Assinale a(s) alternativa(s) correta(s).
  1. Moléculas diatômicas formadas por átomos iguais são sempre apolares.
  2. O comprimento das ligações químicas independe do raio atômico dos átomos que participam das ligações.
  3. Ligações covalentes do tipo \sigma ocorrem somente na união entre orbitais s de um átomo e orbitais p de outro átomo.
  4. \mathrm{CH}_{4}, \mathrm{NH}_{3} e \mathrm{H}_{2} \mathrm{O} apresentam, respectivamente, geometria tetraédrica, trigonal plana e angular.
  5. Os metais, geralmente, possuem elevadas condutividades térmica e elétrica e, também, elevada densidade.
Explique:

Passo 1

O enunciado pede que eu assinale quais alternativas (01, 02, 04, 08, 16) são corretas. Vou listar claramente cada afirmação para trabalhar com elas uma a uma:
  • 01: Moléculas diatômicas formadas por átomos iguais são sempre apolares.
  • 02: O comprimento das ligações químicas independe do raio atômico dos átomos que participam das ligações.
  • 04: Ligações covalentes do tipo \sigma ocorrem somente na união entre orbitais s de um átomo e orbitais p de outro átomo.
  • 08: \mathrm{CH}_{4},\\ \mathrm{NH}_{3} e \mathrm{H}_{2}\mathrm{O} apresentam, respectivamente, geometria tetraédrica, trigonal plana e angular.
  • 16: Os metais, geralmente, possuem elevadas condutividades térmica e elétrica e, também, elevada densidade.
O objetivo é analisar cada afirmação, explicar a teoria necessária (sem pular etapas) e concluir se cada uma é verdadeira ou falsa.

Passo 2

Análise da afirmação 01: “Moléculas diatômicas formadas por átomos iguais são sempre apolares.”
Primeiro, vamos entender o que significa “apolar” e por que isso importa.
  • Definição de dipolo elétrico (intuitiva): uma molécula é polar quando há uma separação de cargas parcial entre regiões dela — isto é, há um pólo positivo e um pólo negativo. Se não houver separação de cargas, a molécula é apolar.
  • Em moléculas diatômicas (duas átomos), a polaridade depende da diferença de eletronegatividade entre os átomos. Se os átomos são iguais, a eletronegatividade é a mesma em ambos os lados, logo não há diferença de atração pelos elétrons da ligação.
  • Para uma ligação diatômica com átomos iguais, os elétrons compartilhados ficam distribuídos simetricamente entre os dois núcleos. Então não surge uma carga parcial \delta^+ de um lado e \delta^- do outro.
Exemplos simples: \mathrm{H}_2,\\ \mathrm{O}_2,\\ \mathrm{N}_2,\\ \mathrm{Cl}_2 — todas são moléculas formadas por átomos iguais e não apresentam momento dipolar.
Conclusão do Passo: a razão física é clara — igualdade de eletronegatividade implica ausência de dipolo na ligação diatômica. Portanto a afirmação 01 é verdadeira.

Passo 3

Análise da afirmação 02: “O comprimento das ligações químicas independe do raio atômico dos átomos que participam das ligações.”
Vamos aprender o que é comprimento de ligação e raio atômico e como eles se relacionam.
  • Comprimento de ligação: é a distância média entre os núcleos dos dois átomos ligados numa molécula.
  • Raio atômico (covalente): é uma medida do “tamanho” do átomo quando participa de uma ligação covalente; para muitos átomos existe um valor conhecido chamado raio covalente.
  • Regra prática (muito usada em química): o comprimento de uma ligação covalente simples entre dois átomos costuma ser aproximadamente a soma dos seus raios covalentes: \text{comprimento de ligação} \approx r_{\text{cov},A} + r_{\text{cov},B}.çãIsso não é uma lei perfeita, mas é uma boa aproximação e mostra dependência direta entre comprimento de ligação e raios atômicos.
  • Outros fatores também influenciam o comprimento de ligação: ordem de ligação (ligações duplas e triplas são mais curtas), hibridização dos orbitais, presença de cargas, interação entre pares de elétrons não-ligantes etc. Mas dizer que o comprimento independe do raio atômico ignora a influência importante e óbvia do tamanho dos átomos.
Exemplo qualitativo: átomos maiores tendem a formar ligações mais longas; átomos menores formam ligações mais curtas, tudo o resto igual.
Conclusão do Passo: a afirmação 02 é falsa — o comprimento da ligação depende (entre outros fatores) dos raios atômicos.

