Ligações Químicas II

mineral
Ligações químicas I
Química
Ligações químicas I
Ligações covalentes
r a
Hibridação
Alguns átomos são encontrados
fazendo mais ligações covalentes do que
permite seu número de orbitais semipreenchidos na camada de valência.
Para explicar esse caso criou-se a teoria da hibridação ou mistura de orbitais.
Segundo essa teoria, na camada de valência de certos átomos,
mediante recebimento de energia, um
elétron é promovido de um orbital
completo para um orbital vazio do
subnível mais energético subseqüente, constituindo o estado ativado
desse átomo. Em seguida, ocorre a
hibridação ou “mistura” desses orbitais. Dessa mistura resultam orbitais
com forma, energia e orientações
espaciais diferentes dos originais. Esses orbitais denominam-se híbridos.
↑
2p 3
2s 1
↑
1s 2
↑↓
parcial, pois ocorre entre o elétron
do orbital 2s e dois elétrons de dois
orbitais 2p. Um orbital p permanece
inalterado para formar a ligação π
(p puro).
↑ ↑
Estado ativado
↑
2sp 3
↑ ↑
↑
2s 2
↑↓
1s 2
↑↓
2s
Estado normal
↑↓
1s
Química 2
2
Estado hibridado
↑ ↑ ↑
2p 3
Espacialmente, os quatro orbitais
sp3 dirigem-se para os vértices de um
tetraedro segundo ângulos de 109°28’.
2s 1
↑
1s 2
↑↓
Estado ativado
H
109°28’
p3
sp
aç
Hibridação
Considere a molécula de metano
↑
2p
C
H
H
2sp 2
H
H—C—H
↑ ↑
2p 2
2p
H
4 ligações
σ (sp 3-s)
↑ ↑
2s
1s
H
↑
p puro
↑↓
Estado hibridado
6C
= 1s 2 2s 2
↑↓ ↑↓
s
↑
2p 2
2s 2
↑↓
1s 2
↑↓
2p 2
↑ ↑
p x py pz
Os orbitais híbridos estão orientados numa geometria trigonal plana, segundo ângulos de 120°.
↑
Estado
fundamental
Representação da estrutura tetraédrica
r id
p2 do carbono
ar
o
Hibridação
sp
O carbono apresenta esse tipo
de hibridação ao formar dupla ligação. Tem-se, então, uma hibridação
Representação da estrutura trigonal plana
1
Ligações químicas I
Seja a molécula do etano (C2H4).
p puro
π
C 2H 4
p do carbono
arrb
b o
Hibridação
aç sp
O carbono apresenta hibridação
sp, quando faz tripla ligação ou duas
duplas.
↑ ↑
2p 2
σ (sp 2-sp2 )
σ
σ
(sp 2 -s)
H—
C—
—C
2s 2
↑↓
1s 2
↑↓
(sp 2 -s)
p puros
Estado fundamental
2s 1
↑
1s
↑↓
π
sp
(p puro)
↑
2p
2
Representação da estrutura linear
2s
σ (sp2 -s)
H
↑
↑ ↑
2sp
120°
B
sp
180°
Estado ativado
H
BH 3
σ (sp-s)
π
σ (sp-s)
↑ ↑ ↑
2p 3
H
O boro ( 5B — 1s 2 2s 2 2p 1) também apresenta hibridação sp 2, porém sem a presença do p puro.
Exemplo: BH 3
Química 2
2
σ (sp-sp)
H
—
—
—
H
Observa-se que dois orbitais p
permanecem inalterados (não-híbridos) para formar as ligações π.
O ângulo entre os orbitais híbridos é 180° e a geometria, linear.
Etino (acetileno): C 2H 2
—
H—C—
—C—H
O berílio (4Be — 1s2 2s2) também
apresenta esse tipo de hibridação, porém, sem a presença dos p puros.
Exemplo: BeH 2 (H — Be — H).
↑↓
1s
Estado hibridado
H
u od
e hibridação
id
Resumo
de
Elemento
Hibridação e ligações
σ
Carbono com quatro
ligações simples
Geometria molecular
Cl
sp3
σ
p-s
109°28’
p-s
4 ligações σ
3 -p
p3
3
p
sp
C
Carbono com uma
ligação dupla e
duas simples
σ
π
C
sp2
σ
H
120°
s-s
3 σ e 1π
Exemplos:
SiH4
GeCl 4
Cl
Trigonal plana
s-s
2 -s
p2
2
p
C
sp 2 -sp 2
π
sp
C
σ
sp
σ
π
C
sp
180°
σ
π
O
2 σ e 2π
O
σ
Água
H
p-sp
π
C
C
sp-p
π
π
sp-p
π
BF 3
AlCl 3
Ga l 3
N
Be
O
BeH 2
Exemplo:
Angular em v
σ
104°30’
sp 3
H
s-sp
Al, B, Ga
Exemplos:
H
Linear
2 σ e 2π
Carbono com duas
duplas ligações
especial
H
sp 3 especial
O
H
Piramidal
σ (sp 3 -s)
107°18’
H
σ (sp3 -s)
—
H
3 -s
N
H H
p
σ (s
—
)
σ(
sp 3
-s)
3 s)
p -
N
H HH
σ (sp 3 -s)
σ (s
Amônia
C
π
σ
π
H
sp 2
-s
H
Carbono com uma
ligação tripla e uma
simples
Orbitais híbridos
Si e Ge
Cl
sp 3
-p
Cl
σ
Outros casos
Tetraédrica espacial
σ
C
σ
Ângulo
H
Molécula formada por quatro átomos será trigonal plana se, no átomo
central, não se encontrarem pares de
elétrons livres. Caso contrário, a
molécula será piramidal.
