Ligações Intermoleculares

                Ligações Intermoleculares

Os átomos dos gases nobres não se ligam para formarem suas substâncias. O gás argônio que produz a luz azul esverdeada é um exemplo de uma substância formada apenas por um elemento químico ou um único tipo de átomo, portanto esse gás não é formado por moléculas e sim por átomos individuais. O elemento químico que forma o gás neônio também são átomos individuais que quando excitados produzem a luz de neon de cor avermelhada.

O ponto de fusão e de ebulição dos metais são altos, o que indica que suas ligações metálicas são muito fortes. Diferentemente das ligações entre os metais, substâncias simples como o gás nitrogênio, gás hidrogênio, gás oxigênio, as substâncias compostas como a água, álcool, sacarose, gasolina e muitas outras, formadas por ligações covalentes, possuem a característica de interações entre as suas moléculas. Essa interações é que fazem com que essas substâncias se aglomerem e se tornem visíveis aos nossos olhos.

Outra característica dessas substâncias que se aglomeram por interações intermoleculares é que são ligações fracas, por esse motivo essas substâncias possuem o ponto de fusão e ebulição geralmente baixos, pois; as ligações intermoleculares se rompem com facilidade.  

Um bom exemplo de interação intermolecular de intensidade fraca acontece com a substância sacarose C12H22O11 (açúcar), que é indicado pela sua baixa temperatura de fusão.

O Estado Físico das Substâncias e as Interações Moleculares

Gás carbônico (CO2), gás cloro Cl2, gás metano (CH4), possuem interações intermoleculares extremamente fracas, pois mesmo em temperaturas muito baixas estão no estado gasoso. Respectivamente os seus pontos de fusão são: -56,57 ºC, -102 ºC, -90,5 ºC. 

Forças Van Der Waals

Forças Van der Walls (cientista holandês Johannes D. Van der Waals) ou interações intermoleculares são as ligações por pontes de hidrogênio, inteirações dipolo-dipolo e ligações de moléculas apolares.

Substância Polar e a Ligação Intermolecular

Ligações Dipolo-dipolo

Pode acontecer com a substância ácido clorídrico (HCl) que se liga por pontes de hidrogênio e possui dipolo elétrico bem caracterizado, a parte eletropositiva da molécula representada pela letra grega delta minúsculo positivo e a parte eletronegativa pela letra grega delta minúsculo negativo.

São ligações que ocorrem na molécula polar com outra molécula polar. Observe que as moléculas possuem nas extremidades cargas opostas, de um lado eletronegativa, e do outro eletropositiva, que atrai outra molécula por seu polo de carga oposta e assim por diante. Essas ligações são relativamente duráveis.

Conforme os critérios de arranjo intermolecular, as ligações dipolo-dipolo também pode se apresentar conforme o esquema a seguir.

Segundo pesquisadores, as ligações dipolo-dipolo também pode se arranjar conforme a seguinte estrutura visualizada na figura a seguir.

          Ligação Por Pontes de Hidrogênio, Dipolo-Dipolo

Gás fluorídrico

As ligações intermoleculares do fluoreto de hidrogênio (HF) cuja diferença de eletronegatividade dos componentes da molécula é de 1,8, são do tipo, ligação de hidrogênio.

Outro exemplo

O Gás Fluorídrico

Trifluoreto de Hidrogênio

A formação das pontes de hidrogênio. O gás fluorídrico forma a seguinte configuração.

A representação do fluoreto de hidrogênio (a mesma configuração mostrada acima) ligado por pontes de hidrogênio

O fluoreto de hidrogênio ligado por pontes de hidrogênio (linha tracejada de vermelho) pode apresentar a estrutura:

Tetrafluoreto de hidrogênio

 A mesma estrutura do fluoreto de hidrogênio, formada por pontes de hidrogênio (linha tracejada em vermelho) pode ser representada:

Fluoreto de hidrogênio

O mesmo fluoreto de hidrogênio ligado por pontes de hidrogênio, na forma líquida, se apresenta segundo o esquema simplificado.

