Estudo-Dirigido-QUiM..

NOME: DATA: _____/____/2012
SÉRIE: 1º ANO – ENSINO MÉDIO TURMA: ______
DISCIPLINA: QUÍMICA TURNO: ________________
PROFESSOR: LUIZ AMORIM RECUPERAÇÃO PARALELA
ESTUDO DIRIGIDO
RETOMADA DO CONHECIMENTO
OS ÁTOMOS E SUAS INTERAÇÕES
INTERAÇÕES INTERATÔMICAS
Ao estudar a classificação periódica dos elementos químicos, verificamos que os átomos tendem
a adquirir a configuração eletrônica de um gás nobre no intuito de possuírem a mesma estabilidade
deles. Como cada gás nobre possui 8 elétrons na camada de valência (exceto o Hélio, He, que só
possui 2), ao perder ou receber elétrons o átomo, que antes era neutro torna-se eletricamente
carregado, seja positivamente, seja negativamente. Entretanto, nem sempre ocorre uma perda ou
recebimento efetivo de elétrons, devido à característica de cada tipo de ligação e de cada tipo de
elemento que participa dela (metal ou ametal). Portanto, podemos encontrar ligações químicas entre
metais e ametais, entre metais apenas e entre ametais apenas. Cada
uma com características bastante peculiares, conforme veremos a
seguir.
A formação de uma interação interatômica pressupõe a
aproximação entre os átomos e esta só ocorre com o aumento da
força de atração entre eles. Para tanto, os prótons presentes no
núcleo de um dos átomos atrai os elétrons da eletrosfera do outro
átomo, até se atingir uma mínima distância entre eles. Nesse
momento ocorre a formação da ligação química e essa mínima
distância nada mais é do que o tamanho da ligação formada. Toda
ligação se processa com liberação de energia, pois os átomos, para
adquirirem a estabilidade necessitam também, diminui a energia
interna. Podemos, então representar a formação de uma ligação
genérica através de um gráfico de energia potencial (Ep):
LIGAÇÃO IÔNICA (ELETROVALENTE)
Como o próprio nome diz, a ligação química "iônica" ocorre entre
íons, positivos e negativos. Sabemos que os metais têm grande
tendência em perder elétrons, uma vez que possuem energia de
ionização bastante baixa. Em compensação, os ametais possuem uma
afinidade eletrônica bem elevada, o que permite aos ametais possuírem
grande tendência em receber elétrons.
Os metais, ao perderem elétrons, transformam-se em íons
positivos (cátion). Os ametais ao receberem os elétrons perdidos pelos
metais, transformam-se em íons negativos (ânions). Assim, uma espécie
química positiva (metal) passa a atrair a espécie química negativa
(ametal) e vice-versa. Nesse momento ocorre, então, a formação da
ligação iônica, que nada mais é do que uma atração eletrostática
ocorrida entre cátions e ânions.
Estudo Dirigido/Química/II trimestre/1ºEM/2012 1

Como a principal característica dessa ligação é a atração eletrostática, acontece que os cátions
podem atrair vários ânions ao seu redor e cada ânion, por sua vez, pode atrair vários cátions, formando
uma rede cristalina bem organizada e bastante rígida, devido à grande força de atração entre os cátions
e os ânions.
Devido a essa força de atração forte, os compostos iônicos são encontrados na temperatura
ambiente na fase sólida, necessitando de uma elevada temperatura para fundi-los. Contudo, apesar de
serem duros, são também bastante quebradiços pois, se deslocarmos os íons na rede cristalina ocorre
que íon de mesma carga elétrica podem aproximarem-se uns dos outros, havendo ocorrência da força
de repulsão e conseqüente quebra do arranjo cristalina (quebra do cristal iônico). Essa atração também
impede que os compostos iônicos, na fase sólida, conduzam corrente elétrica (cargas elétricas em
movimento ordenado), pois não é permitida a mobilidade dos íons na rede cristalina. Entretanto, ao
ocorrer a fusão, os íons se separaram e adquirem a mobilidade necessária para o transporte da
corrente elétrica. De tudo o que expomos, podemos sintetizar as principais características dos
compostos iônicos assim:
Na temperatura ambiente são duros e quebradiços.
