Aula 04 - Eletronegatividade, funcoes inorganicas e oxirreducao

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Eletronegatividade
Funções Inorgânicas, Geometria 
Molecular e Oxirredução
Eletronegatividade
 Eletronegatividade é a capacidade de um átomo de atrair elétrons em uma
ligação química. Átomos menores e com maior carga nuclear tendem a ser
mais eletronegativos. Essa propriedade é importante para entender o tipo de
ligação química, como a covalente polar, onde há uma atração desigual pelos
elétrons, ou a iônica, onde a diferença de eletronegatividade é tão grande
que um átomo transfere elétrons para outro.
Eletronegatividade e Polaridade das Ligações
 Nos compostos moleculares a ligação covalente ocorre pelo
compartilhamento de um ou mais pares eletrônicos entre dois átomos.
 Quando os dois átomos são diferentes, a tendência é de um deles “puxar” o
par eletrônico para seu lado, o que acontece como exemplo na molécula de
HCl.
 O cloro atrai seu par eletrônico para si, e dizemos que o cloro é mais
eletronegativo que o hidrogênio. Dizemos que esta ligação é uma ligação
covalente polar.
Eletronegatividade e Polaridade das Ligações
 Esta molécula se comporta então como um dipolo elétrico, apresentando o que
se convencionou as chamadas cargas parciais positiva (δ +) e negativa (δ -).
 Dipolo é um par de cargas iguais, mas opostas, separadas por uma pequena
distância. Representamos dipolo traçando uma seta direcionada do terminal
positivo do dipolo para o negativo.
 Quando dois átomos são iguais, como acontece por exemplos com as moléculas:
H2 e Cl2, não há razão para um átomo atrair o par eletrônico mais que o outro,
temos, então uma ligação covalente apolar.
Eletronegatividade e Polaridade das Ligações
 Quando a diferença de eletronegatividade entre os átomos de uma
ligação é grande, a ligação se torna mais polar. As ligações covalentes
podem ser classificadas em apolares, quando a diferença de
eletronegatividade é próxima de zero, e polares, quando essa
diferença é maior que zero. Quando a diferença ultrapassa 1,7, a
ligação se torna iônica, com um átomo atraindo totalmente os
elétrons.
o Exemplo: Cl – Cl (Cl2) => 3,0 - 3,0 = zero (Covalente apolar)
o Exemplo: H – Cl (HCl) => 2,1 - 3,0 = 0,9 (Covalente polar)
o Exemplo: NaCl: 0,9 - 3,0 = 2,1 (Ligação iônica)
Geometria Molecular
 Existem vários tipos de geometria molecular, e cada uma depende da quantidade de átomos ligados ao átomo
central e do número de pares de elétrons livres. Os principais tipos incluem:
1. Linear: Os átomos estão dispostos em uma linha reta, com ângulos de ligação de 180°. Exemplo:
dióxido de carbono (CO₂).
2. Angular: Quando há pares de elétrons livres no átomo central, os ângulos ficam menores que 120°.
Exemplo: água (H₂O).
3. Trigonal Planar: Três átomos ao redor de um átomo central, com ângulos de 120°. Exemplo: trifluoreto
de boro (BF₃).
4. Piramidal - Três átomos ao redor de um átomo central e há pares de elétrons livres no átomo central.
Exemplo: amônia (NH₃).
5. Tetraédrica: Quatro átomos em torno do átomo central, com ângulos de 109,5°. Exemplo: metano
(CH₄).
6. Bipiramidal Trigonal: Com cinco átomos ao redor do átomo central, apresenta dois ângulos: 90° e 120°.
Exemplo: pentafluoreto de fósforo (PF₅).
7. Octaédrica: Seis átomos ao redor do átomo central, com ângulos de 90°. Exemplo: hexafluoreto de
enxofre (SF₆).
Funções Inorgânicas - Ácidos
 Ácidos: Ácidos são compostos que, quando dissolvidos em água, liberam
prótons (H⁺), aumentando a concentração de íons hidrogênio no meio,
conforme a teoria de Arrhenius. Segundo a teoria de Brønsted-Lowry, ácidos
são doadores de prótons. Em soluções aquosas, o H⁺ interage com a
molécula de água formando o íon hidrônio (H₃O⁺).
o Ácido clorídrico (HCl): Utilizado em processos de digestão no estômago e
em indústrias de metalurgia.
o Ácido sulfúrico (H₂SO₄): Um dos compostos mais produzidos na indústria
química, usado em baterias e fertilizantes.
o Aplicações: Na análise de reações ácido-base e titulações em
laboratórios.