Fluoreto de hidrogênio 

Pontes de Hidrogênio Nas Moléculas da Água
Forças de Interação da Água

Água na forma gasosa 

As moléculas da água estão separadas, mesmo com a polaridade atrativa de suas moléculas, o intenso movimento de suas partículas não permite a ligação intermolecular entre elas.

Pontes de Hidrogênio e a Água no Estado Líquido

Conforme os pesquisadores apresentam suas fórmulas, uma molécula de água pode formar até 4 ligações por pontes de hidrogênio (tracejado em vermelho), através de suas atrações eletropositiva e eletronegativa, com outras moléculas iguais. 

Conforme outro modelo de esquematização encontrado, as ligações intermoleculares entre as moléculas de água apresentadas (linhas tracejadas em vermelho), essas partículas se juntam formando pontes de hidrogênio semelhante a configuração abaixo.

Água líquida. Arranjo e disposição das moléculas da água no estado líquido.

As Ligações da Água no Estado Sólido
   

Representação da água no estado sólido.

Pontes de Hidrogênio e a  Tensão Superficial da Água.
             
Porque os Insetos Boiam na Água?

Você já observou num dia calmo a superfície da água de um lago, insetos caminhando tranquilamente sobre a sua superfície sem afundar? É que na superfície da água, ocorre  o fenômeno de tensão superficial. Essa tensão superficial se dá pelo fato das moléculas de água se atraírem e se juntarem pelas ligações eletrostáticas, provocando uma contração do líquido por força das pontes de hidrogênio. Portanto para as moléculas de água abaixo da superfície que estão cercadas, uma pelas outras, pela atração das suas cargas positivas e negativas, ocorre a ligação por pontes de hidrogênio normalmente. No entanto as moléculas da superfície, são unidas apenas pelas partes voltadas para o interior do líquido, ou seja; contato uma com as outras, pelos seus lados e  sua parte inferior. A parte de cima, na superfície, não ocorre contato com outras moléculas, portanto, ao interagirem se interligam e se unem muito mais firmemente, criando a tensão superficial. 

Pontes de Hidrogênio e Formação da Amônia Líquida

A amônia tem o ponto de fusão  a -77 ºC e entra em ebulição a temperatura de -33 ºC. A parte eletronegativa de uma molécula pode se combinar com a parte positiva de outra e formar ponte de hidrogênio (tracejado em vermelho) entre suas moléculas na sua liquefação. 

Observe a disposição:

Com base no esquema anterior podemos dispor a sequência das moléculas da amônia ligadas formando a estrutura.

Pontes de Hidrogênio no Etanol

O álcool etanol forma pontes de hidrogênio entre o grupo hidroxila (OH-) de suas moléculas.

Ligação intermolecular do metanal

O metanal apresenta-se no estado gasoso em condições normais de temperatura a 25 ºC e pressão de 1 atm. Para liquefazer o metanal é necessário misturar 37 % do seu composto com 7% de metanol e colocar o restante para completar 100% com água.

Esse tipo de ligação é polar e é feito por pontes de hidrogênio, ou por hidrogênio propriamente dito.

O esquema aqui mostra as ligações intermoleculares do metanal puro.

 Pontes de Hidrogênio nas Nanopartículas 

         

Atualmente a tecnologia permite recobrir com sucesso nanopartículas com antibióticos antibacterianos que aplicados em bactérias sensíveis ou  resistentes, possui grande eficácia bactericida em relação ao antibiótico específico aplicado. Outra característica importante é que esse método de aplicação é menos citotóxico para as células dos mamíferos, o que já é de suma importância para a terapêutica de infecções.

