Química – 1ª série – Ensino Médio – v. 2 Exercícios 01)D É sempre importante a cada questão relembrar ao aluno o tipo de ligação que o elemento faz, bem como sua posição na tabela periódica, referindo-se a períodos, famílias e característica de eletronegatividade. Na ligação iônica típica, um metal liga-se a um ametal ou semimetal. Nos exemplos apresentados, são metais os elementos Ba e Ca, sendo os demais ametais ou semimetais. HBr: não metal com não metal (covalente). BaO: metal com não metal (iônica). CaCl2: metal com não metal (iônica). SiO2: semimetal com não metal (covalente). B2O3: semimetal com não metal (covalente). 02)B Ligação iônica: ocorre entre metal e não metal ou semimetal. Ligação covalente: ocorre entre não metais, semimetais ou não metal com semimetal. Ligação metálica: ocorre entre metais. 04)A N (nitrogênio) e H (hidrogênio): não metal com não metal (ligação covalente). C (carbono) e Cl (cloro): não metal com não metal (ligação covalente). Na (sódio) e C (carbono): metal com não metal (ligação iônica). 05)C Ao se prever fórmulas finais, é interessante ensinar ao aluno a formação das moléculas através, das trocas ou compartilhamento de elétrons mas também que se pode utilizar os números das famílias A (valências) para prever com maior rapidez a atomicidade das fórmulas finais. Esquema de ligação: 2A 7A 7A I2: dois átomos de iodo – não metal com não metal (covalente). BaS: metal com não metal (iônica). Au: átomos de metal constituindo a substância ouro (metálica). 03)Potássio(K) e oxigênio(O): metal com não metal (ligação iônica). Nitrogênio(N) e oxigênio(O): não metal com não metal (ligação covalente). Flúor(F) e bromo(Br): não metal com não metal (ligação covalente). Carbono(C) e enxofre(S): não metal com não metal (ligação covalente). Cálcio(Ca) e cloro(Cl): metal com não metal (ligação iônica). XY2 Outra forma de aprender: Quando temos as famílias A dos elementos que farão ligação e precisamos prever a fórmula final, podemos usar a regra prática da inversão dos números das famílias. Exemplo: Família 2A Família 7A X Fórmula final: X1Y2 Y •Cuidado para não confundir os nomes e símbolos. O símbolo do potássio é K, e não P como é comum aparecer. Química Detalhe fundamental: quando o número da família for 1, 2 ou 3, passa-se o próprio número. Quando for 5, 6 ou 7, passa-se quanto falta para 8. Se for 4, tanto faz. Quando for 1, pode ser omitido. No caso do exemplo, fica XY2. Outros exemplos: Fórmula final: X2Y3 Elementos da família 2A são metais e elementos da família 7A são ametais, logo, a ligação será iônica. 06)a)1, 5, 6 e 7 Para se determinar os elétrons de valência (elétrons na última camada) pode-se fazer a distribuição eletrônica, ou no caso de elementos das famílias A simplesmente ver o número da família. A exceção é o hélio, que tem apenas 2 elétrons de valência e fica na família 8A. Na (sódio): família 1A – 1 elétron de valência N (nitrogênio): família 5A – 5 elétrons de valência S (enxofre): família 6A – 6 elétrons de valência F (flúor): família 7A – 7 elétrons de valência b)1, 3, 2 e 1 Para saber o números de elétrons desemparelhados (sem par), é preciso fazer a distribuição eletrônica em subníveis ou conhecer um atalho pela tabela periódica. 1 elétron desemparelhado 3 elétrons desemparelhados 2 elétrons desemparelhados 1 elétron desemparelhado c)0, 3 e 1; 2 e 2; 1 e 3, pois sobram um par de elétrons livres no N, dois pares no S e três no F. O número de ligações covalentes que um elemento pode fazer é o número de ligações que completam seus oito elétrons (regra do octeto). Para isso ele deve ser ametal ou semimetal. A ligação dativa ocorre com um par de elétrons livres (não ligantes) do elemento. Para cada ligação dativa é preciso um par de elétrons livres. ELEMENTO QUÍMICO Classificação Família Número de elétrons na última camada Ligações covalentes Número de elétrons livres Ligações coordenadas Química Na N S F Metal 1A 1 Ametal 5A 5 Ametal 6A 6 Ametal 7A 7 0 (metal) 0 0 3 2 (1 par) 1 2 4 (2 pares) 2 1 6 (3 pares) 3 07) HBrO 2 H O Br O SO 3 O O S O H O3 O O O O O Br O O S H O O O 08) a) b) c) d) e) f) Química 09)D 5A 1A B A B B B3A B é metal e A é ametal, logo, a ligação será iônica. Esquema de troca de famílias: Família 1A Família 5A B A Fórmula final: B3A Relembrando: quando o número da família for 1, 2 ou 3, passa-se o próprio número. Quando for 5, 6 ou 7, passa-se quanto falta para 8. Se for 4, tanto faz. Quando for 1, pode ser omitido. 