H
H
B
H
H
C
Si
H
H H
N
H
H
H
CH 4
SiH 4
—
H
—
—
Molécula formada por três átomos
será linear se, no átomo central, não
se encontrarem pares de elétrons
livres (que não estão fazendo ligação).
Caso contrário, a molécula será angular.
—O
O—
—C—
CO 2
Molécula formada por cinco átomos, com presença de um átomo
central, será tetraédrica.
Ligações químicas II
O
—
H
H2O
—
ia molecular
lar
Geometria
Pode-se determinar a geometria de muitas moléculas baseando-se no número de átomos ligantes e no número de elétrons
utilizados pelo átomo central.
Molécula formada por dois átomos será sempre linear.
H—H
H — Cl
H2
HCl
H
BH 3
H
H
NH 3
lo r ia
Alotropia
Alotropia é o fenômeno em que um mesmo elemento químico pode formar diferentes substâncias simples.
O elemento carbono é encontrado na natureza sob diferentes formas: várias espécies de carvão, substâncias
amorfas e duas estruturas cristalinas bem definidas — o diamante (hibridação sp3) e a grafite (hibridação sp2).
Tais formas denominam-se variedades alotrópicas do carbono.
Ligações químicas II
O óleo que vasa das refinarias de
petróleo não se mistura com a água
dos rios, por ser o óleo uma substância
apolar, enquanto as moléculas de
água são bastante polares.
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES
Quando dois átomos fazem uma
ligação covalente, o par eletrônico
compartilhado fica sujeito à atração
simultânea desses átomos.
Se os átomos ligantes apresentarem a mesma eletronegatividade,
o par eletrônico compartilhado não
se deslocará, originando a ligação
covalente apolar.
H2
Rio Barigüi, afluente do Iguaçu, transformado
num rio de óleo após acidente em refinaria
da Petrobras, em Araucária (PR).
H
x
H
Ligação apolar
Quando átomos de diferentes
eletronegatividades se combinam,
pode ocorrer o deslocamento do
par eletrônico compartilhado na direção do elemento mais eletronegativo, originando a ligação covalente polar. Esse deslocamento
provoca o aparecimento de uma
carga parcial negativa (representada por δ – ) em torno do elemento
mais eletronegativo e uma carga
parcial positiva (representada por δ+)
em torno do elemento menos eletronegativo.
δ–
δ+
H
x
→
µ
Cl
Ligação polar
HC l
Diz-se, então, que a ligação apresenta um momento (µ) dipolar com
cargas elétricas positivas e negativas.
A polarização da ligação é representada por um vetor (µ) com direção,
sentido e intensidade (diferença de eletronegatividade).
Para auxiliar na determinação da
polaridade de ligações, observe a
seqüência seguinte.
F > O > N, Cll > Br > I, S, C > P, H
Cresce a eletronegatividade
CO 2
δ–
δ+ δ+
δ–
O=C=O
→
→
µ2
µ1
Química 2
2
3
Ligações químicas II
POLARIDADE DE
MOLÉCULAS
É calculada pelo vetor momento
dipolar resultante (µR).
ol c a apolares
a ol e
Moléculas
São aquelas cujo momento dipolar resultante é nulo.
H2
H — H µR = 0
CO 2
O=C=O
µ1
µ2
µ1 + µ2 = 0
Química 2
2
ça dipolo–dipolo
p
p
Forças
Interações dipolos permanentes
ou forças dipolo-dipolo são forças de
atração que ocorrem entre moléculas
polares, com a extremidade negativa de uma molécula atraindo a extremidade positiva de outra.
Exemplo: HCl sólido.
δ
+
δ
–
H — Cl
δ
+
–
H — Cl
Apresentam momento dipolar resultante não-nulo.
O HCl sólido origina cristais dipolares.
→ H+
µ→
R→
µ
→
µ 1 N —3
—
H→
H
µ2 H
→ →
→+µ
→+µ
µ
1
2
3 = µR
→ ≠ 0, molécula polar
µ
R
µ→
R→
µ
→
µ 1 O —2
H 2O
—
H
H
→
→
→
µ1 + µ2 = µR
→ ≠0
µ
R
Pontes de
hidrogênio
e W
Waals
aals
Forças de
d Van der
Dipolos induzidos, temporários,
forças de London ou forças de Van
der Waals ocorrem entre moléculas
apolares que, momentaneamente,
são polarizadas e passam a induzir
as moléculas vizinhas à polarização,
como no gelo seco — CO2(s).
+
+
+
Forças dipolo-dipolo
São aquelas cujo momento dipolar resultante é não-nulo. (µ R ≠ 0).
NH 3
δ
–
–
–
+
+
+
–
–
–
+
+
+
Dentre as forças intermoleculares,
as de Van der Waals são as menos intensas.
