A Regra Do Octeto

1 • A Regra do Octeto 2 • Teoria da Hibridação 3 • Estudo dos Gases

1 Como o nome sugere esta regra prevê que: um átomo estará estável quando sua última camada possuir 8 elétrons. Os átomos não estáveis unem-se uns aos outros a fim de adquirir a configuração dos oito elétrons na camada de valência. Os gases nobres (família 8A ou 18) já possuem o octeto completo (o He é exceção, pois possui 2 elétrons na camada de valência) e isso explica a ocorrência de pouca diversidade de compostos (átomos conectados entre si) com elementos da família 8A (chamada atualmente de família 18). Observe os exemplos: 1) Enxofre: 16S = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 O enxofre possui 16 elétrons ao todo e 6 na camada de valência. Sua tendência é se ligar a outros átomos para receber 2 elétrons e, consequentemente, completar 8. 2) Alumínio: 13Al = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 O alumínio possui 13 elétrons sendo 3 na camada de valência. Sua tendência é se ligar a outros átomos para doar 3 elétrons e, consequentemente, conferir a estabilidade ao átomo, por meio da camada 2 que permanece completa (esta configuração torna-se a camada de valência). O Hidrogênio, o Hélio e o Lítio são exceções à regra do octeto, pois ficam estáveis com 2 elétrons. No próximo módulo estudaremos a teoria da hibridação, a qual explica o comportamento de moléculas que não respeitam a regra do octeto.

A REGRA DO OCTETO Como visto, alguns átomos tem tendência a doar e outros a receber elétrons. Esse comportamento pode ser explicado também com base em propriedades periódicas, ou seja, elementos pertencentes ao grupo dos metais têm tendência a doar elétrons, por terem baixa eletronegatividade e os ametais, que possuem alta eletronegatividade, apresentam característica de receber elétrons.

LIGAÇÕES QUÍMICAS A união entre átomos é chamada ligação química, que pode ser do tipo iônica, covalente ou metálica. Até agora estudamos a estrutura de um átomo isolado. Neste módulo analisaremos os tipos de conexões entre eles, as propriedades das ligações químicas e suas consequências.

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

1

Química – A Exemplo 1: observe a configuração eletrônica do Potássio

e do Cloro, segundo o diagrama de Linus Pauling: 2 2 6 2 6 1 19K = 1s  2s  2p  3s 3p  4s 2 2 6 2 5 17Cℓ = 1s  2s  2p  3s 3p O potássio (K) possui 1 elétron na última camada e basta doar este elétron para que fique estável com 8 elétrons na 3ª. camada. O cloro (Cℓ) possui 7 elétrons na última camada e é bem mais favorável energeticamente ele receber 1 elétron e ficar estável do que perder 7 elétrons para ficar estável. Então, o potássio doa 1 elétron e o cloro recebe 1 elétron. Veja o esquema abaixo: + +

K

+

+

+

+

A ligação covalente ocorre quando há compartilhamento de elétrons entre os átomos envolvidos. Esse compartilhamento, geralmente, ocorre entre os ametais. Quando átomos que possuem eletronegatividade alta (tendência a atrair elétrons) formam uma molécula, esta é feita covalentemente, ou seja, compartilhando literalmente elétrons. Exemplos: a) A molécula de NH 3: 1 9H: 1s  (1 elétron na camada de valência). 2 2 3 7N: 1s  2s  2p  (5 elétrons na camada de valência). Fórmula de Lewis (eletrônica): H

+ +

Cℓ g K Cℓ +

LIGAÇÃO COVALENTE

+

+

+

+

+ +

++

N

+ +

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

N

Exemplo 2: composto iônico de Alumínio e Enxofre: 6

2

b) Molécula de OF2: 2 2 5 9F: 1s  2s  2p 2 2 5 8O: 1s  2s 2p

1

O alumínio tem tendência a doar 3 elétrons e o enxofre receber 2 elétrons. Portanto, a carga do Alumínio será Al 3+ e o enxofre S2-. Observe:

+ + + + +

F

+

++

Al

O

+ +

+

Al

++

O

+

+ +

++

+ +

++ + +

++

O

+ +

++

ESQUEMA GERAL DA LIGAÇÃO IÔNICA Metal + Ametal

Quando substâncias iônicas são adicionadas em água, ocorre a formação de íons e a água participa da  solvatação: moléculas de solvente rodeando os íons formados. Exemplo: NaCℓ + H2O → Na+ + Cℓ–

O

+ + +

+

+

+

+

F

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

H

H

Al = 1s  2s  2p  3s 3p 2 2 6 2 4 16S = 1s  2s  2p  3s 3p

13

2

H

H

Ocorre acima a formação do cloreto de potássio (KC ℓ), um sal que, em solução, é utilizado na “injeção letal” em condenações penais nos Estados Unidos.

