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Física e Química A – 10º ano Ficha de Trabalho n.º 12

LIGAÇÃO COVALENTE EM MOLÉCULAS DIATÓMICAS

1. Classifique cada uma das afirmações que se seguem como verdadeira (V) ou falsa (F) e corrija as falsas.

(A) Todos os eletrões da molécula contribuem efetivamente para a ligação.

(B) Quanto maior o número de eletrões a estabelecer a ligação na molécula, menor o comprimento de onda da ligação.

(C) Quando se forma uma molécula, o sistema formado pelo conjunto dos átomos que nela participam atinge o máximo de energia possível.

(D) Quanto maior a energia de ligação, mais forte é a ligação.

(E) Quanto maior o número de eletrões efetivamente ligantes, mais forte é a ligação e menos reativa é a molécula.

(F) Numa molécula estável só há forças de atração.

(G) Uma ligação covalente tripla entre dois átomos pressupõe a existência de três eletrões partilhados entre esses dois átomos.

2. Selecione a opção que completa corretamente a seguinte afirmação:

“Quando se estabelece uma ligação covalente entre dois átomos…

(A) … dominam as forças de repulsão entre os eletrões e entre os protões”.

(B) … dominam as forças de atração entre os eletrões e entre os protões”.

(C) … existe um equilíbrio entre as forças de atração e as forças de repulsão”.

3. No gráfico da figura estão representados dois

traçados. Um dos traçados mostra a variação da energia de ligação quando dois átomos de X se ligam para formar a molécula X2 e o outro mostra, por sua vez, a variação de energia de ligação quando dois átomos de Y se ligam para formar a molécula Y2.

3.1. Indique, justificando, qual das moléculas, X2 ou Y2, é a mais estável?

3.2. O que representam os valores de EX2 e EY2?

3.3. A que dizem respeito r1 e r2?

3.4. Os valores de r1 e r2 são fixos? Porquê?

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4. Os átomos de 17Cl unem-se para formar moléculas de dicloro (Cl2)

4.1. Quantos eletrões de valência possuem estas moléculas?

4.2. Desses eletrões, quantos vão efetivamente estabelecer a ligação?

4.3. Que tipo de ligação covalente se estabelece?

4.4. Quantos são os eletrões não-ligantes?

4.5. Escreva a fórmula de estrutura, através da notação de Lewis, do Cl2?

5. Considere a fórmula de estrutura da molécula de monóxido de carbono: |C ≡ O|

Dados: 6C; 8O.

5.1. Indique, para esta molécula:

a) O tipo de ligação existente entre os dois átomos.

b) Quantos eletrões ocupam preferencialmente a região internuclear.

c) O número de eletrões não-ligantes.

5.2. A energia de ligação desta molécula estará mais próxima da energia de ligação da molécula de diazoto ou da molécula de dioxigénio?

Consulte a tabela de energias de ligação presente no seu manual (“Química em contexto – 10º ano, página 154).

6. Considere as partículas O2 e O2

2 –. A ligação covalente entre os dois átomos de oxigénio, nas duas partículas é, respetivamente, dupla e simples. Moléculas

Energias de ligação

(kJ mol –1)

Comprimento de ligação

(pm) O2

O22 –

6.1. Preencha o quadro, associando os valores das energias de ligação 146 kJ mol –1 e 498 kJ mol –1 e os valores dos comprimentos de ligação 121 pm e 148 pm a cada uma das moléculas.

6.2. As moléculas de dioxigénio podem ionizar-se por perda de eletrões, transformando-se no ião O2+, cuja

energia de ligação é 624 kJ mol –1. Escolha, justificando, a alternativa correta para a a seguinte afirmação:

“O comprimento da ligação em O2+ …

(A) … é maior do que 148 pm”.

(B) … é menor do que 121 pm”.

(C) … está compreendidos entre 121 e 148 pm”.

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7. O quadro seguinte regista os comprimentos de ligação

para as moléculas HF, HCl e HBr. Moléculas

Energias de ligação

(kJ mol –1)

Comprimento de ligação

(pm) HF 92

HCl 127

HBr 141

7.1. Qual das moléculas é mais reativa? Justifique.

7.2. Como se explica que, sendo o flúor, o cloro e o bromo elementos do mesmo grupo da Tabela Periódica, as moléculas formadas por estes elementos e o hidrogénio tenham diferentes comprimentos de ligação?

7.3. Complete adequadamente o quadro com as seguintes energias de ligação:

366 kJ mol –1; 432 kJ mol –1; 568 kJ mol –1.

7.4. Suponha que uma molécula de HCl atinge a estratosfera. Verifique se as radiações que aí são absorvidas (de 6,6 x 10 –19 J a 9,9 x 10 –19 J) dissociam a molécula em radicais H e Cl.

8. A energia de ligação iodo-iodo na molécula I2 é 151 kJ mol –1. Calcule a energia necessária para diossociar, nos

átomos respetivos, uma amostra de I2 com massa de 2,54 g.

LIGAÇÃO QUÍMICA EM MOLÉCULAS POLIATÓMICAS: H20; NH3; CH4 E CO2

9. Considere o composto orgânico representado pela sua fórmula de estrutura:

Classifique cada uma das seguintes afirmações que se seguem como verdadeira (V) ou falsa (F).

