O Cl O Na N H Observe as substâncias presentes no nosso cotidiano

Apresentação em tema: "O Cl O Na N H Observe as substâncias presentes no nosso cotidiano"— Transcrição da apresentação:

1 O Cl O Na N H Observe as substâncias presentes no nosso cotidiano
Ozônio O Água O H Cloreto de sódio (sal de cozinha) Cl Na Nitrogênio N Prof. Agamenon Roberto Reflita: Porque ... ... nas substâncias os átomos estão unidos uns aos outros? ... na água há um átomo de oxigênio e dois átomos de hidrogênio? Mos dois ... no cloreto de sódio há apenas um átomo de cada elemento? ... no ozônio existem três átomos do oxigênio? ... no nitrogênio temos dois átomos de nitrogênio?

2 Átomos ou íons com esta configuração eletrônica são ESTÁVEIS
Os gases nobres e a estabilidade Os átomos dos GASES NOBRES são encontrados ISOLADOS na na natureza e, isto se deve à sua configuração eletrônica. 2He 1s2 Prof. Agamenon Roberto 10Ne 1s2 2s2 2p6 18Ar 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 36Kr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 54Xe 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 86Rn 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 Com exceção do HÉLIO, todos têm na camada de valência 8 ELÉTRONS

3 OS ÁTOMOS DE HIDROGÊNIO COMPARTILHARAM ELÉTRONS
Os átomos NÃO ESTÁVEIS se unem a outros átomos a fim de adquirir essa configuração eletrônica ESTÁVEL Essa é a TEORIA DO OCTETO Nestas uniões os átomos devem ... ... ganhar ou perder elétrons de sua última camada + Cl O SÓDIO PERDEU ELÉTRON – Na O CLORO GANHOU ELÉTRON ... compartilhar elétrons de sua última camada Prof. Agamenon Roberto H H OS ÁTOMOS DE HIDROGÊNIO COMPARTILHARAM ELÉTRONS

4 11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 Perde UM ELÉTRON 13Al 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
Os átomos com ... ... menos de QUATRO ELÉTRONS na última camada devem perder estes elétrons formando um CÁTION estável. 11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 Perde UM ELÉTRON 13Al 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 Perde TRÊS ELÉTRONS ... mais de QUATRO ELÉTRONS na última camada devem GANHAR elétrons até completar o OCTETO formando um ÂNION estável. 16S 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 Ganha DOIS ELÉTRONS 17Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Ganha UM ELÉTRON Prof. Agamenon Roberto

5 01) Para adquirir configuração eletrônica de um gás nobre, o átomo
de número atômico 16 deve: Pág. 191 Ex. 04 perder dois elétrons. receber seis elétrons. perder quatro elétrons. receber dois elétrons perder seis elétrons Prof. Agamenon Roberto 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 Ganha DOIS ELÉTRONS

6 Ganha 1 elétron para completar o octeto
02) (UCDB-MS) Um elemento de configuração 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 possui forte tendência para: Perder 5 elétrons. Perder 1 elétron. Perder 2 elétrons. Ganhar 2 elétrons. Ganhar 1 elétron. Pág. 193 Ex. 22 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Ganha 1 elétron para completar o octeto Prof. Agamenon Roberto

7 Se encontra no terceiro período da tabela periódica.
03)(UEPA) Em relação ao cálcio (Z = 20), elemento presente nas substâncias carbonato de cálcio e sulfeto de cálcio, é correto afirmar que: Se encontra no terceiro período da tabela periódica. Possui quatro elétrons na camada mais externa. Possui tendência a formar íons de carga positiva. Pertence à família dos metais alcalinos. Pág. 191 Ex. 11 Prof. Agamenon Roberto 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 Se encontra no 4º período da tabela periódica. Possui dois elétrons na camada mais externa. Possui tendência a formar CÁTIONS. Pertence à família dos metais alcalinos terrosos.

