Química II - GABARITO

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CQ 2 - Nitratos na água.pdf
 
 
Fundação Centro de Ciências e Educação Superior a Distância do Estado do Rio de Janeiro 
Centro de Educação Superior a Distância do Estado do Rio de Janeiro 
Curso de Licenciatura em Química 
Disciplina: Química B 
Coordenador: Prof. Dr. Adolfo Horn Jr. 
 
Nitratos na água 
“Muitos rios, estuários e reservatórios 
subterrâneos contêm concentrações do íon nitrato 
(NO3
-
) que são maiores do que as que ocorrem 
naturalmente. As fontes mais importantes de 
nitratos adicionais da água são a agricultura, 
efluentes de esgotos e a chuva ácida (que contem 
NO2 dissolvido). Os íons nitrato são essenciais para 
o desenvolvimento de plantas saudáveis, e os 
agricultores frequentemente adicionam adubos ao 
solo para substituir os íons absorvidos por safras 
anteriores. Isso pode ser na forma de adubos 
inorgânicos, tais como nitrato amoniacal, ou adubos 
orgânicos. Os compostos de nitrato são muito 
solúveis em água e podem entrar no sistema 
aquático ou na forma de escoamento do solo ou de 
percolação através do solo para as águas 
subterrâneas. O escoamento do solo geralmente 
ocorre em áreas de rocha impermeável, onde o 
lençol freático fica logo abaixo da superfície. Em 
áreas de rocha porosa, tais como marga e calcário, a 
água é levada mais para baixo na direção do lençol 
freático. Esse processo pode ser tão lento quanto um 
metro por ano, de modo que as concentrações de 
íons nitrato presentes nas águas subterrâneas hoje 
em dia são devido a práticas agrícolas de muitos 
anos atrás.” 
E você, já sabia que o nitrato é importante para a 
agricultura? Sabia também que ele é a base 
conjugada do ácido nítrico? Tente montar a 
estrutura de Lewis do ácido nítrico e do nitrato. Eles 
apresentam estrutura de ressonância? Qual a 
hibridização do nitrogênio nestes compostos? 
 
 
 
Os nitratos e os fosfatos causam um rápido aumento da 
população de algas e estas formam coberturas que bloqueiam 
a entrada da luz para as plantas abaixo. As plantas mortas são 
destruídas pelas bactérias na agua, o que priva a água de 
oxigênio. Isso é eutrofização. 
 
Texto extraído do livro “Química
3
: Introdução à 
química inorgânica, orgânica e físico-química”, 
volume 1, autores: Andrew Burrows, John Holman, 
Andrew Parsons e Gwen Pilling, editora LTC, 
2012. 
 
CQ1 - N2O - de gás hilariante a dragsters.pdf
 
 
Fundação Centro de Ciências e Educação Superior a Distância do Estado do Rio de Janeiro 
Centro de Educação Superior a Distância do Estado do Rio de Janeiro 
Curso de Licenciatura em Química 
Disciplina: Química B 
Coordenador: Prof. Dr. Adolfo Horn Jr. 
Curiosidades Químicas 
N2O: de gás hilariante a dragsters 
O gás óxido de dinitrogênio (óxido nitroso, 
N2O) foi descoberto no ano de 1770 pelo químico e 
clérigo inglês Joseph Priestley. Quando investigava 
os efeitos fisiológicos do N2O, Humphrey Davy 
notou que ele causava risadinhas, desorientação e 
alucinações nas pessoas que o inalavam. Davy 
cunhou o termo "gás hilariante" para o óxido 
nitroso, e durante a primeira metade do século XIX 
o principal uso do N2O era recreativo. O público 
pagava um pequeno preço nos espetáculos 
itinerantes e parques de diversão para inalar o gás 
por um minuto (Figura 1). Davy observou que o 
N2O tinha propriedades anestésicas, mas só depois 
de 1840 é que o gás foi utilizado pela primeira vez 
como um analgésico dental e médico. Inicialmente, 
ele era menos popular que seus rivais anestésicos, o 
éter (dietil éter, CH3CH2OCH2CH3) e o clorofórmio 
(CHCℓ3), já que estes são mais potentes e mais 
fáceis de usar. No entanto, ambos têm efeitos 
colaterais e o éter e altamente inflamável, o que 
constituía outra desvantagem para seu uso. Ao 
contrário, o óxido nitroso puro e um anestésico 
seguro, porém suave, e ainda hoje e empregado 
como analgésico em odontologia e parto. 
 
Figura 1. No século XIX, muitas pessoas, inclusive o poeta 
Samuel Coleridge, inalavam o N2O por prazer. O N2O é 
frequentemente formado juntamente com outros óxidos de 
nitrogênio mais tóxicos; assim, inalá-lo nessas condições e 
potencialmente perigoso. 
 
 
 
O N2O não é reativo a temperatura ambiente, 
mas, ao ser aquecido, decompõe-se 
exotérmicamente em N2 e O2. 
Se o N2O é injetado na câmara de combustão 
de um motor, a potência aumenta. Quando o N2O se 
decompõe, são formados três mols de gás a partir de 
dois mols de N2O, e o aumento da pressão oferece 
um reforço extra aos pistões. O aumento do 
conteúdo de oxigênio do ar que se segue a 
decomposição também permite queima mais 
eficiente do combustível. 
O N2O também pode ser injetado na 
alimentação de combustível de carros de corrida 
para dar maior potência ao motor. Ele e introduzido 
no cano de admissão de ar do motor na forma de um 
líquido, em que vaporiza, aumentando a pressão e 
diminuindo a temperatura da admissão através de 
seu calor latente de vaporização. Não e viável 
operar um carro continuamente usando o N2O, 
assim é usado principalmente em eventos curtos e 
rápidos, tais como corrida de dragsters (Figura 2), 
na qual é importante a aceleração máxima. 
E você, saberia desenhar a estrutura de Lewis 
do N2O? 
 
 
Figura 2. Os dragsters frequentemente utilizam o N2O para 
obter aceleração rápida. 
 
Texto extraído do livro “Química
3
: Introdução à 
química inorgânica, orgânica e físico-química”, 
volume 1, autores: Andrew Burrows, John Holman, 
Andrew Parsons e Gwen Pilling, editora LTC, 
2012. 
 
EP1 gabarito.pdf
 
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Curso de Licenciatura em Química 
Exercício Programado 1 
Disciplina: Química B 
Coordenador: Prof. Dr. Adolfo Horn Jr. 
 
1- (a) O que são elétrons de valência? (b) Quantos elétrons de valência um átomo de nitrogênio possui? (c) 
Um átomo tem a configuração eletrônica ls
2
2s
2
2p
6
3s
2
. Quantos elétrons de valência o átomo tem? 
 
(a) Elétrons de valência são os que participam nas ligações químicas, são os elétrons 
mais externo do átomo. Isso, geralmente, significa que os elétrons de valência são 
aqueles além da configuração do gás nobre anterior ao elemento. 
(b) Um átomo de nitrogênio tem 5 elétrons de valência. 
 
(c) O átomo (Si) tem 4 elétrons de valência. 
 
 
2 (a) O que é a regra do octeto? (b) Quantos elétrons um átomo de enxofre deve ganhar para atingir um octeto, 
em seu nível de valência? (c) Se um átomo tem a configuração eletrônica ls
2
2s
2
2p
3
, quantos elétrons ele deve 
ganhar para atingir um octeto? 
 
a) Os átomos (Exceto H e He) devem ganhar, perder ou compartilhar elétrons 
para conseguir a configuração eletrônica do gás nobre mais próximo. Isso 
corresponde a atingir oito elétrons na camada de valência. 
b) S: [Ne] 3s23p4 
O átomo de enxofre tem seis elétrons de valência, por isso deve ganhar dois 
elétrons para conseguir alcançar o octeto. 
c) 1s22s22p3 = [He] 2s22p3 
O átomo (N) tem cinco elétrons de valência e deve ganhar três elétrons para 
conseguir alcançar o octeto. 
 
3-Escreva o símbolo de Lewis para os átomos de cada um dos seguintes elementos: (a)Ca; (b) P; (c) Ne; (d) B. 
 
4- Qual e o símbolo de Lewis para cada um dos seguintes átomos ou íons: (a) Mg; (b) As; (c) Sc
3+
; (d) Se
2-
? 
 
5- Use os símbolos de Lewis para representar a reação que ocorre entre os átomos de Mg e Br: 
 
6- Usando os símbolos e as estruturas de Lewis, faça um diagrama da formação do SiCl4 a partir dos átomos 
Si e Cl. 
 
7-Usando os símbolos e as estruturas de Lewis, faça um diagrama da formação do NCl3 a partir dos átomos de 
N e Cl. 
 
8- (a) Construa a estrutura para O2 na qual cada átomo atinge um octeto
de elétrons. (b) Explique por que e 
necessário formar urna ligação dupla na estrutura de Lewis. (c) A ligação em O2 e mais curta que a ligação 
simples O-O em compostos que contem um a ligação simples O-O. Explique essa observação. 
 
(b) A ligação dupla é necessária porque não existem elétrons suficientes para 
satisfazer a regra do octeto com ligações simples e pares não compartilhados. 
(c) Quanto maior for o número de pares de elétrons compartilhados entre dois 
átomos, menor será o espaço entre os átomos. Se O2 tem uma ligação dupla, 
a distância de ligação O=O será menor do que a ligação simples O-O em outra 
molécula. 
 
9- Os comprimentos de ligação C-S no dissulfeto de carbono, CS2, são mais curtos do que seria esperado para 
as ligação simples C-S. Use urna estrutura de Lewis para racionalizar essa observação. 
 
As ligações CS em CS2 são ligações duplas, por isso as distâncias CS será 
menor do que a distância CS ligação simples. 
 
10- Desenhe as estruturas de Lewis para os seguintes compostos: (a) SiH4 (b) CO; (c) SF2; (d) H2SO4 (H está 
ligado a O); (e) ClO2
-
; (f) NH2OH. 
 
 
11- Escreva as estruturas de Lewis para os seguintes compostos: (a) H2CO (ambos os átomos de H estão 
ligados a C); (b) H2O2; (c) C2F6 (contem uma ligação C-C); (d) AsO3
3-
; (e) H2SO3 (o H esta ligado ao O); (f) 
C2H2. 
 
 
12- Escreva estruturas de Lewis que obedeçam a regra do octeto para cada um das seguintes estruturas e 
atribua as cargas formais para cada átomo: (a) NO
+
; (b) POCl3 (P esta ligado a três Cl e ao O); (c) ClO4
-
; (d) 
HClO3 (H esta ligado ao O). 
 
 
13- Determine a ordem dos comprimentos de ligação C-O em CO, CO2 e CO3
2-
. 
 
 
Quanto mais pares de elétrons partilhados por dois átomos, mais curta a 
ligação entre eles. O número médio de pares de elétrons compartilhados por C 
e O nas três espécies são: 3 para o CO, 2 para CO2 e 1,33 por CO3
2-, esta é 
também a ordem crescente de comprimento de ligação: CO <CO2 <CO3
2 -. 
 