2

++

+ +

O

F

+ + +

F

Nos exemplos, podemos notar que, na formação da ligação, cada átomo participa com 1 elétron. Quando o compartilhamento é feito dessa forma, dizemos que ocorreu uma ligação covalente comum . A estrutura de Lewis das figuras acima procura mostrar a validade da regra do octeto, assemelhando-se à configuração eletrônica de um gás nobre. Tal regra pode ser útil para explicar a formação dos compostos de elementos representativos, mas não se aplica aos elementos de transição. Entretanto, mesmo no grupo de compostos de elementos representativos, existem muitos casos que não seguem a regra do octeto. Observe agora o caso do : NH3 + H+ H

g

++

++

N

++

H

+ +

H

Propriedade das substâncias iônicas

Alto ponto de fusão (PF) e ponto de ebulição (PE). Conduzem a corrente elétrica no estado fundido e aquoso. Não conduzem no estado sólido. Formam cristais duros e quebradiços. Obs.: o

íon amônio ( ) mesmo sendo um agrupamento ametálico, também forma ligação iônica com outros ametais. Exemplo: NH4Cℓ (Cloreto de Amônio). 2

EXTENSIVO

H

++

++

++

N + +

++

H+H

+

g

H

++

N

++

H

+ +

H

va”.

H Essa ligação covalente é chamada coordenada ou “dati-

A ligação coordenada ocorre quando apenas um átomo contribui na formação do par e quimicamente é igual à covalente comum, ou seja, ocorre quando não há mais possibilidade de realização da covalente comum; então, o átomo com oito elétrons na última camada, e que possui pares livres, cede

1 • A Regra do Octeto

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

Propriedade das substâncias moleculares

São sólidos, líquidos ou gasosos nas condições ambiente. Apresentam baixos pontos de fusão e ebulição (comparados aos iônicos). São maus condutores de eletricidade, alguns podem conduzir quando em meio aquoso (ionização). A maioria dos compostos são solúveis em solventes orgânicos. Observação importante : a ligação covalente só é feita

entre átomos com elétrons desemparelhados. Por exemplo o átomo de flúor: s²

s²

s5

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

H

σ σ

σ

σ

C

C

σ

H

H π

Atenção: apenas UMA ligação pi é representada acima, na molécula de eteno (H2CCH2) pois apenas UM orbital participa dessa ligação. Repare que ainda são formadas outras três liga ções sigma por átomo de carbono, uma delas entre carbonos e as duas restantes ligações C-H. Consideraremos que ligações simples são sempre do tipo sigma e em ligações duplas ou triplas uma delas será sigma e as restantes ligações pi. As ligações sigma, por serem dirigidas, são mais fortes e possuem energia mais baixa, ou seja, possuem maior estabilidade. Certamente numa reação química onde ocorrem quebras de ligações, a ligação pi será mais facilmente destruída devido a sua energia mais alta  e, consequentemente, sendo menos estável .

POLARIDADE DE LIGAÇÕES COVALENTES LIGAÇÕES DUPLAS E TRIPLAS As ligações covalentes podem ser simples, duplas ou triplas. Exemplos: a) CO2 Como o carbono possui 4 elétrons na camada de valência e o oxigênio 6, o carbono faz com cada oxigênio uma ligação dupla: + +

+ +

O

C O

+ +

+ +

b) N2 Neste caso, cada nitrogênio necessita de 3 elétrons para completar o octeto. Assim, a ligação tripla é feita: + +

N

N

+ +

Quando as ligações covalentes são formadas com a sobreposição de dois orbitais atômicos semicheios num mesmo eixo, cada um vindo de um átomo de ligação, caracterizará uma ligação do tipo sigma ( σ). A ligação pi ( π) resulta da sobreposição em paralelo (com orbitais dispostos fora do mesmo eixo) de dois orbitais atômicos semicheios, um de cada átomo da ligação. Abaixo constam as moléculas MCO (genérica) e H2C=CH2. C sigma

O

M

C pi

Tipo de ligação

Covalente polar

LIGAÇÕES COVALENTES: SIGMA ( σ) E PI ( π)

M

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

O

Covalente apolar

Condição

Diferença de eletronegatividade entre os átomos Átomos iguais.

