Ligações químicas

1. ÁGUA AMÔNIA
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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
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3. Para ocorrer uma ligação química
é necessário que os átomos
percam ou ganhem elétrons, ou, então,
compartilhem seus elétrons
de sua última camada
Na Cl
+ –
H H
O SÓDIO PERDEU
ELÉTRON
O CLORO GANHOU
ELÉTRON
OS ÁTOMOS DE HIDROGÊNIO COMPARTILHARAM
ELÉTRONS
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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
Esta idéia foi desenvolvida pelos
cientistas
Kossel e Lewis
e ficou conhecida como
TEORIA DO OCTETO
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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
H (Z = 1)
He (Z = 2)
F (Z = 9)
Ne (Z = 10)
Na (Z = 11)
1s1
1s2
INSTÁVEL
2s2
2p5
1s2
2s2
2p6
1s2
3s1
2s2
2p6
1s2
ESTÁVEL
INSTÁVEL
ESTÁVEL
INSTÁVEL
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6. Na maioria das vezes, os átomos que:
Perdem elétrons
são os metais das famílias 1A, 2A e 3A
Recebem elétrons
são ametais das famílias 5A, 6A e 7A
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7. 01) 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.
ALCALINOS
TERROSOS
HALOGÊNIOS
FAMÍLIA 2A
FAMÍLIA 7A
PERDE
2 ELÉTRONS
GANHA
1 ELÉTRONS
+ 2
– 1
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8. 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.
1s2
2s2
2p6
3s2
3p1
ÚLTIMA
CAMADA
3 ELÉTRONS
PERDE
3 ELÉTRONS
+ 3
X (Z = 13)
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9. LIGAÇÃO IÔNICA ou
ELETROVALENTE
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
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10. LIGAÇÃO ENTRE O SÓDIO (Z = 11) E CLORO (Z = 17)
Na (Z = 11) 1s2
2s2
2p6
3s1
PERDE 1 ELÉTRON
Cl (Z = 17)1s2
2s2
2p6
3s2
3p5
RECEBE 1 ELÉTRON
CLORETO DE SÓDIO
Na Cl
+ –
Na Cl
+ –
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11. UMA REGRA PRÁTICA
Para compostos iônicos
poderemos usar na obtenção da
fórmula final o seguinte
esquema geral
C A
x y
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12. 01) 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.
X
Y
perde 3 elétrons
ganha 2 elétrons
X3+
Y 2–
X Y
23
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13. 02) 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.
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 –
12
YX
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14. 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
Os pares de elétrons compartilhados
são contados para os dois átomos
ligantes
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15. É quando cada um dos átomos ligantes
contribui com
um elétron para a formação do par
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16. Consideremos, como primeiro exemplo, a
união entre dois átomos do
ELEMENTO HIDROGÊNIO (H)
para formar a molécula da substância
SIMPLES HIDROGÊNIO (H2)
H H
H H
FÓRMULA ELETRÔNICA
2H H
FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA
FÓRMULA MOLECULAR
H (Z = 1) 1s1

17. Consideremos, como segundo exemplo, a união entre
dois átomos do ELEMENTO NITROGÊNIO (N)
para formar a molécula da substância
SIMPLES NITROGÊNIO (N2)
N (Z = 7) 2s2
2p
3
1s2
N N FÓRMULA ELETRÔNICA
N N FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA
N2
FÓRMULA MOLECULAR

18. 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)
H (Z = 1) 1s1
O (Z = 8) 2s2
2p4
1s2
OH H
O
H H
FÓRMULA ELETRÔNICA
FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA
H2O FÓRMULA MOLECULAR

19. 01) 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.
omo os dois átomos são AMETAIS a ligação é molecular (covalen
Cl (Z = 17) 1s2
2s2
2p6
3s2
3p5
N (Z = 7) 1s2
2s2
2p3
NCl
Cl
Cl
NCl3
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20. 02) (UESPI) O fosfogênio (COCl2
), um gás incolor, tóxico, de cheiro penetrante,
utilizado na Primeira Guerra Mundial como gás asfixiante, é produzido a
partir da reação:
CO(g)
+ Cl2(g)
 COCl2(g)
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
Pág.114
Ex. 02
CO
Cl
Cl Prof VINNY SILVA

