Topico 9 - Listas e Provas_rev

Prévia do material em texto

BIK0102-2020.QS - Lista de Exercícios 
 
Tópico 9 - Ligação química I: ligações iônicas e sólidos iônicos; ligação covalente: valência, estrutura de 
Lewis, regra do octeto, carga formal, modelo de repulsão dos pares de elétrons da camada de 
valência. 
 
1) Explique por que o sódio ocorre como Na + e não como Na 2+ em compostos iônicos. 
 
11 Na � 1s s 2s 2 2p 6 3s 1 
11 Na + � 1s s 2s 2 2p 6 3s 0 
Não é possível formar o cá�on 11 Na 2+ � 1s s 2s 2 2p 5 3s 0 porque seria necessário arrancar um dos elétrons 
internos, como consequência, a Energia de Ionização seria muito alta (1ª EI = 496 kJ/mol; 2ª EI = 4560 
kJ/mol) 
 
 
2) Explique o que é energia de rede ou energia re�cular de sólidos iônicos. 
É a energia liberada quando um cristal é formado a par�r de suas par�culas na fase gasosa. 
 
 
3) Escreva a representação de Lewis para os seguintes compostos iônicos: (a) fluoreto de potássio; (b) 
sulfeto de alumínio; (c) óxido de cálcio; (d) óxido de sódio. 
 
Na formação dos compostos iônicos os metais perdem elétrons e os não-metais e/ou semimetais 
ganham elétrons. De forma geral, isso ocorre de forma a terem 8 elétrons na camada de valência. Na 
formação do composto iônico, o cá�on é sempre escrito na frente do ânion e o composto é 
eletricamente neutro. O Ciclo de Born-Haber fornece as informações teóricas de como variam todas as 
energias na formação do composto a par�r dos átomos individuais. 
 
a) KF 
Formação dos íons: 
9 F = [He] 2s 2 2p 5 + 1 e - � 9 F - = [He] 2s 2 2p 6 
e 19 K = [Ar] 4s 1 – 1 e - � 19 K = [Ar] 4s 0 = [Ar] K + [ F ] - 
 
 
b) Al 2 S 3 
Formação dos íons: 
13 Al = [Ne] 3s 2 3p 1 - 3 e - � 13 Al 3+ = [Ne] 
e 16 S = [Ne] 3s 2 3p 4 + 2 e - � 16 S 2- = [Ne] 3s 2 3p 6 2 Al 3+ 3 [ S ] 2- 
 
 
c) CaO 
Formação dos íons: 
8 O = [He] 2s 2 3p 4 + 2 e - � 8 O 2- = [He] 2s 2 3p 6 
e 20 Ca = [Ar] 4s 2 - 2 e - � 20 Ca 2+ = [Ar] Ca 2+ [ O ] 2- 
 
 
d) Na 2 O 
Formação dos íons: 
8 O = [He] 2s 2 3p 4 + 2 e - � 8 O 2- = [He] 2s 2 3p 6 
e 11 Na = [Ne] 3s 1 - 1 e - � 11 Na + = [Ar] 2 Na + [ O ] 2- 
 
 
 
 
4) Escreva as estruturas de Lewis para os seguintes íons poliatômicos: (a) íon amônio, NH 4 + ; (b) íon 
hipoclorito, ClO - . 
 
Para montar as estruturas de Lewis é necessário contar os elétrons de valência de cada átomo que 
compõe a molécula e somá-los. 
 
a) NH 4 + 
 7 N = [He] 2s 2 2p 3 � 5 elétrons de valência Total de e - de valência: 5 + (1x4) - 1 = 8 e - de valência 
e 1 H = 1s 1 � 1 elétron de valência 
 
 
 
 
 
b) ClO - 
 8 O = [He] 2s 2 2p 4 � 6 elétrons de valência Total de e - de valência: 7 + 6 + 1 = 14 e - de valência 
e 17 Cl = [Ne] 3s 2 3p 5 � 7 elétrons de valência 
 
 
 
 
 
 
5) Quanto à ressonância, pede-se: 
a) Explique o fenômeno na molécula de benzeno e a sua consequência para os comprimentos médios 
das ligações entre átomos de carbono e para a energia destas ligações. 
b) Apresente os híbridos de ressonância do íon acetato (H 3 CC ).O2
− 
 
a) Para resolver este exercício é necessário apresentar todas as estruturas possíveis do benzeno, C 6 H 6 : 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Experimentalmente, verifica-se que não há dois comprimentos de ligação diferentes na molécula, 
correspondentes às ligações C C e C C, mas sim, seis ligações de mesmo comprimento. Este fato 
confirma que a dupla ligação está delocalizada na molécula. 
 
 
b) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6) Determine as cargas formais de cada átomo nas estruturas abaixo e, onde mais de uma estrutura for 
dada, diga qual a mais estável. 
 