14- Com base nas estruturas de Lewis, determine a ordem dos comprimentos de ligação N-O no NO
+
, NO2
-
 e 
NO3
-
. 
 
 
O número médio de pares de elétrons na ligação N-O é de 3 para NO+, 1,5 
para NO2 e 1,33 para NO3
-, Quanto mais pares de elétrons compartilhados 
entre dois átomos, menor a ligação. Assim, os comprimentos de ligação N-O 
varia na seguinte ordem: NO+<NO2<NO3
- 
 
 
EP1.pdf
 
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Curso de Licenciatura em Química 
Exercício Programado 1 
Disciplina: Química B 
Coordenador: Prof. Dr. Adolfo Horn Jr. 
 
1- (a) O que são elétrons de valência? (b) Quantos elétrons de valência um átomo de nitrogênio possui? (c) 
Um átomo tem a configuração eletrônica ls
2
2s
2
2p
6
3s
2
. Quantos elétrons de valência o átomo tem? 
 
2 (a) O que é a regra do octeto? (b) Quantos elétrons um átomo de enxofre deve ganhar para atingir um octeto, 
em seu nível de valência? (c) Se um átomo tem a configuração eletrônica ls
2
2s
2
2p
3
, quantos elétrons ele deve 
ganhar para atingir um octeto? 
 
3-Escreva o símbolo de Lewis para os átomos de cada um dos seguintes elementos: (a)Ca; (b) P; (c) Ne; (d) B. 
 
4- Qual e o símbolo de Lewis para cada um dos seguintes átomos ou íons: (a) Mg; (b) As; (c) Sc
3+
; (d) Se
2-
? 
 
5- Use os símbolos de Lewis para representar a reação que ocorre entre os átomos de Mg e Br: 
 
6- Usando os símbolos e as estruturas de Lewis, faça um diagrama da formação do SiCl4 a partir dos átomos 
Si e Cl. 
 
7-Usando os símbolos e as estruturas de Lewis, faça um diagrama da formação do NCl3 a partir dos átomos de 
N e Cl. 
 
8- (a) Construa a estrutura para O2 na qual cada átomo atinge um octeto de elétrons. (b) Explique por que e 
necessário formar urna ligação dupla na estrutura de Lewis. (c) A ligação em O2 e mais curta que a ligação 
simples O-O em compostos que contem um a ligação simples O-O. Explique essa observação. 
 
9- Os comprimentos de ligação C-S no dissulfeto de carbono, CS2, são mais curtos do que seria esperado para 
as ligação simples C-S. Use urna estrutura de Lewis para racionalizar essa observação. 
 
10- Desenhe as estruturas de Lewis para os seguintes compostos: (a) SiH4 (b) CO; (c) SF2; (d) H2SO4 (H está 
ligado a O); (e) ClO2
-
; (f) NH2OH. 
 
11- Escreva as estruturas de Lewis para os seguintes compostos: (a) H2CO (ambos os átomos de H estão 
ligados a C); (b) H2O2; (c) C2F6 (contem uma ligação C-C); (d) AsO3
3-
; (e) H2SO3 (o H esta ligado ao O); (f) 
C2H2. 
 
12- Escreva estruturas de Lewis que obedeçam a regra do octeto para cada um das seguintes estruturas e 
atribua as cargas formais para cada átomo: (a) NO
+
; (b) POCl3 (P esta ligado a três Cl e ao O); (c) ClO4
-
; (d) 
HClO3 (H esta ligado ao O). 
 
13- Determine a ordem dos comprimentos de ligação C-O em CO, CO2 e CO3
2-
. 
 
14- Com base nas estruturas de Lewis, determine a ordem dos comprimentos de ligação N-O no NO
+
, NO2
-
 e 
NO3
-
. 
 
 
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Curso de Licenciatura em Química 
Exercício Programado 12 
Disciplina: Química B 
Coordenador: Prof. Dr. Adolfo Horn Jr. 
 
 
1 - Quais dos seguintes processos são espontâneos e quais 
não são espontâneos: (a) o derretimento de cubos de gelo 
a -5°C e à pressão de 1 atm; (b) dissolução do açúcar em 
uma xícara de café quente; (c) a reação de átomos de 
nitrogênio para formar moléculas de N2 a 25 °C e 1 atm; 
(d) o alinhamento de limalha de ferro em um campo 
magnético; (e) a formação de moléculas de CH4 e de O2 a 
partir de CO2 e H2O à temperatura ambiente e 1 atm de 
pressão? 
R: 
(a) não espontâneo: -5 ° C é uma temperatura inferior 
ao ponto de fusão do gelo, de modo fusão não ocorre 
sem a intervenção contínua. 
(b) espontâneo: o açúcar é solúvel em água e ainda 
mais solúvel em café quente. 
(c) espontâneo: as moléculas de N2 são relativamente 
mais estáveis que átomos de N isolado. 
(d) espontâneo: a limalha de ferro se organizar em um 
campo magnético sem intervenção. 
(e) não espontâneo: CO2 e H2O estão continuamente 
em contato, em condições atmosféricas na natureza e 
não formam CH4 e O2. 
2- O ponto de congelamento normal do l-propanol 
(C3H8O) é -127 °C. (a) O congelamento do l-propanol é 
um processo endotérmico ou exotérmico? (b) Em que 
faixa de temperatura o congelamento do 1-propanol é um 
processo espontâneo? (c) Em que faixa de temperatura ele 
é um processo não espontâneo? (d) Há alguma 
temperatura na qual as fases sólida e líquida do 1-
propanol estejam em equilíbrio? Justifique sua resposta. 
R: 
(a) exotérmica. Se a fusão necessita de calor e é 
endotérmico, o congelamento deve ser exotérmico. 
(b) a 1 atm (indicado pelo termo ponto de 
congelamento "normal"), o congelamento do 1-
propanol é espontâneo a temperaturas inferiores a -
127 ° C. 
(c) a 1 atm, o congelamento de 1-propanol é não 
espontâneo em Temperaturas acima de -127 ° C. 
(d) a 1 atm e -127 ° C, ponto de congelação normal do 
1-propanol, as fases sólidas e líquidas estão em 
equilíbrio. Isto é, no ponto de congelamento, as 
moléculas de 1-propanol escapar para a fase líquida, 
na mesma taxa como líquidas solidificam, assumindo 
que nenhum calor é trocado entre o 1-propanol e as 
vizinhanças. 
3- Considere o que acontece quando uma amostra do 
explosivo TNT é detonado. (a) A detonação é um 
processo espontâneo? (b) Qual é o sinal de q para esse 
processo? (c) Você pode determinar se w é positivo, 
negativo
ou zero para o processo? Justifique sua resposta. 
(d) Você pode determinar o sinal de ∆E para o processo? 
Justifique sua resposta. 
R: 
(a) A detonação de um explosivo é definitivamente 
espontânea uma vez que é iniciado. 
(b) À pressão atmosférica constante, ∆H = q. A reação 
de detonação é altamente exotérmica, de modo que o 
valor de q é grande e negativo. 
(c) O sinal (e magnitude) de w depende do caminho do 
processo (os detalhes exatos de como a detonação é 
realizada). Parece claro, no entanto, que o trabalho 
será feito pelo sistema sobre o ambiente em quase 
todas as circunstâncias (implosão de edifícios, explosão 
de minas a movimentação do ar), de modo que, o sinal 
de w é provavelmente negativo. 
(d) ∆U = q + w. Se q e w são ambos negativos, então o 
sinal de ∆U é negativo, independentemente das 
grandezas de q e w. 
4- Para a expansão isotérmica de um gás no vácuo, ∆U = 
0, q = 0 e w = 0. (a) Esse é um processo espontâneo? (b) 
Explique por que nenhum trabalho é executado pelo 
sistema durante esse processo. (c) Em termodinâmica, 
qual é a “força diretora” para a expansão do gás? 
R: 
a) Sim, o processo é espontâneo 
b) W = -Pexterna∆V; se a pressão é nula (vácuo), o 
trabalho é nulo. 
c) A força motriz para esta expansão é o aumento 
de números de possíveis arranjos das 
moléculas, o aumento da desordem do sistema. 
5- Explique por que é possível considerar o calor ganho 
ou dispendido por um sistema em um processo reversível 
como função de estado, ao passo que q não é normalmente 
considerado uma função de estado. 
R: 
De maneira geral, o calor recebido ou perdido de um 
sistema é dependente do trajeto, o valor de q depende 
de como a alteração ocorreu, bem como os estados 
iniciais e finais. Para um processo reversível, o 
caminho é especifico, é o caminho reversível. Existe 
apenas uma via reversível para um processo. Portanto, 
qrev depende somente dos estados iniciais e finais do 
sistema, o que é a definição de uma função de estado. 
6- De que modo a entropia do sistema varia quando ocorre 
o seguinte: (a) um sólido se funde; (b) um líquido 
vaporiza; (c) um sólido se dissolve em água; (d) um gás se 
liquefaz? 
R: A entropia do sistema aumenta em (a), (b) e (c). 
Diminui em (d). 
7- O ponto de ebulição normal do metanol (CH3OH) é 
64,7°C e sua entalpia molar de vaporização é ∆Hvap = - 
71,8 kJ/mol. (a) Quando CH3OH(l) ferve em seu ponto de 
ebulição normal, sua entropia aumenta ou diminui? (b) 
Calcule o valor de ∆S quando 1,00 mol de CH3OH for 
vaporizado a 64,7°C. 
R: 
a) aumenta 
b) 
 
8- Para cada um dos seguintes pares, escolha a substância 
com a entropia por mol mais alta em certa temperatura: (a) 
Ar (l) ou Ar (s); (b) He (g) a 3 atm de pressão ou He (g) a 
1,5 atm de pressão; (c) 1 mol de Ne (g) em 15,0 L ou 1 
mol de Ne (g) em 1,50 L; (d) CO2 (s) ou CO2 (g). 
R: 
a) Ar (l) (mais liberdade para as partículas) 
b) He (g) a 1,5 atm de pressão (o maior volume permite 
o maior movimento das partículas). 
c) 1 mol de Ne (g) em 15,0 L (o maior volume permite o 
maior movimento das partículas). 
d) CO2 (g) (na fase gasosa as partículas estão mais 
livres). 
9-(a) Para um processo que ocorre a temperatura 
constante, expresse a variação na energia livre de Gibbs 
em termos de variações na entalpia e na entropia do 
sistema. (b) Para determinado processo que ocorre a T e P 
constantes, o valor de ∆G é positivo. O que você pode 
concluir? (c) Qual é a relação entre ∆G para um processo 
e a velocidade na qual ele acontece? 
R: 
a) ∆G = ∆H - T∆S 
b) para ∆G positivo temos um processo não 
espontâneo. 
c) não tem relação nenhuma. 
10- (a) Qual é o significado da variação da energia livre 
padrão, ∆G°, quando comparado a ∆G? (b) Para qualquer 
processo que ocorra a temperatura e pressão constantes, 
qual é o significado de ∆G = 0? (c) Para determinado 
processo, ∆G é grande e negativo. Isso significa 
necessariamente que o processo ocorre com rapidez? 
R: 
a) O variação de energia livre padrão, ∆G°, representa 
a variação de energia livre para o processo quando 
todos os reagentes e produtos estão em seus estados 
padrão. Quando alguns ou todos os reagentes ou 
produtos não estão em seus estados padrão, a energia 
livre é representada simplesmente como ∆G. O valor 
da ∆G° depende dos estados físicos específicos dos 
reagentes e produtos. 
b) Quando ∆G = 0, o sistema está em equilíbrio. 
(c) O sinal e magnitude da ∆G não dão informação 
sobre a velocidade do processo. 
11- Para determinada reação química, ∆H° = - 35,4 kJ e 
∆S° = -85,5 J/K. (a) A reação é exotérmica ou 
endotérmica? (b) A reação leva a aumento ou diminuição 
na desordem do sistema? (c) Calcule ∆G° para a reação a 
298 K. (d) A reação é espontânea a 298 K? 
R: 
a) A reação é exotérmica 
b) Ocorre diminuição da desordem do sistema. 
c) 
 
d) Nessa temperatura o ∆G° é negativo. 
 