Além disso constataram também que as nanopartículas mesmo sem serem recobertas com antibióticos, também conseguem se ligar à parede bacteriana sendo capaz de matar bactérias, como foi comprovado em experimentos com a bactéria do gênero E. coli que eram sensíveis ou resistentes ao antibiótico. Isto aconteceria porque segundo alguns pesquisadores que observaram, puderam sugerir que a nanopartícula se inteirava através do  grupo hidroxila da superfície da nanopartícula, com os polissacarídios da parede celular bacteriana por pontes de hidrogênio o que causaria a desestruturação da estrutura da parede bacteriana.

Veja o exemplo ilustrativo da inteiração da nanopartícula com a parede bacteriana abaixo.

                

Ligação Dipolo Dipolo Induzido

Forças de London

Forças de London pode ser chamada de dipolo-induzido ou Forças de Van der Waals. É a interação mais fraca de todas e ocorre em moléculas apolares.

As forças intermoleculares podem atuar em moléculas polares e apolares diferentemente mudando o estado físico da substância. Por exemplo As forças de atração nas moléculas de água (H2O) que são polares  são mais intensas do que na substância H2S. Por esse motivo a água se encontra no estado líquido e o sulfeto de hidrogênio se encontra no estado gasoso.

As forças de London pode acontecer por exemplo; nas moléculas apolares como a do gás metano, etano, propano, butano quando sofre pressão e se liquefaz. 

Podemos esquematizar da seguinte forma como visualizamos abaixo.

A molécula do gás propano é apolar, não tem carga elétrica. Momentaneamente ela pode deslocar seus elétrons para um dos lados da molécula e criar polaridade momentânea como mostrado na figura abaixo.

Formação das Forças de London

As moléculas apolares quando polarizadas se atraem, facilitando a mudança de estado da substância. Por exemplo do estado gasoso ela passa para o estado líquido. O processo se repete indefinidamente até cessar a força de ação sobre a substância.

No caso dos gases por exemplo, as moléculas são apolares portanto não há ligação intermoleculares, então; a temperatura baixa ou a pressão pode determinar a formação das ligações intermoleculares nos gases como nesse caso do esquema representado abaixo.

Gás Sulfídrico

A Ligação covalente sigma sp forma a estrutura do gás de esgotos, que tem odor fétido ou cheiro de ovo podre ou ainda de cadáver. As moléculas desse gás não formam ligação do tipo pontes de hidrogênio hidrogênio. Motivo porque a água em comparação é líquida e o gás sulfídrico é gasoso. O enxofre (S) é menos eletrostático que o oxigênio.

Questões

 1) As interações intermoleculares por pontes de hidrogênio, dipolo-dipolo e ligações de moléculas apolares são do tipo:

a) metálicas.
b) forças Van der Walls (cientista holandês Johannes D. Van der Waals).
c) ligações covalentes moleculares.
d) ligações iônicas. 
e) ligações apolares somente.

2) O estado físico das substâncias como gás carbônico (CO2), gás cloro (Cl2), gás metano (CH4), possuem interações: 

a) interatômicas extremamente fracas, e mesmo em temperaturas muito baixas estão no estado gasoso. 

b) intermoleculares fortes, e mesmo em temperaturas muito alta estão no estado gasoso. 

c) intermoleculares extremamente fracas, e mesmo em temperaturas muito baixas estão no estado gasoso. 

d) intermoleculares medianas, e mesmo em temperaturas muito altas estão no estado líquido. 

e) intermoleculares extremamente fracas, pois mesmo em temperaturas muito baixas estão no estado sólido. 

3) Forças de London pode ser chamada de dipolo-induzido ou Forças de Van der Waals que

é a interação:

a) interatômica e ocorre em moléculas polares.
b) muito forte e ocorre em moléculas apolares.
c) mais fraca de todas e ocorre em ligações por pontes de hidrogênio.
d) extremamente forte e ocorre em átomos apolares.
e)  mais fraca de todas e ocorre em moléculas apolares.

