QUÍMICA
PRÉ-VESTIBULAR
LIVRO DO PROFESSOR
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© 2006-2008 – IESDE Brasil S.A. É proibida a reprodução, mesmo parcial, por qualquer processo, sem autorização por escrito dos autores e do
detentor dos direitos autorais.
I229
IESDE Brasil S.A. / Pré-vestibular / IESDE Brasil S.A. —
Curitiba : IESDE Brasil S.A., 2008. [Livro do Professor]
832 p.
ISBN: 978-85-387-0577-2
1. Pré-vestibular. 2. Educação. 3. Estudo e Ensino. I. Título.
CDD 370.71
Disciplinas
Autores
Língua Portuguesa
Literatura
Matemática
Física
Química
Biologia
História
Geografia
Francis Madeira da S. Sales
Márcio F. Santiago Calixto
Rita de Fátima Bezerra
Fábio D’Ávila
Danton Pedro dos Santos
Feres Fares
Haroldo Costa Silva Filho
Jayme Andrade Neto
Renato Caldas Madeira
Rodrigo Piracicaba Costa
Cleber Ribeiro
Marco Antonio Noronha
Vitor M. Saquette
Edson Costa P. da Cruz
Fernanda Barbosa
Fernando Pimentel
Hélio Apostolo
Rogério Fernandes
Jefferson dos Santos da Silva
Marcelo Piccinini
Rafael F. de Menezes
Rogério de Sousa Gonçalves
Vanessa Silva
Duarte A. R. Vieira
Enilson F. Venâncio
Felipe Silveira de Souza
Fernando Mousquer
Produção
Projeto e
Desenvolvimento Pedagógico
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Ligações
intermoleculares
e polaridade da
ligação covalente
As ligações
intermoleculares
O que mantém as moléculas unidas nos estados
líquido e sólido?
Que força faz a água, contrariando a gravidade,
subir desde a raiz até o topo da árvore mais alta?
Como alguns insetos podem andar sobre a
água?
Por que o DNA tem a configuração em forma
de hélice?
Elas estão por toda a parte: as forças intermoleculares. As moléculas de uma substância sólida
ou líquida se mantêm unidas através da atração
existente entre elas. Quanto maior for a força de
atração maior será a coesão entre as moléculas.
Isso ocasionará um aumento nos pontos de fusão e
ebulição da substância.
As moléculas dos gases praticamente não
exercem forças de atração entre si. Por isso os gases
apresentam baixo ponto de ebulição e extrema facilidade de se expandir.
As forças intermoleculares podem ser:
•• Forças de Van der Waals ou Forças de London ou Dipolo induzido – dipolo induzido.
EM_V_QUI_010
•• Forças do tipo dipolo permanente – dipolo
permanente.
•• Pontes de hidrogênio ou ligações de hidrogênio.
Forças de Van der Waals ou
Forças de London ou dipolo
induzido – dipolo induzido
Ocorrem entre moléculas apolares ou entre
átomos de gases nobres, quando por um motivo qualquer acontece uma assimetria na nuvem eletrônica,
gerando um dipolo que induz as demais moléculas
ou átomos a também formarem dipolos.
São de intensidade fraca.
``
Exemplos:
- H2 - Hidrogênio líquido
...... H2 ...... H2 ...... H2 ......

Ligação Van der Waals
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1
- CO2 – Sólido – Gelo-seco
pela adesão da pata da lagartixa à parede. Mais
precisamente entre a superfície e as moléculas dos
“setae”, pelos microscópicos que cobrem as patas
das lagartixas.

...... CO2 ...... CO2 ...... CO2 ......

Ligação Van der Waals
Forças do tipo dipolo
permanente – dipolo
permanente
- Ar - Argônio Líquido
...... Ar ...... Ar ...... Ar ......

Ligação Van der Waals
Ocorrem em moléculas polares, de modo que
a extremidade negativa do dipolo de uma molécula
se aproxime da extremidade positiva do dipolo de
outra molécula.
São mais fortes que as forças de London.
Autor desconhecido.
``
Exemplos:
HC ; HI; H2S; PH3.
H — Cl
H — Cl
+δ -δ
+δ -δ
Pontes de hidrogênio
ou ligações de hidrogênio
2
``
molécula
molécula
+δ -δ
+δ -δ
↓
H
↓
H
↓
FON
↓
FON
Exemplos:
H2O; HF; NH3.
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EM_V_QUI_010
Uma dúvida cruel tem atormentado muitos cientistas: como, de fato, a lagartixa consegue caminhar
pelas paredes, mesmo no teto?
Alguns sugeriram que suas patas possuíssem
microventosas. Entretanto, todas as tentativas de
se provar a existência de tais ventosas falharam: as
lagartixas possuem tal comportamento mesmo sob
vácuo ou sobre uma superfície muito lisa e molhada.
Em 1960, o alemão Uwe Hiller sugeriu que um tipo
de força atrativa, entre as moléculas da parede e as
moléculas da pata da lagartixa, fosse a responsável. Hiller sugeriu que estas forças fossem as forças
intermoleculares de Van der Waals. Tudo bem que
elas mantenham moléculas unidas, mas... uma lagartixa?
Poucos deram crédito à sugestão de Hiller. Até
que, em um exemplar recente da revista Nature,
Autumn escreveu o artigo “Full, Adhesive force of
a single gecko foot-hair” (Autumn, K. et al., Nature
405, 681-685, 2000), trazendo evidências de que, de
fato, são forças intermoleculares as responsáveis
Forças de natureza elétrica do tipo dipolo permanente – dipolo permanente, porém bem mais
intensas.
Ocorrem quando a molécula é polar e possui
H ligado a elemento muito eletronegativo e de
pequeno raio (F, O, N), de modo que o hidrogênio de
uma molécula estabelece uma ligação com o átomo
muito eletronegativo de outra molécula.
