Aula_06_-_Geometria,_Polaridade_e_Interações_-_FUVEST_2024__enemconcursosgaucheallfree

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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GEOMETRIA, POLARIDADE E INTERAÇÕES INTERMOLECULARES 
 
 
AULA 06 – GEOMETRIA, POLARIDADE E INTERAÇÕES INTERMOLECULARES 
 
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FUVEST 
Prof. Guilherme Alves 
Aula 06 - Geometria, Polaridade e 
Interações Intermoleculares 
vestibulares.estrategia.com 
EXTENSIVO 
2024 
Exasi
u 
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ESTRATÉGIA VESTIBULARES – GEOMETRIA, POLARIDADE E INTERAÇÕES INTERMOLECULARES 
 
 
AULA 06 – GEOMETRIA, POLARIDADE E INTERAÇÕES INTERMOLECULARES 
 
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SUMÁRIO 
INTRODUÇÃO 3 
1. GEOMETRIA MOLECULAR 4 
TIPOS DE GEOMETRIA 4 
A TEORIA DA REPULSÃO DOS PARES ELETRÔNICOS DA CAMADA DE VALÊNCIA 6 
MOLÉCULAS COM PARES ELETRÔNICOS NÃO COMPARTILHADOS 11 
O EFEITO DOS ELÉTRONS NÃO-LIGANTES E LIGAÇÕES MÚLTIPLAS NOS ÂNGULOS DE 
LIGAÇÃO 14 
MOLÉCULAS COM LIGAÇÕES DUPLAS, TRIPLAS E DATIVAS 15 
FORMAS ESPACIAIS DE MOLÉCULAS MAIORES 16 
RESUMINDO 22 
2. POLARIDADE 26 
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES 26 
POLARIDADE DAS MOLÉCULAS 29 
3. SOLUBILIDADE 35 
4. INTERAÇÕES (OU FORÇAS) INTERMOLECULARES 42 
FORÇAS DE DISPERSÃO DE LONDON 44 
FORÇAS DIPOLO-DIPOLO 46 
LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO 47 
FORÇAS ÍON-DIPOLO 51 
OUTRAS INTERAÇÕES ENTRE PARTÍCULAS 52 
COMPARAÇÃO QUANTITATIVA ENTRE AS INTERAÇÕES ENTRE AS PARTÍCULAS 53 
PROPRIEDADES FÍSICAS: PONTOS DE FUSÃO E DE EBULIÇÃO 60 
5. ESTRUTURA DOS SÓLIDOS 65 
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SÓLIDOS MOLECULARES 66 
SÓLIDOS COVALENTES 67 
SÓLIDOS METÁLICOS 68 
SÓLIDOS IÔNICOS 68 
LIGAÇÕES NOS SÓLIDOS 69 
6. QUESTÕES DESAFIO (DIFÍCEIS) 73 
7. GABARITO NÃO COMENTADO DAS QUESTÕES DIFÍCEIS: 87 
8. CONSIDERAÇÕES FINAIS DAS AULAS 87 
 
 
INTRODUÇÃO 
Iaê, beleza? Como anda sua rotina de estudos? (Caraca, professor, nem falou direito comigo e já 
chegou dando uma voadora!) hahaha 
Desculpa ser tão direto assim, mas queria te lembrar que estudar correndo para cumprir 
cronograma por cumprir, não adianta nada. Então, não se esqueça de fazer suas revisões e se certificar 
que está passando para uma nova etapa, uma nova aula, com todo o conteúdo anterior bem entendido. 
Está assim? Então, ótimo! 
Podemos dizer que a aula que começaremos agora é como se fosse uma segunda parte da aula 
anterior, de ligações químicas. Aqui usaremos os conceitos de ligações, principalmente covalente, e 
faremos uma extrapolação, ou um aprofundamento, entenda como quiser. Fato é, que este conteúdo 
será bastante revisitado, seja na química geral, como também na físico-química e na orgânica. Portanto, 
estude com empenho e tenha sempre em mente que conhecer as propriedades das substâncias em 
função de suas interações intermoleculares é um “abrir de mundos” daqui para frente. 
Espero que curta essa aula e, claro, precisando, conte sempre comigo! 
 
Grande abraço! 
Professor Guilherme Alves 
 
 
 
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1. GEOMETRIA MOLECULAR 
Muitas propriedades físico-químicas das substâncias podem ser explicadas pela geometria de suas 
moléculas, ou seja, pela disposição de seus átomos no espaço. 
Nós estudamos na aula sobre ligações químicas que uma molécula é formada por átomos unidos 
pelo compartilhamento de pares eletrônicos, mas isso não é suficiente para permitir prever sua forma, 
sua geometria. 
A disposição espacial dos átomos em uma molécula é dada por sua fórmula estrutural espacial ou 
simplesmente fórmula espacial. 
Veja, como exemplo, a molécula H2O: 
 
As fórmulas eletrônica e estrutural plana nós aprendemos na aula passa. A fórmula espacial é o 
nosso foco aqui, ao estudarmos as geometrias moleculares. 
 
TIPOS DE GEOMETRIA 
São conhecidas milhares de moléculas atualmente, mas suas estruturas podem ser analisadas a 
partir de uma montagem de cinco tipos de arranjos eletrônicos fundamentais. Observe: 
 
 
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Cada molécula possui um ARRANJO de seus pares eletrônicos em torno do átomo central, 
independente se esses elétrons estão em uma ligação (elétrons ligantes) ou se são pares de elétrons 
livres (elétrons não-ligantes). Esse arranjo é determinado pela repulsão dos pares de elétrons da 
camada de valência dos átomos da molécula. A GEOMETRIA MOLECULAR é a geometria das ligações 
químicas em uma molécula. A geometria da molécula depende de todos os pares de elétrons ao 
redor do átomo central, sejam ligantes ou não, mas só leva em consideração os pares de elétrons 
ligantes. 
Por exemplo, para a molécula de amônia (NH₃), que possui 4 átomos, podemos considerar que o 
N é o átomo central e pertence ao grupo 15, logo, possui 5 elétrons em sua camada de valência, e 
que para atingir o octeto (8 elétrons na camada de valência), esse átomo deve fazer três ligações 
covalentes com os três hidrogênios. Assim, ao redor do átomo central teremos três elétrons ligantes 
e um par de elétrons livres (elétrons não-ligantes). 
ARRANJO: com elétrons nas quatro direções ao redor do átomo central, o arranjo dessa molécula 
é tetraédrico. 
GEOMETRIA MOLECULAR: teremos três ligações ao redor do átomo central, que está no centro 
de um arranjo tetraédrico. Sendo assim, uma direção, que é a direção do par de elétrons livres, deve 
ser ignorada, e o tetraedro passa a ser uma pirâmide, chamado de geometria piramidal. 
 
Vamos detalhar melhor sobre isso no próximo tópico. Continua comigo. 
 
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A TEORIA DA REPULSÃO DOS PARES ELETRÔNICOS DA 
CAMADA DE VALÊNCIA 
Várias teorias nos permite fazer uma previsão sobre a geometria das moléculas. A mais simples 
delas é conhecida como Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência (do inglês 
Valence Shell Electron Pair Repulsion, onde usamos a sigla VSEPR) e se aplica, satisfatoriamente, à 
discussão da geometria das moléculas, que você conhecerá ao longo deste estudo. 
 
Essa teoria está baseada em dois pontos fundamentais: 
1) Os pares eletrônicos da camada de valência estão afastados ao máximo uns dos outros. 
Isso se deve ao fato de esses pares eletrônicos terem carga negativa e, naturalmente, existir uma 
repulsão entre eles. 
2) A geometria da molécula é dada pela posição dos núcleos dos átomos. 
Como consequência da repulsão dos pares eletrônicos, os núcleos dos átomos assumem posições 
no espaço e, com isso, a molécula apresentará uma determinada geometria. 
 
Veja no quadro abaixo: 
Número de pares 
de elétrons em 
torno no átomo 
central 
Distribuição dos pares de 
elétrons 
(arranjos eletrônicos) 
Arranjo espacial dos 
pares eletrônicos 
em torno do átomo 
central 
Ângulos de ligação 
previstos 
2 
 
Linear 𝟏𝟖𝟎° 
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3 
 
Trigonal Plano 𝟏𝟐𝟎° 
4 
 
Tetraédrico 𝟏𝟎𝟗, 𝟓° 
5 
 
Bipirâmide trigonal 𝟏𝟐𝟎° 𝒆 𝟗𝟎° 
6 
 
Octaédrico 𝟗𝟎° 𝒆 𝟗𝟎° 
Cada uma desses arranjos eletrônicos posiciona os elétrons ligantes (compartilhados) e pares de 
elétrons isolados (não-ligantes) o mais longe possível um do outro, minimizando a repulsão entre eles e 
dando origem às diversas geometrias das moléculas. 
 
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Apresentadapela primeira vez na universidade de Oxford, em 1940, por Nevil Sidgwick e Herbert 
Powell, a aplicação da Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência deve seguir 
algumas etapas: 
 
Vamos aplicar essa teoria a algumas moléculas, comecemos pela molécula BeCl2, que possui dois 
pares eletrônicos: 
1ª etapa: Construir a fórmula eletrônica da molécula (fórmula de Lewis). 
 
2ª etapa: Contar o número total de pares eletrônicos, compartilhados ou não, ao redor do átomo 
central e separá-los ao máximo em torno do átomo central. 
 
2 pares eletrônicos 
3ª etapa: Escolher uma figura geométrica que corresponda à máxima repulsão entre os pares 
eletrônicos. 
 
 
4ª etapa: Indicar na figura escolhida a posição de cada núcleo atômico que existe na molécula. 
Neste exemplo devem ser indicados os núcleos do berílio e do cloro. 
2 pares 
eletrônicos
Disposição 
linear
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https://pt.wikipedia.org/wiki/Nevil_Sidgwick
https://pt.wikipedia.org/wiki/Herbert_Powell
https://pt.wikipedia.org/wiki/Herbert_Powell
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Geometria molecular: Linear 
 
Observação: Como as moléculas biatômicas (com dois átomos) são sempre lineares, não há 
necessidade de ser aplicada a Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos para prever sua 
geometria. 
 
Veja a seguir outros casos que mostram como a Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos da 
Camada de Valência permite prever a geometria de várias moléculas simples. 
 
Moléculas com três pares eletrônicos 
1ª Etapa: 
 
2ª Etapa: 
 
3 pares eletrônicos 
3ª Etapa: 
 
3 pares 
eletrônicos
Disposição 
trigonal 
plana
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4ª Etapa: 
 
Geometria molecular: Trigonal Plana 
 
 
Moléculas com quatro pares eletrônicos 
1ª Etapa: 
 
2ª Etapa: 
 
4 pares eletrônicos 
3ª Etapa 
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4ª Etapa: 
 
Geometria molecular: Tetraédrica 
 
MOLÉCULAS COM PARES ELETRÔNICOS NÃO 
COMPARTILHADOS 
Vimos, nos exemplos anteriores, que as moléculas BeCl2, BCl3 e CH4 possuem átomos centrais que 
utilizam todos os seus elétrons de valência nas ligações covalentes, ou seja, os elementos berílio, boro 
e carbono não possuem pares eletrônicos isolados (elétrons não-ligantes). 
 
Como essa previsão poderia ser feita caso esses átomos centrais não compartilhassem todos os 
seus pares eletrônicos e apresentassem pares de elétrons isolados? 
Nesse caso, a Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência deve ser aplicada 
normalmente. De seguinte forma: 
4 pares 
eletrônicos
Disposição 
tetraédrica
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• primeiramente, distribuímos todos os pares eletrônicos no espaço, de acordo com a máxima 
repulsão entre eles, como já fizemos nos exemplos anteriores; 
• indicamos todos os átomos da molécula; 
• por fim, a geometria será dada pela posição dos núcleos em relação ao arranjo eletrônico. 
 
Veja como é feito: 
1 ª etapa: Construir fórmulas eletrônicas. 
 
Observe que a molécula de H2O apresenta quatro pares de elétrons, sendo dois deles não 
compartilhados (pares isolados não-ligantes), enquanto a molécula NH3 apresenta um único par não 
compartilhado. 
 
2ª etapa: Distribuir todos os pares no espaço, de acordo com a máxima repulsão. 
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3ª etapa: Colocar todos os núcleos e, de acordo com sua posição, obter a geometria molecular. 
 
 
É importante você não confundir a arranjo espacial (obtida pela repulsão dos pares 
eletrônicos) com a geometria molecular (obtida a partir da posição dos núcleos atômicos). 
 
 
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O EFEITO DOS ELÉTRONS NÃO-LIGANTES E LIGAÇÕES 
MÚLTIPLAS NOS ÂNGULOS DE LIGAÇÃO 
De uma forma geral, a Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência nos 
permite fazer boas previsões sobre os ângulos de ligações. Os valores experimentais quase sempre 
confirmam os valores teóricos e, nos casos em que esses valores encontrados experimentalmente 
parecem estar diferentes do teórico, a própria Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de 
Valência se encarrega de explicar. Veja os exemplos abaixo: 
 
Nas moléculas NH3 e H2O, os ângulos reais diferem dos valores previstos. No entanto, esse fato 
pode ser explicado pela repulsão que os pares isolados exercem sobre os pares compartilhados. 
Observe: 
Podemos refinar o modelo da Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência 
para determinar e explicar pequenas distorções dos ângulos de algumas moléculas. Por exemplo, o 
metano (CH4), a amônia (NH3) e a água (H2O). As três moléculas possuem arranjos tetraédricos de seus 
elétrons em torno do átomo central, porém os respectivos ângulos de ligação diferem ligeiramente: 
 
Se você observar, os ângulos de ligação nas moléculas diminuem à medida que o número de 
pares de elétrons não ligantes aumenta. 
 
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Um par de elétrons ligante é atraído por ambos os núcleos dos átomos ligados. Em contrapartida, 
um par de elétrons não-ligante é atraído, basicamente, por um único núcleo atômico. Uma vez que 
um par de elétrons não-ligante sofre menos atração nuclear, o volume que esses elétrons irá ocupar 
é maior, quer dizer, a nuvem eletrônica se encontra mais espalhada no espaço do que a de um par 
de elétrons ligante, como mostrado na figura abaixo. 
 
Volumes relativos ocupados pelos pares de elétrons ligante e não-ligante 
 
Em razão disso, os pares de elétrons não-ligantes exercem forças repulsivas maiores sobre os 
elétrons próximos e, portanto, tendem a comprimir os ângulos de ligação. 
 
 
MOLÉCULAS COM LIGAÇÕES DUPLAS, TRIPLAS E 
DATIVAS 
De acordo com a Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência, as ligações 
duplas, triplas e dativas devem ser sempre entendidas como se fossem um único par de elétrons. 
 