10) 11)B Considerando-se que um cátion X perdeu 3 elétrons de sua camada de valência, conclui-se que pertencia à família 3A. Já um ânion y–7 que ganhou apenas um elétron deve ter sido originado de um elemento y da família 7A. 7A 3A X Y Y Y Química XY3 Esquema de troca de famílias: Família 3A Família 7A X Y Fórmula final: XY3 Entre atividades 11 e 12: D Potássio: K Enxofre: S 6A 1A K S K Potássio é metal e enxofre ametal, logo, a ligação será iônica. Esquema de troca de famílias: Família 1A Família 6A K Fórmula final: K2S S 12)a) Elemento da família 3A tem 3 elétrons de valência. (verdadeira) b)Elemento da família 5A tem 5 elétrons de valência. (verdadeira) c) 5A 3A X Y XY Esquema de troca de famílias: Família 3A Família 5A X Y Fórmula final: X 3 Y 3 = XY (falsa) d)Um elemento com 3 elétrons de valência pode perder os 3 originando um cátion trivalente (X3+). (verdadeira) e)Um elemento com 5 elétrons de valência pode receber 3 elétrons originando um ânion trivalente (Y3–). (verdadeira) 13)C a)Como não há nenhum metal entre os elementos que compõem a substância, conclui-se que todas as ligações são covalentes, podendo ser covalentes comuns ou covalentes coordenadas. O hidrogênio é da família 1A e deve fazer sempre uma ligação. Carbono, família 4A, deve fazer Química 4 ligações. Oxigênio e enxofre, família 6A, devem fazer duas ligações cada. Quando essas ligações obedecem ao esperado, as ligações são covalentes comuns. Quando aparentemente um elemento faz mais ligações do que o previsto, é provável que tenha ligações coordenadas envolvidas. No exemplo, todas as ligações são covalentes comuns – 27. b)0 (Zero) c)Em casos de ligações simples, serão do tipo sigma (ocorrem no mesmo eixo). Já em ligações duplas, tem-se uma ligação sigma e outra ligação pi (eixos paralelos). Ligações sigma: 24 d)Ligações pi: 3 e)Ligações polares são as que ocorrem entre dois elementos diferentes: 20 f) Ligações apolares ocorrem entre elementos iguais: 7 (entre os carbonos) g)21 ligações simples h)3 ligações duplas esse elemento como um metal alcalino. No sal de cozinha (NaCl), o sódio é metal e o cloro ametal, logo, a ligação será do tipo iônica. Carbono e hidrogênio constituem o gás de cozinha, sendo ambos ametais. Logo, a ligação será covalente. 18)D De acordo com a regra do octeto, os elementos se ligam a fim de alcançar a estabilidade, “imitando” a configuração de um gás nobre. Com a exceção do hidrogênio e do hélio, que se estabilizam com dois elétrons (regra do dueto), os demais elementos buscam completar suas eletrosferas com 8 elétrons na última camada. Entre carbono (C) e flúor (F), a ligação se estabelece conforme segue: 7A 4A F C 14) F F 15)A H–C≡N CF4 A ligação simples é sigma por ser a ligação que ocorre no mesmo eixo dos dois átomos, enquanto na ligação tripla tem-se a do meio sigma e as outras duas pi (ligações que ocorrem em eixos paralelos). Logo, tem-se na molécula duas ligações sigma e duas ligações pi. 16)B O compartilhamento de elétrons é típico da ligação covalente comum que ocorre entre ametais, semimetais ou ametal com semimetal. 17)B Na água (H2O), o hidrogênio e o oxigênio são ametais, logo, a ligação será do tipo covalente. É importante lembrar ao aluno que o hidrogênio é gasoso e portanto ametal. Por sua posição na maioria das tabelas periódicas (família 1A), é comum considerarem erroneamente F Química 19)B Ao observar as posições dos elementos na tabela periódica, verifica-se que o hidrogênio (H) é um ametal da família 1A, enquanto que o enxofre (S) é um ametal da família 6A. A ligação dos dois elementos deve ficar de acordo com o esquema: 2A H 6A S H 20)B A ligação covalente pode ter maior ou menor polaridade. A polaridade por sua vez é determinada pelo deslocamento dos elétrons em uma ligação. Quanto mais deslocados em direção a um dos átomos estiver o par eletrônico, mais polar será a ligação. O que determina o deslocamento dos elétrons é a força de atração que um átomo pode exercer, propriedade definida como eletronegatividade. Essa propriedade é de grande importância e deve ser bem explorada com os alunos durante o desenvolvimento desse conteúdo. 21)D A escala de eletronegatividade mais amplamente divulgada foi desenvolvida por Linus Pauling (1901-1994) nos anos 1930. A eletronegatividade de um elemento não depende apenas da posição do elemento na tabela periódica, mas também do seu estado de oxidação. Todavia, pode-se ter uma estimativa de diferenças de eletronegatividade observando as posições dos elementos na tabela periódica. Os elementos mais eletronegativos encontram-se mais próximos da família 7A, enquanto os metais têm menor eletronegatividade. eletronegatividade Lembre-se, não se define eletronegatividade para gases nobres. http://www.iped.com.br/sie/uploads/8268.jpg a)Oxigênio (Família 6A – ametal) e flúor (Família 7A – ametal) b)Bromo (Família 7A – ametal) e cloro (Família 7A – ametal) c)Carbono (Família 4A – ametal) e cloro (Família 7A – ametal) d)Sódio (Família 1A – metal) e flúor (Família 7A – ametal) e)Alumínio (Família 3A – ametal) e cloro (Família 7A – ametal) A maior diferença de eletronegatividade ocorre entre o sódio (um metal eletropositivo) e o flúor (o elemento mais eletronegativo da tabela periódica). 