Vamos ver o caso da água: olhe atentamente
para a figura abaixo.
Como consequência das fortes interações intermoleculares, a água apresenta algumas propriedades
especiais.
•• Alguns insetos, por exemplo, podem andar
sobre ela.
Autor desconhecido.
Os cristais de gelo podem ter formas muito
diferentes: estão catalogadas mais de 2 500.
Fernanda Frasca.
Uma lâmina de barbear, se colocada horizontalmente, também flutua na água.
Isso deve-se à tensão superficial da água: uma
propriedade que faz com que o líquido se comporte
como se tivesse uma membrana elástica em sua
superfície.
Esse fenômeno pode ser observado em quase
todos os líquidos, e é o responsável pela forma esférica de gotas ou bolhas do líquido.
•• Todos sabemos que a água possui outra
propriedade anômala: o gelo boia sobre a
água líquida.
As pontes de hidrogênio aumentam de maneira anômala o PE das substâncias.
A temperatura de ebulição do hidreto de oxigênio é muito diferente de todos os outros hidretos
dos elementos da família do oxigênio.
Exceto a água, todos parecem seguir uma
regra de que quanto menor a massa molecular,
menor é a temperatura de ebulição. Por esta regra
(que parece ser obedecida na família do carbono),
a água deveria ser, à temperatura ambiente, um
gás com uma temperatura de ebulição bem abaixo
de 0ºC. Todos sabemos que, na verdade, a água é
um líquido com ponto de ebulição de 100ºC!
H2O
100
H2Te
EM_V_QUI_010
Temperatura de
ebulição normal
[ºC]
Isso porque a densidade do estado sólido, na
água, é menor do que no estado líquido.
As ligações hidrogênio, no estado sólido, conferem à água uma organização reticular quase cristalina, com um maior espaço entre as moléculas, ou
seja, uma menor densidade.
A maioria das outras substâncias tem um maior
grau de compactação – uma maior densidade – no
estado sólido.
H2Se
0
SnH4
H2S
SiH4
-100
GeH4
CH4
0
50
100
Massa molar
150
As forças intermoleculares são também responsáveis pelas diferenças nas temperaturas de
ebulição de vários isômeros constitucionais orgânicos, isto é, moléculas orgânicas que possuem a
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3
Ambas as moléculas não possuem dipolo
permanente – são apolares. Então, ambas interagem, entre si, via forças de dispersão (London).
Mas o que faz com que o n-pentano tenha uma
temperatura de ebulição bem maior do que o neopentano? Observe que, à temperatura ambiente,
o n-pentano é um líquido, enquanto que o outro
isômero é um gás!
Esse caso ilustra uma propriedade das interações intermoleculares: quanto maior for a área de
contato entre as moléculas, maior é a interação.
No caso do neo-pentano, a interação é dificultada
devido ao impedimento espacial provocado pelos
grupos –CH3. A polarização induzida ocorre mais
intensamente no caso da cadeia linear.
Uma outra propriedade pode ser observada se
acompanharmos a temperatura de ebulição dos
compostos abaixo.
O éter dimetílico, embora possua a maior massa molar, é o que tem a menor Te (é um gás, à temperatura ambiente). Tanto o metanol como a água
são líquidos, embora tenham massa molar menor.
A água, a molécula mais leve da série, tem a maior
temperatura de ebulição. Isso porque a água e o
4
metanol interagem via ligação hidrogênio – a mais
forte das interações intermoleculares, enquanto
que o éter interage via dipolo-dipolo – não possui
hidrogênios ligados ao oxigênio. A água possui
dois hidrogênios ligados ao O – o que explica a
sua maior temperatura de ebulição, em relação ao
metanol, que possui apenas um. Como vemos, a
substituição dos hidrogênios da água por grupos
–
CH3 leva a compostos com menor temperatura
de ebulição.
Todas as proteínas que compõem o nosso organismo são constituídas por sequências de aminoácidos, ligados covalentemente. Estes compostos
possuem grupos -OH e -NH capazes de formar uma
forte rede de ligações intermoleculares. É isso que
confere à estrutura terciária das proteínas, isto é,
a sua forma característica de orientação espacial.
Um outro exemlo é o DNA de todos os humanos:
sua forma de dupla-hélice é mantida graças às
ligações hidrogênio entre os grupos dos -OH e
-NH das bases nitrogenadas heterocíclicas que o
compõem: GCAT.
Os compostos orgânicos polares exibem, em
geral, uma solubilidade significativa em água. O
açúcar é um exemplo: é muito solúvel em água.
Isso deve-se à capacidade que as moléculas de
água têm de interagir com as moléculas da sacarose. A solubilização também é um fenômeno
regido pelas interações intermoleculares: entre as
moléculas do soluto e as moléculas do solvente.
Solubilização do açúcar.
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EM_V_QUI_010
mesma fórmula molecular (e, por consequência, a
mesma massa molar) mas têm pontos de ebulição
normal diferentes.
É lógico assumir que quanto mais forte for a
atração entre as moléculas, isto é, quanto maior
forem as forças intermoleculares, maior também
será a temperatura necessária para a ebulição do
líquido. Observe, como exemplo, os dois isômeros
para a fórmula C5H12, o n-pentano e o neo-pentano,
ilustrados na figura abaixo.
Força entre as ligações
Tipo de ligação
Força
Ligação iônica
Ligação metálica
Ligação
interatômica
Ligação covalente
polar
Ligação covalente
apolar
força
das
ligações
cresce
Pontes de hidrogênio
Forças
intermolecuForça de Van der Waals lares
não emparelhados. Se esses elétrons, na formação da água, se emparelhassem simplesmente
com elétrons s dos átomos de hidrogênio,
deveria resultar uma estrutura com ângulo de
90º entre as ligações H-O, pois este é o ângulo
entre os orbitais py e pz.
