Exercícios de Química - Polaridade das Moléculas

Nesta lista você tem 10 exercícios de química inorgânica, sobre a polaridade das moléculas.
Mas preste bastante atenção, pois o conceito de polaridade visto na química inorgânica também será muito importante em teu estudo de orgânica. Entender claramente como funcionam as ligações químicas que formam as moléculas, assim como as ligações intermoleculares e o conceito de polaridade praticamente explicam tudo o que você verá no estudo de orgânica. Então preste atenção nestes exercícios e veja se você consegue identificar a polaridade das moléculas. Bom trabalho.

Prof. Peixe

01. A escolha de solventes na indústria depende de suas propriedades físicas, as quais estão correlacionadas com a natureza das interações intermoleculares de seus constituintes. Com relação a tais informações, é correto afirmar:

a) Os constituintes das essências dos perfumes são, em geral, dissolvidos em álcoois que são compostos polares; trata-se, portanto, de substâncias apolares.

b) As substâncias gordurosas são, geralmente, apolares e são removidas pelos detergentes, por meio da interação da extremidade iônica de suas estruturas com as gorduras.

c) Os álcoois, os ácidos carboxílicos e as aminas apresentam interações do tipo ponte de hidrogênio; logo, são solúveis em hidrocarbonetos.

d) A previsão da polaridade das substâncias é feita por meio da geometria de suas moléculas e da diferença de eletronegatividade entre os átomo ligantes.

e) As ligações na molécula do dióxido de carbono (CO2) são apolares.



Resposta: D



02. (FSJT) Se o momento dipolar do cloreto de berílio é nulo, qual a estrutura de sua molécula?



a) linear          Cl - Cl - Be



b) linear       Cl - Be - Cl



c) angular         Cl
                        / \
                    Cl    Be



d) angular         Be
                         / \
                      Cl    Cl



e) linear            Be - Cl - Cl



Resposta: B



03. (FMU) Considerando-se os compostos



1. SiH4

2. CO2

3. CCl4

4. HCl

5. H2O



Quais moléculas são polares?



a) 3 e 5

b) 4 e 5

c) 2 e 3

d) 1 e 5

e) 3 e 4



Resposta:B



04. NH3, H2O e CH4 são, respectivamente, moléculas:



a) polar, polar, apolar

b) polar, polar, polar

c) apolar, apolar, polar

d) polar, apolar, apolar

e) apolar, apolar, apolar



Resposta: A



05. A ligação C - H é praticamente apolar devido a uma pequena diferença de eletronegatividade entre os átomos. Nessas condições, é apolar a molécula:



a) H3C - CH2 - OH

b) H3C - CH2 - NH2

c) H3C - CH2 - Cl

d) H3C - O - CH3

e) H3C - CH3



Resposta: E



06. (MACK) Um sólido molecular apoiar é:



a) bastante solúvel em qualquer solvente;

b) pouco solúvel em qualquer solvente;

c) bastante solúvel nos solventes apolares;

d) bastante solúvel nos solventes fortemente polarizados;

e) pouco solúvel nos solventes fracamente polarizados.



Resposta: C



07. (PUC) Qual das substâncias abaixo tem molécula apolar linear e apresenta ligações duplas?



a) HCl

b) H2O

c) N2

d) CO2

e) NH3



Resposta: D



08. (ITA) O iodo é:



a) praticamente insolúvel tanto em H2O como em CCl4;

b) muito solúvel tanto em H2O como em CCl4;

c) mais solúvel em H2O que em CCl4;

d) mais solúvel em CCl4 que em H2O;

e) mais solúvel em água acidulada do que em água contendo NaOH dissolvido.



Resposta: D



09. (ITA) Qual das afirmações é falsa?



a) C6H6 é pouco solúvel em H2O.

b) NH3 é uma substância covalente apolar.

c) A molécula H2O tem um dipolo elétrico permanente.

d) A molécula Cl2 é apolar.

e) Naftaleno é bastante solúvel em benzeno.



Resposta: B



10. (OSEC) Qual das afirmações abaixo é incorreta?



a) A molécula H2 é apolar.

b) O C6H6 é pouco solúvel em H2O.

c) O etanol é bastante solúvel em H2O.

d) A amônia é covalente apolar.

e) A molécula de água é polar.



Resposta: D


Ainda com dúvidas??? Contrate uma aula individual para maiores esclarecimentos. Contatos pelo e-mail: sovestibular@gmail.com

Resumo de Massa Molecular

MASSA MOLECULAR PRINCIPAIS MEDIDAS

INTRODUÇÃO

Para se medir a massa dos átomos foi estabelecido, um padrão, uma base, que é o carbono 12. O carbono 12 tem massa convencional 12. Se lembrarmos que ele é composto por 12 unidades, concluiremos que cada unidade equivale a 1/12 da massa total.

Essa é a chamada unidade de massa atômica - 1 u.m.a. = 1/12 da massa do carbono 12.

Através disso, é possível estabelecer uma relação com a massa atômica de um átomo qualquer, descobrindo-se quantas vezes a massa atômica do átomo é maior que 1/12 do carbono 12.

