Lista 3_Ligações Químicas resolvida

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Resolução da terceira lista de 
exercícios
Profª Silma Alberton Corrêa
1. Diga, para cada símbolo de Lewis seguinte, a que grupo da 
tabela periódica pertence o elemento X:
a) .X  alcalinos, grupo 1, pois há um elétron de valência
b) .X.  alcalinos terrosos, grupo 2, pois apresenta 2 elétrons de 
valência
c) .X: grupo 13, ou grupo 3A
d) :X: grupo 15, ou grupo 5A
.
2) Dê a estrutura de Lewis dos seguintes compostos:
a) NF3
N – 5 e-
3F – 3x7 e-
26 e-
F N F
F
3 lig. simples (3x2) = 6
10 pares isolados (10x2) = 20
Total = 26 e-
b) BF3
B – 3 e-
3F – 3x7 e-
24 e-
F B F
F
3 lig. simples (3x2) = 6
9 pares isolados (9x2) = 18
Total = 24 e-
2) Dê a estrutura de Lewis dos seguintes compostos:
c) CO2 C – 4 e-
2O – 2x6 e-
16 e-
O C O
2) Dê a estrutura de Lewis dos seguintes compostos:
c) CO2 C – 4 e-
2O – 2x6 e-
16 e- 4 pares isolados (4x2) = 8
Total = 16 e-
2 lig. duplas (2x4) = 8O C O
Ligações duplas
2) Dê a estrutura de Lewis dos seguintes compostos:
N – 5 e-
2O – 2x6 e-
18 e-
O N O
1 lig. simples (1x2) = 2
6 pares isolados (6x2) = 12
Total = 18 e-
1 carga negativa – 1 e-
_
1 lig. dupla (1x4) = 4
d) NO2-
2) Dê a estrutura de Lewis dos seguintes compostos:
(e) PO43-
O P O
O
O
4O – 4x6 e-
3 cargas negativas – 3x1 e-
32 e-
P – 5 e-
(e) PO43-
O P O
O
O
4O – 4x6 e-
3 cargas negativas – 3x1 e-
32 e-
P – 5 e-
2) Dê a estrutura de Lewis dos seguintes compostos:
P = 5 – 0 – 8/2 = +1 
(4) O = 6 – 6 – 2/2 = – 1 
+1
-1
-1
-1
-1
(e) PO43-
4O – 4x6 e-
3 cargas negativas – 3x1 e-
32 e-
P – 5 e-
2) Dê a estrutura de Lewis dos seguintes compostos:
P = 5 – 0 – 10/2 = 0
O = 6 – 4 – 4/2 = 0
(3) O = 6 – 6 – 2/2 = – 1
O P O
O
O
3-
-1 -1
-1
0
0
2) Dê a estrutura de Lewis dos seguintes compostos:
(e) PO43-
O P O
O
O
3-
4O – 4x6 e-
3 cargas negativas – 3x1 e-
32 e-
P – 5 e- P = 5 – 0 – 12/2 = – 1
(2) O = 6 – 4 – 4/2 = 0
(2) O = 6 – 6 – 2/2 = – 1
-1
-1
0
0
-1
3) Desenhe as estruturas de Lewis para os compostos iônicos: BaO, Na2O,
KF, MgBr2. 
Ba2+ O
2- Na+
O
2-
Na+
K+ F -
Mg2+
Br -
Br -
4) Que composto, entre os três seguintes, terá maior energia da rede (Erede)
LiI, MgO, e ScN. Justifique. 
Li+I- Mg2+O2- Sc3+N3-
E = k
Q+Q-
r
Q+ é a carga sobre o cátion
Q- é a carga sobre o ânion
r é a distância entre os íons
Logo, como em ScN as 
cargas sobre o cátion e 
sobre o ânion são 
maiores, esse será o 
composto com maior Erede
5) Qual o nome do termo de energia associado à reação abaixo?
Na+(g) + Cl–(g) → NaCl (s)
O processo indicado nesta equação química é endotérmico ou exotérmico?