O fato é explicado pela hibridização sp3
do oxigênio, com dois pares solitários de
elétrons ocupando duas das posições tetraédricas.
Como consequência de sua estrutura assimétrica, a molécula H2O possui um caráter
fortemente polar.
Dipolo-dipolo
A água é um constituinte muito abundante
na matéria viva. Certos animais aquáticos chegam a ser formados de 98% dela – os organismos vivos que possuem menos água, chegam
a ter 50% de seu peso corporal constituído de
água.
A água faz parte da seiva, do sangue e do
líquido existente no interior das células dos
seres vivos.
Ela é vital para a vida humana, pois o homem apresenta cerca de 70% de água na sua
estrutura.
Na corrente sanguínea, ela funciona como
solvente e via de transporte de substâncias
orgânicas essenciais.
Sua presença, além disso, regula a temperatura corpórea do ser humano, através da
respiração e transpiração.
Água: nosso bem mais precioso!
EM_V_QUI_010
A água é um líquido incolor, inodoro,
insípido.
Sob pressão normal (1 atm), apresenta ponto de congelação 0,0ºC, ponto de
ebulição 100,00ºC e densidade 1g/cm3
(a 4ºC).
Sua molécula tem geometria angular, com
ângulo de 104º40’.
Na realidade, esse ângulo deveria ser de
90º, pois o átomo de oxigênio, com a configuração eletrônica 1s2 2s2 2p4, possui dois elétrons
Quando várias moléculas de água estão
próximas, o polo positivo de uma atrai o polo
negativo de outra, formando as pontes de hidrogênio.
A água é denominada solvente universal
– devido à sua alta polaridade e às propriedades de adesão e coesão. É capaz de dissolver
uma grande diversidade de compostos, tanto
inorgânicos quanto orgânicos.
Sabe-se que mais da metade das substâncias conhecidas está dissolvida nas águas que
circulam pela Terra.
Além disso, muitos materiais essenciais
à nutrição dos animais e vegetais só podem
ser ingeridos se dissolvidos na água, como os
sais minerais que as plantas absorvem do solo
pelas raízes.
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5
Polaridade da ligação
covalente
Entre dois átomos, X e Y, que estabelecem
ligação covalente, o par eletrônico pertencerá simultaneamente aos dois átomos ligantes; porém,
dependendo da eletronegatividade, um átomo poderá
atraí-lo com maior intensidade que outro.
Ligação covalente apolar
Os átomos ligados têm igual eletronegatividade.
``
Molécula apolar
A soma dos vetores polarização associados a todas
as ligações covalentes polares da molécula é nula.
μR = 0
Molécula polar
A soma dos vetores polarização associados a
todas as ligações covalentes polares na molécula é
diferente de zero.
μR ≠ 0
Exemplos:
Diferença modular entre as eletronegatividades dos dois átomos ligantes
H2
H–H
= | 2,1 – 2,1 | = 0
O2
O – O = | 3,5 – 3,5 | = 0
CS2
C – S = | 2,5 – 2,5 | = 0
Se todas as ligações são apolares, qualquer
que seja a geometria, a molécula é apolar.
Se existem ligações polares, a molécula pode
ser polar ou apolar.
NC 3 N – C = | 3,0 – 3,0 | = 0
Ligação covalente polar
Os átomos ligados têm diferentes eletronegatividades.
``
Exemplos:
Diferença modular entre as eletronegatividades dos dois átomos ligantes
H2O
H–O
= | 2,1 – 3,5 | = 1,4
CO2
C–O
= | 2,5 – 3,5 | = 1,0
NH3
N–H
= | 3,0 – 2,1 | = 0,9
Toda ligação covalente polar está associada a
um vetor polarização, orientado da carga positiva
para a negativa, isto é:
+δ -δ
H—O
+δ -δ
C—O
Geometria molecular
A geometria tridimensional das moléculas é
determinada pela orientação relativa de suas ligações covalentes. Em 1957, o químico Ron Gillespie,
baseando-se em trabalhos prévios de Nyholm, criou
uma ferramenta muito simples para prever a geometria das moléculas.
A teoria recebeu o nome de Teoria da Repulsão dos
Pares Eletrônicos de Valência: os pares eletrônicos que
envolvem um átomo central, por repulsão, se afastam
ao máximo uns dos outros, “orientando” a geometria
da molécula, mas quem a “determina” é a posição dos
núcleos dos átomos que constituem a molécula.
Estão listadas a seguir algumas geometrias
possíveis:
+δ -δ
N—H
A polaridade de uma molécula depende da polaridade das ligações estabelecidas entre os átomos
constituintes e da sua geometria.
6
A e B – linear; C – angular; D – triangular ou
trigonal plana; E – piramidal; F – tetraédrica.
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EM_V_QUI_010
Polaridade das moléculas
Moléculas com dois átomos
(diatômicas)
A molécula será invariavelmente linear. O ângulo entre as ligações será de 180º.
``
Exemplos:
O2
O=O
Ligação
apolar
Molécula
apolar
Geometria
linear
HC
H - C
Ligação
polar
Molécula
polar
Geometria
linear
Moléculas com três átomos
(triatômicas)
Na ausência de elétrons não envolvidos em
ligações na última camada do átomo central, a molécula é invariavelmente linear. O ângulo entre as
ligações será de 180º.
``
Exemplo:
Ligação Molécula GeomeCO2 : O :: C :: O : O = C = O
polar
apolar
tria linear
Na presença de par ou pares de elétrons não
envolvidos em ligações na última camada do átomo
central, os elétrons livres repelem os eixos das ligações e a molécula será angular.