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

PROPRIEDADES DOS METAIS •

As ligações entre os metais não são localizadas ou direcionadas entre dois átomos. EXTENSIVO

3

Química – A Os metais apresentam maleabilidade, que é a capacidade de serem transformados em chapas e lâminas. • Os metais podem também ser transformados em fios e esta propriedade é chamada de ductibilidade. • A existência de elétrons com liberdade de movimento também explica a capacidade que os metais possuem de conduzir a corrente elétrica e brilharem sob luz. •

+

+

+

Atração fraca

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

LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO

|Mercúrio (Hg)|

FORÇAS INTERMOLECULARES

Também conhecidas como pontes de hidrogênio, são um caso especial da atração entre dipolos permanentes. As ligações de hidrogênio são atrações intermoleculares intensas e ocorrem entre moléculas que apresentam ligações entre hidrogênio e átomos muito eletronegativos (F, O, N). Devido às pequenas dimensões de H, F, O e N e também à grande diferença de eletronegatividade, nas ligações destes elementos com o hidrogênio, ocorrem polos intensos em volumes muito pequenos. Os símbolos δ

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

DIPOLO PERMANENTE - DIPOLO PERMANENTE Atração entre moléculas polares. Os dipolos atraem-se pelos polos opostos (positivo-negativo). H

+

σ

Cl ....H σ−

+

σ

Cl

Ligação de Hidrogênio

σ−

Força de atração

DIPOLO PERMANENTE - DIPOLO INDUZIDO Atração entre uma molécula polar e uma molécula apolar. O dipolo causa repulsão eletrônica entre seu polo positivo e a nuvem eletrônica da molécula apolar e uma repulsão entre esta nuvem e seu polo negativo. Isso causa uma deformação da nuvem eletrônica na molécula apolar, provocando a formação de dipolos (induzidos).

DIPOLO INDUZIDO - DIPOLO INDUZIDO Também chamada de Força de dispersão de London , é uma atração que ocorre entre moléculas apolares, que quando se aproximam umas das outras, causam uma repulsão entre suas nuvens eletrônicas, que então se deformam, induzindo a formação de dipolos. 4

EXTENSIVO

|Moléculas de água formando ligação de hidrogênio.|

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

GEOMETRIA MOLECULAR O estudo sobre as ligações químicas faz com que seja possível prever propriedades de substâncias. Entretanto, ainda não é possível prever como é uma molécula de água (H 2O) ou de amônia (NH3). Para que isso seja possível, devemos entender que elétrons possuem cargas negativas e que a tendên-

1 • A Regra do Octeto

cia de cargas de mesmo sinal é de se repelirem. Então, numa molécula com várias ligações químicas covalentes, a situação mais favorável é a de manter os elétrons das camadas mais externas, o mais distante possível. Essa teoria chama-se teoria de repulsão dos pares eletrônicos de valência. Caso 1: moléculas com 2 átomos

A única geometria possível é linear plana. Exemplo Cl2: estrutura linear Cl – Cl

107º

A primeira impressão neste caso é que o nitrogênio possui um par de elétrons isolado (sem participar de ligação química). Esse fato faz com que as ligações N–H não tenham 120º como no caso do BH3. Na molécula de NH3, o ângulo de ligação é de 107º devido à repulsão do par de elétrons livre. A tendência de pares eletrônicos ligados ou não é de ficarem tão afastados quanto possível.

