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Duvidas de quimica
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APONTAMENTOS DE QU€MICA Química – Unidade 1 Autor: Francisco M. B. Teixeira
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MODELOS ATÔMICOS
De forma simplificada, modelo pode ser entendido como uma explicação para um fenômeno observado na natureza. Assim, modelos atômicos são formas de explicar a constituição da matéria e assim compreender os fenômenos físicos e químicos.
Demócrito de Abdera (460 a.C. – 370 a.C.) defendia a idéia de que toda a matéria era formada por átomos, sendo eles, indivisíveis e invisíveis. (A, não; tomu, parte). Este conceito não era aceito por Aristóteles (384 a.C. – 322 a.C.) e posteriormente foi substituída pela idéia dos quatro elementos, esta última foi utilizada até o século XIX.
Atualmente considera-se que todas as substâncias são formadas de átomos, que se podem agrupar, formando moléculas ou íons.
Molécula ⇒ Grupo estável e neutro formado por átomos e que caracteriza uma substância. Apenas os gases nobres possuem moléculas monoatômicas.
Íon ⇒ Átomo ou grupo de átomos com carga elétrica. Cátion: íon positivo; ânion: íon negativo.
Modelo Atômico de Dalton (1808)
Segundo Dalton: (1) A matéria é constituída por pequenas partículas maciças e indivisíveis chamadas átomos. (2) Os átomos com a mesma massa e tamanho pertencem ao mesmo elemento químico e possuem as mesmas propriedades. (3) Ao combinarmos os átomos temos a formação das substâncias químicas. (4) Uma reação química trata-se da reorganização dos átomos formando outras substâncias.
Modelo Atômico de Thomson (1887)
Através do experimento utilizando um tubo de raios catódicos Thomson descobriu que era possível retirar partículas negativas, os elétrons, dos átomos. Descobriu-se que o átomo era divisível. Segundo este modelo os átomos são pequenas partículas maciças constituída por um fluido com carga elétrica positiva, no qual estão dispersos os elétrons. Este modelo também foi conhecido como pudim de passas.
Modelo Atômico de Rutherford (1911)
Através de um experimento, realizado com um material radioativo (o polônio) e uma finíssima lâmina de ouro, Rutherford chegou as seguintes conclusões: (1) O átomo tem duas regiões o núcleo onde se localizam os prótons e a eletrosfera onde os elétrons giram ao redor do núcleo. (2) O núcleo é cerca de 10000 vezes menor do que os átomos. Esse modelo é análogo ao sistema solar.
Observações: (1) Os prótons têm carga elétrica positiva e possuem cerca de 1840 vezes
mais massa do que os elétrons. (2) Os elétrons têm carga negativa e por possuírem pouca massa, quando comparados aos prótons, praticamente não contribuem para a massa do átomo. (3) Em 1932 Chadwick descobriu partículas sem carga elétrica com aproximadamente a mesma massa dos prótons. Essas partículas foram denominadas nêutrons e são encontradas no núcleo juntamente com os prótons.
Modelo Atômico de Rutherford-Böhr (1913)
Este modelo também é conhecido como Modelo Atômico de Bohr. Segundo Bohr: (1) Os elétrons descrevem órbitas circulares ao redor do núcleo. (2) Cada órbita tem energia constante, quanto mais próxima do núcleo menor será a energia da órbita. (3) Quando um elétron absorve energia ele passa para uma órbita maior; quando um elétron perde energia ele passa para uma órbita menor.
Há sete órbitas e elas também são denominadas camadas ou níveis de energia. Essas camadas são representadas, em ordem crescente de energia, pelas letras: K, L, M, N, O, P e Q.
Em 1916 Sommerfield afirmou que: (1) Os níveis de energia que Bohr descreveu estariam divididos em subníveis de energia. (2) Em cada subnível pode conter uma quantidade máxima de elétrons. (3) Elétrons em um mesmo subnível possuem a mesma quantidade de energia. (4) Os elétrons distribuem-se ocupando o subnível de menor energia disponível.
Subnível s p d f g h i Quantidade máxima de
elétrons 2 6 10 14 18 22 26
A ordem crescente de energia dos subníveis é a seguinte:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p…
Linus Pauling desenvolveu o diagrama abaixo para obtermos a ordem crescente de energia, para isto basta seguir as flechas nele representado.
K
L
M
NOPQ
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f
6s 6p 6d7s 7p
6f 6g 6h
5g
7d 7f 7g 7h 7i
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Exemplo da representação dos subníveis.
3d7 Quantidade de elétrons
Subnível de energia
Nível de energia (camada)
Exemplos:
11Na: 1s2 2s2 2p6 3s1
1ª Camada: 2 elétrons 2ª Camada: 8 elétrons 3ª Camada: 1 elétron
Neste caso o subnível de maior energia é o 3s, o subnível de maior energia é sempre o último na distribuição eletrônica.
26Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
1ª Camada: 2 elétrons 2ª Camada: 8 elétrons 3ª Camada: 14 elétrons 4ª Camada: 2 elétrons
Quando há formação de um cátion, retira-se um ou mais elétrons da camada mais externa.
26Fe2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6
1ª Camada: 2 elétrons 2ª Camada: 8 elétrons 3ª Camada: 14 elétrons
26Fe3+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5
1ª Camada: 2 elétrons 2ª Camada: 8 elétrons 3ª Camada: 13 elétrons
Quando há formação de um ânion, os elétrons são adicionados ao subnível mais energético não preenchido.
17Cl-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
1ª Camada: 2 elétrons 2ª Camada: 8 elétrons 3ª Camada: 8 elétrons
Representação dos Átomos
AZ
AZ Xou X
Onde:
A ⇒ Número de massa (quantidade de prótons mais a quantidade nêutrons)
Z ⇒ Número atômico (quantidade de prótons) X ⇒ Símbolo do elemento.
Exemplos:
1H1, 2He4, 11Na23, 92U238, etc.
Elemento químico e semelhanças atômicas
As características de um átomo são determinadas pela quantidade de prótons que há em seu núcleo. Assim:
Elemento químico ⇒ Conjunto de átomos que possuem o mesmo número atômico, isto é, a mesma quantidade de prótons em seu núcleo.
Isótopos ⇒ Átomos que possuem o mesmo número atômico e diferentes números de massa.
Exemplo 1
1H1, 1H2 e 1H3
Exemplo 2
17Cl35 e 17Cl37
Isóbaros ⇒ Átomos que possuem diferentes números atômicos e mesmo número de massa.
Exemplo
18Ar40 e 20Ca40
Isótonos ⇒ Átomos que possuem diferentes números atômicos e a mesma quantidade de nêutrons.
Exemplo
6C13 e 7N14
Observação: Caso se tenha espécies químicas com a mesma quantidade de elétrons elas podem ser chamadas isoeletrônicas, exemplos: 18Ar e 20Ca2+.
EXERCÍCIOS DE APLICAÇÃO
1) (UEMG) O modelo de átomo conhecido como modelo de Rutherford foi idealizado a partir de experiências realizadas em 1909. Várias conclusões foram tiradas a partir dessas experiências, EXCETO: a) O átomo apresenta, predominantemente, espaços vazios. b) O núcleo é a região mais densa do átomo. c) O núcleo atômico apresenta carga elétrica positiva. d) O núcleo é praticamente do tamanho do átomo todo.