A formação de um composto iônico é um processo exotérmico.
6) Como os íons sódio e cloreto são atraídos eletrostaticamente, o que
impede que os dois íons desapareçam formando um átomo simples maior?
O que os mantém unidos é a energia de rede. 
7) Classifique o tipo de ligação que pode ser formado como resultado de
cada uma das seguintes sobreposições de orbitais atômicos:
(a) s – s  ligação sigma
(b) s – p  ligação sigma
(c) p – p (lado a lado)  ligação pi
(d) p – p (segundo o mesmo eixo)  ligação sigma
(e) s – sp (segundo o mesmo eixo)  ligação sigma
8) Dê a hibridização, e o ângulo das ligações associadas a cada arranjo de
par de elétrons: 
(a) linear: sp, 180°
(b) tetraédrica: sp3, 109,5°
(c) plana triangular: sp2, 120°
(d) octaédrica: sp3d2, 90° (ligação equatorial) e 180° (ligação axial)
(e) bipiramidal triangular: sp3d, 90° (ligação axial) e 120° (ligação 
equatorial)
9) Quantas ligações do tipo sigma (), e do tipo pi (π) constituem, em 
geral uma ligação:
(a) simples: uma ligação do tipo sigma
(b) dupla: uma ligação do tipo sigma + uma ligação do tipo pi
(c) tripla: uma ligação do tipo sigma + duas ligações do tipo pi
Representação de uma ligação dupla:
10) Um estudante de iniciação científica deve completar a tabela a seguir.
Você poderia ajudá-lo a terminar? 
Orbitais atômicos Geometria Tipo de 
hibridização
Nº de orbitais híbridos ao 
redor do átomo central
s, p Linear sp 2
s, p, p Plana triangular sp2 3
s, p, p, p Tetraédrica sp3 4
s, p, p, p, d Bipiramidal triangular sp3d 5
s, p, p, p, d, d Octaédrica sp3d2 6
11) Nas seguintes espécies, desenhe as estruturas de Lewis, prediga o
arranjo e dê a hibridização de cada uma.
A estrutura de Lewis já havia sido resolvida no exercício 2.
(a) BF3
B – 3 e-
3F – 3x7 e-
24 e-
F B F
F
3 lig. simples (3x2) = 6
9 pares isolados (9x2) = 18
Total = 24 e-
O arranjo dos pares de elétrons é do tipo AB3, 
ou seja, há três átomos ligados ao átomo 
central e nenhum par de elétrons não ligantes, 
portanto, tanto a geometria dos pares de 
elétrons quanto a geometria da molécula será 
trigonal planar. 
Quanto à hibridização da molécula de BF3, devemos contar o número de 
elétrons não compartilhados + átomos ligados ao átomo central, no caso 
do BF3, temos 3 átomos de F ligados ao B e nenhum elétron não-ligante, 
ou seja, são necessários 3 orbitais híbridos (s, p, p) e a hibridização será do 
tipo sp2, sendo no total formados 3 orbitais híbridos do tipo sp2.
Configuração 
eletrônica do B no 
estado fundamental
Configuração 
eletrônica do B após a 
hibridização
E E E
2s 2s
2p 2p
sp2
2p
promoção hibridização
Configuração eletrônica 
do B após a promoção de 
um elétron
11) Nas seguintes espécies, desenhe as estruturas de Lewis, prediga o
arranjo e dê a hibridização de cada uma.
(b) NO2- N – 5 e-
2O – 2x6 e-
18 e-
O
N
O
1 lig. simples (1x2) = 2
6 pares isolados (6x2) = 12
Total = 18 e-
O arranjo dos pares de elétrons é do tipo AB2E, 
ou seja, há dois átomos ligados ao átomo 
central e um par de elétrons não ligantes. 
Portanto, a geometria dos pares de elétrons 
será trigonal planar, enquanto a geometria da 
molécula será angular.
