Ciências Físico-Químicas 10º ano Ficha de trabalho …...Ciências Físico-Químicas 10º ano Ficha de trabalho nº4 “Propriedades e transformações da matéria: ligação química.”

Ciências Físico-Químicas 10º ano

Ficha de trabalho nº4

“Propriedades e transformações da matéria: ligação química.”

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1. O gráfico representa a variação de energia potencial de dois átomos em função da sua distância internuclear para a

formação de uma molécula diatómica.

1.1. Indica o que representa a distância da origem 0 ao ponto C.

1.2. O gráfico mostra que a energia potencial do sistema aumenta entre as

posições de energia mínima e B. Seleciona a que melhor explica a afirmação

anterior.

(A) Aumentam as atrações entre os núcleos dos dois átomos.

(B) Aumentam as repulsões entre as nuvens eletrónicas dos dois átomos.

(C) Diminuem as repulsões entre os núcleos dos dois átomos.

(D) Aumenta a distância entre os dois átomos.

1.3. Em relação ao mesmo diagrama, indica a opção falsa.

(A) A maior estabilidade possível da molécula é atingida quando Ep=0 kJmol-1.

(B) Quando se forma a molécula diatómica, esta adquire maior estabilidade do que quando os átomos se encontram

separados.

(C) O valor apresentado na abcissa do gráfico, correspondente a re é o valor de energia necessário para romper uma

mole de ligações na molécula diatómica.

(D) Quanto menor a energia potencial da molécula maior é a sua estabilidade.

2. Nas figuras I e II estão representados dois sólidos cristalinos aos

quais estão associados dois tipos de ligação química.

Considerando-se estas informações, seleciona as opções

corretas.

(A) A figura II corresponde a um sólido condutor de eletricidade.

(B) A figura I corresponde a um sólido condutor de eletricidade.

(C) A figura I corresponde a um material que, no estado líquido, é um isolante elétrico.

(D) A figura II corresponde a um material que, no estado líquido, é um condutor elétrico.

3. Faz a correspondência correta entre as letras da coluna I e os números da coluna II.

Coluna I Coluna II

A. Ligação covalente 1. Sem partilha significativa de eletrões B. Ligação iónica 2. Partilha deslocalizada de eletrões

C. Ligação metálica 3. Partilha localizada de eletrões D. Ligações intermoleculares 4. Transferência de eletrões

4. As figuras representam, esquematicamente, estruturas de diferentes substâncias, à temperatura ambiente. De acordo

com a sequência I, II e III, seleciona das opções a

que corresponde à sequência de substâncias

correta.

(A) Cloreto de sódio, dióxido de carbono e ferro.

(B) Cloreto de sódio, ferro e dióxido de carbono.

(C) Dióxido de carbono, ferro e cloreto de sódio.

(D) Ferro, cloreto de sódio e dióxido de carbono.





5. Qual é o tipo de ligações que se formam nas substâncias K (s); HCl (g); KCl (s) e Cl2 (g)?

6. As moléculas de fluoreto de hidrogénio (HF), usado no enriquecimento do urânio para a produção de energia nuclear,

e os iões cianeto, cujos sais têm larga utilização mas são muito tóxicos, têm, respetivamente, as fórmulas de estrutura

apresentadas. Para cada uma das partículas:

6.1. Escreve a estrutura de Lewis do fluoreto de hidrogénio.

6.2. Indica o nº de eletrões representados.

6.3. Indica o nº de eletrões que ocupam a região internuclear.

6.4. Indica o tipo de ligação estabelecida.

6.5. Indica o nº de pares de eletrões não ligantes.

7. Na molécula de HF, existem, no total, ___ pares de eletrões de valência, dos quais __ pares são não ligantes (2018, 2ª fase)

(A) oito … três.

(B) oito … dois.

(C) quatro … três.

(D) quatro … dois.