Caso 2: moléculas com 3 átomos

Neste caso, a molécula pode ser linear ou angular. Se no átomo central sobram elétrons (elétrons que não fazem ligação química, mas que também estão na camada de valência) a molécula formará ângulo diferente de 180º. Se todos os elétrons da camada de valência fizerem ligações, a molécula será linear. Exemplo H2O: estrutura angular O oxigênio possui 6 elétrons na camada de valência e o hidrogênio apresenta apenas 1. + + +

H

+

+ + +

+

+ + +

+

+ +

C

H

+

+ + +

+

O

Então esta molécula será linear plana. Caso 3: moléculas com 4 átomos

Quando a molécula apresentar quatro átomos, as estruturas fundamentais possíveis serão pirâmide trigonal ou trigonal plana: Exemplo BH3: estrutura trigonal plana O boro possui três elétrons na CV. Quando este forma a molécula de BH3, forma-se uma estrutura plana: H B

+

+

+

H

H

Não sobram elétrons no átomo central, então a maior distância possível entre as ligações é 120º, em concordância com um triângulo. Exemplo NH3: estrutura pirâmide trigonal (tridimensional) + +

+ +

|metano|

|propano|

Repare nas moléculas acima o ângulos de ligação, como já

comentado neste caso 4, formando moléculas tridimensionais. Caso 5: moléculas com 6 átomos

Esse tipo de molécula é a menos comum dos casos até agora apresentados (também menos comum do que o caso 6 a ser apresentado a seguir). Talvez o exemplo mais comum seja o PCℓ5. Moléculas com 6 átomos geralmente apresentam geometria bipirâmide trigonal (observe os ângulos entre as ligações): Cl Cl

P

120º

Cl 90º

Cl Cl

Caso 6: moléculas com 7 átomos

+ +

+

É inevitável lembrar da molécula de metano (CH 4) para este caso. A geometria desta molécula é chamada tetraédrica com ângulo de 109,5º entre as ligações. Em geral, moléculas orgânicas com carbono sp3 possuem esse tipo de geometria.

+

O

É possível notar que sobram 4 elétrons no átomo central, fazendo com que a ligação forme um ângulo de 104º 40’ aproximadamente. Isso ocorre em função da repulsão oriunda dos pares de elétrons livres. Exemplo CO2: estrutura linear plana O carbono possui 4 elétrons na camada de valência e o oxigênio 6. Se analisarmos a estrutura desta molécula, veríamos que não sobram elétrons no átomo central: O

Caso 4: moléculas com 5 átomos e moléculas orgânicas com carbono sp 3

Esse é um caso muito importante para uma área da Química chamada Química de Coordenação. Existem moléculas com centros metálicos rodeados geralmente por 6 ligantes. O nome desse tipo de geometria é octaédrica com ângulos entre ligações de 90º.

+ +

HHH ++

N H H H

90º

|FeCℓ6|

EXTENSIVO

5

Química – A Cabe ressaltar que estes são os casos mais gerais de geometrias moleculares, mas que são suficientes para nós. Casos diferentes são de previsão mais detalhada e requerem conhecimento mais avançado sobre ligações químicas e propriedades de átomos.

Atividades

01. Quando o elemento X (Z = 19) se combina com o elemento  Y (Z = 17), obtém-se um composto cuja fórmula molecular e cujo tipo de ligação são respectivamente: a) XY e ligação iônica. b) X2 Y e ligação covalente fortemente polar. c) XY e ligação covalente dativa. d) XY2 e ligação iônica. e) XY e ligação covalente apolar. 02. (FUVEST-SP) Ferro, óxido de ferro e polietileno apresentam ligações respectivamente: a) Covalente, iônica e metálica. b) Covalente, metálica e iônica. c) Iônica, covalente e metálica. d) Metálica, covalente e iônica. e) Metálica, iônica e covalente. 03. Assinalar a alternativa onde as duas moléculas são polares: a) CO2 e CO. b) e C ℓ. c) HF e F2. Cl H d)  e CHCℓ3. C –– C Cl H e) CH2Cℓ2 e H2O. 04. Um elemento X (Z = 20) forma com Y um composto de fórmula X3 Y2. O número atômico de Y é: a) 7. b) 9. c) 11. d) 12. e) 18. 05. Os elementos H, Ca, Cℓ e S podem formar compostos de Ca e H, Ca e S, Ca e C ℓ, H e S. Os tipos de ligações que surgem são, respectivamente: a) Iônica, iônica, iônica, covalente. b) Covalente, iônica, iônica, covalente. 6