4) Você já observou num dia calmo a superfície da água de um lago, insetos caminhando tranquilamente sobre a sua superfície sem afundar? É que na superfície da água, ocorre  o fenômeno de tensão superficial. Essa tensão superficial se dá pelo fato das moléculas de água se atraírem e se juntarem pelas ligações eletrostáticas, provocando uma contração do líquido por força das: 

a) pontes metálicas, formando como que uma película grossa sobre o líquido.

b) pontes de gelo. formando como que uma película dura sobre o líquido.

c) pontes de hidrogênio formando como que uma película fina sobre o líquido.

d) camadas hidrofóbicas de água como uma película fina abaixo do líquido.

e) camadas hidrofílicas de água, como uma força empurrando o inseto para cima.

5) Observe os traços hachurados ligando as moléculas do metanal na estrutura logo abaixo e assinale a resposta correta.

A estrutura representa:

a)  as ligações por pontes de hidrogênio do etanol.
b)  as ligações dipolo-dipolo induzido, ou interações fortes do metanal.
c)  forças Van der Waals ou dipolo-dipolo induzido, ou interações fracas do metanal.
d)  as ligações por pontes de hidrogênio do metanal.
e)  as ligações por pontes de hidrogênio do metanol.

6) Observe no esquema abaixo, as disposições das moléculas de água.



Esse esquema representa:

a) a água no estado sólido.
b) a água no estado líquido.
c) a água no estado gasoso.
d) a água com suas moléculas interligadas.
e) a água congelada com suas moléculas interligadas.

7) As ligações intermoleculares por pontes de hidrogênio são ligações.

a) dipolo-dipolo induzido.
b) dipolo-dipolo negativo.
c) Van der Waals ou forças de London.
d) apolares.
e) dipolo-dipolo.

8) Atualmente a tecnologia permite recobrir com sucesso nanopartículas com antibióticos antibacterianos, que aplicados em bactérias sensíveis ou  resistentes, possui grande eficácia bactericida em relação ao antibiótico específico aplicado. Além disso constataram também que as nanopartículas mesmo sem serem recobertas com antibióticos, também conseguem se ligar à parede bacteriana sendo capazes de matar bactérias. Isto aconteceria porque segundo alguns pesquisadores que observaram experimentos, puderam sugerir que a nanopartícula se inteirava através do  grupo hidroxila da superfície da nanopartícula, com os polissacarídios da parede celular bacteriana por:

a) apolares, causando a desestruturação da estrutura da parede bacteriana.
b) dipolo-induzido, causando a desestruturação da estrutura da parede bacteriana.
c) pontes de hidrogênio, causando a desestruturação da estrutura da parede bacteriana.
d) forças de London, causando a estruturação da estrutura da parede bacteriana.
e) forças interatômicas causando a estruturação da estrutura da parede bacteriana.

Texto em construção

Eletronegatividade

                                               Eletronegatividade

Eletronegatividade de um elemento químico é a capacidade que o átomo possui de receber ou “puxar” elétron (s) de outro (s) átomo (s). Os átomos participantes com maior eletronegatividade são ametais.

O flúor é o mais eletronegativo dos átomos, na escala da eletronegatividade de Linus Pauling está classificado com o número 4,0. O césio, o rubídio e o frâncio são os menos eletronegativos de todos os átomos com 0,8 na escala de eletronegatividade, são portanto; considerados átomos eletropositivos.

Existe uma variedade de escalas de eletronegatividade, a mais utilizada é a de Linus Pauling, a que adotamos.

Fila de Pauling de Eletronegatividades Decrescentes

A tabela a seguir foi compilada pela consulta a várias outras, de diferentes publicações sendo aproveitado os valores observados em cada uma delas, alguns desses valores de eletronegatividade foram arredondados para cima e outros para baixo conforme cada uma delas apresentava. Por esse motivo ao consultarem outras tabelas de escritores diferentes, verão que os números podem diferenciar um pouco, mas todos eles obedecem os parâmetros de Linus Pauling.

