4ª Lista de Exercícios – Química Geral (QUI003)

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS – UFMG 
INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS – ICEx 
Departamento de Química – Setor de Química Inorgânica 
4ª Lista de Exercícios – Química Geral B (QUI003) 
 
 
Questão 01. Considere o composto hipotético CaF(s). 
 
a) Calcule a sua energia de rede. Suponha a estrutura do NaCl e uma distância internuclear de 2,67 × 
10
-10
 m. 
b) Faça o ciclo de Born-Haber para o CaF indicando todas as etapas. 
c) Calcule a entalpia padrão de formação para o CaF utilizando a resposta do item (a) e os dados 
termoquímicos contidos no quadro abaixo. Comente sobre o valor obtido. 
 
Espécie Química Dado Experimental (kJ mol
-1
) 
Ca(g) H
0
f = + 177,8 
Ca
+
(g) 1
a
 EI = + 589,8 
F(g) H
0
f = + 79,4 
F
‒
(g) AE =  328,1 
 
Questão 02. Considere o composto hipotético Ca
+
O(s). 
 
a) Calcule a sua energia de rede. Suponha a estrutura do NaCl e uma distância internuclear de 2,40 × 
10
-10
 m. 
b) Faça o ciclo de Born-Haber para o Ca
+
O indicando todas as etapas. 
c) Calcule a entalpia padrão de formação para o Ca
+
O
-
, utilizando a resposta do item (a) e os dados 
termoquímicos contidos no quadro abaixo. Compare o H
o
f calculado com o valor experimental de  
634,9 kJ mol
-1
. Parece razoável o valor obtido para a formulação Ca
+
O? 
 
Espécie Química Dado Experimental (kJ mol
-1
) 
Ca(g) H
0
f = + 177,8 
Ca
+
(g) 1
a
 EI = + 589,8 
O(g) H
0
f = + 249,2 
O
‒
(g) AE =  141,0 
 
Questão 03. Coloque os compostos seguintes em ordem crescente de energia de rede: RaI2, CsI, LiF e 
AgI. Justifique a sua resposta. 
 
Questão 04. Considerando os seguintes compostos iônicos: MgF2 e BaF2, indique qual deles apresenta 
maior energia de rede. Explique por que a temperatura de fusão do BaF2 é maior do que a do MgF2. 
 
Questão 05. Construa o Ciclo de Born-Haber para o sólido iônico AlI3, indicando todas as etapas. A 
partir dos dados contidos no quadro abaixo, determine o valor da energia de rede para esse composto. 
 
Espécie Química Dado Experimental (kJ mol
-1
) 
Al(g) H
0
f = + 330,0 
Al
+
(g) 1
a
 EI = + 577,5 
Al
2+
(g) 2
a
 EI = + 1817 
Al
3+
(g) 3
a
 EI = + 2745 
I(g) H
0
f = + 106,8 
I
-
(g) AE =  295,0 
AlI3(s) H
0
f =  313,8 
 
Questão 06. Explique o que é a polarizabilidade. Dê exemplos de dois compostos iônicos que 
apresentem diferenças quanto ao caráter covalente da ligação. 
 
Questão 07. Considere o composto hipotético CsF2(s), em que estaria presente o íon Cs
2+
. 
 
a) Calcule a sua energia de rede. Suponha a estrutura da fluorita e uma distância internuclear de 2,78 × 
10
-10
 m. 
b) Considerando o valor obtido para a energia de rede do CsF2, é possível explicar porque esse 
composto não existe? Justifique. 
c) Calcule, por meio do ciclo de Born-Haber, a entalpia padrão de formação para o CsF2. Para isso 
considere os dados apresentados no quadro abaixo. 
d) A julgar pelo valor de H
0
f (CsF2,s) obtido, esse composto seria estável? Justifique. 
 
