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1 
Ligação Química 
Prof. Priscila 
2 
Se dois átomos combinarem entre si, dizemos que foi 
estabelecida entre eles uma 
LIGAÇÃO QUÍMICA 
 
 
 
Os elétrons mais externos do átomo são os responsáveis pela 
ocorrência da ligação química. 
Ligação Química 
3 
Para ocorrer uma ligação química é necessário que os átomos 
percam ou ganhem elétrons, ou, então, compartilhem seus 
elétrons de sua última camada 
 
 
 
 
 
Ligação Química 
Na Cl 
+ – 
H H 
O SÓDIO PERDEU 
ELÉTRON 
O CLORO GANHOU 
ELÉTRON 
OS ÁTOMOS DE HIDROGÊNIO COMPARTILHARAM ELÉTRONS 
4 
Na maioria das ligações, os átomos ligantes possuem 
distribuição eletrônica semelhante à de um gás nobre, isto é, 
apenas o nível K, completo, ou, 8 elétrons em sua última 
camada. 
 
 
 
Ligação Química 
Esta idéia foi desenvolvida pelos cientistas Kossel e Lewis e 
ficou conhecida como TEORIA DO OCTETO 
 
5 
Um átomo que satisfaz A TEORIA DO OCTETO é estável e é 
aplicada principalmente para os elementos do subgrupo A 
(representativos) da tabela periódica 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ligação Química 
H (Z = 1) 
He (Z = 2) 
F (Z = 9) 
Ne (Z = 10) 
Na (Z = 11) 
1s1 
1s2 
2s2 
3s1 
2p5 
INSTÁVEL 
1s2 
2s2 2p6 1s
2 
2s2 2p6 1s2 
ESTÁVEL 
INSTÁVEL 
ESTÁVEL 
INSTÁVEL 
6 
Na maioria das ligações químicas, os átomos que: 
 
 
 
 
 
 
 
Ligação Química 
Perdem elétrons 
 são os metais das famílias 1A, 2A e 3A 
Recebem elétrons 
são ametais das famílias 5A, 6A e 7A 
7 
 
 
 
Podem-se classificar em 3 grandes grupos: 
 
 
 
 
 
 
 
Ligação Química 
São as forças de atração que ligam os átomos de modo a 
 formar substâncias mais complexas. 
LIGAÇÃO IÔNICA: refere-se às forças eletrostáticas que existem entre 
íons de carga oposta. 
 
LIGAÇÃO COVALENTE: resultam do compartilhamento de elétrons. 
 
LIGAÇÃO METÁLICA: cada átomo liga-se a vários outros átomos 
vizinhos. 
 
8 
Esta ligação ocorre devido à ATRAÇÃO ELETROSTÁTICA entre íons 
de cargas opostas. 
 
 
Na ligação iônica os átomos ligantes apresentam uma grande 
diferença de eletronegatividade, isto é, um é 
METAL e o outro AMETAL 
 
Ligação Iônica 
FORMADA ENTRE DOIS ÁTOMOS QUE SE IONIZAM 
9 
1) Os átomos pertencentes à família dos metais alcalinos terrosos e 
dos halogênios adquirem configuração eletrônica de gases nobres 
quando, respectivamente, formam íons com números de carga: 
a) + 1 e – 1. 
b) – 1 e + 2. 
c) + 2 e – 1. 
d) – 2 e – 2. 
e) + 1 e – 2. 
 
 
 
 
Ligação Iônica 
ALCALINOS 
TERROSOS 
HALOGÊNIOS 
FAMÍLIA 2A 
FAMÍLIA 7A 
PERDE 
2 ELÉTRONS 
GANHA 
1 ELÉTRONS 
+ 2 
– 1 
X 
02) Um átomo X apresenta 13 prótons e 14 nêutrons. A carga do íon estável 
formado a partir deste átomo será: 
a) – 2. 
b) – 1. 
c) + 1. 
d) + 2. 
e) + 3. 
 