Na fase sólida não conduzem corrente elétrica, entretanto, quando fundidos ou dissolvidos a fazem.
Possuem elevada temperatura de fusão e de ebulição.
REPRESENTANDO UM COMPOSTO IÔNICO ATRAVÉS DE FÓRMULAS
FÓRMULA ELETRÔNICA
Nesse tipo de fórmula indica-se apenas os elétrons da
camada de valência e com uma seta aponta-se para o
átomo que irá receber esse elétron.
FÓRMULA IÔNICA (ÍON-FÓRMULA)
Como o próprio nome diz, representa-se apenas os íons
entre colchetes, com a quantidade relativa de cada
um na formação do cristal iônico.
FÓRMULA MÍNIMA
Indica a menor proporção entre os íons. Nessa
representação não indica-se a carga elétrica de
nenhum dos íons, apenas a quantidade relativa deles.
LIGAÇÃO METÁLICA
Diferentemente da ligação iônica que ocorre entre íons positivos
e negativos, a ligação metálica só ocorre entre metais.
Nesse tipo de ligação química temos átomos que tendem a
perder elétrons, os elétrons de valência, e ao ocorrer tal perda,
transformam-se em cátions. Como diminuem de tamanho aproximamse
uns dos outros num arranjo cristalino, sendo que ao redor desse
aglomerado de cátions estarão os elétrons que antes pertenciam à
camada de valência de cada um. Esse amontoado de elétrons
circundando os cátions recebe o nome de "mar de elétrons livres" ou
"nuvem de elétrons livres". É devido a essa nuvem de elétrons livres
que ocorre a estabilização da estrutura metálica, funcionando como
uma cola que une os cátions do cristal metálico.
Estudo Dirigido/Química/II trimestre/1ºEM/2012 2

Ao representar um cristal metálico formado por átomos iguais, o mais sensato seria escrever Fen,
Cun, etc. uma vez que a substância metálica é constituída por um número infindável ( n ) de átomos
metálicos. Por simplificação, representa-se um metal apenas por seu símbolo: Fe, Cu, etc.
Há substâncias metálicas formadas por metais diferentes e recebem o nome de LIGAS
METÁLICAS. As principais ligas metálicas são:
LIGA METÁLICA CONSTITUIÇÃO
Latão 67% de Cobre (Cu) + 33% de Zinco (Zn)
Bronze 90% de Cobre (Cu) + 10% de Estanho (Sn)
Ouro Branco Ouro (Au) + Níquel (Ni/20 a 50%)
Ouro 18 quilates 18g Ouro + 6g de Prata ou Cobre
Ouro 12 quilates 12g de Ouro + 12g de Prata ou Cobre
Aço Carbono 98% de Ferro + 2% de C
Aço Inox 74% de aço carbono + 18 % de Cr + 8% de Ni
Ímã 63% de Fe + 20% de Ni + 12% de Al + 5% Co
Amálgama Dental Hg + outros metais como Sn, Ag, Cu, Cd
Solda Elétrica 67% de Pb + 33% de Sn
Independente de ser uma substância metálica formada por um único elemento metálico, ou mais
de um, a estrutura do mar de elétrons livres oferece à substância uma elevada capacidade em conduzir
corrente elétrica e também calor. Óbvio que é devido à grande mobilidade dos elétrons livres. Essas
substâncias podem ser moles ou duras, porém, contrastando com as substâncias iônicas, não são de
todo quebradiças, pois ao se deslocar alguns cátions do cristal, o mar de elétrons estabiliza-os
novamente, não ocorre repulsão imediata.
As substâncias metálicas são estáveis em conformidade com o cristal que conseguem formar e
por isso possuem elevadas temperaturas de fusão, como as substâncias iônicas.
LIGAÇÃO COVALENTE
A ligação tida como covalente ocorre entre átomos ametálicos, onde cada um dos átomos
participantes contribui com um elétron para que a ligação ocorra.
