Revisão: Geometria molecular, polaridade, solubilidade, forças intermoleculares, ponto de ebulição balanceamento, NOX, ácidos, bases, sais, óxidos

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Revisão para Prova Final de Química
• Conteúdo:
- Geometria Molecular
- Polaridade de Moléculas e Solubilidade
- Forças Intermoleculares e Ponto de Ebulição
- Balanceamento e Nº de Oxidação (NOX) 
- Ácidos, Bases, Sais, Óxidos
Feito por Victor Miranda 1ºD
Feito em: 10/12/2018
Geometria Molecular
1 – Geometria Linear 
Ocorre quando há uma molécula com dois átomos ou três 
átomos na qual o átomo central está ligado diretamente a 
outros dois átomos. Não há elétrons livres nessa geometria.
Modelo Padrão: Ex.1: I Ex.2: CS2 2
Ex.2: Nessa estrutura, todos os quatro elétrons da camada de valência do carbono 
estão participando das ligações químicas.
Geometria Molecular
2 – Geometria Angular
Ocorre quando há uma molécula com três átomos cujo átomo 
central liga-se diretamente a dois outros átomos. Essa ligação 
apresenta, obrigatoriamente, um ou dois elétrons livre.
Modelo Padrão: Ex.1: Água
Ex.1: Nessa formação, apenas dois dos seis elétrons da camada de valência do 
oxigênio estão participando das ligações químicas. Logo, há dois elétrons livres.
Geometria Molecular
3 – Geometria Trigonal Plana
Ocorre quando se tem uma molécula com quatro átomos na 
qual o átomo central liga-se diretamente a três outros átomos. 
Nessa estrutura, não há elétron livre.
Modelo Padrão: Ex.1: BH3
Ex.1: Nessa formação, todos os três elétrons da camada de valência do boro estão 
participando das ligações químicas.
Geometria Molecular
4 – Geometria Piramidal
Ocorre quando há uma molécula com quatro átomos cujo 
átomo central liga-se diretamente a três outros átomos. Essa 
estrutura apresenta, obrigatoriamente, um elétron livre.
Modelo Padrão: Ex.1: PH3
Ex.1: Nessa formação, apenas três dos cinco elétrons da camada de valência do 
fósforo estão participando das ligações químicas. Logo, há um elétron livre.
Geometria Molecular
5 – Geometria Tetraédrica
Ocorre quando há uma molécula com cinco átomos cujo átomo 
central, que não apresenta elétron livre, liga-se diretamente a 
quatro outros átomos.
Modelo Padrão: Ex.1: SiH
Ex.1: Todos os quatro elétrons da camada de valência do silício estão participando 
das ligações químicas.
4
Geometria Molecular
6 – Geometria Bipiramidal
Ocorre quando há uma molécula com seis átomos cujo átomo 
central liga-se diretamente a cinco outros átomos. Nesse caso, 
não há elétron livre.
Modelo Padrão: Ex.1: PH
Ex.1: Todos os cinco elétrons da camada de valência do fósforo estão participando 
das ligações químicas.
5
Geometria Molecular
7 – Geometria Octaédrica 
Essa geometria molecular ocorre quando há uma molécula com 
sete átomos na qual o átomo central liga-se diretamente a seis 
outros átomos. Nesse caso, não há elétron livre.
Modelo Padrão: Ex.1: SF
Ex.1: Todos os seis elétrons da camada de valência do enxofre estão participando 
das ligações químicas.
6
Polaridade das Ligações
•A polaridade de uma ligação e de uma molécula está 
relacionada à distribuição dos elétrons ao redor dos átomos.
• Se essa distribuição for simétrica, a molécula será apolar, mas 
se for assimétrica, se trata de uma molécula polar.
Polaridade das Ligações
• Existem dois fatores importantes para determinar se a ligação é 
polar ou apolar:
1 – Eletronegatividade entre os Átomos 
Se a molécula for formada por ligações entre átomos dos 
mesmos elementos químicos, isto é, se forem substâncias 
simples, tais como O , H , N , Cℓ , P , S , etc., elas serão 
apolares, porque não há diferença de eletronegatividade entre 
os seus átomos. 