 
 
 
Ligação Iônica 
X 
1s
2
 2s
2
 2p
6
 3s
2 
 3p
1 
X (Z = 13) 
ÚLTIMA 
CAMADA 
3 ELÉTRONS 
PERDE 
3 ELÉTRONS 
+ 3 
11 
•O Sódio tem apenas um elétron na última 
camada. Este elétron é fracamente ligado 
porque os outros 10 elétrons blindam a atração 
do núcleo. 
•O Cloro tem 7 elétrons na última camada. Se 
adquirir mais um elétron forma uma 
configuração mais estável. 
•O Sódio perde um elétron e se ioniza, ficando 
com carga positiva (cátion). 
•O Cloro ganha o elétron e também se ioniza, 
ficando Negativo (ânion). 
•Os íons se ligam devido à atração 
Coulombiana entre cargas opostas. 
•Note a diferença entre o raio atômico e o raio 
iônico. 
 
Ligação Iônica 
Na Cl 
Cl- Na+ 
12 
•A ligação iônica não é direcional, a atração é 
mútua entre íons negativos e positivos. 
•A ligação é forte= 150-300 Kcal/mol (por isso o 
PF dos materiais com esse tipo de ligação é 
geralmente alto) 
•A ligação predominante nos materiais 
cerâmicos é iônica 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ligação Iônica 
13 
3) A camada mais externa de um elemento X possui 3 elétrons, enquanto a 
camada mais externa de outro elemento Y tem 6 elétrons. Uma provável 
fórmula de um composto, formado por esses elementos é: 
a) X2Y3. 
b) X6Y. 
c) X3Y. 
d) X6Y3. 
e) XY. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ligação Iônica 
X 
Y 
perde 3 elétrons 
ganha 2 elétrons 
X3+ 
Y 2– 
X 
14 
4) O composto formado pela combinação do elemento X (Z = 20) com o 
elemento Y (Z = 9) provavelmente tem fórmula: 
a) XY 
b) XY2 
c) X3Y 
d) XY3 
e) X2Y 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ligação Iônica 
X 
X (Z = 20) 4s2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
Y (Z = 9) 
X perde 2 elétrons X 2+ 
2s2 2p5 1s2 
Y ganha 1 elétron Y 1 – 
COMPOSTO USOS 
TiO2 (dióxido de titânio) Pigmentos de tintas e 
esmaltes 
HgCl2 (Cloreto de 
mercúrio II) 
Pesticida 
KCl (Cloreto de 
potássio) 
Fertilizantes 
NaCl (Cloreto de sódio) 
 
Sal de cozinha 
Produção de NaOH 
NaF ( Fluoreto de 
sódio) 
Cremes dentais 
CaCO3 (Carbonato de 
cálcio) 
Giz 
Alguns compostos iônicos e suas aplicações 
Ligação Iônica 
Substâncias 
duras, porém 
quebradiças: 
Duros → 
Interações fortes 
Quebradiços → 
Ao se tentar 
deslocar uma 
camada em 
relação a outra, 
íons de mesma 
carga ficam 
juntos e repelem-
se fortemente, 
levando a ruptura 
do cristal. 
16 
Ligação Covalente 
A principal característica desta ligação é o compartilhamento (formação 
de pares) de elétrons entre os dois átomos ligantes. 
 
 
 
 
 
 
Os átomos que participam da ligação covalente são 
AMETAIS, SEMIMETAIS e o HIDROGÊNIO 
 
 
 
 
 
Um elétron de cada átomo é compartilhado com o outro, 
gerando uma camada completa para ambos. 
Cl Cl 
17 
Representação esquemática da ligação 
covalente em uma molécula de metano. 
 Os átomos atingem a configuração estável 
compartilhando elétrons com um átomo 
adjacente. 
 A ligação covalente é direcional, ou seja 
mantém um ângulo entre as ligações. 
 A ligação covalente é forte = 125-300 Kcal/mol 
 Esse tipo de ligação é comum em compostos 
orgânicos, por exemplo, em materiais poliméricos 
e diamante. 
Ligação Covalente 
18 
LIGAÇÃO COVALENTE NORMAL 
Quando cada um dos átomos ligantes contribui com um elétron 
para a formação do par. 
Consideremos, como primeiro exemplo, a união entre dois átomos do 
ELEMENTO HIDROGÊNIO (H) para formar a molécula da substância 
SIMPLES HIDROGÊNIO (H2) 
 
 
 
 
 
