Teoria e exerccios

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CAPÍTULO V- LIGAÇÕES QUÍMICAS
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5.1) Estabilidade dos gases nobres:
 
 Os gases nobres são os únicos elementos encontrados na natureza na forma de átomos isolados. 
 Através de suas características podemos concluir que possuem estabilidade eletrônica.
 
Características dos gases nobres:
Não possuem eletronegatividade;
Não possuem eletropositividade;
Não possuem afinidade eletrônica;
Possuem os mais altos valores de potenciais de ionização;
São chamados de elementos nulivalentes (valência zero).
 
 A configuração eletrônica dos gases nobres nos mostra que todos possuem oito elétrons na última camada, com exceção do Hélio, que apresenta apenas dois elétrons.
5.2) Regras do octeto e do dueto:
 
 Os gases nobres não fazem ligações espontaneamente com os demais elementos. Os outros elementos estabelecem ligações para adquirir uma configuração eletrônica idêntica à dos gases nobres e, assim, obter sua estabilidade eletrônica. 
 Os átomos combinam-se através da cessão, recepção ou emparelhamento de elétrons, formando as moléculas ou os cristais. 
 As ligações são estabelecidas na camada de valência. Assim, chamamos de valência à capacidade de combinação. 
Obs1: Alguns elementos de transição ao se combinarem também utilizam elétrons do seu penúltimo nível nas ligações.
Ex: 26 Fe ( 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 
 26 Fe 3+ ( 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5. 
Obs2: Alguns elementos representativos ao se combinarem buscam a estabilidade do gás nobre Hélio, isto é, ter configuração eletrônica com apenas dois elétrons, o que chamamos de regra do dueto. 
Elementos que seguem à regra do dueto: H e Li. 
 Os demais elementos representativos seguem à regra do octeto (oito elétrons na última camada).
 
5.3) Ligação iônica ou Eletrovalente:
 É o tipo de ligação que se caracteriza por uma cessão e recepção total de elétrons, com formação de cátions e ânions fortemente atraídos. Chamamos também de ligação heteropolar.
	Ocorrência: Metal + Ametal e
Metal + Hidrogênio
(eletropositivo + eletronegativo)
Obs: Não há formação de molécula, mas sim, de íon - fórmula.
 As substâncias formadas por Metal e Hidrogênio são chamadas de hidretos metálicos (H –1).
 
5.3.1) Formulações:
- Fórmula eletrônica ou de Lewis: Exemplo:
- Íon – fórmula ou fórmula: KCl.
5.3.2) Valência: é o número de ligações que um átomo é capaz de estabelecer. Assim: 1A e 7 A são elementos monovalentes, 2A e 6A são bivalentes, 3A e 5A são trivalentes e 4A são tetravalentes. 
 Valência + carga do íon recebe o nome de eletrovalência. 
Ex: +2 do íon Ca 2+
Valência de estabilidade dos elementos representativos:
	Subgrupo
	Carga do íon
	1 A
	+1
	2 A
	+2
	3 A
	+3
	5 A
	-3
	6 A
	-2
	7 A
	-1
5.3.3) Alguns elementos representativos não adquirem estabilidade eletrônica de um gás nobre:
São eles: Sn, Pb e Bi. Os íons Sn 2+, Pb 2+ e Bi 3+, são os cátions mais estáveis desses elementos, eles só perdem os elétrons do subnível p, os cátions Sn 4+, Pb 4+e Bi 5+ comportam-se excepcionalmente com valores elevados de potenciais de ionização.
 
50 Sn ( 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p2
82 Pb ( 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p2 
 
83 Bi ( 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p3 
5.3.4) Família 14 ou 4 A
 A tendência de ganhar ou perder elétrons será determinado principalmente pelo tamanho do raio atômico do elemento.
	Carbono (C)
	Ametal
	Eletro-
negativo
	Iônica ou covalente
	Silício (Si)
	Ametal
	Eletro-
negativo
	Iônica ou covalente
	Germânio (Ge)
	Metal
	Eletro-positivo
	Iônica
	Estanho (Sn)
	Metal
	Eletro-positivo
	Iônica
	Chumbo (Pb)
	Metal
	Eletro-positivo
	Iônica
Exemplos:
Carbono ( Ligação iônica ( Carbetos ( Exemplo: CaC2. Ligação covalente ( a grande maioria dos compostos de Carbono ( orgânicos ( Exemplo: CH3OH.
Silício ( Ligação iônica ( raros ( Exemplo: Li4Si. Ligação covalente ( a grande maioria dos compostos de Silício ( Exemplo: (SiO2)n.
Germânio (	Encontrado em algumas espécies de hulha (carvão vegetal) e no mineral germanita – Cu3 (Ge, Ga, Fe) (S, As)4. 
Estanho ( ligação iônica ( Exemplo: SnF4.
Chumbo ( ligação iônica ( Exemplo: PbF4.
EXERCÍCIOS DE LIGAÇÕES IÔNICAS – QUESTÕES OBJETIVAS 
1) (UERJ/1996) Átomos de um elemento X foram colocados em um meio onde já havia átomos de um elemento Y. A aproximação dos átomos de X e Y provocou uma transformação de transferência de elétrons, havendo formação das espécies iônicas X 1+ e Y2- que são isoeletrônicas. A transformação ocorrida permite a seguinte conclusão a respeito de X e Y.
(a) A espécie X1+ é maior do que a Y 2-.
(b) Possuem eletronegatividades iguais.
(c) Formam uma substância de fórmula XY2.
(d) A eletronegatividade de Y é maior do que a de X.
2) (UERJ/1997) Sou o átomo Y de maior raio atômico do 3º período da classificação periódica e formo com os halogênios (X) os sais do tipo YX. Eu sou representado pelo seguinte símbolo:
(a) Al		
(b) Cl		
(c) Mg		
(d) Na
3) (UERJ/1998) Apesar da posição contrária de alguns ortodontistas, está sendo lançada no mercado internacional a "chupeta anticárie". Ela contém flúor, um já consagrado agente anticáries, e xylitol, um açúcar que não provoca cárie e estimula a sucção pelo bebê.
Considerando que o flúor utilizado para esse fim aparece na forma de fluoreto de sódio, a ligação química existente entre o sódio e o flúor é denominada:
(a) iônica
(b) metálica
(c) dipolo-dipolo
(d) covalente apolar
4) (UFU/1999) As propriedades das substâncias podem ser relacionadas com o tipo de ligação que existe entre seus átomos. Por exemplo: compostos que possuam ligações iônicas têm alto ponto de fusão (geralmente acima de 350°C); todos são sólidos à temperatura ambiente e grande parte deles são solúveis em água, sendo que suas soluções aquosas conduzem corrente elétrica.
 Assinale a alternativa em que aparecem, somente, substâncias predominantemente iônicas:
(a) Perclorato de sódio (NaClO4); etanoato de sódio (CH3CO2Na) e cloreto de etila (CH3CH2Cl).
(b) Iodeto de sódio (NaI); hexano (CH3(CH2)4CH3) e carbonato de cálcio (CaCO3).
(c) Fluoreto de sódio (NaF); hidróxido de potássio (KOH) e nitrato de prata (AgNO3).
(d) Acetileno (etino) (C2H2); ácido perclórico (HClO4) e cloreto de sódio (NaCl).
(e) Ácido sulfúrico (H2SO4); hidróxido de sódio (NaOH) e metanol (CH3OH).
5) (UERJ/2001) A figura abaixo representa o átomo de um elemento químico, de acordo com o modelo de Bohr.
(HARTWIG, D. R. e outros. "Química geral e inorgânica."São Paulo. Scipione, 1999.)
Para adquirir estabilidade, um átomo do elemento representado pela figura deverá efetuar ligação química com um único átomo de outro elemento, cujo símbolo é:
(a) C		
(b) F		
(c) P		
(d) S
6) (UFRRJ/2003) Quando íons de cargas opostas, formados por elementos do grupo 1 (IA) e do grupo 17 (VII A) são aproximados, ocorre uma forte atração entre eles, e grande quantidade de energia é liberada. Essa força de atração é chamada:
(a) ligação covalente.
(b) ligação iônica.
(c) ligação dativa.
(d) ligação hidrogênio.
(e) forças de Van der Waals.
7) (UERJ/2004) A nanofiltração é um processo de separação que emprega membranas poliméricas cujo diâmetro de poro está na faixa de 1 nm.
 Considere uma solução aquosa preparada com sais solúveis de cálcio, magnésio, sódio e potássio. O processo de nanofiltração dessa solução retém os íons divalentes, enquanto permite a passagem da água e dos íons monovalentes.
As espécies iônicas retidas são:
(a) sódio e potássio
(b) potássio e cálcio
(c) magnésioe sódio
(d) cálcio e magnésio
8) (PUCRJ/2004) Escolha, entre as substâncias abaixo, aquela que tem as seguintes propriedades: não conduz a corrente elétrica no estado sólido, mas conduz em solução e é solúvel em solventes polares.
(a) NaCl
(b) Na
(c) HCl
(d) Cl2
(e) H2
9) (UERJ/2005) Com base na tabela de Classificação Periódica dos Elementos, podemos formar um composto químico por meio da escolha aleatória de um elemento da família IIA e de outro da família VA. A probabilidade desse composto apresentar ligação química predominantemente iônica é de:
(a) 1/6
(b) 1/5
(c) 2/3
(d) 4/5
10) (PUCRJ/2008) Cloreto de sódio é um composto iônico que se encontra no estado sólido. Dissolvido em água, se dissocia completamente.
Acerca desse sal, é INCORRETO afirmar que:
(a) tem fórmula NaCl.
(b) no estado sólido, a atração entre os seus íons é muito forte e por essa razão possui elevado ponto de fusão.
(c) em solução aquosa, conduz corrente elétrica muito bem.
(d) a ligação entre os seus íons é por covalência.
(e) HCl e NaOH são o ácido e a base que dão origem a esse sal.
GABARITO: LIGAÇÕES IÔNICAS
	1 – D
	2 – D
	3 – A
	4 – C
	5 – D
	6 – B
	7 – D
	8 – A
	9 – A
	10 – D
 
5.4) Ligação Covalente ou Molecular:
 É o tipo de ligação que se caracteriza pelo emparelhamento eletrônico entre átomos que precisam receber elétrons (eletronegativo + eletronegativo). 
 