2 2 2 2 4 8
Polaridade das Ligações
1 – Eletronegatividade entre os Átomos (continuação)
Se a molécula tiver dois átomos e formada por elementos de 
eletronegatividades diferentes, então, a molécula será polar. 
Exemplos: HCℓ, HF, HBr e HI.
Polaridade das Ligações
2 – Geometria Molecular 
A geometria da molécula interfere em como os elétrons estarão 
distribuídos nela e, consequentemente, na sua polaridade. 
Se a molécula for formada por três átomos ou mais, teremos 
que analisar cada ligação que é feita e a geometria da 
molécula. 
Polaridade das Ligações
2 – Geometria Molecular (continuação)
Veja um exemplo: CO - Molécula linear - Apolar
O C O μ = 0
O oxigênio é mais eletronegativo que o carbono, por isso, os 
elétrons das ligações são mais atraídos para os oxigênios. Para 
saber se é polar ou apolar usamos o vetor, também chamado de 
momento dipolar e é representada por μ.
2
Eletronegatividade
Os elementos mais eletronegativos são os que se encontram do 
lado direito e na parte superior da tabela periódica.
À medida que os elementos se 
distanciam dessa posição, ou 
seja, quanto mais se dirijam 
para o lado esquerdo e para a 
parte inferior, menos 
eletronegativos eles são.
Polaridade das Ligações
2 – Geometria Molecular (continuação)
Esse vetor (momento dipolar) é indicado por setas que apontam 
na direção do elemento mais eletronegativo, que atrai os 
elétrons.
Quando o vetor (momento dipolar) resultante der igual a zero, 
a molécula é apolar, mas se der diferente de zero, ela será 
polar.
Polaridade das Ligações
2 – Geometria Molecular (exemplos)
a)H O - Polar a) b)
b)BCl - Apolar
c)N - Apolar
c)N N
2
3
2
O
H H
Cl
B
Cl Cl
Solubilidade 
• Solubilidade é a propriedade física das substâncias de se 
dissolverem, ou não, em um determinado líquido.
• Soluto polar tende a dissolver um solvente polar.
• Soluto apolar tende a dissolver um solvente apolar.
1. 2. 3.
1.Mist. Homog. 2.Mist. Homog. 3.Mist. Heterog. 
Solubilidade
(continuação)
1. 2. 3.
1.Água – Polar 2.Gasolina – Apolar 3.Gasolina – Apolar
Álcool – Polar Querosene – Apolar Água – Polar 
Forças Intermoleculares
•O que são?
- São forças que mantém as moléculas unidas.
•Quais são elas:
- Ligação de Hidrogênio
- Dipolo - Dipolo
- Dipolo Induzido
Forças Intermoleculares
• Ocorre em Moléculas Polares
• Ocorre quando o hidrogênio está ligado aoF. O.N
• É uma força de A L T A intensidade
• Ex.: H O2
Forças Intermoleculares
•Ocorre em Moléculas Polares 
• É uma força de MÉDIA intensidade
• Ex.: HCl
Forças Intermoleculares
•Ocorre em Moléculas Apolares
• É uma força de BAIXA intensidade
• Ex.:H 2
Resumo das Forças Intermoleculares
• Ligação de Hidrogênio = ALTA intensidade 
•Dipolo – Dipolo = MÉDIA intensidade 
- Ambos ocorrem em moléculas POLARES
•Dipolo Induzido = BAIXA intensidade 
- Ocorre em moléculas APOLARES
Forças Intermoleculares e Ponto de 
Ebulição