21. 03) Observe a estrutura genérica representada abaixo;
Para que o composto esteja corretamente representado, de acordo com as
ligações químicas indicadas na estrutura, X deverá ser substituído pelo
seguinte elemento:
a) fósforo
b) enxofre
c) carbono
d) nitrogênio
e) cloro
X
H
H
O
O
OC
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22. 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
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23. 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
S O
O
S O
O
FÓRMULA ELETRÔNICA
FÓRMULA ESTRUTURAL PLANA
SO2
FÓRMULA MOLECULAR
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24. 01) 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.
CO
O
O
SO
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25. 02) 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 .
X 5
A
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26. DESOBEDIÊNCIA À REGRA DO OCTETO
Hoje são conhecidos compostos que não obedecem
à regra do OCTETO
Átomos que ficam estáveis com menos de 8 elétrons
na camada de valência
H Be H
O berílio ficou estável com 4 elétrons
na camada de valência
H Be H
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27. O boro ficou estável com 6 elétrons
na camada de valência
B
F
F
F
B
F
F
F
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28. Átomos que ficam estáveis com mais de 8 elétrons
na camada de valência
S
F
F
F
F
F F
S
F
F
F
F
F F
O enxofre ficou estável com 12 elétrons
na camada de valência
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29. P
Cl
Cl
Cl
ClCl
P
Cl
Cl
Cl
ClCl
O fósforo ficou estável com 10 elétrons
na camada de valência
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30. Átomo que fica estável com número impar de elétrons
na camada de valência
O nitrogênio ficou estável com 7 elétrons
na camada de valência.
O N O O N O
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31. Compostos dos gases nobres
F Xe F Xe
F F
FF
Recentemente foram produzidos vários compostos
com os gases nobres
Estes compostos só ocorrem com gases nobres
de átomos grandes, que comportam a camada
expandida de valência

32. 01) (PUC-SP) Qual das seguintes séries contém todos
os compostos covalentes, cuja estabilização ocorre
sem que atinjam o octeto?
a) BeCl2, BF3, H3BO3, PCl5.
b) CO, NH3, HClO, H2SO3.
c) CO2, NH4OH, HClO2,
H2SO4.
d) HClO3, HNO3, H2CO3, SO2.
e) HCl, HNO3, HCN, SO3.
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33. elementos dos grupos IA a VIIIA da tabela periódica
tendem a
formar ligações químicas de modo a preencher oito
elétrons na
última camada. Esta é a regra do octeto. Mas, como
toda regra
tem exceção, assinale a opção que mostra somente
moléculas
que não obedecem a esta regra:
BH3
CH4
H2
O HCl XeF6
I II III IV V
a) I, II e III.
b) II, II e IV.
c) IV e V.
d) I e IV.
e) I e V.
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34. LIGAÇÕES METÁLICASLIGAÇÕES METÁLICAS
Ligação Metálica
Considera-se que um metal é formado por
cristais entrecruzados formados por íons
positivos. Os elétrons "banham" esses íons
movendo-se livremente por todos os cristais,
como um gás num recipiente fechado. Esses
elétrons são os chamados elétrons de valência,
pouco unidos ao núcleo nos elementos
eletropositivos.
Este modelo explica as propriedades mecânicas dos metais:
maleabilidade e ductilidade.
Explica também a condutividade elétrica e térmica. A eletricidade e o calor
são transmitidos pelos elétrons livres.