 
	Ocorrência: Ametal + Ametal,
 H + Ametal,
 H + H
	Compostos orgânicos
5.4.1) Características:
 
Quando dois ou mais átomos se unem por covalência há formação de moléculas.
Também quando unidos por ligação covalente, os átomos seguem à regras do dueto ou octeto.
Os elétrons de cada par compartilhado possuem spins opostos e localizam-se no mesmo orbital molecular, resultante da fusão de dois orbitais atômicos.
5.4.2) Subgrupo x valência:
	4A
	5A
	6A
	7A
	(
( X (
(
	(
( X (
 (
	(
( X (
(
	(
(X (
(
	4.c.s.
	3.c.s
	2.c.s.
	1c.s.
	0 c.d.
	1c.d.
	2c.d.
	3c.d.
Obs: c.s.( covalente simples
 c.d.( covalente dativa
 H ( uma ligação covalente simples
 Covalente simples ou normal: cada átomo envolvido participa com um elétron desemparelhado na formação do par eletrônico.
 Covalente dativa ou coordenada: o átomo já estabilizado e com pares de elétrons (emparelhados) disponíveis compartilha esses com outros átomos.
Obs: Elementos iguais só estabelecem ligações para formar substâncias simples Exemplos: Cl2, O3, N2.
 O átomo central é normalmente: o que vem na frente da molécula; o que faz o maior nº de ligações covalentes simples; o menos eletronegativo da fórmula. 
5.4.3) Formulações:
- Fórmula eletrônica ou de Lewis:
- Fórmula estrutural plana: H – N – H
 
 H
- Fórmula molecular ou bruta: NH3
5.4.4) Tipos de ligações:
- Ligação dupla: Ex: O = O (O2)
- Ligação tripla: Ex: N ( N (N2)
- Ligação sigma (δ): é a primeira covalência observada entre dois átomos.
- Ligação pi (π): é a segunda e a terceira ligações estabelecidas entre dois átomos.
	Exemplos
	Nº de ligações ( e (
	H – Cl
	1 (
	O = O
	1 ( e 1(
	N ( N
	1 ( e 2(
5.5) Geometria Molecular:
 
 A maioria das moléculas tem estrutura espacial, isto é, tridimensional. Através de algumas regras é possível deduzir a forma geométrica delas.
 Muitas dessas moléculas possuem um átomo central e os demais átomos o rodeiam, procurando uma estrutura onde o nível de energia seja mínimo e a estabilidade máxima. 
 Para se determinar a geometria, deve-se observar o número de átomos que a molécula possui e as ligações que o átomo central está fazendo.
 Consultando a tabela abaixo podemos escolher corretamente a disposição das moléculas.
	Nº total
de átomos
	Pares eletrônicos livres do átomo central
	
Geo-metria
	
Exs
	
2
	
Ausência
(átomos iguais ou diferentes)
	
linear
	
Cl2
HCl
	
3
	
Ausência
	
linear
	
CO2
HCN
	
3
	
Presença
	
angular
	
H2O
SO2
	
4
	
Ausência
	
trigonal
	
SO3
CH2O
	
4
	
Presença
	
piramidal
	
NH3
H3O+
	
5
	
Ausência
	
tetraédrica
	
CH4
CCl4
MODELOS:
5.6) Formulação de ácidos inorgânicos oxigenados: HxEOy
- E é o elemento central.
- O liga-se ao elemento central.
- H liga-se preferencialmente com o O.
Exemplo: HNO3 - ácido nítrico
H – O – N = O
 (
 O
5.7) Formulação de bases e sais inorgânicos oxigenados:
 São substâncias iônicas que possuem ligações iônicas e covalentes. Exemplos:
Na [O – H ] → Hidróxido de sódio
 Sulfato de cálcio
5.8) Formulação peróxidos e superóxidos:
 São substâncias iônicas que possuem ligações iônicas e covalentes.
	
Ex: Na2[ O – O ] → Peróxido de sódio
5.9) Caráter de ligação:
	(( ( 1,7 ( caráter iônico
Quanto maior a diferença de eletronegatividade (((), maior o deslocamento de elétrons na ligação estabelecida pelos átomos, maior o caráter iônico da ligação.
	(( ( 1,7 ( caráter covalente ou molecular
Quanto menor a diferença de eletronegatividade (((), menor o deslocamento de elétrons na ligação estabelecida pelos átomos, maior o caráter covalente da ligação.
5.10) Polaridade de Ligação:
 
 Ligação covalente polar ((( ( 0) ocorre entre átomos de eletronegatividades diferentes, formando no átomo mais eletronegativo carga parcial negativa ((-) e no átomo menos eletronegativo carga parcial positiva(( +). 
Exemplos: SCl2, CH2O, H2O
 Ligação covalente apolar ((( = 0) ocorre entre átomos de eletronegatividades iguais:
Exemplos: O2, N2, O3, PH3, CS2. 
Obs: Algumas moléculas possuem ligações covalentes; polar e apolar. 
Ex: NO2Cl
5.11) Polaridade de Moléculas:
 As moléculas podem ser classificadas em polares ou apolares. Para classificá-las devemos observar três aspectos:
A diferença de eletronegatividade entre os átomos.
A geometria molecular.
Vetor momento dipolar resultante (( R).
 Se (( = 0 para todas as ligações, a molécula será apolar, qualquer que seja sua geometria (( R = 0).
Exemplos: H2, N2, O3, S8, CS2.
 Se (( ( 0 entre os átomos, a molécula poderá ser polar ou apolar, dependendo de sua geometria e do momento dipolar resultante (( R).
Assim:
	( R = 0 ( Molécula apolar (moléculas simétricas)
	(R ( 0 ( Molécula polar (moléculas assimétricas)
	Dica: Uma molécula será simétrica (APOLAR) quando seus extremos forem iguais e o elemento central não apresentar elétrons desemparelhados.
Exemplos:
1º) (R = 0 ( Molécula apolar (moléculas simétricas) ( CO2, SO3, BF3, CCl4, 
2º) (R ( 0(Molécula polar (moléculas assimétricas) ( HCl, H2O, SO2, CH2O, NH3, CHCl3, Ácidos monocarboxílicos , Aldeídos.
Obs: Soma vetorial:
 
 ( R = 0, ( R = 0 
 
 ( R ( 0, ( R ( 0 
	RESUMO 1
	(( ( 1,7 ( caráter iônico
	
(( ≤ 1,7 ( caráter covalente
(( ( 1,7 ( ligação covalente polar
(( = 0 ( ligação covalente apolar
	RESUMO 2:
	Ligações
	Deslocamento de elétrons
	Iônica
	Total
	Covalente polar
	Parcial
	Covalente apolar
	Nulo
5.12) Algumas exceções à regra do octeto:
a) Berílio ( Ex: BeH2 ( H ( Be ( H
O Berílio fica estável com 4 elétrons na camada de valência.
b) Boro ( Ex: BF3 ( F ( B ( F
 (
 F
O Boro fica estável com 6 elétrons na camada de valência.
c) Cloretode alumínio ( AlCl3 (
 
 Cl ( Al ( Cl
 (
 Cl
O Alumínio fica com 6 elétrons na camada de valência. 
d) PCl5 ( O Fósforo fica com 10 elétrons na camada de valência.
e) SF6 ( O Enxofre fica com 12 elétrons na camada de valência.
f) NO ( [N = O ( O] Nitrogênio fica com 7 elétrons na camada de valência.
g) NO2 ( [O ( N = O] ( O Nitrogênio fica com 7 elétrons na camada de valência.
h) ClO2 ( [O ( Cl ( O] ( O Cloro fica com 7 elétrons na camada de valência.
i) XeF2 ( O Xenônio fica com 10 elétrons na camada de valência.
j) XeF4 ( O Xenônio fica com 12 elétrons na camada de valência.
Obs: Compostos de gases nobres só ocorrem com átomos de grande raio, que comportam expansão da camada de valência.
5.13) Ligação Metálica:
 É a ligação que ocorre entre metais iguais ou diferentes.
	