8. Considera as moléculas: Cl2; N2, F2, H2O, H2S; NH3; PH3; CH4; CF4; CO2 e N2H4 (hidrazina).

8.1. Representa cada uma delas pela sua fórmula de estrutura, usando notação de Lewis.

8.2. Indica, justificando, as moléculas polares e as apolares.

8.3. Compara e justifica os comprimentos de ligação nas moléculas de Cl2 e F2.

9. Observa os compostos que estão representados pelas suas fórmulas de estrutura. Seleciona as opções corretas.

(A) A ligação O-H é sempre polar, porém o composto I é um líquido apolar.

(B) A ligação C-Cl é uma ligação polar, mas o composto III é apolar.

(C) A Ligação C=O é apolar, portanto, o composto II é apolar.

(D) A ligação C=O é polar, mas o composto II é apolar.

(E) A ligação N-H é polar e o composto IV é polar.

10. A molécula de CO2 apresenta geometria linear porque (2017, 1ª fase).

(A) é uma molécula triatómica. (B) é uma molécula simétrica.

(C) não existem eletrões de valência não ligantes no átomo de carbono.

(D) existem eletrões de valência não ligantes nos átomos de oxigénio.

11. A geometria de uma molécula pode ser prevista …

(A) Pelo número de pares de eletrões de valência em torno do átomo central.

(B) Pelo arranjo espacial do átomo central e dos átomos ligados diretamente a eles.

(C) Pela representação através da notação de Lewis.

(D) Pelo número de átomos.





12. A cada letra da coluna I, associa um nº da coluna II (existem eletrões não ligantes no átomo central?) e uma letra da

coluna III.

Coluna I Coluna II Coluna III

A. CCl4

1. Sim 2. Não

a. Linear

B. PH3 b. Angular

C. SF2 c. Piramidal

D. CS2 d. Tetraédrica

13. O monóxido de carbono, CO, e o dióxido de carbono, CO2, são gases que existem na atmosfera provenientes de fontes

naturais e de fontes antropogénicas. A ligação carbono-oxigénio na molécula de CO2 tem … energia e … comprimento

do que a ligação carbono-oxigénio na molécula de CO.

(A) Maior … maior.

(B) Menor … menor.

(C) Menor … maior.

(D) Maior … menor.

14. Na representação da molécula de N2 na notação de Lewis, quantos eletrões, no total, devem estar representados? (2017,

2ª fase)

15. Utiliza os dados da tabela para responder às seguintes questões.

Molécula Ligação Energia lig (kJmol-1)

HF H-F 565

HBr H-Br 362

HI H-I 295

15.1. Os comprimentos de ligação de HF, HBr e HI podem ser, respetivamente:

(A) 161, 92 e 141 pm.

(B) 141, 92 e 161 pm.

(C) 92, 141 e 161 pm.

(D) 141, 161 e 92 pm.

15.2. O comprimento de ligação em HCl é 127 pm. Indica os dois valores da tabela que estabelecem o menor intervalo no qual

é espectável que se encontre o valor da energia de ligação do HCl.

16. A molécula de ozono (O3) é menos estável do que a molécula de oxigénio (O2). Na figura está

representado um modelo tridimensional da molécula de ozono. “Na molécula de ozono, o

átomo central ____ eletrões de valência não ligantes, e o comprimento da ligação oxigénio –

oxigénio é ____ do que na molécula de oxigénio.” (2019, 1ª fase).

(A) Não apresenta … menor.

(B) Apresenta … menor.

(C) Apresenta … maior.

(D) Não apresenta … maior.

17. A molécula de metano, CH4, tem:

(A) Uma disposição dos átomos planar. (B) Ângulos de ligação de 90°

(C) Um total de 10 eletrões.

(D) Um ângulo de ligação menor que o da molécula de NH3.





18. Segundo a regra do octeto, os átomos tendem a combinar-se de modo a ter, cada um, oito eletrões na sua camada de

valência, ficando com a mesma configuração eletrónica de um gás nobre. A regra é aplicável, nomeadamente, ao

carbono, nitrogénio, oxigénio e, ainda, a metais como o sódio ou o magnésio.

18.1. Seleciona a opção que representa o tipo de configuração eletrónica de valência de um gás nobre, com exceção do hélio.