1 carga negativa – 1 e-
_
1 lig. dupla (1x4) = 4
Quanto à hibridização da molécula de NO2-, contando o número de 
elétrons não compartilhados + átomos ligados ao átomo central, no caso 
do NO2-, temos 2 átomos de O ligados ao N e 2 elétrons não-ligante, ou 
seja, são necessários 3 orbitais híbridos (s, p, p) e a hibridização será do 
tipo sp2, sendo no total formados 3 orbitais híbridos do tipo sp2.
Configuração 
eletrônica do N no 
estado fundamental
Configuração 
eletrônica do N após a 
hibridização
E E E
2s 2s
2p 2p
sp2
2p
promoção hibridização
Configuração eletrônica 
do N após a promoção de 
um elétron
11) Nas seguintes espécies, desenhe as estruturas de Lewis, prediga o
arranjo e dê a hibridização de cada uma.
(c) SF5- S – 6e-
5F (5x7) – 35e-
42e-
5 lig. simples (5x2) = 10
16 pares não ligantes (16x2) = 32
Total = 42 e-1 carga negativa – 1 e
-
O arranjo dos pares de elétrons é do tipo AB5E, 
ou seja, há cinco átomos ligados ao átomo 
central e um par de elétrons não ligantes. 
Portanto, a geometria dos pares de elétrons 
será octaédrica, enquanto a geometria da 
molécula será piramidal quadrada.
S
F
F
F
F
F
_
Quanto à hibridização da molécula de SF5-, contando o número de 
elétrons não compartilhados + átomos ligados ao átomo central, temos 5 
átomos de F ligados ao S e 1 par de elétrons não-ligante, ou seja, são 
necessários 6 orbitais híbridos (s, p, p, p, d, d) e a hibridização será do tipo 
sp3d2, sendo no total formados 6 orbitais híbridos do tipo sp3d2.
3s 3p 3d
sp3d2
Estado fundamental
Estado excitado (após a promoção de elétrons)
Orbitais híbridos sp3d2 formados
11) Nas seguintes espécies, desenhe as estruturas de Lewis, prediga o
arranjo e dê a hibridização de cada uma.
(d) XeF2 Xe – 8e-
2F (2x7) – 14e-
22e-
2 lig. simples (2x2) = 4
9 pares não ligantes (9x2) = 18
Total = 22 e-
Xe
F
F
O arranjo dos pares de elétrons é do tipo 
AB2E3, ou seja, há 2 átomos ligados ao átomo 
central e 3 pares de elétrons não ligantes. 
Portanto, a geometria dos pares de elétrons 
será bipirâmide trigonal, enquanto a geometria 
da molécula será linear.
Xe
F
F
Quanto à hibridização da molécula de XeF2, contando o número de 
elétrons não compartilhados+ átomos ligados ao átomo central, temos 2 
átomos de F ligados ao Xe e 3 pares de elétrons não-ligantes, ou seja, são 
necessários 5 orbitais híbridos (s, p, p, p, d) e a hibridização será do tipo 
sp3d, sendo no total formados 5 orbitais híbridos do tipo sp3d.
5s 5p 5d
sp3d
Estado fundamental
Estado excitado (após a promoção de elétrons)
Orbitais híbridos sp3d formados
11) Nas seguintes espécies, desenhe as estruturas de Lewis, prediga o
arranjo e dê a hibridização de cada uma.
(e) OCl-
O – 6e-
Cl – 7e-
14e-
1 lig. simples (1x2) = 2
6 pares não ligantes (6x2) = 12
Total = 14 e-
Cl
O
1 carga negativa – 1 e-
_
O arranjo dos pares de elétrons é do tipo ABE3, 
ou seja, há 1 átomo ligado ao átomo central e 3 
pares de elétrons não ligantes. Portanto, a 
geometria dos pares de elétrons será 
tetraédrica, enquanto a geometria da molécula 
será linear.
O cloro é o elemento menos eletronegativo, 
sendo, portanto o átomo central. 
