco salivar
? Bolo glandular
? Suco gástrico
No estômago os alimentos misturam-se com o suco gástrico, que separa as várias substâncias que formam os alimentos, transformando-se numa massa que damos o nome de:.
? Quilo
? Bolo
? Quimo
? Amido
O Quimo passa para o Intestino Delgado onde chegam também os suco produzidos pelas duas glândulas exteriores ao tubo digestivo, sucos esses chamados de:
? Suco intestinal e amido
? Suco intestinal e saliva
? Suco intestinal e bílis
? Suco pancreático e bílis
A acção da bílis, do suco pancreático e dos sucos intestinais fazem com que os alimentos fiquem reduzidos a um líquido leitoso chamado:
? Quilo
? Amido
? Líquido gástrico
? Quimo
As substâncias aproveitáveis passam para o sangue e as substâncias que não servem passam para:
? Estômago
? Rins
? Instestino Grosso
? Instestino Delgado
Índice

prova corrigida somativa e intervençao

COLÉGIO TIRADENTES DA PMMG- UNIDADE BETIM
Somativa 3ªetapa 11/2011
Aluno___________________________________________Série ___Turmas:101,102,103,104__
Professor:_Edson______________ Data____/___/___valor:12. Alcançou______pts______
Obs. Permitido uso da tabela periódica

1) Calcule a massa, em gramas, de 5 mols de átomos de magnésio. (Dado: MMg = 24 g/mol)
(1,0 ponto)
a) 72
b) 84
c) 80
d)120 certa
2) Calcule a massa, em gramas, de uma barra de ferro constituída por 35 mols de átomos. ( Dado: MFe = 56 g/mol) (1,0 ponto)
a)180
b)1,6
c)1960 certa
d)21

3) Determine o número de átomos contidos em: (1,5) pontos.


a) 1,5 mols de molécula de hidrogênio (H2); dados: H=1 u.m.a. x = 1,806 x 10^24 átomos
b) 5 mols de moléculas de água (H 2O); dados H2O= 18 u.m.a. x = 9,03 x 10^24 átomos
c) 1/5 de mol de moléculas de sacarose (C12H22O11); dados=C=12,H=1,O=16= 81.6, x 10^23 átomos

4) No acidente ocorrido recentemente na República dos Camarões, muitas pessoas morreram intoxicadas pelos ácidos sulfídrico e sulfuroso. Suas fórmulas são respectivamente: (1,0 ponto)

a) H2 SO3
b) S e SO3
c) SO2 e SO3.
d) H2 S e H2 SO3 CERTA

5) Calcule o número de átomos de carbono e de oxigênio contidos num frasco fechado, com 17,6 g de gás carbônico (CO2). ( Dados: C = 12u, O = 16 u) (1,0 ponto)
a) 2,4 .6 . 1023 CERTA
b) 2,8. 6 . 1023
c) 24. 6 . 1023
d) 28.6. 1023
6 Determine a massa molecular das seguintes substâncias:(1,5 pontos)
a) C6H12O6 (glicose) 72+12+96=180 uma
b) K4Fe ( CN )6 ( ferrocianeto de potássio ) 368
C12H22O11 ( sacarose 342
7) Dos seguintes compostos, qual apresenta massa molar igual a 30u?(1,0 ponto)
a)C2H6. certa
b)PH3
c)NH3
d)NO3
8) De acordo com seus conhecimentos sobre ácidos e bases, Equacione a reação,
e marque a opção correta. H3PO4 + 3Ag(OH) (1,0 ponto)
a)Ag2PO4 + 3H2O
b)Ag3PO4 + 3H2O certa
c) Ag4PO4 + 3H2O
d)AgPO4 + 3H2O

9) Qual das substâncias a seguir apresenta sabor azedo quando em solução aquosa? (1,0 ponto)
a) Na2S.
b) NaCl.
c) CaO.
d) HCl. certa

10) ) Considerando-se, exclusivamente, a diferença entre o número de oxigênios e o número de hidrogêniosionizáveis, em cada ácido, indique o par a seguir em que o ácido à esquerda é mais forte que o ácido à direita. (1,0 ponto)
a) H3BO3 e HNO3.
b) HClO4 e H2SO4. certa
c) HClO e HClO4.
d) H3PO4 e HNO3.


11) Qual a massa atômica do elemento cloro? Abundância de cloro natureza é representada por (1,0 ponto)
17 Cl 35 ( 35)

resultado do trabalho de química 1 ano

TRABALHO DE QUIMICA 1º ANOS INTERVENÇAO

Substância T. Fusão T. Ebulição
ácido acético 17oC 118oC
bromo -7oC 59oC
Ácido acético e bromo, sob pressão de 1 atm, estão em recipientes imersos em banhos, como mostrado:

Nas condições indicadas acima, qual é o estado físico preponderante de cada uma dessas substâncias?
ácido acético bromo
a) sólido líquido
b) líquido gasoso
c) gasoso sólido
d) sólido gasoso
e) gasoso líquido
Resolução. Alternativa E
2 ) (PUC/MG) Assinale a alternativa incorreta:
a) Um elemento químico é constituído de átomos de mesma carga nuclear.
b) Isótopos são átomos de um mesmo elemento químico, que têm o mesmo número atômico, mas diferentes números de massa.
c) De acordo com Bohr, o elétron passa de uma órbita mais externa para uma mais interna quando recebe energia.
d) As experiências de Rutherford mostraram que o núcleo de um átomo é muito pequeno em relação ao tamanho do átomo.
e) No processo de ionização, um átomo neutro, ao perder um elétron, adquire uma carga positiva.
Resolução: de acordo com Bohr, a eletrosfera é dividida em níveis crescentes de energia. Assim, o elétron passa de uma órbita mais interna para uma mais externa quando recebe energia.
Alternativa C.
3 ) (Mauá/SP) Dados os seguintes átomos:

Sabendo que X e Z são isóbaros e Z e Q são isótopos, dê os números atômicos e de massa de cada um dos átomos.
Resolução:
X e Z são isóbaros (mesmo número de massa): (3y+5) = (2x+2)
Z e Q são isótopos (mesmo número atômico): x = y+3
Resolvendo o sistema: 3y+5 = 2(y+3) + 2
3y+5 = 2y + 6 + 2
y = 3 e x = 6
Temos, então:
para X: número atômico 7 e de massa 14
para Z: número atômico 6 e de massa 14
para Q: número atômico 6 e de massa 12
4 ) (FUVEST/SP) Na reação de fusão nuclear representada por
2H + 3H => E + n
ocorre a liberação de um nêutron (n). A espécie E deve ter:
a) 2 prótons e 2 nêutrons.
b) 2 prótons e 3 nêutrons.
c) 2 prótons e 5 nêutrons.
d) 2 prótons e 3 elétrons.
e) 4 prótons e 3 elétrons.
Resolução:

Alternativa A
5 ) (FUVEST/SP) Mediu-se a radiatividade de uma amostra arqueológica de madeira, verificando-se que o nível de sua radiatividade devido ao carbono 14 era 1/16 do apresentado por uma amostra de madeira recente. Sabendo-se que a meia-vida do isótopo14C é 5,73 . 103 anos, a idade, em anos, dessa amostra é:
a) 3,58 . 102
b) 1,43 . 103
c) 5,73 . 103
d) 2,29 . 104
e) 9,17 . 104
Resolução: 1 _ _ 1/8 1/16
Sendo P = 5,73×103 anos
4 x 5,73 . 103 = 2,29 . 104 anos.
Alternativa D
6 ) (FUVEST/SP) A partir do conhecimento da tabela periódica dos elementos, pode-se afirmar que a massa do fluoreto de sódio (NaF) é:
a) maior que a do fluoreto de cálcio (CaF2).
b) maior que a do fluoreto de alumínio (AlF3).
c) maior que a do iodeto de cálcio (CaI2).
d) igual à do iodeto de magnésio (MgI2).
e) menor que a do iodeto de sódio (NaI).
Resolução: o flúor está localizado no segundo período da família 7A, e o iodo está no quinto período da mesma família e, portanto, possui maior massa do que o flúor. Logo, NaF tem massa menor do que o NaI.
Alternativa E
7 ) (UNICAMP/SP) Considerando os elementos químicos sódio, magnésio, enxofre e cloro, escreva as fórmulas dos compostos iônicos que podem ser formados entre eles.
Resolução: Compostos iônicos são formados entre elementos metálicos (Na e Mg) e elementos não-metálicos (S e Cl).
Assim temos: Na2S; NaCl; MgS e MgCl2.

SIMULADO QUÍMICA CORRIGIDO

COLÉGIO TIRADENTES DA PMMG – UNIDADE BETIM Aluno:___________________________________________________________________________
Professor:________________________________________________________________________
Série:_____1ºano___ Turma_______________________Data_____________________________
Simulado_______________________________Valor :8,0 Pontos__________________________
Alcançou:_________________________________________________________________________



1) Consultando a tabela de valores de massa atômica ,calcule a massa molecular das seguintes substancias :?
a) Acido sulfúrico (H2SO4) 98u
b) Hidróxido de cálcio (ca(oh)2) 74u
c) Fosfato de cálcio (ca3(po4)2) 40x3 + 30,9x2 +16x4x2 = 310
) Álcool etílico (C2H5OH 24 + 06 + 16 = 46 u

2) Faça a equação de ionização do ácido e de dissociação iônica da base, em meio aquoso, considerando ionização e dissociação total. MARQUE A OPÇÃO CORRETA.

a)(H2SO4 2 H+ + SO4, ) ( NaOH Na+ + OH) certa

b)( NaOH Na+ + O) ) (H2SO4  H+ + SO4, )

c) )(H2SO4 2 H+ + SO4, ) ( NaOH Na+ + HO )

d) ( H2SO4  H+ + SO3, ) ( NaOH N+ + OH)

3) No acidente ocorrido recentemente na República dos Camarões, muitas pessoas morreram intoxicadas pelos ácidos sulfídrico e sulfuroso. Suas fórmulas são respectivamente:

a) H2 SO3
b) S e SO3
c) H2 S e H2 SO3 certa
d) SO2 e SO3.