``
O
O
H
H
Exemplo:
F
B
BF3
F
F
F
F
B
F
H
Ligação Molécula
polar
apolar
Geometria
triangular
Na presença de par ou pares de elétrons não
envolvidos em ligação na última camada do átomo
central, o par de elétrons exerce repulsão sobre os
eixos de ligação e distorce a estrutura trigonal plana
para uma pirâmide de base trigonal.
``
Exemplo:
NH3
N
N
Ligação Molécu- Geometria
H
H
polar
la polar piramidal
H
H H H
Moléculas com cinco átomos
As quatro ligações se distribuirão no espaço, de
maneira a diminuir ao máximo a repulsão entre elas,
e a estrutura será um tetraedro com o átomo central
ocupando o centro do sólido geométrico.
Os ângulos serão de 109º28’ entre as ligações.
``
Exemplo:
GeomeLigação Molécutria tetraépolar la apolar
drica
CC4
Exemplo:
H2O
``
Ligação Molécula Geometria
polar
angular
H polar
Existe(m)
O ângulo entre as ligações será tanto menor
quanto maior for o número de elétrons não envolvidos
em ligações na última camada do átomo central.
EM_V_QUI_010
Moléculas com quatro átomos
Na ausência de par de elétrons não envolvido
em ligação na última camada do átomo central, a
molécula terá todos os átomos no mesmo plano de
três lados (trigonal plana ou triangular).
Os ângulos serão de 120º entre as ligações.
N.º de
pare(s) de elé-
Geometria -
átomos
trons livres no
ângulo
Exemplos
átomo central
02
----------------
Linear – 180°
HC ; H2; CO.
03
Não
Linear – 180°
CO2; HCN; N2O.
03
Sim
Angular – variável
H2O; SO2; H2S.
04
Não
Trigonal plana – 120°
BF3; SO3; CH2O.
04
Sim
Piramidal – variável
NH3; PH3; SOC 2.
05
----------------
Tetraédrica – 109°28’
CH4; SiC 4; POC 3.
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7
Polaridade e solubilidade
“O semelhante dissolve o semelhante.”
Substância polar dissolve substância polar e
não dissolve ou dissolve pouca quantidade de substância apolar.
Substância apolar dissolve substância apolar
e não dissolve ou dissolve pouca quantidade de
substância polar.
c) pontes de hidrogênio.
d) ligação iônica.
e) covalência simples.
``
Solução: C
H ligado a elemento muito eletronegativo e de pequeno raio, no caso H e N; H e O.
3. Classifique as moléculas a seguir em polares ou apolares
e indique sua geometria molecular:
a) HBr.
1. (Unicamp) Na produção industrial de panetones,
junta-se à massa o aditivo químico U.I. Esse aditivo é
a glicerina, que age como umectante, ou seja, retém
a umidade para que a massa não resseque demais. A
fórmula estrutural da glicerina (propanotriol) é:
H2C — CH — CH2
OH
OH
OH
a) Represente as ligações entre as moléculas de água
e de glicerina.
b) Por que, ao se esquentar uma fatia de panetone
ressecado, ela amolece, ficando mais macia?
``
c) HCN.
d) H2S.
``
Solução:
a) molécula polar e geometria linear.
•• Diferença modular entre as eletronegatividades dos
dois átomos ligantes: H – Br = | 2,1 – 2,8 | = 0,7;
+δ
-δ
portanto é polar. (H — Br ).
•• Molécula diatômica: será invariavelmente linear.
Solução:
a) H2C — CH — CH2
OH
b) C 2.
b)molécula apolar e geometria linear.
H+
OH OH+ ... O
- H+
b)O aquecimento rompe as pontes de H entre a água
e a glicerina, liberando então água para a massa.
•• Diferença modular entre as eletronegatividades dos
dois átomos ligantes: C – C = | 3,0 – 3,0 | = 0;
portanto é apolar.
•• Molécula diatômica: será invariavelmente linear.
c) molécula polar e geometria linear.
•• μR ≠ 0; portanto é apolar.
•• Não existe par de elétrons livres no átomo central,
portanto linear.
—N•••••H—
—H•••••O—
Essa ligação, representada no desenho por linhas
pontilhadas, é denominada:
a) covalência dativa.
d)molécula polar e geometria angular.
•• Molécula triatômica em que o elemento central tem
pares de elétrons disponíveis.
:S:
/ \
H
H
Portanto, polar e angular angular.
b) forças de Van der Waals.
8
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EM_V_QUI_010
2. O ácido desoxirribonucleico (DNA) é componente
essencial de todas as células.
Ele é constituído por duas “filas” formadas, cada uma,
de muitas unidades denominadas nucleotídeos.
No desenho abaixo está esquematizado um trecho
das duas “filas” unidas uma à outra por um tipo de
ligação química importante em bioquímica.
4. A Camada de Ozônio é uma concentração de gás
ozônio situada na alta atmosfera, entre 10 e 50Km
da superfície da Terra.
NASA.
Ela funciona como um filtro solar, protegendo todos
os seres vivos dos danos causados pela radiação
ultravioleta do Sol.
A absorção do UV-B por essa espécie de escudo
cria uma fonte de calor, desempenhando um papel
fundamental na temperatura do planeta.
1. (ITA) Considerando a família do oxigênio, nota-se que
os hidretos do tipo H2X, dos elementos dessa família,
são todos gasosos nas CNTP, menos o de oxigênio. Essa
situação é consequência:
a) do baixo peso molecular da H2O.
b) das ligações covalentes.
c) das pontes de hidrogênio entre as moléculas.
d) do fato de o oxigênio ser o átomo dessa família que
tem o maior raio atômico.
e) do fato de que nas CNTP o gelo é menos denso
que a água líquida.