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Ligações múltiplas contêm maior densidade elétrica que ligações simples, assim, as ligações 
duplas e triplas representam nuvens eletrônicas mais volumosas. Considere a estrutura de Lewis do 
fosgênio, COCl2: 
 
Como o átomo central (carbono) está rodeado por três nuvens eletrônicas, poderíamos esperar 
uma geometria trigonal plana com ângulos de ligação de 120°. Porém, a dupla ligação atua muito 
mais como um par de elétrons não-ligante, reduzindo o ângulo de ligação Cl — C — CI em relação 
ao ângulo teórico de 120° para um ângulo real de ~111o, como mostrado abaixo: 
 
 
Em geral, a região ocupada pelos elétrons nas ligações múltiplas exercem uma maior força 
repulsiva que os elétrons que das ligações simples, por ocuparem um maior volume no espaço. 
 
 
FORMAS ESPACIAIS DE MOLÉCULAS MAIORES 
Apesar de considerarmosaté aqui moléculas e íons cujas estruturas contêm apenas um único 
átomo central, o modelo da Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência pode ser 
estendido para moléculas maiores e mais complexas. Por exemplo, a molécula de ácido acético, cuja 
estrutura de Lewis é: 
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O ácido acético tem três átomos mais internos: o átomo de C mais à esquerda, o átomo de C 
central e o átomo de O mais à direita. 
Podemos usar o modelo da Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência para 
determinar a geometria ao redor de cada um desses átomos individualmente: 
 
O carbono mais à esquerda tem quatro domínios de elétrons (todos de pares ligantes),logo a 
geometria ao redor dele é tetraédrica. O átomo de C central tem três domínios de elétrons (contando a 
dupla ligação corno um domínio). Portanto, a geometria ao redor dele é trigonal plana. O átomo de O tem 
quatro domínios de elétrons (dois de pares ligantes e dois de pares não-ligantes), assim o arranjo é 
tetraédrico e a geometria molecular ao redor do O, angular. Espera-se que os ângulos de ligação ao redor 
do átomo de C central e do átomo de O sofram pequenos desvios em relação aos valores ideais de 120° e 
de 109,5°, devido à demanda espacial das ligações múltiplas e dos pares de elétrons não-ligantes. 
 
 
(UFRGS RS/2018) 
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Considerando a geometria molecular de algumas moléculas e íons, assinale a alternativa que lista 
apenas as espécies com geometria trigonal plana. 
a) CO2, SO2, SO3 
b) O3, NH3, NO3- 
c) NO3-, O3, CO2 
d) NH3, BF3, SO3 
e) SO3, NO3-, BF3 
 
Comentários: 
As geometrias das moléculas são: 
 
 
Gabarito: E 
 
(Faculdade Santo Agostinho BA/2018 - adaptado) 
A estrutura da substância amônia é dada abaixo: 
 
Sobre a molécula de amônia, pode-se afirmar: 
a) Todos os átomos estão em um mesmo plano. 
b) A geometria da molécula é piramidal. 
c) O ângulo entre as ligações N-H é de 120°. 
 
Comentários: 
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Julgando os itens, tem-se: 
a) Errado. A geometria da molécula NH3 é piramidal e os átomos estão em uma configuração 
tridimensional. A linha tracejada indica um hidrogênio posicionado atrás do plano da tela, enquanto 
a linha preenchida indica um hidrogênio para fora da tela. O terceiro hidrogênio apresenta uma 
linha e está posicionado no plano da tela, portanto, essa molécula não é planar. 
b) Certo. Um átomo central, três átomos ligantes e um par de elétron não ligante formam uma 
molécula com geometria piramidal ou pirâmide de base triangular. 
c) Errado. O ângulo de 120° é encontrado nas moléculas com geometria trigonal plana. A 
geometria piramidal encontrada na amônia (NH3) apresenta ângulos de 107° entre os átomos de 
hidrogênio. 
Gabarito: B 
 
(Mackenzie SP/2017) 
Assinale a alternativa que apresenta compostos químicos que possuam geometria molecular, 
respectivamente, linear, trigonal plana e piramidal. 
Dados: número atômico (Z) H = 1, C = 6, N = 7, O = 8, F = 9 e S = 16. 
 
a) H2O, SO3 e CH4. 
b) CO2, SO3 e NH3. 
c) CH4, SO2 e HF. 
d) CO2, SO2 e NH3. 
e) H2O, SO2 e HF. 
 
Comentários: 
As geometrias das moléculas são dadas por: 
 
 
Gabarito: B 
 
(UFRR - 2016) 
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De acordo com a teoria da repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência (VSEPR), em 
qual alternativa as moléculas apresentam a mesma geometria. 
a) BF3 e H2S 
b) PH3 e NH3 
c) SF6 e PH3 
d) H2S e PH3 
e) NH3 e BF3 
 
Comentários: 
Vamos analisar cada alternativa: 
A) BF3 e H2S 
As estruturas de Lewis dos BF3 e H2S seguem abaixo: 
 
A molécula de BF3 possui três átomos ligantes ao átomo central (X3) e nenhum (zero) pares de 
elétrons não ligantes (E0) no átomo central. Assim, a fórmula VSEPR do BF3 é AX3E0. Correlacionando 
essa fórmula com a tabela fornecida acima, concluímos que a geometria dessa molécula é trigonal 
planar. A fórmula VSEPR do H2S é AX2E2, logo, a geometria dessa molécula será angular, pois os 
elétrons não ligantes repelem mais fortemente, forçando a aproximação dos hidrogênios. 
 
B) PH3 e NH3 
As estruturas de Lewis dos PH3 e NH3 seguem abaixo: 
 
Ambas as moléculas (PF3 e NH3) possuem três átomos ligantes ao átomo central (X3) e um par de 
elétrons não ligantes (E1) no átomo central. Assim, a fórmula VSEPR dessas moléculas é AX3E1. 
Correlacionando essa fórmula com a tabela fornecida acima, concluímos que a geometria dessas 
moléculas é pirâmide trigonal. É importante ressaltar que a presença dos pares eletrônicos não 
ligantes no átomo central, em ambos os casos, força a aproximação dos átomos de hidrogênio. 
 
C) SF6 e PH3 
As estruturas de Lewis dos SF6 e PH3 seguem abaixo: 
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A molécula de SF6 possui seis átomos ligantes ao átomo central (X6) e nenhum (zero) pares de 
elétrons não ligantes (E0) no átomo central. Assim, a fórmula VSEPR do SF6 é AX6E0. Correlacionando 
essa fórmula com a tabela fornecida acima, concluímos que a geometria dessa molécula é 
octaédrica. A fórmula VSEPR do PH3 é AX3E1, logo a geometria dessa molécula será trigonal planar. 
 
D) H2S e PH3 
As estruturas de Lewis dos H2S e PH3 seguem abaixo: 
 
O PH3 e o H2S como já mencionado acima apresentam, respectivamente, as fórmulas VSEPR: AX3E1 
e AX2E2, portanto a geometria do PH3 é pirâmide trigonal e a geometria do H2S é angular. 
 
E) NH3 e BF3 
O NH3 e o BF3, como já mencionado anteriormente, apresentam, respectivamente, fórmulas 
VSEPR: AX3E1 e AX3E0, portanto, as geometrias do NH3 e o BF3 serão, respectivamente, pirâmide 
trigonal e trigonal planar. 
A única alternativa que ambas as moléculas apresentam a mesma geometria é a letra B. 
Gabarito: B 
 
(UNICENTRO - 2018) 
De acordo com o modelo da Repulsão dos Pares Eletrônicos na Camada de Valência: “Em qualquer 
ligação covalente, os pares de elétrons da camada de valência tendem a ficar o mais afastados 
possível uns dos outros, uma vez que exercem repulsão entre si.” 
Nas estruturas abaixo, qual a geometria das ligações e o ângulo formado entre elas. 
 
a) I - Tetraédrica (ângulo de 109,5°); II - Angular (ângulo de 120°); III - Linear (ângulo de 180°). 
b) I - Piramidal (ângulo de 90°); II - Trigonal plana (ângulo de 109,5°); III - Linear (ângulo de 120°). 
c) I - Quadrado planar (ângulo de 90°); II - Trigonal plana (ângulos de 180° e 90°); III – Linear 
(ângulo de 180°). 
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d) I - Tetraédrica (ângulo de 109,5°); II - Trigonal plana (ângulo de 120°); III - Linear (ângulo de 
180°). 
e) I - Tetraédrica (ângulo de 90°); II - Trigonal plana (ângulos de 180° e 90°); III - Linear (ângulo de 
180°). 
 
Comentários: 
A molécula I é composta pelo carbono como átomo central, 4 ligantes e nenhum par de elétrons 
não ligantes no átomo central, assim a fórmula VSEPR dessa molécula é: AX4E0. Correlacionando 
essa fórmula com a tabela acima, determinamos que a geometria dessa molécula é tetraédrica 
(ângulo de 109,5°). A molécula II é composta pelo carbono comoátomo central, 3 ligantes e nenhum 
par de elétrons não ligantes no átomo central, assim a fórmula VSEPR dessa molécula é: AX3E0. 
Correlacionando essa fórmula com a tabela acima, determinamos que a geometria dessa molécula 
é trigonal planar (ângulo de 120°). Já molécula III é composta pelo carbono como átomo central, 2 
ligantes e nenhum pares de elétrons não ligantes no átomo central, assim a fórmula VSEPR dessa 
molécula é: AX2E0. Correlacionando essa fórmula com a tabela acima, determinamos que a 
geometria dessa molécula é linear (ângulo de 180°). 
Gabarito: D 
 
RESUMINDO 
Pares 
de elétrons 
Arranjo dos elétrons 
Pares de 
elétrons 
ligantes 
Pares de 
elétrons 
não-
ligantes 
Geometria 
molecular 
Exemplos 
2 
 
2 0 
 
3 
 
3 0 
 
 
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23 
2 1 
 
 
4 
 
4 0 
 
3 1 
 
 
2 2 
 
 
 
 
Existem outras geometrias moleculares que não seguem a regra do octeto. Estas geometrias 
ocorrem quando o átomo central pertence ao 3º período ou mais, da tabela periódica, pois envolve a 
realocação de elétrons do subnível s preenchido no subnível d vazio. 
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24 
 
 
 
Aplicando a Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência para as moléculas, 
encontra-se as seguintes geometrias: 
 
 
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25 
Pares 
de elétrons 
Arranjo dos elétrons 
Pares de 
elétrons 
ligantes 
Pares de 
elétrons 
não-
ligantes 
Geometria 
molecular 
Exemplos 
5 
 
5 0 
 
PC5 
4 1 
 
SF4 
3 2 
 
CF3 
2 3 
 
XeF2 
6 6 0 
 
SF6 
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26 
 
5 1 
 
BrF5 
4 2 
 
XeF4 
 
Cada grupo AXE (A = elemento central, X = número de ligantes e E = número de par de elétrons 
livres) possui uma determinada geometria molecular que obedece à Teoria da Repulsão dos Pares de 
Elétrons da Camada de Valência (VSEPR). Os grupos e as respectivas geometrias são: 
 
 
 
 
 
2. POLARIDADE 
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES 
Em função da diferença de eletronegatividade dos átomos que estão unidos por uma ligação 
covalente, podemos classificar essas ligações em polares ou apolares. Nas ligações covalentes apolares, 
não há diferença de eletronegatividade entre os átomos ligados. Portanto, os elétrons das ligações são 
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AULA 06 – GEOMETRIA, POLARIDADE E INTERAÇÕES INTERMOLECULARES 
 
27 
igualmente compartilhados entre os átomos, resultando em uma distribuição homogênea de densidade 
eletrônica. Isso ocorre, por exemplo, nas moléculas de H2, Cl2 e F2. 
 
Por outro lado, em ligações covalentes que envolvem átomos diferentes, ocorre uma distribuição 
desigual da densidade eletrônica na ligação devido à diferença de eletronegatividade existente entre os 
átomos que estão unidos. O átomo da ligação que possui maior eletronegatividade adquire uma maior 
densidade eletrônica, desenvolvendo, portanto, uma carga parcial negativa (δ–). Já o átomo com menor 
eletronegatividade adquire uma carga parcial positiva (δ+), em função de sua menor densidade 
eletrônica. Diz-se, nesse caso, que a ligação é polar. Isso ocorre, por exemplo, nas moléculas de HCl e H2O. 
 
 
 
Não confunda polarização da ligação covalente com formação de íons. A polarização de uma 
ligação covalente não indica transferência de elétrons entre os átomos mas o compartilhamento 
desigual desses elétrons. Essa polarização também é chamada de dipolo elétrico ou momento 
dipolar (μ). A força resultante das atrações dos átomos sobre as ligações covalentes é representada 
por uma seta cortada próxima à extremidade ( ), onde essa representação vetorial aponta 
sempre para a maior densidade eletrônica (ou para o elemento mais eletronegativo). Exemplo: 
 
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28 
 
 
 
 
A ordem de eletronegatividade dos elementos é necessária para determinar a polaridade da 
ligação covalente, portanto, memorize a ordem abaixo: 
 
Quanto maior a diferença de eletronegatividade, maior a polaridade da ligação 
Fazendo uma extrapolação desse conceito, podemos dizer que uma ligação será 
predominantemente iônica quando a diferença de eletronegatividade for tão grande a ponto de um 
átomo atrair um elétron pra si e retirá-lo da camada de valência do outro átomo menos 
eletronegativo. É o que acontece quando o sódio se liga ao cloro. O cloro é tão mais eletronegativo 
que o sódio que, ao atrair pra si o elétron do sódio, acaba por retirá-lo da camada de valência do 
sódio. Formam-se, então, os íons Cl- e Na+. 
 
 
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29 
 
 
POLARIDADE DAS MOLÉCULAS 
Para determinarmos a polaridade das moléculas precisamos considerar o vetor momento dipolar 
de cada ligação que constitui a molécula. Caso a soma desses vetores tenha uma resultante igual a zero, 
a molécula será apolar, caso a soma dos vetores tenha uma resultante diferente de zero a molécula será 
polar. 
 
 
Veja alguns exemplos: 
• Fluoreto de hidrogênio, HF: Geometria linear 
 
 
Toda molécula diatômica heteronuclear, ou seja, compostas por dois elementos diferentes, é 
polar. 
 