EXTENSIVO

c) Covalente, iônica, iônica, iônica. d) Iônica, covalente, iônica, covalente. e) Covalente, iônica, covalente, covalente. 06. (PUC-MG) Um composto apresenta as propriedades a seguir: 1. Alto ponto de fusão e de ebulição. 2. Bom condutor de corrente elétrica no estado líquido ou em solução aquosa. 3. Sólido à temperatura ambiente. Esse composto deve ser formado pelos seguintes elementos: a) Sódio e potássio. b) Magnésio e flúor. c) Cloro e oxigênio. d) Oxigênio e nitrogênio. e) Carbono e hidrogênio. 07. (PUC-MG) As moléculas BF3 e NH3 apresentam, respectivamente, geometrias: a) Piramidal e tetraédrica. b) Tetraédrica e plana. c) Trigonal e piramidal. d) Piramidal e piramidal. e) Trigonal e trigonal. 08. O SiO2 é um sólido de ponto de fusão muito elevado (PF = 1.700oC) e o CO2 é um gás nas condições ambiente. Ambos são apolares, mas a grande diferença de pontos de ebulição não se justifica pela diferença de massa molar. Justifica-se, portanto, que o retículo cristalino do SiO 2 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. 09. (PUC-MG) Relacione cada substância da coluna Substância com as propriedades da coluna Propriedades. Substância 1. Diamante 2. Ouro 3. CO2 4. CaF2 5. H2O2 Propriedades ( ) Insolúvel, sólido, bom condutor de corrente elétrica.

1 • A Regra do Octeto

( ) Apolar com ligações polares. ( ) Cristal covalente de ponto de fusão e dureza elevadas. ( ) Apresenta ligações polares e apolares. ( ) Sólido, solúvel em água, altos pontos de fusão e ebulição. Assinale a associação CORRETA encontrada: a) 4, 5, 1, 3, 2. b) 5, 4, 3, 2, 1. c) 3, 2, 5, 4, 1. d) 2, 3, 1, 5, 4. e) 3, 2, 1, 5, 4. 10. (PUC-MG) As moléculas que apresentam geometria trigonal plana são: a) CH2O e COCℓ2 b) SO3 e NCℓ2 c) SOCℓ2 e NH3 d) H2O e SO3 11. Os elementos X (Z =1) e Y (Z =15) combinam-se formando um composto gasoso, utilizado no expurgo de grãos armazenados, de feijão, milho e café, com intervalo de segurança de quatro dias, para que esses grãos sejam consumidos. A configuração espacial do composto considerado é: a) Piramidal. b) Trigonal. c) Tetraédrica. d) Angular. e) Linear. 12. (PUC-MG) Considere as substâncias a seguir:

C6H6 (benzeno) MM = 78 PE = 80oC Líquido a 25o e 1 atm

Hbr (brometo de hidrogênio) MM = 81 PE = -67oC Gás a 25oC e 1 atm

Em relação às substâncias consideradas, são feitas as seguintes afirmativas: I. A diferença de pontos de ebulição deve-se ao maior número de elétrons do C 6H6. II. Entre moléculas de C 6H6(l) formam-se ligações intermoleculares de hidrogênio. III. As forças de dispersão de London nas moléculas do C 6H6(l) são muito maiores que entre moléculas do HBr (l). IV. A diferença de pontos de ebulição ocorre porque as moléculas do C6H6(l) apresentam maior superfície. V. Entre moléculas de HBr (l) ocorrem ligações unicamente do tipo dipolo permanente-dipolo permanente. As afirmativas CORRETAS são: a) I e II.