LIGAÇÃO METÁLICA
Ligação metálica ocorre entre
metais por meio de elétrons livres.
Pontes de hidrogênio ou interações ou ligações de hidrogênio são
forças de atração que ocorrem entre moléculas polares que apresentam hidrogênio ligado a elemento
muito eletronegativo: F, O e N.
As pontes de hidrogênio são as forças intermoleculares mais intensas.
Os cátions metálicos mantêm-se
unidos pela atração do mar de elétrons.
e hidrogênio
i og
Po
ontess de
R
a de
e solubilidade
i
Regra
Substância polar dissolve-se em
substância polar.
Substância apolar dissolve-se
em substância apolar.
Água (polar) e óleo (apolar) são
líquidos imiscíveis, ou seja, não se
misturam.
–
–
–
Os metais apresentam tendência em doar elétrons, tornando-se cátions. Por causa dos baixos valores
do potencial de ionização, os elétrons
de valência dos metais soltam-se e
deslocam-se entre os cátions metálicos, formando uma nuvem eletrônica ou mar de elétrons. Metal é
um aglomerado ordenado de íons positivos mergulhados numa nuvem de
elétrons livres, como, por exemplo,
o sódio metálico.
→ Cl –
—
4
Moléculas
ol c a polares
p
Forças que se estabelecem entre moléculas vizinhas quando nos
estados físicos sólido ou líquido.



Uma maneira prática de se
reconhecerem moléculas
apolares é:
— molécula formada por átomos
de um só elemento.
Exemplos: O 2, F 2, O 3.
— molécula formada por dois elementos, sendo um deles C, B,
Be, Si ou Ge.
Exemplos: BF 3, CO 2, BeH 2.
FORÇAS
INTERMOLECULARES
Na +
Na +
Na +
Na +
Na +
Na +
Ligas metálicas
São misturas sólidas de dois ou mais elementos com
predominância de metais.
— Aço: ferro (98,5%) e carbono (0,5 a 1,5%).
— Aço inox: 74% de aço, 18% de cromo e 8% de
níquel.
— Duralumínio: 95,5% de alumínio, 3% de cobre, 1%
de manganês e 0,5% de magnésio.
— Solda de estanho (elétrica): 67% de chumbo e 33%
de estanho.
— Ligas monetárias: 75% de cobre e 25% de níquel;
usadas em moedas.
— Ouro 18 quilates: ouro (75%), prata (12,5%) e cobre (12,5%).
— Bronze: 90% de cobre e 10% de estanho.
— Amálgama: ligas metálicas com mercúrio.
Ligações químicas III
Esse tipo de ligação permite que os metais sejam bons condutores de calor e eletricidade, apresentem alto
ponto de fusão, resistência à tração, sejam maleáveis e dúcteis e ainda tenham brilho.
Ligações químicas III
Antigamente o termo oxidar era usado para indicar reação com oxigênio (o
ferro ao oxidar enferruja). Ao observar que quase todos os elementos “perdem”
elétrons ao reagirem com oxigênio, o termo oxidar foi estendido ao ato de ceder elétrons em ligações químicas.
A pintura protege a lataria dos automóveis do
contato com o oxigênio do ar, que causa ferrugem.
Número de oxidação
Quando ocorre uma ligação iônica, um átomo entrega elétrons a outro, transformando-se em cátion. Dizse, então, que sofreu oxidação. O outro átomo recebe
elétrons, transformando-se em ânion. Diz-se que sofreu
redução. O cátion adquire carga real positiva (valência)
e o ânion, carga real negativa (valência).
Oxidar é perder elétrons, aumentando o nox.
Nos compostos covalentes, o nox corresponde à carga aparente adquirida pela polarização da ligação. Podese imaginar a quebra da ligação covalente, ficando os elétrons compartilhados com o elemento mais eletronegativo.
O par de elétrons desloca-se na direção do elemento mais
eletronegativo.
HCl
Reduzir é ganhar elétrons, diminuindo o nox.
 Na +
NaCl  –
 Cl
→ nox = +1
→ nox = –1
Número de oxidação ou nox é a carga elétrica real
ou aparente que um átomo adquire quando faz ligações químicas.
Nos compostos iônicos, o nox corresponde à carga
real do íon.
Na +Cl– → o sódio (1A) cede um elétron para o cloro
(7A). Tem-se, portanto, uma carga real +1 para o Na e –1
para o cloro.
+
Na
x
 3+ →
Al2O 3  Al
2– →
O
xx
–
x
Cl x
xx
nox = +3
nox = –2
–
H+
Cl
Menos eletronegativo
Mais eletronegativo
 H + → nox = +1
HCl  –
 Cl → nox = –1
NÚMEROS DE OXIDAÇÃO USUAIS
Conforme o número de elétrons na camada de valência dos elementos representativos (famílias A) da tabela periódica, pode-se prever o número de elétrons cedidos ou recebidos em uma ligação e, conseqüentemente,
os seus nox, como na tabela a seguir.
Famílias
Nox máximo
(elétrons cedidos)
Nox mínimo
(elétrons recebidos)
1A
2A
3A
4A
5A
6A 7A
+1
+2
+3
+4
+5
+6
+7
–4
–3
–2
–1
Pode-se observar que:
nox máximo = número da família
nox mínimo = número da família – 8
Química 2
2
5
— O nox de um íon é sua própria carga.