12- Para uma reação em particular ∆H = -32 kJ e ∆S = -98 
J/K. Suponha que ∆H e ∆S não variam com a temperatura. 
(a) A que temperatura a reação terá ∆G = 0? (b) Se T é 
aumentado acima do valor encontrado no item (a), a 
reação será espontânea ou não espontânea? 
R: 
a) 
 
b) 
Aumentando T, ∆G se torna mais positivo e o processo 
se torna não espontâneo. 
 
EP10.pdf
 
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Exercício Programado 12 
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1 - Quais dos seguintes processos são espontâneos e quais 
não são espontâneos: (a) o derretimento de cubos de gelo 
a -5°C e à pressão de 1 atm; (b) dissolução do açúcar em 
uma xícara de café quente; (e) a reação de átomos de 
nitrogênio para formar moléculas de N2 a 25 °C e 1 atm; 
(d) o alinhamento de limalha de ferro em um campo 
magnético; (e) a formação de moléculas de CH4 e de O2 a 
partir de CO2 e H2O à temperatura ambiente e 1 atm de 
pressão? 
2- O ponto de congelamento normal do l-propanol 
(C3H8O) é -127 °C. (a) O congelamento do l-propanol é 
um processo endotérmico ou exotérmico? (b) Em que 
faixa de temperatura o congelamento do 1-propanol é um 
processo espontâneo? (c) Em que faixa de temperatura ele 
é um processo não espontâneo? (d) Há alguma 
temperatura na qual as fases sólida e líquida do 1-
propanol estejam em equilíbrio? Justifique sua resposta. 
3- Considere o que acontece quando uma amostra do 
explosivo TNT é detonado. (a) A detonação é um 
processo espontâneo? (b) Qual é o sinal de q para esse 
processo? (c) Você pode determinar se w é positivo, 
negativo ou zero para o processo? Justifique sua resposta. 
(d) Você pode determinar o sinal de ∆E para o processo? 
Justifique sua resposta. 
4- Para a expansão isotérmica de um gás no vácuo, ∆E = 
0, q = 0 e w = 0. (a) Esse é um processo espontâneo? (b) 
Explique por que nenhum trabalho é executado pelo 
sistema durante esse processo. (c) Em termodinâmica, 
qual é a “força diretora” para a expansão do gás? 
5- Explique por que é possível considerar o calor ganho 
ou dispendido por um sistema em um processo reversível 
como função de estado, ao passo que q não é normalmente 
considerado uma função de estado. 
6- De que modo a entropia do sistema varia quando ocorre 
o seguinte: (a) um sólido se funde; (b) um líquido 
vaporiza; (c) um sólido se dissolve em água; (d) um gás se 
liquefaz? 
 
7- O ponto de ebulição normal do metanol (CH3OH) é 
64,7°C e sua entalpia molar de vaporização é ∆Hvap = - 
71,8 kJ/mol. (a) Quando CH3OH(l) ferve em seu ponto de 
ebulição normal, sua entropia aumenta ou diminui? (b) 
Calcule o valor de ∆S quando 1,00 mol de CH3OH for
vaporizado a 64,7°C. 
8- Para cada um dos seguintes pares, escolha a substância 
com a entropia por mol mais alta em certa temperatura: (a) 
Ar (l) ou Ar (s); (h) He (g) a 3 atm de pressão ou He (g) a 
1,5 atm de pressão; (c) 1 mol de Ne (g) em 15,0 L ou 1 
mol de Ne (g) em 1,50 L; (d) CO2 (s) ou CO2 (g). 
9-(a) Para um processo que ocorre a temperatura 
constante, expresse a variação na energia livre de Gibbs 
em termos de variações na entalpia e na entropia do 
sistema. (b) Para determinado processo que ocorre a T e P 
constantes, o valor de ∆G é positivo. O que você pode 
concluir? (c) Qual é a relação entre ∆G para um processo 
e a velocidade na qual ele acontece? 
10- (a) Qual é o significado da variação da energia livre 
padrão, ∆G°, quando comparado a ∆G? (b) Para qualquer 
processo que ocorra a temperatura e pressão constantes, 
qual é o significado de ∆G = 0? (c) Para determinado 
processo, ∆G é grande e negativo. Isso significa 
necessariamente que o processo ocorre com rapidez? 
11- Para determinada reação química, ∆H° = - 35,4 kJ e 
∆S° = -85,5 J/K. (a) A reação é exotérmica ou 
endotérmica? (b) A reação leva a aumento ou diminuição 
na desordem do sistema? (c) Calcule ∆G° para a reação a 
298 K. (d) A reação é espontânea a 298 K? 
12- Para uma reação em particular ∆H = -32 kJ e ∆S = -98 
J/K. Suponha que ∆H e ∆S não variam com a temperatura. 
(a) A que temperatura a reação terá ∆G = 0? (b) Se T é 
aumentado acima do valor encontrado no item (a), a 
reação será espontânea ou não espontânea? 
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Curso de Licenciatura em Química 
Exercício Programado 2 
Disciplina: Química B 
Coordenador: Prof. Dr. Adolfo Horn Jr. 
 
1- (a) Escreva uma ou mais estruturas de Lewis apropriadas para o íon nitrito, NO2
-
. (b) Com qual composto de oxigênio 
ele e isoeletrônico? (c) Quais comprimentos de ligação você determinaria nas espécies em relação às ligações simples N-O? 
 
Respostas: 
a) 
 
b) O3 
 
c) a ligação N-O no NO2
-
 é mais curta que uma ligação simples N-O 
 
2- Considere o cátion nitril, NO2
+
. (a) Escreva uma ou mais estruturas de Lewis para essa espécie. (b) As estruturas de 
ressonância são necessárias para descrever a estrutura? (c) Com qual espécie familiar ela é isoeletrônica? 
Respostas: 
 
a) 
 
b) Quando mais de uma estrutura de Lewis pode ser escrita corretamente para a descrição de uma espécie química, 
as estruturas de ressonância são necessárias para descrever a espécie. 
 
c) 
C OO
 e 
N N N
 
 
3-(a) Use o conceito de ressonância para explicar por que as seis ligações C-C no benzeno são iguais em comprimento. (b) 
Os comprimentos de ligação C-C no benzeno são mais curtos que os de 1igações simples, mas mais longos que os de 
ligações duplas C=C. Use o modelo de ressonância para explicar essa observação. 
 
Respostas: 
a) 
 
b) O híbrido de ressonância desta molécula tem ligações que não são nem simples nem dupla, mas são 
intermediárias. Isto resulta em comprimentos de ligação que são intermediarias simples e duplas. 
 
4- Desenhe as estruturas de Lewis para cada um dos seguintes íons ou moléculas. Identifique aqueles que não obedecem a 
regra do octeto e explique por que isso ocorre. (a) CO3
2-
; (b) BH3 (c) I
3-
; (d) GeF4 (e) AsF6
-
. 
Respostas: 
a) Obedece a regra do octeto 
 
b) não obedece, pois o boro está rodeado por 6 elétrons 
 
c) não obedece, pois o iodo central está rodeado por 10 elétrons 
 
d) obedece a regra do octeto 
 
e) não obedece, pois o Arsênio está rodeado por 12 elétrons 
 
 
5- Desenhe as estruturas de Lewis para cada um dos seguintes íons ou moléculas. Identifique os que não obedecem a regra 
do octeto e explique por que isso ocorre. (a) NO; (b) ICl2
-
; (e) SO2; (d) BCl3; (e) XeF4. 
Respostas: 
a) não obedece, pois o Nitrogênio está rodeado por 7 elétrons 
 
b) não obedece, pois o iodo central está rodeado por 10 elétrons 
 
c) obedece a regra do octeto 
 
d) não obedece, pois o boro está rodeado por 6 elétrons 
 
e) não obedece, pois o Xenônio está rodeado por 12 elétrons 
 
6- a) Descreva a molécula de dióxido de cloro, ClO2, usando três estruturas de ressonância possíveis. (b) Alguma dessas 
estruturas de ressonância satisfaz a regra do octeto para todos os átomos na molécula? Justifique sua resposta. (c) Usando 
as cargas formais, selecione a(s) estrutura(s) de ressonância(s) mais importante(s). 
Respostas: 
a) 
 
b) Nenhuma delas satisfaz, pois em cada uma há pelo menos um átomo com 7 elétrons ao seu redor. 
c) 
 
A segunda e terceira estrutura de ressonâncias são as mais importantes. 
 
7-Ca1cule a carga formal no átomo indicado em cada uma das seguintes moléculas ou íons: (a) do átomo de O central em 
O3 (b) do fósforo em PF6
-
; (e) do nitrogênio emNO2; (d) do iodo em IC13
-
 (e) do cloro em HClO. (o hidrogênio está ligado 
ao O). 
Respostas: 
a) 
 
 
 
b) 
 
 
 
c) 
 
 
 
 
 
 
d) 
 
 
e) 
 
 
 
8- (a) Determine a carga formal no átomo de cloro no íon hipoclorito, ClO
-
, e no íon perclorato, ClO4
-
 , se a átomo de Cl 
tem um octeto. (b) Quais as números de oxidação do cloro ClO
-
 e ClO4
-
? (e) Quais as diferenças essenciais nas definições 
de carga formal e numero de oxidação que levam as diferenças em suas respostas para os itens (a) e (b)? 
 
Respostas: 
a) 
 
 
b) O número de oxidação do Cl é +1 no ClO
-
 e +7 no ClO4
- 
 
c) A definição de carga formal assume que todos os pares de elétrons das ligações são igualmente 
compartilhados pelos dois átomos ligados, assumindo que as ligações são puramente covalentes. A 
definição do número de oxidação assume que o elemento mais eletronegativo na ligação assume o controle 
de todos os elétrons de ligação, assumindo que as ligações são puramente iônicas. Estas duas definições 
representam os dois extremos de como a densidade de elétrons é distribui entre átomos ligados. 
 