b) I, III e IV. c) I, IV e V. d) II, III e V. e) III e V apenas. 13. (PUC-RJ) Observa-se que, exceto o hidrogênio, os outros 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: I. BH3 II. CH 4 III. H 2O IV. HCℓ V. XeF6 a) I, II e III. b) II, III e IV. c) IV e V. d) I e IV. e) I e V. 14. (CEFET-SP) A questão a seguir refere-se aos seguintes componentes do ar atmosférico: O 2; CO2; N2. Considerando as ligações químicas que unem os átomos nas moléculas dos 3 gases, pode-se afirmar que são a) Iônicas no CO 2 e covalentes no N 2 e no O2. b) Iônicas no N 2 e no O2 e covalentes no CO 2. c) Covalentes no N2 e iônicas no O 2 e no CO2. d) Iônicas no O 2, no CO 2 e no N2. e) Covalentes no O 2, no CO 2 e no N2. 15. (FMTM -MG) Considere os compostos binários de hidrogênio CH4, SiH4, NH3, PH3, H2O e H2S. Comparando-se os valores do ponto de ebulição dos compostos em cada grupo da tabela periódica, tem-se que a) CH4 > SiH4, NH3 > PH3 e H2O > H2S. b) CH 4 > SiH4, NH3 > PH3 e H2O < H2S. c) CH4 < SiH4, NH3 > PH3 e H2O > H2S. d) CH 4 < SiH4, NH3 < PH3 e H2O > H2S. e) CH4 < SiH4, NH3 < PH3 e H2O < H2S. 16. (FMTM-MG) A tabela relaciona duas propriedades das substâncias cloreto de sódio, ácido bórico e sacarose, a 25°C e 1 atm.

Condutividade Substâncias elétrica em fase sólida X NaCℓ

Principal força de atração com moléculas de água Z EXTENSIVO

7

Química – A H3BO3

não condutor

ligações de hidrogênio

C12H22O11

 Y

W

Os termos X, Y, Z e W podem ser substituídos, correta e respectivamente, por: a) Condutor, não condutor, íon-dipolo e dipolo-dipolo. b) Condutor, não condutor, íon-dipolo e forças de London. c) Não condutor, não condutor, dipolo-dipolo e forças de London. d) Não condutor, condutor, dipolo-dipolo e ligações de hidrogênio. e) Condutor, não condutor, íon-dipolo e ligações de hidrogênio. 17. (UFPE) O gás metano, CH4, pode ser obtido no espaço sideral pelo choque entre os átomos de hidrogênio dispersos e grafite presente na poeira cósmica. Sobre as moléculas de metano, é correto afirmar que o tipo de interação intermolecular e sua geometria são, respectivamente: a) Forças de Van der Waals e trigonal plana. b) Forças de Van der Waals e tetraédrica. c) Covalente e trigonal plana. d) Ligações de hidrogênio e tetraédrica. e) Covalente e tetraédrica. 18. (UEMS) Considere as substâncias: I. Sulfeto de hidrogênio. II. Acetato de sódio. III. Argônio gasoso. IV. Cloreto de potássio. Quais dessas substâncias apresentam ligações covalentes? a) I e II. b) I e III. c) II e III. d) II e IV. e) III e IV. 19. (UEMS-MS) Inúmeras substâncias químicas são encontradas no dia a dia, tais como: NaC ℓ, O2, Ag0 e HCℓ. Essas substâncias apresentadas possuem, respectivamente, ligações: a) Iônica, covalente polar, metálica e covalente polar. b) Iônica, covalente apolar, metálica e covalente polar. c) Covalente polar, metálica, covalente apolar e iônica. d) Covalente apolar, covalente polar, metálica e iônica. e) Covalente polar, metálica, iônica e covalente apolar. 20. (PUC-CAMPINAS) O mármore branco é constituído principalmente pelo mineral calcita, CaCO 3. Nesse mineral, as ligações químicas são: a) Iônicas entre Ca 2+ e CO32- e covalentes nos íons CO 32-. 8