Funções Inorgânicas - Ácidos
 Características:
• Sabor azedo e corrosividade (em casos concentrados).
• Conduzem eletricidade (eletrólitos) devido à dissociação dos
íons em solução.
• Possuem pH 7.
o As bases fortes são boas condutoras de eletricidade,
enquanto as fracas são menos condutoras.
o Reagem com ácidos para formar sal e água (neutralização).
 Equação da dissociação: NaOH (s) → Na⁺ (aq) + OH⁻ (aq)
Funções Inorgânicas - Sais
 Sais são compostos iônicos formados pela reação de um ácido com uma base
(reação de neutralização). Eles são formados por um cátion proveniente da
base e um ânion proveniente do ácido. Dependendo da sua origem, podem
ser classificados em normais, ácidos, básicos ou duplos.
o Cloreto de sódio (NaCl): Principal componente do sal de cozinha, usado
para conservação e tempero de alimentos.
o Carbonato de cálcio (CaCO₃): Encontrado em rochas como calcário e
mármore, utilizado na fabricação de cimento e vidro.
 Aplicações: Utilizados em processos de eletrólise, na produção de alimentos
e no tratamento de água.
Funções Inorgânicas - Sais
 Características:
o São sólidos cristalinos à temperatura ambiente.
o Em solução aquosa, dissociam-se em íons, conduzindo
eletricidade.
o Não possuem características ácidas nem básicas em solução
(pH neutro), mas alguns sais podem hidrolisar em água,
alterando o pH da solução.
 Equação da reação de neutralização:
HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H₂O (l)
Funções Inorgânicas - Óxidos
 Óxidos são compostos binários formados pela combinação do oxigênio com
outros elementos. Podem ser classificados em óxidos ácidos, que reagem
com bases formando sal e água, e óxidos básicos, que reagem com ácidos
também formando sal e água. Óxidos neutros e anfóteros são outras
classificações menos comuns.
o Dióxido de carbono (CO₂): Gás presente na atmosfera, responsável pelo
efeito estufa.
o Óxido de cálcio (CaO): Também conhecido como cal viva, usado na
construção civil e para neutralizar solos ácidos.
o Aplicações: Controle de pH em processos industriais, tratamento de água,
produção de cimento, entre outros.
Funções Inorgânicas - Óxidos
 Classificações:
o Óxidos ácidos: Reagem com água formando ácidos.
Exemplo: CO₂ + H₂O → H₂CO₃ (ácido carbônico).
o Óxidos básicos: Reagem com ácidos formando sal e água.
Exemplo: CaO + H₂O → Ca(OH)₂ (hidróxido de cálcio).
o Óxidos anfóteros: Podem reagir tanto com ácidos quanto
com bases. Exemplo: ZnO.
o Óxidos neutros: Não reagem com água, ácidos ou bases.
Exemplo: Monóxido de carbono (CO).
Oxirredução
 Oxirredução é uma reação química que envolve a transferência de elétrons
entre substâncias. Ocorre simultaneamente em duas etapas: oxidação e
redução.
 Oxidação: Processo em que uma substância perde elétrons. A substância que
perde elétrons é chamada de agente redutor.
 Redução: Processo em que uma substância ganha elétrons. A substância que
ganha elétrons é chamada de agente oxidante.
 As Reações de oxirredução são fundamentais em processos como a
respiração celular,fotossíntese e em diversas aplicações industriais, como
nas baterias.
Oxirredução
 Regras Gerais:
o Elementos em estado puro (simples): NOX = 0. (Exemplo: O₂, N₂, Na)
o Soma dos NOX em uma molécula neutra: A soma deve ser igual a zero.
o Soma dos NOX em um íon: A soma deve ser igual à carga do íon.
Oxirredução
NOX ComumElemento/Grupo
+1 (-1 em hidretos (CaH2))Hidrogênio (H)
-2 (-1 em peróxidos (H2O2))Oxigênio (O)
+1Metais Alcalinos (1A)
+2Metais Alcalinos Terrosos (2A)
-1Halogênios (7A)
+3Alumínio (Al)
-2Enxofre (S)
-3Nitrogênio (N)
-4Carbono (C)
+2, +3Ferro (Fe)
Quem oxida e quem reduz (redox)?
Exemplo 1: Reação do zinco com íons cobre
Zn(s)+CuSO4(aq) → ZnSO4(aq) + Cu(s)
 O zinco (Zn) começa como Zn no estado sólido (oxidação
zero) e se transforma em Zn²⁺ (perde 2 elétrons), ou seja,
oxida (agente redutor).
 O cobre (Cu²⁺) no estado aquoso (carga +2) ganha 2
elétrons e se transforma em cobre metálico (Cu), ou seja,
reduz (agente oxidante).