22)E Sendo A um metal alcalino, ele encontra-se na família 1A e tem, portanto, 1 elétron na sua camada de valência. Se são necessários dois átomos de A para a ligação com B, conclui-se que o átomo B deva receber 2 elétrons na ligação, sendo provavelmente da família 6A (recebem 2 elétrons para completar os 8 da camada de valência). Os elementos da família 6A são chamados de calcogênios. 6A 1A A B A Química 23)D À primeira impressão, o elemento A ligado ao oxigênio deveria ser da família 3A ou 5A. Todavia, a informação do enunciado que diz que o elemento A é metálico exclui a família 5A, formada apenas por ametais e semimetais. Logo, o elemento A pertence à família 3A. Família 3A Família 6A A O Fórmula final: A2O3 Elementos metálicos da família 3A: 13Al, 31Ga, In, 81Tl 49 24)A A formação do monóxido de carbono ocorre da seguinte maneira: C O A estabilidade do composto é explicada por uma ligação coordenada do átomo de oxigênio para o átomo de carbono. Ao reagir o monóxido de carbono com o cloro, os átomos de cloro ligam-se ao carbono e a ligação coordenada se desfaz. C C O Como todos os átomos envolvidos são ametais, as ligações serão do tipo covalente comum, sendo uma dupla e duas simples. 25)A Fórmulas estruturais: a) F F b) O O c) C O d) O O O e) H O H 26)C I. Na ligação covalente comum formam-se pares eletrônicos, sendo que cada átomo contribui com um elétron para a formação do par eletrônico. (correta) II. Quando apenas um dos átomos contribui com 2 elétrons, forma-se uma ligação covalente coordenada. (correta) III. A ligação covalente ocorre entre ametais, semimetais ou ametal com semimetal, podendo os átomos ligantes ter diferentes números de elétrons. São essas diferenças que determinarão a atomicidade da fórmula molecular (número de átomos na fórmula). (incorreta) 27)C Estruturas do monóxido e dióxido de carbono: C Química O C monóxido C • Os ângulos de ligação não foram representados nessa questão. O C dióxido No monóxido de carbono ocorrem 3 ligações covalentes, sendo duas comuns e uma coordenada. No dióxido de carbono ocorrem duas ligações duplas, sendo todas covalentes comuns. Obs: um composto molecular é aquele em que as ligações são do tipo covalente. 28)C a)Incorreta: o átomo de hidrogênio e o átomo de hélio são exceções à regra do octeto, pois estabilizam com 2 elétrons. b)Incorreta: no AgCl a prata (Ag) é um metal, portanto a ligação é iônica. c)Correta: no ácido sulfúrico formam-se 4 ligações covalentes comuns e 2 ligações covalentes coordenadas. H O H O S O O IV. Incorreta: 15 elétrons – elemento fósforo (15P). O fósforo forma moléculas tetratômicas (fósforo branco), ou ainda com mais átomos no caso do fósforo vermelho. (ver em alotropia). V. Incorreta: 18 elétrons – elemento argônio (18Ar). O argônio é um gás nobre que não forma ligações químicas naturalmente. d)Incorreta: o fósforo é da família 5A da tabela periódica e portanto possui 5 elétrons na camada de valência. Já o alumínio localiza-se na família 3A e tem 3 elétrons na camada de valência. e)Incorreta: o magnésio é um metal e portanto faz com um ametal (oxigênio) ligação iônica. 29)D Nas moléculas propostas na atividade, a que faz ligação coordenada é a do dióxido de enxofre. (SO2). 31)D Esquema de ligação: S O O I. Incorreta: 2 elétrons – elemento hélio (2He). O hélio é um gás nobre que não forma ligações químicas naturalmente. II. Correta: 9 elétrons – elemento flúor (9F). Dois átomos de flúor podem formar a substância simples F2 quando cada átomo contribui com um elétron. III. Incorreta: 11 elétrons – elemento sódio (11Na). O sódio é um metal e não forma molécula biatômica. B A A ligação dupla entre o oxigênio e o enxofre seria suficiente para a estabilização do composto SO. Para explicar a existência do SO2, entra a teoria da ligação coordenada, formada entre o enxofre e o outro oxigênio, onde apenas o enxofre contribui com um par de elétrons livres (não ligantes). 30)B Uma substância simples é aquela cujas moléculas são formadas por apenas um tipo de elemento químico. Em uma molécula biatômica (dois átomos), cada um dos átomos deve contribuir com a mesma quantidade de elétrons para a formação de uma ligação covalente. A partir das distribuições eletrônicas, pode-se saber qual o elemento proposto no exercício somando os elétrons distribuídos para se chegar ao número atômico. 