•Quando uma substância molecular vai do estado líquido ou 
sólido para o estado gasoso são rompidas as ligações (ou 
Forças Intermoleculares);
• O ponto de ebulição depende de dois fatores:
- Tamanho da Molécula
- ForçaIntermolecular
Balanceamento de EquaçõesQuímicas
•O Balanceamento serve para igualar a quantidade de átomos na
equação;
Resposta
Número de Oxidação (NOX)
•Col.1= +1 Al= +3 Ag= +1
•Col.2= +2 Zn= +2
•Molécula simples é igual a zero. Ex.: H2, Fe
•Quando possui carga de íon:
Ex.:
Oxi – Redução 
•Oxidação - é a perda de elétrons ou aumento de NOX;
•Redução - é o ganho de elétrons ou diminuição de NOX;
Ácidos
• Definição de Arrhenius:
- São compostos moleculares, hidrogenados que em água 
ioniza liberando o cátion hidrônio ou hidroxônio
(H3O+);
- Reação de Ionização
Ex: H2SO4 + H2O = H3O+ + HSO4- (aq)
+ HSO4-(aq) + H2O = H3O+ + SO4²- (aq) 
H2SO4 + 2H2O = 2H3O + SO4²- (aq)
Classificação de Ácidos
• 1) Quando a presença ou não de oxigênio
- Hidrácidos = Não tem oxig. na fórmula. Ex:HCl,H2S
- Oxiácidos = Tem oxig. Na fórmula. Ex: HNO3, H2CO3
• 2) Quantoa força do ácido (grau de ionização)
- Ácido Forte
- Ácido Moderado
- Ácido Fraco
Classificação de Ácidos
• Em Oxiácidos pode se calcular se ele é um Ácido
Forte, Moderado ou Fraco, a partir de uma conta
bem simples.
• É só subtrair a quantidade de oxigênio pelo 
hidrogênio.
- Ex: H2CO3 = Ácido Moderado 
3 - 2 =1
3 e 2 = Ácido Forte 
1 = Ácido Moderado 
0 = Ácido FracoEx: H3BO3 = Ácido Fraco 
3 - 3 =0
Nomenclatura dosÁcidos
• 1) Hidrácidos
• HCl - Ácido Clorídrico HBr -
Ácido Bromídrico HCN -
Ácido Cianídrico H2S - Ácido 
Sulfídrico HI - Ácido Iodídrico
• HF - ÁcidoFluorídrico
• 1) Oxiácidos
A) Quando o ácido forma 
apenas 1 oxiácido
H2CO3 - Ácido Carbônico 
H3BO3 - Ácido Bórico
B) Quando o ácido forma 2 
oxiácidos
H2SO4 - Ácido Sulfúrico 
H2SO3 - ÁcidoSulfuroso
Nomenclatura dosÁcidos• C) Quando o ácido forma 4 oxiácidos
Per + ico 
Ico
Oso
(4 Oxigênios)
(3 Oxigênios)
(2 Oxigênios)
• HClO4 - Ác. Perclórico HClO3 - Ác. Clórico HClO2 - Ác. Cloroso HClO - Ác.Hipocloroso
Hipo + oso (1 Oxigênio)
Resumo de Nomenclatura de Ácidos
• Todos os Hidrácidos tem terminação comETO
então é só substituir por ÍDRICO.
- Ex: HCN = CN é CianETO, então HCN vai ser Ácido 
CianÍDRICO.
• Oxiácidos: quando o ácido forma apenas 1 
oxiácido tem terminação com ATO então ésó 
substituir por ICO
- Ex: H2CO3 = CO3 é CarbonATO, então H2CO3 vai ser 
Ácido CarbônICO.
Tabela de Nomenclatura deÁcidos
• Para ajudar a lembrar segue uma tabela abaixo:
Se o Ânion terminaem: O Ácido vai terminarem:
ETO ÍDRICO
ATO ICO
ITO OSO
Bases ou Hidróxidos
• São composto que, por dissociação iônica, liberam como íon 
negativo, apenas o hidróxido (OH )
•Dissociação Iônica: A dissociação iônica é a separação de íons 
que ocorre a partir de compostos iônicos dissolvidos em água
-
Reação de Dissociação
•O que é?