K+
nox = +1
Al 3+
nox = +3
Mg 2+
nox = +2



— O nox dos átomos de uma substância simples é igual
a zero.
Na 0, Fe 0, H 20, O 20
H x H
Ligação covalente apolar nox igual a zero
— A soma algébrica de todos os nox dos átomos de
uma molécula é sempre igual a zero.
H — Cl = 0
+1
–1
Para determinação do nox em moléculas ou em grupamentos iônicos pode-se fazer uso da tabela a seguir.
Ácido nítrico (HNO3)
H
N O3
+1 x –2
nox de cada átomo
nox total
+1 x –6
+1 + x – 6 = 0
x = –1 + 6
x = +5 (nox do hidrogênio)
Íon Iodato (IO3–)
I O3
–1
F Cl Br I
DOS
–2
O S Se Te
ÂNIONS
–3
NP
x –2
+1
Li Na K Rb Cs Fr Ag
x –6
+2
Be Mg Ca Sr Ba Ra Zn Cd
+3
Al Bi
NOX
+4
Si
x – 6 = –1
x = –1 + 6
x = +5 (nox do iodo)
DOS
+1 +2
Cu Hg
CÁTIONS
+1 +3
Au
+2 +3
Fe Co Ni Cr
+2 +4
Sn Pb Mn Pt
+3 +5
As Sb
Variáveis
Sempre que
forem os mais
eletronegativos
nox de cada átomo
nox total
Determine os números de oxidação (nox) dos elementos destacados.
d) Cl 2O 5
a) NaBr
b) H 2CrO 4
e) SO 2–
3
Cl
O
—
Química 2
2
Brometo de potássio: (K Br)
+1 –1 = 0
NOX
Fixos
6
Hidrogênio → nox +1, exceto nos hidretos metálicos, em que é –1.
Oxigênio → nox –2, exceto em peróxidos, em que
é –1, e superóxidos, em que é –1/2.
c)
CaCO 3
f)
Cl — C 1 — C 2=
—
Ligações químicas III
REGRAS PRÁTICAS PARA DETERMINAÇÃO
DO NOX
H
—
Cl
Química 2
Química 2
Testes
Ligações químicas I
1. A teoria da hibridação de orbitais foi criada para
justificar o fato de certos átomos fazerem mais ligações do que
permitem seus orbitais incompletos na camada de valência, como
acontece, por exemplo, com os elementos carbono, boro e berílio. A respeito da hibridação do tipo sp 3 no átomo de carbono,
são feitas as afirmações.
I.
Envolve a promoção de um elétron do subnível 2s para
o 2p.
II. Ocorre a hibridação de três dos quatro orbitais envolvidos.
III. Ocorre mistura dos quatro orbitais envolvidos, sendo
um s e três p.
IV. Ocorre geometria tetraédrica dos orbitais híbridos formando ângulo de 109 o28'.
São corretas apenas as afirmações:
a)
b)
c)
I e II
II e III
I, III e IV
d)
e)
II e IV
I e IV
O
—
H — C——
O—H
d)
e)
3.
(Fempar—PR) Na molécula de hidreto de berílio, têm-se
orbitais de ligação, híbridos
que
formarão, no espaço, ângulo igual a
, o que implica que a molécula tenha configuração espacial
.
Os termos que preenchem, corretamente, as lacunas são:
Dados:
a)
b)
c)
a)
b)
c)
d)
9 Be; 1 H7
4
1
a)
b)
c)
e)
3, sp 2, 60º, trigonal
3, sp 3, 109º28', tetraédrica
4. (Unioeste—PR—Adaptado) Sobre o composto responsável pelo sabor de banana em alimentos, é correto afirmar:
H
H
H
H
H
O
H
—
—
—
—
—
—
—
—
H—C—C—C—C—C—O—C—C—H
—
—
—
—
—
—
H
H
H
H
H
H
Num orbital molecular, os elétrons pertencem a dois
átomos ligantes.
Na molécula de Cl2, temos uma covalente sigma (p–p).
O carbono com duas ligações covalentes duplas é híbrido do tipo sp.
N 2, CO 2, HCN e H 2 são moléculas de geometria linear
que apresentam duas sigmas (p–p) cada.
Os hidretos de calcogênios (H 2X) são moléculas de
geometria angular, que apresentam duas σ(s–p).
7.
Os elementos boro (B) e berílio (Be) fazem ligações covalentes explicadas pela teoria da hibridação de orbitais, como, por
exemplo, no fluoreto de berílio (BeF2) e no cloreto de boro (BCl3).
Com relação às moléculas citadas no texto, é correto afirmar:
a)
b)
c)
d)
2, sp, 90º, angular
d)
2, sp, 180º, linear
e)
2, sp 2, 120º, trigonal
Na grafite, o ângulo entre as ligações é 109º28'.
No diamante, o ângulo entre as ligações é 120º.
O diamante possui alto ponto de fusão e baixa dureza.
Alotropia é o fenômeno em que um mesmo elemento
químico forma diferentes substâncias compostas.