6A 3A A B B A2B3 Outra forma de aprender: Quando temos as famílias A dos elementos que farão ligação e precisamos prever a fórmula final, podemos usar a regra prática da inversão dos números das famílias: Exemplo: Família 3A Família 6A A B Fórmula final: A2B3 • Mais detalhes na atividade 05. 32)O etileno ou eteno é o hidrocarboneto alceno mais simples da família das olefinas, constituído por dois átomos de carbono e quatro de hidrogênio (C2H4). O carbono sendo da família 4A, deve fazer 4 ligações para estabilizar de acordo com a regra do octeto. Química 33)32 01.Incorreta: Todo carbono deve fazer 4 ligações. Sendo assim, a ligação 1 deverá ser dupla, a 2 simples e a 3 dupla. 02.Incorreta: Se fosse tripla, o carbono da direita faria 5 ligações. O correto é dupla. 04.Incorreta: Devem ser dupla, simples e dupla. 08.Incorreta: Da maneira como está apresentada a fórmula, o carbono ligado ao nitrogênio está rodeado por 7 elétrons na última camada, sendo 4 seus e outros 3 oriundos dos átomos ligantes. É por esse motivo que lhe falta uma ligação para completar os 8 elétrons. 16.Incorreta: Na fórmula apresentada ele está fazendo 3 ligações, porém deveria fazer 4. 32.Correta. 34)E O composto apresentado na atividade é o alcino de fórmula C2H2, conhecido como acetileno. H–C≡C–H Ligações simples são do tipo sigma, é o que ocorre entre os hidrogênios e carbonos. No caso da ligação tripla entre os carbonos, uma ligação será sigma e as outras duas serão do tipo pi. No total, tem-se 3 ligações sigma e duas ligações pi. I. Correta. II. Incorreta: São duas ligações pi. III.Incorreta: Apenas uma. IV.Correta. V. Correta. 35)C H O N O O ligação coordenada (dativa) As outras 4 ligações são covalentes comuns. 10 Química 36)a)Os compostos iônicos caracteristicamente são sólidos à temperatura ambiente com altos pontos de fusão e ebulição. b)Os pontos de fusão e ebulição são elevados, pois são moléculas de alta polaridade, o que faz com que fiquem fortemente unidas, dificultando a fusão e a ebulição que envolvem enfraquecimento ou rompimento de ligações intermoleculares. c)Pois em solução os compostos iônicos dão origem a íons que têm mobilidade suficiente para o transporte de elétrons. 37)E a)Correta. Potássio é metal e flúor ametal, logo, a ligação entre eles será iônica. b)Correta. Com formação de polos positivo (cátions) e negativos (ânions), ocorrerá a atração entre os polos opostos. c)Correta. Por consequência da alta polaridade dos compostos iônicos, os pontos de fusão e ebulição são elevados. d)Correta. Com a formação dos íons, a corrente elétrica é conduzida. e)Incorreta. A característica principal dos compostos iônicos é a grande diferença de eletronegatividade entre os átomos ligantes. É o que permite a formação dos íons. 38)A Compostos iônicos em solução são bons condutores de eletricidade na medida em que formam soluções (eletrolíticas). A formação dos íons que ocorre devido à solubilidade do composto no solvente permite o transporte de elétrons. 39)D Os compostos iônicos são bons condutores de eletricidade na fase líquida, já os compostos covalentes (moleculares) não são condutores de eletricidade. Os metais, por sua vez, conduzem eletricidade tanto em fase líquida como em fase sólida. Os pontos de fusão dão uma ideia da classificação dos elementos, porém a condutividade elétrica é determinante para a análise. 40)E A corrente elétrica é melhor conduzida no sistema em que há a formação de íons em fase líquida (com mobilidade suficiente). Em substâncias não metálicas puras, como a água ou o gelo seco, a condução de eletricidade não ocorre. Já o cloreto de cálcio dissolvido (meio aquoso) será um condutor de eletricidade (solução eletrolítica). 41)E A polaridade é determinada pela diferença de eletronegatividade dos átomos ligantes. Como na tabela periódica essa propriedade aumenta de baixo para cima (ao considerar elementos de uma mesma família), tem-se que o oxigênio é mais eletronegativo que o enxofre e este é mais eletronegativo que o selênio. Logo, no H2O a polaridade é mais acentuada do que no H2S e neste será maior do que no H2Se. 42)A Ao comparar os elementos flúor, cloro e bromo, e considerando que em uma mesma família a eletronegatividade aumenta de baixo para cima, observa-se que o flúor é o mais eletronegativo dos 3 elementos, seguido pelo cloro. Haverá maior polaridade onde a diferença de eletronegatividade entre o hidrogênio e o halogênio for maior. Dessa forma, o HF é mais polar que o HCl e este é mais polar que o HBr. Os três compostos propostos são covalentes, pois são formados por ligação de ametais. 