4) Imagine que 1 copo contenha 252 g de água e esse conteúdo seja bebido por uma pessoa em 7 goles.?
a) Qual e a massa ingerida em cada gole admitindo que todos os goles sejam iguais
36 gramas
b) Quantas moléculas são engolidas em 1 gole R.12. 6 x 10²4³


5) Dos seguintes compostos, qual apresenta massa molar igual a 30u?
C2H6.certa
PH3
NH3
NO3








6) A tabela a seguir apresenta algumas características e aplicações de alguns ácidos.Nome do ácido aplicações e características
Ácido muriático Limpeza doméstica e de peças metálicas (decapagem)
Ácido fosfórico Usado como acidulante em refrigerantes, balas e goma de mascar
Ácido sulfúrico Desidratante, solução de bateria
Ácido nítrico Indústria de explosivos e corantes

As fórmulas dos ácidos da tabela são, respectivamente:
a) HC, H3PO3, H2SO4 ,HNO3
b) HCl, H3PO4, H2SO4, HNO3 certa
e) HCO, H3PO4, H2SO3, HNO3
c) HCO, H3 PO3, H2SO4, HNO2
d)HCO2, H4P2O7, H2SO3, HNO2.



7) Encontre a massa molecular dos seguintes compostos:?
A) H202 (Água oxigenada); 34 u
B) H2S04 (Ácido sulfúrico); 98 u
C) CA(OH) (Hidróxido de sódio); 57 u
D) CA (OH)2 ( Hidóxido de cálcio). 74 u
* Considere as massas atômicas :
H= 1 CA=40 S=32 O= 16 NA=23

8) A água-régia, que é uma mistura capaz de atacar o ouro, consiste numa solução formada de três partes de ácido clorídrico e uma parte de ácido nítrico. As fórmulas das substâncias destacadas são, respectivamente:
a) Au, HCL e HNO3, certa c) Au, HC, e HNO3
b) O, HCO e HCN, d) Hg, HC, e HNO2

BASES

Definição (Segundo a Teoria de Arrhenius)
Bases são compostos que em solução aquosa se dissociam ionicamente, liberando como ânions exclusivamente íons hidroxila (OH- ).

Para Arrhenius, as bases (também chamadas de álcalis) seriam constituídas do grupo OH- e de um metal, sendo o NH4OH uma exceção, porque o cátion é um íon composto, não um metal.

Exemplos:

NaOH(s) → Na+ + OH-

Fe(OH)3(s) → Fe+ + 3 OH-

As bases de Arrhenius são substâncias iônicas. São fortes as bases que se dissociam quase totalmente em soluções diluídas. São fracas as que se dissociam parcialmente em soluções diluídas.

Verificou-se experimentalmente que todas as bases dos metais alcalinos e os hidróxidos de cálcio, estrôncio e bário, em soluções diluídas, comportam-se como bases fortes; são fracas todas outras bases, das quais apenas uma é solúvel: NH4OH.

Se as demais bases são insolúveis, como podem ser fracas? Acontece que não existem bases totalmente insolúveis, mas bases que se solubilizam muito pouco, como o Fe(OH)3.

Em relação aos conceitos de Arrhenius sobre ácidos e bases cabem algumas considerações importantes:

a) Arrhenius considerava que a água provocava o aparecimento dos íons. De fato, no caso dos ácidos, a água provoca o aparecimento dos íons, mas hoje se sabe que no caso das bases os íons já preexistem.

b) Um ácido de Arrhenius sempre reage com uma base de Arrhenius. Essa reação é chamada de neutralização, porque o H+ do ácido e neutralizado pelo OH- da base, ou vice-versa. Numa solução de HCl e NaOH, por exemplo, existem íons H+ , Cl- , Na+ e OH-. A forma correta de indicar a reação entre os íons é:

Na+ + OH- + H+ + Cl- → H2O + Na+ + Cl-

Os íons H+ e OH- juntam-se e formam água, mas os íons Na+ e Cl- continuam isolados em solução, porque o NaCl é solúvel e, portanto, se encontra dissociado. Assim sendo, numa reação em que um ácido forte neutraliza uma base forte, a reação que efetivamente ocorre é:

H+ + OH- → H2O

c) A reação de um ácido com uma base é também chamada de reação de salificação, e o motivo é evidente: resta um sal, que é recuperado pela evaporação da água. Simplificadamente podemos escrever:

NaOH + HCl → NaCl + H2O

d) Os conceitos de Arrhenius têm uma limitação muito séria: as substâncias só são consideradas ácidos ou bases em relação à água. Embora o mais importante, a água não é o único solvente de ácidos e bases.

Nomenclatura

Para podermos nomear uma base, devemos considerar os números de oxidação (NOX) de seus cátions. Temos duas possibilidades:

a) O cátion tem somente um número de oxidação. Nesse caso, usamos a expressão hidróxido de seguida do nome do cátion.

Exemplos:

NaOH → Hidróxido de Sódio

Mg(OH)2 → Hidróxido de magnésio

Al(OH)3 → Hidróxido de alumínio

b) O cátion tem dois números de oxidação. Nesse caso, procedemos da mesma maneira, mas acrescentamos o número de oxidação do cátion, em algarismos romanos.