Espécie Química Dado Experimental (kJ mol
-1
) 
Cs(g) H
0
f = + 76,50 
Cs
+
(g) 1
a
 EI = + 375,7 
Cs
2+
(g) 2
a
 EI = + 2234 
F(g) H
0
f = + 79,40 
F
‒
(g) AE =  328,1 
 
Questão 08. A figura abaixo mostra parte do ciclo de Born-Haber para a formação do NaCl(s) a partir de 
seus constituintes. Sabendo que a seta menor indica um consumo de 496 kJ mol
-1
 de energia e, a seta 
maior, a liberação de 787 kJ mol
-1
 de energia, responda: 
 
a) A que processo corresponde os valores de energia indicados pelas setas no ciclo? Escreva a equação 
química correspondente a essas duas transformações, indicando os estados físicos de reagentes e 
produtos. 
b) Calcule a entalpia padrão de formação para o NaCl, utilizando os dados termoquímicos apresentados 
no quadro abaixo. 
c) Os sólidos iônicos NaCl e KCl formam o mesmo tipo de estrutura cristalina, logo eles tem o mesmo 
valor para a constante de Madelung. Em qual composto as interações entre os íons são mais fortes? 
Justifique. 
 
Espécie Química Dado Experimental (kJ mol
-1
) 
Na(g) H
0
f = + 107,5 
Cl(g) H
0
f = + 121,3 
Cl
‒
(g) AE =  348,6 
 
Questão 09. O óxido de magnésio, MgO, é um sólido branco usado, dentre outras coisas, como isolante 
em cabos industriais, como material básico para cadinhos refratários e como ingrediente principal para 
materiais de construção. 
 
a) Faça o ciclo de Born-Haber para o MgO indicando todas as etapas. 
b) Utilizando o ciclo de Born-Haber calcule a energia de rede para o MgO. Considere os dados 
apresentados no quadro abaixo. 
c) Explique porque o MgO consiste de íons Mg
2+
 e O
2 ao invés de íons Mg
+
 e O. Não é necessário 
realizar cálculos. 
 
Espécie Química Dado Experimental (kJ mol
-1
) 
Mg(g) H
0
f = + 147,1 
Mg
+
(g) 1
a
 EI = + 737,7 
Mg
2+
(g) 2
a
 EI = + 1451 
O(g) H
0
f = + 249,2 
O
‒
(g) 1
a
 AE =  141,0 
O
2‒
(g) 2
a
 AE = + 844,0 
MgO(s) H
0
f = ‒ 601,6 
 
Questão 10. Construa o Ciclo de Born-Haber para o sólido iônico MgBr2, indicando todas as etapas. A 
partir dos dados contidos no quadro abaixo, determine o valor da energia de rede para esse composto. 
Nas condições padrão o bromo (Br2) é líquido e o magnésio (Mg) é sólido. 
 
Espécie Química Dado Experimental (kJ mol
-1
) 
Mg(g) H
0
f = + 147,1 
Mg
+
(g) 1
a
 EI = + 737,7 
Mg
2+
(g) 2
a
 EI = + 1451 
Br(g) H
0
f = + 111,9 
Br
‒
(g) AE =  324,5 
MgBr2(s) H
0
f =  524,3 
 
Questão 11. Represente através de um número adequado de formas de ressonância o íon 
SO4
2- e diga qual é a ordem da ligação enxofre-oxigênio. 
 
Questão 12. A acroleína, usada na fabricação de plásticos, pode ser obtida por meio da reação 
entre etileno e monóxido de carbono, conforme representado na equação abaixo: 
 
C C
H
H H
H
C O C C
C O
H
HH
H
+
 
 
a) Indique qual é a ligação carbono-carbono mais forte na molécula de acroleína. Justifique. 
b) Indique qual é a ligação carbono-carbono mais longa na molécula de acroleína. Justifique. 
c) As moléculas de etileno e acroleína são apolares? Justifique. 
 