43)07 De forma resumida, são apolares as moléculas cujo somatório dos vetores das forças da atração dos elétrons for nulo. São moléculas em geral simétricas. As moléculas polares apresentam ligantes diferentes do átomo central ou ângulos diferentes na molécula. 01.Correto. Há deslocamento de elétrons do carbono em direção aos oxigênios (mais eletronegativos). O deslocamento é em mesmo sentido, porém em direções opostas. Assim, os vetores se anulam e o momento resultante é igual a zero. 02.Correto. NH3 possui geometria piramidal com ângulos diferentes. H 2O de geometria angular também possui ângulos diferentes. Isso permite a formação de polos. 04. Correto. Nessas moléculas, o somatório das forças é nulo. As moléculas têm ângulos iguais e ligantes iguais, o que lhes confere simetria. 08. Incorreto. A água é molécula polar devido à sua geometria polar, todavia o BF3 é molécula apolar com geometria triangular plana. 16. Incorreto. NH 3 é molécula polar de geometria piramidal, enquanto BF3 é molécula apolar de geometria triangular plana. 44)D O que confere polaridade à molécula é o deslocamento de forças em direção a algum ponto eletronegativo da molécula. Isso ocorre devido a sua assimetria que é gerada por diferentes ângulos internos da molécula. A água tem geometria angular (ocasionada pelos elétrons livres do oxigênio), o que gera uma molécula assimétrica e polar. 45)B P F F Se F Piramidal H H Angular Química 11 46)a) trigonal b)linear c)linear d)angular e)piramidal 47) SUBSTÂNCIA SCl2 CS2 FÓRMULA ESTRUTURAL S C S C C S SIMETRIA POLARIDADE GEOMETRIA SOLUBILIDADE EM H2O Assimetria Polar Angular Solúvel Simétrica Apolar Linear Insolúvel Simétrica Apolar Tetraédrica Insolúvel Simétrica Apolar Linear Insolúvel Br Si SiBr4 Br CI2 C Br Br C SC2 – assimétrica, polar, angular e solúvel CS2 – simétrica, apolar, linear e insolúvel SiBr4 – simétrica, apolar, tetraédrica e insolúvel C2 – simétrica, apolar, linear e insolúvel 48)F – F – V – V – V – F (F) O átomo central (enxofre) possui um par de elétrons livres, o que vai promover uma angulação da molécula, que terá geometria angular. (F) Enxofre e oxigênio são ametais, portanto a ligação entre eles é do tipo covalente com compartilhamento de elétrons. (V)No dióxido de enxofre os átomos completam suas eletrosferas com 8 elétrons, mas a teoria do octeto tem diversas exceções. (V)Em moléculas angulares existe a formação de polos, com momento dipolar diferente de zero. (V)Moléculas angulares são assimétricas e consequentemente polares. (F) Na representação, o lado direito da molécula tem duas ligações covalentes comuns, mas no lado esquerdo existe apenas uma ligação coordenada onde o enxofre fornece o par eletrônico. 12 Química Atividade entre 48 e 49: a) b) S C c) S P C H Si C CS2 Linear 49)A H H Be Linear H F F OF2 Angular PH3 Piramidal H H Angular H O C C SiC4 Tetraédrica O d) C C C B P C C C C Triangular Tetraédrica (trigonal plana) 51)C 50)V, V, F, V, F I. SO3 OF2 O O F S O Angular O Trigonal plana II.H2S F SF2 S F S H F Angular H Angular BF3 F III. NH4 H B F N H H H Tetraédrica IV. SiO2 O Se O F Trigonal plana NF3 N F F F Piramidal Linear Química 13 CF4 53)E A geometria piramidal é característica de moléculas tetratômicas (4 átomos) em que o elemento central pertence à família 5A. Esse elemento central terá elétrons livres, o que causará a formação de ângulos diferentes na molécula, formando os polos. F C F F F Tetraédrica 54)E 3, 5, 4, 1, 2 XeO4 O SO3 Xe O O O O S Tetraédrica O Trigonal plana 52)A H2O NI3 O H N H I Angular H Be H SeO2 Se Linear O BCl3 SiO2 B O C Trigonal plana Si O Linear SiCl4 CCl4 C O Angular C Cl I I Piramidal (pirâmide trigonal) BeH2 C C C Si C C C C C Tetraédrica Tetraédrica 14 O Química 55)D A resultante dipolar será igual a zero no caso de uma molécula apolar. NH3 N H CH4 H H Piramidal polar CC4 C C C CS2 S C S Linear apolar C C Tetraédrica apolar 57)B CS2 HBr S C S Linear apolar BeH2 N2 N H N CBr4 56)27 CO2 O C Br O Linear apolar H2O O H H Linear apolar Linear apolar Be C Br Br Br Tetraédrica apolar PI3 H Angular polar P I I I Piramidal polar Química 15 58)C A polaridade das ligações é algo distinto da polaridade das moléculas. Entre elementos diferentes haverá ligações polares, todavia não necessariamente a molécula será polar. Isso porque a molécula deve ser analisada como um todo e dependendo dos ângulos de ligação pode haver anulação das forças de atração de elétrons existentes. A molécula de SO2 é polar pois sua geometria é angular. Já no CO2, a molécula é apolar por ser linear. A diferença na geometria ocorre devido ao átomo central de cada molécula. No enxofre (S) sobram elétrons livres, enquanto no carbono (C) não sobram. 