Apostiladequimicageral, Notas de aula de Química. Ciranda do ABC
Wodson
Wodson16 de Junho de 2015

Apostiladequimicageral, Notas de aula de Química. Ciranda do ABC

DOC (569 KB)
53 páginas
681Número de visitas
Descrição
para alunos de ensino medio
20pontos
Pontos de download necessários para baixar
este documento
baixar o documento
Pré-visualização3 páginas / 53
Esta é apenas uma pré-visualização
3 shown on 53 pages
baixar o documento
Esta é apenas uma pré-visualização
3 shown on 53 pages
baixar o documento
Esta é apenas uma pré-visualização
3 shown on 53 pages
baixar o documento
Esta é apenas uma pré-visualização
3 shown on 53 pages
baixar o documento

QUÍMICA GERAL

PROF. NELSON LAGE

1) – ATOMÍSTICA

O átomo é um sistema constituído por partículas infinitamente pequenas (partículas fundamentais)

REGIÃO PARTÍCULA CARGA ELÉTRICA RELATIVA

MASSA RELATIVA

ELETROSFERA ELÉTRON - 1 1

NÚCLEO PRÓTON

NÊUTRON

+ 1

0

1840

1840

2) – ÍONS

a) Átomos que perdem ou ganham elétrons; b) Átomos eletricamente ligados, dotados de carga elétrica (positiva ou negativa).

Cátions: p > e

Ânions: p < e

3) – ISOTOPIA – ISOBARIA – ISOTONIA

a) Isótopos – Mesmo número atômico;

b) Isóbaros – Mesmo número de massa;

c) Isótonos – Mesmo número de nêutrons

ÁTOMOS Z A p e n ISÓTOPOS = F 0B 9 = = F 0B 9 ISÓBAROS F 0B 9 = F 0B 9 F 0B 9 F 0B 9 ISÓTONOS F 0B 9 F 0B 9 F 0B 9 F 0B 9 =

4) – MUDANÇAS DE ESTADO:

5) – PROPRIEDADES DA MATÉRIA:

A) PROPRIEDADES GERAIS:

São aquelas comuns a todas as substâncias:

B) PROPRIEDADES FUNCIONAIS:

São aquelas comuns a determinados grupos de substâncias quimicamente semelhantes entre si São as seguintes:

C) PROPRIEDADES ESPECÍFICAS:

São aquelas que caracterizam e identificam uma dada substância pura.

São as seguintes:

6) ALOTROPIA:

Fenômeno pelo qual um mesmo elemento químico pode originar duas ou mais substâncias simples diferentes:

a) Alótropos de atomicidade diferente: O2 (Oxigênio comum)

O3 (Ozônio)

P4 (Fósforo Branco)

Pn (Fósforo Vermelho)

b) Alótropos de grade cristalina diferente: Enxofre Rômbico e Enxofre Monoclínico, ambos de atomicidade igual a oito.

Diamante, Grafite e Carvão, todas as variedades alotrópicas do carbono, apresentam atomicidade elevada e indefinida.

7) PROCESSOS DE FRACIONAMENTO DE MISTURAS:

I) MISTURAS HETEROGÊNEAS:

a) Catação: separação manual ou por meio de pinças; b) Levigação: corrente líquida que arrasta as partículas mais leves; c) Peneiração: fases de tamanhos diferentes, peneiras de malhas diferentes; d) Tamisação: uso de várias peneiras ao mesmo tempo; e) Filtração: uso de filtros, normalmente porosos que retém a parte sólida; f) Ventilação: uso de corrente de ar que arrasta as fases mais leves; g) Compressão: separação de sólido-líquido, liberando a fase líquida; h) Separação Magnética: utilização de imãs; i) Decantação: com o sistema em repouso a fase sólida sedimenta por ação da

gravidade; j) Centrifugação: movimento rápido giratório e contínuo, onde há a sedimentação rápida

da fase sólida; k) Flotação: utilização de óleo ou líquidos viscosos e água; l) Sifonação: após a fase sólida sedimentar, utiliza-se um sifão para a retirada do

líquido.

II) MISTURAS HOMOGÊNEAS:

a) Fusão Fracionada: para dois ou mais sólidos de PF diferentes;

b) Destilação Fracionada: para dois ou mais líquidos de PE diferentes; c) Destilação Simples: para misturas homogêneas de sólidos-líquidos; d) Liquefação: para separar gases de misturas gasosas, baixando ou elevando a

temperatura; e) Cristalização: para misturas homogêneas líquido-sólido por cristalização da fase

sólida;

III) LIGAS EUTÉTICAS:

Apresentam temperatura constante durante toda a fusão. Essas misturas comportam-se como substâncias puras, apresentando temperatura constante na mudança de estado. O PF da mistura é inferior a dos componentes. Exemplo chumbo e arsênio;

IV) MISTURAS AZEOTRÓPICAS:

Apresentam temperatura constante quando passam do estado líquido para o gasoso, comportando-se também como substâncias puras. Exemplo água e álcool.

8) DISTRIBUIÇÃO ELETRÔNICA:

Os elétrons giram em torno do núcleo em órbitas circulares e elípticas definidas e estáveis:

I) NÍVEIS:

A energia aumenta do menor nível para o maior nível.

NÍVEIS K L M N O P Q

NÚMERO DE ELÉTRONS 2 8 18 32 32 18 2

MÁXIMO DE ELÉTRONS NO ÚLTIMO NÍVEL 2 8 8 8 8 8 8

O último nível de um átomo não pode ter mais de 8 (oito) elétrons (Regra do Octeto).

II) SUBNÍVEIS:

Cada nível é formado por subníveis, que são os seguintes:

a) “s” – sharp; 0 sem variação; b) “p” – principal: 1 possui as variações –1, 0, +1; c) “d” – diffuse; 2 possui as variações –2, -1, 0, +1, +2; d) “f” – fundamental 3 possui as variações –3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

III) ORBITAIS:

Cada subnível é formado por orbitais, que podem conter cada um, dois elétrons que giram em sentido contrário; Só podemos completar um orbital quando todos os outros orbitais do mesmo subnível estiverem incompletos (Regra de Hund); Dentro de um orbital, no máximo, podemos Ter 2 (dois) elétrons de spins opostos (Principio da Exclusão de Pauling).