• Dissulfeto de carbono, CS2: Geometria linear 
 
1º passo: 
Represente a 
geometria da 
molécula.
2º passo: Determine 
o momento dipolar 
de cada ligação 
covalente.
3º passo: 
Determine o 
momento dipolar 
resultante da 
molécula.
μr = 0
(molécula apolar)
μr ≠ 0
(molécula polar)
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30 
Os vetores de momento dipolar das ligações individuais possuem mesma intensidade e direção, 
mas sentidos contrários. Por isso, eles se cancelam. É importante destacar que moléculas que possuem 
ligações polares podem ser apolares. O mapa de potencial eletrostático do CS2 mostra que a região de 
maior densidade eletrônica, região vermelha, concentra-se no átomo de enxofre, o mais eletronegativo. 
Veja: 
 
 
• Fluoreto de boro, BF3: Geometria trigonal plana 
 
A resultante entre dois vetores de mesma intensidade e coplanares (no mesmo plano) com 
ângulos de 120o tem a mesma intensidade (valor) que os vetores individuais (regra do paralelogramo). 
Por isso, três vetores coplanares de mesma intensidade com ângulos de 120o se cancelam. Esse raciocínio 
só é válido para moléculas que possuem quatro átomos no total, com ligantes iguais e não possuem par 
de elétrons livres. Com ligantes diferentes, os vetores de momento dipolar não se cancelam e a molécula 
é polar. Observe o exemplo ao lado, da molécula de fosgênio, COCl2: 
 
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31 
 
 
• Dióxido de enxofre, SO2: Geometria angular 
 
 
 
Todas as moléculas angulares (possuem par de elétrons livres) são polares. Uma observação 
muito importante é sobre o ozônio. Apesar de ser uma molécula homonuclear(somente ligações 
apolares), o ozônio é polar. Um par de elétrons isolado no átomo central se comporta como um ligante 
de alta eletronegatividade, possuindo um vetor de momento de dipolo em sua direção. Por isso, uma 
molécula poliatômica homonuclear como o ozônio pode ser polar 
 
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32 
 
 
• Metano, CH4: Geometria tetraédrica 
 
É um pouco difícil visualizar o somatório dos vetores no arranjo tetraédrico. No entanto, podemos 
afirmar que vetores de mesma intensidade, em um arranjo espacial de tetraedro regular, cancelam-se. 
Sendo assim, moléculas tetraédricas com ligantes iguais são apolares e as de ligantes diferentes, polares. 
Por exemplo, os dipolos de ligação no CH2Cl2 não se cancelam: 
 
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33 
 
 
• Amônia, NH3: Geometria piramidal 
 
 
 
Todas as moléculas piramidais são polares. 
 
• Água, H2O: Geometria angular 
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34 
 
Todas as moléculas angulares são polares. De acordo com a regra do paralelogramo, a molécula 
de água possui um μr diferente de zero, que aponta na direção do átomo de oxigênio. O mapa de potencial 
eletrostático da água mostra que a região de maior densidade eletrônica, região vermelha, concentra-se 
no átomo de oxigênio. Veja: 
 
 
A polaridade como um todo, de uma molécula, depende de sua geometria molecular. 
 
 
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35 
 
Resumidamente, temos: 
 
 
3. SOLUBILIDADE 
De modo geral, substâncias apolares tendem a se dissolver em solventes apolares e substâncias 
polares tendem a se dissolver em solventes polares. Portanto, na previsão sobre solubilidade, devemos 
seguir a seguinte regra geral: 
“Semelhante dissolve semelhante” 
Na realidade, toda substância possui um certo grau de solubilidade em outra. Portanto, é mais 
adequado e correto comparar substâncias quanto ao nível de solubilidade (menos ou mais solúvel) em 
uma terceira substância, que criar uma regra incondicional. De modo geral, substâncias com solubilidade 
abaixo de 0,01 mol·L–1 são classificadas como insolúveis. Substâncias solúveis entre si são denominadas 
miscíveis, ao passo que substâncias insolúveis são chamadas de imiscíveis. 
 
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36 
 
Alguns termos são muuuuito comuns em questões que tratam sobre solubilidade das 
substâncias. Esteja familiarizado com eles e se assuste com o tanto de questões que você vai 
entender logo de cara! 
São eles: 
 
 
 
 
 
(Centro Universitário de Franca SP/2016) 
Uma etapa importante na produção industrial de ácido sulfúrico é a obtenção do trióxido de 
enxofre a partir da seguinte reação: 
2 SO2 (g) + O2 (g) ⇌ 2 SO3 (g) ∆H<0 
Para aumentar o rendimento da produção de ácido sulfúrico, a formação do gás trióxido de 
enxofre é uma etapa crítica, sendo importante favorecer o deslocamento do equilíbrio no sentido 
da formação desse gás. Considere que esse sistema sofre, separadamente, as seguintes ações: 
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37 
1: aumento da pressão 
2: adição de um catalisador 
3: aumento da concentração de oxigênio 
4: aumento da temperatura 
De acordo com a sequência apresentada na equação química, as polaridades das moléculas dos 
gases, são, respectivamente, 
 
a) polar, polar e apolar. 
b) polar, apolar e polar. 
c) polar, apolar e apolar. 
d) apolar, apolar e polar. 
e) apolar, apolar e apolar. 
 
Comentário: 
Determina-se as geometrias das moléculas: 
S
O O
 → geometria angular → toda molécula angular é polar. 
O O
 → uma ligação covalente formada por elementos iguais → molécula apolar. 
S
O O
O
 → geometria trigonal plana com elementos periféricos iguais → molécula apolar. 
 
Gabarito: C 
 
(UEM PR/2017) 
Assinale o que for correto. 
01. O diclorometano (CH2C2) é um composto tetraédrico e apolar. 
02. O dissulfeto de carbono (CS2) é um composto angular e solúvel em água. 
04. O tetraclorometano (CC4) é um composto apolar, portanto se dissolve em hexano. 
08. O dióxido de carbono (CO2) é um composto linear e apolar. 
16. O trifluoreto de boro (BF3) é um composto piramidal e polar. 
 
Comentário: 
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38 
01. Errado. O diclorometano (CH2C2) é um composto tetraédrico e polar. Uma molécula 
tetraédrica é apolar quando os ligantes periféricos são iguais entre si. Existe duas formas de 
apresentar a geometria do diclorometano: 
C
ClCl
H
H
 ou 
C
Cl
H
Cl
H
 
02. Errado. O dissulfeto de carbono (CS2) é um composto linear, que apresenta ligantes periféricos 
iguais e, consequentemente, é apolar. Os compostos apolares são insolúveis em água. 
C SS
 
04. Certo. O tetraclorometano (CC4) e o hexano são apolares. Os compostos apolares são 
imiscíveis entre si. O tetraclorometano é apolar porque apresenta geometria tetraédrica com 
ligantes periféricos iguais entre si. O hexano é um hidrocarboneto e sabe-se, que todos os 
hidrocarbonetos são apolares. 
08. Certo. O dióxido de carbono (CO2) é um composto linear e apolar. O dióxido de carbono 
apresenta dois átomos ligantes periférico e não apresenta par de elétrons não ligantes no átomo 
central, portanto, a sua geometria é linear. Como os ligantes periféricos são idênticos entre si, a 
molécula de CO2 é apolar. 
16. Errado. O trifluoreto de boro (BF3) não apresenta par de elétrons não ligante no átomo central, 
portanto a sua geometria é trigonal plana. 
B
F
FF 
Gabarito: 12 
 
(UFRR/2016) 
O momento de dipolo elétrico (μ) é uma propriedade relacionada à distribuição de cargas 
elétricas nas moléculas, o qual pode ser representado por: μ = Q x d, sendo Q a carga, em Coulomb, 
e d a distância entre as cargas, em Å (10–8 cm). Quando o valor do momento de dipolo elétrico for 
igual a zero (μ = 0), a molécula é considerada apolar e, quando diferente de zero (μ ≠ 0), é polar. 
Assinale a alternativa que apresenta apenas moléculas com momento de dipolo elétrico diferente 
de zero (μ ≠ 0). 
a) CH4; H2O; NH3; HC 
b) H2O; CO2; CH3C; CO 
c) NH3; CO2; CO; HC 
d) H2O; HC; CH3C; HF 
e) CH4; HC; NH3; HF 
 
Comentário: 
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39 
As moléculas que apresentam o dipolo elétrico diferente de zero são as moléculas polares. 
Determinando a polaridade de cada molécula: 
Moléculas com μ = 0: 
C
H
H
H
H
 
C OO
 
Molécula com μ ≠ 0: 
O
HH 
N
H
H
H
 H Cl 
C
Cl
H
H
H
 C O H F 
Gabarito: D 
 
(ENEM 2016) 
Em sua formulação, o spray de pimenta contém porcentagens variadas de oleorresina de 
Capsicum, cujo princípio ativo é a capsaicina, e um solvente (um álcool como etanol ou isopropanol). 
Em contato com os olhos, pele ou vias respiratórias, a capsaicina causa um efeito inflamatórioque 
gera uma sensação de dor e ardor, levando à cegueira temporária. O processo é desencadeado pela 
liberação de neuropeptídios das terminações nervosas. 
Como funciona o gás de pimenta. Disponível em: http://pessoas.hsw.uol.com.br. Acesso em: 1 mar. 2012 (adaptado). 
 
Quando uma pessoa é atingida com o spray de pimenta nos olhos ou na pele, a lavagem da região 
atingida com água é ineficaz porque a 
A) reação entre etanol e água libera calor, intensificando o ardor. 
B) solubilidade do princípio ativo em água é muito baixa, dificultando a sua remoção. 
C) permeabilidade da água na pele é muito alta, não permitindo a remoção do princípio ativo. 
D) solubilização do óleo em água causa um maior espalhamento além das áreas atingidas. 
E) ardência faz evaporar rapidamente a água, não permitindo que haja contato entre o óleo e o 
solvente. 
 
Comentários: 
Como informado no texto da questão, o princípio ativo do spray de pimenta é a capsaicina, que é 
de caráter apolar, logo, esse composto praticamente não será solúvel em água, que é de caráter 
polar. Por isso a remoção do spray de pimenta com água é ineficaz. Para resolver esse tipo de 
questão, lembre-se da velha máxima: “semelhante dissolve semelhante” 
Gabarito: B 
 
(ENEM 2016) 
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40 
A lipofilia é um dos fatores fundamentais para o planejamento de um fármaco. Ela mede o grau 
de afinidade que a substância tem com ambientes apolares, podendo ser avaliada por seu 
coeficiente de partição. 
 
Em relação ao coeficiente de partição da testosterona, as lipofilias dos compostos 1 e 2 são, 
respectivamente, 
A) menor e menor que a lipofilia da testosterona. 
B) menor e maior que a lipofilia da testosterona. 
C) maior e menor que a lipofilia da testosterona. 
D) maior e maior que a lipofilia da testosterona. 
E) menor e igual que a lipofilia da testosterona. 
 
Comentário: 
As diferenças entre a testosterona e os compostos 1 e 2 é somente pela alteração do grupo X na 
estrutura (veja a imagem acima). Na molécula de testosterona, o grupo X é o OH. O oxigênio é um 
elemento bastante eletronegativo, dessa forma, a presença desse grupo na molécula, aumenta de 
forma significativa o caráter polar dela. Já a alteração do grupo X por hidrogênio (composto 1) e CH3 
(composto 2) não irá modificar, de forma significativa, a polaridade da molécula. Assim, os 
compostos 1 e 2 apresentaram um maior caráter apolar maior que a testosterona e dessa forma 
vão apresentar uma maior lipofilia que a testosterona. 
Resposta: D 
 
(ENEM 2016) Os tensoativos são compostos capazes de interagir com substâncias polares e 
apolares. A parte iônica dos tensoativos interage com substâncias polares, e a parte lipofílica 
interage com as apolares. A estrutura orgânica de um tensoativo pode ser representada por: 
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41 
 
 
 
Comentário: 
É informado, no enunciado da questão, que a parte iônica dos tensoativos interage com 
substâncias polares e a parte lipofílica (lipo = gordura, filia = atração, ou seja, atração por gordura) 
interage com as apolares. Pela imagem, nota-se que a parte iônica está na extremidade direita (bola 
de cor preta) e parte lipofílica corresponde ao restante da molécula. Ao ser adicionado em água, 
que é de caráter polar, a parte iônica (bola preta) irá interagir com a água e o restante da molécula 
não. Sabendo disso, vamos analisar as alternativas. As letras A, D e E estão incorretas porque tanto 
a parte lipofílica quanto a iônica do tensoativo estão interagindo com a água. A letra B está incorreta 
porque a região lipofílica está interagindo com a água e não a iônica como deveria ser. 
Gabarito: C 
 
(UFGD - 2016) 
Ao estudar a solubilidade das substâncias I, II e III utilizando água e gasolina como solventes, um 
estudante obteve os dados apresentados na tabela seguinte: 
 
Marque a alternativa que apresenta a afirmação correta em relação aos dados da tabela. 
A) A substância II é polar. 
B) As forças intermoleculares que existem entre as moléculas da substância II são do tipo ligações 
de hidrogênio. 
C) Pode-se assegurar que I e III correspondem à mesma substância. 
D) As substâncias II e III são apolares. 
E) As substâncias I e III são polares. 
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42 
 
Comentários: 
A água, como já mencionado, é polar, enquanto a gasolina é de caráter apolar. A solubilidade das 
substâncias depende da polaridade delas, ou seja, moléculas apolares são solúveis em apolares e 
polares são solúveis em polares. Desse modo, de acordo com a tabela, nota-se que as substâncias I 
e III são solúveis em água e pouco solúveis em gasolina, por isso, são de caráter polar. Já a substância 
II é solúvel em gasolina, mas não em água, tratando-se, portanto, de uma molécula apolar. Sabendo 
disso, analisaremos as alternativas: 
Afirmativa I: incorreta. A substância II é apolar, pois é solúvel somente em gasolina. 
Afirmativa II: incorreta. Como a substância II é apolar, a única força intermolecular presente será 
a dipolo induzido. 
Afirmativa III: incorreta. Somente com a informação da tabela não é possível concluir que as 
substâncias I e III são iguais. 
Afirmativa IV: incorreta. A substância III é de caráter polar, pois é solúvel em água. 
Afirmativa V: incorreta. As substâncias I e III são polares, pois são solúveis em água e não na 
gasolina. 
Gabarito: E 
 
4. INTERAÇÕES (OU FORÇAS) INTERMOLECULARES 
As moléculas podem ser polares ou apolares, ou seja, uma molécula pode ser considerada polar, 
se apresentar uma região carregada ou parcialmente carregada positivamente e outra região carregada 
ou parcialmente carregada negativamente. Se ela é considerada apolar, normalmente não apresenta 
formação de cargas. Por causa dessas características, quando duas moléculas polares se aproximam, elas 
interagem devido às forças eletrostáticas de atração entre as regiões de cargas opostas. 
Com relação a essas interações, podemos defini-las como forças que ocorrem entre moléculas, 
nos estados sólido e líquido, já que no estado gasoso essas forças de interação praticamente não existem 
ou são muito fracas, devido à grande dispersão entre as moléculas no sistema. 
As interações (ou forças) intermoleculares são mais fracas do que as ligações interatômicas, porém 
possuem grande importância no estudo da Química, visto que têm grande influência sobre: 
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43 
 
Sabe-se que existem três principais (não únicos) tipos de forças atrativas entre moléculas: forças 
dipolo-dipolo, de dispersão de London e de ligação de hidrogênio. Essas forças são também chamadas 
forças de van der Waals, em homenagem a Johannes van der Waals, que desenvolveu a equação para 
determinar o desvio de gases do comportamento ideal. Outro tipo de força atrativa, a força íon-dipolo, é 
importante em soluções. Todas as quatro forças são eletrostáticas por natureza, envolvendo atrações 
entre espécies positivas e negativas. 
De acordo com a Lei de Coulomb, discutida em Física, a força de atração entre duas cargas obedece 
à seguinte relação: 
𝐹𝑜𝑟ç𝑎 𝐸𝑙𝑒𝑡𝑟𝑜𝑠𝑡á𝑡𝑖𝑐𝑎 = 𝐾 ·
𝑞1 · 𝑞2
𝑑2
 
onde K é uma constante, q1 e q2 são as cargas e d representa a distância que separa as cargas. 
Sendo assim, podemos fazer as seguintes generalizações: 
 
 
 
Apectos 
relacionados às 
propriedades 
físicas dos 
compostos, comoponto de fusão e 
ponto de ebulição
Aspectos relativos à 
solubilidade de 
gases, de líquidos e 
de sólidos em seus 
solventes;
Aspectos 
determinantes para 
as estruturas de 
moléculas
biologicamente 
importantes, como 
DNA e proteínas, 
por exemplo
Aumentam as cargas 
parciais das moléculas
aumentam as forças 
intermoleculares
maior força atrativa
Aumenta a distância 
entre as moléculas
diminuem as forças 
intermoleculares 
menor força atrativa
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AULA 06 – GEOMETRIA, POLARIDADE E INTERAÇÕES INTERMOLECULARES 
 
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Em 1873, o físico holandês Johannes Diderik van der Waals (1837-1923) publicou seus estudos 
sobre as forças de interação em líquidos e em gases. A fim de homenageá-lo, algumas forças 
intermoleculares foram denominadas de forças de Van der Waals. Essas forças são: dipolo-dipolo 
e as dispersões de London, ou seja, as ligações de hidrogênio não são forças de Van der Waals. 
Porém, ao realizar um estudo bibliográfico, reparamos uma certa confusão. Existem autores que 
consideram a força de Van der Waals como qualquer interação intermolecular, enquanto alguns 
autores consideram essa força apenas como dispersões de London. Como resolver? 
Ao levantar as questões dos vestibulares, atente-se ao fato de que a maioria dos vestibulares 
atribui o termo “força de Van der Waals” às dispersões de London. 
Minha sugestão é considerar como dispersão de London, caso exista outra possibilidade para a 
questão, cabe reinterpretar para força intermolecular. 
 
