02 Considere as seguintes afirmações sobre propriedades periódicas, ligações químicas e geometria molecular.
I. Entre os elementos \mathrm{C}, \mathrm{N} e O , a primeira energia de ionização cresce na ordem
\mathrm{C}<\mathrm{O}<\mathrm{N}
II. Entre as espécies isoeletrônicas \mathrm{N}^{3-}, \mathrm{O}^{2-}, \mathrm{F}^{-}, \mathrm{Na}^{+}e \mathrm{Mg}^{2+}, o raio diminui com o aumento da carga nuclear.
III. As moléculas \mathrm{CO}_{2}, \mathrm{SO}_{2} e \mathrm{O}_{3} apresentam o mesmo número de regiões eletrônicas ao redor do átomo central e, por isso, possuem a mesma geometria molecular.
IV. A molécula \mathrm{XeF}_{4} é apolar, embora o átomo central apresente pares de elétrons não ligantes.
V. A molécula \mathrm{NH}_{3} apresenta ângulo de ligação menor que o da molécula \mathrm{BF}_{3}, devido à presença de par de elétrons não ligante no átomo central.
Assinale a alternativa que contém apenas afirmações corretas.
A( ) I, II e IV.
B( ) I, II, IV e V.
C( ) I, III e V.

Passo 1

Vou listar claramente o que o enunciado nos dá e o que pede.
  • O enunciado apresenta cinco afirmações numeradas I a V sobre propriedades periódicas, raios atômicos/isoeletrônicos, ligações e geometria molecular.
  • Pede escolher a alternativa (A, B ou C) que contém apenas as afirmações corretas.
As cinco afirmações são:
  • I. Entre os elementos \mathrm{C},\\ \mathrm{N} e \mathrm{O}, a primeira energia de ionização cresce na ordem \mathrm{C}<\mathrm{O}<\mathrm{N}.
  • II. Entre as espécies isoeletrônicas \mathrm{N}^{3-},\\ \mathrm{O}^{2-},\\ \mathrm{F}^{-},\\ \mathrm{Na}^{+} e \mathrm{Mg}^{2+}, o raio diminui com o aumento da carga nuclear.
  • III. As moléculas \mathrm{CO_2},\\ \mathrm{SO_2} e \mathrm{O_3} apresentam o mesmo número de regiões eletrônicas ao redor do átomo central e, por isso, possuem a mesma geometria molecular.
  • IV. A molécula \mathrm{XeF_4} é apolar, embora o átomo central apresente pares de elétrons não ligantes.
  • V. A molécula \mathrm{NH_3} apresenta ângulo de ligação menor que o da molécula \mathrm{BF_3}, devido à presença de par de elétrons não ligante no átomo central.
Agora vou analisar cada afirmação passo a passo, explicando os conceitos necessários.

Passo 2

Analisando a afirmação I: tendência da primeira energia de ionização em um mesmo período e exceção entre \mathrm{N} e \mathrm{O}.
  • Conceito rápido: a primeira energia de ionização é a energia necessária para remover o elétron mais frouxo de um átomo neutro. Em um mesmo período, em geral, a energia de ionização aumenta da esquerda para a direita porque a carga nuclear efetiva aumenta, prendendo os elétrons mais fortemente.
  • Exceção importante: entre elementos com elétrons em orbitais p, há uma pequena queda ao passar de um átomo com subnível p meio preenchido para o próximo que apresenta emparelhamento de elétrons em um orbital. O emparelhamento aumenta a repulsão entre elétrons e facilita a remoção, reduzindo levemente a energia de ionização.
  • Para a segunda linha da Tabela Periódica: \mathrm{C} tem configuração [ \mathrm{He} ]\,2s^2 2p^2, \mathrm{N} tem 2p^3 (meio preenchido) e \mathrm{O} tem 2p^4 (já com um par no orbital p). Por isso \mathrm{N} costuma ter energia de ionização maior que \mathrm{O}.
  • Valores típicos (apenas para ilustrar a ideia): \,I_1(\mathrm{C})\approx 11,26\\ \text{eV}, \,I_1(\mathrm{O})\approx 13,62\\ \text{eV}, \,I_1(\mathrm{N})\approx 14,53\\ \text{eV}.
Conclusão do passo: a ordem \mathrm{C}<\mathrm{O}<\mathrm{N} está correta. Logo, I é verdadeira.

Passo 3

Analisando a afirmação II: comportamento do raio na série isoeletrônica \mathrm{N}^{3-},\\ \mathrm{O}^{2-},\\ \mathrm{F}^{-},\\ \mathrm{Na}^{+},\\ \mathrm{Mg}^{2+}.
  • Conceito: espécies isoeletrônicas têm o mesmo número total de elétrons, mas diferentes números de prótons no núcleo. Para o mesmo número de elétrons, quanto maior a carga nuclear (mais prótons), maior é a atração sobre os elétrons e menor o raio eletrônico.
  • A sequência dada contém todas as espécies com 10 elétrons (configuração do néon): \mathrm{N}^{3-}(Z=7),\\ \mathrm{O}^{2-}(Z=8),\\ \mathrm{F}^{-}(Z=9),\\ \mathrm{Na}^{+}(Z=11),\\ \mathrm{Mg}^{2+}(Z=12). Observa-se que, conforme aumenta Z, o raio diminui.
  • Exemplo de ordenação por tamanho (do maior para o menor): \mathrm{N}^{3-} > \mathrm{O}^{2-} > \mathrm{F}^{-} > \mathrm{Na}^{+} > \mathrm{Mg}^{2+}.
Conclusão do passo: a afirmação II é verdadeira.