Ocorrência: Metal + Metal (eletropositivo + eletropositivo)
 Os metais possuem característica de perder elétrons. Assim, em uma barra metálica, os átomos dos metais cedem os seus elétrons de valência formando cátions ordenados em uma estrutura cristalina. Os elétrons cedidos geram uma nuvem eletrônica que rodeiam os cátions metálicos, formando o que chamamos de “mar de elétrons”.
 O mar de elétrons (semilivres) é responsável pelas principais características metálicas, como: condutividade elétrica, condutividade térmica, brilho metálico.
 O cristal de um metal é poliatômico e devemos representá-lo corretamente assim: Xn. Por uma questão de simplicidade representamos apenas o símbolo X.
Exemplo de substância simples metálica: Fe n ou Fe.
Exemplos de ligas metálicas:
 Latão – Cu e Zn
 Bronze – Cu + Sn
 Amálgama – Hg + Ag + Sn
Figura:
5.14) Classificação das substâncias:
	Tipo de ligação
	Classe de substância
	Iônica
	Iônica
	Covalente
	Molecular
	Covalente
	Covalente
	Metálica
	Metálica
 As substâncias moleculares são formadas por moléculas discretas, com fórmula molecular conhecida. Exemplos: H2O, NH3, C6H12O6.
 As substâncias covalentes são constituídas de macromoléculas formadas por um número muito grande de átomos unidos por ligações covalentes. 
 Exemplos: Carbono diamante (Cn), Carbono grafite (Cn), Carbeto de silício (SiC)n, Nitreto de alumínio (AlN)n, Sílica (SiO2)n.
	Carbono diamante (Cn)
	
	Carbono grafite (Cn)
	
5.15) Principais características das substâncias:
a) Substâncias iônicas: sólidas, PF/PE elevados, condutoras de corrente elétrica em solução aquosa (dissociação iônica) ou fundidas (estado líquido), solúveis em solventes polares (misturas homogêneas). 
Exemplos: 
NaCl → PF = 801º C e PE = 1413 º C
CaO → PF = 2614 ºC e PE = 2800 º C 
Obs: Dissociação iônica: separação de íons pela fusão ou por ação do solvente. 
 X+Y- ( X+ + Y - 
Ex: CaCl2 (aq) ou (L) (( Ca 2+ + 2Cl – 
b) Substâncias moleculares: líquidas ou gasosas, PF/PE baixos, não conduzem a eletricidade, exceto os ácidos e a amônia em solução aquosa (reação de ionização), as substâncias polares são miscíveis em solventes polares e as apolares em solventes apolares.
Exemplos: 
H2O → PF = 0ºC e PE = 100 ºC (ponte de hidrogênio)
Cl2 → PF = - 100,98 ºC e PE = - 33,97 ºC (Van der Waals) 
c) Substâncias covalentes: sólidas, PF/PE elevados, insolúveis em quase todos os solventes, não condutores de corrente elétrica, exceto o Carbono grafite.
Exemplo: 
Carbono diamante → PF = 3546,85 ºC e PE = 4826,85 ºC (Massa Molecular indeterminada). 
d) Substâncias metálicas: sólidas, PF/PE elevados, condutores de corrente elétrica no estado sólido.
Exemplo: 
W → PF = 3500º C e PE = 4200 ºC
Ag → PF = 960,5º C e PE = 1950º C
EXERCÍCIOS DE LIGAÇÕES COVALENTES – QUESTÕES OBJETIVAS 
1) (UNIRIO/1995) Analise a posição de alguns elementos na Classificação Periódica (Tabela A) e as suas tendências em formarem ligações químicas (Tabela B), como especificado adiante:
 A única opção que relaciona corretamente o elemento químico e sua característica, quando ocorre a possível ligação, é:
(a) 1D; 2A; 3C; 4F
(b) 1D; 2B; 3A; 4F
(c) 1D; 2F; 3E; 4C
(d) 1D; 2B; 3A; 4E
(e) 1D; 2F; 3A; 4C
2) (UFF/1995) O NaClO (hipoclorito de sódio) é um sal vendido comercialmente em solução aquosa com os nomes de água sanitária e água de lavadeira , possuindo efeito bactericida e alvejante. 
 No hipoclorito de sódio, o CLORO estabelece:
(a) uma ligação iônica e uma ligação covalente normal. 
(b) somente uma ligação iônica.
(c) somente uma ligação covalente dativa.
(d) uma ligação covalente normal e uma ligação covalente dativa.
(e) somente uma ligação covalente normal
3) (PUCMG/1997) Leia atentamente os seguintes itens:
I. HCl, HI, O2
II. CH4, NH3, SiF4
III. H2O, CO2, BF3
IV. N2, I2, SO2
V. CS2, CO, CH4
 As substâncias mais polares, em cada item indicado, são:
(a) HI, NH3, CO2, SO2, CH4
(b) HCl, SiF4, BF3, I2,CO
(c) HCl, NH3, H2O, SO2, CO
(d) O2, SiF4, H2O, N2, CS2
(e) HI, CH4, H2O, I2, CS2
4) (UNIFICADO/ 98) Um elemento de grande importância do subgrupo 5 A é o fósforo , que ocorre na natureza , principalmente nos minérios da APATITA . Como não é encontrado isolado, costuma ser obtido industrialmente através da redução da rocha fosfática, mediante carvão e areia num forno elétrico.
2 Ca 3(PO4)2 + 6 SiO2 + 10 C ( P4 + 
6 CaSiO3 + 10 CO
 A partir da variedade alotrópica obtida do fósforo, um grande número de compostos pode ser produzido, como no caso do anidrido fosfórico, segundo a reação abaixo:
P4 + 5 O2 ( 2 P2O5
 O P2O5 pode reagir com uma, duas e três moléculas de água de acordo com as seguintes reações:
P2O5 + H2O ( 2 HPO3
 P2O5 + 2 H2O ( H4P2O7
P2O5 + 3 H2O ( 2H3PO4
 Com base nos ácidos obtidos, é correto afirmar que a molécula de:
(a) HPO3 apresenta 4 ligações covalentes simples e 1 ligação covalente dativa. 
(b) HPO3 apresenta 3 ligações covalentes simples e 1 ligação covalente dativa. 
(c) H3PO4 apresenta 3 ligações covalentes simples e 1 ligação covalente dativa. 
(d) H4P2O7 apresenta 6 ligações covalentes simples e 2 ligações covalentes dativas. 
(e) H4P2O7 apresenta 10 ligações covalentes simples e 4 ligações covalentes dativas. 
5) (MACKENZIE/1998) Relativamente à fórmula estrutural abaixo, é correto afirmar que:
(a) existem somente ligações covalentes normais.
(b) o oxigênio cede dois elétrons para o cálcio.
(c) o enxofre recebe dois elétrons do cálcio.
(d) o cálcio, no estado fundamental, apresenta seis elétrons na camada de valência.
(e) existem duas ligações iônicas, duas ligações covalentes normais e duas ligações dativas (ou covalentes coordenadas).
6) (UFSM/99) Assinale a alternativa que apresenta APENAS moléculas contendo geometria piramidal:
(a) BF3 – SO3 – CH4
(b) SO3 – PH3 – CHCl3
(c) NCl3 – CF2Cl2 – BF3
(d) POCl3 – NH3 – CH4
(e) PH3 – NCl3 – PHCl2
7) (PUCMG/1999) "O SiO2 é um sólido de ponto de fusão muito elevado (PF=1.700°C) e o CO2 é um gás nas condições ambiente. Ambos são polares, mas a grande diferença de pontos de ebulição não se justifica pela diferença de massa molar. Justifica-se, portanto, que o retículo cristalino de SiO2 é _________e o do CO2 é ____________". 
As lacunas ficam CORRETAMENTE preenchidas, respectivamente com:
(a) iônico - molecular
(b) molecular - iônico
(c) molecular - covalente
(d) iônico - covalente
(e) covalente - molecular
8) (UFPE/2000) Considerando os seguintes haletos de hidrogênio HF, HCl, e HBr, pode-se afirmar que:
(a) a molécula mais polar é HF.
(b) a molécula mais polar é HCl.
(c) todos os trêssão compostos iônicos.
(d) somente HF é iônico, pois o flúor é muito eletronegativo.
(e) somente HBr é covalente, pois o Bromo é um átomo muito grande para formar ligações iônicas.
9) (UFPI/2000) Moléculas polares são responsáveis pela absorção de energia de microondas. Assinale abaixo a substância que mais provavelmente absorverá nesta região.
(a) BeCl2
(b) H2O
(c) CCl4
(d) CO2
(e) BF3
10) (UFC/2000) O óxido nítrico, NO, é normalmente veiculado pela mídia como um indesejável poluente do meio ambiente. Sabe-se, entretanto, que esta substância é, também, essencial nas atividades digestivas, na regulação da pressão sangüínea e na defesa bacterial, ocorrendo naturalmente em diversos tipos de células do corpo humano.
 Com relação às ligações químicas presentes na molécula do óxido nítrico, é correto afirmar que:
(a) são predominantemente iônicas, resultando em uma espécie química apolar.
(b) são covalentes apolares, e a molécula do NO é polar.
(c) satisfazem à regra do octeto, e o número de oxidação do nitrogênio é +2.
(d) são covalentes polares, e a molécula do NO possui momento de dipolo (µ≠0).
(e) são covalentes apolares, e a molécula do NO apresenta forte caráter iônico.
11) (UFSM/2000) Assinale a alternativa que caracteriza, respectivamente, a polaridade das substâncias dióxido de carbono, metano e tetrafluormeto.
(a) APOLAR - APOLAR - APOLAR
(b) APOLAR - APOLAR - POLAR
(c) POLAR - APOLAR - POLAR
(d) POLAR - POLAR - POLAR
(e) APOLAR - POLAR - POLAR
12) (UFRRJ/2000) As ligas metálicas são formadas pela união de dois ou mais metais, ou ainda, por uma união entre metais, ametais e semi-metais. Relacionando, no quadro a seguir, cada tipo de liga com as composições dadas.
pode-se afirmar que a única correlação correta entre liga e composição encontra-se na opção:
(a) I b; II c; III a; IV d.
(b) I c; II b; III d; IV a.
(c) I a; II b; III c; IV d.
(d) I c; Il d; lll b; IV a.
(e) I d; II a; IIl c; IV b.
13) (PUCMG/2001) Sejam dadas as seguintes moléculas: H2O, BeH2, BCl3 e CCl4. As configurações espaciais dessas moléculas são, respectivamente:
(a) angular, linear, trigonal, tetraédrica.
(b) angular, trigonal, linear, tetraédrica.
(c) angular, linear, piramidal, tetraédrica.
(d) trigonal, linear, angular, tetraédrica.
14) (UFF/2001) A capacidade que um átomo tem de atrair elétrons de outro átomo, quando os dois formam uma ligação química, é denominada eletronegatividade. Esta é uma das propriedades químicas consideradas no estudo da polaridade das ligações.
 Assinale a opção que apresenta, corretamente, os compostos H2O, H2S e H2Se em ordem crescente de polaridade.
(a) H2Se < H2O < H2S
(b) H2S < H2Se < H2O
(c) H2S < H2O < H2Se
(d) H2O < H2Se < H2S
(e) H2Se < H2S < H2O
15) (UFF/2002) Para o estudo das relações entre o tipo de ligação química e as propriedades físicas das substâncias X e Y, sólidas à temperatura ambiente, foi realizado um experimento que permitiu as seguintes constatações:
I) A substância X, no estado sólido, não conduz a corrente elétrica, porém, no estado líquido, a conduz.
II) A substância Y não conduz a corrente elétrica no estado sólido nem no estado líquido.
Pode-se, então, concluir que:
(a) As substâncias X e Y são covalentes.
(b) As substâncias X e Y são iônicas.
(c) A substância X é iônica e a substância Y é covalente.
(d) A substância X é um metal.
(e) A substância Y é um metal.
16) (UERJ/2003) Nesse experimento, o sulfeto de zinco era o material que cintilava quando recebia o choque das partículas alfa. Outra substância que apresenta excelentes características para detecção de tais partículas, utilizando ainda material cintilante, possui ligação interatômica de caráter predominantemente iônico e é formada por um metal representativo e um ametal.
 A fórmula dessa outra substância é:
(a) BaF2 
(b) BeI2 
(c) SiO2 
(d) FeCl2 
17) (UNIRIO/2004) O dióxido de carbono (CO2) é um gás essencial no globo terrestre. Sem a presença deste gás, o globo seria gelado e vazio. Porém, quando este é inalado em concentração superior a 10 %, pode levar o indivíduo à morte por asfixia. Este gás apresenta em sua molécula um número de ligações covalentes igual a:
(a) 4		(b) 1
(c) 2		(d) 3
(e) 0
18) (PUCRJ/2004) No composto P2O5, nas ligações P-O, o número de ligações covalentes dativas é:
(a) 1		(b) 2
(c) 3		(d) 4
(e) 5
19) (PUCRJ/2004) Escolha, entre as substâncias abaixo, aquela que tem as seguintes propriedades: não conduz a corrente elétrica no estado sólido, mas conduz em solução e é solúvel em solventes polares.
(a) NaCl
(b) Na
(c) HCl
(d) Cl2
(e) H2
20) (UERJ/2004) Nos motores de combustão interna, o sulfeto de hidrogênio, presente em combustíveis, é convertido no poluente atmosférico óxido de enxofre IV, como mostra sua equação de combustão abaixo.
H2S(G) + 3/2O2 (G) → SO2 (G) + H2O(L)
 O sulfeto de hidrogênio é extraído dos combustíveis por um solvente que possui baixa polaridade molecular e natureza ácido-básica oposta à sua.
 As fórmulas eletrônicas do sulfeto de hidrogênio e do óxido de enxofre IV estão, respectivamente, representadas em:
21) (UFF/2005) O leite materno é um alimento rico em substâncias orgânicas, tais como proteínas, gorduras e açúcares, e substâncias minerais como, por exemplo, o fosfato de cálcio. Esses compostos orgânicos têm como característica principal as ligações covalentes na formação de suas moléculas, enquanto o mineral apresenta também ligação iônica.
Assinale a alternativa que apresenta corretamente os conceitos de ligações covalente e iônica, respectivamente.
(a) A ligação covalente só ocorre nos compostos orgânicos.
(b) A ligação covalente se faz por transferência de elétrons e a ligação iônica pelo compartilhamento de elétrons com spins opostos.
(c) A ligação covalente se faz por atração de cargas entre átomos e a ligação iônica por separação de cargas.
(d) A ligação covalente se faz por união de átomos em moléculas e a ligação iônica por união de átomos em complexos químicos.
(e) A ligação covalente se faz pelo compartilhamento de elétrons e a ligação iônica por transferência de elétrons.
22) (UEL/2006) Algumas substâncias sólidas são caracterizadas pela repetição organizada de estruturas individuais, constituindo sólidos com formas geométricas definidas - os cristais. Por exemplo, o cloreto de sódio e a sacarose formam cristais cúbicos e hexagonais, respectivamente.
 A imagem a seguir mostra três sólidos cujas formas são cúbicas. Em (1), (2) e (3) estão representados, respectivamente, cristais de iodo, brometo de potássio e ferro.
 