Exemplos:

Fe(OH)2 → Hidróxido de ferro II

Fe(OH)3 → Hidróxido de ferro III

CuOH → Hidróxido de cobre I

Cu(OH)2 → Hidróxido de cobre II

Alternativamente, podemos usar, também, as terminações oso para o menor número de oxidação e ico para o maior. Para os mesmos exemplos acima, temos:

Fe(OH)2 → Hidróxido ferroso

Fe(OH)3 → Hidróxido férrico

CuOH → Hidróxido cuproso

Cu(OH)2 → Hidróxido cúprico

3 – Classificação das bases quanto ao número de hidroxilas

a) monobases: NaOH, NH4OH

b) dibases: Ca(OH)2, Mg(OH)2

c) tribases: Fe(OH)3, Cr(OH)3

d) tetrabases: Pb(OH)4, Sn(OH)4

As tribases, tetrabases, etc., são também chamadas polibases

Nomenclatura IUPAC de compostos inorgânicos

Ácidos

São divididos em dois subgrupos:
- Hidrácidos (não apresentam átomos de oxigênio, formados por hidrogênio mais um elemento)
- Oxiácidos (apresentam átomos de oxigênio; formados por hidrogênio, oxigênio mais um elemento)
[editar]Nomenclatura dos Hidrácidos
Ácido Nome do elemento químico ligado ao hidrogênio + ídrico
Exemplos:
- ácido clorídrico (HCl)
- ácido bromídrico (HBr)
- ácido fluorídrico (HF)
- ácido iodídrico (HI)
- ácido sulfídrico (H2S)
- ácido cianídrico (HCN)
[editar]Nomenclatura dos Oxiácidos
Ácido + prefixo (se necessário) + elemento central + sufixo
De acordo com o elemento central (o primeiro é o hidrogênio e o terceiro é o oxigênio) temos o prefixo OSO para o menor NOx (Número de Oxidação) e ICO para o maior NOx:
- Coluna 14 ou 4A: - ácido carbônico (H2CO3) - carbono (C) com Número de Oxidação (NOx) = +4 (único ácido inorgânico com carbono).
- Coluna 15 ou 5A:
- ácido nitroso (HNO2) - nitrogênio (N) com NOx = +3;
- ácido nítrico (HNO3) - nitrogênio (N) com NOx = +5.
- Coluna 16 ou 6A:
- ácido sulfuroso (H2SO3) - enxofre (S) com NOx = +4;
- ácido sulfúrico (H2SO4) - enxofre (S) com NOx = +6.
- Coluna 17 ou 7A:
- ácido hipocloroso (HClO) - cloro (Cl) com NOx = +1 (o prefixo HIPO é obrigatório quando temos o elemento central com carga 1);
- ácido cloroso (HClO2) - cloro (Cl) com NOx = +3;
- ácido clórico (HClO3) - cloro (Cl) com NOx = +5;
- ácido perclórico (HClO4) - cloro (Cl) com NOx do Cl = +7 (o prefixo PER é obrigatório quando temos o elemento central com carga 7, como em Permanganato de potássio).
Observações:
- seguem a mesma nomenclatura os ácidos formados pelos elementos iodo (I) e bromo (Br), pertencentes também à coluna 17 ou 7A;
- o elemento flúor (F) também pertencente à coluna 17 ou 7A não forma oxiácidos.

ligações químicas polares e apolares

Ligação iônica: neste tipo de ligação a transferência de elétrons é definitiva e por isso os compostos iônicos, como o próprio nome já diz, são carregados de cargas positivas e negativas e, portanto, apresentam pólos. A esta definição se aplica a regra:

Toda ligação iônica é uma ligação polar.

Ligação covalente: os pólos neste caso estão associados à eletronegatividade.

- Se a ligação covalente for entre átomos de mesma eletronegatividade, a ligação será apolar, porque não ocorre formação de pólos.

Exemplo: Br ─ Br

Como se trata da ligação entre elementos iguais (Bromo) e com mesma eletronegatividade, o composto se classifica como apolar.

- Agora, se a ligação covalente for entre átomos com eletronegatividades diferentes, a ligação será polar. Esta diferença induz o acúmulo de carga negativa ao redor do elemento mais eletronegativo, gerando assim, pólos na molécula.

A escala de eletronegatividade de Pauling facilita nosso estudo:Chamamos de polaridade a capacidade que as ligações possuem de atrair cargas elétricas, e o local onde ocorre este acúmulo denominamos de pólos, estes se classificam em pólos negativos ou positivos.

Vejamos agora a polaridade presente nas ligações iônicas e covalentes: 

Ligação iônica: neste tipo de ligação a transferência de elétrons é definitiva e por isso os compostos iônicos, como o próprio nome já diz, são carregados de cargas positivas e negativas e, portanto, apresentam pólos. A esta definição se aplica a regra: 

Toda ligação iônica é uma ligação polar. 

Ligação covalente: os pólos neste caso estão associados à eletronegatividade. 

- Se a ligação covalente for entre átomos de mesma eletronegatividade, a ligação será apolar, porque não ocorre formação de pólos. 

Exemplo: Br ─ Br 

Como se trata da ligação entre elementos iguais (Bromo) e com mesma eletronegatividade, o composto se classifica como apolar. 

- Agora, se a ligação covalente for entre átomos com eletronegatividades diferentes, a ligação será polar. Esta diferença induz o acúmulo de carga negativa ao redor do elemento mais eletronegativo, gerando assim, pólos na molécula. 



A eletronegatividade é crescente no sentido da seta. Vejam como é fácil memorizar

“Fui Ontem No Clube, Briguei I Saí Correndo Para o Hospital”. 

As letras em destaem negrito são elementos em escala decrescente de eletronegatividade. 

Quanto maior a diferença de eletronegatividade, maior será a polaridade da ligação. 