35. LIGAÇÕES QUÍMICASLIGAÇÕES QUÍMICAS
Ligação Metálica – Representação: Arranjo
Cristalino

36. Ligas Metálicas:Ligas Metálicas:
Liga metálica Componentes Característica Uso
Latão Cobre e Zinco Resistente à corrosão Navios, tubos
Bronze Cobre e Estanho Resistente à corrosão Moedas, sinos
Aço Ferro e carbono Resistente à corrosão
Navios, utensílios
domésticos
Aço inoxidável Aço e Cromo Resistente à corrosão
Talheres, utensílios
domésticos
Aço -Níquel Aço e Níquel Resistência mecânica
Canhões, material de
blindagem
Aço-Tungstênio Aço e Tungstênio Alta dureza Brocas, pontas de caneta
Alnico
Aço, alumínio, níquel
e cobalto
Propriedades
magnéticas
Fabricação de imãs
Amálgama
Mercúrio, prata e
estanho
Resistência à oxidação Restauração de dentes
Ouro 18 quilates Ouro e cobre
Alta ductibilidade e
maleabilidade
Jóias
Prata de lei Prata e cobre Aumento da dureza
Utensílios domésticos,
ornamentos
Electron
Liga de magnésio
Mg, alumínio,
manganês, zinco
Resistência mecânica e
térmica
Peças muito leves

37. A forma geométrica de uma molécula pode ser
obtida a partir de vários meios, entre os quais destacamos
as
REGRAS DE HELFERICH,
que podem ser resumidas da seguinte forma:

38. O C O
OH H
Estas moléculas podem ser LINEARES ou ANGULARES
Se o átomo central “A”
não possui par de elétrons
disponíveis, a molécula é
LINEAR
Se o átomo central “A”
possui um ou mais pares
de elétrons disponíveis,
a molécula é
ANGULAR

39. B
F
F
F
N
Cl
Cl
Cl
Estas moléculas podem ser TRIGONAL PLANA ou PIRAMIDAL
Se o átomo central “A”
não possui par de
elétrons disponíveis a
geometria da molécula
será
TRIGONAL PLANA
Se o átomo central “A”
possui par de elétrons
disponíveis a
geometria da molécula
será
PIRAMIDAL

40. C
Cl
Cl
Cl
Cl
Estas moléculas terão uma geometria
TETRAÉDRICA

41. moléculas do PCl 5
Estas moléculas terão uma geometria
BIPIRÂMIDE TRIGONAL
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42. moléculas do SF6
Estas moléculas terão uma geometria
OCTAÉDRICA
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43. 01) Dados os compostos covalentes, com as respectivas
estruturas:
I : BeH2 - linear.
II : CH4 - tetraédrica.
III : H2O - linear.
IV : BF3 - piramidal.
V : NH3 - trigonal plana.
Pode-se afirmar que estão corretas:
a) apenas I e II.
b) apenas II, IV e V.
c) apenas II, III e IV.
d) apenas I, III e V.
e) todas.
Verdadeiro
Falso
Falso
Verdadeiro
Falso
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44. 02) As moléculas do CH4 e NH3 apresentam, as
seguintes
respectivamente, as seguintes geometrias:
a) quadrada plana e tetraédrica.
b) pirâmide trigonal e angular.
c) quadrada plana e triangular plana.
d) pirâmide tetragonal e quadrada plana.
e) tetraédrica e pirâmide triangular.
Estas moléculas terão
uma geometria
TETRAÉDRICA
CH4
N
H
H
H
Se o átomo central
“A”
possui par de
elétrons
disponíveis a
geometria da
molécula será
PIRAMIDAL