Questão 13. O comprimento médio da ligação simples carbono-oxigênio é de 143 pm. No íon 
carbonato, CO3
2‒, a separação entre esses átomos é de 129 pm, no formaldeído (CH2O) é de 
121 pm e no monóxido de carbono, 113 pm. Esses valores são compatíveis com as respectivas 
ordens de ligação? Explique. 
Questão 14. O íon cianato, NCO‒, possui o átomo menos eletronegativo, C, no centro da 
molécula. O íon fulminato, CNO‒, é muito instável e tem a mesma fórmula, mas o átomo de N 
está no centro. 
 
a) Desenhe três possíveis estruturas de ressonância para o CNO‒ e calcule as cargas formais. 
b) Com base nas cargas formais, decida qual é a estrutura de ressonância com a distribuição 
de cargas mais razoável. Justifique. 
 
Questão 15. As espécies CO, CO2, CH3OH e CO3
2‒ contêm ligações carbono-oxigênio. 
 
a) Coloque as quatro espécies em ordem crescente de energia de ligação carbono-oxigênio. 
Justifique. 
b) Qual espécie deve apresentar o menor comprimento para a ligação carbono-oxigênio? 
Justifique. 
c) As espécies CO, CO2 e CH3OH são polares? Justifique. 
 
Questão 16. Considerando os íons NO2
+ e NO2
‒, faça o que se pede: 
 
a) Represente cada um dos íons através de um número adequado de formas de ressonância. 
b) Quais são as ordens da ligação N-O em cada um deles? 
c) O comprimento da ligação N-O em um desses íons é 110 pm e no outro 124 pm. Qual 
comprimento de ligaçãocorresponde a qual íon? Justifique sua resposta. 
 
Questão 17. Faça o que se pede em cada item abaixo. 
 
a) Sabendo que os elétrons em uma molécula devem estar distribuídos de forma que as cargas 
nos átomos fiquem o mais próximo possível de zero, esboce a melhor estrutura de Lewis para 
o íon sulfito, SO3
2‒, com base nas cargas formais. Deixe os cálculos indicados. 
b) Em solução aquosa o íon sulfito interage com os íons H+. O íon H+ se liga ao átomo de S ou 
ao átomo de O no SO3
2‒. Justifique. 
 
Questão 18. Faça o que se pede em cada item abaixo. 
 
a) Usando a regra do octeto, esboce a estrutura de Lewis para o íon ClO3
‒. 
b) Calcule a carga formal para os átomos do íon ClO3
‒. 
c) Indique como a carga formal do Cl pode ser reduzida. 
d) Represente o íon ClO3
‒ através de um número adequado de formas de ressonância. 
 
Questão 19. Com base nas estruturas de Lewis, coloque os seguintes íons na ordem 
decrescente de comprimento de ligação nitrogênio-oxigênio e forneça a ordem de ligação 
nitrogênio-oxigênio em cada caso. 
NO+, NO2
‒, NO3
‒ 
 
Questão 20. Uma molécula possui quatro pares de elétrons em torno do átomo central. 
 
a) Como a molécula pode ter uma estrutura piramidal? Explique. 
b) Como a molécula pode ter uma estrutura angular? Explique. 
c) Quais ângulos de ligação são previstos em cada caso? 
 
Questão 21. Os íons cianato, NCO-, e fulminato, CNO-, possuem a mesma fórmula, mas 
diferentes arranjos de átomos. Esses íons podem ser representados pelas estruturas de 
ressonância abaixo: 
C ON..
..
..
.. -
C ON.. .... -.. C ON.. .... -..
N OC..
..
..
.. -
N OC.. .... -.. N OC.. .... -..
 
 
a) Calcule as cargas formais de cada átomo para cada uma das estruturas de ressonância dos 
íons cianato e fulminato. 
b) Com base nas cargas formais, decida qual é a estrutura de ressonância com a distribuição 
de cargas mais razoável, em cada caso. Justifique. 
c) Com base nas cargas formais, é possível dizer qual desses dois íons é o mais estável? 
Justifique. 
d) Os íons cianato e fulminato foram colocados para reagir com HCl(aq). Indique quais foram 
os produtos formados e onde ocorreu a ligação em cada caso (utilize a estrutura mais viável). 
Justifique. 
 
Questão 22. Considere as moléculas isoeletrônicas CH4, NH3 e H2O e seus respectivos 
ângulos de ligação, iguais a 109,5o, 107o e 104,5o. 
 
a) Proponha estruturas geométricas para as três moléculas. Faça os desenhos 
correspondentes. 
b) Justifique a tendência observada nos valores dos ângulos de ligação. 
c) Sugira hibridações compatíveis com a geometria de cada espécie. 
 