8 04) (UFRN) Na ligação química de um átomo X, alcalino – terroso (2A),
com um elemento Y, pertencente à família dos halogênios (7A), deverá haver a formação de cátion e ânion, respectivamente: X+ e Y–. X+ e Y–2. X+2 e Y–. X+2 e Y–2. X+2 e Y–7. 2A perde DOIS ELÉTRONS X+2 7A ganha UM ELÉTRON Y– Prof. Agamenon Roberto

9 LIGAÇÃO IÔNICA ou ELETROVALENTE
Esta ligação ocorre devido à ATRAÇÃO ELETROSTÁTICA entre íons de cargas opostas Na ligação iônica os átomos ligantes apresentam uma grande diferença de eletronegatividade , isto é, um é METAL e o outro AMETAL Prof. Agamenon Roberto

10 LIGAÇÃO ENTRE O SÓDIO (Z = 11) E CLORO (Z = 17)
Na (Z = 11) 1s2 2s2 2p6 3s1 PERDE 1 ELÉTRON Cl (Z = 17) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 RECEBE 1 ELÉTRON NaCl Cl + – Na CLORETO DE SÓDIO Prof. Agamenon Roberto

11 cloro Cl sódio Na NaCl CLORETO DE SÓDIO Prof. Agamenon Roberto

12 MgCl 2 cloreto de magnésio Cl Mg (Z = 12) K = 2 L = 8 M = 2 cloro
Cl (Z = 17) K = 2 L = 8 M = 7 Mg Cl magnésio cloro MgCl 2 cloreto de magnésio Prof. Agamenon Roberto

13 UMA REGRA PRÁTICA Para compostos iônicos poderemos usar na obtenção da fórmula final o seguinte esquema geral x y C A Prof. Agamenon Roberto

14 X Y X (Z = 20) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 X perde 2 elétrons X 2+
01) O composto formado pela combinação do elemento X (Z = 20) com o elemento Y (Z = 9) provavelmente tem fórmula: a) XY. b) XY2. c) X3Y. d) XY3. e) X2Y. X (Z = 20) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 X perde 2 elétrons X 2+ Y (Z = 9) 1s2 2s2 2p5 Y ganha 1 elétron Y 1 – 2 1 X Y Pág. 191 Ex. 12 Prof. Agamenon Roberto

15 A3B A B A X1+ B Y 3– perde 1 elétrons ganha 3 elétrons 1 3
02) Qual é a fórmula esperada para o composto formado pela união de um elemento metálico A, do grupo 1, com um elemento não metálico B, do grupo 15? A perde 1 elétrons X1+ B ganha 3 elétrons Y 3– 1 3 A A3B B Pág. 191 Ex. 08 Prof. Agamenon Roberto

16 03) Num composto é formado pelo cátion X e o ânion Y, com fórmula química representada por X2Y3. A respeito desse composto, assinale a alternativa correta. O átomo X possui 2 elétrons na camada de valência. O átomo Y possui 6 elétrons na camada de valência. O átomo Y possui 2 elétrons na camada de valência. O átomo X possui 6 elétrons na camada de valência. O composto se estabiliza por ligação química covalente. Pág. 191 Ex. 05 X Y 3 2 Prof. Agamenon Roberto 2 3 Perdeu 3 ELÉTRONS tinha 3 elétrons na camada de valência X3+ Y2– Ganhou 2 ELÉTRONS tinha 6 elétrons na camada de valência

17 Constitui um elemento representativo da classificação periódica.
04)(UEG-GO) No final do século XVIII e início do XIX, graças ao trabalho de vários cientistas, chegou-se à conclusão de que qualquer tipo de material é formado por partículas extremamente pequenas denominadas átomos. Sobre um determinado elemento Y, o qual apresenta distribuição eletrônica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5, considere as seguintes afirmativas: Constitui um elemento representativo da classificação periódica. Pertence à família dos calcogênios. Forma com um elemento X, do grupo 2, o composto iônico de fórmula XY2. Tem tendência a receber 2 elétrons e a formar um íon Y 2 – . Tem seus elétrons distribuídos em 5 níveis de energia. Marque a alternativa CORRETA: As afirmativas I e III são verdadeiras. As afirmativas I, III e V são verdadeiras. As afirmativas I, III e IV são verdadeiras. As afirmativas I, IV e V são verdadeiras. Apenas a afirmativa I é verdadeira. Prof. Agamenon Roberto Pág. 193 Ex. 23