2. (Cescem) No nitrogênio solidificado, as moléculas
adjacentes, N2, serão unidas por ligações:
a) de Van der Waals.
Mas algumas substâncias produzidas pelo homem,
como os gases CFCs (utilizados durante anos em
geladeiras, condicionadores de ar, sprays etc),
vêm atacando essa camada protetora, levando
a uma diminuição desse filtro. O resultado é que
uma quantidade muito maior de raios UV-B está
chegando à Terra.
A redução da Camada de Ozônio provoca efeitos nocivos
para a saúde humana e para o meio ambiente.
Nos seres humanos, a exposição a longo prazo
ao UV-B está associada ao risco de dano à
visão, à supressão do sistema imunológico e ao
desenvolvimento do câncer de pele.
Os animais também sofrem as consequências com o
aumento do UV-B. Os raios ultravioletas prejudicam
os estágios iniciais do desenvolvimento de peixes,
camarões, caranguejos e outras formas de vida
aquáticas e reduz a produtividade do fitoplâncton,
base da cadeia alimentar aquática.
Moléculas como CF3C e CF2C 2 são exemplos dos
chamados CFCs (clorofluorcarbonetos), apontados
como prejudiciais à camada estratosférica do ozônio.
a) Indique qual dos dois tem o menor ponto de
ebulição. Justifique a resposta.
b) Explique por que o CF2C 2 é gasoso e o
é líquido.
``
Solução:
EM_V_QUI_010
a)CF2C 2, molécula praticamente apolar.
b)
tem maior ponto de ebulição por ser polar.
b) de dipolos.
c) covalentes.
d) iônicas.
e) hibridizadas.
3. (FCC) À temperatura ambiente acetona evapora mais
rapidamente do que a água. Sendo assim, pode-se concluir que, em relação à água, a acetona apresenta:
a) ponto de ebulição mais alto.
b) ligações intermoleculares mais fracas.
c) pressão de vapor menor.
d) pontes de hidrogênio em maior número.
e) configuração geométrica menos simétrica.
4. (UFSE) Na seguinte estrutura:
H H
\ /
O
H
H
H
\
\ /
O
O
\
H
Estão representadas moléculas de água unidas entre
si por ligações:
a) covalentes.
b) iônicas.
c) por pontes de hidrogênio.
d) por pontes de oxigênio.
e) peptídicas.
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9
5. (Fuvest) A tensão superficial, que provém das forças de
atração intermoleculares, é maior na água ou no éter
etílico? Por quê?
[Dado: éter etílico: H3C – CH2 – O – CH2 – CH3 ].
6. (PUC) A congelação da água nas superfícies dos lagos
em países frios ocorre pela:
a) ruptura de ligações intermoleculares.
b) ruptura de ligações intramoleculares.
c) formação de ligações intermoleculares.
d) formação de ligações intramoleculares.
c) 2, 4; 1; 3.
d) 3, 1, 4, 2.
e) 4, 2, 3, 1.
As questões de 10 a 14 serão respondidas pelas
alternativas:
a) linear
b) angular
c) piramidal
10. Uma molécula do tipo
tem geometria:
e) formação de ligações intramoleculares e intermoleculares.
7.
(UFJF) Escreva o tipo de ligação intermolecular existente
em cada substância citada.
11. Uma molécula do tipo
tem geometria:
180o
a) Cloreto de hidrogênio líquido.
b) Água líquida.
12. Uma molécula do tipo
90º
105o
tem geometria:
c) Gás nobre hélio na fase líquida.
d) Iodo na fase sólida.
8. (UFU) Um químico compilou os valores dos pontos de
ebulição dos haletos de hidrogênio. Os resultados foram
os seguintes:
Composto:
PE/ ºC:
a) Por que essas substâncias apresentam diferentes
pontos de ebulição?
b) Explique por que o HF tem ponto de ebulição superior aos demais.
c) Explique a ordem dos pontos de ebulição dos três
últimos compostos.
9. (UFRGS) Analise os dados da tabela seguinte em
relação às forças de interação entre as unidades constituintes dos sólidos.
13. Uma molécula do tipo
105o
14. Uma molécula do tipo
tem geometria:
tem geometria:
15. (Santa Casa) Água e metano têm massas moleculares
quase iguais e pontos de ebulição bem diferentes. Qual
das propriedades abaixo explica melhor o fato da água
apresentar um ponto de ebulição bastante superior ao
do metano?
a) Estabilidade térmica.
b) Ação solvente.
 
Sólido
Tipo de interação
1.
CaF2
1423
Ligações iônicas
2.
CH4
-182
Forças dipolo-dipolo
induzido
3.
SiO2
1610
Ligações covalentes
4.
Ag
962
Ligações metálicas
A ordem crescente das forças de interação, nesses
sólidos, é:
a) 1, 3, 2, 4.
10
c) Atomicidade.
d) Densidade.
e) Polaridade.
16. (UFM) A fórmula do HC possui ligação do tipo:
a) covalente polar.
b) covalente dativa.
c) eletrovalente.
d) covalente apolarizada.
e) metálica.
b) 2, 3, 1, 4.
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EM_V_QUI_010
Ponto de fusão
(o C)
17. (UFPE) A teoria de repulsão dos pares de elétrons na
camada de valência (VSEPR) é capaz de prever a geometria de várias moléculas. De acordo com esta teoria
é correto afirmar que:
III. Fluoreto de hidrogênio.
IV. Amônia.
V. Água.
Consideradas nas condições normais de pressão e de
temperatura, formam moléculas associadas:
a) todas.
(( ) a molécula de H2S apresenta geometria linear.
(( ) a molécula de CO2 apresenta geometria angular.
(( ) a molécula de PH3 apresenta geometria piramidal.
b) somente II, III, IV e V.