59)E BBr3 Br B Br Br Trigonal plana PCl3 P C C C Piramidal (pirâmide trigonal) O H Angular CO2 O C H C H H H Tetraédrica 60)E A diferença entre o NF3 e o SO3 é que o nitrogênio ao fazer suas 3 ligações ainda tem como sobra 2 elétrons livres, o que faz com que a molécula seja polar (piramidal). No caso do enxofre, faz uma ligação dupla com o oxigênio e mais duas ligações coordenadas com os outros dois oxigênios, não lhe sobrando elétrons livres (geometria trigonal plana). Os ângulos de ligação ficam iguais e a molécula simétrica sem polaridade. 61)As moléculas polares são aquelas cujos ângulos de ligação são diferentes. É o caso de H2O (geometria angular) e PCl3 (geometria piramidal). Repare-se que o elemento central tem elétrons livres, o que ocasiona o distorcimento da molécula gerando ângulos diferentes, tornando-as assimétricas. As moléculas apolares serão BH3 (geometria trigonal plana), SiI4 (geometria tetraédrica) e CS2 (geometria linear). Nessas moléculas o somatório das forças é nulo, pois as moléculas são simétricas. 62)E Na molécula do BF 3 (trigonal plana) os ângulos de ligação são iguais e a molécula simétrica. Isso ocorre porque o boro tem seus 3 elétrons ocupados na ligação, não sobrando elétrons livres, o que confere à molécula o caráter apolar. H2O H CH4 63)D a)NaCl: substância iônica e portanto polar. CCl4: molécula pentatômica com ligantes iguais – tetraédrica. Apolar. O Linear b)HCl: molécula linear de ligantes diferentes. Polar. 16 Química N2: molécula linear de ligantes iguais. Apolar. c)H2O: molécula angular . Polar. O2: molécula linear de ligantes iguais. Apolar. d)CH 4: molécula tetraédrica de ligantes iguais. Apolar. Cl2: molécula linear de ligantes iguais. Apolar. e)CO2: molécula linear de ligantes iguais. Apolar. HF: molécula linear de ligantes diferentes. Polar. 64)A I. CBr4: molécula tetraédrica de ligantes iguais. Apolar. (a ligação entre C e Br é polar) II. H2S: molécula angular. Polar. III. SiO2: molécula linear de ligantes iguais. Apolar. (a ligação entre Si e O é polar) IV. NF3: molécula piramidal. Polar. 65)C a)H2O: geometria angular, molécula polar. b)O2: geometria linear de ligantes iguais, molécula apolar. As ligações entre os oxigênios são apolares (átomos iguais). c)BeH2: geometria linear de ligantes iguais, molécula apolar. As ligações entre Be e H são polares (átomos diferentes). d)HCl: geometria linear de ligantes diferentes, molécula polar. A ligação entre H e Cl é polar (átomos diferentes). e) CHCl3: geometria tetraédrica com ligantes diferentes, molécula polar. As ligações são polares (átomos diferentes). 66)28 01.Incorreta. O oxigênio é mais eletronegativo que o enxofre. Logo, o momento dipolar resultante entre H e O é mais intenso que no caso do H2S. Com isso, H2O é mais polar. 02.Incorreta. H2O tem geometria angular, sendo portanto polar. OF2 também será molécula polar pois o oxigênio (elemento central) terá elétrons sobrando e dará origem a uma molécula angular. 04.Correta. Na molécula BF3 as ligações entre boro e fósforo serão polares (átomos diferentes), porém a molécula será apolar porque a geometria é trigonal plana com ângulos iguais. 08.Correta. Na molécula AsH3 a geometria é piramidal e a molécula polar. Em SiF4 tem-se geometria tetraédrica com molécula apolar. 16.Correta. Em SnCl 4 tem-se geometria tetraédrica com a molécula apolar. Isso ocorre porque os ligantes do estanho (Sn) são iguais. Na molécula de CHCl3, ligam-se ao carbono, cloro e hidrogênio, o que gera uma molécula polar (apesar de a geometria ser também tetraédrica). 67)C CS 2: ligações intramoleculares. Polares (átomos diferentes). Molécula linear com ligantes iguais. Apolar. SCl2: ligações intramoleculares. Polares (átomos diferentes). Molécula angular. Polar. N2: ligações intramoleculares. Apolares (átomos iguais). Molécula linear com ligantes iguais. Apolar. 68)B I. Br2 e Cl2: moléculas diatômicas de átomos iguais. Apolares. II. CO2: molécula linear de ligantes iguais. Apolar. SO2: molécula angular. Polar. III. HCl: molécula diatômica de ligantes diferentes. Polar. NH3: molécula piramidal. Polar. IV. CH4: molécula tetraédrica de ligantes iguais. Apolar. CH3Cl: molécula tetraédrica de ligantes diferentes. Polar. V. Cl2O: molécula angular. Polar. H2S: molécula angular. Polar. 