Desta forma, temos:

s p d f

IV) SPIN:

Indica o sentido de rotação de um elétron, Suas representações, por definição serão:

1º elétron com spin negativo

2º elétron com spin positivo

V) NÚMEROS QUÂNTICOS:

O movimento de cada elétron é perfeitamente definido pelos seus quatro números quânticos:

a) número quântico principal (n) F 0A E distância de maior probabilidade do elétron ao núcleo

b) número quântico secundário ou azimutal ( F 06 C) F 0A E orientação do orbital no espaço;

c) número quântico magnético (m) F 0A E forma do orbital

d) número quântico de spin (ms) F 0A E rotação do elétron em torno do seu eixo

VI) DIAGRAMA DE ENERGIA (PAULING)

No diagrama a seguir, a energia cresce de cima para baixo e da direita para a esquerda;

1s

2s 2p

3s 3p 3d

4s 4p 4d 4f

5s 5p 5d 5f

6s 6p 6d

7s

A ordem crescente de energia ficará então da seguinte forma:1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d.

9) CLASSIFICAÇÃO PERIÓDICA:

I) TABELA PERÍÓDICA:

Os elementos químicos estão ordenados numa tabela de forma retangular, em ordem crescente de seus números atômicos, em 7 (sete) fileiras horizontais e 18 (dezoito) colunas verticais.

Chamamos de PERÍODO as linhas e GRUPOS as colunas.

1º Período muito curto 2 elementos 2º Período curto 8 elementos 3º Período curto 8 elementos 4º Período longo 18 elementos 5º Período longo 18 elementos 6º Período muito longo 32 elementos 7º Período incompleto 20 elementos

Os GRUPOS são os seguintes:

1 A metais alcalinos 2 A metais alcalinos terrosos 1 B e 2 B elementos de pós-transição 3 B ao 8 B elementos de transição simples 3 A subgrupo do BORO 4 A subgrupo do CARBONO 5 A subgrupo do NITROGÊNIO 6 A Calcogênios 7 A Halogênios 8 A ou 0 Gases Nobres

Temos ainda, os SUBGRUPO A que são os elementos representativos. SUBGRUPO B que são os elementos de transição.

Os PERÍODOS nos fornecem a quantidade de camadas eletrônicas dos elementos. Os GRUPOS ou FAMÍLIAS nos fornecem o número de elétrons do último nível de um elemento químico.

Os ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO são aqueles que em sua distribuição eletrônica apresentam o subnível “d” incompleto.

Os ELEMENTOS DE TRANSIÇÃO INTERNA, que estão fora da Tabela somente por comodidade, são os seguintes:

a) LANTANÍDEOS que apresentam o subnível 4f incompleto;

b) ACTINÍDEOS que apresentam o subnível 5f incompleto

II) CLASSIFICAÇÃO DOS ELEMENTOS:

Podemos classificar os elementos químicos em:

a) METAIS: estão situados a esquerda da tabela, apresentam 1, 2 ou 3 elétrons na última camada, são geralmente sólidos, bons condutores de calor e eletricidade;

b) AMETAIS ou NÃO-METAIS: são todos os elementos (inclusive o H) que possuem 4, 5, 6 e 7 elétrons no último nível, podem ser sólidos (C, P, S, Se, I, At), líquidos (Br) ou gasosos (N, O, F, Cl). Estes são encontrados a direita da tabela, com exceção do H, que está posicionado no Grupo IA.

c) SEMIMETAIS: são os elementos de propriedades intermediárias entre os metais e os ametais. São os seguintes: B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po.

d) GASES NOBRES: apresentam na última camada 8 (oito) elétrons.

III) PROPRIEDADES PERIÓDICAS:

a) VOLUME ATÔMICO: cresce do centro para as extremidades e de cima para baixo;

b) DENSIDADE: cresce das extremidades para o centro e de cima para baixo

c) PONTO DE FUSÃO E EBULIÇÃO: cresce de baixo para cima nos Grupos I A e II A . Nos demais elementos, cresce das extremidades para o centro e de cima para baixo;

d) ELETROPOSITIVIDADE, RAIO ATÔMICO E CARÁTER METÁLICO: cresce da direita para a esquerda e de cima para baixo;

e) ELETRONEGATIVIDADE, POTENCIAL DE IONIZAÇÃO E AFINIDADE ELETRÔNICA: cresce da esquerda para a direita e de baixo para cima.

10) MASSA ATÔMICA OU PESO ATÔMICO

Para o cálculo da massa atômica, os químicos e físicos optaram pela utilização do isótopo 12 do carbono (número de massa 12), ou seja: 6C12. E a 1/12 do átomo do Carbono 12 convencionou-se chamar de unidade de massa atômica (U.M.A).

Massa atômica ou peso atômico relativo de um elemento químico é o número que indica quantas vezes o átomo médio desse elemento é mais pesado que 1/12 do isótopo 12 do Carbono, fixado arbitrariamente em 12.

Embora o correto seja dizer MASSA ATÔMICA, os químicos costumam usar indistintamente MASSA ATÔMICA ou PESO ATÔMICO.

Como exemplo, isso significa que o isótopo 16 do Oxigênio é 16 vezes mais pesado do que 1/12 do isótopo 12 do Carbono.

11) MASSA MOLECULAR ou PESO MOLECULAR

A massa molecular ou peso molecular é obtido através da soma das massas atômicas dos átomos que constituem a molécula.

Assim, a molécula de água tem massa molecular igual a 1 + 1 + 16 = 18

12) MOL

MOL de um elemento químico é sua quantidade em gramas numericamente igual a massa atômica;

MOL de uma substância é a sua massa molecular expressa em gramas.

Os metais têm moléculas monoatômicas, isto é, o próprio átomo constitui a molécula. Por isso suas representações são:

Fe – Cu – Na – Ba – Ca – Au, etc.

Os não-metais tem moléculas poliatômicas, Por exemplo:

Gás Oxigênio O2 Bromo Líquido Br2

Os gases nobres são monoatômicos: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

13) NÚMERO DE AVOGADRO

Um MOL de qualquer elemento tem sempre o mesmo número de átomos. Um MOL de qualquer substância, o mesmo número de moléculas.

Desta forma, um MOL de sódio (23,00 gramas de sódio) tem o mesmo número de átomos que um mol de ferro (55,85 gramas de ferro), que por sua vez tem o mesmo número de átomos que o MOL de cobre (63,54 gramas de cobre).