 
Na maioria dos vestibulares: 
Força de Van der Waals = dispersões de London (dipolo induzido-dipolo induzido) 
 
 
FORÇAS DE DISPERSÃO DE LONDON 
As forças de dipolo induzido, também conhecidas como forças de London ou forças de Van der 
Waals, estão presentes em moléculas apolares. Lembre-se que os elétrons, nas moléculas apolares, estão 
distribuídos igualmente entre seus átomos, desse modo, não há dipolo resultante (carga negativa ou 
positiva). Entretanto, quando uma outra molécula apolar se aproxima, ocorre uma indução de carga, isto 
é, os elétrons da molécula tendem a se acumular mais em uma região da molécula ou átomo. Esse 
fenômeno leva a formação de polos (positivo e negativo) fracos na molécula. A molécula, agora com polos, 
induz outras moléculas a também formarem dipolos. Assim, ocorre uma pequena atração eletrostática 
entre as moléculas. 
Para ilustrar melhor esse procedimento, utilizaremos o F2 como exemplo. A indução de polos por 
outra molécula de F2, assim como a representação da força dipolo induzido estão representado abaixo: 
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Esse tipo de força, dipolo induzido, é de baixa magnitude, logo, espera-se para moléculas apolares 
baixos pontos de fusão e ebulição. Isso porque, quanto mais fracas forem as interações entre as 
moléculas, mais fácil será para separá-las, ou seja, passar do estado sólido para o líquido ou do líquido 
para o gasoso. Isto significa que maior seria a temperatura necessária para liquefazer e também para 
evaporar a referida substância. Até por isso, via de regra, as substâncias leves, formadas por dois átomos, 
que apresentam forças dipolo induzido, se apresentam na forma gasosa à temperatura ambiente. 
São exemplos de algumas substâncias que fazem dipolo induzido os gases nobres e H2, O2, F2, Cl2, 
Br2, I2, CO2, CH4, CCl4 etc. 
 
A facilidade com que a distribuição de cargas em uma molécula pode ser distorcida por um campo 
elétrico externo é chamada polarizabilidade. Podemos pensar na polarizabilidade de uma molécula 
como uma medida da 'maciez' de sua nuvem eletrônica; quanto maior a polarizabilidade de uma 
molécula, mais facilmente sua nuvem eletrônica será distorcida para dar um dipolo momentâneo. 
O processo de indução de um dipolo depende diretamente da facilidade com que os elétrons de 
uma molécula podem se movimentar ou ser polarizados. 
Dessa forma, o tamanho das moléculas é um fator considerado determinante para a 
polarizabilidade. Moléculas com nuvens eletrônicas grandes, como o bromo (Br2), tendem a ser mais 
facilmente polarizadas do que moléculas com nuvens eletrônicas pequenas, como o hidrogênio (H2). 
Assim, moléculas mais polarizáveis têm forças de dispersão de London mais fortes. Em geral, 
moléculas maiores tendem a ter maiores polarizabilidades porque elas têm maior número de 
elétrons, que estão mais afastados do núcleo. A intensidade das forças de dispersão de London, 
portanto, tendem a aumentar com o aumento do tamanho molecular. Uma vez que o tamanho 
molecular e a massa geralmente assemelham-se, as forças de dispersão tendem a aumentar em 
intensidade com o aumento da massa molecular. Assim, os pontos de ebulição dos halogêneos e 
dos gases nobres, por exemplo, aumentam com o aumento da massa molecular. 
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As forças de dispersão ocorrem entre todas as moléculas, não importa se elas são polares ou 
apolares. As moléculas polares sofrem interações dipolo-dipolo, mas elas também sofrem forças de 
dispersão ao mesmo tempo. Na realidade, estima-se que as forças de dispersão são responsáveis 
por mais de 80% da atração total entre as moléculas; as atrações dipolo-dipolo respondem pelo 
resto. Quando comparadas as forças relativas das atrações intermoleculares, as seguintes 
generalizações devem ser consideradas: 
1. Quando as moléculas têm massas moleculares e formas comparáveis, as forças de dispersão 
são aproximadamente iguais. Nesse caso, as diferenças em magnitudes das forças atrativas devem-
se às diferenças nas forças de atração dipolo-dipolo, com a maioria das moléculas polares tendo as 
atrações mais fortes. 
2. Quando as moléculas diferem muito em suas massas moleculares, as forças de dispersão 
tendem a ser decisivas. Nesse caso, as diferenças nas magnitudes das forças atrativas podem 
geralmente ser associadas com as diferenças nas massas moleculares, com a molécula mais massiva 
tendo as atrações mais fortes. 
A ligação de hidrogênio, que abordaremos a seguir, é um tipo de interação intermolecular 
tipicamente mais forte que as forças de dispersão. 
 
FORÇAS DIPOLO-DIPOLO 
As forças de dipolo permanente, também denominadas como dipolo-dipolo, estão presentes em 
moléculas polares (exceto aquelas que apresentam ligação de hidrogênio). Lembre-se que nas moléculas 
polares, já existem cargas parciais negativas e positivas. Desse modo, a carga negativa de uma molécula 
irá atrair a carga negativa de outra. Para entender esse conceito, vamos utilizar a molécula de HCl como 
exemplo. Certamente, você se lembra que essa molécula é polar. Além disso, deve se recordar que o 
átomo de cloro é mais eletronegativo que o hidrogênio, assim, ele irá conter a carga negativa parcial e o 
hidrogênio a carga parcial positiva. Desse modo, haverá atração entre a carga negativa da molécula de 
HCl com a carga positiva de outra molécula. A força dipolo permanente presente na molécula de HCl está 
representada abaixo: 
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A preexistência dos dipolos nas moléculas polares leva a uma atração mais intensa entre as 
mesmas. Desta forma, a força dipolo permanente é mais forte do que a força dipolo induzido. Nesse 
sentido, moléculas com esse tipo de força vão apresentar pontos de fusão e ebulição maiores do que as 
moléculas, de massa semelhante, com o tipo de força dipolo induzido. Ou seja, se elas estão mais 
fortemente unidas, maior será a energia necessáriapara afastá-las: fenômeno que acontece na passagem 
de sólido para líquido e de líquido para gasoso. 
São exemplos de algumas substâncias que fazem dipolo permanente HCl, HBr, HI, H2S, H2Se, H2Te, 
PH3, AsH3, CO, SO2 etc. 
 
LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO 
Uma interação do tipo ligação de hidrogênio ocorre pela atração entre o átomo de hidrogênio de 
uma ligação H—X, em que X é um elemento altamente eletronegativo (F, N ou O), e um par de elétrons 
isolado do átomo X de uma outra molécula. 
As ligações de hidrogênio são forças de intensidade alta e existem basicamente duas razões para 
sua intensidade ser maior do que as interações do tipo dipolo: 
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A diferença de 
eletronegatividade entre o 
hidrogênio e os átomos ligantes 
(F, N e O) faz com que o par de 
elétrons fique bem afastado do 
átomo de hidrogênio, 
tornando-o praticamente um 
próton desblindado.
O pequeno tamanho do átomo 
de hidrogênio faz com que ele 
possa ficar extremamente 
próximo ao par de elétrons 
isolado da molécula adjacente, 
aumentando a atração 
eletrostática.
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Ligação de hidrogênio: H ligado a FON 
 
A figura abaixo mostra os pontos de ebulição de compostos de hidrogênio simples dos elementos 
dos grupos 14 a 17. Em geral, o ponto de ebulição aumenta com o aumento da massa molecular, devido 
ao aumento das forças de dispersão. A notável exceção a essa tendência é H2O, cujo ponto de ebulição é 
muito mais alto do que esperaríamos com base em sua massa molecular. Os compostos NH3 e HF também 
têm pontos de ebulição anormalmente altos. Na realidade, esses compostos apresentam muitas 
características que os distingue de outras substâncias de massa molecular e polaridade análogas. Por 
exemplo, a água tem alto ponto de fusão, alto calor específico e alto calor de vaporização. Cada uma 
dessas propriedades indica que as forças intermoleculares em H2O são fortes de maneira incomum. 
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Essas atrações intermoleculares na água resultam das ligações de hidrogênio. A ligação de 
hidrogênio é um tipo especial de atração intermolecular entre o átomo de hidrogênio em uma ligação 
polar (particularmente uma ligação H-F, H-O ou H-N) e um par de elétrons não compartilhado em um íon 
ou átomo pequeno e eletronegativo que esteja próximo (geralmente um átomo de F, ou N em outra 
molécula). Por exemplo, existe uma ligação de hidrogênio entre o átomo de H em uma molécula de HF e 
o átomo de F de uma molécula de HF adjacente, F-H···F-H (onde os pontos representam a ligação de 
hidrogênio entre as moléculas). 
As ligações de hidrogênio 
explicam uma importante singularidade 
da água: a maioria dos sólidos são mais 
densos que os líquidos a partir dos quais 
eles se solidificaram, mas o gelo é menos 
denso que a água líquida. Analise o 
gráfico ao lado: 
Por isso, o gelo flutua na água, 
justificando a existência dos icebergs e 
das camadas sólidas de gelo sobre lagos, 
rios, mares e oceanos congelados. No 
estado líquido, devido à movimentação 
desordenada das moléculas, o número de ligações de hidrogênio sofre variações contínuas, resultando 
em uma média de 3 ou 4 ligações de hidrogênio por molécula de água. Entretanto, no estado sólido, as 
moléculas assumem um arranjo tridimensional ordenado, no qual cada uma realiza 4 ligações de 
hidrogênio com as moléculas vizinhas. Duas ligações de hidrogênio são realizadas com os átomos de 
hidrogênio e as outras duas com os dois pares de elétrons não compartilhados do átomo de oxigênio. As 
quatro ligações de hidrogênio estabelecidas formam uma estrutura hexagonal menos compacta que 
afasta as moléculas e diminui a densidade. Veja: 
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Figura: Arranjo cristalino das moléculas de água no gelo(Fonte: Coleção Explorando o Ensino, v. 5 – Química) 
FORÇAS ÍON-DIPOLO 
Uma força íon-dipolo existe entre um íon e a carga parcial em certo lado de uma molécula polar. 
As moléculas polares são dipolos; elas têm um lado positivo e outro negativo. 
A interação íon dipolo consiste na atração de um íon por uma molécula polar. 
Os íons positivos são atraídos pelo lado negativo de um dipolo, enquanto os negativos são atraídos 
pelo lado positivo, como mostrado na Figura. A magnitude da atração aumenta conforme a carga do íon 
ou a magnitude do dipolo aumenta. As forças íon-dipolo são especialmente importantes em soluções de 
substâncias iônicas em líquidos polares, como uma solução de NaCl em água. 
Os íons serão atraídos pela molécula de água que, como vimos anteriormente, é polar e, por isso, 
possui cargas parciais negativas e positivas. A região da molécula de água de carga positiva será atraída 
pelo íon de carga negativa (Cl-) e a região de carga negativa pelo íon de carga positiva (Na+). O esquema a 
seguir apresenta a atração entre os íons e a água. Fique atento à orientação das cargas da água em relação 
aos íons, ao solvatar, por exemplo, o Cl-, as moléculas de água são posicionadas de modo que seus polos 
positivos ficam voltados para o íon. 
 
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A interação íon-dipolo é bastante intensa devido a atração eletrostática (atração entre cargas) 
entre os íons e as cargas presentes nas moléculas polares. Por isso, essa força será ainda mais intensa que 
a ligação de hidrogênio. 
 
OUTRAS INTERAÇÕES ENTRE PARTÍCULAS 
Até esse momento foram apresentadas as interações entre as moléculas, porém, como sabemos, 
a matéria não é formada somente por moléculas. A caracterização da composição de uma substância 
pode ser: atômica, molecular ou iônica. As partículas que formam a unidade de repetição que caracteriza 
uma substância pode ser chamada de constituinte. As forças de coesão desses constituintes são 
classificadas de acordo com o esquema abaixo. 
 
 
Interação dipolo-dipolo induzido 
A interação dipolo – dipolo induzido refere-se à interação entre uma molécula polar com uma 
molécula apolar. Como a molécula apolar não apresenta polos definidos, a força entre essas moléculas é 
de baixa intensidade. Um exemplo desse processo é o sistema heterogêneo formado por água e óleo. A 
separação das fases ocorre por causa da fraca interação água e óleo, ou seja, dipolo-dipolo induzido. 
Portanto, as moléculas de água interagem entre elas por ligação de hidrogênio, enquanto as moléculas 
de óleo interagem entre si por dipolo – dipolo induzido . 
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Interação íon-íon 
A interação íon-íon apresenta elevada intensidade devido à ligação iônica. Por causa da elevada 
intensidade de atração entre as partículas iônicas, os compostos iônicos apresentam-se sólidos a 
temperatura ambiente e possuem elevada temperatura de fusão e ebulição. 
 