18 05) A camada mais externa de um elemento X possui 3 elétrons, enquanto a camada mais externa de outro elemento Y tem 6 elétrons. Uma provável fórmula de um composto, formado por esses elementos é: a) X2Y3. b) X6Y. c) X3Y. d) X6Y3. e) XY. X perde 3 elétrons X3+ Y ganha 2 elétrons Y 2– 3 2 X Y Prof. Agamenon Roberto

19 X Y XY 3 3 X X3+ Y Y 3– perde 3 elétrons Ganha 3 elétrons
06) Átomos do elemento X, da família 3A, combina-se com Y, da família 5A. Sobre estes átomos temos que: 0 0 O elemento X possui na sua camada de valência 3 elétrons. X  3A  possui 3 elétrons na camada de valência 1 1 1 O elemento Y possui na sua camada de valência 5 elétrons. Y  5A  possui 5 elétrons na camada de valência 2 2 2 O composto formado possui fórmula X5Y3. 3 3 X Y XY simplificando 3 3 3 O elemento X forma o íon X 3+. X perde 3 elétrons X3+ 4 4 4 O elemento Y forma o ânion Y3 –. Y Ganha 3 elétrons Y 3– Prof. Agamenon Roberto

20 CARACTERÍSTICAS DOS COMPOSTOS IÔNICOS
Um composto IÔNICO apresenta as propriedades a seguir: alto ponto de fusão e ebulição. bom condutor de corrente elétrica no estado líquido ou em solução aquosa. sal de cozinha sólido à temperatura ambiente. Prof. Agamenon Roberto

21 01) (Uema) Se comparado à água, o cloreto de sódio possui ponto de
fusão , em conseqüência da entre Dados: Na (Z = 11); Cl (Z = 17). Os termos que preenchem corretamente e ordenadamente as lacunas acima são: FORTE ATRAÇÃO ELEVADO SEUS ÍONS elevado, forte atração, suas moléculas. mais baixo, fraca atração, seus íons. mais elevado, fraca atração, seus átomos. mais baixo, forte atração, seus íons. elevado, forte atração, seus íons. Pág. 195 Ex.29 Prof. Agamenon Roberto

22 02)(PUC-RS) O elemento A tem número atômico 11 e o elemento B, 8
02)(PUC-RS) O elemento A tem número atômico 11 e o elemento B, 8. O composto mais provável formado pelos elementos A e B será: Líquido nas condições ambientes. Um sólido com baixo ponto de fusão. Bom condutor de eletricidade quando fundido. Um composto de fórmula genérica AB2. Insolúvel em água. Pág. 195 Ex.31 A (Z = 11) 1s2 2s2 2p6 3s1 A perde 1 elétrons A 1+ 1 2 A B B (Z = 8) 1s2 2s2 2p4 B ganha 2 elétrons B2 – Prof. Agamenon Roberto composto iônico

23 F F LIGAÇÃO COVALENTE ou MOLECULAR
Prof. Agamenon Roberto Ocorre quando átomos que necessitam GANHAR ELÉTRONS para se tornarem ESTÁVEIS se ligam entre si Estes átomos COMPARTILHAM ELÉTRONS de sua última camada Os elétrons passam a fazer parte da camada de valência dos dois átomos ligantes ELÉTRONS COMPARTILHADOS F F

24 FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA
FÓRMULAS DE UMA MOLÉCULA H (Z = 1) 1s1 H H FÓRMULA ELETRÔNICA H FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA H H FÓRMULA MOLECULAR 2 Prof. Agamenon Roberto

25 FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA
N (Z = 7) 2s2 2p3 1s2 N N FÓRMULA ELETRÔNICA N FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA N2 FÓRMULA MOLECULAR Prof. Agamenon Roberto

26 FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA
Consideremos, como terceiro exemplo, a união entre dois átomos do ELEMENTO HIDROGÊNIO e um átomo do ELEMENTO OXIGÊNIO para formar a substância COMPOSTA ÁGUA (H2O) Prof. Agamenon Roberto H (Z = 1) 1s1 O (Z = 8) 1s2 2s2 2p4 O H H FÓRMULA ELETRÔNICA O H H FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA H2O FÓRMULA MOLECULAR