2) (UFRS) O modelo atômico que suscitou a idéia de átomo com estrutura elétrica foi o: a) de Dalton. b) do átomo planetário de Rutherford. c) de Bohr. d) da mecânica ondulatória. e) de Thomson.
3) (UFSM) Analise as seguintes afirmativas: I. Isótopos são átomos de um mesmo
elemento que possuem número atômico e diferente número de massa.
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II. O número atômico de um elemento corresponde ao número de prótons no núcleo de um átomo.
III. O número de massa corresponde à soma do número de prótons e do número de elétrons de um elemento.
Está(ão) correta(s). a) apenas I. d) apenas IV. b) apenas II. e) apenas V. c) apenas III.
4) (Mack) A soma dos prótons, elétrons e nêutrons (p+ + e- + no) do átomo 2x - 2Q4x, que possui 22 nêutrons, é igual a: a) 62 d) 42 b) 58 e) 92 c) 74
5) (FEI-SP) São dadas as seguintes informações relativas aos átomos X, Y e Z:
I. X é isóbaro de Y e isótono de Z. II. Y tem número atômico 56, número de
massa 137 e é isótopo de Z. III. O número de massa de Z é 138.
O número atômico de X é a) 53. d) 56. b) 54. e) 57. c) 55.
6) Os átomos M e N são isóbaros e apresentam as seguintes características:
10 + XM5X 11 + XN4X + 8 Determine os números atômicos e os números de massa de M e N.
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
7) (Unifor) Dentre as espécies químicas: 5B9, 5B10, 5B11 6C10, 6C12, 6C14 as que representam átomos cujos núcleos possuem 6 nêutrons são: a) 6C10 e 6C12 d) 5B9 e 6C14 b) 5B11 e 6C12 e) 6C14 e 5B10 c) 5B10 e 5B11
8) (F.S. Marcos-SP) O átomo neutro de alumínio 13Al27 contém: a) 27 prótons. d) 40 prótons. b) 27 elétrons. e) 14 nêutrons. c) 13 nêutrons.
9) (Unisinos-RS) O cátion Ca2+ (Z = 20) é constituído por: a) 20 prótons e 18 elétrons. b) 18 prótons e 20 elétrons. c) 20 prótons e 18 nêutrons. d) 18 prótons e 20 nêutrons. e) 20 nêutrons e 20 elétrons.
10) (Vunesp) O íon +K3919 possui:
a) 19 prótons. b) 19 nêutrons. c) 39 elétrons. d) número de massa igual a 20. e) número atômico igual a 39.
11) (UFSM) Analise a tabela:
Espécie Genérica
Número de
nêutrons
Número de
prótons
Número de
elétrons X 20 17 17 Y 17 17 18 Z 78 79 78 W 18 18 18
Assinale a alternativa que apresenta somente espécie(s) neutras(s). a) apenas X d) apenas W. b) apenas Y. e) apenas X e W. c) apenas Z.
12) (Cesgranrio) Quando um átomo neutro de bromo ( Br80
35 ) recebe 1 elétron, transforma-se no
íon −Br8035 , que possui na sua estrutura, prótons,
elétrons e nêutrons, respectivamente em número de: a) 35 – 35 – 46 d) 35 – 115 – 80 b) 35 – 36 – 45 e) 36 – 35 – 115 c) 35 – 80 – 80
13) (Mackenzie-SP) Espécies químicas simples que apresentam o mesmo número de elétrons são chamadas de isoeletrônicas. Assim entre Mg, Na+, Cl-, S, K+ e Ar, são isoeletrônicas: (Dados: números atômicos — Na = 11; Mg = 12; S = 16; Cl = 17; Ar = 18; K = 19). a) Cl- e S. d) Na+ e Cl-. b) K+, Ar e Cl-. e) Na+ e K+. c) Na+ e Mg.
14) (UFSM). A alternativa que reúne apenas espécies isoeletrônicas é: a) 7N3-, 9F-, 13Al3+ b) 16S0, 17Cl-, 19K+ c) 10Ne0, 11Na0, 12Mg0 d) 20Ca2+, 38Sr2+, 56Ba2+ e) 17Cl-, 35Br-, 53I-
15) (Fuvest-SP) As espécies Fe2+ e Fe3+, provenientes de isótopos distintos do ferro, diferem entre si, quanto ao número: a) atômico e ao número de oxidação. b) atômico e ao raio iônico. c) de prótons e ao número de elétrons. d) de elétrons e ao número de nêutrons. e) de prótons e ao número de nêutrons.
Anotações
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TABELA PERIÓDICA
Em 1869, Mendeleev (1834 - 1907) anotou as propriedades de cada um dos 63 elementos conhecidos na época em 63 cartões diferentes. Ao tentar organizar esses cartões de maneiras diferentes, percebeu que, com pouquíssimas exceções, as propriedades dos elementos se repetiam de maneira periódica quanto os elementos eram colocados em ordem crescente de massas atômicas.
Em 1913, Moseley (1887 - 1915) verificou que as propriedades dos elementos estavam relacionadas a seus números atômicos.
Períodos e Grupos
Na tabela periódica atual existem 7 períodos e 18 grupos ou famílias. Os elementos com propriedades químicas semelhantes estão no mesmo grupo.
Períodos ⇒ Linhas horizontais que indica quantas camadas eletrônicas existem no átomo.
Grupos ⇒ Colunas verticais que indicam quantos elétrons existem na última camada do átomo. Esta regra funciona para os elementos representativos: grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 e 18; o hélio é exceção.
Alguns grupos da tabela periódica recebem nomes especiais.
Grupo 1: Metais alcalinos Grupo 2: Metais alcalino-terrosos Grupo 16: Calcogênios Grupo 17: Halogênios Grupo 18: Gases Nobres
Observações: (1) O hidrogênio encontra-se no grupo 1, mas não é considerado um metal. (2) Os elementos do grupo 18 não formam ligações químicas em condições naturais, por isso eles não sofrem reações químicas e são chamados de gases nobres.
Os elementos podem ser distribuídos em quatro classes: metais, semimetais, não-metais (ametais) e gases nobres. O hidrogênio é considerado por alguns autores como sendo um ametal, enquanto que outros não o consideram pertencente a nenhuma destas classes.
PROPRIEDADES DOS ELEMENTOS
Propriedades aperiódicas ⇒ São as que variam de forma crescente ou decrescente à medida que há um aumento do número atômico. Um exemplo é a massa atômica.
Propriedades periódicas ⇒ Elas crescem e decrescem periodicamente com o aumento do número atômico. O raio atômico, eletronegatividade e energia de ionização são exemplos dessas propriedades.
0,0
10,0
20,0
30,0
40,0
0 5 10 15 20
Números Atômicos (Z)
Mas
sas
Atõ
mic
as /
u
0
50
100
150
200
0 5 10 15 20
Números Atômicos (Z)
Rai
o A
tôm
ico
/ pm
0,0
1,0
2,0
3,0
4,0
0 5 10 15 20
Números Atômicos (Z)
Elet
rone
gativ
idad
e
0
500
1000
1500
2000
2500
0 5 10 15 20
Números Atômicos (Z)
Prim
eira
Ene
rgia
de
Ioni
zaçã
o / (
kJ/m
ol)
Há várias propriedades periódicas, porém veremos apenas estas quatro.
