A Regra Do Octeto

A REGRA DO OCTETO

A REGRA DO OCTETO

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Como o nome sugere esta regra prevê que: um átomo Como o nome sugere esta regra prevê que: um átomo es-tará estável quando sua última

tará estável quando sua última camada possuir 8 elétrons. Oscamada possuir 8 elétrons. Os átomos

átomosnãonão estáveis unem-se uns aos outros a  estáveis unem-se uns aos outros a fim de adquirirfim de adquirir

a configuração dos oito elétrons na camada de valência. Os a configuração dos oito elétrons na camada de valência. Os ga- ga-ses nobres (família 8A ou 18) já possuem o octeto completo (o ses nobres (família 8A ou 18) já possuem o octeto completo (o He é exceção, pois possui 2 elétrons na camada de valência) He é exceção, pois possui 2 elétrons na camada de valência) e isso explica a ocorrência de pouca diversidade de e isso explica a ocorrência de pouca diversidade de compos-tos (átomos conectados entre si) com elemencompos-tos da família 8A tos (átomos conectados entre si) com elementos da família 8A (chamada atualmente de família 18).

(chamada atualmente de família 18). Observe os exemplos:

Observe os exemplos: 1) Enxofre:

1) Enxofre:₁₆₁₆S = 1sS = 1s22 _2s 2s22 _2p 2p66 _3s 3s22 _3p 3p44

O enxofre possui 16 elétrons ao todo e 6 na camada de O enxofre possui 16 elétrons ao todo e 6 na camada de va-lência. Sua tendência é se ligar a outros átomos

lência. Sua tendência é se ligar a outros átomos paraparareceberreceber

2 elétrons e, consequentemente, completar 8. 2 elétrons e, consequentemente, completar 8.

2) Alumínio:

2) Alumínio:₁₃₁₃Al = 1sAl = 1s22 _2s 2s22 _2p 2p66 _3s 3s22 _3p 3p11

O alumínio possui 13 elétrons sendo 3 na camada de O alumínio possui 13 elétrons sendo 3 na camada de va-lência. Sua tendência é se ligar a outros átomos para doar 3 lência. Sua tendência é se ligar a outros átomos para doar 3 elétrons e, consequentemente, conferir a estabilidade ao elétrons e, consequentemente, conferir a estabilidade ao áto-mo, por meio da camada 2 que permanece completa (esta mo, por meio da camada 2 que permanece completa (esta con-figuração torna-se a camada de valência).

figuração torna-se a camada de valência).

O Hidrogênio, o Hélio e o Lítio são exceções à regra do O Hidrogênio, o Hélio e o Lítio são exceções à regra do oc-teto, pois ficam estáveis com 2 elétrons. No próximo módulo teto, pois ficam estáveis com 2 elétrons. No próximo módulo estudaremos a teoria da hibridação, a qual explica o estudaremos a teoria da hibridação, a qual explica o compor-tamento de moléculas que não respeitam a regra do octeto. tamento de moléculas que não respeitam a regra do octeto.

Como visto, alguns átomos tem tendência a doar e Como visto, alguns átomos tem tendência a doar e outrosoutros a receber elétrons. Esse comportamento pode ser explicado a receber elétrons. Esse comportamento pode ser explicado também com base em propriedades periódicas, ou seja, também com base em propriedades periódicas, ou seja, ele-mentos pertencentes ao grupo dos metais têm tendência a mentos pertencentes ao grupo dos metais têm tendência a doar elétrons, por terem baixa

doar elétrons, por terem baixa eletronegatividade e os ametais,eletronegatividade e os ametais, que possuem alta eletronegatividade, apresentam que possuem alta eletronegatividade, apresentam característi-ca de receber elétrons.

ca de receber elétrons.

LIGAÇÕES QUÍMICAS

LIGAÇÕES QUÍMICAS

A união entre átomos é chamada

A união entre átomos é chamada ligação químicaligação química, que, que

pode ser do tipo iônica, covalente ou metálica. pode ser do tipo iônica, covalente ou metálica.

Até agora estudamos a estrutura de um átomo isolado. Até agora estudamos a estrutura de um átomo isolado. Neste módulo analisaremos os tipos de conexões entre eles, Neste módulo analisaremos os tipos de conexões entre eles, as propriedades das ligações químicas e suas consequências. as propriedades das ligações químicas e suas consequências.

LIGAÇÃO

LIGAÇÃO

IÔNICA

IÔNICA

Na ligação iônica há a formação de íons (cátions e ânions) Na ligação iônica há a formação de íons (cátions e ânions) devido à transferência de elétrons de um átomo para o outro. devido à transferência de elétrons de um átomo para o outro. Esse tipo de ligação envolve forças eletrostáticas que atraem Esse tipo de ligação envolve forças eletrostáticas que atraem íons de cargas opostas. Normalmente, nessa ligação, existe um íons de cargas opostas. Normalmente, nessa ligação, existe um elemento que tende a doar elétrons (metais, ou seja, cátions) e elemento que tende a doar elétrons (metais, ou seja, cátions) e outro que tende a receber elétrons (não metal, ou seja, ânion). outro que tende a receber elétrons (não metal, ou seja, ânion).