9- As moléculas BF3 e SO3 são descritas como trigonais planas. Essa informação define completamente seus ângulos de 
ligação? 
Respostas: 
Sim. Esta descrição significa que os três átomos de terminais estão localizados no os cantos de um 
triângulo equilátero e o átomo central é no plano e no centro desse triângulo. Apenas os ângulos de ligação 
de 120 º são possíveis neste arranjo. 
 
 
10- O metano (CH4) e o íon perclorato (CIO4
-
) são descritos como tetraédricos. O que isso indica sobre seus ângulos de 
ligação? 
Respostas: 
Em uma simétrica tetraédrica, os quatro ângulos de ligação são iguais entre si, com valores de aproximadamente de 
109,5 °. Os ângulos H-C-H em CH4 e os ângulos de O-Cl-O em CIO4
-
 terão valores próximos de 109.5 °. 
 
11- Descreva a geometria de domínios de elétrons característica de cada um dos seguintes números de domínios de elétrons 
ao redor de um átomo central: (a) 3; (b) 4; (c) 5; (d) 6. 
Resposta: 
 
 
a) Trigonal plana; b) tetraedral; c) trigonal bipiramidal; d) octaedral 
 
12- Indique o número de domínios de elétrons ao redor de um átomo central, dados os seguintes ângulos entre eles: (a) 
120°; (b) 180°; (c) 109,5°; (d) 90°. 
Resposta: 
a) 3 (ou 5 se ângulos de 90° estão presentes também) 
b) 2 ( ou de 5 se ângulos de 120° também estão presentes; e de 6 se mais do que um 180° ângulo estiver presente) 
e) 4 
d) 6 (ou de 5 se ângulos de 120° estão presentes também) 
 
13- Desenhe a estrutura de Lewis para cada um dos seguintes íons ou moléculas e determine seu arranjo e sua geometria 
molecular: (a) H3O
+
 (b) SCN
-
; (c) CS2; (d) BrO3
-
; (e) SeF4 (f) ICl4
-
. 
 
 Elétrons de Valência 
 
Estruturas de Lewis Arranjo
Geometria 
H3O
+
 8 
 
tetraedral Trigonal plana 
SCN
-
 16 
 
linear linear 
CS2 16 
 
linear linear 
BrO3
-
 26 
 
tetraedral Piramidal trigonal 
SeF4 34 
 
trigonal 
bipiramidal 
gangorra 
ICl4
-
 36 
 
octaedral 
 
Quadrática plana 
 
 
14- As três espécies NH2
-
, NH3 e NH4
+
 tem ângulos de ligação H-N-H de 105°, 107° e 109°, respectivamente. Explique 
essa variação nos ângulos de ligação. 
Resposta 
 
Cada espécie tem quatro domínios de elétrons em torno do átomo de N, mas o número de domínios não 
ligados diminui de 2 para 0, indo do NH2
-
NH4
 +
. Uma vez que os domínios não-ligantes ocupam mais 
espaço do que os domínios ligantes, os ângulos de ligação podem se expandir com a diminuição de 
domínios não-ligantes. 
 
15- Determine a geometria molecular de (a) H2Se; (b) PCl4
+
 ; (c) NO2
-
 ; (d) BrF3; (e) I3
- 
 
a) angular 
 
b) tetraédrica 
 
c) angular 
 
d) geometria em T 
 
e) trigonal bipiramidal 
 
 
16- As moléculas SiF4, SF4 e XeF4 tem todas fórmulas moleculares do tipo AF4, mas as moléculas tem diferentes 
geometrias moleculares. Determine a forma espacial de cada molécula e explique por que as formas espaciais são 
diferentes. 
 
 
Arranjo: 
Geometria: 
arranjo geometria Estrutura de Lewis 
tetraedral tetraédrica 
 
trigonal bipiramidal gangorra 
 
octaedral 
 
Quadrática plana 
 
 
 
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Curso de Licenciatura em Química 
Exercício Programado 2 
Disciplina: Química B 
Coordenador: Prof. Dr. Adolfo Horn Jr. 
 
1- (a) Escreva uma ou mais estruturas de Lewis apropriadas para o íon nitrito, N02
-. (b) Com qual composto de oxigênio ele 
e isoeletrônico? (c) Quais comprimentos de ligação você determinaria nas espécies em relação às lições simples N-O? 
 
2- Considere o cátion nitril, NO2
+. (a) Escreva uma ou mais estruturas de Lewis para essa espécie. (b) As estruturas de 
ressonância são necessárias para descrever a estrutura? (c) Com qual espécie familiar ela é isoeletrônica? 
 
3-(a) Use o conceito de ressonância para explicar por que as seis ligações C-C no benzeno são iguais em comprimento. (b) 
Os comprimentos de ligação C-C no benzeno são mais curtos que os de 1igações simples, mas mais longos que os de 
ligações duplas C=C. Use o modelo de ressonância para explicar essa observação. 
 
4- Desenhe as estruturas de Lewis para cada um dos seguintes íons ou moléculas. Identifique aqueles que não obedecem a 
regra do octeto e explique por que isso ocorre. (a) CO3
2-, (b) BH3, (c) I
3-, (d) GeF4, (e) AsF6
-. 
 
5- Desenhe as estruturas de Lewis para cada um dos seguintes íons ou moléculas. Identifique os que não obedecem a regra 
do octeto e explique por que isso ocorre. (a) NO, (b) ICl2
-, (e) SO2, (d) BCl3, (e) XeF4. 
 
6- Descreva a molécula de dióxido de cloro, ClO2, usando três estruturas de ressonância possíveis. (b) Alguma dessas 
estruturas de ressonância satisfaz a regra do octeto para todos os átomos na molécula? Justifique sua resposta. (c) Usando 
as cargas formais, selecione a(s) estrutura(s) de ressonância(s) mais importante(s). 
 
7-Ca1cule a carga formal no átomo indicado em cada uma das seguintes moléculas ou íons: (a) do átomo de O central em 
O3, (b) do fósforo em PF6
-, (e) do nitrogênio emNO2, (d) do iodo em IC13
-, (e) do cloro em HClO. (o hidrogênio está ligado 
ao O). 
 
8- (a) Determine a carga formal no átomo de cloro no íon hipoclorito, ClO-, e no íon perclorato, ClO4
- , se a átomo de Cl 
tem um octeto. (b) Quais as números de oxidação do cloro ClO- e ClO4
-? (e) Quais as diferenças essenciais nas definições 
de carga formal e numero de oxidação que levam as diferenças em suas respostas para os itens (a) e (b)? 
 
9- As moléculas BF3 e SO3 são descritas como trigonais planas. Essa informação define completamente seus ângulos de 
ligação? 
 
10- O metano (CH4) e o íon perclorato (ClO4
-) são descritos como tetraédricos. O que isso indica sobre seus ângulos de 
ligação? 
 
11- Descreva a geometria de domínios de elétrons característica de cada um dos seguintes números de domínios de elétrons 
ao redor de um átomo central: (a) 3; (b) 4; (c) 5; (d) 6. 
 
12- Indique o número de domínios de elétrons ao redor de um átomo central, dados os seguintes ângulos entre eles: (a) 
120°; (b) 180°; (c) 109,5°; (d) 90°. 
 
13- Desenhe a estrutura de Lewis para cada um dos seguintes íons ou moléculas e determine seu arranjo e sua geometria 
molecular: (a) H3O
+, (b) SCN-, (c) CS2, (d) BrO3
-, (e) SeF4 (f) ICl4
-. 
 
14- As três espécies NH2
-, NH3 e NH4
+ tem ângulos de ligação H-N-H de 105°, 107° e 109°, respectivamente. Explique 
essa variação nos ângulos de ligação. 
 
15- Determine a geometria molecular de (a) H2Se, (b) PCl4
+ , (c) NO2
- , (d) BrF3, (e) I3
- 
 
16- As moléculas SiF4, SF4 e XeF4 tem todas fórmulas moleculares do tipo AF4, mas as moléculas tem diferentes 
geometrias moleculares. Determine a forma espacial de cada molécula e explique por que as formas espaciais são 
diferentes. 
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Curso de Licenciatura em Química 
Exercício Programado 3 
Disciplina: Química B 
Coordenador: Prof. Dr. Adolfo Horn Jr. 
 
1- Faça esboços ilustrando a superposição entre os seguintes orbitais em dois átomos: (a) o orbital 2s em cada um; (b) o 
orbital 2pz em cada um (suponha que os átomos estejam no eixo z); (c) o orbital 2s em um e o orbital 2pz em outro? 
 
 
2- Qual e a designação para os orbitais híbridos formados a partir de cada uma das seguintes combinações de Orbitais 
atômicos: (a) um s e dois p; (b) um s, três p e um d; (e) um s, três p e dois d? Quais os ângulos caraterísticos associados 
com cada um? 
 
Resposta: 
a) sp
2
 – ângulos de 120° em um plano 
b) sp
3
d – ângulos de 90°, 120° e 180° sob um arranjo bipiramidal trigonal. 
c) sp
3
d
2
 – ângulos de 90° e 180° sob um arranjo octaedral. 
 
 
3- Desenhe a estrutura de Lewis para o íon SO3
2-
. Qual e o arranjo? Qual e a geometria molecular? Determine o ângulo de 
ligação O-S-O. Quais os orbitais híbridos que o enxofre usa na ligação? 
 
 
- 4 domínios de elétron em torno S; 
- geometria do domínio de elétrons tetraédrica; 
- geometria molecular trigonal piramidal; 
- ângulo de ligação O-S-O de aproximadamente 107° (o domínio de elétrons não-ligantes reduz o ângulo de ligação 
para valores menores que o ângulo tetraedro) 
- orbitais híbridos sp
3
 (com base na do domínio de elétrons) 
 
4- (a) Começando pelo diagrama de orbital de um átomo de boro, descreva as etapas necessárias para construir orbitais 
híbridos apropriados para descrever a ligação no BF3. (b) Qual e o nome dado para os orbitais híbridos construídos em (a)? 
(c) Em uma origem, esboce os grandes lóbulos dos orbitais híbridos construídos no item (a). (d) Existem orbitais atômicos 
de valência em B que não sofrem hibridização? Em caso afirmativo, como eles estão orientados em relação aos orbitais 
híbridos? 
a)
 
b) sp
2
 
c) 
 
d) Um único orbital 2p puro (não hibridizado). Esse orbital encontra-se perpendicular ao plano trigonal 
dos orbitais híbridos sp
2
. 
 