Raio Atômico
Considerando que o átomo seja uma esfera ele deve possuir um raio, quando há um acréscimo do tamanho do átomo há um aumento desse raio atômico. Há dois fatores principais que determinam o tamanho do átomo: (1) Quantidade de camadas, quanto mais camadas o átomo tem maior será seu raio atômico. (2) Quando os átomos têm a mesma quantidade de camadas devemos considerar a carga do núcleo atômico. Conforme se aumenta a carga positiva do núcleo há uma maior atração dos elétrons da eletrosfera, assim, o raio atômico diminui.
Na figura seguinte, as flechas indicam o sentido de crescimento do raio atômico.
APONTAMENTOS DE QU€MICA Química – Unidade 2 Autor: Francisco M. B. Teixeira
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Eletronegatividade
É a capacidade que um átomo tem de atrair elétrons quando este participa de uma ligação química. Aumentando a carga do núcleo e diminuindo o raio atômico aumenta-se a eletronegatividade. As flechas na figura abaixo representam o crescimento desta propriedade; como os gases nobres não formam ligações químicas eles não apresentam eletronegatividade.
Os dez elementos não metálicos mais eletronegativos estão apresentados abaixo, a flecha indica o aumento da eletronegatividade. Esta ordem pode sofrer alguma alteração dependendo dos valores de eletronegatividade utilizados.
Energia de Ionização
É a energia necessária para retirar um ou mais elétrons de um átomo isolado no estado gasoso. Esta propriedade relaciona-se com a carga do núcleo e o raio atômico de forma semelhante à eletronegatividade.
Para retirar o primeiro elétron fala-se primeira energia de ionização, para retirar o segundo elétron fala-se segunda energia de ionização e assim por diante.
Afinidade eletrônica
É a energia liberada quando um elétron é adicionado a um átomo isolado no estado gasoso. Esta propriedade também se comporta de forma semelhante à eletronegatividade. A figura que representa o aumento da energia de ionização e da afinidade eletrônica é semelhante à figura que representa o aumento da eletronegatividade.
Observação: A localização de um elemento químico na tabela periódica pode ser prevista pela distribuição eletrônica. Além do período e do grupo, a tabela pode ser dividida em quatro blocos, veja a figura abaixo.
Os elementos localizados no bloco s possuem,
na distribuição eletrônica, o subnível s com maior energia. Comportamento semelhante é observado nos elementos encontrados nos outros blocos, embora existam algumas exceções.
EXERCÍCIOS DE APLICAÇÃO
16) (UERJ) um dos elementos químicos que têm se mostrado muito eficiente no combate ao câncer de próstata é o Selênio (Se). Com base na Tabela de Classificação Periódica dos Elementos, os símbolos de elementos com propriedades químicas semelhantes ao Selênio são: a) Cl, Br, I c) P, As, Sb b) Te, S, Pó d) As, Br, Kr
17) (Mackenzie-SP) Pertence aos metais alcalinos o elemento: a) ferro d) oxigênio b) cobre e) magnésio c) potássio
18) (U. Amazonas-AM) Os elementos químicos Ca, Ba, Mg e Sr são classificados como: a) halogênios b) calcogênios c) gases nobres d) metais alcalinos e) metais alcalino-terrosos
19) (UEBA) Indique a alternativa que contém somente elementos químicos pertencentes à classe dos metais. a) O, F, Br e I b) Na, Ne, S e Cl c) B, S, Ge e Sb d) Mg, Ca, K e Na e) He, Ne, Ar e Kr
20) (I. C. Newton Paiva Ferreira-MG) A seqüência que contém somente gases nobres é: a) He, Rn, Ar, Kr, Xe b) H, Ne, Xe, Rn, Kr c) He, Re, Ne, Kr, Xe d) Ar, Cr, H, Rn, He e) He, Ne, Xe, Rh, Kr
Bloco d Bloco p
Bloco f
Blo
co s
F O N Cl Br I S C P H
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LIGAÇÕES QUÍMICAS
Os átomos encontram-se na natureza na forma mais estável, assim, um átomo isolado de oxigênio não é encontrado, ele sempre está ligado a outro átomo formando uma substância química com maior estabilidade. Apenas os gases nobres (grupo 18 da tabela periódica) são encontrados isoladamente, assim, os gases nobres não precisam se unir com outros átomos, eles já são estáveis o suficiente na forma monoatômica.
Ligação Química ⇒ União que ocorre entre espécies químicas para que estas adquiram uma maior estabilidade.
Observe os gases nobres abaixo com a distribuição dos elétrons em camadas.
10Ne (K = 2 e L = 8)
18Ar (K = 2, L = 8 e M = 8)
36Kr (K = 2, L = 8, M = 18 e N = 8)
É possível notar que todos eles possuem oito elétrons na última camada, assim podemos imaginar que isto deve está relacionado com a estabilidade destes átomos.
Regra do Octeto ⇒ As espécies químicas têm a tendência de ficar com oito elétrons na sua última camada, dessa forma elas ganham estabilidade. A última camada eletrônica também pode ser chamada camada de valência.
LIGAÇÕES IÔNICAS
O átomo de sódio (Na), representado abaixo, possui um elétrons na última camada, portanto, ele não é estável.
11Na (K = 2, L = 8 e M = 1)
Ao perder um elétron o íon produzido (Na+) fica mais estável.
11Na+ (K = 2 e L = 8)
De forma semelhante o átomo de cloro (Cl) torna-se estável.
17Cl (K = 2, L = 8 e M = 7)
17Cl- (K = 2, L = 8 e M = 8)
ClNa
ClNaNa Cl
ClNa
Não há a necessidade de representarmos todas as camadas de elétrons, é necessário apenas a última e para isso usamos a notação denominada Estrutura de Lewis ou Fórmula Eletrônica. A representação “NaCl” nos indica a
proporção entre os átomos de cada elemento presente no composto químico.
A seguir temos a representação da formação do MgBr2, através de Estruturas de Lewis:
Mg
Br
Br
Br-
-Br
Mg2+
2+Mg
Br-
-Br
Br-
-Br
Mg2+
Em ambos os casos vistos anteriormente, na formação de formas mais estáveis, estas espécies químicas formam íons que por sua vez atraem-se por possuírem cargas opostas; esta união de íons é chamada de ligação iônica.
Ligação iônica ⇒ Ligação química que ocorre entre íons. As substâncias que possuem ligações iônicas são chamadas de compostos iônicos.
Este tipo de ligação ocorre entre elementos com grande diferença de eletronegatividade, isto é, um elemento muito eletronegativo (geralmente um ametal) ligado a um elemento pouco eletronegativo.
Os compostos iônicos formam uma estrutura extremamente organizada denominada retículo cristalino iônico. Abaixo está a estrutura do óxido de cálcio (CaO).
Figura 1: Retículo cristalino iônico do CaO, as esferas maiores representam o íons O2- e as menores os íons Ca2+.
As principais características dos compostos iônicos são: (1) Possuem elevado ponto de fusão e ebulição, pois é necessária muita energia para destruir o retículo cristalino iônico, assim eles são
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sólidos em condições ambientais. (2) Quando eles estão fundidos ou dissolvidos seus íons estão em movimento e por isso podem conduzir corrente elétrica, mas quando estão em estado sólido não conduzem eletricidade, pois os íons não estão em movimento.
