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
SC2 – assimétrica, polar, angular e solúvel
CS2 – simétrica, apolar, linear e insolúvel
SiBr4 – simétrica, apolar, tetraédrica e insolúvel
C2 – 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
SiC4
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
CC4
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.