5- (a) Começando pelo diagrama de orbital de um átomo de enxofre, descreva as etapas necessárias para construir orbitais 
híbridos apropriados para descrever a ligação em SF2. (b) Qual e o nome dado para os orbitais híbridos construídos em (a)? 
(c) Em uma origem, esboce os grandes lóbulos dos orbitais híbridos construídos no item (a). (d) O esquema de hibridização 
no item (a) seria apropriado
para SF4? Explique. 
a) 
hibridização
S (Z=16): [Ne] 3s2 3p4
3s 3p sp
3
 
 
Cada orbital sp3 semipreenchido do Enxofre se combina com um orbital semipreenchido de cada Flúor para formar SF2 
b) Orbitais híbridos sp3 
c) 
 
SF
F
 
 
 
d) Os orbitais híbridos formados em (a) não seriam apropriados para SF4. Há cinco domínios de elétrons em SF4, quatro 
ligantes e um não-ligante, que são acomodados em cinco orbitais híbridos. Dessa forma, o conjunto de quatro orbitais 
híbridro sp3 formados em SF2 não pode acomodar todos os pares de elétrons em torno S da molécula de SF4. 
Para o SF4, a formação pode ser dada por: 
promoção / 
hibridização
S (Z=16): [Ne] 3s2 3p4
3s 3p sp
3d3d 
S
F
F
F
F
 
 
 
6- Indique o conjunto de orbitais híbridos usados pelo átomo central em cada um dos seguintes íons e moléculas: (a) BCl3; 
(b) AlCl4
- 
; (c) CS2; (d) KrF2; (e) PF6
-
. 
 
a) 24 e
-
, 12 pares, 3 domínios de elétrons com arranjo trigonal plana em torno do B; orbitais híbridos sp
2
. 
 
b) 32 e
-
; 16 pares e
-
; 4 domínios de elétrons com arranjo tetraédrico em torno do Al; orbitais híbridos sp
3
; 
 
c) 16 e
-
; 8 pares e
-
; 2 domínios de elétrons com arranjo linear em torno do C; orbitais híbridos sp; 
 
 
d) 22 e
-
; 11 pares e
-
; 5 domínios de elétrons com arranjo bipiramidal trigonal em torno do Kr; orbitais híbridos 
sp
3
d; 
 
 
d) 48 e
-
; 24 pares e
-
; 6 domínios de elétrons com arranjo octaedral em torno do P; orbitais híbridos sp
3
d; 
 
 
 
 
 
7- (a) Esboce uma ligação σ construída a partir de orbitais p. (b) Esboce uma ligação π construída a partir de orbitais 
p. (c) Qual geralmente e mais forte, uma ligação σ ou π? Explique. 
 
C) Uma ligação σ é geralmente mais forte do que uma ligação π, uma vez que, ocorre uma sobreposição orbitalar 
mais significativa. 
 
 
8- (a) Se os orbitais atômicos de valência de um átomo são hibridizados sp, quantos orbitais p não-hibridizados 
permanecem no nível de valência? Quantas ligações π o átomo pode formar? (b) Quantas ligações σ e π, geralmente, fazem 
parte de uma ligação tripla? (c) De que modo Ligações múltiplas trazem rigidez as moléculas? 
 
a) Dois orbitais p permanecem puros (não hibridizados), e o átomo pode formar duas ligações π. 
 
b) Uma ligação tripla é composta de uma ligação σ e duas ligações π. 
 
c) Há rotação livre de grupos ligados em torno de uma ligação σ, mas não em torno de uma ligação π isso não 
ocorre. Rotação em torno de uma ligação π exigiria que a ligação fosse quebrada pois os orbitais p não estariam na 
orientação correta para a sobreposição π. A sobreposição π que faz parte de todas as ligações múltiplas gerem uma 
rigidez nas moléculas. 
 
9- Os átomos de nitrogênio em N2 participam da ligação múltipla, enquanto na hidrazina, N2H4, eles não participam. Como 
você pode explicar essa observação considerando a hibridização nos átomos de nitrogênio nas duas moléculas? 
 
 
 
Os átomos de N em N2H4 são hibridizados sp
3
, dessa forma, não há orbitais p puros (não hibridizados) disponíveis 
para a ligação π. Em N2, os átomos de N são hibridizados sp e apresentam 2 orbitais p puros (não hibridizados) em 
cada átomo de N disponível para formar as duas ligações π na molécula de N≡N, resultando na ligação tripla. 
 
 
 
10- Considere a estrutura de Lewis para a glicina, o mais simples aminoácido: 
 
 
(a) Quais são os ângulos de ligação aproximados ao redor de cada um dos átomos de carbono, e quais são as hibridizações 
dos orbitais em cada um deles? (b) Quais são as hibridizações dos orbitais nos dois oxigênios e no átomo de nitrogênio, e 
quais são os ângulos de ligação aproximados no nitrogênio? (e) Qual e a número total de ligações σ na molécula inteira? 
Qual e o numero total de ligações π? 
 
N C O
O
C
H
HH
H H
sp3 sp3
sp3sp
2
sp2
 
 
a) Aproximadamente 109° para o carbono sp
3
 e aproximadamente 120° para o carbono sp
2
. 
 
b) Aproximadamente 109° para o oxigênio sp
3
 e aproximadamente 120° para o oxigênio sp
2
; aproximadamente 109° 
para o nitrogênio sp
3
. 
 
c) nove ligações σ e uma ligação π. 
 
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Curso de Licenciatura em Química 
Exercício Programado 3 
Disciplina: Química B 
Coordenador: Prof. Dr. Adolfo Horn Jr. 
 
1- Faça esboços ilustrando a superposição entre os seguintes orbitais em dois átomos: (a) o orbital 2s em cada um; (b) o 
orbital 2pz em cada um (suponha que os átomos estejam no eixo z); (c) o orbital 2s em um e o orbital 2pz em outro? 
 
2- Qual e a designação para os orbitais híbridos formados a partir de cada uma das seguintes combinações de Orbitais 
atômicos: (a) um s e dois p; (b) um s, três p e um d; (e) um s, três p e dois d? Quais os ângulos caraterísticos associados 
com cada um? 
 
3- Desenhe a estrutura de Lewis para o íon SO3
2-
. Qual e o arranjo? Qual e a geometria molecular? Determine o angulo de 
ligação O-S-O. Quais os orbitais híbridos que o enxofre usa na ligação? 
 
4- (a) Começando pelo diagrama de orbital de um átomo de boro, descreva as etapas necessárias para construir orbitais 
híbridos apropriados para descrever a ligação no BF3. (b) Qual e o nome dado para os orbitais híbridos construídos em (a)? 
(c) Em uma origem, esboce os grandes lóbulos dos orbitais híbridos construídos no item (a). (d) Existem orbitais atômicos 
de valência em B que não sofrem hibridização? Em caso afirmativo, como eles estão orientados em relação aos orbitais 
híbridos? 
 
5- (a) Começando pelo diagrama de orbital de um átomo de enxofre, descreva as etapas necessárias para construir orbitais 
híbridos apropriados para descrever a ligação em SF2. (b) Qual e o nome dado para os orbitais híbridos construídos em (a)? 
(c) Em uma origem, esboce os grandes lóbulos dos orbitais híbridos construídos no item (a). (d) O esquema de hibridização 
no item (a) seria apropriado para SF4? Explique. 
 
6- Indique o conjunto de orbitais híbridos usados pelo átomo central em cada um dos seguintes íons e moléculas: (a) BCl3; 
(b) AlCl4
- 
; (c) CS2; (d) KrF2; (e) PF6
-
. 
 
7- (a) Esboce uma ligação σ construída a partir de orbitais p. (b) Esboce uma ligação π construída a partir de orbitais 
p. (c) Qual geralmente e mais forte, uma ligação σ ou π? Explique. 
 
8- (a) Se os orbitais atômicos de valência de um átomo são hibridizados sp, quantos orbitais p não-hibridizados 
permanecem no nível de valência? Quantas ligações π o átomo pode formar? (b) Quantas ligações σ e π, geralmente, fazem 
parte de uma ligação tripla? (c) De que modo Ligações múltiplas trazem rigidez as moléculas? 
 
9- Os átomos de nitrogênio em N2 participam da ligação múltipla, enquanto na hidrazina, N2H4, eles não participam. Como 
você pode explicar essa observação considerando a hibridização nos átomos de nitrogênio nas duas moléculas? 
 
10- Considere a estrutura de Lewis para a glicina, o mais simples aminoácido: 
 
 
(a) Quais são os ângulos de ligação aproximados ao redor de cada um dos átomos de carbono, e quais são as hibridizações 
dos orbitais em cada um deles? (b) Quais são as hibridizações dos orbitais nos dois oxigênios e no átomo de nitrogênio, e 
quais são os ângulos de ligação aproximados no nitrogênio? (e) Qual e a número total de ligações σ na molécula inteira? 
Qual e o numero total de ligações π? 
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Curso de Licenciatura em Química 
Exercício Programado 4 
Disciplina: Química B 
Coordenador: Prof. Dr. Adolfo Horn Jr. 
 
1- (a) Quais são
as similaridades e as diferenças entre orbitais atômicos e orbitais moleculares (OM)? (b) Por que o orbital 
molecular ligante de H2 está com energia mais baixa do que o elétron em um átomo de hidrogênio? (c) Quantos elétrons 
podem ser colocados dentro de cada OM de uma molécula? 
 
a) Ambos os orbitais atômicos e moleculares têm uma energia e forma característica (região onde há uma alta 
probabilidade de se encontrar um elétron). Cada orbital atômico ou molecular pode conter um máximo de dois 
elétrons. Orbitais atômicos são localizados em átomos individuais e as suas energias são o resultado de interações 
entre as partículas subatômicas em um único átomo. Os orbitais moleculares podem ser deslocalizados ao longo de 
vários ou mesmo de todos os átomos em uma molécula e suas energias são influenciadas pelas interações entre os 
elétrons em vários átomos. 
 
b) Há uma estabilização (redução de energia), que acompanha a formação da ligação porque os elétrons de ligação 
em H2 são fortemente atraídos pelos dois núcleos de H. 
 
c) 2 
 
2- (a) Por que o orbital molecular antiligante do H2 está com energia mais alta que o elétron em um átomo de hidrogênio? 
(b) O princípio da exclusão de Pauli se aplica aos OMs? Explique. (c) Se dois orbitais p de um átomo se combinam com 
dois orbitais p de outro, quantos OMs serão formados? Explique. 
 
a) No orbital molecular σ anti-ligante, a densidade eletrônica é concentrada longe dos núcleos. Assim, o elétron 
nessa região apresenta menor estabilização do que um eléctron de um átomo isolado. 
 
b) Sim. O princípio da exclusão de Pauli diz que dois elétrons não podem ter os mesmos quatro números quânticos, 
significa que um orbital pode conter no máximo dois elétrons. Isto se aplica tanto aos orbitais atômicos quanto aos 
orbitais moleculares. 
 
c) 4 orbitais moleculares. Quando os orbitais atômicos se combinam para formar os orbitais moleculares, o número 
total de orbitais é conservado. Os 4 orbitais formados são capazes de acomodar 8 elétrons. 
 
3- Considere o íon H2
+
. (a) Esboce os orbitais moleculares do íon e desenhe seu diagrama de nível de energia. (b) Quantos 
elétrons há no íon H2
+
? (c) Escreva a configuração eletrônica do íon em termos de seus OMs. (d) Qual é a ordem de ligação 
no H2
+
? (e) Suponha que o íon seja excitado pela luz para que um elétron se mova de um OM de baixa energia para um de 
alta. Você espera que o íon H2
+ 
no estado excitado fique estável ou se desintegre? Explique. 
 
a) 
 
b) 1 elétron. 
 