(( ) a molécula de BCl3 apresenta geometria plan.
c) somente III, IV e V.
(( ) a molécula de SF6 apresenta geometria octaédrica.
d) somente IV e V.
18. (FSJT) Se o momento dipolar do cloreto de berílio é nulo,
qual a estrutura de sua molécula?
e) somente V.
2. (FCC) Pontes de hidrogênio são as principais ligações
intermoleculares que existem:
I. na água.
a) linear
Cl − Cl − Be.
b) linear
Cl − Be − Cl.
c) angular
Cl .
/ \
Cl Be
II. no metano.
d) angular
Be .
/ \
Cl Cl
Dentre essas afirmações, apenas:
a) I é verdadeira.
e) linear
Be − Cl − Cl.
III. no hidrogênio.
b) II é verdadeira.
IESDE Brasil S.A.
19. (UERJ) O experimento abaixo mostra o desvio ocorrido
em um filete de água quando esta é escoada através de
um tubo capilar. 
Considerando suas ligações interatômicas e suas forças
intermoleculares, a propriedade da água que justifica a
ocorrência do fenômeno consiste em:
a) ser um composto iônico.
b) possuir moléculas polares.
c) ter ligações covalentes apolares.
d) apresentar interações de Van der Waals.
c) III é verdadeira.
d) I e III são verdadeiras.
e) II e III são verdadeiras.
3. (ITA) Estude a tabela de pontos de ebulição para os
­compostos formados entre o hidrogênio e os halogênios.
HX
Ponto de ebulição em ºC a 760mmHg
HF
+ 19,4
HCl
- 83,7
HBr
- 67,0
HI
- 35,5
Nota-se que o HF apresenta um ponto de ebulição
demasiadamente elevado em relação aos pontos
de ebulição dos demais compostos considerados
conjuntamente. Indique, entre as opções oferecidas
a seguir, aquela que melhor explica a anomalia
apontada.
a) Dissociação do HF quando puro em cátions H+ de
ânions F-.
b) Elevada energia de ligação da molécula HF.
EM_V_QUI_010
c) Formação de pontes de hidrogênio muito fortes entre as moléculas de HF.
1. (Cescem) Sejam as seguintes substâncias:
I. Neônio.
II. Metano.
d) Apenas a molécula HF é covalente polar, enquanto
as demais são apolares.
e) Apenas o HF é um composto tipicamente iônico,
enquanto os demais são covalentes.
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11
4. (UFMG) Considere separadamente as substâncias líquidas tetracloreto de carbono, água, n-hexano e acetona,
listadas na tabela de interações intermoleculares, nessa
ordem. As interações mais fortes entre as espécies
constituintes estão indicadas, corretamente, em:
III. NaC 
IV.
a) I.
b) II.
a) Em I, observam-se ligações eletrovalentes, e, em IV,
ligações covalentes e pontes de hidrogênio.
c) III.
d) IV.
b) Em I, observam-se ligações eletrovalentes, e, em III,
ligações covalentes.
e) V.
 
I.
CCl4
CH3(CH2)4CH3 CH3COCH3
Dipolo- Ligação de
Dipolo-Dipolo
Dipolo hidrogênio
De van
II.  der
Waals
De van
III. der
Waals
IV. Íon-Íon
V.
H2O
DipoloDipolo
c) Em II, observam-se pontes de hidrogênio, e, em IV,
Forças de Van der Waals.
De Van der
Waals
Ligação de
hidrogênio
DipoloDipolo
Ligação de De Van der
hidrogênio Waals
DipoloDipolo
DipoloDipolo
De Van der
Waals
De Van der
Waals
Dipolo- Ligação de De Van der
Dipolo hidrogênio Waals
d) Em II e IV, observam-se ligações covalentes e pontes de hidrogênio.
e) Em III, observa-se ligação iônica e, em IV, pontes
de hidrogênio.
6. (Unicamp) As pontes de hidrogênio formadas entre moléculas de água, HOH, podem ser representadas por:
DipoloDipolo
5. (Cesgranrio) Analise os compostos abaixo quanto à
ocorrência de ligações e/ou forças intra e intermoleculares e, a seguir, assinale a opção correta.
I.
7.
Com base nesse modelo, represente as pontes de
hidrogênio, que existem entre moléculas de amônia,
NH3.
(Unicamp) Os pontos de ebulição da água, amônia e
metano, seguem a ordem H2O > NH3 > CH4. Explique
essa ­sequência, considerando os tipos de forças intermoleculares e suas i­ntensidades.
8. (UFRJ) De um modo geral, o ponto de ebulição dos
compostos orgânicos cresce com o aumento do peso
molecular, o que não acontece com os compostos do
quadro a seguir.
II.
H2C – OH
|
H2C – OH
12
Peso molecular
Ponto de ebulição (oC)
62
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198
EM_V_QUI_010
Composto
H2C – OCH3
|
H2C – OH
76
125
H2C – OCH3
|
H2C – OCH3
90
83
11. (Vunesp) Quando um cometa se aproxima do Sol e se
aquece, há liberação de água, de outras moléculas e
de íons. Uma das reações propostas para explicar o
aparecimento de H3O+ em grandes quantidades, durante
esse fenômeno, é:
(H2O)2 → H3O+ + e– + OH–
Quais são as forças (interações) que atuam na molécula
de (H2O)2 que justificam sua existência?
luz
Explique a diminuição do ponto de ebulição com o
aumento do peso molecular nos compostos mencionados.
9. (Unicamp) Considere os processos I e II representados
pelas equações:
I
II
H 2O() 
→ H 2O( g ) 
→ 2 H ( g ) + O( g )
Indique quais ligações são rompidas em cada um desses
processos.