Cl
O
Quanto à hibridização da molécula de OCl-, contando o número de 
elétrons não compartilhados + átomos ligados ao átomo central, temos 1 
átomo de O ligado ao Cl e 3 pares de elétrons não-ligantes, ou seja, são 
necessários 4 orbitais híbridos (s, p, p, p) e a hibridização será do tipo sp3, 
sendo no total formados 4 orbitais híbridos do tipo sp3.
Configuração 
eletrônica do Cl no 
estado fundamental
Configuração 
eletrônica do Cl após a 
hibridização
E E E
3s 3s
3p
sp3
3p
promoção hibridização
Configuração eletrônica 
do Cl após a promoção de 
um elétron
11) Nas seguintes espécies, desenhe as estruturas de Lewis, prediga o
arranjo e dê a hibridização de cada uma.
(f) ClF5 Cl – 7e-
5F (5x7) – 35e-
42e-
5 lig. simples (5x2) = 10
16 pares não ligantes (16x2) = 32
Total = 42 e-
O arranjo dos pares de elétrons é do tipo AB5E, 
ou seja, há cinco átomos ligados ao átomo 
central e um par de elétrons não ligantes. 
Portanto, a geometria dos pares de elétrons 
será octaédrica, enquanto a geometria da 
molécula será piramidal quadrada.
Cl
F
F
F
F
F
Quanto à hibridização da molécula de ClF5, contando o número de 
elétrons não compartilhados + átomos ligados ao átomo central, temos 5 
átomos de F ligados ao Cl e 1 par de elétrons não-ligante, ou seja, são 
necessários 6 orbitais híbridos (s, p, p, p, d, d) e a hibridização será do tipo 
sp3d2, sendo no total formados 6 orbitais híbridos do tipo sp3d2.
3s 3p 3d
sp3d2
Estado fundamental
Estado excitado (após a promoção de elétrons)
Orbitais híbridos sp3d2 formados
11) Nas seguintes espécies, desenhe as estruturas de Lewis, prediga o
arranjo e dê a hibridização de cada uma.
(g) H2S 
S – 6e-
2H (2x1) – 2e-
8e-
2 lig. simples (2x2) = 4
2 pares não ligantes (2x2) = 4
Total = 8 e-
S
O arranjo dos pares de elétrons é do tipo 
AB2E2, ou seja, há 2 átomos ligados ao átomo 
central e 2 pares de elétrons não ligantes. 
Portanto, a geometria dos pares de elétrons 
será tetraédrica, enquanto a geometria da 
molécula será angular.
tetraédrico
12) Defina momento de dipolo elétrico. Quais são as unidades e o qual o
símbolo usado?
O momento de dipolo elétrico, simbolizado pela letra grega mu () , é
uma medida das magnitudes das cargas parciais dos átomos numa ligação
covalente. A unidade do momento de dipolo elétrico () é o Debye (D) que é
definido como o produto entre o valor de carga elétrica parcial () e a
distância (r) entre os extremos.
 = q × r, onde q é a carga e r é a distância entre as cargas.
No sistema internacional (SI) 1 D = 3,336 × 10-30 C m.
 ≠ zero, molécula polar = zero, molécula apolar
r
13) Escreva as estruturas de Lewis e prediga se as moléculas são polares ou 
não polares.
a) SO2
S – 6 e-
2O – 2x6 e-
18 e-
5 pares isolados (5x2) = 10
Total = 18 e-
2 lig. duplas (2x4) = 8
O
S
O
AB2E: arranjo dos pares
-
+
-
+
trigonal 
planar
Geometria da molécula: angular
µ ≠ 0, molécula polar
13) Escreva as estruturas de Lewis e prediga se as moléculas são polares ou 
não polares.
b) SO3
S – 6 e-
3 O – 3x6 e-
24 e-
6 pares isolados (6x2) = 12
Total = 24 e-
3 lig. dupla (3x4) = 12
O
S
O
AB3: arranjo dos pares
O
Geometria molécula: trigonal planar
S= 6 – 0 – 12/2 = 0
(3) O = 6 – 4 – 4/2 = 0 
trigonal 
planar
Não há momento
de dipolo
Molécula não polar
13) Escreva as estruturas de Lewis e prediga se as moléculas são polares ou 
não polares.