LIGAÇÕES COVALENTE
Na ligação iônica há uma transferência de elétrons formando íons e que se agrupam fortemente no retículo cristalino iônico. Na ligação covalente há um compartilhamento de elétrons, portanto não há a geração de íons.
Ligação covalente ⇒ Há um compartilhamento de elétrons, quando isto ocorre temos um composto covalente ou molecular.
Este tipo de ligação ocorre quando elementos eletronegativos ligam-se entre si.
Veja o exemplo abaixo representado com Estruturas de Lewis:
Cl Cl ClCl
Neste caso ambos os átomos tem a tendência de ganhar elétrons, nenhum irá perder, eles irão compartilhar um par de elétron; cada par compartilhado chama-se ligação química covalente. Aqui os dois átomos formam um grupo denominado molécula, todos os compostos covalentes possuem moléculas. Esta substância é o gás cloro e podemos representá-la de outras formas:
Cl Cl
Cl2
Fórmula Estrutural
Fórmula Química ou Fórmula Molecular
Veja outros casos:
Estrutura de Lewis
Fórmula Estrutural
Fórmula Molecular
H H H H H2
OO
O O O2
N N
N N N2
H Cl
H Cl HCl
O HH
O HH H2O
O C O
C OO CO2
Figura 2: Aqui temos nove moléculas de água, as esferas maiores, no centro das moléculas, representam átomos de oxigênio e as esferas menores representam os átomos de hidrogênio.
Quando os dois elétrons de uma ligação covalente originam-se do mesmo átomo temos uma ligação covalente coordenada, ou dativa.
Estrutura de Lewis
Fórmula Estrutural
Fórmula Molecular
O S O O=S→O SO2
OOO O=O→O O3
As principais características dos compostos covalentes são: (1) Não há um estado físico característico desses compostos, pois podem ser encontrados, facilmente, em qualquer um deles. (2) Não conduzem eletricidade em nenhum estado físico.
LIGAÇÕES METÁLICAS
Os metais têm pouca ou média eletronegatividade e por isso não atraem muito os elétrons quando formam uma ligação química. Assim quando os átomos de metais ligam-se entre si eles possuem elétrons livres, podemos afirmar que todos os elétrons de um pedaço de metal estão em movimento entre todos os átomos do metal. Quando isso ocorre temos a ligação metálica.
Ligação metálica ⇒ Ocorre quando átomos metálicos ligam-se entre si, por possuírem pouca eletronegatividade os seus elétrons ficam livres para se movimentarem entre os átomos.
Nos sólidos sempre há uma estrutura organizada e no caso dos metais ela é chamada de retículo cristalino metálico.
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Figura 3: Representação de um retículo cristalino metálico com átomos de ferro.
As principais características dos compostos metálicos são: (1) Condução elétrica e térmica. (2) Cor cinza brilhante chamada aspecto metálicos, exceto o cobre e o ouro, que possuem cor avermelhada e dourada, respectivamente. (3) Maleabilidade, isto é, capacidade de formar lâminas muito finas. (4) Ductilidade, capacidade de produzir fios. Os elementos metálicos podem formar ligas metálicas.
,
Liga Metálica ⇒ Mistura homogênea na qual a maior quantidade dos componentes são metais.
Exemplos de liga metálica: Aço inoxidável (Fe, C, Cr e Ni); Amálgama dental (Hg, Ag e Sn); Bronze (Cu e Sn); Latão (Cu e Zn); Solda (Pb e Sn) e Ouro 18 quilates (75% de ouro e 25% de prata e/ou cobre).
EXERCÍCIOS DE APLICAÇÃO
21) (Fatec-SP) A condutibilidade elétrica dos metais é explicada admitindo-se: a) ruptura de ligações iônicas. b) ruptura de ligações covalentes. c) existência de prótons livres. d) existência de elétrons livres. e) existência de nêutrons livres.
22) (Fuvest-SP) As unidades constituintes dos sólidos: óxidos de magnésio (MgO), iodo (I2) e platina (Pt) são, respectivamente: a) átomos, íons e moléculas. b) íons, átomos e moléculas. c) íons, moléculas e átomos. d) moléculas, átomos e íons. e) moléculas, íons e átomos.
23) (UFRS) O metal presente nas ligas de latão e bronze é: a) ferro. d) cobre. b) zinco. e) alumínio c) estanho.
24) (UFCE) O aço comum é uma liga de: a) C + Zn. b) Cu + Zn. c) Fe + Al. d) Fe + C. e) Fe + Cu.
GEOMETRIA MOLECULAR
Geometria molecular é como os átomos estão posicionados uns em relação aos outros. Quando há apenas dois átomos na molécula (H2, O2, N2, etc.) eles sempre estarão posicionados de forma que é possível imaginar uma linha entre eles, assim, em todas as moléculas biatômicas temos a geometria linear.
Quando existem mais de dois átomos na molécula é necessário usar o modelo da repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência, para isso é necessário obter a fórmula eletrônica da molécula em questão. Os grupos de elétrons ao redor do átomo central causam repulsão uns aos outros. As geometrias mais comuns são apresentadas na tabela abaixo.
Substância Fórmula eletrônica Geometria
Gás hidrogênio H H
H H Linear
Cloreto de hidrogênio ClH
H Cl Linear
Gás carbônico C OO
C OO Linear
Trióxido de enxofre
O OS
O
SO
O
O Trigonal
Dióxido de enxofre
SOO
SOO
Angular
Metano C HH
H
H
C
H
HH
H
Tetraédrica
Amônia
H
H HN
NH
HH
Piramidal
Água OH
H
OH H
Angular
Na molécula de gás carbônico há dois grupos de elétrons e para que eles se afastem ao máximo
APONTAMENTOS DE QU€MICA Química – Unidade 3 Autor: Francisco M. B. Teixeira
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a molécula assume uma geometria linear. O ângulo formado entre os grupos de elétrons é de 180 graus.
Na molécula de trióxido de enxofre há três grupos de elétrons e a geometria assumida pela molécula forma um triângulo eqüilátero e por isso chamada geometria trigonal.
Na molécula de dióxidos de enxofre também há três grupos de elétrons, porém, o triângulo formado é isósceles; nesse caso a geometria é denominada angular. Tanto no SO3 como no SO2 o ângulo formado entre os grupos de elétrons é de 120 graus.
Nas moléculas do metano, amônia e água existem quatro grupos de elétrons e entre eles há ângulos de aproximadamente 109 graus. As respectivas geometrias são: tetraédrica, piramidal e angular.
Polaridade das ligações covalentes
Sempre que ocorre uma ligação covalente entre átomos que possuem diferentes eletronegatividade, esta ligação é chamada ligação polar, pois o átomo mais eletronegativo atrairá mais fortemente os elétrons da ligação e este ficará com uma carga parcial negativa. O outro átomo, consequentemente, assume uma carga parcial positiva.
δ−
H Clδ+
carga parcial negativa
carga parcial positiva
ligação polar
Quando a ligação química ocorre entre átomos
com a mesma eletronegatividade, não há carga parcial negativa ou positiva, assim a ligação é chamada ligação apolar.
H H
ligação apolar
Polaridade de moléculas
O que determina a polaridade de uma molécula biatômica é a polaridade da ligação química; assim o cloreto de hidrogênio (HCl) é uma molécula polar e o gás hidrogênio (H2) é uma molécula apolar.