 Sobre as estruturas (1), (2) e (3), é correto afirmar:
(a) A molécula individual do cristal (1) apresenta átomos unidos por ligação covalente polar.
(b) O cristal (2) é formado por um número de prótons maior do que o número de elétrons.
(c) A substância representada em (3) é boa condutora de eletricidade no estado sólido e no líquido.
(d) A substância representada em (1) é boa condutora de eletricidade no estado líquido.
(e) A substância representada em (2) é boa condutora de eletricidade no estado sólido.
23) (PUCRJ/2008) De acordo com a Teoria da repulsão dos pares eletrônicos da camada de valência, os pares de elétrons em torno de um átomo central se repelem e se orientam para o maior afastamento angular possível. Considere que os pares de elétrons em torno do átomo central podem ser uma ligação covalente (simples, dupla ou tripla) ou simplesmente um par de elétrons livres (sem ligação).
 Com base nessa teoria, é correto afirmar que a geometria molecular do dióxido de carbono é:
(a) trigonal plana.
(b) piramidal.
(c) angular.
(d) linear.
(e) tetraédrica.
24) (PUCMG/2008) O elemento bromoforma compostos iônicos e moleculares. Assinale a alternativa que apresenta, respectivamente, um composto iônico e um molecular formado pelo bromo.
(a) CaBr2 e HBr
(b) CBr4 e KBr
(c) NaBr e MgBr2
(d) KBr e NH4Br
25) (FGV/2008) Na tabela são dadas as energias de ligação (kJ/mol) a 25 °C para algumas ligações simples, para moléculas diatômicas entre H e os halogênios (X). 
Analise as afirmações seguintes.
I. Dentre os compostos HX, o HF é o ácido mais fraco e a sua ligação H-X é a mais forte.
II. A distância de ligação entre os átomos nas moléculas X‚ é maior no I‚, já que a sua energia de ligação é a mais fraca.
III. A molécula com maior momento dipolar é o HI.
Está correto o contido em
(a) I, II e III. 
(b) I e II, apenas.
(c) I e III, apenas. 
(d) II e III, apenas.
(e) II, apenas.
5.16) Forças intermoleculares:
São forças (ligações) de atração entre as moléculas, nos estados; sólido e líquido. São responsáveis pelo estado físico das substâncias. 
	