27 01) (Covest-PE) Nos compostos covalentes os átomos dos elementos se ligam
através de ligações simples, dupla ou triplas dependendo de suas configurações eletrônicas. Assim, é correto afirmar que as fórmulas estruturais das moléculas H2, N2, CO2 e F2, são: H – H, N = N, O Ξ C – O, F – F. H – H, N Ξ N, O Ξ C – O, F = F. H – H, N Ξ N, O = C = O, F – F. H – H, N Ξ N, O Ξ C – O, F – F. H = H, N Ξ N, O = C = O, F = F. Pág. 205 Ex. 04 Prof. Agamenon Roberto N O C F H H N Ξ O = C = O F F

28 X Y X X2+ Y Y 1– Ligação IÔNICA 2 1 perde 2 elétrons Ganha 1 elétrons
02)(Ufac) Quando o elemento X (Z = 12) se combina com o elemento Y (Z = 9), temos como resultado um composto que possui fórmula e tipo de ligação, respectivamente: Pág. 206 Ex. 13 XY – iônica. XY – covalente. XY2 – iônica. XY2 – covalente. X2Y2 – covalente. X (Z = 12) 1s2 2s2 2p6 3s2 Y (Z = 9) 1s2 2s2 2p5 X  possui 2 elétrons na camada de valência Y  possui 7 elétrons na camada de valência X perde 2 elétrons X2+ Y Ganha 1 elétrons Y 1– Ligação IÔNICA 2 1 X Y Prof. Agamenon Roberto

29 03) Dois elementos químicos X e Y combinam-se formando uma
substância molecular XY3. X e Y podem ter números atômicos, respectivamente: Pág. 212 Ex. 45 1 e 7. 2 e 9. 13 e 16. 15 e 35. 20 e 36. Y X X ou 1 3 Y ou Possui TRÊS ELÉTRONS desemparelhados e associados Possui UM ELÉTRON desemparelhado e associado X: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3  Z = 15 Y: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5  Z = 35 Possui TRÊS ou CINCO ELÉTRONS na última camada Possui UM ou SETE ELÉTRONS na última camada Prof. Agamenon Roberto

30 Cl N Cl Cl N Cl 3 04) Os elementos químicos N e Cl podem combinar-se
formando a substância: Dados: N (Z = 7); Cl (Z = 17) a) NCl e molecular. b) NCl2 e iônica. c) NCl2 e molecular. d) NCl3 e iônica. e) NCl3 e molecular. Cl N Cl Cl N Cl 3 como os dois átomos são AMETAIS a ligação é molecular (covalente) N (Z = 7) 1s2 2s2 2p3 Prof. Agamenon Roberto Cl (Z = 17) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

31 S O O S O S O 2 FÓRMULA ELETRÔNICA FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA
Vamos mostrar as ligações do dióxido de enxofre (SO2), onde os átomos de oxigênio e enxofre possuem 6 elétrons na camada de valência S O FÓRMULA ELETRÔNICA O Esta última ligação covalente tem os DOIS ELÉTRONS vindos de um único átomos ligantes, esta ligação é chamada de LIGAÇÃO DATIVA ou COORDENADA S O FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA S O 2 FÓRMULA MOLECULAR Prof. Agamenon Roberto

32 H Be H H Be H Algumas EXCEÇÕES à TEORIA DO OCTETO
O berílio ficou estável com 4 elétrons na camada de valência Prof. Agamenon Roberto

33 O boro ficou estável com 6 elétrons
Algumas EXCEÇÕES à TEORIA DO OCTETO B F O boro ficou estável com 6 elétrons na camada de valência Prof. Agamenon Roberto

34 Átomos que ficam estáveis com mais de 8 elétrons
Algumas EXCEÇÕES à TEORIA DO OCTETO Átomos que ficam estáveis com mais de 8 elétrons na camada de valência S F O enxofre ficou estável com 12 elétrons na camada de valência Prof. Agamenon Roberto