H Clmolécula polar molécula apolar
H H
A molécula do gás carbônico possui ligações polares e elas exercem força na mesma direção, mas em sentidos oposto e dessa forma as forças se cancelam, assim, a molécula é apolar.
A molécula do trióxido de enxofre (SO3) possui uma geometria trigonal, pois seus átomos formam um triângulo eqüilátero. É uma molécula apolar,
pois existem três ligações entre os mesmos átomos, isto é, três ligações entre o átomo de enxofre e os átomos de oxigênio. Não é importante, para polaridade da molécula, que exista uma ligação dupla e duas simples, o que importa e a eletronegatividade dos átomos ligados e o ângulo que estas ligações formam entre si.
A molécula do dióxido de enxofre tem ligações polares, porém as forças não se cancelam o que torna esta molécula polar.
A molécula do gás ozônio (O3) possui uma geometria angular, semelhante à molécula de SO2 e embora seja formada por ligações covalentes apolares ela é uma molécula polar. Podemos justificar isto considerando a geometria molecular que possui ângulos diferentes entre as ligações.
C OOmolécula apolar
molécula apolar
SO
O
O
molécula polar
S
OO
OOO
molécula polar
Abaixo temos um pequeno resumo sobre polaridade de moléculas.
Moléculas Apolares
Moléculas biatômicas entre átomos com a mesma eletronegatividade
ou
Substâncias compostas com ligações entre os mesmos átomos e
ângulos iguais entre elas.
Ligações intermoleculares
Abaixo temos os três tipos de ligações intermoleculares que podem ocorrer entre os compostos covalentes. Dipolo-induzido ⇒ Forças de Van der Walls Dipolo-dipolo
Pontes de hidrogênio ⇒ Ligações de hidrogênio Dipolo-induzido ⇒ Este tipo de ligação intermolecular acontece entre moléculas apolares, neste tipo de molécula não ocorre uma forte atração, pois a moléculas não têm pólos permanentes que causam uma atração entre elas.
Dipolo-dipolo ⇒ Ocorre entre moléculas polares, nesse caso o pólo positivo de uma atrai o pólo negativo da outra, como há pólos permanentes este tipos de ligações são mais fortes do que as ligações dipolo-induzido.
Pontes de hidrogênio ⇒ Acontecem entre moléculas que possuam o elemento hidrogênio ligado aos elementos: flúor ou oxigênio ou
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nitrogênio. Como há uma grande diferença de eletronegatividade entre o hidrogênio e estes outros elementos, surgem uma polaridade muito forte na molécula, dessa forma elas sofrem uma maior atração entre si. Esse tipo de ligação intermolecular é mais forte do que as ligações dipolo-dipolo.
Abaixo está representada a ordem de força entre as ligações intermoleculares.
Dipolo-induzido < Dipolo-dipolo < Pontes de hidrogênio
Polaridade e Solubilidade
Substâncias polares possuem a tendência de dissolver outras substâncias polares, enquanto que substâncias apolares possuem a tendência de dissolver outras substâncias apolares. Temos, assim, a regra prática que afirma:
Semelhante dissolve semelhante
Isso pode ser explicado, pois entre as moléculas polares ocorre o mesmo tipo de atração, dipolo-dipolo, que as fazem solúveis uma nas outras, por isso o álcool (que é uma substância polar) é solúvel em água (que é uma substância polar). De forma semelhante podemos explicar o fato de moléculas apolares dissolverem outras moléculas apolares.
Quando reunimos substâncias de polaridades diferentes elas não se dissolvem uma na outra, pois entre elas existem tipos de atração diferentes. Dessa forma explicamos o motivo da água (substância polar) não dissolver o óleo (mistura de substâncias apolares).
Ponto de fusão (PF) e ponto de ebulição (PE)
O tipo de ligação entre as partículas de uma substância, juntamente com a massa dessas partículas, influenciam o ponto de fusão (PF) e o ponto de ebulição (PE) das substâncias.
É importante deixar claro que as ligações químicas, ligações que ocorrem entre átomos ou íons, são mais fortes do que as ligações intermoleculares; por isso os compostos metálicos e iônicos possuem, geralmente, PF e PE maior do que os compostos moleculares.
Entre os compostos moleculares aqueles que apresentam pontes de hidrogênio têm maior PF e PE do que os que apresentam ligações intermoleculares do tipo dipolo-dipolo. Os compostos que apresentam ligações intermoleculares do tipo dipolo-induzido são os que possuem os menores valores de PF e PE, por isso muitos deles estão no estado gasoso em condições ambientais.
Quando substâncias diferentes possuem os mesmos tipos de ligações intermoleculares, geralmente, aquela que apresentar a maior massa molecular terá o maior PF e PE.
Alotropia
A alotropia ocorre quando um elemento químico pode formar diferentes substâncias simples. Pode ser citado o diamante (Cn), a grafite (Cn) e um fulereno (C60) como formas alotrópicas do carbono. Na fórmula química do diamante e da grafite a letra “n” representa um número indefinido e, por isso, algumas vezes não é utilizada.
O oxigênio também forma substâncias simples e diferentes: o gás oxigênio (O2) e o gás ozônio (O3).
O elemento fósforo apresenta duas formas alotrópicas: o fósforo branco (P4) e o fósforo vermelho (Pn); o primeiro é extremamente reativo e sofre combustão espontaneamente em contato com o ar, enquanto que o segundo é suficientemente estável e não sofre reação espontânea.
O elemento enxofre apresenta dois alótropos: o enxofre rômbico e o enxofre monoclínico, ambos com fórmula S8. Neste caso a diferença está no cristal formado quando o enxofre está no estado sólido.
EXERCÍCIOS DE APLICAÇÃO
25) (Vunesp) Sabendo-se os números atômicos de H (Z = 1), C (Z = 6) e N (Z = 7), a fórmula de Lewis do cianeto de hidrogênio é:
H NCa)
b) C NH H CNc)
H NCd)
e) C N H
26) (UFRRJ) As ligas metálicas são formadas pela união de dois ou mais metais, ou, ainda, por uma união entre metais, ametais e semimetais. Relacionando, no quadro abaixo, cada tipo de liga com as composições dadas
Liga (I) Aço (II) Ouro 18 quilates (III) Bronze (IV) Latão
Composição (a) Cu 67% Zn 33% (b) Cu 90% Sn 10% (c) Fe 98,5% C 0,5 a 1,5% Traços Si, S e P (d) Au 75% Cu 12,5% Ag 12,5%
Pode-se afirmar que a única correlação correta entre liga e composição encontra-se na opção: a) I b; II c; III a; IV d. d) I c; II d; III b; IV a. b) I c; II b; III d; IV a. e) I d; II a; III c; IV b. c) I a; II b; III c; IV d.
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27) (U. Tocantins) Os átomos pertencentes à família dos metais alcalino-terrosos e dos halogênios adquirem configuração eletrônica de gases nobres quando, respectivamente, forma íons com número de carga: a) +2 e -1 d) -2 e -2 b) +1 e -1 e) +1 e -2 c) -1 e +2
28) (UFSE) Alotropia é o fenômeno que envolve diferentes substâncias: a) Simples, formadas pelo mesmo elemento
químico. b) Compostas, formadas por diferentes
elementos químicos. c) Simples, com a mesma atomicidade. d) Compostas, com a mesma fórmula molecular. e) Compostas, formadas pelos mesmos
elementos químicos.