c) CCl4 Não há momento
de dipolo
Molécula não polar
Cl
Cl
Cl
Cl
C – 1x4 e-
4Cl – 4x7 e-
32 e-
4 lig. simples (4x2) = 8
12 pares isolados (12x2) = 24
Total = 32 e-
tetraédricoAB4:
13) Escreva as estruturas de Lewis e prediga se as moléculas são polares ou 
não polares.
d) AsF5
As – 1x5 e-
5F – 5x7 e-
40 e-
Bipirâmide trigonal
5 lig. simples (5x2) = 10
15 pares isolados (15x2) = 30
Total = 40 e-
Não há momento
de dipolo
Molécula não polar
As ligações são polares, mas a molécula não, o momento de dipolo resultante é nulo!!!
13) Escreva as estruturas de Lewis e prediga se as moléculas são polares ou 
não polares.
e) PCl5
P – 1x5 e-
5Cl – 5x7 e-
40 e-
Molécula análoga ao AsF5
13) Escreva as estruturas de Lewis e prediga se as moléculas são polares ou 
não polares.
f) SiO2
Si – 1x4 e-
2O – 2x6 e-
16 e-
4 pares isolados (4x2) = 8
Total = 16 e-
2 lig. duplas (2x4) = 8
O Si O
Molécula linear, análoga ao CO2, momentos de dipolo se anulam
Molécula apolar
14) A molécula de NH3 tem um momento de dipolo de 1,46 D e a molécula de
NF3 apresenta um valor de 0,24 D. Usando os conceitos de VSEPR e
eletronegatividade, explique essa diferença.
As moléculas de NF3 e NH3 possuem um arranjo de par de elétrons
tetraédrica. Os valores de eletronegatividade mostram que o N é mais
eletronegativo que o H, e que o F é mais eletronegativo que o N. Assim o
deslocamento da densidade eletrônica no NH3 é em direção ao N o que
contribui ao aumentar o momento de dipolo. Pelo contrário ,no caso da
molécula NF3 tende ao diminuir.
tetraédrico
B
χN = 3,0
χH = 2,1
χF = 4,0
15) Prediga se as seguintes moléculas possuem momento do dipolo.
a) BF3
b) BrCl : Cloro é mais eletronegativo do que o Bromo
Convenção original Convenção moderna
Cl Br
χB = 2,0
χF = 4,0
µ = 0, molécula apolar
µ ≠ 0, molécula polar
16) Explique o fato de que o BeF2 é não polar, enquanto o OF2 é polar. 
OBeF F
Note que é imprescindível, 
primeiramente, determinar a geometria 
da molécula. Para isso, usamos os 
conhecimentos revisados nas questões 
anteriores. A molécula de BeF2 é linear, 
não há pares isolados sobre o átomo 
central. Como o F é mais eletronegativo do 
que o Be, os momentos de dipolo são 
opostos e de mesma intensidade, sendo o 
momento de dipolo resultante nulo, o que 
faz com que a molécula seja apolar.
No caso da molécula de OF2, o arranjo dos 
pares de elétrons é tetraédrico, molécula do 
tipo AB2E2, e a geometria da molécula é 
angular. Como no caso do BeF2, o F é mais 
eletronegativo do que o O, e temos momentos 
de dipolo de mesma intensidade, na direção 
dos átomos de flúor. Neste caso, porém, devido 
a geometria da molécula ser angular e não 
linear, o momento de dipolo resultante não 
será nulo, mas irá apontar para baixo, o que faz 
com que a molécula seja polar.
17) Por que os elementos do segundo período nunca excedem o octeto nas
suas camadas de valência?
Pois elementos do segundo período tem n = 2, logo, os valores possíveis 
para l (0,....,n-1) são 0 (s) e 1 (p), portanto, orbitais d (l = 2) não são 
possíveis, o que não permite que eles excedam o octeto. 