1/1ª
H 13/3A 14/4A 15/5A 16/6A 17/7A
ELEMENTOS
QUE SE LIGAM
POR LIGAÇÃO
COVALENTE
B C N O F
Si P S Cl
Ge As Se Br
Sb Te I
Po At
Os ametais, como já vimos, têm uma afinidade eletrônica muito grande, por isso tendem a receber
elétrons de outros átomos no intuito de se chegar à estabilidade de um gás nobre. Ao aproximarem-se
átomos ametálicos uns dos outros ocorre um certo compartilhamento de elétrons entre eles,
ocasionando a formação de uma ligação, a ligação covalente. Essa ligação tem por principal
Estudo Dirigido/Química/II trimestre/1ºEM/2012 3

característica a sociedade dos átomos para com o par de elétrons, isto é, a covalência. Observe a
formação da ligação covalente nas substâncias abaixo e a maneira de representá-la (fórmulas):
FÓRMULA
MOLECULAR
H2
FÓRMULA
MOLECULAR
O2
N2
HCl
CO2
H2O
NH3
FÓRMULA
ELETRÔNICA LEWIS)
FÓRMULA
ELETRÔNICA (LEWIS)
FÓRMULA
ESTRUTURAL
1 ligação covalente
simples
FÓRMULA
ESTRUTURAL
1 ligação covalente
dupla
1 ligação covalente
tripla
1 ligação covalente
simples
2 ligações valentes
duplas
2 ligações covalentes
simples
3 ligações covalentes
simples
Existe um tipo especial de ligação covalente, denominada de ligação covalente coordenada.
Nela, a contribuição do par de elétrons para a formação da ligação covalente provém de apenas um dos
átomos. A ligação formada é igual a uma ligação covalente normal, a diferença ocorre somente na
origem dos elétrons. Até mesmo a representação dessa ligação numa fórmula estrutural é feita por um
traço simples e não através de setas. Observe a representação da molécula de SO2:
Enxofre (S) e Oxigênio (O) são da família 16/6A da tabela periódica, possuem 6 elétrons de
valência, necessitando receber 2 elétrons para se chegar à estabilidade de um gás nobre. Para
tanto, compartilham 2 pares de elétrons:
Note que com esse compartilhamento ambos ficaram estáveis, com oito elétrons em suas
eletrosferas. Contudo, não desejamos a representação do SO e sim do SO2. Portanto, outro
oxigênio deverá se ligar ao enxofre. Fazendo uma ligação covalente normal, onde cada átomo
contribui com 1 elétron na ligação, haverá a necessidade do enxofre oferecer mais 2 elétrons ao
outro oxigênio. Isso levará o enxofre a ficar com 10 elétrons na última camada. Assim, o enxofre
"oferece" um par "inteiro" de elétrons ao outro oxigênio, provocando a formação da ligação
covalente coordenada.
Estudo Dirigido/Química/II trimestre/1ºEM/2012 4

ESQUEMA COMPARATIVO ENTRE AS INTERAÇÕES ATÔMICAS (LIGAÇÕES QUÍMICAS)
Ligação Iônica Ligação Covalente Ligação Metálica
Ocorre entre Metais e Ametais Ametais Metais
Principal
Característica
da Ligação
Características
da Substância
Atração eletrostática entre
íons positivos (cátions) e
negativos (ânions),
formando uma rede
cristalina.
Em geral, têm
temperaturas de fusão e
de ebulição altas.
São sólidas à temperatura
ambiente.
São duras e quebradiças.
Conduzem corrente
elétrica na fase líquida ou
dissolvidas.
Compartilhamento de
elétrons entre ametais, onde
cada átomo participante da
ligação contribui com 1
elétron, ou dois, no caso da
ligação covalente
coordenada.
Em geral, baixas
temperaturas de fusão e
de ebulição.
Podem ser encontradas
na forma sólida, líquida
ou gasosa, na
temperatura ambiente.
Pobre condução de
corrente elétrica, quando
puras.