No diamante, cada carbono é rodeado tetraedricamente
por 4 átomos de carbono.
6. Analise as afirmações a seguir, referentes às ligações químicas e assinale a alternativa incorreta.
d)
Seu carbono está hibridado na forma sp 3.
Há 3 ligações sigma e 2 π.
O ângulo entre os orbitais híbridos do carbono é de
109º28'.
Existem 2 ligações σ (p–sp 2).
Há 2 ligações σ (s–p).
Há 5 carbonos hibridizados na forma sp 3.
Há 2 carbonos hibridizados na forma sp 2.
Há 14 ligações sigma s–sp 3 .
Há 5 ligações sigma sp 3–sp 3 .
No penúltimo carbono, da esquerda para a direita, há
ligações sigma p–p e π, feitas com os oxigênios.
5. Há substâncias nas quais existe um enorme número de átomos unidos por ligações covalentes, denominadas macromoléculas. A grafite e o diamante, por exemplo, são variedades alotrópicas do elemento carbono.
Considerando que, na grafite, os carbonos têm hibridação
sp 2 e, no diamante, sp 3, assinale a única asserção correta.
e)
2. O ácido fórmico é um líquido incolor de odor forte e irritante. Empregado como mordente (auxilia a fixação de corantes
em tecidos), removedor de sais de cálcio em curtumes e antiséptico, é encontrado nas formigas vermelhas, nas abelhas, na
urtiga e no pinheiro. Dada sua fórmula estrutural, determine a
afirmação verdadeira.
a)
b)
c)
a)
b)
c)
d)
e)
e)
No fluoreto de berílio há ligações σ (sp 3–s), e a molécula tem geometria linear.
No cloreto de boro há ligações σ (sp 2–p) e a molécula
tem geometria trigonal plana.
Nos dois casos têm-se hibridação sp 2 com geometria
trigonal plana.
No fluoreto de berílio, o flúor não completa oito elétrons na camada de valência.
O cloreto de boro tem geometria tetraédrica espacial.
8. A seguir são mostradas algumas fórmulas moleculares e
suas geometrias moleculares:
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
SiF 4 — tetraédrica
SiH 4 — tetraédrica espacial com 4 ligações σ (s–sp 3 )
PCl 5 — bipiramidal — trigonal
SF 2 — octaédrica
BeH 2 — angular
BCl 3 — piramidal
CH 4 — linear
Química 2
2
1
9.
1—2—3—5
2—4—5—6—7
1—2—4—6—7
d)
e)
3—4—5—7
1—2—3
Com relação à geometria molecular, são feitas as afirmações.
I.
II.
a)
b)
c)
apenas I e III
apenas II e III
apenas I, II e V
d)
e)
apenas II, III, IV e V
apenas III, IV e V
10. (Cefet—PR) A reação química entre a água e um ácido origina o íon hidrônio. Com relação a esse íon, podemos afirmar:
a)
b)
c)
d)
e)
Química 2
2
11. Indique o tipo de ligação molecular numerada que ocorre
na estrutura a seguir.
1
—
—
C—
CH
H 2C —
C—
H2
C—
—
C
H2
CH 3
CH
—
CH 3
—
—
—
—
—
—
H 2 CH 3
CH 2
C—
CH–
CH—
—
–
H 2C —
C
C
CH
H2
CH—
C—
—
CH 2
HO —
C —
C —
H2
H
13. (UFPR—Adaptado) Montando as fórmulas estruturais planas, determine o tipo de hibridação e a geometria das espécies
moleculares BH 3, CCl 3 H, NH 3 e CO 2 .
14. Um dos poluentes emitidos pela combustão dos automóveis e pelas indústrias é o anidrido sulforoso (SO 2). Na atmosfera, ele reage com oxigênio formando o anidrido sulfúrico (SO3).
Este, por sua vez, reage com água produzindo ácido sulfúrico
(H 2 SO 4), um dos componentes da “chuva ácida”.
Monte as fórmulas estruturais planas para as substâncias químicas citadas no texto, indicando suas geometrias moleculares.
H
3
—
—
Cl
2
6
8
H — C — C — N—
—N—H
—
——–
2
Apresenta geometria molecular trigonal e uma ligação
dupla.
Apresenta geometria molecular trigonal e uma ligação
coordenada.
Apresenta geometria molecular piramidal e uma ligação dupla.
Apresenta geometria molecular piramidal e uma ligação coordenada.
Apresenta geometria molecular linear e uma ligação
dupla.
H 2 CH 3
H2
C
——
CH
—
São corretas:
H 3 C—
—
Toda molécula biatômica é linear.
No metano (CH4) encontramos quatro ligações covalentes σ (sp 3–s) e uma geometria tetraédrica espacial.
III. A molécula de H 2O apresenta geometria linear.
IV. Toda molécula formada por três átomos, sendo um central, é linear.
V. A estrutura do hidreto de boro (BH 3) apresenta geometria trigonal plana.
—
a)
b)
c)
12. (UFPR—Adaptado) O excesso de colesterol no sangue pode
provocar doenças cardiovasculares. A concentração recomendável fica abaixo dos 200 miligramas para cada 100 ml de sangue. As comidas ricas em gordura contribuem para o acúmulo
de colesterol no sangue.