10. (PUC) Considere o texto abaixo:
“Nos icebergs, as moléculas polares da água associam-se
por ...(I)...; no gelo-seco, as moléculas apolares do dióxido
de carbono unem-se por ...(II)... . Consequentemente,
a 1,0 atmosfera de pressão é possível prever que a
mudança de estado de agregação do gelo ocorra a uma
temperatura ...(III)... do que a do gelo-seco.”
Para completá-lo corretamente, I, II e III devem ser
substituídos, respectivamente, por:
a) I – forças de London; II – pontes de hidrogênio;
III – menor.
12. (PUC) Um químico possuía, em seu laboratório, quatro
cristais sólidos desconhecidos: A, B, C e D.
Desejava saber se esses cristais eram de natureza
metálica, ­iônica, covalente ou molecular. Fazendo várias
experiências com os ­cristais, conseguiu determinar as
seguintes características:
Por meio das características apresentadas, dê a natureza
dos cristais.
Cristais
Natureza
A
B
C
D
Cristais
Forças de
ligação
Condutibilidade
Ponto de
fusão
A
c) I – forças de Van der Waals; II – pontes de hidrogênio; III – maior.
Van der
Waals
B
d) I – forças de Van der Waals; II – forças de London;
III – menor.
Atração
Isolantes
eletrostática
Regularmente
alto
C
Não-condutores
Muito alto
e) I – pontes de hidrogênio; II – pontes de hidrogênio;
III – maior.
Entre
elétrons
D
Atração
elétrica
entre íons
positivos e
elétrons
Condutores
De moderado a
muito alto
IESDE Brasil S.A.
b) I – pontes de hidrogênio; II – forças de Van der Waals; III – maior.
Isolantes
Baixo
13. (PUC) Com relação à geometria das moléculas, a opção
correta a seguir é:
EM_V_QUI_010
a) NO – linear,
CO2 – linear,
NF3 – piramidal,
H2O – angular,
BF3 – trigonal plana.
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13
CO2 – angular,
NF3 – piramidal,
H2O – angular,
BF3 – trigonal plana.
c) NO – linear,
CO2 – trigonal,
NF3 – trigonal,
H2O – linear,
BF3 – piramidal.
d) NO – angular,
CO2 – linear,
NF3 – piramidal,
H2O – angular,
BF3 – trigonal.
e) NO – angular,
CO2 – trigonal,
NF3 – trigonal,
H2O – linear,
BF3 – piramidal.
14. (UFJF) Assinale a alternativa incorreta.
a) Na molécula do hidrogênio, tem‑se uma ligação
covalente apolar porque não existe diferença de
eletronegatividade entre os átomos.
b) Na molécula do ácido clorídrico, tem-se uma ligação covalente polarizada porque o cloro é mais eletronegativo que o hidrogênio.
c) No ozônio, embora não exista diferença de eletronegatividade entre os átomos, há formação de ligação covalente dativa.
d) Pode ocorrer ligação covalente apolar entre átomos
diferentes, dependendo da forma geométrica da
molécula, como no caso do metano.
15. (ITA) Assinale a opção que contém, respectivamente, a
geometria das moléculas PI3 e SiCl4 no estado gasoso.
a) Plana; plana.
b) Piramidal; plana.
c) Plana; tetragonal.
d) Piramidal; piramidal.
e) Piramidal; tetragonal.
16. (Unificado) A amônia (NH3), ao reagir com a água, origina os íons amônio (NH4+1) e hidroxila (OH-1), segundo
a equação química:
NH3 (g)  +  H2O(l) → NH4+1(aq)  +  OH-1(aq)
14
As duas espécies químicas formadas pelo nitrogênio (N)
apresentam, respectivamente, geometria.
a) Trigonal e angular.
b) Piramidal e tetraédrica.
c) Tetraédrica e piramidal.
d) Tetraédrica e plana.
e) Linear e piramidal.
17. (UFRGS) O modelo de repulsão dos pares de elétrons
da camada de valência estabelece que a configuração
eletrônica dos elementos que constituem uma molécula
é responsável pela sua geometria molecular.
Relacione as moléculas com as respectivas geometrias.
Coluna 1 – Geometria Molecular:
1. Linear
2. Quadrada
3. Trigonal Plana
4. Angular
5. Pirâmide Trigonal
6. Bipirâmide Trigonal
Coluna 2 – Moléculas:
(( ) SO3
(( ) NH3
(( ) CO2
(( ) SO2
A relação numérica, de cima para baixo, da coluna II, que
estabelece a sequência de associações corretas é:
a) 5, 3, 1, 4.
b) 3, 5, 4, 6.
c) 3, 5, 1, 4.
d) 5, 3, 2, 1.
e) 2, 3, 1, 6.
18. (UFF) Analise as seguintes afirmações.
I. A molécula CO2 é apolar, sendo formada por ligações covalentes polares.
II. A molécula de H2O é polar, sendo formada por ligações covalentes apolares.
III. A molécula NH3 é polar, sendo formada por ligações covalentes iônicas.
Conclui-se que:
a) somente I é correta.
b) somente II é correta.
c) somente III é correta.
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EM_V_QUI_010
b) NO – linear,
d) somente II e III são corretas.
c) A ligação C – Cl no tetracloreto de carbono (CCl4) é
polar, mas a molécula, como um todo, é apolar.
e) somente I e III são corretas.
d) A molécula de amônia (NH3) é covalente polar.
19. (UFSC) Considerando a polaridade das ligações e as
estruturas moleculares, é correto afirmar que:
b) a molécula H2O tem menor caráter polar que a molécula de H2S.
c) a molécula de H2O é polar, enquanto que a molécula de H2S é apolar.
d) a molécula do BF3 tem três ligações polares, portanto, a molécula é polar.
23.