EXERCÍCIOS INTERAÇÕES ATÔMICAS (LIGAÇÕES QUÍMICAS)
Formação de cátions
envoltos por uma nuvem de
elétrons livres.
Em geral, têm
temperaturas de fusão e
de ebulição altas.
São sólidas à temperatura
ambiente, exceto o
mercúrio (Hg), que é
líquido.
São maleáveis (pode-se
dobrar).
Conduzem corrente
elétrica na fase sólida ou
fundida.
1. O ferro sólido e o cloreto de sódio fundido conduzem corrente elétrica. O que há no ferro e no sal
que explicam tal comportamento?
2. Quando H recebe um elétron e se transforma em ânion, podemos dizer que o hidrogênio passa a
ser hélio? Por quê?
3. O número de massa (A) do 27 Al se altera quando ele se transforma em Al 3+ ? Por quê?
4. (UFPR) Um elemento metálico forma um sulfeto de fórmula M2S3. A fórmula de seu cloreto será:
a) MCl2.
b) MCl.
c) MCl3.
d) MCl4.
5. (FAAP-SP) Sabendo que o elemento E pertence ao subgrupo 2A e que o elemento D pertence ao
subgrupo 7A, escreva a fórmula do composto constituído por E e D e a natureza da ligação entre
eles.
6. (F. M. SANTA CASA-SP) Átomos neutros representados por 7 3X ao se unirem a átomos de flúor
formam o composto iônico de fórmula:
a) XF.
b) XF3.
c) X2F7.
d) X2F3.
e) X2F.
Estudo Dirigido/Química/II trimestre/1ºEM/2012 5

7. (UFPA) Sejam os elementos X com 53 elétrons e Y com 38 elétrons. Depois de fazermos a sua
distribuição eletrônica, podemos afirmar que o composto mais provável formado pelo elementos é:
a) YX2.
b) Y3X2.
c) Y2X3.
d) Y2X.
e) YX.
8. Num composto, sendo A o cátion e B o ânion, e a fórmula A3B2, provavelmente os átomos A e B, no
estado fundamental tenham os seguintes números de elétrons periféricos:
A B
a) 3 2
b) 2 3
c) 2 5
d) 3 6
e) 5 6
9. (Mackenzie-SP) Átomos do elemento Y, que apresenta a distribuição eletrônica 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 :
a) Têm número de massa igual a 16.
b) Formam o íon Y 2- .
c) Formam, com o alumínio, que pertence à família do boro, o composto Al3Y2.
d) Pertencem à família do carbono.
e) Apresentam cinco níveis de energia.
10. (UFRS) As espécies químicas N 3- , O 2- , F 1- , Ne, Na 1+ , Mg 2+ :
I. Constituem uma série isoeletrônica.
II. Apresentam átomo e íons de mesmo raio.
III. Apresentam elétrons celibatários. (Nota do autor: Celibatário = desemparelhado).
IV. Apresentam a configuração eletrônica 1s 2 2s 2 2p 6 .
Estão corretas as afirmações:
a) I e II.
b) I e III.
c) I e IV.
d) II e III.
e) II e IV.
11. (PUC-RS) Responda esta questão a partir da tabela a seguir, que apresenta os raios atômicos e
iônicos de alguns elementos genéricos:
Elementos Genéricos
I II III IV
Atômico 1,5 0,6 1,0 2,0
(ângstron) 7 6 6 3
Raio
Iônico
(ângstron)
0,9
5
1,4
0
1,7
4
1,3
3
O exame da tabela mostra que, nesses casos, formam ânions os elementos genéricos:
a) I e II.
b) I e III.
c) I e IV.
d) II e III.
e) III e IV.
Estudo Dirigido/Química/II trimestre/1ºEM/2012 6

12. (ACAFE-SC) Num cristal de NaCl, a menor distância entre os núcleos dos íons Na + e Cl - é 2,76
ângstrons e a distância entre os dois cloretos que se encostam é 3,62 ângstrons.