Analise a fórmula do colesterol a seguir e marque como
resposta o número de carbonos híbridos na forma sp 3.
4
7
H
O — H
5
Ligações químicas II
1. (Acafe—SC) Para formar moléculas diatômicas a
partir de átomos iguais, o tipo de ligação química é:
a)
b)
c)
d)
e)
2.
a)
b)
c)
eletrovalente.
covalente polar.
iônica.
metálica.
covalente apolar.
(Unilasalle—RS) Dentre as moléculas:
CeF
CeC
4. (UEPG—PR—Adaptado) Sobre as seguintes geometrias
moleculares, assinale o que for incorreto.
—
O
N
F
O—
—C—O
—
—
H
H
H
H
B
H
—
F
F
—
—
I e III
I e IV
III e IV
d)
e)
—
CH 4
H2O
CO 2
NH 3
são apolares, embora formadas por ligações polares:
a)
b)
c)
CeN
CeB
SeO
—
I.
II.
III.
IV.
3. (Unimep—SP) A partir da posição dos elementos na tabela
periódica, a ligação mais polar é aquela que se estabelece entre:
—
Testes
Assinale a alternativa que representa apenas os itens em
que fórmula e geometria molecular estão associadas corretamente.
d)
e)
II e IV
II e III
a)
b)
c)
d)
e)
→
O composto CO 2 é apolar, porque µ = 0.
Os compostos NH 3 e H 2O são moléculas polares.
Os compostos BF 3 e CO 2 são apolares.
→
Os compostos H2O e NH3 são moléculas polares, pois µ ≠ 0.
O composto BF 3 é molécula apolar porque suas ligações são covalentes apolares.
a)
b)
c)
NaOH
H 2CO
HCO 2K
d)
e)
H 3 COH
CO 2
Justifica-se o elevado ponto de ebulição do HF, em relação aos demais halogenetos, porque ocorre na molécula de HF:
a)
b)
c)
d)
e)
6. Muitas propriedades químicas das substâncias só puderam
ser explicadas após o estudo da geometria molecular. A estrutura tetraédrica dos carbonos, por exemplo, pode explicar a
capacidade de esse elemento formar longas cadeias, a estrutura cristalina do diamante e outras tantas.
A seguir, são feitas algumas afirmações referentes às ligações químicas e à geometria de moléculas, das quais uma está
incorreta. Assinale-a.
a)
b)
c)
d)
e)
A molécula de CCl 4 apresenta 4 ligações covalentes
σ (sp 3–p) e geometria tetraédrica espacial.
No composto NH 4Cl há ligações covalentes e iônicas.
A molécula de H 2O é linear polar.
Na estrutura do BH 3, há ligações covalentes σ (sp2–s)
separadas entre si por ângulos de 120º.
A molécula de HF apresenta caráter iônico mais acentuado que a de HCl.
7. (PUC—RJ) Qual força é responsável pelo fato de o gelo
(água sólida) flutuar no próprio líquido?
a)
b)
c)
Ligação covalente.
d)
Ponte de hidrogênio.
e)
Força de Van der Waals.
Ligação iônica.
Ligação metal–metal.
8. (PUC—PR) O dióxido de carbono, presente na atmosfera
e nos extintores de incêndio, apresenta ligação entre seus áto, e suas moléculas estão unidas
mos do tipo
por
.
Os espaços são corretamente preenchidos pela alternativa:
a)
b)
c)
d)
e)
covalente
covalente
covalente
covalente
covalente
apolar — forças de Van der Waals
apolar — atração dipolo-dipolo
polar — pontes de hidrogênio
polar — forças de Van der Waals
polar — atração dipolo-dipolo
9. Com relação à geometria molecular, à polaridade das moléculas e às forças intermoleculares, é incorreto afirmar que:
a)
b)
c)
d)
e)
com o abaixamento da temperatura, as moléculas de água
se associam, formando moléculas gigantes. Assim, fazem mais ligações por pontes de hidrogênio.
a amônia (NH3) tem geometria piramidal. No estado líquido, suas moléculas estão unidas por forças de Van der Waals.
moléculas de gás metano (CH 4), apesar de apresentarem ligações covalentes polares, têm estruturas entre moléculas coligadas por forças de Van der Waals
quando no estado líquido ou sólido.
N 2, Cl 2, H 2 são compostos de ligações e moléculas
apolares.
CO 2 é um composto de ligações polares, mas molécula
apolar, por causa de sua geometria linear.
10. (ITA—SP) A tabela indica o ponto de ebulição de alguns
compostos formados pelo hidrogênio com os halogênios.
Halogenetos (HX)
Ponto de ebulição
(0°C 760 mmHg)
HF
+19,4
HCl
–83,7
HBr
–67
HI
–35,5
a dissociação, quando pura, em cátion H + e ânion F – .
elevada energia de ligação.
a formação de pontes de hidrogênio muito fortes.
ligação covalente polar, em oposição aos demais compostos, que são apolares.
ligação tipicamente iônica, em oposição aos demais
compostos, que são covalentes.
Química 2
5. (PUC—PR) Assinale a alternativa que corresponde a um
composto molecular polar, com geometria triangular plana,
apresentando ligações covalentes polarizadas do tipo σ: sp 2–s,
σ: sp 2–p e pi (π)
11. (UPF—RS) Considere as seguintes interações intermoleculares:
I.