2 • Teoria da Hibridação

2 • Teoria da Hibridação

3 • Estudo dos Gases

Exemplo 1:observe a configuração eletrônica do Potássio

e do Cloro, segundo o diagrama de Linus Pauling:

19K = 1s2 2s2 2p6 3s23p6 4s1 17Cℓ = 1s2 2s2 2p6 3s23p5

O potássio (K) possui 1 elétron na última camada e basta doar este elétron para que fique estável com 8 elétrons na 3ª. camada.

O cloro (Cℓ) possui 7 elétrons na última camada e é bem

mais favorável energeticamente ele receber 1 elétron e ficar estável do que perder 7 elétrons para ficar estável.

Então, o potássio doa 1 elétron e o cloro recebe 1 elétron. Veja o esquema abaixo:

K C + + ℓ _gK Cℓ + + + + + + + + + + + + + + +

Ocorre acima a formação do cloreto de potássio (KCℓ), um

sal que, em solução, é utilizado na “injeção letal” em condena-ções penais nos Estados Unidos.

Exemplo 2:composto iônico de Alumínio e Enxofre:

13Al = 1s2 2s2 2p6 3s23p1 16S = 1s2 2s2 2p6 3s23p4

O alumínio tem tendência a doar 3 elétrons e o enxofre receber 2 elétrons. Portanto, a carga do Alumínio será Al3+ _{e o}

enxofre S2-_{. Observe:}

Depois do cruzamento das cargas dos elementos, obte-mos Al₂S₃. Pode-se ainda representar a ligação por:

Al O O Al O + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + +

ESQUEMA GERAL DA LIGAÇÃO IÔNICA

Quando substâncias iônicas são adicionadas em água, ocorre a formação de íons e a água participa da  solvatação:

moléculas de solvente rodeando os íons formados.Exemplo:

NaCℓ + H

2O→ Na+ + Cℓ–

Propriedade das substâncias iônicas

Alto ponto de fusão (PF) e ponto de ebulição (PE). Conduzem a corrente elétrica no estado fundido e

aquoso.Não conduzem no estado sólido.

Formam cristais duros e quebradiços.

Obs.: o íon amônio ( ) mesmo sendo um agrupamento

ametálico, também forma ligação iônica com outros ametais.

Exemplo: NH₄Cℓ(Cloreto de Amônio).

LIGAÇÃO COVALENTE

A ligação covalente ocorre quando há compartilhamento de elétrons entre os átomos envolvidos. Esse compartilhamen-to, geralmente, ocorre entre os ametais. Quando átomos que possuem eletronegatividade alta (tendência a atrair elétrons) formam uma molécula, esta é feita covalentemente, ou seja, compartilhando literalmente elétrons. Exemplos:

a) A molécula de NH₃:

9H: 1s1 (1 elétron na camada de valência).

7N: 1s2 2s2 2p3 (5 elétrons na camada de valência).

Fórmula de Lewis (eletrônica): N + + H + + H + + H

São representados apenas os elétrons de valência. Abaixo está outro tipo de representação mais comum:

N H H H b) Molécula de OF₂: 9F: 1s2 2s2 2p5 8O: 1s2 2s22p5 O+ F + + + + + + + + + F + + + + + + O F F

Nos exemplos, podemos notar que, na formação da li-gação, cada átomo participa com 1 elétron. Quando o com-partilhamento é feito dessa forma, dizemos que ocorreu uma

ligação covalente comum. A estrutura de Lewis das figuras

acima procura mostrar a validade da regra do octeto,

asse-melhando-se à configuração eletrônica de um gás nobre. Tal regra pode ser útil para explicar a formação dos compostos de elementos representativos, mas não se aplica aos elementos de transição. Entretanto, mesmo no grupo de compostos de elementos representativos, existem muitos casos que não se-guem a regra do octeto.

Observe agora o caso do : NH₃ + H+_g N+ + + + H + + H + + H N+ + + + H + H g + + H + + H + + + N + + + + H + + H H

Essa ligação covalente é chamada coordenada ou “dati-va”. A ligação coordenada ocorre quando apenas um átomo

contribui na formação do par e quimicamente é igual à

cova-lente comum, ou seja, ocorre quando não há mais possibilida-de possibilida-de realização da covalente comum; então, o átomo com oito elétrons na última camada, e que possui pares livres, cede

um par eletrônico para outro átomo que tem necessidade de receber dois elétrons.

Propriedade das substâncias moleculares

São sólidos, líquidos ou gasosos nas condições ambiente.

Apresentam baixos pontos de fusão e ebulição (comparados aos iônicos).

São maus condutores de eletricidade, alguns podem conduzir quando em meio aquoso (ionização).

A maioria dos compostos são solúveis em solventes orgânicos.

Observação importante: a ligação covalente só é feita

entre átomos com elétrons desemparelhados. Por exemplo o átomo de flúor:

s² s² s5

Como o átomo de flúor possui 1 elétron desemparelhado, apenas uma ligação covalente comum poderá ser feita.