(A) ns2 np6. (B) np6. (C) ns2 np8. (D) np8.

18.2. O átomo de nitrogénio quando combinado com três átomos de hidrogénio constitui a unidade estrutural do amoníaco

(NH3).

18.2.1. Indica o nº de eletrões de valência, ligantes e não ligantes, presentes na molécula de amoníaco.

18.2.2. Representa, com base na regra do octeto, a estrutura de Lewis do amoníaco.

18.2.3. Indica a geometria da molécula.

18.3. Outras combinações entre átomos dão origem a outras substâncias como as da tabela.

Substância Dinitrogénio Metano Água Sulfureto de

nitrogénio

Fluoreto de

hidrogénio

Brometo de

hidrogénio

F.M. N2 CH4 H2O H2S HF HBr

18.3.1. Prevê, com base no modelo da repulsão eletrónica, a geometria das moléculas de H2O e H2S.

18.3.2. Relativamente às moléculas da alínea anterior podemos afirmar que:

(A) O comprimento da ligação H-O é maior do que o da ligação H-S.

(B) O comprimento da ligação H-O é menor do que o da ligação H-S.

(C) A energia de ligação H-O é menor do que a da ligação H-S.

(D) A energia de ligação H-O é igual à da ligação H-S.

18.3.3. Indica as substâncias polares.

18.3.4. Justifica o facto de HF e HBr, apesar de possuírem fórmulas de estrutura semelhantes, apresentarem

comprimentos de ligação 92 pm e 141 pm, respetivamente.

19. Em qual das opções seguintes está representada na notação de Lewis a molécula de dióxido de carbono? (2016, 1ª fase)

20. Qual é o ângulo de ligação, em graus, na molécula de CO2? (2016, 1ª fase)

21. Calcula o valor da energia mínima para dissociar 5,0 g de Cl2, sabendo que a energia de ligação no Cl2 é 242 kJmol-1.

22. Os átomos dos halogéneos podem ligar-se a átomos de hidrogénio, originando compostos designados por halogenetos

de hidrogénio, como, por exemplo, o cloreto de hidrogénio, HCl, e o iodeto de hidrogénio, HI (2015, 1ª fase).

22.1. Quantos eletrões de valência existem, no total, na molécula de HCl?

22.2. O cloro antecede o iodo no mesmo ___ da tabela periódica, o que permite prever que o comprimento de ligação H – Cl

deverá ser ___ do que o comprimento da ligação H – I.

(A) grupo … maior.

(B) grupo … menor.

(C) período … menor.

(D) período … maior.





23. Escreve as fórmulas de estrutura dos seguintes compostos:

(A) 2,2,4-trimetilpentano.

(B) 4-bromo-2-cloro-3-metil-

hexano.

(C) 3-etil-2,2,3-trimetil-hexano.

(D) 2,2-dimetilpentano.

(E) 2-cloro-1-fluoropropano.

(F) Tetrafluorometano.

(G) 2,3-dibromobutano.

(H) 1-cloropropano.

24. Os principais constituintes do petróleo bruto e do gás natural são compostos orgânicos da família dos alcanos. Indica a

afirmação falsa.

(A) Os alcanos podem ter ligações carbono-carbono simples e duplas.

(B) Um dos átomos de carbono do 2,2-dimetilpropano está ligado a 4 átomos de carbono.

(C) Os alcanos são hidrocarbonetos por só conterem átomos de carbono e de hidrogénio.

(D) O hexano tem o mesmo nº de átomos de carbono do que o 2,3-dimetilbutano.

25. A molécula de CH3COOH pode ser representada em notação de Lewis pela figura abaixo. Quantos

eletrões de valência ligantes existem, no total, na molécula? (2018, 1ª fase)

(A) 16

(B) 8

(C) 24

(D) 12

26. Considera os quatro hidrocarbonetos da figura.

26.1. Indica os seus nomes IUPAC.

26.2. Identifica um carbono primário, um secundário, um terciário e um quaternário.

27. Na tabela seguinte apresentam-se os valores das energias de ligação entre os átomos de carbono em 3 hidrocarbonetos.

Seleciona a opção que contem os valores possíveis

para o comprimento de ligação, em pm, das ligações

nas moléculas de etano, eteno e etino,

respetivamente.