II.
CH 3OH - - - - - - H 2O
HI - - - - - - - HI
III. C 2H 6 - - - - - - - - C 2H 6
As interações intermoleculares predominantes que atuam,
em cada caso, são respectivamente:
a)
b)
c)
d)
e)
ligação dipolar, ligação de hidrogênio, força de Van der
Waals.
ligação dipolar, força de Van der Waals, ligação de hidrogênio.
ligação de hidrogênio, força de Van der Waals, ligação dipolar.
força de Van der Waals, ligação dipolar, ligação de hidrogênio.
ligação de hidrogênio, ligação dipolar, força de Van der
Waals.
12. (Fempar—PR) As substâncias óxido de cálcio (CaO), nitrogênio (N 2) e ferro (Fe) devem apresentar, respectivamente,
entre seus átomos constituintes, ligação dos tipos:
a)
b)
c)
d)
e)
covalente, pontes de hidrogênio, iônica.
iônica, covalente, metálica.
dipolos permanentes, metálica, covalente.
iônica, dipolos permanentes, Van der Waals.
covalente, metálica, iônica.
Dados os números atômicos: N = 7, O = 8, Ca = 20, Fe = 26
13. (FCMSC—SP) A condutibilidade elétrica dos metais é explicada admitindo-se:
a)
b)
c)
d)
e)
ruptura de ligações iônicas.
ruptura de ligações covalentes.
existência de prótons livres.
existência de elétrons livres.
existência de nêutrons livres.
TE
14. (UFSM—RS)
A temperatura de
HF
ebulição das substâncias
normalmente aumenta
à medida que aumenta
sua massa molecular.
Analisando o gráfico,
que mostra a temperatura de ebulição (TE) de
ácidos halogênicos,
percebe-se que o HF
tem um comportamento anômalo.
HI
HBr
HCl
Massa molecular
Esse comportamento do ácido fluorídrico pode ser atribuído a (à):
a)
b)
c)
d)
e)
fortes ligações covalentes entre os átomos.
formação de cristais covalentes.
interações do tipo forças de Van der Waals.
interações do tipo pontes de hidrogênio.
fortes ligações iônicas entre os átomos.
Química 2
2
3
Testes
15. Acidentes com vazamento de óleo de refinarias de petróleo em rios e mares causam danos ao meio ambiente. O óleo
derramado adere às penas das aves impedindo-as de voar, e
permitindo que a água as deixe exarcadas. Muitas aves morrem de frio e muitos seres aquáticos são impedidos de manter
contato com o oxigênio do ar por causa da barreira de óleo que
se forma sobre a superfície aquática. Tais danos seriam ainda
piores se a água e o óleo se misturassem, pois as barreiras de
contenção usadas pelos homens seriam inoperantes.
Baseado no texto e no estudo da geometria molecular, responda:
a)
Por que a água e o óleo não se misturam?
b)
Qual é o fator físico responsável pelo fato de o óleo se
depositar sobre a água?
c)
Qual deveria ser a geometria da molécula da água para
que ela se misturasse ao óleo? Justifique como isso
seria possível.
16. Na inseminação artificial, os embriões são guardados em
cilindros com nitrogênio líquido — N 2 (l) — sob baixíssima temperatura. Quando os cilindros são abertos, observa-se emissão de fumaça, que corresponde ao nitrogênio retornando à fase
gasosa. Baseando-se nisso, responda às seguintes questões.
a)
As moléculas de nitrogênio são polares ou apolares?
b)
Que tipo de força ocorre entre as moléculas de nitrogênio no estado líquido?
c)
Por que o nitrogênio líquido retorna facilmente para o
estado gasoso?
Ligações químicas III
4
Química 2
2
1. (UEM—PR) Os números de oxidação do Mn, P,
Cr, I e S nas substâncias KMnO 4, H 3PO 4, CrCl 3, NalO4 e H2SO4
são, respectivamente:
a)
b)
c)
7—5—3—6–4
5—2—7—4–6
6—7—5—2–4
d)
e)
7—5—3—7–6
7—4—5—6–7
2. (Unesp—SP) Nos compostos a seguir, em qual deles aparece o número de oxidação igual a +6?
a)
b)
c)
NaClO 3
Sb 2O 5
K 2 Cr 2O 7
d)
e)
TiCl 4
CaH 2
3. (Unesp—SP) Os números de oxidação do nitrogênio nos
compostos Na 3N, NH 4 Cl, KNO 3 e Ca(NO 3 ) 2 são, respectivamente:
a)
b)
c)
–1, +5, +2, +5
+ 3, +1, –5, –3
–3, –3, +5, +5
d)
e)
+ 3, –4, +1, +3
+ 5, –1, +5, –2
4. Verifica-se que átomos de um mesmo elemento químico
podem apresentar vários números de oxidação, dependendo,
para isso, dos outros átomos da molécula. Por exemplo, o elemento cloro (7A) pode ter um nox mínimo igual a –1 no HCl e
um nox máximo de +7 no HClO 4.
Para determinar esses nox, pode-se usar o seguinte dispositivo prático.
Nox máximo: + (número da família)
Nox mínimo: + (número da família) – 8
Com base nisso, são feitas as afirmações.