Portanto, o raio do íon sódio é em ângstrons):
a) 2,76.
b) 0,95.
c) 3,62.
d) 0,86.
e) 6,38.
13. (F. M. SANTA CASA-SP) Por compartilhamento de elétrons, muitos átomos adquirem eletrosferas
iguais às dos gases nobres. Isto acontece com todos os átomos representados na fórmula:
a) O - F.
b) O = F.
c) F = O = F.
d) F - O - F.
e) O - F - O.
14. (F. M. SANTA CASA-SP) Qual das fórmulas abaixo é prevista para o composto formado por átomos
de fósforo e flúor, considerando o número de elétrons da camada de valência de cada átomo?
a)
b)
c)
d)
e)
Na +
Cl -
Cl -
2,76 3,62
15. (ACAFE-SC) Qual o número de ligações coordenadas nas moléculas de H2SO4, H3PO4 e SO2,
respectivamente?
a) 1, 2, 3.
b) 1, 1, 2.
c) 2, 1, 3.
d) 2, 1, 1.
e) 3, 1, 2.
16. (UAAM) O cloreto de amônio (NH4Cl) possui:
a) 2 ligações eletrovalentes, 3 covalências e nenhuma ligação coordenada.
b) 1 ligação eletrovalente, 4 covalências e nenhuma ligação coordenada.
c) 1 ligação eletrovalente, 1 covalência e 3 ligações coordenadas.
d) 1 ligação eletrovalente, 3 covalências e 1 ligação coordenada.
Cl -
Estudo Dirigido/Química/II trimestre/1ºEM/2012 7

17. (UFMG) Das seguintes substâncias, a única que apresenta, ao mesmo tempo, ligações covalente e
iônica é:
a) KNO2.
b) SO2.
c) (CH3)2O.
d) CaF2.
e) P2O5.
18. (CESGRANRIO-RJ) Assinale a opção correta:
Ligação
Eletrovalente
Uma Ligação Covalente
Simples
Duas Ligações Covalentes
Coordenadas
Ânions
a) MgCl2 HCl P2O5 S 2-
b) Cl2 HI P2O5 Cu 2+
c) F2 H2 N2O5 Zn 2+
d) KCl RbCl N2O3 PO4 3-
e) NaCl HF SO3 SO4 2-
RESPOSTAS DOS EXERCÍCIOS INTERAÇÕES ATÔMICAS (LIGAÇÕES QUÍMICAS)
POLARIDADE DAS LIGAÇÕES QUÍMICAS
Vimos que a ligação iônica ocorre entre espécies químicas com cargas elétricas opostas (cátions
e ânions). Por esse motivo, toda e qualquer ligação iônica é polar.
Já no caso das ligações covalentes, não existe um elemento que perde e outro que recebe
elétrons, mas um compartilhamento. Significa que não ocorre formação de cátions e ânions neste tipo
de interação atômica. Entretanto, quando a ligação covalente se faz entre átomos diferentes, um deles
tende a atrair o par eletrônico ligante para perto de si, produzindo cargas elétricas parciais de cada lado
da ligação. Observe:
A flecha indica o sentido de deslocamento do par eletrônico ligante e os símbolos
lados da molécula onde há menor e maior densidade eletrônica, respectivamente. A molécula se
comporta como um dipolo elétrico, apresentando o que se convencionou chamar de "cargas parciais"
positivas ( ) e negativas ( ).
Para definir quem tem maior força de atração para com os elétrons ligantes, adota-se a medida da
ELETRONEGATIVIDADE que é a capacidade que um átomo tem de atrair para si o par eletrônico
que ele compartilha com outro átomo, numa ligação química.