 
 
 
c) 
 
d) ordem de ligação (O.L.) = (1-0)/2 = 1/2 
 
e) Sim. A estabilidade de H2
+ 
é devido ao estado de energia mais baixo do orbital molecular ligante em relação à 
energia do orbital atômico 1s de um H. Se o único elétron em H2
+ 
está excitado para o orbital molecular σ antiligante 
de maior energia que a energia do orbital atômico 1s de um H o íon H2
+ 
vai se decompor em um átomo de 
hidrogênio e um íon hidrogênio. 
 
 
4- (a) Esboce os orbitais moleculares do íon H2
-
 e desenhe o respectivo diagrama de nível de energia. (b) Escreva a 
configuração eletrônica do íon em termos de seus OMs. (c) Calcule a ordem de ligação em H2
-
. (d) Suponha que o íon seja 
excitado pela luz, para que um elétron se mova de um orbital molecular de menor energia para um de maior. Você espera 
que o Íon H2
-
 no estado excitado fique estável? Explique. 
 
a) 
 
b) 
 
 
 
c) O.L.= (2-1)/2 = 1/2 
 
d) Se um elétron se move de um X para Y a ordem de ligação torna-se -1/2. Há um aumento relativo de energia 
comparado ao átomo de H isolado favorecendo a decomposição da molécula 
 
 
5- (a) Quais são as relações entre ordem de ligação, comprimento de ligação e energia de ligação? (b) De acordo com a 
teoria de orbital molecular, poder-se-ia esperar que Be2 ou Be2
+
 existissem? Explique. 
 
a) Ao comparar as ligações entre dois átomos, quanto maior a ordem de ligação, mais curto o comprimento da 
ligação e maior a energia de ligação. Ou seja, a ordem de ligação e energia de ligação estão diretamente 
relacionadas, enquanto a ordem de ligação e comprimento de ligação estão inversamente relacionadas. 
 
b) 
 
O.L.= 0 O.L.= ½ 
Be2 tem uma ordem de ligação igual a zero e não é energeticamente favorecida em detrimento dos átomos isolados. 
Logo, não se espera que Be2 exista. Be2
+ 
tem uma ordem de ligação de 0,5 e é ligeiramente de mais baixa em energia 
do que seus átomos isolados. Provavelmente existirá, sob condições experimentais especiais, porem será instável. 
 
6- Utilizando a teoria do orbital molecular, explique: (a) O íon peróxido, O2
2-
, tem uma ligação mais longa que o íon 
superóxido, O2
-
. (b) As propriedades magnéticas de B2 são coerentes com o fato de os OMs π2p serem mais baixos em 
energia que o OM σ2p. 
 
a) O2
2-
 tem ordem de ligação de 1,0, enquanto que O2
- 
tem uma ordem de ligação de 1,5. Quanto maior a ordem de 
ligação mais curta a ligação, logo, o O2
- 
tem a ligação mais curta. 
 
b) Os dois possíveis diagramas de nível de energia dos orbitais de B2 são: 
 
 
Se o orbital molecular σ2p tiver menor energia que o orbital molecular π2p, não haverá dois elétrons 
desemparelhados e molécula de B2 seria diamagnética. Trocando a ordem de energia entre σ2p e π2p, teremos um 
elétron não emparelhado em cada orbital π2p degenerado, o que explica o paramagnetismo observado de B2. 
 
7- (a) O que significa o termo diamagnetismo? (b) Como uma substância diamagnética responde a um campo magnético? 
(c) Quais dos seguintes íons são diamagneticos: N2
2- 
, O2
2-
, Be2
2+ 
e C2
-
. 
 
a) e b) Substâncias sem elétrons desemparelhados são fracamente repelidos por um campo magnético. Esta 
propriedade é chamada de diamagnetismo. 
 
c) O2
2-
 e Be2
2+
 
 
8- (a) O que significa o termo paramagnetismo? (b) Como se pode determinar experimentalmente se uma substância é 
paramagnética? (c). Quais dos seguintes íons são paramagnéticos: O2
+
, N2
-
 e Li2
+
 ou O2
2-
 ? Se algum destes íons for 
paramagnético, quantos elétrons desemparelhados ele possui? 
 
a) Substâncias com elétrons desemparelhados são atraídos por um campo magnético. Esta propriedade é chamada 
de paramagnetismo. 
 
b) Pesa-se a substância normalmente sob a ação de um campo magnético externo. Nessa condição, substâncias 
paramagnéticas irã aparentar uma massa maior quando comparados com sua massa na ausência do campo 
magnético. 
 
c) O2
+
, com 1 elétron desemparelhado; N2
-
, com 2 elétrons desemparelhados; e Li2
+
, com 1 elétron desemparelhado; 
 
9- Determine as configurações eletrônicas para CN
+
, CN e CN
-
. Calcule a ordem de ligação para cada um e indique quais 
são paramagnéticos. 
CN
+
, CN e CN
-
. 
 
CN
-
: 10 e
- 
de valência 
O.L.= (8-2)/2 = 3 
Configuração eletrônica: (
1s
)
2
 (*
1s
)
2
 (
2s
)
2
 (*
2s
)
2
 (
2p
)
2
 (
2p
)
4
 
 
 
CN: 9 e
- 
de valência 
O.L.= (7-2)/2 = 2,5 
Configuração eletrônica: (
1s
)
2
 (*
1s
)
2
 (
2s
)
2
 (*
2s
)
2
 (
2p
)
2
 (
2p
)
3
 
 
CN
+
: 8 e
- 
de valência
O.L.= (6-2)/2 = 2 
Configuração eletrônica: (
1s
)
2
 (*
1s
)
2
 (
2s
)
2
 (*
2s
)
2
 (
2p
)
2
 (
2p
)
2
 
 
 
 
 
 
 
 
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Curso de Licenciatura em Química 
Exercício Programado 4 
Disciplina: Química B 
Coordenador: Prof. Dr. Adolfo Horn Jr. 
 
1- (a) Quais são as similaridades e as diferenças entre orbitais atômicos e orbitais moleculares (OM)? (b) Por que o orbital 
molecular ligante de H2 está com energia mais baixa do que o elétron
em um átomo de hidrogênio? (c) Quantos elétrons 
podem ser colocados dentro de cada OM de uma molécula? 
 
2- (a) Por que o orbital molecular antiligante do H2 está com energia mais alta que o elétron em um átomo de hidrogênio? 
(b) O princípio de exclusão de Pauli se aplica aos OMs? Explique. (c) Se dois orbitais p de um átomo se combinam com 
dois orbitais p de outro, quantos OMs serão formados? Explique. 
 
3- Considere o íon H2
+
. (a) Esboce os orbitais moleculares do íon e desenhe seu diagrama de nível de energia. (b) Quantos 
elétrons há no íon H2
+
? (c) Escreva a configuração eletrônica do íon em termos de seus OMs. (d) Qual é a ordem de ligação 
no H2
+
? (e) Suponha que o íon seja excitado pela luz para que um elétron se mova de um OM de baixa energia para um de 
alta. Você espera que o íon H2
+ 
no estado excitado fique estável ou se desintegre? Explique. 
 
4- (a) Esboce os orbitais moleculares do íon H2
-
 e desenhe o respectivo diagrama de nível de energia. (b) Escreva a 
configuração eletrônica do íon em termos de seus OMs. (c) Calcule a ordem de ligação em H2
-
. (d) Suponha que o íon seja 
excitado pela luz, para que um elétron se mova de um orbital molecular de menor energia para um de maior. Você espera 
que o Íon H2
-
 no estado excitado fique estável? Explique. 
 
5- (a) Quais são as relações entre ordem de ligação, comprimento de ligação e energia de ligação? (b) De acordo com a 
teoria de orbital molecular, poder-se-ia esperar que Be2 ou Be2
+
 existissem? Explique. 
 
6- Utilizando a teoria do orbital molecular, explique: (a) O íon peróxido, O2
2-
, tem uma ligação mais longa que o íon 
superóxido, O2
-
. (b) As propriedades magnéticas de B2 são coerentes com o fato de os OMs π2p serem mais baixos em 
energia que o OM σ2p. 
 
7- (a) O que significa o termo diamagnetismo? (b) Como uma substância diamagnética responde a um campo magnético? 
(c) Quais dos seguintes íons são diamagneticos: N2
2- 
, O2
2-
, Be2
2+ 
e C2
-
. 
 
8- (a) O que significa o termo paramagnetismo? (b) Como se pode determinar experimentalmente se uma substância é 
paramagnética? (c). Quais dos seguintes íons são paramagnéticos: O2
+
, N2
-
 e Li2
+
 ou O2
2-
 ? Se algum destes íons for 
paramagnético, quantos elétrons desemparelhados ele possui? 
 
9- Determine as configurações eletrônicas para CN
+
, CN e CN
-
. Calcule a ordem de ligação para cada um e indique quais 
são paramagnéticos. 
 
 
 
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Exercício Programado 5 
Disciplina: Química B 
Coordenador: Prof. Dr. Adolfo Horn Jr. 
 
1 - Um elemento cristaliza-se em uma rede cúbica de corpo centrado. A aresta da célula unitária é 2,86 Ǻ e a densidade do 
cristal é 7,92 g/cm
3
, Calcule a massa atômica do elemento. 
 
Dado o arranjo atómico, o comprimento da aresta da célula unitária cúbica e densidade do sólido, para calcular a 
massa atômica do elemento deve-se a massa de uma célula unitária e determinar o número de átomos em uma 
unidade de célula para depois calcular a massa de um mol de átomos. 
 
Volume da célula: 
V = (2,86.10
-8
cm)
3
 
Massa da célula: 
(7,92 g/cm
3
).[( 2,86.10
-8
)
3 
cm
3
]/célula unitária = 1,853 x10
-22
g / célula unitária 
Massa molar: 
2 átomos (de uma célula unitária) ------ 1,853 x10
-22
g 
6,022x10
23
 átomos (de um mol) --------- massa molar 
 
Massa molar = 55,8g.mol
-1 
 
 
2- O KCl tem a mesma estrutura do NaCl. O comprimento da célula unitária é 628 pm. A densidade de KCl é 1,984 g/cm
3
 e 
sua fórmula de massa é 74,55 u. Utilizando essa informação, calcule o número de Avogadro. 
 
 
 
Um mol de KCl = 74,55 g 
 
74,55 g . (1 cm
3
/1,964g).[(1x10
10
pm)
3
/1cm
3
].[(4 unidades de KCl)/(628pm
3
)]= 6,07.10
23
 unidades de KCl por fórmula 
 
 
3- Qual é o número de coordenação de cada esfera em (a) um arranjo tridimensional de empacotamento compacto de 
esferas de mesmo tamanho com arranjo cúbico de face centrada; (b) uma estrutura cúbica simples; (c) uma rede cúbica de 
corpo centrado? 
a) 12. 
b) 6. 
c) 8. 
 