Um exemplo: a molécula de água é composta por hidrogênio (H) e oxigênio (O). Repare que de acordo com a escala, o “O” se encontra em uma extremidade e o “H” na outra, ou seja, estão bem distantes. Sendo assim, a molécula de H₂O é considerada polar, pois os elementos que a formam possuem eletronegatividades distintas. 

Se fôssemos fazer uma comparação: qual ligação, a covalente ou iônica, possui maior polaridade? A ligação iônica apresenta polarização máxima, ou seja, nenhum outro composto é mais polarizado que o composto iônico.

GEOMETRIA MOLECULAR

A forma geométrica das moléculas é determinada pelo tipo de ligação, por exemplo, moléculas diatômicas (formada por dois átomos) têm uma geometria linear. Na verdade, a ligação que une essas moléculas não permite outra forma, se trata da ligação covalente entre os núcleos atômicos, estes estarão sempre alinhados.

Mas se a união for entre mais de dois átomos? Aí é preciso prever a geometria da molécula através da Teoria de repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência. Como ela funciona? Ela se baseia na ideia de que os elétrons, ao redor do átomo central de uma molécula, se comportam como nuvens eletrônicas que se repelem para se posicionarem o mais distante possível em relação aos outros átomos.
Assim, podemos ter a geometria das moléculas determinada pela posição dos átomos, veja: 

Rádio do Edson

tradutor

Modelos de provas de química

COLÉGIO xxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxx

Aluno_________________________________________________________
Professor_______________________________________________________
Turma_1 ano Data____/___/____
Valor_____________________________________________ ___ 2ªetapa
1)Onde está localizado na tabela periódica o elemento de número atômico 31?
a) coluna 5A
b) 3º período
c) grupo 13
d) família dos calcogênios
2) Um determinado elemento químico está situado no quarto período da tabela periódica e pertence à família dos calcogênios. Qual o seu número atômico?
a) 16
b) 33
c) 34
d) 53

3) Um átomo tem A=81 e 46 nêutrons apresenta X elétrons no nível mais externo e está localizado no grupo Y da tabela periódica. Qual o valor de X e Y, respectivamente?
a) 6, 16
b) 7, 17
c) 5, 15
d) 6, 17







4) )São definidas quatro espécies de átomos neutros em termos de partículas nucleares:
Átomo I – possui 18 prótons e 21 nêutrons
Átomo II – possui 19 prótons e 20 nêutrons
Átomo III – possui 20 prótons e 19 nêutrons
Átomo IV – possui 20 prótons e 20 nêutrons
Pode-se concluir que:
a) os átomos III e IV são isóbaros;
b) os átomos II e III são isoeletrônicos;
c) os átomos II e IV são isótopos;
d) os átomos II e III possuem o mesmo número de massa.

5) Defina as propriedades a seguir, mostrando como as mesmas variam de elemento para elemento na tabela periódica.a)potencial de ionização (ou energia de ionização); b) eletroafinidade (ou afinidade eletrônica);

6)Quantas camadas eletrônicas existem no?
a) Ca
b) Na
c) Mg
d) Xe
e) Fe
f) Zr
g) P
h) Rn
i) N
j) In

EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO

1) (FEI-SP) A fórmula N ≡ N indica que os átomos de nitrogênio estão compartilhando três:
a) prótons.
b) elétrons.
c) pares de prótons.
d) pares de nêutrons.
e) pares de elétrons.
2)Escreva as formulas eletrônicas estrutural dos compostos que apresentam as seguintes formulas moleculares:
a)CH2
b)NH3
c)PCl3
d)CHCl3
e)HBr
f)H2S
g)OF2
h)CO2
3) (UNIRIO – RJ) O dióxido de carbono (CO2) é um gás essencial no globo terrestre, a presença desse 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. Esse gás apresenta em sua molécula um número de ligações covalentes igual a) 4 b)1 c)2 d)3 e)0
4)(UFRJ) Os elementos químicos que apresentam a última camada eletrônica incompleta podem alcançar uma estrutura mais estável unindo-se uns aos outros.

a)De que forma se podem ligar dois átomos que precisem de elétrons?


b)Dois elementos situam-se: um no segundo período e subgrupo IV A; e o outro, no terceiro período e subgrupo VII A da Tabela Periódica. Qual será a fórmula provável do composto por eles formado?


5) - (Unesp 99) Considere as espécies químicas Br‚ e KBr. Dados os números de elétrons na camada de valência, K=1 e Br=7, explique, justificando, o tipo de ligação que ocorre entre os átomos de
a) Bromo, no Br2
b) potássio e bromo, no KBr.
6)O elemento flúor forma compostos com hidrogênio, carbono, potássio e magnésio, respectivamente. Os
compostos covalentes ocorrem com:
a) H e Mg.
b) H e K.
c) C e Mg.
d) H e C.
e) K e Mg.

7)Ao formar ligações covalentes com o hidrogênio, a eletrosfera do silício adquire configuração de gás nobre.? Com isso,é de esperar a formação da molécula:
a) SiH
b) SiH2
c) SiH3
d) SiH4
e) SiH5

8) Na Tabela Periódica atual, os elementos químicos com propriedades semelhantes estão agrupados em
uma mesma
a) linha horizontal.
b) órbita.
c) família.
d) série.
e) camada de valência.