 
 
Para encontrar a molécula mais estável, é necessário calcular a carga formal de todos os elementos. 
 
(a) 
Para a molécula da esquerda : 
Carga Formal O: f = 6 – 4 – 4/2 = 0 
Carga Formal Cl: f = 7 – 2 - 10/2 = 0 
Carga Formal O: f = 6 - 4 – 4/2 = 0 
Carga Formal O: f = 6 – 4 – 4/2 = 0 
Carga Formal H: f = 1 – 0 – 2/2 = 0 
Mais estável. 
 
Para a molécula da direita : 
Carga Formal O: f = 6 – 6 – 2/2= - 1 
Carga Formal Cl: f = 7 – 2 – 6/2 = + 2 
Carga Formal O: f = 6 – 6 – 2/2 = -1 
Carga Formal O: f = 6 – 4 – 4/2 = 0 
Carga Formal H: f = 1 – 0 – 2/2 = 0 
 
(b.) 
Carga Formal O: f = 6 – 4 – 4/2 = 0 
Carga Formal C: f = 4 – 0 – 8/2 = 0 
Carga Formal S: f = 6 – 4 – 4/2 = 0 
 
(c.) 
Carga Formal H: f = 1 – 0 – 2/2 = 0 
Carga Formal C: f = 4 – 0 – 8/2 = 0 
Carga Formal N: f = 5 – 2 - 6/2 = 0 
 
(d.) 
Para a molécula da esquerda : 
Carga Formal N: f = 5 – 4 – 4/2 = - 1 
Carga Formal C: f = 4 – 0 – 8/2 = 0 
Carga Formal N: f = 5 – 4 – 4/2 = - 1 
Mais estável 
 
Para a molécula da direita : 
Carga Formal N: f = 5 – 2 – 6/2 = 0 
Carga Formal C: f = 4 – 0 – 8/2 = 0 
Carga Formal N: f = 5 – 6 – 2/2 = -2 
 
(e.) 
Para a molécula da esquerda : 
Carga Formal O: f = 6 – 6 – 2/2 = -1 
Carga Formal O: f = 6 – 6 – 2/2 = -1 
Carga Formal O: f = 6 – 6 – 2/2 = -1 
Carga Formal O: f = 6 – 6 – 2/2 = -1 
Carga Formal As: f = 5 – 0 – 8/2 = + 1 
 
Para a molécula da direita : 
Carga Formal O: f = 6 – 6 – 2/2 = -1 
Carga Formal O: f = 6 – 6 – 2/2 = -1 
Carga Formal O: f = 6 – 6 – 2/2 = -1 
Carga Formal O: f = 6 – 4 – 4/2 = 0 
Carga Formal As: f = 5 – 0 – 10/2 = 0 
Mais estável 
 
 
7) O cloro pode exis�r nos estados de oxidação posi�vo ou nega�vo. Qual é o máximo número de 
oxidação posi�vo e, nega�vo que o cloro pode ter? Apresente a configuração eletrônica de cada um 
desses estados. J us�fique. 
 
Para resolver este exercício é necessário fazer a distribuição eletrônica do elemento e verificar quantos 
são os elétrons de valência e em quais orbitais estes elétrons estão. Desta forma, pode-se inferir que o 
número de elétrons que o elemento pode ganhar, corresponde ao número de orbitais que ainda podem 
ser preenchidos no nível de valência e, o número de elétrons que podem ser perdidos, correspondem ao 
número total de elétrons na camada de valência. 
É importante ressaltar que o número de oxidação exagera o caráter iônico da ligação e é um número 
teórico, não refle�ndo, portanto, o número real de elétrons que podem ser compar�lhados ou doados. 
 
17 Cl = [Ne] 3s 2 3p 5 � 7 elétrons de valência assim distribuídos: 
 
 
 
17 Cl - até 17 Cl 7+ : até 
 
 
 
8) Para a série de moléculas apresentadas, pede-se: escrever as estruturas de Lewis, indicar o número de 
pares de elétrons ligantes e de pares de elétrons isolados ao redor do átomo central, prever o arranjo de 
elétrons e a geometria molecular: 
(a) PCl 6 - ; (b) metanal ou formaldeído, H 2 CO; (c) metanol, CH 3 OH; (d) SO 4 2- ; (e) GeH 4 
 
a) PCl 6 - � 5 + (7 x 6) + 1 = 48 e - de valência 
 
nº de pares de elétrons ligantes: 6 
nº de pares de elétrons isolados: 0 
arranjo de elétrons: octaédrico 
geometria molecular: octaédrica 
 
 
b) H 2 CO � (1x2) + 4 + 6 = 12 e - de valência 
 
nº de pares de elétrons ligantes: 4 
nº de pares de elétrons isolados: 0 
arranjo de elétrons: trigonal plano 
geometria molecular: trigonal plana 
 
c) CH 3 OH � 4 + (1 x 3) + 6 + 1 = 14 e - de valência 
 
Nesta molécula, em específico, é necessário verificar a geometria dos dois átomos centrais, o carbono e 
o oxigênio. 
 