Questão 23. Na figura abaixo estão representadas três formas geométricas para o IF3. 
 
 I II III 
a) Com base no modelo da repulsão de pares de elétrons no nível de valência diga qual é a 
forma geométrica (I, II ou III) mais provável para o IF3? Explique. 
 
Questão 24. Complete o quadro abaixo. 
 
Espécie Estrutura de Lewis 
Geometria Molecular 
(desenho e nome da geometria) 
Hibridação do 
átomo central 
COCl2 
AsF5 
PCl6 
- 
 
Questão 25. Desenhe as estruturas de ressonância da molécula N2O. Descreva a formação 
das ligações químicas segundo a Teoria de Ligação de Valência, para a estrutura de 
ressonância mais estável. 
Questão 26. Faça o que se pede em cada item abaixo. 
 
a) Usando o modelo da repulsão de pares de elétrons no nível de valência (RPENV) faça o 
esboço das geometrias dos pares de elétrons e molecular para o íon sulfito. 
b) Identifique a hibridização do átomo de enxofre no íon SO3
2-. 
 
Questão 27. Faça o que se pede em cada item abaixo. 
 
a) Explique o fato de que BeF2 é apolar enquanto OF2 é polar. 
b) O ângulo da ligação O-S-O, no SO2 é de 116º e todos os ângulos da ligação O-S-O, no SO3 
são de 120º. Como você explica esta diferença? 
c) Qual é a hibridação do átomo de carbono no fosgênio, Cl2CO? Dê uma descrição completa 
das ligações σ e π nessa molécula. 
 
Questão 28. Faça o que se pede em cada item abaixo. 
 
a) Qual é a hibridação do átomo de carbono no formaldeído, CH2O? Quais orbitais formam as 
ligações σ nessa molécula? E as ligações π? Justifique. 
b) A molécula de PF3 é polar e, assim, a ligação P–F é polar. Considerando a proximidade do 
silício e do fósforo na tabela periódica, deveríamos esperar que a ligação Si–F também fosse 
polar; porém, a molécula de SiF4 não possui momento de dipolo. Explicar a causa disto. 
 
Questão 29. Complete o quadro abaixo. Para preencher a coluna “Exemplo” use as seguintes 
moléculas ou íons: BrF5, ClO3
-, NO3
-, ICl2
-, BeH2. 
 
Orbitais atômicos Hibridação Arranjo geométrico Ângulo de ligação (
o
) Exemplo 
s + p sp 180 
s + p + p Trigonal plano 
 sp3 109,5 
 120 e 90 
 90 BrF5 
 
Questão 30. Complete o quadro abaixo. 
 
Espécie 
Estrutura de 
Lewis 
Geometria dos 
pares de elétrons 
Geometria molecular 
Hibridação do 
átomo central 
SiF6
2‒
 
SeF4 
ICl2
‒ 
XeF4 
 
Questão 31. O tricloreto de alumínio é uma molécula deficiente em elétrons e tende a formar 
um dímero (molécula formada por duas unidades). Desenhe a estrutura de Lewis para as duas 
moléculas (monômero e dímero). Descreva a formação das ligações químicas nas duas 
moléculas utilizando a Teoria de Ligação de Valência. 
 
 
 
Questão 32. Complete o quadro abaixo. 
 
Espécie 
Estrutura de 
Lewis 
Geometria Molecular (desenho e 
nome da geometria) 
Hibridação do átomo 
central 
CS2 
ClF3 
COCl2 
XeF5
+ 
 
Questão 33. O triptofano (estrutura A) é um aminoácido essencial utilizado pelo cérebro, 
juntamente com a vitamina B3, a niacina e o magnésio, para produzir a serotonina (estrutura 
B), um neurotransmissor importante nos processos bioquímicos do sono e do humor. 
O
N
N
O
H
H
H
H HH
H
H
H
H
H
H
A 
5
6
10
7
9
8
3
4
N
O
2
1
N
H
H
H
H
H
H
H
H H
H
H
H
B 
a) Qual é a ligação mais polar em cada uma das moléculas? Justifique. 
b) Quantas ligações  e quantas ligações  há na molécula de triptofano? 
c) Dê a hibridação dos átomos de carbono (1-10) na molécula de serotonina. 
d) Considere a ligação entre os carbonos 3 e 4 na molécula de serotonina. Indique quais são 
os orbitais envolvidos na ligação  e na ligação . 
 