(A) 154: 133: 120

(B) 133: 120: 154

(C) 120: 154: 133

(D) 120: 133: 154

28. Seleciona a opção correta.

(A) As interações intermoleculares são forças que se estabelecem entre moléculas e que as mantêm unidas, quer estejam

no estado sólido, líquido ou gasoso.

(B) De entre as ligações intermoleculares as mais intensas são as do tipo dipolo permanente – dipolo induzido.

(C) As interações dipolo permanente – dipolo permanente desenvolvem-se entre moléculas polares que tendem a

orientar-se de modo a que a extremidade positiva de uma nuvem eletrónica de uma molécula fique próxima da

extremidade positiva da outra nuvem.

(D) A ligação de hidrogénio ocorre sempre entre moléculas que contenham o elemento hidrogénio.





29. Classifica cada uma das afirmações como verdadeira ou falsa.

(A) A intensidade das forças intermoleculares nos alcanos depende do tamanho da cadeia carbonada.

(B) As interações dipolo permanente – dipolo induzido são usualmente denominadas por forças de London.

(C) Para uma dada substância no estado sólido, as forças intermoleculares são menos intensas do que quando essa

substância se encontra no estado gasoso.

(D) A intensidade das forças de London depende do tamanho mas não da forma da molécula.

(E) Em moléculas diatómicas apolares, as forças intermoleculares são tanto maiores quanto menor for o tamanho das

moléculas.

(F) As ligações de H são mais intensas do que as forças de van der Waals.

30. O metano, CH4, é o componente principal do gás natural. Seleciona a opção que completa a frase seguinte: Pode afirmar-se

acerca das moléculas de metano que o tipo de ligação intermolecular que une as suas moléculas e a sua geometria espacial

são respetivamente …

(A) Ligações de H e geometria tetraédrica.

(B) Ligações covalentes e geometria piramidal

trigonal.

(C) Ligações van der Waals e geometria triangular

plana.

(D) Ligações van der Waals e geometria tetraédrica.

31. Estabelece a correspondência entre as substâncias da coluna I e os tipos de ligação da coluna II.

I II

(A) Amoníaco. (B) Cloreto de sódio.

(C) Prata. (D) Dióxido de carbono.

a. Ligação iónica. b. Ligação metálica.

c. Ligação van der Waals. d. Ligação de hidrogénio.

32. Em 1909, Fritz Haber foi o 1º a sintetizar amoníaco (NH3) em laboratório. O NH3 é muito solúvel em água (H2O).

32.1. Indica qual é o tipo de ligação intermolecular que se estabelece entre uma molécula de amoníaco e uma de água.

32.2. Considerando a molécula de NH3, assinala a alternativa correta.

(A) A geometria molecular corresponde a um tetraedro regular.

(B) O átomo de N e dois átomos de H ocupam os vértices de um triângulo equilátero.

(C) Os ângulos de ligação na molécula não apresentam todos o mesmo valor.

(D) Os átomos de H ocupam os vértices de um triângulo equilátero.

32.3. Numa única molécula de água, os 2 átomos de hidrogénio estão ligados a um único átomo de oxigénio através de:

(A) Ligações de van der Waals.

(B) Ligações de hidrogénio.

(C) Ligações covalentes polares.

(D) Ligações covalentes apolares.

33. Considera os seguintes compostos orgânicos: C2H6, C4H10 e CH3CH2OH.

33.1. Indica, justificando, o que apresenta maior ponto de ebulição.

33.2. Indica, justificando, qual é o mais solúvel em água.

33.3. Compara as forças intermoleculares nos dois primeiros compostos.





34. Justifica a seguinte afirmação: A intensidade das forças intermoleculares existentes entre as moléculas de CO2 é superior

à intensidade das forças intermoleculares existentes entre as moléculas de CH4.