COMPARAÇÃO QUANTITATIVA ENTRE AS INTERAÇÕES 
ENTRE AS PARTÍCULAS 
 
As ligações iônica, covalente e metálica são as mais fortes e determinam a natureza do 
constituinte. Essas ligações originam a fórmula de suas substâncias. 
A intensidade das interações (ou forças) intermoleculares em diferentes substâncias, seja nas 
interaçõesentre as moléculas ou íons e moléculas, varia em uma grande faixa, mas elas são muito 
mais fracas que ligações iônicas e covalentes. Dessa forma, é necessário menos energia para 
vaporizar um líquido ou fundir um sólido do que para quebrar ligações covalentes em moléculas. 
Por exemplo, é necessário apenas 16 kJ/moI para vencer as atrações intermoleculares entre as 
moléculas de HCl em HCl líquido para vaporizá-lo. Em contrapartida, a energia necessária para 
romper a ligação entre o hidrogênio e o cloro no HCl em átomos de H e Cl é 431 kJ/mol. Portanto, 
quando uma substância molecular como HCl passa de sólido para líquido e para gás, as moléculas 
em si permanecem intactas, ou seja, não há quebra de ligação, apenas distanciamento das 
moléculas caracterizando um novo estado físico. 
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Muitas propriedades dos líquidos, incluindo os pontos de ebulição, refletem a intensidade das 
forças intermoleculares. Por exemplo, uma vez que as forças entre as moléculas de HCI são tão 
fracas, HCI entra em ebulição a apenas - 85°C à pressão atmosférica. O líquido entra em ebulição 
quando se formam bolhas de seu vapor. As moléculas de um líquido devem vencer as forças de 
atração para separar-se e formar um vapor. Quanto mais forte as forças de atração, maior é a 
temperatura na qual o líquido entra em ebulição. De forma similar, o ponto de fusão de um sólido 
aumenta à medida que as forças intermoleculares ficam mais fortes. 
 
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(Faculdade Santo Agostinho BA/2018) 
Considerando as fórmulas das substâncias I - BaCl2, II - H2, III - CO, IV - HF e as interações 
intermoleculares, apresenta maior ponto de ebulição a substância 
a) II. 
b) IV. 
c) III. 
d) I. 
 
Comentário: 
A ordem crescente da intensidade das interações intermoleculares é: 
Forças de London < Dipolo-dipolo < Ligação de hidrogênio 
O BaCl2 é um composto iônico, portanto apresenta elevadas temperaturas de ebulição e de fusão. 
Portanto, apresenta o maior valor de temperatura de ebulição. Determinando a interação 
intermolecular das outras substâncias: 
 
Gabarito: D 
 
(ACAFE SC/2017) 
Assinale a alternativa que contém a ordem decrescente da temperatura de ebulição das seguintes 
espécies químicas: 
H2; Ne; CO e NH3. 
Dados: H: 1 g/mol; Ne: 20 g/mol; C: 12 g/mol; N: 14 g/mol; O: 16 g/mol. 
 
a) NH3 < CO < Ne < H2 
b) NH3 > CO > Ne > H2 
H H C O H F
linear linear linear
apolar polar polar
 Forças de London Dipolo-dipolo Dipolo-dipolo
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c) NH3 > CO > H2 > Ne 
d) H2 > Ne > CO > NH3 
 
Comentário: 
A ordem crescente da intensidade das interações entre partículas é: 
Forças de London < Dipolo-dipolo < Ligação de hidrogênio 
Identificando o tipo de interação das substâncias listadas, temos: 
Dipolo induzido-dipolo induzido ou forças de London: H2 e Ne. 
Dipolo-dipolo: CO 
Ligação de hidrogênio: NH3 
O critério de desempate entre compostos de mesma interação intermolecular é a massa da 
fórmula. A massa molecular do H2 é igual a 2u, enquanto a massa do Ne é igual a 20u. Portanto, 
quanto maior a massa da fórmula, maior o valor da temperatura de ebulição. 
Assim, a ordem decrescente de temperatura de ebulição é: NH3 > CO > Ne > H2 
Gabarito: B 
 
(FGV SP/2017) 
Um refrigerante, de baixa caloria, fabricado no Brasil, tem em sua composição os adoçantes 
sacarina sódica (I) e ciclamato de sódio (II) e o conservante benzoato de sódio (III). 
 
A imagem do rótulo desse refrigerante é apresentada a seguir: 
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As duas principais interações entre cada uma das substâncias I, II e III e as moléculas do solvente 
da solução que compõe o refrigerante são: 
a) íon – íon; íon – dipolo. 
b) íon – íon; dipolo – dipolo. 
c) íon – dipolo; ligação de hidrogênio. 
d) íon – dipolo; dipolo induzido – dipolo induzido. 
e) dipolo induzido – dipolo induzido; ligação de hidrogênio. 
 
Comentário: 
Os compostos iônicos quando se dissolvem em água formam o par interação íon-dipolo. As 
moléculas de água interagem entre si pelas ligações de hidrogênio. Todas essas interações 
correspondem ao alinhamento dos polos positivos e negativos entre as partículas. 
Gabarito: C 
 
(ENEM 2016) 
O carvão ativado é um material que possui elevado teor de carbono, sendo muito utilizado para 
a remoção de compostos orgânicos voláteis do meio, como o benzeno. Para a remoção desses 
compostos, utiliza-se a adsorção. Esse fenômeno ocorre por meio de interações do tipo 
intermoleculares entre a superfície do carvão (adsorvente) e o benzeno (adsorvato, substância 
adsorvida). 
No caso apresentado, entre o adsorvente e a substância adsorvida ocorre a formação de: 
A) Ligações dissulfeto. 
B) Ligações covalentes. 
C) Ligações de hidrogênio. 
D) Interações dipolo induzido-dipolo induzido. 
E) Interações dipolo permanente-dipolo permanente. 
 
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Comentários: 
O carvão ativado, como mencionado no texto, é muito utilizado para remoção de compostos 
orgânicos devido a seu caráter apolar. O benzeno é um composto formado por carbono e 
hidrogênios: 
 
Essa molécula também apresenta caráter apolar. Assim, a interação entre o carvão ativado e o 
benzeno, ambos apolares, consistirá em força dipolo induzido-dipolo induzido. 
Gabarito: D 
 
(ENEM 2013) 
As fraldas descartáveis que contêm o polímero poliacrilato de sódio (1) são mais eficientes na 
retenção de água que as fraldas de pano convencionais, constituídas de fibras de celulose (2). 
 
CURI, D. Química Nova na Escola, São Paulo, n. 23, maio 2016 (adaptado) 
A maior eficiência dessas fraldas descartáveis, em relação às de pano, deve-se às 
 
A) interações dipolo-dipolo mais fortes entre o poliacrilato e a água, em relação às ligações de 
hidrogênio entre a celulose e as moléculas de água. 
B) interações íon-íon mais fortes entre o poliacrilato e as moléculas de água, em relação às 
ligações de hidrogênio entre a celulose e as moléculas de água. 
C) ligações de hidrogênio mais fortes entre o poliacrilato e a água, em relação às interações íon-
dipolo entre a celulose e as moléculas de água. 
D) ligações de hidrogênio mais fortes entre o poliacrilato e as moléculas de água, em relação às 
interações dipolo induzido-dipolo induzido entre a celulose e as moléculas de água. 
E) interações íon-dipolo mais fortes entre o poliacrilato e as moléculas de água, em relação às 
ligações de hidrogênio entre a celulose e as moléculas de água. 
 
Comentário: 
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Observe que a estrutura do poliacrilato de sódio (molécula 1) apresenta íons em sua estrutura. 
Dessa forma, a interação intermolecular dessa molécula com a água será interação íon-dipolo. Já a 
celulose (2) é uma molécula polar que apresenta em sua estrutura a ligação oxigênio- hidrogênio 
(O-H), dessa forma, a interação intermolecular entre essa molécula e a água será: ligação de 
hidrogênio. Vimos anteriormente que a ligação de hidrogênio é bastante intensa, entretanto, a 
interação íon-dipolo éainda mais forte. 
Gabarito: E 
 
(CESMAC Medicina - 2018) 
A água (H2O, MM = 18 g·mol-1, ponto ebulição = 100°C), a amônia (NH3, MM = 17 g·mol-1, ponto 
ebulição = -33°C) e o metano (CH4, MM = 16 g·mol-1, ponto ebulição = -162°C) apresentam massas 
moleculares muito próximas. Apesar disso, a água apresenta um ponto de ebulição muito mais 
elevado que o da amônia e do metano. Assinale a alternativa que explica essa observação 
experimental. 
A) A água apresenta ligações iônicas, enquanto a amônia e o metano apresentam ligações 
covalentes. 
B) A água apresenta ligações covalentes, enquanto a amônia e o metano apresentam ligações 
iônicas. 
C) Os três compostos apresentam ligações iônicas, porém somente a molécula da água é polar. 
D) Os tipos de ligações químicas (intramoleculares ou intermoleculares) não interferem nas 
propriedades das substâncias. 
E) Os três compostos apresentam ligações covalentes; porém, a água é capaz de realizar forte 
ligação de hidrogênio. 
 
Comentário: 
O ponto de ebulição de uma substância covalente depende especialmente da força 
intermolecular presente e da sua massa molar ou massa molecular. As três moléculas apresentadas 
(água, amônia e metano) são moléculas covalentes (formadas por ligações covalentes) e possuem 
massa molar próximas. Dessa forma, o que irá interferir na diferença dos pontos de ebulição será o 
tipo de força intermolecular e sua intensidade. O metano apresenta o tipo de força dipolo 
permanente que é menos intensa do que a ligação de hidrogênio, presente nas moléculas da 
amônia e água. Por isso, o ponto de ebulição do metano é menor que das outras moléculas. Embora 
a água e a amônia apresentem o mesmo tipo de força intermolecular, essa interação será mais forte 
para água, pois o átomo de oxigênio, presente nesta molécula é mais eletronegativo que o 
nitrogênio presente na amônia. Essa diferença de eletronegatividade leva a formação de cargas 
parciais negativa e positiva mais intensas na molécula de água, possibilitando uma maior atração 
intermolecular. 
Gabarito: E 
 
 
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PROPRIEDADES FÍSICAS: PONTOS DE FUSÃO E DE 
EBULIÇÃO 
Os pontos de fusão e de ebulição de uma substância dependem basicamente de dois fatores: as 
forças intermoleculares e a massa molar, respectivamente. 
Isso acontece porque, para que ocorra a fusão ou a ebulição de um composto, suas moléculas 
devem adquirir energia cinética suficiente para escapar das forças de atração exercidas pelas moléculas 
adjacentes. Ou seja, quanto maior for a interação entre as moléculas, maior será a energia necessária 
para romper as forças de atração entre moléculas adjacentes. Com isso: 
 
Embora os compostos iônicos não façam parte desse contexto, é importante lembrar que eles 
existem e possuem interações muito mais fortes. 
Observação 1: 
Em substâncias que apresentam interações intermoleculares diferentes e massas relativamente 
próximas, a que tiver a interação mais forte possuirá o maior ponto de ebulição e de fusão. 
 
 
Observação 2: 
Em substâncias que apresentam o mesmo tipo de interação intermolecular, a que tiver maior 
tamanho (comparado com a maior massa molecular) possuirá o maior ponto de ebulição. 
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61 
 
Essas três substâncias fazem o mesmo tipo de interação intermolecular (dipolo permanente), e a 
ordem crescente dos pontos de ebulição desses halogenetos de hidrogênio, HCl, HBr e HI, é explicada pela 
ordem crescente de suas massas moleculares. 
Um gráfico muito comum de aparecer nas provas de vestibulares é um gráfico que relaciona os 
elementos dos períodos e as temperaturas de ebulição dos compostos formados. Observe os valores do 
gráfico abaixo e identifique as relações de forças intermoleculares e massa moleculares para as 
substâncias. 
 
Se agruparmos as substâncias em tipos de interações intermoleculares, teremos: 
 
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62 
 
Se agruparmos as substâncias por ordem crescente de suas massas moleculares, percebemos: 
 
 
 
(UPF - 2018) 
Muitas das propriedades físicas das substâncias moleculares, como temperatura de fusão, 
temperatura de ebulição e solubilidade, podem ser interpretadas com base na polaridade das 
moléculas. Essa polaridade se relaciona com a geometria molecular e com o tipo de interações 
intermoleculares. 
O quadro a seguir apresenta algumas substâncias e suas respectivas temperaturas de ebulição 
a 1 atm. 
 
Com base nas informações apresentadas, analise as seguintes afirmativas: 
I. Quanto mais intensas forem as forças intermoleculares, maior a temperatura de ebulição de 
uma substância molecular. 
II. As interações intermoleculares nas moléculas são A: dipolo induzido-dipolo induzido; B: dipolo-
dipolo; C: ligação de hidrogênio. 
III. A geometria molecular e a polaridade das substâncias são: A: tetraédrica e apolar; B: linear e 
polar; C: linear e polar. 
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63 
 
Está incorreto apenas o que se afirma em: 
A) III. 
B) I e III. 
C) I e II. 
D) II e III. 
E) I. 
Comentário: 
Vamos analisar as sentenças: 
Afirmativa I: verdadeira. No conteúdo passado, observamos que a força intermolecular influencia 
na temperatura de ebulição de um composto covalente. De modo que, quanto mais intensa é essa 
força, mais difícil separar as moléculas de uma substância, ou seja, maior será a temperatura de 
ebulição. 
Afirmativa II: verdadeira. A molécula A é apolar, logo o tipo de interação intermolecular é dipolo 
induzido-dipolo induzido. A molécula B é polar, mas sem a presença de ligação entre hidrogênio e 
os átomos eletronegativos: F, O e N, dessa forma o tipo de interação é dipolo-dipolo. Já a molécula 
C é polar e há presença da ligação entre o hidrogênio e o oxigênio, átomo de alta eletronegatividade. 
Afirmativa III: incorreta. A estrutura de Lewis da molécula A (CH4) segue abaixo: 
 
A molécula A é composta pelo carbono como átomo central, 4 ligantes e nenhum (zero) pares de 
elétrons não ligantes no átomo central, assim a fórmula VSEPR dessa molécula é: AX3E0. 
Correlacionando essa fórmula com a tabela que relaciona as fórmulas VSEPR com a geometria, 
concluímos que a geometria dessa molécula é tetraédrica. Além disso, quando determinar o 
momento de dipolo resultante, concluímos que o mesmo é igual a zero, portanto, essa molécula é 
apolar. 
A estrutura de Lewis da molécula B segue abaixo: 
 
Essa molécula é composta por somente dois átomos, logo sua geometria é linear. A polaridade 
desta molécula será polar, pois ambos os átomos são diferentes e por isso apresentam diferença de 
eletronegatividade. 
A estrutura de Lewis da molécula C segue abaixo: 
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64 
 
A molécula C é composta pelo oxigênio como átomo central, 2 ligantes e dois pares de elétrons 
não ligantes no átomo central, assim a fórmula VSEPR dessa molécula é: AX2E2. 
Correlacionando essa fórmula com a tabela fornecida anteriormente que relaciona as fórmulas 
VSEPR com a geometria, concluímos que a geometria dessa molécula é angular. A polaridade desta 
molécula será polar, pois o momento de dipolo resultante será diferente de zero: 
 
Gabarito: A 
 
(Unifenas - 2017) 
As substâncias dadas pelas suas fórmulasmoleculares, CH4, H2S e H2O, estão em ordem crescente 
de seus pontos de ebulição. Esse fato é explicado por vários fatores, sendo o principal 
A) A massa. 
B) O tipo de ligação Interatômica. 
C) O ângulo de ligação. 
D) A configuração da camada de valência. 
E) O tipo de ligação intermolecular. 
 