Questão 34. Para cada uma das espécies representadas abaixo escreva: estrutura de Lewis 
(que apresente as menores cargas formais possíveis), arranjo, geometria molecular e 
polaridade molecular (quando possível). O átomo central está marcado em cada espécie 
química. 
 
a) TeF5
‒ b) NF3 c) PCl4
+ d) Cl2CO e) HCO3
‒ 
f) SO3 g) SiHF3 h) ClNO2 i) BrF2
+ j) MnO4
‒ 
k) HCN l) IF4
‒ m) SiF4 n) N2H4 o) H2SO4 
p) ClF5 q) XeOF4 r) BrF3 s) HPO4
2‒ t) Cr2O7
2‒ 
 
Questão 35. O pentafluoreto de antimônio reage com o tetrafluoreto de xenônio e com o 
hexafluoreto de xenônio para formar os seguintes compostos iônicos: XeF3
+SbF6
‒ e 
XeF5
+SbF6
‒. Apresente a geometria de todas as espécies descritas no problema. Descreva a 
formação das ligações químicas em todos os íons utilizando a Teoria de Ligação de Valência. 
 
Questão 36. O acetileno (C2H2) tende a perder dois prótons (H
+) e formar o íon carbeto (C2
2‒), 
que está presente em diversos compostos iônicos, tais como CaC2 e MgC2. Descreva as 
ligações no íon carbeto utilizando a Teoria dos Orbitais Moleculares. Compare a ordem de 
ligação do carbeto com a ordem de ligação da espécie C2.Questão 37. O oxigênio, O2, pode adquirir um ou dois elétrons para gerar o íon O2
‒ (íon 
superóxido) ou o íon O2
2‒ (íon peróxido), respectivamente. 
 
a) Construa o diagrama de orbitais moleculares para cada uma dessas espécies e determine: 
ordem de ligação e caráter magnético. 
b) Em qual desses compostos a ligação entre átomos de oxigênio é mais forte? 
c) Qual espécie química tem menor valor de energia de ionização O2 ou O? Justifique sua 
resposta. 
 
Questão 38. Considere os íons: carbamato (CO2NH2
‒) e tetracloroiodo (ICl4
+). 
 
a) Apresente a estrutura de Lewis para cada íon e descreva, utilizando a TLV, a formação de 
todas as ligações químicas. Sabe-se que no íon carbamato as duas ligações entre carbono e 
oxigênio possuem comprimento de ligação de 128 pm e a que ligação entre carbono e 
nitrogênio possui 136 pm. 
b) Faça uma previsão dos ângulos das ligações O-C-O e H-N-H. 
 
Questão 39. O trifluoreto de boro pode aceitar um par de elétrons da molécula de amônia, 
formando-se assim uma ligação coordenada. Descreva a formação das ligações químicas, 
utilizando a Teoria de Ligação de Valência, para cada uma das espécies químicas citadas. 
 
Questão 40. Desenhe a estrutura de Lewis e especifique a geometria molecular para cada 
uma das seguintes moléculas. Indique a hibridação do átomo central (marcado na molécula) 
para cada caso. 
 
a) SiF6
2‒ b) ICl2
‒ c) SeF4 d) XeF4 e) BBr3 
f) CO3
2‒ g) BF4
‒ h) SF4 i) NO2
+ j) SnO2 
k) PO2F2
‒ l) HClO4 m) KrF2 n) CS2 o) ClO2
‒ 
 
Questão 41. As três espécies NH2
‒, NH3 e NH4
+ têm ângulos de ligação H-N-H de 105º, 107º e 
109º, respectivamente. Explique essa variação nos ângulos de ligação. 
 