69)D Cada átomo de silício faz 4 ligações covalentes normais (o silício pertence à família 4A da tabela periódica). Em cada centro em que se encontra o átomo de silício haverá formas de geometria tetraédrica. Química 17 70)C Óleo de soja não se dissolve em água, pois o óleo tem molécula apolar, enquanto a água tem molécula polar. 71)E Como a água é um solvente polar, dissolve-se melhor em água a substância que tiver maior polaridade, que no caso é o HCl. A diferença da eletronegatividade entre o hidrogênio e o cloro é acentuada, o que gera polos. 72)C A gasolina é um solvente apolar. Logo, deve se dissolver melhor em gasolina a substância de característica apolar. Dentre as opções oferecidas, o CCl4 é a única molécula apolar devido a sua geometria tetraédrica e ligantes do átomo central iguais. 73)C O iodo (I2) é uma substância apolar, pois a molécula é linear com átomos iguais. Logo, o solvente adequado para retirar a mancha é um solvente de caráter apolar. Um solvente polar terá pouca eficácia no processo de limpeza. Dentre as opções, a água e o HBr são as substâncias polares, porém a água é ainda mais polar devido à alta eletronegatividade do oxigênio. Logo, a pior substância para remover a mancha é a água. 74)Se A e B são combustíveis, um é a benzina e o outro a acetona. A benzina, também chamada de éter de petróleo, é constituída de hidrocarbonetos (solvente apolar). A acetona é solúvel em água (polar). Se A e C são imiscíveis (não se misturam), um contém benzina (apolar) e o outro água (polar). Se B e C são miscíveis (se misturam), um contém acetona (polar) e o outro água (polar). Nesse ponto pode-se concluir que A contém benzina (combustível e imiscível em água). B contém acetona (combustível e miscível em água). C contém água. A – Benzina B – Acetona C – Água 18 Química 75)a)A incoerência está no fato de o indivíduo utilizar para seu protesto tinta spray que contém CFC (cloro-flúor-carbono), o principal agressor da camada de ozônio. b)Querosene, pois o solvente da tinta é uma substância apolar que não se dissolve em água mas se dissolve em querosene, que também é polar. 76)B As pontes de hidrogênio são ligações que ocorrem envolvendo o hidrogênio e o flúor, oxigênio ou nitrogênio (FON). I. No caso do éter metiletílico, não existem hidrogênios em posição capaz de formar pontes de hidrogênio. Eles devem estar ligados diretamente ao átomo eletronegativo (FON). II. Para a etilamina, hidrogênio ligado ao nitrogênio pode formar pontes de hidrogênio. III. O etano é uma molécula apolar que não forma pontes de hidrogênio. 77)E A ligação entre os dois hidrogênios (ametais) é uma ligação intramolecular (dentro da molécula) e portanto uma ligação covalente. 78)E Metano, clorofórmio e benzeno não fazem pontes de hidrogênio por não terem os elementos eletronegativos (FON) ligados ao hidrogênio. No éter etílico, o oxigênio (que é o elemento eletronegativo) não está ligado a nenhum hidrogênio, não podendo fazer pontes de hidrogênio. A molécula de água é a única que faz pontes de hidrogênio entre os exemplos apresentados. 79)V– F – V – F – V (V)O gás carbônico é molécula apolar. Entre moléculas de gás carbônico existem forças de atração do tipo Van der Waals, características deste tipo de molécula (dipolo induzido). (F) Quando os elementos de uma molécula são iguais ou têm eletronegatividades iguais, a molécula será apolar. (V)O nitrogênio é muito eletronegativo e, quando ligado ao hidrogênio, permite a formação das pontes de hidrogênio. (F) Para a formação de pontes de hidrogênio é necessária a presença de um elemento muito eletronegativo como flúor, oxigênio ou nitrogênio. (V)As ligações de dipolo induzido são características de moléculas apolares. 80)D Na molécula de Br2, os átomos são iguais possuindo eletronegatividades iguais. Dessa forma, não há deslocamento de elétrons com formação de polos permanentes, apenas instantâneos (induzidos). Em moléculas apolares como essa, as ligações são por dipolo instantâneo. 81)C Para que a água evapore através da fervura, é necessário que se rompam as ligações intermoleculares das moléculas de água. Essas ligações são do tipo pontes de hidrogênio. 82)D A gasolina é uma substância cujas moléculas são apolares. Nesse tipo de molécula, a força de atração é do tipo dipolo instantâneo (dipolo induzido). 