Para as substâncias, um MOL de água (18,00 gramas de água) tem o mesmo número de moléculas que um MOL de gás Oxigênio (32,00 gramas de Oxigênio).

Medidas recentes dão ao Número de Avogadro o valor:

No = 6,0228 x 1023

Nos cálculos não precisos, ou seja, no dia-a-dia do estudante é utilizado somente 6,02 x 1023

Um MOL do ELEMENTO QUÍMICO oxigênio O2 tem 32,00 gramas. Essas 32,00 gramas possuem 2 x 6,02 x 1023 átomos.

É o conceito de MOL de ELEMENTO QUÍMICO. Só isso. Agora, cuidado! Se a pergunta fosse quantas moléculas de Oxigênio O2 existem nestas 32,00 gramas de Oxigênio,

a resposta seria: , porque cada molécula é formada por dois átomos.

Veja este outro exemplo:

Um MOL de água vale 18,00 gramas e possuem 6,02 x 1023 moléculas. Quantos átomos de Hidrogênio e de Oxigênio possuem?

Respectivamente 2 x 6,02 x 1023 átomos e hidrogênio e 6,02 x 1023 átomos de Oxigênio.

14) NÚMERO DE MOLES

Um MOL de gás Oxigênio corresponde, como vimos a 6,02 x 1023 moléculas de O2 e a uma massa de 32,00 gramas. Se tivéssemos 64,00 gramas de O2, quantos MOLES teríamos?

O raciocínio é evidente: 32 gramas 1 MOL

64 gramas X MOLES

Neste caso X = 2 MOLES

Desta forma, chamamos de M o valor do MOL e de m a massa da substância, /e evidente que o número de moles (n) pode ser calculado pela expressão:

15) LIGAÇÕES QUÍMICAS:

I) LIGAÇÃO IONICA, ELETROVALENTE OU HETEROPOLAR:

Ocorre com a transferência de elétrons, um elemento eletropositivo (metal) dá elétrons para um elemento eletronegativo (ametal). O elemento que doa elétrons se transforma num íon positivo (cátion) e o que recebe elétrons, se transforma num íon negativo (ânion).

O composto resultante dessa ligação é chamado de COMPOSTO IÔNICO.

O átomo que tenha na ultima camada (camada de valência ou de ligação) 3, 2 ou 1 elétron, tende a doar elétrons.

O átomo que tenha na última camada mais de 4 elétrons, a tendência será a de receber elétrons

Com 4 elétrons, os átomos se compartilham.

II) LIGAÇÃO COVALENTE, MOLECULAR OU HOMOPOLAR.

Não há recebimento e nem perda de elétrons, os átomos ligantes compartilham elétrons situados na última camada.

Este tipo de ligação ocorre com elementos com pouca diferença de eletronegatividade.

Normalmente esta ligação se dá entre dois átomos de não-metais (ametais) ou semi-metais ou, entre esses elementos e o hidrogênio.

As ligações covalentes podem ser:

• Simples ou Normal

• Dativa, Coordenada ou Semipolar.

a) LIGAÇÃO COVALENTE SIMPLES:

Esta ligação ocorre quando cada átomo participa com apenas 1 (um) elétron na ligação.

b) LIGAÇÃO COVALENTE DATIVA OU COORDENADA:

Ocorre quando um dos elementos já está estável e o outro ainda necessita de 1 (um) par de elétrons. Assim o elemento estável faz um “empréstimo” de um par eletrônico que ainda não foi utilizado na covalência simples.

O par de elétrons da ligação dativa é representado por uma seta ( F 0A E) no sentido do átomo doador para o átomo receptor.

III – POLARIDADE DAS LIGAÇÕES:

Todas as ligações covalentes existentes entre dois elementos de igual eletronegatividade chamam de APOLAR.

O par eletrônico fica eqüidistante dos núcleos dos átomos ligantes.

Exemplo de substâncias (moléculas) APOLARES:

Substâncias Simples: H2 O2 N2 Cl2 P4, etc.

Substâncias Compostas: BH3 CH4 CCl4 CF4 CO3 etc.

Exemplo de substâncias (moleculas) POLARES:

Todas as outras que não sejam do tipo X2 e XY4

Existem exceções com relação as moléculas que possuem as seguintes variações:

XY2 e XY3.

IV – LIGAÇÕES METÁLICAS:

É feita entre elétrons semilivres de dois metais. Estes elétrons ficam “passeando” entre os átomos dos metais e funcionam como uma “cola” que os mantém unidos.

As ligas metálicas são uniões de dois ou mais metais, podendo ainda incluir semimetais ou não-metais, mas sempre com predominância dos elementos metálicos.

Podemos dizer que as ligas metálicas têm maiores aplicações práticas que os próprios metais puros:

• AÇO Ferro e Carbono • AÇO INOXIDÁVEL Ferro, Carbono, Níquel e Cromo • BRONZE Cobre e Estanho • LATÃO Cobre e Zinco

OBS: A separação dos íons que constituem um composto iônico por meio de um solvente (geralmente polar) os químicos dão o nome de Dissociação Iônica.

16) PRINCIPAIS CARACTERÍSTICAS DOS COMPOSTOS IÔNICOS E COVALENTES

Tipo de Ligação Quando no Estado Sólido

Natureza da Ligação Intermolecular (dentro

da molécula)

Natureza da Ligação Intramolecular (entre

moléculas)

P.F. e P. E. Dureza Solubilidade

Iônica

Os compostos se encontram formando retículos cristalinos constituídos por íons positivos e negativos como o NaCl

Existem atrações e repulsões eletrostáticas entre os íons positivos e negativos que formam o retículo

Existem atrações e repulsões eletrostáticas entre os íons positivos e negativos que formam o retículo.

Bastante Altos

Duros e Quebradiços

Em geral solúveis em solventes polares e insolúveis em solventes apolares

Covalente (resultando moléculas apolares)

Os compostos se encontram formando retículos cristalinos constituídos por moléculas apolares como o Iodo sólido

Os átomos se unem por ligações covalentes.

São importantes as Forças de Van der Waals, responsáveis pela união de moléculas apolares.