Estudo Dirigido/Química/II trimestre/1ºEM/2012 8

A eletronegatividade é baseada em dados experimentais, sendo que o cientista Pauling criou uma
Escala de Eletronegatividade conforme se segue abaixo:
TABELA DE ELETRONEGATIVIDADE DE PAULING DE
ALGUNS ELEMENTOS QUÍMICOS
1/1ª 2/2A 13/3 14/4 15/5 16/6 17/7
H
2,1
A A A A A
Li Be
B C N O F
1,0 1,5
2,0 2,5 3,0 3,5 4,0
Na Mg
Al Si P S Cl
0,9 1,2
1,5 1,8 2,1 2,5 3,0
K Ca
Ga Ge As Se Br
0,8 1,0
1,6 1,8 2,0 2,4 2,8
Rb Sr
In Sn Sb Te I
0,8 1,0
1,7 1,8 1,9 2,1 2,5
Cs Ba
Tl Pb Bi Po At
0,7 0,9
1,8 1,8 1,9 2,0 2,2
Fr Ra
0,7 0,9
Quanto maior a diferença de eletronegatividade entre os átomos participantes de uma ligação, maior será
o caráter iônico dessa ligação.
GEOMETRIA MOLECULAR E POLARIDADE DAS MOLÉCULAS
Os átomos, ao efetuarem ligações químicas, dispõem-se ao redor de um átomo central, que pode
ter, ou não, pares de elétrons não-ligantes.
Dependendo da quantidade de espécies ligadas a esse átomo central e da quantidade de pares
de elétrons não-ligantes que ele possui, obtém-se a disposição espacial da molécula.
Uma forma prática para se chegar à geometria de uma molécula é efetuar a soma das
espécies que dispõem-se ao redor do átomo central com os pares de elétrons não-ligantes que
ele possui. Diante do resultado dessa soma, infere-se a geometria.
Fórmula
Molecular
CO2
BH3
Exceção à regra
do octeto
CH4
NH3
H2O
Fórmula Estrutural Com os
Pares de Elétrons Não-ligantes
Soma Espécies
Ligadas + pares de
elétrons não-ligantes
Fórmula de Bolas Geometria
Estudo Dirigido/Química/II trimestre/1ºEM/2012 9
2
3
4
4
4
LINEAR
TRIGONAL
PLANA
TETRAÉDRICA
PIRAMIDAL TRIGONAL
ANGULAR

POLARIDADE DAS MOLÉCULAS
Para se determinar a polaridade de uma moléculas, devemos levar em consideração dois fatores:
polaridade das ligações e geometria molecular.
A molécula de CO2, por exemplo, apresenta geometria linear e as ligações entre O e C são
polares. Entretanto, a força de atração utilizada por um dos oxigênios, tem mesma intensidade que a
força de atração do outro oxigênio, porém em sentido contrário, uma contrabalança a outra, resultando
no que se chama de momento de dipolo ( ) igual a zero. Sempre que esse momento de dipolo for zero,
a molécula será APOLAR, mesmo tendo ligações polares.
Na verdade, a polaridade de uma molécula é determinada pela soma dos vetores indicativos da polaridade das
ligações e, sempre que existir uma simetria, quer na distribuição dos átomos ao redor do átomo central, quer na dos pares de
elétrons livres, a molécula será APOLAR, caso contrário, a molécula será POLAR.
INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
Além das atrações ocorridas entre átomos, existe também uma atração que surge entre
moléculas. Na verdade são apenas 2 tipos de forças atrativas: atrações entre moléculas apolares e
atrações entre moléculas polares, sendo que esta última subdivide-se em dois tipos, conforme veremos.
Em condições ambientes, os compostos iônicos são sólidos, devido às forças elétricas de atração
existentes entre seus cátions e ânions. Do mesmo modo, os metais são quase todos sólidos, devido à
forte união que a ligação metálica exerce sobre seus átomos. Já as substâncias covalentes podem ser
sólidas, líquidas ou gasosas; isto prova que entre suas moléculas podem existir forças de intensidade
maiores ou menores; são exatamente essas "forças" ou "ligações" entre as moléculas
(intermoleculares), que iremos estudar.