35. As ligações intermoleculares são responsáveis por muitas propriedades físicas das substâncias, tais como o estado de

agregação da matéria, o ponto de fusão e de ebulição, a densidade ou a solubilidade.

Substância Massa molecular relativa Ponto de fusão (°C) Ponto de ebulição (°C)

Cl2 70,9 -102 -34

Br2 159,8 -7 59

35.1. Os dados da seguinte tabela caraterizam duas substâncias elementares, o dicloro e o dibromo.

35.1.1. Indica o estado físico de cada uma das substâncias à temperatura ambiente.

35.1.2. Refere o tipo de forças intermoleculares estabelecidas entre as unidades estruturais de cada uma das substâncias.

35.1.3. Justifica o facto do ponto de fusão do dicloro ser inferior ao do dibromo.

35.2. Considera as moléculas representadas pelos modelos moleculares seguintes.

35.2.1. Classifica cada molécula quanto à polaridade.

35.2.2. De entre as afirmações, seguintes, indica as verdadeiras.

(A) Entre moléculas de F2 estabelecem-se ligações dipolo instantâneo – dipolo induzido.

(B) Estabelecem-se ligações de H entre moléculas de amoníaco.

(C) É mais fácil dissolver flúor gasoso em água do que cloro gasoso.

(D) O NH3 apresenta baixa solubilidade em água pelo facto das suas unidades estruturais serem apolares.

36. As propriedades físicas das substâncias são condicionadas pelo tipo e pela intensidade das ligações intermoleculares

existentes entre as moléculas – quanto maior a sua intensidade, maior o valor do

ponto de ebulição.

36.1. Que substância apresenta forças de London mais intensas.

36.2. Explica a tendência do ponto de ebulição existente do HCl até ao HI.

36.3. Explica porque é que o HF não segue a tendência do ponto de ebulição das restantes

substâncias.

37. Na tabela seguinte apresentam-se alguns dados relativos a três compostos.

Substância F.M. Mr p.e. (°C)

Propano CH3-CH2-CH3 44 -45

Éter dimetílico CH3-O-CH3 46 -23

Álcool etílico CH3-CH2-OH 46 78





37.1. Identifica o tipo de ligações intermoleculares estabelecidas entre as moléculas de propano.

37.2. Explica o facto do ponto de ebulição do éter dimetílico ser superior ao ponto de ebulição do propano.

37.3. Seleciona a opção que completa corretamente a frase: “o álcool etílico, apesar de possuir a mesma massa molecular

relativa do éter dimetílico, apresenta p.e. ___ que o éter dimetílico. Tal pode dever-se ao facto de entre as moléculas do

álcool etílico se estabelecerem ligações ___ que são mais fortes do que as que predominam no éter dimetílico.

(A) Maior … de hidrogénio.

(B) Maior … dipolo-dipolo.

(C) Maior … dipolo-dipolo induzido.

(D) Menor … dipolo instantâneo – dipolo induzido.

38. Considera as substâncias seguintes: CH4; NH3 e PH3. Coloca-as por ordem crescente de solubilidade em água,

especificando quais as forças intermoleculares predominantes que se estabelecem.

39. Explica com base nas ligações intermoleculares existentes em cada um dos líquidos que:

39.1. O metanol, CH3OH, e o hexano, C6H14, sejam imiscíveis.

39.2. O metanol e a água sejam miscíveis.

40. Outras famílias de compostos orgânicos, por possuírem outros átomos, como o oxigénio e o nitrogénio, são de extrema

importância a nível de química orgânica. A família de um composto é determinada pelo grupo funcional presente na estrutura

da molécula. Considera as seguintes fórmulas de estrutura e seleciona a opção correta para a sequência de famílias.

(A) Aldeído … álcool … cetona … ácido carboxílico … amina.

(B) Cetona … aldeído … ácido carboxílico … álcool … amina.

(C) Álcool … cetona … aldeído … ácido carboxílico … amina.

(D) Álcool … aldeído … cetona … ácido carboxílico … amina.