Veja o magnésio - Mg. Ele tem uma massa que vale 24 u.m.a. ou seja, 24 x 1/12 do C12, o que corresponde a 2 átomos de C12.

Concluindo - Massa atômica é o número que expressa quantas vezes a massa de um átomo é maior que 1/12 da massa do carbono 12. Usa-se sempre abreviações. No caso do magnésio, se expressa assim:

Mg : 24 .

I - O ELEMENTO QUÍMICO E SUA MASSA ATÔMICA

Os isótopos que constituem o elemento químico, comparecem nele com uma porcentagem constante. Possuindo massas diferentes entre si, a massa atômica do elemento será a média ponderada das massas atômicas dos seus isótopos. Um elemento, por exemplo, que tenha isótopos A e B; calcula-se a média ponderada seguindo a seguinte expressão:

Média ponderada:

Ma. Pa Mb. Pb .

100 .

onde:

Ma = Massa atômica de A.

Mb = Massa atômica de B.

Pa = Porcentagem de A.

Pb =Porcentagem de B.

Essa média ponderada será a massa atômica do elemento. Estudemos o oxigênio e seus isótopos:

	M	P
O=160 .	15,9949	99,76
O=170 .	16,9990	0,04
O=180 .	17,9990	0,20

Média ponderada =

115.9949 x 99.76) + (16.9990 x 0,04) + (17.9990 x 0 20)

100

Média ponderada = 15,9994

Isso significa que o oxigênio tem massa atômica igual a 15,9994 u.m.a., ou seja, em média pesa 15,9994 vezes mais que 1/12 da massa do carbono 12.

II - MASSA MOLECULAR

1 - Pode-se calcular a massa atômica molecular somando-se a massa atômica dos átomos que a compõem (molécula - conjunto de átomos).

Exemplo:

H₂O = Ma + Ma + Ma

H H O

Mn = 1 u.m.a + 1 u.m.a + 16 u.m.a.

MH₂O = 18 u.m.a.

Porém será mais simples partir-se do sistema utilizado na pesagem dos átomos.

A massa molecular é expressa através do número de vezes que a massa da molécula for maior que 1/12 da massa do Carbono 12.

A massa molecular da água vale 18 u.m.a., o que corresponde a 18 vezes 1/12 da massa do C'¹².

A- MOL

É o conjunto de 6,02 x 10²³ partículas quaisquer, o que vale dizer: 1 mol de átomos = um mol de moléculas = 6,02 x 10²³ moléculas.

1- Átomo-grama

É a medida utilizada nas experimentações e nos cálculos da teoria Química e corresponde, num elemento químico, à massa, em gramas, de 6,02 x 10²³ átomos do elemento.

É portanto numericamente igual à massa atômica do elemento.

Exemplo:

Ma = 23 u.m.a. = M (massa de seus átomos).

Sódio = átomo mg = 23g = massa de 6,02 x 10²³ átomos de Na.

CONCLUSÃO: 58,5g de cloreto de sódio tem 6,02 x 10²³ "moléculas", vale dizer, 6,02 x 10²³ cátions Na+ e 6,02 x 10²³ ânions Cl.

a - O mol, por definição, é um conjunto de 6,02 x 10²³ partículas, o que leva-nos a concluir que ele é sinônimo de m.g. (Molécula-Grama); F.g. (Fórmula Grama); íon g.; átomo g., etc.

O número de moles (n) é calculado por:

M = mol da espécie química (mol g, at g, f g, íon g)

2 - A Molécula-grama ou massa molar

Trata-se da massa, em gramas, de 6,02 x 102' moléculas de substância.

No caso da água: H₂0 MM = 16 u.m.a. = corresponde a uma molécula de H₂ O.

molécula-grama =18g - massa de 6,02 x 10²³ moléculas de H₂ O.

3 - Íon-grama

Corresponde à massa de 6,02 x 10²³ íons dessa espécie iônica.

Por exemplo: o íon grama da espécie SO²₄ é a massa de 6,02 x 10²³ íons de SO²₄ .

O cálculo do íon grama dá-se pela massa de um íon em u.m.a., cujo valor será tornado em unidade grama.

MA do S = 32 u.m.a

MA do O = 16 u.m.a

No íon temos:

1 MA, do S = 32 u.m.a e

4 MA do O = 64 u.m.a, logo: SO^2-₄

SO^2-₄ = 96 u.m.a. massa de 1 íon de SO^2-₄

íon-grama = 96 u.m.a (massa de 6,02 x 10²³ íons de SO^2-₄ ).

4 - Utilizações práticas dos símbolos e informações complementares

a - m.a. (massa atômica) e p.a. (peso atômico).

m.m. (massa molecular) e p.m. (peso molecular).

São expressões sinônimas.

b - Substâncias iônicas terão outras nomenclaturas, de vez que não possuem moléculas e sim aglomerados iônicos.

Substância molecular Substância iônica

massa molecular massa fórmula

molécula-grama fórmula-grama.

Exemplo:

H₂SO₄

m.m. = 2 (1)+32 (1)+4 (16) = 98

u.m.a molécula-grama = 98g