Aplicações e resolução de problemas: como prever ligação, estrutura e propriedades

Objetivo do capítulo: integrar o raciocínio químico

Neste capítulo, você vai praticar um fluxo único de decisão para prever, a partir da fórmula e/ou do tipo de substância, (1) ligação predominante, (2) estrutura de Lewis quando fizer sentido, (3) geometria, (4) polaridade, (5) forças intermoleculares e (6) propriedades prováveis (ebulição, solubilidade e condutividade). A ideia é resolver problemas completos, como você faria em uma prova ou em situações reais de laboratório.

Mapa de decisão (checklist) para qualquer substância

1) Classifique a “natureza” da substância

• Metal puro (ex.: Cu): rede metálica.
• Sal iônico (ex.: NaCl): rede iônica (cátions + ânions).
• Molecular covalente (ex.: H2O, CO2, sacarose): moléculas discretas.
• Rede covalente (sólido covalente) (ex.: SiO2): rede extensa de ligações covalentes.

Dica prática: se há metal + ametal (ou íon poliatômico), tende a ser iônico; se só há ametais, tende a ser molecular; se é um sólido “tipo quartzo/vidro” (SiO2) ou “tipo diamante” (C), tende a rede covalente; se é elemento metálico, metálica.

2) Se for molecular: desenhe Lewis (quando aplicável) e obtenha a geometria

• Desenhe a estrutura de Lewis do átomo central e conte regiões eletrônicas (ligações e pares livres).
• Use a contagem de regiões para inferir a geometria ao redor do átomo central.
• Verifique se a molécula é simétrica ou não para concluir polaridade.

3) Determine as forças intermoleculares (para substâncias moleculares)

• Dispersão: sempre presente.
• Dipolo-dipolo: se a molécula for polar.
• Ligação de hidrogênio: se houver H ligado a N, O ou F (e pares livres no vizinho).

4) Conecte estrutura e forças às propriedades

Exemplos-guia com comparações (raciocínio completo)

Comparação 1: NaCl vs sacarose (C12H22O11)

NaCl

• Classificação: sal iônico (rede cristalina de Na+ e Cl−).
• Lewis: não se usa como “molécula” discreta; representa-se como íons.
• Forças relevantes: atração eletrostática íon-íon (rede).
• Propriedades prováveis: alto ponto de fusão/ebulição; solúvel em água; conduz em solução aquosa ou fundido, não conduz como sólido.

Sacarose

• Classificação: molecular covalente (moléculas grandes com muitas ligações O–H e C–O).
• Lewis: possível, mas extensa; o essencial é reconhecer muitos grupos polares e O–H.
• Polaridade: globalmente polar (muitos dipolos e pouca simetria).
• Forças intermoleculares: dispersão + dipolo-dipolo + muitas ligações de hidrogênio.
• Propriedades prováveis: sólido com ponto de fusão relativamente alto para molecular (devido a H-bond), muito solúvel em água; não conduz (não forma íons livres em solução).

Como decidir rapidamente: se dissolve em água, isso não garante que conduz. NaCl dissolve e conduz (íons). Sacarose dissolve e não conduz (moléculas neutras).

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Comparação 2: CO2 vs H2O

CO2

• Classificação: molecular covalente.
• Lewis (essencial): O=C=O (duplas), sem pares livres no C.
• Geometria: linear (2 regiões ao redor do C).
• Polaridade: apolar (dipolos C=O se cancelam pela simetria linear).
• Forças intermoleculares: principalmente dispersão.
• Propriedades prováveis: baixa temperatura de ebulição (gás em condições ambientes); baixa solubilidade relativa em água comparada a moléculas polares.

H2O

• Classificação: molecular covalente.
• Lewis (essencial): H–O–H com 2 pares livres no O.
• Geometria: angular (4 regiões eletrônicas ao redor do O; forma angular).
• Polaridade: polar (dipolos não se cancelam).
• Forças intermoleculares: ligação de hidrogênio forte (além de dipolo-dipolo e dispersão).
• Propriedades prováveis: ponto de ebulição alto para uma molécula pequena; excelente solvente para espécies iônicas e polares; água pura conduz pouco (condutividade aumenta com íons dissolvidos).

