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1) 
Construa e utilize o ciclo de Born-Haber (mostrar todas as 
reações envolvidas no ciclo com as entalpias e os respectivos 
estados físicos) para calcular a entalpia de rede (U ou 
∆Hrede) do cloreto de magnésio (MgCl2) a partir dos 
seguintes dados: 
Etapas H (kJ mol-1) 
Formação do MgCl2 (s) -630,11 
Sublimação do Mg (s) + 146,44 
Ionização do Mg (g) a Mg2+ (g) + 2163,22 
Dissociação do Cl2 (g) + 241,84 
Adição de um elétron ao Cl (g) - 348,53 
1) 
0 2
2
0 2
2
0
[146,44 2163,22 241,84 2(348,53)] ( 630,11)
2484,55
2( ) ( )
( ) 2
/
f Mgsub Cl dissoc rEI Mg Mg
r Mgsub Cl dissoc formEI Mg
A
r
r
ECl
AECg lM
E
E kJ mol
H H H H E U
E H H H H
H
H


 
 
        
    
     




1) Mg (s) + Cl2(g) MgCl2(s) 
 
Mg(g) Mg2+ (g) 
 Mg(s) MgCl2(s) 
Quando sais de estrôncio (38Sr) são adicionados a uma 
chama de um queimador de Bunsen, esta chama se torna 
vermelha (luz vermelha,  ~ 700 nm) e quando sais de 
cobre (29Cu) são adicionados a chama de um queimador 
de Bunsen ela torna-se azul (luz azul,  ~ 470 nm). 
a) Calcule a frequência da luz vermelha e da luz azul. 
b) Qual tem maior energia, a luz vermelha ou a luz azul. 
Justifique. 
c) Classifique esses elementos em representativos ou 
transição. Justifique 
d) Faça a distribuição eletrônica de cada um desses 
elementos (notação gás nobre) e indique qual família e 
qual período esses elementos pertencem. 
Dados:; velocidade da luz = 3,0 x 108 m s-1; constante de 
Planck = 6,626 x 10-34 Js. 
2) 
8 1
14 1
9
8 1
14 1
9
3,0 10
4,28 10
700 10
3,0 10
6,38 10
470 10
vermelha
azul
c
x ms
x s
x m
x ms
x s
x m










 
 
a) 
b) Energia é proporcional a frequência. Portanto, radiação 
de menor comprimento de onda, a luz azul, possui maior 
energia do que a luz vermelha de maior comprimento de 
onda. 
34 14 1 19
34 14 1 19
6,626 10 4,28 10 2,84 10
6,626 10 6,38 10 4,23 10
vermelho
azul
E h
E x Jsx x s x J
E x Jsx x s x J

  
  

 
 
 
 
Sr Z= 38: 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d10 4p6 5s² 
 [Kr] 5s2. 5 período, 2A. 
 
Cu Z= 29: 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s1 3d10 
 [Ar] 4s1 3d10 . 
4 período. 3dn-24s2, onde n corresponde ao grupo na 
qual o metal está inserido, Cu exceção: portanto 11. 
 
c) Sr : representativo. 
 
 
d) 
Todos eles possuem dois elétrons no último nível e a 
configuração eletrônica termina em ns2. 
 
Cu: transição externa. Possuem orbitais d 
incompletos. 3dn-24s2. 
3) 
Considere a ligação carbono-oxigênio no dióxido de 
carbono (CO2) e no monóxido de carbono (CO). a) 
Escreva a estrutura de Lewis dos dois compostos. b) Em 
que molécula a ligação carbono-oxigênio é mais curta? 
Justifique. c) Em que molécula a ligação carbono-
oxigênio é mais forte? Justifique. d) Calcule a carga 
formal dos átomos de O e C nas duas estruturas. 
a) CO2 CO 
C O . 
. 
. 
. 
b) 
 CO. Ligação tripla 
é mais forte do que 
a dupla e portanto a 
distância entres os 
núcleos é menor. e 
portanto mais curta 
CO2: OL = 2 
CO: OL = 3 
Ligação C-O na molécula de CO é mais 
forte! (tripla ligação) 
c) 
d) 
 
 
 
CO2: CO: 
C: 4- (0+4) = 0 C: 4-(2+3) = -1 
 
O: 6 – (4+2) = 0 O: 6 – (2+ 3) = 1 
 
Carga formal = V – (L + S/2) 
V = no. de elétrons de 
valência do átomo livre; 
L = no. de elétrons presentes 
como pares isolados; 
S = no. de elétrons 
compartilhados 
4) a) Explique porque o 5B possui energia de 
ionização menor do que o 4Be e o 8O possui energia 
de ionização menor do que o 7N. 
b) Qual é o subnível eletrônico designado pelos 
seguintes números quânticos 
b.1) n = 2; l= 0; ml= 0 ms= -1/2; 
b.2) n = 5; l = 3; ml = -1; ms =1/2 
b.3) n = 4; l=2, ml = 1; ms = -1/2 
b.4) n = 3; l =1; ml = -1; ms= 1/2 
a) 
No B, o elétron a ser removido está no orbital 2p, 
enquanto que no Be está no orbital 2s. 
 
No O, o elétron é removido de um orbital 2p que contém 
um segundo elétron. Dois elétrons ocupando um mesmo 
orbital repelem-se com maior intensidade do que se 
estivessem em orbitais diferentes. 
 
 A repulsão intereletrônica facilita a remoção do elétron. 
No átomo de nitrogênio não há tal repulsão. 
b) 
b.1) 2s2 
b.2) 5f3 
b.3) 4d9 
b.4) 3p1 
5) a) Desenhe as estruturas de Lewis para cada um 
dos seguintes íons ou moléculas. Identifique aqueles 
que não obedecem a regra do octeto e explique 
porque isto ocorre: 
a.1) CO32-; 
a.2) BH3; 
a.3) I3-; 
a.4) GeF4 
b) Desenhe a estrutura de Lewis para cada um dos 
seguintes íons ou moléculas e determine seu arranjo e 
sua geometria molecular: 
b.1) NH3; 
b.2) BeCl2; 
b.3) XeF4; 
b.4) PCl5. 
a) 
24 é, 12 pares 
Obedece a regra do octeto. 3 estruturas de ressonância 
6 elétrons ao redor do B 10 elétrons ao redor do I 
a.1) 
a.2) 
a.3) 
32 elétrons, 16 pares 
Obedece a regra do octeto 
a.4) 
Geometria molecular 
Pirâmide Trigonal 
A presença do par isolado provoca 
uma distorção do ângulo de 109,5 
para 107,5° 
1 par de e- isolado 
3 pares de e- ligantes 
4 pares de elétrons 
AB3E 
b.1) 
b.2) 
Cloreto de Berílio: BeCl2 átomo central: Be 
Contagem dos e- de valência: 
 Be: 2 
2Cl: 2(7) = 14 
Total: 16 e- de valência 
2 pares de elétrons 
Arranjo de elétrons 
geometria molecular 
2 pares de e- 
ligantes 
0 de par isolado 
Estrutura de Lewis: não tem pares isolados de 
elétrons no átomo central: 
Cl Cl Be 
ABn n = 2 
b.3) 
Geometria molecular: 
quadrado planar 
Arranjo de elétrons: XeF4 
 
AB4E2 
4 pares ligantes 
2 pares isolados 
b.4) 
Pentacloreto de fósforo: PCl5 Átomo central: P 
Bipirâmide trigonal 
5 pares de elétrons 
Arranjo de elétrons: 
5 pares de e- ligantes 
nenhum de par 
isolado 
ABn n = 5