29) (PUC-PR) Dados os compostos: I. Cloreto de sódio II. Brometo de hidrogênio III. Gás carbônico IV. Metanol V. Fe2O3
Apresentam ligações covalentes os compostos: a) I e V b) III e V c) II, IV e V d) II, III e IV e) II, III, IV e V
30) (UFRS) O gás metano (CH4) pode ser obtido no espaço sideral pelo choque entre os átomos de hidrogênio liberados pelas estrelas e a grafite presente na poeira cósmica. Sobre as moléculas do metano pode-se afirmar que o tipo de ligação intermolecular e sua geometria são, respectivamente: a) Ligações de hidrogênio e tetraédrica. b) Forças de van der Waals e trigonal plana. c) Covalentes e trigonal plana. d) Forças de van der Waals e tetraédrica. e) Ligações de hidrogênio e trigonal plana.
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
31) (Fecolinas Fundeg) Sabendo que o número atômico do cálcio é 20 e do cloro é 17, a fórmula de um provável composto entre esses dois elementos será: a) CaCl3 d) Ca3Cl2 b) CaCl e) CaCl2 c) Ca2Cl2
32) (FEI) Um elemento metálico forma um óxido de fórmula MO2. A fórmula de seu cloreto será, provavelmente: a) MCl d) MCl4 b) MCl2 e) MCl5 c) MCl3
33) (PUC-SP) Em 1916, G. N. Lewis publicou o primeiro artigo propondo que átomos podem ser ligar compartilhando elétrons. Esse compartilha-
mento de elétrons é chamado, hoje, de ligação covalente. De modo geral, podemos classificar ligações entre átomos em três tipos genéricos: ligação iônica, ligação metálica e ligação covalente. Assinale a alternativa que apresenta substâncias que contêm apenas ligações covalentes. a) H2O, C(diamante), Ag e LiH b) O2, NaCl, NH3 e H2O c) CO2, SO2, H2O e Na2O d) C(diamante), Cl2, NH3 e CO2 e) C(diamante), O2, Ag e KCl
34) (UERJ) A tabela abaixo apresenta pares de elementos químicos e a classificação das suas ligações interatômicas. Todos os elementos são representativos e não pertencem à família do carbono nem ao grupo dos halogênios.
Elementos químicos Caráter predominante da ligação
I e II covalente I e III Iônico II e III Iônico
Baseando-se nas informações fornecidas, podemos classificar o elemento químico de número III como: a) metal c) gás nobre b) ametal d) semimetal
35) (UFAC) As espécies químicas a seguir apresentam, respectivamente, ligações:
O2, NaCl, HCl e Al(s)
a) covalente apolar, iônica, covalente polar e metálica
b) covalente apolar, covalente polar, iônica e metálica
c) iônica, covalente apolar, covalente polar e metálica
d) metálica, covalente polar, iônica e covalente apolar
e) covalente polar, iônica, covalente apolar e metálica.
36) (UFPI) Moléculas polares são responsáveis pela absorção de energia de microondas. Assinale abaixo a substância que mais provavelmente absorverá nesta região. a) BeCl2 d) CO2 b) H2O e) BF3 c) CCl4
37) (UFSM-RS) O nitrogênio líquido pode ser obtido diretamente do ar atmosférico, mediante um processo de liquefação fracionada; nessa situação seus átomos ficam unidos por ligações químicas denominadas: a) iônicas d) covalentes polares b) dativas e) covalentes apolares c) van der Waals Comentário dos autores: Você leu atentamente o enunciados?
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QUÍMICA ORGÂNICA
A Teoria da Força Vital
No início da química orgânica, acreditava-se que apenas os organismos vivos eram capazes de produzir compostos orgânicos, era afirmado que os organismos vivos possuíam uma Força Vital. Em 1828, Friedrich Wöhler, sintetizou um composto orgânico (a uréia) a partir de um inorgânico (o cianato de amônio).
NH4CNO
O
CNH2H2N
Cianato de amônio Uréia(Inorgânico) (Orgânico)
No ano de 1860 a Teoria da Força Vital já não era mais utilizada. Atualmente afirma-se que:
Química Orgânica ⇒ Estuda os compostos que contêm átomos de carbono, estes compostos são chamados compostos orgânicos.
Algumas substâncias que possuem átomos de carbono não são consideradas substâncias orgânicas, por exemplo: o diamante, a grafite, o monóxido de carbono (CO), o gás carbônico (CO2) os ácidos carbônico (H2CO3) e cianídrico (HCN) são considerados inorgânicos.
Uma molécula de composto orgânico geralmente possui os elementos carbono (C) e Hidrogênio (H). Caso existam átomos de outro elemento, entre os átomos de carbono, eles poderão ser chamados de heteroátomos. Os átomos de carbono, de uma molécula orgânica, formam a cadeia carbônica.
Classificação das Cadeias carbônicas
Cadeia aberta, acíclica ou alifática ⇒ Não apresenta ciclo. Cadeia fechada ou cíclica ⇒ A cadeia fecha-se formando um ciclo. Cadeia heterogênea ⇒ Possui pelo menos um heteroátomo entre os átomos de carbono. Cadeia homogênea ⇒ Não possui heteroátomo entre os átomos de carbono. Cadeia saturada ⇒ Não possui duplas ou triplas ligações entre os átomos de carbono. Cadeia insaturada ⇒ Possui pelo menos uma ligação dupla ou uma tripla entre os átomos de carbono. Cadeia ramificada ⇒ Possui um radical (cadeia menor) ligado na cadeia principal (cadeia maior). Cadeia normal ⇒ Não possui radical, somente há uma cadeia principal, podendo também ser chamada não-ramificada.
Tabela 1: Classificação das Cadeias Carbônicas Classificação das Cadeias Exemplo
Aberta (Acíclica ou Alifática) H3C
CH2
CH3
Fechada (Cíclica)
CH2
H2C CH2
Heterogênea H3C
O
CH2
CH3
Homogênea H3C
CH2
CH3
Saturada H3C
CH2
CH3
Insaturada H2C
CH
CH3
Ramificada
H3C
CH
CH2
CH3
CH3
Normal (Não-ramificada) H3C
CH2
CH2
CH3
Compostos Aromáticos
O benzeno possui seis átomos de carbono formando um ciclo, nele existem ligações simples alternadas com ligações duplas. As ligações duplas do benzeno têm a característica de não ficarem fixas, isto proporciona uma maior estabilidade a esta estrutura. Quando uma cadeia carbônica possui um ou mais anéis de benzeno, ela é chamada cadeia aromática.
C C
C
CC
C H
HH
H
H H
=
BENZENO
Compostos aromáticos ⇒ Substâncias que possuem um ou mais anéis benzênicos na sua estrutura.
Classificação dos Átomos de Carbono
Os átomos de carbono podem ser classificados de acordo com quantos outros átomos de carbono ele está ligado.
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Carbono quaternário ⇒ Quando está ligado a outros quatro átomos de carbono. Carbono terciário ⇒ Quando está ligado a outros três átomos de carbono. Carbono secundário ⇒ Quando está ligado a outros dois átomos de carbono. Carbono primário ⇒ Quando está ligado a outro átomo de carbono ou quando não está ligado a nenhum outro átomo de carbono.