LIGAÇÕES QUIMICAS

A primeira situação seria entender por que dois ou mais átomos se ligam, formando uma substância simples ou composta. Como, na natureza, os únicos átomos que podem ser encontrados no estado isolado (moléculas monoatômicas) são os gases nobres, logo se pensou que os demais átomos se ligariam entre si tentando alcançar a configuração eletrônica do gás nobre mais próximo deles na tabela periódica. Todos os gases nobres, com exceção do He, possuem 8 elétrons.

Esta maneira de pensar a ligação entre os átomos passou a ser conhecida por Teoria do octeto, e foi proposta por Kossel e Lewis no início do século XX. Baseado nessa idéia, a valência de um átomo passou a ser vista como a quantidade de elétrons que um átomo deveria receber, perder ou compartilhar para tornar sua última camada (camada de valência) igual a do gás nobre de número atômico mais próximo.

As ligações químicas podem ser classificadas em três categorias:

- Iônica

- Covalente normal e dativa

- Metálica

Ligação Iônica

Como o próprio nome já diz, a ligação iônica ocorre com a formação de íons. A atração entre os átomos que formam o composto é de origem eletrostática. Sempre um dos átomos perde elétrons, enquanto o outro recebe. O átomo mais eletronegativo arranca os elétrons do de menor eletronegatividade. Ocorre entre metais e não metais e entre metais e hidrogênio.

átomo com facilidade para liberar os elétrons da última camada: metal

átomo com facilidade de adicionar elétrons à sua última camada: não metal

A ligação iônica ocorre entre metais e não metais e entre metais e hidrogênio. Num composto iônico, a quantidade de cargas negativas e positivas é igual.

A ligação entre o sódio (11Na) e o cloro (17Cl) é um exemplo característico de ligação iônica. Observe a distribuição dos elétrons em camadas para os dois elementos:

Na 2 - 8 - 1 Cl 2 - 8 - 7

Para o cloro interessa adicionar um elétron à sua última camada, completando a quantidade de oito elétrons nela. Ao sódio interessa perder o elétron de sua camada M, assim a anterior passará a ser a última, já possuindo a quantidade necessária de elétrons. Na representação da ligação, utilizamos somente os elétrons da última camada de cada átomo. A seta indica quem cede e quem recebe o elétron. Cada elétron cedido deve ser simbolizado por uma seta. Esta representação é conhecida por fórmula eletrônica ou de

Lewis.http://luizclaudionovaes.sites.uol.com.br/liga5.gif



O sódio possuía inicialmente 11 prótons e 11 elétrons. Após a ligação, a quantidade de prótons não se altera e a de elétrons passa a ser 10. O cloro que inicialmente possuía 17 prótons e 17 elétrons, tem sua quantidade de elétrons aumentada de uma unidade após a ligação. Com isso o sódio se torna um íon de carga 1+ e o cloro 1-. A força que mantém os dois átomos unidos é de atração elétrica, ou seja, uma ligação muito forte. Como foram utilizados um átomo de cada tipo, a fórmula do composto será NaCl.
http://luizclaudionovaes.sites.uol.com.br/aniionic.gif


http://cost.georgiasouthern.edu/chemistry/general/molecule/polar.htm

De maneira análoga podemos observar a ligação entre o flúor (9F) e o alumínio (13Al). O alumínio perde os três elétrons de sua última camada, pois a penúltima já possui os oito elétrons necessários. Como o átomo de flúor possui 7 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.



De maneira análoga ao exemplo anterior, ocorre a formação de íons positivo e negativo devido a quebra do equilíbrio entre as quantidades de prótons e elétrons nos átomos. O alumínio passa a ser um íon de carga 3+ e o fluor 1-. A fórmula do composto será AlF3.

Ligação covalente simples

É o tipo de ligação que ocorre quando os dois átomos precisam adicionar elétrons em suas últimas camadas. Somente o compartilhamento é que pode assegurar que que estes átomos atinjam a quantidade de elétrons necessária em suas últimas camadas. Cada um dos átomos envolvidos entra com um elétron para a formação de um par compartilhado, que a partir da formação passará a pertencer a ambos os átomos. Ocorre entre não metais e não metais, não metais e hidrogênio e entre hidrogênio e hidrogênio.

O hidrogênio possui somente uma camada contendo um único elétron, compartilhando 1 elétron, atinge a quantidade necessária para a camada K, que é de dois elétrons. Os elétrons compartilhados passam a ser contados para as eletrosferas dos dois átomos participantes da ligação.
http://luizclaudionovaes.sites.uol.com.br/liga8.gif


Na molécula de nitrogênio ocorrem três ligações covalentes entre os dois átomos.

7N 2 - 5



Estas três ligações garantem que os dois átomos de nitrogênio atinjam a quantidade de oito elétrons nas suas últimas camadas. A ligação covalente entre dois átomos iguais é dita apolar, pois nela os elétrons são compartilhados de maneira igual, nenhum dos átomos tem mais força que o outro para atrair o elétron para si.


http://cost.georgiasouthern.edu/chemistry/general/molecule/polar.htm

A molécula de CO2 é formada por dois átomos de oxigênio e um de carbono unidos através de ligações covalentes.

6C 2 - 4 8O 2 - 6

O átomo de carbono compartilha 4 elétrons e cada átomo de carbono 2, garantindo assim que ambos atinjam os oito elétrons nas últimas camadas.