 
Ligação Covalente 
H H 
H H 
FÓRMULA ELETRÔNICA 
H2 
FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA 
FÓRMULA MOLECULAR 
H (Z = 1) 1s1 
19 
Consideremos, como segundo exemplo, a união entre dois átomos 
do ELEMENTO NITROGÊNIO (N) para formar a molécula da 
substância SIMPLES NITROGÊNIO (N2). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ligação Covalente 
N (Z = 7) 2s2 2p3 1s2 
N N N N FÓRMULA ELETRÔNICA 
N N 
N2 
FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA 
FÓRMULA MOLECULAR 
20 
Consideremos, como terceiro exemplo, a união entre dois átomos do 
ELEMENTO HIDROGÊNIO e um átomo do ELEMENTO OXIGÊNIO para 
formar a substância COMPOSTA ÁGUA (H2O). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ligação Covalente 
H (Z = 1) 1s1 
O (Z = 8) 2s2 2p4 1s2 
O 
H H 
O 
H H 
FÓRMULA ELETRÔNICA 
FÓRMULAESTRUTURAL PLANA 
H2O 
FÓRMULA MOLECULAR 
21 
 
Se apenas um dos átomos contribuir com os dois elétrons do par, a ligação 
será COVALENTE DATIVA ou COORDENADA 
 
 
 
A ligação dativa é indicada por uma seta que sai do átomo que cede os 
elétrons chegando no átomo que recebe estes elétrons, através do 
compartilhamento. 
 
 
Ligação Covalente 
22 
Vamos mostrar a ligação DATIVA, inicialmente, na molécula do dióxido de 
enxofre (SO2), onde os átomos de oxigênio e enxofre possuem 6 elétrons na 
camada de valência. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Ligação Covalente 
S O 
O 
S O 
O 
FÓRMULA ELETRÔNICA 
FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA 
SO2 FÓRMULA MOLECULAR 
05) Os elementos químicos N e Cl podem combinar-se 
 formando a substância: 
Dados: N (Z = 7); Cl (Z = 17) 
 
a) NCl e molecular. 
b) NCl2 e iônica. 
c) NCl2 e molecular. 
d) NCl3 e iônica. 
e)NCl3 e molecular. 
 
 
 
 
Ligação Covalente 
06)O fosfogênio (COCl2), um gás incolor, tóxico, de cheiro penetrante, utilizado na 
Primeira Guerra Mundial como gás asfixiante, é produzido a partir da reação: 
 
 
Sobre a molécula do fosfogênio, podemos afirmar que ela apresenta 
a) duas ligações duplas e duas ligações simples 
b)uma ligação dupla e duas ligações 
simples 
c)duas ligações duplas e uma ligação 
simples 
d) uma ligação tripla e uma ligação dupla 
e) uma ligação tripla e uma simples 
 
 
Ligação Covalente 
CO(g) + Cl2(g)  COCl2(g) 
25 
07) Certo átomo pode formar 3 covalências normais e 1 dativa. Qual a provável 
família desse elemento na classificação periódica? 
a) 3 A . 
b) 4 A . 
c) 5 A . 
d) 6 A . 
e) 7 A . 
 
 
 
Ligação Covalente 
O S O 
08) O gás carbônico (CO2) é o principal responsável pelo efeito estufa, enquanto 
 o dióxido de enxofre (SO2) é um dos principais poluentes atmosféricos. 
Se considerarmos uma molécula de CO2 e uma molécula de SO2, podemos 
afirmar que o número total de elétrons compartilhados em cada molécula é 
respectivamente igual a: 
Dados: números atômicos: C = 6; 0 = 8; S = 16. 
a) 4 e 3. 
b) 2 e 4. 
c) 4 e 4. 
d) 8 e 4. 
e) 8 e 6. 
 
 
 
Ligação Covalente 
27 
União de dois átomos de sódio por meio da 
ligação metálica 
Nos metais, existe uma grande quantidade de elétrons 
quase livres, os elétrons de condução, que não estão 
presos a nenhum átomo em particular. 
Estes elétrons são compartilhados pelos átomos, 
formando uma nuvem eletrônica, responsável pela alta 
condutividade elétrica e térmica destes materiais. 
Ligação Metálica 
28 
• Forma-se com átomos de baixa 
eletronegatividade (apresentam no máximo 3 
elétrons de valência) 
 
• Então, os elétrons de valência são divididos 
com todos os átomos (não estão ligados a 
nenhum átomo em particular) e assim eles estão 
livres para conduzir 
 