Para o carbono: 
nº de pares de elétrons ligantes: 4 
nº de pares de elétrons isolados: 0 
arranjo de elétrons: tetraédrico 
geometria molecular: tetraédrica 
 
Para o carbono: 
nº de pares de elétrons ligantes: 2 
nº de pares de elétrons isolados: 2 
arranjo de elétrons: tetraédrico 
geometria molecular: angular 
 
 
(d) S � 6 + (6 x 4) + 2 = 32 e - de valênciaO4
2− 
 
nº de paresde elétrons ligantes: 6 
nº de pares de elétrons isolados: 0 
arranjo de elétrons: tetraédrica 
geometria molecular: tetraédrica 
 
 
(e) GeH 4 � 4 + (1 x 4) = 8 e - de valência 
 
nº de pares de elétrons ligantes: 6 
nº de pares de elétrons isolados: 0 
arranjo de elétrons: tetraédrica 
geometria molecular: tetraédrica 
 
9) Qual a relação entre a eletronega�vidade e o �po de ligação — covalente apolar, covalente polar ou 
iônica — entre dois átomos? 
 
A diferença na eletronega�vidade entre dois átomos é uma medida da polaridade de ligação: 
● as diferenças de eletronega�vidade próximas a 0 resultam em ligações covalentes apolares 
(compar�lhamento de elétrons igual ou quase igual); 
● as diferenças de eletronega�vidade próximas a 2 resultam em ligações covalentes polares 
(compar�lhamento de elétrons desigual); 
● as diferenças de eletronega�vidade próximas a 3 resultam em ligações iônicas (transferência de 
elétrons). 
 
10) Em cada par, determine qual dos compostos tem o maior caráter iônico (ou seja, menor caráter 
covalente): (a) HCl e HI; (b) CH 4 e CF 4 ; (c) CO 2 ou CS 2 ; (d) NaCl e BrCl. 
 
Para resolver este exercício, é necessário escrever as estruturas de Lewis. Uma molécula com caráter 
iônico significa que é uma molécula polar. 
 
a) Embora ambas as moléculas apresentem ligações polares, a molécula de HCl tem maior caráter iônico 
porque a diferença de eletronega�vidade entre os átomos é maior. No HCl é da ordem de 0,9 e no HI, de 
0,4. 
 
b) Embora as moléculas apresentem ligações polares, a molécula de CF 4 apresenta maior caráter iônico 
porque a diferença de eletronega�vidade entre os átomos é maior. A diferença de eletonega�vidade 
entre o C e o O é da ordem de 1,0 e entre C e S é da ordem de 1,5. 
 
c) Embora as moléculas apresentem ligações polares, a molécula de CO 2 apresenta maior caráter iônico 
porque a diferença de eletronega�vidade entre os átomos é maior. A diferença de eletonega�vidade 
entre o C e o O é da ordem de 1,0 e entre C e S é 0,0. 
 
d) Apesar da molécula de BrCl ser formada por uma ligação covalente (fracamente) polar, o composto 
NaCl é iônico. 
 
 
 
11) Para a série de moléculas apresentadas: desenhe as estruturas de Lewis, apresente o arranjo de 
elétrons, a geometria molecular e indique se são polares ou apolares: (a) CH 2 Cl 2 ; (b) H 2 S; (c) PCl 3 ; (d) SF 4 . 
 
a) CH 2 Cl 2 
Arranjo de elétrons: Tetraédrico 
Geometria molecular: Tetraédrica 
Polaridade: polar 
 
 
b) H 2 S 
Arranjo de elétrons: Tetraédrico 
Geometria molecular: Angular 
Polaridade: polar 
 
 
c) PCl 3 
Arranjo de elétrons: Tetraédrico 
Geometria molecular: Pirâmide triangular 
Polaridade: polar 
 
d) SF 4 
Arranjo de elétrons: Bipirâmide triangular 
Geometria molecular: Gangorra 
Polaridade: polar