Como a ligação é entre átomos diferentes e com diferentes eletronegatividades, a ligação é dita polar pois o átomo de oxigênio atrai para si mais fortemente os elétrons compartilhados.


http://cost.georgiasouthern.edu/chemistry/general/molecule/polar.htm

Além da fórmula eletrônica, os compostos covalentes podem ser representados pela fórmula estrutural, onde cada par compartilhado é representado por um traço. Ex.: H - H, O = C = O.

Uma ligação covalente unindo dois átomos é dita simples. O conjunto de duas ligações unindo dois átomos é dito dupla ligação. O conjunto de rês ligações unindo dois átomos é dito tripla ligação.

Ligação covalente dativa ou coordenada

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. Neste 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. Os 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.

Dadas as distribuições eletrônicas em camadas para os átomos de 16S e 8O.

S 2 - 8 - 6 O 2 - 6

Compartilhando dois elétrons através de ligações covalentes simples, ambos os átomos atingem os oito elétrons na última camada.



No entanto, esta molécula ainda pode incorporar ainda um ou dois átomos de oxigênio. Tal fato só pode ser explicado se o enxofre utilizar um ou dois pares de elétrons não envolvidos em ligações para formar um ou dois pares dativos com o oxigênio.



Outra molécula que não pode ser explicada somente com a ligação covalente simples é a de CO2. O interessante desta molécula é que a ligação covalente dativa ocorre do átomo mais eletronegativo (O) para o menos eletronegativo (C).



Ligação metálica

É o tipo de ligação que ocorre entre os átomos de metais. Os átomos dos elementos metálicos apresentam forte tendência a doarem seus elétrons de última camada. Quando muitos destes átomos estão juntos num cristal metálico, estes perdem seus elétrons da última camada. Forma-se então uma rede ordenada de íons positivos mergulhada num mar de elétrons em movimento aleatório. Se aplicarmos um campo elétrico a um metal, orientamos o movimento dos elétrons numa direção preferencial, ou seja, geramos uma corrente elétrica.



consulte outros temas











A primeira situação seria entender por que dois ou mais átomos se ligam, formando uma substância simples ou composta. Como, na natureza, os únicos átomos que podem ser encontrados no estado isolado (moléculas monoatômicas) são os gases nobres, logo se pensou que os demais átomos se ligariam entre si tentando alcançar a configuração eletrônica do gás nobre mais próximo deles na tabela periódica. Todos os gases nobres, com exceção do He, possuem 8 elétrons.

Esta maneira de pensar a ligação entre os átomos passou a ser conhecida por Teoria do octeto, e foi proposta por Kossel e Lewis no início do século XX. Baseado nessa idéia, a valência de um átomo passou a ser vista como a quantidade de elétrons que um átomo deveria receber, perder ou compartilhar para tornar sua última camada (camada de valência) igual a do gás nobre de número atômico mais próximo.

As ligações químicas podem ser classificadas em três categorias:

- Iônica

- Covalente normal e dativa

- Metálica

Ligação Iônica

Como o próprio nome já diz, a ligação iônica ocorre com a formação de íons. A atração entre os átomos que formam o composto é de origem eletrostática. Sempre um dos átomos perde elétrons, enquanto o outro recebe. O átomo mais eletronegativo arranca os elétrons do de menor eletronegatividade. Ocorre entre metais e não metais e entre metais e hidrogênio.

átomo com facilidade para liberar os elétrons da última camada: metal

átomo com facilidade de adicionar elétrons à sua última camada: não metal

A ligação iônica ocorre entre metais e não metais e entre metais e hidrogênio. Num composto iônico, a quantidade de cargas negativas e positivas é igual.

A ligação entre o sódio (11Na) e o cloro (17Cl) é um exemplo característico de ligação iônica. Observe a distribuição dos elétrons em camadas para os dois elementos:

Na 2 - 8 - 1 Cl 2 - 8 - 7

Para o cloro interessa adicionar um elétron à sua última camada, completando a quantidade de oito elétrons nela. Ao sódio interessa perder o elétron de sua camada M, assim a anterior passará a ser a última, já possuindo a quantidade necessária de elétrons. Na representação da ligação, utilizamos somente os elétrons da última camada de cada átomo. A seta indica quem cede e quem recebe o elétron. Cada elétron cedido deve ser simbolizado por uma seta. Esta representação é conhecida por fórmula eletrônica ou de Lewis.



O sódio possuía inicialmente 11 prótons e 11 elétrons. Após a ligação, a quantidade de prótons não se altera e a de elétrons passa a ser 10. O cloro que inicialmente possuía 17 prótons e 17 elétrons, tem sua quantidade de elétrons aumentada de uma unidade após a ligação. Com isso o sódio se torna um íon de carga 1+ e o cloro 1-. A força que mantém os dois átomos unidos é de atração elétrica, ou seja, uma ligação muito forte. Como foram utilizados um átomo de cada tipo, a fórmula do composto será NaCl.


http://cost.georgiasouthern.edu/chemistry/general/molecule/polar.htm

De maneira análoga podemos observar a ligação entre o flúor (9F) e o alumínio (13Al). O alumínio perde os três elétrons de sua última camada, pois a penúltima já possui os oito elétrons necessários. Como o átomo de flúor possui 7 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.