H2C
C
CH3
CH2
C
CH3
CH3
CH3
CARBONOQUATERNÁRIO
CARBONOSECUNDÁRIO
CARBONOTERCIÁRIO
(os outros carbonos são todos primários)
EXERCÍCIOS DE APLICAÇÃO
38) (PUC-RS) A “fluoxetina”, presente na composição química do Prozac, apresenta fórmula estrutural:
ONH
F3C
Com relação a esse composto, é correto afirmar que apresenta: a) cadeia carbônica cíclica e saturada b) cadeia carbônica aromática e homogênea c) cadeia carbônica mista e heterogênea d) somente átomos de carbonos primários e secundários e) fórmula molecular C17H16ONF
39) (Fuvest-SP) Em seu livro de contos, O Sistema Periódico, o escritor italiano Primo Levi descreve características de elementos químicos e os relacionam aos fatos de sua vida. Dois trechos desse livro são destacados a seguir:
I. “[Este metal] é mole como a cera...; reage com a água onde flutua (um metal que flutua!), dançando freneticamente e produzindo hidrogênio.”
II. “[Este outro] é um elemento singular: é o único capaz de ligar-se a si mesmo em longas cadeias estáveis, sem grande desperdício de energia, e para a vida sobre a Terra (a única que conhecemos até o momento) são necessárias exatamente as longas cadeias. Por isso, ... é o elemento-chave da substância viva.”
O metal e o elemento referidos nos trechos (I) e (II) são, respectivamente: a) mercúrio e oxigênio b) cobre e carbono c) alumínio e silício d) sódio e carbono e) potássio e oxigênio 40) (Mackenzie-SP) O ácido adípico, veja figura abaixo, matéria-prima para a produção de náilon, apresenta cadeia carbônica:
HO
O
OH
O
a) saturada, homogênea e ramificada b) saturada, heterogênea e normal c) insaturada, homogênea e ramificada d) saturada, homogênea e normal e) insaturada, homogênea e norma. 41) (FATEC-SP) A reação entre o carbeto de cálcio (carbureto) e água pode ser representada pela equação incompleta:
CaC2(s) + 2H2O(l) → “X” + Ca(OH)2(aq)
O composto “X” é um gás combustível, muito usado em maçaricos no processo de soldagem, cuja fórmula molecular é: a) C2H2 b) CH4 c) CH2 d) C2H4 e) C2H6
Anotações
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FUNÇÕES QUÍMICAS ORGÂNICAS
Os compostos orgânicos com características químicas semelhantes são agrupados na mesma função química.
Hidrocarbonetos
Estes compostos têm apenas os elementos carbono (C) e hidrogênio (H).
Tabela 2: Alguns exemplos de hidrocarbonetos
Tipo Exemplo Fórmula Geral
Alcanos (Parafinas) H3C
CH2
CH3 CnH2n + 2
Alcenos (Olefinas) H2C
CH
CH3 CnH2n
Alcinos HC
C
CH3 CnH2n - 2
Alcadienos ou dienos H2C
CH
CH
CH2
CnH2n - 2
Ciclo-alcanos
CnH2n
Ciclo-alcenos
CnH2n - 2
Nomenclatura
A nomenclatura de muitos compostos orgânicos segue a regra seguinte:
Tabela 3: Prefixos mais utilizados Quantidade de átomos de Carbono Prefixo
1 met 2 et 3 prop 4 but 5 pent 6 hex 7 hept 8 oct 9 non
10 dec
Tabela 4: Tabela com os infixos utilizados Tipo de ligação Infixo
Simples an Dupla en Tripla in
Exemplos:
H3C CH3 HC CHH2C CH2
ETANO ETENO ETINO
Para que não exista confusão entre o nome de alguns compostos e suas estruturas, em alguns casos, é necessário indicar a localização da insaturação. Para isso é necessário numerar os átomos de carbono a partir da extremidade mais próxima da insaturação.
H2CCH
CH2
CH3
H3CCH
CHCH3
H3CCH2
CHCH2
but-2-eno
but-1-eno
but-1-eno
Radical
Grupo orgânico que pode substituir o átomo de hidrogênio em alguns compostos químicos.
Exemplo
H3C
CH2
CH2
CH2
CH2
H3C
CH2
CH
CH2
CH3
CH3
H3C
CH2
CH
CH2
CH3
H2C
CH3
Radical metilou metila
Radical etilou etila
De forma semelhante às insaturações, em alguns momentos é necessário indicar a posição dos radicais. Enumera-se a cadeia pela extremidade mais próxima da insaturação, caso
PREFIXO + INFIXO + SUFIXO
função
tipo de ligação entre os átomos de carbono
quantidade de átomos de carbono
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não exista dupla ou tripla ligações inicia-se a numeração pela extremidade mais próxima do radical. São numerados apenas os átomos de carbono da cadeia principal, isto é, a cadeia com maior quantidade de átomos de carbono e com as insaturações, caso exista. Quando existir radicais diferentes é necessário distribuí-los em ordem alfabética e se houver radicais repetidos usar os prefixos: di, tri, e etc., para indicar quantas vezes o radical é repetido.
Exemplos:
H3CCH
CH2
CH2CH3
CH32-metil-pentano
H3CCH2
CH2
CHCH3
CH32-metil-pentano
H2CC
CH2
CH2CH3
CH32-metil-pent-1-eno
H2CCH
CH2
CHCH3
CH3
4-metil-pent-1-eno
H3CCH
CH2
CHCH2
CH3
H2CCH2
CH3
CH2
H3C
5-etil-3-metil-octano
H3CCH2
CH2
CHCH2
CH2CH2
CH3
CH2
CHC
4-propil-oct-1-ino
H2C
C
CH3
CH2
C
CH3
CH3
CH3
2,4,4-trimetil-pent-1-eno
Tabela 5: Principais radicais. Radical Nome*
CH3 Metil
CH2CH3 Etil
CH2CH2CH3 Propil
H3CCCH3
H
Iso-propil
CH2CH2CH2CH3 Butil
H3CCHCH2CH3
Sec-butil
H3CCCH3
H
CH2
Iso-butil
CCH3
CH3
CH3
Terc-butil
HC CH2
Vinil
Fenil
CH2
Benzil
* O nome dos radicais pode terminar em “il” ou “ila”.
Nomenclatura em hidrocarbonetos cíclicos
Quando a cadeia principal é um hidrocarboneto cíclico a nomenclatura segue a regra já vista.
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Exemplos:
H2C
H2CCH2
CH
CH2
CH3metil-ciclo-pentano
CH3 metil-benzeno
Quando houver a necessidade de numerar os átomos de carbono, a soma dos números deve ser a menor possível. Exemplos:
CH3
CH3
CH3
CH3
CH3
CH3
CH3
CH2
CH3
1,2-dimetil-benzeno 1,3-dimetil-benzeno
1,4-dimetil-benzeno 1-etil-3-metil-benzeno
Quando há dois substituintes no benzeno usa-se também prefixos para indicar as posições dos radicais.