45. ClH
CLORO
é mais eletronegativo que o
HIDROGÊNIO
d+ d-
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46. HH
Os dois átomos
possuem a mesma
ELETRONEGATIVIDADE
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47. A polaridade de uma molécula
que possui mais de dois átomos é expressa pelo
VETOR MOMENTO DE DIPOLO RESULTANTE ( )u
Se ele for NULO, a molécula será APOLAR;
caso contrário, POLAR.
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48. CO O
A resultante das forças é nula
(forças de mesma intensidade, mesma direção
e sentidos opostos)
A molécula do CO2 é APOLAR
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49. O
H H
A resultante das forças é
diferente de ZERO
A molécula da água é
POLAR
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50. 01) Assinale a opção na qual as duas substâncias são
apolares:
a) NaCl e CCl4.
b) HCl e N2.
c) H2O e O2.
d) CH4 e Cl2.
e) CO2 e HF.
CH4 e CCl4 têm geometria TETRAÉDRICA
com todos os ligantes
do carbono iguais, portanto, são
APOLARES
CH4, CCl4,
CO2 tem geometria LINEAR
com todos os ligantes
do carbono iguais, portanto, é
APOLAR
CO2,
N2, O2 e Cl2 são substâncias SIMPLES,
portanto, são
APOLARES
N2, O2, Cl2.
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51. ) (UFES) A molécula que apresenta momento dipolar difere
de zero (molecular polar) é:
a) CS2.
b)
CBr4.
c)
BCl3.
d)
BeH2.
e) NH3.
NH3 tem geometria
piramidal, portanto, é
POLAR
NH3 tem geometria
piramidal, portanto, é
POLAR
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52. 03) (UFRS) O momento dipolar é a medida quantitativa da polaridade de uma
ligação. Em moléculas apolares, a resultante dos momentos dipolares
referentes a todas as ligações apresenta valor igual a zero. Entre as
substâncias covalentes abaixo:
I) CH4 II) CS2 III) HBr IV) N2
Quais as que apresentam a resultante do momento dipolar igual a zero?
CH4
Molécula
tetraédrica que
são
APOLARES
moléculas
LINEARES
com ligantes
iguais são
APOLARES
S C S BrH
moléculas
DIATÔMICAS
com ligantes
diferentes são
POLARES
NN
moléculas
DIATÔMICAS
com ligantes
iguais são
APOLARES

53. São as ligações que resultam da
interação
ENTRE MOLÉCULAS, isto é,
mantêm unidas moléculas de uma
substância
As ligações INTERMOLECULARES podem ser em:
Dipolo permanente – dipolo permanente
Dipolo induzido – dipolo induzido ou
forças de dispersão de London
Ponte de hidrogênio
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54. 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
+ – + – + –
+– +– +–

55. Nas moléculas APOLARES, uma nuvem
de elétrons se encontra em constante movimento
H H– H H –
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 INDUZIDO,
isto é, por um pequeno espaço a molécula possui PÓLOS

56. 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
HF
H F H F
HF

57. As pontes de hidrogênio são mais intensas que
as forças dipolo – dipolo permanente, e estas mais intensas que
as interações dipolo – dipolo induzido
O
H
O
H
O
H
H
O
H H
O
H
H
H
H
O
H
H

58. 01) 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.

59. 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,
respectivamente,
são rompidas:
a) ligações covalentes, pontes de hidrogênio e pontes
de hidrogênio.
b) interações de Van der Waals, ligações iônicas e
ligações iônicas.
c) interações de Van der Waals, pontes de hidrogênio e
ligações covalentes.
d) interações de Van der Waals, pontes de hidrogênio e
pontes de hidrogênio.
e) interações de Van der Waals, pontes de hidrogênio
e interações de Van der Waals.

60. 03) Considere o texto abaixo.
“Nos icebergs, as moléculas polares da água associam-se
por.................................
No gelo seco, as moléculas apolares do dióxido de carbono unem-
se por
...................................... . Conseqüentemente, a 1 atm de pressão, é
possível
prever que a mudança de estado de agregação do gelo ocorra a uma
temperatura
................ do que a do gelo seco.”
I
II
III
Para completá-lo corretamente, I, II e III devem ser substituídos,
respectivamente, por:
a) Forças de London, pontes de hidrogênio e menor.
b) Pontes de hidrogênio, forças de Van der Waals e
maior.
c) Forças de Van der Waals, pontes de hidrogênio e
maior.
d) Forças de Van der Waals, forças de London e
menor.
e) Pontes de hidrogênio, pontes de hidrogênio e
maior.
PONTES DEHIDROGÊNIO
FORÇAS DEVAN DERWAALS
MAIOR