• A ligação metálica não é direcional porque os 
elétrons livres protegem o átomo carregado 
positivamente das forças repulsivas eletrostáticas 
 
• A ligação metálica é geralmente forte (um pouco 
menos que a iônica e covalente)= 20-200 
Kcal/mol 
 
• Ex: Hg e W 
Ligação Metálica 
Átomo+elétrons das camadas 
mais internas 
Elétrons de valência 
Ligação Metálica 
30 
Propriedades associadas as ligações metálicas: 
 
Alta condutividade elétrica e térmica: os elétrons podem se mover em 
presença de uma f.e.m. ou de um gradiente de temperatura. 
 
 
Permitem grande deformação plástica pois as ligações são móveis ou 
seja não são rígidas como as iônicas e as covalentes 
 
 
Possuem o brilho metálico, como os elétrons são muito móveis trocam 
de nível energético com facilidade emitindo fótons 
 
 
São sempre opacos: pela mesma razão acima mas nesse caso 
absorvendo a luz incidente 
 
Ligação Metálica 
Ligação Metálica 
Ligação Metálica 
33 
Forças Intermoleculares 
34 
São as ligações que resultam da interação ENTRE MOLÉCULAS, isto é, 
mantêm unidas moléculas de uma substância. 
 
É possível obter ligação sem troca ou compartilhamento de elétrons nas 
denominada ligações secundárias ou de van der Waals. 
 
 
 
 
 
Um dipolo é um par de cargas opostas que 
mantém uma distância entre si. 
 
 
 
Ligações Intermoleculares 
A ligação é gerada por pequenas assimetrias na distribuição 
de cargas do átomos, que criam dipolos. 
35 
 
São as principais responsáveis pelas propriedades físicas da matéria: 
ponto de fusão e ponto de ebulição; 
 
São mais fracas que as forças intramoleculares, portanto a evaporação de 
um líquido requer muito menos energia do que a necessária para romper 
as ligações dentro das moléculas do líquido. 
 
 
Ligações Intermoleculares 
36 
Tipos de Forças Intermoleculares 
Podem ser Classificadas como: 
 Forças de Van der Waals 
 dipolo-dipolo 
 dipolo instantâneo 
 Forças ion-dipolo 
 Ligação de hidrogênio 
37 
Forças de dípolo-dípolo 
 São forças que atuam entre moléculas polares. Em uma MOLÉCULA POLAR 
sua extremidade NEGATIVA atrai a extremidade POSITIVA da molécula vizinha, 
o mesmo ocorre com sua extremidade positiva que interage com a parte 
negativa de outra molécula vizinha. 
+ – + – + – 
+ – + – + – 
38 
Forças de dipolo-dipolo 
 Quanto maiores forem os momentos dipolares e menores forem as 
moléculas, maior é a força. As moléculas tendem a alinhar-se de tal modo 
que, em média a interação atrativa é máxima. 
39 
Forças de dipolo-dipolo 
 
Dipolo Permanente 
 Gerado pela estrutura da molécula. 
 Energias de ligação 
 20kJ/mol 
 
Íon – Dipolo 
 Ocorrem entre um íon e uma 
molécula polar 
 A sua intensidade depende 
da (1) carga, do (2) tamanho 
do íon, do (3) momento 
dipolar e (4) tamanho da 
molécula 
 a interação de um cátion 
com um dipolo é mais forte 
do que a de um ânion 
40 
Nas moléculas APOLARES, uma nuvem de elétrons se encontra em 
constante movimento 
 Se, durante uma fração de segundo, esta nuvem eletrônica estiver deslocada 
para um dos extremos da molécula, pode-se dizer que foi criado um DIPOLO 
ISTANTÂNEO, isto é, por um pequeno espaço a molécula possui PÓLOS 
 
Dipolos instantâneos 
H H – H H – + + 
41 
 As forças atrativas que surgem como resultado destes dípolos instântaneos 
designam-se por forças de dispersão ou forças de London. 
 As forças de dispersão aumentam com a massa molar, podendo ser iguais ou 
superiores às forças dípolo-dípolo entre moléculas polares. 
 