Bastante Baixos

Os sólidos são moles Em geral solúveis em solventes apolares e insolúveis em solventes polares

Covalente (resultando moléculas polares)

Os compostos se encontram formando retículos cristalinos constituídos por moléculas polares, como o gelo.

Os átomos se unem por ligações covalentes

Manifesta-se uma interação dipolo-dipolo e em muitos casos Pontes de Hidrogênio, quando a interação do dipolo se dá com o concurso do hidrogênio

Baixos Os sólidos são moles Em geral solúveis

em solventes polares.

17) VALÊNCIA:

É o número de elétrons que um átomo necessita ganhar ou perder, para conseguir estabilizar-se, ou seja, Ter uma configuração eletrônica semelhante a de um gás nobre.

Sabemos que os elementos tendem a alcançar uma configuração eletrônica mais estável, cedendo ou recebendo elétrons.

18) NÚMERO DE OXIDAÇÃO e OXIDO-REDUÇÃO:

I) NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX):

É a carga elétrica (total ou parcial) que um átomo assume no momento de uma ligação química.

a) Nos compostos iônicos, o número de oxidação dos elementos é a própria carga dos íons.

Exemplo: NaCl, onde Na = +1 e o Cl = -1

b) Nos compostos covalentes, o número de oxidação dos elementos é a carga que ele adquiriria se houvesse completa separação dos átomos da molécula.

Exemplo: SO2, onde S doou 4 elétrons e cada O recebeu 2 elétrons.

II) REGRAS PARA A DETERMINAÇÃO DO NOX:

1) Toda substância simples tem NOX igual a zero;

2) O elemento químico de uma substância simples apresentará NOX igual a zero;

3) A soma algébrica dos NOX de uma substância composta é igual a zero;

4) A soma algébrica dos NOX dos elementos que formam um radical (agregado iônico) é igual a carga do radical;

5) Nos metais alcalinos, o NOX é igual a +1;

6) Nos metais alcalinos terrosos, o NOX é igual a +2;

7) O Hidrogênio apresenta NOX igual a +1. Mas, nos Hidretos Metálicos seu NOX será –1;

8) O Oxigênio apresenta os seguintes NOX:

a) (-2) nos óxidos;

b) (+2) e (+1) quando ligado ao Flúor;

c) (-1) nos peróxidos;

d) (-1/2) nos superóxidos.

9) Os Halogênios em geral apresentam NOX igual a –1. No entanto, o Cloro, o Bromo e o Iodo quando ligados ao Oxigênio apresentarão o NOX positivo;

10) Os elementos que apresentam NOX fixos são os seguintes:

a) N = -3

b) P = -3

c) Ag = +1

d) Zn = +2

e) Al = +3

11) O Flúor apresentará sempre NOX igual a –1.

III) ÓXIDO-REDUÇÃO OU REDOX:

A oxidação é o aumento do número de oxidação, ou seja, é a PERDA de elétrons;

A redução é a diminuição do número de oxidação, ou seja, é o GANHO de elétrons;

O AGENTE REDUTOR é a espécie química que contém o elemento que se oxida;

O AGENTE OXIDANTE é a espécie química que contém o elemento que se reduz.

Desta forma:

OXIDAÇÃO

-5 -4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5

REDUÇÃO

19) FORMULAÇÃO E NOMENCLATURA:

Em química dá-se o nome de FUNÇÃO a um conjunto de substâncias semelhantes em uma série de propriedades químicas e até físicas. Na Química Inorgânica são estudadas as funções:

• ÁCIDOS

• • BASES • • SAIS • • ÓXIDOS

I) TABELA DE CÁTIONS:

Para desenvolvermos o estudo da nomenclatura das substâncias químicas, é interessante que sejam conhecidos basicamente os seguintes cátions:

MONOVALENTES BIVALENTES TRIVALENTES TETRAVALENTES

H (H3O)+ - Hidrônio

Mg Ca Sr Cr

Al Br

Sn

NH4 - Amônio Ba Ra Zn Sn

Au Fe

Pb

Hg (Hg2)++

Cd Cu Hg Pb

Co Ni

Mn

Li Na K Rb Cs Fr Ag Cu Au

Fe Co Ni Mn Pt

Cr Pt

II) TABELA DE ÂNIONS;

DOS HALOGÊNIOS DO NITROGÊNIO OUTROS F - Fluoreto NO2- Nitrito [Al(OH)4]- Aluninato Cl - Cloreto NO3- Nitrato MnO4- Permanganato Br - Brometo N3- Azoteto ou Azida MnO42- Manganato I - Iodeto N3- Nitreto MnO32- Manganito ClO - Hipoclorito OH- Hidróxido

ClO2 - Clorito DO FÓSFORO H- Hidreto ClO3 - Clorato PO3- Metafosfato O2- Óxido ClO4 - Perclorato H2PO2- Hipofosfito SnO22- Estanito BrO - Hipobromito HPO32- Fosfito SnO32- Estanato BrO 3 - Bromato PO43- Ortofosfato SiO32- Metassilicato IO - Hipoiodito P3- Fosfeto SiO44- Ortossilicato IO3- Iodato P2O74- Pirofosfato SiF62- Fluorsilicato IO4- Periodato P2O64- Hipofosfato CrO42- Cromato

Cr2O72- Dicromato DO CARBONO DO ENXOFRE [Pb(OH)4]2- Plumbito

CN- Cianeto S2- Sulfeto PtCl62- Cloroplatinato CNO - Cianato SO42- Sulfato AsO33- Arsenito CNS - Tiocianato SO32- Sulfito AsO43- Arsenato C2H3O2 - Acetato S2O32- Tiossulfato SbO33- Antimonito CO3 2- Carbonato S2O42- Hipossulfito SbO43- Antimonato HCO2 - Formiato S2O82- Persulfato BO33- Borato C2O4 2- Oxalato S4O62- Tetrationato B4O72- Tetraborato [Fe(CN6)]3- Ferricianeto [Fe(CN6)]4- Ferrocianeto C4- Carbeto (Metaneto) C22- Carbeto (Acetileto)

20) ÓXIDOS

São compostos binários do oxigênio eletronegativo, do seguinte tipo:

EnO-2 F 0A E E2On

I) NOMENCLATURA DOS ÓXIDOS:

1º) Elementos com apenas um número de oxidação:

Óxido de ______________________ Nome do elemento

2º) Elemento com dois números de oxidação:

Óxido _____________________ OSO/ICO Nome do elemento

Neste caso, usamos o sufixo OSO, para o menor número de oxidação e ICO, para o maior número de oxidação.