35 O fósforo ficou estável com 10 elétrons
Algumas EXCEÇÕES à TEORIA DO OCTETO P Cl O fósforo ficou estável com 10 elétrons na camada de valência Prof. Agamenon Roberto

36 01) (PUC-SP) Qual das seguintes séries contém todos os compostos
covalentes, cuja estabilização ocorre sem que atinjam o octeto? BeCl2, BF3, H3BO3, PCl5. CO, NH3, HClO, H2SO3. CO2, NH4OH, HClO2, H2SO4. HClO3, HNO3, H2CO3, SO2. HCl, HNO3, HCN, SO3. Pág. 209 Ex. 36 Prof. Agamenon Roberto

37 02) Das espécies químicas abaixo, indique aquela que NÃO OBEDECE
à regra do OCTETO. MgBr2. BF3. CO2. NaCl. SO2. Prof. Agamenon Roberto

38 GEOMETRIA MOLECULAR Mostra como os núcleos dos átomos estão posicionados uns em relação aos outros ANGULAR LINEAR PIRAMIDAL TRIGONAL PLANA TETRAÉDRICA Prof. Agamenon Roberto

39 Todas as moléculas diatômicas possuem GEOMETRIA LINEAR
Cloreto de hidrogênio Cl H Nitrogênio N Todas as moléculas diatômicas possuem GEOMETRIA LINEAR Prof. Agamenon Roberto

40 O H C MOLÉCULAS DO TIPO AX2 O C H
ANGULAR LINEAR O H C O H C Se o átomo central “A” possui um ou mais pares de elétrons disponíveis, a molécula é ANGULAR Se o átomo central “A” não possui par de elétrons disponíveis, a molécula é LINEAR Prof. Agamenon Roberto

41 MOLÉCULAS DO TIPO AX3 F N B Cl Se o átomo central “A”
TRIGONAL PLANA PIRAMIDAL B F N Cl Se o átomo central “A” possui par de elétrons disponíveis a geometria é PIRAMIDAL Se o átomo central “A” não possui par de elétrons disponíveis a geometria é TRIGONAL PLANA

42 MOLÉCULAS DO TIPO AX4 TETRAÉDRICA Prof. Agamenon Roberto C Cl

43 01)(Esam-RN) Considere as seguintes fórmulas e ângulos de ligações:
H2O 105º NH3 107º CH4 109º28’ BeH2 180º Pág. 234 Ex. 09 As formas geométricas dessas moléculas são, respectivamente: angular, piramidal, tetraédrica, linear. angular, piramidal, tetraédrica, angular. angular, angular, piramidal, trigonal. trigonal. Trigonal, piramidal, angular. tetraédrica, tetraédrica, tetraédrica, angular. Prof. Agamenon Roberto

44 Átomo central não tem PAR de ELÉTRONS disponível
02) PUC-RJ) De acordo com a Teoria da repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência, os pares de elétrons em torno de um átomo central se repelem e se orientam para o maior afastamento angular possível. Considere que os pares de elétrons em torno do átomo central podem ser uma ligação covalente (simples, dupla ou tripla) ou simplesmente um par de elétrons livres (sem ligação). Com base nessa teoria, é correto afirmar que a geometria molecular do dióxido de carbono é: Pág. 234 Ex. 03 Trigonal plana. Piramidal. Angular. Linear. Tetraédrica. O C Átomo central não tem PAR de ELÉTRONS disponível GEOMETRIA LINEAR Prof. Agamenon Roberto

45 O ângulo teórico será de 120º
03)(Cefet-AM) O gás SO2 possui moléculas: lineares com ângulos teóricos de ligações iguais a 120º em que há ligações entre dois átomos de oxigênio Está(ão) correta(s) somente a(s) afirmativa(s): I. II. III. I e III. II e III. Pág. 234 Ex. 05 S O O O ângulo teórico será de 120º Prof. Agamenon Roberto

46 é mais eletronegativo que o
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES δ + δ – Cl H CLORO é mais eletronegativo que o HIDROGÊNIO A ligação entre o CLORO e o HIDROGÊNIO é POLAR Prof. Agamenon Roberto