Comparação 3: Cu vs SiO2

Cu (cobre)

• Classificação: metal (ligação metálica).
• Estrutura: rede metálica com elétrons deslocalizados.
• Propriedades prováveis: alta condutividade elétrica e térmica; maleável e dúctil; insolúvel em água; ponto de fusão relativamente alto.

SiO2 (quartzo/vidro)

• Classificação: rede covalente (não é “molécula” simples como CO2).
• Estrutura: rede extensa de ligações Si–O.
• Propriedades prováveis: ponto de fusão muito alto; duro e quebradiço; insolúvel; não conduz eletricidade (em condições usuais).

Como não confundir: CO2 e SiO2 têm a mesma proporção 1:2, mas classes diferentes. A diferença está em como os átomos se conectam: moléculas discretas (CO2) vs rede contínua (SiO2).

Comparação 4: NH3 vs CH4

NH3

• Classificação: molecular covalente.
• Lewis: N com 3 ligações N–H e 1 par livre.
• Geometria: piramidal trigonal (ao redor do N).
• Polaridade: polar (par livre + assimetria).
• Forças intermoleculares: ligação de hidrogênio (N–H) + dipolo-dipolo + dispersão.
• Propriedades prováveis: ebulição mais alta que moléculas apolares de massa semelhante; boa solubilidade em água; não é bom condutor como substância pura.

CH4

• Classificação: molecular covalente.
• Lewis: C com 4 ligações C–H.
• Geometria: tetraédrica.
• Polaridade: apolar (simétrica).
• Forças intermoleculares: dispersão.
• Propriedades prováveis: ebulição muito baixa; baixa solubilidade em água; não conduz.

Passo a passo prático (modelo de resolução)

Roteiro em 7 passos

1. Leia a fórmula e identifique se há metal, ametal, íon poliatômico ou se é elemento.
2. Classifique a substância: iônica, molecular, metálica ou rede covalente.
3. Se for molecular: desenhe Lewis (ou ao menos a conectividade central) e conte regiões eletrônicas no átomo central.
4. Determine a geometria ao redor do átomo central (linear, trigonal planar, tetraédrica, piramidal, angular etc.).
5. Decida a polaridade: verifique se há dipolo resultante (geometria + simetria).
6. Liste as forças intermoleculares (dispersão; dipolo-dipolo; H-bond quando aplicável).
7. Conclua propriedades: compare intensidade das interações para ebulição; use polaridade para solubilidade; avalie presença de portadores de carga móveis para condutividade.

Atalho útil: para comparar pontos de ebulição entre moléculas, priorize (1) ligação de hidrogênio, (2) dipolo-dipolo, (3) dispersão (aumenta com massa e área de contato).

Exercícios básicos (com gabarito comentado)

1) Classifique e preveja propriedades gerais

Para cada substância, indique: classe (iônica/molecular/metálica/rede covalente), solubilidade provável em água (alta/baixa) e condutividade (sólido e/ou em solução).

• a) KBr
• b) Mg
• c) CO
• d) SiC

Gabarito comentado

• a) KBr: iônica. Solubilidade: alta (típico de sais alcalinos). Condutividade: sólido não; em solução/fundido sim (íons móveis).
• b) Mg: metálica. Solubilidade: baixa/insolúvel em água (metal). Condutividade: alta no sólido.
• c) CO: molecular covalente. Solubilidade:Condutividade:
• d) SiC: rede covalente (sólido covalente). Solubilidade:Condutividade:

2) Lewis + geometria + polaridade (moléculas simples)

Para cada espécie, desenhe Lewis, indique geometria e polaridade.