-Separação em íons já existentes 
• Ex: Exerc.: Au(OH)
CsOH
3
Resposta do Exercício
Au(OH) Au + 3 OH
CsOH Cs + OH
3 (aq) (aq)
+3 -
(aq) (aq)
+ -
Formulação das Bases
• Toda base termina com Hidróxido (OH ) 
•A carga do cátion (positivo) e do ânion (negativo) é levada em 
consideração
• Ex: Hidróxido de Alumínio Exerc.: Hidróxido de Magnésio
Hidróxido de Lítio
-
Resposta do Exercício
Hidróxido de Magnésio: Hidróxido de Lítio:
Mg OH Li OH
Mg(OH) LiOH
+2 -
2
+ -
Nomenclatura das Bases de Carga Fixa
• São aquelas Bases com NOX constante 
•O nome de uma base Arrhenius segue esta regra de 
nomenclatura:
Hidróxido + de + nome do elemento
NOX Constante:
Ex: KOH – Hidróxido de Potássio Col.1= +1 Col.2= +2
AgOH – Hidróxido de Prata Al= +3 Zn= +2 Ag= +1
Ca(OH) – Hidróxido de Cálcio 
2
Nomenclatura das Bases de Carga 
Variável 
• São aquelas Bases com NOX variável 
• Se assemelha a nomenclatura de carga fixa, porém agora é 
preciso dizer qual a carga do cátion no final escrito em 
algarismo romano
NOX Variável:
• Ex: Fe(OH) – Hidróxido de Ferro Fe= +3, +2 Ni= +3, +2
Fe(OH) – Hidróxido de Ferro Co= +3, +2 Mn= +4, +3
Au= +3, +1 Cu= +2, +1
3
2
Amônia
•Amônia (NH ), uma base diferente conhecido como amoníaco
NH + H O NH + OH NH OH
Cátion amônio Hidróxido de amônio
3
3 2 4
+ -
4
Solubilidade e Força Básica
• Solubilidade:
- Solúveis: Col.1 e NH OH
- Pouco Solúveis: Col.2 Exceto: Mg(OH)
- Insolúveis: Todo o resto e Mg(OH)
4
2
2
Solubilidade e Força Básica
• Força Básica
- Base Forte: As solúveis e pouco solúveis
Exceto: Mg(OH) e NH OH 
- Base Fraca: Todo o resto e 
2 4
Sais
• São compostos formados pela reação de neutralização entre 
um ácido e uma base, formando também água 
Ex: Ácido + Base Sal + Água
HCl + NaOH NaCl + H O2
Reação de Neutralização Total
•Quando a quantidade de cátions H+ provenientes do ácido é 
igual à quantidade de ânions OH- provenientes da base
• Ex: KOH + HI KI + H O
HCN + NaOH NaCN + H O
H S + 2LiOH Li S + 2H O
2
2
2 2 2
Reação de Neutralização Parcial
•Quando a quantidade de cátions H+ provenientes do ácido não 
é a mesma quantidade de ânions OH- provenientes da base
• Ex: NaOH + H CO NaHCO + H O
KOH + H SO KHSO + H O
H PO + Ca(OH) CaHPO + H O
2 3 3 2
2 3 3 2
3 4 2 4 2
Formulação de Sais
•Os sais são formados sempre por cátions (positivos) e ânions 
(negativos). A união de cátions e ânions formam sais
Nomenclatura dos Sais de Carga Fixa
• São aqueles Sais com NOX fixo
•Nome do ânion (negativo) e nome do cátion (positivo)
• Lembre-se o nome do ânion sempre vem primeiro
• Ex: KCN – Cianeto de Potássio
LiNO – Nitrito de Lítio 
CaCO – Carbonato de Cálcio 
2
3
Nomenclatura dos Sais de Carga 
Variável
• São aqueles Sais com NOX variável 
• Semelhante com o anterior, porém é necessário dizer a carga 
do cátion no final escrito em algarismo romano
• Ex: Fe(NO ) - Nitrato de Ferro 
AuCl - Cloreto de Ouro 
Ni S - Sulfeto de Níquel 
3 2
3
2 3
Classificação dos Sais