47 H H POLARIDADE DAS LIGAÇÕES Os dois átomos possuem a mesma
ELETRONEGATIVIDADE A ligação entre os átomos de HIDROGÊNIO é APOLAR Prof. Agamenon Roberto

48 POLARIDADE DAS MOLÉCULAS
A polaridade de uma molécula que possui mais de dois átomos é expressa pelo VETOR MOMENTO DE DIPOLO RESULTANTE ( μ ) Se ele for NULO, a molécula será APOLAR; caso contrário, POLAR. Prof. Agamenon Roberto

49 C O Molécula do dióxido de carbono ( CO2 )
A resultante das forças é nula (mesma intensidade, mesma direção e sentidos opostos) A molécula do CO2 é APOLAR Prof. Agamenon Roberto

50 A resultante das forças ( μ ) é
Molécula da água ( H2O ) O H A resultante das forças ( μ ) é diferente de ZERO μ A molécula da água é POLAR Prof. Agamenon Roberto

51 01)(Fuvest – SP) A figura mostra modelos de algumas moléculas com ligações
covalentes entre seus átomos. A B C D Analise a polaridade dessas moléculas, sabendo que tal propriedade depende da: Diferença de eletronegatividade entre os átomos que estão diretamente ligados (nas moléculas apresentadas, átomos de elementos diferentes têm eletronegatividades diferentes). Forma geométrica das moléculas. Observação: Eletronegatividade é a capacidade de um átomo para atrair os elétrons da ligação covalente. Dentre essas moléculas, pode-se afirmar que são polares apenas: A e B. A e C. A, C e D. B, C e D. C e D. Pág. 249 Ex. 28 Prof. Agamenon Roberto

52 Tetraédrica com ligantes diferentes  POLAR
02)(Furg – RS) Assinale a alternativa em que todas as espécies, no estado gasoso, apresentam momento de dipolo elétrico. POLAR NF3, H2O e HCCl3. BeF2, H2O e HCCl3. NF3, CO2 e H2O. H2O, CH4 e BCl3. BeF2, BCl3 e HF. Pág. 255 Ex. 17 Prof. Agamenon Roberto NF3 Piramidal  POLAR H2O Angular  POLAR HCCl3 Tetraédrica com ligantes diferentes  POLAR

53 entre os átomos uma maior diferença de
03)(Ufersa – RN) Dentre as substâncias abaixo, indique aquela que apresenta molécula mais polar: H – H. H – F. H – Cl. H – Br. F – F. Prof. Agamenon Roberto POLARES Pág. 250 Ex. 31 A mais POLAR possui, entre os átomos uma maior diferença de ELETRONEGATIVIDADE H – F

54 FORÇAS INTERMOLECULARES
São as ligações que resultam da interação ENTRE MOLÉCULAS, isto é, mantêm unidas moléculas de uma substância As ligações INTERMOLECULARES podem ser em: Dipolo permanente – dipolo permanente Dipolo induzido – dipolo induzido ou forças de dispersão de London Ponte de hidrogênio Prof. Agamenon Roberto

55 Em uma MOLÉCULA POLAR sua
INTERAÇÃO DIPOLO PERMANENTE – DIPOLO PERMANENTE H – Cl δ – δ + H – Cl δ – δ + Cl – H δ – δ + Cl – H δ – δ + Em uma MOLÉCULA POLAR sua extremidade NEGATIVA atrai a extremidade POSITIVA da molécula vizinha, o mesmo ocorre com sua extremidade positiva que interage com a parte negativa de outra molécula vizinha Prof. Agamenon Roberto

56 INTERAÇÃO DIPOLO INDUZIDO – DIPOLO INDUZIDO
Nas moléculas APOLARES, uma nuvem de elétrons se encontra em constante movimento H H H H – – Se, durante uma fração de segundo, esta nuvem eletrônica estiver deslocada para um dos extremos da molécula, pode-se dizer que foi criado um DIPOLO INDUZIDO, isto é, por um pequeno espaço a molécula possui PÓLOS Prof. Agamenon Roberto