Comentário: 
O ponto de ebulição é influenciado pela massa molar e especialmente pelas forças 
intermoleculares. O CH4 é apolar, logo, a força intermolecular presente é a dipolo induzido que é 
menos intensa do que a força dipolo-dipolo presente na molécula de H2S. Embora o H2S apresente 
a maior massa molar, a molécula de água possui um maior ponto de ebulição pois apresenta a força 
intermolecular ligação de hidrogênio que é mais intensa que a força dipolo-dipolo. 
Gabarito: E 
 
 
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5. ESTRUTURA DOS SÓLIDOS 
As propriedades macroscópicas de um solido são determinadas por sua estrutura no nível 
molecular. Um sólido cristalino é um sólido no qual os átomos, íons ou moléculas estão em um arranjo 
ordenado chamado de retículo. 
 
(À esquerda) O quartzo é uma forma cristalina da sílica, SiO2, cujos átomos estão em um arranjo ordenado, representado aqui em duas dimensões. (À direita) 
Obsidiana, uma forma desordenada do SiO2.12 
Em um sólido cristalino os átomos, íons ou moléculas estão ordenados em arranjos bem-definidos. 
Esses sólidos geralmente têm superfícies planas ou faces que fazem ângulos definidos entre si. As pilhas 
regulares de partículas que produzem essas faces também fazem com que os sólidos tenham formas 
altamente regulares. O quartzo e o diamante são sólidos cristalinos. 
 
Sólidos cristalinos 
Sólido amorfo (das palavras gregas para 'sem forma') é aquele cujas partículas não têm estrutura 
regular. Eles não possuem faces e formas bem-definidas. Muitos sólidos amorfos são misturas de 
moléculas que não se encaixam muito bem. A maioria dos outros são compostos de moléculas grandes e 
complicadas. Sólidos amorfos familiares incluem a borracha e o vidro. 
 
1 Gilbert, T.R. Chemistry – The Science in contexto – 4ª edição, 2015 
2 https://pt.wikipedia.org/wiki/Quartzo, acesso em 25/01/2022 
Pirita Fluorita Ametista
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66 
 
O quartzo (SiO2) é um sólido cristalino com uma estrutura tridimensional. Quando o quartzo se 
funde (aproximadamente 1.600 oC), ele se torna um líquido viscoso e pegajoso. Apesar de a rede silício-
oxigênio permanecer praticamente intacta, muitas ligações Si-O são quebradas e a ordem rígida do 
quartzo é perdida. Se o líquido fundido for resfriado rapidamente, os átomos são incapazes de retomar a 
um arranjo regular. Como resultado, um sólido amorfo conhecido como vidro de quartzo ou vidro de sílica 
é formado. 
 
Como as partículas de um sólido amorfo não apresentam uma ordem definida em longas 
distâncias, as forças intermoleculares variam em intensidade por toda a amostra. Assim, os sólidos 
amorfos não se fundem a temperaturas específicas. Em vez disso, eles se tornam macios durante uma 
faixa de temperatura à proporção que as forças intermoleculares de várias intensidades são rompidas. 
Um sólido cristalino, ao contrário, funde-se a temperatura específica. 
 
SÓLIDOS MOLECULARES 
Os sólidos moleculares consistem em átomos ou moléculas unidos por forças intermoleculares 
(forças dipolo-dipolo, forças de dispersão de London e ligações de hidrogênio). Como essas forças são 
fracas, os sólidos moleculares são macios. Além disso, eles normalmente têm pontos de fusão 
relativamente baixos (em geral abaixo de 200°C). Muitas substâncias que são gases ou líquidos à 
temperatura ambiente formam sólidos moleculares em baixa temperatura. Os exemplos incluem Ar, H2O 
e CO2. 
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67 
As propriedades dos sólidos moleculares dependem não apenas da intensidade das forças que 
existem entre as moléculas, mas também das habilidades das moléculas em empacotar eficientemente 
nas três dimensões. Quanto maior a simetria da molécula maior a sua capacidade de empacotamento 
molecular, como resultado, as forças intermoleculares que dependem de um contato mais próximo serão 
mais efetivas e o ponto de fusão mais alto. 
 
 
SÓLIDOS COVALENTES 
Os sólidos covalentes consistem em átomos unidos em grandes redes ou cadeias por ligações 
covalentes. Como as ligações covalentes são muito mais fortes que as forças intermoleculares, esses 
sólidos são muito mais duros e têm pontos de fusão muito mais altos que os sólidos moleculares. O 
diamante e a grafite, dois alótropos do carbono, são sólidos covalentes. Outros exemplos incluem o 
quartzo, SiO2; o carbeto de silício, SiC e o nitrito de boro, BN. 
No diamante, cada átomo de carbono está ligado a quatro outros átomos de carbono. Essa rede 
de ligações simples carbono-carbono fortemente interconectadas em três dimensões contribui para a 
dureza não usual do diamante. Os diamantes de grau industrial são empregados nas lâminas de serras 
para os mais exigentes trabalhos de corte. 
Na grafita os átomos de carbono estão arranjados em camadas de anéis hexagonais 
interconectados. Cada átomo de carbono está ligado a três outros na camada. As camadas, separadas de 
3,41 Å, são mantidas juntas por forças de dispersão fracas. Elas deslizam umas sobre as outras quando 
são esfregadas, dando à grafite uma aparência de graxa. A grafite é usada como lubrificante e em lápis. 
 
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SÓLIDOS METÁLICOS 
Os sólidos metálicos consistem inteiramente em átomos metálicos. Os sólidos metálicos 
geralmente têm estruturas de empacotamento denso hexagonal, de empacotamento denso cúbico 
(cúbico de face centrada) ou cúbica de corpo centrado. Portanto, cada átomo, normalmente, está 
interagindo com outros 8 ou 12 átomos. 
A ligação nos metais é muito forte para estar relacionada às forças de dispersão de London e, além 
disso, não existem elétrons de valência suficientes para ligações covalentes entre os átomos. A ligação 
ocorre devido aos elétrons de valência deslocalizados por todo o sólido. Na realidade, podemos visualizar 
o metal como uma rede de íons positivos imersos em um mar de elétrons de valência deslocalizados 
Os metais variam bastante na intensidade de suas ligações, como mostrado por suas grandes faixas 
de propriedades físicas como dureza e ponto de fusão. Entretanto, em geral a força da ligação aumenta à 
medida que o número de elétrons disponíveis para a ligação aumenta. Assim, o sódio, que tem apenas 
um elétron de valência por átomo, funde-se a 97,5 °C enquanto o cromo, com seis elétrons além do cerne 
de gás nobre, se funde a 1.890 °C. A mobilidade dos elétrons explica por que os metais são bons 
condutores de calor e eletricidade. A ligação e as propriedades dos metais são examinadas mais 
detalhadamente no módulo de ligações químicas. 
 
As três estruturas metálicas mais comuns. (a) Estrutura hexagonal de empacotamento compacto, na qual cada cátion é circundado por outros 12. (b) Estrutura 
cúbica de empacotamento compacto ou cúbica de face centrada, em que o número de coordenação também é 12. (c) Estrutura cúbica de corpo centrado 
mostrando os 8 vizinhos que circundam cada cátion. 
 
SÓLIDOS IÔNICOS 
Os sólidos Iônicos consistem em íons mantidos juntos por ligações iônicas. A força de uma ligação 
iônica depende muito das cargas dos íons. Portanto, NaCl, no qual os íons têm cargas1+ e 1-, tem um 
ponto de fusão de 801°C, enquanto MgO, no qual as cargas são 2+ e 2-, funde-se a 2.852 °C. 
As estruturas de sólidos iônicos simples podem ser classificadas como alguns poucos tipos básicos. 
A estrutura de NaCl é um exemplo representativo de um tipo. Outros compostos que possuem a mesma 
estrutura incluem LiF, KCl, AgCl e CaO. Três outros tipos comuns de estruturas cristalinas são mostrados 
na figura abaixo. A estrutura adotada por um sólido iônico depende grandemente das cargas e dos 
tamanhos relativos dos íons. Na estrutura de NaCl, por exemplo, os íons Na+ têm número de coordenação 
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69 
6 porque cada íon Na+ está rodeado por seis íons Cl- na vizinhança mais próxima. Na estrutura de CsCl, 
por comparação, os íons Cl- adotam um arranjo cúbico simples com cada íon Cs+ rodeado por oito íons Cl-
. O aumento no número de coordenação à medida que o íon do metal alcalino muda de Na+ para Cs+ é 
uma consequência do maior tamanho de Cs+ se comparado com o de Na+. 
Na estrutura da blenda de zinco (ZnS), os íons S2- adotam um arranjo cúbico de face centrada, com 
os íons Zn2+ menores arranjados de forma que cada um deles esteja rodeado tetraedricamente por quatro 
íons S2-. O CuCl também adota essa estrutura. 
Na estrutura da fluorita (CaF2), os íons Ca2+ são mostrados em arranjo cúbico de face centrada. 
Como exigido pela fórmula química da substância, existem duas vezes mais íons F- na célula unitária que 
íons Ca2+. Outros compostos que têm a estrutura da fluorita incluem BaCl2e PbF2. 
 
Células unitárias de alguns tipos de estruturas cristalinas encontradas para os sólidos iônicos: CsCl, ZnS e CaF, respectivamente. 
 
LIGAÇÕES NOS SÓLIDOS 
As propriedades físicas dos sólidos cristalinos, como ponto de fusão e dureza, dependem tanto dos 
arranjos das partículas quanto das forças atrativas entre elas. A tabela a seguir classifica os sólidos de 
acordo com os tipos de forças entre as partículas presentes neles. 
 
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(FGV SP/2008) 
Na tabela são fornecidas as células unitárias de três sólidos, I, II e III. 
 
A temperatura de fusão do sólido III é 1772ºC e a do sólido II é bem superior ao do sólido I. 
Quando dissolvido em água, o sólido I apresenta condutividade. Pode-se concluir que os sólidos 
I, II e III são, respectivamente, sólidos 
 
a) covalente, iônico e metálico. 
b) iônico, covalente e metálico. 
c) iônico, molecular e metálico. 
d) molecular, covalente e iônico. 
e) molecular, iônico e covalente. 
 
Comentário: 
O composto I apresenta condutividade elétrica quando dissolvido em água, portanto, é um 
composto iônico. 
Segundo as opções, resta distinguir o composto metálico do covalente. Os compostos covalentes 
apresentam temperatura de ebulição maiores que os compostos metálicos. 
Gabarito: B 
 
(UNIFESP SP/2006) 
A tabela apresenta algumas propriedades medidas, sob condições experimentais adequadas, dos 
compostos X, Y e Z. 
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71 
 
A partir desses resultados, pode-se classificar os compostos X, Y e Z, respectivamente, como 
sólidos 
a) molecular, covalente e metálico. 
b) molecular, covalente e iônico. 
c) covalente, molecular e iônico. 
d) covalente, metálico e iônico. 
e) iônico, covalente e molecular. 
 
Comentário: 
O composto X é macio, não conduz corrente elétrica e apresenta moderada temperatura de 
fusão, portanto, é uma substância molecular. 
O composto Y é duro e não conduz corrente elétrica na fase líquida, além de apresentar elevada 
temperatura de fusão, portanto, é um composto covalente. 
O composto Z conduz corrente elétrica no estado líquido, porém não conduz no estado sólido, 
portanto, é uma substância iônica. 
Gabarito: B 
 
(UFRN/2009) 
O sódio é uma substância extremamente reativa e perigosa, podendo pegar fogo em contato com 
o ar: 
 
e reagir violentamente com a água: 
 
É um elemento químico considerado essencial à vida humana. Quando combinado a outras 
substâncias, é utilizado, por exemplo, na produção de papel, de sabão e no tratamento de águas. 
As estruturas das espécies sódio, água e hidrogênio, da reação (3), podem ser representadas, 
respectivamente, por: 
a) 
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72 
b) 
c) 
d) 
 
Comentário: 
Sódio – substância metálica – retículo cristalino metálico. 
Água – substância molecular – formado por moléculas de H2O (três átomos e dois elementos 
químicos) que apresentam geometria angular. 
Hidrogênio – substância molecular – formado por moléculas de H2 (dois átomos e um elemento 
químico) que apresentam geometria linear. 
As interpretações das ilustrações de cada item são: 
a) átomos isolados de sódio ou sódio vapor; não podem ser moléculas de água, porque são 
lineares; moléculas de H2. 
b) átomos isolados de sódio ou sódio vapor; moléculas de água; átomos de H. 
c) retículo cristalino de sódio; não podem ser moléculas de água, porque são lineares; átomos de 
hidrogênio. 
d) retículo cristalino de sódio; moléculas de água; molécula de H2. 
Gabarito: D 
 
(UFMG/2009) 
Certo produto desumidificador, geralmente encontrado à venda em supermercados, é utilizado 
para se evitar a formação de mofo em armários e outros ambientes domésticos. 
A embalagem desse produto é dividida, internamente, em dois compartimentos – um superior e 
um inferior. Na parte superior, há um sólido branco iônico – o cloreto de cálcio, CaCl2. 
Algum tempo depois de a embalagem ser aberta e colocada, por exemplo, em um armário em 
que há umidade, esse sólido branco desaparece e, ao mesmo tempo, forma-se um líquido incolor 
no compartimento inferior. 
As duas situações descritas estão representadas nestas figuras: 
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73 
 
Considerando-se essas informações e outros conhecimentos sobre os materiais e os processos 
envolvidos, é CORRETO afirmar que 
a) o CaC2 passa por um processo de sublimação. 
b) o CaC2 tem seu retículo cristalino quebrado. 
c) o líquido obtido tem massa igual à do CaC2. 
d) o líquido obtido resulta da fusão do CaC2. 
 