 
 
4- Qual é o número de coordenação do (a) Cs
+
 na estrutura do CsCl; (b) Zn
2+
 na célula unitária de ZnS; (c) Ca
2+ 
na célula 
unitária do CaF2? 
a) 8. 
b) 4. 
c) 8. 
 
 
5- Que tipos de forças atrativas existem entre as partículas nos (a) cristais moleculares; (b) cristais covalentes; (c) cristais 
iônicos; (d) cristais metálicos? 
 
a) ligação de hidrogénio, forças dipolo- dipolo, as forças de dispersão de London 
b) ligações químicas covalentes (principalmente) 
c) ligações iônicas (principalmente) 
d) ligações metálicas 
 
6- Indique o tipo de cristal (molecular, metálico, covalente ou iônico) que cada um dos seguintes compostos formaria na 
solidificação: (a) CaCO3; (b) Pt; (c) ZrO2 (ponto de fusão 2677 ºC; (d) Kr; (e) benzeno; (f) I2. 
 
a) iônico 
b) metálico 
c) sólido covalente 
d) molecular 
e) molecular 
f) molecular 
 
7- Liste os passos individuais usados na construção de um ciclo de Bom-Haber para a formação de CaBr2 a partir dos 
elementos. Qual(is) desses passos você esperaria ser exotérmico(s)? 
 
Ca(s) Ca(g); 
Br2(l) 2Br(g); 
Ca(g)  Ca
1+ 
(g)
 
+ 1e
-
; 
Ca
1+
 (g)  Ca
2+
 (g) + 1e
-
; 
2Br(g) + 2e
-
  2Br
-
 (g); 
Ca
2+
 + 2Br
-
  CaBr2 
Etapas endotérmicas: Ca(s) Ca(g); Br2(l) 2Br(g); Ca(g)  Ca
1+ 
(g)
 
+ 1e
-
; Ca
1+
 (g)  Ca
2+
 (g) + 1e
-
; 
Etapas exotérmicas: 2Br(g) + 2e
-
  2Br
-
 (g); Ca
2+
 + 2Br
-
  CaBr2 
 
8- Que tipo (ou tipos) de sólido cristalino apresenta as seguintes características: (a) alta mobilidade de elétrons por todo o 
sólido; (b) maciez, ponto de fusão relativamente baixo; (c) alto ponto de fusão e condutividade elétrica pequena; (d) rede de 
ligações covalentes; (e) partículas carregadas por todo o sólido. 
 
(a) metálico 
(b) moleculares ou metálicos (propriedades físicas de metais podem variar amplamente) 
(c) sólido covalente 
(d) sólido covalente 
(a) iônico 
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1 - Um elemento cristaliza-se em uma rede cúbica de corpo centrado. A aresta da célula unitária é 2,86 Ǻ e a densidade do 
cristal é 7,92 g/cm
3
, Calcule a massa atômica do elemento. 
 
2- O KCl tem a mesma estrutura do NaCl. O 
comprimento da célula unitária é 628 pm. A densidade de 
KCl é 1,984 g/cm
3
 e sua fórmula de massa é 74,55 u. 
Utilizando essa informação, calcule o número de 
Avogadro. 
 
3- Qual é o número de coordenação de cada esfera em (a) 
um arranjo tridimensional de empacotamento compacto 
de esferas de mesmo tamanho com arranjo cúbico de face 
centrada; (b) uma estrutura cúbica simples; (c) uma rede 
cúbica de corpo centrado? 
 
 
4- Qual é o número de coordenação do (a) Cs
+
 na estrutura do CsCl; (b) Zn
2+
 na célula unitária de ZnS; (c) Ca
2+ 
na célula 
unitária do CaF2? 
 
5- Que tipos de forças atrativas existem entre as partículas nos (a) cristais moleculares; (b) cristais covalentes; (c) cristais 
iônicos; (d) cristais metálicos? 
 
6- Indique o tipo de cristal (molecular, metálico, covalente ou iônico) que cada um dos seguintes compostos formaria na 
solidificação: (a) CaCO3; (b) Pt; (e) ZrO2 (ponto de fusão 2677 ºC); (d) Kr; (e) benzeno; (f) I2. 
 
7- Liste os passos individuais usados na construção de um ciclo de Bom-Haber para a formação de CaBr2 a partir dos 
elementos.
Qual(is) desses passos você esperaria ser exotérmico(s)? 
 
8- Que tipo (ou tipos) de sólido cristalino apresenta as seguintes características: (a) alta mobilidade de elétrons por todo o 
sólido; (b) maciez, ponto de fusão relativamente baixo; (c) alto ponto de fusão e condutividade elétrica pequena; (d) rede de 
ligações covalentes; (e) partículas carregadas por todo o sólido. 
 
 
 
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Exercício Programado 6 
Disciplina: Química B 
Coordenador: Prof. Dr. Adolfo Horn Jr. 
 
1 - Qual tipo de força atrativa intermolecular atua entre 
(a) todas as moléculas; (b) moléculas polares; (c) o átomo 
de hidrogênio de uma ligação polar e um átomo vizinho 
pequeno e eletronegativo? 
R: 
a) Forças de dispersão de London 
b) Forças de dispersão de London e dipolo-dipolo 
c) Forças de dispersão de London, dipolo-dipolo 
ou, em certos casos, a ligação de hidrogênio. 
 
2- Que tipo(s) de força(s) intermolecular(es) é(são) 
comuns para (a) Xe e o metanol (CH3OH); (b) CH3OH e 
a acetonitrila (CH3CN); (c) NH3 e HF? 
R: 
a) Forças de dispersão de London 
b) Forças de dispersão de London e dipolo-dipolo 
c) Ligação de hidrogênio. 
 
3- Descreva as forças intermoleculares que devem ser 
rompidas para se converter cada um dos itens seguintes 
de um líquido para um gás: (a) Br2; (b) CH3OH; (c) H2S. 
R: 
a) Br2 é uma molécula covalente apolar, logo, a 
Forças de dispersão de London é a única força 
a ser superados para convertê-lo em gás. 
b) CH3OH é uma molécula polar que 
experimenta a interação covalente das Forças 
de dispersão de London, interações dipolo-
dipolo e a hidrogênio-ligação (ligações O-H). 
Todas essas forças devem ser superadas para 
converter o líquido para um gás. 
c) H2S é uma molécula polar que experimenta a 
interação covalente das Forças de dispersão de 
London, interações dipolo-dipolo. Todas essas 
forças devem ser superadas para transformar 
o líquido em um gás. 
 
4- Que tipo de força intermolecular explica as seguintes 
diferenças em cada caso: (a) CH3OH entra em ebulição a 
65 °C, CH3SH entra em ebulição a 6 °C; (b): Xe é líquido 
a pressão atmosférica e 120 K, enquanto Ar é um gás; (c) 
Kr, peso atômico 84, entra em ebulição a 120,9 K, 
enquanto Cl2, massa molecular aproximada de 71, entra 
em ebulição a 238 K; (d) a acetona entra em ebulição a 
56 °C, enquanto o 2-metilpropano entra em ebulição a -
12 °C? 
R: 
a) CH3OH experimenta ligações de hidrogênio 
enquanto o CH3SH não. 
b) Ambos os gases são influenciados por forças 
de dispersão de London. Quanto mais pesado 
as partículas do gás, mais forte são as forças 
de dispersão de Londres. Logo, o Xe é um 
líquido pois é mais pesado no que Ar. 
c) O Cl2 é uma molécula linear e mais facilmente 
polarizável que o átomo de Kr. Logo, 
experimenta uma força de dispersão maior, o 
que resulta em um maior ponto de ebulição. 
d) A acetona e 2-metil-propano são moléculas 
com massas molares e Forças de dispersão de 
London semelhantes. Contudo, a acetona 
também experimenta forças dipolo-dipolo e 
tem o ponto de ebulição mais elevado. 
 
5- (a) O que significa o termo polarizabilidade? (b) Qual 
dos seguintes átomos é mais polarizável: O, S, Se ou Te? 
Explique. (c) Coloque as seguintes moléculas em ordem 
crescente de polarizabilidade: GeCl4, CH4, SiCl4 e GeBr4. 
(d) Determine a ordem dos pontos de ebulição das 
substâncias do item (c). 
R: 
a) Polarizabilidade é a facilidade com que a 
distribuição de carga (nuvem eletrônica) numa 
molécula pode ser distorcida para produzir um dipolo 
temporário. 
b) Te é o mais polarizável porque seus elétrons de 
valência são mais distante do núcleo e menos 
firmemente presa ao átomo. 
c) polarizabilidade aumenta como o aumento do 
tamanho molecular (e, portanto, como o peso 
molecular). Em ordem crescente de polarizabilidade 
temos: CH4 <SiH4 <SiCl4 <GeCl4 <GeBr4. 
d) A magnitude das forças de dispersão de London e, 
portanto, dos pontos de ebulição de moléculas 
aumentam à medida que aumenta polarizabilidade. A 
ordem crescente de pontos de ebulição é: CH4 <SiH4 
<SiCl4 <GeCl4 <GeBr4. 
 
6- O butano e o 2-metilpropano, cujos modelos de 
preenchimento de espaço são mostrados, são apolares e 
têm a mesma fórmula molecular, no entanto, o butano 
tem um ponto de ebulição mais alto (- 0,5 °C comparado 
a -11,7 °C). Explique. 
 
R: 
Ambos os hidrocarbonetos experimentam forças de 
dispersão de London. A moléculas de butano é linear 
e podem entrar em contato entre si ao longo do 
comprimento da molécula, enquanto moléculas 
esféricas de 2-metilpropano só pode se tocar 
tangencialmente. Dessa forma, a superfície de contato 
do butano é maior, refletindo numa maior 
polarizabilidade e, portanto, um ponto de ebulição 
mais elevado. 
 
7- O álcool propílico (CH3CH2CH2OH) e o álcool 
isopropílico [(CH3)2CHOH], cujos modelos de 
preenchimento de espaço são mostrados, têm pontos de 
ebulição de 97,2 °C e 82,5 °C, respectivamente. Explique 
por que o ponto de ebulição do álcool propílico é mais 
alto apesar de ambos terem a forma molecular C3H8O? 
 
R: 
Ambas as moléculas experimentam forças de 
dispersão de London entre as suas partes de 
hidrocarbonetose ligação de hidrogênio através de 
seu grupo OH. A posição do grupo OH no álcool 
isopropílico impede a aproximação de outras 
moléculas para elevar a interação intermolecular, 
consequentemente, enfraquece a ligação de 
hidrogênio. Além disso, a cadeia do álcool isopropílico 
é menos extensa, de modo que as forças de dispersão 
são mais fracas. Uma vez que as forças de dispersão 
de London e a ligação de são mais fracas no álcool 
isopropílico, ele tem o ponto de ebulição menor. 
 
8- Quais das seguintes moléculas podem formar ligações 
de hidrogênio com outras moléculas do mesmo tipo: 
CH3F, CH3NH2, CH3OH, CH3Br? 
R: 
Moléculas com ligação N-H, O-H e F-H formam 
ligações de hidrogênio com moléculas semelhantes. 
CH3NH2 e CH3OH têm ligações N-H e O-H, 
respectivamente. (CH3F tem ligação C-F e C-H, mas 
não tem ligações H-F, portanto não forma ligações de 
hidrogênio). 
 