 A separação de cargas é pequena 
 Energias de ligação são muito pequenas ( 1kJ/mol) 
 
Dípolos instantâneos 
42 
 Um caso extremo de atração dipolo – 
dipolo ocorre quando temos o 
HIDROGÊNIO ligado a átomos pequenos e 
muito eletronegativos, especialmente o 
FLÚOR, o OXIGÊNIO e o NITROGÊNIO. 
 Esta forte atração chama-se PONTE DE 
HIDROGÊNIO, sendo verificada nos 
estados sólido e líquido . 
Ligações de Hidrogênio 
43 
Ocorre um aumento da massa molar do HCl para o HI o que causa um aumento das Forças 
de London o que conduz ao aumento do p.e.. No caso do HF, composto com maior p.e. é o 
que tem forças intermoleculares mais fortes que são as pontes de hidrogênio. 
Ligações de Hidrogênio 
Importante 
As pontes de hidrogênio são 
mais intensas que as forças 
dipolo – dipolo permanente, 
e estas mais intensas que as 
interações dipolo – dipolo 
induzido. 
 
Variação do Ponto de Ebulição em períodos. 
44 
Quanto maiora energia envolvida na ligação química há uma tendência de: 
 
Maior ser o ponto de fusão do composto 
 
Maior a resistência mecânica 
 
Maior a dureza 
 
Maior o módulo de elasticidade 
 
Maior a estabilidade química 
 
Menor a dilatação térmica 
 
Ligações x Materiais 
45 
Ligações x Materiais 
46 
FIM 
47 
1) Um elemento químico de configuração eletrônica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 possui forte 
tendência para: 
a) perder 5 elétrons. 
b) perder 1 elétron. 
c) perder 2 elétrons. 
d) ganhar 2 elétrons. 
e) Ganhar 1 elétron. 
 
2) Ao se compararem os íons K+ e Br– com os respectivos átomos neutros de que se 
originaram, podemos verificar que: 
a) houve manutenção da carga nuclear de ambos os íons. 
b) o número de elétrons permanece inalterado. 
c) o número de prótons sofreu alteração em sua quantidade. 
d) ambos os íons são provenientes de átomos que perderam elétrons. 
e) o cátion originou-se do átomo neutro a partir do recebimento de elétrons. 
Exercícios 
48 
3) Os átomos de certo elemento químico metálico possuem, cada um, 3 prótons, 4 
nêutrons e 3 elétrons. A energia de ionização desse elemento está entre as mais 
baixas dos elementos da Tabela Periódica. Ao interagir com halogênio, esses 
átomos têm alterado o seu número de: 
a) prótons, transformando-se em cátions. 
b) elétrons, transformando-se em ânions. 
c) nêutrons, mantendo-se eletricamente neutros. 
d) prótons, transformando-se em ânions. 
e) elétrons, transformando-se em cátions. 
 
4) Na ligação química de um átomo X, alcalino-terroso (2A), com um elemento Y, 
pertencente à família dos halogênios (7A), deverá haver a formação de cátion e 
ânion, respectivamente: 
a) X+ e Y–. b) X+ e Y–2. c) X+2 e Y–. d) X+2 e Y–2. e) X+2 e Y–7. 
Exercícios 
49 
5) Um composto iônico é geralmente formado a partir de elementos que possuem: 
a) energias de ionização muito distintas entre si. 
b) elevadas energias de ionização. 
c) raios atômicos semelhantes. 
d) elevadas afinidades eletrônicas. 
e) massas atômicas elevadas. 
 
6)Assinale a alternativa que apresenta composto com ligação química 
essencialmente iônica? 
a) NaI. 
b) CO2. 
c) HCl. 
d) H2O. 
e) CH4. 
Exercícios 
50 
7) A camada mais externa de um elemento X possui 3 elétrons, enquanto a camada 
mais externa de outro elemento Y tem 7 elétrons. Uma provável fórmula de um 
composto, formado por esses elementos é: 
a) XY3. 
b) X5Y. 
c) X3Y. 
d) X7Y3. 
e) XY. 
 