Comentário: 
Julgando os itens, tem-se: 
a) errado. O CaC2 é um composto iônico, logo, apresenta elevada temperatura de ebulição. 
b) certo. O CaC2 é um composto iônico, logo, é duro e quebradiço. 
c) errado. O líquido incolor obtido é resultado do cloreto de cálcio e as moléculas de água 
absorvidas do meio. Portanto, a massa do líquido é maior que a do sólido. 
d) errado. O líquido incolor obtido é resultado do cloreto de cálcio e as moléculas de água 
absorvidas do meio. 
Gabarito: B 
 
 
6. QUESTÕES DESAFIO (DIFÍCEIS) 
Questão-01 - (UFC CE/2005/1ªFase) 
A atividade contraceptiva dos DIUs (Diafragmas Intra-Uterinos) modernos é atribuída, em parte, à ação 
espermaticida de sais de cobre(II) que são gradativamente liberados por estes diafragmas no útero 
feminino. Quanto aos sais de cobre(II) em meio aquoso, assinale a alternativa correta. 
a) Apresentam interações íon-dipolo. 
b) Permanecem no estado sólido. 
c) Envolvem interações entre espécies apolares. 
d) A configuração eletrônica do íon cobre(II) é [Ar]3d8. 
e) O íon cobre(II) encontra-se na forma reduzida, Cu2–. 
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Questão-02 - (Fatec SP/2003) 
O volume ocupado por qualquer amostra de água depende da temperatura da amostra. O gráfico a seguir 
representa a variação do volume de certa amostra de água em função da sua temperatura. 
 
 
 
Analisando-se o gráfico, pode-se concluir que a densidade da água: 
a) cresce com o aumento do volume. 
b) varia linearmente com a temperatura. 
c) não varia com a temperatura. 
d) é mínima a 0°C . 
e) é máxima a 4ºC . 
 
Questão-03 - (PUC SP/2001) 
O ponto de fusão de compostos iônicos está relacionado com a força de atração entre os íons no retículo 
(energia reticular). A lei de Coulomb é uma boa aproximação para determinar essa força de atração: 
 
onde K é uma constante, q1 é a carga do cátion, q2 é a carga do ânion e d é a soma dos raios iônicos 
(d = rcátion + rânion). Considerando a lei de Coulomb e as propriedades periódicas, assinale a alternativa que 
apresenta os pontos de fusão (P.F.) dos compostos iônicos NaF, NaCl, MgO e NaBr em ordem crescente 
de temperatura. 
a) P.F. NaCl < P.F. MgO < P.F. NaF < < P.F. NaBr 
b) P.F. NaBr < P.F. NaCl < P.F. NaF < < P.F. MgO 
c) P.F. MgO < P.F. NaBr < P.F. NaCl < < P.F. NaF 
d) P.F. NaF < P.F. NaCl < P.F. NaBr < < P.F. MgO 
e) P.F. NaBr < P.F. MgO < P.F. NaCl < < P.F. NaF 
 
Questão-04 - (PUC GO/2000/Julho) 
V(mL)
0 1 2 3 4 5 6 7 T (°C)
2
21..||
d
qqK
F =
→
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75 
O ácido acético é um composto polar solúvel em água. Entretanto, o ácido acético é solúvel também em 
solventes apolares, como o hexano. Pode-se então afirmar que: 
01. ( ) a solubilidade do ácido acético em água pode ser explicada porque entre as moléculas do ácido e 
da água são estabelecidas ligações (pontes) de hidrogênio; 
02. ( ) a solubilidade do ácido acético em água também está relacionada com sua cadeia carbônica 
pequena. À medida que aumenta a cadeia carbônica do ácido carboxílico sua solubilidade em água diminui 
devido ao aumento da região hidrofóbica da molécula; 
03. ( ) para explicar a solubilidade do ácido acético em hexano, considera-se a formação de dímeros, 
conforme mostrado a abaixo: 
 
Com essa disposição, as regiões apolares das moléculas do ácido se direcionam para o solvente que 
também é apolar; 
04. ( ) a interação entre as moléculas apolares do hexano e a região apolar da molécula do ácido ocorre 
por forças do tipo dipolo permanente , muito menos intensas que as ligações (pontes) de hidrogênio; 
05. ( ) a polaridade da molécula de água está relacionada com as ligações entre seus átomos, que são 
covalentes do tipo polar. Toda molécula cujos átomos unem-se por ligações covalentes polares, será 
polar; 
06. ( ) a substituição de um átomo de hidrogênio ligado ao carbono  por um grupo –OH não deverá 
alterar a solubilidade em hexano. 
 
Questão-05 - (UFAL/1999) 
Considere as seguintes substâncias químicas: 
H2, CH4, HI, H2S e H2O. 
Qual delas apresenta moléculas associadas por ponte de hidrogênio? 
a) H2 
b) CH4 
c) HI 
d) H2S 
e) H2O 
 
Questão-06 - (PUC PR/1999) 
O dióxido de carbono, presente na atmosfera e nos extintores de incêndio, apresenta ligação entre seus 
átomos do tipo ______ e suas moléculas estão unidas por ______. 
 
Os espaços acima são corretamente preenchidos pela alternativa: 
a) covalente apolar – atração dipolo-dipolo. 
3 3CH C C CH
_ _
_
___ ___ _
O
O
H
H
O
O 
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76 
b) covalente polar – pontes de hidrogênio 
c) covalente polar – forças de Van der Waals. 
d) covalente polar – atração dipolo-dipolo. 
e) covalente apolar – forças de Van der Waals. 
 
Questão-07 - (Centec BA/1999) 
A interação representada na estrutura é: 
 
 
 
a) dipolo induzido. 
b) íon-dipolo 
c) dipolo-dipolo 
d) ponte de hidrogênio 
e) dipolo-hidrogênio 
 
Questão-08 - (UFRGS RS/1998) 
A intensificação das interações intermoleculares ocorre quando: 
a) a água entra em ebulição 
b) o vapor da água sofre condensação 
c) a água, sob altas temperaturas, decompõe-se em oxigênio e hidrogênio 
d) o vapor da água é aquecido 
e) o gelo sofre fusão 
 
Questão-09 - (UFMG/1997) 
H2S é gasoso e H2O é líquido, nas condições normais de temperatura e pressão. Com relação a essa 
diferença de fase, pode-se afirmar corretamente que: 
a) H2S é gasoso porque seus átomos se separam mais facilmente. 
b) H2O é líquido porque suas moléculas são mais fortemente ligadas entre si. 
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c) H2O é líquido porque as ligações O – H, em cada uma das suas moléculas, são mais fortes do que as S – 
H. 
d) H2O é líquido porque tem moléculas maiores do que as H2S 
e) H2S é gasoso porque tem moléculas mais leves do que as H2O 
 
Questão-10 - (UFMG/1997) 
Três frascos denominados A, B e C contêm, respectivamente, NaCl(s), HNO3(L) e CO2(g). Em termos de forças 
intermoleculares, é correto afirmar que: 
a) em A observa-se força dipolo-dipolo. 
b) em B observa-se força eletrostática. 
c) em C observa-se força de Van der Waals. 
d) em A e B os compostos são apolares 
e) em B e C os compostos são polares 
 
Questão-11 - (UFGD MS/1996) 
A tensão superficial dos líquidos depende diretamente de processos de interações entre as moléculas, 
como por exemplo, pontes de hidrogênio. Qual das substâncias abaixo possui maior tensão superficial. 
a) benzeno 
b) octano 
c) tetracloreto de carbono 
d) éter etílico 
e) água 
 
Questão-12 - (PUC RS/1995) 
O oxigênio e o enxofre pertencem ao mesmo grupo da Tabela Periódica, combinam-se com o hidrogênio, 
formando, respectivamente, água e sulfeto de hidrogênio. Na temperatura ambiente, o sulfeto de 
hidrogênio é um gás e a água é líquida. Esse fato pode ser explicado considerando-se que: 
a) a água é um composto iônico. 
b) o sulfeto de hidrogênio é um composto covalente. 
c) o sulfeto de hidrogênio é um ácido fraco. 
d) ambos apresentam geometrias moleculares diferentes. 
e) ambos apresentam interações intermoleculares diferentes. 
 
Questão-13 - (UFPE/1995) 
Associe o tipo de ligação ou interação que possibilita a existência das substâncias listadas no estado sólido: 
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1. gelo. ( ) iônica 
2. parafina. ( ) covalente 
3. ferro. ( ) metálica 
4. carbonato de cálcio. ( ) ponte de hidrogênio 
5. diamante. ( ) Van der Waals 
 
Os números, lidos de cima para baixo, são: 
a) l, 2, 3, 4, 5. 
b) 4, 2, 3, 1, 5. 
c) 4, 5, 3, 1, 2. 
d) 4, 5, 3, 2, 1. 
e) 1, 2, 5, 3, 4. 
 
Questão-14 - (MOGI SP/1993) 
Correlacione os termos correspondentes nas duas colunas: 
I. interação dipolo-dipolo a) atração entre cátions e ânions 
II. ligação metálica b) atração entre moléculas apolares 
III. ligação iônica c) atração entre moléculas polares 
V. força de Van der Waals d) atração cátions elétrons 
a opção que apresenta somente associações corretas é: 
a) I-c; II-d; III-a; IV-b 
b) I-d; II-a; III-b; IV-c 
c) I-c; II-d; III-b; IV-a 
d) I-a; II-b; III-c; IV-d 
e) I-c;II-a; III-d; IV-a 
 
Questão-15 - (UFGD MS/2017) 
Desde 2012, a maioria dos veículos pesados fabricados no Brasil, como caminhões e ônibus, passaram a 
contar com a tecnologia SCR (do inglês Selective Catalyst Reduction). No escapamento destes veículos, os 
gases provenientes da combustão do óleo diesel entram em contato com um agente chamado de ARLA 
32 (Agente Redutor Líquido Automotivo). O ARLA 32 é uma solução aquosa de ureia com concentração 
de 32,5% que atua na redução dos óxidos de nitrogênio (NOx) presentes nos gases de escape 
transformando-os em vapor de água e nitrogênio, inofensivos para o meio ambiente. Quando injetada no 
sistema de escape dos veículos, a solução é vaporizada e a ureia sofre uma decomposição representada 
pela equação seguinte: 
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Equação 1: 
 
 
Então, a amônia formada reage com os óxidos de nitrogênio conforme as equações abaixo: 
 
Equação 2: 
6 NO + 4 NH3 5 N2 + 6 H2O 
 
Equação 3: 
6 NO2 + 8 NH3 7 N2 + 12 H2O 
 
Analise as afirmativas abaixo sobre o texto indicado acima: 
 
I. Na Equação 1, são formados 3 mol de amônia para cada mol de ureia decomposto. 
II. Na Equação 2, o nitrogênio do NO ganha 2 elétrons e se reduz, formando N2. 
III. Na Equação 3, ocorre a oxidação do NO2 e a redução da amônia, formando N2 e água. 
IV. Nas Equações 2 e 3, o N2 é uma molécula diatômica na qual os átomos de nitrogênio estão hibridizados 
em sp. 
 
Marque a alternativa que apresenta as afirmativas corretas: 
 
a) I, apenas. 
b) I e III, apenas. 
c) II e III, apenas. 
d) II e IV, apenas. 
e) I, III e IV, apenas. 
 
Questão-16 - (IFSC/2016/Julho) 
Considere uma molécula formada por três átomos de dois tipos diferentes, ligados entre si por ligações 
covalentes, formando uma geometria angular. Com base nessas informações, assinale a alternativa 
CORRETA. 
 
→
→
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a) A descrição apresentada acima corresponde a uma molécula de dióxido de carbono, em que o carbono 
e o oxigênio formam ligações covalentes duplas entre si. 
b) A descrição é compatível com uma molécula de água, que pode estabelecer ligações intermoleculares 
de hidrogênio, quando moléculas dessa substância se encontram no estado líquido. 
c) A geometria angular indicada acima é também chamada geometria trigonal planar. 
d) A molécula de amônia corresponde à descrição apresentada, pois átomos de nitrogênio e hidrogênio 
estão unidos por ligações covalentes que formam um ângulo entre si. 
e) O CFC, gás responsável pela destruição da camada de ozônio, apresenta dois átomos de carbono e um 
átomo de flúor em geometria angular, de acordo com a descrição dada. 
 
Questão-17 - (UEM PR/2016/Julho) 
Assinale o que for correto. 
 
01. O ânion SO42– apresenta geometria tetraédrica e hibridização do átomo central sp3. 
02. O XeF2 apresenta geometria linear, e o XeF4 apresenta geometria quadrada planar. 
04. O SO2 apresenta geometria angular com hibridização do átomo central sp2. 
08. A molécula de água é polar, linear e com hibridização do átomo central sp2. 
16. O SF6 tem geometria octaédrica e possui momento dipolar resultante igual a zero. 
 
Questão-18 - (UNIT AL/2016) 
Coceira e vermelhidão que aparecem na pele pode ser dermatite, uma reação inflamatória desencadeada 
pela histamina, que atinge até 15% das pessoas em todo o mundo e pode surgir em qualquer época da 
vida. A alergia de contato tem muito a ver com a exposição a certos produtos, como o sulfato de níquel 
II, NiSO4(s), presente em bijuterias. 
No tratamento, o primeiro passo é afastar os fatores irritantes e desencadeantes, os demais envolvem a 
hidratação adequada e contínua da pele e o controle da inflamação com medicamentos antialérgicos, 
como a dexclorfeniramina, um bloqueador dos receptores de histamina no cérebro, sob orientação e 
acompanhamento médico. 
 
 
Considerando-se as estruturas químicas da histamina e do antialérgico dexclorfeniramina, é correto 
afirmar: 
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a) A ligação entre o átomo de cloro e o átomo de carbono do núcleo aromático é do tipo p-sp3. 
b) A histamina possui quatro pares de elétrons não ligantes disponíveis para reagir com bases fortes. 
c) O átomo de hidrogênio está posicionado abaixo do plano da folha de papel que contém o desenho da 
estrutura química do antialérgico. 
d) A histamina, agente desencadeante de alergia é um ácido orgânico produtor de irritação e de 
inflamação da pele. 
e) O antialérgico, ao reagir com a água, forma o grupo de estrutura geométrica semelhante à de 
um tetraédro. 
 
Questão-19 - (UNEB BA/2016) 
Até recentemente, a Nasa enfrentou uma aguda escassez de plutônio, o que comprometeu suas futuras 
missões ao espaço incomensurável. Em 2013, o Departamento de Energia dos EUA anunciou, após uma 
pausa de 25 anos, que reiniciaria a produção de plutônio-238, a espinha dorsal das baterias nucleares de 
longa duração, que têm alimentado numerosas missões desde 1969. A escassez de plutônio mais o 
pequeno estoque existente mal atendem às missões planetárias para as gélidas luas de Júpiter e Saturno, 
planejadas para a próxima década. Por essa razão, a Nasa tem estudado alternativas e, recentemente, 
demonstrou interesse em uma tecnologia que tem propulsionado torpedos da Marinha dos EUA. A 
Marinha começou a experimentar com os chamados Sistemas de propulsão de Energia Química 
Armazenada (SCEPS) na década de 1920, mas foi só nos anos 1980 que engenheiros da Universidade da 
Pensilvânia adaptaram a tecnologia para ogivas capazes de ir rápido e fundo o suficiente em sua caça a 
submarinos soviéticos. O sistema SCEPS aproveita a reação química de dois reagentes que permanecem 
armazenados e separados até serem necessários. Em torpedos, o sistema normalmente mantém sua 
energia em reserva como um bloco sólido de lítio e um tanque do gás inerte hexafluoreto de enxofre. 
Quando acionada, a reação dos dois materiais gera calor, que gira a turbina a vapor da arma para produzir 
milhares de quilowatts (kW) de energia. O engenheiro de sistemas espaciais da Universidade da 
Pensilvânia propôs uma missão de demonstração para Vênus, onde uma sonda robótica de pouso, 
alimentada pelo sistema SCEPS, aproveitaria o dióxido de carbono atmosférico do planeta para reagir com 
o lítio. O calor resultante poderia acionar um gerador elétrico para produzir energia equivalente a cerca 
de três lâmpadas, uma reserva, ou receita considerável para missões espaciais. (HSU, 2015, p. 16). 
HSU, Jeremy. Baterias espaciais sem plutônio. Scientific American Brasil. 
São Paulo: Segmento, ano 14, n. 163, dez. 2015. 
 