• orto, indica a posição 1,2 • meta, indica a posição 1,3 • para, indica a posição 1,4
CH3
CH3orto-dimetil-benzeno
CH3
CH3
meta-dimetil-benzeno
CH3
CH3
para-dimetil-benzeno
EXERCÍCIOS DE APLICAÇÃO
42) (UESPI) Os alcinos ou hidrocarbonetos acetilênicos são compostos que apresentam a seguinte fórmula geral: a) CnH2n - 2 d) CnH2n + 1 b) CnH2n e) CnHn c) CnH2n + 2 43) (Mackenzie-SP) Supõe-se que o satélite de Saturno, Titã, seja muito parecido com a Terra, há alguns bilhões de anos. É o único no sistema solar a ter atmosfera com gás nitrogênio. Sabe-se também que, em sua superfície, existem lagos de etano e metano. Carl Sagan acreditava que seria possível encontrar água em Titã. A presença das substâncias citadas é uma das condições que podem favorecer o aparecimento de formas rudimentares de vida.
Revista Veja.
No texto, além da água, são citadas, pela ordem, substâncias que apresentam fórmulas moleculares: a) N, C2H4 e C2H6 b) N2, C2H6 e CH4 c) N2, C3H8 e CH4 d) N, C2H6 e C2H2 e) N, CH4 e C2H6 44) (UESPI) Dentre os compostos cujos nomes constam nas alternativas abaixo, aquele com o maior número de carbonos secundários é: a) 2,3-dimetil-butano b) pentano c) butano d) hexano e) 2,2-dimetil-butano 45) (Mackenzie-SP) Retirando-se um dos hidrogênios do metano e colocando-se o radical terc-butil, tem-se a fórmula do: a) 2,3-dimetil-butano b) pentano c) butano d) dimetil-propano e) 2,2-dimetil-butano 46) (PUC-MG) O benzopireno é um composto aromático formado na combustão da hulha e do fumo. Pode ser encontrado em carnes grelhadas, em carvão ou peças defumadas. Experiências em animais comprovaram sua potente ação
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cancerígena. Apresenta a seguinte fórmula estrutura:
Sua fórmula molecular é: a) C22H14 d) C20H14 b) C20H20 e) C20H12 c) C22H18
47) (Vunesp) No Brasil, adiciona-se álcool etílico anidro à gasolina, para reduzir a combustão incompleta nos motores. Em agosto de 2000, o Ministério da Agricultura anunciou: “Mistura de álcool anidro na gasolina será reduzida de 24% para 20%. O objetivo é economizar 450 milhões de litros de álcool este ano”. Em conseqüência dessa medida, os motores dos veículos movidos a gasolina aumentarão a emissão o ar do poluente: a) acetona b) etanal c) dióxido de carbono d) álcool metílico e) monóxido de carbono
48) (UERJ) Em túneis muito extensos, existem placas orientando os motoristas a desligarem seus carros em caso de engarrafamento, pois a combustão incompleta que ocorre nos motores produz um gás extremamente tóxico para o organismo humano. Tal medida visa a evitar, principalmente, ou aumento da concentração desse gás. A alternativa que combina corretamente a fórmula do gás e dois dos sistemas vitais atingidos pelo aumento de sua concentração é: a) CO — circulatório e nervoso b) O2 — respiratório e nervoso c) CO2 — circulatório e endócrino d) N2 — respiratório e endócrino
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
49) (F.F.C.L. Belo Horizonte-MG) São compostos orgânicos, exceto: a) C2H5OH d) CH3NH2 b) C8H18 e) H2CO c) CO2
50) (UEMA) Sendo o carbono tetravalente, o oxigênio da família dos calcogênios e o hidrogênio pertencente ao grupo 1A, então o número de hidrogênios necessários para completar todas as ligações da formula é: a) 3 c) 7 e) 4 b) 6 d) 1
51) (Unifor-CE) O α-naftol,
OH , tem fórmula molecular: a) C10HO d) C10H7O b) C10H5O e) C10H8O c) C10H6O 52) (FCM-MG) A cafeína, um estimulante bastante comum no café, chá, guaraná, etc., tem a seguinte fórmula estrutural:
N
NO
O
N
N
Podemos afirmar corretamente que a fórmula molecular da cafeína é: a) C5H9N4O2 d) C3H9N4O2 b) C6H10N4O2 e) C8H10N4O2 c) C6H9N4O2 53) (U. São Judas Tadeu-SP) As auxinas correspondem a um grupo de substâncias que agem no crescimento das plantas e controlam muitas outras atividades fisiológicas. Foram os primeiros hormônios descobertos nos vegetais. A auxina natural do vegetal é o ácido indolacético (AIA), um composto orgânico simples, com a seguinte fórmula estrutural:
NH
OHO
Qual é a sua fórmula molecular? a) C10H11O2N d) C11H8ON b) C10H11NO e) C10H10ON c) C10H9NO2 54) (A. Padre Anchieta-SP) A substância de fórmula estrutural CH3-O-CH2-CH3 tem cadeia carbônica: a) acíclica, homogênea e normal b) cíclica, heterogênea e ramificada c) cíclica, homogênea e saturada d) acíclica, insaturada e heterogênea e) acíclica, saturada e heterogênea
CO
C C
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55) (UFRS) O composto que apresenta cadeia alifática, heterogênea, normal e saturada é: a)
OH
b)
N
H c)
O d)
NH2
e)
O 56) (UFPE) Qual dos compostos relacionados abaixo apresenta uma cadeia de carbono simultaneamente aberta, ramificada, heterogênea e saturada? a)
N
H b)
O
c)
d)
N
H e)
O
57) (Unifor-CE) A acrilonitrila, H2C=CH-CN, matéria-prima na obtenção de fibras têxteis, tem cadeia carbônica: a) acíclica e ramificada b) cíclica e insaturada c) cíclica e ramificada d) aberta e homogênea e) aberta e saturada 58) (Mackenzie-SP) Sobre o composto, cuja fórmula estrutural é dada abaixo, fazem as afirmações:
I. É um alceno
II. Possui três ramificações diferentes entre si, ligadas a cadeia principal.
III. Apesar de ter fórmula molecular C11H22, não é um hidrocarboneto.
IV. Possui no total quatro carbonos terciários.
São corretas:
a) I e IV, somente b) I, II, III e IV c) II e III, somente d) II e IV, somente e) III e IV, somente 59) (Mackenzie-SP) A cadeia carbônica
Cl
O
O
Classifica-se como: a) aberta, saturada, heterogênea, normal b) cíclica, saturada, heterogênea, ramificada c) aberta, insaturada, homogênea, normal d) aberta, saturada, heterogênea, ramificada e) acíclica, insaturada, homogênea, ramificada 60) (Mackenzie-SP) O composto abaixo apresenta:
CH3
C CH3
NH2
H3C
a) cadeia carbônica insaturada b) somente carbonos primários c) um carbono quaternário d) três carbonos primários e um terciário e) cadeia carbônica heterogênea
APONTAMENTOS DE QU€MICA Química – Unidade 4 Autor: Francisco M. B. Teixeira
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Anotações
Gabarito
1D 2E 3D 4B 5C 6
18M40 19N40
7B 8E 9A 10A 11E 12B 13B 14A 15D 16B 17C 18E 19D 20A 21D 22C 23D 24D 25A 26D 27A 28A 29D 30D 31E 32D 33D 34A 35A 36B 37E 38C 39D 40D 41A 42A 43B 44D 45D 46E 47E 48A 49C 50B 51E 52E 53C 54E 55E 56A 57D 58A 59A 60D
E-MAIL DO AUTOR: fmbteixeira@bol.com.br
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