LIGAÇÕES DUPLAS E TRIPLAS

As ligações covalentes podem ser simples, duplas ou tri-plas.Exemplos:

a) CO₂

Como o carbono possui 4 elétrons na camada de valência e o oxigênio 6, o carbono faz com cada oxigênio uma ligação dupla: O + + + + O + + + + C b) N₂

Neste caso, cada nitrogênio necessita de 3 elétrons para completar o octeto. Assim, a ligação tripla é feita:

N N

+ +

+ +

LIGAÇÕES COVALENTES: SIGMA (

) E PI (

)

Quando as ligações covalentes são formadas com a so-breposição de dois orbitais atômicos semicheios num mesmo eixo, cada um vindo de um átomo de ligação, caracterizará uma ligação do tipo sigma (σ). A ligação pi (π) resulta da

so-breposição em paralelo (com orbitais dispostos fora do mesmo eixo) de dois orbitais atômicos semicheios, um de cada átomo da ligação. Abaixo constam as moléculas MCO (genérica) e H₂C=CH₂. M C O M _{C O} sigma pi H H H H C C σ σ σ σ σ π

Atenção: apenas UMA ligação pi é representada acima, na molécula de eteno (H₂CCH₂) pois apenas UM orbital participa

dessa ligação. Repare que ainda são formadas outras três liga

-ções sigma por átomo de carbono, uma delas entre carbonos e as duas restantes ligações C-H.

Consideraremos que ligações simples são sempre do tipo sigma e em ligações duplas ou triplas uma delas será sigma e as restantes ligações pi.

As ligações sigma, por serem dirigidas, são mais fortes e possuemenergia mais baixa, ou seja, possuem maior

estabi-lidade. Certamente numa reação química onde ocorrem

que-bras de ligações, a ligação pi será mais facilmente destruída devido a suaenergia mais alta e, consequentemente, sendo

menos estável.

POLARIDADE DE LIGAÇÕES COVALENTES

Quando uma ligação covalente é formada, deve-se levar em conta a eletronegatividade dos elementos presentes na molécula para saber se esta é polar ou apolar. Como visto na apostila 1, o flúor é um elemento extremamente eletronegativo. Quando este é combinado com o hidrogênio, forma-se uma ligação química covalente polar, pois a tendência do flúor é atrair os elétrons do hidrogênio (que possui eletronegatividade inferior). Dizemos que na molécula H-F o momento dipolar é diferente de zero, ou seja, essa ligação é polar. Entretanto, na molécula de H-H não há diferença de eletronegatividade, então o momento dipolar é igual a zero, sendo, portanto, uma ligação apolar.

Simplificando:

Tipo de ligação Condição

Covalente polar Diferença de eletronegatividade_{entre os átomos} Covalente apolar Átomos iguais.

LIGAÇÃO METÁLICA

Quando metais são conectados entre si ocorre a formação da ligação metálica. Como a tendência de um metal é doar elé-trons, os átomos ficam “mergulhados” num mar de cargas ne-gativas que circulam livremente pela superfície da substância.

PROPRIEDADES DOS METAIS

• As ligações entre os metais não são localizadas ou

• Os metais apresentam maleabilidade, que é a

capaci-dade de serem transformados em chapas e lâminas.

• Os metais podem também ser transformados em fios

e esta propriedade é chamada de ductibilidade.

• A existência de elétrons com liberdade de

movimen-to também explica a capacidade que os metais pos-suem de conduzir a corrente elétrica e brilharem sob luz.

|Mercúrio (Hg)|

FORÇAS INTERMOLECULARES

As ligações químicas vistas até agora compreendem liga-ções entre átomos. Contudo, as ligaliga-ções químicas que atraem moléculas são um pouco diferentes. Elas são chamadas de Li-gações Intermoleculares e são caracterizadas a seguir:

DIPOLO PERMANENTE - DIPOLO PERMANENTE

Atração entre moléculas polares. Os dipolos atraem-se pe-los pope-los opostos (positivo-negativo).

+ +

Hσ C σ−....Hσ C σ−

l l

Força de atração

DIPOLO PERMANENTE - DIPOLO INDUZIDO

Atração entre uma molécula polar e uma molécula apolar. O dipolo causarepulsão eletrônica entre seu polo positivo e a

nuvem eletrônica da molécula apolar e uma repulsão entre esta nuvem e seu polo negativo. Isso causa uma deformação da nuvem eletrônica na molécula apolar, provocando a formação de dipolos (induzidos).

DIPOLO INDUZIDO - DIPOLO INDUZIDO

Também chamada de Força de dispersão de London, é

uma atração que ocorre entre moléculas apolares, que quando se aproximam umas das outras, causam uma repulsão entre suas nuvens eletrônicas, que então se deformam, induzindo a formação de dipolos.