EXTENSIVO

b) Iônicas entre Ca 2+ e CO32- e metálicas nos íons Ca 2+. c) Iônicas entre todos os átomos. d) Covalentes entre todos os átomos. e) Metálicas entre todos os átomos. 21. (PUC-PR) Sabendo que o no atômico do H = 1, do O = 16 e do P = 15, representa a fórmula estrutural do ácido fosfórico e determina o n o de ligações covalente(es) e dativa(s) para este ácido, assinale a resposta abaixo. a) Seis covalentes e uma dativa. b) Sete covalentes. c) Cinco covalentes e duas dativas. d) Quatro covalentes e três dativas. e) Seis covalentes e duas dativas. 22. (PUC-PR) Observe as moléculas a seguir: NH3, CHCℓ3, SO3. Sua geometria molecular e polaridade são respectivamente: a) Tetraédrica/polar; tetraédrica/polar; trigonal plana/polar. b) Piramidal/polar; tetraédrica/polar; trigonal plana/apolar. c) Trigonal plana/apolar; angular/polar; tetraédrica/apolar. d) Linear/polar; trigonal plana/polar; angular/polar. e) Piramidal/apolar; piramidal/apolar; linear/apolar. 23. (PUC-PR) As festas e eventos têm sido incrementadas com o efeito de névoa intensa do “gelo seco”, o qual é constituído de gás carbônico solidificado. A respeito do fato, pode-se afirmar: a) A névoa nada mais é que a liquefação do gás carbônico pela formação das forças intermoleculares. b) O gelo seco é uma substância composta e encontra-se na natureza no estado líquido. c) O gelo seco é uma mistura de substâncias adicionadas ao gás carbônico e, por essa razão, a mistura se solidifica. d) Na solidificação do gás carbônico ocorre a formação de forças intermoleculares dipolo-dipolo. e) Sendo a molécula de CO2 apolar, a atração entre as moléculas se dá por dipolo instantâneo-dipolo induzido. 24. (UNIFESP-SP) A geometria molecular e a polaridade das moléculas são conceitos importantes para predizer o tipo de força de interação entre elas. Dentre os compostos molecul ares nitrogênio, dióxido de enxofre, amônia, sulfeto de hidrogênio e água, aqueles que apresentam o menor e o maior ponto de ebulição são, respectivamente: a) SO2 e H2S. b) N2 e H2O. c) NH3 e H2O. d) N2 e H2S. e) SO2 e NH3. 25. (FUVEST-SP) Os desenhos são representações de moléculas em que se procura manter proporções corretas entre raios

1 • A Regra do Octeto

atômicos e distâncias internucleares.

d) Pelo aumento das massas molares e aumento nas forças das interações intramoleculares. e) Pelo aumento das massas molares e pela formação de pontes de hidrogênio.

Os desenhos podem representar, respectivamente, moléculas de a) Oxigênio, água e metano. b) Cloreto de hidrogênio, amônia e água. c) Monóxido de carbono, dióxido de carbono e ozônio. d) Cloreto de hidrogênio, dióxido de carbono e amônia. e) Monóxido de carbono, oxigênio e ozônio.

28. (UFSCAR-SP) A tabela apresenta os valores de ponto de ebulição (PE) de alguns compostos de hidrogênio com elementos dos grupos 14, 15 e 16 da tabela periódica.

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

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

S1, S2 e S3 correspondem, respectivamente, a compostos a) Metálico, covalente e iônico. b) Metálico, iônico e covalente. c) Covalente, iônico e metálico. d) Iônico, metálico e covalente. e) Iônico, covalente e metálico. 27. (UNESP-SP) Os elementos químicos O, S, Se e Te, todos do grupo 16 da tabela periódica, formam compostos com o hidrogênio, do grupo 1 da tabela periódica, com fórmulas químicas H2O, H 2S, H 2Se e H2Te, respectivamente. As temperaturas de ebulição dos compostos H 2S, H2Se e H2Te variam na ordem mostrada na tabela. A água apresenta temperatura de ebulição muito mais alta que os demais.

Essas observações podem ser explicadas, respectivamente: a) Pela diminuição das massas molares e aumento nas forças das interações intramoleculares. b) Pela diminuição das massas molares e diminuição nas forças das interações intermoleculares. c) Pela diminuição das massas molares e pela formação de ligações de hidrogênio.

29. (FFFCMPA-RS) Considere o quadro abaixo, que relaciona polaridade de moléculas com sua geometria.