18) Critique cada uma das afirmações:
(a) Metais nos grupos 1, 2 e 13 atingem a configuração de gás nobre
pela perda de 1, 2 e 3 elétrons, respectivamente.
Metais do grupo 1 têm configuração de valência ns1, logo, atingem a 
configuração de gás nobre ao perder 1 elétron, no caso do grupo 2, a 
configuração de valência é ns2 e no caso do grupo 13, a configuração 
de valência é ns2np1, logo, trata-se de uma afirmação correta.
(b) O número de ligações covalente formada por um átomo é igual ao
número de elétrons desemparelhadosno átomo gasoso isolado.
Uma ligação covalente prevê o compartilhamento de elétrons, sendo 
necessária a existência de elétrons desemparelhados para que as 
ligações sejam formadas, o que faz dessa uma afirmação correta.
18) Critique cada uma das afirmações:
(c) A energia de ligação de uma ligação dupla é duas vezes a da
ligação simples entre os mesmos átomos.
Incorreto. As energias de ligação das ligações duplas são maiores do 
que as das ligações simples, mas não é uma relação direta e linear.
(d) A molécula linear X – Y – Z é apolar.
Incorreto. É impossível para uma molécula linear, formada por átomos 
distintos ser apolar, pois sempre haverá um momento de dipolo 
resultante. Tendo em vista que átomos distintos terão 
eletronegatividade distintas, e, portanto, momento de dipolo local de 
magnitudes distintas, a resultante nunca será nula. 
19) Quais as propriedades físicas comumente mostradas pelos metais? Que
características estruturais se supõem serem as responsáveis por estas
propriedades? 
A respeito da ligação metálica e propriedades dos metais, um vídeo foi 
disponibilizado no Moodle.
Os metais apresentam brilho, alta condutividade térmica e elétrica, podem 
ser deformados (maleabilidade e ductibilidade). 
Essas propriedades podem ser explicadas pela atração eletrostática entre os 
cátions e os elétrons que se distribuem uniformemente por toda a estrutura.
20) Descreva o modelo de mar de elétrons nas ligações metálicas. 
Este modelo representa o metal como um conjunto de cátions metálicos 
em um “mar de elétrons” de valência. Esses elétrons sofrem atração 
eletrostática pelos cátions e se distribuem uniformemente por toda a 
estrutura. Apesar da mobilidade eletrônica, nenhum elétron em particular 
está preso a qualquer íon metálico específico.
_ _
_
_
_
__
_
_
_
_
_
_
_
_
_
_
_
_
_
íon metálico
(núcleo + elétron de caroço)
mar de elétrons de valência
21) A maleabilidade e a ductilidade são duas propriedades dos 
metais. Explique estes comportamentos usando o modelo de mar de 
elétrons. 
A capacidade dos metais em se deformar (maleabilidade e 
ductibilidade) pode ser explicada pelo fato de que os átomos de 
metal formam ligações com muitos de seus vizinhos. Mudanças nas 
posições dos átomos ocasionadas pela mudança de forma do metal 
são parcialmente ajustadas por uma redistribuição dos elétrons.
22) Baseado nas seguintes observações, de um aluno, relacione as mesmas
com o tipo de ligação (metálico, iônico, covalente) presente,
(a) Uma peça de chumbo foi achatada por um martelo.
Essa observação diz respeito à ligação metálica, conforme explicado na 
questão 23.
(b) Os cristais de cloreto de sódio depois da martelada se quebraram ou
sofreram clivagem.
Essa observação diz respeito à ligação iônica, na qual cátions e ânions são 
fortemente atraídos e apresentam um arranjo tridimensional bem definido. 
Podendo ser clivados entre os planos dessas ligações ou então serão 
quebrados, mas não podem ser deformados, pois ao contrário dos metais, 
os elétrons não estão deslocalizados.
Explicação para a razão de os sólidos iônicos serem quebradiços ou
sofreram clivagem e não se deformarem como os metais.