II) CLASSIFICAÇÃO DOS ÓXIDOS:

a) Óxidos ácidos ou anidridos, são aqueles formados por Ametais ou pelos seguintes metais: Cromo e Manganês, nas seguintes formas:

(Cr+6) (Mn+6) (Mn+7)

ANIDRIDOS:

+1 HIPO___________OSO +3 ou +4 __________OSO +5 ou +6 __________ICO +7 PER____________ICO

b) Óxidos Básicos, são os óxidos formados por metais de número de oxidação menores ou iguais a 2 (dois), com exceção do Bi+3

c) Óxidos Anfóteros, são os formados por metais com número de oxidação igual ou maior que 3 (três), com exceção do Zn+2, Sn+2 e Pb+2.

21) ÁCIDOS

I) CARACTERÍSTICAS:

As características dos ácidos são as seguintes:

a) Em solução aquosa liberam como único cátion, o íon H+; b) Descoloram a solução rósea de Fenolftaleína; c) Mudam a cor do papel de tornassol do azul para o vermelho; d) Em solução conduzem a eletricidade; e) Normalmente são do tipo: HnX ou HnEOm.

São divididos em:

a) Hidrácidos: são os que não apresentam Oxigênio na molécula

b) Oxiácidos: são os que possuem Oxigênio na molécula.

II) NOMENCLATURA:

a) No caso dos Hidrácidos: ÁCIDO______________ÍDRICO; Nome do elemento

b) No caso dos Oxiácidos: ÁCIDO_______________(seguido do nome do elemento segundo a tabela de NOX dos óxidos ácidos).

22) BASES OU HIDRÓXIDOS:

I) CARACTERÍSTICAS:

São classificadas como Bases ou Hidróxidos, todas as substâncias que apresentam os seguintes aspectos:

a) Em solução aquosa liberam o único ânion OH- b) Possuem sabor amargo; c) São untuosos; d) Coram a solução de fenolftaleína de incolor para rosa; e) Mudam a cor do papel de tornassol de vermelho para azul; f) Em solução conduzem eletricidade; g) São sempre formados por metais ou pelo NH4+

II) NOMENCLATURA:

HIDRÓXIDO DE_________________________________ Nome do metal

23) SAIS:

I) CARACTERÍSTICAS:

a) Em solução liberam pelo menos um cátion diferente de H+ e um ânion diferente de OH-;

b) São do tipo Ba . Ab F 0A E B+b + A-a;

c) São salgados;

d) Em solução conduzem a corrente elétrica.

II) NOMENCLATURA:

O nome de um sal normal deriva do ácido e da base que lhe dão origem. Apenas a terminação do nome do ácido sofre alteração, de acordo com a seguinte codificação:

Nome do ácido de Nome do cátion origem trocando-se da base de origem. a terminação.

24) REAÇÕES QUÍMICAS:

As reações representam os fenômenos químicos graficamente através das fórmulas dos reagentes e produtos, com suas proporções definidas pelos seus coeficientes de ajustamento.

a A + b B F 0A E c C + d D

onde:

A e B, são reagentes; C e D, são produtos; a, b, c, d, são coeficientes de ajustamento.

I) CLASSIFICAÇÃO DAS REAÇÕES:

A) QUANTO AO CALOR PODEM SER:

ENDOTÉRMINAS: que absorvem calor; EXOTÉRMICAS: que libera calor.

B) QUANTO A DIREÇÃO, PODEM SER:

DIRETA: quando acontece numa única direção e sentido;

REVERSÍVEL: quando acontece nos dois sentidos.

II) REAÇÕES NOTÁVEIS:

A) FOTÓLISE: quebra pela luz; B) FOTOSSÍNTESE: síntese pela luz; C) PIRÓLISE: quebra pelo fogo; D) CALCINAÇÃO: aquecimento exaustivo.

III) TIPOS DE REAÇÕES:

A) SÍNTESE OU COMPOSIÇÃO: Neste tipo de reação, sua ocorrência obedece ao seguinte esquema:

A + B F 0A E AB

Exemplo: H2 + Cl2 F 0A E 2HCl

B) ANÁLISE OU DECOMPOSIÇÃO: Neste tipo de reação, sua ocorrência obedece o seguinte esquema:

AB F 0A E A + B

Esta poderá ser TOTAL, quando A e B são substâncias simples, ou PARCIAL, se A ou B é uma substância composta.

H2O F 0A E 2H2 + O2 NH4Cl F 0A E NH3 + HCl

C) DUPLA TROCA: Neste tipo a reação obedece ao seguinte esquema:

A X + B Y F 0A E A Y + B X

CaS + 2HBr F 0A E 2HS + CaBr2

D) SIMPLES TROCA: Neste tipo de reação, sua ocorrência tem como base a seguinte formulação:

A + B Y F 0A E A Y + B

Zn + 2HBr F 0A E ZnBr2 + H2.

APOSTILA DE EXERCÍCIOS – QUÍMICA I

1) Considere os isótopos (e algumas de suas propriedades) referidos abaixo:

ISÓTOPO DO N F 0 B 0 ATÔMICO N F 0 B 0 DE MASSA MASSA ATÔMICA

S 16 32 31,97207 K 19 41 40,96184 Ca 20 40 39,96259

Qual das afirmações abaixo é FALSA?

a) Ca+2 e S-2 possuem a mesma estrutura eletrônica; b) Os isótopos do Ca e do K possuem a mesma soma

total: prótons + nêutrons + elétrons; c) Os átomos normais dos três isótopos possuem

orbitais 1s, 2s, 3s e 2p totalmente preenchidos; d) O isótopo de K é o que possui maior número de

nêutrons nos núcleos de seus átomos; e) A massa do átomo do isótopo de Ca é 39,96259 vezes

maior do que a massa do átomo do isótopo 12 do carbono.

2) É correto afirmar que:

a) O nível energético 3d é menor que o 4s; b) Em um orbital “d” podem existir 10 elétrons; c) Os elementos do Grupo 2A tem, na última camada,

um orbital “p” completo; d) Os halogênios têm cinco elétrons nos orbitais “p” na

camada mais externa; e) O nível 4f é mais energético do que 6s e menos do

que 5p.