+ + +

Atração fraca

Essa “força” é mais fraca que a do tipo dipolo permanen-te - dipolo permanenpermanen-te. Logo, as substâncias que apresentam esse tipo de ligação apresentam menor ponto de fusão e ebuli-ção. Quanto maior for o tamanho da molécula, mais facilmente seus elétrons podem se deslocar pela estrutura e maior é en-tão a facilidade de distorção das nuvens eletrônicas e conse-quentemente mais forte são as forças de dispersão de London. Isso faz com que a substância tenha maior ponto de ebulição.

LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO

Também conhecidas como pontes de hidrogênio, são um caso especial da atração entre dipolos permanentes. As liga-ções de hidrogênio são atraliga-ções intermoleculares intensas e ocorrem entre moléculas que apresentam ligações entre hidro-gênio e átomos muito eletronegativos (F, O, N). Devido às pe-quenas dimensões de H, F, O e N e também à grande diferença de eletronegatividade, nas ligações destes elementos com o hidrogênio, ocorrem polos intensos em volumes muito peque-nos. Os símbolosδ

Ligação de Hidrogênio

|Moléculas de água formando ligação de hidrogênio.|

As ligações de hidrogênio são atrações muito fortes e contribuem de modo decisivo na ligação intermolecular total, justamente porque explica os pontos de ebulição altos de mo-léculas como H₂O, NH₃ e HF. Quanto maior o número de grupos OH ou NH, maior será a intensidade das ligações de hidrogênio e maior será o ponto de ebulição.

GEOMETRIA MOLECULAR

O estudo sobre as ligações químicas faz com que seja possível prever propriedades de substâncias. Entretanto, ainda não é possível prever como é uma molécula de água (H₂O) ou de amônia (NH₃). Para que isso seja possível, devemos enten-der que elétrons possuem cargas negativas e que a

tendên-cia de cargas de mesmo sinal é de se repelirem. Então, numa molécula com várias ligações químicas covalentes, a situação mais favorável é a de manter os elétrons das camadas mais externas, o mais distante possível. Essa teoria chama-se teo-ria de repulsão dos pares eletrônicos de valência.

Caso 1: moléculas com 2 átomos

A única geometria possível é linear plana. Exemplo Cl

2: estruturalinear

Cl – Cl

Caso 2: moléculas com 3 átomos

Neste caso, a molécula pode ser linear ou angular. Se no átomo central sobram elétrons (elétrons que não fazem ligação química, mas que também estão na camada de valência) a mo-lécula formará ângulo diferente de 180º. Se todos os elétrons da camada de valência fizerem ligações, a molécula será linear.

Exemplo H₂O: estruturaangular

O oxigênio possui 6 elétrons na camada de valência e o hidrogênio apresenta apenas 1.

O+ + + + + + + + H + +H

É possível notar que sobram 4 elétrons no átomo central, fazendo com que a ligação forme um ângulo de 104º 40’ apro-ximadamente. Isso ocorre em função da repulsão oriunda dos pares de elétrons livres.

Exemplo CO₂: estruturalinear plana

O carbono possui 4 elétrons na camada de valência e o oxigênio 6. Se analisarmos a estrutura desta molécula, vería-mos que não sobram elétrons no átomo central:

+ + + +C + + +O O+ + +

Então esta molécula será linear plana.

Caso 3: moléculas com 4 átomos

Quando a molécula apresentar quatro átomos, as estrutu-ras fundamentais possíveis serão pirâmide trigonal ou trigonal plana:

Exemplo BH₃: estruturatrigonal plana

O boro possui três elétrons na CV. Quando este forma a molécula de BH₃, forma-se uma estrutura plana:

H + + + H + B + + H

Não sobram elétrons no átomo central, então a maior dis-tância possível entre as ligações é 120º, em concordância com um triângulo.

Exemplo NH₃: estruturapirâmide trigonal (tridimensional)

H + + + H + + + H H H H N++ 107º

A primeira impressão neste caso é que o nitrogênio possui um par de elétrons isolado (sem participar de ligação química). Esse fato faz com que as ligações N–Hnão tenham 120º como

no caso do BH₃. Na molécula de NH₃

,

A tendência de pares eletrônicos ligados ou não é de fica-rem tão afastados quanto possível.

Caso 4: moléculas com 5 átomos e moléculas

orgâni-cas com carbono sp3

É inevitável lembrar da molécula de metano (CH₄) para este caso. A geometria desta molécula é chamada tetraédrica com ângulo de 109,5º entre as ligações. Em geral, moléculas orgânicas com carbono sp3 _{possuem esse tipo de geometria.}

|metano| |propano|

Repare nas moléculas acima o ângulos de ligação, como já

comentado neste caso 4, formando moléculas tridimensionais.

Caso 5: moléculas com 6 átomos

Esse tipo de molécula é a menos comum dos casos até agora apresentados (também menos comum do que o caso 6 a ser apresentado a seguir). Talvez o exemplo mais comum seja o PCℓ

5. Moléculas com 6 átomos geralmente apresentam

geometria bipirâmide trigonal (observe os ângulos entre as

ligações): Cl Cl Cl Cl Cl P 90º 120º

Caso 6: moléculas com 7 átomos

Esse é um caso muito importante para uma área da Quí-mica chamada QuíQuí-mica de Coordenação. Existem moléculas com centros metálicos rodeados geralmente por 6 ligantes. O nome desse tipo de geometria éoctaédrica com ângulos entre

ligações de 90º.