9- Racionalize a diferença em pontos de ebulição entre os 
membros dos seguintes pares de substâncias: (a) HF (20 
ºC) e HCl (-85 °C); (b) CHCl3 (61 ºC) e CHBr3 (150 ºC); 
(c) Br2 (59 °C) e ICl (97 °C). 
R: 
(a) HF tem o ponto de maior ebulição porque 
apresenta ligação de hidrogênio, que é mais forte do 
que forças dipolo-dipolo presentes no HCl. 
(b) CHBr3 tem o ponto de ebulição mais elevado 
porque tem a massa molar mais elevada, o que conduz 
a uma maior polarizabilidade e, portanto, forças de 
dispersão mais fortes. 
(c) ICl tem o ponto de ebulição mais elevado, porque é 
uma molécula polar. Para moléculas com massas 
molares e estruturas semelhantes, as forças dipolo-
dipolo são mais fortes do que as forças de dispersão. 
 
10- Identifique os tipos de forças intermoleculares 
presentes em cada uma das seguintes substâncias e 
selecione a substância em cada par que tem o ponto de 
ebulição mais alto: (a) C6H14 ou C8H18 (b) C3H8 ou 
CH3OCH3 (c) HOOH ou HSSH; (d) NH2NH2 ou 
CH3CH3. 
R: 
(a) C6H14 – forças de dispersão de London; C8H18 - 
forças de dispersão de London. C8H18 tem o ponto de 
ebulição mais elevado, devido à maior massa molar e 
tipos semelhante de forças. 
 
(b) C3H8 - forças de dispersão de London, CH3OCH3 - 
dipolo-dipolo e forças de dispersão de London. 
CH3OCH3 tem o ponto de ebulição mais elevado 
devido a forças intermoleculares ser forte, já que as 
massas molares são similares. 
 
(c) HOOH - ligação de hidrogênio, dipolo-dipolo e 
forças de dispersão
de London. HSSH -dipolo-dipolo e 
forças de dispersão de London. HOOH tem o maior 
ponto de ebulição devido à influência das ligações de 
hidrogênio. 
 
(d) NH2NH2 - ligação de hidrogênio, dipolo-dipolo e 
forças de dispersão de London; CH3CH3- forças de 
dispersão de London . NH2NH2 tem o ponto de 
ebulição mais elevado devido às forças 
intermoleculares muito fortes por ligação de 
hidrogênio. 
 
11- SO2 tem um momento de dipolo? Caso tenha, em 
qual direção o dipolo líquido aponta? 
R: Sim 
 
12- A molécula de H2O é polar. Como isso oferece prova 
experimental de que a molécula não pode ser linear? 
R: 
Se a água fosse linear, teríamos uma molécula apolar. 
Contudo a água é uma molécula polar. 
 
 
13- Quais das seguintes moléculas são polares: BF3, CO, 
CF4, NCl3 ou SF2? 
Apolares: BF3 e CF4, 
Polares: CO, NCl3 e SF2 
 
14- Determine se as seguintes moléculas são polares ou 
apolares: (a) IF; (b) CS2; (c) SO3; (d) PCl3; (e) SF6; (f) 
IF5. 
Apolares: CS2, SO3, SF6; 
Polares: IF, PCl3, IF5 
 
EP6.pdf
 
Fundação Centro de Ciências e Educação Superior a Distância do Estado do Rio de Janeiro 
Centro de Educação Superior a Distância do Estado do Rio de Janeiro 
Curso de Licenciatura em Química 
Exercício Programado 6 
Disciplina: Química B 
Coordenador: Prof. Dr. Adolfo Horn Jr. 
 
1 - Qual tipo de força atrativa intermolecular atua entre 
(a) todas as moléculas; (b) moléculas polares; (c) o átomo 
de hidrogênio de uma ligação polar e um átomo vizinho 
pequeno e eletronegativo? 
 
2- Que tipo(s) de força(s) intermolecular(es) é(são) 
comuns para (a) Xe e o metanol (CH3OH); (b) CH3OH e 
a acetonitrila (CH3CN); (c) NH3 e HF? 
 
3- Descreva as forças intermoleculares que devem ser 
rompidas para se converter cada um dos itens seguintes 
de um líquido para um gás: (a) Br2; (b) CH3OH; (c) H2S. 
 
4- Que tipo de força intermolecular explica as seguintes 
diferenças em cada caso: (a) CH3OH entra em ebulição a 
65 °C, CH3SH entra em ebulição a 6 °C; (b): Xe é líquido 
a pressão atmosférica e 120 K, enquanto Ar é um gás; (c) 
Kr, peso atômico 84, entra em ebulição a 120,9 K, 
enquanto Cl2, massa molecular aproximada de 71, entra 
em ebulição a 238 K; (d) a acetona entra em ebulição a 
56 °C, enquanto o 2-metilpropano entra em ebulição a -
12 °C? 
 
 
5- (a) O que significa o termo polarizabilidade? (b) Qual 
dos seguintes átomos é mais polarizável: O, S, Se ou Te? 
Explique. (c) Coloque as seguintes moléculas em ordem 
crescente de polarizabilidade: GeCl4, CH4, SiCl4 e GeBr4. 
(d) Determine a ordem dos pontos de ebulição das 
substâncias do item (c). 
 
6- O butano e o 2-metilpropano, cujos modelos de 
preenchimento de espaço são mostrados, são apolares e 
têm a mesma fórmula molecular, no entanto, o butano 
tem um ponto de ebulição mais alto (- 0,5 °C comparado 
a -11,7 °C). Explique. 
 
7- O álcool propílico (CH3CH2CH2OH) e o álcool 
isopropílico [(CH3)2CHOH], cujos modelos de 
preenchimento de espaço são mostrados, têm pontos de 
ebulição de 97,2 °C e 82,5 °C, respectivamente. Explique 
por que o ponto de ebulição do álcool propílico é mais 
alto apesar de ambos terem a forma molecular C3H8O? 
 
 
8- Quais das seguintes moléculas podem formar ligações 
de hidrogênio com outras moléculas do mesmo tipo: 
CH3F, CH3NH2, CH3OH, CH3Br? 
 
9- Racionalize a diferença em pontos de ebulição entre os 
membros dos seguintes pares de substâncias: (a) HF (20 
ºC) e HCl (-85 °C); (b) CHCl3 (61 ºC) e CHBr3 (150 ºC); 
(c) Br2 (59 °C) e ICl (97 °C). 
 
10- Identifique os tipos de forças intermoleculares 
presentes em cada uma das seguintes substâncias e 
selecione a substância em cada par que tem o ponto de 
ebulição mais alto: (a) C6H14 ou C8H18 (b) C3H8 ou 
CH3OCH3 (c) HOOH ou HSSH; (d) NH2NH2 ou 
CH3CH3. 
 
11- SO2 tem um momento de dipolo? Caso tenha, em 
qual direção o dipolo líquido aponta? 
 
12- A molécula de H2O é polar. Como isso oferece prova 
experimental de que a molécula não pode ser linear? 
 
13- Quais das seguintes moléculas são polares: BF3, CO, 
CF3, NCl3 ou SF2? 
 
14- Determine se as seguintes moléculas são polares ou 
apolares: (a) IF; (b) CS2; (c) SO3; (d) PCl3; (e) SF6; (f) 
IF5. 
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Curso de Licenciatura em Química 
Exercício Programado 7 
Disciplina: Química B 
Coordenador: Prof. Dr. Adolfo Horn Jr. 
 
1 - O sódio é uma substância altamente maleável, enquanto o cloreto de sódio não é. Explique essa diferença nas 
propriedades. 
R: Você deve Comparar as características de ligação de sódio metálico e cloreto de sódio (sólido iônico) e usá-los 
para explicar a diferença de maleabilidade. 
Resolva: 
O sódio é metálico; cada átomo está ligado a muitos átomos vizinhos mais próximos através de ligação metálica que 
envolve apenas um elétron por átomo. Essa ligação é deslocalizada ao longo de toda a estrutura tridimensional e 
mesmo quando o metal sódio é distorcido, cada átomo continua a ter interações de ligação metálica com muitos 
vizinhos mais próximos. No NaCl as forças iónicas são fortes e arranjo de íons no sólido é muito regular. Quando 
submetido à alguma tensão, a estrutura tridimensional tende a clivar ao longo dos planos de rede cristalina, em vez 
de submeter as grandes distorções características de metais. 
 
2- A prata tem as mais altas condutividades elétrica e térmica entre todos os metais. Como o modelo de mar de elétron pode 
explicá-las? 
R: No modelo do elétron-mar para a ligação metálica, os elétrons de valência dos átomos de prata se movem sobre a 
rede tridimensional de átomos, enquanto que os átomos de prata mantem a posições regulares. Sob a influência de 
um potencial aplicado os elétrons podem passar de um átomo para o outro ao longo da estrutura, dando origem a 
uma alta condutividade eléctrica. A mobilidade dos elétrons facilita a transferência de energia cinética e origina 
uma elevada condutividade térmica. 
 
3- (a) Compare as estruturas eletrônicas do cromo e do selênio. Em quais aspectos elas são similares e em quais elas 
diferem? (b) O cromo é um metal e o selênio é um não metal. Quais fatores são importantes em determinar essas diferenças 
nas propriedades? 
R: Cr. [Ar] 4s
1
3d
5
, Z = 24; Se: [Ar] 4s
2
3d
10
4p
4 
, Z = 34 
a) Ambos os elementos tem a configuração da camada anterior igual a do Argônio e ambos têm seis elétrons de 
valência. As posições dos orbitais de valência que contém os seis elétrons são diferentes nos dois elementos. 
b) A diferença do número atômico (Z) e, consequentemente, da carga nuclear efetiva (Zef), além das diferentes 
posições que se encontram os elétrons de valência, são os principais fatores que acarretam em diferentes 
propriedades entres esses elementos. A Diferença no Z e na Zef: as diferentes posições orbitais de valência são os 
principais fatores que levam às diferenças de propriedades. No Cr, os elétrons 4s e 3d são os elétrons de valência. O 
Z e Zef são menores do que aqueles do Se e não é provável que o ganhe elétrons suficientes para atingir a 
configuração de um gás nobre. Assim, o Cr perde elétrons quando ele forma íons, agindo como um metal. O Se está 
no mesmo período do Cr na tabela periódica, mas a sua subcamada 3d está cheia. Desse modo, os seus elétrons de 
valência estão em 4s e 4p que experimentam maior Zef. Sendo assim, o Se não s´p mantém seu elétrons de valência 
mais facilmente que o Cr, como é mais provável que ganhe outros elétrons quando ele forma íons. Nesse caso, o Se 
precisa de apenas dois elétrons adicionais para conseguir a configuração de gás nobre Kr. 
 
4- O calor de atomização, que é a variação de entalpia para processo: M(s)  M(g), onde