• a) BF3
• b) H2S
• c) CCl4

Gabarito comentado

• a) BF3: Lewis com B central e 3 ligações simples B–F (B com octeto incompleto). Geometria:Polaridade:
• b) H2S:Geometria:Polaridade:
• c) CCl4:Geometria:Polaridade:

Exercícios intermediários (com gabarito comentado)

3) Comparação de ebulição: qual ferve mais alto?

Escolha qual tem maior ponto de ebulição e justifique com forças intermoleculares.

• a) CH3OH vs CH3OCH3
• b) HCl vs NaCl
• c) CO2 vs SO2

Gabarito comentado

• a) CH3OH:
• b) NaCl:
• c) SO2:

4) Solubilidade em água (previsão qualitativa)

Indique qual é mais solúvel em água e explique.

• a) I2 vs NaI
• b) NH3 vs CH4
• c) C2H5OH vs C6H14

Gabarito comentado

• a) NaI:
• b) NH3:
• c) C2H5OH:

5) Condutividade: sólido, fundido, solução

Para cada substância, indique se conduz eletricidade em: (i) sólido, (ii) fundido, (iii) dissolvido em água (se aplicável).

• a) Na2SO4
• b) Cu
• c) açúcar (sacarose)

Gabarito comentado

• a) Na2SO4:
• b) Cu:
• c) sacarose:

Exercícios avançados (com gabarito comentado e justificativas)

6) Problema integrado 1: prever tudo para um conjunto

Para cada substância, faça: (a) classe, (b) Lewis (se molecular), (c) geometria (se molecular), (d) polaridade, (e) forças intermoleculares (se molecular), (f) propriedades prováveis (ebulição relativa, solubilidade em água, condutividade).

• a) NaCl
• b) H2O
• c) CO2
• d) SiO2
• e) Cu

Gabarito comentado

• a) NaCl:
• b) H2O:
• c) CO2:
• d) SiO2:
• e) Cu:

7) Problema integrado 2 (comparações clássicas)

Responda com justificativa curta baseada no checklist.

• a) Qual tem maior ponto de ebulição: NH3 ou CH4?
• b) Qual é mais solúvel em água: NaCl ou sacarose?
• c) Qual conduz melhor como sólido: Cu ou NaCl?
• d) Qual é apolar: CO2 ou H2O?

Gabarito comentado

• a) NH3:
• b) Ambos podem ser bem solúveis, mas por motivos diferentes: NaCl por íon-dipolo (dissocia em íons); sacarose por muitas ligações de hidrogênio com água (não ioniza). Se a pergunta implicar “qual forma solução condutora”: NaCl.
• c) Cu:
• d) CO2:

8) Problema integrado 3: escolha do solvente e justificativa

Você precisa dissolver cada substância abaixo. Escolha o melhor entre água e hexano e justifique com polaridade e tipo de interação.

• a) NaI
• b) I2
• c) etanol (C2H5OH)

Gabarito comentado

• a) NaI:
• b) I2:
• c) etanol:

9) Problema integrado 4: ordem de ebulição (raciocínio por forças)

Ordene do menor para o maior ponto de ebulição e justifique: CH4, NH3, H2O, NaCl.

Gabarito comentado

• Ordem típica: CH4 < NH3 < H2O << NaCl.
• Justificativa: CH4 (dispersão fraca) < NH3 (H-bond, mas menos intenso/menos extenso que em água) < H2O (rede forte de H-bond) << NaCl (rede iônica).

10) Problema integrado 5: identificar a classe a partir de propriedades

Uma substância X é sólida à temperatura ambiente, tem ponto de fusão muito alto, é insolúvel em água e não conduz eletricidade. Entre as opções abaixo, qual é a melhor hipótese para X?

• a) sal iônico típico
• b) substância molecular apolar
• c) metal
• d) rede covalente

Gabarito comentado

• d) rede covalente. Justificativa: ponto de fusão muito alto + insolubilidade + não condutividade combinam com sólidos de rede covalente (ex.: SiO2). Sal iônico costuma ser solúvel e conduz em solução; metal conduz; molecular apolar tende a ter ponto de fusão/ebulição baixos.