90º |FeCℓ

Cabe ressaltar que estes são os casos mais gerais de geo-metrias moleculares, mas que são suficientes para nós. Casos diferentes são de previsão mais detalhada e requerem conhe-cimento mais avançado sobre ligações químicas e proprieda-des de átomos.

Atividades

01. Quando o elemento X (Z = 19) se combina com o elemento  Y (Z = 17), obtém-se um composto cuja fórmula molecular e

cujo tipo de ligação são respectivamente: a) XY e ligação iônica.

b) X₂ Y e ligação covalente fortemente polar. c) XY e ligação covalente dativa.

d) XY₂ e ligação iônica.

e) XY e ligação covalente apolar.

02. (FUVEST-SP) Ferro, óxido de ferro e polietileno apresentam ligações respectivamente:

a) Covalente, iônica e metálica. b) Covalente, metálica e iônica. c) Iônica, covalente e metálica. d) Metálica, covalente e iônica. e) Metálica, iônica e covalente.

03. Assinalar a alternativa onde as duas moléculas são pola-res: a) CO₂ e CO. b) e Cℓ_. c) HF e F₂. d)Cl _{C –– C} H H Cl e CHC ℓ 3. e) CH₂Cℓ 2 e H2O.

04. Um elemento X (Z = 20) forma com Y um composto de fór-mula X₃ Y₂. O número atômico de Y é:

a) 7. b) 9. c) 11. d) 12. e) 18.

05. Os elementos H, Ca, Cℓ _{e S podem formar compostos de Ca}

e H, Ca e S, Ca e Cℓ_{, H e S.}

Os tipos de ligações que surgem são, respectivamente: a) Iônica, iônica, iônica, covalente.

b) Covalente, iônica, iônica, covalente.

c) Covalente, iônica, iônica, iônica. d) Iônica, covalente, iônica, covalente. e) Covalente, iônica, covalente, covalente.

06. (PUC-MG) Um composto apresenta as propriedades a se-guir:

1. Alto ponto de fusão e de ebulição.

2. Bom condutor de corrente elétrica no estado líquido ou em solução aquosa.

3. Sólido à temperatura ambiente.

Esse composto deve ser formado pelos seguintes elemen-tos: a) Sódio e potássio. b) Magnésio e flúor. c) Cloro e oxigênio. d) Oxigênio e nitrogênio. e) Carbono e hidrogênio.

07. (PUC-MG) As moléculas BF₃ e NH₃ apresentam, respectiva-mente, geometrias: a) Piramidal e tetraédrica. b) Tetraédrica e plana. c) Trigonal e piramidal. d) Piramidal e piramidal. e) Trigonal e trigonal.

08. O SiO₂ é um sólido de ponto de fusão muito elevado (PF = 1.700oC) e o CO₂ é um gás nas condições ambiente. Ambos são apolares, mas a grande diferença de pontos de ebulição não se justifica pela diferença de massa molar. Justifica-se, portanto, que o retículo cristalino do SiO₂ é ___________e o do CO₂ é ____________.”

As lacunas ficam CORRETAMENTE preenchidas, respectiva

-mente, com: a) Iônico, molecular. b) Molecular, iônico. c) Molecular, covalente. d) Iônico, covalente. e) Covalente, molecular.

09. (PUC-MG) Relacione cada substância da coluna Substância

com as propriedades da coluna Propriedades. Substância 1. Diamante 2. Ouro 3. CO₂ 4. CaF₂ 5. H₂O₂ Propriedades

( ) Apolar com ligações polares.

( ) Cristal covalente de ponto de fusão e dureza elevadas. ( ) Apresenta ligações polares e apolares.

( ) Sólido, solúvel em água, altos pontos de fusão e ebulição.

Assinale a associação CORRETA encontrada:

a) 4, 5, 1, 3, 2. b) 5, 4, 3, 2, 1. c) 3, 2, 5, 4, 1. d) 2, 3, 1, 5, 4. e) 3, 2, 1, 5, 4.

10. (PUC-MG) As moléculas que apresentam geometria trigonal plana são: a) CH₂O e COCℓ 2 b) SO₃ e NCℓ 2 c) SOCℓ 2 e NH3 d) H₂O e SO₃

11. Os elementos X (Z =1) e Y (Z =15) combinam-se forman-do um composto gasoso, utilizaforman-do no expurgo de grãos armazenados, de feijão, milho e café, com intervalo de segurança de quatro dias, para que esses grãos sejam consumidos. A configuração espacial do composto consi-derado é: a) Piramidal. b) Trigonal. c) Tetraédrica. d) Angular. e) Linear.