Questão 42. A azida de nitrogênio, HN3, é um líquido que explode violentamente quando 
submetido a impactos. Na molécula de HN3, um comprimento de ligação N-N foi medido em 
112 pm e o outro com 124 pm. Desenhe todas as estruturas de Lewis possíveis para essa 
espécie e indique aquela que justifique essas observações experimentais. 
 
Questão 43. Os trialetos de fósforo (PX3) mostram a seguinte variação no ângulo de ligação X-
P-X: PF3 (96,3º), PCl3 (100,3º), PBr3 (101,0º) e PI3 (102º). 
 
a) Supondo que todos os domínios do elétron exibam a mesma repulsão, qual valor de ângulo 
X-P-X é previsto pelo Modelo de Repulsão dos Elétrons do Nível de Valência? 
b) Qual é a tendência geral do ângulo X-P-X com o aumento da eletronegatividade? Explique 
essa tendência. 
c) Com base em sua resposta para o item anterior, desenhe a estrutura de Lewis adequada 
para a espécie PBrCl4. 
 
Questão 44. Considere o íon [Sb2F7]
‒. Esse ânion não possui ligações F‒F nem Sb‒Sb. 
Proponha uma estrutura de Lewis para esse íon e apresente um esquema de hibridação para 
os átomos de Sb. 
 
Questão 45. As moléculas SiF4, SF4 e XeF4 têm a fórmula molecular do tipo XF4, mas as 
geometrias moleculares são diferentes. 
 
a) Complete o quadro abaixo com os nomes e os desenhos das geometrias de cada molécula. 
Indique também a hibridização do átomo central. 
b) Explique as diferenças nas geometrias dessas três espécies. 
 
Espécie Geometria dos pares de 
elétrons 
Geometria molecular 
Hibridação do átomo 
central 
SiF4 
SF4 
XeF4 
 
Questão 46. Complete o quadro abaixo. Para a geometria da espécie deverá ser apresentado 
o nome e o desenho correspondentes. Para a estrutura de Lewis é necessário determinar 
as menores cargas formais possíveis. Em cada fórmula apresentada, o átomo central está em 
negrito. 
 
Espécie Estrutura de Lewis Geometria da Espécie 
Hibridação do átomo 
central e polaridade da 
molécula 
BI3 
PI3 
KrF2 
HCN 
SOF4 
 
Questão 47. Justifique a veracidade de cada uma dessas afirmações abaixo. 
 
1. “O ângulo de ligação em NCl3 é quase 5 graus maior do que em NF3”. 
2. “O ângulo de ligação em H2O é quase 13 graus maior do que em H2S”. 
 
Questão 48. Determine o número de pares de elétrons ligantes e de pares de elétrons isolados 
no átomo de fósforo em: (a) PCl3; (b) PCl5; (c) PCl4
+ ; (d) PCl6
 . Tente prever o formato 
espacial destas moléculas por meio do modelo VSEPR. 
 
Questão 49. Quais dos compostos seguintes, em cada par, têm o maior ângulo de ligação? 
Justifique sua resposta em cada caso. 
 
a) CH4 e NH3 
b) OF2 e OCl2 
c) NH3 e NF3 
d) PH3 e NH3 
 
Questão 50. Determine as cargas formais de cada átomo nas estruturas abaixo e, onde mais 
de uma estrutura for dada, diga qual a mais estável. 
 
 
Questão 51. Sabendo que o carbono é tetravalente em quase todos os seus compostos e 
pode formar cadeias e anéis de átomos de C: 
 
a) escreva duas possíveis estruturas de Lewis para C3H4. 
b) Determine todos os ângulos de ligação em cada estrutura. 
c) Determine a hibridização de cada átomo de carbono em cada estrutura. 
 
Questão 52. Escreva a representação de Lewis para os seguintes compostos iônicos. 
 
a) fluoreto de potássio 
b) sulfeto de alumínio 
c) óxido de cálcio 
d) cloreto de magnésio