FORÇAS DE van der WAALS
A atração intermolecular "força de van der Waals" ocorre entre moléculas apolares. São bastante
fracas e resultam do seguinte: mesmo sendo apolar, a molécula é formada por muitos elétrons, que se
movimentam rapidamente. Pode acontecer, num dado instante, de uma molécula estar com "mais
elétrons de um lado que do outro", seja no momento de
aproximação de outra molécula, seja através de uma colisão com
deslocalização da nuvem eletrônica. Esta molécula estará, então,
momentaneamente polarizada e, por indução elétrica, irá provocar a
polarização de uma molécula vizinha (dipolo induzido), resultando
uma atração fraca entre ambas.
Como estas forças atrativas são fracas, pequena quantidade
de energia é suficiente para provocar a separação dessas moléculas
e, conseqüentemente, passá-las da fase sólida para a líquida e depois para a gasosa.
DIPOLO-DIPOLO
Moléculas apolares ao se aproximarem têm seus elétrons
deslocados, criando momentaneamente um dipolo elétrico
que induzirá as moléculas vizinhas a polarizarem-se.
Forças de van der Waals
FRACAS
Estudo Dirigido/Química/II trimestre/1ºEM/2012 10

A atração intermolecular "dipolo-dipolo" ocorre entre moléculas polares, onde um dos pólos (+ ou)
atrai o pólo oposto de outra molécula. São atrações cerca de 10 vezes mais fortes do que as forças de
van der Waals e, por isso mesmo fazem com que as substâncias com esse tipo de interação tenha
maior temperatura de fusão e de ebulição do que aquelas com interações de van der Waals.
LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO
A interação intermolecular "Ligação de Hidrogênio" é um tipo especial de forças dipolo-dipolo, pois
também ocorrem entre moléculas polares. Contudo apenas nas moléculas polares que possuem o
hidrogênio (H) ligado a átomos muito eletronegativos, no caso, flúor (F), oxigênio (O) ou nitrogênio (N),
que são os elementos mais eletronegativos da Classificação Periódica dos Elementos Químicos.
É a atração intermolecular mais forte existente e ocorre principalmente na fase sólida ou líquida de
um composto. Entretanto é cerca de 10 vezes menos intensa que uma ligação covalente.
Essas interações são suficientemente fortes para alterarem as propriedades das substâncias nas
quais elas ocorrem como, por exemplo, a temperatura de fusão e de ebulição (e, por conseqüência, o
estado físico):
+100
Forças de DIPOLO-DIPOLO
FORTES
F H F H
0
-100
HF
LIGAÇÃO DE HIDROGÊNIO
MUITO FORTES
Temperatura de Ebulição / ºC
20 40 60 80 100 120 140 Massas
Moleculares
EXERCÍCIOS POLARIDADE DAS MOLÉCULAS E INTERAÇÕES INTERMOLECULARES
19. (E.E.MAUÁ-SP) De que maneira variam, em função do número atômico:
a) as afinidades eletrônicas dos halogênios?
b) As polaridades das ligações desses elementos com o hidrogênio?
H2O
H2S
HCl
H2Se
HBr
20. (FUVEST-SP) Considere molécuilas de HF, HCl, H2O (angular), H2, O2 e CH4(tetraédrica).
a) Classifique essas moléculas em dois grupos: moléculas polares e moléculas não-polares.
b) Qual a propriedade referente ao átomo e qual a referente à molécula em que se baseou para
classificá-las?
21. (FUVEST-SP) O carbono e o silício pertencem à mesma família da Tabela Periódica.
a) Qual o tipo de ligação existente no composto SiH4?
b) Embora a eletronegativiadde do silício seja 1,7 e a do hidrogênio 2,1, a molécula do SiH4 é
apolar. Por quê?
Estudo Dirigido/Química/II trimestre/1ºEM/2012 11
H2Te
HI

22. (FUVEST-SP) Qual das moléculas tem maior momento de dipolo:
a) H2O ou H2S?
b) CH4 ou NH3?
Justifique.
23. (PUC-SP) O elemento de maior eletronegatividade é o que apresenta a seguinte configuração
eletrônica:
a) 1s 2 2s 1 .
b) 1s 2 2s 2 2p 1 .
c) 1s 2 2s 2 2p 2 .
d) 1s 2 2s 2 2p 5 .
e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 .