	
	
 GASOSO	 LÍQUIDO	 SÓLIDO
(http://labinfo.cefetrs.edu.br/professores/conte/química_geral)
Classes de interações:
FORÇAS DE VAN DER WAALS, DIPOLO INDUZIDO, DIPOLO INSTANTÂNEO OU LONDON:
 São forças fracas que ocorrem entre moléculas apolares ou entre átomos de gases nobres. 
 Tem-se a formação momentânea de pólos, devido a deformação da nuvem eletrônica de uma molécula acarretada pela ação do núcleo positivo da molécula vizinha. 
Exemplos: I2 (s), CO2 (s), O2 (l). 
As substâncias I2 (s) e CO2 (s) sublimam. 
(www.qmcweb.org)
FORÇAS DIPOLO-DIPOLO OU DIPOLO PERMANENTE:
 São forças intermediárias que ocorrem entre moléculas polares, justificando a atração existente entre elas. O pólo positivo de uma molécula atrai o pólo negativo da outra molécula. 
 Este tipo de interação é o mesmo que ocorre na ligação iônica, porém com menor intensidade. 
 Não ocorrem em moléculas polares que apresentam ligações do tipo H – FON.
Exemplos: HCl, H2S, SO2, CH3COCH3
(www.paularibeiro.no.sapo.pt/estados_fisicos_materia.htm)
PROPANONA (CH3COCH3)
 
(www.md.cefet.br/cardoso/química/
forças.htm)
FORÇAS: PONTES DE HIDROGÊNIO:
 A ponte de hidrogênio, por ser muito mais intensa, é um exemplo extremo da interação dipolo-dipolo, e ocorre em moléculas polares que apresentam átomos de hidrogênio ligados a átomos de F, O, e N, os quais são altamente eletronegativos, originando dipolos muito acentuados.
	
H → F, O, N
 
Exemplos: H2O, NH3, HF, CH3CH2OH. 
(http://labinfo.cefetrs.edu.br/professores/ conte/químicageral)
Forças intermoleculares e os
pontos de fusão e ebulição:
1º - Quanto maior a intensidade de interação entre as moléculas; maiores serão os PF e PE, assim:
	Dipolo Induzido < Dipolo – Dipolo < Ponte de Hidrogênio
Exemplo: HF > SO2 > O2
2º - Em moléculas com o mesmo tipo de interação, quanto maior a massa molecular; maiores os seus PF e PE. 
Exemplo: CCl4 > CH4
3º - Analisando os compostos orgânicos de mesma interação intermolecular e mesma massa molecular (isômeros), terá os maiores PF e PE a molécula que apresentar o menor número de ramificações. 
Exemplo: n – pentano (PE = 36,2 ºC) > neopentano. (PE = 8,9 ºC) 
Obs1: Ordem decrescente de importância para análise dos pontos de fusão e ebulição das substâncias: 
1º – Substâncias covalentes > metálicas > iônicas ( ponte de hidrogênio ( dipolo-dipolo ( dipolo induzido.
2º - Quanto maior o nº de pontes de hidrogênio, maiores as temperaturas de fusão e ebulição.
3º - Em moléculas com o mesmo tipo e mesmo nº de interação, quanto maior a massa molecular da substância; maiores os seus PF e PE. Para os compostos orgânicos, o aumento da massa molecular, aumenta as interações, por dipolo induzido, nas cadeias carbônicas.
4º - Para compostos de mesma massa e mesma tipo de interações (isômeros), a substância que possuir o menor nº de radicais, terá os maiores valores de fusão e ebulição.
Obs2: As pontes de hidrogênio explicam o aumento de volume da água ao se solidificar e a diminuição da densidade. 
Obs3: Propriedades de compostos orgânicos:
	Grupo
funcional
	Polaridade
	Forças
	HC
	Apolar
	DI
	Álcool
	Polar
	PH
	Aldeído
	Polar
	DD
	Cetona
	Polar
	DD
	Ácido carboxílico
	Muito Polar
	PH
	Sal de ácido carb.
	Muito Polar
	Lig. iônica
	Éter
	Apolar
	DI
	Éster
	Polar
	DD
	Fenol
	Polar
	PH
	Enol
	Polar
	PH
	Haleto orgânico
	Polar
	DD
	Anidrido
	Polar
	DD
	Haleto de ácido
	Polar
	DD
	Amina (1ª e 2ª)
	Polar
	PH
	Amida (1ª e 2ª)
	Muito Polar
	PH
	Nitrocomposto
	Muito Polar
	DD
	Nitrila
	Polar
	DD
	Isonitrila
	Polar
	DD
	Composto de Grignard
	Muito Polar
	Lig. iônica
	Ácido Sulfônico
	Polar
	PH
DI – Dipolo Induzido,
DD – Dipolo – Dipolo
PH – Ponte de Hidrogênio
Obs4: Considerando a geometria molecular dos éteres, as interações intermoleculares são classificadas como dipolo – dipolo. 
 No caso dos hidrocarbonetos estudaremos os isômeros cis e trans, suas polaridades e forças intermoleculares, no capítulo de isomeria, em química orgânica. 
RESUMO:
	
Tipo de ligação
	
Ligações
Interatô-micas
	
Força das ligações
	Ligação Metálica
	
	
	Ligação Iônica
	
	
	Lig. Cov. Polar
	
	
	Lig.Cov. Apolar
	
	
	
	
Ligações
Intermole-culares
	
	PH
	
	
	DD
	
	
	DH
	
	
5.18) Solubilidade:
“SEMELHANTE DISSOLVE SEMELHANTE”
- Substâncias polares tendem a se dissolver em solventes polares (Misturas homogêneas).
Exemplos: NaCl e H2O, açúcar e H2O.
- Substâncias apolares tendem a se dissolver em solventes apolares (Misturas homogêneas).
Exemplos: gasolina e querosene, CS2 e S8
OBSERVAÇÕES IMPORTANTES:
1a – Principais solventes polares: H2O e
NH3 líquido (amoníaco).
 Principais solventes apolares: CCl4 (tetracloreto de carbono), CS2 (sulfeto de carbono), Éter, Hidrocarbonetos – alcanos e aromáticos (benzeno, tolueno, naftaleno).
2ª - Soluto polar molecular + solvente polar ( Ionização.
Ex: HCl + H2O ( H3O+ + Cl –
 Soluto iônico + solvente polar ( Dissociação.
Ex: NaCl + H2O ( Na+ + Cl –
3ª - Misturas Heterogêneas: (Substância polar + solvente apolar) ou (substância apolar + solvente polar).
4a – Para a mesma classe de substância, o aumento de massa diminui a solubilidade.
Ex1: propanona é mais solúvel em água que a butanona.
Ex2: metanol e etanol possuem solubilidade infinita em água, já pentanol e hexanol têm suas solubilidades diminuídas em água e aumentadas em solventes apolares.
5ª) Algumas substâncias podem ser solúveis em água (polar) e em solventes apolares, por possuírem uma parte de cadeia polar e outra apolar. 
Exs: sabões, álcoois e a gasolina (no Brasil pode conter até 24% em volume de etanol). 
Álcool (R – OH) – Parte polar (OH) e parte apolar (R).
6a – As substâncias formadas por interações do tipo ponte de hidrogênio são mais solúveis em água, que as formadas por dipolo-dipolo.
7ª - Comparando duas substâncias que possuem ponte de hidrogênio, a que tiver o maior nº de pontes, será mais solúvel em água.
EXERCÍCIOS DE LIGAÇÕES COVALENTES
QUESTÕES OBJETIVAS CONTINUAÇÃO
26) (UFF/1996) Para os compostos:
CH3CH2CH2OH (R – OH), CH3OCH2CH3 
(R – O – R') e CH3CH2COOH (R“ – COOH), a ordem crescente de pontos de ebulição é:
(a) R – O – R’, R – OH, R“– COOH.	
(b) R“– COOH, R – OH, R – O – R’.
(c) R – OH, R – O – R’, R“– COOH.			(d) R “– COOH, R - O - R’, R –OH.
(e) R – O – R’, R“– COOH, R – OH.
27) (UERJ/1999) O experimento a seguir mostra o desvio ocorrido em um filete de água quando esta é escoada através de um tubo capilar.
 Considerando suas ligações interatômicas e suasforças intermoleculares, a propriedade da água que justifica a ocorrência do fenômeno consiste em:
(a) ser um composto iônico
(b) possuir moléculas polares
(c) ter ligações covalentes apolares
(d) apresentar interações de Van der Waals
28) (UFV/1999) Considere as substâncias representadas a seguir:
I - (C2H5) 2O		II – C4H9OH
III - C2H6		IV – C3H8
 Assinale a alternativa que apresenta as substâncias em ordem CRESCENTE de ponto de ebulição:
(a) I, II, III, IV.		(b) III, IV, I, II.
(c) III, IV, II, I.		(d) IV, III, I, II.
(e) II, I, III, IV.
29) (UERJ/2002) Para demonstrar a relação entre polaridade e solubilidade, um professor realiza um experimento que consiste em adicionar etanol a uma solução aquosa saturada de sal de cozinha e observar a precipitação do sal.
 Na falta de sal de cozinha, para realizar o mesmo experimento, o professor poderia utilizar a seguinte substância:
(a) metano
(b) tetracloro metano
(c) anidrido carbônico
(d) iodeto de potássio
30) (UFV/2002) A ingestão acidental de tolueno pode levar a manifestações sistêmicas caracterizadas por estímulo do sistema nervoso central, seguido de depressão, tontura e náuseas. A equação abaixo representa um dos processos de biotransformação do tolueno no organismo humano pela ação da enzima citocromo P-450. 
 Assinale a afirmativa INCORRETA:
(a) As forças intermoleculares no tolueno são mais fracas que as forças no ácido benzóico.
(b) O tolueno e o ácido benzóico apresentam carbonos com hibridização sp2 e sp3.
(c) O ácido benzóico apresenta maior temperatura de fusão que o tolueno.
(d) O ácido benzóico será mais solúvel em água que o tolueno.
(e) As moléculas de ácido benzóico formam ligações de hidrogênio entre si.
31) (UNIRIO/2003) "(...) o Corpo de Bombeiros de José Bonifácio, a 40km de São José do Rio Preto, interior de São Paulo, foi acionado por funcionários do frigorífico Minerva. O motivo foi um vazamento de amônia." (www.globonews.globo.com)
 A amônia (NH3) é um gás à temperatura ambiente. Nesta temperatura suas moléculas estão pouco agregadas e, no estado líquido, elas estão mais próximas umas das outras. 
 Assinale a opção que indica a interação existente entre suas moléculas no estado líquido.
(a) ligação de hidrogênio
(b) dipolo - dipolo
(c) dipolo - dipolo induzido
(d) dipolo induzido - dipolo induzido
(e) íon – dipolo
32) (UFMG/2003) Este gráfico representa a variação da temperatura de ebulição, a 1 atm, de séries homólogas de alcoóis e alcanos de cadeia linear, em função da massa molar:
 