I.
O nox mínimo do nitrogênio (N) é –3.
II. O nox máximo do oxigênio (O) é +6.
III. O nox mínimo do iodo (I) é –7.
IV. O nox máximo do hidrogênio (H) é –1.
V. O nox mínimo do enxofre (S) é –2.
São corretas apenas:
a)
b)
c)
I, II e V
I, II e III
II, III e IV
d)
e)
III e V
II, IV e V
5. Considere a seqüência a seguir, que apresenta os produtos formados do metano metabolizado por bactérias metanotróficas, e assinale o que for incorreto.
CH 4 → H 3COH → HCOH → HCO 2H → CO 2
I.
II.
III.
IV.
V.
a)
b)
c)
d)
e)
O nox do carbono no composto I é zero.
Moléculas do composto II estabelecem pontes de hidrogênio entre si e com a água.
As hibridações do carbono nos compostos I, II, III, IV
e V são, respectivamente, sp 3, sp 3, sp 2, sp 2 e sp.
Com exceção de I e V, todas as moléculas dos compostos da seqüência são polares.
Os átomos de carbono dos compostos da seqüência estão
dispostos em ordem crescente de número de oxidação.
6. (Uesb—BA) O SO2, um poluente lançado pelos escapamentos dos veículos automotores, transforma-se, na presença de
poeira, lentamente, em SO 3. Esse composto reage com a água
da chuva, segundo a equação SO 3 + H 2 O → H 2SO 4.
Com base nessa informação, é correto afirmar:
a)
b)
c)
d)
e)
O nox do enxofre no SO 2 é +6.
O nox do enxofre no H 2 SO 4 é +4.
No SO 3 e no H 2SO 4, o nox do enxofre é +6.
No SO 3 há ligação covalente polar e a estrutura é tetraédrica espacial.
No H 2SO 4 dois hidrogênios recebem ligações dativas.
Observação: em moléculas de ácidos do tipo H xEO y, os
hidrogênios ligam-se preferencialmente aos oxigênios por ligações covalentes.
a)
b)
c)
um e um.
um e dois.
um e três.
d)
e)
dois e um.
dois e dois.
8. (UFPR—Adaptado) Muitas das pedras preciosas ou semipreciosas são consideradas “quimicamente impuras”. Tais impurezas podem ser quantidades mínimas de metais de transição, os quais são os responsáveis pelas cores brilhantes dessas
pedras. O rubi é uma pedra de coloração avermelhada, sendo
constituída principalmente por óxido de alumínio (Al 2O 3 ) e cerca de 1% de óxido de cromo (Cr 2O 3).
Com base no exposto e nas propriedades do cromo (número atômico = 24), do alumínio (número atômico = 13) e dos
respectivos óxidos, são feitas afirmações.
I.
O cromo é um metal de transição.
II. O íon Al 3+ possui 10 prótons e 13 elétrons.
III. A retirada de três elétrons de um átomo de cromo origina o íon Cr +3.
IV. Os números de oxidação do alumínio e do oxigênio
em Al 2 O 3 são +2 e –3, respectivamente.
V. O alumínio, por ser um metal, apresenta maior facilidade de perder elétrons do que o oxigênio, que é um
não-metal ou ametal.
São corretas:
a)
b)
c)
d)
e)
apenas
apenas
apenas
apenas
apenas
I e III
II e III
I, III e V
III, IV e V
IV e V
9. Sobre número de oxidação, assinale a afirmação correta.
a)
b)
c)
d)
e)
O hidrogênio sempre tem nox +1.
O oxigênio sempre tem nox –2.
O sódio sempre tem nox +1.
Em qualquer substância composta, o potássio tem nox +1.
O nox do oxigênio no gás ozone (O 3) é igual a –2.
10. Determine os números de oxidação (nox) dos elementos
destacados.
a)
NaBr
b)
H 2CrO 4
c)
CaCO 3
d)
Cl 2O 5
e)
SO 3
f)
Química 2
7. (Fuvest—SP) O cobre pode ser encontrado na natureza no
mineral denominado atacamita, CuCl2 . 3 Cu(OH) 2. Na fórmula
da atacamita identifica-se cobre com valência, respectivamente:
2–
Cl
|
O
=
Cl — C — C —
2
1
|
Cl
H
11. Antigamente o termo oxidar era empregado como sinônimo de reagir com oxigênio. Atualmente, ele é usado para indicar perda de elétrons. O número de oxidação (nox) indica a
carga elétrica real ou aparente que um átomo adquire ao fazer
ligação química e pode ser determinado pela polaridade das
ligações ou pelas tabelas empregadas no Ensino Médio para
auxiliar os alunos. Determine os nox pedidos a seguir.
I.
enxofre no íon S 2O 4–2
II.
iodo na molécula de I 2
III. arsênio no composto H 3AsO 3
IV. ferro no composto Fe 2O 3
V.
fósforo no composto Na 4P 2O 7
VI. nitrogênio no composto H 2N 2O 2
VII. manganês no composto KMnO 4
12. Determine o nox médio dos carbonos da cadeia principal
do composto a seguir
H
H
|
|
H — C = C—
H
—
C = C—
—
H
H
Química 2
2
5