24. (F. M.SANTA CASA-SP) Os elementos mais eletronegativos são os de menor:
a) volume atômico.
b) Potencial de ionização.
c) Reatividade química.
d) Caráter metálico.
e) Número atômico.
25. (FESP-PE) Considere as seguintes distribuições eletrônicas, correspondentes a átomos de
elementos químicos diferentes:
X - 1s 2 .... 4s 2 .
Y - 1s 2 ..... 4p 6
Y - 1s 2 ..... 3s 2 3p 5 .
W - 1s 2 ..... 4s 1 .
I. São elementos gasosos Y e X.
II. Apresentam propriedades metálicas acentuadas Y e Z.
III. O elemento mais eletronegativo é o Z.
IV. O elemento Y é mais eletronegativo que o elemento Z.
a) Todas as afirmativas são falsas.
b) Apenas as afirmativas I e II são verdadeiras.
c) Todas as afirmativas são verdadeiras.
d) A afirmativa IV é a única correta.
e) Apenas a afirmativa II é verdadeira.
26. (PUC-RS) Dentre as espécies químicas a seguir:
I. Cl2.
II. LiCl.
III. NaCl.
IV. KCl.
V. CsCl.
A que apresenta ligação com maior caráter iônico é:
a) I.
b) II.
c) III.
d) IV.
e) V.
Estudo Dirigido/Química/II trimestre/1ºEM/2012 12

27. (FMU/FIAM-SP) Considerando-se os compostos:
1) SiH4.
2) CO2.
3) CCl4.
4) HCl.
5) H2º
Constituem dipolos permanentes:
a) 3 e 5.
b) 4 e 5.
c) 2 e 3.
d) 1 e 5.
e) 3 e 4.
28. Dadas as moléculas:
I. HCl.
II. H2O
III. NH3.
IV. BF3.
V. CH4.
São polares:
a) somente I e II.
b) Somente III, IV e V.
c) Somente I, II e III.
d) Somente I, II, III e IV.
e) Todas.
29. (FEI-SP) Qual o tipo de interação que se manifesta entre as moléculas de:
a) NH3?
b) CH4?
30. Comparando-se as temperaturas de ebulição dos compostos HF, HCl, HBr, HI, nota-se que a do HF
é muito elevada em relação aos demais. Como poderíamos explicar esse fato?
31. (PUCCAPINAS-SP) A congelação da água na superfície dos lagos em países frios ocorre pela:
a) ruptura de ligações intermoleculares.
b) Ruptura de ligações intramoleculares.
c) Formação de ligações intermoleculares.
d) Formação de ligações intramoleculares.
e) Formação de ligação inter e intramoleculares.
32. (UCMG) No dióxido de carbono solidificado, as moléculas de CO2 serão unidas por ligações:
a) covalentes.
b) Iônicas.
c) De van der Waals.
d) Iônicas e covalentes.
e) Iônicas e van der Waals.
Estudo Dirigido/Química/II trimestre/1ºEM/2012 13

33. (FUVEST-SP) A tensão superficial dos líquidos depende diretamente de processos de interações
entre as moléculas, como, por exemplo, ligações de hidrogênio. Qual das substâncias abaixo tem
maior tensão superficial?
a) benzeno.
b) Octano.
c) Tetracloreto de carbono.
d) Éter etílico.
e) Água.
34. (UFMG) Misturando-se iguais volumes de água e álcool absoluto, o volume resultante é menor do
que a soma dos volumes dos componentes antes da mistura. O processo libera calor. Com relação
ao apresentado acima, a afirmativa certa é:
a) A energia potencial dos componentes na mistura é maior do que quando separados.
b) O tamanho das moléculas dos componentes na mistura é menor do que quando separadas.
c) As interações intermoleculares são mais intensas na mistura do que nos componentes separados.
d) A liberação de calor indica que ocorreu uma reação química entre os componentes da mistura.
e) A massa resultante da mistura é menor do que a soma das massas dos componentes separados.
Estudo Dirigido/Química/II trimestre/1ºEM/2012 14