57 H – F H – F F – H F – H δ – δ + δ – δ + δ – δ + δ – δ +
Um caso extremo de atração dipolo – dipolo ocorre quando temos o HIDROGÊNIO ligado a átomos pequenos e muito eletronegativos, especialmente o FLÚOR, o OXIGÊNIO e o NITROGÊNIO. Esta forte atração chama-se PONTE DE HIDROGÊNIO, sendo verificada nos estados sólido e líquido H – F δ – δ + H – F δ – δ + F – H δ – δ + F – H δ – δ + Prof. Agamenon Roberto

58 O H As pontes de hidrogênio são mais intensas que
as forças dipolo – dipolo permanente, e estas mais intensas que as interações dipolo – dipolo induzido O H Prof. Agamenon Roberto

59 01) (UFS-SE) Na seguinte estrutura estão representadas moléculas de
água unidas entre si por ligações: covalentes. iônicas. por pontes de hidrogênio. por pontes de oxigênio. peptídicas. Prof. Agamenon Roberto

60 o estado gasoso em condições ambiente; por outro lado, o gelo comum
02) (UCDB-DF) O CO2 no estado sólido (gelo seco) passa diretamente para o estado gasoso em condições ambiente; por outro lado, o gelo comum derrete nas mesmas condições em água líquida, a qual passa para o estado gasoso numa temperatura próxima a 100°C. Nas três mudanças de estados físicos, respectivamente, são rompidas: ligações covalentes, pontes de hidrogênio e pontes de hidrogênio. b) interações de Van der Waals, ligações iônicas e ligações iônicas. c) interações de Van der Waals, pontes de hidrogênio e ligações covalentes. d) interações de Van der Waals, pontes de hidrogênio e pontes de hidrogênio. e) interações de Van der Waals, pontes de hidrogênio e interações de Van der Waals. Pág. 265 Ex. 34 Prof. Agamenon Roberto

61 03)(PUC-PR) As festas e eventos têm sido incrementados com efeito
de névoa intensa do gelo – seco, o qual é constituído por gás carbônico solidificado. A respeito deste fato, pode-se afirmar: a névoa nada mais é que a liquefação do gás carbônico pela formação das forças intermoleculares. O gelo – seco é uma substância composta e encontra-se na natureza no estado líquido. O gelo – seco é uma mistura de substâncias adicionadas ao gás carbônico e, por essa razão, a mistura se solidifica. Na solidificação do gás carbônico ocorre a formação de forças intermoleculares dipolo-dipolo. Sendo moléculas do CO2 apolar, a atração entre as moléculas se dá por dipolo instantâneo-dipolo induzido. Pág. 264 Ex. 11 Prof. Agamenon Roberto

62 04)(Vunesp) A um frasco graduado contendo 50 mL de álcool etílico
foram adicionados 50 mL de água, sendo o frasco imediatamente lacrado para evitar perdas por evaporação. O volume da mistura foi determinado, verificando-se que era menor do que 100 mL. Todo o processo foi realizado à temperatura constante. Com base nessas informações, é correto afirmar: Os volumes das moléculas de ambas as substâncias diminuíram após a mistura. b) Os volumes de todos os átomos de ambas as substâncias diminuíram após a mistura. A distância média entre moléculas vizinhas diminuiu após a mistura. Ocorreu reação química entre a água e o álcool. e) Nas condições descritas, mesmo que fossem misturados 50 mL de água a outros 50 mL de água, o volume final seria inferior a 100 mL. Prof. Agamenon Roberto

63 Prof. Agamenon Roberto

64 Oxigênio: O2 Ozônio: O3 Oxigênio: O SIMPLES
Qual a fórmula MOLECULAR do GÁS OXIGÊNIO e do GÁS OZÔNIO? Oxigênio: O2 Ozônio: O3 Qual o ELEMENTO QUÍMICO que constitui estas substâncias? Oxigênio: O Estas substâncias são classificadas em SIMPLES ou COMPOSTAS? SIMPLES Prof. Agamenon Roberto

65 ALÓTROPOS ou VARIEDADES ALOTRÓPICAS
São diferentes substâncias simples diferentes formadas por um mesmo elemento químico. Quando um elemento apresenta alótropos, diz-se que ocorre o fenômeno da ALOTROPIA Prof. Agamenon Roberto