3) Colocar em ordem crescente de energia os subníveis eletrônicos 4d, 4f, 5p, 6s:

a) 4d < 4f < 5p < 6s b) 4f < 4d < 5p < 6s c) 4d < 5p < 6s < 4f d) 5p < 6s < 4f < 4d e) 6s < 5p < 4d < 4f

4) O número de elétrons máximos, com spin – ½ no subnível “d “ é:

a) 2 b) 10 c) 8 d) 7 e) 5

5) Um elétron se encontra num subnível “d” de um determinado átomo. Qual o número quântico magnético impossível para esse elétron?

a) 0 b) –1 c) +1 d) +2 e) +3 6) Assinale a alternativa CORRETA. O princípio de

exclusão de Pauli diz que:

a) Num mesmo átomo não pode haver dois elétrons com os quatro números quânticos iguais;

b) Num determinado subnível deve-se desemparelhar ao máximo elétrons;

c) O número quântico principal (n) indica os níveis de energia;

d) Os níveis de energia mais externos são menos energéticos;

e) No nível “1”, só pode haver 2 elétrons.

7) O conceito de elemento químico está mais relacionado com a idéia de:

a) substância pura; b) átomo; c) molécula; d) íon; e) substância composta

8) Assinale a alternativa que corresponde a Regra de Hund:

a) Orbital é a região do espaço onde é maior a probabilidade de se encontrar elétrons;

b) Os subníveis s, p, d, f, comportam, respectivamente até 2, 6, 10 e 14 elétrons;

c) O orbital “s” tem forma esférica; d) Os elétrons de um orbital devem ter spins contrários; e) Todos os orbitais de um subnível são preenchidos

parcialmente para depois serem completados.

9) Das alternativas abaixo, indique a única onde são mencionadas apenas substâncias compostas:

a) He, Ne, Kr, Ar, Xe; b) S8, Cl2; c) F2, Cl2, Br2, I2; d) O3, I2; e) H2S, H2O, H2Se

10) Ocorrem na natureza elementos que não formam compostos e que sempre se apresentam como espécies monoatômicas. Responda:

a) A que família pertencem?

b) Qual a característica de sua estrutura que limita a reatividade química?

11) Considere as afirmações abaixo:

I – O número atômico é dado pelo número de prótons; II – Dois isótopos diferem entre si pelo número de nêutrons; III – A massa do próton é cerca de 1840 vezes maior que a do neutro; IV – A carga elétrica do nêutron é, aproximadamente igual a do elétron.

São FALSAS somente as afirmativas:

a) I e II b) I e III c) III e IV d) II e IV e) I e IV

12) Os compostos iônicos provenientes da reação de neutralização total de um ácido por uma base, são denominados:

a) base neutra; b) base ácida; c) sais; d) ácidos neutros e) óxidos anfóteros.

13) Na notação 3CO2, estão representados:

a) 3 moléculas, 3 átomos de Carbono, 9 átomos, 2 elementos químicos distintos e 6 átomos de Oxigênio;

b) 3 moléculas, 3 átomos de Carbono, 9 átomos, 3 elementos químicos distintos e 6 átomos de Oxigênio;

c) 1 molécula, 1 átomo de Carbono, 3 átomos, 2 elementos químicos distintos e 2 átomos e Oxigênio;

d) 3 moléculas, 1 átomo de Carbono, 3 átomos, 3 elementos químicos distintos e 2 átomos de Oxigênio;

e) 1 molécula, 3 átomos de Carbono, 6 átomos, 3 elementos químicos distintos e 2 átomos de Oxigênio.

14) Relacione as colunas:

( ) Compressibilidade 1 – Propriedades Funcionais ( ) Ácidos e Bases 2 – Propriedades Específicas ( ) Ponto de Fusão 3 – Propriedades Gerais ( ) Densidade ( ) Porosidade

a) 3, 1, 3, 2, 3 b) 3, 1, 2, 2, 3 c) 2, 3, 1, 2, 2 d) 2, 3, 3, 1, 2 e) 3, 1, 2, 2, 2.

15) Um átomo possui 26 prótons, 30 nêutrons e 23 elétrons. Qual das afirmações abaixo é FALSA:

a) O seu número atômico é Z = 26; b) O seu número de massa é 56; c) Esse átomo é na realidade um cátion; d) No seu núcleo existem 79 partículas; e) Faltam 3 elétrons para que o átomo fique com carga

neutra;

16) Os diversos isótopos de um elemento químico diferem entre si pelo:

a) Número de prótons; b) Número de nêutrons; c) Número de elétrons; d) Número atômico; e) Carga elétrica

17) A relação abaixo contém uma série de substâncias numeradas:

I – Água pura; II – Água pura + gelo puro; III – Açúcar (C6H12O6); IV – Cloro Gasoso; V – Hidróxido de Sódio (NaOH); VI – Areia (SiO2).

Assinale a única afirmação FALSA:

a) a presença de III ou IV em I formará uma solução (mistura);

b) II é um sistema difásico: c) III em VI forma uma substância; d) I em III forma uma solução homogênea; e) São substâncias compostas : III e VI

18) O estado físico de uma substância depende de:

a) Temperatura, somente; b) Temperatura e fonte de calor; c) Temperatura e pressão; d) Temperatura, pressão e fonte de calor; e) Temperatura, pressão e DDP.

19) O máximo de elétrons que um átomo pode apresentar na camada N é:

a) 2 b) 8 c) 18 d) 32 e) 64

20) Assinale a alternativa correta:

a) A tenacidade é a resistência ao choque; b) Ponto de fusão é igual ao ponto de solidificação; c) Ponto de ebulição é igual ao ponto de liquefação; d) O álcool é mais volátil que a água (ferve antes); e) Todas as afirmações estão corretas.

21) Alotropia é um fenômeno pelo qual:

a) Podem existir átomos do mesmo elemento com diferentes massas;

b) Podem existir átomos de diferentes elementos com mesma massa;

c) Podem existir diferentes substâncias compostas formadas a partir do mesmo elemento;

d) Podem existir substâncias simples diferentes formadas a partir do mesmo elemento;

e) Podem existir substâncias compostas formadas a partir do mesmo elemento

22) O gráfico que corresponde á liquefação ou condensação de uma substância pura gasosa é:

a) (T)

(t)

b) (T)

(t)

c) (T)

(t)

d) (T)

(t)

e) (T)

(t)

23) Fase é sempre:

a) Uma porção arbitrariamente delimitada de um sistema;

b) A menor parte do sistema que ainda apresenta todas as propriedades do mesmo;

c) Uma das substâncias que compõem o sistema; d) Uma das misturas homogêneas de que se compõem

um sistema heterogêneo; e) Qualquer parte heterogênea de um sistema de

misturas.