Passo 4

Análise da afirmação 04: “Ligações covalentes do tipo \sigma ocorrem somente na união entre orbitais s de um átomo e orbitais p de outro átomo.”
Precisamos entender o que é uma ligação \sigma e como ela surge.
  • Definição de ligação \sigma: é o tipo de ligação covalente formada pelo sobrepô em “frente a frente” (overlap axial) dos orbitais atômicos. É o primeiro tipo de ligação que aparece quando dois átomos se aproximam e pode ocorrer entre quaisquer orbitais que permitam overlap frontal.
  • Exemplos de combinações que formam \sigma:
    • s s (ex.: ligação \mathrm{H}_2 formada por overlap 1s 1s);
    • s p (ex.: ligação H–Cl tem componente 1s do H e 3p do Cl formando \sigma);
    • p p (quando o overlap é frontal, ex.: em algumas ligações \mathrm{C}=\mathrm{C} a ligação \sigma entre carbonos resulta do overlap frontal de orbitais híbridos sp^2 ou sp^3);
    • Até d s, d p, d d em compostos de metais de transição.
  • As ligações \pi são diferentes: elas vêm do overlap lateral (side-on) de orbitais p (ou d) e aparecem como segundas (ou terceiras) ligações em ligações múltiplas.
A palavra “somente” na afirmação é o problema: \sigma não ocorre apenas em s p; ocorre em s s, p p (frontal) etc.
Conclusão do Passo: a afirmação 04 é falsa.

Passo 5

Análise da afirmação 08: " \mathrm{CH}_{4},\\ \mathrm{NH}_{3} e \mathrm{H}_{2}\mathrm{O} apresentam, respectivamente, geometria tetraédrica, trigonal plana e angular."
Aqui vamos usar a teoria VSEPR (Teoria da Repulsão dos Pares Eletrônicos da Camada de Valência) de forma didática.
  • Ideia central do VSEPR: pares de elétrons na camada de valência de um átomo central (pares ligantes e pares não-ligantes, aka pares livres) repelem-se e se organizam no espaço para minimizar repulsão, determinando a geometria molecular.
  • Contamos “domínios eletrônicos” ao redor do átomo central: cada ligação simples, dupla ou tripla conta como um domínio; cada par livre conta como um domínio. O arranjo dos domínios determina a geometria eletrônica; depois olhar a posição apenas dos átomos ligados dá a geometria molecular.
Agora os casos:
  • \mathrm{CH}_4: átomo central C tem 4 pares ligantes e 0 pares livres → 4 domínios → geometria eletrônica tetraédrica e geometria molecular tetraédrica. Ângulo de ligação ideal \,109{,}5^\circ. Então “tetraédrica” está certo para \mathrm{CH}_4.
  • \mathrm{NH}_3: N tem 3 pares ligantes (três H) e 1 par livre → 4 domínios → geometria eletrônica tetraédrica, mas geometria molecular (considerando só os átomos) é trigonal piramidal (ou trigonal “piramidal”) — não é trigonal plana. O par livre ocupa mais espaço e comprime um pouco os ângulos, dando ângulos de aproximadamente \,107^\circ. Portanto “trigonal plana” está errado para \mathrm{NH}_3.
  • \mathrm{H}_2\mathrm{O}: O tem 2 pares ligantes (dois H) e 2 pares livres → 4 domínios → geometria eletrônica tetraédrica, geometria molecular é angular (ou “dobrada”, bent). Ângulo de ligação aproximado \,104{,}5^\circ. Então “angular” está correto para \mathrm{H}_2\mathrm{O}.
Resumo: a sequência dada é parcialmente correta (CH _4 e H _2O ok) mas contém erro no caso de NH _3.
Conclusão do Passo: a afirmação 08 é falsa.

Passo 6

Análise da afirmação 16: “Os metais, geralmente, possuem elevadas condutividades térmica e elétrica e, também, elevada densidade.”
Vamos entender a ligação metálica e as propriedades resultantes.
  • Modelo físico-químico (breve): em metais, os átomos formam uma rede cristalina e os elétrons de valência ficam deslocalizados formando um “mar” ou “nuvem” de elétrons livres. Isso confere propriedades características.
  • Condutividade elétrica: os elétrons deslocalizados podem mover-se livremente sob aplicação de um campo elétrico, resultando em alta condutividade elétrica.
  • Condutividade térmica: os elétrons livres também transportam energia térmica eficientemente, por isso metais costumam ter elevada condutividade térmica. Existe até uma relação entre condutividade elétrica e térmica (lei de Wiedemann–Franz) para metais.
  • Densidade: metálicos tendem a ter átomos arranjados de forma muito compacta (estruturas cristalinas como cúbica de face centrada, hexagonal compacta etc.), o que leva a densidades relativamente altas. No entanto, há exceções: metais alcalinos (como \mathrm{Li},\\ \mathrm{Na},\\ \mathrm{K}) têm densidades baixas comparadas a outros metais. Mas a palavra “geralmente” na afirmação abre espaço para essas exceções.
Portanto, em termos gerais e para um enunciado de prova, a afirmação recolhe propriedades corretas associadas ao caráter metálico.
Conclusão do Passo: a afirmação 16 é verdadeira (considerando o “geralmente”).

Passo 7

Síntese final: colocando juntas as conclusões de cada afirmação:
  • 01: verdadeira.
  • 02: falsa.
  • 04: falsa.
  • 08: falsa.
  • 16: verdadeira.

Resposta

01
16

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