8) Uma substância iônica foi representada pela fórmula X2Y. Sendo assim, na tabela 
periódica, é possível que X e Y se localizem, respectivamente, nas colunas: 
a) 1A e 2A. b) 1A e 6A. c) 2A e 1A. d) 2A e 5A. e) 2A e 7A. 
Exercícios 
51 
9) Em relação ao composto MgO, analise as afirmativas: 
I. A ligação entre o magnésio e o oxigênio se dá por transferência de elétrons, sendo 
classificada como ligação iônica. 
II. Os átomos não alcançaram a configuração do gás nobre após a ligação. 
III. Após a ligação entre os átomos de magnésio e oxigênio, há formação de um 
cátion Mg2+ e um ânion O2–. 
Dados: Mg (Z = 12); O (Z = 8) 
Está(ao) correta(s) apenas: 
a) I. 
b) II. 
c) III. 
d) I e II. 
e) I e III. 
Exercícios 
52 
10) Para reciclar o alumínio, a partir de latinhas de refrigerantes descartadas, usam-
se apenas 5% da energia necessária para produzi-las a partir do óxido de 
alumínio presente na bauxita. A fórmula do óxido de alumínio é: 
Dados: O (Z = 8); Al (Z = 13). 
a)AlO. b) AlO3. c) AlO2. d) Al2O. e) Al2O3. 
 
11) Considerando as substâncias: 
I. Hélio. 
II. Enxofre. 
III. Cloreto de lítio. 
IV. Cloreto de magnésio. 
V. Amônia. 
Dentre estas substâncias, apresentam ligações iônicas: 
Dados: 2He; 16S; 17Cl; 3Li; 12Mg; 7N; 1H. 
a) III e IV. b) I e IV. c) I e V. d) III e V. e) II e III. 
Exercícios 
53 
12) Sobre alguns aspectos relacionados aos elementos químicos, analise as 
afirmativas abaixo. 
1) Elementos com baixo número de elétrons de valência tendem a formar ligações 
covalentes com elementos de elevado número de elétrons de valência. 
2) Elementos gasosos se localizam geralmente na parte central da tabela periódica, 
pois estes elementos possuem orbitais d semipreenchidos. 
3) Um elemento facilmente ionizável deve possuir um elevado número atômico e um 
baixo número de elétrons de valência. 
Está(ão) correta(s) apenas: 
a) 3 
b) 2 
c) 1 
d) 1 e 2 
e) 2 e 3 
Exercícios 
54 
13) Considere as espécies químicas cujas fórmulas estão arroladas abaixo. 
1 – HBr 2 – BaO 3 – CaC2 4 – SiO2 5 - B2O3 
Quais delas apresentam ligação tipicamente iônica? 
a) Apenas 1 e 2. 
b) Apenas 1 e 3. 
c) Apenas 2 e 3. 
d) Apenas 2, 4 e 5. 
e) Apenas 3, 4 e 5. 
 
14) Observe as seguintes características: 
I. Sólidos em condições ambientais (25ºC e 1atm). 
II. Solúveis em água. 
III. Altos pontos de fusão e ebulição. 
Essas propriedades são características das substâncias: 
a) Hg e Au. b) KCl e NH3. c) NaCl e KI. d) CCl4 e C6H6. e) CO e Pt 
Exercícios 
55 
15) Ao formar ligações covalentes com o hidrogênio, a eletrosfera do carbono 
adquire configuração eletrônica de gás nobre. Com isto, é de esperar a formação da 
molécula: 
a) CH. b) CH2. c) CH3. d) CH4. e) CH5. 
 
16) Nos compostos covalentes os átomos dos elementos se ligam através de 
ligações simples, dupla ou triplas dependendo de suas configurações eletrônicas. 
Assim, é correto afirmar que as fórmulas estruturais das moléculas H2, N2, CO2 e F2, 
são: 
a) H – H, N = N, O C – O, F – F. 
b) H – H, N ≡ N, O C – O, F = F. 
c) H – H, N ≡ N, O = C = O, F – F. 
d) H – H, N = N, O C – O, F – F. 
e) H = H, N ≡ N, O = C = O, F = F. 
 
Exercícios 
56 
17) Os elementos P e Br podem combinar-se formando a substância: 
a) PBr, covalente. b) PBr2, iônica. c) PBr2, covalente. d) PBr3, iônica. 
 e) PBr3, covalente. 
 