12. (PUC-MG) Considere as substâncias a seguir: C₆H₆ (benzeno)

MM = 78 PE = 80o_C

Líquido a 25o _{e 1 atm}

Hbr (brometo de hidrogênio) MM = 81

PE = -67o_C

Gás a 25oC e 1 atm

Em relação às substâncias consideradas, são feitas as se-guintes afirmativas:

I. A diferença de pontos de ebulição deve-se ao maior nú-mero de elétrons do C₆H₆.

II. Entre moléculas de C₆H_6(l) formam-se ligações intermole-culares de hidrogênio.

III. As forças de dispersão de London nas moléculas do C₆H_6(l) são muito maiores que entre moléculas do HBr_(l).

IV. A diferença de pontos de ebulição ocorre porque as molé-culas do C₆H_6(l) apresentam maior superfície.

V. Entre moléculas de HBr_(l) ocorrem ligações unicamente do tipo dipolo permanente-dipolo permanente.

As afirmativas CORRETAS são:

a) I e II.

b) I, III e IV. c) I, IV e V. d) II, III e V. e) III e V apenas.

13. (PUC-RJ) Observa-se que, exceto o hidrogênio, os outros ele

-mentos dos grupos IA a VIIIA da tabela periódica tendem a formar ligações químicas de modo a preencher oito elétrons na última camada. Esta é a regra do octeto. Mas, como toda regra tem exceção, assinale a opção que mostra somente moléculas que não obedecem a esta regra:

I. BH₃ II. CH₄ III. H₂O IV. HCℓ V. XeF₆ a) I, II e III. b) II, III e IV. c) IV e V. d) I e IV. e) I e V.

14. (CEFET-SP) A questão a seguir refere-se aos seguintes com-ponentes do ar atmosférico: O₂; CO₂; N₂.

Considerando as ligações químicas que unem os átomos nas moléculas dos 3 gases, pode-se afirmar que são

a) Iônicas no CO₂ e covalentes no N₂ e no O₂. b) Iônicas no N₂ e no O₂ e covalentes no CO₂. c) Covalentes no N₂ e iônicas no O₂ e no CO₂. d) Iônicas no O₂, no CO₂ e no N₂.

e) Covalentes no O₂, no CO₂ e no N₂.

15. (FMTM -MG) Considere os compostos binários de hidrogênio CH₄, SiH₄, NH₃, PH₃, H₂O e H₂S. Comparando-se os valores do ponto de ebulição dos compostos em cada grupo da tabela periódica, tem-se que

a) CH₄ > SiH₄, NH₃ > PH₃ e H₂O > H₂S. b) CH₄ > SiH₄, NH₃ > PH₃ e H₂O < H₂S. c) CH₄ < SiH₄, NH₃ > PH₃ e H₂O > H₂S. d) CH₄ < SiH₄, NH₃ < PH₃ e H₂O > H₂S. e) CH₄ < SiH₄, NH₃ < PH₃ e H₂O < H₂S.

16. (FMTM-MG) A tabela relaciona duas propriedades das subs-tâncias cloreto de sódio, ácido bórico e sacarose, a 25°C e 1 atm.

Substâncias Condutividadeelétrica em fase sólida

Principal força de atração com moléculas de água

H₃BO₃ não condutor ligações de hidrogênio

C₁₂H₂₂O₁₁  Y W

Os termos X, Y, Z e W podem ser substituídos, correta e res-pectivamente, por:

a) Condutor, não condutor, íon-dipolo e dipolo-dipolo. b) Condutor, não condutor, íon-dipolo e forças de London. c) Não condutor, não condutor, dipolo-dipolo e forças de

London.

d) Não condutor, condutor, dipolo-dipolo e ligações de hidro-gênio.

e) Condutor, não condutor, íon-dipolo e ligações de hidrogê-nio.

17. (UFPE) O gás metano, CH4, pode ser obtido no espaço

side-ral pelo choque entre os átomos de hidrogênio dispersos e grafite presente na poeira cósmica. Sobre as moléculas de metano, é correto afirmar que o tipo de interação intermole-cular e sua geometria são, respectivamente:

a) Forças de Van der Waals e trigonal plana. b) Forças de Van der Waals e tetraédrica. c) Covalente e trigonal plana.

d) Ligações de hidrogênio e tetraédrica. e) Covalente e tetraédrica.

18. (UEMS) Considere as substâncias: I. Sulfeto de hidrogênio.

II. Acetato de sódio. III. Argônio gasoso. IV. Cloreto de potássio.

Quais dessas substâncias apresentam ligações covalentes? a) I e II.

b) I e III. c) II e III. d) II e IV. e) III e IV.

19. (UEMS-MS) Inúmeras substâncias químicas são encontra-das no dia a dia, tais como: NaCℓ_{, O}

2, Ag

0 _{e HCℓ. Essas}

subs-tâncias apresentadas possuem, respectivamente, ligações: a) Iônica, covalente polar, metálica e covalente polar. b) Iônica, covalente apolar, metálica e covalente polar. c) Covalente polar, metálica, covalente apolar e iônica. d) Covalente apolar, covalente polar, metálica e iônica. e) Covalente polar, metálica, iônica e covalente apolar. 20. (PUC-CAMPINAS) O mármore branco é constituído

principal-mente pelo mineral calcita, CaCO₃. Nesse mineral, as liga-ções químicas são:

a) Iônicas entre Ca₂+ _{e CO} 3

2- _{e covalentes nos íons CO} 3

2-_.

b) Iônicas entre Ca2+ _{e CO} 3

2- _{e metálicas nos íons Ca}2+_.

c) Iônicas entre todos os átomos. d) Covalentes entre todos os átomos. e) Metálicas entre todos os átomos.