Quem oxida e quem reduz (redox)?
Exemplo 2: Reação entre hidrogênio e oxigênio
H2(s)+ 0,5 O2(g) → H2O(l)
 O hidrogênio (H₂) vai de oxidação 0 para +1 no H₂O. Isso
significa que ele oxida (perde elétrons; agente redutor).
 O oxigênio (O₂) vai de oxidação 0 para -2 no H₂O. Isso
significa que ele reduz (ganha elétrons; agente oxidante).
Quem oxida e quem reduz (redox)?
Exemplo 3: Reação do ferro com oxigênio (ferrugem)
4Fe(s)+ 3O2(g) → 2Fe2O3(s)
 O ferro (Fe) começa com oxidação 0 e vai para +3 em Fe₂O₃, ou
seja, oxida (perde elétrons; agente redutor)
 O oxigênio (O₂) vai de oxidação 0 para -2 no H₂O. Isso
significa que ele reduz (ganha elétrons; agente oxidante).
Exercícios
Classifique as ligações entre os elementos da tabela abaixo como iônica, covalente polar
e apolar. As eletronegatividades dos elementos estão na tabela abaixo:
a) Ligação entre flúor e alumínio no Fluoreto de Alumínio (AlF3)
b) Ligação entre o hidrogênio e o cloro no ácido clorídrico (HCl)
c) Ligação entre o nitrogênio e o cloro no tricloreto de nitrogênio (NCl3)
d) Ligação entre o cloro e o rubídio no cloreto de rubídio (RbCl)
EletronegatividadeElemento
0,8Rb
1,5Al
2,1H
3,0Cl
3,0N
4,0F
Exercícios
1) Ligação entre flúor e alumínio no Fluoreto de Alumínio (AlF3)
∆ = 4,0 – 1,5 = 2,5 ( > 1,7; iônica)
2) Ligação entre o hidrogênio e o cloro no ácido clorídrico (HCl)
∆ = 3,0 – 2,1 = 0,9 ( ≤ 1,7; covalente polar)
3) Ligação entre o nitrogênio e o cloro no tricloreto de nitrogênio
(NCl3)
∆ = 3,0 – 3,0 = 0 (covalente apolar)
4) Ligação entre o cloro e o rubídio no cloreto de rubídio (RbCl)
∆ = 3,0 – 0,8 = 2,2 ( > 1,7; iônica)
Exercícios
Calcule o número de oxidação (NOX) de cada átomo nos
compostos e íons abaixo:
a) SO2 (Dióxido de enxofre)
b) KClO3 (Clorato de potássio)
c) NH4
+ (Íon amônio)
d) MnO4
- (Íon permanganato)
e) H2SO4 (Ácido sulfúrico)
Exercícios
Calcule o número de oxidação (NOX) de cada átomo nos
compostos e íons abaixo:
a) SO2 (Dióxido de enxofre)
O oxigênio (O) tem NOX = -2 (regra geral).
A soma dos NOX deve ser zero (composto neutro).
Equacionando:
S+2(−2)=0
NOX do enxofre (S): +4
Exercícios
Calcule o número de oxidação (NOX) de cada átomo nos
compostos e íons abaixo:
b) KClO3 (Clorato de potássio)
O potássio (K) tem NOX = +1 (elemento do grupo 1).
O oxigênio (O) tem NOX = -2.
A soma dos NOX deve ser zero (composto neutro).
+1+Cl+3(−2)=0
NOX do cloro (Cl): +5
Exercícios
Calcule o número de oxidação (NOX) de cada átomo nos
compostos e íons abaixo:
c) NH4
+ (Íon amônio)
O hidrogênio (H) tem NOX = +1 (ligado a não metal).
A soma dos NOX deve ser igual à carga do íon (+1).
N+4(+1)=+1
NOX do nitrogênio (N): -3
Exercícios
Calcule o número de oxidação (NOX) de cada átomo nos
compostos e íons abaixo:
d) MnO4
- (Íon permanganato)
O oxigênio (O) tem NOX = -2.
A soma dos NOX deve ser igual à carga do íon (-1).
Mn+4(−2)=−1
NOX do manganês (Mn): +7
Exercícios
Calcule o número de oxidação (NOX) de cada átomo nos
compostos e íons abaixo:
e) H2SO4 (Ácido sulfúrico)
O hidrogênio (H) tem NOX = +1.
O oxigênio (O) tem NOX = -2.
A soma dos NOX deve ser zero (composto neutro).
2(+1)+S+4(−2)=0
NOX do enxofre (S): +6