A fila de Pauling de Eletronegatividades Decrescentes

Colocando os mesmos valores eletronegativos de cada átomo, na ordem da tabela periódica, ficam assim distribuídos:

A Eletronegatividade de Cada Elemento Químico da Tabela Periódica

Com exceção dos gases nobres e dos elementos químicos que não são naturais (sintéticos), a eletronegatividade de cada um, pode ser representada com os valores aproximados como no esquema abaixo. 

A Diferença de Polaridade - Eletronegatividade

Podemos observar a diferença de polaridade entre átomos, comparando a eletronegatividade do hidrogênio com a sua polaridade em relação a outros átomos de maior eletronegatividade.

Observa-se que quanto mais aumenta a eletronegatividade do átomo, ele “puxa” o par eletrônico para perto de si. 
O gás hidrogênio formado por átomos de polaridade igual mantém os elétrons no centro da linha intermediária, na sequência o iodo é mais eletronegativo que o hidrogênio, atrai o par eletrônico mais próximo a si, finalmente o flúor o átomo mais eletronegativo aproxima muito mais o par eletrônico.

A tabela mostra os elementos químicos mais eletronegativos puxando o par de elétrons para si.

A Molécula e Seu Polo Elétrico e Dipolos Instantâneos

A molécula do ácido clorídrico nos dá uma ideia bem clara da polaridade em sua estrutura. Considerando que a ligação entre os dois átomos dessa molécula se faz pela interpenetração dos dois orbitais que possui apenas um elétron cada, um para cada átomo, formando a ligação sigma s, s. Além disso como se sabe nesse caso, o cloro sendo mais eletronegativo atrai o par de elétrons para a sua proximidade favorecendo o desequilíbrio das cargas, deixando o lado da molécula em que está o hidrogênio positivo e o seu oposto negativo.

Dipolos Instantâneos

De outra forma, sabemos que o elétron está sempre em constante movimento, próximo a velocidade da luz em seus orbitais e pode ser encontrado ao mesmo tempo em todas as posições desse orbital, no entanto; em dado instante o lado da molécula em que está o cátion hidrogênio se torna momentaneamente positivo e o lado em que está o ânion cloro se torna da mesma forma momentaneamente negativo, criando assim os polos positivo e negativo molecular.

                            δ - letra sigma minúscula

A molécula do ácido clorídrico representada acima, pode ser utilizada como exemplo, sendo altamente ionizável na água, possui em um lado de sua estrutura molecular o átomo de hidrogênio, de caráter eletropositivo e do outro lado o átomo de cloro caracteristicamente  negativo. 

Os Tipos Diferentes de Ligações e Suas Polaridades

Abaixo destaca-se no primeiro plano, a ligação entre o sódio e o hidrogênio,  formando o hidreto de sódio (NaH) composto iônico com característica altamente polar.
Em seguida observamos a ligação covalente polar entre o hidrogênio e o flúor formando o fluoreto de hidrogênio (HF) ligação covalente que dá a característica à molécula ser altamente polarizada.
Por último observamos a molécula do gás flúor (F2) formado por ligação covalente apolar. As cargas das partículas são idênticas, portanto não ocorre polaridade na molécula formada.

     Ligação iônica                           Ligação covalente                   Ligação covalente                     Polar                                           polar                                         apolar

O Delta (Δ) Representando a Diferença do Potencial Elétrico

A representação da polaridade de uma molécula, é proporcional à diferença entre o delta maiúsculo, (Δ) ou seja; a diferença entre os potenciais eletronegativos dos elementos químicos unidos numa molécula. Δ é zero quando  essa diferença for nula ou zero não há polaridade na molécula. Quando Δ for menor que 1,7 a molécula possui pouca polaridade. Quando Δ for maior que 1,7 a molécula é altamente polar e o tipo de ligação que liga os átomos é do tipo iônica.

             Ligação Apolar - Moléculas Apolares

A molécula do gás hidrogênio (H2) (a seguir) é apolar pois a carga de suas partículas são iguais. O delta, resultado da diferença da subtração entre os dois valores é zero.

A molécula do gás flúor (F2) (a seguir) é apolar pois a carga de suas partículas são iguais. O delta, resultado da diferença da subtração entre os dois valores é zero.