24) Para separar os componentes de uma mistura homogênea de dois líquidos fazemos:

a) destilação simples; b) fusão fracionada; c) cristalização fracionada; d) solidificação fracionada; e) destilação seca.

25) Um pedaço de pau-brasil pesando 238,3g ocupa um volume de 545 cm3. Qual a sua densidade em g/cm3 ?

26) O naftaleno, comercialmente conhecido como naftalina, empregado para evitar baratas em roupas, funde em temperaturas superiores a 80ºC. Sabe-se que bolinhas de naftalina, à temperatura ambiente, têm suas massas constantemente diminuídas, terminando por desaparecer sem deixar resíduos. Essa observação pode ser explicada pelo fenômeno da:

a) Fusão; b) Sublimação; c) Solidificação; d) Liquefação; e) Ebulição.

27) Nos aparelhos de destilação, a entrada de água no condensador é feita pela parte inferior porque:

a) o encontro entre a água fria e os vapores quentes do destilador pode causar quebra do condensador;

b) a água quente é menos densa que a água fria; c) o condensador fica totalmente cheio de água; d) a parte inferior do aparelho deve ficar próxima da

torneira; e) se a entrada fosse pela parte superior a gravidade

faria com que a água saísse sem resfriar o sistema.

28) Os pares de átomos abaixo representam, respectivamente fenômenos de:

a) isotonia, isotopia e isobaria; b) isotopia, isobaria e isotonia; c) isobaria, isotopia e isotonia; d) isotopia, isotonia e isobaria; e) isobaria, isotonia e isotopia.

29) No átomo de potássio, um elemento importante para a nutrição das plantas, de Z = 19 e A = 39, temos:

a) 3 camadas eletrônicas e apenas 1 elétron na periferia; b) 4 camadas eletrônicas e apenas 1 elétron na periferia;

c) 4 camadas eletrônicas e 2 elétrons periféricos; d) 5 camadas eletrônicas e 3 elétrons periféricos; e) 3 camadas eletrônicas e 9 elétrons periféricos.

30) Dentre as alternativas abaixo, indique a que contém afirmação CORRETA:

a) dois átomos que possuem o mesmo número de nêutrons pertencem ao mesmo elemento químico;

b) dois átomos com o mesmo número de elétrons em suas camadas de valência pertencem ao mesmo elemento químico;

c) dois átomos que possuem o mesmo número de prótons pertencem ao mesmo elemento químico;

d) dois átomos com iguais números de massa são isótopos;

e) dois átomos com iguais números de massa são alótropos.

31) O período e o grupo na Tabela Periódica de um elemento com a configuração eletrônica: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2,3p3, são, respectivamente:

a) 1 – IIB; b) 3 – VA; c) 2 – IIIA; d) 6 – IIIA; e) 3 – IIB.

32) Assinale a alternativa que completa, corretamente, as lacunas da frase abaixo:

• O elemento químico de configuração eletrônica terminada em 4p5, pertence ao grupo _______ e é classificado como elemento __________.

a) 5A – de transição externa; b) 5A – representativo; c) 5B – de transição externa; d) 7A – representativo; e) 7A – de transição externa.

33) Na família dos metais alcalinos à medida que o número atômico diminui:

a) os átomos tornam-se menores; b) os subníveis “s” apresentam maior número de

elétrons; c) os elétrons de valência estão menos presos ao núcleo; d) os núcleos apresentam maior número de nêutrons; e) os núcleos apresentam maior número de prótons.

34) Assinale a alternativa INCORRETA:

a) A Tabela Periódica classifica os elementos em ordem crescente de número atômicos;

b) Os elementos de uma família possuem propriedades químicas semelhantes;

c) Energia de ionização é a energia necessária para retirar um elétron de um átomo no estado natural;

d) Eletronegatividade é a tendência que um átomo possui de atrair elétrons;

e) Volume atômico é uma propriedade periódica dos elementos.

35) Considere que o diâmetro de um átomo seja igual a 1 F 0 B 0A (angstrom), o que corresponde a 10-10 metro. Logo, o diâmetro de um átomo, expresso em centímetros (cm), será igual a:

a) 1 cm; b) 10-2 cm; c) 10-6 cm; d) 10-8 cm; e) 10-12 cm.

36) As representações: indicam átomos de hidrogênio com números diferentes de:

a) atomicidade; b) valência; c) elétrons; d) prótons; e) nêutrons.

37) O bromo, único halogênio que nas condições ambientes se encontra no estado líquido, formado por átomos representados por, apresenta:

a) 25 elétrons na camada de valência; b) 2 elétrons na camada de valência; c) 7 elétrons na camada de valência; d) 35 partículas nucleares; e) 45 partículas nucleares.

38) Resolva a questão com base na análise das afirmativas a seguir:

I – Em um mesmo período, os elementos apresentam o mesmo número de níveis; II – Os elementos do grupo 2A, apresentam, na última camada, a configuração geral ns2; III – Quando o subnível mais energético é do 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; b) I e III; c) II e III; d) II e IV; e) III e IV.

39) A propriedade cujos valores diminuem à medida que aumenta o número atômico na coluna dos halogênios é:

a) densidade da substância elementar; b) primeira energia de ionização do átomo; c) raio atômico; d) temperatura de ebulição da substância elementar; e) temperatura de fusão da substância elementar.

40) A balança mais precisa pode detectar uma variação de aproximadamente 10-8 gramas. Quantos átomos de ouro existiriam em uma amostra desse peso? (Peso atômico do Au = 198).

a) 4 x 1020 átomos; b) 6,5 x 1012 átomos; c) 9 x 1010 átomos; d) 5 x 1015 átomos; e) 3 x 1013 átomos.

41) Um átomo, cujo número atômico é 18, está classificado na Tabela Periódica como:

a) metal alcalino; b) metal alcalino-terroso; c) metal terroso; d) ametal; e) gás nobre.