21. (PUC-PR) Sabendo que o no _{atômico do H = 1, do O = 16 e}

do P = 15, representa a fórmula estrutural do ácido fosfórico e determina o no _{de ligações covalente(es) e dativa(s) para}

este ácido, assinale a resposta abaixo. a) Seis covalentes e uma dativa. b) Sete covalentes.

c) Cinco covalentes e duas dativas. d) Quatro covalentes e três dativas. e) Seis covalentes e duas dativas.

22. (PUC-PR) Observe as moléculas a seguir: NH₃, CHCℓ

3, SO3.

Sua geometria molecular e polaridade são respectivamente: a) Tetraédrica/polar; tetraédrica/polar; trigonal plana/polar. b) Piramidal/polar; tetraédrica/polar; trigonal plana/apolar. c) Trigonal plana/apolar; angular/polar; tetraédrica/apolar. d) Linear/polar; trigonal plana/polar; angular/polar.

e) Piramidal/apolar; piramidal/apolar; linear/apolar.

23. (PUC-PR) As festas e eventos têm sido incrementadas com o

efeito de névoa intensa do “gelo seco”, o qual é constituído de gás carbônico solidificado. A respeito do fato, pode-se afirmar: a) A névoa nada mais é que a liquefação do gás carbônico

pela formação das forças intermoleculares.

b) O gelo seco é uma substância composta e encontra-se na natureza no estado líquido.

c) O gelo seco é uma mistura de substâncias adicionadas ao gás carbônico e, por essa razão, a mistura se solidifica. d) Na solidificação do gás carbônico ocorre a formação de

forças intermoleculares dipolo-dipolo.

e) Sendo a molécula de CO₂ apolar, a atração entre as molé-culas se dá por dipolo instantâneo-dipolo induzido. 24. (UNIFESP-SP) A geometria molecular e a polaridade das

mo-léculas são conceitos importantes para predizer o tipo de for-ça de interação entre elas. Dentre os compostos moleculares nitrogênio, dióxido de enxofre, amônia, sulfeto de hidrogênio e água, aqueles que apresentam o menor e o maior ponto de ebulição são, respectivamente:

a) SO₂ e H₂S. b) N₂ e H₂O. c) NH₃ e H₂O. d) N₂ e H₂S. e) SO₂ e NH₃.

25. (FUVEST-SP) Os desenhos são representações de moléculas em que se procura manter proporções corretas entre raios

atômicos e distâncias internucleares.

Os desenhos podem representar, respectivamente, molécu-las de

a) Oxigênio, água e metano.

b) Cloreto de hidrogênio, amônia e água.

c) Monóxido de carbono, dióxido de carbono e ozônio. d) Cloreto de hidrogênio, dióxido de carbono e amônia. e) Monóxido de carbono, oxigênio e ozônio.

26. (UNESP-SP) S1, S2 e S3 são três substâncias distintas. Ini-cialmente no estado sólido, foram aquecidas independente-mente até a fusão completa enquanto se determinavam suas condutividades elétricas. Os resultados das observações es-tão resumidos na tabela.

S1, S2 e S3 correspondem, respectivamente, a compostos a) Metálico, covalente e iônico.

b) Metálico, iônico e covalente. c) Covalente, iônico e metálico. d) Iônico, metálico e covalente. e) Iônico, covalente e metálico.

27. (UNESP-SP) Os elementos químicos O, S, Se e Te, todos do grupo 16 da tabela periódica, formam compostos com o hi-drogênio, do grupo 1 da tabela periódica, com fórmulas quí-micas H₂O, H₂S, H₂Se e H₂Te, respectivamente. As tempe-raturas de ebulição dos compostos H₂S, H₂Se e H₂Te variam na ordem mostrada na tabela. A água apresenta temperatura de ebulição muito mais alta que os demais.

Essas observações podem ser explicadas, respectivamen-te:

a) Pela diminuição das massas molares e aumento nas for-ças das interações intramoleculares.

b) Pela diminuição das massas molares e diminuição nas forças das interações intermoleculares.

c) Pela diminuição das massas molares e pela formação de ligações de hidrogênio.

d) Pelo aumento das massas molares e aumento nas forças das interações intramoleculares.

e) Pelo aumento das massas molares e pela formação de pontes de hidrogênio.

28. (UFSCAR-SP) A tabela apresenta os valores de ponto de

ebulição (PE) de alguns compostos de hidrogênio com ele-mentos dos grupos 14, 15 e 16 da tabela periódica.

Os compostos do grupo 14 são formados por moléculas apolares, enquanto que os compostos dos grupos 15 e 16 são formados por moléculas polares. Considerando as for-ças intermoleculares existentes nestes compostos, as faixas estimadas para os valores de X, Y e Z são, respectivamente, a) > –111, > –88 e > –60.

b) > –111, > –88 e < –60. c) < –111, < –88 e > –60. d) < –111, < –88 e < –60. e) < –111, > –88 e > –60.