18) Dentre as afirmações abaixo, a INCORRETA é: 
Dados: H (Z = 1); Cl (Z = 17); K (Z = 19); I (Z = 53). 
a) O composto formado entre um metal alcalino terroso e um halogênio é covalente. 
b) O composto covalente HCl é polar, devido à diferença de eletronegatividade 
existente entre os átomos de hidrogênio e cloro. 
c) O composto de fórmula KI é iônico. 
d) A substância de fórmula Cl2 é apolar. 
e) Ligação covalente é aquela que se dá pelo compartilhamento de elétrons entre 
dois átomos. 
Exercícios 
57 
19) Indique a molécula que não possui ligações polares: 
a) H2O. b) HCl. c) O2. d) CH4. e) CHCl3. 
 
 
20) Dentre as afirmativas abaixo, a incorreta é: 
a) O composto covalente HCl é polar, devido à diferença de eletronegatividade 
existente entre os átomos de hidrogênio e cloro. 
b) O composto de fórmula KI é iônico. 
c) A substância de fórmula Cl2 é apolar. 
d) Ligação covalente é aquela que se dá pelo compartilhamento de elétrons entre 
dois átomos. 
e) O composto formado entre um metal alcalino terroso e um halogênio é covalente. 
Exercícios 
58 
21) Associe o tipo de ligação ou interação (coluna da direita) que possibilita a 
existência das substâncias listadas (coluna da esquerda), no estado sólido: 
 
 
 
Os números na segunda coluna, lidos de cima para baixo, são: 
a) 1, 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 
 
22) Compostos de HF, NH3 e H2O apresentam pontos de fusão e ebulição maiores 
quando comparados com H2S e HCl, por exemplo, devido às: 
a) forças de Van Der Waals.b) forças de London. 
c) pontes de hidrogênio. 
d) interações eletrostáticas. 
e) ligações iônicas. 
Exercícios 
59 
23) O gelo-seco corresponde ao CO2 solidificado, cuja fórmula estrutural é O = C = 
O. O estado sólido é explicado por uma única proposição correta. Assinale-a. 
a) Forças de Van der Waals entre moléculas fortemente polares de CO2. 
b) Pontes de hidrogênio entre moléculas do CO2. 
c) Pontes de hidrogênio entre a água e o CO2. 
d) Forças de Van der Waals entre moléculas apolares do CO2. 
e) Interações fortes entre os dipolos na molécula do CO2. 
 
24) A condutividade elétrica dos metais é explicada admitindo-se: 
a) Ruptura de ligações iônicas. 
b) Ruptura de ligações covalentes. 
c) Existência de elétrons livres. 
d) Existência de prótons livres. 
e) Existência de nêutrons livres. 
Exercícios 
60 
25) O CO2 no estado sólido (gelo seco) passa diretamente para o estado gasoso em 
condições ambiente; por outro lado, o gelo comum derrete nas mesmas condições 
em água líquida, a qual passa para o estado gasoso numa temperatura próxima a 
100°C. Nas três mudanças de estados físicos, são rompidas, respectivamente: 
 
a) ligações covalentes, pontes de hidrogênio e pontes de hidrogênio. 
b) interações de Van der Walls, ligações iônicas e ligações iônicas. 
c) interações de Van der Walls, pontes de hidrogênio e ligações covalentes. 
d) interações de Van der Walls, pontes de hidrogênio e pontes de hidrogênio. 
e) interações de van der Walls, pontes de hidrogênio e interações de Van der Walls. 
Exercícios 
61 
26) A trimetilamina e a propilamina possuem exatamente a mesma massa molecular 
e, no entanto, pontos de ebulição (PE) diferentes: 
O tipo de força intermolecular que explica esse fato é: 
 
a) ligação covalente apolar. 
b) ligação covalente polar. 
c) ligação iônica. 
d) ligação de hidrogênio. 
e) forças de Van der Waals. 
Exercícios 
62 
27) Na coluna da esquerda da tabela a seguir estão relacionadas algumas 
substâncias com as respectivas fases de agregação. A coluna da direita contém 
sugestões a respeito do tipo de ligação que ocorre entre átomos, íons ou moléculas. 
 
Qual a única opção cujas associações estão corretas? 
a) 2 – 7; 3 – 8; 4 – 9; 5 – 7. 
b) 1 – 10; 2 – 10; 3 – 8; 4 – 7. 
c) 1 – 9; 2 – 8; 4 – 6; 5 – 10. 
d) 1 – 10; 2 – 6; 3 – 8; 4 – 6. 
e) 2 – 6; 3 – 9; 4 – 7; 5 – 7. 
Exercícios