Passo 4

Analisando a afirmação III: contagem de regiões eletrônicas e geometria de \mathrm{CO_2},\\ \mathrm{SO_2},\\ \mathrm{O_3}.
  • Conceito (VSEPR, resumo): uma “região eletrônica” ao redor de um átomo central é cada ligação simples/double/triple (cada ligação conta como uma região) ou cada par eletrônico não ligante. O número de regiões determina a geometria eletrônica (linear, trigonal plana, tetraédrica etc.). A geometria molecular resulta de como as regiões ligantes estão dispostas, levando em conta pares não ligantes que podem alterar a forma.
  • Contando as regiões para cada molécula:
    • \mathrm{CO_2}: átomo central \mathrm{C} com duas ligações duplas (duas regiões eletrônicas). Número de regiões = 2 → geometria eletrônica linear → geometria molecular linear.
    • \mathrm{SO_2}: átomo central \mathrm{S} tem, na representação de Lewis mais comum, duas ligações (duas ligações que podem ser descritas como ligações duplas em ressonância) e um par não ligante no enxofre. Número de regiões = 3 (duas ligantes + um par isolado) → geometria eletrônica trigonal planar → geometria molecular angular (curva).
    • \mathrm{O_3} (ozônio): átomo central é um oxigênio ligado a dois oxigênios e possui um par não ligante; assim também tem número de regiões =3 → geometria molecular angular.
  • Observação: \mathrm{CO_2} tem 2 regiões; \mathrm{SO_2} e \mathrm{O_3} têm 3 regiões. Portanto NÃO têm o mesmo número de regiões eletrônicas e, consequentemente, não têm a mesma geometria molecular.
Conclusão do passo: a afirmação III é falsa.

Passo 5

Analisando a afirmação IV: polaridade de \mathrm{XeF_4} apesar de ter pares não ligantes no átomo central.
  • Conceito: para avaliar polaridade molecular, verificar se os momentos dipolos das ligações se cancelam pela simetria. A geometria eletrônica também importa: pares de elétrons não ligantes ocupam regiões e determinam a geometria molecular.
  • Para \mathrm{XeF_4}: xenônio central tem 4 ligações Xe–F e 2 pares não ligantes, totalizando 6 regiões eletrônicas, ou seja, geometria eletrônica octaédrica. Os dois pares não ligantes ficam em posições opostas (trans) para minimizar repulsão, restando os quatro fluoretos nos vértices de um quadrado no plano equatorial. A geometria molecular é, portanto, quadrado planar (square planar).
  • Pela simetria quadrada planar, os vetores dipolo Xe–F se cancelam (pares opostos se anulam), resultando em dipolo total zero: molécula apolar.
  • Importante: ter pares não ligantes no centro não garante necessariamente apolaridade; depende da disposição e simetria. No caso de \mathrm{XeF_4}, mesmo com pares não ligantes, a simetria faz com que seja apolar.
Conclusão do passo: a afirmação IV é verdadeira.

Passo 6

Analisando a afirmação V: comparação dos ângulos de ligação em \mathrm{NH_3} e \mathrm{BF_3} devido à presença de par não ligante.
  • Geometrias e ângulos:
    • \mathrm{BF_3}: átomo central \mathrm{B} ligado a três \mathrm{F} sem pares isolados. Número de regiões eletrônicas =3 → geometria trigonal plana → ângulo de ligação exatamente 120^\circ.
    • \mathrm{NH_3}: \mathrm{N} ligado a três \mathrm{H} e possui um par eletrônico não ligante. Número de regiões eletrônicas =4 → geometria eletrônica tetraédrica, mas com um par isolado a forma molecular é piramidal trigonal. O par isolado ocupa mais espaço que um par de ligação, comprimindo os ângulos \mathrm{H}-\mathrm{N}-\mathrm{H} para aproximadamente 107^\circ.
  • Explicação do efeito: pares não ligantes exercem maior repulsão sobre pares ligantes do que pares ligantes entre si, reduzindo os ângulos de ligação entre átomos ligados.
  • Comparação direta: \mathrm{NH_3} tem \approx 107^\circ enquanto \mathrm{BF_3} tem 120^\circ. A presença do par não ligante em \mathrm{NH_3} é a razão principal para o ângulo menor.
Conclusão do passo: a afirmação V é verdadeira.

Passo 7

Resumo das conclusões sobre cada afirmação:
  • I: verdadeira.
  • II: verdadeira.
  • III: falsa.
  • IV: verdadeira.
  • V: verdadeira.
Portanto as afirmações corretas são I, II, IV e V.

Resposta

B

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