41. A dopamina é um composto químico percursor natural dos neurotransmissores adrenalina e noradrenalina produzidos no

cérebro. A desregulação desta substância está associada a problemas neuropsiquiátricos, como a doença de Parkinson.

41.1. Indica o nº de grupos funcionais que caraterizam cada uma das famílias de compostos orgânicos por ti estudados.

41.2. Indica o nº de átomos de cada espécie existentes numa molécula e escreve a sua fórmula química.

41.3. Indica o nº de átomos existentes em 250 g de dopamina.





Soluções (resumidas)

1. Comprimento de ligação; B; A

2. B e D

3. A-3; B-4; C-2; D-1

4. D

5. Metálica; covalente; iónica e covalente.

6. …; 8 e 10; 2 e 6; ligação covalente simples polar e ligação covalente tripla polar; 3 e 2 pares.

7. C

8. …; polares (H2O; H2S; NH3 e PH3). A nuvem eletrónica dos átomos de Cl são maiores uma vez que os eletrões se

distribuem por mais um nível de energia; assim a distância internuclear média de equilíbrio do Cl2 é superior, bem

como o comprimento de ligação.

9. B, D e E.

10. C

11. B

12. A-2-d; B-1-c; C-1-b; D-2-a.

13. C

14. 10

15. C; entre 362 e 565 kJmol-1.

16. C

17. C

18. A; 6 ligantes e 2 não ligantes; …; piramidal trigonal; angulares; B; H2O, H2S, HF e HBr; Uma vez que o comprimento

de ligação é a distância média entre os núcleos de 2 átomos ligados na posição de maior estabilidade, e devido

ao facto do átomo de Br possuir uma nuvem eletrónica maior (raio atómico aumenta ao longo do grupo), então

o comprimento de ligação será maior no HBr.

19. D

20. 180°

21. 17 kJ

22. 8 eletrões; B

23. …

24. A

25. A

26. 3-metil-hexano; 2,2,3-trimetilpentano; 2,2,4-trimetilpentano e 2,2-dimetil-hexano; …

27. A

28. A

29. V; F; F; F; F; V

30. D

31. A-d; B-a; C-b; D-c

32. Ligação de hidrogénio; C; D

33. Etanol (ligações de hidrogénio mais intensas que forças de London); Etanol (Ligações de hidrogénio – forças

intermoleculares de intensidade semelhante); Butano (intensidade de Forças de London diretamente proporcional

ao tamanho da cadeia carbonada – maior facilidade de polarização).

34. As duas moléculas são apolares (F.D. London). Á medida que o tamanho da molécula aumenta (e a massa molar),

estas tornam-se mais polarizáveis e a intensidade das forças aumenta. CO2 – forças de intensidade superior.

35. O cloro é gasoso e o bromo líquido; Forças de dispersão de London; Cl2 é menor; F2 e Cl2 são apolares e as restantes

polares; A e B.

36. HI – As forças de London ocorrem em todas as moléculas e são mais intensas em moléculas maiores; HCl – HBr – HI

pois aumenta o tamanho das moléculas; Em HF predominam as ligações de hidrogénio de intensidade superior às

dipolo permanente – dipolo permanente (das restantes), pelo que o seu ponto de ebulição será superior.

37. Forças de dispersão de London; Como o éter e uma molécula polar predominam as forças dipolo permanente – dipolo

permanente, que são mais intensas que as de London, e sabendo que quanto mais intensas forem as forças

intermoleculares maior o ponto de ebulição de uma substância, então o ponto de ebulição do éter dimetílico é

superior; A

38. CH4 < PH3 < NH3. (dipolo permanente – dipolo induzido; dipolo permanente – dipolo permanente; Ligação de

hidrogénio).

39. Enquanto que o metanol é polar, o hexano é apolar e, como tal, apresentam forças intermoleculares de intensidade

muito diferente; tanto o metanol como a água são polares e podem estabelecer ligações de hidrogénio, pelo que

apresentam forças intermoleculares de intensidade semelhante e, como tal, são miscíveis.

40. D

41. 2; C8H11NO2; 2,16x1025 átomos.

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