QUÍMICA
LIVRO 3
Gabarito das atividades propostas
*Respostas:
Capítulo 8
1. E
6. B
2. C
7. *
3. D
8. *
4. *
9. B
03
Pela localização dos elementos na tabela periódica, identificam-se os metais,
os não metais e o hidrogênio. Deve-se lembrar que a ligação química entre
átomos de: não metal com não metal é covalente; não metal com hidrogênio
é covalente; não metal com metal é iônica; e metal com hidrogênio é iônica.
Dessa forma, o elemento químico L corresponde ao hidrogênio, e o elemento Y é um não metal. Assim, a ligação química entre os átomos dos elementos L e Y será covalente, e a fórmula molecular do composto será L2Y. O
elemento M é metal; X, não metal; logo, a ligação química estabelecida pelos
íons M+ e X3– desses elementos é iônica e a fórmula do composto é M3X.
Os elementos Y e T são não metais. Assim, a ligação química estabelecida
pelos átomos Y e T desses elementos é covalente, e a fórmula do composto é YT2. O elemento E é metal; X, não metal. Dessa forma, a ligação
química estabelecida pelos íons E2+ e X3– desses elementos é iônica, e a
fórmula do composto é E3X2.
04
Por meio da distribuição eletrônica, identifica-se os elétrons de valência
dos não metais.
5. D
10. D
*Respostas:
+2
Na+ Na+
04
a)
⇒ íon-fórmula: Na2+ S2− ou Na2 S
Íons
2–
S
–2
+3
Fe3+
⇒ íon-fórmula: Fe3+C3– ou FeC3
b) Íons
–
–
–
C C C
–3
+6
A3+ A3+
c) Íons
2–
2–
O O O
F [He]: 2s2 2p5 – Com 7 elétrons de valência, precisa compartilhar 1
9
elétron com outro átomo de F para adquirir configuração eletrônica
de gás nobre, isto é, fica com 8 elétrons de valência. Dessa forma,
tem-se:
F F
F—F
F2
a)
⇒ íon-fórmula: A3+
O32– ou A2O3
2
2–
–6
07
a) Por apresentarem 1 e 2 elétrons de valência, os átomos dos elementos X e Z perdem, respectivamente, 1 e 2 elétrons, transformando-se
nos cátions X+ e Z2+.
Por apresentarem 6 e 7 elétrons de valência Y e W ganham, respectivamente, 2 e 1 elétrons, transformando-se nos ânions Y2– e W –.
Fórmula
eletrônica
⇒ íon-fórmula: X+2Y2– ou X2Y
Íons
Y2–
–2
+2
Z2+
⇒ íon-fórmula: Z2+W–2 ou ZW2
Íons
W– W–
–2
08
F: 1s2 2s2 2p5
2
e
7
13
H P H
H—P—H
PH3
Fórmula
eletrônica
H
Fórmula
estrutural
Fórmula
molecular
B [Ar]: 3d10 4s2 4p5 – Com 7 elétrons de valência, precisa compartilhar
1 elétron com o H para adquirir configuração eletrônica de gás nobre,
isto é, ficar com 8 elétrons de valência.
Dessa forma, tem-se:
c)
As configurações eletrônicas do F (Z = 9) e do A (Z = 13), são dadas a
seguir.
9
35
8
H — Br
HBr
Fórmula
estrutural
Fórmula
molecular
H Br
A: 1s2 2s22p6 3s23p1
2
3
O átomo do elemento químico flúor tem 7 elétrons na última camada;
sua tendência é ganhar 1 elétron, transformando-se no ânion F– . O átomo
do elemento químico alumínio tem 3 elétrons na camada de valência; sua
tendência é perder 3 elétrons, transformando-se no cátion A3+. Logo, a
fórmula esperada para o composto é A3+F–3 ou AF3, e a ligação envolvida
é iônica.
Fórmula
molecular
P [Ne]: 2s2 2p3 – Com 5 elétrons de valência, precisa compartilhar 3
15
elétrons com outros átomos de H para adquirir configuração eletrônica de gás nobre, isto é, ficar com 8 elétrons de valência.
H: 1s1 – Precisa compartilhar 1 elétron com o P para adquirir configu1
ração eletrônica do gás He, isto é, ficar com 2 elétrons de valência.