*Quanto a natureza dos íons presentes
• Sais Normais ou Sal Neutro: Apresenta um único cátion e um 
único ânion, são resultados da neutralização total
Ex: NaCl, KNO , Na SO
• Sal Ácido ou Hidrogeno-sal: Apresenta um hidrogênio ionizável
Ex: NaHSO , KH PO
3 2 3
4 2 4
Classificação dos Sais
• Sal Básico ou Hidróxi-sal: Possuem um ou mais ânion hidróxido 
(OH )
Ex: Al(OH) CN, CaOHCN
• Sais Duplos ou Misto: Apresentam dois cátions ou dois ânions
Ex: KNaSO , AlNO CO , Ca(NO )Br, AlSO NO
-
2
4 3 3 3 4 3
Classificação dos Sais
*Quanto a presença de água
• Sal Hidratado: Apresenta água em sua estrutura
Ex: CuSO . 5H O , CaCl . 2H O
• Sal Anidro: Não apresenta água em sua estrutura
Ex: CuSO , CaCl
4 2 2
4
Óxidos
•Os compostos binários do oxigênio sendo o oxigênio o 
elemento mais eletronegativo
Ex: Na O, H O, CO, CO , Fe O2 2 2 2 3
Formulação de Óxidos
• Fórmula Geral:
E O
E O
Ex: Óxido de Potássio Óxido de Alumínio
K O Al O
K O Al O
-2+x
2 x
+ -2
2
+3 -2
2 3 
Nomenclatura de Óxidos
• É utilizado prefixos de acordo com a quantidade de cada átomo
Prefixos: mono, di, tri, tetra, pent, hex, hept
Ex: CO – Monóxido de Monocarbono
Na O – Monóxido de Dissódio
CO – Dióxido de Monocarbono
Cl O – Hexóxido de Dicloro
2
2
2 6
1 2 3 4 5 6 7
Classificação dos Óxidos
•Óxidos Básicos: São óxidos que reagem com a água formando 
base, ou reagem com ácido formando sal e água
Ex: Na O + H O 2NaOH
K O + H O 2KOH
Na O + 2HCl 2NaCl + H O
2 2
2 2
2 2
Classificação dos Óxidos
•Óxido Ácido: São óxidos que reagem com água formando 
ácido. Reagem também com base formando sal e água
Ex: 
Componentes da chuva ácida
Classificação dos Óxidos
•Óxidos Neutros: São óxidos que não reagem com a água, nem 
com ácido nem com base
Ex: NO, CO, N O
•Peróxidos: São compostos que contém o grupo (O ) , mais 
comuns são os peróxidos dos metais alcalinos, alcalinos 
terrosos e hidrogênio
Ex: Metal Alc. = Na O , K O Hidrog. = H O
M. Alc. Terrosos = CaO
2
2
-2
2 2 2 2 2 2
2
Questões da Prova
1) Escreva a reação de neutralização TOTAL com todas as 
fórmulas químicas, balanceada:
a) Hidróxido de Alumínio + H PO
b)HNO + Ni(OH)
2)Dê a nomenclatura para as seguintes substâncias:
a) FeO d) K BO
b) Au(OH)
c) CaSO
3 4
3 2
3
3
3 3
Questões da Prova
3) Escreva a fórmula química dos componentes abaixo:a) Borato de Cálcio
b) Nitrito de Alumínio
c) Dióxido de Enxofre
4)Escreva a reação de formação do bicarbonato de sódio.
5)É correto afirmar que uma base de Arrhenius é mais forte 
quanto maior sua solubilidade em água? Explique
Resposta das Questões
1. a) Al(OH) + H PO AlPO + 5H O
b) 2HNO + Ni(OH) Ni(NO ) + 2H O
2. a) FeO = Monóxido de Monoferro
b) = Hidróxido de Ferro 
c) CaSO = Sulfeto de Potássio 
d) = Borato de Potássio 
3 3 4 4 2 
3 2 3 2 2 
3
Resposta das Questões
3. a) CaBO b) Al(NO ) c) SO
4. NaOH + H CO NaHCO + H O
5. Sim, pois quanto mais solúvel a base é, maior será sua 
facilidade em conduzir corrente elétrica.
3 3 3 2
2 3 3 2