42) Quantos elétrons há no nível energético do átomo de Bismuto, Bi83 ?

a) 2 b) 3 c) 5 d) 6 e) 7

43) Assinale, entre as opções abaixo, a fórmula do composto no qual o fósforo está no maior estado de oxidação:

a) H3PO3 b) H2PO3 c) H3PO2 d) H4P2O5 e) HPO3

44) Indique a alternativa que NÃO É CORRETA:

a) 5, 1, 0, -1/2 são os quatro números quânticos do elétron de maior energia de um átomo de um elemento que pertence a família IA da Tabela Periódica;

b) O número máximo de elétrons em cada orbital é 2; c) No nível quântico principal 4 há dezesseis orbitais; d) No subnível 5f há sete orbitais; e) Os elétrons de um mesmo átomo podem ter no

máximo três números quânticos iguais.

45) Quando um prisioneiro, condenado a morte é executado em uma câmara de gás, a substância letal é o gás HCN, é produzida no ato da execução através da reação: 2NaCN + H2SO4 F 0 A E 2HCN + Na2SO4. Os reagentes e os produtos desta reação pertencem às funções inorgânicas:

a) ácido e base; b) sal e óxido; c) sal e ácido; d) base e sal; e) óxido e ácido.

46) Em uma mistura homogênea estão presentes água (H2O), sal comum (NaCl) e cloreto de cálcio (CaCl2). Estas substâncias apresentam seus átomos unidos, respectivamente, por ligações:

a) iônicas, iônicas e iônicas; b) covalentes, covalentes e covalentes; c) iônicas, covalentes e covalentes; d) covalentes, iônicas e iônicas; e) covalentes, iônicas e covalentes.

47) O ácido fórmico, oficialmente conhecido como ácido metanóico, de fórmula bruta CH2O, é o responsável pela irritação causada na pele humana, provocada pela picada das formigas. Qual das substâncias abaixo poderia ser aplicada na pele, a fim de atenuar esse efeito irritante ?

a) Mg(OH)2 b) H2O c) NH4Cl d) H3PO4 e) H2SO4

48) Observe os elementos abaixo e suas densidades:

Elemento Densidade g/cm3

I Alumínio 2,7 II Arsênio 5,7 III Berílio 1,9 IV Boro 2,3 V Magnésio 1,7

É correto afirmar que:

a) Nenhuma dessas substâncias flutuam na água, pois todas são mais densas que a água;

b) A substância de maior densidade é o magnésio, pois se aproxima da densidade da água;

c) O arsênio por possuir a maior densidade será a única a flutuar;

d) Considerando 1 Kg de cada um dos elementos, a que terá maior volume será o Arsênio;

e) Todas as substâncias são sólidas pois a densidade não ultrapassa o valor da gravidade (g = 9,8 m/s2).

49) Diga quais dos processos abaixo envolvem transformações químicas ou físicas?

I – aparecimento da ferrugem no ferro; II – aparecimento do azinhavre (zinabre) no cobre; III – queima de uma folha de papel; IV – secagem das tintas; V – secagem das colas.

a) todos os processos são físicos; b) todos os processos são químicos; c) I, II e III são químicos e IV e V são físicos; d) I e II são químicos e III, IV e V são físicos; e) I, II e III são químicos e IV e V não são nem

químicos e nem físicos.

50) Assinale a única afirmação INCORRETA:

a) Diamante e grafite são formas alotrópicas do carbono;

b) Hidrogênio e deutério são isótopos; c) Átomos com mesmo número atômico pertencem a

um mesmo elemento; d) Uma substância pura tem composição ponderal

constante; e) Uma substância pura não pode constituir um sistema

difásico.

51) O número atômico do magnésio é 12. Em sua distribuição eletrônica, quantos elétrons terá a última camada?

a) 2 b) 8 c) 10 d) 12 e) 11

52) Para que haja uma ligação iônica, é necessário que:

a) O potencial de ionização dos átomos participantes tenha valores próximos;

b) A eletronegatividade dos átomos participantes tenham valores próximos;

c) A eletronegatividade dos átomos participantes tenha valores bastantes diferentes;

d) Os elétrons de ligações sejam orbitais de “s”. e) As afinidades eletrônicas sejam nulas.

53) Efetuando o balanceamento da equação química abaixo, quais os menores coeficientes encontrados ?

HNO3 + SO2 + H2O F 0A E H2SO4 + NO

a) 1 - 4 - 2 - 4 - 1 b) 2 - 3 - 3 - 2 - 3 c) 1 - 2 - 1 - 2 - 1 d) 2 - 3 - 2 - 3 - 2 e) 2 - 3 - 4 - 3 - 2

54) O número de oxidação do calcogênio nos compostos H2O2, HMnO4, Na2O4 e F2O, são respectivamente:

a) -1, -2, -2, -0,5 b) -1, -2, -0,5, +2 c) -2, -2, -2, -2 d) -0,5, +2, -1, +2 e) -1, -0,5, +1, +2

55) Uma base tem fórmula MOH. O elemento M pode ser:

a) Sódio; b) Cálcio; c) Alumínio; d) Nitrogênio; e) Hidrogênio.

56) Sendo dadas as fórmulas dos íons:

I) HVO4-2 II) H2P2O7-2 III)Sn(OH)6-2 IV) HO2-1

Assinale a alternativa que indica, na ordem citada, os números de oxidação dos elementos contidos nas fórmulas acima:

V P Sn O a) -2 +10 -2 -2 b) -3 +5 -6 +1 c) -5 +10 +6 -1 d) +5 +5 +4 -2 e) +5 +5 +4 -1

57) Abaixo é representada a concentração, em mg/Kg, de alguns íons na água do mar:

íons concentração Mg+2 1350 SO4-2 2700 Na+1 10500 Cl-1 19000

Dentre esses íons, os que estão em menor e maior concentração molar são respectivamente:

a) Cl-1 e Mg+2 b) SO4-2 e Na+1 c) Mg+2e Na+1 d) Mg+2e Cl-1 e) SO4-2 e Cl-1

Massas atômicas:

O = 16

comentários (0)
Até o momento nenhum comentário
Seja o primeiro a comentar!
Esta é apenas uma pré-visualização
3 shown on 53 pages
baixar o documento