Dessa forma, tem-se:
b)
+2
X+ X+
b)
Fórmula
estrutural
Fórmula
eletrônica
09
I.
Óxido de cálcio
O → Ca2+[ O ]
Fórmula
de Lewis
Ca
; CaO
Fórmula
iônica
II. Sulfeto de hidrogênio
Capítulo 9
1. A
6. A
2. C
7. A
3. *
8. A
4. *
9. *
5. D
10. *
H S H
H—S—H
H2S
Fórmula
de Lewis
Fórmula
estrutural
plana
Fórmula
molecular
1a Série – Ensino Médio
1
QUÍMICA
LIVRO 3
III. Óxido de alumínio
A
Hib. sp2
O
Hib. sp3
10
O →
A
A
3+
2
[ O ]3; A2O3
Fórmula
iônica
Fórmula
de Lewis
O
Capítulo 11
IV. Gás cloro
C C
Fórmula
de Lewis
10
C — C
C2
Fórmula
estrutural
plana
Fórmula
molecular
1. E
6. E
2. C
7. C
3. E
8. *
4. A
9. *
5. D
10. *
*Respostas:
O elétron encontra-se na camada M (n = 3), no subnível p ( = 1), no orbital correspondente a m = –1, e tem spin positivo (seta para baixo). Dessa
forma, esse subnível e seus orbitais podem ser representados por:
08
a) Geometria dos pares de elétrons.
3p 4
↑ ↓
↑
↑
m = 0
m = –1
m = +1
Se no subnível 3p4 há 4 elétrons, é porque os subníveis anteriores já estão
todos ocupados com o máximo de elétrons. Logo, tem-se a seguinte distribuição eletrônica para o átomo do elemento químico X.
X[Ne]: 3s2 3p4 – Com 6 elétrons de valência, localiza-se no grupo 16,
sendo, portanto, um não metal com tendência a ganhar 2 elétrons e a
adquirir configuração eletrônica de gás nobre, transformando-se no ânion
X2–. O átomo do elemento químico Y pertence ao grupo 1 e apresenta 1
elétron de valência, sendo, portanto, um metal com tendência a perder
1 elétron e a adquirir configuração de gás nobre, transformando-se no
cátion Y+.
Assim, a ligação química entre os íons Y+ e X2– será iônica, e a fórmula
mínima do composto será Y2X.
Plana trigonal
Octaédrica
b)
1. C
6. D
09
2. A
7. C
3. A
8. *
4. A
9. *
5. B
10. *
Bipirâmide trigonal
Geometria molecular.
Angular
Capítulo 10
Tetraédrica
I.
Piramidal
Quadrado
Gangorra
planar
Na molécula da amônia (NH3), a geometria dos pares de elétrons é
tetraédrica, sendo a geometria da molécula piramidal. A hibridização
do átomo central é sp3.
sp3
*Respostas:
08
σ (p — sp2)
II. Na molécula da água (H2O), a geometria dos pares de elétrons é
tetraédrica, sendo a geometria da molécula angular. A hibridização
do átomo central é sp3.
σ (p — sp2)
2
sp
I
Piramidal
Tetraédrica
sp2
sp3
II
sp3
σ (p — sp )
2
sp2
10
a) Os carbonos I e II são híbridos sp2 e sp3, respectivamente.
b) Os tipos de ligações σ que une os carbonos aos nitrogênios são todas
σ (p — sp2)
09
α
1
γ
2
3
Angular
Tetraédrica
σ (p — sp2)
a) HC: geometria linear (
)
b) PC3: geometria piramidal
c) HCN: geometria linear (
)
4
β
a) Na estrutura do composto, os carbonos 1 e 3 são híbridos sp2, o carbono 2 é híbrido sp, e o 4 é híbrido sp3.
b) Os valores correspondentes aos ângulos de ligação α, β e γ são, respectivamente, 120º, 180º e 109º28'.
2
d) SiH4: geometria tetraédrica
e) N2: geometria linear (
1a Série – Ensino Médio
)
QUÍMICA
LIVRO 3
Gabarito de ENEM e vestibulares
1. A
6. D
11. D
16. B
2. C
7. A
12. A
3. B
8. A
13. C
4. B
9. A
14. A
5. B
10. E
15. D
1a Série – Ensino Médio
1