(A) A ligação química mais forte é a que se estabelece entre o carbono 3 e o carbono 4.

(B) A energia de ligação é mais elevada na ligação entre o carbono 2 e o carbono 3.

(C) A ligação de maior comprimento é a que se estabelece entre o carbono 1 e o carbono 2.

(D) Os átomos de carbono obedecem à regra do octeto.

10. As moléculas de dióxido de carbono (CO2) e de ozono (O3) não têm a mesma estrutura, apesar de ambas serem

formadas por três átomos. Explique porquê.

11. O enxofre pertence ao mesmo grupo da Tabela Periódica que o oxigénio e, como tal, tem o mesmo número de

eletrões de valência.

11.1 Deduza a estrutura da molécula do sulfureto de hidrogénio (H2S) e represente-a segundo a notação de Lewis.

11.2 Compare essa estrutura com a da molécula de água. A que conclusão chega?

11.3. O selénio (Se) também pertence ao grupo do oxigénio e do enxofre. Que estrutura terão as moléculas de H2Se?

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11.4. A energia de ligação O–H na molécula da água é 463 kJ mol –1, enquanto que a energia média de ligação S–H na molécula de sulfureto de hidrogénio é 338 kJ mol –1.

a) Qual das moléculas apresentará ligações de maior comprimento?

b) Qual das moléculas anteriores terá maior dificuldade em dissociar-se?

12. A energia de ligação N–H na molécula de amoníaco, NH3, é 388 kJ mol –1, enquanto que a energia de ligação

P–H na molécula de fosfina, PH3, é 322 kJ mol –1. Qual das moléculas é mais reativa?

13. Considere as moléculas CH4 e CF4.

Dados: 1H; 6C; 9F.

13.1 Verifique se estas moléculas:

a) são isoeletrónicas (têm o mesmo número de eletrões).

b) têm o mesmo número de eletrões de valência.

13.2 Represente a molécula de tetrafluorometano na notação de Lewis.

13.3. Como se formam as ligações C–F? Como classifica essas ligações?

GEOMETRIA ESPACIAL DE ALGUMAS MOLÉCULAS

14. Classifique cada uma das seguintes afirmações como verdadeira (V) ou falsa (F).

(A) A geometria associada a uma molécula é que torna mínima a energia da molécula.

(B) A geometria assumida por uma molécula torna mínimas as repulsões na molécula.

(C) Tanto os comprimentos de ligação como os ângulos de ligação apresentam valores fixos.

(D) Moléculas formadas pelo mesmo número de átomos de elementos, pertencentes a um mesmo grupo da Tabela Periódica, têm geometria semelhante.

(E) O ângulo de ligação de uma molécula é determinado pela distribuição dos pares eletrónicos partilhados à volta do núcleo central.

(F) As moléculas PH3 e NH3 têm o mesmo número de eletrões de valência.

(G) As repulsões entre dois pares eletrónicos não partilhados, e entre um par eletrónico não partilhado e outro partilhado, são de igual valor.

(H) Todas as moléculas diatómicas têm geometria linear.

15. Considere as moléculas de hidreto de fósforo (PH3) e de tri-hidreto de boro (BH3).

15.1. Deduza e apresente a fórmula de estrutura destas moléculas, segundo a notação de Lewis.

15.2. Compare a estrutura das moléculas do hidreto de fósforo e de tri-hidreto de boro com a molécula de amoníaco (NH3). Que semelhanças e que diferenças têm entre si?

15.3. De entre as moléculas de hidreto de fósforo e tri-hidreto de boro, uma delas não obedece à regra do octeto. Identifique-a.

15.4. Indique os ângulos de ligação possíveis para as moléculas consideradas. Justifique.

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16. Tenha em atenção as moléculas de etano, eteno e etino, cujas fórmulas de estrutura se representam de

seguida.

16.1. Todos os eletrões de valência são ligantes?

16.2. Onde é que o comprimento de ligação carbono-carbono é maior? Justifique.

16.3. Qual das ligações carbono-carbono apresenta maior energia de ligação? Justifique.

16.4. Indique os ângulos de ligação na molécula de etino.

17. Faça a correspondência correta entre as três colunas.

Molécula Ângulo de Ligação Geometria

A. CCl4 X. 107⁰ 1. Linear

B. CO2 Y. 109,5⁰ 2. Piramidal trigonal

C. PCl3 Z. 180⁰ 3. Tetraédica.

18. Estabeleça a correspondência entre as afirmações, de A a E, e as geometrias espaciais, de 1 a 5.

(A) Duas ligações covalentes e dois pares eletrónicos não-ligantes em torno do átomo central.

(1) Geometria tetraédrica.

(B) Só duas ligações covalentes em torno do átomo central. (2) Geometria triangular plana.

(C) Só três ligações covalentes em torno do átomo central. (3) Geometria linear.

(D) Quatro ligações covalentes em torno do átomo central. (4) Geometria piramidal trigonal.

(E) Três ligações covalentes e um par eletrónico não-ligante em torno do átomo central.

(5) Geometria angular.

FIM.