De maneira análoga ao exemplo anterior, ocorre a formação de íons positivo e negativo devido a quebra do equilíbrio entre as quantidades de prótons e elétrons nos átomos. O alumínio passa a ser um íon de carga 3+ e o fluor 1-. A fórmula do composto será AlF3.

Ligação covalente simples

É o tipo de ligação que ocorre quando os dois átomos precisam adicionar elétrons em suas últimas camadas. Somente o compartilhamento é que pode assegurar que que estes átomos atinjam a quantidade de elétrons necessária em suas últimas camadas. Cada um dos átomos envolvidos entra com um elétron para a formação de um par compartilhado, que a partir da formação passará a pertencer a ambos os átomos. Ocorre entre não metais e não metais, não metais e hidrogênio e entre hidrogênio e hidrogênio.

O hidrogênio possui somente uma camada contendo um único elétron, compartilhando 1 elétron, atinge a quantidade necessária para a camada K, que é de dois elétrons. Os elétrons compartilhados passam a ser contados para as eletrosferas dos dois átomos participantes da ligação.



Na molécula de nitrogênio ocorrem três ligações covalentes entre os dois átomos.

7N 2 - 5



Estas três ligações garantem que os dois átomos de nitrogênio atinjam a quantidade de oito elétrons nas suas últimas camadas. A ligação covalente entre dois átomos iguais é dita apolar, pois nela os elétrons são compartilhados de maneira igual, nenhum dos átomos tem mais força que o outro para atrair o elétron para si.


http://cost.georgiasouthern.edu/chemistry/general/molecule/polar.htm

A molécula de CO2 é formada por dois átomos de oxigênio e um de carbono unidos através de ligações covalentes.

6C 2 - 4 8O 2 - 6

O átomo de carbono compartilha 4 elétrons e cada átomo de carbono 2, garantindo assim que ambos atinjam os oito elétrons nas últimas camadas.



Como a ligação é entre átomos diferentes e com diferentes eletronegatividades, a ligação é dita polar pois o átomo de oxigênio atrai para si mais fortemente os elétrons compartilhados.


http://cost.georgiasouthern.edu/chemistry/general/molecule/polar.htm

Além da fórmula eletrônica, os compostos covalentes podem ser representados pela fórmula estrutural, onde cada par compartilhado é representado por um traço. Ex.: H - H, O = C = O.

Uma ligação covalente unindo dois átomos é dita simples. O conjunto de duas ligações unindo dois átomos é dito dupla ligação. O conjunto de rês ligações unindo dois átomos é dito tripla ligação.

Ligação covalente dativa ou coordenada

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. Neste 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. Os 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.

Dadas as distribuições eletrônicas em camadas para os átomos de 16S e 8O.

S 2 - 8 - 6 O 2 - 6

Compartilhando dois elétrons através de ligações covalentes simples, ambos os átomos atingem os oito elétrons na última camada.



No entanto, esta molécula ainda pode incorporar ainda um ou dois átomos de oxigênio. Tal fato só pode ser explicado se o enxofre utilizar um ou dois pares de elétrons não envolvidos em ligações para formar um ou dois pares dativos com o oxigênio.



Outra molécula que não pode ser explicada somente com a ligação covalente simples é a de CO2. O interessante desta molécula é que a ligação covalente dativa ocorre do átomo mais eletronegativo (O) para o menos eletronegativo (C).



Ligação metálica

É o tipo de ligação que ocorre entre os átomos de metais. Os átomos dos elementos metálicos apresentam forte tendência a doarem seus elétrons de última camada. Quando muitos destes átomos estão juntos num cristal metálico, estes perdem seus elétrons da última camada. Forma-se então uma rede ordenada de íons positivos mergulhada num mar de elétrons em movimento aleatório. Se aplicarmos um campo elétrico a um metal, orientamos o movimento dos elétrons numa direção preferencial, ou seja, geramos uma corrente elétrica.



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LIGAÇÕES COVALENTES

A ligação covalente é um tipo de ligação química caracterizada pelo compartilhamento de um ou mais pares de elétrons entre átomos, causando uma atração mútua entre eles, que mantêm a molécula resultante unida. O nome ligação covalente surgiu em 1939.[1]

Ligações covalentes normalmente ocorrem entre átomos com eletronegatividades similares e altas (geralmente entre dois não-metais), dos quais remover completamente um elétron requer muita energia.
Este exemplo é o de ligação covalente molecular entre átomos de cl




Ligação covalente dativa e coordenada

Essa ligação obedece a Teoria do Octeto: Os átomos se unem tentando adquirir oito elétrons na camada de valência, ou seja, a configuração eletrônica dos gases nobres.

Sendo assim, um átomo que já atingiu a estabilidade eletrônica se une a outro que necessita de elétrons para completar a camada de valência. Um exemplo dessa ligação é quando um átomo de enxofre se liga a dois de oxigênio para formar o dióxido de enxofre (SO2).
O átomo de enxofre (S) adquire seu octeto com formação de uma dupla ligação com o oxigênio localizado à esquerda (ligação coordenada), mas ao mesmo tempo o oxigênio posicionado à direita necessita de elétrons para completar seu octeto. Surge então a ligação covalente dativa representada por um pequeno vetor (seta). A seta indica que o “S” está doando um par de elétrons para o “O”.