Ligação Com Pouca Polaridade - Moléculas Com Pouca Polaridade Δ < 1,7

Ligação Com Maior Polaridade – Moléculas Com Maior Polaridade Δ < 1,7

Ligação Altamente Polar – Ligação Iônica, Δ = ou > 1,7

Observe a diferença de eletronegatividade entre o sódio (Na) e o cloro (Cl) do sal cloreto de sódio que leva à alta polarização desse composto iônico.

Igualmente acontece o mesmo fenômeno com o fluoreto de alumínio. O flúor é muito eletronegativo, e o alumínio apesar de não ser tão eletropositivo, a interação entre os dois elementos químicos produz uma diferença grande entre suas cargas, levando a ser um composto altamente polarizado.

Observe a sua estrutura e a diferença de suas cargas esquematizadas abaixo.

Ligação Muito Iônica - Alta Temperatura de Fusão - Δ Bem Acima de 1,7

                                  Vetor Polaridade

                   Ligações Polares Nas Moléculas Apolares

Nem sempre as moléculas com ligações polares são polares. Há moléculas com ligações polares que são apolares. Vejamos o exemplo abaixo do hidreto de berílio que mesmo tendo diferença de potencial elétrico é molécula apolar.

Podemos ver que aqui ocorre a diferença de potencial elétrico com a anulação da polaridade.

                                       Molécula apolar

Podemos visualizar esse fenômeno na estrutura da molécula do hidreto de berílio (BeH2), que forma a substância usada como combustível para foguetes, apresenta a sua estrutura de forma linear. O hidrogênio com a eletronegatividade 2,2 numa extremidade se liga a um átomo de berílio com eletronegatividade 1,5 que fica no centro da molécula, que se liga a outro hidrogênio na outra extremidade da molécula. Essa linearidade molecular, neutraliza a diferença da eletronegatividade. É como um cabo de guerra, com um ponto central que não pode se deslocar. Quando se aplica uma força em uma extremidade esta, tende a puxar para seu lado o ponto central, no entanto há uma força de igual proporção do outro lado que equilibra as forças mantendo fixo o ponto central que não se desloca.

Vetor Polaridade e Sua Anulação
         
Molécula Apolar

Dependendo da configuração geométrica da molécula ela pode ser apolar. No caso do tricloreto de boro BCl3 a estrutura geométrica forma três ângulos de 120º o que cria um ponto de equilíbrio no centro e dá a molécula a característica apolar.

                                                                                                                             Os vetores se anulam

                                                                                                                                  molécula apolar

                          Momento Dipolar - Apolaridade

O momento dipolar que é uma grandeza vetorial, ou é ainda; a direção do vetor que parte dos centros das cargas positiva para o das cargas negativa.

É representado pela letra μ (mi) que é o resultado da carga eletronegativa Q ou a diferença entre as distâncias dos centros das cargas opostas representadas pela letra d.

Esquematicamente a representação fica:

Outro caso bem típico para ser mostrado é o da molécula de gás carbônico que é formada por duas ligações polares. No entanto, pelo fato da molécula possuir a estrutura linear com os vetores de sentidos contrários estes se anulam.

Observe que para simplificar o enunciado foi utilizado a diferença da eletronegatividade de cada elemento químico participante na molécula do gás carbônico, para elucidar a anulação da polaridade da molécula.

                  Vetores Polaridade que Não se Anulam

A Molécula da Água

A molécula da água representada na forma "bidimensional" tem a característica polar. 
Os dois valores de eletronegatividade não se anulam devido a disposição  geométrica espacial de seus átomos. O lado do átomo do oxigênio tem maior eletronegatividade e o lado dos dois átomos de hidrogênio de menor eletronegatividade é positivo. Portanto a molécula é polar.

A Molécula da Amônia

A amônia é outro exemplo de molécula polar. A sua configuração estrutural faz com que um dos lados da molécula seja um pouco "mais" positivo e o outro "mais" negativo.