66 OXIGÊNIO (O2) OZÔNIO (O3)
Oxigênio (O2) e Ozônio (O3) são VARIEDADES ALOTRÓPICAS do elementos químico OXIGÊNIO Prof. Agamenon Roberto

67 Prof. Agamenon Roberto

68 VARIEDADES ALOTRÓPICAS DO FÓSFORO
O elemento fósforo forma várias variedades alotrópicas, sendo o FÓSFORO BRANCO e o FÓSFORO VERMELHO as mais comuns. Prof. Agamenon Roberto

69 Na natureza o elemento químico CARBONO possui duas formas alotrópicas:
GRAFITE, DIAMANTE Prof. Agamenon Roberto

70 São os fulerenos (ou buckminsterfulerenos).
Alótropos do carbono que não existem na natureza já foram produzidos em laboratório. São os fulerenos (ou buckminsterfulerenos). Prof. Agamenon Roberto

71 São os nanotubos de carbono, que têm moléculas com formato de minúsculos tubos, com diâmetro interno de aproximadamente 1 nm (1 nanômetro = 10 – 9 m). Prof. Agamenon Roberto

72 O elemento químico enxofre apresenta duas variedades alotrópicas:
ENXOFRE RÔMBICO e ENXOFRE MONOCLÍNICO Cristais de enxofre rômbico Cristais de enxofre monoclínico Modelo da molécula do enxofre (S8) Prof. Agamenon Roberto

73 As variedades alotrópicas podem diferir quanto à
ATOMICIDADE ou quanto à ESTRUTURA CRISTALINA OXIGÊNIO (O2) OZÔNIO (O3) Diferem pela atomicidade Diferem pela estrutura cristalina Prof. Agamenon Roberto

74 01)(Esam-RN) Identifique a alternativa em que podem ocorrer variedades alotrópicas.
CO e CO2. C2H6 e enxofre. Enxofre e oxigênio. CH4 e C2H6. Oxigênio e CH4. Pág. 277 Ex. 03 Prof. Agamenon Roberto

75 formas alotrópicas do elemento químico enxofre, cuja fórmula é S8.
02)(UFPel-RS) A respeito do enxofre rômbico e do enxofre monoclínico é correto afirmar que eles se constituem em: Pág. 277 Ex. 06 formas alotrópicas do elemento químico enxofre, cuja fórmula é S8. átomos isótopos do elemento químico enxofre, cujo símbolo é S. átomos isótopos do elemento químico enxofre, cuja fórmula é S8. formas alotrópicas do elemento químico enxofre, cujo símbolo é S. formas isobáricas da substância química enxofre, cujo símbolo é S. Prof. Agamenon Roberto

76 a) É uma molécula triatômica.
03)(FEI-SP) Uma das preocupações com a qualidade de vida do nosso planeta é a diminuição da camada de ozônio, substância que filtra os raios ultravioleta do Sol, que são nocivos à nossa saúde. Assinale a única alternativa falsa referente ao ozônio. a) É uma molécula triatômica. b) É uma forma alotrópica do gás oxigênio. c) É uma substância molecular. d) É um isótopo do elemento oxigênio. e) Possui ligações covalentes. Prof. Agamenon Roberto

77 04)(Uespi) O elemento químico fósforo pode ser encontrado na forma de duas substâncias simples: o fósforo branco, que é usado na produção de bombas de fumaça e cuja inalação provoca necrose dos ossos; e o fósforo vermelho, que é utilizado na fabricação de fósforo de segurança e se encontra na tarja da caixa, e não no palito. Sobre o fósforo, assinale a alternativa correta. Pág. 277 Ex. 05 Estas duas formas de apresentação do fósforo são chamadas de alotrópicas. Estas duas formas de apresentação do fósforo são chamadas de isotérmicas. A diferença entre as duas formas de fósforo reside somente no estado físico. O fósforo se apresenta na natureza em duas formas, chamadas de isobáricas. Estas duas formas de apresentação do fósforo são chamadas de isotópicas. Prof. Agamenon Roberto