 Considerando-se esse gráfico e os compostos nele representados, é INCORRETO afirmar que:
(a) as curvas I e II correspondem, respectivamente, aos alcoóis e aos alcanos.
(b) o aumento da cadeia carbônica aumenta a intensidade das interações intermoleculares.
(c) a interação por ligações de hidrogênio é a única presente nos alcoóis.
(d) a interação entre dipolos induzidos é a única presente nos alcanos.
33) (UERJ/2004) O betacaroteno, cuja fórmula estrutural está representada a seguir, é um pigmento presente em alguns vegetais, como cenoura e tomate.
 Dentre os solventes abaixo, aquele que melhor solubiliza o betacaroteno é:
(a) água		
(b) etanol		
(c) hexano		
(d) propanona
34) (UERJ/2004) No esquema a seguir estão representadas, na forma de linhas pontilhadas, determinadas interações intermoleculares entre as bases nitrogenadas presentes na molécula de DNA - timina, adenina, citosina e guanina.
 As interações representadas entre a timina e a adenina, e entre a citosina e a guanina, são do tipo:
(a) iônica
(b) metálica
(c) dipolo-dipolo
(d) ligação de hidrogênio
35) (UNIRIO/2004) Em condições ambientes, os álcoois de menor peso molecular são líquidos, facilitando a sua dissolução na água. Em relação aos álcoois indicados abaixo, aquele que apresenta a maior solubilidade em água é o:
(a) pentanol		(b) octanol
(c) isobutanol		(d) metanol
(e) n-butanol
36) (UFF/2004) Com o intuito de economizar petróleo e estimular a substituição do combustível de origem fóssil por uma fonte renovável, o governo brasileiro determinou a adição de álcool de cana-de-açúcar à gasolina do petróleo. Para testar o teor de álcool, separaram-se 50,0 mL de gasolina vermelha numa proveta de 100,0 mL e adicionaram-se 50,0 mL de água. Após a agitação, com um bastão de vidro, essa mistura foi deixada em repouso por 5 minutos, para a separação das fases. Em seguida, verificou-se que a fase escura foi reduzida em 12,5 mL.
Com base nos dados acima, identifique a opção que informa o teor de álcool na gasolina.
(a) 12,5%
(b) 25,0%
(c) 37,5%
(d) 50,0%
(e) 62,5%
37) (FGV/2005) O conhecimento das estruturas das moléculas é um assunto bastante relevante, já que as formas das moléculas determinam propriedades das substâncias como odor, sabor, coloração e solubilidade.
As figuras apresentam as estruturas das moléculas CO2, H2O, NH3, CH4, H2S e PH3.
Quanto às forças intermoleculares, a molécula que forma ligações de hidrogênio (pontes de hidrogênio) com a água é:
(a) H2S.	(b) CH4.	(c) NH3.
(d) PH3.	(e) CO2.
38) (UERJ/2005) A vitamina C, cuja estrutura é mostrada a seguir, apresenta vários grupos hidrófilos, o que facilita sua dissolução na água. Por esta razão, ao ser ingerida em excesso, é eliminada pelos rins.
 Considerando suas atrações interatômicas e intermoleculares, esse caráter hidrossolúvel é justificado pelo fato de a vitamina C apresentar uma estrutura composta de:
(a) heteroátomos
(b) íons aglomerados
(c) dipolos permanentes
(d) carbonos assimétricos
39) (PUCRS/2006) Pela análise do quadro, conclui-se que a ordem crescente dos pontos de ebulição dos compostos indicados é:
(a) I < II < III < IV < V	(b) II < I < V < III < IV
(c) II < V < I < III < IV	(d) III < IV < I < II < V
(e) IV < III < V < I < II
40) (UERJ/2007) Observe as seguintes estruturas de quatro vitaminas lipossolúveis:
 
As vitaminas A e D apresentam a função álcool em suas estruturas, a vitamina E apresenta a função fenol, e a vitamina K, a função cetona. Para manutenção das propriedades de coagulação do sangue, é necessária a absorção da vitamina representada pela estrutura de número:
(a) I	(b) II	(c) III	(d) IV
GABARITO: EXERCÍCIOS DE LIGAÇÕES COVALENTES – QUESTÕES OBJETIVAS
1 – E
2 – E
3 – C
4 – A
5 – E
6 – E
7 – E
8 – A
9 – B
10 – D
11 – A
12 – D
13 – A
14 – E
15 – C
16 – A
17 – A
18 – B
19 – A
20 – B
21 – E
22 – C
23 – D
24 – A
25 – B
26 – A
27 – B
28 – B
29 – D
30 – B
31 – A
32 – C
33 – C
34 – D
35 – D
36 – B
37 – C
38 – C
39 – B 
40 – A
�
5.19) Substância Simples e Substância Composta:
 Substância Simples Pura: formada por apenas um elemento químico.
Exemplos: Fe, H2, O3, P4, S8.
 ATOMICIDADE: é o nº de átomos existentes na molécula de uma substância simples.
 	
 As substâncias simples podem ser:
Monoatômicas: Gases Nobres
Diatômicas: O2, N2, H2, Halogênios (7A).
Triatômica: O3
Tetratômicas: P4, As4, Sb4.
Octatômicas: S8, Se8, Te8.
Atomicidade infinita: Metais (Xn), Carbono grafite e diamante (Cn) e Fósforo vermelho (P4)n ou Pn.
 Nas reações químicas, por simplicidade, representam-se as substâncias simples de atomicidade infinita como monoatômicas. 
Exemplo: C + O2 →CO2
 Substância Composta Pura: formada por mais de um elemento químico.
Exemplos: Fe(OH)3, H2O2 , H3PO4 
 As substâncias compostas podem ser classificadas quanto ao número de elementos químicos em:
binárias ( exemplo: KCl,
ternárias ( exemplo: H3PO4,
quaternárias ( exemplo: NaHCO3As substâncias puras; simples e compostas, possuem temperaturas de fusão e ebulição constantes, o que representa um critério de pureza. 
(http://educar.sc.usp.br/ciencias/ quimica/qm1 _2.htm)
5.20) Alotropia:
 É o fenômeno em que um elemento químico forma duas ou mais substâncias simples diferentes, que são chamadas variedades alotrópicas ou alótropos.
 Os alótropos diferem entre si pela atomicidade ou pela estrutura cristalina.
a) Alotropia quanto à atomicidade: 
Caso 1: O2 e O3 
 O O2 é a variedade alotrópica mais estável.
Transformação espontânea (Tambiente):
2 O3 ((((( 3 O2
 	
Transformação não espontânea: 
3 O2 ((((( 2 O3
 	
Ocorrência: estratosfera – presença de raios solares (descarga elétrica).
Caso 2: P4 (fósforo branco) e (P4)n (fósforo vermelho). 
 
 O fósforo vermelho é a variedade alotrópica mais estável.
 	
Transformação espontânea (Tambiente):
P4 ((((( (P4)n
Transformação não espontânea (Energia)
(P4)n ((((( P4
 O fósforo vermelho, espécie menos reativa, encontra-se na lateral das caixas de fósforo.
 O fósforo branco, espécie mais reativa, queima espontaneamente em contato com o ar. Costuma ser guardado dentro d( água nos laboratórios. É utilizado em bombas de fumaça.
 Conhecemos, ainda, o fósforo violeta e o negro.
b) Alotropia quanto à estrutura cristalina: 
Caso 1: Cn - Carbono diamante e C n - Carbono grafite.
 