Para completar corretamente o quadro, os números 1, 2 e 3 devem ser substituídos, respectivamente, por a) Angular, tetraédrica e apolar. b) Linear, trigonal planar e polar. c) Angular, quadrado planar e apolar. d) Planar, bipiramidal e polar. e) Linear, piramidal e polar. 30. (UNIR-RO) Um conjunto de átomos X, com número de massa 23 e 12 nêutrons reagiu com um conjunto de átomos Y com número de massa 16 e 8 nêutrons. A partir dessas informações, pode-se afirmar que a fórmula do composto resultante e o tipo de ligação entre os átomos, respectivamente, são: a) XY, iônica. b) X2 Y2, covalente. c) XY, covalente. d) X2 Y, iônica. e) XY2, iônica. 31. (UFPE) A compreensão das interações intermoleculares é EXTENSIVO

9

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

Líquido

c) Dos três líquidos, a acetona é o que apresenta ligações de hidrogênio mais fortes. d) A magnitude das interações intermoleculares é a mesma para os três líquidos. e) As interações intermoleculares presentes no etanol são mais fracas que aquelas presentes na água.

Fórmula Química TE (oC)

acetona

(CH3)2CO

56

água

H2O

100

etanol

CH3CH2OH

78

Com relação aos dados apresentados na tabela acima, podemos afirmar que: a) As interações intermoleculares presentes na acetona são mais fortes que aquelas presentes na água. b) As interações intermoleculares presentes no etanol são mais fracas que aquelas presentes na acetona.

32. (UFPR) Assinale a alternativa que apresenta o tipo de ligação química que ocorre, respectivamente, nas seguintes substâncias: prata e zinco dos amálgamas para obturações, água líquida, sal utilizado nos alimentos e água na forma sólida (gelo). a) Metálica, pontes de hidrogênio, covalente apolar e covalente polar. b) Metálica, covalente polar, iônica e pontes de hidrogênio. c) Metálica, iônica, pontes de hidrogênio e covalente apolar. d) iônica, covalente polar, metálica e covalente apolar. e) iônica, iônica, covalente polar e pontes de hidrogênio.

2 Em 1930 Linus Pauling introduziu o conceito de hibridação para explicar a formação de ligações químicas. Hibridação é a mistura de orbitais atômicos em um átomo para gerar novos orbitais chamados híbridos. Esta teoria é mais completa que a regra do octeto de Lewis, justamente por ter maior profundidade no estudo da ligação covalente, relacionando transições eletrônicas com geometrias moleculares. Para o entendimento da teoria da Hibridação, é necessário conhecer alguns conceitos básicos referentes ao comportamento de elétrons e orbitais, como: I. Princípio da exclusão de Pauli: determina que em cada orbital só existem no máximo dois elétrons de spins contrários. II. Lligações covalentes são feitas utilizando elétrons desemparelhados. III. Moléculas cujos átomos centrais possuem sobra de pares de elétrons: considera-se que esses pares livres residem em orbitais do tipo sigma.

A HIBRIDAÇÃO sp 3 Estudaremos esse tipo de hibridação considerando as moléculas de CH4 e NH3. 10

EXTENSIVO

TEORIA DA HIBRIDAÇÃO 1 . CASO: A MOLÉCULA DE CH 4 O

A configuração eletrônica do carbono é dada abaixo: 6

C g 1s²

2s²

2p² px

py pz

De acordo com a situação dos elétrons demonstrada acima, o carbono pode fazer duas ligações covalentes, já que existem apenas dois elétrons desemparelhados. A molécula formada seria o CH 2, entretanto, essa espécie é pouco estável e tem tempo de vida muito curto. Então, como explicar a formação de moléculas com carbono fazendo 4 ligações? Inicialmente vamos explicar moléculas em que o carbono faz 4 ligações simples (sigma). Para o átomo de carbono, primeiramente ocorre uma transição do elétron situado no orbital 2s para o orbital 2p z (formando o chamado estado excitado). Entretanto, para haver a formação de 4 ligações sigma (caso da molécula de CH 4) devem-se ter 4 elétrons desemparelhados em 4 orbitais de mesma energia (chamados orbitais degenerados). Ocorre assim, a mistura de 4 orbitais, sendo um do tipo s e três do tipo p, para formar 4 orbitais do tipo sp 3. Para facilitar essa explicação, acompanhe o esquema a seguir:

Gabarito

G A B AR I TO 0 0

1

2

3

4

5

6

7

8

9

A

E

E

A

A

B

C

D

D

1

A

A

E

E

E

C

E

B

A

B

2

A

A

B

E

B

D

A

E

D

E

3

D

E

B

EXTENSIVO