Como o assunto a respeito da geometria molecular no momento não terá um porte mais aprofundado, pois ultrapassa os limites para ensino médio, fica aqui algumas indicações de autores de livros à pesquisar.


Molecular Geometry, Van Nostrand Reinhold, London, 1972, 226 pages.

Chemistry, with D.A. Humphreys, N.C. Baird and E.A. Robinson.

The VSEPR Model of Molecular Geometry with I. Hargittai.

Atoms, Molecules and Reactions: An Introduction to Chemistry with D.A. Humphreys, E.A. Robinson and D.R. Eaton, Prentice Hall, 1994, 750 pages.

Chemical Bonding and Molecular Geometry: From Lewis to Electron Densities (Topics in Inorganic Chemistry) by Ronald J. Gillespie and Paul L. A. Popelier.

Questões

1) Eletronegatividade de um elemento químico é a capacidade que o átomo possui de :.......................................Os átomos participantes com maior.....................................são ametais.

a) doar elétron (s) para outro (s) átomo (s),  eletropositividade.
b) perder cargas (s) de outro (s) átomo (s),  eletronegatividade.
c) receber prótons de outro (s) átomo (s),  número de prótons.
d) receber nêutrons de outra molécula, apolaridade.
e) receber elétron (s) de outro (s) átomo (s),  eletronegatividade. 

2) de acordo com a fila de Pauling de eletronegatividades decrescentes, os elementos químicos com maiores e menores polaridades são:

a) Fr; O; Ni; Cl, Br    e   F; Cs; Rb; K, Al.
b) Rb; K; N; Cl, Br    e   Fr; Cs; F; Cl, Na.
c) Fr; O; Na; Cl, Br   e   F; Cs; Rb; K, N.
d) F; O; N; Cl, Br      e   Fr; Cs; Rb; K, Na.
e) Na; K; Rb; Cs, Fr e   F; O; N; Cl, Br.

3) Observe a tabela abaixo. 

Nessa tabela observa-se que quanto mais eletronegativo é o átomo, que se liga ao hidrogênio, ele ......................................................................

a) puxa o iodo para perto de si. 

b) puxa o par eletrônico para perto de si.
c) empurra o bromo para longe de si. 
d) deixa o par eletrônico afastado de si. 
e) afasta os átomos de si. 

3) Das substâncias apresentadas logo abaixo, se enquadram como, apolar, com pouca polaridade e altamente polar respectivamente apenas a alternativa:

a) NaCl, AlF3, FrF.
b) H2, F2, O2.
c) HI, HBr, H2S.
d) H2, HBr, NaCl.
e) NaCl, H2S, N2.

4) Dada as moléculas abaixo, descreva a alternativa que indica se são; polar, pouco polar ou apolar, respectivamente.

a) O ═ O         H ─ H                Cl ─ Cl

b) N ≡ N          H ─ S ─ H         F ─ F

c) H ─ H         H ─ Br               Na+ - Cl                        

d) Na+ - Cl      H ─ I                  Cl ─ Cl  

e)  Fr+ - F       K+- F                 Al3+- F3

5) Observando a estrutura molecular plana do hidreto de berílio (BeH2), podemos ver que aqui devido a sua disposição linear plana que:

a) ocorre a diferença de potencial elétrico, mas não anula a polaridade.
b) ocorre a diferença de potencial elétrico com a anulação da polaridade.
c) ocorre a anulação do potencial elétrico com a diferença da polaridade.
d) ocorre a diferença de potencial elétrico com a diferença da polaridade.
e) ocorre a anulação do potencial elétrico com a anulação da polaridade.

6) A configuração estrutural geométrica da amônia faz com que um dos lados da molécula seja um pouco "mais" positivo e o outro "mais" negativo. 

Observe a sua estrutura .

Isto configura que a amônia é uma molécula:

a) linear plana.

b) apolar.

c) polar.

d) bipolarizada.

e) em que os vetores se anulam.