29. (FFFCMPA-RS) Considere o quadro abaixo, que relaciona po

-laridade de moléculas com sua geometria.

Para completar corretamente o quadro, os números 1, 2 e 3 devem ser substituídos, respectivamente, por

a) Angular, tetraédrica e apolar. b) Linear, trigonal planar e polar. c) Angular, quadrado planar e apolar. d) Planar, bipiramidal e polar.

e) Linear, piramidal e polar.

30. (UNIR-RO) Um conjunto de átomos X, com número de massa

23 e 12 nêutrons reagiu com um conjunto de átomos Y com número de massa 16 e 8 nêutrons. A partir dessas informa-ções, pode-se afirmar que a fórmula do composto resultante e o tipo de ligação entre os átomos, respectivamente, são: a) XY, iônica.

b) X₂ Y₂, covalente. c) XY, covalente. d) X₂ Y, iônica. e) XY₂, iônica.

TEORIA DA HIBRIDAÇÃO

2

Em 1930 Linus Pauling introduziu o conceito dehibridação

para explicar a formação de ligações químicas. Hibridação é a mistura de orbitais atômicos em um átomo para gerar novos orbitais chamados híbridos. Esta teoria é mais completa que a regra do octeto de Lewis, justamente por ter maior profundi-dade no estudo da ligação covalente, relacionando transições eletrônicas com geometrias moleculares.

Para o entendimento da teoria da Hibridação, é necessário conhecer alguns conceitos básicos referentes ao comporta-mento de elétrons e orbitais, como:

I. Princípio da exclusão de Pauli: determina que em

cada orbital só existem no máximo dois elétrons de spins con-trários.

II. Lligações covalentes são feitas utilizando elétrons

de-semparelhados.

III. Moléculas cujos átomos centrais possuem sobra de

pares de elétrons: considera-se que esses pares livres residem em orbitais do tipo sigma.

A HIBRIDAÇÃO sp

Estudaremos esse tipo de hibridação considerando as mo-léculas de CH₄ e NH_3.

importante para a racionalização das propriedades físico--químicas macroscópicas, bem como para o entendimento dos processos de reconhecimento molecular que ocorrem nos sistemas biológicos. A tabela abaixo apresenta as tem-peraturas de ebulição (TE), para três líquidos à pressão at-mosférica.

Líquido Fórmula Química TE (o_C)

acetona (CH₃)₂CO 56

água H₂O 100

etanol CH₃CH₂OH 78

Com relação aos dados apresentados na tabela acima, pode-mos afirmar que:

a) As interações intermoleculares presentes na acetona são mais fortes que aquelas presentes na água.

b) As interações intermoleculares presentes no etanol são mais fracas que aquelas presentes na acetona.

c) Dos três líquidos, a acetona é o que apresenta ligações de hidrogênio mais fortes.

d) A magnitude das interações intermoleculares é a mesma para os três líquidos.

e) As interações intermoleculares presentes no etanol são mais fracas que aquelas presentes na água.

32. (UFPR) Assinale a alternativa que apresenta o tipo de ligação

química que ocorre, respectivamente, nas seguintes subs-tâncias: prata e zinco dos amálgamas para obturações, água líquida, sal utilizado nos alimentos e água na forma sólida (gelo).

a) Metálica, pontes de hidrogênio, covalente apolar e cova-lente polar.

b) Metálica, covalente polar, iônica e pontes de hidrogênio. c) Metálica, iônica, pontes de hidrogênio e covalente apolar. d) iônica, covalente polar, metálica e covalente apolar. e) iônica, iônica, covalente polar e pontes de hidrogênio.

1

. CASO: A MOLÉCULA DE CH

4

A configuração eletrônica do carbono é dada abaixo:

1s² 2s² 2p² Cg 6 p_z p_y p_x

De acordo com a situação dos elétrons demonstrada aci-ma, o carbono pode fazer duas ligações covalentes, já que existem apenas dois elétrons desemparelhados. A molécula formada seria o CH₂, entretanto, essa espécie é pouco está-vel e tem tempo de vida muito curto. Então, como explicar a formação de moléculas com carbono fazendo 4 ligações? Ini-cialmente vamos explicar moléculas em que o carbono faz 4 ligações simples (sigma).

Para o átomo de carbono, primeiramente ocorre uma tran-sição do elétron situado no orbital 2s para o orbital 2p_z  (for-mando o chamado estado excitado). Entretanto, para haver a formação de 4 ligações sigma (caso da molécula de CH₄) devem-se ter 4 elétrons desemparelhados em 4 orbitais de mesma energia (chamados orbitais degenerados). Ocorre as-sim, a mistura de 4 orbitais, sendo um do tipo s e três do tipo p, para formar 4 orbitais do tipo sp3_{. Para facilitar essa}

G A B A R I T O 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 0 A E E A A B C D D 1 A A E E E C E B A B 2 A A B E B D A E D E 3 D E B