87)B N2: com geometria linear, é uma molécula apolar que tem ligações intermoleculares de dipolo induzido. SO2: com geometria angular, é uma molécula polar que tem ligações intermoleculares de dipolo permanente. NH3: com geometria piramidal, é uma molécula polar que tem ligações intermoleculares por pontes de hidrogênio, pois o hidrogênio na molécula está ligado a um elemento muito eletronegativo (N). H2S: com geometria angular, é uma molécula polar que tem ligações intermoleculares de dipolo permanente. H2O: com geometria angular, é uma molécula polar que tem ligações intermoleculares por pontes de hidrogênio, pois o hidrogênio na molécula está ligado a um elemento muito eletronegativo (O). Quanto mais forte a ligação intermolecular, mais alto será o ponto de ebulição, pois para que uma molécula passe para o estado gasoso, é necessário que se rompam as ligações intermoleculares. As pontes de hidrogênio são ligações mais fortes que as ligações de dipolo permanente e estas, mais fortes que as ligações de dipolo induzido. Menor ponto de ebulição: N2, pois tem as ligações intermoleculares mais fracas. Maior ponto de ebulição: H2O, pois tem as ligações intermoleculares mais fortes (pontes de hidrogênio). 83)B O gás carbônico possui moléculas apolares. O tipo de força intermolecular característico de suas moléculas é do tipo dipolo instantâneo (dipolo induzido). 84)C Nos exemplos fornecidos, apenas o HF é capaz de formar pontes de hidrogênio, pois essas ligações intermoleculares ocorrem entre o hidrogênio quando está ligado a um elemento muito eletronegativo (FON). 85)C A água é líquida na temperatura ambiente porque suas moléculas fazem pontes de hidrogênio, o que os tornam mais unidas dificultando a passagem para o estado gasoso. O processo que representa a fervura da água é o descrito no item a pois mostra a passagem da molécula de água para o estado gasoso. Nos demais exemplos, sugere-se que os átomos se separem (rompimento de ligações intramoleculares), o que não acontece na mudança de estado físico. A dúvida que normalmente surge é entre o H2O e o NH3, pois ambos fazem pontes de hidrogênio. Todavia, deve-se considerar que a eletronegatividade do oxigênio é maior que a do nitrogênio, além da geometria angular 86)A Química 19 da água favorecer a formação das pontes. O ponto de ebulição da água é de 100° enquanto que na amônia é de -33°. Isto ocorre porque o hidrogênio liga-se a átomos muito eletronegativos (F, O e N). 88)A Entre moléculas de metanol podem ocorrer pontes de hidrogênio porque tem-se hidrogênio ligado ao oxigênio (eletronegativo). O metano é uma molécula apolar e portanto faz ligações de dipolo induzido. Como as forças são maiores no metanol, seu ponto de ebulição é maior. 92)D A primeira mudança de estado é a sublimação do CO2 que ocorre com rompimento de forças de Van der Walls, pois o CO2 possui molécula apolar. A segunda mudança é a fusão do gelo na qual se rompem pontes de hidrogênio. A terceira mudança é a passagem da água para gasoso na qual se rompem também pontes de hidrogênio. 89)C O CO2 é uma molécula apolar que se liga a outras moléculas iguais por ligações de dipolo induzido, as quais são mais fracas que as pontes de hidrogênio existentes entre moléculas de água que são polares. Como consequência, tem-se a água com ponto de ebulição bem superior ao CO2. 93)E O estilo desta questão deve ser explorado com os alunos pois atualmente é o que mais tem sido usado nas provas do Enem e em alguns vestibulares. A presença do texto e até mesmo da charge acrescenta o caráter interpretativo no julgamento dos itens. 90)A A questão proposta é bastante interessante e causa frequentemente confusão nos alunos. A maioria tende a analisar rapidamente e ao lembrar do nitrogênio ligado ao nitrogênio (eletronegativo), poderá assinalar a alternativa c (pontes de hidrogênio). Todavia, pontes de hidrogênio são ligações intermoleculares. O enunciado pergunta sobre as ligações que unem os átomos da molécula, ou seja, ligações intramoleculares. No caso, hidrogênio e nitrogênio são ametais e ligam-se por ligações covalentes. 91)C HF, NH3 e H2O têm pontos de fusão e ebulição elevados comparados a compostos semelhantes (formados por elementos químicos das mesmas famílias da tabela periódica) pois estes compostos podem formar pontes de hidrogênio que mantêm as moléculas mais fortemente unidas, o que dificulta a passagem de estado físico. 20 Química Alternativa a: A gasolina não pode ser removida por água uma vez que tem moléculas apolares e a água tem moléculas polares. Alternativa b: O óleo diesel, como os demais hidrocarbonetos, é formado por moléculas apolares, enquanto a água tem moléculas polares. O sistema formado pela mistura desses dois componentes será heterogêneo. Alternativa c: O biodiesel, como os óleos, é formado por moléculas polares que não se dissolvem em água (polar). Alternativa d: Querosene, também derivado de petróleo, é composto por moléculas apolares e portanto insolúvel em água (polar). Alternativa e: Correta. É importante salientar a questão dos combustíveis enquanto poluentes ambientais.