Solventes e inalantes
(lança-perfume, cheirinho de loló ou cola)
Substâncias que são aspiradas pelo nariz ou pela
boca.
Digital Juice.
a) o percentual de ligações iônicas é maior nas moléculas de HBr do que nas moléculas de HF.
e) Sendo a ligação covalente, em geral, bastante forte,
os pontos de fusão e de ebulição dos compostos
covalentes são altos.
e) a molécula de CCl4 é apolar, porém, a molécula de
CHCl3 é polar.
20. (Unimep) Considerando‑se as moléculas PH3, BF3, CS2,
HC  e C 2O, são apolares:
a) PH3 e HC .
b) C2O e HC .
Seus efeitos se iniciam logo após o consumo e duram
15 e 45 minutos.
As principais características são:
•• efeitos semelhantes aos do álcool;
c) BF3 e Cl2O.
d) BF3 e CS2.
e) HCl e CS2.
21. (Cesgranrio) O gás amoníaco e o gás carbônico são
duas importantes substâncias químicas. O gás amoníaco
(NH3) é uma substância incolor de cheiro sufocante,
utilizado em processos de refrigeração. O gás carbônico
(CO2), formado na combustão completa de materiais
orgânicos, é utilizado em extintores de incêndio, entre
outras aplicações. A respeito das moléculas desses dois
compostos, assinale a opção correta.
•• efeito depressor posterior (sonolência e relaxamento);
•• comprometimento da coordenação motora;
•• tontura;
•• riscos de asfixia;
•• lesão cerebral;
a) O CO2 é constituído por moléculas polares e é bastante solúvel em água.
•• hipersensibilidade do coração ao aumento da adrenalina;
b) O CO2 é constituído por moléculas apolares e é
pouco solúvel em água.
•• riscos de morte por parada cardíaca;
c) O NH3 é constituído por moléculas apolares e é
pouco solúvel em água.
d) O NH3 é constituído por moléculas apolares e é
bastante solúvel em água.
e) Ambos os gases têm alto peso molecular e, portanto, não se dissolvem em água.
22. (UFMG) Qual a alternativa errada?
EM_V_QUI_010
•• estimulação inicial, desinibição, riso fácil;
a) A ligação iônica se forma pela transferência de
elétrons do elemento menos eletronegativo para o
mais eletronegativo.
b) A ligação covalente se forma entre átomos com pequena diferença entre suas eletronegatividades.
•• degeneração dos nervos periféricos, com redução
na sensibilidade e na perda do controle motor de
braços e pernas.
Viver é a melhor opção.
Vida consciente é melhor ainda.
Diga não às drogas.
Solventes possuem um papel importantíssimo na
indústria.
Cerca de 50 ou mais solventes estão disponíveis no
mercado em grande escala, para uma enorme variedade
de aplicações, tais como: processos de extração,
matéria-prima para fabricar outros produtos químicos,
propelentes em aerossóis, na indústria de tintas, em
cosméticos etc.
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15
A escolha de solventes na indústria depende de suas
propriedades físicas, as quais estão correlacionadas
com a natureza das interações intermoleculares de seus
constituintes.
Com relação a tais informações, é correto afirmar:
a) Os constituintes das essências dos perfumes são,
em geral, dissolvidos em álcoois que são compostos polares; trata-se, portanto, de substâncias apolares.
b) As substâncias gordurosas são, geralmente, apolares e são removidas pelos detergentes, por meio da
interação da extremidade iônica de suas estruturas
com as gorduras.
c) Os álcoois, os ácidos carboxílicos e as aminas apresentam interações do tipo ponte de hidrogênio;
logo, são solúveis em hidrocarbonetos.
d) A previsão da polaridade das substâncias é feita por
meio da geometria de suas moléculas e da diferença de eletronegatividade entre os átomo ligantes.
e) As ligações na molécula do dióxido de carbono
(CO2) são apolares.
16
EM_V_QUI_010
24. Desenhar esquematicamente a molécula NH2F, mostrando apenas os orbitais que participam das ligações.
Qual a forma geométrica da molécula?
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c) Os PE estão crescendo na ordem crescente das
massas das moléculas.
9. C
1. C
10. A
2. A
11. A
3. B
12. B
4. C
13. B
5. Na água, por apresentar pontes de hidrogênio.
6. C
14. C
15. E
7.
16. A
a) Forças dipolo-dipolo.
17. F, F, V, V, V
b) Pontes de hidrogênio.
18. B
c) Forças de Van der Waals.
19. B
d) Forças de Van der Waals.
EM_V_QUI_010
8.
a) Os PE dependem das massas das moléculas e das
forças de atração intermoleculares.
b) Entre as moléculas de HF existem pontes de hidrogênio.
1. C
2. A
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17
3. C
24.
4. C
5. C
6.
N
H
H
N
H
7.
H
H
N
H H
H
Forma geométrica: pirâmide trigonal.
H
H2O e NH3: pontes de hidrogênio.
CH4: dipolo induzido.
Na H2O as pontes de hidrogênio são mais intensas que
no NH3.
8. As pontes de hidrogênio explicam a maior temperatura
de ebulição do 1.º composto e o comportamento decrescente.
9.
ligações covalentes H - O
I
II
H 2O() 
→ H 2O( g ) 
→ 2 H ( g ) + O( g )
pontes de hidrogênio
10. B
11. Pontes de hidrogênio.
12.
Cristais
A
B
C
D
Natureza
molecular
iônico
covalente
metálico
13. A
14. D
15. E
16. B
17. C
18. A
19. E
20. D
21. B
22. E
23. D. “O semelhante dissolve o semelhante”.
18
EM_V_QUI_010
CO2 – ligação polar e molécula apolar.
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EM_V_QUI_010
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19
EM_V_QUI_010
20
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