 Observe que a fórmula molecular é a mesma para as duas substâncias.
 O Carbono grafite é a variedade alotrópica mais estável. Características do grafite: estrutura hexagonal e boa condutora de corrente elétrica.
 O Carbono diamante é duro, não é condutor de corrente elétrica e sua estrutura cristalina é tetraédrica.
Transformação espontânea (T = 1500ºC): 
Diamante ((((( Grafite
(Essa reação é muito lenta à temperatura ambiente)
 
Transformação não espontânea (T e P elevadas): 
Grafite ((((( Diamente
 
Caso 2: S8 - enxofre rômbico – (() e S8 - enxofre monoclínico – (()
 O enxofre rômbico é a variedade alotrópica mais estável. 
 Rômbico e monoclínico são as estruturas cristalinas. As espécies citadas são encontradas em erupções vulcânicas.
 
 Transformação espontânea (Tambiente):
( ((((( (
Transformação não espontânea (Energia)
( ((((( (
 O enxofre é o elemento de maior número de variedades alotrópicas, trinta, por isso nas reações utilizamos apenas o
S (como monoatômico).
5.21) Misturas:
 É a união de duas ou mais substâncias, cada uma conservando suas propriedades físicas e químicas, ou seja, não há reação química.
 Uma mistura não possui fórmula, utilizamos as fórmulas moleculares das substâncias presentes. Veja alguns exemplos a seguir:
	Mistura
	Principais componentes
	Ar
	N2 + O2
	Vinagre
	Água + ácido acético
	Álcool hidratado
	Etanol + água
	Gás de bujão (GLP)
	Propano + butano
	Gasolina
	HC com 5 a 10 C na molécula
	Querosene
	HC com 10 a 16 C na molécula
	Lata
	Ferro + Estanho
	Leite
	Água + gorduras + proteínas + açúcares
 Graficamente, não representamos patamares durante a fusão e a ebulição, já que cada substância possui suas temperaturas de mudança de estado físico. 
 Gráfico:
qm12.htm" ��http://educar.sc.usp.br/ciencias/quimica/
qm12.htm�)
 
Classificação:
Misturas homogêneas ou SOLUÇÕES: são misturas que não conseguimos observar as partículas do soluto, mesmo com uso de microscópios. Apresentam uma só fase (monofásica).
Exemplos: ligas metálicas (exemplo: ouro 18 quilates), água + álcool, misturas gasosas (exemplo: O2 + N2).
Observações:
1ª - Exemplos de ligas metálicas:
	Ag de lei
	solução sólida de Cu + Ag
	Aço
	Fe (98,5%) + C (0,5 a 1,7%)
	Bronze
	Sn (10%) + Cu ( 90%)
	Latão
	Zn ( 33%) + Cu (67%)
	Au 18 quilates
	Au (75%) + Cu (12,5%) + 
Ag (12,5%)
	Au 24 quilates
	Au puro
	Moedas
	Cu (75%) + Ni (25%)
	Bronze de Al
	Al + Cu
2ª - As misturas gasosas são sempre homogêneas.
3ª - Os termos miscibilidade e dissolução são utilizados para as soluções. 
Exemplo: álcool é miscível em água.
 
Misturas heterogêneas ou DISPERSÃO: apresentam duas ou mais fases. 
Exemplo: água + areia
 
Observações:
 
1ª - Fase: é cada porção homogênea do sistema. Um sistema pode ser: monofásico, bifásico, trifásico, tetrafásico ou polifásico.
2ª - Sistema: é qualquer material analisado.
- Temos duas possibilidades para os sistemas homogêneo (1 fase) e heterogêneo (duas ou mais fases):
- Sistema homogêneo: pode ser uma substância pura em um determinado estado físico (exemplo: H2O sólida) ou uma mistura homogênea (mais de uma substância).
- Sistema heterogêneo: pode ser um a substância pura em diferentes estados físicos (H2O sólida e H2O líquida) ou uma mistura heterogênea (mais de uma substância).
3ª - As misturas formadas por n sólidos apresentam n fases, desde que estes sólidos não formem uma liga metálica.
4ª - Soluções sólidas são sólidos onde um componente está disperso ao acaso em outro componente, em uma escala atômica ou molecular.
5ª - ase de agregação de uma solução é determinada pela fase do solvente. Exemplos:
	SOLUÇÃO
	Solvente
	Soluto
	Exemplos
	Gasosa
	Gás
	Gás
	O2 + N2
	Líquida
	Líquido
	G , L ou S
	H2O + O2
	Sólida
	Sólido
	G , L ou S
	Au + Hg
5.22) Mudanças de estado físico:
(http://br.geocities.com/galileon/2/ termo/mud_est.htm)
Observações:
1ª - Vaporização: evaporação, ebulição e calefação.
2ª - Quando à temperatura ambiente a substância é sólida ou líquida, falamos de estado vapor e quando for gasosa, à temperatura ambiente, usamos o termo estado gasoso.
Condensação: exemplo: 
H2O (Vapor (( Líquido)
Liquefação: exemplo: 
O2 (Gasoso (( Líquido). 
3ª) Substâncias importantes que sublimam: I2, cânfora, naftalina, gelo-seco (CO2 sólido). 
5.23) Métodos de separação de misturas:
Misturas homogêneas:
a) Sistema sólido-sólido: fusão fracionada.
Exemplo: moedas ( Cu (75%, PF= 1083,4 ºC) + Ni (25% , PF= 1453 ºC).
b) Sistema sólido-líquido:
 
	Método
	Exemplos de misturas
	Evaporação
	Água + sais ( salinas)
	Destilação simples
	Água ( PE=100ºC) e NaCl ( PE = 1490 ºC) 
Destilação simples: Água (PE=100ºC) e NaCl ( PE = 1490 ºC)
(www.santateresa.g12.br/quimicag/ misturas.htm)
c) Sistema líquido-líquido: 
	Método
	Exemplos de misturas
	Destilação fracionada
	Água ( PE=100ºC) e Éter ( PE = 34 ºC) ; Petróleo
Destilação fracionada: Petróleo
(www.santateresa.g12.br/quimicag/ misturas.htm)
c) Sistema líquido-gás: aquecimento simples. Exemplo: O2 + H2O
d) Sistema gás-gás: liquefação fracionada. Exemplo: Separação do O2 (PE=-183ºC) e N2 (PE= - 195ºC) do ar atmosférico. Lembrete: PE = Ponto de liquefação.
Misturas heterogêneas:
a) Sistema sólido - sólido:
 
	Método
	Exemplos de misturas
	Catação
	granito triturado – pinça (quartzo + mica+ fedspato)
	Peneiração (tamisação)
	areia + pedregulhos
	Separação magnética
	Ferro + enxofre
	Ventilação
	casca do grão de arroz
	Levigação
	areias auríferas
	Flotação
	areia + serragem (diferença de densidade)
	Dissolução fracionada
	S + Fe (extração por solvente)
	Sublimação
	Areia + Iodo
Separação magnética : Ferro + enxofre
(www.santateresa.g12.br/quimicag/ misturas.htm)
Flotação: areia + serragem
(www.santateresa.g12.br/quimicag/ misturas.htm)
Sublimação: Areia + Iodo
(www.santateresa.g12.br/quimicag/ misturas.htm)
b) Sistema sólido-líquido:Método
	Exemplos de misturas
	Filtração comum
	Enxofre + água
	Decantação
	areia + água
	Centrifugação
	Sangue
 
Filtração comum : Enxofre + água
(www.santateresa.g12.br/quimicag/ misturas.htm)
Centrifugação: Sangue
(www.santateresa.g12.br/quimicag/ misturas.htm)
c) Sistema líquido-líquido:
	Método
	Exemplos de misturas
	Funil de Decantação
	água + óleo
	Sifonação
	gasolina + água
 gasolina + água
(www.santateresa.g12.br/quimicag/ misturas.htm)
Funil de Decantação: água + óleo
(www.santateresa.g12.br/quimicag/ misturas.htm)
5.24) Orbitais ligantes:
a) Sem formação de híbridos:
Exemplos:
H – Cl ( uma ligação do tipo ( s – p.
O = O ( uma ligação do tipo ( p – p e uma ligação do tipo ( p – p.
Obs: Toda ligação ( é do tipo p – p.
Lembrete! Subnível de maior energia – onde os elementos estabelecem as ligações, em busca da estabilidade.
	H
	4A
	5A
	6A
	7 A
	s
	p
	p
	p
	p
b) Com formação de híbridos:
Caso 1: Carbono – Esse elemento estabelece 3 diferentes híbridos: sp3, sp2 e sp.
 ( 
( C ( ( 4 ligações do tipo sp3. 
 (
 (
( C = ( 3 ligações do tipo sp2 e 1 ligação ( do tipo p – p.
 ( C ( ou = C = ( 2 ligações do tipo sp e 2 ligações ( do tipo p – p. 
Exemplos: 
CH4 - 4 ligações ( s – sp3. 
CO2 - 2 ligações ( p – sp e 2 ligações (.
H2C = CH2 - 4 ligações ( s – sp2 , 1 ligação ( sp2 – sp2 e 1 ligação (.
Caso 2: Silício – Esse elemento estabelece 3 diferentes híbridos: sp3, sp2 e sp, assim como o carbono.
Exemplo: SiH4 - 4 ligações ( s – sp3. 
Caso 3: Boro - Forma 3 ligações ( do tipo sp2.
Exemplos:
BH3 - 3 ligações ( s – sp2. 
BCl3 - 3 ligações ( p – sp2.
Caso 4: Berílio - Forma 2 ligações ( do tipo sp.
Exemplos: 
BeH2 - 2 ligações ( s – sp. 
BeCl2 - 2 ligações ( p – sp. 
EXERCÍCIOS DE LIGAÇÕES
QUESTÕES DISCURSIVAS
1) (UFRJ/2000) A solubilidade dos compostos é um conhecimento muito importante em química.
 Sabe-se que, de uma forma geral, substâncias polares dissolvem substâncias polares e substâncias apolares dissolvem substâncias apolares.
 Em um laboratório, massas iguais de tetracloreto de carbono, água e etanol foram colocadas em três recipientes idênticos, conforme se vê na figura a seguir.
a) Mostre, por meio de desenhos semelhantes ao apresentado, como fica a mistura de I e II, identificando cada substância, e como fica a mistura de II e III.
	