Considerando-se as informações do texto, a massa molar média do ar igual a 28,9g/mol, relacionadas aos 
conhecimentos de Química, é correto afirmar: 
 
01. Os átomos de plutônio 238 e 239 possuem configurações eletrônicas diferentes. 
02. A molécula SF6 possui dois pares não ligantes em torno do átomo central de enxofre. 
03. O hexafluoreto de enxofre gasoso é, aproximadamente, 5,1 vezes mais denso que o ar. 
04. O plutônio é um elemento químico mais redutor que o lítio, e, consequentemente, é utilizado em 
baterias espaciais. 
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05. O produto da reação química entre lítio e dióxido de carbono, na presença de água, é o carbonato de 
lítio, representado pela fórmula molecular LiCO3. 
 
Questão-20- (ESCS DF/2015) 
O termo globalização refere-se à intensificação da integração econômica, social, cultural e política entre 
países. Nas últimas décadas, a globalização tem sido impulsionada pelo barateamento dos meios de 
transporte e de comunicação. No entanto, a globalização pode causar efeitos adversos à sociedade, 
especialmente nos casos de aumento do risco de disseminação de algumas doenças relacionadas a 
agentes infecciosos, como os vírus. Atualmente, governos de diversos países e especialistas da 
comunidade científica mundial têm envidado esforços na tentativa de impedir que a epidemia do vírus 
ebola se propague por meio de passageiros infectados que viajam da África para outros países. O vírus 
ebola tem um genoma constituído por uma pequena cadeia de RNA, cuja degradação moderada forma 
unidades monoméricas denominadas nucleotídeos, conforme estrutura apresentada na figura a seguir. 
 
 
 
De acordo com a teoria da repulsão dos pares de elétrons de valência, a orientação dos átomos de 
oxigênio do grupo fosfato dos nucleotídeos do RNA, em torno do átomo de fósforo, ocorre de acordo com 
os vértices de 
 
a) uma pirâmide trigonal. 
b) um tetraedro. 
c) uma gangorra. 
d) um quadrado. 
 
Questão-21 - (Mackenzie SP/2015/Janeiro) 
Os gases do efeito estufa envolvem a Terra e fazem par te da atmosfera. Estes gases absorvem parte da 
radiação infravermelha refletida pela superfície terrestre, impedindo que a radiação escape para o espaço 
e aquecendo a superfície da Terra. Atualmente são seis os gases considerados como causadores do efeito 
estufa: dióxido de carbono (CO2), metano (CH4), óxido nitroso (N2O), clorofluorcarbonetos (CFCs), 
hidrofluorcarbonetos (HFCs), e hexafluoreto de enxofre (SF6). Segundo o Painel Intergovernamental de 
mudanças do Clima, o CO2 é o principal “culpado” pelo aquecimento global, sendo o gás mais emitido 
(aproximadamente 77%) pelas atividades humanas. No Brasil, cerca de 75% das emissões de gases do 
efeito estufa são causadas pelo desmatamento, sendo o principal alvo a ser mitigado pelas políticas 
públicas. No mundo, as emissões de CO2 provenientes do desmatamento equivalem a 17% do total. O 
hexafluoreto de enxofre (SF6) é o gás com maior poder de aquecimento global, sendo 23.900 vezes mais 
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ativo no efeito estufa do que o CO2. Em conjunto, os gases fluoretados são responsáveis por 1,1% das 
emissões totais de gases do efeito estufa. 
http://www.institutocarbonobrasil.org.br/mudancas_climaticas/gases_do_efeito_estufa 
 
A respeito dos gases citados no texto, de acordo com a teoria da repulsão dos pares eletrônicos da camada 
de valência (VSEPR), é correto afirmar que as moléculas 
Dados: números atômicos (Z): H = 1, C = 6, N = 7, O = 8, F = 9 e S = 16. 
 
a) do metano e do gás carbônico apresentam geometria tetraédrica. 
b) do óxido nitroso e do gás carbônico apresentam geometria angular. 
c) do hexafluoreto de enxofre apresentam geometria linear. 
d) do metano apresentam geometria tetraédrica e as do gás carbônico são lineares. 
e) do óxido nitroso têm geometria angular e as do metano são lineares. 
 
Questão-22 - (UESB BA/2015) 
A teoria da repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência de Ronald Gillespie ampliou a explicação 
das estruturas tridimensionais de moléculas, desenvolvendo assim as representações de Lewis. A teoria 
explica não só essas estruturas, como também as representações e repulsões de pares eletrônicos ligantes 
e não ligantes. 
Levando-se em consideração os conhecimentos sobre a teoria da repulsão dos pares eletrônicos da 
camada de valência, é correto afirmar: 
 
01. A forma geométrica do íon é linear e diferente da molécula da água, que é angular. 
02. O íon tem forma geométrica piramidal com um par de elétrons não ligante no átomo central. 
03. O arranjo piramidal do íon permite a menor repulsão entre os pares eletrônicos na estrutura. 
04. Os ângulos entre as ligações do átomo de nitrogênio com os de oxigênio no íon são menores que 
90º. 
05. O par de elétrons não ligante na molécula de amônia NH3 exerce menor repulsão em relação aos 
demais pares ligantes. 
 
Questão-23 - (UEM PR/2015/Julho) 
Assinale o que for correto. 
 
01. Um composto iônico, quando sólido, se organiza na forma de retículos cristalinos os quais são 
constituídos por estruturas tridimensionais de cátions e ânions se atraindo mutuamente. 
02. O BeCl2 e o BH3 são compostos puramente iônicos. 
−
2NH
−
3SnCl
−2
3CO
−
3NO
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04. O ClF3 apresenta geometria molecular em forma de T, enquanto o SF4 em forma de gangorra. 
08. O ânion NO apresenta geometria trigonal plana e hibridação do átomo central sp2. 
16. A ligação metálica só ocorre com metais da mesma família. 
 
Questão-24 - (UEM PR/2015/Julho) 
Assinale o que for correto. 
 
01. Considerando que o contorno da forma geométrica de um orbital do tipo s pudesse ser definido com 
nitidez e tivesse raio R, seu volume seria dado por . 
02. As moléculas de PCl5 e BrF5 apresentam a mesma forma geométrica espacial. 
04. Pelo fato de os orbitais p serem ortogonais, depois de formada uma ligação sigma entre dois átomos 
A e B, é impossível que haja a formação de uma segunda ligação sigma entre esses átomos. 
08. O ciclobutano possui geometria planar e apresenta uma forma geométrica espacial cuja área é dada 
por a2, onde a seria a distância mais curta entre dois átomos de carbono. 
16. A área da figura geométrica formada pela molécula de BCl3 é dada por , onde a seria a aresta. 
 
Questão-25 - (UniRV GO/2015/Janeiro) 
Os gases nobres são assim chamados em referência à classe medieval da nobreza, pois não se misturava 
com a plebe. Estes gases fazem parte dos constituintes menos abundantes da natureza e por séculos 
foram considerados inertes por não reagirem com nenhum outro elemento, mas esta história mudou em 
1962 quando o química Neil Barlett preparou o primeiro composto de gás nobre. Baseando-se nos gases 
nobres e seus compostos, analise as alternativas e marque V para verdadeiro e F para Falso. 
 
a) O composto tetrafluoreto de xenônio tem a mesma polaridade que o tetracloreto de carbono, pois 
ambos os compostos possuem a mesma geometria tetraédrica. 
b) Independente do gás nobre estar no estado fundamental ou na forma de composto, todos eles 
apresentam a configuração ns2np6 (onde n é o período do referido gás nobre). 
c) Apesar dos compostos trifluoreto de boro e trifluoreto de argônio apresentarem geometrias diferentes 
ambos terão reatividades iguais. 
d) Um composto de gás nobre só será formado e ficará estável (pelo menos por alguns segundos) somente 
se a variação de entalpia da reação de formação for menor que zero. 
 
Questão-26 - (UFG GO/2014/1ªFase) 
Considerando-se o modelo de repulsão dos pares de elétrons da camada de valência (do inglês, VSEPR), 
as moléculas que apresentam geometria linear, trigonal plana, piramidal e tetraédrica são, 
respectivamente, 
−
3
3
3R 3
4
3a 2
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a) SO2, PF3, NH3 e CH4 
b) BeH2, BF3, PF3 e SiH4 
c) SO2, BF3, PF3 e CH4 
d) CO2, PF3, NH3 e CCl4 
e) BeH2, BF3, NH3 e SF4 
 
Questão-27 - (UFG GO/2014/1ªFase) 
As substâncias poliatômicas podem ser representadas por estruturas geométricas, as quais são definidas 
de acordo com as propriedades químicas dos elementos. Em uma estrutura octaédrica formada pelos 
elementos genéricos X e Y, onde o comprimento da ligação X – Y é igual a 5 nm (1 nm = 1x10–9 m), a seçãoque a divide em duas pirâmides regulares está representada na figura a seguir. 
 
 
 
Desprezando-se os efeitos de atração e repulsão, a distância aproximada entre os elementos Y e um 
exemplo de fórmula molecular que apresente a estrutura geométrica abordada são, respectivamente, 
 
a) 5 nm e SF6 
b) 5 nm e CH4 
c) 7 nm e SF6 
d) 7 nm e NH3 
e) 7 nm e CH4 
 
Questão-28 - (ESCS DF/2014) 
Grande parte das reações que ocorrem nos organismos vivos envolve a transferência de elétrons, a 
exemplo da reação do oxaloacetato com a coenzima NADH, apresentada a seguir, em que R representa 
uma cadeia carbônica. Na tabela, são apresentados os potenciais padrão de redução das semirreações 
envolvidas. 
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Com relação à disposição espacial dos átomos nas espécies envolvidas na reação e à luz da Teoria da 
Repulsão dos Pares de Elétrons de Valência, assinale a opção correta. 
 
a) No íon NAD+, os dois átomos de nitrogênio têm seus três ligantes dispostos de acordo com os vértices 
de uma pirâmide trigonal. 
b) No íon NAD+, há pelo menos 12 átomos dispostos em um mesmo plano. 
c) No íon oxaloacetato, todos os átomos se encontram em um mesmo plano. 
d) No íon malato, as ligações do oxigênio do grupo hidroxila formam, entre si, um ângulo de 180 graus. 
 
Questão-29 - (UEPA/2014) 
“Tão complexas quanto a química da vida, as condições para o bom crescimento das plantas, geralmente, 
se resume em três números: 19, 12 e 5. Eles representam as porcentagens de nitrogênio, fósforo e 
potássio impressas em destaque em quase todas as embalagens de fertilizante. No século 20, esses três 
nutrientes permitiram que a agricultura aumentasse a produtividade e que a população mundial crescesse 
seis vezes mais. Mas qual a fonte desses nutrientes? O nitrogênio vem do ar, mas o fósforo e o potássio 
são extraídos de minas. As reservas de potássio são suficientes para séculos, mas com o fósforo a situação 
é diferente. O principal componente dos fertilizantes, o fósforo é pouco valorizado e tem reservas para 
apenas algumas décadas. É provável que os suprimentos disponíveis de imediato comecem a esgotar-se 
no final deste século, o esgotamento das fontes deste mineral causaria um colapso na produção mundial 
de alimentos pela agricultura. Muitos estudiosos dizem que, quando isso acontecer, a população terá 
alcançado um pico além do que o planeta pode suportar em termos de sustentabilidade. 
(Extraído e adaptado de: VACARY. David A. Solos 
desnutridos, Scientific American Brasil Aula aberta. Ed Duetto. 2012).” 
 
Com relação aos elementos químicos destacados no texto e analisando a tabela periódica é correto 
afirmar que: 
 
a) a espécie NH3 possui uma estrutura geométrica trigonal plana. 
b) o elemento químico P é um calcogênio e a espécie PH3 é um sal. 
c) o elemento químico K é um metal alcalino e sua base KOH é uma base fraca. 
d) a configuração eletrônica: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p7 pertence ao elemento químico 19K. 
e) o elemento químico N possui maior eletronegatividade que o elemento químico P. 
N
R
NH2
OH
H
+ -O
O
O O
O-
+ H+
NADH
oxaloacetato
 
 
malato
NAD+
-O
O
OH O
O-
+
N+
R
NH2
O
 
 
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Questão-30 - (UCS RS/2014/Julho) 
O hexafluoreto de enxofre (SF6) é um gás incolor, inodoro, não inflamável e inerte utilizado como isolante 
em transformadores de alta tensão elétrica e em equipamentos de distribuição de eletricidade. A respeito 
do SF6 é correto afirmar que 
 
a) é uma substância apolar, constituída de ligações covalentes polares. 
b) apresenta geometria molecular bipirâmide trigonal. 
c) apresenta átomos de flúor e de enxofre unidos entre si por meio de ligações iônicas. 
d) tem geometria molecular idêntica à da amônia e momento dipolar diferente de zero. 
e) é uma substância simples. 
7. GABARITO NÃO COMENTADO DAS QUESTÕES DIFÍCEIS 
1) A 
2) E 
3) B 
4) 01-V 02-V 03-V 04-F 05-F 
06-F 
5) E 
6) C 
7) D 
8) B 
9) B 
10) C 
11) E 
12) E 
13) C 
14) A 
15) D 
16) B 
17) 23 
18) E 
19) 03 
20) B 
21) D 
22) 02 
23) 13 
24) 28 
25) FFFF 
26) B 
27) C 
28) B 
29) E 
30) A 
 
8. CONSIDERAÇÕES FINAIS DAS AULAS 
Mais uma aula finalizada com sucesso! Parabéns! A linha de chegada está cada vez mais próxima. 
Esforço hoje, comemoração amanhã! 
Se, ao longo desta aula, você percebeu que precisa de uma explicação mais detalhada e 
aprofundada em algum ponto da matéria não deixe de me procurar, assim você aprende e nós crescemos 
juntos. 
Agora é hora de dar aquela relaxada, respirar fundo e... continuar seus estudos resolvendo as 
questões do Caderno de Questões (pensou mesmo que tinha acabado?! Não, né!) 
Grande abraço e até a próxima aula. 
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