b) A graxa lubrificante utilizada em automóveis é uma mistura de hidrocarbonetos pesados derivados de petróleo com aditivos diversos.
 Indique qual, dentre os três solventes apresentados, é o mais adequado para remover uma mancha de graxa em uma camisa. Justifique sua resposta.
____________________________________________________________________________________________________________________________________
2) (UFRRJ/2001) A viscosidade é influenciada por alguns fatores que podem retardar o escoamento de um líquido, aumentando-a; ou acelerar o escoamento, reduzindo-a.
 Observe o quadro abaixo:
 A identificação dos fatores que influenciaram a viscosidade requer que se considerem os arranjos estruturais dos diversos líquidos e, por meio dessa análise, se compreenda o porquê de as viscosidades serem diferentes.
a) Como se explica a variação da viscosidade com a temperatura?
_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
b) Considere as estruturas das substâncias acima e explique o porquê de a glicerina ser muito mais viscosa que o etanol.
__________________________________________________________________
3) (UFRJ/2003) Na produção industrial de álcool combustível, a partir da fermentação do caldo de cana-de-açúcar, além do etanol, são formados como subprodutos os álcoois: n-butanol, n-pentanol e n-propanol.
 Indique a ordem de saída destes compostos, durante a destilação fracionada do meio fermentado, realizada à pressão atmosférica. Justifique a sua resposta.
_____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
4) (UFRRJ/2004) Considere a seguinte tabela:
 Qual ou quais fatores justificam as diferenças de constantes físicas observadas neste grupo de compostos?
_______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
5) (UFRJ/2005) Fogos de artifício são muito utilizados em grandes eventos ao ar livre. Para que os fogos produzam os efeitos de som, luz, cor e forma planejados, é necessária uma seleção precisa dos produtos químicos que serão utilizados.
 Alguns produtos químicos, tais como liga de ferrotitânio, benzoato de sódio, hexacloroetano e cloreto de cálcio, podem ser utilizados para obter efeitos especiais em fogos de artifício.
 A tabela a seguir fornece informações relativas à natureza das ligações químicas presentes nesses quatro produtos:
 Identifique os produtos químicos A, B, C e D.
____________________________________________________________________________________________________________________________________
6) (UFF/2006) Identifique, dando razões, a substância (em cada par) que tem o ponto de ebulição mais elevado.
a) Ácido butanóico e n-butanal.
__________________________________________________________________
b) Éter dietílico e n-butanol.
__________________________________________________________________
c) n-pentano e isopentano.
__________________________________________________________________
d) Água e metanol.
__________________________________________________________________
7) (UFRJ/2006) Alguns materiais, quando submetidos a baixas temperaturas, podem apresentar supercondutividade, isto é, um fenômeno em que a resistência elétrica se iguala a zero. Um material com essa característica é uma cerâmica que contém os óxidos HgO, CaO, BaO e CuO. Disponha os óxidos HgO, CaO, BaO e CuO em ordem crescente de caráter covalente das suas ligações.
 Justifique sua resposta, com base nos valores de eletronegatividade.
Dados:
_______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
8) (UFRJ/2007) QUANTA (Gilberto Gil)
"Fragmento infinitésimo
Quase apenas mental
Quantum granulado no mel
Quantum ondulado do sal
Mel de urânio, sal de rádio
Qualquer coisa quase ideal"
 Com base na Tabela Periódica, escreva a fórmula do sal formado pelo halogênio mais eletronegativo e o metal alcalino terroso citado por Gilberto Gil na letra de Quanta, indicando o tipo de ligação química do sal formado.
_________________________________
9) (UFRJ/2007) A caiação é um processo tradicionalmente utilizado na pintura de casas. Uma das maneiras de se preparar o pigmento consiste em misturar cal virgem com excesso de água, o que resulta na reação apresentada a seguir:
CaO + H2O → Ca(OH)2
 A reação produz um pigmento branco finamente dividido que, quando disperso em água, apresenta efeito Tyndall.
a) Identifique o tipo de ligação e calcule o número total de elétrons presentes no composto CaO.
_________________________________
b) Explique o efeito Tyndall e indique a provável faixa de pH da dispersão formada.
______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________10) (UERJ/2007) Um laboratório recebe três amostras para análise. A tabela a seguir descreve algumas de suas principais características.
 Três elementos químicos fazem parte da constituição das amostras; no entanto, cada uma é composta por apenas dois deles. Os átomos desses três elementos, no estado fundamental, possuem 2, 3 e 7 elétrons de valência situados na terceira camada eletrônica.
 Explique a alta condutividade elétrica da amostra I, a partir de sua composição química, e indique as fórmulas das substâncias presentes nas amostras II e III.
______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________
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GABARITO
EXERCÍCIOS DE LIGAÇÕES
QUESTÕES DISCURSIVAS
1) a) 
b) O solvente mais adequado para removê-la é o mais apolar: o tetracloreto de carbono.
2) a) A elevação de temperatura reduz a viscosidade, pois nesta condição a rapidez de movimentação das partículas é mais acentuada, as força de interação enfraquecem e as partículas ficam mais livres para escoar.
b) A viscosidade da glicerina é muito grande em relação ao etanol tendo em vista o maior número de ligações hidrogênio que são forças intermoleculares fortes.
Etanol: 1 grupo OH - 1 ligação hidrogênio
Glicerina: 3 grupos O - 3 ligações hidrogênio
3) Após o etanol, a ordem de saída é: n-propanol, n-butanol, e n-pentanol. Justificativa: o ponto de ebulição de alcóois primários não ramificados aumenta com o tamanho da cadeia.
4) Os compostos N2 e CF4 são apolares e apresentam interações de Van de Waals ou dipolo induzido em seus estados líquido e sólido. Estas interações são mais fracas e conseqüentemente as constantes físicas dos compostos são menores, sendo que o CF4, por ter maior massa molecular, apresenta maiores valores de pontos de fusão e de ebulição do que o N2.
 O HBr é uma molécula polar e apresenta interações do tipo dipolo-dipolo que é uma interação intermolecular mais forte do que o dipolo induzido.
 A água é polar e apresenta ligações de hidrogênio (pontes de hidrogênio), que é uma interação intermolecular forte, mesmo para moléculas com menor massa molecular e as constantes físicas são altas.
5) 
A: cloreto de cálcio; 
B: hexacloroetano;
C: liga de ferro-titânio;
D: benzoato de sódio
6) a) Ácido butanóico, pois apresenta o grupamento OH que forma ponte de hidrogênio intermolecular que faz aumentar o seu PE.
b) n-butanol, pois apresenta o grupamento OH que forma ponte de hidrogênio intermolecular que faz aumentar o seu PE.
c) O n-pentano, pois apresenta cadeia carbônica principal não ramificada, possuindo interação de Van der Waals maior do que o isopentano.
d) A água, uma vez que forma duas pontes de hidrogênio e o metanol, apenas uma.
7) Quanto maior a diferença das eletronegatividades dos elementos que compõem cada óxido, menor o caráter covalente da sua ligação. Assim, de acordo com a Tabela Periódica, temos:
HgO: 3,44 - 2,00 = 1,44
CaO: 3,44 - 1,00 = 2,44
BaO: 3,44 - 0,89 = 2,55
CuO: 3,44 - 1,90 = 1,54
 Desta forma, a disposição dos compostos, de acordo com o critério solicitado, é: BaO < CaO < CuO < HgO
8) RaF2, ligação iônica.
9) a) Ligação iônica; 28 elétrons.
b) Efeito Tyndall é o efeito do espalhamento da luz causado pelas partículas em um colóide. A faixa de pH da dispersão é entre 7 e 14 (pH > 7).
10) Como a amostra I é constituída por dois metais, os elétrons são livres para movimentar-se, advindo daí a alta condutividade no estado sólido.
Amostra II → AlCl3
Amostra III → MgCl2
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